Грос Е., Вайсмантел Х.

Химия за любопитните. Основи на химията и занимателни експерименти.

Глава 3 (продължение)

МАЛЪК КУРС ПО ЕЛЕКТРОХИМИЯ НА МЕТАЛИ

Вече се запознахме с електролизата на разтвори на хлориди на алкални метали и производството на метали с помощта на стопилка. Сега нека се опитаме да използваме няколко прости експеримента, за да изучим някои от законите на електрохимията на водните разтвори и галваничните клетки, както и да се запознаем с производството на защитни галванични покрития.
Електрохимичните методи се използват в съвременната аналитична химия и служат за определяне на най-важните количества от теоретичната химия.
И накрая, корозия метални предмети, което причинява големи щети на националната икономика, в повечето случаи е електрохимичен процес.

СЕРИЯ ЗА НАПРЕЖЕНИЕ НА МЕТАЛИТЕ

Основната връзка за разбиране на електрохимичните процеси е редът на напрежението на металите. Металите могат да бъдат подредени в серия, която започва с химически активните и завършва с най-малко активните благородни метали:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Това е, според най-новите идеи, поредица от напрежения за най-важните метали и водорода. Ако електродите на галванична клетка са направени от всеки два метала в един ред, тогава върху материала, предхождащ реда, ще се появи отрицателно напрежение.
Стойност на напрежението ( електрохимичен потенциал) зависи от позицията на елемента в последователността на напрежението и от свойствата на електролита.
Ще установим същността на серията напрежения от няколко прости експеримента, за които ще ни трябва източник на ток и електрически измервателни уреди. Разтворете около 10 g кристален меден сулфат в 100 ml вода и потопете стоманена игла или парче желязо в разтвора. (Препоръчваме ви първо да почистите ютията до блясък с фина шкурка.) След това кратко времежелязото ще бъде покрито с червеникав слой освободена мед. По-активното желязо измества медта от разтвора, като желязото се разтваря като йони, а медта се освобождава като метал. Процесът продължава, докато разтворът е в контакт с ютията. След като медта покрие цялата повърхност на ютията, тя практически ще спре. В този случай се образува доста порест слой мед, така че не могат да се получат защитни покрития без използването на ток.
В следващите експерименти ще спуснем малки ленти от цинкова и оловна ламарина в разтвор на меден сулфат. След 15 минути ги изваждаме, измиваме и изследваме под микроскоп. Можем да различим красиви ледени шарки, които в отразена светлина са червени на цвят и се състоят от освободена мед. И тук по-активните метали преобразуваха медта от йонно в метално състояние.
На свой ред медта може да измести метали, които са по-ниски в серията на напрежението, тоест по-малко активни. Нанесете няколко капки разтвор на сребърен нитрат върху тънка лента от медна ламарина или сплескана медна тел (като предварително сте почистили повърхността до блясък). С невъоръжено око можете да видите полученото черно покритие, което под микроскоп в отразена светлина изглежда като тънки игли и растителни шарки (т.нар. дендрити).
За да изолирате цинка без ток, е необходимо да използвате по-активен метал. Като изключим металите, които реагират бурно с вода, намираме магнезий в серията на напрежение над цинка. Поставете няколко капки разтвор на цинков сулфат върху парче магнезиева лента или върху тънки електронни стружки. Получаваме разтвор на цинков сулфат, като разтваряме парче цинк в разредена сярна киселина. Заедно с цинковия сулфат добавете няколко капки денатуриран алкохол. При магнезия, след кратък период от време, ще забележим, особено под микроскоп, цинк, освободен под формата на тънки кристали.
Като цяло, всеки член на серията напрежение може да бъде изместен от разтвора, където съществува като йон, и преобразуван в метално състояние. Въпреки това, опитвайки какви ли не комбинации, може да останем разочаровани. Изглежда, че ако лента от алуминий се потопи в разтвори на соли на мед, желязо, олово и цинк, тези метали трябва да бъдат освободени върху нея. Но това обаче не се случва. Причината за повредата не се крие в грешка в серията на напрежението, а се основава на специално инхибиране на реакцията, което в този случай се дължи на тънък оксиден филм върху повърхността на алуминия. В такива решения алуминият се нарича пасивен.

