Aktívne kovy. Aktívne kovy 9 aktívnych kovov

Kovy, ktoré ľahko reagujú, sa nazývajú aktívne kovy. Patria sem alkalické kovy, kovy alkalických zemín a hliník.

Pozícia v periodickej tabuľke

Kovové vlastnosti prvkov v periodickej tabuľke zoslabujú zľava doprava. Preto sú prvky skupín I a II považované za najaktívnejšie.

Ryža. 1. Aktívne kovy v periodickej tabuľke.

Všetky kovy sú redukčné činidlá a ľahko sa delia s elektrónmi na úrovni vonkajšej energie. Aktívne kovy majú iba jeden alebo dva valenčné elektróny. V tomto prípade sa kovové vlastnosti zhora nadol zvyšujú so zvýšením počtu úrovní energie, pretože čím ďalej je elektrón od jadra atómu, tým ľahšie sa oddeľuje.

Najaktívnejšie sú alkalické kovy:

  • lítium;
  • sodík;
  • draslík;
  • rubídium;
  • cézium;
  • francium.

Kovy alkalických zemín zahŕňajú:

  • berýlium;
  • horčík;
  • vápnik;
  • stroncium;
  • bárium;
  • rádium.

Stupeň kovovej aktivity môžete zistiť pomocou elektrochemickej série kovových napätí. Čím viac je prvok vľavo od vodíka, tým je aktívnejší. Kovy napravo od vodíka sú neaktívne a môžu interagovať iba s koncentrovanými kyselinami.

Ryža. 2. Elektrochemický rozsah kovových napätí.

Zoznam aktívnych kovov v chémii obsahuje aj hliník, ktorý sa nachádza v skupine III a stojí vľavo od vodíka. Hliník sa však nachádza na hranici aktívnych a stredne aktívnych kovov a za bežných podmienok s niektorými látkami nereaguje.

Vlastnosti

Aktívne kovy sú mäkké (dajú sa rezať nožom), ľahkosť a nízka teplota topenia.

V tabuľke sú uvedené hlavné chemické vlastnosti kovov.

Reakcia

Rovnica

Výnimka

Alkalické kovy sa vo vzduchu spontánne vznietia a interagujú s kyslíkom

K + O 2 → KO 2

Lítium reaguje s kyslíkom iba pri vysokých teplotách

Kovy alkalických zemín a hliník vytvárajú na vzduchu oxidové filmy a pri zahrievaní sa samovoľne vznietia

2Ca + O 2 → 2CaO

Reaguje s jednoduchými látkami za vzniku solí

Ca + Br2 → CaBr2;
- 2Al + 3S → Al 2 S 3

Hliník nereaguje s vodíkom

Prudko reaguje s vodou, pričom tvorí zásady a vodík


- Ca + 2H20 - → Ca (OH) 2 + H2

Reakcia s lítiom je pomalá. Hliník reaguje s vodou až po odstránení oxidového filmu

Reaguje s kyselinami za vzniku solí

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2;

2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2

Interagujte so soľnými roztokmi, najskôr reagujte s vodou a potom so soľou

2Na + CuCl2 + 2H20:

2Na + 2H20 - 2NaOH + H2;
- 2NaOH + CuCl2 → Cu (OH) 2 ↓ + 2NaCl

Aktívne kovy ľahko vstupujú do reakcií, preto sa v prírode nachádzajú iba v zložení zmesí - minerálov, hornín.

Ryža. 3. Nerasty a čisté kovy.

Čo sme sa naučili?

Medzi aktívne kovy patria prvky skupín I a II - alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj hliník. Ich aktivita je daná štruktúrou atómu - niekoľko elektrónov sa ľahko oddelí od vonkajšej energetickej hladiny. Ide o mäkké ľahké kovy, ktoré rýchlo reagujú s jednoduchými a komplexnými látkami, pričom vytvárajú oxidy, hydroxidy a soli. Hliník je bližšie k vodíku a na jeho reakciu s látkami sú potrebné ďalšie podmienky - vysoké teploty, deštrukcia oxidového filmu.

Test podľa témy

Posúdenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet prijatých hodnotení: 388.

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

Čím ďalej vľavo je kov v sérii štandardných elektródových potenciálov, tým silnejšie je redukčné činidlo, najsilnejším redukčným činidlom je kovové lítium, zlato je najslabšie a naopak ión zlata (III) je najsilnejší oxidačné činidlo, lítium (I) je najslabšie ...

Každý kov je schopný redukovať zo solí v roztoku tie kovy, ktoré sú po ňom v sérii napätí, napríklad železo môže vytesniť meď z roztokov svojich solí. Pamätajte však, že alkalické kovy a kovy alkalických zemín budú interagovať priamo s vodou.

Kovy, stojace v sérii napätí vľavo od vodíka, sú schopné ho vytlačiť z roztokov zriedených kyselín, pričom sa v nich rozpúšťajú.

Redukčná aktivita kovu nemusí vždy zodpovedať jeho pozícii v periodickom systéme, pretože pri určovaní miesta kovu v rade sa berie do úvahy nielen jeho schopnosť darovať elektróny, ale aj energia, na ktorú sa vynakladá. zničenie kryštálovej mriežky kovu, ako aj energia vynaložená na hydratáciu iónov.

Interakcia s jednoduchými látkami

    S kyslík väčšina kovov tvorí oxidy - amfotérne a zásadité:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O2 = 2Al203.

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na + 02 = Na202.

    S halogény kovy tvoria soli halogenovodíkových kyselín, napr.

Cu + Cl2 = CuCl2.

    S vodík najaktívnejšie kovy tvoria iónové hydridy -látky podobné soli, v ktorých má vodík oxidačný stav -1.

2Na + H2 = 2NaH.

    S šedá kovy tvoria sulfidy - soli kyseliny sírovodíkovej:

    S dusíka niektoré kovy tvoria nitridy, reakcia takmer vždy prebieha zahrievaním:

3Mg + N2 = Mg3N2.

    S uhlík karbidy sa tvoria:

4Al + 3C = Al3C4.

    S fosfor - fosfidy:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2.

    Kovy môžu navzájom interagovať a vytvárať intermetalické zlúčeniny :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

    Kovy sa môžu navzájom rozpúšťať pri vysokých teplotách bez toho, aby interagovali, tvorili zliatiny.

Zliatiny

Zliatiny sa nazývajú systémy pozostávajúce z dvoch alebo viacerých kovov, ako aj kovy a nekovy, ktoré majú charakteristické vlastnosti vlastné iba kovovému stavu.

