Proprietăți de restaurare- acestea sunt principalele Proprietăți chimice caracteristic tuturor metalelor. Ele se manifestă în interacțiune cu o mare varietate de agenți oxidanți, inclusiv agenți oxidanți din mediu inconjurator. ÎN vedere generala interacțiunea unui metal cu agenții oxidanți poate fi exprimată prin schema:

Eu + oxidant" Pe mine(+X),

Unde (+X) este starea de oxidare pozitivă a lui Me.

Exemple de oxidare a metalelor.

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

Seria de activitate a metalelor

Proprietățile reducătoare ale metalelor diferă unele de altele. Potențialele electrodului E sunt utilizate ca o caracteristică cantitativă a proprietăților reducătoare ale metalelor.

Cu cât metalul este mai activ, cu atât potenţialul său standard de electrod E o este mai negativ.

Metalele dispuse pe rând pe măsură ce activitatea lor oxidativă scade formează un rând de activitate.

Seria de activitate a metalelor

Pe mine

Li

K

Ca

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+

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

Un metal cu o valoare Eo mai negativă este capabil să reducă un cation metalic cu un potențial electrod mai pozitiv.

Reducerea unui metal dintr-o soluție de sare cu un alt metal cu activitate reducătoare mai mare se numește cimentare.. Cimentarea este utilizată în tehnologiile metalurgice.

În special, Cd se obține prin reducerea acestuia dintr-o soluție a sării sale cu zinc.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Interacțiunea metalelor cu oxigenul

Oxigenul este un agent oxidant puternic. Poate oxida marea majoritate a metalelor, cu excepțiaAuȘiPt . Metalele din aer intră în contact cu oxigenul, prin urmare, atunci când se studiază chimia metalelor, se acordă întotdeauna atenție caracteristicilor interacțiunii unui metal cu oxigenul.

Toată lumea știe că fierul în aer umed este acoperit cu rugină - oxid de fier hidratat. Dar multe metale în stare compactă la o temperatură nu prea ridicată prezintă rezistență la oxidare, deoarece formează pelicule de protecție subțiri pe suprafața lor. Aceste pelicule de produse de oxidare nu permit agentului oxidant să intre în contact cu metalul. Fenomenul de formare a straturilor de protecție pe suprafața metalului care împiedică oxidarea metalului se numește pasivare a metalului.

O creștere a temperaturii favorizează oxidarea metalelor de către oxigen. Activitatea metalelor crește în starea fin divizată. Majoritatea metalelor sub formă de pulbere ard în oxigen.

s-metale

Se arată cea mai mare activitate de restaurares-metale. Metalele Na, K, Rb Cs sunt capabile să se aprindă în aer și sunt depozitate în vase sigilate sau sub un strat de kerosen. Be și Mg sunt pasivați la temperaturi scăzute în aer. Dar când este aprinsă, banda de Mg arde cu o flacără orbitoare.

MetaleleIISubgrupurile A și Li, atunci când interacționează cu oxigenul, formează oxizi.

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

Metale alcaline, altele decâtLi, atunci când interacționează cu oxigenul, nu formează oxizi, ci peroxiziPe mine 2 O 2 și superoxiziMeO 2 .

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

p-metale

Metale deținutep- la bloc pe aer sunt pasivate.

Când arde în oxigen

• Metalele din subgrupa IIIA formează oxizi de tipul Eu 2 O 3,
• Sn este oxidat la SNO 2 , și Pb - până la PbO
• Bi merge la Bi 2 O 3.

d-metale

Totd- metalele din perioada 4 sunt oxidate de oxigen. Sc, Mn, Fe se oxidează cel mai ușor. Deosebit de rezistent la coroziune Ti, V, Cr.

Când este ars în oxigen dintre toated

Când este ars în oxigen dintre toated- elemente din perioada a 4-a, doar scandiul, titanul și vanadiul formează oxizi în care Me este în cel mai înalt grad oxidare egală cu numărul grupului. D-metalele rămase din perioada a 4-a, atunci când sunt arse în oxigen, formează oxizi în care Me se află în stări de oxidare intermediare, dar stabile.

Tipuri de oxizi formați din d-metale de 4 perioade în timpul arderii în oxigen:

• Meo forma Zn, Cu, Ni, Co. (la T>1000оС Cu formează Cu 2 O),
• Eu 2 O 3, formează Cr, Fe și Sc,
• MeO 2 - Mn și Ti
• V formează cel mai mare oxid - V 2 O 5 .

d-metale din perioadele a 5-a si a 6-a, cu exceptia Y, La, mai mult decât toate celelalte metale sunt rezistente la oxidare. Nu reacționați cu oxigenul Au, Pt .

Când este ars în oxigend-metale de 5 si 6 perioade, de regula, formeaza oxizi superiori, exceptie fac metalele Ag, Pd, Rh, Ru.

Tipuri de oxizi formați din d-metale de 5 și 6 perioade în timpul arderii în oxigen:

• Eu 2 O 3- forma Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Ir:
• Eu 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Lu, V
• Eu 2 O 7- Tc, Re
• Meo 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Eu 2 O- Ag;

Interacțiunea metalelor cu acizii

În soluțiile acide, cationul hidrogen este un agent oxidant.. Cationul H + poate oxida metalele din seria de activitate la hidrogen, adică având potențiale negative ale electrodului.

Multe metale, atunci când sunt oxidate, în soluții apoase acide, multe se transformă în cationiMez + .

Anionii unui număr de acizi sunt capabili să prezinte proprietăți oxidante care sunt mai puternice decât H+. Astfel de agenți de oxidare includ anioni și cei mai obișnuiți acizi H 2 ASA DE 4 ȘiHNO 3 .

Anionii NO 3 - prezintă proprietăți oxidante la orice concentrație în soluție, dar produsele de reducere depind de concentrația acidului și de natura metalului oxidat.

Anionii SO42- prezintă proprietăți oxidante numai în H2SO4 concentrat.

Produse reducătoare de oxidare: H + , NO 3 - , ASA DE 4 2 -

2H + + 2e - =H 2

ASA DE 4 2- din H2S04 concentrat ASA DE 4 2- + 2e - + 4 H + = ASA DE 2 + 2 H 2 O

(posibilă și formarea de S, H 2 S)

NO 3 - din HNO 3 concentrat NU 3 - + e - +2H+= NO2 + H2O
NO 3 - din HNO 3 diluat NU 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H20

(De asemenea, este posibil să se formeze N 2 O, N 2, NH 4 +)

Exemple de reacții de interacțiune a metalelor cu acizi

Zn + H2S04 (razb.) "ZnS04 + H2

8Al + 15H2SO4 (c.) "4Al2 (SO4)3 + 3H2S + 12H2O

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

Produse de oxidare a metalelor în soluții acide

Metalele alcaline formează un cation de tip Me +, metalele s din al doilea grup formează cationi Eu 2+.

