Metali uključuju s-elemente skupine 1 i 2, sve d- i f-elemente, kao i niz p-elemenata glavnih podskupina: 3 (osim bora), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 ( Sb, Bi) i Ro. Najtipičniji metalni elementi nalaze se na početku razdoblja. Ranije smo govorili o činjenici da se visoko delokalizirane veze pojavljuju u metalima. To je zbog činjenice da se valentni elektroni u metalnim atomima zbog efekta zaslona slabije privlače prema jezgri i prve energije ionizacije za njih su relativno niske. Na našoj uobičajenoj temperaturi (oko 300 K), koja je prilično daleko od apsolutne nule, energija toplinskog gibanja dovoljna je za slobodno kretanje elektrona kroz metal.
Budući da je veza u metalima vrlo delokalizirana i proteže se cijelim kristalom, metali imaju visoku plastičnost, električnu i toplinsku vodljivost. Najveću električnu i toplinsku vodljivost imaju srebro i bakar, a najmanju živa. Potonji je također najtopljiviji metal (-38,9 C). Najvatrostalniji metal je volfram (3390 C). Tako velika razlika u talištu i vrelištu objašnjava se prisutnošću u metalima, osim metalnih veza, određenog udjela kovalentnih veza, posebno za prijelazne elemente s velikim brojem valentnih elektrona.
Razmotrimo elektroničke konfiguracije žive i volframa.
Hg – 5d 10 6s 2; P – 5d 4 6s 2 . Međumolekulska interakcija između atoma žive je vrlo mala, toliko mala da je općenito, pri velikoj gustoći, zbog gravitacije atoma, najtopljiviji metal. Budući da su sve podrazine u atomu žive popunjene, stvaranje kovalentnih veza je općenito nemoguće, a metalna veza je dosta slaba, slabija nego kod alkalnih metala koji su općenito najtopljiviji od svih metala. Naprotiv, u atomu W moguća je tvorba četiriju valentnih veza odjednom. Osim toga, metalna veza je najjača od svih 5d elemenata, a sami atomi su teži od svojih elektroničkih parnjaka: Mo i Cr. Kombinacija ovih čimbenika dovodi do najveće vatrostalnosti volframa.
Elektronska konfiguracija osmija (5d 6 6s 2) je takva da mu nedostaju 4 elektrona prije nego što završi 5d podrazinu, pa je najjače sposoban privući elektrone iz susjednih atoma, što uzrokuje skraćivanje veze metal-metal. Stoga osmij ima najveću gustoću (22,4 g/cm3).
U čisti oblik metali su relativno rijetki. U osnovi, to su kemijski inertni metali (zlato, kao i metali platinske skupine - platina, rodij, iridij, osmij itd.). Srebro, bakar, živa i kositar mogu se naći u samorodnom stanju iu obliku spojeva. Preostali metali pojavljuju se u obliku spojeva koji se nazivaju rude.
Metali se dobivaju iz njihovih spojeva redukcijom iz oksida. Kao redukcijska sredstva koriste se C, CO, aktivni metali, vodik i metan. Ako je ruda metalni sulfid (ZnS, FeS 2), tada se prvo pretvara u oksid. Redukcija metala iz njihovih spojeva drugim metalima naziva se metalotermija. Neki se metali ekstrahiraju iz otopina svojih soli elektrolizom, na primjer aluminij ili natrij. Sve metode dobivanja metala iz njihovih spojeva temelje se na redoks procesima.
Proces prijenosa elektrona u redoks polureakciji može se prikazati sljedećom općom jednadžbom:
Proces prijelaza elektrona odgovara promjeni Gibbsove energije koja je jednaka ∆G = –nFE, gdje je F (Faradayeva konstanta, odgovara količini elektriciteta potrebnoj za redukciju ili oksidaciju jednog mola tvari) = 96500 C/mol, n je broj elektrona, E je potencijal elektrode, B je razlika napona između oksidirajućeg i redukcijskog sredstva. S druge strane, ∆G = –RTlnK = –nFE; RTlnK = nFE. Stoga je E = RTlnK/nF. Kako je K = /, a 2,3lnK = logK, ovisnost potencijala elektrode o koncentracijama tvari - sudionika u elektrodnom procesu - i o temperaturi izražava se sljedećom jednadžbom:
E = E 0 + log/ – Nernstova jednadžba.