Vlastnosti zliatin sú veľmi rozmanité a líšia sa od vlastností ich zložiek, napríklad aby bolo zlato tvrdšie a vhodné na výrobu šperkov, pridáva sa do neho striebro a zliatina obsahujúca 40% kadmia a 60% bizmutu má teplota topenia 144 ° С, t.j. oveľa nižšia ako teplota topenia jej zložiek (Cd 321 ° С, Bi 271 ° С).

Sú možné nasledujúce typy zliatin:

Roztavené kovy sa navzájom miešajú v akomkoľvek pomere a rozpúšťajú sa navzájom neobmedzene, napríklad Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni a ďalšie. Tieto zliatiny majú homogénne zloženie, majú vysokú chemickú odolnosť a vedú elektrický prúd;

Narovnané kovy sa navzájom zmiešajú v ľubovoľnom pomere, ale keď sa ochladia, stratifikujú sa a získa sa hmota pozostávajúca z jednotlivých kryštálov zložiek, napríklad Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb a ďalších.

Všetky kovy, v závislosti od ich redoxnej aktivity, sú kombinované v rade, ktorý sa nazýva elektrochemická napäťová séria kovov (pretože kovy v nej sú usporiadané v poradí zvyšovania štandardných elektrochemických potenciálov) alebo séria kovových aktivít:

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

Chemicky najaktívnejšie kovy sú v rozsahu aktivity až po vodík a čím viac vľavo sa kov nachádza, tým je aktívnejší. Kovy nachádzajúce sa v rade činnosti, mieste po vodíku, sa považujú za neaktívne.

Hliník

Hliník je striebristo biela farba. Hlavnými fyzikálnymi vlastnosťami hliníka sú ľahkosť, vysoká tepelná a elektrická vodivosť. Vo voľnom stave, keď je hliník vystavený vzduchu, je pokrytý silným oxidovým filmom Al 2 O 3, vďaka ktorému je odolný voči pôsobeniu koncentrovaných kyselín.

Hliník patrí do skupiny kovov skupiny p. Elektronická konfigurácia úrovne externej energie - 3 s 2 3 s 1. Hliník vo svojich zlúčeninách vykazuje oxidačný stav rovný „+3“.

Hliník sa získava elektrolýzou taveniny oxidu tohto prvku:

2Al203 = 4Al + 302

Vzhľadom na nízky výťažok produktu sa však častejšie používa spôsob výroby hliníka elektrolýzou zmesi Na3 a Al203. Reakcia prebieha po zahriatí na 960 ° C a v prítomnosti katalyzátorov - fluoridov (AlF3, CaF2 atď.), Pričom k uvoľneniu hliníka dochádza na katóde a kyslík sa uvoľňuje na anóde.

Hliník je schopný interakcie s vodou po odstránení oxidového filmu z jeho povrchu (1), pričom reaguje s jednoduchými látkami (kyslík, halogény, dusík, síra, uhlík) (2-6), kyselinami (7) a zásadami (8):

2Al + 6H20 = 2Al (OH) 3 + 3H 2 (1)

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

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (3)

2Al + N2 = 2AlN (4)

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

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

2Al + 3H2S04 = Al2 (SO4) 3 + 3H2 (7)

2Al + 2NaOH + 3H20 = 2Na + 3H2 (8)

Vápnik

Free Ca je striebristo biely kov. Po vystavení vzduchu sa okamžite pokryje žltkastým filmom, ktorý je produktom jeho interakcie so zložkami vzduchu. Vápnik je pomerne tvrdý kov a má kryštálovú mriežku sústredenú na tvár.

Elektronická konfigurácia úrovne externej energie je 4 s 2. V jeho zlúčeninách vápnik vykazuje oxidačný stav rovný „+2“.

Vápnik sa získava elektrolýzou roztavených solí, najčastejšie - chloridov:

CaCl2 = Ca + Cl2

Vápnik je schopný rozpustiť sa vo vode za vzniku hydroxidov vykazujúcich silné zásadité vlastnosti (1), reagovať s kyslíkom (2), vytvárať oxidy, interagovať s nekovmi (3-8), rozpúšťať v kyselinách (9):

Ca + H20 = 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 = CaCl2 + H 2 (9)

Železo a jeho zlúčeniny

Železo je šedý kov. V čistej forme je dosť mäkký, poddajný a ťažný. Elektronická konfigurácia úrovne externej energie - 3d 6 4s 2. Železo vo svojich zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy „+2“ a „+3“.

Kovové železo reaguje s parou za vzniku zmiešaného oxidu (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H20 (v) ↔ Fe304 + 4H2

Železo sa vo vzduchu ľahko oxiduje, najmä za prítomnosti vlhkosti (hrdze):

3Fe + 3O2 + 6H20 = 4Fe (OH) 3

Rovnako ako ostatné kovy, železo reaguje s jednoduchými látkami, napríklad s halogénmi (1), sa rozpúšťa v kyselinách (2):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H 2 (2)

Železo tvorí celé spektrum zlúčenín, pretože vykazuje niekoľko oxidačných stavov: hydroxid železitý, hydroxid železitý, soli, oxidy atď. Hydroxid železnatý je možné získať pôsobením alkalických roztokov na soli železa bez prístupu vzduchu:

FeS04 + 2NaOH = Fe (OH) 2 ↓ + Na2S04

Hydroxid železitý je rozpustný v kyselinách a v prítomnosti kyslíka sa oxiduje na hydroxid železitý.

Soli železa (II) vykazujú vlastnosti redukčných činidiel a prevádzajú sa na zlúčeniny železa (III).

Oxid železitý sa nemôže získavať spaľovacou reakciou železa v kyslíku; na jeho získanie je potrebné spaľovať sulfidy železa alebo kalcinovať iné soli železa:

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

2FeS04 = Fe203 + SO2 + 3H20

Zlúčeniny železa (III) vykazujú slabé oxidačné vlastnosti a sú schopné vstúpiť do ORP so silnými redukčnými činidlami:

2FeCl3 + H2S = Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl

Výroba železa a ocele

Ocele a liatiny sú zliatiny železa s uhlíkom a obsah uhlíka v oceli je až 2%a v liatine je 2-4%. Oceľ a liatina obsahujú legujúce prísady: oceľ - Cr, V, Ni a liatina - Si.

