Розміри стандартних електродних потенціалів металів. Взаємодія металів із кислотами

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

Чим лівіше стоїть метал у ряді стандартних електродних потенціалів, тим сильнішим відновником він є, найсильніший відновник – металевий літій, золото – найслабший, і, навпаки, іон золото (III) – найсильніший окислювач, літій (I) – найслабший .

Кожен метал здатний відновлювати із солей у розчині ті метали, які стоять у ряді напруг після нього, наприклад, залізо може витісняти мідь із розчинів її солей. Однак слід пам'ятати, що метали лужних та лужноземельних металів взаємодітимуть безпосередньо з водою.

Метали, що стоїть у ряді напруг лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів розведених кислот, при цьому розчинятися в них.

Відновлювальна активність металу не завжди відповідає його положенню в періодичній системі, тому що при визначенні місця металу в ряді враховується не тільки його здатність віддавати електрони, а й енергія, яка витрачається на руйнування кристалічних ґрат металу, а також енергія, що витрачається на гідратацію іонів.

Взаємодія з простими речовинами

З киснем більшість металів утворює оксиди – амфотерні та основні:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Лужні метали, за винятком літію, утворюють пероксиди:

2Na + O2 = Na2O2.

З галогенами метали утворюють солі галогеноводородних кислот, наприклад,

Cu + Cl2 = CuCl2.

З воднем найактивніші метали утворюють іонні гідриди – солеподібні речовини, у яких водень має ступінь окиснення -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

З сірої метали утворюють сульфіди – солі сірководневої кислоти:

З азотом деякі метали утворюють нітриди, реакція практично завжди протікає при нагріванні:

3Mg + N2 = Mg3N2.

З вуглецем утворюються карбіди:

4Al + 3C = Al3C4.

З фосфором - Фосфіди:

3 Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Метали можуть взаємодіяти між собою, утворюючи інтерметалеві сполуки :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3 Cu + Au = Cu 3 Au.

Метали можуть розчинятися один в одному за високої температури без взаємодії, утворюючи сплави.

Сплави

Сплавами називаються системи, що складаються з двох або більше металів, а також металів і неметалів, що мають характерні властивості, властиві лише металевому стану.

Властивості сплавів - найрізноманітніші і відрізняються від властивостей їх компонентів, так, наприклад, щоб золото стало більш твердим і придатним для виготовлення прикрас, до нього додають срібло, а сплав, що містить 40 % кадмію і 60 % вісмуту, має температуру плавлення 144 °С, тобто набагато нижче за температуру плавлення його компонентів (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Можливі такі типи сплавів:

Розплавлені метали змішуються між собою у будь-яких співвідношеннях, необмежено розчиняючись один в одному, наприклад, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni та інші. Ці сплави однорідні за складом, мають високу хімічну стійкість, проводять електричний струм;

Розправлені метали змішуються між собою в будь-яких співвідношеннях, проте при охолодженні розшаровуються, і виходить маса, що складається з окремих кристаликів компонентів, наприклад Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb та інші.

До металів відносяться s-елементи 1 і 2 груп, всі d-і f-елементи, а також ряд р-елементів головних підгруп: 3 (крім бору), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 (Sb, Bi) та Ро. Найбільш типові елементи-метали розташовані на початку періодів. Раніше ми говорили про те, що у металах має місце сильно справакалізований зв'язок. Це викликано тим, що внаслідок ефекту екранування валентні електрони в атомах металів слабше притягуються до ядра і перші енергії іонізації для них відносно невеликі. При звичайній нам температурі (близько 300 К), яка досить далека від абсолютного нуля, енергії теплового руху достатньо вільного пересування електронів по всьому металу.

Оскільки зв'язок у металах сильно справакалізована і поширюється на весь кристал, то метали мають високу пластичність, електро-і теплопровідність. Найбільшу електро- та теплопровідність мають срібло та мідь, найменшу – ртуть. Остання є і легкоплавким металом (-38,9 С). найтугоплавкішим металом є вольфрам (3390 С). Така велика різниця в температурах плавлення та кипіння пояснюється наявністю в металах, крім металевого зв'язку, і певної частки ковалентних зв'язків, особливо для перехідних елементів, що мають велику кількість валентних електронів.

Розглянемо електронні конфігурації ртуті та вольфраму.

Hg - 5d 10 6s 2; W - 5d 4 6s 2 . Міжмолекулярна взаємодія між атомами ртуті дуже мало, настільки мало, що в цілому при великій щільності, внаслідок тяжкості атомів, вона є легкоплавким металом. Оскільки всі підрівні в атомі ртуті заповнені, то утворення ковалентних зв'язків взагалі неможливе, а металевий зв'язок досить слабкий, слабший, ніж у лужних металах, які взагалі є легкоплавкими серед усіх металів. Навпаки, в атомі W можливе утворення одразу чотирьох валентних зв'язків. Крім того, металевий зв'язок найбільш сильний серед усіх 5d-елементів, а самі атоми важчі, ніж у електронних аналогів: Mo і Cr. Сукупність даних факторів і призводить до найбільшої тугоплавкості вольфраму.