Na standardnoj temperaturi (298 K) jednadžba ima oblik:
E = E 0 + 0,059lg/
Koncentracija oksidirajućeg sredstva uvijek je navedena u brojniku, a potencijal je uvijek dan za polureakciju redukcije: Ox + ne = Red.
Pri ravnotežnim koncentracijama oksidirajućeg i redukcijskog sredstva jednakim jedinici, E = E 0 je standardni elektrodni potencijal: to je potencijal danog elektrodnog procesa pri jediničnim koncentracijama svih tvari. Budući da je apsolutna vrijednost standarda elektrodni potencijali ne može odrediti, tada se kao polazna točka uzima potencijal polureakcije: 2N + + 2e = N 2 . Pretpostavlja se da je potencijal ovog elektrodnog procesa 0 pri jediničnim koncentracijama vodikovog kationa. Vodikova elektroda sastoji se od platinske ploče, koja je uronjena u otopinu sumporne kiseline s [H + ] = 1 mol/l i isprana strujom H 2 pod tlakom od 101325 Pa pri 298 K.
Potencijal elektrode je EMF galvanskog članka, koji se sastoji od elektrode koja se proučava i standardne vodikove elektrode. Poredajući metale u rastućem redoslijedu veličine njihovih elektrodnih potencijala, dobivamo niz standardnih elektrodnih potencijala metala. Ono karakterizira Kemijska svojstva metali Svaki metal u nizu istiskuje sve sljedeće metale iz otopine njihovih soli. Metali u redu lijevo od vodika istiskuju ga iz kiselih otopina.
Potencijal bilo koje redoks reakcije može se izračunati na temelju vrijednosti potencijala polureakcije.
Razmotrimo jednostavan primjer: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2. Za ovaj proces odvijaju se dvije polureakcije:
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
Budući da je potencijal druge polureakcije veći od prve, druga polureakcija će teći slijeva nadesno, odnosno prema stvaranju molekula vodika. Prva polureakcija odvijat će se s desna na lijevo, odnosno prema stvaranju cinkovih kationa.
Razmatrajući proizvodnju metala, govorili smo o činjenici da se određeni broj metala reducira iz svojih oksida drugim, aktivnijim metalima. Na primjer, magnezij može reducirati bakar iz bakrovog(II) oksida. Usporedimo dvije polureakcije:
Cu 2+ + 2e = Cu E 0 = +0,34 V
Mg 2+ + 2e = Mg E 0 = –2,36 V
Potencijal prve polureakcije veći je od druge i ona će se odvijati slijeva na desno, a druge s desna na lijevo.
Dakle, za određivanje smjera redoks reakcija potrebno je zapisati dvije polureakcije iz oksidiranog oblika u reducirani oblik i usporediti njihove potencijale. Reakcija s većim potencijalom odvijat će se slijeva nadesno, a ona s nižim s desna nalijevo.
Gotovo sve reakcije metala su redoks procesi i za određivanje njihovog smjera potrebno je prije svega uzeti u obzir potencijale svake od polureakcija u redoks procesu. Ali, osim toga, postoje iznimke. Na primjer, olovo je netopljivo u sumpornoj kiselini, unatoč činjenici da je potencijal para Pb 2+ /Pb –0,15 V. Činjenica je da je olovni sulfat netopljiv i njegovo stvaranje sprječava daljnju oksidaciju olova.
Predavanje 15.
Elektroliza.
Otopine i taline elektrolita sadrže suprotno nabijene ione (katione i anione), koji su u stalnom gibanju. Ako se inertne (grafitne) elektrode urone u ovakvu tekućinu, npr. u talinu natrijevog klorida (topi se na 801 0 C) i propusti konstantnu električnu struju, tada će ioni pod utjecajem vanjskog električnog polja kreću se prema elektrodama, kationi prema katodi, a anioni prema anodi. Natrijevi kationi, dospjevši do katode, prihvaćaju elektrone s nje i reduciraju se u metalni natrij:
Kloridni ioni se oksidiraju na anodi:
2Sl – – 2e = Cl 2 0
Kao rezultat toga, na katodi se oslobađa metalni natrij, a na anodi molekularni klor. Ukupna jednadžba za elektrolizu rastaljenog natrijevog klorida je sljedeća.
