Metale active în chimie. metale active. Galvanizarea

Toate metalele, în funcție de activitatea lor redox, sunt combinate într-o serie numită seria de tensiune electrochimică a metalelor (deoarece metalele din ele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor electrochimice standard) sau seria 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 se află 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 (AlF3, CaF2 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, este acoperit instantaneu cu o peliculă gălbuie, care este produsul interacțiunii sale cu părțile constitutive aer. 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 proprietățile agenților 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.

Există diverse tipuri de oțeluri, așa că, în funcție de scopul lor, se disting oțelurile structurale, inoxidabile, pentru scule, termorezistente și 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, precum construcții, chimie, petrochimie, securitate mediu inconjurator, 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 ( culoare gri fractură din cauza prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabil și rezistent 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

Seria de activitate electrochimică a metalelor(o serie de tensiuni, o serie de potențiale de electrozi standard) - o succesiune în care metalele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor lor electrochimice standard φ 0 corespunzătoare semireacției de reducere a cationilor metalici Me n+ : Me n+ + nē → Me

Utilizarea practică a seriei de activități metalice

O serie de tensiuni sunt utilizate în practică pentru evaluarea comparativă a activității chimice a metalelor în reacțiile cu soluții apoase de săruri și acizi și pentru evaluarea proceselor catodice și anodice în timpul electrolizei:

• Metalele din stânga hidrogenului sunt agenți reducători mai puternici decât metalele din dreapta: îl înlocuiesc pe acesta din urmă din soluțiile sărate. De exemplu, interacțiunea Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu este posibilă numai în direcția înainte.
• Metalele din rândul din stânga hidrogenului înlocuiesc hidrogenul atunci când interacționează cu soluții apoase de acizi neoxidanți; cele mai active metale (până și aluminiu inclusiv) - și atunci când interacționează cu apa.
• Metalele din rândul din dreapta hidrogenului nu interacționează cu soluțiile apoase de acizi neoxidanți în condiții normale.
• În timpul electrolizei, metalele din dreapta hidrogenului sunt eliberate la catod; reducerea metalelor cu activitate moderată este însoțită de eliberarea de hidrogen; de cele mai active metale (până la aluminiu) nu pot fi izolate solutii apoase săruri.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

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

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 substanțe simple- restauratori. În același timp, cu cât metalul se află mai departe în seria de tensiuni, cu atât agentul de oxidare într-o soluție apoasă este mai puternic ionii săi și invers, cu cât metalul este mai aproape de începutul seriei, cu atât proprietățile reducătoare sunt mai puternice prezentate 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 doar hidrogenul 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 pelicule 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 lor are loc practic numai în cazul metalelor situate în rândul după magneziu.

Deplasarea metalelor din compușii lor de către alte metale a fost studiată pentru prima dată 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 este asociat cu o creștere a razelor lor (adică cu o distanță mare a electronilor exteriori față de nucleu) și cu o ecranare crescândă a sarcinii pozitive a nucleului de către 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 de atomizare - transformarea unui cristal metalic 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 electronica ion, 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 acestor metale în seria de tensiuni.

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 reflexie tipare generale, pe baza căreia se poate da o caracterizare versatilă a proprietăților chimice ale metalelor. O serie de tensiuni Caracterizează doar 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 ionilor metalici.

Diferența de potențial „substanță electrod - soluție” servește doar ca o caracteristică cantitativă a capacității unei substanțe (atât metale, cât șinemetale) trec în soluție sub formă de ioni, adică personajeprin capacitatea OB a ionului și a substanței sale corespunzătoare.

Această diferență de potențial se numeștepotenţialul electrodului.

Cu toate acestea, metode directe pentru măsurarea unei astfel de diferențe de potențialnu există, așa că am convenit să le definim în raport cuașa-numitul electrod standard de hidrogen, potențialula cărui valoare este luată în mod condiționat ca zero (denumită adesea șielectrod de referință). Electrodul standard de hidrogen este format dindintr-o placă de platină scufundată într-o soluţie acidă cu conconcentraţia ionilor H + 1 mol/l şi spălată cu un jet de gazhidrogen în condiții standard.

Apariția unui potențial pe un electrod standard de hidrogen poate fi imaginată în felul următor. Hidrogenul gazos, fiind adsorbit de platină, trece în stare atomică:

H22H.

Între hidrogenul atomic format pe suprafața plăcii, ionii de hidrogen în soluție și platină (electroni!) se realizează o stare de echilibru dinamic:

H H ++ e.

Procesul general este exprimat prin ecuația:

H22H++ 2e.

Platina nu ia parte la redoxȘi proces, dar este doar un purtător de hidrogen atomic.

Dacă o placă de metal, scufundată într-o soluție de sare cu o concentrație de ioni metalici egală cu 1 mol/l, este conectată la un electrod standard de hidrogen, atunci se va obține o celulă galvanică. Forta electromotoare acest element(EMF), măsurată la 25 ° C și caracterizează potențialul electrod standard al metalului, de obicei notat cu E 0.

În raport cu sistemul H 2 / 2H +, unele substanțe se vor comporta ca agenți oxidanți, altele ca agenți reducători. În prezent s-au obținut potențialele standard ale aproape tuturor metalelor și multor nemetale, care caracterizează capacitatea relativă a agenților reducători sau oxidanți de a dona sau capta electroni.

Potențialele electrozilor care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul au semnul „-”, iar semnul „+” marchează potențialele electrozilor care sunt agenți oxidanți.

Dacă aranjați metalele în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, atunci așa-numitul serie de tensiune electrochimică a metalelor:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, N i, Sn, P b, H, Sb, B i, C u, Hg, A g, P d, P t, A u.

O serie de tensiuni caracterizează Proprietăți chimice metale.

1. Cu cât potenţialul electrodului metalului este mai negativ, cu atât capacitatea sa de reducere este mai mare.

2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască (restaurează) din soluțiile sărate acele metale care se află în seria tensiunilor metalice după el. Singurele excepții sunt metalele alcaline și alcalino-pământoase, care nu vor reduce alți ioni de metal din soluțiile sărurilor lor. Acest lucru se datorează faptului că, în aceste cazuri, reacțiile de interacțiune a metalelor cu apa au loc într-un ritm mai rapid.

3. Toate metalele care au un potențial de electrod standard negativ, de ex. situate în seria de tensiuni ale metalelor la stânga hidrogenului, sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile acide.

Trebuie remarcat faptul că seria prezentată caracterizează comportamentul metalelor și sărurilor lor numai în soluții apoase, deoarece potențialele țin cont de caracteristicile interacțiunii unuia sau altuia ion cu moleculele de solvent. De aceea seria electrochimică începe cu litiu, în timp ce cele mai active în chimic rubidul și potasiul sunt situate în dreapta litiului. Acest lucru se datorează energiei excepțional de mare a procesului de hidratare cu ioni de litiu în comparație cu alți ioni de metale alcaline.

Valoarea algebrică a potențialului redox standard caracterizează activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. Prin urmare, o comparație a valorilor potențialelor redox standard ne permite să răspundem la întrebarea: are loc aceasta sau acea reacție redox?

Deci, toate semireacțiile de oxidare a ionilor de halogenură la halogeni liberi

2 Cl - - 2 e \u003d C l 2 E 0 \u003d -1,36 V (1)

2 Br - -2e \u003d B r 2 E 0 \u003d -1,07 V (2)

2I - -2 e \u003d I 2 E 0 \u003d -0,54 V (3)

poate fi realizat în condiții standard când oxidul de plumb este utilizat ca agent oxidant ( IV ) (E 0 = 1,46 V) sau permanganat de potasiu (E 0 = 1,52 V). Când se utilizează dicromat de potasiu ( E0 = 1,35 V) pot fi efectuate numai reacțiile (2) și (3). În cele din urmă, utilizarea acidului azotic ca agent oxidant ( E0 = 0,96 V) permite doar o semireacție cu participarea ionilor de iodură (3).

Astfel, criteriul cantitativ de evaluare a posibilității unei anumite reacții redox este valoare pozitivă diferența dintre potențialele redox standard ale semireacțiilor de oxidare și reducere.

Grosse E., Weissmantel X.

Chimie pentru curioși. Fundamente ale chimiei și experimente distractive.

UN CURS MIC DE ELECTROCHIMIA METALELOR

GAMA DE TENSIUNE A METALELE

SĂ Uităm dincolo de scena

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 către 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 prin câteva experimente raționamentul oarecum abstract de mai sus (care, de altfel, este o simplificare grosolană).
Mai întâi, umpleți un pahar cu o capacitate de 250 ml până la mijloc 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, adăugați aproximativ 0,5 ml dintr-o soluție de alcool a indicatorului de fenolftaleină și scufundați ambii electrozi închiși cu un fir în soluție. În apropierea polului negativ se va observa o colorare ușoară roșiatică, care este cauzată 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 firul de la catodul de zinc și, ca urmare, 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 curentă. 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 borne este de 1,10 V, dar luând curent, măsurăm o valoare puțin mai mică, datorită rezistenței electrice a celulei.
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 încet. 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. Ele curg reacții reversibileși 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 bornele 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

Metalul se depune prin curent

După ce am îndoit capetele a două plăci de cupru subțire, le atârnăm 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 (Incalzi! 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 curentului pentru a trece prin soluție. la capitolul " 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

Cu 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%.
Produsul curățat îl vom atârna 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 se va desfășura la o tensiune de 3-4 V (două baterii) și o 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, este posibil să se obțină o acoperire de cupru de diferite grosimi.
Se recurge adesea la placarea preliminară cu cupru pentru a aplica un strat durabil de un 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. Lăsați anodul să fie o placă de nichel cu cea mai mare suprafață posibilă 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 de curent 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 și 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, gelatină, 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 și o placă de plumb este utilizată ca anod, zona care ar trebui să fie mai multe zonă mai mică suprafata cromata.
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 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.