Grosse E., Weissmantel H.

Química para curiosos. Conceptos básicos de química y experimentos entretenidos.

Capítulo 3 (continuación)

PEQUEÑO CURSO DE ELECTROQUÍMICA DE METALES

Ya conocemos la electrólisis de soluciones de cloruros de metales alcalinos y la producción de metales mediante masas fundidas. Ahora intentemos, mediante algunos experimentos sencillos, estudiar algunas de las leyes de la electroquímica de soluciones acuosas y celdas galvánicas, y también familiarizarnos con la producción de recubrimientos galvánicos protectores.
Los métodos electroquímicos se utilizan en la química analítica moderna y sirven para determinar las cantidades más importantes de la química teórica.
Finalmente, la corrosión objetos metálicos, que causa un gran daño a la economía nacional, en la mayoría de los casos es un proceso electroquímico.

SERIE DE TENSIÓN DE METALES

El vínculo fundamental para comprender los procesos electroquímicos es la serie de voltajes de los metales. Los metales se pueden ordenar en una serie que comienza con los metales químicamente activos y termina con los metales nobles menos activos:
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.
Se trata, según las últimas ideas, de una serie de tensiones para los metales más importantes y el hidrógeno. Si los electrodos de una celda galvánica están hechos de dos metales cualesquiera seguidos, aparecerá un voltaje negativo en el material que precede a la fila.
Valor de voltaje ( potencial electroquímico) depende de la posición del elemento en la serie de voltaje y de las propiedades del electrolito.
Estableceremos la esencia de la serie de voltaje a partir de varios experimentos simples, para los cuales necesitaremos una fuente de corriente e instrumentos de medición eléctrica. Disuelva unos 10 g de sulfato de cobre cristalino en 100 ml de agua y sumerja una aguja de acero o un trozo de chapa de hierro en la solución. (Recomendamos que primero limpie la plancha hasta que brille con papel de lija fino). un tiempo corto el hierro quedará cubierto con una capa rojiza de cobre liberado. El hierro más activo desplaza al cobre de la solución: el hierro se disuelve en forma de iones y el cobre se libera en forma de metal. El proceso continúa mientras la solución esté en contacto con el hierro. Una vez que el cobre cubra toda la superficie de la plancha, prácticamente se detendrá. En este caso, se forma una capa de cobre bastante porosa, por lo que no se pueden obtener recubrimientos protectores sin el uso de corriente.
En los siguientes experimentos, sumergiremos pequeñas tiras de zinc y láminas de plomo en una solución de sulfato de cobre. Pasados ​​los 15 minutos las sacamos, las lavamos y las examinamos al microscopio. Podemos distinguir hermosos patrones parecidos al hielo, que cuando se reflejan la luz son de color rojo y están compuestos de cobre liberado. También en este caso, los metales más activos convirtieron el cobre del estado iónico al metálico.
A su vez, el cobre puede desplazar a los metales que están más bajos en la serie de voltaje, es decir, menos activos. Aplique unas gotas de solución de nitrato de plata a una tira delgada de lámina de cobre o alambre de cobre aplanado (previamente limpiando la superficie para que brille). A simple vista se puede ver la capa negruzca resultante, que bajo la luz reflejada al microscopio parece finas agujas y patrones vegetales (las llamadas dendritas).
Para aislar el zinc sin corriente, es necesario utilizar un metal más activo. Excluyendo los metales que reaccionan violentamente con el agua, encontramos el magnesio en la serie de voltaje por encima del zinc. Coloque unas gotas de solución de sulfato de zinc sobre un trozo de cinta de magnesio o sobre finas virutas de electrones. Obtenemos una solución de sulfato de zinc disolviendo un trozo de zinc en ácido sulfúrico diluido. Al mismo tiempo que el sulfato de zinc, añade unas gotas de alcohol desnaturalizado. Sobre el magnesio, al cabo de un breve periodo de tiempo, notaremos, especialmente al microscopio, que el zinc se libera en forma de finos cristales.
En general, cualquier miembro de la serie de voltajes puede ser desplazado de la solución, donde existe como ion, y convertido al estado metálico. Sin embargo, al probar todo tipo de combinaciones, podemos llevarnos una decepción. Parecería que si se sumerge una tira de aluminio en soluciones de sales de cobre, hierro, plomo y zinc, estos metales deberían liberarse. Pero esto, sin embargo, no sucede. La causa del fallo no reside en un error en la serie de tensiones, sino en una inhibición especial de la reacción, que en este caso se debe a una fina película de óxido sobre la superficie del aluminio. En tales soluciones, el aluminio se llama pasivo.

