Metalloksidasjonsserie. Aktive metaller. Interaksjon av metaller med vann

08.02.2022 Slags

Grosse E., Weissmantel H.

Kjemi for nysgjerrige. Grunnleggende om kjemi og underholdende eksperimenter.

Kapittel 3 (fortsettelse)

LITEN KURS I ELEKTROKJEMI AV METALLER

Vi har allerede blitt kjent med elektrolyse av løsninger av alkalimetallklorider og produksjon av metaller ved hjelp av smelter. La oss nå prøve å bruke flere enkle eksperimenter for å studere noen av lovene i elektrokjemien til vandige løsninger og galvaniske celler, og også bli kjent med produksjonen av beskyttende galvaniske belegg.
Elektrokjemiske metoder brukes i moderne analytisk kjemi og tjener til å bestemme de viktigste mengdene av teoretisk kjemi.
Til slutt, korrosjon metallgjenstander, som forårsaker stor skade på nasjonaløkonomien, er i de fleste tilfeller en elektrokjemisk prosess.

METALS STRESS-SERIEN

Den grunnleggende koblingen for å forstå elektrokjemiske prosesser er spenningsserien av metaller. Metaller kan ordnes i en serie som begynner med de kjemisk aktive og slutter med de minst aktive edelmetallene:
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.
Dette er, ifølge de siste ideene, en serie spenninger for de viktigste metallene og hydrogen. Hvis elektroder til en galvanisk celle er laget av to metaller på rad, vil en negativ spenning vises på materialet foran raden.
Spenningsverdi ( elektrokjemisk potensial) avhenger av elementets plassering i spenningsserien og av elektrolyttens egenskaper.
Vi vil etablere essensen av spenningsserien fra flere enkle eksperimenter, for hvilke vi trenger en strømkilde og elektriske måleinstrumenter. Løs opp ca. 10 g krystallinsk kobbersulfat i 100 ml vann og dypp en stålnål eller et stykke jernplate i løsningen. (Vi anbefaler at du først rengjør strykejernet til det skinner med fint sandpapir.) Etter en kort tid jernet vil være dekket med et rødlig lag av frigjort kobber. Mer aktivt jern fortrenger kobber fra løsning, med jern som løses opp som ioner og kobber frigjøres som metall. Prosessen fortsetter så lenge løsningen er i kontakt med jernet. Når kobberet dekker hele overflaten av jernet, vil det praktisk talt stoppe. I dette tilfellet dannes et ganske porøst lag av kobber, så beskyttende belegg kan ikke oppnås uten bruk av strøm.
I de følgende forsøkene skal vi senke små strimler av sink og blyplater ned i en løsning av kobbersulfat. Etter 15 minutter tar vi dem ut, vasker dem og undersøker dem under et mikroskop. Vi kan skjelne vakre islignende mønstre, som i reflektert lys er røde i fargen og består av frigjort kobber. Også her konverterte mer aktive metaller kobber fra ionisk til metallisk tilstand.
I sin tur kan kobber fortrenge metaller som er lavere i spenningsserien, det vil si mindre aktive. Påfør noen dråper sølvnitratløsning på en tynn stripe kobberplate eller flat kobbertråd (etter å ha renset overflaten på forhånd til en glans). Med det blotte øye kan du se det resulterende svartaktige belegget, som under et mikroskop i reflektert lys ser ut som tynne nåler og plantemønstre (såkalte dendritter).
For å isolere sink uten strøm, er det nødvendig å bruke et mer aktivt metall. Unntatt metaller som reagerer voldsomt med vann, finner vi magnesium i spenningsserien over sink. Legg noen dråper sinksulfatløsning på et stykke magnesiumtape eller på tynne elektronspon. Vi får en løsning av sinksulfat ved å løse opp et stykke sink i fortynnet svovelsyre. Sammen med sinksulfatet, tilsett noen dråper denaturert alkohol. På magnesium vil vi etter kort tid merke, spesielt under et mikroskop, sink frigjort i form av tynne krystaller.
Generelt kan ethvert medlem av spenningsserien fortrenges fra løsningen, der den eksisterer som et ion, og omdannes til metallisk tilstand. Men når vi prøver alle slags kombinasjoner, kan vi bli skuffet. Det ser ut til at hvis en stripe av aluminium er nedsenket i løsninger av kobber-, jern-, bly- og sinksalter, bør disse metallene frigjøres på den. Men dette skjer imidlertid ikke. Årsaken til feilen ligger ikke i en feil i spenningsserien, men er basert på en spesiell inhibering av reaksjonen, som i dette tilfellet skyldes en tynn oksidfilm på overflaten av aluminiumet. I slike løsninger kalles aluminium passivt.