K: Na + + e = Na 0 2
A: 2Sl – – 2e = Cl 2 0 1
2Na + + 2Sl – elektroliza ® 2Na 0 + Cl 2 0
2NaSl = 2Na + Cl 2
Ova reakcija je redoks: na anodi se odvija proces oksidacije, a na katodi redukcija.
Redoks proces koji se odvija na elektrodama tijekom prolaska električna struja kroz talinu ili otopinu elektrolita naziva se elektroliza.
Bit elektrolize je provođenje kemijskih reakcija pomoću električne energije. U ovom slučaju katoda daje elektrone kationima, a anoda prihvaća elektrone od aniona. Djelovanje istosmjerne električne struje mnogo je jače od djelovanja kemijskih reduktivnih sredstava i oksidacijskih sredstava. Elektrolizom je prvi put dobiven plin fluor.
Elektroliza je provedena u otopini kalijevog fluorida u fluorovodičnoj kiselini. U u ovom slučaju Na anodi se oslobađa fluor, a na katodi vodik. Elektroliza se provodi u elektrolitičkoj kupki.
Potrebno je razlikovati elektrolizu rastaljenih elektrolita i njihovih otopina. U potonjem slučaju, molekule vode mogu sudjelovati u procesima. Na primjer, tijekom elektrolize vodene otopine natrijeva klorida na inertnim (grafitnim) elektrodama dolazi do redukcije molekula vode na katodi umjesto kationa natrija.
2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –
a kloridni ioni se oksidiraju na anodi:
2Sl – – 2e = Cl 2 0
Kao rezultat, na katodi se oslobađa vodik, na anodi se oslobađa klor, a u otopini se nakupljaju molekule natrijevog hidroksida. Opća jednadžba Elektroliza vodene otopine natrijeva klorida ima oblik:
K: 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –
A: 2Sl – – 2e = Cl 2 0
2H 2 O + 2Sl – = H 2 + Cl 2 + 2OH –
Inače, industrija tako proizvodi hidrokside svih alkalijskih i nekih zemnoalkalijskih metala, kao i aluminija.
Koja je razlika između elektrolize talina i vodenih otopina elektrolita? Procesi oporavka na katodi vodenih otopina elektrolita ovise o vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala metala, naime najčešće djeluju kao kationi koji se reduciraju na katodi. Ovdje postoje tri moguće opcije:
1. Metalni kationi koji imaju standardni elektrodni potencijal veći su od potencijala vodika, odnosno više od nule tijekom elektrolize potpuno se reduciraju na katodi (bakar, srebro, zlato i drugi).
2. Metalni kationi koji imaju vrlo mala vrijednost standardni elektrodni potencijal (od uključivo litija do aluminija), ne smanjuju se na katodi, ali reduciraju se molekule vode.
3. Metalni kationi, čiji je standardni elektrodni potencijal manji od potencijala vodika, ali veći od potencijala aluminija, reduciraju se tijekom elektrolize na katodi zajedno s molekulama vode.
Ako je nekoliko metalnih kationa istovremeno prisutno u vodenoj otopini, tada se tijekom elektrolize njihovo otpuštanje na katodi odvija redoslijedom smanjenja algebarske vrijednosti standardnog elektrodnog potencijala odgovarajućeg metala. Na primjer, kada analizirate brončani tip BrAZh ili BrAZhMts (bakar, aluminij, željezo i mangan), možete odabrati određenu vrijednost struje, odvojiti bakar na inertnu elektrodu (na primjer platinu), izvući elektrodu, izvagati je i odrediti sadržaj bakra. Zatim odvojite aluminij i odredite njegov sadržaj. Ovo je dobar način za odvajanje metala pozitivna vrijednost standardni potencijal elektrode.