MIREMOS DETRÁS DE ESCENAS

Para formular las leyes de los procesos en curso, podemos limitarnos a considerar cationes y excluir aniones, ya que ellos mismos no participan en la reacción. (Sin embargo, la velocidad de deposición se ve afectada por el tipo de aniones). Si, por simplicidad, asumimos que tanto los metales precipitados como los disueltos producen cationes doblemente cargados, entonces podemos escribir:

Yo 1 + Yo 2 2+ = Yo 1 2+ + Yo 2

Además, para el primer experimento Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Entonces, el proceso consiste en el intercambio de cargas (electrones) entre átomos e iones de ambos metales. Si consideramos por separado (como reacciones intermedias) la disolución del hierro o la precipitación del cobre, obtenemos:

Fe = Fe 2+ + 2 mi --

Cu 2+ + 2 mi-- =Cu

Consideremos ahora el caso en el que un metal se sumerge en agua o en una solución salina, cuyo catión es imposible de intercambiar debido a su posición en la serie de tensiones. A pesar de esto, el metal tiende a disolverse en forma de ion. En este caso, el átomo de metal cede dos electrones (si el metal es divalente), la superficie del metal sumergido en la solución queda cargada negativamente con respecto a la solución y se forma una doble capa eléctrica en la interfaz. Esta diferencia de potencial evita una mayor disolución del metal, por lo que el proceso se detiene pronto.
Si se sumergen dos metales diferentes en una solución, ambos se cargarán, pero el menos activo será algo más débil, debido a que sus átomos son menos propensos a perder electrones.
Conectemos ambos metales con un conductor. Debido a la diferencia de potencial, fluirá un flujo de electrones desde el metal más activo hacia el menos activo, que forma el polo positivo del elemento. Se produce un proceso en el que el metal más activo se disuelve y los cationes de la solución se liberan en el metal más noble. Ilustremos ahora con varios experimentos el razonamiento un tanto abstracto expuesto anteriormente (que, además, representa una burda simplificación).
Primero, llene un vaso de precipitados de 250 ml hasta la mitad con una solución de ácido sulfúrico al 10% y sumerja en él trozos no demasiado pequeños de zinc y cobre. Soldamos o remachamos alambre de cobre a ambos electrodos, cuyos extremos no deben tocar la solución.
Mientras los extremos del cable no estén conectados entre sí, observaremos la disolución del zinc, que va acompañada de la liberación de hidrógeno. El zinc, como se desprende de la serie de voltajes, es más activo que el hidrógeno, por lo que el metal puede desplazar al hidrógeno del estado iónico. Sobre ambos metales se forma una doble capa eléctrica. La forma más sencilla de detectar la diferencia de potencial entre los electrodos es con un voltímetro. Inmediatamente después de conectar el dispositivo al circuito, la flecha indicará aproximadamente 1 V, pero luego el voltaje caerá rápidamente. Si conecta al elemento una pequeña bombilla que consume 1 V, se iluminará, al principio con bastante fuerza y ​​luego se debilitará.
Según la polaridad de los terminales del dispositivo, podemos concluir que el electrodo de cobre es el polo positivo. Esto se puede comprobar sin ningún dispositivo teniendo en cuenta la electroquímica del proceso. Preparemos una solución saturada de sal de mesa en un vaso pequeño o en un tubo de ensayo, agreguemos aproximadamente 0,5 ml de una solución alcohólica del indicador de fenolftaleína y sumerjamos ambos electrodos cerrados con alambre en la solución. Se observará un color rojizo tenue cerca del polo negativo, causado por la formación de hidróxido de sodio en el cátodo.
En otros experimentos, se pueden colocar varios pares de metales en una celda y determinar el voltaje resultante. Por ejemplo, el magnesio y la plata darán una diferencia de potencial particularmente grande debido a la importante distancia entre ellos y una serie de voltajes, mientras que el zinc y el hierro, por el contrario, darán una muy pequeña, menos de una décima de voltio. Al utilizar aluminio no recibiremos prácticamente corriente debido a la pasivación.
Todos estos elementos o, como dicen los electroquímicos, los circuitos, tienen la desventaja de que al medir la corriente, el voltaje a través de ellos cae muy rápidamente. Por lo tanto, los electroquímicos siempre miden el valor real del voltaje en un estado desenergizado utilizando el método de compensación de voltaje, es decir, comparándolo con el voltaje de otra fuente de corriente.
Consideremos los procesos en el elemento cobre-zinc con un poco más de detalle. En el cátodo, el zinc se disuelve según la siguiente ecuación:

Zn = Zn2+ + 2 mi --

Los iones de hidrógeno del ácido sulfúrico se descargan en el ánodo de cobre. Adjuntan electrones que pasan a través del cable desde el cátodo de zinc y, como resultado, se forman burbujas de hidrógeno:

2H++2 mi-- = norte 2

Después de un corto período de tiempo, el cobre quedará cubierto con una fina capa de burbujas de hidrógeno. En este caso, el electrodo de cobre se convertirá en uno de hidrógeno y la diferencia de potencial disminuirá. Este proceso se llama polarización de electrodos. La polarización del electrodo de cobre se puede eliminar añadiendo un poco de solución de dicromato de potasio a la celda después de la caída de voltaje. Después de esto, el voltaje aumentará nuevamente, ya que el dicromato de potasio oxidará el hidrógeno a agua. El dicromato de potasio actúa en este caso como despolarizante.
En la práctica se utilizan circuitos galvánicos cuyos electrodos no están polarizados, o circuitos cuya polarización se puede eliminar añadiendo despolarizadores.
Como ejemplo de elemento no polarizable, consideremos el elemento de Daniel, que se utilizó a menudo en el pasado como fuente actual. Este también es un elemento de cobre y zinc, pero ambos metales están sumergidos en diferentes soluciones. El electrodo de zinc se coloca en una celda de arcilla porosa llena de ácido sulfúrico diluido (aproximadamente 20%). La celda de arcilla está suspendida en un vaso grande que contiene una solución concentrada de sulfato de cobre y en el fondo hay una capa de cristales de sulfato de cobre. El segundo electrodo de este recipiente es un cilindro hecho de lámina de cobre.
Este elemento se puede fabricar a partir de un frasco de vidrio, una celda de arcilla disponible en el mercado (en casos extremos, utilizamos una maceta, cerrando el agujero en el fondo) y dos electrodos de tamaño adecuado.
Durante el funcionamiento del elemento, el zinc se disuelve para formar sulfato de zinc y se liberan iones de cobre en el electrodo de cobre. Pero al mismo tiempo, el electrodo de cobre no está polarizado y el elemento produce un voltaje de aproximadamente 1 V. En realidad, teóricamente, el voltaje en los terminales es de 1,10 V, pero al recolectar corriente medimos un valor ligeramente menor debido a la tensión eléctrica. resistencia de la célula.
Si no quitamos la corriente del elemento, debemos retirar el electrodo de zinc de la solución de ácido sulfúrico, porque de lo contrario se disolverá formando hidrógeno.
En la figura se muestra un diagrama de una celda simple que no requiere una partición porosa. El electrodo de zinc está ubicado en la parte superior del frasco de vidrio y el electrodo de cobre está ubicado cerca del fondo. Toda la celda se llena con una solución saturada de sal de mesa. Coloque un puñado de cristales de sulfato de cobre en el fondo del frasco. La solución concentrada de sulfato de cobre resultante se mezclará con la solución de sal de mesa muy lentamente. Por lo tanto, cuando la celda esté en funcionamiento, se liberará cobre en el electrodo de cobre y el zinc se disolverá en forma de sulfato o cloruro en la parte superior de la celda.
Hoy en día, las baterías utilizan casi exclusivamente pilas secas, que son más cómodas de utilizar. Su ancestro es el elemento Leclanche. Los electrodos son un cilindro de zinc y una varilla de carbono. El electrolito es una pasta que se compone principalmente de cloruro de amonio. El zinc se disuelve en la pasta y se libera hidrógeno sobre el carbón. Para evitar la polarización, la varilla de carbón se sumerge en una bolsa de lino que contiene una mezcla de carbón en polvo y pirolusita. El polvo de carbón aumenta la superficie del electrodo y la pirolusita actúa como despolarizador, oxidando lentamente el hidrógeno.
Es cierto que la capacidad despolarizante de la pirolusita es más débil que la del dicromato de potasio mencionado anteriormente. Por lo tanto, cuando se recibe corriente en las celdas secas, el voltaje cae rápidamente, " cansarse"debido a la polarización. Sólo después de un tiempo se produce la oxidación del hidrógeno con pirolusita. Así, los elementos " descansando", si no pasa corriente durante algún tiempo. Comprobemos esto en una batería de linterna, a la que conectamos una bombilla. En paralelo con la lámpara, es decir, directamente a los terminales, conectamos un voltímetro.
Al principio, el voltaje será de aproximadamente 4,5 V. (La mayoría de las veces, estas baterías tienen tres celdas conectadas en serie, cada una con un voltaje teórico de 1,48 V). Después de un tiempo, el voltaje bajará y el brillo de la bombilla disminuirá. debilitar. Según las lecturas del voltímetro, podemos juzgar cuánto tiempo necesita descansar la batería.
Un lugar especial lo ocupan los elementos regeneradores conocidos como baterias. Sufren reacciones reversibles y pueden recargarse después de que la celda se haya descargado conectándola a una fuente de CC externa.
Actualmente, las baterías de plomo-ácido son las más comunes; El electrolito que contienen es ácido sulfúrico diluido, en el que se sumergen dos placas de plomo. El electrodo positivo está recubierto con dióxido de plomo PbO 2, el negativo es plomo metálico. El voltaje en los terminales es de aproximadamente 2,1 V. Durante la descarga, se forma sulfato de plomo en ambas placas, que nuevamente durante la carga se convierte en plomo metálico y peróxido de plomo.

APLICACIÓN DE RECUBRIMIENTOS GALVÁNICOS

La deposición de metales a partir de soluciones acuosas mediante corriente eléctrica es el proceso inverso de la disolución electrolítica, con el que nos familiarizamos al considerar las celdas galvánicas. En primer lugar, examinaremos la deposición de cobre, que se utiliza en un coulómetro de cobre para medir la cantidad de electricidad.

El metal se deposita por la corriente.