Metalele p-bloc, atunci când sunt dizolvate în acizi, formează cationii indicați în tabel.

Metalele Pb și Bi se dizolvă numai în acid azotic.

Pe mine	Al	Ga	În	Tl	sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga3+	În 3+	Tl +	sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo,B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Toate d-metale 4 perioade cu excepția Cu , poate fi oxidat de ioniH+ în soluţii acide.

Tipuri de cationi formați din d-metale 4 perioade:

• Eu 2+(formă d-metale variind de la Mn la Cu)
• eu 3+ ( formează Sc, Ti, V, Cr și Fe în acid azotic).
• Ti și V formează și cationi MeO 2+

d-elementele din perioadele 5 și 6 sunt mai rezistente la oxidare decât 4d- metale.

În soluții acide, H + se poate oxida: Y, La, Cd.

În HNO3 se pot dizolva: Cd, Hg, Ag. HNO3 fierbinte dizolvă Pd, Tc, Re.

În H2S04 fierbinte se dizolvă: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metale: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sunt de obicei dizolvate într-un amestec de HNO3 + HF.

În acva regia (amestecuri HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au și Os pot fi dizolvate cu dificultate). Motivul dizolvării metalelor în acva regia sau într-un amestec de HNO 3 + HF este formarea de compuși complecși.

Exemplu. Dizolvarea aurului în acva regia devine posibilă datorită formării unui complex -

Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H2O

Interacțiunea metalelor cu apa

Proprietățile oxidante ale apei se datorează H(+1).

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

Deoarece concentrația de H + în apă este scăzută, proprietățile sale de oxidare sunt scăzute. Metalele se pot dizolva în apă 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. Tots- metale, altele decât Fii și Mg usor solubil in apa.

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

Na reacționează energic cu apa, eliberând căldură. H2 emis se poate aprinde.

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

Mg se dizolvă numai în apă clocotită, Be este protejat de oxidare de un oxid inert insolubil

metalele p-bloc sunt agenți reducători mai puțin puternici decâts.

Dintre metalele p, activitatea reducătoare este mai mare pentru metalele din subgrupa IIIA, Sn și Pb sunt agenți reducători slabi, Bi are Eo > 0.

p-metale nu se dizolvă în apă în condiții normale. Când oxidul protector este dizolvat de la suprafață în soluții alcaline, Al, Ga și Sn sunt oxidați de apă.

Printre d-metale, ele sunt oxidate de apă când este încălzit Sc și Mn, La, Y. Fierul reacţionează cu vaporii de apă.

Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline

În soluțiile alcaline, apa acționează ca un agent oxidant..

2H 2 O + 2e - \u003dH2 + 2OH - Eo \u003d - 0,826 B (pH \u003d 14)

Proprietățile oxidante ale apei scad odată cu creșterea pH-ului, datorită scăderii concentrației de H +. Cu toate acestea, unele metale care nu se dizolvă în apă se dizolvă în soluții alcaline, de exemplu, Al, Zn și alții. Principalul motiv pentru dizolvarea unor astfel de metale în soluții alcaline este că oxizii și hidroxizii acestor metale sunt amfoteri și se dizolvă în alcali, eliminând bariera dintre agentul oxidant și agentul reducător.

Exemplu. Dizolvarea Al în soluție de NaOH.

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

Toate metalele, în funcție de activitatea lor redox, sunt combinate într-o serie numită seria tensiunii electrochimice a metalelor (deoarece metalele din ele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor electrochimice standard) sau într-o serie de activitate a metalelor:

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

Cele mai reactive metale sunt în ordinea activității până la hidrogen, iar cu cât metalul este situat mai în stânga, cu atât este mai activ. Metalele care sunt lângă hidrogen în seria de activitate sunt considerate inactive.

Aluminiu

Aluminiul este de culoare alb-argintiu. Principal proprietăți fizice aluminiu - ușurință, conductivitate termică și electrică ridicată. În stare liberă, atunci când este expus la aer, aluminiul este acoperit cu o peliculă puternică de oxid Al 2 O 3 , ceea ce îl face rezistent la acizii concentrați.

Aluminiul aparține metalelor din familia p. Configurația electronică a nivelului de energie externă este 3s 2 3p 1 . În compușii săi, aluminiul prezintă o stare de oxidare egală cu „+3”.

Aluminiul se obține prin electroliza oxidului topit al acestui element:

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

Totuși, datorită randamentului scăzut al produsului, se folosește mai des metoda de obținere a aluminiului prin electroliza unui amestec de Na 3 și Al 2 O 3 . Reacția are loc atunci când este încălzită la 960C și în prezența catalizatorilor - fluoruri (AlF 3 , CaF 2 etc.), în timp ce aluminiul este eliberat la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

Aluminiul este capabil să interacționeze cu apa după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața sa (1), să interacționeze cu substanțe simple (oxigen, halogeni, azot, sulf, carbon) (2-6), acizi (7) și baze (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)

Calciu

În forma sa liberă, Ca este un metal alb-argintiu. Când este expus la aer, acesta devine instantaneu acoperit cu o peliculă gălbuie, care este produsul interacțiunii sale cu părțile constitutive ale aerului. Calciul este un metal destul de dur, are o rețea cristalină cubică centrată pe față.

Configurația electronică a nivelului de energie externă este 4s 2 . În compușii săi, calciul prezintă o stare de oxidare egală cu „+2”.

Calciul se obține prin electroliza sărurilor topite, cel mai adesea cloruri:

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Calciul este capabil să se dizolve în apă cu formarea de hidroxizi care prezintă proprietăți de bază puternice (1), reacționează cu oxigenul (2), formând oxizi, interacționează cu nemetale (3-8), se dizolvă în acizi (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)

Fierul și compușii săi

Fierul este un metal gri. În forma sa pură, este destul de moale, maleabilă și ductilă. Configurația electronică a nivelului de energie externă este 3d 6 4s 2 . În compușii săi, fierul prezintă stările de oxidare „+2” și „+3”.

Fierul metalic reacţionează cu vaporii de apă, formând un oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

În aer, fierul se oxidează ușor, mai ales în prezența umezelii (ruginește):

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

Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple, de exemplu, halogenii (1), se dizolvă în acizi (2):

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

Fierul formează o gamă întreagă de compuși, deoarece prezintă mai multe stări de oxidare: hidroxid de fier (II), hidroxid de fier (III), săruri, oxizi etc. Deci, hidroxidul de fier (II) poate fi obținut prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

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

Hidroxidul de fier (II) este solubil în acizi și oxidat la hidroxid de fier (III) în prezența oxigenului.