Електронна конфігурація осмію (5d 6 6s 2) така, що йому до завершення 5d-підрівня не вистачає 4 електронів, тому він найбільше здатний притягувати електрони сусідніх атомів, що викликає вкорочення зв'язку метал-метал. Тому осмій має найбільшу щільність (22,4 г/см 3).

У чистому вигляді метали трапляються порівняно мало. В основному це інертні в хімічному відношенні метали (золото, а також метали платинової групи – платина, родій, іридій, осмій тощо). Срібло, мідь, ртуть, олово можуть бути як у самородному стані, і у вигляді сполук. Інші метали зустрічаються у вигляді сполук, які називаються рудами.

Метали їх сполук отримують, відновлюючи їх із оксидів. Як відновники застосовують С, СО, активні метали, водень, метан. Якщо як руда виступає сульфід металу (ZnS, FeS 2), то його попередньо переводять в оксид. Відновлення металів з їх сполук іншими металами називається металотермією. Деякі метали вилучають із розчинів їх солей електролізом, наприклад, алюміній або натрій. В основі всіх способів отримання металів з їх сполук лежать окислювально-відновлювальні процеси.

Процес переходу електронів в окислювально-відновну напівреакцію можна представити наступним загальним рівнянням:

Процесу переходу електронів відповідає зміна енергії Гіббса, що дорівнює ∆G = –nFE, де F (постійна Фарадея, відповідає кількості електрики, необхідне відновлення або окислення одного моля речовини) = 96500 Кл/моль, n – кількість електронів, Е – електродний потенціал, В – це різниця напруг між окислювачем та відновником. З іншого боку, ∆G = –RTlnK = –nFE; RTlnK = nFE. Звідси Е = RTlnK/nF. Оскільки K = /, а 2,3lnK = lgK, залежність електродного потенціалу від концентрацій речовин – учасників електродного процесу – і від температури виражає наступне рівняння:

E = E 0 + lg/ - Рівняння Нернста.

При стандартній температурі (298 К) рівняння набуває вигляду:

E = E 0 + 0,059 lg/

Концентрація окислювача завжди вказується у чисельнику, а потенціал завжди вказується для напівреакції відновлення: Ox + ne = Red.

При рівноважних концентраціях окислювача та відновника, рівних одиниці, Е = Е 0 – стандартний електродний потенціал: це потенціал даного електродного процесу при поодиноких концентраціях всіх речовин. Оскільки абсолютне значення стандартних електродних потенціалів визначити неможливо, то за точку відліку прийнято потенціал напівреакції: 2Н + + 2е = Н 2 . Потенціал даного електродного процесу прийнято дорівнює 0 при одиничних концентраціях катіону водню. Водневий електрод складається з платинової пластинки, яка занурена в розчин сірчаної кислоти з [Н + ] = 1 моль/л і омивається струменем Н 2 під тиском 101325 Па при 298 К.

Електродним потенціалом називають ЕРС гальванічного елемента, який складається з досліджуваного електроду та стандартного водню. Маючи метали в порядку зростання величини їх електродних потенціалів, отримуємо ряд стандартних електродних потенціалів металів. Він характеризує хімічні властивості металів. Кожен метал у ряду витісняє всі наступні метали з розчину їх солей. Метали, що стоять у ряду лівіше водню, витісняють його з розчинів кислот.

Потенціал будь-якої окисно-відновної реакції можна обчислити, виходячи із значення потенціалів напівреакцій.

Розглянемо простий приклад: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Для цього процесу мають місце дві напівреакції:

Zn 2+ + 2e = Zn 0 E 0 (Zn 2+ / Zn) = -0,76 B

2H + + 2e = H 2 0 E 0 (2H + / H 2) = 0,00 B

Оскільки потенціал другої напівреакції вищий, ніж першої, друга напівреакція протікатиме зліва направо, тобто у бік утворення молекул водню. Перша ж напівреакція протікатиме праворуч наліво, тобто у бік утворення катіонів цинку.

При розгляді отримання металів ми говорили про те, що ряд металів відновлюють їх оксидів іншими, більш активними металами. Наприклад, магнієм можна відновити мідь із оксиду міді(II). Порівняємо дві напівреакції:

Cu 2+ + 2e = Cu Е 0 = +0,34 В

Mg 2+ + 2e = Mg Е 0 = -2,36 В

Потенціал першої напівреакції вищий, ніж другий і саме вона протікатиме зліва направо, а друга – справа наліво.

Таким чином, для визначення напрямку протікання окисно-відновних реакцій необхідно записати дві напівреакції від окисленої форми до відновленої та порівняти їх потенціали. Реакція, потенціал якої буде вищим, протікатиме зліва направо, а та, у якої потенціал нижчий – справа наліво.

