Niz oksidacije metala. Aktivni metali. Međudjelovanje metala s vodom

08.02.2022 Vrste

Grosse E., Weissmantel H.

Kemija za znatiželjne. Osnove kemije i zabavni pokusi.

Poglavlje 3 (nastavak)

MALI TEČAJ ELEKTROKEMIJE METALA

Već smo se upoznali s elektrolizom otopina klorida alkalijskih metala i proizvodnjom metala pomoću talina. Pokušajmo sada pomoću nekoliko jednostavnih eksperimenata proučiti neke od zakona elektrokemije vodenih otopina i galvanskih članaka, a također se upoznati s proizvodnjom zaštitnih galvanskih prevlaka.
Elektrokemijske metode koriste se u suvremenoj analitičkoj kemiji i služe za određivanje najvažnijih veličina teorijske kemije.
Konačno, korozija metalni predmeti, koji uzrokuje velike štete nacionalnom gospodarstvu, u većini slučajeva je elektrokemijski proces.

SERIJA NAPREZANJA METALA

Temeljna poveznica za razumijevanje elektrokemijskih procesa je naponski niz 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 vodik. Ako su elektrode galvanskog članka izrađene od bilo koja dva metala u nizu, tada će se na materijalu ispred reda pojaviti negativan napon.
Vrijednost napona ( elektrokemijski potencijal) ovisi o položaju elementa u nizu napona i o svojstvima elektrolita.
Bit niza napona utvrdit ćemo iz nekoliko jednostavnih pokusa, za koje će nam trebati strujni izvor i električni mjerni instrumenti. Oko 10 g kristalnog bakrenog sulfata otopite u 100 ml vode i u otopinu uronite čeličnu iglu ili komad željeznog lima. (Preporučamo da glačalo najprije očistite finim brusnim papirom do sjaja.) Nakon toga kratko vrijemeželjezo će biti prekriveno crvenkastim slojem oslobođenog bakra. Aktivnije željezo istiskuje bakar iz otopine, pri čemu se željezo otapa kao ioni, a bakar se oslobađa kao metal. Proces se nastavlja sve dok je otopina u kontaktu sa željezom. Nakon što bakar prekrije cijelu površinu glačala, ono će praktički stati. U tom slučaju nastaje prilično porozan sloj bakra, pa se zaštitni premazi ne mogu dobiti bez uporabe struje.
U sljedećim pokusima spustit ćemo male trake cinkovog i olovnog lima u otopinu bakrenog sulfata. Nakon 15 minuta ih izvadimo, operemo i pregledamo pod mikroskopom. Možemo razaznati prekrasne uzorke poput leda, koji su u reflektiranoj svjetlosti crvene boje i sastoje se od oslobođenog bakra. I ovdje su aktivniji metali preveli bakar iz ionskog u metalno stanje.
Zauzvrat, bakar može istisnuti metale koji su niži u nizu napona, to jest manje aktivni. Nanesite nekoliko kapi otopine srebrnog nitrata na tanku traku bakrenog lima ili plosnatu bakrenu žicu (prethodno očistivši površinu do sjaja). Golim okom možete vidjeti nastalu crnkastu prevlaku, koja pod mikroskopom u reflektiranoj svjetlosti izgleda poput tankih iglica i biljnih šara (tzv. dendrita).
Za izolaciju cinka bez struje potrebno je koristiti aktivniji metal. Isključujući metale koji burno reagiraju s vodom, nalazimo magnezij u naponskom nizu iznad cinka. Stavite nekoliko kapi otopine cinkovog sulfata na komad magnezijske trake ili na tanke strugotine elektrona. Otopinu cinkovog sulfata dobijemo otapanjem komadića cinka u razrijeđenoj sumpornoj kiselini. Uz cink sulfat dodajte nekoliko kapi denaturiranog alkohola. Na magneziju ćemo nakon kratkog vremena uočiti, posebno pod mikroskopom, oslobađanje cinka u obliku tankih kristala.
Općenito, bilo koji član niza napona može se premjestiti iz otopine, gdje postoji kao ion, i prevesti u metalno stanje. Međutim, kada isprobamo sve moguće kombinacije, možemo se razočarati. Čini se da ako je traka aluminija uronjena u otopine soli bakra, željeza, olova i cinka, ti bi se metali trebali osloboditi na njoj. Ali to se, međutim, ne događa. Razlog kvara ne leži u pogrešci u nizu napona, već se temelji na posebnoj inhibiciji reakcije, koja je u ovom slučaju posljedica tankog oksidnog filma na površini aluminija. U takvim se rješenjima aluminij 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 utječe vrsta aniona.) Ako, zbog 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

