Proprietà ricostituenti- questi sono i principali Proprietà chimiche caratteristica di tutti i metalli. Si manifestano in interazione con un'ampia varietà di agenti ossidanti, compresi gli agenti ossidanti da ambiente. IN vista generale l'interazione di un metallo con agenti ossidanti può essere espressa dallo schema:
Io + ossidante" Me(+X),
Dove (+X) è lo stato di ossidazione positivo di Me.
Esempi di ossidazione dei metalli.
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
Serie di attività dei metalli
Le proprietà riducenti dei metalli differiscono l'una dall'altra. I potenziali degli elettrodi E sono usati come caratteristica quantitativa delle proprietà riducenti dei metalli.
Più il metallo è attivo, più negativo è il potenziale dell'elettrodo standard E o.
I metalli disposti in fila man mano che la loro attività ossidativa diminuisce formano una fila di attività.
Serie di attività dei metalli
| Me | Li | K | Circa | N / A | mg | Al | Mn | Zn | Cr | Fe | Ni | sn | 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+ |
| Eo,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 |
La riduzione di un metallo da una soluzione del suo sale con un altro metallo con attività riducente maggiore è chiamata cementazione.. La cementazione è utilizzata nelle tecnologie metallurgiche.
In particolare il Cd si ottiene riducendolo da una soluzione del suo sale con lo zinco.
Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+
3.3. 1. Interazione dei metalli con l'ossigeno
L'ossigeno è un forte agente ossidante. Può ossidare la stragrande maggioranza dei metalli tranneAuept . I metalli nell'aria entrano in contatto con l'ossigeno, quindi, quando si studia la chimica dei metalli, si presta sempre attenzione alle caratteristiche dell'interazione di un metallo con l'ossigeno.
Tutti sanno che il ferro nell'aria umida è ricoperto di ruggine, ossido di ferro idratato. Ma molti metalli allo stato compatto a una temperatura non troppo elevata mostrano resistenza all'ossidazione, poiché formano sottili pellicole protettive sulla loro superficie. Questi film di prodotti di ossidazione non consentono all'agente ossidante di entrare in contatto con il metallo. Il fenomeno della formazione di strati protettivi sulla superficie del metallo che impediscono l'ossidazione del metallo è chiamato passivazione del metallo.
Un aumento della temperatura favorisce l'ossidazione dei metalli da parte dell'ossigeno. L'attività dei metalli aumenta nello stato finemente suddiviso. La maggior parte dei metalli in polvere brucia in ossigeno.
S-metalli
Viene mostrata la più grande attività riparatriceS-metalli. I metalli Na, K, Rb Cs sono in grado di accendersi nell'aria e sono conservati in recipienti sigillati o sotto uno strato di cherosene. Be e Mg sono passivati a basse temperature in aria. Ma una volta accesa, la striscia di Mg brucia con una fiamma abbagliante.
MetalliIII sottogruppi A e Li, quando interagiscono con l'ossigeno, formano ossidi.
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O
Metalli alcalini, diversi daLi, quando interagiscono con l'ossigeno, non formano ossidi, ma perossidiMe 2 o 2 e superossidiMeO 2 .
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
K + O 2 = K 2
p-metalli
Metalli di proprietàP- al blocco in aria sono passivati.
Quando si brucia in ossigeno
- I metalli del sottogruppo IIIA formano ossidi del tipo Io 2 O 3,
- Sn è ossidato a SNO 2 e Pb - fino a PbO
- Bi va a Bi 2 O 3.
d-metalli
Qualunque cosaD- i metalli del periodo 4 sono ossidati dall'ossigeno. Sc, Mn, Fe si ossidano più facilmente. Particolarmente resistente alla corrosione Ti, V, Cr.
Quando bruciato in ossigeno di tuttiD
Quando bruciato in ossigeno di tuttiD- elementi del 4° periodo, solo scandio, titanio e vanadio formano ossidi in cui si trova Me il grado più alto ossidazione uguale al numero del gruppo. I restanti d-metalli del 4° periodo, quando bruciati in ossigeno, formano ossidi in cui Me si trova in stati di ossidazione intermedi ma stabili.
Tipi di ossidi formati da d-metalli di 4 periodi durante la combustione in ossigeno:
- Meo forma Zn, Cu, Ni, Co. (a T>1000оС Cu forma Cu 2 O),
- Io 2 O 3, forma Cr, Fe e Sc,
- MeO 2 - Mn e Ti
- V forma l'ossido più alto - v 2 o 5 .
Quando bruciato in ossigenoD-metalli di 5 e 6 periodi, di regola, formano ossidi superiori, le eccezioni sono i metalli Ag, Pd, Rh, Ru.
Tipi di ossidi formati da d-metalli di 5 e 6 periodi durante la combustione in ossigeno:
- Io 2 O 3- modulo Y, La; RH;
- MeO 2- Zr, Hf; Io:
- Io 2 O 5- Nb, Ta;
- MeO 3- Falciare
- Io 2 O 7- Tc, Ri
- Meo 4 - Os
- MeO- Cd, Hg, Pd;
- Io 2O- Ag;
L'interazione dei metalli con gli acidi
Nelle soluzioni acide, il catione di idrogeno è un agente ossidante.. Il catione H + può ossidare i metalli nella serie di attività a idrogeno, cioè. con potenziali elettrodi negativi.
Molti metalli, quando ossidati, in soluzioni acquose acide, molti si trasformano in cationiMez + .
Gli anioni di un certo numero di acidi sono in grado di esibire proprietà ossidanti più forti di H+. Tali agenti ossidanti includono anioni e gli acidi più comuni h 2 COSÌ 4 eHNO 3 .
Anioni NO 3 - presentano proprietà ossidanti a qualsiasi concentrazione in soluzione, ma i prodotti di riduzione dipendono dalla concentrazione dell'acido e dalla natura del metallo ossidato.
Gli anioni SO 4 2- presentano proprietà ossidanti solo in H 2 SO 4 concentrato.
Prodotti di riduzione ossidanti: H+, NO 3 - , COSÌ 4 2 -
2H + + 2e - =H 2
COSÌ 4
2-
da H 2 SO 4 concentrato COSÌ 4
2-
+ 2e -
+ 4
h +
=
COSÌ 2
+ 2
h 2
o
(possibile anche la formazione di S, H 2 S)
NO 3 - da HNO 3 concentrato NO 3 - + e -
+2H+=
NO 2 + H 2 O
NO 3 - da HNO 3 diluito NO 3 - + 3e -
+4H+=NO + 2H 2O
(È anche possibile formare N 2 O, N 2, NH 4 +)
Esempi di reazioni di interazione di metalli con acidi
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
Prodotti di ossidazione dei metalli in soluzioni acide
I metalli alcalini formano un catione del tipo Me +, i metalli s del secondo gruppo formano cationi Io 2+.
I metalli del blocco p, quando disciolti in acidi, formano i cationi indicati nella tabella.