Майже всі реакції металів є окислювально-відновними процесами і для визначення їх напряму необхідно в першу чергу враховувати потенціали кожної з напівреакцій в окислювально-відновному процесі. Але, крім того, бувають винятки. Наприклад, свинець нерозчинний у сірчаній кислоті, незважаючи на те, що потенціал пари Pb 2+ /Pb становить –0,15 В. Справа в тому, що сульфат свинцю нерозчинний і його утворення перешкоджає подальшому окисленню свинцю.

лекція 15.

Електроліз.

У розчинах та розплавах електролітів знаходяться протилежно заряджені іони (катіони та аніони), які знаходяться у постійному русі. Якщо у такого роду рідина, наприклад, у розплав хлориду натрію (плавиться при 801 0 С) занурити інертні (графітові) електроди і пропустити постійний електричний струм, то іони під дією зовнішнього електричного поля рухатимуться до електродів катіони – до катода, а аніони – до аноду. Катіони натрію, досягнувши катода, приймають від нього електрони та відновлюються до металевого натрію:

Хлорид-іони окислюються на аноді:

2Сl - - 2e = Cl 2 0

У результаті катоді виділяється металевий натрій, а аноді молекулярний хлор. Сумарне рівняння електролізу розплаву натрію хлориду виглядає наступним чином.

К: Na + + e = Na 0 2

А: 2Сl - - 2e = Cl 2 0 1

2Na + + 2Сl – ​​електроліз ® 2Na 0 + Cl 2 0

2NaСl = 2Na + Cl 2

Ця реакція є окислювально-відновною: на аноді протікає процес окислення, але в катоді – процес відновлення.

Окисно-відновний процес, що протікає на електродах при проходженні електричного струму через розплав або розчин електроліту, називається електролізом.

Сутність електролізу полягає у здійсненні за рахунок електричної енергії хімічних реакцій. При цьому катод віддає електрони катіона, а анод приймає електрони у аніонів. Дія постійного електричного струму набагато сильніша за дію хімічних відновників та окислювачів. Саме шляхом електролізу вдалося вперше одержати газоподібний фтор.

Електроліз проводили у розчині фториду калію в плавиковій кислоті. У разі на аноді виділяється фтор, але в катоді – водень. Електроліз здійснюється в електролітичній ванні.

Слід розрізняти електроліз розплавлених електролітів та його розчинів. В останньому випадку у процесах можуть брати участь молекули води. Наприклад, при електролізі водного розчину натрію хлориду на інертних (графітових) електродах на катоді замість катіонів натрію відновлюються молекули води.

2Н 2 Про + 2е = Н 2 + 2ОН –

а на аноді окислюються хлорид-іони:

2Сl - - 2e = Cl 2 0

У результаті катоді виділяється водень, на аноді – хлор, а розчині накопичуються молекули гідроксиду натрію. Загальне рівняння електролізу водного розчину хлориду натрію має вигляд:

К: 2Н 2 Про + 2е = Н 2 + 2ОН -

А: 2Сl - - 2e = Cl 2 0 ­

2Н 2 Про + 2Сl - = Н 2 + Cl 2 + 2ОН -

До речі, саме таким чином у промисловості отримують гідроксиди всіх лужних та деяких лужноземельних металів, а також алюмінію.

У чому відмінність електролізу розплавів і водних розчинів електролітів? Відновлювальні процеси на катоді водних розчинів електролітів залежать від величини стандартних електродних потенціалів металів, а саме вони найчастіше виступають як катіони, що відновлюються на катоді. Тут можливі три варіанти:

1. Катіони металів, які мають стандартний електродний потенціал, вищі, ніж у водню, тобто більше нуля при електролізі повністю відновлюються на катоді (мідь, срібло, золото та інші).

2. Катіони металів, що мають дуже мале значення стандартного електродного потенціалу (від літію до алюмінію включно), не відновлюються на катоді, а відновлюються молекули води.

3. Катіони металів, у яких значення стандартного електродного потенціалу, менше, ніж у водню, але більше, ніж у алюмінію, при електролізі відновлюються на катоді разом із молекулами води.

Якщо ж у водному розчині знаходяться одночасно кілька катіонів металів, то при електролізі виділення їх на катоді протікає в порядку зменшення величини алгебри стандартного електродного потенціалу відповідного металу. Наприклад, при аналізі бронзи типу БРАЖ або БРАЖМц (мідь, алюміній, залізо та марганець) можна, підібравши певне значення сили струму, відокремити мідь на інертний електрод (наприклад, платиновий), витягнути електрод, зважити його та визначити вміст міді. Потім відокремити алюміній, визначити його зміст. У такий спосіб добре відокремлювати метали з позитивним значенням стандартного електродного потенціалу.