LA OSS SE BAK KULISENE

For å formulere lovene for de pågående prosessene, kan vi begrense oss til å vurdere kationer og utelukke anioner, siden de selv ikke deltar i reaksjonen. (Men avsetningshastigheten påvirkes av typen anioner.) Hvis vi for enkelhets skyld antar at både de utfelte og oppløste metallene produserer dobbeltladede kationer, så kan vi skrive:

Me 1 + Me 2 2+ = Me 1 2+ + Me 2

Dessuten, for det første eksperimentet Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Så, prosessen består av utveksling av ladninger (elektroner) mellom atomer og ioner av begge metaller. Hvis vi separat vurderer (som mellomreaksjoner) oppløsningen av jern eller utfellingen av kobber, får vi:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2+ + 2 e-- = Cu

Vurder nå tilfellet når et metall er nedsenket i vann eller i en saltløsning, med en kation som utveksling er umulig på grunn av sin plassering i spenningsserien. Til tross for dette har metallet en tendens til å gå i løsning i form av et ion. I dette tilfellet gir metallatomet fra seg to elektroner (hvis metallet er toverdig), overflaten av metallet nedsenket i løsningen blir negativt ladet i forhold til løsningen, og det dannes et dobbelt elektrisk lag ved grensesnittet. Denne potensielle forskjellen forhindrer ytterligere oppløsning av metallet, slik at prosessen snart stopper.
Hvis to forskjellige metaller er nedsenket i en løsning, vil de begge lades, men den mindre aktive vil være noe svakere, på grunn av at atomene er mindre utsatt for å miste elektroner.
La oss koble begge metallene med en leder. På grunn av potensialforskjellen vil en strøm av elektroner strømme fra det mer aktive metallet til det mindre aktive, som danner den positive polen til elementet. Det oppstår en prosess der det mer aktive metallet går i løsning, og kationer fra løsningen frigjøres på det mer edle metallet. La oss nå illustrere med flere eksperimenter det noe abstrakte resonnementet gitt ovenfor (som dessuten representerer en grov forenkling).
Fyll først et 250 ml begerglass til midten med en 10% løsning av svovelsyre og dypp ikke for små biter av sink og kobber i det. Vi lodder eller nagler kobbertråd til begge elektrodene, hvis ender ikke skal berøre løsningen.
Så lenge endene av ledningen ikke er koblet til hverandre, vil vi observere oppløsningen av sink, som er ledsaget av frigjøring av hydrogen. Sink, som følger av spenningsserien, er mer aktiv enn hydrogen, så metallet kan fortrenge hydrogen fra den ioniske tilstanden. Det dannes et elektrisk dobbeltlag på begge metallene. Den enkleste måten å oppdage potensialforskjellen mellom elektrodene er med et voltmeter. Umiddelbart etter å ha koblet enheten til kretsen, vil pilen indikere omtrent 1 V, men da vil spenningen raskt falle. Kobler du en liten lyspære som bruker 1 V til elementet, vil den lyse - først ganske kraftig, og så blir gløden svak.
Basert på polariteten til enhetens terminaler kan vi konkludere med at kobberelektroden er den positive polen. Dette kan bevises uten en enhet ved å vurdere elektrokjemien til prosessen. La oss tilberede en mettet løsning av bordsalt i et lite beger eller reagensrør, tilsett omtrent 0,5 ml av en alkoholløsning av fenolftalein-indikatoren og dypp begge elektrodene lukket med tråd i løsningen. En svak rødlig farge vil bli observert nær den negative polen, som er forårsaket av dannelsen av natriumhydroksid ved katoden.
I andre eksperimenter kan man plassere ulike metallpar i en celle og bestemme den resulterende spenningen. For eksempel vil magnesium og sølv gi en spesielt stor potensialforskjell på grunn av den betydelige avstanden mellom dem og en serie spenninger, mens sink og jern tvert imot vil gi en veldig liten en, mindre enn en tiendedel av en volt. Ved å bruke aluminium får vi praktisk talt ingen strøm på grunn av passivering.
Alle disse elementene, eller, som elektrokjemikere sier, kretser, har den ulempen at når man måler strøm, faller spenningen over dem veldig raskt. Derfor måler elektrokjemikere alltid den sanne størrelsen på spenningen i de-energisert tilstand ved å bruke spenningskompensasjonsmetoden, det vil si å sammenligne den med spenningen til en annen strømkilde.
La oss vurdere prosessene i kobber-sinkelementet litt mer detaljert. Ved katoden går sink i løsning i henhold til følgende ligning:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

Hydrogenioner av svovelsyre slippes ut ved kobberanoden. De fester elektroner som kommer gjennom ledningen fra sinkkatoden, og som et resultat dannes det hydrogenbobler:

2H++ 2 e-- = N 2

Etter kort tid vil kobberet være dekket med et tynt lag med hydrogenbobler. I dette tilfellet vil kobberelektroden bli til en hydrogen, og potensialforskjellen vil avta. Denne prosessen kalles elektrodepolarisering. Polarisasjonen av kobberelektroden kan elimineres ved å tilsette litt kaliumdikromatløsning til cellen etter spenningsfallet. Etter dette vil spenningen øke igjen, da kaliumdikromat vil oksidere hydrogen til vann. Kaliumdikromat fungerer i dette tilfellet som en depolarisator.
I praksis brukes galvaniske kretser hvis elektroder ikke er polariserte, eller kretser hvis polarisering kan elimineres ved å legge til depolarisatorer.
Som et eksempel på et ikke-polariserbart element, tenk på Daniel-elementet, som ofte ble brukt tidligere som en nåværende kilde. Dette er også et kobber-sink-element, men begge metallene er nedsenket i forskjellige løsninger. Sinkelektroden plasseres i en porøs leirecelle fylt med fortynnet (ca. 20 %) svovelsyre. Leirecellen er suspendert i et stort glass som inneholder en konsentrert løsning av kobbersulfat, og i bunnen er det et lag med kobbersulfatkrystaller. Den andre elektroden i dette fartøyet er en sylinder laget av kobberplate.
Dette elementet kan lages av en glasskrukke, en kommersielt tilgjengelig leirecelle (i ekstreme tilfeller bruker vi en blomsterpotte, lukker hullet i bunnen) og to elektroder av passende størrelse.
Under drift av elementet oppløses sink for å danne sinksulfat, og kobberioner frigjøres ved kobberelektroden. Men samtidig er kobberelektroden ikke polarisert og elementet produserer en spenning på ca. 1 V. Faktisk, teoretisk, er spenningen på terminalene 1,10 V, men når vi samler strøm måler vi en litt lavere verdi på grunn av den elektriske motstanden til cellen.
Hvis vi ikke fjerner strømmen fra elementet, må vi fjerne sinkelektroden fra svovelsyreløsningen, fordi ellers vil den oppløses og danne hydrogen.
Et diagram av en enkel celle som ikke krever en porøs skillevegg er vist i figuren. Sinkelektroden er plassert på toppen av glasskrukken, og kobberelektroden er plassert nær bunnen. Hele cellen er fylt med en mettet løsning av bordsalt. Plasser en håndfull kobbersulfatkrystaller i bunnen av glasset. Den resulterende konsentrerte kobbersulfatløsningen vil blandes med bordsaltløsningen veldig sakte. Når cellen er i drift, vil derfor kobber frigjøres på kobberelektroden, og sink vil løse seg opp i form av sulfat eller klorid i den øvre delen av cellen.
I dag bruker batterier nesten utelukkende tørre celler, som er mer praktisk å bruke. Deres stamfar er Leclanche-elementet. Elektrodene er en sinksylinder og en karbonstang. Elektrolytten er en pasta som hovedsakelig består av ammoniumklorid. Sink løses opp i pastaen, og hydrogen frigjøres på kullet. For å unngå polarisering dyppes karbonstangen i en linpose som inneholder en blanding av kullpulver og pyrolusitt. Karbonpulveret øker elektrodeoverflaten, og pyrolusitten fungerer som en depolarisator, og oksiderer langsomt hydrogenet.
Riktignok er depolarisasjonsevnen til pyrolusitt svakere enn det tidligere nevnte kaliumdikromatet. Derfor, når strøm mottas i tørre celler, faller spenningen raskt, de " blir lei"på grunn av polarisering. Først etter en tid oppstår oksidasjon av hydrogen med pyrolusitt. Dermed er elementene " hvile", hvis du ikke passerer strøm på en stund. La oss sjekke dette på et batteri for en lommelykt, som vi kobler en lyspære til. Parallelt med lampen, det vil si direkte til terminalene, kobler vi et voltmeter.
Til å begynne med vil spenningen være ca 4,5 V. (Oftest har slike batterier tre celler koblet i serie, hver med en teoretisk spenning på 1,48 V.) Etter en tid vil spenningen falle og gløden fra lyspæren vil svekke seg. Basert på voltmeteravlesningene kan vi bedømme hvor lenge batteriet trenger å hvile.
En spesiell plass er okkupert av regenererende elementer kjent som batterier. De gjennomgår reversible reaksjoner og kan lades opp etter at cellen er utladet ved å koble til en ekstern DC-kilde.
Foreløpig er blybatterier de vanligste; Elektrolytten i dem er fortynnet svovelsyre, som to blyplater er nedsenket i. Den positive elektroden er belagt med blydioksid PbO 2, den negative er metallisk bly. Spenningen ved terminalene er ca. 2,1 V. Ved utlading dannes det blysulfat på begge platene, som igjen blir til metallisk bly og blyperoksid ved lading.

PÅFØRING AV GALVANISK BELEGG

Avsetning av metaller fra vandige løsninger ved bruk av elektrisk strøm er den omvendte prosessen med elektrolytisk oppløsning, som vi ble kjent med når vi vurderte galvaniske celler. Først av alt skal vi undersøke kobberavsetning, som brukes i et kobbercoulometer for å måle mengden elektrisitet.

