/

Koji su metali u hemijskoj seriji. aktivni metali

Restorativna svojstva- ovo su glavne Hemijska svojstva karakterističan za sve metale. Oni se manifestiraju u interakciji sa širokim spektrom oksidacijskih agenasa, uključujući oksidirajuća sredstva iz okruženje. AT opšti pogled interakcija metala s oksidacijskim agensima može se izraziti shemom:

Me + Oksidizator" Ja(+X),

Gdje je (+X) pozitivno oksidacijsko stanje Me.

Primjeri oksidacije metala.

Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

  • Serija aktivnosti metala

    Redukciona svojstva metala se međusobno razlikuju. Potencijali elektroda E koriste se kao kvantitativna karakteristika redukcijskih svojstava metala.

    Što je metal aktivniji, to je negativniji njegov standardni potencijal elektrode E o.

    Metali poredani u nizu kako se njihova oksidativna aktivnost smanjuje formiraju niz aktivnosti.

    Serija aktivnosti metala

    Ja Li K Ca N / A mg Al Mn Zn Cr Fe Ni lok Pb H2 Cu Ag Au
    Mez+ Li + K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al 3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ sn 2+ Pb 2+ H+ Cu2+ Ag+ Au 3+
    E o, B -3,0 -2,9 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,50
    Metal sa negativnijom Eo vrijednošću može reducirati metalni kation s pozitivnijim potencijalom elektrode.

    Redukcija metala iz rastvora njegove soli drugim metalom sa većom redukcijom naziva se cementacija.. Cementacija se koristi u metalurškim tehnologijama.

    Konkretno, Cd se dobija redukovanjem iz rastvora njegove soli sa cinkom.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Interakcija metala sa kiseonikom

    Kiseonik je jako oksidaciono sredstvo. Može oksidirati veliku većinu metala osimAuiPt . Metali u zraku dolaze u kontakt s kisikom, stoga se pri proučavanju kemije metala uvijek obraća pažnja na karakteristike interakcije metala s kisikom.

    Svi znaju da je željezo u vlažnom zraku prekriveno hrđom - hidratiziranim željeznim oksidom. Ali mnogi metali u kompaktnom stanju na ne previsokoj temperaturi pokazuju otpornost na oksidaciju, jer na svojoj površini stvaraju tanke zaštitne filmove. Ovi filmovi oksidacionih proizvoda ne dozvoljavaju oksidacionom sredstvu da dođe u kontakt sa metalom. Fenomen stvaranja zaštitnih slojeva na površini metala koji sprečavaju oksidaciju metala naziva se pasivizacija metala.

    Povećanje temperature potiče oksidaciju metala kisikom. Aktivnost metala se povećava u fino usitnjenom stanju. Većina metala u prahu gori u kiseoniku.

  • s-metali

    Prikazana je najveća restauratorska aktivnosts-metali. Metali Na, K, Rb Cs su sposobni da se zapale na vazduhu, a skladište se u zatvorenim posudama ili ispod sloja kerozina. Be i Mg se pasiviraju na niskim temperaturama u vazduhu. Ali kada se zapali, Mg traka gori blistavim plamenom.

    MetaliIIA-podgrupe i Li, u interakciji sa kiseonikom, formiraju okside.

    2Ca + O 2 \u003d 2CaO

    4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

    Alkalni metali, osimLi, u interakciji s kisikom ne stvaraju okside, već peroksideJa 2 O 2 i superoksidiMeO 2 .

    2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • p-metali

    Metali u vlasništvustr- do bloka na zraku su pasivizirani.

    Prilikom izgaranja u kiseoniku

    • Metali IIIA podgrupe formiraju okside tipa Ja 2 O 3,
    • Sn se oksidira u SNO 2 , i Pb - do PbO
    • Bi ide u Bi 2 O 3.

  • d-metali

    Sved- metali iz perioda 4 se oksidiraju kiseonikom. Sc, Mn, Fe se najlakše oksidiraju. Posebno otporan na Ti, V, Cr koroziju.

    Pri sagorevanju u kiseoniku od svegad

    Pri sagorevanju u kiseoniku od svegad- elementi 4. perioda, samo skandij, titanijum i vanadijum formiraju okside u kojima je Me najviši stepen oksidacija jednaka broju grupe. Preostali d-metali 4. perioda, kada se sagore u kiseoniku, formiraju okside u kojima je Me u srednjim, ali stabilnim oksidacionim stanjima.

    Vrste oksida koje formiraju d-metali u 4 perioda tokom sagorevanja u kiseoniku:

    • Meo oblik Zn, Cu, Ni, Co. (pri T>1000oS Cu formira Cu 2 O),
    • Ja 2 O 3, oblik Cr, Fe i Sc,
    • MeO 2 - Mn i Ti
    • V formira najviši oksid - V 2 O 5 .
    d-metali 5. i 6. perioda, osim Y, La, više od svih drugih metala otporni su na oksidaciju. Ne reagovati sa kiseonikom Au, Pt .

    Pri sagorevanju u kiseonikud-metali 5 i 6 perioda po pravilu formiraju više okside, izuzeci su metali Ag, Pd, Rh, Ru.