Sărurile de fier (II) prezintă proprietăți de agenți reducători și sunt transformate în compuși de fier (III).

Oxidul de fier (III) nu poate fi obținut prin arderea fierului în oxigen; pentru a-l obține, este necesară arderea sulfurilor de fier sau calcinarea altor săruri de fier:

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

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

Compușii de fier (III) prezintă proprietăți oxidante slabe și sunt capabili să intre în OVR cu agenți reducători puternici:

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

Productie de fier si otel

Oțelurile și fontele sunt aliaje de fier cu carbon, iar conținutul de carbon în oțel este de până la 2%, iar în fontă 2-4%. Otelurile si fontele contin aditivi de aliere: oteluri - Cr, V, Ni, si fonta - Si.

Aloca tipuri diferite oteluri, deci, dupa scopul lor, se disting otelurile structurale, inoxidabile, pentru scule, termorezistente si criogenice. De compoziție chimică alocă carbon (carbon scăzut, mediu și ridicat) și aliat (aliat scăzut, mediu și înalt). In functie de structura se disting otelurile austenitice, feritice, martensitice, perlitice si bainitice.

Oțelurile și-au găsit aplicații în multe sectoare ale economiei naționale, cum ar fi construcții, chimie, petrochimice, protecția mediului, energie de transport și alte industrii.

În funcție de forma conținutului de carbon din fontă - cementit sau grafit, precum și de cantitatea acestora, se disting mai multe tipuri de fontă: alb (culoarea deschisă a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de cementit), gri (culoarea gri a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabilă și rezistentă la căldură. Fontele sunt aliaje foarte fragile.

Domeniile de aplicare a fontei sunt extinse - decorațiunile artistice (garduri, porți), părțile corpului, echipamentele sanitare, obiectele de uz casnic (tigăile) sunt realizate din fontă, este folosită în industria auto.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Sarcina	Un aliaj de magneziu și aluminiu cu o greutate de 26,31 g a fost dizolvat în acid clorhidric. În acest caz, s-au eliberat 31.024 litri de gaz incolor. Determinați fracțiile de masă ale metalelor din aliaj.
Soluţie	Ambele metale sunt capabile să reacționeze cu acidul clorhidric, în urma căruia se eliberează hidrogen: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 Aflați numărul total de moli de hidrogen eliberați: v(H 2) \u003d V (H 2) / V m v (H 2) \u003d 31,024 / 22,4 \u003d 1,385 mol Fie cantitatea de substanță Mg x mol, iar Al fie y mol. Apoi, pe baza ecuațiilor de reacție, putem scrie o expresie pentru numărul total de moli de hidrogen: x + 1,5y = 1,385 Exprimăm masa metalelor din amestec: Apoi, masa amestecului va fi exprimată prin ecuația: 24x + 27y = 26,31 Avem un sistem de ecuații: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Hai sa o rezolvam: 33.24 -36a + 27a \u003d 26.31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Apoi, masa metalelor din amestec: m (Mg) \u003d 24 × 0,23 \u003d 5,52 g m(Al) \u003d 27 × 0,77 \u003d 20,79 g Aflați fracțiunile de masă ale metalelor din amestec: ώ =m(Me)/m suma ×100% ώ(Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98% ώ(Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
Răspuns	Fracțiile de masă ale metalelor din aliaj: 20,98%, 79,02%

Grosse E., Weissmantel X.

Chimie pentru curioși. Fundamente ale chimiei și experimente distractive.

Capitolul 3 (continuare)

UN CURS MIC DE ELECTROCHIMIA METALELOR

Ne-am familiarizat deja cu electroliza soluțiilor de cloruri de metale alcaline și producția de metale folosind topituri. Acum să încercăm câteva experimente simple pentru a studia unele dintre legile electrochimiei soluțiilor apoase, a celulelor galvanice și, de asemenea, să ne familiarizăm cu producția de acoperiri galvanice protectoare.
Metode electrochimice aplicat în modern Chimie analitică, servesc la determinarea celor mai importante cantități ale chimiei teoretice.
În fine, coroziunea obiectelor metalice, care provoacă mari pagube economiei naționale, este în majoritatea cazurilor un proces electrochimic.

GAMA DE TENSIUNE A METALELE

Veriga fundamentală pentru înțelegerea proceselor electrochimice este seria de tensiune a metalelor. Metalele pot fi aranjate într-un rând care începe cu reactiv și se termină cu cele mai puțin reactive metale nobile:
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.
Așa se face, conform celor mai recente idei, o serie de tensiuni pentru cele mai importante metale și hidrogen. Dacă electrozii unei celule galvanice sunt fabricați din oricare două metale dintr-un rând, atunci va apărea o tensiune negativă pe materialul care precede rândul.
Valoarea tensiunii ( potenţialul electrochimic) depinde de poziția elementului în seria de tensiuni și de proprietățile electrolitului.
Vom stabili esența seriei de tensiune din câteva experimente simple, pentru care avem nevoie de o sursă de curent și instrumente electrice de măsură. Să dizolvăm aproximativ 10 g de sulfat de cupru cristalin în 100 ml de apă și să scufundăm în soluție un ac de oțel sau o bucată de tablă de fier. (Recomandăm să curățați mai întâi fierul de călcat până la strălucire cu o cârpă de smirghel subțire.) După scurt timp, fierul de călcat va fi acoperit cu un strat roșcat de cupru eliberat. Cu cât fierul mai activ înlocuiește cuprul din soluție, fierul dizolvându-se ca ioni și cuprul eliberat ca metal. Procesul continuă atâta timp cât soluția este în contact cu fierul de călcat. De îndată ce cuprul acoperă întreaga suprafață a fierului de călcat, practic se va opri. În acest caz, se formează un strat de cupru destul de poros, astfel încât acoperirile de protecție nu pot fi obținute fără utilizarea curentului.
În următoarele experimente, vom coborî fâșii mici de zinc și staniu de plumb în soluția de sulfat de cupru. După 15 minute, scoateți-le, clătiți și examinați la microscop. Putem vedea modele frumoase, asemănătoare gheții, care sunt roșii în lumina reflectată și constau din cupru eliberat. Și aici, metalele mai active au transferat cuprul din starea ionică în starea metalică.
La rândul său, cuprul poate înlocui metalele care sunt mai mici în seria tensiunilor, adică mai puțin active. Pe o fâșie subțire de tablă de cupru sau pe o sârmă de cupru aplatizată (după ce în prealabil a curățat suprafața până la strălucire), aplicăm câteva picături de soluție de azotat de argint. Cu ochiul liber, va fi posibil să observați învelișul negricios format, care la microscop în lumină reflectată arată ca ace subțiri și modele de plante (așa-numitele dendrite).
Pentru a izola zincul fără curent, este necesar să folosiți un metal mai activ. Excluzând metalele care interacționează violent cu apa, găsim magneziu în seria tensiunilor de deasupra zincului. Punem câteva picături de soluție de sulfat de zinc pe o bucată de bandă de magneziu sau pe un cip subțire de electron. Obținem o soluție de sulfat de zinc prin dizolvarea unei bucăți de zinc în acid sulfuric diluat. Simultan cu sulfatul de zinc, se adauga cateva picaturi de alcool denaturat. Pe magneziu, după o perioadă scurtă de timp, observăm, mai ales la microscop, zinc care s-a separat sub formă de cristale subțiri.
În general, orice membru al seriei de tensiune poate fi forțat să iasă din soluție, unde este sub formă de ion, și transferat în stare metalică. Cu toate acestea, atunci când încercăm tot felul de combinații, s-ar putea să fim dezamăgiți. S-ar părea că, dacă o bandă de aluminiu este scufundată în soluții de săruri de cupru, fier, plumb și zinc, aceste metale ar trebui să iasă în evidență pe ea. Dar acest lucru, însă, nu se întâmplă. Motivul defecțiunii nu constă într-o eroare în seria de tensiuni, ci se bazează pe o inhibare specială a reacției, care în acest caz se datorează unei pelicule subțiri de oxid pe suprafața aluminiului. În astfel de soluții, aluminiul este numit pasiv.