Metall avsettes av strøm

Etter å ha bøyd endene av to tynne kobberplater, henger vi dem på motsatte vegger av et beger eller, enda bedre, et lite glassakvarium. Vi fester ledningene til platene med terminaler.
Elektrolytt La oss forberede i henhold til følgende oppskrift: 125 g krystallinsk kobbersulfat, 50 g konsentrert svovelsyre og 50 g alkohol (denaturert alkohol), resten er vann opptil 1 liter. For å gjøre dette, løs først kobbersulfat i 500 ml vann, og tilsett deretter svovelsyre forsiktig i små porsjoner ( Oppvarming! Væske kan sprute!), tilsett deretter alkohol og tilsett vann til et volum på 1 liter.
Fyll kulometeret med den forberedte løsningen og koble en variabel motstand, et amperemeter og et blybatteri til kretsen. Ved hjelp av motstand justerer vi strømmen slik at dens tetthet er 0,02-0,01 A/cm 2 av elektrodeoverflaten. Hvis kobberplaten har et areal på 50 cm2, bør strømmen være i området 0,5-1 A.
Etter en tid vil lysrødt metallisk kobber begynne å utfelles ved katoden (negativ elektrode), og kobber vil gå i løsning ved anoden (positiv elektrode). For å rengjøre kobberplatene vil vi føre strøm gjennom kulometeret i omtrent en halv time. Deretter tar vi ut katoden, tørker den forsiktig med filterpapir og veier den nøyaktig. La oss installere en elektrode i cellen, lukke kretsen ved hjelp av en reostat og opprettholde en konstant strøm, for eksempel 1 A. Etter en time åpner du kretsen og veier den tørkede katoden igjen. Ved en strøm på 1 A vil massen øke med 1,18 g per driftstime.
Derfor kan en mengde elektrisitet lik 1 amperetime som passerer gjennom en løsning frigjøre 1,18 g kobber. Eller generelt: mengden stoff som frigjøres er direkte proporsjonal med mengden elektrisitet som passerer gjennom løsningen.
For å isolere 1 ekvivalent av et ion, er det nødvendig å føre gjennom løsningen en mengde elektrisitet lik produktet av elektrodeladningen e og Avogadros tall N EN:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Denne verdien er indikert med symbolet F og er oppkalt etter oppdageren av elektrolysenes kvantitative lover Faraday-nummer(eksakt verdi F-96.498 A*s*mol -1). Derfor, for å isolere et gitt antall ekvivalenter fra en løsning n e en mengde elektrisitet skal føres gjennom løsningen lik F*n e A*s*mol -1. Med andre ord,
Den =F*n eh her Jeg- nåværende, t- tidspunkt for strømgjennomgang gjennom løsningen. I kapittel " Grunnleggende om titrering"Det er allerede vist at antall ekvivalenter av et stoff n e er lik produktet av antall mol og det ekvivalente antallet:
n e = n*Z Derfor:

Jeg*t = F*n*Z

I dette tilfellet Z- ioneladning (for Ag + Z= 1, for Cu 2+ Z= 2, for Al 3+ Z= 3 osv.). Hvis vi uttrykker antall mol som forholdet mellom masse og molar masse ( n = m/M), så får vi en formel som lar oss beregne alle prosessene som skjer under elektrolyse:

Den =F*m*Z/M

Ved å bruke denne formelen kan du beregne strømmen:

Jeg = 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

Hvis vi introduserer forholdet for elektroarbeid W el

W el = U*I*t Og W e-post/ U = Den

Så, å kjenne spenningen U, kan du beregne:

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

Det er også mulig å beregne hvor lang tid det tar før en viss mengde av et stoff frigjøres elektrolytisk, eller hvor mye av et stoff som vil frigjøres i løpet av en viss tid. Under forsøket må strømtettheten holdes innenfor angitte grenser. Hvis den er mindre enn 0,01 A/cm2, vil det frigjøres for lite metall, siden kobber(I)-ioner vil bli delvis dannet. Hvis strømtettheten er for høy, vil adhesjonen av belegget til elektroden være svak og når elektroden fjernes fra løsningen, kan den smuldre.
I praksis brukes galvaniske belegg på metaller først og fremst for beskyttelse mot korrosjon og for å få en speillignende glans.
I tillegg renses metaller, spesielt kobber og bly, ved anodisk oppløsning og påfølgende separasjon ved katoden (elektrolytisk raffinering).
For å belegge jern med kobber eller nikkel, må du først rengjøre overflaten på gjenstanden grundig. For å gjøre dette, poler det med vasket kritt og avfett det suksessivt med en fortynnet løsning av kaustisk soda, vann og alkohol. Hvis varen er dekket med rust, må du sylte den på forhånd i en 10-15% løsning av svovelsyre.
Vi henger det rensede produktet i et elektrolytisk bad (et lite akvarium eller et beger), hvor det vil tjene som en katode.
Løsningen for påføring av kobberbelegg inneholder 250 g kobbersulfat og 80-100 g konsentrert svovelsyre i 1 liter vann (Forsiktig!). I dette tilfellet vil kobberplaten tjene som anode. Overflaten på anoden bør være omtrent lik overflaten på objektet som belegges. Derfor må du alltid sørge for at kobberanoden henger i badekaret på samme dybde som katoden.
Prosessen vil bli utført ved en spenning på 3-4 V (to batterier) og en strømtetthet på 0,02-0,4 A/cm 2. Temperaturen på løsningen i badekaret bør være 18-25 °C.
La oss ta hensyn til det faktum at anodeplanet og overflaten som skal belegges er parallelle med hverandre. Det er bedre å ikke bruke gjenstander med komplekse former. Ved å variere varigheten av elektrolysen er det mulig å oppnå kobberbelegg av forskjellige tykkelser.
Ofte tyr de til foreløpig kobberbelegg for å påføre et slitesterkt belegg av et annet metall på dette laget. Dette er spesielt ofte brukt ved forkroming av jern, fornikling av sinkstøping og i andre tilfeller. Riktignok brukes veldig giftige cyanidelektrolytter til dette formålet.
For å forberede en elektrolytt for nikkelplettering, oppløs 25 g krystallinsk nikkelsulfat, 10 g borsyre eller 10 g natriumsitrat i 450 ml vann. Du kan tilberede natriumcitrat selv ved å nøytralisere en 10 g løsning sitronsyre fortynnet natriumhydroksidløsning eller brusløsning. La anoden være en nikkelplate med størst mulig areal, og ta batteriet som spenningskilde.
Ved å bruke en variabel motstand vil vi opprettholde strømtettheten lik 0,005 A/cm 2 . For eksempel, med en gjenstandsoverflate på 20 cm 2, må du jobbe med en strømstyrke på 0,1 A. Etter en halvtimes arbeid vil gjenstanden allerede være nikkelbelagt. La oss ta den ut av badekaret og tørke av den med en klut. Imidlertid er det bedre å ikke avbryte nikkelpletteringsprosessen, siden da kan nikkellaget passiveres og det påfølgende nikkelbelegget vil ikke feste seg godt.
For å oppnå en speilglans uten mekanisk polering, introduserer vi et såkalt glansdannende tilsetningsstoff i det galvaniske badet. Slike tilsetningsstoffer inkluderer for eksempel lim, gelatin, sukker. Du kan tilsette for eksempel noen gram sukker i et nikkelbad og studere effekten.
For å forberede en elektrolytt for forkromning av jern (etter foreløpig kobberplettering), oppløs 40 g kromsyreanhydrid CrO 3 (Forsiktig! Gift!) og nøyaktig 0,5 g svovelsyre (i ingen tilfeller mer!) i 100 ml vann. Prosessen skjer ved en strømtetthet på omtrent 0,1 A/cm 2, og en blyplate brukes som anode, hvis areal skal være litt mindre enn arealet av den forkrommede overflaten.
Nikkel- og krombad varmes best opp litt (til ca. 35 ° C). Vær oppmerksom på at elektrolytter for forkromning, spesielt under en lang prosess og høy styrke strøm, avgir røyk som inneholder kromsyre, som er svært helseskadelige. Derfor bør forkromning utføres under trekkraft eller i friluft, for eksempel på en balkong.
Ved forkromning (og i mindre grad nikkelplettering) brukes ikke all strømmen til metallavsetning. Samtidig frigjøres hydrogen. Basert på en rekke spenninger vil man forvente at metaller foran hydrogen ikke skal frigjøres fra vandige løsninger i det hele tatt, men tvert imot skal det frigjøres mindre aktivt hydrogen. Men her, som med anodisk oppløsning av metaller, hemmes den katodiske utviklingen av hydrogen ofte og observeres bare når høyspenning. Dette fenomenet kalles hydrogenoverspenning, og det er spesielt stort, for eksempel på bly. Takket være denne omstendigheten kan et blybatteri fungere. Når du lader et batteri, i stedet for PbO 2, bør hydrogen vises ved katoden, men på grunn av overspenning begynner utviklingen av hydrogen når batteriet er nesten fulladet.

Potensialforskjellen "elektrodesubstans - løsning" tjener nettopp som en kvantitativ karakteristikk av evnen til et stoff (både metaller ogikke-metaller) går i løsning i form av ioner, dvs. karakterstabiliteten til OB-evnen til ionet og dets tilsvarende substans.

Denne potensielle forskjellen kalleselektrodepotensial.

Imidlertid direkte metoder for å måle slike potensielle forskjellerfinnes ikke, så vi ble enige om å definere dem i forhold tilsåkalt standard hydrogenelektrode, potensal som konvensjonelt tas for å være null (ofte også kaltreferanseelektrode). En standard hydrogenelektrode består avfra en platinaplate nedsenket i en løsning av syreholdigkonsentrasjon av H-ioner + 1 mol/l og vasket med en strøm av gasshydrogen under standardforhold.

Fremveksten av et potensial på en standard hydrogenelektrode kan forestille seg som følger. Hydrogengass, adsorbert av platina, går inn i atomtilstand:

H22H.

En tilstand av dynamisk likevekt realiseres mellom atomært hydrogen dannet på overflaten av platen, hydrogenioner i løsningen og platina (elektroner!):

HH++ e.

Den overordnede prosessen uttrykkes ved ligningen:

H22H++2e.

Platina deltar ikke i redoksreaksjoner Og tiv prosess, men er bare en bærer av atomært hydrogen.