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

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2+ + 2 e-- = Cu

Sada razmotrite slučaj kada je metal uronjen u vodu ili otopinu soli, s kationom čija je izmjena nemoguća zbog njegovog položaja u nizu naprezanja. Unatoč tome, metal teži prijeći u otopinu u obliku iona. U tom slučaju atom metala predaje dva elektrona (ako je metal dvovalentan), površina metala uronjena u otopinu postaje negativno nabijena u odnosu na otopinu, a na međupovršini se formira dvostruki električni sloj. Ta razlika potencijala onemogućuje daljnje otapanje metala, tako da proces ubrzo prestaje.
Ako su dva različita metala uronjena u otopinu, oba će se nabiti, ali će onaj manje aktivan biti nešto slabiji, zbog činjenice da su njegovi atomi manje skloni gubitku elektrona.
Spojimo oba metala vodičem. Zbog razlike potencijala, tok elektrona teći će od aktivnijeg metala prema manje aktivnom, koji čini pozitivni pol elementa. Dolazi do procesa u kojem aktivniji metal prelazi u otopinu, a kationi iz otopine se oslobađaju na plemenitijem metalu. Ilustrirajmo sada s nekoliko eksperimenata donekle apstraktno zaključivanje koje je gore dano (koje, štoviše, predstavlja grubo pojednostavljenje).
Čašu od 250 ml najprije napunimo do sredine 10%-tnom otopinom sumporne kiseline i u nju uronimo ne premale komadiće cinka i bakra. Na obje elektrode lemimo ili zakivamo bakrenu žicu čiji krajevi ne smiju dodirivati otopinu.
Sve dok krajevi žice nisu međusobno spojeni, promatrat ćemo otapanje cinka, koje je popraćeno oslobađanjem vodika. Cink je, kao što slijedi iz niza napona, aktivniji od vodika, tako da metal može istisnuti vodik iz ionskog stanja. Na oba metala formira se dvostruki električni sloj. Razliku potencijala između elektroda najlakše ćete odrediti voltmetrom. Odmah nakon spajanja uređaja u krug, strelica će pokazati približno 1 V, ali tada će napon brzo pasti. Spojite li na element malu žarulju koja troši 1 V, ona će zasvijetliti - isprva prilično jako, a zatim će sjaj postati slabiji.
Na temelju polariteta priključaka uređaja možemo zaključiti da je bakrena elektroda pozitivni pol. To se može dokazati bez uređaja uzimajući u obzir elektrokemiju procesa. U manju čašicu ili epruvetu pripremimo zasićenu otopinu kuhinjske soli, dodamo oko 0,5 ml alkoholne otopine indikatora fenolftaleina i u otopinu uronimo obje elektrode zatvorene žicom. U blizini negativnog pola primijetit će se blijeda crvenkasta boja, što je uzrokovano stvaranjem natrijevog hidroksida na katodi.
U drugim eksperimentima, moguće je staviti različite parove metala u ćeliju i odrediti rezultirajući napon. Na primjer, magnezij i srebro dat će posebno veliku razliku potencijala zbog značajne udaljenosti između njih i niza napona, dok će cink i željezo, naprotiv, dati vrlo malu, manju od desetinke volta. Korištenjem aluminija nećemo dobiti praktički nikakvu struju zbog pasivizacije.
Svi ovi elementi, ili, kako elektrokemičari kažu, strujni krugovi, imaju nedostatak što im pri mjerenju struje vrlo brzo pada napon. Stoga elektrokemičari uvijek mjere pravu veličinu napona u beznaponskom stanju metodom kompenzacije napona, odnosno uspoređujući ga s naponom drugog izvora struje.
Razmotrimo malo detaljnije procese u elementu bakar-cink. Na katodi cink prelazi u otopinu prema sljedećoj jednadžbi:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