Después de doblar los extremos de dos finas placas de cobre, las colgamos en las paredes opuestas de un vaso de precipitados o, mejor aún, de un pequeño acuario de cristal. Adjuntamos los cables a las placas con terminales.
Electrólito Preparemos según la siguiente receta: 125 g de sulfato de cobre cristalino, 50 g de ácido sulfúrico concentrado y 50 g de alcohol (alcohol desnaturalizado), el resto es agua hasta 1 litro. Para hacer esto, primero disuelva el sulfato de cobre en 500 ml de agua, luego agregue con cuidado ácido sulfúrico en pequeñas porciones ( ¡Calefacción! ¡El líquido puede salpicar!), luego agregue alcohol y agregue agua hasta un volumen de 1 litro.
Llene el coulómetro con la solución preparada y conecte al circuito una resistencia variable, un amperímetro y una batería de plomo. Usando resistencia, ajustamos la corriente para que su densidad sea de 0,02-0,01 A/cm 2 de la superficie del electrodo. Si la placa de cobre tiene un área de 50 cm2, entonces la corriente debe estar en el rango de 0,5 a 1 A.
Después de un tiempo, el cobre metálico de color rojo claro comenzará a precipitar en el cátodo (electrodo negativo) y el cobre se disolverá en el ánodo (electrodo positivo). Para limpiar las placas de cobre, dejaremos pasar corriente en el coulómetro durante una media hora aproximadamente. Luego sacamos el cátodo, lo secamos cuidadosamente con papel de filtro y lo pesamos con precisión. Instalemos un electrodo en la celda, cerremos el circuito con un reóstato y mantengamos una corriente constante, por ejemplo 1 A. Después de una hora, abramos el circuito y pesemos nuevamente el cátodo seco. Con una corriente de 1 A, su masa aumentará en 1,18 g por hora de funcionamiento.
Por lo tanto, una cantidad de electricidad igual a 1 amperio hora que pasa a través de una solución puede liberar 1,18 g de cobre. O en general: la cantidad de sustancia liberada es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la solución.
Para aislar 1 equivalente de un ion, es necesario pasar a través de la solución una cantidad de electricidad igual al producto de la carga del electrodo e y el número de Avogadro. norte A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Este valor se indica con el símbolo F y lleva el nombre del descubridor de las leyes cuantitativas de la electrólisis. número de faraday(valor exacto F- 96.498 A*s*mol -1). Por lo tanto, para aislar un número dado de equivalentes de una solución norte e debe pasar una cantidad de electricidad a través de la solución igual a F * n mi A*s*mol -1 . En otras palabras,
Él =F * n eh aquí I- actual, t- tiempo de paso de la corriente a través de la solución. En el capitulo " Conceptos básicos de titulación"Ya se ha demostrado que el número de equivalentes de una sustancia norte e es igual al producto del número de moles por el número equivalente:
norte mi = norte*z Por eso:

I*t = F*n*Z

En este caso z- carga de iones (para Ag + z= 1, para Cu 2+ z= 2, para Al 3+ z= 3, etcétera). Si expresamos el número de moles como la relación entre masa y masa molar ( norte = m/m), luego obtenemos una fórmula que nos permite calcular todos los procesos que ocurren durante la electrólisis:

Él =F*m*Z/M

Usando esta fórmula puedes calcular la corriente:

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

Si introducimos la relación para el trabajo eléctrico. W. el

W. el = U*I*t Y W. correo electrónico/ Ud. = Él

Entonces, conociendo la tensión Ud., puedes calcular:

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

También es posible calcular cuánto tiempo tarda una determinada cantidad de una sustancia en liberarse electrolíticamente, o qué cantidad de una sustancia se liberará en un tiempo determinado. Durante el experimento, la densidad de corriente debe mantenerse dentro de límites especificados. Si es inferior a 0,01 A/cm2, se liberará muy poco metal, ya que se formarán parcialmente iones de cobre(I). Si la densidad de corriente es demasiado alta, la adherencia del recubrimiento al electrodo será débil y cuando el electrodo se retire de la solución, puede desmoronarse.
En la práctica, los recubrimientos galvánicos sobre metales se utilizan principalmente para protegerlos contra la corrosión y para obtener un brillo similar al de un espejo.
Además, los metales, especialmente el cobre y el plomo, se purifican mediante disolución anódica y posterior separación en el cátodo (refinado electrolítico).
Para revestir hierro con cobre o níquel, primero debes limpiar a fondo la superficie del objeto. Para ello, púlelo con tiza lavada y desengrase sucesivamente con una solución diluida de sosa cáustica, agua y alcohol. Si el artículo está cubierto de óxido, es necesario encurtirlo previamente en una solución de ácido sulfúrico al 10-15%.
Colgamos el producto limpio en un baño electrolítico (un pequeño acuario o un vaso de precipitados), donde servirá de cátodo.
La solución para aplicar revestimiento de cobre contiene 250 g de sulfato de cobre y 80-100 g de ácido sulfúrico concentrado en 1 litro de agua (¡Precaución!). En este caso, la placa de cobre servirá como ánodo. La superficie del ánodo debe ser aproximadamente igual a la superficie del objeto que se está recubriendo. Por lo tanto, siempre debe asegurarse de que el ánodo de cobre cuelgue en el baño a la misma profundidad que el cátodo.
El proceso se realizará a una tensión de 3-4 V (dos baterías) y una densidad de corriente de 0,02-0,4 A/cm 2. La temperatura de la solución en el baño debe ser de 18-25 °C.
Prestemos atención al hecho de que el plano del ánodo y la superficie a recubrir son paralelos entre sí. Es mejor no utilizar objetos con formas complejas. Variando la duración de la electrólisis es posible obtener recubrimientos de cobre de diferentes espesores.
A menudo recurren a un revestimiento de cobre preliminar para aplicar una capa duradera de otro metal a esta capa. Esto se utiliza especialmente cuando se croma hierro, se niquela fundición de zinc y en otros casos. Es cierto que para este fin se utilizan electrolitos de cianuro muy venenosos.
Para preparar un electrolito para niquelado, disuelva 25 g de sulfato de níquel cristalino, 10 g de ácido bórico o 10 g de citrato de sodio en 450 ml de agua. Puedes preparar tú mismo citrato de sodio neutralizando una solución de 10 g. ácido cítrico solución diluida de hidróxido de sodio o solución de soda. Deje que el ánodo sea una placa de níquel del área más grande posible y tome la batería como fuente de voltaje.
Utilizando una resistencia variable mantendremos la densidad de corriente igual a 0,005 A/cm 2 . Por ejemplo, con una superficie de objeto de 20 cm 2, es necesario trabajar con una corriente de 0,1 A. Después de media hora de trabajo, el objeto ya estará niquelado. Saquémoslo del baño y limpiémoslo con un paño. Sin embargo, es mejor no interrumpir el proceso de niquelado, ya que entonces la capa de níquel puede pasivarse y el recubrimiento de níquel posterior no se adherirá bien.
Para conseguir un brillo de espejo sin pulido mecánico, introducimos en el baño galvánico el llamado aditivo formador de brillo. Tales aditivos incluyen, por ejemplo, pegamento, gelatina, azúcar. Puedes añadir, por ejemplo, unos gramos de azúcar a un baño de níquel y estudiar su efecto.
Para preparar un electrolito para el cromado de hierro (después del cobreado preliminar), disuelva 40 g de anhídrido crómico CrO 3 (¡Precaución! ¡Veneno!) y exactamente 0,5 g de ácido sulfúrico (¡en ningún caso más!) en 100 ml de agua. El proceso se produce con una densidad de corriente de aproximadamente 0,1 A/cm 2 y como ánodo se utiliza una placa de plomo, cuyo área debe ser ligeramente menor que el área de la superficie cromada.
Es mejor calentar ligeramente los baños de níquel y cromo (hasta unos 35 ° C). Tenga en cuenta que los electrolitos para el cromado, especialmente durante un proceso largo y alta resistencia corriente, emiten humos que contienen ácido crómico, muy perjudiciales para la salud. Por lo tanto, el cromado debe realizarse bajo tracción o al aire libre, por ejemplo en un balcón.
Cuando se croma (y, en menor medida, se niquela), no toda la corriente se utiliza para la deposición del metal. Al mismo tiempo se libera hidrógeno. Teniendo en cuenta una serie de tensiones, se esperaría que de las soluciones acuosas no se liberaran metales antes que el hidrógeno, sino que, por el contrario, se liberara hidrógeno menos activo. Sin embargo, aquí, como ocurre con la disolución anódica de metales, el desprendimiento catódico de hidrógeno a menudo se inhibe y se observa solo cuando Alto voltaje. Este fenómeno se denomina sobretensión del hidrógeno y es especialmente importante, por ejemplo, en el caso del plomo. Gracias a esta circunstancia, una batería de plomo-ácido puede funcionar. Al cargar una batería, en lugar de PbO 2, debería aparecer hidrógeno en el cátodo, pero, debido a la sobretensión, el desprendimiento de hidrógeno comienza cuando la batería está casi completamente cargada.

La diferencia de potencial “sustancia electrodo – solución” sirve precisamente como característica cuantitativa de la capacidad de una sustancia (tanto metales comono metales) se disuelven en forma de iones, es decir, personajeEstabilidad de la capacidad OB del ion y su sustancia correspondiente.

Esta diferencia de potencial se llamapotencial de electrodo.

Sin embargo, los métodos directos para medir tales diferencias potencialesno existe, por lo que acordamos definirlos en relación conllamado electrodo de hidrógeno estándar, potenciaal que convencionalmente se considera cero (a menudo también llamadoelectrodo de referencia). Un electrodo de hidrógeno estándar consta dede una placa de platino sumergida en una solución de ácido que contieneconcentración de iones H + 1 mol/l y se lava con una corriente de gashidrógeno en condiciones estándar.

La aparición de un potencial en un electrodo de hidrógeno estándar se puede imaginar de la siguiente manera. El gas hidrógeno, absorbido por el platino, pasa al estado atómico:

H22H.

Se logra un estado de equilibrio dinámico entre el hidrógeno atómico formado en la superficie de la placa, los iones de hidrógeno en la solución y el platino (¡electrones!):

HH++e.

El proceso general se expresa mediante la ecuación:

H2 2H++ 2e.

El platino no participa en reacciones redox. Y proceso tivo, pero es sólo un portador de hidrógeno atómico.

Si se conecta una placa de un determinado metal, sumergida en una solución de su sal con una concentración de iones metálicos igual a 1 mol/l, a un electrodo de hidrógeno estándar, se obtiene una celda galvánica. Fuerza electromotriz de este elemento.(EMF), medido a 25° C, caracteriza el potencial de electrodo estándar del metal, generalmente designado como E 0 .