Hvis en plate av et bestemt metall, nedsenket i en løsning av saltet med en konsentrasjon av metallioner lik 1 mol/l, kobles til en standard hydrogenelektrode, oppnås en galvanisk celle. Elektromotorisk kraft til dette elementet(emf), målt ved 25°C, karakteriserer standardelektrodepotensialet til metallet, vanligvis betegnet som E 0 .

I forhold til H 2 /2H + systemet vil noen stoffer oppføre seg som oksidasjonsmidler, andre som reduksjonsmidler. For tiden er det oppnådd standardpotensialer for nesten alle metaller og mange ikke-metaller, som karakteriserer den relative evnen til reduksjonsmidler eller oksidasjonsmidler til å donere eller fange elektroner.

Potensialene til elektrodene som fungerer som reduksjonsmidler med hensyn til hydrogen har et "-"-tegn, og "+"-tegnet indikerer potensialene til elektrodene som er oksidasjonsmidler.

Hvis vi arrangerer metaller i økende rekkefølge av deres standard elektrodepotensialer, så den såkalte elektrokjemisk spenning serie av metaller:

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

En rekke påkjenninger kjennetegner Kjemiske egenskaper metaller

1. Jo mer negativt elektrodepotensialet til et metall er, jo større er dets reduksjonsevne.

2. Hvert metall er i stand til å fortrenge (redusere) fra saltløsninger de metallene som er i rekken av metallspenninger etter seg. De eneste unntakene er alkali- og jordalkalimetaller, som ikke vil redusere ioner av andre metaller fra løsninger av deres salter. Dette skyldes det faktum at i disse tilfellene skjer reaksjonene av metaller med vann i en raskere hastighet.

3. Alle metaller som har negativt standard elektrodepotensial, dvs. de som ligger i spenningsserien av metaller til venstre for hydrogen er i stand til å fortrenge det fra sure løsninger.

Det skal bemerkes at den presenterte serien karakteriserer oppførselen til metaller og deres salter bare i vandige løsninger, siden potensialene tar hensyn til særegenhetene ved interaksjonen av et bestemt ion med løsemiddelmolekyler. Det er derfor den elektrokjemiske serien begynner med litium, mens de mer kjemisk aktive rubidium og kalium er plassert til høyre for litium. Dette skyldes den eksepsjonelt høye energien til hydratiseringsprosessen til litiumioner sammenlignet med ioner av andre alkalimetaller.

Den algebraiske verdien til standard redokspotensialet karakteriserer den oksidative aktiviteten til den tilsvarende oksiderte formen. Derfor lar en sammenligning av verdiene til standard redokspotensialer oss svare på spørsmålet: oppstår denne eller den redoksreaksjonen?

Dermed alle halvreaksjoner av oksidasjon av halogenidioner til frie halogener

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)

kan implementeres under standardforhold ved bruk av blyoksid som oksidasjonsmiddel ( IV ) (E 0 = 1,46 V) eller kaliumpermanganat (E 0 = 1,52 V). Ved bruk av kaliumdikromat ( E 0 = 1,35 V) bare reaksjonene (2) og (3) kan utføres. Til slutt, bruken av salpetersyre som et oksidasjonsmiddel ( E 0 = 0,96 V) tillater kun en halvreaksjon som involverer jodidioner (3).

Dermed er det kvantitative kriteriet for å vurdere muligheten for at en bestemt redoksreaksjon skal oppstå positiv verdi forskjeller i standard redokspotensialer for oksidasjon og reduksjonshalvreaksjoner.

Metaller som reagerer lett kalles aktive metaller. Disse inkluderer alkali, jordalkalimetaller og aluminium.

Plassering i det periodiske systemet

De metalliske egenskapene til grunnstoffer avtar fra venstre til høyre i det periodiske systemet. Derfor regnes elementer fra gruppe I og II som de mest aktive.

Ris. 1. Aktive metaller i det periodiske systemet.

Alle metaller er reduksjonsmidler og skilles lett med elektroner på det ytre energinivået. Aktive metaller har bare ett eller to valenselektroner. I dette tilfellet øker metalliske egenskaper fra topp til bunn med økende antall energinivåer, fordi Jo lenger et elektron er fra kjernen til et atom, jo lettere er det for det å skille seg.

Alkalimetaller regnes som de mest aktive:

litium;
natrium;
kalium;
rubidium;
cesium;
fransk

Alkaliske jordmetaller inkluderer:

beryllium;
magnesium;
kalsium;
strontium;
barium;
radium.

Graden av aktivitet av et metall kan bestemmes av den elektrokjemiske rekken av metallspenninger. Jo lenger til venstre for hydrogen et grunnstoff befinner seg, jo mer aktivt er det. Metaller til høyre for hydrogen er inaktive og kan bare reagere med konsentrerte syrer.

Ris. 2. Elektrokjemisk serie av metallspenninger.

Listen over aktive metaller i kjemi inkluderer også aluminium, plassert i gruppe III og til venstre for hydrogen. Aluminium er imidlertid på grensen til aktive og middels aktive metaller og reagerer ikke med enkelte stoffer under normale forhold.