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

2H + + 2 e-- = N 2

Nakon kratkog vremena, bakar će biti prekriven tankim slojem mjehurića vodika. U tom slučaju će se bakrena elektroda pretvoriti u vodikovu, a potencijalna razlika će se smanjiti. Taj se proces naziva polarizacija elektrode. Polarizacija bakrene elektrode može se ukloniti dodavanjem malo otopine kalijevog dikromata u ćeliju nakon pada napona. Nakon toga, napon će ponovno porasti, jer će kalijev dikromat oksidirati vodik u vodu. Kalijev dikromat u ovom slučaju djeluje kao depolarizator.
U praksi se koriste galvanski krugovi čije elektrode nisu polarizirane ili sklopovi čija se polarizacija može ukloniti dodavanjem depolarizatora.
Kao primjer nepolarizirajućeg elementa, razmotrite Danielov element, koji se u prošlosti često koristio kao izvor struje. Ovo je također element bakra i cinka, ali su oba metala uronjena u različite otopine. Cinkova elektroda se nalazi u poroznoj glinenoj ćeliji ispunjenoj razrijeđenom (oko 20%) sumpornom kiselinom. Glinena ćelija suspendirana je u velikoj čaši koja sadrži koncentriranu otopinu bakrenog sulfata, a na dnu se nalazi sloj kristala bakrenog sulfata. Druga elektroda u ovoj posudi je cilindar od bakrenog lima.
Ovaj element može biti izrađen od staklene posude, komercijalno dostupne glinene ćelije (u ekstremnim slučajevima koristimo posudu za cvijeće, zatvarajući rupu na dnu) i dvije elektrode odgovarajuće veličine.
Tijekom rada elementa cink se otapa stvarajući cink sulfat, a bakreni ioni se oslobađaju na bakrenoj elektrodi. Ali u isto vrijeme, bakrena elektroda nije polarizirana i element proizvodi napon od oko 1 V. Zapravo, teoretski, napon na stezaljkama je 1,10 V, ali pri skupljanju struje mjerimo nešto nižu vrijednost zbog električne otpornost stanice.
Ako elementu ne oduzmemo struju, trebamo izvaditi cinčanu elektrodu iz otopine sumporne kiseline, jer će se inače otopiti i stvoriti vodik.
Na slici je prikazan dijagram jednostavne ćelije koja ne zahtijeva poroznu pregradu. Cinkova elektroda nalazi se na vrhu staklene posude, a bakrena elektroda nalazi se pri dnu. Cijela ćelija je ispunjena zasićenom otopinom kuhinjske soli. Stavite šaku kristala bakrenog sulfata na dno staklenke. Dobivena koncentrirana otopina bakrenog sulfata pomiješat će se s otopinom kuhinjske soli vrlo sporo. Dakle, kada ćelija radi, bakar će se oslobađati na bakrenoj elektrodi, a cink će se otopiti u obliku sulfata ili klorida u gornjem dijelu ćelije.
Danas baterije koriste gotovo isključivo suhe ćelije, koje su praktičnije za korištenje. Njihov predak je element Leclanche. Elektrode su cinčani cilindar i ugljična šipka. Elektrolit je pasta koja se uglavnom sastoji od amonijevog klorida. Cink se otapa u tijestu, a vodik se oslobađa na ugljenu. Kako bi se izbjegla polarizacija, karbonska šipka se umoči u platnenu vrećicu koja sadrži mješavinu ugljenog praha i piroluzita. Ugljični prah povećava površinu elektrode, a piroluzit djeluje kao depolarizator, polako oksidirajući vodik.
Istina, depolarizacijska sposobnost piroluzita slabija je od prethodno spomenutog kalijevog dikromata. Stoga, kada se struja prima u suhe ćelije, napon brzo pada, oni " umoriti se"zbog polarizacije. Tek nakon nekog vremena dolazi do oksidacije vodika s piroluzitom. Dakle, elementi " odmarajući se", ako neko vrijeme ne prolazi struja. Provjerimo to na bateriji za svjetiljku, na koju spajamo žarulju. Paralelno sa svjetiljkom, odnosno izravno na stezaljke, spajamo voltmetar.
U početku će napon biti oko 4,5 V. (Najčešće takve baterije imaju tri ćelije spojene u seriju, svaka s teoretskim naponom od 1,48 V.) Nakon nekog vremena napon će pasti i sjaj žarulje oslabiti. Na temelju očitanja voltmetra možemo procijeniti koliko dugo baterija treba mirovati.
Posebno mjesto zauzimaju regenerirajući elementi poznati kao baterije. Podliježu reverzibilnim reakcijama i mogu se ponovno napuniti nakon što se ćelija isprazni spajanjem na vanjski izvor istosmjerne struje.
Trenutno su najčešći olovni akumulatori; Elektrolit u njima je razrijeđena sumporna kiselina u koju su uronjene dvije olovne ploče. Pozitivna elektroda obložena je olovnim dioksidom PbO 2, negativna je metalno olovo. Napon na stezaljkama je približno 2,1 V. Pri pražnjenju se na obje ploče stvara olovni sulfat koji se pri punjenju opet pretvara u metalno olovo i olovni peroksid.

PRIMJENA GALVANSKIH PREVLAKA

Taloženje metala iz vodenih otopina pomoću električne struje je obrnuti proces od elektrolitičkog otapanja, s kojim smo se upoznali pri razmatranju galvanskih članaka. Prije svega, ispitat ćemo taloženje bakra, koji se koristi u bakrenom kulometru za mjerenje količine elektriciteta.