SĂ Uităm dincolo de scena

Pentru a formula modelele proceselor în desfășurare, ne putem restrânge la luarea în considerare a cationilor și excludem anionii, deoarece ei înșiși nu participă la reacție. (Cu toate acestea, tipul de anioni afectează viteza de depunere.) Dacă, pentru simplitate, presupunem că atât metalele eliberate, cât și cele dizolvate dau cationi dublu încărcați, atunci putem scrie:

Eu 1 + Eu 2 2+ = Eu 1 2+ + Eu 2

Mai mult, pentru primul experiment Me 1 = Fe, Me 2 = Сu.
Deci, procesul constă în schimbul de sarcini (electroni) între atomii și ionii ambelor metale. Dacă luăm în considerare separat (ca reacții intermediare) dizolvarea fierului sau precipitarea cuprului, obținem:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Сu 2+ + 2 e--=Cu

Acum luați în considerare cazul când metalul este scufundat în apă sau într-o soluție de sare, cu al cărui cation schimbul este imposibil datorită poziției sale în seria tensiunilor. În ciuda acestui fapt, metalul tinde să intre în soluție sub formă de ion. În acest caz, atomul de metal cedează doi electroni (dacă metalul este divalent), suprafața metalului scufundat în soluție este încărcată negativ față de soluție, iar la interfață se formează un strat electric dublu. Această diferență de potențial împiedică dizolvarea ulterioară a metalului, astfel încât procesul se oprește curând.
Dacă două metale diferite sunt scufundate într-o soluție, atunci ambele vor fi încărcate, dar cel mai puțin activ este oarecum mai slab, datorită faptului că atomii săi sunt mai puțin predispuși la scindarea electronilor.
Conectați ambele metale cu un conductor. Datorită diferenței de potențial, fluxul de electroni va curge de la metalul mai activ în cel mai puțin activ, care formează polul pozitiv al elementului. Are loc un proces în care metalul mai activ intră în soluție, iar cationii din soluție sunt eliberați pe metalul mai nobil. Să ilustrăm acum cu câteva experimente raționamentul oarecum abstract de mai sus (care, de altfel, este o simplificare grosolană).
Mai întâi, umpleți până la mijloc un pahar cu o capacitate de 250 ml cu o soluție de acid sulfuric 10% și scufundați bucăți nu prea mici de zinc și cupru în el. Lipim sau nituim un fir de cupru la ambii electrozi, ale căror capete nu trebuie să atingă soluția.
Atâta timp cât capetele firului nu sunt conectate între ele, vom observa dizolvarea zincului, care este însoțită de eliberarea de hidrogen. Zincul, după cum urmează din seria de tensiune, este mai activ decât hidrogenul, astfel încât metalul poate înlocui hidrogenul din starea ionică. Ambele metale formează un strat dublu electric. Diferența de potențial dintre electrozi este cel mai ușor de detectat cu un voltmetru. Imediat după pornirea dispozitivului în circuit, săgeata va indica aproximativ 1 V, dar apoi tensiunea va scădea rapid. Dacă conectați un bec mic la elementul care consumă o tensiune de 1 V, atunci acesta se va aprinde - la început destul de puternic, iar apoi strălucirea va deveni slabă.
Prin polaritatea bornelor dispozitivului, putem concluziona că electrodul de cupru este un pol pozitiv. Acest lucru poate fi dovedit chiar și fără dispozitiv, luând în considerare electrochimia procesului. Să pregătim o soluție saturată de sare de masă într-un pahar mic sau într-o eprubetă, adăugăm aproximativ 0,5 ml de soluție alcoolică a indicatorului de fenolftaleină și scufundăm ambii electrozi închiși cu un fir în soluție. In apropierea polului negativ se va observa o usoara coloratie rosiatica, care este cauzata de formarea hidroxidului de sodiu la catod.
În alte experimente, se pot plasa diferite perechi de metale în celulă și se pot determina tensiunea rezultată. De exemplu, magneziul și argintul vor da o diferență de potențial deosebit de mare datorită distanței semnificative dintre ele într-o serie de tensiuni, în timp ce zincul și fierul, dimpotrivă, vor da una foarte mică, mai puțin de o zecime de volt. Folosind aluminiu, nu vom primi practic nici un curent din cauza pasivării.
Toate aceste elemente, sau, după cum spun electrochimiștii, circuite, au dezavantajul că atunci când se ia curent, tensiunea scade foarte repede pe ele. Prin urmare, electrochimiștii măsoară întotdeauna valoarea adevărată a tensiunii în stare dezactivată folosind metoda de compensare a tensiunii, adică comparând-o cu tensiunea unei alte surse de curent.
Să luăm în considerare procesele din elementul cupru-zinc mai detaliat. La catod, zincul intră în soluție conform următoarei ecuații:

Zn = Zn2+ + 2 e --

Ionii de hidrogen al acidului sulfuric sunt descărcați pe anodul de cupru. Ei atașează electronii care vin prin fir de la catodul de zinc și, ca rezultat, se formează bule de hidrogen:

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

După o perioadă scurtă de timp, cuprul va fi acoperit cu un strat subțire de bule de hidrogen. În acest caz, electrodul de cupru se va transforma într-un electrod de hidrogen, iar diferența de potențial va scădea. Acest proces se numește polarizare a electrodului. Polarizarea electrodului de cupru poate fi eliminată prin adăugarea unei mici soluții de dicromat de potasiu în celulă după căderea de tensiune. După aceea, tensiunea va crește din nou, deoarece dicromatul de potasiu va oxida hidrogenul în apă. Bicromatul de potasiu acționează în acest caz ca un depolarizant.
În practică, se folosesc circuite galvanice ai căror electrozi nu sunt polarizați sau circuite a căror polarizare poate fi eliminată prin adăugarea de depolarizatori.
Ca exemplu de element nepolarizabil, luați în considerare elementul Daniell, care a fost adesea folosit în trecut ca sursă de curent. Acesta este, de asemenea, un element cupru-zinc, dar ambele metale sunt scufundate în soluții diferite. Electrodul de zinc este plasat într-o celulă de argilă poroasă umplută cu acid sulfuric diluat (aproximativ 20%). Celula de argilă este suspendată într-un pahar mare care conține o soluție concentrată de sulfat de cupru, iar în partea de jos există un strat de cristale de sulfat de cupru. Al doilea electrod din acest vas este un cilindru din tablă de cupru.
Acest element poate fi realizat dintr-un borcan de sticlă, o celulă de lut disponibilă în comerț (în cazuri extreme, folosiți un ghiveci de flori, închizând orificiul din fund) și doi electrozi de dimensiune adecvată.
În timpul funcționării elementului, zincul se dizolvă cu formarea de sulfat de zinc, iar ionii de cupru sunt eliberați pe electrodul de cupru. Dar, în același timp, electrodul de cupru nu este polarizat și elementul dă o tensiune de aproximativ 1 V. De fapt, teoretic, tensiunea la bornele este de 1,10 V, dar luând curent, măsurăm o valoare puțin mai mică, datorită la rezistență electrică celule.
Dacă nu scoatem curentul din celulă, trebuie să scoatem electrodul de zinc din soluția de acid sulfuric, pentru că altfel se va dizolva pentru a forma hidrogen.
O diagramă a unei celule simple, care nu necesită o partiție poroasă, este prezentată în figură. Electrodul de zinc este situat în borcanul de sticlă în partea de sus, iar electrodul de cupru este situat în partea de jos. Întreaga celulă este umplută cu o soluție saturată de clorură de sodiu. În fundul borcanului turnăm o mână de cristale de sulfat de cupru. Soluția concentrată rezultată de sulfat de cupru se va amesteca cu soluția de sare comună foarte lent. Prin urmare, în timpul funcționării celulei, cuprul va fi eliberat pe electrodul de cupru, iar zincul sub formă de sulfat sau clorură se va dizolva în partea superioară a celulei.
Acum bateriile folosesc aproape exclusiv celule uscate, care sunt mai convenabile de utilizat. Strămoșul lor este elementul Leclanchet. Electrozii sunt un cilindru de zinc și o tijă de carbon. Electrolitul este o pastă care constă în principal din clorură de amoniu. Zincul se dizolvă în pastă, iar hidrogenul este eliberat pe cărbune. Pentru a evita polarizarea, tija de carbon este coborâtă într-o pungă de in cu un amestec de pudră de cărbune și piroluzită. Pulberea de carbon mărește suprafața electrodului, iar piroluzitul acționează ca un depolarizant, oxidând lent hidrogenul.
Adevărat, capacitatea de depolarizare a piroluzitului este mai slabă decât cea a dicromatului de potasiu menționat anterior. Prin urmare, atunci când curentul este primit în celulele uscate, tensiunea scade rapid, ei " a obosi"datorită polarizării. Abia după ceva timp se produce oxidarea hidrogenului cu piroluzit. Astfel, elementele" odihnă„, dacă nu treceți curent de ceva timp. Să verificăm asta pe o baterie de lanternă, la care conectăm un bec. Paralel cu lampă, adică direct la borne, conectăm un voltmetru.
La început, tensiunea va fi de aproximativ 4,5 V. (De cele mai multe ori, trei celule sunt conectate în serie în astfel de baterii, fiecare cu o tensiune teoretică de 1,48 V.) După un timp, tensiunea va scădea, becul se va slăbi. Citind voltmetrul, putem judeca cat timp trebuie sa se odihneasca bateria.
Un loc aparte îl ocupă elementele regeneratoare, cunoscute ca acumulatoare. În ele au loc reacții reversibile și pot fi reîncărcate după ce celula este descărcată prin conectarea la o sursă externă de curent continuu.
În prezent, bateriile plumb-acid sunt cele mai comune; în ele, electrolitul este acid sulfuric diluat, în care sunt scufundate două plăci de plumb. Electrodul pozitiv este acoperit cu dioxid de plumb PbO 2 , electrodul negativ este plumb metalic. Tensiunea la borne este de aproximativ 2,1 V. În timpul descărcării, pe ambele plăci se formează sulfat de plumb, care se transformă din nou în plumb metalic și în peroxid de plumb în timpul încărcării.

ACOPRIJURI PLACATE

Precipitarea metalelor din soluții apoase folosind curent electric este procesul invers de dizolvare electrolitică, pe care l-am întâlnit atunci când ne gândim la celulele galvanice. În primul rând, să examinăm precipitația de cupru, care este folosită într-un coulometru de cupru pentru a măsura cantitatea de electricitate.

