Металите, които реагират лесно, се наричат ​​активни метали. Те включват алкални метали, алкалоземни метали и алуминий.

Позиция в периодичната таблица

Металните свойства на елементите отслабват отляво надясно в периодичната таблица. Следователно елементите от групи I и II се считат за най-активни.

Ориз. 1. Активни метали в периодичната таблица.

Всички метали са редуциращи агенти и лесно се разделят с електрони на външно енергийно ниво. Активните метали имат само един или два валентни електрона. В този случай металните свойства се увеличават отгоре надолу с увеличаване на броя на енергийните нива, т.к колкото по-далеч е един електрон от ядрото на атома, толкова по-лесно е да се отдели.

Най-активни са алкалните метали:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франциум.

Алкалноземните метали включват:

• берилий;
• магнезий;
• калций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Можете да разберете степента на активност на метала чрез електрохимичната серия от метални напрежения. Колкото по-вляво от водорода е разположен елементът, толкова по-активен е той. Металите вдясно от водорода са неактивни и могат да взаимодействат само с концентрирани киселини.

Ориз. 2. Електрохимичен диапазон на металните напрежения.

Списъкът на активните метали в химията включва и алуминий, разположен в група III и стоящ вляво от водорода. Алуминият обаче се намира на границата на активните и умерено активните метали и не реагира с някои вещества при нормални условия.

Имоти

Активните метали са меки (може да се режат с нож), лекота, ниска точка на топене.

Основните химични свойства на металите са представени в таблицата.

Реакция	Уравнението	Изключение
Алкалните метали се запалват спонтанно във въздуха, взаимодействайки с кислорода	K + O 2 → KO 2	Литият реагира с кислород само при високи температури
Алкалноземните метали и алуминият образуват оксидни филми във въздуха и спонтанно се запалват при нагряване	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагира с прости вещества, за да образува соли	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алуминият не реагира с водород
Реагира бурно с вода, образувайки алкали и водород	- Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2	Реакцията с литий е бавна. Алуминият реагира с вода само след отстраняване на оксидния филм
Реагира с киселини, за да образува соли	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаимодейства със солеви разтвори, като първо реагира с вода и след това със сол	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu (OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активните метали лесно влизат в реакции, следователно в природата се срещат само в състава на смеси - минерали, скали.

Ориз. 3. Минерали и чисти метали.

Какво научихме?

Активните метали включват елементи от групи I и II - алкални и алкалоземни метали, както и алуминий. Тяхната активност се дължи на структурата на атома – няколко електрона лесно се отделят от външното енергийно ниво. Това са меки леки метали, които бързо реагират с прости и сложни вещества, образувайки оксиди, хидроксиди и соли. Алуминият е по-близо до водорода и са необходими допълнителни условия за реакцията му с вещества - високи температури, разрушаване на оксидния филм.

Тест по тема

Оценка на доклада

Среден рейтинг: 4.4. Общо получени оценки: 388.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Х 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Колкото по-наляво е металът в поредицата от стандартни електродни потенциали, толкова по-силен е редукторът, най-силният редуктор е металният литий, златото е най-слабото и обратно, златният (III) йон е най-силният окислител, литият (I) е най-слабият ...

Всеки метал е способен да редуцира от соли в разтвор тези метали, които са в серия от напрежения след него, например желязото може да измести медта от разтворите на неговите соли. Не забравяйте обаче, че алкалните и алкалоземните метали ще взаимодействат директно с водата.

Металите, стоящи в поредицата от напрежения отляво на водорода, са в състояние да го изместят от разтвори на разредени киселини, докато се разтварят в тях.

Редукционната активност на метала не винаги съответства на позицията му в периодичната система, тъй като при определяне на мястото на метала в редица се взема предвид не само способността му да дарява електрони, но и енергията, която се изразходва за разрушаването на кристалната решетка на метала, както и изразходваната енергия за хидратация на йони.

Взаимодействие с прости вещества

С кислород повечето метали образуват оксиди - амфотерни и основни:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Алкалните метали, с изключение на лития, образуват пероксиди:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

С халогени металите образуват соли на халогеноводородни киселини, напр.

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

С водород най-активните метали образуват йонни хидриди - солеподобни вещества, в които водородът има степен на окисление -1.

2Na + H2 = 2NaH.

С сиво металите образуват сулфиди - соли на сероводородната киселина:

С азот някои метали образуват нитриди, реакцията почти винаги протича при нагряване:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2.

С въглерод се образуват карбиди:

4Al + 3C = Al 3 C 4.

С фосфор - фосфиди:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2.

Металите могат да взаимодействат един с друг, образувайки се интерметални съединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металите могат да се разтварят един в друг при високи температури, без да взаимодействат, образувайки сплави.

Сплави

Сплави се наричат ​​системи, състоящи се от два или повече метала, както и метали и неметали, които имат характерни свойства, присъщи само на металното състояние.

Свойствата на сплавите са много разнообразни и се различават от свойствата на техните компоненти, например, за да се направи златото по-твърдо и подходящо за изработка на бижута, към него се добавя сребро, а сплав, съдържаща 40% кадмий и 60% бисмут, има точка на топене от 144 ° С, тоест много по-ниска от точката на топене на неговите компоненти (Cd 321 ° С, Bi 271 ° С).

Възможни са следните видове сплави:

Разтопените метали се смесват помежду си в произволно съотношение, като се разтварят един в друг за неопределено време, например Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и други. Тези сплави са хомогенни по състав, имат висока химическа устойчивост и провеждат електрически ток;

Изправените метали се смесват помежду си в произволно съотношение, но при охлаждане се разслояват и се получава маса, състояща се от отделни кристали от компоненти, например Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и други.

Всички метали, в зависимост от тяхната редокс активност, се комбинират в серия, наречена серия от електрохимично напрежение на металите (тъй като металите в нея са подредени в ред на увеличаване на стандартните електрохимични потенциали) или ред на метална активност:

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

Най-химически активните метали са в обхвата на активност до водород и колкото по-вляво е разположен металът, толкова по-активен е той. Металите, заемащи в реда на активност, място след водорода, се считат за неактивни.

алуминий

Алуминият е сребристо бял цвят. Основните физични свойства на алуминия са лекота, висока топло и електрическа проводимост. В свободно състояние, когато е изложен на въздух, алуминият е покрит със силен оксиден филм Al 2 O 3, което го прави устойчив на действието на концентрирани киселини.

Алуминият принадлежи към семейството на р метали. Електронна конфигурация на външното енергийно ниво - 3s 2 3p 1. В своите съединения алуминият показва степен на окисление, равна на "+3".

Алуминият се получава чрез електролиза на оксидна стопилка на този елемент:

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

Въпреки това, поради ниския добив на продукта, по-често се използва методът за производство на алуминий чрез електролиза на смес от Na 3 и Al 2 O 3. Реакцията протича при нагряване до 960С и в присъствието на катализатори - флуориди (AlF 3, CaF 2 и др.), докато при катода се отделя алуминий, а на анода се отделя кислород.

Алуминият е способен да взаимодейства с вода след отстраняване на оксидния филм от повърхността му (1), взаимодействайки с прости вещества (кислород, халогени, азот, сяра, въглерод) (2-6), киселини (7) и основи (8):

2Al + 6H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3H 2 (1)

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

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

2Al + N 2 = 2AlN (4)

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

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

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

2Al + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)

калций

Свободният Ca е сребристо бял метал. Когато е изложен на въздух, той моментално се покрива с жълтеникав филм, който е продукт на взаимодействието му с въздушните съставки. Калцият е доста твърд метал, има кубична лицево-центрирана кристална решетка.

Електронна конфигурация на външното енергийно ниво - 4s 2. В своите съединения калцият проявява степен на окисление равно на "+2".

Калцият се получава чрез електролиза на разтопени соли, най-често - хлориди:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Калцият е в състояние да се разтваря във вода с образуването на хидроксиди, проявяващи силни основни свойства (1), да реагира с кислород (2), образувайки оксиди, да взаимодейства с неметали (3-8), да се разтваря в киселини (9):

Ca + H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (4)

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

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

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

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

Желязото и неговите съединения

Желязото е сив метал. В чист вид е доста мек, ковък и пластичен. Електронна конфигурация на външното енергийно ниво - 3d 6 4s 2. В своите съединения желязото проявява степени на окисление "+2" и "+3".

Металното желязо реагира с пара, за да образува смесен оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Във въздуха желязото лесно се окислява, особено при наличие на влага (ръжда):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe (OH) 3

Подобно на други метали, желязото реагира с прости вещества, например халогени (1), разтваря се в киселини (2):

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

Желязото образува цял спектър от съединения, тъй като проявява няколко степени на окисление: железен (II) хидроксид, железен (III) хидроксид, соли, оксиди и др. Така че, железен (II) хидроксид може да се получи чрез действието на алкални разтвори върху железни (II) соли без достъп на въздух:

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

Железният (II) хидроксид е разтворим в киселини и се окислява до железен (III) хидроксид в присъствието на кислород.

Желязните (II) соли проявяват свойствата на редуциращи агенти и се превръщат в съединения на желязо (III).

Железният (III) оксид не може да се получи чрез реакцията на горене на желязо в кислород; за да се получи, е необходимо да се изгорят железни сулфиди или да се калцинират други железни соли:

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

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

Съединенията на желязото (III) проявяват слаби окислителни свойства и могат да влязат в ORP със силни редуциращи агенти:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl

Производство на желязо и стомана

Стоманите и чугуните са сплави на желязо с въглерод, като съдържанието на въглерод в стоманата е до 2%, а в чугуна е 2-4%. Стоманата и чугунът съдържат легиращи добавки: стомана - Cr, V, Ni и чугун - Si.

Има различни видове стомани, така че според предназначението им се разграничават конструкционни, неръждаеми, инструментални, топлоустойчиви и криогенни стомани. По химичен състав се разграничават въглеродни (ниско, средно и високовъглеродни) и легирани (ниско, средно и високо легирани). В зависимост от структурата се разграничават аустенитни, феритни, мартензитни, перлитни и бейнитни стомани.

Стоманата е намерила приложение в много сектори на националната икономика, като строителство, химическа, нефтохимическа, опазване на околната среда, енергиен транспорт и други индустрии.

В зависимост от формата на съдържанието на въглерод в чугуна - цементит или графит, както и тяхното количество, се разграничават няколко вида чугун: бял (цвят на лека фрактура поради наличието на въглерод под формата на цементит), сив (сив цвят на счупване поради наличието на въглерод под формата на графит), ковък и устойчив на топлина. Чугуните са много крехки сплави.

Областите на приложение на чугуните са обширни - художествени орнаменти (огради, порти), части на тялото, водопроводно оборудване, домакински предмети (тигани) са изработени от чугун, използва се в автомобилната индустрия.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	Сплав от магнезий и алуминий с тегло 26,31 g се разтваря в солна киселина. В този случай са отделени 31,024 литра безцветен газ. Определете масовите доли на металите в сплавта.
Решение	И двата метала са способни да реагират със солна киселина, в резултат на което се отделя водород: Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 Нека намерим общия брой молове освободен водород: v (H 2) = V (H 2) / V m v (H2) = 31,024 / 22,4 = 1,385 mol Нека количеството вещество Mg - x mol, и Al - y mol. След това, въз основа на реакционните уравнения, можем да напишем израз за общия брой молове водород: x + 1,5y = 1,385 Нека изразим масата на металите в сместа: Тогава масата на сместа ще бъде изразена чрез уравнението: 24x + 27y = 26,31 Получаваме система от уравнения: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Нека го решим: 33,24 -36y + 27y = 26,31 v (Al) = 0,77 mol v (Mg) = 0,23 mol След това масата на металите в сместа: m (Mg) = 24 × 0,23 = 5,52 g m (Al) = 27 × 0,77 = 20,79 g Нека намерим масовите доли на металите в сместа: ώ = m (Me) / m сума × 100% ώ (Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98% ώ (Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
Отговор	Масови фракции на металите в сплавта: 20,98%, 79,02%

Гросе Е., Вайсмантел Х.

Химия за любопитните. Основи на химията и забавни преживявания.

Глава 3 (продължение)

МАЛЪК КУРС ПО ЕЛЕКТРОХИМИЯ НА МЕТАЛИТЕ

Вече се запознахме с електролизата на разтвори на хлориди на алкални метали и производството на метали с помощта на стопилки. Сега ще се опитаме да проучим някои от законите, регулиращи електрохимията на водните разтвори, галваничните елементи, а също и да се запознаем с производството на защитни галванични покрития, използвайки няколко прости експеримента.
Електрохимичните методи се използват в съвременната аналитична химия за определяне на най-важните стойности на теоретичната химия.
И накрая, корозията на метални предмети, която нанася големи щети на националната икономика, в повечето случаи е електрохимичен процес.

ДИАПАЗОН НА МЕТАЛНОТО НАПРЕЖЕНИЕ

Основната връзка за разбирането на електрохимичните процеси е поредицата от напрежения в металите. Металите могат да бъдат подредени в ред, който започва с химически активни и завършва с най-малко активни благородни метали:
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.
Ето как, според най-новите концепции, изглежда поредица от напрежения за най-важните метали и водорода. Ако електродите на галваничния елемент са направени от всеки два метала в редица, тогава върху материала, предхождащ реда, ще се появи отрицателно напрежение.
Стойност на напрежението ( електрохимичен потенциал) зависи от позицията на елемента в серията на напрежението и от свойствата на електролита.
Нека установим същността на поредицата от напрежение от няколко прости експеримента, за които се нуждаем от източник на ток и електрически измервателни уреди. Разтворете около 10 g кристален меден сулфат в 100 ml вода и потопете стоманена игла или парче железен калай в разтвора. (Препоръчваме първо да почистите ютията с фин шмиргел, докато лъсне.) След кратко време ютията ще бъде покрита с червеникав слой от утаена мед. По-активното желязо измества медта от разтвора, а желязото се разтваря под формата на йони, а медта се отделя под формата на метал. Процесът продължава, докато разтворът е в контакт с желязо. Веднага щом медта покрие цялата повърхност на ютията, тя практически ще спре. В този случай се образува доста порест меден слой, така че не могат да се получат защитни покрития без използване на ток.
В следващите експерименти нека потопим малки ивици цинк и оловен калай в разтвора на меден сулфат. След 15 минути ги извадете, изплакнете и ги разгледайте под микроскоп. Ще различим красиви модели, подобни на лед, които са червени в отразена светлина и са съставени от отделена мед. И тук по-активните метали са превърнали медта от йонно в метално състояние.
От своя страна медта може да измести метали, които са по-ниски в поредицата от напрежения, тоест по-малко активни. Нанесете няколко капки разтвор на сребърен нитрат върху тънка лента от меден лист или сплескана медна тел (предварително изчеткате повърхността до блясък). С невъоръжено око ще бъде възможно да се забележи образувалата се черна плака, която под микроскоп в отразена светлина изглежда като тънки иглички и растителни шарки (т.нар. дендрити).
За изолиране на цинк без ток е необходимо да се използва по-активен метал. Като изключим металите, които взаимодействат бурно с водата, откриваме магнезий в поредицата от напрежения над цинка. Поставете няколко капки разтвор на цинков сулфат върху парче магнезиева лента или върху тънък чип от електрон. Получаваме разтвор на цинков сулфат чрез разтваряне на парче цинк в разредена сярна киселина. Заедно с цинковия сулфат добавете няколко капки денатуриран алкохол. Върху магнезия след кратък период от време забелязваме, особено под микроскоп, цинк, утаен под формата на тънки кристали.
По принцип всеки член от поредицата на напрежението може да бъде изместен от разтвора, където е под формата на йон, и преобразуван в метално състояние. Въпреки това, когато опитаме всякакви комбинации, можем да се разочароваме. Изглежда, че ако лента от алуминий се потопи в разтвори на соли на мед, желязо, олово и цинк, тези метали трябва да бъдат освободени върху нея. Но това обаче не се случва. Причината за повреда не се крие в грешка в поредицата от напрежения, а се основава на специално инхибиране на реакцията, което в този случай се дължи на тънък оксиден филм върху алуминиевата повърхност. В такива решения алуминият се нарича пасивен.

ДА ПОГЛЕДНЕМ ЗАД КЛАСОТАТА

За да формулираме закономерностите на протичащите процеси, можем да се ограничим до разглеждането на катиони и да изключим аниони, тъй като самите те не участват в реакцията. (Вярно е, типът аниони влияе върху скоростта на отлагане.) Ако за простота приемем, че както утаените, така и разтворените метали дават двойно заредени катиони, тогава можем да запишем:

Аз 1 + Аз 2 2+ = Аз 1 2+ + Аз 2

Освен това за първия експеримент Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
И така, процесът се състои в обмяна на заряди (електрони) между атомите и йоните на двата метала. Ако разгледаме отделно (като междинни реакции) разтварянето на желязо или утаяването на мед, тогава получаваме:

Fe = Fe 2+ + 2 д --

Cu 2+ + 2 д- = Сu

Сега нека разгледаме случая, когато металът е потопен във вода или в солен разтвор, с чийто катион обменът е невъзможен поради позицията му в поредицата от напрежения. Въпреки това, металът има тенденция да преминава в разтвор под формата на йон. В този случай металният атом отдава два електрона (ако металът е двувалентен), повърхността на метала, потопен в разтвора, се зарежда отрицателно по отношение на разтвора и на интерфейса се образува двоен електрически слой. Тази потенциална разлика предотвратява по-нататъшното разтваряне на метала, така че процесът скоро се спира.
Ако два различни метала са потопени в разтвор, тогава и двата са заредени, но по-малко активният е малко по-слаб, поради факта, че неговите атоми са по-малко склонни към отделяне на електрони.
Нека свържем двата метала с проводник. Поради потенциалната разлика потокът от електрони ще тече от по-активния метал към по-малко активния, който образува положителния полюс на елемента. Има процес, при който по-активният метал преминава в разтвор и катиони се освобождават от разтвора върху по-благороден метал. Нека сега илюстрираме с няколко експеримента малко абстрактните разсъждения, дадени по-горе (които освен това представляват грубо опростяване).
Първо напълнете чаша от 250 ml до средата с 10% разтвор на сярна киселина и потопете в нея не много малки парченца цинк и мед. Запояваме или занитваме медна жица към двата електрода, чиито краища не трябва да докосват разтвора.
Докато краищата на жицата не са свързани помежду си, ще наблюдаваме разтварянето на цинк, което е придружено от отделяне на водород. Цинкът, както следва от серията на напрежението, е по-активен от водорода; следователно металът може да измести водорода от своето йонно състояние. И върху двата метала се образува електрически двоен слой. Потенциалната разлика между електродите се открива най-лесно с волтметър. Веднага след свързване на устройството към веригата, стрелката ще покаже около 1 V, но след това напрежението бързо ще спадне. Ако свържете малка крушка, която консумира напрежение от 1 V към елемента, тогава тя ще светне - отначало доста силно, а след това сиянието ще стане слабо.
По полярността на клемите на устройството може да се заключи, че медният електрод е положителният полюс. Това може да се докаже без устройство, като се вземе предвид електрохимията на процеса. Пригответе наситен разтвор на натриев хлорид в малка чаша или в епруветка, добавете около 0,5 ml алкохолен разтвор на индикатор на фенолфталеин и потопете двата електрода, затворени с тел, в разтвора. В близост до отрицателния полюс ще се наблюдава леко червеникаво оцветяване, което е причинено от образуването на натриев хидроксид на катода.
При други експерименти в клетката могат да се поставят различни метални пари и да се определи полученото напрежение. Например, магнезият и среброто ще дадат особено голяма потенциална разлика поради значителното разстояние между тях редица напрежения, а цинкът и желязото, напротив, са много малки, по-малко от една десета от волта. Използвайки алуминий, ние няма да получим практически никакъв ток поради пасивиране.
Всички тези елементи или, както казват електрохимиците, вериги имат недостатъка, че когато се вземе ток, напрежението пада много бързо върху тях. Следователно електрохимиците винаги измерват истинската стойност на напрежението в изключено състояние, използвайки метода за компенсация на напрежението, тоест като го сравняват с напрежението на друг източник на ток.
Нека разгледаме процесите в медно-цинковия елемент по-подробно. На катода цинкът преминава в разтвор съгласно следното уравнение:

Zn = Zn 2+ + 2 д --

При медния анод се изхвърлят водородни йони на сярна киселина. Те прикрепват електрони, идващи по жицата от цинковия катод и в резултат на това се образуват водородни мехурчета:

2Н++2 д- = Н 2

След кратък период от време медта ще бъде покрита с най-тънкия слой водородни мехурчета. В този случай медният електрод ще се превърне във водороден и потенциалната разлика ще намалее. Този процес се нарича поляризация на електрода. Поляризацията на медния електрод може да бъде елиминирана чрез добавяне на малко разтвор на калиев дихромат към клетката след спадане на напрежението. След това напрежението отново ще се увеличи, тъй като калиевият дихромат ще окисли водорода до вода. В този случай калиевият дихромат действа като деполяризатор.
На практика се използват галванични вериги, чиито електроди не са поляризирани, или вериги, чиято поляризация може да бъде елиминирана чрез добавяне на деполяризатори.
Като пример за неполяризиращ елемент, разгледайте елемента Даниел, който често е бил използван като източник на ток в миналото. Той също е медно-цинков елемент, но и двата метала са потопени в различни разтвори. Цинковият електрод се поставя в порьозна глинена клетка, пълна с разредена (приблизително 20%) сярна киселина. Глинената клетка е суспендирана в голяма чаша, която съдържа концентриран разтвор на меден сулфат, а на дъното има слой от кристали на меден сулфат. Вторият електрод в този съд е цилиндър от меден лист.
Този елемент може да бъде направен от стъклен буркан, налична в търговската мрежа глинена клетка (в крайна сметка използваме саксия, покриваща дупката на дъното) и два електрода с подходящ размер.
По време на работа на клетката цинкът се разтваря, за да образува цинков сулфат, а медните йони се отделят върху медния електрод. Но в същото време медният електрод не е поляризиран и елементът дава напрежение от около 1 V. Всъщност, теоретично напрежението на клемите е 1,10 V, но когато извадим тока, измерваме малко по-малка стойност , поради електрическото съпротивление на клетката.
Ако не премахнем тока от клетката, трябва да извадим цинковия електрод от разтвора на сярна киселина, защото в противен случай той ще се разтвори, за да образува водород.
Диаграмата на обикновена клетка, която не изисква пореста преграда, е показана на фигурата. Цинковият електрод е разположен в стъкления буркан отгоре, а медният електрод е разположен близо до дъното. Цялата клетка се запълва с наситен разтвор на натриев хлорид. На дъното на буркана ще изсипем шепа кристали меден сулфат. Полученият концентриран разтвор на меден сулфат ще се смеси много бавно с разтвора на натриев хлорид. Следователно, по време на работа на клетката, медта ще се отдели върху медния електрод, а цинкът под формата на сулфат или хлорид ще се разтвори в горната част на клетката.
В днешно време сухите клетки се използват почти изключително за батерии, които са по-удобни за използване. Техният предшественик е елементът Лекланш. Като електроди се използват цинков цилиндър и въглероден прът. Електролитът е паста, която се състои главно от амониев хлорид. Цинкът се разтваря в пастата, а водородът се отделя върху въглищата. За да се избегне поляризация, въглеродният прът се потапя в ленена торба, съдържаща смес от въглищен прах и пиролузит. Въглеродният прах увеличава повърхността на електрода, докато пиролузитът действа като деполяризатор, като бавно окислява водорода.
Вярно е, че деполяризиращата способност на пиролузита е по-слаба от тази на споменатия по-рано калиев дихромат. Следователно, когато ток се получава в сухи клетки, напрежението пада бързо, те " се уморяват"поради поляризация. Едва след известно време настъпва окисление на водорода от пиролузит. Така елементите" почини си„ако не пропускаме тока известно време. Нека проверим това на батерия за фенерче, към което свързваме крушка. Успоредно на лампата, тоест директно към клемите, свързваме волтметър.
Първоначално напрежението ще бъде около 4,5 V. (Най-често в такива батерии три клетки са свързани последователно, всяка с теоретично напрежение 1,48 V.) След известно време напрежението ще спадне, нажежаването на светлината крушката ще отслабне. По показанията на волтметъра ще можем да преценим колко време трябва да почива батерията.
Специално място заемат регенериращите елементи, известни като акумулатори... В тях протичат обратими реакции и те могат да бъдат презаредени след разреждане на клетката чрез свързване към външен източник на постоянен ток.
В момента най-разпространени са оловно-киселинните батерии; в тях като електролит служи разредена сярна киселина, в която са потопени две оловни пластини. Положителният електрод е покрит с оловен диоксид PbO 2, отрицателният е метално олово. Напрежението на клемите е приблизително 2,1 V. При разреждане и върху двете пластини се образува оловен сулфат, който при зареждане отново се превръща в метално олово и оловен пероксид.

ПОЛОЖЕНИЕ НА ПОЦИНКОВАНИ ПОКРИТИЯ

Отлагането на метали от водни разтвори с помощта на електрически ток е обратният процес на електролитно разтваряне, който срещнахме при разглеждането на галваничните елементи. На първо място, ние изследваме отлагането на мед, която се използва в меден кулометър за измерване на количеството електричество.

Металът се отлага чрез ток

Издърпайте назад краищата на две тънки листови медни плочи и ги окачете на противоположните страни на чаша или, по-добре, на малък стъклен аквариум. Прикрепяме проводниците към плочите с клемите.
Електролитприготвя се по следната рецепта: 125 г кристален меден сулфат, 50 г концентрирана сярна киселина и 50 г алкохол (денатуриран алкохол), останалото е вода до 1 литър. За да направите това, първо разтворете меден сулфат в 500 ml вода, след което внимателно добавете сярна киселина на малки порции ( Отоплението! Течността може да се пръсне!), след това изсипете алкохол и долейте вода до обем от 1 литър.
Напълнете кулометъра с приготвения разтвор и свържете променливото съпротивление, амперметъра и оловната батерия към веригата. Използвайки съпротивлението, ще регулираме тока така, че неговата плътност да е 0,02-0,01 A / cm 2 от повърхността на електрода. Ако медната плоча има площ от 50 cm 2, тогава силата на тока трябва да бъде в диапазона от 0,5-1 A.
След известно време светлочервената метална мед ще започне да се утаява на катода (отрицателния електрод), а медта ще премине в разтвор при анода (положителен електрод). За да почистим медните плочи, ще прокараме тока през кулометъра за около половин час. След това изваждаме катода, внимателно го изсушаваме с филтърна хартия и го претегляме точно. Инсталирайте електрод в клетката, затворете веригата с реостат и поддържайте постоянен ток, например 1 A. След един час отворете веригата и отново претеглете изсушения катод. При ток от 1 A ​​на час работа масата му ще се увеличи с 1,18 g.
Следователно, количество електричество, равно на 1 ампер-час, при преминаване през разтвора, може да освободи 1,18 g мед. Или най-общо: освободеното количество от вещество е право пропорционално на количеството електричество, преминало през разтвора.
За да се изолира 1 еквивалент на йон, е необходимо да се премине през разтвора количество електричество, равно на произведението на заряда на електрода e на числото на Авогадро н A:
д * п A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Тази стойност е обозначена със символа Фи е кръстен на откривателя на количествените закони на електролизата Числото на Фарадей(точна стойност Ф- 96 498 A * s * mol -1). Следователно, да се изолират даден брой еквиваленти от разтвора н e през разтвора, количество електричество, равно на F * n e A * s * mol -1. С други думи,
То =F * nъъ тук аз- текущ, T- времето на преминаване на тока през разтвора. в глава " Основи на титруването„Вече е доказано, че броят на еквивалентите на веществата н e е равно на произведението на броя молове на еквивалентното число:
нд = н*Зследователно:

аз*T = F * n * Z

В такъв случай З- йонен заряд (за Ag + З= 1, за Cu 2+ З= 2, за Al 3+ З= 3 и т.н.). Ако изразим броя на моловете като отношение на масата към моларната маса ( н = м/м), тогава получаваме формула, която ни позволява да изчислим всички процеси, протичащи по време на електролиза:

То =F * m * Z / M

Използвайки тази формула, можете да изчислите тока:

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

Ако въведем съотношението за ел. работа Уелектронна поща

Уимейл = U * I * tи Уд/ У = То

Познавайки напрежението У, можете да изчислите:

Уимейл = F * m * Z * U / M

Можете също да изчислите колко време е необходимо за електролитно освобождаване на определено количество вещество или колко от веществото ще се освободи за определено време. По време на експеримента плътността на тока трябва да се поддържа в определените граници. Ако е по-малко от 0,01 A / cm 2, тогава ще се освободи твърде малко метал, тъй като медните (I) йони ще се образуват частично. Ако плътността на тока е твърде висока, адхезията на покритието към електрода ще бъде слаба и когато електродът се извади от разтвора, той може да се разпадне.
На практика галваничните покрития върху метали се използват предимно за защита от корозия и за получаване на огледално покритие.
Освен това металите, особено медта и оловото, се пречистват чрез анодно разтваряне и последващо разделяне на катода (електролитно рафиниране).
За да покриете желязото с мед или никел, първо трябва да почистите добре повърхността на артикула. За да направите това, полирайте го с елутриран тебешир и след това го обезмаслете с разреден разтвор на натриев хидроксид, вода и алкохол. Ако артикулът е покрит с ръжда, той трябва предварително да бъде гравиран в 10-15% разтвор на сярна киселина.
Окачваме почистения продукт в електролитна вана (малък аквариум или чаша), където той ще служи като катод.
Разтворът за нанасяне на медно покритие съдържа в 1 литър вода 250 g меден сулфат и 80-100 g концентрирана сярна киселина (Внимание!). В този случай медната плоча ще служи като анод. Повърхността на анода трябва да бъде приблизително равна на повърхността на обекта, който ще бъде покрит. Следователно, винаги трябва да гарантирате, че медният анод виси във ваната на същата дълбочина като катода.
Процесът ще се извършва при напрежение 3-4 V (две батерии) и плътност на тока 0,02-0,4 A / cm 2. Температурата на разтвора във ваната трябва да бъде 18-25 ° C.
Обърнете внимание на факта, че равнината на анода и повърхността, която ще бъде покрита, са успоредни една на друга. По-добре е да не използвате предмети със сложна форма. Чрез промяна на продължителността на електролизата може да се получи медно покритие с различна дебелина.
Предварителното медно покритие често се използва за нанасяне на трайно покритие от друг метал върху този слой. Това се използва особено често за хромиране на желязо, никелиране на цинково леене и в други случаи. Вярно е, че за тази цел се използват много токсични цианидни електролити.
За да подготвим електролит за никелиране, ще разтворим 25 g кристален никелов сулфат, 10 g борна киселина или 10 g натриев цитрат в 450 ml вода. Натриевият цитрат може да се приготви самостоятелно чрез неутрализиране на 10 g разтвор на лимонена киселина с разреден разтвор на натриев хидроксид или разтвор на сода. Нека анодът е никелова плоча с възможно най-голяма площ и вземете батерия като източник на напрежение.
Стойността на плътността на тока при използване на променливо съпротивление ще се поддържа равна на 0,005 A / cm 2. Например, ако повърхността на обект е 20 cm 2, е необходимо да се работи при сила на тока от 0,1 A. След половин час работа обектът вече ще бъде никелиран. Да го извадим от ваната и да го избършем с кърпа. Въпреки това е по-добре да не прекъсвате процеса на никелиране, тъй като тогава никеловият слой може да бъде пасивиран и последващото никелиране няма да залепне добре.
За постигане на огледален блясък без механично полиране, ние въвеждаме така наречената гланцообразуваща добавка във ваната за галванично покритие. Такива добавки са например лепило, желатин, захар. Можете да поставите, например, няколко грама захар в никелова вана и да проучите нейния ефект.
За да подготвим електролит за хромиране на желязо (след предварително медно покритие), в 100 ml вода ще разтворим 40 g анхидрид на хромовата киселина CrO 3 (Внимание! Отрова!) и точно 0,5 g сярна киселина (в никакъв случай повече !). Процесът протича при плътност на тока от около 0,1 A / cm 2 и като анод се използва оловна плоча, чиято площ трябва да бъде малко по-малка от площта на хромираната повърхност.
Никелови и хромирани вани се нагряват най-добре леко (до около 35 ° C). Имайте предвид, че електролитите за хромиране, особено при дълъг процес и висок ампераж, отделят изпарения, съдържащи хромова киселина, които са много вредни за здравето. Следователно хромирането трябва да се извършва при сцепление или на открито, например на балкон.
При хромирането (и в по-малка степен при никелирането) не целият ток се използва за отлагане на метал. В същото време се отделя водород. Въз основа на редица напрежения може да се очаква, че металите срещу водорода изобщо не трябва да се освобождават от водни разтвори, а напротив, да се отделя по-малко активен водород. Тук обаче, както и в случая на анодно разтваряне на метали, катодното отделяне на водород често се инхибира и се наблюдава само при високи напрежения. Това явление се нарича пренапрежение на водорода и е особено голямо, например, при олово. Поради това обстоятелство оловната батерия може да функционира. При зареждане на батерията вместо PbO 2 на катода трябва да се появи водород, но поради пренапрежение отделянето на водород започва, когато батерията е почти напълно заредена.

Възстановяващи свойства- това са основните химични свойства, общи за всички метали. Те се появяват във взаимодействие с голямо разнообразие от оксиданти, включително окислители от околната среда. Най-общо взаимодействието на метал с окислители може да се изрази по следната схема:

Аз + оксидант" аз(+ X),

Където (+ X) е положителното окислително състояние на Me.

Примери за окисляване на метали.

Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 = 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

Редица метални дейности

Редукционните свойства на металите се различават едно от друго. Електродните потенциали E се използват като количествена характеристика на редукционните свойства на металите.

Колкото по-активен е металът, толкова по-отрицателен е неговият стандартен електроден потенциал E o.

Металите, подредени в ред в намаляваща окислителна активност, образуват редица активности.

Редица метални дейности

аз

Ли

К

ок

на

Mg

Ал

Мн

Zn

Кр

Fe

Ni

Сн

Pb

H 2

Cu

Ag

Au

Me z +

Ли +

К +

Ca 2+

Na +

Mg 2+

Ал 3+

Mn 2+

Zn 2+

Cr 3+

Fe 2+

Ni 2+

Sn 2+

Pb 2+

H +

Cu 2+

Ag +

Au 3+

Е о, Б

-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

Метал с по-отрицателна Eo стойност е в състояние да намали металния катион с по-положителен електроден потенциал.

Редуцирането на метал от разтвор на неговата сол с друг метал с по-висока редукционна активност се нарича циментация.... Циментирането се използва в металургичните технологии.

По-специално, Cd се получава чрез редуцирането му от разтвор на неговата сол с цинк.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Взаимодействие на метали с кислород

Кислородът е силен окислител. Той може да окислява по-голямата част от металите, освенAuит . Металите във въздуха са в контакт с кислород, следователно при изучаване на химията на металите винаги се обръща внимание на особеностите на взаимодействието на метал с кислород.

Всеки знае, че желязото във влажен въздух се покрива с ръжда - хидратиран железен оксид. Но много метали в компактно състояние при не твърде висока температура проявяват устойчивост на окисляване, тъй като образуват тънки защитни филми на повърхността си. Тези филми от окислителни продукти не позволяват на окислителя да влезе в контакт с метала. Феноменът на образуване на защитни слоеве върху повърхността на метала, които предотвратяват окисляването на метала, се нарича пасивиране на метала.

Повишаването на температурата насърчава окисляването на металите с кислород. Активността на металите се увеличава в фино натрошено състояние. Повечето метали в прахообразна форма се изгарят в кислород.

s-метали

Най-голяма възстановителна активност проявява отс-метали.Металите Na, K, Rb Cs могат да се запалят във въздуха и се съхраняват в запечатани съдове или под слой керосин. Be и Mg се пасивират във въздуха при ниски температури. Но когато се запали, Mg лентата изгаря с ослепителен пламък.

металиIIА-подгрупите и Li, когато взаимодействат с кислорода, образуват оксиди.

2Ca + O 2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2Li 2 O

Алкални метали, с изключение наЛи, когато взаимодействат с кислорода, те образуват не оксиди, а пероксидиаз 2 О 2 и супероксидиMeO 2 .

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

р-метали

Принадлежност на металистр- блокът се пасивира на въздух.

При изгаряне в кислород

• металите от IIIIA подгрупа образуват оксиди от вида Аз 2 O 3,
• Sn окислява до SnO 2 , и Pb - до PbO
• Би влиза в Bi 2 O 3.

d-метали

Всичкод- металите от 4 периода се окисляват от кислород... Най-лесно се окисляват Sc, Mn, Fe. Особено устойчив на корозия Ti, V, Cr.

Изгаряне в кислород от всичкид

Изгаряне в кислород от всичкид-елементите от 4-ти период само скандий, титан и ванадий образуват оксиди, в които Ме е в най-висока степен на окисление, равно на № на групата.Останалите d-метали от 4 периода, когато се изгарят в кислород, образуват оксиди, в които Me е в междинни, но стабилни окислителни състояния.

Видове оксиди, образувани от d-метали 4 периода при изгаряне в кислород:

• МеОобразуват Zn, Cu, Ni, Co. (при Т> 1000оС Cu образува Cu 2 O),
• Аз 2 O 3, образуват Cr, Fe и Sc,
• МеО 2 - Mn и Ti,
• V образува по-висок оксид - V 2 О 5 .

д- метали от 5 и 6 периоди, с изключение Y, La, повече от всички други метали са устойчиви на окисляване. Не реагира с кислород Au, Pt .

Изгаряне в кислородд- металите от 5 и 6 периоди, като правило, образуват по-високи оксиди, изключение правят металите Ag, Pd, Rh, Ru.

Видове оксиди, образувани от d-метали с 5 и 6 периоди при изгаряне в кислород:

• Аз 2 O 3- форма Y, La; Rh;
• МеО 2- Zr, Hf; Ir:
• Аз 2 O 5- Nb, Ta;
• МеО 3- Мо, У
• Аз 2 O 7- Tc, Re
• МеО 4 - Операционна система
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Аз 2 О- Ag;

Взаимодействие на метали с киселини

В киселинните разтвори водородният катион е окислител... Катионът Н + може да окислява метали в диапазона на активност до водород, т.е. с отрицателни електродни потенциали.

Много метали, окислени, в кисели водни разтвори, много преминават в катиониАз з + .

Анионите на редица киселини са способни да проявяват окислителни свойства, които са по-силни от H +. Тези окислители включват аниони и най-често срещаните киселини Х 2 ТАКА 4 иHNO 3 .

Аниони NO 3 - проявяват окислителни свойства при всяка концентрация в разтвора, но редукционните продукти зависят от концентрацията на киселината и естеството на метала, който се окислява.

Анионите SO 4 2- проявяват окислителни свойства само в концентрирана H 2 SO 4.

Редукционни продукти на окислителите: H +, NO 3 - , ТАКА 4 2 -

2H + + 2e - =H 2

ТАКА 4 2- от концентрирана H2SO4 ТАКА 4 2- + 2д - + 4 Х + = ТАКА 2 + 2 Х 2 О

(възможно е и образуването на S, H 2 S)

NO 3 - от концентрирана HNO 3 NO 3 - + e - + 2H + = NO 2 + H 2 O
NO 3 - от разредена HNO 3 NO 3 - + 3e - + 4H + =NO + 2H2O

(възможно е също образуване на N 2 O, N 2, NH 4 +)

Примери за реакции на взаимодействие на метали с киселини

Zn + H 2 SO 4 (разл.) "ZnSO 4 + H 2

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

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

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

Продукти на окисление на метали в киселинни разтвори

Алкалните метали образуват катион от типа Me +, s-металите от втората група образуват катиониАз 2+.

Когато p-блок металите се разтварят в киселини, те образуват катионите, посочени в таблицата.

Металите Pb и Bi се разтварят само в азотна киселина.

аз	Ал	Га	В	Tl	Сн	Pb	Bi
Mez +	Ал 3+	Ga 3+	В 3+	Tl +	Sn 2+	Pb 2+	Би 3+
Ео, Б	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Всички d-метали са 4 периода, с изключение на Cu , може да се окислява от йониH + в киселинни разтвори.

Видове катиони, образувани от d-метали на 4 периода:

• Аз 2+(образуват d-метали, вариращи от Mn до Cu)
• Ме 3+ (образуват Sc, Ti, V, Cr и Fe в азотна киселина).
• Ti и V също образуват катиони МеО 2+

д- елементите от 5 и 6 периоди са по-устойчиви на окисляване от 4д- метали.

В киселинни разтвори Н + може да окислява: Y, La, Cd.

В HNO 3: Cd, Hg, Ag могат да се разтворят. Pd, Tc, Re се разтварят в горещ HNO 3.

В горещ H 2 SO 4 се разтварят: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Метали: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W обикновено се разтварят в смес от HNO 3 + HF.

Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au и Os могат да бъдат разтворени трудно в царска вода (смеси от HNO 3 + HCl). Причината за разтварянето на метали в царска вода или в смес от HNO 3 + HF е образуването на комплексни съединения.

Пример. Разтварянето на златото в царската аква става възможно поради образуването на комплекс -

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Взаимодействие на метали с вода

Окислителните свойства на водата се дължат наН (+1).

2H 2 O + 2e -" Х 2 + 2OH -

Тъй като концентрацията на Н + във водата е ниска, нейните окислителни свойства са ниски. Металите могат да се разтварят във вода сЕ< - 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. Всичкос- метали, с изключение Be и Mg лесно разтворим във вода.

2 на + 2 HOH = Х 2 + 2 ох -

Na реагира енергично с вода, за да генерира топлина. Освободеният H 2 може да се запали.

2H 2 + O 2 = 2H 2O

Mg се разтваря само във вряща вода, Be е защитен от окисление чрез инертен неразтворим оксид

P-блок металите са по-малко силни редуциращи агенти отс.

Сред p-металите редукционната активност е по-висока за метали от IIIIA-подгрупа, Sn и Pb са слаби редуциращи агенти, Bi има Eo> 0.

p-металите при нормални условия не се разтварят във вода... Когато защитният оксид се разтваря от повърхността в алкални разтвори, Al, Ga и Sn се окисляват с вода.

Сред d-металите водата се окислявапри нагряване Sc и Mn, La, Y. Желязото реагира с водна пара.

Взаимодействие на метали с алкални разтвори

В алкални разтвори водата действа като окислител..

2H2O + 2e - =H 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

Окислителните свойства на водата намаляват с повишаване на рН, поради намаляване на концентрацията на Н +. Въпреки това, някои метали, които не се разтварят във вода, се разтварят в алкални разтвори,например Al, Zn и някои други. Основната причина за разтварянето на такива метали в алкални разтвори е, че оксидите и хидроксидите на тези метали проявяват амфотерност, разтварят се в алкали, премахвайки бариерата между окислителя и редуктора.

Пример. Разтваряне на Al в разтвор на NaOH.

2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H2