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Reglas generales del comportamiento de los metales y ciertos compuestos

Acción de los Metales en las Sales: Cualquier metal reemplazará a cualquier otro metal inferior a él en la serie de la siguiente manera:

Mg + FeSO₄ (r) MgSO₄ + Fe

Zn + CuSO₄ (r) ZnSO₄ + Cu

Sn + 2AgNO₂ (r) Sn(NO₃)₂ + 2Ag

Cu + Hg(NO₃)₂ (r) Cu(NO₃)₂ + Ag

Este es el principio fundamental de la pila Daniell. El voltaje de dicha pila depende de la diferencia entre los potenciales de los electrodos de los metales utilizados. Así, el par Zn-Cu da una mayor fuerza electromotriz que el-par Zn-Pb o que el par FeCa. Referirse a "los potenciales de oxidación de los elementos."

Acción de los Metales en las Sales: Los metales por encima del H₂ reaccionan con el HCl y diluyen el H₂SO₄ reemplazando el H₂.

Zn + dil. H₂SO₄ (r) ZnSO₄ + H₂

Sn + 2HCl (r) SnCl₂ + H₂

Cu + dil. H₂SO₄ (r) ninguna reacción

Los metales por encima del Pt reaccionan con HNO₃ y no el concentrado H₂SO₄.

2Ag + 2 conc. H₂SO₄ (r) Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 8 conc. HNO₃ (r) 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

3Cu + 8 dil. HNO₃ (r) 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

El ácido primero oxida el metal y la reacción puede explicarse de la siguiente manera:

Parte del ácido reacciona con el agua y se ioniza así:

2HNO₃ + 4H₂O « 10 OH^- + 2N

El nitrógeno adquiere tres electrones y el cobre pierde dos electrones:

2 (N + 3e) + 3(Cu - 2e) (r) 3Cu⁺⁺ + 2N⁺⁺

Parte del ácido se ioniza así:

6HNO₃ (r) 6H⁺ + 6NO³

3Cu⁺⁺ + 6NO₃ (r) 3Cu(NO₃)₂

10OH^- + 6H⁺ + 2N⁺⁺ (r) 2NO + + 8H₂O

3Cu + 8HNO₃ (r) 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Con respecto a la facilidad de reducción de los óxidos: Los óxidos metálicos por encima de, e incluyendo Mn, no pueden ser completamente reducidos al estado metálico, ni siquiera en una corriente de hidrógeno. Los óxidos de Cd y de metales subsiguientes son fácilmente reducidos, y bastante más adelante en la lista, los óxidos de plata, platino, mercurio y oro se reducen (descomponen en metal y oxígeno) tan solamente con el calor.

Con respecto a la facilidad de oxidación (oxidación en el aire): Los metales de tierra álcali y alcalina se oxidan muy fácilmente y con considerable emisión de calor. Todos los metales por encima del cobre se oxidan con relativa facilidad. Los metales inferiores al cobre no se oxidan. Si se asume que la teoría electrolítica del proceso de oxidación es correecta, estos hechos son casi los mismos que se habrían esperado.

Con respecto a la ocurrencia de los metales en estado libre en la naturaleza: Las aguas naturales son con frecuencia soluciones diluidas de ácidos carbónicos, nítricos, húmicos, etc. Como tales, contienen hidrógeno desplazable. Los metales por encima del hidrógeno en la serie F.E.M muy rara vez ocurren en estado libre en la naturaleza, pero se encuentran casi siempre en estado combinado, como sulfuros, carbonatos, etc. Los metales por debajo del hidrógeno se encuentran con frecuencia en estado libre en la naturaleza. De esta manera, el oro se encuentra en forma de pepitas de oro metálico. Sin embargo, los metales por debajo del hidrógeno se encuentran también en estado combinado, como cinabrio HgS, etc.

Con respecto a la acción del metal en el agua: Los metales de tierra álcali y alcalina desplazan el hidrógeno del agua, inclusive en el frío, y con la emisión de mucho calor. Mg y los metales subsiguientes desplazarán el hidrógeno del vapor.

Con respecto a la solubilidad y estabilidad de los hidróxidos: Los óxidos de los metales álcalis tienen una gran avidez de agua, formando hidróxidos. Los óxidos de metales de tierra alcalina reaccionan con menos facilidad, formando hidróxidos. MgO reacciona lenta y completamente con el agua, formando el hidróxido, Todos los demás óxidos e hidróxidos metálicos son insolubles en agua y no tienen con ella ninguna reacción perceptible. Cuando una solución de NaOH actúa sobre soluciones de sales de los metales, las sales de los metales álcalis no son precipitadas, excepto en una solución muy concentrada. Todas las otras soluciones de metales reaccionan, con precipitación de hidróxidos, excepto en el caso del cobre que da primero hidróxidos de cobre (azul) y que, al entibiarse, cambia a óxido de cobre (negro). También en el caso del arsénico, no cae ningún precipitado, formándose arsenito de sodio. En el caso de los últimos metales en la serie, el óxido es precipitado, en lugar del hidróxido; así, NaOH actúa sobre sales de Sb, Hg. Ag, Pd, Pt y Au, causando una precipitación de los óxidos de estos metales. El bismuto es una excepción, y da un hidróxido normal.

Con respecto a los carbonatos: Los metales álcalis forman carbonatos normales, estables y solubles, que difícilmente se descomponen con el calor. Los metales de tierra alcalina forman carbonatos normales, que son insolubles en agua y que se descomponen al calentarse, dejando el óxido, emitiendo dióxido de carbono. Cuando una solución de carbonato sódico actúa sobre soluciones de todos los otros metales, como regla, un carbonato básico se precipita, siendo éste insoluble en agua y descompuesto por el calor en óxido y dióxido de carbono. Si la solución está fría, Ag, Hg. Cd, Fe y Mn dan carbonatos normales. Si la solución está tibia, St. Hg. Ag, Pd, Pt y Au dan un precipitado del óxido, en lugar del carbonato, mostrando así la inestabilidad de los carbonatos de los metales más bajos de la serie.

Con respecto a los nitratos: Los nitratos de los metales álcalis se descomponen cuando se calientan mucho, formando el nitrito y oxígeno. Los nitratos de los metales pesados, hasta e incluyendo el cobre, se descomponen cuando se calientan, formando el óxido del metal, oxígeno y dióxido de nitrógeno. El nitrato de mercurio, cuando se calienta, da mercurio, oxígeno y dióxido de nitrógeno.

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