    Vrste oksida formiranih od d-metala od 5 i 6 perioda tokom sagorevanja u kiseoniku:

    • Ja 2 O 3- oblik Y, La; Rh;
    • MeO 2- Zr, Hf; Ir:
    • Ja 2 O 5- Nb, Ta;
    • MeO 3- Mo, W
    • Ja 2 O 7- Tc, Re
    • Meo 4 - Os
    • MeO- Cd, Hg, Pd;
    • Ja 2 O- Ag;

  • Interakcija metala sa kiselinama

    U kiselim rastvorima, vodikov kation je oksidaciono sredstvo.. H + kation može oksidirati metale u nizu aktivnosti u vodonik, tj. imaju negativne potencijale elektrode.

    Mnogi metali, kada se oksidiraju, u kiselim vodenim otopinama, mnogi se pretvaraju u kationeMez + .

    Anioni brojnih kiselina mogu pokazati oksidirajuća svojstva koja su jača od H+. Takvi oksidanti uključuju anione i najčešće kiseline H 2 SO 4 iHNO 3 .

    Anioni NO 3 - pokazuju oksidirajuća svojstva pri bilo kojoj koncentraciji u otopini, ali produkti redukcije ovise o koncentraciji kiseline i prirodi oksidiranog metala.

    Anjoni SO 4 2- pokazuju oksidirajuća svojstva samo u koncentrovanom H 2 SO 4 .

    Proizvodi za redukciju oksidatora: H + , NO 3 - , SO 4 2 -

    2H + + 2e - =H 2

    SO 4 2- iz koncentrisanog H 2 SO 4 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O

    (moguće i formiranje S, H 2 S)

    NO 3 - iz koncentrisanog HNO 3 NE 3 - + e - +2H+= NO 2 + H 2 O
    NO 3 - iz razrijeđenog HNO 3 NE 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H 2 O

    (Takođe je moguće formirati N 2 O, N 2, NH 4 +)

    Primjeri reakcija interakcije metala sa kiselinama

    Zn + H 2 SO 4 (razb.) "ZnSO 4 + H 2

    8Al + 15H 2 SO 4 (c.) "4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

    3Ni + 8HNO 3 (deb.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 4HNO 3 (c.) "Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

  • Proizvodi oksidacije metala u kiselim otopinama

    Alkalni metali formiraju kation tipa Me +, s-metali druge grupe formiraju katione Ja 2+.

    P-blok metali, kada se rastvore u kiselinama, formiraju katione navedene u tabeli.

    Metali Pb i Bi se otapaju samo u azotnoj kiselini.

    Ja Al Ga U Tl lok Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga3+ U 3+ Tl+ sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo, B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Svi d-metali 4 perioda osim Cu , mogu se oksidirati jonimaH+ u kiselim rastvorima.

    Vrste kationa formiranih od d-metala 4 perioda:

    • Ja 2+(formiraju d-metale u rasponu od Mn do Cu)
    • ja 3+ ( formiraju Sc, Ti, V, Cr i Fe u azotnoj kiselini).
    • Ti i V takođe formiraju katione MeO 2+
    d-elementi perioda 5 i 6 su otporniji na oksidaciju od 4d- metali.

    U kiselim rastvorima H + može oksidirati: Y, La, Cd.

    U HNO 3 može rastvoriti: Cd, Hg, Ag. Vrući HNO 3 otapa Pd, Tc, Re.

    U vrućem H 2 SO 4 rastvoriti: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Metali: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W se obično rastvaraju u mješavini HNO 3 + HF.

    U carskoj vodici (mješavine HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au i Os se teško mogu rastvoriti). Razlog rastvaranja metala u aqua regia ili u mješavini HNO 3 + HF je stvaranje kompleksnih spojeva.

    Primjer. Otapanje zlata u aqua regia postaje moguće zbog formiranja kompleksa -

    Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

  • Interakcija metala sa vodom

    Oksidirajuća svojstva vode su posljedica H(+1).

    2H 2 O + 2e -" H 2 + 2OH -

    Pošto je koncentracija H+ u vodi niska, njena oksidaciona svojstva su niska. Metali se mogu rastvoriti u vodi E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Sves- metali, osim Be i Mg lako rastvorljiv u vodi.

    2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 Oh -

    Na reaguje snažno sa vodom, oslobađajući toplotu. Emitovani H 2 može se zapaliti.

    2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

    Mg se rastvara samo u kipućoj vodi, Be je zaštićen od oksidacije inertnim nerastvorljivim oksidom

    p-blok metali su manje moćni redukcioni agensi ods.

    Među p-metalima, redukciona aktivnost je veća za metale IIIA podgrupe, Sn i Pb su slabi redukcioni agensi, Bi ima Eo > 0.

    p-metali se ne rastvaraju u vodi u normalnim uslovima. Kada se zaštitni oksid otopi sa površine u alkalnim otopinama, Al, Ga i Sn se oksidiraju vodom.

    Među d-metalima, oni se oksidiraju vodom kada se zagreju Sc i Mn, La, Y. Gvožđe reaguje sa vodenom parom.

  • Interakcija metala sa alkalnim rastvorima

    U alkalnim rastvorima voda deluje kao oksidaciono sredstvo..

    2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH \u003d 14)

    Oksidirajuća svojstva vode opadaju s povećanjem pH, zbog smanjenja koncentracije H+. Kako god, neki metali koji se ne otapaju u vodi otapaju se u alkalnim rastvorima, na primjer, Al, Zn i neki drugi. Glavni razlog za rastvaranje takvih metala u alkalnim rastvorima je taj što su oksidi i hidroksidi ovih metala amfoterni i rastvaraju se u lužini, eliminišući barijeru između oksidacionog agensa i redukcionog agensa.

    Primjer. Otapanje Al u rastvoru NaOH.

    2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2

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

    Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H 2 , Cu, Hg, Ag, Rt, Au

    Najreaktivniji metali su po redu aktivnosti do vodonika, a što se metal više nalazi, to je aktivniji. Metali koji su pored vodonika u nizu aktivnosti smatraju se neaktivnim.

    Aluminijum

    Aluminijum je srebrno bijele boje. Main fizička svojstva aluminijum - lakoća, visoka toplotna i električna provodljivost. U slobodnom stanju, kada je izložen zraku, aluminij je prekriven jakim oksidnim filmom Al 2 O 3 , što ga čini otpornim na koncentrisane kiseline.

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

    Aluminij se dobiva elektrolizom rastaljenog oksida ovog elementa:

    2Al 2 O 3 \u003d 4Al + 3O 2

    Međutim, zbog niskog prinosa proizvoda, češće se koristi metoda dobivanja aluminija elektrolizom mješavine Na 3 i Al 2 O 3 . Reakcija teče zagrijavanjem na 960C i u prisustvu katalizatora - fluorida (AlF 3 , CaF 2 itd.), dok se na katodi oslobađa aluminijum, a na anodi oslobađa kiseonik.

    Aluminij može stupiti u interakciju s vodom nakon što ukloni oksidni film sa svoje površine (1), stupiti u interakciju s jednostavnim tvarima (kiseonik, halogeni, dušik, sumpor, ugljik) (2-6), kiselinama (7) i bazama (8):

    2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 (1)

    2Al + 3 / 2O 2 \u003d Al 2 O 3 (2)

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

    2Al + N 2 = 2AlN (4)

    2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 (5)

    4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 (6)

    2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

    2Al + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2 (8)

    Kalcijum

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

    Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 4s 2 . U svojim jedinjenjima, kalcijum pokazuje oksidacijsko stanje jednako "+2".

    Kalcijum se dobija elektrolizom rastopljenih soli, najčešće hlorida:

    CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

    Kalcijum je u stanju da se otapa u vodi sa stvaranjem hidroksida koji pokazuju jaka bazična svojstva (1), reaguje sa kiseonikom (2), formira okside, interaguje sa nemetalima (3-8), otapa se u kiselinama (9):

    Ca + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 (1)

    2Ca + O 2 \u003d 2CaO (2)

    Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (3)

    3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2 (4)

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

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

    Ca + H 2 \u003d CaH 2 (8)

    Ca + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 (9)

    Gvožđe i njegova jedinjenja

    Gvožđe je sivi metal. U svom čistom obliku, prilično je mekan, savitljiv i duktilan. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 3d 6 4s 2 . U svojim jedinjenjima, željezo pokazuje oksidaciona stanja "+2" i "+3".

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

    3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

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

    3Fe + 3O 2 + 6H 2 O \u003d 4Fe (OH) 3

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

    Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 (2)

    Gvožđe formira čitav niz jedinjenja, budući da pokazuje nekoliko oksidacionih stanja: gvožđe (II) hidroksid, gvožđe (III) hidroksid, soli, okside itd. Dakle, željezo (II) hidroksid se može dobiti djelovanjem alkalnih otopina na soli željeza (II) bez pristupa zraka:

    FeSO 4 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

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

    Soli gvožđa (II) pokazuju svojstva redukcionih agenasa i pretvaraju se u jedinjenja gvožđa (III).

    Gvozdeni oksid (III) se ne može dobiti reakcijom sagorevanja gvožđa u kiseoniku; da bi se dobio, potrebno je spaliti sulfide gvožđa ili kalcinirati druge soli gvožđa:

    4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

    2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

    Jedinjenja željeza (III) pokazuju slaba oksidirajuća svojstva i mogu ući u OVR sa jakim redukcijskim agensima:

    2FeCl 3 + H 2 S \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl

    Proizvodnja željeza i čelika

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

    Dodijeli Razne vrstečelika, pa se prema namjeni razlikuju konstrukcijski, nehrđajući, alatni, toplinski otporni i kriogeni čelici. By hemijski sastav dijele ugljik (nisko, srednje i visoko ugljično) i legirane (nisko, srednje i visoko legirane). U zavisnosti od strukture razlikuju se austenitni, feritni, martenzitni, perlitni i bainitni čelici.

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

    Ovisno o obliku sadržaja ugljika u livenom gvožđu - cementitu ili grafitu, kao i njihovoj količini, razlikuje se nekoliko vrsta livenog gvožđa: bijela (svetla boja loma zbog prisustva ugljika u obliku cementita), siva (siva boja loma zbog prisustva ugljika u obliku grafita), savitljiva i otporna na toplinu. Liveno gvožđe su veoma lomljive legure.

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

    Primjeri rješavanja problema

    PRIMJER 1

    Vježba Legura magnezijuma i aluminijuma težine 26,31 g rastvorena je u hlorovodoničkoj kiselini. U ovom slučaju ispušteno je 31.024 litara bezbojnog plina. Odrediti masene udjele metala u leguri.
    Odluka Oba metala mogu reagirati sa hlorovodoničnom kiselinom, zbog čega se oslobađa vodik:

    Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2

    2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2

    Pronađite ukupan broj oslobođenih molova vodika:

    v(H 2) \u003d V (H 2) / V m

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

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

    x + 1,5y = 1,385

    Izražavamo masu metala u smjesi:

    Tada će se masa smjese izraziti jednadžbom:

    24x + 27y = 26,31

    Dobili smo sistem jednačina:

    x + 1,5y = 1,385

    24x + 27y = 26,31

    Hajde da to riješimo:

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

    v(Al) = 0,77 mol

    v(Mg) = 0,23 mol

    Zatim, masa metala u smeši:

    m (Mg) \u003d 24 × 0,23 \u003d 5,52 g

    m(Al) \u003d 27 × 0,77 \u003d 20,79 g

    Pronađite masene udjele metala u smjesi:

    ώ =m(Me)/m suma ×100%

    ώ(Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98%

    ώ(Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
    Odgovori Maseni udjeli metala u leguri: 20,98%, 79,02%

    Grosse E., Weissmantel X.

    Hemija za radoznale. Osnove hemije i zabavni eksperimenti.

    Poglavlje 3 (nastavak)

    MALI KURS ELEKTROHEMIJE METALA

    Već smo se upoznali s elektrolizom otopina klorida alkalnih metala i proizvodnjom metala pomoću taline. Sada pokušajmo s nekoliko jednostavnih eksperimenata da proučimo neke od zakona elektrohemije vodenih otopina, galvanskih ćelija, a također se upoznamo s proizvodnjom zaštitnih galvanskih premaza.
    Elektrohemijske metode primenjeno u modernom analitička hemija, služe za određivanje najvažnijih količina teorijske hemije.
    Konačno, korozija metalnih predmeta, koja nanosi veliku štetu nacionalnoj privredi, u većini slučajeva je elektrohemijski proces.

    NAPONSKI OPIS METALA

    Osnovna karika za razumijevanje elektrohemijskih procesa je niz napona metala. Metali se mogu poredati u red koji počinje sa reaktivnim i završava sa najmanje reaktivnim 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.
    Tako se, prema najnovijim zamislima, stvara niz napona za najvažnije metale i vodonik. Ako su elektrode galvanske ćelije napravljene od bilo koja dva metala u nizu, tada će se na materijalu koji prethodi u redu pojaviti negativan napon.
    Vrijednost napona ( elektrohemijski potencijal) zavisi od položaja elementa u nizu napona i od svojstava elektrolita.
    Suštinu naponskog niza ćemo ustanoviti iz nekoliko jednostavnih eksperimenata, za koje su nam potrebni izvor struje i električni mjerni instrumenti. Otopimo oko 10 g kristalnog bakar sulfata u 100 ml vode i uronimo čeličnu iglu ili komad željeznog lima u otopinu. (Preporučujemo da prvo očistite peglu do sjaja tankom brusnom krpom.) Nakon kratkog vremena, pegla će biti prekrivena crvenkastim slojem oslobođenog bakra. Aktivnije gvožđe istiskuje bakar iz rastvora, pri čemu se gvožđe rastvara kao joni, a bakar se oslobađa kao metal. Proces se nastavlja sve dok je rastvor u kontaktu sa gvožđem. Čim bakar pokrije cijelu površinu gvožđa, praktično će prestati. U tom slučaju se formira prilično porozan bakreni sloj, tako da se zaštitni premazi ne mogu dobiti bez upotrebe struje.
    U sljedećim eksperimentima spustit ćemo male trake cinka i olovnog kalaja u otopinu bakar sulfata. Nakon 15 minuta izvadite ih, isperite i pregledajte pod mikroskopom. Možemo vidjeti prekrasne uzorke nalik ledu koji su crveni u reflektiranoj svjetlosti i sastoje se od oslobođenog bakra. I ovdje su aktivniji metali prebacili bakar iz jonskog u metalno stanje.
    Zauzvrat, bakar može istisnuti metale koji su niži u nizu napona, odnosno manje aktivni. Na tanku traku bakrenog lima ili na spljoštenu bakrenu žicu (prethodno očišćenu površinu do sjaja) nanosimo nekoliko kapi otopine srebrnog nitrata. Golim okom će se moći uočiti formirana crnkasta prevlaka, koja pod mikroskopom u reflektiranom svjetlu izgleda kao tanke iglice i biljni uzorci (tzv. dendriti).
    Za izolaciju cinka bez struje potrebno je koristiti aktivniji metal. Isključujući metale koji nasilno stupaju u interakciju sa vodom, nalazimo magnezijum u nizu napona iznad cinka. Stavljamo nekoliko kapi rastvora cink sulfata na komad magnezijeve trake ili na tanak čip elektrona. Dobijamo otopinu cink sulfata otapanjem komadića cinka u razrijeđenoj sumpornoj kiselini. Istovremeno sa cink sulfatom dodajte nekoliko kapi denaturiranog alkohola. Na magnezijumu nakon kratkog vremenskog perioda uočavamo, posebno pod mikroskopom, cink koji se izdvojio u obliku tankih kristala.
    Općenito, bilo koji član naponske serije može biti istisnut iz otopine, gdje je u obliku jona, i prebačen u metalno stanje. Međutim, kada isprobavamo sve vrste kombinacija, možemo biti razočarani. Čini se da ako se traka od aluminija uroni u otopine soli bakra, željeza, olova i cinka, ovi metali bi se trebali istaknuti na njoj. Ali to se, međutim, ne dešava. Razlog kvara nije u grešci u nizu napona, već se zasniva na posebnoj inhibiciji reakcije, koja je u ovom slučaju zbog tankog oksidnog filma na površini aluminija. U takvim rješenjima, aluminij se naziva pasivnim.

    POGLEDAJMO IZA SCENE

    Kako bismo formulirali obrasce tekućih procesa, možemo se ograničiti na razmatranje kationa, a isključiti anione, jer oni sami ne sudjeluju u reakciji. (Međutim, vrsta aniona utiče na brzinu taloženja.) Ako, radi jednostavnosti, pretpostavimo da i oslobođeni i otopljeni metali daju dvostruko nabijene katione, tada možemo napisati:

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

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

    Fe = Fe 2+ + 2 e --

    Su 2+ + 2 e--=Cu

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

    Zn = Zn2+ + 2 e --

    Ioni vodonika sumporne kiseline se ispuštaju na bakrenu anodu. Oni pričvršćuju elektrone koji dolaze kroz žicu sa cinkove katode i kao rezultat nastaju mjehurići vodonika:

    2H + + 2 e-- \u003d H 2

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

    PLATED COATINGS

    Taloženje metala iz vodenih rastvora upotrebom električna struja je obrnuti proces elektrolitskog rastvaranja, koji smo sreli kada smo razmatrali galvanske ćelije. Prije svega, ispitajmo precipitaciju bakra, koja se koristi u bakrenom kulometru za mjerenje količine električne energije.

    Metal se taloži strujom

    Savijajući krajeve dvije ploče od tankog lima bakra, objesimo ih na suprotne zidove čaše ili, bolje, malog staklenog akvarija. Žice pričvršćujemo na ploče s terminalima.
    Elektrolit pripremiti po sledećoj recepturi: 125 g kristalnog bakar sulfata, 50 g koncentrovane sumporne kiseline i 50 g alkohola (denaturisani alkohol), ostatak je voda do 1 litra. Da biste to učinili, prvo otopite bakar sulfat u 500 ml vode, a zatim pažljivo, u malim porcijama, dodajte sumpornu kiselinu ( Grijanje! Tečnost može prskati!), zatim sipajte alkohol i dovedite vodu do zapremine od 1 litra.
    Kulometar punimo pripremljenom otopinom i uključujemo promjenjivi otpor, ampermetar i olovnu bateriju u krug. Uz pomoć otpora podešavamo struju tako da njena gustina bude 0,02-0,01 A/cm 2 površine elektrode. Ako bakarna ploča ima površinu od ​​​50 cm 2, tada jačina struje treba biti u rasponu od 0,5-1 A.
    Nakon nekog vremena, svijetlocrveni metalni bakar će početi da se taloži na katodi (negativna elektroda), a bakar će prijeći u otopinu na anodi (pozitivna elektroda). Da bismo očistili bakrene ploče, proći ćemo struju u kulometar oko pola sata. Zatim izvadimo katodu, pažljivo je osušimo filter papirom i precizno izmerimo. U ćeliju ugrađujemo elektrodu, zatvaramo strujni krug reostatom i održavamo konstantnu struju, na primjer 1 A. Nakon sat vremena otvaramo kolo i ponovo vagamo osušenu katodu. Pri struji od 1 A po satu rada, njegova će se masa povećati za 1,18 g.
    Dakle, količina električne energije jednaka 1 amper-sat, kada prođe kroz rastvor, može osloboditi 1,18 g bakra. Ili općenito: količina oslobođene tvari je direktno proporcionalna količini električne energije koja prolazi kroz otopinu.
    Da bi se izolovao 1 ekvivalent jona, potrebno je kroz rastvor provući količinu električne energije jednaku umnošku naelektrisanja elektrode e i Avogadrovog broja N O:
    e*N A \u003d 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 \u003d 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Ova vrijednost je označena simbolom F i nazvan je po otkrivaču kvantitativnih zakona elektrolize Faradejev broj(tačna vrijednost F- 96 498 A * s * mol -1). Stoga, izolovati dati broj ekvivalenata iz rješenja n e kroz rješenje, količina električne energije jednaka F*n e A * s * mol -1. Drugim riječima,
    I*t =F*n e Ovdje I- struja, t je vrijeme potrebno da struja prođe kroz rješenje. u poglavlju " Osnove titracije„Već je pokazano da je broj ekvivalenata neke supstance n e je jednako umnošku broja molova na ekvivalentni broj:
    n e = n*Z dakle:

    I*t = F*n*Z

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

    I*t =Ž*m*Z / M

    Koristeći ovu formulu, možete izračunati struju:

    I = F*m*Z/(t*M)\u003d 9,65 * 10 4 * 1,18 * 2 / (3600 * 63,54) A * s * g * mol / (s * mol * g) \u003d 0,996 A

    Ako uvedemo omjer za elektrorad W email

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

    Onda znajući napetost U, možete izračunati:

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

    Također možete izračunati koliko je vremena potrebno za elektrolitičko oslobađanje određene količine tvari ili koliko će se tvari osloboditi u određenom vremenu. Tokom eksperimenta, gustina struje se mora održavati unutar specificiranih granica. Ako je manji od 0,01 A / cm 2, tada će se osloboditi premalo metala, jer će se ioni bakra (I) djelomično formirati. Ako je gustoća struje previsoka, prianjanje premaza na elektrodu će biti slabo, a kada se elektroda ukloni iz otopine, može se raspasti.
    U praksi se galvanski premazi na metalima koriste prvenstveno za zaštitu od korozije i za postizanje zrcalne završne obrade.
    Osim toga, metali, posebno bakar i olovo, pročišćavaju se anodnim otapanjem i naknadnim odvajanjem na katodi (elektrolitičko rafiniranje).
    Da biste obložili željezo bakrom ili niklom, prvo morate temeljito očistiti površinu predmeta. Da biste to učinili, polirajte ga elutriranom kredom i uzastopno ga 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 objesit ćemo u elektrolitičku kupku (mali akvarij ili čašu), gdje će služiti kao katoda.
    Rastvor za nanošenje bakra sadrži 250 g bakar sulfata i 80-100 g koncentrovane sumporne kiseline u 1 litru vode (Oprez!). U ovom slučaju, bakarna ploča će služiti kao anoda. Površina anode treba biti približno jednaka površini premazanog predmeta. Stoga uvijek morate osigurati da bakarna anoda visi u kadi na istoj dubini kao i katoda.
    Proces će se odvijati na naponu od 3-4 V (dva punjive baterije) i gustinom struje od 0,02-0,4 A/cm 2 . Temperatura rastvora u kadi treba da bude 18-25 °C.
    Obratite pažnju na činjenicu da su ravnina anode i površina koja se oblaže paralelne jedna s drugom. Bolje je ne koristiti predmete složenog oblika. Promjenom trajanja elektrolize moguće je dobiti bakarni premaz različitih debljina.
    Često se pribjegava preliminarnom bakrenju kako bi se na ovaj sloj nanio trajni premaz drugog metala. Ovo se posebno često koristi kod hromiranja gvožđa, lijevanja cinka nikla i u drugim slučajevima. Istina, u tu svrhu koriste se vrlo toksični cijanidni elektroliti.
    Za pripremu elektrolita za niklovanje, otopite 25 g kristalnog nikal sulfata, 10 g borne kiseline ili 10 g natrijum citrata u 450 ml vode. Natrijum citrat se može pripremiti neutralizacijom rastvora od 10 g limunske kiseline razblaženim rastvorom kaustične sode ili rastvorom sode. Neka anoda bude možda ploča od nikla veća površina, i uzmite bateriju kao izvor napona.
    Vrijednost gustine struje uz pomoć promjenjivog otpora održavat će se na 0,005 A/cm 2 . Na primjer, kod površine predmeta od 20 cm 2 potrebno je raditi pri jakosti struje od 0,1 A. Nakon pola sata rada predmet će već biti niklovani. Izvadite ga iz kade i obrišite krpom. Međutim, bolje je ne prekidati proces niklanja, jer tada sloj nikla može pasivizirati i naknadni premaz nikla neće dobro prianjati.
    Da bi se postigao zrcalni sjaj bez mehaničkog poliranja, u kadu za oplatu uvodimo takozvani aditiv za posvjetljivanje. Takvi aditivi su, na primjer, ljepilo, želatina, šećer. Možete unijeti u kupku od nikla, na primjer, nekoliko grama šećera i proučiti njegov učinak.
    Za pripremu elektrolita za hromiranje željezom (nakon prethodnog bakrenja) otopimo 40 g CrO 3 hrom anhidrida (Oprez! Otrov!) i tačno 0,5 g sumporne kiseline u 100 ml vode (nikako više!). Proces se odvija pri gustoći struje od oko 0,1 A/cm 2, a kao anoda se koristi olovna ploča čija površina treba biti nešto manja od površine hromirane površine.
    Kupke od nikla i hroma najbolje je lagano zagrijati (do oko 35 °C). Imajte na umu da elektroliti za hromiranje, posebno kod dugotrajnog procesa i velike jačine struje, emituju pare koje sadrže hromnu kiselinu koje su veoma štetne po zdravlje. Stoga, hromiranje treba izvoditi na propuhu ili na otvorenom, na primjer na balkonu.
    U hromiranju (i, u manjoj mjeri, u niklovanju) ne koristi se sva struja za taloženje metala. Istovremeno se oslobađa vodonik. Na osnovu niza napona, očekivalo bi se da se metali koji stoje ispred vodonika uopšte ne oslobađaju iz vodenih rastvora, već naprotiv, manje aktivnog vodonika. Međutim, ovdje, kao iu slučaju anodnog rastvaranja metala, katodna evolucija vodika je često inhibirana i opažena je samo pri visokom naponu. Ova pojava se zove prenapon vodika, a posebno je velika, na primjer, na olovu. Zbog ove okolnosti olovna baterija može funkcionirati. Kada se baterija napuni, umjesto PbO 2, na katodi bi se trebao pojaviti vodonik, ali zbog prenapona, razvijanje vodika počinje kada je baterija skoro potpuno napunjena.

    Ako iz čitavog niza standardnih elektrodnih potencijala izdvojimo samo one elektrodne procese koji odgovaraju općoj jednadžbi

    tada dobijamo niz napona metala. Osim metala, u ovu seriju uvijek je uključen i vodonik, što omogućava da se vidi koji metali su sposobni istisnuti vodonik iz vodenih otopina kiselina.

    Tabela 19

    Brojni naponi za najvažnije metale dat je u tabeli. 19. Položaj određenog metala u nizu napona karakteriše njegovu sposobnost redoks interakcija u vodenim rastvorima pod standardnim uslovima. Metalni joni su oksidanti, a metali u obliku jednostavnih supstanci su redukcioni agensi. Štaviše, što se metal dalje nalazi u nizu napona, to više jak oksidant u vodenom rastvoru su njegovi ioni, i obrnuto, što je metal bliži početku serije, to jača redukciona svojstva pokazuje jednostavna supstanca - metal.

    Potencijal procesa elektrode

    u neutralnom mediju je B (vidi stranu 273). aktivni metali počeci serije, sa potencijalom mnogo negativnijim od -0,41 V, istiskuju vodonik iz vode. Magnezijum istiskuje vodonik samo iz vruća voda. Metali koji se nalaze između magnezijuma i kadmijuma obično ne istiskuju vodonik iz vode. Na površini ovih metala formiraju se oksidni filmovi koji imaju zaštitni učinak.

    Metali smješteni između magnezija i vodonika istiskuju vodonik iz kiselih otopina. Istovremeno se na površini nekih metala stvaraju i zaštitni filmovi koji inhibiraju reakciju. Dakle, oksidni film na aluminijumu čini ovaj metal otpornim ne samo u vodi, već iu rastvorima određenih kiselina. Olovo se ne otapa u sumpornoj kiselini pri koncentraciji ispod , budući da je sol nastala interakcijom olova sa sumpornom kiselinom nerastvorljiva i stvara zaštitni film na površini metala. Fenomen duboke inhibicije oksidacije metala, zbog prisustva zaštitnih oksidnih ili slanih filmova na njegovoj površini, naziva se pasivnost, a stanje metala u ovom slučaju naziva se pasivno stanje.

    Metali su u stanju da istiskuju jedni druge iz rastvora soli. Smjer reakcije je u ovom slučaju određen njihovim međusobnim položajem u nizu napona. Uzimajući u obzir specifične slučajeve takvih reakcija, treba imati na umu da aktivni metali istiskuju vodik ne samo iz vode, već i iz bilo koje vodene otopine. Stoga se međusobno istiskivanje metala iz rastvora njihovih soli praktično dešava samo u slučaju metala koji se nalaze u redu posle magnezijuma.

    Izmještanje metala iz njihovih spojeva drugim metalima prvi je detaljno proučavao Beketov. Kao rezultat svog rada, on je rasporedio metale prema njihovoj hemijskoj aktivnosti u niz pomaka, što je prototip serije metalnih napona.

    Međusobni položaj nekih metala u nizu napona iu periodičnom sistemu na prvi pogled ne odgovara jedan drugom. Na primjer, prema položaju u periodičnom sistemu, reaktivnost kalijuma mora biti veća od natrijuma, a natrijuma mora biti veća od litijuma. U nizu napona, litijum je najaktivniji, a kalijum zauzima srednju poziciju između litijuma i natrijuma. Cink i bakar, prema svom položaju u periodnom sistemu, treba da imaju približno jednaku hemijsku aktivnost, ali se u nizu napona cink nalazi mnogo ranije od bakra. Razlog za ovu vrstu nedosljednosti je sljedeći.

    Kada se porede metali koji zauzimaju određenu poziciju u periodnom sistemu, mera njihove hemijske aktivnosti - redukciona sposobnost - uzima se kao vrednost energije jonizacije slobodnih atoma. Zaista, prilikom prolaska, na primjer, od vrha do dna duž glavne podgrupe grupe I periodični sistem energija jonizacije atoma se smanjuje, što je povezano sa povećanjem njihovih poluprečnika (tj. sa velikom udaljenosti spoljašnjih elektrona od jezgra) i sa sve većim ekraniranjem pozitivnog naboja jezgra od strane srednjih elektronskih slojeva (vidi § 31). Stoga, atomi kalija pokazuju veću hemijsku aktivnost - imaju jača redukcijska svojstva - od atoma natrija, a atomi natrijuma su aktivniji od atoma litija.

    Kada se porede metali u nizu napona, mera hemijske aktivnosti se uzima kao rad pretvaranja metala u čvrstom stanju u hidratizovane jone u vodenom rastvoru. Ovaj rad se može predstaviti kao zbir tri pojma: energija atomizacije - transformacija kristala metala u izolirane atome, energija jonizacije slobodnih atoma metala i energija hidratacije nastalih jona. Energija atomizacije karakteriše čvrstoću kristalne rešetke datog metala. Energija jonizacije atoma - odvajanje valentnih elektrona od njih - direktno je određena pozicijom metala u periodnom sistemu. Energija koja se oslobađa tokom hidratacije zavisi od elektronske strukture jona, njegovog naboja i radijusa.

    Litijum i kalijum ioni, koji imaju isti naboj, ali različite poluprečnike, stvaraće nejednake električna polja. Polje stvoreno u blizini malih jona litijuma bit će jače od polja u blizini velikih jona kalija. Iz ovoga je jasno da će litijevi joni hidratizirati uz oslobađanje više energije nego kalijevi.

    Dakle, u toku transformacije koja se razmatra, energija se troši na atomizaciju i jonizaciju, a energija se oslobađa tokom hidratacije. Što je manja ukupna potrošnja energije, to će cijeli proces biti lakši i bliže početku niza napona će se dati metal nalaziti. Ali od tri člana ukupnog energetskog bilansa, samo jedan - energija jonizacije - direktno je određen položajem metala u periodičnom sistemu. Prema tome, nema razloga očekivati ​​da će međusobni položaj pojedinih metala u nizu napona uvijek odgovarati njihovom položaju u periodnom sistemu. Dakle, za litijum je ukupna potrošnja energije manja nego za kalijum, u skladu sa kojim je litijum u nizu napona ispred kalijuma.

    Za bakar i cink, potrošnja energije za jonizaciju slobodnih atoma i njen dobitak tokom hidratacije jona su bliski. Ali metalni bakar formira jaču kristalnu rešetku od cinka, što se može vidjeti iz poređenja tačaka topljenja ovih metala: cink se topi na , a bakar samo na . Zbog toga je energija utrošena na atomizaciju ovih metala značajno različita, usled čega su ukupni troškovi energije za ceo proces u slučaju bakra mnogo veći nego u slučaju cinka, što objašnjava relativni položaj ovih metala. metali u naponskoj seriji.

    Prilikom prelaska iz vode u nevodene rastvarače može se promijeniti međusobni položaj metala u nizu napona. Razlog tome leži u činjenici da se energija solvatacije različitih metalnih jona različito mijenja pri prelasku iz jednog rastvarača u drugi.

    Konkretno, ion bakra je vrlo snažno rastvoren u nekim organskim rastvaračima; to dovodi do činjenice da se u takvim rastvaračima bakar nalazi u nizu napona do vodonika i istiskuje ga iz kiselih otopina.

    Dakle, za razliku od periodnog sistema elemenata, niz napona u metalima nije odraz opšte Regularnosti, na osnovu koje je moguće dati raznovrsnu Karakteriku hemijskih svojstava metala. Niz napona karakteriše samo redoks sposobnost elektrohemijskog sistema "metal - metal ion" pod strogo definisanim uslovima: vrednosti date u njemu odnose se na vodeni rastvor, temperaturu i jediničnu koncentraciju (aktivnost) metala joni.

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

    Pozicija u periodnom sistemu

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

    Rice. 1. Aktivni metali u periodnom sistemu.

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

    Alkalni metali se smatraju najaktivnijim:

    • litijum;
    • natrijum;
    • kalijum;
    • rubidijum;
    • cezijum;
    • francium.

    Zemnoalkalni metali su:

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

    Stepen aktivnosti metala možete saznati pomoću elektrohemijskog niza napona metala. Što se element nalazi lijevo od vodonika, to je aktivniji. Metali desno od vodonika su neaktivni i mogu komunicirati samo s koncentriranim kiselinama.

    Rice. 2. Elektrohemijske serije napona metala.

    Na listi aktivnih metala u hemiji nalazi se i aluminijum, koji se nalazi u III grupa i stoji lijevo od vodonika. Međutim, aluminijum se nalazi na granici aktivnih i srednje aktivnih metala i ne reaguje sa određenim supstancama u normalnim uslovima.

    Svojstva

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

    Glavna hemijska svojstva metala prikazana su u tabeli.

    Reakcija

    Jednačina

    Izuzetak

    Alkalni metali se spontano zapale u vazduhu, u interakciji sa kiseonikom

    K + O 2 → KO 2

    Litijum reaguje sa kiseonikom samo na visokim temperaturama.

    Zemnoalkalni metali i aluminijum formiraju oksidne filmove u vazduhu i spontano se zapale kada se zagreju.

    2Ca + O 2 → 2CaO

    Reaguje sa jednostavnim supstancama da nastane soli

    Ca + Br 2 → CaBr 2;
    - 2Al + 3S → Al 2 S 3

    Aluminijum ne reaguje sa vodonikom

    Burno reaguje sa vodom, stvarajući alkalije i vodonik


    - Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

    Reakcija sa litijumom se odvija sporo. Aluminij reagira s vodom tek nakon uklanjanja oksidnog filma.

    Reaguje sa kiselinama da nastane soli

    Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2;

    2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2

    Reaguje sa rastvorima soli, prvo sa vodom, a zatim sa solju

    2Na + CuCl 2 + 2H 2 O:

    2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2;
    - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

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

    Rice. 3. Minerali i čisti metali.

    Šta smo naučili?

    Aktivni metali uključuju elemente grupe I i II - alkalne i zemnoalkalne metale, kao i aluminijum. Njihova aktivnost je posljedica strukture atoma - nekoliko elektrona se lako odvaja od vanjskog energetskog nivoa. Ovo su meki laki metali koji brzo reaguju sa jednostavnim i složene supstance tvoreći okside, hidrokside, soli. Aluminij je bliži vodiku i zahtijeva dodatne uslove za svoju reakciju sa supstancama - visoke temperature, uništavanje oksidnog filma.

    Tematski kviz

    Report Evaluation

    Prosječna ocjena: 4.4. Ukupno primljenih ocjena: 388.

    Dijeli