ДА ПОГЛЕДНЕМ ЗАД КУЛИСИТЕ

За да формулираме законите на протичащите процеси, можем да се ограничим до разглеждане на катиони и да изключим аниони, тъй като самите те не участват в реакцията. (Въпреки това, скоростта на отлагане се влияе от вида на анионите.) Ако за простота приемем, че както утаените, така и разтворените метали произвеждат двойно заредени катиони, тогава можем да запишем:

Аз 1 + Аз 2 2+ = Аз 1 2+ + Аз 2

Освен това, за първия експеримент Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
И така, процесът се състои от обмен на заряди (електрони) между атомите и йоните на двата метала. Ако разгледаме отделно (като междинни реакции) разтварянето на желязо или утаяването на мед, получаваме:

Fe = Fe 2+ + 2 д --

Cu 2+ + 2 д-- = Cu

Сега разгледайте случая, когато металът е потопен във вода или в солен разтвор, с чийто катион обменът е невъзможен поради позицията му в серията на напрежението. Въпреки това, металът има тенденция да премине в разтвор под формата на йон. В този случай металният атом отдава два електрона (ако металът е двувалентен), повърхността на метала, потопена в разтвора, става отрицателно заредена спрямо разтвора и на границата се образува двоен електрически слой. Тази потенциална разлика предотвратява по-нататъшното разтваряне на метала, така че процесът скоро спира.
Ако два различни метала се потопят в разтвор, и двата ще се зареждат, но по-малко активният ще бъде малко по-слаб, поради факта, че неговите атоми са по-малко склонни към загуба на електрони.
Нека свържем двата метала с проводник. Поради потенциалната разлика, поток от електрони ще тече от по-активния метал към по-малко активния, който образува положителния полюс на елемента. Възниква процес, при който по-активният метал преминава в разтвор и катионите от разтвора се освобождават върху по-благородния метал. Нека сега да илюстрираме с няколко експеримента донякъде абстрактното разсъждение, дадено по-горе (което освен това представлява грубо опростяване).
Първо напълнете 250 ml чаша до средата с 10% разтвор на сярна киселина и потопете в нея не много малки парченца цинк и мед. Запояваме или занитваме медна тел към двата електрода, чиито краища не трябва да докосват разтвора.
Докато краищата на жицата не са свързани един с друг, ще наблюдаваме разтварянето на цинка, което е придружено от отделяне на водород. Цинкът, както следва от серията на напрежение, е по-активен от водорода, така че металът може да измести водорода от йонното състояние. Върху двата метала се образува двоен електрически слой. Най-лесният начин да откриете потенциалната разлика между електродите е с волтметър. Веднага след свързване на устройството към веригата, стрелката ще покаже приблизително 1 V, но след това напрежението бързо ще падне. Ако свържете към елемента малка крушка, която консумира 1 V, тя ще светне - отначало доста силно, а след това светенето ще стане слабо.
Въз основа на полярността на клемите на устройството можем да заключим, че медният електрод е положителният полюс. Това може да се докаже без устройство, като се вземе предвид електрохимията на процеса. Приготвяме наситен разтвор на готварска сол в малка чаша или епруветка, добавяме около 0,5 ml алкохолен разтвор на фенолфталеиновия индикатор и потапяме двата електрода, затворени с тел, в разтвора. Ще се наблюдава слаб червеникав цвят в близост до отрицателния полюс, който се дължи на образуването на натриев хидроксид на катода.
В други експерименти човек може да постави различни двойки метали в клетка и да определи резултантното напрежение. Например магнезият и среброто ще дадат особено голяма потенциална разлика поради значителното разстояние между тях и поредица от напрежения, докато цинкът и желязото, напротив, ще дадат много малка, по-малко от една десета от волта. Използвайки алуминий, ние няма да получим практически никакъв ток поради пасивация.
Всички тези елементи или, както казват електрохимиците, вериги, имат недостатъка, че при измерване на тока напрежението върху тях пада много бързо. Следователно, електрохимиците винаги измерват истинската величина на напрежението в изключено състояние, като използват метода за компенсиране на напрежението, тоест сравнявайки го с напрежението на друг източник на ток.
Нека разгледаме процесите в медно-цинковия елемент малко по-подробно. На катода цинкът преминава в разтвор съгласно следното уравнение:

Zn = Zn 2+ + 2 д --

Водородните йони на сярната киселина се отделят от медния анод. Те прикрепят електрони, идващи през жицата от цинковия катод и в резултат на това се образуват водородни мехурчета:

2H + + 2 д-- = N 2

След кратък период от време медта ще бъде покрита с тънък слой водородни мехурчета. В този случай медният електрод ще се превърне във водороден и потенциалната разлика ще намалее. Този процес се нарича поляризация на електрода. Поляризацията на медния електрод може да се елиминира чрез добавяне на малко разтвор на калиев дихромат към клетката след падане на напрежението. След това напрежението ще се увеличи отново, тъй като калиевият дихромат ще окисли водорода до вода. Калиевият дихромат в този случай действа като деполяризатор.
На практика се използват галванични вериги, чиито електроди не са поляризирани, или вериги, чиято поляризация може да се елиминира чрез добавяне на деполяризатори.
Като пример за неполяризуем елемент, разгледайте елемента Daniel, който често е бил използван в миналото като източник на ток. Това също е медно-цинков елемент, но и двата метала са потопени в различни разтвори. Цинковият електрод се поставя в пореста глинена клетка, пълна с разредена (около 20%) сярна киселина. Глинената клетка е суспендирана в голяма чаша, съдържаща концентриран разтвор на меден сулфат, а на дъното има слой от кристали на меден сулфат. Вторият електрод в този съд е цилиндър от медна ламарина.
Този елемент може да бъде направен от стъклен буркан, налична в търговската мрежа глинена клетка (в краен случай използваме саксия, затваряйки дупката на дъното) и два електрода с подходящ размер.
По време на работа на елемента цинкът се разтваря, образувайки цинков сулфат, а медните йони се отделят на медния електрод. Но в същото време медният електрод не е поляризиран и елементът произвежда напрежение от около 1 V. Всъщност теоретично напрежението на клемите е 1,10 V, но при събиране на ток измерваме малко по-ниска стойност поради електрическия устойчивост на клетката.
Ако не премахнем тока от елемента, трябва да премахнем цинковия електрод от разтвора на сярна киселина, защото в противен случай той ще се разтвори, за да образува водород.
На фигурата е показана диаграма на проста клетка, която не изисква пореста преграда. Цинковият електрод е разположен в горната част на стъкления буркан, а медният електрод е разположен близо до дъното. Цялата клетка се пълни с наситен разтвор на готварска сол. Поставете шепа кристали меден сулфат на дъното на буркана. Полученият концентриран разтвор на меден сулфат ще се смеси с разтвора на трапезната сол много бавно. Следователно, когато клетката работи, медта ще се освободи върху медния електрод, а цинкът ще се разтвори под формата на сулфат или хлорид в горната част на клетката.
В наши дни батериите използват почти изключително сухи клетки, които са по-удобни за използване. Техният прародител е елементът Лекланш. Електродите са цинков цилиндър и въглероден прът. Електролитът е паста, която се състои главно от амониев хлорид. Цинкът се разтваря в пастата и се отделя водород върху въглищата. За да се избегне поляризацията, въглеродната пръчка се потапя в ленена торба, съдържаща смес от въглищен прах и пиролузит. Въглеродният прах увеличава повърхността на електрода, а пиролузитът действа като деполяризатор, бавно окислявайки водорода.
Вярно е, че деполяризиращата способност на пиролузита е по-слаба от тази на споменатия по-горе калиев дихромат. Следователно, когато токът се получава в сухи клетки, напрежението пада бързо, те " уморявам се"поради поляризация. Едва след известно време окисляването на водорода става с пиролузит. По този начин елементите " почивка", ако не преминавате ток за известно време. Нека проверим това на батерия на фенерче, към която свързваме електрическа крушка. Успоредно с лампата, тоест директно към клемите, свързваме волтметър.
Първоначално напрежението ще бъде около 4,5 V. (Най-често такива батерии имат три клетки, свързани последователно, всяка с теоретично напрежение от 1,48 V.) След известно време напрежението ще спадне и светенето на електрическата крушка ще отслабвам. Въз основа на показанията на волтметъра можем да преценим колко време трябва да почива батерията.
Специално място заемат регенериращите елементи, известни като батерии. Те претърпяват обратими реакции и могат да бъдат презаредени след разреждане на клетката чрез свързване към външен източник на постоянен ток.
В момента оловно-киселинните батерии са най-често срещаните; Електролитът в тях е разредена сярна киселина, в която са потопени две оловни пластини. Положителният електрод е покрит с оловен диоксид PbO 2, отрицателният е метално олово. Напрежението на клемите е приблизително 2,1 V. При разреждане на двете пластини се образува оловен сулфат, който отново се превръща в метално олово и оловен пероксид при зареждане.

ПОЛАГАНЕ НА ГАЛВАНИЧНИ ПОКРИТИЯ

Отлагането на метали от водни разтвори с помощта на електрически ток е обратният процес на електролитно разтваряне, с който се запознахме, когато разглеждахме галваничните клетки. Първо, ще разгледаме отлагането на мед, което се използва в меден кулометър за измерване на количеството електричество.

Металът се отлага от ток

След като огънахме краищата на две тънки листови медни плочи, ние ги окачваме на противоположните стени на чаша или, още по-добре, малък стъклен аквариум. Прикрепяме проводниците към плочите с клеми.
ЕлектролитПриготвяме по следната рецепта: 125 г кристален меден сулфат, 50 г концентрирана сярна киселина и 50 г спирт (денатуриран спирт), останалото е вода до 1 литър. За да направите това, първо разтворете меден сулфат в 500 ml вода, след което внимателно добавете сярна киселина на малки порции ( Отопление! Течността може да пръсне!), след това добавете алкохол и добавете вода до обем от 1 литър.
Напълнете кулометъра с приготвения разтвор и свържете към веригата променливо съпротивление, амперметър и оловна батерия. Използвайки съпротивление, регулираме тока така, че неговата плътност да е 0,02-0,01 A / cm 2 от повърхността на електрода. Ако медната плоча има площ от 50 cm2, силата на тока трябва да бъде в диапазона 0,5-1 A.
След известно време светлочервената метална мед ще започне да се утаява на катода (отрицателен електрод), а медта ще премине в разтвор на анода (положителен електрод). За да почистим медните пластини, ще пуснем ток в кулометъра за около половин час. След това изваждаме катода, подсушаваме го внимателно с филтърна хартия и го претегляме точно. Нека инсталираме електрод в клетката, затворете веригата с помощта на реостат и поддържайте постоянен ток, например 1 A. След час отворете веригата и отново претеглете изсушения катод. При ток от 1 А масата му ще се увеличи с 1,18 g за час работа.
Следователно, количество електричество, равно на 1 ампер час, преминаващо през разтвор, може да освободи 1,18 g мед. Или най-общо: количеството освободено вещество е правопропорционално на количеството електричество, преминаващо през разтвора.
За да се изолира 1 еквивалент на йон, е необходимо през разтвора да се прекара количество електричество, равно на произведението на заряда на електрода e и числото на Авогадро Н A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Тази стойност се обозначава със символа Еи е кръстен на откривателя на количествените закони на електролизата Фарадеевото число(точна стойност Е- 96,498 A*s*mol -1). Следователно, за да изолирате даден брой еквиваленти от решение п e през разтвора трябва да премине количество електричество, равно на П*н e A*s*mol -1. С други думи,
аз =П*нъъ тук аз- ток, t- време на преминаване на тока през разтвора. В раздела " Основи на титруването„Вече беше доказано, че броят на еквивалентите на дадено вещество п e е равно на произведението от броя молове и еквивалентното число:
п e = п*ЗСледователно:

аз*t = F*n*Z

В този случай З- йонен заряд (за Ag + З= 1, за Cu 2+ З= 2, за Al 3+ З= 3 и т.н.). Ако изразим броя на моловете като съотношението на масата към моларната маса ( п = м/м), тогава получаваме формула, която ни позволява да изчислим всички процеси, протичащи по време на електролиза:

аз =F*m*Z/M

С помощта на тази формула можете да изчислите тока:

аз = F*m*Z/(t*M)= 9,65*10 4 *1,18*2 / (3600*63,54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0,996 A

Ако въведем отношението за електрическа работа Уел

Уел = U*I*tИ Уимейл/ U = аз

След това, познавайки напрежението U, можете да изчислите:

Уел = F*m*Z*U/M

Също така е възможно да се изчисли колко време е необходимо, за да бъде електролитно освободено определено количество вещество или какво количество от веществото ще бъде освободено за определено време. По време на експеримента плътността на тока трябва да се поддържа в определени граници. Ако е по-малко от 0,01 A/cm 2, тогава ще се освободи твърде малко метал, тъй като ще се образуват частично медни (I) йони. Ако плътността на тока е твърде висока, адхезията на покритието към електрода ще бъде слаба и когато електродът се извади от разтвора, той може да се разпадне.
В практиката галваничните покрития върху металите се използват предимно за защита от корозия и за получаване на огледален блясък.
В допълнение, металите, особено медта и оловото, се пречистват чрез анодно разтваряне и последващо отделяне на катода (електролитно рафиниране).
За да покриете желязото с мед или никел, първо трябва да почистите добре повърхността на предмета. За целта го полирайте с измит тебешир и последователно го обезмаслете с разреден разтвор на сода каустик, вода и спирт. Ако предметът е покрит с ръжда, трябва предварително да го ецвате в 10-15% разтвор на сярна киселина.
Окачваме почистения продукт в електролитна вана (малък аквариум или чаша), където той ще служи като катод.
Разтворът за нанасяне на медно покритие съдържа 250 g меден сулфат и 80-100 g концентрирана сярна киселина в 1 литър вода (Внимание!). В този случай медната плоча ще служи като анод. Повърхността на анода трябва да бъде приблизително равна на повърхността на обекта, който се покрива. Следователно винаги трябва да се уверите, че медният анод виси във ваната на същата дълбочина като катода.
Процесът ще се извършва при напрежение 3-4 V (две батерии) и плътност на тока 0,02-0,4 A/cm 2. Температурата на разтвора във ваната трябва да бъде 18-25 °C.
Нека обърнем внимание на факта, че равнината на анода и повърхността, която ще се покрива, са успоредни една на друга. По-добре е да не използвате предмети със сложни форми. Чрез промяна на продължителността на електролизата е възможно да се получат медни покрития с различна дебелина.
Често те прибягват до предварително медно покритие, за да нанесат върху този слой трайно покритие от друг метал. Това се използва особено често при хромиране на желязо, никелиране на цинково леене и в други случаи. Вярно е, че за тази цел се използват много отровни цианидни електролити.
За да приготвите електролит за никелиране, разтворете 25 g кристален никелов сулфат, 10 g борна киселина или 10 g натриев цитрат в 450 ml вода. Можете сами да приготвите натриев цитрат, като неутрализирате 10 g разтвор лимонена киселинаразреден разтвор на натриев хидроксид или разтвор на сода. Нека анодът е никелова плоча с възможно най-голяма площ и вземете батерията като източник на напрежение.
Използвайки променливо съпротивление, ще поддържаме плътността на тока равна на 0,005 A/cm 2 . Например, с повърхност на обект от 20 cm 2, трябва да работите при сила на тока от 0,1 A. След половин час работа обектът вече ще бъде никелиран. Нека го извадим от ваната и го избършем с кърпа. Въпреки това е по-добре да не прекъсвате процеса на никелиране, тъй като тогава никеловият слой може да се пасивира и последващото никелово покритие няма да залепне добре.
За да постигнем огледален блясък без механично полиране, ние въвеждаме така наречената добавка за образуване на блясък в галваничната вана. Такива добавки включват например лепило, желатин, захар. Можете да добавите например няколко грама захар към баня с никел и да проучите нейния ефект.
За да приготвите електролит за хромиране на желязо (след предварително медно покритие), разтворете 40 g анхидрид на хромната киселина CrO 3 (Внимание! Отрова!) и точно 0,5 g сярна киселина (в никакъв случай повече!) в 100 ml вода . Процесът протича при плътност на тока от около 0,1 A / cm 2, а като анод се използва оловна плоча, чиято площ трябва да бъде малко по-малка от площта на хромираната повърхност.
Баните с никел и хром се нагряват най-добре леко (до около 35 ° C). Моля, имайте предвид, че електролитите за хромиране, особено по време на дълъг процес и висока якостток, отделят изпарения, съдържащи хромна киселина, които са много вредни за здравето. Следователно, хромирането трябва да се извършва под сцепление или на открито, например на балкон.
При хромиране (и в по-малка степен, никелиране), не целият ток се използва за отлагане на метал. В същото време се отделя водород. Въз основа на редица напрежения би се очаквало, че металите пред водорода изобщо не трябва да се освобождават от водни разтвори, а напротив, трябва да се освобождава по-малко активен водород. Тук обаче, както при анодното разтваряне на метали, катодното отделяне на водород често се инхибира и се наблюдава само когато високо напрежение. Това явление се нарича водородно пренапрежение и е особено голямо, например при олово. Благодарение на това обстоятелство оловно-киселинната батерия може да функционира. При зареждане на батерия, вместо PbO 2, на катода трябва да се появи водород, но поради пренапрежение, отделянето на водород започва, когато батерията е почти напълно заредена.

Потенциалната разлика "електродно вещество - разтвор" служи именно като количествена характеристика на способността на дадено вещество (както метали, така инеметали) преминават в разтвор под формата на йони, т.е. характерстабилност на ОВ способността на йона и съответното му вещество.

Тази потенциална разлика се наричаелектроден потенциал.

Въпреки това, директни методи за измерване на такива потенциални разликине съществува, затова се съгласихме да ги дефинираме във връзка стака нареченият стандартен водороден електрод, мощностal, което конвенционално се приема за нула (често наричано същореферентен електрод). Стандартният водороден електрод се състои отот платинена плоча, потопена в разтвор на киселина, съдържащаконцентрация на Н йони + 1 mol/l и се промива с поток от газводород при стандартни условия.

Появата на потенциал върху стандартен водороден електрод може да си представим по следния начин. Водородният газ, адсорбиран от платина, преминава в атомно състояние:

H22H.