Existujú rôzne druhy ocelí, takže podľa účelu rozlišujú štrukturálne, nehrdzavejúce, nástrojové, žiaruvzdorné a kryogénne ocele. Z hľadiska chemického zloženia sa rozlišujú uhlíkaté (s nízkym, stredným a vysokým obsahom uhlíka) a legované (nízko, stredne a vysoko legované). V závislosti od štruktúry sa rozlišujú austenitické, feritické, martenzitické, perlitické a bainitické ocele.

Oceľ našla uplatnenie v mnohých odvetviach národného hospodárstva, ako je stavebníctvo, chemický, petrochemický priemysel, ochrana životného prostredia, energetická doprava a ďalšie priemyselné odvetvia.

V závislosti od formy obsahu uhlíka v liatine - cementitu alebo grafitu, ako aj od ich množstva, sa rozlišuje niekoľko typov liatiny: biela (svetlo lomová farba v dôsledku prítomnosti uhlíka vo forme cementitu), šedá (sivá) farba lomu v dôsledku prítomnosti uhlíka vo forme grafitu), kujný a tepelne odolný. Liatiny sú veľmi krehké zliatiny.

Oblasti použitia liatiny sú rozsiahle - umelecké ozdoby (ploty, brány), časti tela, vodovodné zariadenia, domáce potreby (panvice) sú vyrobené z liatiny, používa sa v automobilovom priemysle.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie Zliatina horčíka a hliníka s hmotnosťou 26,31 g sa rozpustila v kyseline chlorovodíkovej. V tomto prípade sa uvoľnilo 31,024 litra bezfarebného plynu. Určte hmotnostné zlomky kovov v zliatine.
Riešenie Oba kovy sú schopné reagovať s kyselinou chlorovodíkovou, v dôsledku čoho sa uvoľňuje vodík:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Nájdeme celkový počet mólov uvoľneného vodíka:

v (H2) = V (H2) / V m

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

Nechajte množstvo látky Mg - x mol a Al - y mol. Potom na základe reakčných rovníc môžeme napísať výraz pre celkový počet mólov vodíka:

x + 1,5r = 1,385

Vyjadrime hmotnosť kovov v zmesi:

Potom bude hmotnosť zmesi vyjadrená rovnicou:

24x + 27y = 26,31

Máme systém rovníc:

x + 1,5r = 1,385

24x + 27y = 26,31

Vyriešme to:

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

v (Al) = 0,77 mol

v (Mg) = 0,23 mol

Potom hmotnosť kovov v zmesi:

m (Mg) = 24 × 0,23 = 5,52 g

m (Al) = 27 × 0,77 = 20,79 g

Nájdeme hmotnostné zlomky kovov v zmesi:

ώ = m (Me) / m súčet × 100%

ώ (Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98%

ώ (Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
Odpoveď Hmotnostné zlomky kovov v zliatine: 20,98%, 79,02%

Grosse E., Weismantel H.

Chémia pre zvedavcov. Základy chémie a zábavné zážitky.

Kapitola 3 (pokračovanie)

MALÝ PRIEBEH ELEKTROCHÉMIE KOVOV

Už sme sa zoznámili s elektrolýzou roztokov chloridov alkalických kovov a výrobou kovov pomocou tavenín. Teraz sa pokúsime pomocou niekoľkých jednoduchých experimentov študovať niektoré zákony upravujúce elektrochémiu vodných roztokov, galvanických článkov a tiež sa zoznámiť s výrobou ochranných galvanických povlakov.
V modernej analytickej chémii sa používajú elektrochemické metódy na stanovenie najdôležitejších hodnôt teoretickej chémie.
Nakoniec, korózia kovových predmetov, ktorá spôsobuje veľké škody národnému hospodárstvu, je vo väčšine prípadov elektrochemický proces.

ROZSAH KOVOVÉHO NAPÄTIA

Základným spojením pre pochopenie elektrochemických procesov je séria napätí v kovoch. Kovy môžu byť usporiadané v rade, ktorý začína chemicky aktívnymi a končí najmenej aktívnymi vzácnymi kovmi:
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.
Vyzerá to, že podľa najnovších konceptov ide o niekoľko namáhaní najdôležitejších kovov a vodíka. Ak sú elektródy galvanického článku vyrobené z akýchkoľvek dvoch kovov v rade, potom sa na materiáli predchádzajúcom rade objaví záporné napätie.
Hodnota napätia ( elektrochemický potenciál) závisí od polohy prvku v napäťovom rade a od vlastností elektrolytu.
Stanovme podstatu napäťovej série z niekoľkých jednoduchých experimentov, na ktoré potrebujeme zdroj prúdu a elektrické meracie prístroje. Asi 10 g kryštalického síranu meďnatého sa rozpustí v 100 ml vody a do roztoku sa ponorí oceľová ihla alebo kus železného plechu. (Odporúčame žehličku najskôr očistiť jemným šmirgľom, kým sa leskne.) Po krátkom čase bude žehlička pokrytá červenkastou vrstvou vyzrážanej medi. Aktívnejšie železo vytláča meď z roztoku a železo sa rozpúšťa vo forme iónov a meď sa uvoľňuje vo forme kovu. Tento proces pokračuje, pokiaľ je roztok v kontakte so železom. Akonáhle meď pokryje celý povrch žehličky, prakticky sa zastaví. V tomto prípade sa vytvorí pomerne porézna medená vrstva, takže ochranné povlaky nemožno získať bez použitia prúdu.
V nasledujúcich experimentoch ponoríme malé prúžky zinku a olova do roztoku síranu meďnatého. Po 15 minútach ich vyberte, opláchnite a preskúmajte pod mikroskopom. Rozlišujeme krásne ľadové vzory, ktoré sú v odrazenom svetle červené a sú zložené z uvoľnenej medi. Aj tu aktívnejšie kovy konvertovali meď z iónového na kovový stav.
Meď zase môže vytesniť kovy, ktoré sú v sérii napätí nižšie, to znamená menej aktívne. Niekoľko kvapiek roztoku dusičnanu strieborného naneste na tenký prúžok medeného plechu alebo splošteného medeného drôtu (predtým lesklý povrch). Voľným okom si bude možné všimnúť vzniknutý čierny plak, ktorý pod mikroskopom v odrazenom svetle vyzerá ako tenké ihličie a rastlinné vzory (takzvané dendrity).
Na izoláciu zinku bez prúdu je potrebné použiť aktívnejší kov. S vylúčením kovov, ktoré prudko interagujú s vodou, nájdeme horčík v sérii napätí nad zinkom. Položte niekoľko kvapiek roztoku síranu zinočnatého na kúsok magnéziovej pásky alebo na tenký čip elektrónu. Roztok síranu zinočnatého získame rozpustením kúska zinku v zriedenej kyseline sírovej. Spolu so síranom zinočnatým pridajte niekoľko kvapiek denaturovaného alkoholu. Na horčíku po krátkom čase zaznamenávame, najmä pod mikroskopom, vyzrážaný zinok vo forme tenkých kryštálov.
Všeobecne platí, že ktorýkoľvek člen série napätí môže byť vytesnený z roztoku, kde je vo forme iónu, a premenený na kovový stav. Keď však vyskúšame všetky druhy kombinácií, môžeme byť frustrovaní. Zdá sa, že ak je pás hliníka ponorený do roztokov solí medi, železa, olova a zinku, tieto kovy by sa na ňom mali uvoľniť. To sa však nestane. Príčina poruchy nespočíva v chybe v sérii napätí, ale je založená na špeciálnej inhibícii reakcie, ktorá je v tomto prípade spôsobená tenkým oxidovým filmom na hliníkovom povrchu. V takýchto riešeniach sa hliník nazýva pasívny.