Egenskaper

Aktive metaller er myke (kan kuttes med kniv), lette og har lavt smeltepunkt.

De viktigste kjemiske egenskapene til metaller er presentert i tabellen.

Reaksjon	Ligningen	Unntak
Alkalimetaller antennes spontant i luft når de interagerer med oksygen	K + O 2 → KO 2	Litium reagerer med oksygen bare ved høye temperaturer
Jordalkaliske metaller og aluminium danner oksidfilmer i luft og antennes spontant ved oppvarming	2Ca + O2 → 2CaO
Reagerer med enkle stoffer for å danne salter	Ca + Br2 -> CaBr2; - 2Al + 3S → Al 2S 3	Aluminium reagerer ikke med hydrogen
Reagerer voldsomt med vann og danner alkalier og hydrogen	- Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2	Reaksjonen med litium er langsom. Aluminium reagerer med vann først etter fjerning av oksidfilmen
Reagerer med syrer for å danne salter	Ca + 2HCl → CaCl2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H 2
Samhandle med saltløsninger, først reagere med vann og deretter med salt	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H20 → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2 NaCl

Aktive metaller reagerer lett, så i naturen finnes de bare i blandinger - mineraler, bergarter.

Ris. 3. Mineraler og rene metaller.

Hva har vi lært?

Aktive metaller inkluderer elementer fra gruppe I og II - alkali- og jordalkalimetaller, samt aluminium. Deres aktivitet bestemmes av strukturen til atomet - noen få elektroner skilles lett fra det ytre energinivået. Dette er myke lettmetaller som raskt reagerer med enkle og komplekse stoffer, og danner oksider, hydroksyder og salter. Aluminium er nærmere hydrogen og dets reaksjon med stoffer krever tilleggsbetingelser - høye temperaturer, ødeleggelse av oksidfilmen.

Test om emnet

Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig rangering: 4.4. Totale vurderinger mottatt: 388.

Elektrokjemisk aktivitet serie av metaller(en serie spenninger, en serie med standard elektrodepotensialer) - en sekvens der metaller er ordnet i økende rekkefølge av deres standard elektrokjemiske potensialer φ 0, tilsvarende halvreaksjonen av reduksjon av metallkation Me n+: Me n+ + nē → Meg

Praktisk bruk av aktivitetsserien av metaller

En rekke spenninger brukes i praksis for en komparativ vurdering av den kjemiske aktiviteten til metaller i reaksjoner med vandige løsninger av salter og syrer og for vurdering av katodiske og anodiske prosesser under elektrolyse:

Metaller til venstre for hydrogen er sterkere reduksjonsmidler enn metaller til høyre: de fortrenger sistnevnte fra saltløsninger. For eksempel er interaksjonen Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu bare mulig i foroverretningen.
Metaller i raden til venstre for hydrogen fortrenger hydrogen når de samhandler med vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer; de mest aktive metallene (til og med aluminium) - og når de samhandler med vann.
Metaller i serien til høyre for hydrogen interagerer ikke med vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer under normale forhold.
Under elektrolyse frigjøres metaller til høyre for hydrogen ved katoden; reduksjonen av moderat aktive metaller er ledsaget av frigjøring av hydrogen; De mest aktive metallene (opp til aluminium) kan ikke isoleres fra vandige saltløsninger under normale forhold.

Alkalimetaller regnes som de mest aktive:

litium;
natrium;
kalium;
rubidium;
cesium;
fransk

Alle metaller, avhengig av redoksaktiviteten deres, kombineres til en serie kalt den elektrokjemiske metallspenningsserien (siden metallene i den er ordnet i rekkefølge etter økende standard elektrokjemiske potensialer) eller metallaktivitetsserien:

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

De mest kjemisk aktive metallene er i aktivitetsserien opp til hydrogen, og jo mer til venstre metallet befinner seg, jo mer aktivt er det. Metaller som opptar plassen etter hydrogen i aktivitetsserien regnes som inaktive.

Aluminium

Aluminium er en sølvhvit farge. Grunnleggende fysiske egenskaper aluminium – letthet, høy termisk og elektrisk ledningsevne. I fri tilstand, når det utsettes for luft, er aluminium dekket med en slitesterk film av Al 2 O 3-oksid, som gjør det motstandsdyktig mot virkningen av konsentrerte syrer.

Aluminium tilhører metallene i p-familien. Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 3s 2 3p 1. I sine forbindelser viser aluminium en oksidasjonstilstand på "+3".

Aluminium produseres ved elektrolyse av det smeltede oksydet av dette elementet:

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

Men på grunn av det lave utbyttet av produktet, blir metoden for å produsere aluminium ved elektrolyse av en blanding av Na 3 og Al 2 O 3 oftere brukt. Reaksjonen skjer ved oppvarming til 960C og i nærvær av katalysatorer - fluorider (AlF 3, CaF 2, etc.), mens frigjøring av aluminium skjer ved katoden, og oksygen frigjøres ved anoden.