I metalli Pb e Bi si dissolvono solo in acido nitrico.
| Me | Al | Ga | Nel | tl | sn | Pb | Bi |
| Mez+ | Al 3+ | Ga3+ | In 3+ | Tl+ | sn 2+ | Pb 2+ | Bi 3+ |
| Eo, B | -1,68 | -0,55 | -0,34 | -0,34 | -0,14 | -0,13 | +0,317 |
Tutti i d-metals 4 periodi tranne Cu , può essere ossidato dagli ioniH+ in soluzioni acide.
Tipi di cationi formati da d-metalli 4 periodi:
- Io 2+(forma d-metalli che vanno da Mn a Cu)
- Io 3+ ( forma Sc, Ti, V, Cr e Fe in acido nitrico).
- Anche Ti e V formano cationi MeO 2+
In soluzioni acide, H + può ossidare: Y, La, Cd.
In HNO 3 si possono sciogliere: Cd, Hg, Ag. Hot HNO 3 dissolve Pd, Tc, Re.
In H 2 SO 4 caldo sciogliere: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.
Metalli: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sono solitamente disciolti in una miscela di HNO 3 + HF.
In acqua regia (miscele HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au e Os possono essere sciolti con difficoltà). Il motivo della dissoluzione dei metalli in acqua regia o in una miscela di HNO 3 + HF è la formazione di composti complessi.
Esempio. La dissoluzione dell'oro in acqua regia diventa possibile a causa della formazione di un complesso -
Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O
Interazione dei metalli con l'acqua
Le proprietà ossidanti dell'acqua sono dovute H(+1).
2H 2 O + 2e -" h 2 + 2OH -
Poiché la concentrazione di H + in acqua è bassa, le sue proprietà ossidanti sono basse. I metalli possono dissolversi in acqua 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. Qualunque cosaS- metalli, diversi da Sii e Mg facilmente solubile in acqua.
2 N / A + 2 HOH = h 2 + 2 Oh -
Na reagisce vigorosamente con l'acqua, liberando calore. L'H 2 emesso può incendiarsi.
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Il Mg si dissolve solo in acqua bollente, Be è protetto dall'ossidazione da un ossido insolubile inerte
i metalli p-block sono agenti riducenti meno potenti diS.
Tra i p-metalli, l'attività riducente è maggiore per i metalli del sottogruppo IIIA, Sn e Pb sono agenti riducenti deboli, Bi ha Eo > 0.
I p-metalli non si dissolvono in acqua in condizioni normali. Quando l'ossido protettivo viene sciolto dalla superficie in soluzioni alcaline, Al, Ga e Sn vengono ossidati dall'acqua.
Tra i d-metalli, sono ossidati dall'acqua quando riscaldato Sc e Mn, La, Y. Il ferro reagisce con il vapore acqueo.
Interazione dei metalli con soluzioni alcaline
Nelle soluzioni alcaline, l'acqua agisce come agente ossidante..
2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo \u003d - 0,826 B (pH \u003d 14)
Le proprietà ossidanti dell'acqua diminuiscono all'aumentare del pH, a causa della diminuzione della concentrazione di H+. Tuttavia, alcuni metalli che non si sciolgono in acqua si sciolgono in soluzioni alcaline, per esempio, Al, Zn e alcuni altri. Il motivo principale della dissoluzione di tali metalli in soluzioni alcaline è che gli ossidi e gli idrossidi di questi metalli sono anfoteri e si dissolvono in alcali, eliminando la barriera tra l'agente ossidante e l'agente riducente.
Esempio. Dissoluzione di Al in soluzione di NaOH.
2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2
Tutti i metalli, a seconda della loro attività redox, sono combinati in una serie chiamata serie di metalli di tensione elettrochimica (poiché i metalli in essa contenuti sono disposti in ordine di potenziali elettrochimici standard crescenti) o una serie di attività dei metalli:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H 2 , Cu, Hg, Ag, Рt, Au
I metalli più reattivi sono nell'ordine di attività fino all'idrogeno, e più a sinistra si trova il metallo, più è attivo. I metalli che si trovano vicino all'idrogeno nella serie di attività sono considerati inattivi.
Alluminio
L'alluminio è un colore bianco argenteo. Principale Proprietà fisiche alluminio - leggerezza, elevata conducibilità termica ed elettrica. Allo stato libero, se esposto all'aria, l'alluminio è ricoperto da un forte film di ossido Al 2 O 3 , che lo rende resistente agli acidi concentrati.
L'alluminio appartiene ai metalli della famiglia p. La configurazione elettronica del livello di energia esterna è 3s 2 3p 1 . L'alluminio nei suoi composti presenta uno stato di ossidazione pari a "+3".
L'alluminio si ottiene per elettrolisi dell'ossido fuso di questo elemento:
2Al 2 O 3 \u003d 4Al + 3O 2
Tuttavia, a causa della bassa resa del prodotto, viene più spesso utilizzato il metodo per ottenere l'alluminio mediante elettrolisi di una miscela di Na 3 e Al 2 O 3. La reazione procede quando riscaldata a 960°C e in presenza di catalizzatori - fluoruri (AlF 3 , CaF 2 , ecc.), mentre l'alluminio viene rilasciato al catodo e l'ossigeno viene rilasciato all'anodo.
L'alluminio è in grado di interagire con l'acqua dopo aver rimosso il film di ossido dalla sua superficie (1), interagire con sostanze semplici (ossigeno, alogeni, azoto, zolfo, carbonio) (2-6), acidi (7) e basi (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)
Calcio
Nella sua forma libera, Ca è un metallo bianco argenteo. Se esposto all'aria, si ricopre istantaneamente di una pellicola giallastra, che è il prodotto della sua interazione con le parti costitutive dell'aria. Il calcio è un metallo abbastanza duro, ha un reticolo cristallino centrato sulla faccia cubica.
La configurazione elettronica del livello di energia esterna è 4s 2 . Il calcio nei suoi composti presenta uno stato di ossidazione pari a "+2".
Il calcio si ottiene per elettrolisi di sali fusi, il più delle volte cloruri:
CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2
Il calcio è in grado di dissolversi in acqua con la formazione di idrossidi che presentano forti proprietà basiche (1), reagire con l'ossigeno (2), formare ossidi, interagire con i non metalli (3-8), dissolversi negli acidi (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)
Ferro e suoi composti
Il ferro è un metallo grigio. Nella sua forma pura è abbastanza morbido, malleabile e duttile. La configurazione elettronica del livello di energia esterna è 3d 6 4s 2 . Nei suoi composti, il ferro presenta gli stati di ossidazione "+2" e "+3".