Pozrime sa ZA TRIEDY

Aby sme sformulovali zákonitosti prebiehajúcich procesov, môžeme sa obmedziť na úvahu o katiónoch a vylúčiť anióny, pretože samy sa nezúčastňujú na reakcii. (Je pravda, že typ aniónov ovplyvňuje rýchlosť depozície.) Ak pre jednoduchosť predpokladáme, že vyzrážané aj rozpustené kovy poskytujú dvakrát nabité katióny, môžeme napísať:

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

Navyše, pre prvý experiment Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Tento proces teda spočíva vo výmene nábojov (elektrónov) medzi atómami a iónmi oboch kovov. Ak uvažujeme oddelene (ako medziprodukty) rozpustenie železa alebo vyzrážanie medi, potom dostaneme:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2+ + 2 e- = Сu

Uvažujme teraz o prípade, keď je kov ponorený do vody alebo do roztoku soli, s katiónom, ktorého výmena je nemožná kvôli jeho polohe v sérii napätí. Napriek tomu má kov tendenciu prechádzať do roztoku vo forme iónu. V tomto prípade sa atóm kovu vzdá dvoch elektrónov (ak je kov dvojmocný), povrch kovu ponoreného do roztoku je vzhľadom na roztok nabitý negatívne a na rozhraní sa vytvorí dvojitá elektrická vrstva. Tento potenciálny rozdiel zabraňuje ďalšiemu rozpúšťaniu kovu, takže proces je čoskoro pozastavený.
Ak sú do roztoku ponorené dva rôzne kovy, potom sú oba nabité, ale ten menej aktívny je o niečo slabší, pretože jeho atómy sú menej náchylné na oddelenie elektrónov.
Spojme oba kovy vodičom. Vzhľadom na potenciálny rozdiel bude tok elektrónov prúdiť od aktívnejšieho kovu k menej aktívnemu, ktorý tvorí kladný pól prvku. Existuje proces, pri ktorom aktívnejší kov prechádza do roztoku a katióny sa z roztoku uvoľňujú na ušľachtilejších kovoch. Ukážme teraz niekoľkými experimentmi trochu abstraktné odôvodnenie uvedené vyššie (čo je navyše hrubé zjednodušenie).
Najprv naplňte 250 ml kadičku do stredu 10% roztokom kyseliny sírovej a ponorte do nej nie príliš malé kúsky zinku a medi. Na obe elektródy spájkujeme alebo nitujeme medený drôt, ktorého konce by sa nemali dotýkať roztoku.
Pokiaľ nie sú konce drôtu navzájom spojené, budeme pozorovať rozpúšťanie zinku, ktoré je sprevádzané uvoľňovaním vodíka. Ako vyplýva zo série napätí, zinok je aktívnejší ako vodík; kov preto môže vytesniť vodík z jeho iónového stavu. Na oboch kovoch je vytvorená elektrická dvojvrstva. Rozdiel potenciálov medzi elektródami je najľahšie zistiť voltmetrom. Ihneď po pripojení zariadenia k obvodu bude šípka ukazovať asi 1 V, ale potom napätie rýchlo klesne. Ak k prvku pripojíte malú žiarovku, ktorá spotrebúva napätie 1 V, rozsvieti sa - najskôr celkom silno a potom bude žiara slabá.
Podľa polarity svoriek zariadenia možno vyvodiť záver, že medená elektróda je kladný pól. To je možné dokázať bez zariadenia zvážením elektrochémie postupu. Do malej kadičky alebo skúmavky pripravte nasýtený roztok chloridu sodného, ​​pridajte asi 0,5 ml alkoholového roztoku indikátora fenolftaleínu a ponorte obe elektródy uzavreté drôtom do roztoku. V blízkosti záporného pólu bude pozorované mierne načervenalé sfarbenie, ktoré je spôsobené tvorbou hydroxidu sodného na katóde.
Pri iných experimentoch je možné do článku umiestniť rôzne kovové pary a určiť výsledné napätie. Napríklad horčík a striebro poskytnú obzvlášť veľký potenciálny rozdiel v dôsledku významnej vzdialenosti medzi nimi v sérii napätí, zatiaľ čo zinok a železo sú naopak veľmi malé, menej ako desatinu voltu. Použitím hliníka nedostaneme kvôli pasivácii prakticky žiadny prúd.
Všetky tieto prvky, alebo, ako hovoria elektrochemici, obvody, majú tú nevýhodu, že keď sa odoberie prúd, napätie na nich veľmi rýchlo klesá. Elektrochemici preto vždy merajú skutočnú hodnotu napätia v stave bez napätia pomocou metódy kompenzácie napätia, to znamená, že ju porovnávajú s napätím iného zdroja prúdu.
Pozrime sa podrobnejšie na procesy v prvku meď-zinok. Na katóde prechádza zinok do roztoku podľa nasledujúcej rovnice:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

Na medenej anóde sa vypúšťajú vodíkové ióny kyseliny sírovej. Pripevňujú elektróny prichádzajúce pozdĺž drôtu zo zinkovej katódy a v dôsledku toho sa vytvárajú vodíkové bubliny:

2H + + 2 e- = H2

Po krátkom čase bude meď pokrytá najtenšou vrstvou vodíkových bublín. V tomto prípade sa medená elektróda zmení na vodíkovú a potenciálny rozdiel sa zníži. Tento proces sa nazýva polarizácia elektródy. Polarizáciu medenej elektródy je možné eliminovať pridaním malého roztoku dvojchrómanu draselného do článku po poklese napätia. Potom sa napätie opäť zvýši, pretože dichroman draselný oxiduje vodík na vodu. Dichroman draselný pôsobí v tomto prípade ako depolarizátor.
V praxi sa používajú galvanické obvody, ktorých elektródy nie sú polarizované, alebo obvody, ktorých polarizáciu je možné eliminovať pridaním depolarizátorov.
Ako príklad nepolarizovateľného prvku uveďme Daniellov prvok, ktorý sa v minulosti často používal ako aktuálny zdroj. Toto je tiež prvok meď-zinok, ale oba kovy sú ponorené do rôznych roztokov. Zinková elektróda sa umiestni do pórovitej hlinenej cely naplnenej zriedenou (približne 20%) kyselinou sírovou. Hlinená komora je suspendovaná vo veľkom skle obsahujúcom koncentrovaný roztok síranu meďnatého a v spodnej časti vrstvu kryštálov síranu meďnatého. Druhou elektródou v tejto nádobe je valec z medeného plechu.
Tento prvok je možné vyrobiť zo sklenenej nádoby, komerčne dostupného hlineného článku (v krajnom prípade použijeme kvetináč zakrývajúci otvor v spodnej časti) a dvoch elektród vhodnej veľkosti.
Počas prevádzky článku sa zinok rozpúšťa za vzniku síranu zinočnatého a na medenej elektróde sa uvoľňujú ióny medi. Medená elektróda však nie je polarizovaná a prvok dáva napätie asi 1 V. V skutočnosti je teoreticky napätie na svorkách 1,10 V, ale keď odoberáme prúd, meriame o niečo menšiu hodnotu. , kvôli elektrickému odporu článku.
Ak neodoberieme prúd z článku, musíme zinkovú elektródu vybrať z roztoku kyseliny sírovej, pretože inak sa rozpustí a vytvorí vodík.
Schéma jednoduchej bunky, ktorá nevyžaduje poréznu prepážku, je znázornená na obrázku. Zinková elektróda je umiestnená v sklenenej nádobe v hornej časti a medená elektróda je umiestnená v spodnej časti. Celá komora sa naplní nasýteným roztokom chloridu sodného. Na dno nádoby nalejeme hrsť kryštálov síranu meďnatého. Výsledný koncentrovaný roztok síranu meďnatého sa bude veľmi pomaly miešať s roztokom chloridu sodného. Preto sa počas prevádzky článku na medenej elektróde uvoľní meď a v hornej časti článku sa rozpustí zinok vo forme síranu alebo chloridu.
V dnešnej dobe sa suché články používajú takmer výlučne na batérie, ktorých používanie je pohodlnejšie. Ich predkom je prvok Leclanche. Ako elektródy sa používa zinkový valec a uhlíková tyč. Elektrolyt je pasta, ktorá sa skladá hlavne z chloridu amónneho. Zinok sa v paste rozpustí a vodík sa uvoľňuje z uhlia. Aby sa zabránilo polarizácii, uhlíková tyčinka sa ponorí do ľanového vrecka obsahujúceho zmes uhoľného prášku a pyrolusitu. Uhlíkový prášok zvyšuje povrch elektródy, zatiaľ čo pyrolusit funguje ako depolarizátor a pomaly oxiduje vodík.
Je pravda, že depolarizačná schopnosť pyrolusitu je slabšia ako u vyššie uvedeného dvojchrómanu draselného. Preto keď je prúd prijatý v suchých článkoch, napätie rýchlo klesá, „ unaviť sa"v dôsledku polarizácie. Až po určitom čase dôjde k oxidácii vodíka pyrolusitom. Prvky teda" oddýchni si"ak nejaký čas neprejdeme prúdom. Skontrolujme to na batérii na baterku, ku ktorej pripojíme žiarovku. Súbežne so žiarovkou, to znamená priamo na svorky, pripojíme voltmetr."
Najprv bude napätie asi 4,5 V. (Najčastejšie sú v takýchto batériách zapojené tri články do série, každý s teoretickým napätím 1,48 V.) Po chvíli napätie klesne, žiara žiarovky bude oslabiť. Podľa údajov voltmetra budeme môcť posúdiť, ako dlho batéria potrebuje odpočívať.
Zvláštne miesto zaujímajú regeneračné prvky známe ako akumulátory... Prebiehajú v nich reverzibilné reakcie a dajú sa dobiť po vybití článku pripojením k externému zdroju jednosmerného prúdu.
V súčasnosti sú najbežnejšie olovené batérie; v nich zriedená kyselina sírová slúži ako elektrolyt, do ktorého sú ponorené dve olovené platne. Kladná elektróda je potiahnutá oxidom olovnatým PbO 2, záporný je kovový olovo. Napätie na svorkách je približne 2,1 V. Po vybití sa na oboch doskách vytvorí síran olovnatý, ktorý sa po nabití opäť zmení na kovové olovo a peroxid olova.

APLIKÁCIA GALVANIZOVANÝCH NÁTEROV

Depozícia kovov z vodných roztokov pomocou elektrického prúdu je reverzný proces elektrolytického rozpúšťania, s ktorým sme sa stretli pri zvažovaní galvanických článkov. V prvom rade skúmame ukladanie medi, ktorá sa používa v medenom coulometri na meranie množstva elektrickej energie.

Kov sa ukladá prúdom

Vytiahnite konce dvoch tenkých plechových medených platní a zaveste ich na opačné strany kadičky alebo, lepšie, malého skleneného akvária. K doskám pomocou svoriek pripevníme drôty.
Elektrolyt pripravte podľa nasledujúceho receptu: 125 g kryštalického síranu meďnatého, 50 g koncentrovanej kyseliny sírovej a 50 g alkoholu (denaturovaný alkohol), zvyšok je voda do 1 litra. Za týmto účelom najskôr rozpustite síran meďnatý v 500 ml vody a potom opatrne v malých častiach pridajte kyselinu sírovú ( Kúrenie! Kvapalina môže striekať!), potom nalejte alkohol a priveďte vodu do objemu 1 liter.
Naplňte coulometer pripraveným roztokom a do obvodu zapojte premenlivý odpor, ampérmeter a olovenú batériu. Pomocou odporu upravíme prúd tak, aby jeho hustota bola 0,02-0,01 A / cm 2 povrchu elektródy. Ak má medená doska plochu 50 cm 2, súčasná pevnosť by mala byť v rozsahu 0,5-1 A.
Po chvíli sa na katóde (záporná elektróda) ​​začne zrážať svetlo červená kovová meď a meď prejde do roztoku na anóde (kladná elektróda). Na čistenie medených platní prejdeme prúdom cez coulometer asi pol hodiny. Potom katódu vyberieme, opatrne osušíme filtračným papierom a presne odvážime. Nainštalujte elektródu do článku, uzatvorte obvod reostatom a udržujte konštantnú prúdovú silu, napríklad 1 A. Po hodine obvod otvorte a znova odvážte vysušenú katódu. Pri prúde 1 A za hodinu prevádzky sa jeho hmotnosť zvýši o 1,18 g.
Preto množstvo elektriny rovnajúce sa 1 ampérhodine pri prechode roztokom môže uvoľniť 1,18 g medi. Alebo všeobecne: uvoľnené množstvo látky je priamo úmerné množstvu elektriny prechádzajúcej roztokom.
Na izoláciu 1 ekvivalentu iónu je potrebné prejsť roztokom množstvo elektriny rovnajúce sa súčinu náboja elektródy e a Avogadrovho čísla. N. A:
e * n A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Táto hodnota je označená symbolom F a je pomenovaná podľa objaviteľa kvantitatívnych zákonov elektrolýzy Faradayovo číslo(presná hodnota F- 96 498 A * s * mol -1). Preto izolovať daný počet ekvivalentov z roztoku n e prostredníctvom roztoku množstvo elektriny rovnajúce sa F * n e A * s * mol -1. Inými slovami,
Ja * t =F * n tu Ja- aktuálne, t- čas prechodu prúdu roztokom. V kapitole " Základy titrácie„Už sa ukázalo, že počet látkových ekvivalentov n e sa rovná súčinu počtu mólov ekvivalentným počtom:
n e = n*Z Preto:

Ja*t = F * n * Z

V tomto prípade Z- iónový náboj (pre Ag + Z= 1, pre Cu 2+ Z= 2, pre Al 3+ Z= 3 atď.). Ak vyjadríme počet krtkov ako pomer hmotnosti k molárnej hmotnosti ( n = m / M), potom dostaneme vzorec, ktorý nám umožní vypočítať všetky procesy prebiehajúce počas elektrolýzy:

Ja * t =F * m * Z / M

Pomocou tohto vzorca môžete vypočítať aktuálny:

Ja = 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

Ak zavedieme pomer pre elektrickú prácu W e-mail

W email = U * I * t a W e / U = Ja * t

Poznať napätie U, môžete vypočítať:

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

Môžete tiež vypočítať, ako dlho trvá elektrolytické uvoľnenie určitého množstva látky alebo koľko látky sa uvoľní za určitý čas. Počas experimentu musí byť prúdová hustota udržiavaná v stanovených medziach. Ak je menší ako 0,01 A / cm2, uvoľní sa príliš málo kovu, pretože čiastočne sa vytvoria ióny medi (I). Ak je prúdová hustota príliš vysoká, priľnavosť povlaku k elektróde bude slabá a keď sa elektróda vyberie z roztoku, môže sa drobiť.
V praxi sa galvanicky nanášané povlaky na kovy používajú predovšetkým na ochranu proti korózii a na získanie zrkadlovej úpravy.
Okrem toho sa kovy, najmä meď a olovo, čistia anodickým rozpúšťaním a následnou separáciou na katóde (elektrolytická rafinácia).
Na pokrytie železa meďou alebo niklom musíte povrch predmetu najskôr dôkladne vyčistiť. Za týmto účelom ho vyleštite eluovanou kriedou a následne odmastite zriedeným roztokom hydroxidu sodného, ​​vodou a alkoholom. Ak je predmet pokrytý hrdzou, musí byť vopred leptaný v 10-15% roztoku kyseliny sírovej.
Očistený produkt zavesíme do elektrolytického kúpeľa (malé akvárium alebo kadička), kde bude slúžiť ako katóda.
Roztok na nanášanie medeného pokovovania obsahuje v 1 litri vody 250 g síranu meďnatého a 80-100 g koncentrovanej kyseliny sírovej (Pozor!). V tomto prípade bude ako anóda slúžiť medená doska. Povrch anódy by mal byť približne rovnaký ako povrch predmetu, ktorý má byť potiahnutý. Preto musíte vždy zabezpečiť, aby medená anóda visela v kúpeli v rovnakej hĺbke ako katóda.
Proces bude prebiehať pri napätí 3-4 V (dve batérie) a prúdovej hustote 0,02-0,4 A / cm2. Teplota roztoku v kúpeli by mala byť 18-25 ° C.
Dávajte pozor na to, že rovina anódy a povrchu, ktorý má byť potiahnutý, sú navzájom rovnobežné. Je lepšie nepoužívať predmety zložitého tvaru. Zmenou trvania elektrolýzy je možné získať pokovovanie meďou rôznych hrúbok.
Na nanesenie trvanlivého povlaku iného kovu na túto vrstvu sa často používa pokovovanie vopred z medi. Zvlášť sa to často používa na pochrómovanie železa, niklové pokovovanie zinkovým odliatkom a v iných prípadoch. Na tento účel sa používajú pravdaže veľmi toxické kyanidové elektrolyty.
Na prípravu elektrolytu na pokovovanie niklom v 450 ml vody rozpustíme 25 g kryštalického síranu nikelnatého, 10 g kyseliny boritej alebo 10 g citrátu sodného. Citrát sodný si môžete pripraviť sami neutralizáciou roztoku 10 g kyseliny citrónovej zriedeným roztokom hydroxidu sodného alebo sódy. Nech je anóda niklovým plátom s čo najväčšou plochou a ako zdroj napätia vezmite batériu.
Hodnota prúdovej hustoty s použitím premenlivého odporu bude udržiavaná na úrovni 0,005 A / cm2. Ak je napríklad povrch predmetu 20 cm 2, je potrebné pracovať pri prúdovej sile 0,1 A. Po pol hodine práce bude predmet už poniklovaný. Vyberieme z kúpeľa a utrieme handrou. Je však lepšie neprerušovať proces pokovovania niklom, pretože potom môže byť vrstva niklu pasivovaná a následné pokovovanie niklom nebude dobre priľnúť.
Aby sme dosiahli zrkadlový lesk bez mechanického leštenia, zavádzame do galvanického kúpeľa takzvanú leskotvornú prísadu. Takými prísadami sú napríklad lepidlo, želatína, cukor. Do niklového kúpeľa môžete dať napríklad niekoľko gramov cukru a študovať jeho účinok.
Na prípravu elektrolytu na chromovanie železa (po predbežnom pokovovaní meďou) rozpustíme v 100 ml vody 40 g anhydridu kyseliny chromovej CrO 3 (Pozor! Jed!) A presne 0,5 g kyseliny sírovej (v žiadnom prípade nie viac! ). Proces prebieha pri prúdovej hustote asi 0,1 A / cm2 a ako anóda sa používa olovená doska, ktorej plocha by mala byť o niečo menšia ako plocha chrómovaného povrchu.
Niklové a chrómové kúpele je najlepšie zahriať mierne (na asi 35 ° C). Všimnite si toho, že elektrolyty na pokovovanie chrómom, najmä s dlhým procesom a vysokým prúdom, emitujú pary obsahujúce kyselinu chrómovú, ktoré sú zdraviu veľmi škodlivé. Chrómovanie by sa preto malo vykonávať za trakcie alebo vonku, napríklad na balkóne.
Pri chrómovaní (a v menšej miere pri niklovaní) sa na ukladanie kovov nepoužíva všetok prúd. Súčasne sa vyvíja vodík. Na základe viacerých napätí by sa dalo očakávať, že kovy, ktorým je vodík vystavený, by sa nemali vôbec uvoľňovať z vodných roztokov, ale naopak, mal by sa uvoľňovať menej aktívny vodík. Avšak tu, rovnako ako v prípade anodického rozpúšťania kovov, je katodický vývoj vodíka často inhibovaný a je pozorovaný iba pri vysokých napätiach. Tento jav sa nazýva prepätie vodíka a obzvlášť veľký je napríklad na olove. Vzhľadom na tieto okolnosti môže olovená batéria fungovať. Pri nabíjaní batérie by sa namiesto PbO 2 mal na katóde objaviť vodík, ale v dôsledku prepätia sa vývoj vodíka začína, keď je batéria takmer úplne nabitá.

Obnovujúce vlastnosti- to sú hlavné chemické vlastnosti spoločné pre všetky kovy. Prejavujú sa v interakcii so širokou škálou oxidantov, vrátane oxidantov z prostredia. Interakciu kovu s oxidantmi možno vo všeobecnosti vyjadriť podľa nasledujúcej schémy:

Me + Oxidant" Ja(+ X),

Kde (+ X) je pozitívny oxidačný stav Me.

Príklady oxidácie kovov.

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 + = Zn2 + + H2

  • Množstvo kovových aktivít

    Redukčné vlastnosti kovov sa navzájom líšia. Elektródové potenciály E sa používajú ako kvantitatívna charakteristika redukčných vlastností kovov.

    Čím je kov aktívnejší, tým je jeho štandardný elektródový potenciál negatívnejší.

    Kovy usporiadané v rade so znižujúcou sa oxidačnou aktivitou tvoria rad aktivít.

    Množstvo kovových aktivít

    Ja Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Kr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Au
    Ja z + Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ 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
    Kov s negatívnejšou hodnotou Eo je schopný redukovať kovový katión s pozitívnejším potenciálom elektródy.

    Redukcia kovu z roztoku jeho soli iným kovom s vyššou redukčnou aktivitou sa nazýva cementácia.... V metalurgických technológiách sa používa cementácia.

    Cd sa získava najmä jeho redukciou z roztoku jeho soli so zinkom.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Interakcia kovov s kyslíkom

    Kyslík je silné oxidačné činidlo. Dokáže oxidovať prevažnú väčšinu kovov okremAuaPt . Kovy vo vzduchu sú v kontakte s kyslíkom, preto sa pri štúdiu chémie kovov vždy venuje pozornosť zvláštnostiam interakcie kovu s kyslíkom.

    Každý vie, že železo vo vlhkom vzduchu je pokryté hrdzou hydratovaným oxidom železa. Mnoho kovov v kompaktnom stave pri nie príliš vysokých teplotách však prejavuje odolnosť voči oxidácii, pretože na svojom povrchu vytvárajú tenké ochranné filmy. Tieto filmy oxidačných produktov neumožňujú, aby sa oxidačné činidlo dostalo do kontaktu s kovom. Fenomén vytvárania ochranných vrstiev na povrchu kovu, ktoré zabraňujú oxidácii kovu, sa nazýva pasivácia kovu.

    Zvýšenie teploty podporuje oxidáciu kovov kyslíkom. Aktivita kovov sa zvyšuje v jemne rozdrvenom stave. Väčšina kovov v práškovej forme sa spaľuje v kyslíku.

  • s-kovy

    Najväčšiu regeneračnú aktivitu ukazujes-kovy. Kovy Na, K, Rb Cs sa môžu na vzduchu vznietiť a sú skladované v uzavretých nádobách alebo pod vrstvou petroleja. Be a Mg sú pasivované na vzduchu pri nízkych teplotách. Ale keď sa zapáli, páska Mg horí oslepujúcim plameňom.

    KovyIIPodskupiny A a Li pri interakcii s kyslíkom vytvárajú oxidy.

    2Ca + 02 = 2CaO

    4 Li + O 2 = 2 Li Li

    Alkalické kovy, okremLiPri interakcii s kyslíkom netvoria oxidy, ale peroxidyJa 2 O 2 a superoxidyMeO 2 .

    2Na + 02 = Na202

    K + O 2 = KO 2

  • p-kovy

    Kovy patriacep- blok je pasivovaný na vzduchu.

    Pri spaľovaní v kyslíku

    • Kovy podskupiny IIIIA tvoria oxidy typu Ja 2 O 3,
    • Sn oxiduje na SnO 2 , a Pb - až PbO
    • Bi ide do Bi 2 O 3.

  • d-kovy

    Všetkod- kovy 4 periód sú oxidované kyslíkom... Sc, Mn, Fe sa najľahšie oxidujú. Zvlášť odolné voči korózii Ti, V, Cr.

    Spaľovanie v kyslíku zo všetkýchd

    Spaľovanie v kyslíku zo všetkýchd-prvky 4. obdobia iba skandium, titán a vanád tvoria oxidy, v ktorých je Me v najvyššom oxidačnom stave, rovnajúcom sa číslu skupiny. Zostávajúce d-kovy zo 4 období, keď sú spálené v kyslíku, tvoria oxidy, v ktorých je Me v medziľahlých, ale stabilných oxidačných stavoch.

    Druhy oxidov tvorených d-kovmi 4 obdobia pri spaľovaní v kyslíku:

    • МеО forma Zn, Cu, Ni, Co. (pri Т> 1 000 ° C Cu tvorí Cu 2 O),
    • Ja 2 O 3, vo forme Cr, Fe a Sc,
    • 2еО 2 - Mn a Ti,
    • V tvorí vyšší oxid - V. 2 O 5 .
    d- kovy 5 a 6 periód, okrem Y, La, viac ako všetky ostatné kovy sú odolné voči oxidácii. Nereaguje s kyslíkom Au, Pt .

    Spaľovanie v kyslíkud- kovy 5 a 6 periód spravidla tvoria vyššie oxidy, výnimkou sú kovy Ag, Pd, Rh, Ru.

    Druhy oxidov tvorených d-kovmi 5 a 6 periód pri spaľovaní kyslíka:

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

  • Interakcia kovov s kyselinami

    V kyslých roztokoch je vodíkový katión oxidačné činidlo... Katión H + môže oxidovať kovy v rozsahu aktivity na vodík, t.j. so záporným potenciálom elektródy.

    Mnoho kovov, ktoré sú oxidované, v kyslých vodných roztokoch, mnoho prechádza do katiónovJa z + .

    Anióny mnohých kyselín sú schopné vykazovať oxidačné vlastnosti, ktoré sú silnejšie ako H +. Tieto oxidanty zahrnujú anióny a najbežnejšie kyseliny H 2 SO 4 aHNO 3 .

    Anióny NO 3 - vykazujú oxidačné vlastnosti pri akejkoľvek koncentrácii v roztoku, ale produkty redukcie závisia od koncentrácie kyseliny a charakteru oxidovaného kovu.

    Anióny SO4 2- vykazujú oxidačné vlastnosti iba v koncentrovanej H2S04.

    Redukčné produkty oxidantov: H +, NO 3 - , SO 4 2 -

    2H + + 2e - =H 2

    SO 4 2- z koncentrovanej H2S04 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O

    (je možná aj tvorba S, H 2 S)

    NO 3 - z koncentrovaného HNO 3 NIE 3 - + e - + 2H + = NO 2 + H20
    NO 3 - zo zriedeného HNO 3 NIE 3 - + 3e - + 4H + =NO + 2H20

    (je možná aj tvorba N20, N2, NH4 +)

    Príklady reakcií interakcie kovov s kyselinami

    Zn + H2S04 (zried.) "ZnS04 + H2

    8Al + 15H2S04 (c.) "4Al2 (SO4) 3 + 3H2S + 12H20

    3Ni + 8HNO3 (zried.) "3Ni (NO3) 2 + 2NO + 4H20

    Cu + 4HNO3 (c.) "Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H20

  • Produkty oxidácie kovov v kyslých roztokoch

    Alkalické kovy tvoria katión typu Me +, s-kovy druhej skupiny tvoria katióny Ja 2+.

    Keď sa kovy p-bloku rozpustia v kyselinách, vytvoria katióny uvedené v tabuľke.

    Kovy Pb a Bi sú rozpustené iba v kyseline dusičnej.

    Ja Al Ga V Tl Sn Pb Bi
    Mez + Al 3+ Ga 3+ V 3+ Tl + Sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo, B. -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Všetky d-kovy sú 4 bodky, okrem Cu , môžu byť oxidované iónmiH + v kyslých roztokoch.

    Typy katiónov tvorených d-kovmi 4 periód:

    • Ja 2+(forma d-kovy v rozmedzí od Mn do Cu)
    • 3е 3+ ( tvoria v kyseline dusičnej Sc, Ti, V, Cr a Fe).
    • Ti a V tiež tvoria katióny 2еО 2+
    d- prvky 5 a 6 periód sú odolnejšie voči oxidácii ako 4d- kovy.

    V kyslých roztokoch môže H + oxidovať: Y, La, Cd.

    V HNO 3: Cd, Hg, Ag sa môže rozpustiť. Pd, Tc, Re sa rozpustia v horúcom HNO 3.

    V horúcom H 2 SO 4 rozpustite: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Kovy: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sa zvyčajne rozpúšťajú v zmesi HNO 3 + HF.

    Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au a Os je možné ťažko rozpustiť v aqua regia (zmesi HNO 3 + HCl). Dôvodom rozpúšťania kovov v aqua regia alebo v zmesi HNO 3 + HF je tvorba komplexných zlúčenín.

    Príklad. Rozpustenie zlata v aqua regia je možné v dôsledku vytvorenia komplexu -

    Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H20

  • Interakcia kovov s vodou

    Oxidačné vlastnosti vody sú spôsobené H (+1).

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

    Pretože je koncentrácia H + vo vode nízka, jeho oxidačné vlastnosti sú nízke. Kovy sa môžu rozpúšťať vo vode s 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. Všetkos-kovy, okrem Be a Mg ľahko rozpustný vo vode.

    2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 Oh -

    Na reaguje energicky s vodou a vytvára teplo. Uvoľnená H 2 sa môže vznietiť.

    2H2 + 02 = 2H20

    Mg sa rozpúšťa iba vo vriacej vode, Be je chránený pred oxidáciou inertným nerozpustným oxidom

    Kovy P-bloku sú menej silné redukčné činidlá akos.

    Medzi p-kovmi je redukčná aktivita vyššia pre kovy podskupiny IIIIA, Sn a Pb sú slabé redukčné činidlá, Bi má Eo> 0.

    p-kovy sa za normálnych podmienok nerozpúšťajú vo vode... Keď sa ochranný oxid rozpustí z povrchu v alkalických roztokoch, Al, Ga a Sn sa oxidujú vodou.

    Medzi d-kovmi je voda oxidovaná pri zahrievaní Sc a Mn, La, Y. Železo reaguje s vodnou parou.

  • Interakcia kovov s alkalickými roztokmi

    V alkalických roztokoch voda pôsobí ako oxidačné činidlo..

    2H20 + 2e - =H 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

    Oxidačné vlastnosti vody klesajú so zvyšujúcim sa pH v dôsledku poklesu koncentrácie H +. Napriek tomu niektoré kovy, ktoré sa nerozpúšťajú vo vode, sa rozpúšťajú v alkalických roztokoch, napríklad Al, Zn a niektorí ďalší. Hlavným dôvodom rozpustenia takýchto kovov v alkalických roztokoch je to, že oxidy a hydroxidy týchto kovov prejavujú amfotericitu, rozpúšťajú sa v zásadách a eliminujú bariéru medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom.

    Príklad. Rozpustenie Al v roztoku NaOH.

    2Al + 3H20 + 2NaOH + 3H20 = 2Na + 3H2

    • © bykm.ru