Осъществява се състояние на динамично равновесие между атомарния водород, образуван на повърхността на плочата, водородните йони в разтвора и платината (електрони!):

HH + + e.

Общият процес се изразява с уравнението:

H 2 2H + + 2e.

Платината не участва в окислително-възстановителните реакцииИ тивния процес, но е само носител на атомарен водород.

Ако плоча от определен метал, потопена в разтвор на неговата сол с концентрация на метални йони равна на 1 mol/l, се свърже със стандартен водороден електрод, се получава галваничен елемент. Електродвижеща сила на този елемент(emf), измерена при 25°C, характеризира стандартния електроден потенциал на метала, обикновено обозначен като E 0 .

По отношение на системата H 2 /2H + някои вещества ще се държат като окислители, други като редуциращи агенти. Понастоящем са получени стандартни потенциали за почти всички метали и много неметали, които характеризират относителната способност на редуциращите агенти или окислителите да даряват или улавят електрони.

Потенциалите на електродите, които действат като редуциращи агенти по отношение на водорода, имат знак „-“, а знакът „+“ показва потенциалите на електродите, които са окислители.

Ако подредим металите в ред на нарастване на техните стандартни електродни потенциали, тогава т.нар серия от електрохимични напрежения на метали:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, Ni, Sn, P b, H, Sb, B i, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.

Редица напрежения характеризират химични свойстваметали

1. Колкото по-отрицателен е електродният потенциал на даден метал, толкова по-голяма е неговата редуцираща способност.

2. Всеки метал е в състояние да измести (редуцира) от солеви разтвори онези метали, които са в поредицата от метални напрежения след него. Единствените изключения са алкалните и алкалоземните метали, които няма да редуцират йони на други метали от разтвори на техните соли. Това се дължи на факта, че в тези случаи реакциите на металите с водата протичат с по-бърза скорост.

3. Всички метали, които имат отрицателен стандартен електроден потенциал, т.е. тези, разположени в серията напрежения от метали вляво от водорода, са способни да го изместят от киселинни разтвори.

Трябва да се отбележи, че представената серия характеризира поведението на металите и техните соли само във водни разтвори, тъй като потенциалите отчитат особеностите на взаимодействието на конкретен йон с молекулите на разтворителя. Ето защо електрохимичната серия започва с литий, докато химически по-активните рубидий и калий са разположени вдясно от лития. Това се дължи на изключително високата енергия на процеса на хидратация на литиевите йони в сравнение с йоните на други алкални метали.

Алгебричната стойност на стандартния редокс потенциал характеризира окислителната активност на съответната окислена форма. Следователно сравнението на стойностите на стандартните редокс потенциали ни позволява да отговорим на въпроса: случва ли се тази или онази редокс реакция?

По този начин всички полуреакции на окисление на халогенидни йони до свободни халогени

2 Cl – – 2 e = C l 2 E 0 = -1,36 V (1)

2 Br – -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

2I – -2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)

може да се приложи при стандартни условия, когато се използва оловен оксид като окислител ( IV ) (E 0 = 1,46 V) или калиев перманганат (E 0 = 1,52 V). Когато използвате калиев дихромат ( E 0 = 1,35 V) могат да се извършат само реакции (2) и (3). И накрая, използването на азотна киселина като окислител ( E 0 = 0,96 V) позволява само полуреакция, включваща йодидни йони (3).

По този начин количественият критерий за оценка на възможността за протичане на определена редокс реакция е положителна стойностразлики в стандартните редокс потенциали на полуреакциите на окисление и редукция.

Металите, които реагират лесно, се наричат ​​активни метали. Те включват алкални, алкалоземни метали и алуминий.

Позиция в периодичната таблица

Металните свойства на елементите намаляват отляво надясно в периодичната таблица. Следователно елементите от групи I и II се считат за най-активни.

ориз. 1. Активни метали в периодичната таблица.

Всички метали са редуциращи агенти и лесно се разделят с електрони на външно енергийно ниво. Активните метали имат само един или два валентни електрона. В този случай металните свойства се увеличават отгоре надолу с увеличаване на броя на енергийните нива, т.к Колкото по-далеч е един електрон от ядрото на атома, толкова по-лесно е за отделянето му.

Алкалните метали се считат за най-активни:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• френски

Алкалоземните метали включват:

• берилий;
• магнезий;
• калций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Степента на активност на метала може да се определи от електрохимичната серия от метални напрежения. Колкото по-вляво от водорода е разположен даден елемент, толкова по-активен е той. Металите вдясно от водорода са неактивни и могат да реагират само с концентрирани киселини.

ориз. 2. Електрохимични серии от напрежения на метали.