Metal se taloži strujom

Savivši krajeve dviju tankih bakrenih ploča, objesimo ih na suprotne stijenke čaše ili, još bolje, malog staklenog akvarija. Žice pričvršćujemo na ploče s terminalima.
elektrolit Pripremimo prema sljedećoj recepturi: 125 g kristalnog bakrenog sulfata, 50 g koncentrirane sumporne kiseline i 50 g alkohola (denaturiranog alkohola), ostalo je voda do 1 litre. Da biste to učinili, najprije otopite bakreni sulfat u 500 ml vode, a zatim pažljivo dodajte sumpornu kiselinu u malim obrocima ( Grijanje! Tekućina može prskati!), zatim dodajte alkohol i dodajte vodu do volumena od 1 litre.
Napunite kulometar pripremljenom otopinom i u strujni krug spojite promjenjivi otpor, ampermetar i olovnu bateriju. Pomoću otpora podešavamo struju tako da njezina gustoća bude 0,02-0,01 A/cm 2 površine elektrode. Ako bakrena ploča ima površinu od 50 cm2, tada bi struja trebala biti u rasponu od 0,5-1 A.
Nakon nekog vremena, svijetlocrveni metalni bakar počet će se taložiti na katodi (negativna elektroda), a bakar će prijeći u otopinu na anodi (pozitivna elektroda). Za čišćenje bakrenih ploča propuštat ćemo struju kroz kulometar oko pola sata. Zatim izvadimo katodu, pažljivo je osušimo filter papirom i točno izvažemo. Ugradimo elektrodu u ćeliju, zatvorimo strujni krug pomoću reostata i održavamo konstantnu struju, npr. 1 A. Nakon sat vremena otvorimo strujni krug i ponovno izvažemo osušenu katodu. Pri struji od 1 A njegova će se masa povećati za 1,18 g po satu rada.
Prema tome, količina elektriciteta jednaka 1 amper satu prolazeći kroz otopinu može osloboditi 1,18 g bakra. Ili općenito: količina oslobođene tvari izravno je proporcionalna količini elektriciteta koji prolazi kroz otopinu.
Za izolaciju 1 ekvivalenta iona potrebno je kroz otopinu propustiti količinu elektriciteta jednaku umnošku naboja elektrode e i Avogadrova broja N A:
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 a ime je dobio po otkrivaču kvantitativnih zakona elektrolize Faradayev broj(točna vrijednost F- 96,498 A*s*mol -1). Stoga, za izolaciju određenog broja ekvivalenata iz rješenja n e kroz otopinu treba propustiti količinu elektriciteta jednaku F*n e A*s*mol -1 . Drugim riječima,
To =F*n uh ovdje ja- Trenutno, t- vrijeme prolaska struje kroz otopinu. U poglavlju " Osnove titracije„Već je pokazano da broj ekvivalenata tvari n e je jednak umnošku broja molova i ekvivalentnog broja:
n e = n*Z Stoga:

ja*t = F*n*Z

U ovom slučaju Z- naboj iona (za Ag + Z= 1, za Cu 2+ Z= 2, za Al 3+ Z= 3, itd.). Ako izrazimo broj molova kao omjer mase i molarne mase ( n = m/m), tada dobivamo formulu koja nam omogućuje izračunavanje svih procesa koji se odvijaju tijekom elektrolize:

To =Ž*m*Z/M

Pomoću ove formule možete izračunati struju:

ja = 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 električni rad W el

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

Zatim, poznavajući napetost U, možete izračunati:

W el = Ž*m*Z*U/M

Također je moguće izračunati koliko je vremena potrebno da se određena količina tvari elektrolitički oslobodi, odnosno koliko će se tvari osloboditi u određenom vremenu. Tijekom eksperimenta, gustoća struje mora se održavati u određenim granicama. Ako je manji od 0,01 A/cm2, tada će se osloboditi premalo metala, jer će se djelomično formirati ioni bakra(I). Ako je gustoća struje previsoka, prianjanje premaza na elektrodu bit će slabo i kad se elektroda izvadi iz otopine, može se raspasti.
U praksi se galvanske prevlake na metalima prvenstveno koriste za zaštitu od korozije i za dobivanje zrcalnog sjaja.
Osim toga, metali, osobito bakar i olovo, pročišćavaju se anodnim otapanjem i naknadnim odvajanjem na katodi (elektrolitička rafinacija).
Da biste željezo obložili bakrom ili niklom, prvo morate temeljito očistiti površinu predmeta. Da biste to učinili, ispolirajte ga ispranom kredom i uzastopno odmastite razrijeđenom otopinom kaustične sode, vode i alkohola. Ako je predmet prekriven hrđom, potrebno ga je prethodno kiseliti u 10-15% otopini sumporne kiseline.
Očišćeni proizvod objesimo u elektrolitičku kupelj (manji akvarij ili menzuru), gdje će služiti kao katoda.
Otopina za bakrenje sadrži 250 g bakrenog sulfata i 80-100 g koncentrirane sumporne kiseline u 1 litri vode (Oprez!). U ovom slučaju, bakrena ploča će služiti kao anoda. Površina anode treba biti približno jednaka površini predmeta koji se premazuje. Stoga uvijek morate osigurati da bakrena anoda visi u kadi na istoj dubini kao i katoda.
Proces će se provoditi pri naponu od 3-4 V (dvije baterije) i gustoći struje od 0,02-0,4 A/cm 2. Temperatura otopine u kadi treba biti 18-25 °C.
Obratimo pozornost na činjenicu da su ravnina anode i površina koju treba premazati paralelne jedna s drugom. Bolje je ne koristiti predmete složenih oblika. Variranjem trajanja elektrolize moguće je dobiti bakrene prevlake različitih debljina.
Često pribjegavaju prethodnom bakrenju kako bi na ovaj sloj nanijeli izdržljivi premaz drugog metala. Ovo se posebno često koristi kod kromiranja željeza, niklanja cinka i u drugim slučajevima. Istina, u tu svrhu koriste se vrlo otrovni cijanidni elektroliti.
Za pripremu elektrolita za poniklavanje otopite 25 g kristalnog nikal sulfata, 10 g borne kiseline ili 10 g natrijevog citrata u 450 ml vode. Natrijev citrat možete pripremiti i sami neutralizirajući otopinu od 10 g limunska kiselina razrijeđena otopina natrijevog hidroksida ili otopina sode. Neka anoda bude ploča od nikla što veće površine, a kao izvor napona uzmite bateriju.
Pomoću promjenjivog otpora održavat ćemo gustoću struje jednakom 0,005 A/cm 2 . Na primjer, s površinom predmeta od 20 cm 2 potrebno je raditi na jakosti struje od 0,1 A. Nakon pola sata rada predmet će već biti poniklan. Izvadimo ga iz kade i obrišemo ga krpom. Međutim, bolje je ne prekidati proces poniklavanja, budući da se tada sloj nikla može pasivizirati i kasniji premaz nikla neće dobro prianjati.
Za postizanje zrcalnog sjaja bez mehaničkog poliranja, u galvansku kupku unosimo tzv. aditiv za stvaranje sjaja. Takvi dodaci uključuju, na primjer, ljepilo, želatinu, šećer. Možete dodati, primjerice, nekoliko grama šećera u kupku od nikla i proučavati njegov učinak.
Za pripremu elektrolita za kromiranje željeza (nakon prethodnog bakrenja), otopite 40 g kromnog anhidrida CrO 3 (Oprez! Otrov!) i točno 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 bi površina trebala biti nešto manja od površine kromirane površine.
Kupke od nikla i kroma najbolje je lagano zagrijati (na oko 35 °C). Imajte na umu da elektroliti za kromiranje, posebno tijekom dugog procesa i velika snaga struje, ispuštaju pare koje sadrže kromnu kiselinu, koje su vrlo štetne za zdravlje. Stoga kromiranje treba izvesti pod vučom ili na otvorenom, na primjer na balkonu.
Kod kromiranja (i u manjoj mjeri, niklanja), ne koristi se sva struja za taloženje metala. Istovremeno se oslobađa vodik. Na temelju niza napona moglo bi se očekivati da se metali ispred vodika uopće ne bi oslobađali iz vodenih otopina, već bi se, naprotiv, trebao oslobađati manje aktivni vodik. Međutim, ovdje, kao i kod anodnog otapanja metala, katodno razvijanje vodika je često inhibirano i opaža se samo kada visoki napon. Ta se pojava naziva prenapon vodika, a posebno je velika npr. na olovu. Zahvaljujući ovoj okolnosti, olovna baterija može funkcionirati. Prilikom punjenja baterije, umjesto PbO 2, na katodi bi se trebao pojaviti vodik, ali, zbog prenapona, razvijanje vodika počinje kada je baterija gotovo potpuno napunjena.

Razlika potencijala "elektroda tvar - otopina" upravo služi kao kvantitativna karakteristika sposobnosti tvari (i metala inemetali) prelaze u otopinu u obliku iona, tj. likstabilnost OB sposobnosti iona i njegove odgovarajuće supstance.

Ta se razlika potencijala nazivapotencijal elektrode.

Međutim, izravne metode za mjerenje takvih potencijalnih razlikane postoji, pa smo se dogovorili da ih definiramo u odnosu natakozvana standardna vodikova elektroda, potencijaal koja se konvencionalno uzima kao nula (često se također nazivareferentna elektroda). Standardna vodikova elektroda sastoji se ods platinske ploče uronjene u otopinu kiseline koja sadržikoncentracija H iona + 1 mol/l i ispere se strujom plinovitogvodik pod standardnim uvjetima.

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

H22H.

Između atomskog vodika formiranog na površini ploče, vodikovih iona u otopini i platine (elektrona!) ostvaruje se stanje dinamičke ravnoteže:

HH + + e.

Ukupni proces je izražen jednadžbom:

H 2 2H + + 2e.

Platina ne sudjeluje u redoks reakcijama I tivni proces, ali je samo nositelj atomskog vodika.

Ako se ploča određenog metala, uronjena u otopinu njegove soli s koncentracijom metalnih iona jednakom 1 mol/l, spoji na standardnu vodikovu elektrodu, dobiva se galvanski članak. Elektromotorna sila ovog elementa(emf), mjeren na 25°C, karakterizira standardni elektrodni potencijal metala, obično označen kao E 0 .

U odnosu na sustav H 2 /2H + neke će se tvari ponašati kao oksidanti, druge kao reduktivi. Trenutno su dobiveni standardni potencijali za gotovo sve metale i mnoge nemetale, koji karakteriziraju relativnu sposobnost redukcijskih sredstava ili oksidacijskih sredstava da doniraju ili hvataju elektrone.

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

Posložimo li metale u rastućem redoslijedu njihovih standardnih elektrodnih potencijala, tada se tzv elektrokemijski naponski nizovi metala:

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

Niz stresova karakterizira Kemijska svojstva metali

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

2. Svaki metal je sposoban istisnuti (reducirati) iz otopina soli one metale koji su u nizu metalnih naprezanja iza njega. Jedina iznimka su alkalijski i zemnoalkalijski metali, koji neće reducirati ione drugih metala iz otopina svojih soli. To je zbog činjenice da se u tim slučajevima reakcije metala s vodom odvijaju brže.

3. Svi metali koji imaju negativan standardni elektrodni potencijal, t.j. oni koji se nalaze u naponskom nizu metala lijevo od vodika sposobni su ga istisnuti iz kiselih otopina.

Treba napomenuti da prikazani niz karakterizira ponašanje metala i njihovih soli samo u vodenim otopinama, budući da potencijali uzimaju u obzir osobitosti interakcije određenog iona s molekulama otapala. Zato elektrokemijski niz počinje litijem, dok se desno od litija nalaze kemijski aktivniji rubidij i kalij. To je zbog iznimno visoke energije procesa hidratacije litijevih iona u usporedbi s ionima drugih alkalnih metala.

Algebarska vrijednost standardnog redoks potencijala karakterizira oksidativnu aktivnost odgovarajućeg oksidiranog oblika. Stoga nam usporedba vrijednosti standardnih redoks potencijala omogućuje odgovor na pitanje: događa li se ova ili ona redoks reakcija?

Dakle, sve polureakcije oksidacije halogenidnih iona 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 provesti u standardnim uvjetima kada se koristi olovni oksid kao oksidacijsko sredstvo ( IV ) (E 0 = 1,46 V) ili kalijev permanganat (E 0 = 1,52 V). Kada se koristi kalijev dikromat ( 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) omogućuje samo polureakciju koja uključuje jodidne ione (3).

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

Metali koji lako reagiraju nazivaju se aktivni metali. To uključuje alkalijske, zemnoalkalijske metale i aluminij.

Položaj u periodnom sustavu

Metalna svojstva elemenata smanjuju se slijeva nadesno u periodnom sustavu. Stoga se elementi skupine I i II smatraju najaktivnijima.

Riža. 1. Aktivni metali u periodnom sustavu.

Svi metali su redukcijski agensi i lako se odvajaju od elektrona na vanjskoj energetskoj razini. Aktivni metali imaju samo jedan ili dva valentna elektrona. U ovom slučaju, metalna svojstva rastu odozgo prema dolje s povećanjem broja energetskih razina, jer Što je elektron dalje od jezgre atoma, lakše se odvaja.

Alkalijski metali smatraju se najaktivnijima:

litij;
natrij;
kalij;
rubidij;
cezij;
francuski

Zemnoalkalijski metali uključuju:

berilijum;
magnezij;
kalcij;
stroncij;
barij;
radij.

Stupanj aktivnosti metala može se odrediti elektrokemijskim nizom metalnih napona. Što je element lijevo od vodika, to je aktivniji. Metali desno od vodika su neaktivni i mogu reagirati samo s koncentriranim kiselinama.

Riža. 2. Elektrokemijski niz metalnih napona.

Popis aktivnih metala u kemiji također uključuje aluminij, koji se nalazi u skupini III i lijevo od vodika. Međutim, aluminij je na granici aktivnih i srednje aktivnih metala i s nekim tvarima u normalnim uvjetima ne reagira.

Svojstva

Aktivni metali su mekani (mogu se rezati nožem), lagani i imaju nisko talište.

Glavna kemijska svojstva metala prikazana su u tablici.

Reakcija	Jednadžba	Iznimka
Alkalijski metali se spontano zapale na zraku u interakciji s kisikom	K + O 2 → KO 2	Litij reagira s kisikom samo pri visokim temperaturama
Zemnoalkalijski metali i aluminij stvaraju oksidne filmove na zraku i spontano se zapale kada se zagriju	2Ca + O 2 → 2CaO
Reagirajte s jednostavnim tvarima i nastaju soli	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aluminij ne reagira s vodikom
Burno reagira s vodom, stvarajući lužine i vodik	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Reakcija s litijem je spora. Aluminij reagira s vodom tek nakon uklanjanja oksidnog filma
Reagirati s kiselinama da bi se dobile soli	Ca + 2HCl → CaCl2 + H2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Interakcija s otopinama soli, prvo reagira s vodom, a zatim sa soli	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Aktivni metali lako reagiraju, pa se u prirodi nalaze samo u smjesama – mineralima, stijenama.

Riža. 3. Minerali i čisti metali.

Što smo naučili?

Aktivni metali uključuju elemente skupine I i II - alkalijske i zemnoalkalijske metale, kao i aluminij. Njihova aktivnost određena je strukturom atoma - nekoliko elektrona se lako odvajaju od vanjske energetske razine. To su meki laki metali koji brzo reagiraju s jednostavnim i složenim tvarima, tvoreći okside, hidrokside i soli. Aluminij je bliži vodiku i njegova reakcija s tvarima zahtijeva dodatni uvjeti - visoke temperature, uništavanje oksidnog filma.

Test na temu

Ocjena izvješća

Prosječna ocjena: 4.4. Ukupno primljenih ocjena: 388.

Niz elektrokemijske aktivnosti metala(niz napona, niz standardnih elektrodnih potencijala) - niz u kojem su metali raspoređeni u rastućem redoslijedu svojih standardnih elektrokemijskih potencijala φ 0, što odgovara polureakciji redukcije metalnog kationa Me n+: Me n+ + nē → ja

Praktična uporaba niza aktivnosti metala

Za usporednu ocjenu kemijske aktivnosti metala u reakcijama s vodenim otopinama soli i kiselina te za ocjenu katodnih i anodnih procesa tijekom elektrolize u praksi se koristi niz napona:

Metali lijevo od vodika jači su redukcijski agensi od metala desno: istiskuju potonje iz otopina soli. Na primjer, interakcija Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu moguća je samo u smjeru prema naprijed.
Metali u redu lijevo od vodika istiskuju vodik u interakciji s vodenim otopinama neoksidirajućih kiselina; najaktivniji metali (do i uključujući aluminij) - i u interakciji s vodom.
Metali u nizu desno od vodika ne stupaju u interakciju s vodenim otopinama neoksidirajućih kiselina u normalnim uvjetima.
Tijekom elektrolize, metali desno od vodika oslobađaju se na katodi; redukcija umjereno aktivnih metala popraćena je oslobađanjem vodika; Najaktivniji metali (sve do aluminija) ne mogu se izolirati iz vodenih otopina soli u normalnim uvjetima.

Alkalijski metali smatraju se najaktivnijima:

litij;
natrij;
kalij;
rubidij;
cezij;
francuski

Svi se metali, ovisno o njihovoj redoks aktivnosti, kombiniraju u niz koji se naziva niz elektrokemijskog napona metala (budući da su metali u njemu poredani prema rastućem standardnom elektrokemijskom potencijalu) ili niz aktivnosti metala:

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

Kemijski najaktivniji metali su u nizu aktivnosti do vodika, a što je metal više lijevo to je aktivniji. Metali koji zauzimaju mjesto nakon vodika u nizu aktivnosti smatraju se neaktivnima.

Aluminij

Aluminij je srebrno-bijele boje. Osnovni, temeljni fizička svojstva aluminij – lakoća, visoka toplinska i električna vodljivost. U slobodnom stanju, kada je izložen zraku, aluminij je prekriven postojanim filmom Al 2 O 3 oksida, što ga čini otpornim na djelovanje koncentriranih kiselina.

Aluminij pripada metalima p-porodice. Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je 3s 2 3p 1. U svojim spojevima, aluminij pokazuje oksidacijsko stanje "+3".

Aluminij se proizvodi elektrolizom rastaljenog oksida ovog elementa:

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

Međutim, zbog malog prinosa produkta, češće se koristi metoda proizvodnje aluminija elektrolizom smjese Na 3 i Al 2 O 3. Reakcija se odvija pri zagrijavanju na 960C i u prisutnosti katalizatora - fluorida (AlF 3, CaF 2 i dr.), pri čemu se na katodi oslobađa aluminij, a na anodi se oslobađa kisik.

Aluminij može komunicirati s vodom nakon uklanjanja oksidnog filma s površine (1), komunicirati s jednostavnim tvarima (kisik, 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)

Kalcij

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

Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je 4s 2. U svojim spojevima, kalcij pokazuje oksidacijsko stanje "+2".

Kalcij se dobiva elektrolizom rastaljenih soli, najčešće klorida:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Kalcij se može otapati u vodi u obliku hidroksida, pokazujući jaka bazična svojstva (1), reagirati s kisikom (2), stvarati okside, komunicirati s nemetalima (3-8), otapati 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)

Željezo i njegovi spojevi

Željezo je metal sive boje. U čisti oblik prilično je mekan, savitljiv i viskozan. Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je 3d 6 4s 2. U svojim spojevima željezo pokazuje oksidacijska stanja "+2" i "+3".

Metalno željezo reagira s vodenom parom, stvarajući miješani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Na zraku željezo lako oksidira, osobito u prisutnosti vlage (hrđa):

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)

Željezo tvori cijeli spektar spojeva, budući da pokazuje nekoliko oksidacijskih stanja: željezo (II) hidroksid, željezo (III) hidroksid, soli, oksidi itd. Dakle, željezov (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

Željezov(II) hidroksid je topiv u kiselinama i oksidira u željezov(III) hidroksid u prisutnosti kisika.

Soli željeza (II) pokazuju svojstva redukcijskog sredstva i pretvaraju se u spojeve željeza (III).

Željezni (III) oksid se ne može dobiti izgaranjem željeza u kisiku, potrebno je spaliti željezne sulfide ili kalcinirati druge soli željeza:

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

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

Spojevi željeza (III) pokazuju slaba oksidacijska svojstva i sposobni su ući u redoks reakcije s jakim redukcijskim sredstvima:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Proizvodnja željeza i čelika

Čelici i lijevano željezo su legure željeza i ugljika, s udjelom ugljika u čeliku do 2%, a u lijevanom željezu 2-4%. Čelici i lijevano željezo sadrže legirajuće dodatke: čelici – Cr, V, Ni, a lijevano željezo – Si.

Istaknuti Različite vrsteČelici se, primjerice, prema namjeni dijele na konstrukcijske, nehrđajuće, alatne, otporne na toplinu i kriogene čelike. Prema kemijskom sastavu dijele se na ugljične (nisko-, srednje- i visoko-ugljične) i legirane (nisko-, srednje- i visokolegirane). Ovisno o strukturi razlikuju se austenitni, feritni, martenzitni, perlitni i bainitni čelici.

Čelici su našli primjenu u mnogim sektorima nacionalnog gospodarstva, kao što su građevinarstvo, kemijska, petrokemijska, sigurnost okoliš, prometna energija i druge industrije.

Ovisno o obliku sadržaja ugljika u lijevanom željezu - cementitu ili grafitu, kao i njihovoj količini, razlikuju se nekoliko vrsta lijevanog željeza: bijelo (svijetla boja loma zbog prisutnosti ugljika u obliku cementita), sivo (siva boja loma zbog prisutnosti ugljika u obliku grafita), kovak i otporan na toplinu. Lijevano željezo su vrlo krte legure.

Područja primjene lijevanog željeza su velika - od lijevanog željeza izrađuju se umjetnički ukrasi (ograde, kapije), dijelovi ormara, vodoinstalaterska oprema, predmeti za kućanstvo (tave), a koristi se u automobilskoj industriji.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Legura magnezija i aluminija mase 26,31 g otopljena je u klorovodičnoj kiselini. U ovom slučaju ispušteno je 31,024 litara bezbojnog plina. Odredite masene udjele metala u slitini.

Riješenje

Oba metala mogu reagirati s klorovodičnom kiselinom, što rezultira oslobađanjem vodika:

Mg +2HCl = MgCl2 + H2

2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Nađimo ukupan broj molova oslobođenog vodika:

v(H2)=V(H2)/Vm

v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol

Neka je količina tvari Mg x mol, a Al y mol. Zatim, na temelju reakcijskih jednadžbi, možemo napisati izraz za ukupni broj molova vodika:

x + 1,5y = 1,385

Izrazimo masu metala u smjesi:

Tada će se masa smjese izraziti jednadžbom:

24x + 27y = 26,31