En relación con el sistema H 2 /2H +, algunas sustancias se comportarán como agentes oxidantes, otras como agentes reductores. Actualmente, se han obtenido potenciales estándar para casi todos los metales y muchos no metales, que caracterizan la capacidad relativa de los agentes reductores u oxidantes para donar o capturar electrones.

Los potenciales de los electrodos que actúan como agentes reductores con respecto al hidrógeno tienen un signo “-”, y el signo “+” indica los potenciales de los electrodos que son agentes oxidantes.

Si ordenamos los metales en orden creciente de sus potenciales de electrodo estándar, entonces se obtiene el llamado Serie de voltaje electroquímico de metales.:

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

Una serie de tensiones caracterizan Propiedades químicas rieles

1. Cuanto más negativo es el potencial del electrodo de un metal, mayor es su capacidad reductora.

2. Cada metal es capaz de desplazar (reducir) de las soluciones salinas aquellos metales que se encuentran en la serie de tensiones metálicas posteriores a él. Las únicas excepciones son los metales alcalinos y alcalinotérreos, que no reducen los iones de otros metales de las soluciones de sus sales. Esto se debe a que en estos casos las reacciones de interacción de los metales con el agua se producen a mayor velocidad.

3. Todos los metales que tienen un potencial de electrodo estándar negativo, es decir. los ubicados en la serie de voltaje de los metales a la izquierda del hidrógeno son capaces de desplazarlo de las soluciones ácidas.

Cabe señalar que la serie presentada caracteriza el comportamiento de los metales y sus sales solo en soluciones acuosas, ya que los potenciales tienen en cuenta las peculiaridades de la interacción de un ion particular con las moléculas de disolvente. Es por eso que la serie electroquímica comienza con el litio, mientras que el rubidio y el potasio, más activos químicamente, se encuentran a la derecha del litio. Esto se debe a la energía excepcionalmente alta del proceso de hidratación de los iones de litio en comparación con los iones de otros metales alcalinos.

El valor algebraico del potencial redox estándar caracteriza la actividad oxidativa de la forma oxidada correspondiente. Por tanto, una comparación de los valores de los potenciales redox estándar nos permite responder a la pregunta: ¿se produce tal o cual reacción redox?

Por tanto, todas las semirreacciones de oxidación de iones haluro a halógenos libres.

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

2 Br – -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

2I – -2 mi = Yo 2 mi 0 = -0,54 V (3)

se puede implementar en condiciones estándar cuando se utiliza óxido de plomo como agente oxidante ( IV ) (E 0 = 1,46 V) o permanganato de potasio (E 0 = 1,52 V). Cuando se utiliza dicromato de potasio ( mi 0 = 1,35 V) sólo se pueden realizar las reacciones (2) y (3). Finalmente, el uso de ácido nítrico como agente oxidante ( mi 0 = 0,96 V) permite sólo una media reacción que involucra iones yoduro (3).

Por lo tanto, el criterio cuantitativo para evaluar la posibilidad de que ocurra una reacción redox particular es valor positivo diferencias en los potenciales redox estándar de las semireacciones de oxidación y reducción.

Los metales que reaccionan fácilmente se llaman metales activos. Estos incluyen metales alcalinos, alcalinotérreos y aluminio.

Posición en la tabla periódica

Las propiedades metálicas de los elementos disminuyen de izquierda a derecha en la tabla periódica. Por tanto, los elementos de los grupos I y II se consideran los más activos.

Arroz. 1. Metales activos en la tabla periódica.

Todos los metales son agentes reductores y se separan fácilmente de los electrones en el nivel de energía exterior. Los metales activos tienen sólo uno o dos electrones de valencia. En este caso, las propiedades metálicas aumentan de arriba a abajo al aumentar el número de niveles de energía, porque Cuanto más lejos esté un electrón del núcleo de un átomo, más fácil le resultará separarse.

Los metales alcalinos se consideran los más activos:

• litio;
• sodio;
• potasio;
• rubidio;
• cesio;
• Francés

Los metales alcalinotérreos incluyen:

• berilio;
• magnesio;
• calcio;
• estroncio;
• bario;
• radio.

El grado de actividad de un metal puede determinarse mediante la serie electroquímica de voltajes del metal. Cuanto más a la izquierda del hidrógeno se encuentre un elemento, más activo será. Los metales a la derecha del hidrógeno son inactivos y sólo pueden reaccionar con ácidos concentrados.

Arroz. 2. Serie electroquímica de voltajes de metales.

La lista de metales activos en química también incluye el aluminio, situado en el grupo III y a la izquierda del hidrógeno. Sin embargo, el aluminio se encuentra en el límite de los metales activos e intermedios y no reacciona con algunas sustancias en condiciones normales.

Propiedades

Los metales activos son blandos (se pueden cortar con un cuchillo), ligeros y tienen un punto de fusión bajo.

Las principales propiedades químicas de los metales se presentan en la tabla.