Списъкът на активните метали в химията включва и алуминий, разположен в група III и вляво от водорода. Алуминият обаче е на границата на активните и средно активните метали и не реагира с някои вещества при нормални условия.

Свойства

Активните метали са меки (може да се реже с нож), леки и имат ниска точка на топене.

Основните химични свойства на металите са представени в таблицата.

реакция	Уравнение	Изключение
Алкалните метали спонтанно се запалват във въздуха при взаимодействие с кислорода	K + O 2 → KO 2	Литият реагира с кислорода само при високи температури
Алкалоземните метали и алуминият образуват оксидни филми във въздуха и спонтанно се запалват при нагряване	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагират с прости вещества, за да образуват соли	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алуминият не реагира с водород
Реагира бурно с вода, образувайки алкали и водород	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Реакцията с литий е бавна. Алуминият реагира с вода само след отстраняване на оксидния филм
Реагират с киселини, за да образуват соли	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаимодействайте със солни разтвори, като първо реагирате с вода и след това със сол	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активните метали лесно реагират, така че в природата се срещат само в смеси - минерали, скали.

ориз. 3. Минерали и чисти метали.

Какво научихме?

Активните метали включват елементи от I и II група - алкални и алкалоземни метали, както и алуминий. Тяхната активност се определя от структурата на атома - няколко електрона лесно се отделят от външното енергийно ниво. Това са меки леки метали, които бързо реагират с прости и сложни вещества, образувайки оксиди, хидроксиди и соли. Алуминият е по-близо до водорода и реакцията му с вещества изисква допълнителни условия - високи температури, разрушаване на оксидния филм.

Тест по темата

Оценка на доклада

Средна оценка: 4.4. Общо получени оценки: 388.

Серия от електрохимични активности на метали(серия от напрежения, серия от стандартни електродни потенциали) - последователност, в която металите са подредени в нарастващ ред на техните стандартни електрохимични потенциали φ 0, съответстващи на полуреакцията на редукция на металния катион Me n+: Me n+ + nē → Аз

Практическо използване на серията дейности от метали

Редица напрежения се използват в практиката за сравнителна оценка на химичната активност на металите при реакции с водни разтвори на соли и киселини и за оценка на катодните и анодните процеси по време на електролиза:

• Металите вляво от водорода са по-силни редуциращи агенти от металите вдясно: те изместват последните от солните разтвори. Например взаимодействието Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu е възможно само в права посока.
• Металите в реда отляво на водорода изместват водорода при взаимодействие с водни разтвори на неокисляващи киселини; най-активните метали (до и включително алуминий) - и при взаимодействие с вода.
• Металите в серията вдясно от водорода не взаимодействат с водни разтвори на неокисляващи киселини при нормални условия.
• По време на електролиза металите вдясно от водорода се отделят на катода; редукцията на умерено активни метали е придружена от отделяне на водород; Най-активните метали (до алуминий) не могат да бъдат изолирани от водни солеви разтвори при нормални условия.

Алкалните метали се считат за най-активни:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• френски

Всички метали, в зависимост от тяхната редокс активност, се комбинират в серия, наречена серия от електрохимични метални напрежения (тъй като металите в нея са подредени в реда на увеличаване на стандартните електрохимични потенциали) или серия от метална активност:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Най-химически активните метали са в серията на активност до водорода и колкото по-вляво е разположен металът, толкова по-активен е той. Металите, заемащи място след водорода в редицата активност, се считат за неактивни.

Алуминий

Алуминият е сребристо-бял цвят. Основен физични свойстваалуминий – лекота, висока топло- и електропроводимост. В свободно състояние, когато е изложен на въздух, алуминият е покрит с издръжлив филм от Al 2 O 3 оксид, което го прави устойчив на действието на концентрирани киселини.

Алуминият принадлежи към металите от p-семейството. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3s 2 3p 1. В своите съединения алуминият проявява степен на окисление „+3“.

Алуминият се получава чрез електролиза на разтопения оксид на този елемент:

2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2

Въпреки това, поради ниския добив на продукта, по-често се използва методът за производство на алуминий чрез електролиза на смес от Na 3 и Al 2 O 3. Реакцията протича при нагряване до 960 ° С и в присъствието на катализатори - флуориди (AlF 3, CaF 2 и др.), Докато освобождаването на алуминий става на катода, а кислородът се освобождава на анода.

Алуминият може да взаимодейства с вода след отстраняване на оксидния филм от повърхността му (1), взаимодейства с прости вещества (кислород, халогени, азот, сяра, въглерод) (2-6), киселини (7) и основи (8):

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)

калций

В свободната си форма Ca е сребристо-бял метал. Когато е изложен на въздух, той моментално се покрива с жълтеникав филм, който е продукт на взаимодействието му с компонентите на въздуха. Калцият е доста твърд метал и има лицево-центрирана кубична кристална решетка.

Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 4s 2. В своите съединения калцият проявява степен на окисление "+2".

Калцият се получава чрез електролиза на разтопени соли, най-често хлориди:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Калцият е способен да се разтваря във вода, за да образува хидроксиди, проявявайки силни основни свойства (1), реагирайки с кислород (2), образувайки оксиди, взаимодействайки с неметали (3-8), разтваряйки се в киселини (9):

Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N2 = Ca3N2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 (9)

Желязото и неговите съединения

Желязото е сив метал. IN чиста форматой е доста мек, ковък и вискозен. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3d 6 4s 2. В съединенията си желязото проявява степени на окисление „+2” и „+3”.

Металното желязо реагира с водна пара, образувайки смесен оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Във въздуха желязото лесно се окислява, особено при наличие на влага (ръжда):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

Подобно на други метали, желязото реагира с прости вещества, например халогени (1), и се разтваря в киселини (2):

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (2)

Желязото образува цял спектър от съединения, тъй като проявява няколко степени на окисление: железен (II) хидроксид, железен (III) хидроксид, соли, оксиди и др. Така железен (II) хидроксид може да се получи чрез действието на алкални разтвори върху железни (II) соли без достъп на въздух:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Железният (II) хидроксид е разтворим в киселини и се окислява до железен (III) хидроксид в присъствието на кислород.

Солите на желязото (II) проявяват свойства на редуциращ агент и се превръщат в съединения на желязо (III).

Железният (III) оксид не може да се получи чрез изгаряне на желязо в кислород, необходимо е да се изгорят железни сулфиди или да се калцинират други железни соли;

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Съединенията на желязото (III) проявяват слаби окислителни свойства и са способни да влизат в редокс реакции със силни редуциращи агенти:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Производство на чугун и стомана

Стоманите и чугуните са сплави на желязо и въглерод, като съдържанието на въглерод в стоманата е до 2%, а в чугуна 2-4%. Стоманите и чугуните съдържат легиращи добавки: стомани – Cr, V, Ni, а чугунът – Si.

Маркирайте различни видовеСтоманите например по предназначение се делят на конструкционни, неръждаеми, инструментални, топлоустойчиви и криогенни. По химичен състав те се разделят на въглеродни (ниско-, средно- и високо-въглеродни) и легирани (ниско-, средно- и високолегирани). В зависимост от структурата се разграничават аустенитни, феритни, мартензитни, перлитни и бейнитни стомани.

Стоманите са намерили приложение в много сектори на националната икономика, като строителство, химическа, нефтохимическа, сигурност среда, транспортна енергия и други индустрии.

В зависимост от формата на съдържание на въглерод в чугуна - цементит или графит, както и тяхното количество, се разграничават няколко вида чугун: бял (светъл цвят на счупването поради наличието на въглерод под формата на цементит), сив (сив цвят на счупването поради наличието на въглерод под формата на графит), ковък и топлоустойчив. Чугуните са много крехки сплави.

Областите на приложение на чугуна са обширни - от чугун се изработват художествени декорации (огради, порти), части от шкафове, водопроводно оборудване, предмети за бита (тигани), използва се в автомобилната индустрия.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	Сплав от магнезий и алуминий с тегло 26,31 g беше разтворена в солна киселина. В случая са изпуснати 31,024 литра безцветен газ. Определете масовите дялове на металите в сплавта.
Решение	И двата метала са способни да реагират със солна киселина, което води до отделяне на водород: Mg +2HCl = MgCl2 + H2 2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2 Нека намерим общия брой молове отделен водород: v(H2) =V(H2)/Vm v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol Нека количеството вещество Mg е x mol, а Al е y mol. След това, въз основа на уравненията на реакцията, можем да напишем израза за общия брой молове водород: x + 1,5y = 1,385 Нека изразим масата на металите в сместа: Тогава масата на сместа ще бъде изразена с уравнението: 24x + 27y = 26,31 Получихме система от уравнения: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Нека го решим: 33,24 -36y+27y = 26,31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Тогава масата на металите в сместа е: m(Mg) = 24×0,23 = 5,52 g m(Al) = 27×0,77 = 20,79 g Нека намерим масовите части на металите в сместа: ώ =m(Me)/m сума ×100% ώ(Mg) = 5,52/26,31 ×100%= 20,98% ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02%
отговор	Масови фракции на металите в сплавта: 20,98%, 79,02%