Il ferro metallico reagisce con il vapore acqueo, formando un ossido misto (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2
Nell'aria il ferro si ossida facilmente, soprattutto in presenza di umidità (arrugginisce):
3Fe + 3O 2 + 6H 2 O \u003d 4Fe (OH) 3
Come altri metalli, il ferro reagisce con sostanze semplici, ad esempio alogeni (1), si dissolve in acidi (2):
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 (2)
Il ferro forma un'intera gamma di composti, poiché presenta diversi stati di ossidazione: idrossido di ferro (II), idrossido di ferro (III), sali, ossidi, ecc. Quindi, l'idrossido di ferro (II) può essere ottenuto dall'azione di soluzioni alcaline sui sali di ferro (II) senza accesso all'aria:
FeSO 4 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
L'idrossido di ferro (II) è solubile in acidi e ossidato a idrossido di ferro (III) in presenza di ossigeno.
I sali di ferro (II) presentano le proprietà di agenti riducenti e vengono convertiti in composti di ferro (III).
L'ossido di ferro (III) non può essere ottenuto dalla reazione di combustione del ferro in ossigeno; per ottenerlo è necessario bruciare solfuri di ferro o calcinare altri sali di ferro:
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O
I composti del ferro (III) presentano deboli proprietà ossidanti e sono in grado di entrare in OVR con forti agenti riducenti:
2FeCl 3 + H 2 S \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl
Produzione di ferro e acciaio
Acciai e ghise sono leghe di ferro con carbonio e il contenuto di carbonio nell'acciaio arriva fino al 2% e nella ghisa al 2-4%. Acciai e ghise contengono additivi leganti: acciai - Cr, V, Ni e ghisa - Si.
Assegna tipi diversi acciai, quindi, in base alla loro destinazione, si distinguono acciai strutturali, inossidabili, per utensili, resistenti al calore e criogenici. Di Composizione chimica allocare carbonio (basso, medio e alto tenore di carbonio) e legato (basso, medio e alto tenore di carbonio). A seconda della struttura si distinguono acciai austenitici, ferritici, martensitici, perlitici e bainitici.
Gli acciai hanno trovato applicazione in molti settori dell'economia nazionale, come l'edilizia, la chimica, la petrolchimica, la protezione dell'ambiente, l'energia dei trasporti e altre industrie.
A seconda della forma del contenuto di carbonio nella ghisa - cementite o grafite, nonché della loro quantità, si distinguono diversi tipi di ghisa: bianca (colore chiaro della frattura per la presenza di carbonio sotto forma di cementite), grigio (colore grigio della frattura per la presenza di carbonio sotto forma di grafite), malleabile e resistente al calore. Le ghise sono leghe molto fragili.
Le aree di applicazione della ghisa sono vaste: decorazioni artistiche (recinzioni, cancelli), parti del corpo, attrezzature idrauliche, articoli per la casa (padelle) sono realizzate in ghisa, è utilizzata nell'industria automobilistica.
Esempi di problem solving
ESEMPIO 1
| L'obiettivo | Una lega di magnesio e alluminio del peso di 26,31 g è stata sciolta in acido cloridrico. In questo caso sono stati rilasciati 31.024 litri di gas incolore. Determina le frazioni di massa dei metalli nella lega. |
| Soluzione | Entrambi i metalli sono in grado di reagire con l'acido cloridrico, a seguito del quale viene rilasciato idrogeno: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 Trova il numero totale di moli di idrogeno rilasciate: v(H 2) \u003d V (H 2) / V m v (H 2) \u003d 31,024 / 22,4 \u003d 1,385 mol Sia la quantità di sostanza Mg x mol e Al sia y mol. Quindi, sulla base delle equazioni di reazione, possiamo scrivere un'espressione per il numero totale di moli di idrogeno: x + 1,5y = 1,385 Esprimiamo la massa dei metalli nella miscela: Quindi, la massa della miscela sarà espressa dall'equazione: 24x + 27y = 26.31 Abbiamo un sistema di equazioni: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26.31 Risolviamolo: 33.24 -36y + 27y \u003d 26.31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Quindi, la massa dei metalli nella miscela: m (Mg) \u003d 24 × 0,23 \u003d 5,52 g m(Al) \u003d 27 × 0,77 \u003d 20,79 g Trova le frazioni di massa dei metalli nella miscela: ώ =m(Me)/m somma ×100% ώ(Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98% ώ(Al) = 100 - 20,98 = 79,02% |
| Risposta | Frazioni di massa dei metalli nella lega: 20,98%, 79,02% |
Grosse E., Weissmantel X.
La chimica per i curiosi. Fondamenti di chimica ed esperimenti divertenti.
Capitolo 3 (continua)UN PICCOLO CORSO DI ELETTROCHIMICA DEI METALLI
Abbiamo già familiarizzato con l'elettrolisi di soluzioni di cloruri di metalli alcalini e la produzione di metalli utilizzando fusi. Proviamo ora con alcuni semplici esperimenti per studiare alcune delle leggi dell'elettrochimica delle soluzioni acquose, delle celle galvaniche, e anche conoscere la produzione di rivestimenti galvanici protettivi.Metodi elettrochimici applicato in moderno chimica analitica, servono a determinare le grandezze più importanti della chimica teorica.
Infine, la corrosione degli oggetti metallici, che provoca gravi danni all'economia nazionale, è nella maggior parte dei casi un processo elettrochimico.
GAMMA DI TENSIONE DEI METALLI
Il collegamento fondamentale per la comprensione dei processi elettrochimici è la serie di tensione dei metalli. I metalli possono essere disposti in una fila che inizia con reattivo e termina con i metalli nobili meno reattivi: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.
Nasce così, secondo le ultime idee, una serie di voltaggi per i metalli più importanti e l'idrogeno. Se gli elettrodi di una cella galvanica sono costituiti da due metalli qualsiasi di una riga, sul materiale che precede nella riga apparirà una tensione negativa.
Valore di tensione ( potenziale elettrochimico) dipende dalla posizione dell'elemento nella serie di tensioni e dalle proprietà dell'elettrolita.
Stabiliremo l'essenza della serie di tensioni da alcuni semplici esperimenti, per i quali abbiamo bisogno di una sorgente di corrente e di strumenti di misura elettrici. Sciogliamo circa 10 g di solfato di rame cristallino in 100 ml di acqua e immergiamo nella soluzione un ago d'acciaio o un pezzo di lamiera di ferro. (Si consiglia di pulire prima il ferro fino a renderlo lucido con una tela smeriglio sottile.) Dopo poco tempo, il ferro sarà ricoperto da uno strato rossastro di rame rilasciato. Il ferro più attivo sposta il rame dalla soluzione, con il ferro che si dissolve come ioni e il rame liberato come metallo. Il processo continua finché la soluzione è a contatto con il ferro. Non appena il rame ricopre l'intera superficie del ferro, praticamente si fermerà. In questo caso si forma uno strato di rame piuttosto poroso, per cui non si possono ottenere rivestimenti protettivi senza l'utilizzo di corrente.
Nei seguenti esperimenti, abbasseremo piccole strisce di zinco e stagno di piombo nella soluzione di solfato di rame. Dopo 15 minuti, toglierli, sciacquarli ed esaminarli al microscopio. Possiamo vedere bellissimi motivi simili al ghiaccio che sono rossi nella luce riflessa e sono costituiti da rame liberato. Anche qui metalli più attivi trasferivano il rame dallo stato ionico a quello metallico.
A sua volta, il rame può spostare i metalli che sono più bassi nella serie di tensioni, cioè meno attivi. Su una sottile striscia di lastra di rame o su un filo di rame appiattito (avendo preventivamente ripulito la superficie in modo brillante), applichiamo alcune gocce di una soluzione di nitrato d'argento. Ad occhio nudo, sarà possibile notare il rivestimento nerastro formato, che al microscopio alla luce riflessa sembra aghi sottili e motivi vegetali (i cosiddetti dendriti).
Per isolare lo zinco senza corrente, è necessario utilizzare un metallo più attivo. Escludendo i metalli che interagiscono violentemente con l'acqua, troviamo il magnesio nella serie di sollecitazioni sopra lo zinco. Mettiamo alcune gocce di soluzione di solfato di zinco su un pezzo di nastro di magnesio o su un sottile chip di un elettrone. Otteniamo una soluzione di solfato di zinco sciogliendo un pezzo di zinco in acido solforico diluito. Contemporaneamente al solfato di zinco, aggiungere alcune gocce di alcool denaturato. Sul magnesio, dopo poco tempo, notiamo, soprattutto al microscopio, lo zinco che si è separato sotto forma di sottili cristalli.
In generale, qualsiasi membro della serie di tensione può essere forzato fuori soluzione, dove è sotto forma di ione, e trasferito allo stato metallico. Tuttavia, quando proviamo tutti i tipi di combinazioni, potremmo rimanere delusi. Sembrerebbe che se una striscia di alluminio viene immersa in soluzioni di sali di rame, ferro, piombo e zinco, questi metalli dovrebbero risaltare su di essa. Ma questo, però, non accade. Il motivo del guasto non risiede in un errore nella serie delle tensioni, ma si basa su una speciale inibizione della reazione, che in questo caso è dovuta ad un sottile film di ossido sulla superficie di alluminio. In tali soluzioni, l'alluminio è chiamato passivo.
GUARDIAMO OLTRE LA SCENA
Per formulare gli schemi dei processi in atto, possiamo limitarci a considerare i cationi ed escludere gli anioni, poiché essi stessi non partecipano alla reazione. (Tuttavia, il tipo di anioni influisce sulla velocità di deposizione.) Se, per semplicità, assumiamo che sia i metalli liberati che quelli disciolti forniscano cationi a doppia carica, allora possiamo scrivere:Io 1 + Io 2 2+ = Io 1 2+ + Io 2
Inoltre, per il primo esperimento Me 1 = Fe, Me 2 = Сu.
Quindi, il processo consiste nello scambio di cariche (elettroni) tra atomi e ioni di entrambi i metalli. Se consideriamo separatamente (come reazioni intermedie) la dissoluzione del ferro o la precipitazione del rame, otteniamo:
Fe = Fe 2+ + 2 e --
Tu 2+ + 2 e--=Cu
Consideriamo ora il caso in cui il metallo sia immerso in acqua o in una soluzione salina, con il catione di cui è impossibile lo scambio a causa della sua posizione nella serie di tensioni. Nonostante ciò, il metallo tende ad andare in soluzione sotto forma di ione. In questo caso, l'atomo di metallo cede due elettroni (se il metallo è bivalente), la superficie del metallo immerso nella soluzione si carica negativamente rispetto alla soluzione e all'interfaccia si forma un doppio strato elettrico. Questa differenza di potenziale impedisce un'ulteriore dissoluzione del metallo, in modo che il processo si interrompa presto.
Se due metalli diversi vengono immersi in una soluzione, saranno entrambi carichi, ma quello meno attivo è leggermente più debole, a causa del fatto che i suoi atomi sono meno inclini a scindere gli elettroni.
Collega entrambi i metalli con un conduttore. A causa della differenza di potenziale, il flusso di elettroni scorrerà dal metallo più attivo a quello meno attivo, che forma il polo positivo dell'elemento. Ha luogo un processo in cui il metallo più attivo va in soluzione e i cationi della soluzione vengono rilasciati sul metallo più nobile. Illustriamo ora con alcuni esperimenti il ragionamento un po' astratto di cui sopra (che, peraltro, è una grossolana semplificazione).
Per prima cosa, riempi un becher con una capacità di 250 ml al centro con una soluzione di acido solforico al 10% e immergici dentro pezzi non troppo piccoli di zinco e rame. Saldiamo o rivettiamo un filo di rame su entrambi gli elettrodi, le cui estremità non devono toccare la soluzione.
Finché le estremità del filo non sono collegate tra loro, osserveremo la dissoluzione dello zinco, che è accompagnata dal rilascio di idrogeno. Lo zinco, come segue dalla serie di tensioni, è più attivo dell'idrogeno, quindi il metallo può spostare l'idrogeno dallo stato ionico. Entrambi i metalli formano un doppio strato elettrico. La differenza di potenziale tra gli elettrodi è più facile da rilevare con un voltmetro. Immediatamente dopo aver acceso il dispositivo nel circuito, la freccia indicherà circa 1 V, ma poi la tensione diminuirà rapidamente. Se colleghi una piccola lampadina all'elemento che consuma una tensione di 1 V, si accenderà, all'inizio abbastanza forte, quindi il bagliore diventerà debole.
Dalla polarità dei terminali del dispositivo, possiamo concludere che l'elettrodo di rame è un polo positivo. Questo può essere dimostrato anche senza un dispositivo considerando l'elettrochimica del processo. Prepariamo una soluzione satura di sale da cucina in un becher o in una provetta, aggiungiamo circa 0,5 ml di una soluzione alcolica dell'indicatore di fenolftaleina e immergiamo entrambi gli elettrodi chiusi con un filo nella soluzione. In prossimità del polo negativo si osserverà una leggera colorazione rossastra, causata dalla formazione di idrossido di sodio al catodo.
In altri esperimenti, si possono posizionare varie coppie di metalli nella cella e determinare la tensione risultante. Ad esempio, magnesio e argento daranno una differenza di potenziale particolarmente grande per la notevole distanza tra loro in una serie di tensioni, mentre zinco e ferro, al contrario, ne daranno una piccolissima, inferiore al decimo di volt. Usando l'alluminio, non otterremo praticamente alcuna corrente a causa della passivazione.
Tutti questi elementi, o, come dicono gli elettrochimici, i circuiti, hanno lo svantaggio che quando viene presa una corrente, la tensione su di essi scende molto rapidamente. Pertanto, gli elettrochimici misurano sempre il valore reale della tensione in uno stato diseccitato utilizzando il metodo della compensazione della tensione, ovvero confrontandolo con la tensione di un'altra sorgente di corrente.
Consideriamo più in dettaglio i processi nell'elemento rame-zinco. Al catodo, lo zinco va in soluzione secondo la seguente equazione:
Zn = Zn2+ + 2 e --
Gli ioni idrogeno dell'acido solforico vengono scaricati sull'anodo di rame. Attaccano gli elettroni che arrivano attraverso il filo dal catodo di zinco e di conseguenza si formano bolle di idrogeno:
2H + + 2 e-- \u003d H 2
Dopo un breve periodo di tempo, il rame sarà ricoperto da un sottile strato di bolle di idrogeno. In questo caso, l'elettrodo di rame si trasformerà in un elettrodo di idrogeno e la differenza di potenziale diminuirà. Questo processo è chiamato polarizzazione degli elettrodi. La polarizzazione dell'elettrodo di rame può essere eliminata aggiungendo alla cella un po' di soluzione di bicromato di potassio dopo la caduta di tensione. Successivamente, la tensione aumenterà di nuovo, poiché il dicromato di potassio ossida l'idrogeno in acqua. Il dicromato di potassio agisce in questo caso come depolarizzante.
In pratica si utilizzano circuiti galvanici, i cui elettrodi non sono polarizzati, oppure circuiti la cui polarizzazione può essere eliminata aggiungendo depolarizzatori.
Come esempio di elemento non polarizzabile, si consideri l'elemento Daniell, spesso utilizzato in passato come fonte di corrente. Anche questo è un elemento rame-zinco, ma entrambi i metalli sono immersi in soluzioni diverse. L'elettrodo di zinco è posto in una cella di argilla porosa riempita con acido solforico diluito (circa il 20%). La cellula di argilla è sospesa in un grande becher contenente una soluzione concentrata di solfato di rame, e sul fondo è presente uno strato di cristalli di solfato di rame. Il secondo elettrodo in questo recipiente è un cilindro di lamiera di rame.
Questo elemento può essere costituito da un barattolo di vetro, una cella di argilla disponibile in commercio (in casi estremi, utilizzare un vaso di fiori, chiudendo il foro sul fondo) e due elettrodi di dimensioni adeguate.
Durante il funzionamento dell'elemento, lo zinco si dissolve con la formazione di solfato di zinco e gli ioni di rame vengono rilasciati sull'elettrodo di rame. Ma allo stesso tempo l'elettrodo di rame non è polarizzato e l'elemento fornisce una tensione di circa 1 V. In realtà, in teoria, la tensione ai terminali è di 1,10 V, ma prendendo la corrente misuriamo un valore leggermente inferiore, dovuto a resistenza elettrica cellule.
Se non rimuoviamo la corrente dalla cella, dobbiamo rimuovere l'elettrodo di zinco dalla soluzione di acido solforico, perché altrimenti si dissolverà per formare idrogeno.
Nella figura è mostrato un diagramma di una cella semplice, che non richiede una partizione porosa. L'elettrodo di zinco si trova nel barattolo di vetro nella parte superiore e l'elettrodo di rame si trova nella parte inferiore. L'intera cella è riempita con una soluzione satura di cloruro di sodio. Sul fondo del barattolo versiamo una manciata di cristalli di solfato di rame. La risultante soluzione concentrata di solfato di rame si mescolerà molto lentamente con la comune soluzione salina. Pertanto, durante il funzionamento della cella, il rame verrà rilasciato sull'elettrodo di rame e lo zinco sotto forma di solfato o cloruro si dissolverà nella parte superiore della cella.
Le batterie ora utilizzano quasi esclusivamente pile a secco, che sono più comode da usare. Il loro antenato è l'elemento Leclanchet. Gli elettrodi sono un cilindro di zinco e un'asta di carbonio. L'elettrolita è una pasta costituita principalmente da cloruro di ammonio. Lo zinco si dissolve nella pasta e l'idrogeno viene rilasciato sul carbone. Per evitare la polarizzazione, l'asta di carbonio viene calata in un sacchetto di lino con una miscela di polvere di carbone e pirolusite. La polvere di carbone aumenta la superficie dell'elettrodo e la pirolusite funge da depolarizzatore, ossidando lentamente l'idrogeno.
È vero, la capacità depolarizzante della pirolusite è più debole di quella del dicromato di potassio menzionato in precedenza. Pertanto, quando la corrente viene ricevuta nelle celle a secco, la tensione scende rapidamente, " stancarsi"a causa della polarizzazione. Solo dopo qualche tempo si verifica l'ossidazione dell'idrogeno con la pirolusite. Quindi, gli elementi" riposo", se non passi la corrente per un po 'di tempo. Controlliamo questo su una batteria della torcia, a cui colleghiamo una lampadina. Parallelamente alla lampada, cioè direttamente ai terminali, colleghiamo un voltmetro.
All'inizio, la tensione sarà di circa 4,5 V. (Molto spesso, tre celle sono collegate in serie in tali batterie, ciascuna con una tensione teorica di 1,48 V.) Dopo un po', la tensione diminuirà, la lampadina si indebolirà. Leggendo il voltmetro, possiamo giudicare per quanto tempo la batteria deve riposare.
Un posto speciale è occupato dagli elementi rigeneranti, noti come accumulatori. Al loro interno hanno luogo reazioni reversibili e possono essere ricaricate dopo che la cella si è scaricata collegandosi a una fonte CC esterna.
Attualmente, le batterie al piombo sono le più comuni; in essi, l'elettrolita è acido solforico diluito, in cui sono immerse due lastre di piombo. L'elettrodo positivo è rivestito con biossido di piombo PbO 2 , l'elettrodo negativo è piombo metallico. La tensione ai terminali è di circa 2,1 V. Durante la scarica, si forma solfato di piombo su entrambe le piastre, che si trasforma nuovamente in piombo metallico e in perossido di piombo durante la carica.
RIVESTIMENTI PLACCATI
Precipitazione di metalli da soluzioni acquose utilizzando corrente elettricaè il processo inverso di dissoluzione elettrolitica, che abbiamo incontrato quando si considerano le celle galvaniche. Prima di tutto, esaminiamo la precipitazione del rame, che viene utilizzato in un coulometro di rame per misurare la quantità di elettricità.Il metallo è depositato dalla corrente
Avendo piegato le estremità di due lastre di rame sottile, le appendiamo a pareti opposte di un bicchiere o, meglio, un piccolo acquario di vetro. Attacchiamo i fili alle piastre con terminali.
elettrolita preparare secondo la seguente ricetta: 125 g di solfato di rame cristallino, 50 g di acido solforico concentrato e 50 g di alcol (alcool denaturato), il resto è acqua fino a 1 litro. Per fare ciò, sciogliere prima il solfato di rame in 500 ml di acqua, quindi aggiungere con cura, in piccole porzioni, acido solforico ( Il riscaldamento! Il liquido potrebbe schizzare!), quindi versare l'alcol e portare l'acqua a un volume di 1 litro.
Riempiamo il coulometro con la soluzione preparata e includiamo nel circuito una resistenza variabile, un amperometro e una batteria al piombo. Con l'aiuto della resistenza, regoliamo la corrente in modo che la sua densità sia 0,02-0,01 A/cm 2 della superficie dell'elettrodo. Se la lastra di rame ha un'area di 50 cm 2, la forza attuale dovrebbe essere compresa tra 0,5 e 1 A.
Dopo qualche tempo, il rame metallico rosso chiaro inizierà a precipitare al catodo (elettrodo negativo) e il rame andrà in soluzione all'anodo (elettrodo positivo). Per pulire le lastre di rame, faremo passare una corrente nel coulometro per circa mezz'ora. Quindi estraiamo il catodo, lo asciughiamo accuratamente con carta da filtro e lo pesiamo accuratamente. Installiamo un elettrodo nella cella, chiudiamo il circuito con un reostato e manteniamo una corrente costante, ad esempio 1 A. Dopo un'ora, apriamo il circuito e pesiamo nuovamente il catodo essiccato. Con una corrente di 1 A per ora di funzionamento, la sua massa aumenterà di 1,18 g.
Pertanto, una quantità di elettricità pari a 1 amperora, passando attraverso una soluzione, può rilasciare 1,18 g di rame. O in generale: la quantità di sostanza rilasciata è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità fatta passare attraverso la soluzione.
Per isolare 1 equivalente di uno ione, è necessario far passare attraverso la soluzione una quantità di elettricità pari al prodotto della carica dell'elettrodo e e del numero di Avogadro n UN:
e*N A \u003d 1.6021 * 10 -19 * 6.0225 * 10 23 \u003d 9.65 * 10 4 A * s * mol -1 Questo valore è indicato dal simbolo F e prende il nome dallo scopritore delle leggi quantitative dell'elettrolisi numero di Faraday(valore esatto F- 96 498 A * s * mol -1). Pertanto, per isolare un dato numero di equivalenti da una soluzione n e attraverso la soluzione, una quantità di elettricità pari a F*n e A * s * mol -1. In altre parole,
Esso =F*n e qui io- attuale, Tè il tempo impiegato dalla corrente per passare attraverso la soluzione. Nella sezione " Nozioni di base sulla titolazione"È già stato dimostrato che il numero di equivalenti di una sostanza n e è uguale al prodotto del numero di moli per il numero equivalente:
n e = n*Z Di conseguenza:
io*T = F*n*Z
In questo caso Z- carica ionica (per Ag+ Z= 1, per Cu 2+ Z= 2, per Al 3+ Z= 3, ecc.). Se esprimiamo il numero di moli come rapporto tra massa e massa molare ( n = mm), quindi otteniamo una formula che permette di calcolare tutti i processi che si verificano durante l'elettrolisi:
Esso =F*m*Z / M
Usando questa formula, puoi calcolare la corrente:
io = 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
Se introduciamo il rapporto per il lavoro elettrico w e-mail
w e-mail = U*io*t e w e-mail / u = Esso
Poi conoscendo la tensione u, puoi calcolare:
w e-mail = F*m*Z*U/M
Puoi anche calcolare quanto tempo ci vuole per il rilascio elettrolitico di una certa quantità di una sostanza o quanta di una sostanza verrà rilasciata in un certo tempo. Durante l'esperimento, la densità di corrente deve essere mantenuta entro i limiti specificati. Se è inferiore a 0,01 A / cm 2, verrà rilasciato troppo poco metallo, poiché si formeranno parzialmente ioni rame (I). Se la densità di corrente è troppo alta, l'adesione del rivestimento all'elettrodo sarà debole e quando l'elettrodo viene rimosso dalla soluzione, potrebbe sgretolarsi.
In pratica, i rivestimenti galvanici sui metalli vengono utilizzati principalmente per proteggere dalla corrosione e per ottenere una finitura a specchio.
Inoltre, i metalli, in particolare rame e piombo, vengono raffinati mediante dissoluzione anodica e successiva separazione al catodo (raffinazione elettrolitica).
Per placcare il ferro con rame o nichel, devi prima pulire a fondo la superficie dell'oggetto. Per fare questo, lo lucidiamo con gesso elutriato e lo sgrassiamo in sequenza con una soluzione diluita di soda caustica, acqua e alcol. Se l'oggetto è coperto di ruggine, è necessario decapare in anticipo in una soluzione di acido solforico al 10-15%.
Appenderemo il prodotto pulito in un bagno elettrolitico (un piccolo acquario o un bicchiere), dove fungerà da catodo.
La soluzione per l'applicazione della ramatura contiene 250 g di solfato di rame e 80-100 g di acido solforico concentrato in 1 litro d'acqua (Attenzione!). In questo caso, una lastra di rame fungerà da anodo. La superficie dell'anodo dovrebbe essere approssimativamente uguale alla superficie dell'oggetto rivestito. Pertanto, è necessario assicurarsi sempre che l'anodo di rame sia sospeso nella vasca alla stessa profondità del catodo.
Il processo verrà eseguito ad una tensione di 3-4 V (due batterie ricaricabili) e densità di corrente di 0,02-0,4 A/cm 2 . La temperatura della soluzione nel bagno dovrebbe essere 18-25 °C.
Prestare attenzione al fatto che il piano dell'anodo e la superficie da rivestire sono paralleli tra loro. È meglio non usare oggetti di forma complessa. Variando la durata dell'elettrolisi è possibile ottenere un rivestimento in rame di diversi spessori.
Ricorrere spesso alla placcatura in rame preliminare per applicare un rivestimento durevole di un altro metallo a questo strato. Questo è particolarmente spesso utilizzato nella cromatura del ferro, nella nichelatura della colata di zinco e in altri casi. Per questo scopo vengono utilizzati elettroliti di cianuro veri e molto tossici.
Per preparare un elettrolita per la nichelatura, sciogliere 25 g di solfato di nichel cristallino, 10 g di acido borico o 10 g di citrato di sodio in 450 ml di acqua. Il citrato di sodio può essere preparato neutralizzando una soluzione di 10 g di acido citrico con una soluzione diluita di soda caustica o una soluzione di soda. Lascia che l'anodo sia una placca di nichel, forse area più ampia, e prendi la batteria come fonte di tensione.
Il valore della densità di corrente con l'ausilio di una resistenza variabile verrà mantenuto pari a 0,005 A/cm 2 . Ad esempio, con una superficie dell'oggetto di 20 cm 2, è necessario lavorare con una forza di corrente di 0,1 A. Dopo mezz'ora di lavoro, l'oggetto sarà già nichelato. Toglilo dalla vasca e puliscilo con un panno. Tuttavia, è meglio non interrompere il processo di nichelatura, perché in tal caso lo strato di nichel potrebbe passivare e il successivo rivestimento di nichel non aderirà bene.
Per ottenere una lucentezza a specchio senza lucidatura meccanica, introduciamo un cosiddetto additivo brillantante nel bagno di placcatura. Tali additivi sono, ad esempio, colla, gelatina, zucchero. Puoi inserire in un bagno di nichel, ad esempio, qualche grammo di zucchero e studiarne l'effetto.
Per preparare un elettrolita per la cromatura del ferro (dopo la ramatura preliminare), sciogliamo 40 g di anidride cromica CrO 3 (Attenzione! Veleno!) ed esattamente 0,5 g di acido solforico in 100 ml di acqua (non di più!). Il processo procede ad una densità di corrente di circa 0,1 A/cm 2 , e come anodo viene utilizzata una piastra di piombo, la cui area dovrebbe essere leggermente inferiore all'area della superficie cromata.
È meglio riscaldare leggermente i bagni di nichel e cromo (fino a circa 35 °C). Si noti che gli elettroliti per la cromatura, in particolare con un processo lungo e un'elevata intensità di corrente, emettono vapori contenenti acido cromico molto dannosi per la salute. Pertanto, la cromatura dovrebbe essere eseguita sotto tiraggio o all'aperto, ad esempio su un balcone.
Nella cromatura (e, in misura minore, nella nichelatura), non tutta la corrente viene utilizzata per la deposizione di metalli. Allo stesso tempo, viene rilasciato idrogeno. Sulla base di una serie di tensioni, ci si aspetterebbe che i metalli davanti all'idrogeno non vengano affatto rilasciati da soluzioni acquose, ma, al contrario, dovrebbe essere rilasciato meno idrogeno attivo. Tuttavia, qui, come nel caso della dissoluzione anodica dei metalli, l'evoluzione catodica dell'idrogeno è spesso inibita e si osserva solo ad alta tensione. Questo fenomeno è chiamato sovratensione dell'idrogeno ed è particolarmente grande, ad esempio, sul piombo. A causa di questa circostanza, una batteria al piombo può funzionare. Quando la batteria è carica, invece di PbO 2, sul catodo dovrebbe apparire idrogeno, ma, a causa della sovratensione, l'evoluzione dell'idrogeno inizia quando la batteria è quasi completamente carica.
Se, dall'intera serie di potenziali elettrodi standard, individuiamo solo quei processi elettrodici che corrispondono all'equazione generale
quindi otteniamo una serie di sollecitazioni dei metalli. Oltre ai metalli, in questa serie è sempre incluso l'idrogeno, il che consente di vedere quali metalli sono in grado di sostituire l'idrogeno dalle soluzioni acquose di acidi.
Tabella 19
Nella tabella sono riportate alcune sollecitazioni per i metalli più importanti. 19. La posizione di un metallo in una serie di tensioni caratterizza la sua capacità di interazioni redox in soluzioni acquose in condizioni standard. Gli ioni metallici sono agenti ossidanti e i metalli sotto forma di sostanze semplici sono agenti riducenti. Inoltre, più lontano si trova il metallo nella serie di tensioni, più forte agente ossidante in una soluzione acquosa, i suoi ioni sono e viceversa, più il metallo è vicino all'inizio della serie, più forti sono le proprietà riducenti mostrate da una sostanza semplice: il metallo.
Potenziale di processo dell'elettrodo
in un mezzo neutro è B (vedi pagina 273). metalli attivi gli inizi della serie, avendo un potenziale molto più negativo di -0,41 V, soppiantano l'idrogeno dall'acqua. Il magnesio soppianta l'idrogeno solo da acqua calda. I metalli situati tra il magnesio e il cadmio di solito non sostituiscono l'idrogeno dall'acqua. Sulla superficie di questi metalli si formano film di ossido che hanno un effetto protettivo.
I metalli situati tra il magnesio e l'idrogeno spostano l'idrogeno dalle soluzioni acide. Allo stesso tempo, sulla superficie di alcuni metalli si formano anche delle pellicole protettive che inibiscono la reazione. Quindi, il film di ossido sull'alluminio rende questo metallo resistente non solo all'acqua, ma anche alle soluzioni di alcuni acidi. Il piombo non si dissolve in acido solforico a una concentrazione inferiore a , poiché il sale formato durante l'interazione del piombo con l'acido solforico è insolubile e crea un film protettivo sulla superficie del metallo. Il fenomeno della profonda inibizione dell'ossidazione del metallo, dovuto alla presenza di ossido protettivo o film di sale sulla sua superficie, è chiamato passività, e lo stato del metallo in questo caso è chiamato stato passivo.
I metalli sono in grado di spostarsi a vicenda dalle soluzioni saline. La direzione della reazione è determinata in questo caso dalla loro posizione reciproca nella serie di tensioni. Considerando casi specifici di tali reazioni, va ricordato che i metalli attivi spostano l'idrogeno non solo dall'acqua, ma anche da qualsiasi soluzione acquosa. Pertanto, lo spostamento reciproco dei metalli dalle soluzioni dei loro sali si verifica praticamente solo nel caso di metalli situati nella riga dopo il magnesio.
Lo spostamento dei metalli dai loro composti da parte di altri metalli fu studiato per la prima volta in dettaglio da Beketov. Come risultato del suo lavoro, ha disposto i metalli in base alla loro attività chimica in una serie di spostamenti, che è il prototipo di una serie di sollecitazioni metalliche.
La posizione reciproca di alcuni metalli in una serie di tensioni e nel sistema periodico a prima vista non corrispondono tra loro. Ad esempio, in base alla posizione nel sistema periodico, la reattività del potassio deve essere maggiore del sodio e il sodio deve essere maggiore del litio. Nella serie di voltaggi, il litio è il più attivo e il potassio occupa una posizione intermedia tra il litio e il sodio. Zinco e rame, in base alla loro posizione nel sistema periodico, dovrebbero avere un'attività chimica approssimativamente uguale, ma nella serie di tensioni lo zinco si trova molto prima del rame. La ragione di questo tipo di incoerenza è la seguente.
Quando si confrontano metalli che occupano una posizione particolare nel sistema periodico, la misura della loro attività chimica - capacità riducente - è assunta come valore dell'energia di ionizzazione degli atomi liberi. Infatti, quando si passa, ad esempio, dall'alto verso il basso lungo il sottogruppo principale del gruppo I sistema periodico diminuisce l'energia di ionizzazione degli atomi, che si associa ad un aumento dei loro raggi (cioè ad una grande distanza degli elettroni esterni dal nucleo) e ad una schermatura crescente della carica positiva del nucleo da parte di strati di elettroni intermedi (vedi § 31). Pertanto, gli atomi di potassio mostrano una maggiore attività chimica - hanno proprietà riducenti più forti - rispetto agli atomi di sodio e gli atomi di sodio sono più attivi degli atomi di litio.
Quando si confrontano i metalli in una serie di tensioni, la misura dell'attività chimica viene considerata come il lavoro di conversione di un metallo allo stato solido in ioni idratati in una soluzione acquosa. Questo lavoro può essere rappresentato come la somma di tre termini: l'energia di atomizzazione - la trasformazione di un cristallo di metallo in atomi isolati, l'energia di ionizzazione degli atomi di metallo liberi e l'energia di idratazione degli ioni formati. L'energia di atomizzazione caratterizza la forza del reticolo cristallino di un dato metallo. L'energia di ionizzazione degli atomi - il distacco degli elettroni di valenza da essi - è determinata direttamente dalla posizione del metallo nel sistema periodico. L'energia rilasciata durante l'idratazione dipende dalla struttura elettronica dello ione, dalla sua carica e dal raggio.
Gli ioni litio e potassio, che hanno la stessa carica ma raggi diversi, creeranno disuguali campi elettrici. Il campo generato vicino a piccoli ioni di litio sarà più forte del campo vicino a grandi ioni potassio. Da ciò è chiaro che gli ioni di litio si idrateranno con il rilascio di più energia rispetto a quelli di potassio.
Pertanto, nel corso della trasformazione in esame, l'energia viene spesa per l'atomizzazione e la ionizzazione e l'energia viene rilasciata durante l'idratazione. Minore è il consumo di energia totale, più facile sarà l'intero processo e più vicino all'inizio della serie di tensioni sarà localizzato il metallo dato. Ma dei tre termini del bilancio energetico totale, solo uno - l'energia di ionizzazione - è determinato direttamente dalla posizione del metallo nel sistema periodico. Di conseguenza, non c'è motivo di aspettarsi che la posizione reciproca di alcuni metalli in una serie di tensioni corrisponda sempre alla loro posizione nel sistema periodico. Quindi, per il litio, il consumo di energia totale è inferiore a quello per il potassio, in base al quale il litio è nella serie di tensioni prima del potassio.
Per rame e zinco, il dispendio di energia per la ionizzazione degli atomi liberi e il suo guadagno durante l'idratazione degli ioni sono vicini. Ma il rame metallico forma un reticolo cristallino più forte dello zinco, che può essere visto da un confronto dei punti di fusione di questi metalli: lo zinco fonde a e il rame solo a . Pertanto, l'energia spesa per l'atomizzazione di questi metalli è significativamente diversa, per cui i costi energetici totali per l'intero processo nel caso del rame sono molto maggiori rispetto al caso dello zinco, il che spiega la posizione relativa di questi metalli nella serie di tensione.
Quando si passa dall'acqua a solventi non acquosi, la posizione reciproca dei metalli in una serie di tensioni può cambiare. La ragione di ciò risiede nel fatto che l'energia di solvatazione degli ioni di vari metalli varia in modi diversi quando si passa da un solvente all'altro.
In particolare, lo ione rame è solvato molto vigorosamente in alcuni solventi organici; ciò porta al fatto che in tali solventi il rame si trova in una serie di tensioni fino all'idrogeno e lo sposta dalle soluzioni acide.
Pertanto, contrariamente al sistema periodico degli elementi, una serie di sollecitazioni nei metalli non è un riflesso della Regolarità generale, sulla base della quale è possibile dare una caratteristica versatile delle proprietà chimiche dei metalli. Una serie di tensioni Caratterizza solo la capacità redox del sistema elettrochimico "metallo - ione metallico" in condizioni rigorosamente definite: i valori in esso riportati si riferiscono a una soluzione acquosa, temperatura e concentrazione unitaria (attività) di metallo ioni.
I metalli che reagiscono facilmente sono chiamati metalli attivi. Questi includono metalli alcalini, alcalino terrosi e alluminio.
Posizione nella tavola periodica
Le proprietà metalliche degli elementi si indeboliscono da sinistra a destra nella tavola periodica di Mendeleev. Pertanto, gli elementi dei gruppi I e II sono considerati i più attivi.
Riso. 1. Metalli attivi nella tavola periodica.
Tutti i metalli sono agenti riducenti e si separano facilmente dagli elettroni a livello di energia esterna. I metalli attivi hanno solo uno o due elettroni di valenza. In questo caso, le proprietà metalliche sono migliorate dall'alto verso il basso con un aumento del numero di livelli di energia, perché. più un elettrone è lontano dal nucleo di un atomo, più facile è che si separi.
I metalli alcalini sono considerati i più attivi:
- litio;
- sodio;
- potassio;
- rubidio;
- cesio;
- francio.
I metalli alcalino terrosi sono:
- berillio;
- magnesio;
- calcio;
- stronzio;
- bario;
- radio.
Puoi scoprire il grado di attività di un metallo dalla serie elettrochimica di tensioni metalliche. Più un elemento si trova a sinistra dell'idrogeno, più è attivo. I metalli a destra dell'idrogeno sono inattivi e possono interagire solo con acidi concentrati.
Riso. 2. Serie elettrochimiche delle tensioni dei metalli.
L'elenco dei metalli attivi in chimica comprende anche l'alluminio, che si trova a III gruppo e in piedi a sinistra dell'idrogeno. Tuttavia, l'alluminio si trova al confine tra metalli attivi e mediamente attivi e non reagisce con determinate sostanze in condizioni normali.
Proprietà
I metalli attivi sono morbidi (possono essere tagliati con un coltello), leggeri e hanno un basso punto di fusione.
Le principali proprietà chimiche dei metalli sono presentate nella tabella.
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Reazione |
L'equazione |
Un'eccezione |
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I metalli alcalini si accendono spontaneamente nell'aria, interagendo con l'ossigeno |
K + O 2 → KO 2 |
Il litio reagisce con l'ossigeno solo ad alte temperature. |
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I metalli alcalino terrosi e l'alluminio formano film di ossido nell'aria e si accendono spontaneamente quando riscaldati. |
2Ca + O 2 → 2CaO |
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Reagisce con sostanze semplici per formare sali |
Ca + Br 2 → CaBr 2; |
L'alluminio non reagisce con l'idrogeno |
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Reagisce violentemente con l'acqua formando alcali e idrogeno |
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La reazione con il litio procede lentamente. L'alluminio reagisce con l'acqua solo dopo la rimozione del film di ossido. |
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Reagire con gli acidi per formare sali |
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2 |
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Reagire con le soluzioni saline, reagendo prima con l'acqua e poi con il sale |
2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; |
I metalli attivi reagiscono facilmente, quindi in natura si trovano solo in miscele: minerali, rocce.
Riso. 3. Minerali e metalli puri.
Cosa abbiamo imparato?
I metalli attivi includono elementi dei gruppi I e II - metalli alcalini e alcalino terrosi, nonché alluminio. La loro attività è dovuta alla struttura dell'atomo: alcuni elettroni sono facilmente separati dal livello di energia esterno. Questi sono metalli leggeri morbidi che reagiscono rapidamente con semplicità e sostanze complesse, formando ossidi, idrossidi, sali. L'alluminio è più vicino all'idrogeno e richiede condizioni aggiuntive per la sua reazione con le sostanze - alte temperature, la distruzione del film di ossido.
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