Reacción	La ecuacion	Excepción
Los metales alcalinos se encienden espontáneamente en el aire al interactuar con el oxígeno.	K + O 2 → KO 2	El litio reacciona con el oxígeno solo a altas temperaturas.
Los metales alcalinotérreos y el aluminio forman películas de óxido en el aire y se encienden espontáneamente cuando se calientan.	2Ca + O 2 → 2CaO
Reaccionan con sustancias simples para formar sales.	Ca + Br2 → CaBr2; - 2Al + 3S → Al2S3	El aluminio no reacciona con el hidrógeno.
Reacciona violentamente con el agua, formando álcalis e hidrógeno.	- Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2	La reacción con el litio es lenta. El aluminio reacciona con el agua sólo después de eliminar la película de óxido.
Reaccionan con ácidos para formar sales.	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Interactuar con soluciones salinas, primero reaccionando con agua y luego con sal.	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Los metales activos reaccionan fácilmente, por lo que en la naturaleza se encuentran solo en mezclas: minerales, rocas.

Arroz. 3. Minerales y metales puros.

¿Qué hemos aprendido?

Los metales activos incluyen elementos de los grupos I y II: metales alcalinos y alcalinotérreos, así como aluminio. Su actividad está determinada por la estructura del átomo: algunos electrones se separan fácilmente del nivel de energía externo. Se trata de metales ligeros y blandos que reaccionan rápidamente con sustancias simples y complejas, formando óxidos, hidróxidos y sales. El aluminio está más cerca del hidrógeno y su reacción con sustancias requiere condiciones adicionales - altas temperaturas, destrucción de la película de óxido.

Prueba sobre el tema.

Evaluación del informe

Puntuación media: 4.4. Calificaciones totales recibidas: 388.

Serie de actividad electroquímica de metales.(una serie de voltajes, una serie de potenciales de electrodos estándar): una secuencia en la que los metales están dispuestos en orden creciente de sus potenciales electroquímicos estándar φ 0, correspondiente a la semirreacción de reducción del catión metálico Me n+: Me n+ + nē → Yo

Uso práctico de la serie de actividades de los metales.

En la práctica se utilizan varios voltajes para una evaluación comparativa de la actividad química de los metales en reacciones con soluciones acuosas de sales y ácidos y para la evaluación de procesos catódicos y anódicos durante la electrólisis:

• Los metales a la izquierda del hidrógeno son agentes reductores más fuertes que los metales a la derecha: desplazan a estos últimos de las soluciones salinas. Por ejemplo, la interacción Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu sólo es posible en la dirección de avance.
• Los metales en la fila a la izquierda del hidrógeno desplazan al hidrógeno cuando interactúan con soluciones acuosas de ácidos no oxidantes; los metales más activos (hasta el aluminio inclusive) y cuando interactúan con el agua.
• Los metales de la serie a la derecha del hidrógeno no interactúan con soluciones acuosas de ácidos no oxidantes en condiciones normales.
• Durante la electrólisis, los metales a la derecha del hidrógeno se liberan en el cátodo; la reducción de metales moderadamente activos va acompañada de la liberación de hidrógeno; Los metales más activos (hasta el aluminio) no se pueden aislar de soluciones salinas acuosas en condiciones normales.

Los metales alcalinos se consideran los más activos:

• litio;
• sodio;
• potasio;
• rubidio;
• cesio;
• Francés

Todos los metales, dependiendo de su actividad redox, se combinan en una serie llamada serie de voltaje electroquímico del metal (ya que los metales que contiene están ordenados en orden de potenciales electroquímicos estándar crecientes) o serie de actividad del metal:

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

Los metales químicamente más activos se encuentran en la serie de actividad hasta el hidrógeno, y cuanto más a la izquierda está el metal, más activo es. Los metales que ocupan el lugar después del hidrógeno en la serie de actividad se consideran inactivos.

Aluminio

El aluminio es de un color blanco plateado. Básico propiedades físicas Aluminio – ligereza, alta conductividad térmica y eléctrica. En estado libre, cuando se expone al aire, el aluminio se cubre con una película duradera de óxido de Al 2 O 3, que lo hace resistente a la acción de ácidos concentrados.

El aluminio pertenece a la familia de metales p. La configuración electrónica del nivel de energía exterior es 3s 2 3p 1. En sus compuestos, el aluminio presenta un estado de oxidación de “+3”.

El aluminio se produce por electrólisis del óxido fundido de este elemento:

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

Sin embargo, debido al bajo rendimiento del producto, se utiliza con mayor frecuencia el método de producción de aluminio mediante electrólisis de una mezcla de Na 3 y Al 2 O 3. La reacción ocurre cuando se calienta a 960 ° C y en presencia de catalizadores: fluoruros (AlF 3, CaF 2, etc.), mientras que la liberación de aluminio se produce en el cátodo y el oxígeno se libera en el ánodo.

El aluminio es capaz de interactuar con el agua después de eliminar la película de óxido de su superficie (1), interactuar con sustancias simples (oxígeno, halógenos, nitrógeno, azufre, carbono) (2-6), ácidos (7) y bases (8):

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

2Al +3/2O2 = Al2O3 (2)

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

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al2S3 (5)

4Al + 3C = Al4C3 (6)

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

2Al +2NaOH +3H2O = 2Na + 3H2 (8)

Calcio

En su forma libre, el Ca es un metal de color blanco plateado. Cuando se expone al aire, instantáneamente se cubre con una película amarillenta, que es producto de su interacción con los componentes del aire. El calcio es un metal bastante duro y tiene una red cristalina cúbica centrada en las caras.