Metalul se depune prin curent

După ce am îndoit capetele a două plăci de cupru subțire, le agățăm pe pereții opuși ai unui pahar sau, mai bine, a unui mic acvariu de sticlă. Atașăm firele de plăci cu terminale.
Electrolit se prepară după următoarea rețetă: 125 g sulfat de cupru cristalin, 50 g acid sulfuric concentrat și 50 g alcool (alcool denaturat), restul este apă până la 1 litru. Pentru a face acest lucru, mai întâi dizolvați sulfatul de cupru în 500 ml de apă, apoi adăugați cu grijă, în porții mici, acid sulfuric ( Incalzirea! Lichidul poate stropi!), apoi turnați alcool și aduceți apă la un volum de 1 litru.
Umplem coulometrul cu soluția preparată și includem în circuit o rezistență variabilă, un ampermetru și o baterie cu plumb. Cu ajutorul rezistenței, reglam curentul astfel încât densitatea acestuia să fie de 0,02-0,01 A/cm 2 din suprafața electrodului. Dacă placa de cupru are o suprafață de 50 cm 2, atunci puterea curentului ar trebui să fie în intervalul 0,5-1 A.
După ceva timp, cuprul metalic roșu deschis va începe să precipite la catod (electrodul negativ), iar cuprul va intra în soluție la anod (electrodul pozitiv). Pentru a curăța plăcile de cupru, vom trece un curent în coulometru pentru aproximativ o jumătate de oră. Apoi scoatem catodul, îl usucăm cu grijă cu hârtie de filtru și îl cântărim cu precizie. Instalăm un electrod în celulă, închidem circuitul cu un reostat și menținem un curent constant, de exemplu 1 A. După o oră, deschidem circuitul și cântărim din nou catodul uscat. La un curent de 1 A pe oră de funcționare, masa acestuia va crește cu 1,18 g.
Prin urmare, o cantitate de energie electrică egală cu 1 amper-oră, la trecerea printr-o soluție, poate elibera 1,18 g de cupru. Sau în general: cantitatea de substanță eliberată este direct proporțională cu cantitatea de electricitate trecută prin soluție.
Pentru a izola 1 echivalent de ion, este necesar să treceți prin soluție o cantitate de electricitate egală cu produsul sarcinii electrodului e și numărul Avogadro. N A:
e*N A \u003d 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 \u003d 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Această valoare este indicată de simbol Fși poartă numele celui care a descoperit legile cantitative ale electrolizei Numărul Faraday(valoare exacta F- 96 498 A * s * mol -1). Prin urmare, pentru a izola un număr dat de echivalenți dintr-o soluție n e prin soluție, o cantitate de energie electrică egală cu F*n e A * s * mol -1. Cu alte cuvinte,
Aceasta =F*n e Aici eu- actual, t este timpul necesar pentru trecerea curentului prin soluție. In sectiune " Bazele titrarii„S-a demonstrat deja că numărul de echivalenți ai unei substanțe n e este egal cu produsul numărului de moli cu numărul echivalent:
n e = n*Z Prin urmare:

eu*t = F*n*Z

În acest caz Z- sarcina ionică (pentru Ag + Z= 1, pentru Cu 2+ Z= 2, pentru Al3+ Z= 3 etc.). Dacă exprimăm numărul de moli ca raport dintre masă și masa molară ( n = m/M), apoi obținem o formulă care vă permite să calculați toate procesele care au loc în timpul electrolizei:

Aceasta =F*m*Z / M

Folosind această formulă, puteți calcula curentul:

eu = 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

Dacă introducem raportul pentru lucrări electrice W e-mail

W email = U*I*tȘi W e-mail / U = Aceasta

Apoi cunoscând tensiunea U, puteți calcula:

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

De asemenea, puteți calcula cât timp durează eliberarea electrolitică a unei anumite cantități de substanță sau cât de multă substanță va fi eliberată într-un anumit timp. În timpul experimentului, densitatea de curent trebuie menținută în limitele specificate. Dacă este mai mică de 0,01 A / cm 2, atunci se va elibera prea puțin metal, deoarece ionii de cupru (I) se vor forma parțial. Dacă densitatea de curent este prea mare, aderența stratului de acoperire la electrod va fi slabă, iar atunci când electrodul este îndepărtat din soluție, acesta se poate prăbuși.
În practică, acoperirile galvanice pe metale sunt utilizate în primul rând pentru a proteja împotriva coroziunii și pentru a obține un finisaj în oglindă.
În plus, metalele, în special cuprul și plumbul, sunt rafinate prin dizolvare anodică și separarea ulterioară la catod (rafinare electrolitică).
Pentru a placa fierul cu cupru sau nichel, trebuie mai întâi să curățați bine suprafața obiectului. Pentru a face acest lucru, lustruiți-l cu cretă elutriată și degresați-l succesiv cu o soluție diluată de sodă caustică, apă și alcool. Dacă obiectul este acoperit cu rugină, este necesar să-l murați în prealabil într-o soluție de acid sulfuric 10-15%.
Vom agăța produsul curățat într-o baie electrolitică (un mic acvariu sau un pahar), unde va servi drept catod.
Soluția de aplicare a placajului cu cupru conține 250 g sulfat de cupru și 80-100 g acid sulfuric concentrat în 1 litru de apă (Atenție!). În acest caz, o placă de cupru va servi drept anod. Suprafața anodului trebuie să fie aproximativ egală cu suprafața obiectului acoperit. Prin urmare, trebuie să vă asigurați întotdeauna că anodul de cupru atârnă în baie la aceeași adâncime ca și catodul.
Procesul va fi efectuat la o tensiune de 3-4 V (doi baterii reîncărcabile) și densitate de curent de 0,02-0,4 A/cm2. Temperatura soluției în baie trebuie să fie de 18-25 °C.
Acordați atenție faptului că planul anodului și suprafața de acoperit sunt paralele între ele. Este mai bine să nu folosiți obiecte de formă complexă. Variind durata electrolizei, se poate obține o acoperire de cupru de diferite grosimi.
Se recurge adesea la placarea preliminară cu cupru pentru a aplica un strat durabil de alt metal. Acesta este folosit în special în cromarea cu fier, nichelarea turnată cu zinc și în alte cazuri. Adevărat, electroliții de cianură foarte toxici sunt utilizați în acest scop.
Pentru a pregăti un electrolit pentru placare cu nichel, dizolvați 25 g de sulfat de nichel cristalin, 10 g de acid boric sau 10 g de citrat de sodiu în 450 ml de apă. Citratul de sodiu poate fi preparat prin neutralizarea unei soluții de 10 g de acid citric cu o soluție diluată de sodă caustică sau o soluție de sodă. Lasă anodul să fie o placă de nichel, poate suprafata mai mare, și luați bateria ca sursă de tensiune.
Valoarea densităţii de curent cu ajutorul unei rezistenţe variabile se va menţine egală cu 0,005 A/cm 2 . De exemplu, cu o suprafață a obiectului de 20 cm 2, este necesar să se lucreze la o putere curentă de 0,1 A. După o jumătate de oră de lucru, obiectul va fi deja nichelat. Scoateți-l din baie și ștergeți-l cu o cârpă. Cu toate acestea, este mai bine să nu întrerupeți procesul de placare cu nichel, deoarece atunci stratul de nichel se poate pasiva, iar stratul de nichel ulterioar nu va adera bine.
Pentru a obține o strălucire a oglinzii fără lustruire mecanică, introducem un așa-numit aditiv de strălucire în baia de placare. Astfel de aditivi sunt, de exemplu, lipici, gelatina, zahăr. Puteți intra într-o baie de nichel, de exemplu, câteva grame de zahăr și puteți studia efectul acesteia.
Pentru a pregăti un electrolit pentru cromarea cu fier (după placarea preliminară cu cupru), să dizolvăm 40 g de anhidridă cromică CrO 3 (Atenție! Otravă!) și exact 0,5 g de acid sulfuric (în niciun caz mai mult!) în 100 ml apă. Procesul se desfășoară la o densitate de curent de aproximativ 0,1 A/cm 2 , iar ca anod se folosește o placă de plumb, a cărei zonă ar trebui să fie puțin mai mică decât aria suprafeței cromate.
Băile de nichel și crom sunt cel mai bine încălzite ușor (până la aproximativ 35 °C). Vă rugăm să rețineți că electroliții pentru cromarea, în special cu un proces îndelungat și cu putere mare de curent, emit vapori care conțin acid cromic, care sunt foarte nocivi pentru sănătate. Prin urmare, cromarea trebuie efectuată sub curent de aer sau în aer liber, de exemplu pe un balcon.
În cromarea (și, într-o măsură mai mică, în placarea cu nichel), nu tot curentul este utilizat pentru depunerea metalului. În același timp, se eliberează hidrogen. Pe baza unei serii de tensiuni, ar fi de așteptat ca metalele care stau în fața hidrogenului să nu fie eliberate deloc din soluțiile apoase, ci, dimpotrivă, să fie eliberat hidrogen mai puțin activ. Totuși, aici, ca și în cazul dizolvării anodice a metalelor, degajarea catodică a hidrogenului este adesea inhibată și se observă doar la tensiune înaltă. Acest fenomen se numește supratensiune hidrogen și este deosebit de mare, de exemplu, pe plumb. Datorită acestei circumstanțe, poate funcționa o baterie cu plumb. Când bateria este încărcată, în loc de PbO 2, pe catod ar trebui să apară hidrogen, dar, din cauza supratensiunii, degajarea hidrogenului începe când bateria este aproape complet încărcată.

Dacă, din întreaga serie de potențiale standard de electrozi, evidențiem doar acele procese de electrozi care corespund ecuației generale

apoi obținem o serie de tensiuni ale metalelor. Pe lângă metale, hidrogenul este întotdeauna inclus în această serie, ceea ce face posibil să vedem care metale sunt capabile să înlocuiască hidrogenul din soluțiile apoase de acizi.

Tabelul 19

O serie de tensiuni pentru cele mai importante metale sunt date în tabel. 19. Poziția unui metal într-o serie de tensiuni caracterizează capacitatea sa de a interacțiunilor redox în soluții apoase în condiții standard. Ionii metalici sunt agenți oxidanți, iar metalele sub formă de substanțe simple sunt agenți reducători. Mai mult, cu cât metalul se află mai departe în seria de tensiuni, cu atât mai mult agent oxidant puternicîntr-o soluție apoasă, ionii săi sunt și invers, cu cât metalul este mai aproape de începutul seriei, cu atât proprietățile reducătoare sunt mai puternice de o substanță simplă - metalul.

Potenţialul de proces al electrodului

într-un mediu neutru este B (vezi pagina 273). metale activeînceputurile seriei, având un potențial mult mai negativ decât -0,41 V, înlocuiesc hidrogenul din apă. Magneziul înlocuiește hidrogenul numai din apa fierbinte. Metalele situate între magneziu și cadmiu, de obicei, nu înlocuiesc hidrogenul din apă. Pe suprafața acestor metale se formează pelicule de oxid care au efect protector.

Metalele situate între magneziu și hidrogen înlocuiesc hidrogenul din soluțiile acide. În același timp, pe suprafața unor metale se formează și pelicule de protecție, care inhibă reacția. Deci, pelicula de oxid de pe aluminiu face ca acest metal să fie rezistent nu numai în apă, ci și în soluțiile anumitor acizi. Plumbul nu se dizolvă în acid sulfuric la concentrația sa sub , deoarece sarea formată în timpul interacțiunii plumbului cu acidul sulfuric este insolubilă și creează o peliculă protectoare pe suprafața metalului. Fenomenul de inhibare profundă a oxidării metalului, datorită prezenței de oxid protector sau a peliculelor de sare pe suprafața sa, se numește pasivitate, iar starea metalului în acest caz se numește stare pasivă.

Metalele sunt capabile să se înlocuiască între ele din soluțiile sărate. Direcția reacției este determinată în acest caz de poziția lor reciprocă în seria tensiunilor. Având în vedere cazuri specifice de astfel de reacții, trebuie amintit că metalele active înlocuiesc hidrogenul nu numai din apă, ci și din orice soluție apoasă. Prin urmare, deplasarea reciprocă a metalelor din soluțiile sărurilor acestora are loc practic numai în cazul metalelor situate în rândul după magneziu.

Deplasarea metalelor din compușii lor de către alte metale a fost studiată mai întâi în detaliu de către Beketov. Ca urmare a muncii sale, el a aranjat metalele în funcție de activitatea lor chimică într-o serie de deplasări, care este prototipul unei serii de tensiuni metalice.

Poziția reciprocă a unor metale în seria tensiunilor și în sistemul periodic la prima vedere nu corespunde între ele. De exemplu, în funcție de poziția în sistemul periodic, reactivitatea potasiului trebuie să fie mai mare decât sodiul, iar sodiul trebuie să fie mai mare decât litiul. În seria tensiunilor, litiul este cel mai activ, iar potasiul ocupă o poziție de mijloc între litiu și sodiu. Zincul și cuprul, în funcție de poziția lor în sistemul periodic, ar trebui să aibă activitate chimică aproximativ egală, dar în seria tensiunilor, zincul este situat mult mai devreme decât cuprul. Motivul pentru acest tip de inconsecvență este următorul.

Când se compară metalele care ocupă o anumită poziție în sistemul periodic, măsura activității lor chimice - capacitatea de reducere - este luată ca valoare a energiei de ionizare a atomilor liberi. Într-adevăr, când treceți, de exemplu, de sus în jos de-a lungul subgrupului principal al grupului I sistem periodic energia de ionizare a atomilor scade, ceea ce se asociaza cu o crestere a razelor lor (adica cu o distanta mare a electronilor exteriori fata de nucleu) si cu o ecranare tot mai mare a sarcinii pozitive a nucleului de catre straturile intermediare de electroni (vezi § 31). Prin urmare, atomii de potasiu prezintă o activitate chimică mai mare - au proprietăți reducătoare mai puternice - decât atomii de sodiu, iar atomii de sodiu sunt mai activi decât atomii de litiu.

Când se compară metale într-o serie de tensiuni, măsura activității chimice este luată ca lucru de transformare a unui metal în stare solidă în ioni hidratați într-o soluție apoasă. Această lucrare poate fi reprezentată ca suma a trei termeni: energia atomizării - transformarea unui cristal de metal în atomi izolați, energia de ionizare a atomilor de metal liber și energia de hidratare a ionilor formați. Energia de atomizare caracterizează rezistența rețelei cristaline a unui metal dat. Energia de ionizare a atomilor - desprinderea electronilor de valență de la aceștia - este direct determinată de poziția metalului în sistemul periodic. Energia eliberată în timpul hidratării depinde de structura electronică a ionului, sarcina și raza acestuia.