Усі електроди ділять на нерозчинні (інертні) – вугільні, графітові, платинові, іридієві. Розчинні – мідь, срібло, цинк, кадмій, нікель та інші. Поняття розчинного електрода має значення для анода, оскільки він здатний розчинятися при електролізі. На нерозчинному аноді у процесі електролізу відбувається окислення аніонів чи молекул води. При цьому аніони безкисневих кислот досить легко окислюються. Якщо ж у розчині присутні аніони кисневмісних кислот, то на аноді окислюються молекули води з виділенням кисню за реакцією:

2Н 2 Про - 4е = О 2 + 4Н +

Розчинний анод при електролізі сам окислюється, віддаючи електрони у зовнішній електричний ланцюг і переходячи в розчин:

А: Ме ¢ Ме n+ + nе –

Розглянемо приклади електролізу розплавів та розчинів електролітів.

Гроссе Е., Вайсмантель X.

Хімія для допитливих. Основи хімії та цікаві досліди.

НЕВЕЛИКИЙ КУРС ЕЛЕКТРОХІМІЇ МЕТАЛІВ

РЯД НАПРУГИ МЕТАЛІВ

ПОГЛЯНЕМО ЗА КУЛИСИ

Me 1 + Me 2 2+ = Ме 1 2+ + Ме 2

Причому першого досвіду Ме 1 = Fe, Me 2 = Сu.
Отже, процес полягає в обміні зарядами (електронами) між атомами та іонами обох металів. Якщо окремо розглядати (як проміжні реакції) розчинення заліза або осадження міді, то отримаємо:

Fe = Fe 2+ + 2 е --

Сu 2+ + 2 е-- = Сu

Тепер розглянемо випадок, коли метал занурений у воду або розчин солі, з катіоном якої обмін неможливий через його положення в ряду напруг. Незважаючи на це метал прагне перейти в розчин у вигляді іона. При цьому атом металу віддає два електрони (якщо метал двовалентний), поверхня зануреного в розчин металу заряджається по відношенню до розчину негативно, а на межі розділу утворюється подвійний електричний шар. Ця різниця потенціалів перешкоджає подальшому розчиненню металу, тому процес незабаром припиняється.
Якщо в розчин завантажити два різних метали, то вони обидва зарядяться, але менш активний - дещо слабший, тому що його атоми менш схильні до відщеплення електронів.
З'єднаємо обидва метали провідником. Внаслідок різниці потенціалів потік електронів потече від активнішого металу до менш активного, який утворює позитивний полюс елемента. Протікає процес, у якому активніший метал перетворюється на розчин, а катіони з розчину виділяються більш благородному металі. Проілюструємо тепер кількома дослідами наведені вище кілька абстрактні міркування (які до того ж є грубим спрощенням).
Спочатку наповнимо хімічну склянку місткістю 250 мл до середини 10%-ним розчином сірчаної кислоти і зануримо в неї не дуже маленькі шматки цинку та міді. До обох електродів припаяємо або приклепуємо мідний дріт, кінці якого не повинні торкатися розчину.
Поки кінці дроту не з'єднані один з одним, ми спостерігатимемо розчинення цинку, яке супроводжується виділенням водню. Цинк, як випливає з ряду напруги, активніший за водень, тому метал може витісняти водень з іонного стану. На обох металах утворюється подвійний електричний шар. Різницю потенціалів між електродами найпростіше виявити за допомогою вольтметра. Безпосередньо після включення приладу в ланцюг стрілка вкаже приблизно 1, але потім напруга швидко впаде. Якщо під'єднати до елемента маленьку лампочку, що споживає напругу 1, то вона загориться - спочатку досить сильно, а потім напруження стане слабким.
По полярності клем приладу можна дійти невтішного висновку, що мідний електрод є позитивним полюсом. Це можна довести і без пристрою, розглянувши електрохімію процесу. Приготуємо в маленькій хімічній склянці або в пробірці насичений розчин кухонної солі, додамо приблизно 0,5 мл спиртового розчину індикатора фенолфталеїну і завантажимо обидва замкнутих дротом електрода в розчин. У негативного полюса буде спостерігатися слабке червоне фарбування, яке викликане утворенням на катоді гідроксиду натрію.
В інших дослідах можна поміщати в комірку різні пари металів і визначати напругу, що виникає. Наприклад, магній і срібло дадуть особливо велику різницю потенціалів завдяки значній відстані між ними ряду напруги, а цинк і залізо, навпаки, дуже маленьку, менш ніж десяту частку вольту. Застосовуючи алюміній, ми не отримаємо через пасивацію ніякого струму.
Всі ці елементи, або, як кажуть електрохіміки, ланцюги, мають той недолік, що при зйомці струму на них дуже швидко знижується напруга. Тому електрохіміки завжди вимірюють справжню величину напруги в знеструмленому стані за допомогою методу компенсації напруги, тобто порівнюючи його з напругою іншого джерела струму.
Розглянемо процеси у мідно-цинковому елементі дещо докладніше. На катоді цинк перетворюється на розчин за наступним рівнянням:

Zn = Zn 2+ + 2 е --

На мідному аноді розряджаються іони водню сірчаної кислоти. Вони приєднують електрони, що надходять дротом від цинкового катода і в результаті утворюються бульбашки водню:

2Н + + 2 е-- = Н 2

Через короткий проміжок часу мідь покриється найтоншим шаром пухирців водню. При цьому мідний електрод перетвориться на водневий, а різниця потенціалів зменшиться. Цей процес називають поляризацією електрода. Поляризацію мідного електрода можна усунути, додавши в комірку після падіння напруги трохи розчину калію дихромату. Після цього напруга знову збільшиться, оскільки дихромат калію окислить водень до води. Біхромат калію діє у разі як деполяризатор.
На практиці застосовують гальванічні ланцюги, електроди яких не поляризуються, або ланцюги, поляризацію яких можна усунути, додавши деполяризатори.
Як приклад неполяризуемого елемента розглянемо елемент Даніеля, який часто використовували як джерело струму. Це теж мідно-цинковий елемент, але обидва метали занурені в різні розчини. Цинковий електрод міститься в пористому глиняному осередку, наповненому розведеною (приблизно 20%-ною) сірчаною кислотою. Глиняну комірку підвішують у великій склянці, де знаходиться концентрований розчин сульфату міді, але в дні - шар кристалів сульфату міді. Другим електродом у цій посудині служить циліндр із мідного листа.
Цей елемент можна виготовити зі скляної банки, що є у продажу глиняного осередку (у крайньому випадку використовуємо горщик для квітів, закривши отвір у дні) і двох відповідних за розміром електродів.
У процесі роботи елемента цинк розчиняється з утворенням сульфату цинку, але в мідному електроді виділяються іони міді. Але при цьому мідний електрод не поляризується і елемент дає напругу близько 1 В. Власне, теоретично напруга на клемах становить 1,10, але при зніманні струму ми вимірюваємо трохи меншу величину, внаслідок електричного опору осередку.
Якщо ми не знімемо струм з елемента, потрібно витягнути цинковий електрод із розчину сірчаної кислоти, бо інакше він розчинятиметься з утворенням водню.
Схема простий осередку, на яку не потрібно пористої перегородки, показано малюнку. Цинковий електрод розташований у скляній банці нагорі, а мідний - поблизу дна. Весь осередок наповнений насиченим розчином кухонної солі. На дно банки насипаємо жменю кристалів сульфату міді. Концентрований розчин сульфату міді, що утворюється, змішуватиметься з розчином кухонної солі дуже повільно. Тому при роботі елемента на мідному електроді виділятиметься мідь, а у верхній частині осередку розчинятиметься цинк у вигляді сульфату або хлориду.
Зараз для батарей використовують майже виключно сухі елементи, які зручніші у використанні. Їхнім родоначальником є ​​елемент Лекланше. Електродами є цинковий циліндр і вугільний стрижень. Електроліт є пастою, яка в основному складається з хлориду амонію. Цинк розчиняється у пасті, але в куті виділяється водень. Щоб уникнути поляризації, вугільний стрижень опускають у полотняний мішечок із сумішшю з вугільного порошку та піролюзиту. Вугільний порошок підвищує поверхню електрода, а піролюзит діє як деполяризатор, повільно окислюючи водень.
Щоправда, деполяризуюча здатність піролюзиту слабша, ніж у згадуваного раніше дихромату калію. Тому при отриманні струму в сухих елементах напруга швидко знижується, вони " стомлюються"внаслідок поляризації. Тільки через деякий час відбувається окислення водню піролюзитом. Таким чином, елементи" відпочиваютьЯкщо деякий час не пропускати струм. Перевіримо це на батарейці для кишенькового ліхтарика, до якої приєднаємо лампочку. Паралельно лампі, тобто безпосередньо на клеми, підключимо вольтметр.
Спочатку напруга складе близько 4,5 В. (Найчастіше в таких батарейках послідовно включені три осередки, кожна з теоретичною напругою 1,48 В.) Через деякий час напруга впаде, напруження лампочки послабшає. За показаннями вольтметра ми зможемо судити, як довго батарейці потрібно відпочивати.
Особливе місце займають регенеруючі елементи, відомі під назвою акумулятори. Вони протікають оборотні реакції, і можна перезаряджати після розрядки елемента, підключивши до зовнішнього джерела постійного струму.
В даний час найбільш поширені свинцеві акумулятори; у них електролітом служить розведена сірчана кислота, куди занурені дві свинцеві пластини. Позитивний електрод покритий діоксидом свинцю PbO 2 негативний являє собою металевий свинець. Напруга на клемах становить приблизно 2,1 В. При розрядці на обох пластинах утворюється сульфат свинцю, який знову перетворюється при зарядці в металевий свинець і пероксид свинцю.

НАНЕСЕННЯ ГАЛЬВАНІЧНИХ ПОКРИТТІВ

Метал осідає струмом

Відігнувши кінці двох пластин із тонкої листової міді, підвісимо їх на протилежних стінках хімічної склянки або, краще, маленького скляного акваріума. Клемами прикріпимо до пластин дроту.
Електролітприготуємо за наступним рецептом: 125 г кристалічного сульфату міді, 50 г концентрованої сірчаної кислоти та 50 г спирту (денатурату), решта - вода до 1 літра. Для цього спочатку розчинний сульфат міді в 500 мл води, потім обережно, маленькими порціями додамо сірчану кислоту ( Нагрівання! Рідина може розбризкуватися!), після цього увіллємо спирт і доведемо водою до об'єму 1 л.
Готовим розчином наповнимо кулонометр і включимо в ланцюг змінний опір, амперметр і свинцевий акумулятор. За допомогою опору відрегулюємо струм таким чином, щоб його густина склала 0,02-0,01 А/см 2 поверхні електродів. Якщо мідна пластина має площу 50 см 2 то сила струму повинна знаходитися в межах 0,5-1 А.
Через деякий час на катоді (негативний електрод) почне виділятися світло-червона металева мідь, а на аноді (позитивний електрод) мідь переходитиме в розчин. Щоб очистити мідні пластини, пропускатимемо струм у кулонометрі близько півгодини. Потім витягнемо катод, обережно висушимо його за допомогою фільтрувального паперу і точно зважимо. Встановимо в комірці електрод, замкнемо ланцюг за допомогою реостата і підтримуватимемо постійну силу струму, наприклад 1 А. Через годину розімкнемо ланцюг і знову зважимо висушений катод. При струмі 1 А за годину його маса збільшиться на 1,18 г.
Отже, кількість електрики, що дорівнює 1 ампер-годині, при проходженні через розчин може виділити 1,18 г міді. Або загалом: кількість речовини, що виділилася, прямо пропорційно кількості що пройшла через розчин електрики.
Щоб виділити 1 еквівалент іона, необхідно пропустити через розчин кількість електрики, що дорівнює добутку заряду електрода е на число Авогадро N A:
е*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 А * з * моль -1 Ця величина позначається символом Fі називається на честь першовідкривача кількісних законів електролізу числом Фарадея(точне значення F- 96498 А * з * моль -1). Отже, виділення з розчину цього числа еквівалентів nе. через розчин слід пропустити кількість електрики, що дорівнює F*nе А * з * моль -1 . Інакше кажучи,
I*t =F*nе Тут I- струм, t- Час проходження струму через розчин. В розділі " Основи титруваннявже було показано, що кількість еквівалентів речовини nе. дорівнює добутку числа молей на еквівалентне число:
nе = n*ZОтже:

I*t = F*n*Z

В даному випадку Z- Заряд іонів (для Ag + Z= 1 для Cu 2+ Z= 2, для Al 3+ Z= 3 і т. д.). Якщо висловити число молей у вигляді відношення маси до мольної маси ( n = m/М), то ми отримаємо формулу, яка дозволяє розрахувати всі процеси, що відбуваються при електролізі:

I*t =F*m*Z/M

За цією формулою можна обчислити струм:

I = F*m*Z/(t*M)= 9,65 * 10 4 * 1,18 * 2 / (3600 * 63,54) А * с * г * моль / (с * моль * г) = 0,996 А

Якщо ввести співвідношення для електричної роботи Wел

Wел = U*I*tі Wел / U = I*t

Те, знаючи напругу U, Можна обчислити:

Wел = F*m*Z*U/M

Можна також розрахувати скільки часу необхідно для електролітичного виділення певної кількості речовини або скільки речовини виділиться за певний час. Під час досвіду щільність струму слід підтримувати в заданих межах. Якщо вона буде менше 0,01 А/см 2 то виділиться занадто мало металу, так як будуть частково утворюватися іони міді(I). При занадто високій щільності струму зчеплення покриття з електродом буде слабким і при вилучення електрода з розчину воно може обсипатися.
На практиці гальванічні покриття на металах застосовують насамперед для захисту від корозії та для отримання дзеркального блиску.
Крім того, метали, особливо мідь і свинець, очищають за допомогою анодного розчинення та подальшого виділення на катоді (електролітичне рафінування).
Щоб покрити залізо міддю або нікелем, необхідно ретельно очистити поверхню предмета. Для цього відполіруємо її відмученою крейдою та послідовно знежиримо розведеним розчином їдкого натру, водою та спиртом. Якщо предмет покритий іржею, треба протруїти його заздалегідь у 10-15% розчині сірчаної кислоти.
Очищений виріб підвісимо в електролітичній ванні (маленький акваріум або хімічна склянка), де він служитиме як катод.
Розчин для нанесення мідного покриття містить в 1 л води 250 г сульфату міді та 80-100 г концентрованої сірчаної кислоти (Обережно!). В даному випадку анодом буде мідна пластинка. Поверхня анода приблизно повинна дорівнювати поверхні покривається предмета. Тому треба завжди стежити, щоб мідний анод висів у ванній на такій же глибині, як і катод.
Процес проводитимемо при напрузі 3-4 В (дві акумуляторні батареї) та щільності струму 0,02-0,4 А/см 2 . Температура розчину у ванні повинна становити 18-25 °С.
Звернемо увагу на те, щоб площина анода і поверхня, що покривається, були паралельні один одному. Предмети складної форми краще не використовувати. Варіюючи тривалість електролізу, можна отримувати мідне покриття різної товщини.
Часто вдаються до попереднього міднення для того, щоб цей шар нанести міцне покриття з іншого металу. Особливо часто це застосовується при хромуванні заліза, нікелюванні цинкового лиття та інших випадках. Щоправда, для цієї мети використовують дуже отруйні ціанідні електроліти.
Для приготування електроліту для нікелювання 450 мл води розчинний 25 г кристалічного сульфату нікелю, 10 г борної кислоти або 10 г цитрату натрію. Цитрат натрію можна приготувати самим, нейтралізувавши розчин 10 г лимонної кислоти розведеним розчином їдкого натру або розчином соди. Анодом нехай буде пластина нікелю можливо більшої площі, а як джерело напруги візьмемо акумулятор.
Величину щільності струму за допомогою змінного опору підтримуватимемо рівною 0,005 А/см 2 . Наприклад, при поверхні предмета 20 см 2 треба працювати за силою струму 0,1 А. Після півгодини роботи предмет буде вже віднікельований. Витягнемо його з ванни і протріть тканиною. Втім, процес нікелювання краще не переривати, тому що тоді шар нікелю може запассівуватися і наступне покриття погано буде триматися.
Щоб досягти дзеркального блиску без механічного полірування, введемо в гальванічну ванну так звану блискучую добавку. Такими добавками є, наприклад, клей, желатину, цукор. Можна ввести в нікелеву ванну, наприклад, кілька грамів цукру та вивчити його дію.
Щоб приготувати електроліт для хромування заліза (після попереднього міднення), в 100 мл води розчинний 40 г ангідриду хромової кислоти СrО 3 (Обережно! Отрута!) і точно 0,5 г сірчаної кислоти (ні в якому разі не більше!). Процес протікає при щільності струму близько 0,1 А/см 2 а в якості анода використовується свинцева пластина, площа якої повинна бути трохи менше площі хромованої поверхні.
Нікелеві та хромові ванни найкраще злегка підігріти (приблизно до 35 ° С). Звернемо увагу на те, що електроліти для хромування, особливо при тривалому процесі і високій силі струму, виділяють пари, що містять хромову кислоту, які дуже шкідливі для здоров'я. Тому хромування слід проводити під тягою або на свіжому повітрі, наприклад на балконі.
При хромуванні (а меншою мірою і при нікелюванні) не весь струм використовується на осадження металу. Одночасно виділяється водень. На підставі низки напруг слід було б очікувати, що метали, що стоять перед воднем, взагалі не повинні виділятися з водних розчинів, а навпаки повинен був виділятися менш активний водень. Однак тут, як і при анодному розчиненні металів, катодне виділення водню часто гальмується і спостерігається лише за високої напруги. Це явище називають перенапруженням водню, і воно особливо велике, наприклад, на свинці. Завдяки цьому може функціонувати свинцевий акумулятор. При зарядці акумулятора замість РbО 2 на катоді повинен виникати водень, але, завдяки перенапрузі, виділення водню починається тоді, коли акумулятор майже повністю заряджений.

Яку інформацію можна отримати з напруги?

Ряд напруг металів широко використовується у неорганічній хімії. Зокрема результати багатьох реакцій і навіть можливість їх здійснення залежать від положення деякого металу в ЕРН. Обговоримо це питання докладніше.

Взаємодія металів із кислотами

Метали, що знаходяться в ряді напруг ліворуч від водню, реагують з кислотами - неокислювачами. Метали, розташовані в ЕРН правіше за Н, взаємодіють тільки з кислотами - окислювачами (зокрема, з HNO 3 і концентрованої H 2 SO 4).

Приклад 1. Цинк розташований в ЕРН лівіше водню, отже, здатний реагувати практично з усіма кислотами:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

Приклад 2. Мідь знаходиться в ЕРН правіше за Н; даний метал не реагує зі "звичайними" кислотами (HCl, H 3 PO 4 , HBr, органічні кислоти), проте вступає у взаємодію з кислотами-окислювачами (азотна, концентрована сірчана):

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Звертаю увагу на важливий момент: при взаємодії металів із кислотами-окислювачами виділяється не водень, а деякі інші сполуки. Докладніше про це можна почитати!

Взаємодія металів із водою

Метали, розташовані у ряді напруг лівіше Mg, легко реагують з водою вже за кімнатної температури з виділенням водню та утворенням розчину лугу.

Приклад 3. Натрій, калій, кальцій легко розчиняються у воді з утворенням розчину лугу:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

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

Метали, розташовані у ряді напруг від водню до магнію (включно), у ряді випадків взаємодіють із водою, але реакції вимагають специфічних умов. Наприклад, алюміній і магній починають взаємодію з Н 2 тільки після видалення оксидної плівки з поверхні металу. Залізо не реагує з водою за кімнатної температури, але взаємодіє з парами води. Кобальт, нікель, олово, свинець практично не взаємодіють з H 2 O не тільки при кімнатній температурі, а й нагріванні.

Метали, розташовані у правій частині ЕРН (срібло, золото, платина) не реагують з водою за жодних умов.

Взаємодія металів із водними розчинами солей

Йтиметься про реакції наступного типу:

метал (*) + сіль металу (**) = метал (**) + сіль металу (*)

Хотілося б підкреслити, що зірочки позначають у разі не ступінь окислення, не валентність металу, а дозволяють розрізнити метал № 1 і метал № 2.

Для здійснення подібної реакції необхідне одночасне виконання трьох умов:

1. солі, що беруть участь у процесі, повинні розчинятися у воді (це легко перевірити, користуючись таблицею розчинності);
2. метал (*) повинен перебувати у ряді напруг ліворуч від металу (**);
3. метал (*) не повинен реагувати з водою (що також легко перевіряється по ЕРН).

Приклад 4. Розглянемо кілька реакцій:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Перша реакція легко здійсненна, всі перелічені вище умови виконані: сульфат міді розчинний у воді, цинк знаходиться в ЕРН лівіше за мідь, Zn не реагує з водою.

Друга реакція неможлива, тому що не виконана перша умова (сульфід міді (II) практично не розчиняється у воді). Третя реакція неможлива, оскільки свинець - менш активний метал, ніж залізо (перебуває правіше в ЕРН). Нарешті, четвертий процес не призведе до осадження нікелю, оскільки реагує калій з водою; гідроксид калію, що утворився, може вступити в реакцію з розчином солі, але це вже зовсім інший процес.

Процес термічного розпаду нітратів

Нагадаю, що нітрати – це солі азотної кислоти. Всі нітрати розкладаються при нагріванні, але склад продуктів розкладання може бути різним. Склад визначається положенням металу у ряді напруг.

Нітрати металів, розташованих в ЕРН ліворуч від магнію, при нагріванні утворюють відповідний нітрит і кисень:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

В ході термічного розкладання нітратів металів, розташованих у ряді напруг від Mg до Cu включно, утворюються оксид металу, NO 2 і кисень:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Нарешті, при розкладанні нітратів найменш активних металів (розташованих в ЕРН правіше за мідь) утворюються метал, діоксид азоту і кисень.

Ряд стандартних електродних потенціалів кількісно характеризує відновлювальну здатність атомів металів та окислювальну здатність їх іонів.

Ряд стандартних електродних потенціалів дозволяє вирішувати питання про спрямування мимовільного перебігу окислювально-відновних реакцій. Як і загальному випадку будь-якої хімічної реакції, визначальним чинником служить знак зміни ізобарного потенціалу реакції. Але це означає, що перша з цих систем виступатиме як відновник, а друга - як окислювач. При безпосередньому взаємодії речовин можливий напрямок реакції буде, звичайно, таким самим, як і при її здійсненні в гальванічному елементі.

Ряд стандартних електродних потенціалів дозволяє вирішувати питання про спрямування мимовільного перебігу окислювально-відновних реакцій. Як і в загальному випадку будь-якої хімічної реакції, визначальним фактором є знак зміни енергії Гіббса реакції. Але це означає, що перша з цих систем виступатиме як відновник, а друга - як окислювач. При безпосередньому взаємодії речовин можливий напрямок реакції буде, звичайно, таким самим, як і при її здійсненні в гальванічному елементі.

Ряд стандартних електродних потенціалів характеризує хімічні властивості металів.

Ряд стандартних електродних потенціалів характеризує хімічні властивості металів. Він використовується при розгляді послідовності розряду іонів при електролізі, а також для опису загальних властивостей металів.

Ряд стандартних електродних потенціалів дозволяє вирішувати питання про спрямування мимовільного перебігу окислювачів не-відновних реакцій. Як і в загальному випадку будь-яка хімічна реакція, визначальним фактором служить тут знання зміни ізобарного потенціалу реакції. Але це означає, що перша з цих систем виступатиме як відновник, а друга - як окислювач. При безпосередній взаємодії речовин можливий напрямок реакції буде, звичайно, таким самим, як і при її здійсненні в гальванічному елементі.

Ряд стандартних електродних потенціалів характеризує хімічні властивості металів. Він використовується визначення послідовності розряду іонів при електролізі, і навіть для опису загальних властивостей металів. При цьому величини стандартних електродних потенціалів кількісно характеризують відновлювальну здатність металів та окислювальну здатність їх іонів.