La configuración electrónica del nivel de energía exterior es 4s 2. En sus compuestos, el calcio presenta un estado de oxidación “+2”.

El calcio se obtiene por electrólisis de sales fundidas, con mayor frecuencia cloruros:

CaCl2 = Ca + Cl2

El calcio es capaz de disolverse en agua para formar hidróxidos, exhibir fuertes propiedades básicas (1), reaccionar con oxígeno (2), formar óxidos, interactuar con no metales (3-8), disolverse en ácidos (9):

Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2 (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 = Ca3P2 (7)

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

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

Hierro y sus compuestos.

El hierro es un metal gris. EN forma pura es bastante suave, maleable y viscoso. La configuración electrónica del nivel de energía exterior es 3d 6 4s 2. En sus compuestos, el hierro presenta estados de oxidación “+2” y “+3”.

El hierro metálico reacciona con el vapor de agua formando óxido mixto (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

En el aire, el hierro se oxida fácilmente, especialmente en presencia de humedad (se oxida):

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

Como otros metales, el hierro reacciona con sustancias simples, por ejemplo, halógenos (1) y se disuelve en ácidos (2):

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

El hierro forma todo un espectro de compuestos, ya que presenta varios estados de oxidación: hidróxido de hierro (II), hidróxido de hierro (III), sales, óxidos, etc. Así, el hidróxido de hierro (II) se puede obtener mediante la acción de soluciones alcalinas sobre sales de hierro (II) sin acceso al aire:

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

El hidróxido de hierro (II) es soluble en ácidos y se oxida a hidróxido de hierro (III) en presencia de oxígeno.

Las sales de hierro (II) exhiben propiedades de agente reductor y se convierten en compuestos de hierro (III).

El óxido de hierro (III) no se puede obtener mediante la combustión de hierro en oxígeno; para obtenerlo es necesario quemar sulfuros de hierro o calcinar otras sales de hierro:

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

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

Los compuestos de hierro (III) exhiben propiedades oxidantes débiles y son capaces de entrar en reacciones redox con agentes reductores fuertes:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Producción de hierro y acero.

Los aceros y las fundiciones son aleaciones de hierro y carbono, con un contenido de carbono en el acero de hasta el 2% y en el hierro fundido de entre el 2% y el 4%. Los aceros y las fundiciones contienen aditivos de aleación: aceros – Cr, V, Ni y hierro fundido – Si.

Destacar Varios tipos Los aceros, por ejemplo, se dividen en aceros estructurales, inoxidables, para herramientas, resistentes al calor y criogénicos según su finalidad prevista. Según su composición química, se dividen en carbonosos (bajo, medio y alto contenido de carbono) y aleados (baja, media y alta aleación). Según la estructura se distinguen aceros austeníticos, ferríticos, martensíticos, perlíticos y bainíticos.

Los aceros han encontrado aplicación en muchos sectores de la economía nacional, como la construcción, la química, la petroquímica y la seguridad. ambiente, transporte de energía y otras industrias.

Dependiendo de la forma del contenido de carbono en el hierro fundido: cementita o grafito, así como de su cantidad, se distinguen varios tipos de hierro fundido: blanco (color claro de la fractura debido a la presencia de carbono en forma de cementita), gris (color gris de la fractura debido a la presencia de carbono en forma de grafito), maleable y resistente al calor. Los hierros fundidos son aleaciones muy frágiles.

Las áreas de aplicación del hierro fundido son amplias: las decoraciones artísticas (cercas, puertas), piezas de gabinetes, equipos de plomería, artículos para el hogar (sartenes) están hechos de hierro fundido y se utiliza en la industria automotriz.

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

Ejercicio	Se disolvió en ácido clorhídrico una aleación de magnesio y aluminio que pesaba 26,31 g. En este caso se liberaron 31.024 litros de gas incoloro. Determine las fracciones de masa de metales en la aleación.
Solución	Ambos metales son capaces de reaccionar con el ácido clorhídrico, dando como resultado la liberación de hidrógeno: Mg +2HCl = MgCl2 + H2 2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2 Encontremos el número total de moles de hidrógeno liberados: v(H 2) =V(H 2)/V·m v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 moles Sea la cantidad de sustancia Mg x mol y Al sea y mol. Luego, basándonos en las ecuaciones de reacción, podemos escribir la expresión para el número total de moles de hidrógeno: x + 1,5y = 1,385 Expresemos la masa de metales en la mezcla: Entonces, la masa de la mezcla quedará expresada por la ecuación: 24x + 27y = 26,31 Recibimos un sistema de ecuaciones: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Resolvámoslo: 33,24 -36 años+27 años = 26,31 v(Al) = 0,77 moles v(Mg) = 0,23 moles Entonces, la masa de metales en la mezcla es: metro(Mg) = 24×0,23 = 5,52 g metro(Al) = 27×0,77 = 20,79 g Encontremos las fracciones masivas de metales en la mezcla: ώ =m(Me)/m suma ×100% ώ(Mg) = 5,52/26,31 ×100%= 20,98% ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02%
Respuesta	Fracciones masivas de metales en la aleación: 20,98%, 79,02%