Ionii de litiu și potasiu, care au aceeași sarcină, dar cu raze diferite, vor crea inegale câmpuri electrice. Câmpul generat lângă ionii mici de litiu va fi mai puternic decât câmpul din apropierea ionilor mari de potasiu. Din aceasta este clar că ionii de litiu se vor hidrata cu eliberarea de mai multă energie decât potasiul.

Astfel, în cursul transformării luate în considerare, energia este cheltuită pentru atomizare și ionizare, iar energia este eliberată în timpul hidratării. Cu cât consumul total de energie este mai mic, cu atât întregul proces va fi mai ușor și cu atât metalul dat va fi localizat mai aproape de începutul seriei de tensiuni. Dar dintre cei trei termeni ai bilanțului energetic total, doar unul - energia de ionizare - este determinat direct de poziția metalului în sistemul periodic. În consecință, nu există niciun motiv să ne așteptăm ca poziția reciprocă a anumitor metale într-o serie de tensiuni să corespundă întotdeauna cu poziția lor în sistemul periodic. Deci, pentru litiu, consumul total de energie este mai mic decât pentru potasiu, în conformitate cu care litiul se află în seria tensiunilor înaintea potasiului.

Pentru cupru și zinc, consumul de energie pentru ionizarea atomilor liberi și câștigul acestuia în timpul hidratării ionilor sunt aproape. Dar cuprul metalic formează o rețea cristalină mai puternică decât zincul, ceea ce se poate observa dintr-o comparație a punctelor de topire ale acestor metale: zincul se topește la , iar cuprul doar la . Prin urmare, energia cheltuită pentru atomizarea acestor metale este semnificativ diferită, drept urmare costurile totale de energie pentru întregul proces în cazul cuprului sunt mult mai mari decât în ​​cazul zincului, ceea ce explică poziția relativă a acestora. metale din seria de tensiune.

La trecerea de la apă la solvenți neapoși, poziția reciprocă a metalelor într-o serie de tensiuni se poate modifica. Motivul pentru aceasta constă în faptul că energia de solvatare a ionilor diferitelor metale variază în moduri diferite la trecerea de la un solvent la altul.

În special, ionul de cupru este foarte puternic solvatat în unii solvenți organici; acest lucru duce la faptul că în astfel de solvenți cuprul este situat într-o serie de tensiuni până la hidrogen și îl înlocuiește din soluțiile acide.

Astfel, spre deosebire de sistemul periodic de elemente, o serie de tensiuni în metale nu este o reflectare a Regularității generale, pe baza căreia este posibil să se dea o Caracteristică versatilă a proprietăților chimice ale metalelor. O serie de tensiuni Caracterizează numai capacitatea redox a sistemului electrochimic „metal - ion metal” în condiții strict definite: valorile date în acesta se referă la o soluție apoasă, temperatură și o concentrație unitară (activitate) a metalului. ionii.

Metalele care reacționează ușor se numesc metale active. Acestea includ metale alcaline, alcalino-pământoase și aluminiu.

Poziția în tabelul periodic

Proprietățile metalice ale elementelor slăbesc de la stânga la dreapta în tabelul periodic al lui Mendeleev. Prin urmare, elementele grupelor I și II sunt considerate cele mai active.

Orez. 1. Metalele active din tabelul periodic.

Toate metalele sunt agenți reducători și se despart cu ușurință de electroni la nivelul energiei externe. Metalele active au doar unul sau doi electroni de valență. În acest caz, proprietățile metalice sunt îmbunătățite de sus în jos cu o creștere a numărului de niveluri de energie, deoarece. cu cât un electron este mai departe de nucleul unui atom, cu atât îi este mai ușor să se separe.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

• litiu;
• sodiu;
• potasiu;
• rubidiu;
• cesiu;
• franciu.

Metalele alcalino-pământoase sunt:

• beriliu;
• magneziu;
• calciu;
• stronţiu;
• bariu;
• radiu.

Puteți afla gradul de activitate al unui metal prin seria electrochimică a tensiunilor metalice. Cu cât un element este situat mai la stânga hidrogenului, cu atât este mai activ. Metalele din dreapta hidrogenului sunt inactive și pot interacționa doar cu acizi concentrați.

Orez. 2. Serii electrochimice de tensiuni ale metalelor.

Lista metalelor active din chimie include și aluminiul, situat în grupa IIIși stând în stânga hidrogenului. Cu toate acestea, aluminiul se află la granița metalelor active și medii active și nu reacționează cu anumite substanțe în condiții normale.

Proprietăți

Metalele active sunt moi (pot fi tăiate cu un cuțit), ușoare și au un punct de topire scăzut.

Principalele proprietăți chimice ale metalelor sunt prezentate în tabel.

Reacţie	Ecuația	O exceptie
Metalele alcaline se aprind spontan în aer, interacționând cu oxigenul	K + O 2 → KO 2	Litiul reacţionează cu oxigenul numai la temperaturi ridicate.
Metalele alcalino-pământoase și aluminiul formează pelicule de oxid în aer și se aprind spontan când sunt încălzite.	2Ca + O 2 → 2CaO
Reacționează cu substanțe simple pentru a forma săruri	Ca + Br2 → CaBr2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aluminiul nu reacționează cu hidrogenul
Reacționează violent cu apa, formând alcali și hidrogen	- Ca + 2H2O → Ca (OH)2 + H2	Reacția cu litiul decurge lent. Aluminiul reacţionează cu apa numai după îndepărtarea peliculei de oxid.
Reacționează cu acizii pentru a forma săruri	Ca + 2HCI → CaCI2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2
Reacționează cu soluțiile sărate, mai întâi reacționând cu apa și apoi cu sarea	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H20 → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Metalele active reacționează ușor, prin urmare, în natură se găsesc numai în amestecuri - minerale, roci.

Orez. 3. Minerale și metale pure.

Ce am învățat?

Metalele active includ elemente din grupele I și II - metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și aluminiu. Activitatea lor se datorează structurii atomului - câțiva electroni sunt ușor separați de nivelul energetic extern. Acestea sunt metale ușoare moi care reacționează rapid cu simple și substanțe complexe, formând oxizi, hidroxizi, săruri. Aluminiul este mai aproape de hidrogen și necesită condiții suplimentare pentru reacția sa cu substanțele - temperaturi mari, distrugerea peliculei de oxid.

Test cu subiecte

Raport de evaluare

Rata medie: 4.4. Evaluări totale primite: 388.