Aluminium er i stand til å samhandle med vann etter å ha fjernet oksidfilmen fra overflaten (1), samhandle med enkle stoffer (oksygen, halogener, nitrogen, svovel, karbon) (2-6), syrer (7) og baser (8):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)

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

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

2Al + N2 = 2AlN (4)

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

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

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

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

Kalsium

I sin frie form er Ca et sølvhvitt metall. Når den utsettes for luft, blir den umiddelbart dekket med en gulaktig film, som er produktene av dens interaksjon med luftens komponenter. Kalsium er et ganske hardt metall og har et ansiktssentrert kubisk krystallgitter.

Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 4s 2. I sine forbindelser viser kalsium en oksidasjonstilstand på "+2".

Kalsium oppnås ved elektrolyse av smeltede salter, oftest klorider:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Kalsium er i stand til å løse seg opp i vann for å danne hydroksyder, utvise sterke grunnleggende egenskaper (1), reagere med oksygen (2), danne oksider, interagere med ikke-metaller (3-8), oppløses i syrer (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 2C 2 (5)

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

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

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

Jern og dets forbindelser

Jern er et grått metall. I ren form den er ganske myk, formbar og tyktflytende. Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 3d 6 4s 2. I sine forbindelser viser jern oksidasjonstilstandene "+2" og "+3".

Metallisk jern reagerer med vanndamp og danner blandet oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

I luft oksiderer jern lett, spesielt i nærvær av fuktighet (rust):

3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH) 3

Som andre metaller reagerer jern med enkle stoffer, for eksempel halogener (1), og løses opp i syrer (2):

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

Jern danner et helt spekter av forbindelser, siden det viser flere oksidasjonstilstander: jern(II)hydroksid, jern(III)hydroksid, salter, oksider, etc. Således kan jern(II)hydroksid oppnås ved virkning av alkaliløsninger på jern(II)salter uten tilgang til luft:

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

Jern(II)hydroksid er løselig i syrer og oksiderer til jern(III)hydroksid i nærvær av oksygen.

Jern (II) salter viser reduksjonsmiddel egenskaper og omdannes til jern (III) forbindelser.

Jern (III) oksid kan ikke oppnås ved forbrenning av jern i oksygen for å oppnå det, det er nødvendig å brenne jernsulfider eller kalsinere andre jernsalter:

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

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

Jern (III) forbindelser viser svake oksiderende egenskaper og er i stand til å inngå redoksreaksjoner med sterke reduksjonsmidler:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3 NaCl

Jern- og stålproduksjon

Stål og støpejern er legeringer av jern og karbon, med karboninnholdet i stål opptil 2 %, og i støpejern 2-4 %. Stål og støpejern inneholder legerende tilsetningsstoffer: stål – Cr, V, Ni og støpejern – Si.

Fremheve Forskjellige typer Stål, for eksempel, er delt inn i strukturelt, rustfritt, verktøy, varmebestandig og kryogenisk stål i henhold til deres tiltenkte formål. Basert på deres kjemiske sammensetning er de delt inn i karbon (lav-, middels- og høykarbon) og legert (lav-, middels- og høylegert). Avhengig av strukturen skilles austenittisk, ferritisk, martensittisk, perlittisk og bainitisk stål.

Stål har funnet anvendelse i mange sektorer av den nasjonale økonomien, for eksempel konstruksjon, kjemisk, petrokjemisk, sikkerhet miljø, transportenergi og andre næringer.

Avhengig av formen for karboninnhold i støpejern - sementitt eller grafitt, så vel som deres mengde, skilles flere typer støpejern ut: hvit (lys farge på bruddet på grunn av tilstedeværelsen av karbon i form av sementitt), grå (grå farge på bruddet på grunn av tilstedeværelsen av karbon i form av grafitt), formbar og varmebestandig. Støpejern er svært sprø legeringer.

Bruksområdene for støpejern er omfattende - kunstneriske dekorasjoner (gjerder, porter), skapdeler, rørleggerutstyr, husholdningsartikler (stekepanner) er laget av støpejern, og det brukes i bilindustrien.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening

En legering av magnesium og aluminium som veide 26,31 g ble oppløst i saltsyre. I dette tilfellet ble 31,024 liter fargeløs gass sluppet ut. Bestem massefraksjonene av metaller i legeringen.

Løsning

Begge metaller er i stand til å reagere med saltsyre, noe som resulterer i frigjøring av hydrogen:

Mg +2HCl = MgCl2 + H2

2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2

La oss finne det totale antallet mol hydrogen frigjort:

v(H2)=V(H2)/Vm

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

La mengden av stoffet Mg være x mol, og Al være y mol. Deretter kan vi, basert på reaksjonsligningene, skrive uttrykket for det totale antallet mol hydrogen:

x + 1,5y = 1,385

La oss uttrykke massen av metaller i blandingen:

Deretter vil massen til blandingen uttrykkes ved ligningen:

24x + 27y = 26,31

Vi fikk et likningssystem:

x + 1,5y = 1,385

24x + 27y = 26,31

La oss løse det:

33,24 -36y+27y = 26,31

v(Al) = 0,77 mol

v(Mg) = 0,23 mol

Deretter er massen av metaller i blandingen: