Serija oksidacije metala. Aktivni metali. Interakcija metala sa vodom

08.02.2022 Vrste

Grosse E., Weissmantel H.

Hemija za radoznale. Osnove hemije i zabavni eksperimenti.

Poglavlje 3 (nastavak)

MALI KURS ELEKTROHEMIJE METALA

Već smo se upoznali s elektrolizom otopina klorida alkalnih metala i proizvodnjom metala pomoću talina. Pokušajmo sada pomoću nekoliko jednostavnih eksperimenata proučiti neke od zakona elektrokemije vodenih otopina i galvanskih ćelija, a također se upoznati s proizvodnjom zaštitnih galvanskih premaza.
Elektrohemijske metode se koriste u savremenoj analitičkoj hemiji i služe za određivanje najvažnijih količina teorijske hemije.
Konačno, korozija metalni predmeti, koji nanosi veliku štetu nacionalnoj privredi, u većini slučajeva je elektrohemijski proces.

METALS STRESS SERIJA

Osnovna karika za razumijevanje elektrohemijskih procesa je niz napona metala. Metali se mogu poredati u niz koji počinje s kemijski aktivnim i završava s najmanje aktivnim plemenitim metalima:
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.
To je, prema najnovijim zamislima, niz napona za najvažnije metale i vodonik. Ako su elektrode galvanske ćelije napravljene od bilo koja dva metala u nizu, tada će se na materijalu koji prethodi redu pojaviti negativan napon.
Vrijednost napona ( elektrohemijski potencijal) zavisi od položaja elementa u nizu napona i od svojstava elektrolita.
Suštinu naponskog niza ćemo ustanoviti iz nekoliko jednostavnih eksperimenata, za koje će nam trebati izvor struje i električni mjerni instrumenti. Otopite oko 10 g kristalnog bakar sulfata u 100 ml vode i uronite čeličnu iglu ili komad željeznog lima u otopinu. (Preporučujemo da prvo očistite peglu dok ne zablista finim brusnim papirom.) Nakon toga kratko vrijeme gvožđe će biti prekriveno crvenkastim slojem oslobođenog bakra. Aktivnije gvožđe istiskuje bakar iz rastvora, pri čemu se gvožđe rastvara kao joni, a bakar se oslobađa kao metal. Proces se nastavlja sve dok je rastvor u kontaktu sa gvožđem. Kada bakar pokrije cijelu površinu gvožđa, praktično će prestati. U ovom slučaju nastaje prilično porozan sloj bakra, tako da se zaštitni premazi ne mogu dobiti bez upotrebe struje.
U sljedećim eksperimentima umočit ćemo male trake cinka i olovnog lima u otopinu bakar sulfata. Nakon 15 minuta izvadimo ih, operemo i pregledamo pod mikroskopom. Možemo uočiti prekrasne šare nalik ledu, koji su u reflektiranoj svjetlosti crvene boje i sastoje se od oslobođenog bakra. I ovdje su aktivniji metali pretvorili bakar iz jonskog u metalno stanje.
Zauzvrat, bakar može istisnuti metale koji su niži u naponskoj seriji, odnosno manje aktivni. Nanesite nekoliko kapi rastvora srebrnog nitrata na tanku traku bakrenog lima ili spljoštene bakarne žice (prethodno očistite površinu do sjaja). Golim okom možete vidjeti nastali crnkasti premaz, koji pod mikroskopom u reflektiranom svjetlu izgleda kao tanke iglice i biljni uzorci (tzv. dendriti).
Da biste izolirali cink bez struje, potrebno je koristiti aktivniji metal. Isključujući metale koji burno reaguju sa vodom, magnezijum nalazimo u naponskom nizu iznad cinka. Stavite nekoliko kapi rastvora cink sulfata na komad magnezijeve trake ili na tanke elektronske strugotine. Dobijamo otopinu cink sulfata otapanjem komadića cinka u razrijeđenoj sumpornoj kiselini. Istovremeno sa cink sulfatom dodajte nekoliko kapi denaturiranog alkohola. Na magnezijumu ćemo nakon kratkog vremena uočiti, posebno pod mikroskopom, oslobađanje cinka u obliku tankih kristala.
Uopšteno govoreći, bilo koji član naponske serije može biti izmješten iz otopine, gdje postoji kao jon, i preveden u metalno stanje. Međutim, kada isprobavamo sve vrste kombinacija, možemo biti razočarani. Čini se da ako se traka aluminija uroni u otopine soli bakra, željeza, olova i cinka, ovi metali bi se trebali osloboditi na njoj. Ali to se, međutim, ne dešava. Razlog kvara ne leži u grešci u nizu napona, već se zasniva na posebnoj inhibiciji reakcije, koja je u ovom slučaju zbog tankog oksidnog filma na površini aluminija. U takvim rješenjima, aluminij se naziva pasivnim.

POGLEDAJMO IZA KULISA

Da bismo formulirali zakone tekućih procesa, možemo se ograničiti na razmatranje kationa i isključiti anione, budući da oni sami ne sudjeluju u reakciji. (Međutim, na brzinu taloženja utiče vrsta aniona.) Ako, radi jednostavnosti, pretpostavimo da i istaloženi i otopljeni metali proizvode dvostruko nabijene katione, tada možemo napisati:

Ja 1 + Ja 2 2+ = Ja 1 2+ + Ja 2

Štaviše, za prvi eksperiment Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Dakle, proces se sastoji od razmjene naelektrisanja (elektrona) između atoma i jona oba metala. Ako odvojeno razmotrimo (kao međureakcije) otapanje željeza ili taloženje bakra, dobivamo:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2+ + 2 e-- = Cu

Sada razmotrimo slučaj kada je metal uronjen u vodu ili u otopinu soli, s čijim je katjonom izmjena nemoguća zbog njegovog položaja u nizu napona. Uprkos tome, metal ima tendenciju da pređe u rastvor u obliku jona. U ovom slučaju, atom metala daje dva elektrona (ako je metal dvovalentan), površina metala uronjenog u otopinu postaje negativno nabijena u odnosu na otopinu, a na granici se formira dvostruki električni sloj. Ova razlika potencijala sprečava dalje otapanje metala, tako da se proces ubrzo zaustavlja.
Ako su dva različita metala uronjena u otopinu, oba će se nabiti, ali će onaj manje aktivni biti nešto slabiji, zbog činjenice da su njegovi atomi manje skloni gubitku elektrona.
Spojimo oba metala provodnikom. Zbog razlike potencijala, tok elektrona će teći od aktivnijeg metala ka manje aktivnom, koji formira pozitivni pol elementa. Događa se proces u kojem aktivniji metal prelazi u otopinu, a kationi iz otopine se oslobađaju na plemenitiji metal. Ilustrujmo sada sa nekoliko eksperimenata pomalo apstraktno rezonovanje dato gore (što, štaviše, predstavlja grubo pojednostavljenje).
Najprije napunite čašu od 250 ml do sredine 10% otopinom sumporne kiseline i u nju uronite ne previše male komadiće cinka i bakra. Na obje elektrode lemimo ili zakivamo bakrenu žicu, čiji krajevi ne smiju dodirivati otopinu.
Sve dok krajevi žice nisu međusobno povezani, posmatrat ćemo otapanje cinka, što je praćeno oslobađanjem vodika. Cink je, kao što slijedi iz naponske serije, aktivniji od vodonika, tako da metal može istisnuti vodonik iz jonskog stanja. Na oba metala formira se dvostruki električni sloj. Najlakši način da se otkrije razlika potencijala između elektroda je pomoću voltmetra. Odmah nakon spajanja uređaja na krug, strelica će pokazati približno 1 V, ali tada će napon brzo pasti. Ako na element spojite malu sijalicu koja troši 1 V, ona će upaliti - u početku prilično snažno, a zatim će sjaj postati slab.
Na osnovu polariteta terminala uređaja, možemo zaključiti da je bakrena elektroda pozitivni pol. Ovo se može dokazati bez uređaja uzimajući u obzir elektrohemiju procesa. U maloj čaši ili epruveti pripremimo zasićeni rastvor kuhinjske soli, dodamo oko 0,5 ml alkoholnog rastvora fenolftaleinskog indikatora i u rastvor uronimo obe elektrode zatvorene žicom. Blizu negativnog pola će se uočiti slaba crvenkasta boja, koja je uzrokovana stvaranjem natrijum hidroksida na katodi.
U drugim eksperimentima, mogu se postaviti različiti parovi metala u ćeliju i odrediti rezultujući napon. Na primjer, magnezij i srebro će dati posebno veliku potencijalnu razliku zbog značajne udaljenosti između njih i niza napona, dok će cink i željezo, naprotiv, dati vrlo malu, manje od desetine volta. Koristeći aluminijum, nećemo dobiti praktički nikakvu struju zbog pasivacije.
Svi ovi elementi ili, kako elektrohemičari kažu, kola imaju nedostatak što pri mjerenju struje napon na njima vrlo brzo pada. Stoga elektrohemičari uvijek mjere pravu veličinu napona u beznaponskom stanju metodom kompenzacije napona, odnosno upoređujući ga s naponom drugog izvora struje.
Razmotrimo procese u elementu bakar-cink malo detaljnije. Na katodi cink prelazi u rastvor prema sledećoj jednačini:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

Vodikovi joni sumporne kiseline ispuštaju se na bakrenoj anodi. Oni pričvršćuju elektrone koji dolaze kroz žicu s cinkove katode i kao rezultat nastaju mjehurići vodika:

2H + + 2 e-- = N 2

Nakon kratkog vremenskog perioda, bakar će biti prekriven tankim slojem mehurića vodonika. U tom slučaju, bakrena elektroda će se pretvoriti u vodikovu, a razlika potencijala će se smanjiti. Ovaj proces se naziva polarizacija elektroda. Polarizacija bakrene elektrode može se eliminisati dodavanjem malo rastvora kalij-dihromata u ćeliju nakon pada napona. Nakon toga, napon će se ponovo povećati, jer će kalijev dihromat oksidirati vodonik u vodu. Kalijum dihromat u ovom slučaju deluje kao depolarizator.
U praksi se koriste galvanska kola čije elektrode nisu polarizovane, ili kola čija se polarizacija može eliminisati dodavanjem depolarizatora.
Kao primjer elementa koji se ne može polarizirati, razmotrite Danielov element, koji se u prošlosti često koristio kao izvor struje. Ovo je također bakar-cink element, ali su oba metala uronjena u različite otopine. Cink elektroda se postavlja u poroznu glinenu ćeliju napunjenu razblaženom (oko 20%) sumpornom kiselinom. Glinena ćelija je suspendirana u velikoj čaši koja sadrži koncentrirani rastvor bakar sulfata, a na dnu se nalazi sloj kristala bakar sulfata. Druga elektroda u ovoj posudi je cilindar od bakrenog lima.
Ovaj element se može napraviti od staklene posude, komercijalno dostupne glinene ćelije (u ekstremnim slučajevima koristimo saksiju za cvijeće, zatvarajući rupu na dnu) i dvije elektrode odgovarajuće veličine.
Tokom rada elementa, cink se otapa i formira cink sulfat, a ioni bakra se oslobađaju na bakrenoj elektrodi. Ali u isto vrijeme, bakarna elektroda nije polarizirana i element proizvodi napon od oko 1 V. Zapravo, teoretski, napon na terminalima je 1,10 V, ali pri prikupljanju struje mjerimo nešto nižu vrijednost zbog električnog otpor ćelije.
Ako ne uklonimo struju iz elementa, potrebno je ukloniti cink elektrodu iz otopine sumporne kiseline, jer će se u suprotnom otopiti i formirati vodik.
Na slici je prikazan dijagram jednostavne ćelije za koju nije potrebna porozna pregrada. Cinkova elektroda se nalazi na vrhu staklene posude, a bakarna elektroda blizu dna. Cijela ćelija je ispunjena zasićenom otopinom kuhinjske soli. Stavite šaku kristala bakar sulfata na dno tegle. Rezultirajuća koncentrirana otopina bakar sulfata će se vrlo sporo pomiješati s otopinom kuhinjske soli. Stoga, kada ćelija radi, bakar će se osloboditi na bakrenoj elektrodi, a cink će se otopiti u obliku sulfata ili klorida u gornjem dijelu ćelije.
U današnje vrijeme baterije koriste gotovo isključivo suhe ćelije, koje su praktičnije za korištenje. Njihov predak je element Leclanche. Elektrode su cilindar i karbonska šipka. Elektrolit je pasta koja se uglavnom sastoji od amonijum hlorida. Cink se rastvara u pasti, a na ugalj se oslobađa vodonik. Da bi se izbjegla polarizacija, karbonski štap se umoči u platnenu vreću koja sadrži mješavinu ugljenog praha i piroluzita. Ugljični prah povećava površinu elektrode, a piroluzit djeluje kao depolarizator, polako oksidirajući vodik.
Istina, depolarizirajuća sposobnost piroluzita je slabija od one prethodno spomenutog kalij-dihromata. Stoga, kada se struja primi u suhe ćelije, napon brzo pada, oni " umoriti se"zbog polarizacije. Tek nakon nekog vremena dolazi do oksidacije vodonika sa piroluzitom. Dakle, elementi " mirovanje", ako neko vrijeme ne propuštate struju. Provjerimo ovo na bateriji za baterijsku lampu, na koju spajamo sijalicu. Paralelno sa lampom, odnosno direktno na stezaljke, spajamo voltmetar.
U početku će napon biti oko 4,5 V. (Najčešće takve baterije imaju tri ćelije povezane u seriju, svaka sa teoretskim naponom od 1,48 V.) Nakon nekog vremena napon će pasti i sjaj sijalice oslabiti. Na osnovu očitavanja voltmetra možemo procijeniti koliko dugo baterija treba da miruje.
Posebno mjesto zauzimaju regenerirajući elementi tzv baterije. Oni prolaze kroz reverzibilne reakcije i mogu se napuniti nakon što se ćelija isprazni povezivanjem na vanjski izvor istosmjerne struje.
Trenutno, olovno-kiselinske baterije su najčešće; Elektrolit u njima je razrijeđena sumporna kiselina u koju su uronjene dvije olovne ploče. Pozitivna elektroda je obložena olovnim dioksidom PbO 2, negativna je metalno olovo. Napon na stezaljkama je približno 2,1 V. Prilikom pražnjenja na obje ploče se formira olovni sulfat, koji se pri punjenju ponovo pretvara u metalno olovo i olovni peroksid.

NANOŠENJE GALVANSKE PREMAZE

Taloženje metala iz vodenih otopina električnom strujom je obrnuti proces elektrolitičkog rastvaranja, s kojim smo se upoznali kada smo razmatrali galvanske ćelije. Prije svega, ispitat ćemo taloženje bakra koji se koristi u bakrenom kulometru za mjerenje količine električne energije.

Metal se taloži strujom

Savijajući krajeve dvije tanke bakrene ploče, objesimo ih na suprotne zidove čaše ili, još bolje, malog staklenog akvarija. Pričvršćujemo žice na ploče terminalima.
Elektrolit Pripremamo po sledećem receptu: 125 g kristalnog bakar sulfata, 50 g koncentrovane sumporne kiseline i 50 g alkohola (denaturisani alkohol), ostalo je voda do 1 litra. Da biste to učinili, prvo otopite bakar sulfat u 500 ml vode, a zatim pažljivo dodajte sumpornu kiselinu u malim porcijama ( Grijanje! Tečnost može prskati!), nakon toga dodati alkohol i dodati vodu do zapremine od 1 litra.
Napunite kulometar pripremljenom otopinom i spojite promjenljivi otpor, ampermetar i olovnu bateriju u strujni krug. Koristeći otpor, podešavamo struju tako da njena gustina bude 0,02-0,01 A/cm 2 površine elektrode. Ako bakrena ploča ima površinu od 50 cm2, tada jačina struje treba biti u rasponu od 0,5-1 A.
Nakon nekog vremena, svijetlocrveni metalni bakar će početi da se taloži na katodi (negativna elektroda), a bakar će prijeći u otopinu na anodi (pozitivna elektroda). Da bismo očistili bakrene ploče, provest ćemo struju u kulometru oko pola sata. Zatim izvadimo katodu, pažljivo je osušimo filter papirom i precizno izmerimo. Ugradimo elektrodu u ćeliju, zatvorimo strujni krug pomoću reostata i održavamo konstantnu struju, na primjer 1 A. Nakon sat vremena otvorimo kolo i ponovo izmjerimo osušenu katodu. Pri struji od 1 A, njegova masa će se povećati za 1,18 g po satu rada.
Stoga, količina električne energije jednaka 1 amper satu koja prolazi kroz otopinu može osloboditi 1,18 g bakra. Ili općenito: količina oslobođene tvari je direktno proporcionalna količini električne energije koja prolazi kroz otopinu.
Da bi se izolovao 1 ekvivalent jona, potrebno je kroz rastvor provući količinu električne energije jednaku umnošku naelektrisanja elektrode e i Avogadrova broja N O:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Ova vrijednost je označena simbolom F i nazvan je po otkrivaču kvantitativnih zakona elektrolize Faradejev broj(tačna vrijednost F- 96,498 A*s*mol -1). Stoga, izolovati dati broj ekvivalenata iz rješenja n e kroz rastvor treba proći količina električne energije jednaka F*n e A*s*mol -1 . drugim riječima,
I*t =F*n uh Evo I- struja, t- vrijeme prolaska struje kroz rastvor. u rubrici " Osnove titracije„Već je pokazano da je broj ekvivalenata neke supstance n e je jednako umnošku broja molova i ekvivalentnog broja:
n e = n*Z dakle:

I*t = F*n*Z

U ovom slučaju Z- jonsko punjenje (za Ag + Z= 1, za Cu 2+ Z= 2, za Al 3+ Z= 3, itd.). Ako broj molova izrazimo kao omjer mase i molarne mase ( n = m/M), tada dobijamo formulu koja nam omogućava da izračunamo sve procese koji se dešavaju tokom elektrolize:

I*t =F*m*Z/M

Koristeći ovu formulu možete izračunati struju:

I = 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

Ako uvedemo relaciju za elektrorad W el

W el = U*I*t I W email/ U = I*t

Zatim, znajući za napetost U, možete izračunati:

W el = F*m*Z*U/M

Također je moguće izračunati koliko je vremena potrebno da se određena količina tvari elektrolitički oslobodi, ili koliko će se tvari osloboditi u određenom vremenu. Tokom eksperimenta, gustina struje se mora održavati u određenim granicama. Ako je manji od 0,01 A/cm2, tada će se osloboditi premalo metala, jer će se ioni bakra(I) djelomično formirati. Ako je gustoća struje previsoka, prianjanje premaza na elektrodu će biti slabo i kada se elektroda ukloni iz otopine, može se raspasti.
U praksi se galvanski premazi na metalima koriste prvenstveno za zaštitu od korozije i za dobijanje zrcalnog sjaja.
Osim toga, metali, posebno bakar i olovo, pročišćavaju se anodnim otapanjem i naknadnim odvajanjem na katodi (elektrolitičko rafiniranje).
Da biste obložili željezo bakrom ili niklom, prvo morate temeljito očistiti površinu predmeta. Da biste to učinili, ispolirajte ga opranom kredom i sukcesivno odmastite razrijeđenom otopinom kaustične sode, vode i alkohola. Ako je predmet prekriven hrđom, potrebno ga je unaprijed kiseliti u 10-15% otopini sumporne kiseline.
Očišćeni proizvod okačimo u elektrolitičku kupku (mali akvarij ili čašu), gdje će služiti kao katoda.
Rastvor za nanošenje bakrenog premaza sadrži 250 g bakar sulfata i 80-100 g koncentrovane sumporne kiseline u 1 litru vode (Oprez!). U ovom slučaju, bakarna ploča će služiti kao anoda. Površina anode treba da bude približno jednaka površini predmeta koji se oblaže. Stoga uvijek morate osigurati da bakarna anoda visi u kadi na istoj dubini kao i katoda.
Proces će se odvijati na naponu od 3-4 V (dvije baterije) i gustini struje od 0,02-0,4 A/cm2. Temperatura rastvora u kadi treba da bude 18-25 °C.
Obratimo pažnju na činjenicu da su ravnina anode i površina koja se oblaže paralelne jedna drugoj. Bolje je ne koristiti objekte složenih oblika. Promjenom trajanja elektrolize moguće je dobiti bakrene prevlake različitih debljina.
Često se pribjegavaju preliminarnom bakrenom prevlačenju kako bi na ovaj sloj nanijeli trajni premaz drugog metala. Ovo se posebno često koristi za hromiranje gvožđa, niklovanje lijevanja cinka iu drugim slučajevima. Istina, u tu svrhu koriste se vrlo otrovni cijanidni elektroliti.
Za pripremu elektrolita za niklovanje, otopite 25 g kristalnog nikl sulfata, 10 g borne kiseline ili 10 g natrijum citrata u 450 ml vode. Natrijum citrat možete sami pripremiti neutralizacijom rastvora od 10 g limunska kiselina razrijeđen rastvor natrijum hidroksida ili rastvor sode. Neka anoda bude niklovana ploča najveće moguće površine, a kao izvor napona uzmite bateriju.
Koristeći promjenjiv otpor, održat ćemo gustinu struje jednaku 0,005 A/cm 2 . Na primjer, s površinom predmeta od 20 cm 2 potrebno je raditi pri jakosti struje od 0,1 A. Nakon pola sata rada, predmet će već biti niklovani. Izvadimo ga iz kade i obrišemo krpom. Međutim, bolje je ne prekidati proces niklanja, jer tada sloj nikla može postati pasiviziran i naknadni premaz nikla neće dobro prianjati.
Za postizanje zrcalnog sjaja bez mehaničkog poliranja, u galvansku kupku uvodimo takozvani aditiv za stvaranje sjaja. Takvi aditivi uključuju, na primjer, ljepilo, želatinu, šećer. Možete dodati, na primjer, nekoliko grama šećera u kupku od nikla i proučiti njen učinak.
Za pripremu elektrolita za hromiranje gvožđa (nakon prethodnog bakrenja), rastvoriti 40 g hromnog anhidrida CrO 3 (Oprez! Otrov!) i tačno 0,5 g sumporne kiseline (ni u kom slučaju više!) u 100 ml vode. Proces se odvija pri gustoći struje od oko 0,1 A/cm 2, a kao anoda se koristi olovna ploča, čija površina treba biti nešto manja od površine hromirane površine.
Kupke od nikla i hroma najbolje je lagano zagrijati (na oko 35 ° C). Imajte na umu da elektroliti za hromiranje, posebno tokom dugog procesa i visoka čvrstoća struje, emituju isparenja koja sadrže hromnu kiselinu, koja su veoma štetna po zdravlje. Stoga, hromiranje treba izvoditi pod vučom ili na otvorenom, na primjer na balkonu.
Prilikom hromiranja (i u manjoj mjeri niklanja), ne koristi se sva struja za taloženje metala. Istovremeno se oslobađa vodonik. Na osnovu brojnih napona, očekivalo bi se da se metali ispred vodonika uopšte ne oslobađaju iz vodenih rastvora, već naprotiv, manje aktivnog vodonika. Međutim, ovdje, kao i kod anodnog rastvaranja metala, katodna evolucija vodika je često inhibirana i opažena je samo kada visokog napona. Ova pojava se zove prenapon vodika, a posebno je velika, na primjer, na olovu. Zahvaljujući ovoj okolnosti, olovno-kiselinska baterija može funkcionirati. Prilikom punjenja baterije umjesto PbO 2 na katodi bi se trebao pojaviti vodik, ali zbog prenapona evolucija vodika počinje kada je baterija skoro potpuno napunjena.

Razlika potencijala “elektrodna supstanca – rastvor” upravo služi kao kvantitativna karakteristika sposobnosti supstance (i metala inemetali) prelaze u rastvor u obliku jona, tj. karakterstabilnost OB sposobnosti jona i njegove odgovarajuće supstance.

Ova potencijalna razlika se zovepotencijal elektrode.

Međutim, direktne metode za mjerenje takvih potencijalnih razlikane postoji, pa smo se dogovorili da ih definišemo u odnosu natakozvana standardna vodikova elektroda, potencijaal koji se konvencionalno uzima kao nula (često se također nazivareferentna elektroda). Standardna vodikova elektroda se sastoji odsa platinaste ploče uronjene u rastvor kiseline koji sadržikoncentraciju H jona + 1 mol/l i isprati mlazom gasavodonik pod standardnim uslovima.

Pojava potencijala na standardnoj vodikovoj elektrodi može se zamisliti na sljedeći način. Plin vodonik, adsorbiran platinom, prelazi u atomsko stanje:

H22H.

Stanje dinamičke ravnoteže ostvaruje se između atomskog vodonika formiranog na površini ploče, vodikovih jona u rastvoru i platine (elektrona!):

HH + + e.

Ukupni proces je izražen jednadžbom:

H 2 2H + + 2e.

Platina ne učestvuje u redoks reakcijama I tivni proces, ali je samo nosilac atomskog vodonika.

Ako se ploča određenog metala, uronjena u otopinu njegove soli s koncentracijom metalnih iona jednakom 1 mol/l, poveže sa standardnom vodikovom elektrodom, dobije se galvanska ćelija. Elektromotorna sila ovog elementa(EMF), izmjeren na 25°C, karakterizira standardni elektrodni potencijal metala, obično označen kao E 0 .

U odnosu na sistem H 2 /2H +, neke supstance će se ponašati kao oksidanti, druge kao redukcioni agensi. Trenutno su dobijeni standardni potencijali za skoro sve metale i mnoge nemetale, koji karakterišu relativnu sposobnost redukcionih sredstava ili oksidacionih sredstava da doniraju ili zarobe elektrone.

Potencijali elektroda koje djeluju kao redukcioni agensi u odnosu na vodik imaju predznak “-”, a znak “+” označava potencijale elektroda koje su oksidirajuća sredstva.

Ako metale rasporedimo po rastućem redoslijedu njihovih standardnih elektrodnih potencijala, onda se pojavljuje tzv elektrohemijski naponski niz metala:

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

Odlikuje se niz napona hemijska svojstva metali

1. Što je negativniji potencijal elektrode metala, to je veća njegova redukciona sposobnost.

2. Svaki metal je sposoban da istisne (reducira) iz rastvora soli one metale koji su posle njega u nizu metalnih napona. Jedini izuzetak su alkalni i zemnoalkalni metali, koji neće redukovati jone drugih metala iz rastvora njihovih soli. To je zbog činjenice da se u tim slučajevima reakcije metala s vodom odvijaju brže.

3. Svi metali koji imaju negativan standardni potencijal elektrode, tj. oni koji se nalaze u naponskom nizu metala lijevo od vodonika mogu ga istisnuti iz kiselih otopina.

Treba napomenuti da predstavljeni niz karakterizira ponašanje metala i njihovih soli samo u vodenim otopinama, budući da potencijali uzimaju u obzir osobitosti interakcije određenog jona s molekulima otapala. Zbog toga elektrohemijski niz počinje sa litijem, dok su hemijski aktivniji rubidijum i kalijum smešteni desno od litijuma. To je zbog izuzetno visoke energije procesa hidratacije litijum jona u poređenju sa jonima drugih alkalnih metala.

Algebarska vrijednost standardnog redoks potencijala karakterizira oksidativnu aktivnost odgovarajućeg oksidiranog oblika. Stoga, poređenje vrijednosti standardnih redoks potencijala omogućava nam da odgovorimo na pitanje: da li se javlja ova ili ona redoks reakcija?

Dakle, sve polureakcije oksidacije halogenih jona u slobodne halogene

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)

može se implementirati pod standardnim uslovima kada se koristi olovni oksid kao oksidaciono sredstvo ( IV ) (E 0 = 1,46 V) ili kalijum permanganat (E 0 = 1,52 V). Kada koristite kalijum dihromat ( E 0 = 1,35 V) mogu se izvesti samo reakcije (2) i (3). Konačno, upotreba dušične kiseline kao oksidacijskog sredstva ( E 0 = 0,96 V) dozvoljava samo polu-reakciju koja uključuje jodidne jone (3).

Dakle, kvantitativni kriterij za procjenu mogućnosti nastanka određene redoks reakcije je pozitivna vrijednost razlike u standardnim redoks potencijalima polureakcija oksidacije i redukcije.

Metali koji lako reaguju nazivaju se aktivnim metalima. To uključuje alkalne, zemnoalkalne metale i aluminijum.

Pozicija u periodnom sistemu

Metalna svojstva elemenata se smanjuju s lijeva na desno u periodnom sistemu. Stoga se elementi grupa I i II smatraju najaktivnijim.

Rice. 1. Aktivni metali u periodnom sistemu.

Svi metali su redukcioni agensi i lako se odvajaju od elektrona na vanjskom energetskom nivou. Aktivni metali imaju samo jedan ili dva valentna elektrona. U ovom slučaju, metalna svojstva se povećavaju od vrha do dna sa povećanjem broja energetskih nivoa, jer Što je elektron udaljeniji od jezgra atoma, to mu je lakše da se odvoji.

Alkalni metali se smatraju najaktivnijim:

litijum;
natrijum;
kalijum;
rubidijum;
cezijum;
francuski

Zemnoalkalni metali uključuju:

berilij;
magnezijum;
kalcijum;
stroncij;
barijum;
radijum.

Stepen aktivnosti metala može se odrediti elektrohemijskim nizom napona metala. Što se element nalazi lijevo od vodonika, to je aktivniji. Metali desno od vodonika su neaktivni i mogu reagirati samo s koncentriranim kiselinama.

Rice. 2. Elektrohemijske serije napona metala.

Na listi aktivnih metala u hemiji nalazi se i aluminijum, koji se nalazi u grupi III i levo od vodonika. Međutim, aluminijum je na granici aktivnih i srednje aktivnih metala i ne reaguje sa nekim supstancama u normalnim uslovima.

Svojstva

Aktivni metali su mekani (mogu se rezati nožem), lagani i imaju nisku tačku topljenja.

Glavna hemijska svojstva metala prikazana su u tabeli.

Reakcija	Jednačina	Izuzetak
Alkalni metali se spontano zapale u zraku u interakciji s kisikom	K + O 2 → KO 2	Litijum reaguje sa kiseonikom samo na visokim temperaturama
Zemnoalkalni metali i aluminijum formiraju oksidne filmove u vazduhu i spontano se zapale kada se zagreju	2Ca + O 2 → 2CaO
Reaguje sa jednostavnim supstancama dajući soli	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aluminijum ne reaguje sa vodonikom
Burno reaguje sa vodom, stvarajući alkalije i vodonik	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Reakcija sa litijumom je spora. Aluminij reagira s vodom tek nakon uklanjanja oksidnog filma
Reaguje sa kiselinama da nastane soli	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Reaguje sa rastvorima soli, prvo reagujući sa vodom, a zatim sa solju	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Aktivni metali lako reagiraju, pa se u prirodi nalaze samo u mješavinama - mineralima, stijenama.

Rice. 3. Minerali i čisti metali.

Šta smo naučili?

Aktivni metali uključuju elemente grupe I i II - alkalne i zemnoalkalne metale, kao i aluminijum. Njihova aktivnost je određena strukturom atoma - nekoliko elektrona se lako odvaja od vanjskog energetskog nivoa. To su meki laki metali koji brzo reagiraju s jednostavnim i složenim tvarima, stvarajući okside, hidrokside i soli. Aluminij je bliži vodoniku i potrebna je njegova reakcija sa supstancama dodatni uslovi - visoke temperature, uništavanje oksidnog filma.

Testirajte na temu

Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 4.4. Ukupno primljenih ocjena: 388.

Serija elektrohemijske aktivnosti metala(niz napona, niz standardnih elektrodnih potencijala) - niz u kojem su metali raspoređeni u rastućem redoslijedu njihovih standardnih elektrohemijskih potencijala φ 0, što odgovara polureakcije redukcije metalnog kationa Me n+: Me n+ + nē → Ja

Praktična upotreba niza aktivnosti metala

Za uporednu ocjenu hemijske aktivnosti metala u reakcijama sa vodenim rastvorima soli i kiselina i za ocjenu katodnih i anodnih procesa u toku elektrolize u praksi se koristi niz napona:

Metali lijevo od vodika su jači redukcijski agensi od metala s desne strane: istiskuju potonje iz otopina soli. Na primjer, interakcija Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu je moguća samo u smjeru naprijed.
Metali u redu lijevo od vodonika istiskuju vodonik pri interakciji s vodenim otopinama neoksidirajućih kiselina; najaktivniji metali (do i uključujući aluminij) - i pri interakciji s vodom.
Metali u nizu desno od vodonika ne stupaju u interakciju sa vodenim rastvorima neoksidirajućih kiselina u normalnim uslovima.
Tokom elektrolize, metali desno od vodonika se oslobađaju na katodi; redukcija umjereno aktivnih metala je praćena oslobađanjem vodika; Najaktivniji metali (sve do aluminijuma) ne mogu se izolovati iz vodenih rastvora soli u normalnim uslovima.

Alkalni metali se smatraju najaktivnijim:

litijum;
natrijum;
kalijum;
rubidijum;
cezijum;
francuski

Svi metali, u zavisnosti od njihove redoks aktivnosti, kombinuju se u niz koji se zove elektrohemijski niz napona metala (pošto su metali u njemu raspoređeni po rastućem standardnom elektrohemijskom potencijalu) ili red aktivnosti metala:

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

Hemijski najaktivniji metali su u nizu aktivnosti do vodonika, a što se metal više nalazi, to je aktivniji. Metali koji zauzimaju mjesto nakon vodonika u nizu aktivnosti smatraju se neaktivnim.

Aluminijum

Aluminijum je srebrno-bijele boje. Basic fizička svojstva aluminijum – lakoća, visoka toplotna i električna provodljivost. U slobodnom stanju, kada je izložen zraku, aluminij je prekriven trajnim filmom od Al 2 O 3 oksida, što ga čini otpornim na djelovanje koncentriranih kiselina.

Aluminijum spada u p-porodicu metala. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 3s 2 3p 1. U svojim jedinjenjima, aluminijum pokazuje oksidaciono stanje „+3“.

Aluminij se proizvodi elektrolizom rastaljenog oksida ovog elementa:

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

Međutim, zbog niskog prinosa proizvoda, češće se koristi metoda proizvodnje aluminija elektrolizom mješavine Na 3 i Al 2 O 3 . Reakcija se odvija pri zagrijavanju na 960C iu prisustvu katalizatora - fluorida (AlF 3, CaF 2 itd.), dok se na katodi javlja oslobađanje aluminijuma, a na anodi oslobađa kiseonik.

Aluminij može stupiti u interakciju s vodom nakon što ukloni oksidni film sa svoje površine (1), stupiti u interakciju s jednostavnim tvarima (kiseonik, halogeni, dušik, sumpor, ugljik) (2-6), kiselinama (7) i bazama (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)

Kalcijum

U slobodnom obliku, Ca je srebrno-bijeli metal. Kada je izložen zraku, odmah se prekriva žućkastim filmom, koji je produkt njegove interakcije sa komponentama zraka. Kalcijum je prilično tvrd metal i ima kubičnu kristalnu rešetku usredsređenu na lice.

Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 4s 2. U svojim jedinjenjima, kalcij ima oksidacijsko stanje „+2“.

Kalcijum se dobija elektrolizom rastopljenih soli, najčešće hlorida:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Kalcijum je sposoban da se rastvara u vodi i formira hidrokside, pokazujući jaka bazična svojstva (1), reaguje sa kiseonikom (2), formira okside, interaguje sa nemetalima (3-8), otapa se u kiselinama (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)

Gvožđe i njegova jedinjenja

Gvožđe je sivi metal. IN čista forma prilično je mekan, savitljiv i viskozan. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 3d 6 4s 2. U svojim jedinjenjima, željezo pokazuje oksidaciona stanja “+2” i “+3”.

Metalno gvožđe reaguje sa vodenom parom, formirajući mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Na zraku željezo lako oksidira, posebno u prisustvu vlage (rđe):

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

Kao i drugi metali, željezo reagira s jednostavnim tvarima, na primjer, halogenima (1), i otapa se u kiselinama (2):

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

Gvožđe čini čitav spektar jedinjenja, jer ispoljava nekoliko oksidacionih stanja: gvožđe (II) hidroksid, gvožđe (III) hidroksid, soli, okside itd. Dakle, željezo (II) hidroksid se može dobiti djelovanjem alkalnih otopina na soli željeza (II) bez pristupa zraku:

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

Gvožđe(II) hidroksid je rastvorljiv u kiselinama i oksidira u gvožđe(III) hidroksid u prisustvu kiseonika.

Soli gvožđa (II) pokazuju svojstva redukcionog sredstva i pretvaraju se u jedinjenja gvožđa (III).

Gvožđe (III) oksid se ne može dobiti sagorevanjem gvožđa u kiseoniku, potrebno je spaliti gvožđe sulfide ili kalcinirati druge soli gvožđa:

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

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

Jedinjenja željeza (III) pokazuju slaba oksidirajuća svojstva i mogu ući u redoks reakcije s jakim redukcijskim agensima:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Proizvodnja željeza i čelika

Čelici i liveno gvožđe su legure gvožđa i ugljenika, sa sadržajem ugljenika u čeliku do 2%, a u livenom gvožđu 2-4%. Čelici i liveno gvožđe sadrže legirajuće aditive: čelik – Cr, V, Ni i liveno gvožđe – Si.

Istaknite razne vrsteČelici se, na primjer, prema namjeni dijele na konstrukcijske, nehrđajuće, alatne, otporne na toplinu i kriogene. Na osnovu svog hemijskog sastava dijele se na ugljične (nisko-, srednje- i visoko-ugljične) i legirane (nisko-, srednje- i visokolegirane). U zavisnosti od strukture razlikuju se austenitni, feritni, martenzitni, perlitni i bainitni čelici.

Čelici su našli primenu u mnogim sektorima nacionalne privrede, kao što su građevinarstvo, hemijska, petrohemijska, bezbednost okruženje, transportna energija i druge industrije.

Ovisno o obliku sadržaja ugljika u lijevanom željezu - cementitu ili grafitu, kao i njihovoj količini, razlikuje se nekoliko vrsta livenog gvožđa: bijela (svijetla boja loma zbog prisustva ugljika u obliku cementita), siva (siva boja loma zbog prisustva ugljika u obliku grafita), savitljiv i otporan na toplinu. Liveno gvožđe su vrlo lomljive legure.

Oblasti primjene livenog gvožđa su široke – od livenog gvožđa se izrađuju umetnički ukrasi (ograde, kapije), delovi ormara, vodovodna oprema, kućni predmeti (tave), a koristi se u automobilskoj industriji.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Legura magnezijuma i aluminijuma mase 26,31 g rastvorena je u hlorovodoničkoj kiselini. U ovom slučaju ispušteno je 31.024 litara bezbojnog plina. Odrediti masene udjele metala u leguri.

Rješenje

Oba metala mogu reagirati sa hlorovodoničnom kiselinom, što rezultira oslobađanjem vodika:

Mg +2HCl = MgCl 2 + H 2

2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Nađimo ukupan broj oslobođenih molova vodonika:

v(H 2) =V(H 2)/V m

v(H 2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol

Neka je količina supstance Mg x mol, a Al y mol. Zatim, na osnovu jednadžbi reakcije, možemo napisati izraz za ukupan broj molova vodonika:

x + 1,5y = 1,385

Izrazimo masu metala u smjesi:

Tada će se masa smjese izraziti jednadžbom:

24x + 27y = 26,31