Sve elektrode dijele se na netopive (inertne) - ugljik, grafit, platina, iridij. Topivi - bakar, srebro, cink, kadmij, nikal i drugi. Koncept topljive elektrode važan je za anodu, jer je ona ta koja se može otopiti tijekom elektrolize. Na netopivoj anodi, tijekom procesa elektrolize, dolazi do oksidacije aniona ili molekula vode. U ovom slučaju, anioni kiselina bez kisika prilično se lako oksidiraju. Ako su u otopini prisutni anioni kiselina koje sadrže kisik, tada se molekule vode oksidiraju na anodi, oslobađajući kisik prema reakciji:
2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +
Tijekom elektrolize, sama topljiva anoda oksidira, predajući elektrone vanjštini strujni krug i idemo u rješenje:
A: Ja Û Ja n+ + ne –
Pogledajmo primjere elektrolize talina i otopina elektrolita.
Ako iz čitavog niza standardnih elektrodnih potencijala izaberemo samo one elektrodne procese koji odgovaraju općoj jednadžbi
tada dobivamo niz metalnih naprezanja. Osim metala, ova serija će uvijek uključivati vodik, što vam omogućuje da vidite koji su metali sposobni istisnuti vodik iz vodenih otopina kiselina.
Tablica 19. Serije metalnih naprezanja
Broj naprezanja za najvažnije metale dat je u tablici. 19. Položaj određenog metala u nizu naprezanja karakterizira njegovu sposobnost podvrgavanja redoks interakcijama u vodenim otopinama pod standardnim uvjetima. Metalni ioni su oksidansi, a metali u obliku jednostavnih tvari redukcijska sredstva. Štoviše, što je metal dalje u naponskom nizu, to su njegovi ioni jači oksidacijski agens u vodenoj otopini, i obrnuto, što je metal bliži početku niza, to su jača redukcijska svojstva jednostavnog tvar - metal.
Procesni potencijal elektrode
u neutralnom okruženju jednak je B (vidi str. 273). Aktivni metali na početku niza, s potencijalom znatno negativnijim od -0,41 V, istiskuju vodik iz vode. Magnezij istiskuje vodik samo iz Vruća voda. Metali smješteni između magnezija i kadmija općenito ne istiskuju vodik iz vode. Na površini ovih metala stvaraju se oksidni filmovi koji imaju zaštitni učinak.
Metali smješteni između magnezija i vodika istiskuju vodik iz kiselih otopina. Istodobno se na površini nekih metala stvaraju i zaštitni filmovi koji inhibiraju reakciju. Dakle, oksidni film na aluminiju čini ovaj metal stabilnim ne samo u vodi, već iu otopinama određenih kiselina. Olovo se ne otapa u sumpornoj kiselini pri nižoj koncentraciji, budući da je sol nastala kada olovo reagira sa sumpornom kiselinom netopljiva i stvara zaštitni film na površini metala. Fenomen duboke inhibicije oksidacije metala, zbog prisutnosti zaštitnih oksidnih ili solnih filmova na njegovoj površini, naziva se pasivnost, a stanje metala u tom slučaju naziva se pasivno stanje.
Metali se mogu međusobno istiskivati iz otopina soli. Smjer reakcije određen je njihovim relativnim položajem u nizu naprezanja. Razmatrajući specifične slučajeve takvih reakcija, treba imati na umu da aktivni metali istiskuju vodik ne samo iz vode, već i iz bilo koje vodene otopine. Stoga se međusobno istiskivanje metala iz otopina njihovih soli praktički događa samo u slučaju metala koji se nalaze u nizu iza magnezija.
Beketov je prvi potanko proučio istiskivanje metala iz njihovih spojeva drugim metalima. Kao rezultat svog rada, rasporedio je metale prema njihovoj kemijskoj aktivnosti u niz pomaka, koji je prototip niza metalnih naprezanja.
Relativni položaj nekih metala u nizu naprezanja iu periodnom sustavu na prvi pogled ne odgovara jedan drugome. Na primjer, prema položaju u periodnom sustavu, kemijska aktivnost kalija trebala bi biti veća od natrija, a natrija - veća od litija. U nizu napona litij je najaktivniji, a kalij zauzima srednji položaj između litija i natrija. Cink i bakar, prema položaju u periodnom sustavu, trebali bi imati približno jednaku kemijsku aktivnost, ali se u nizu napona cink nalazi mnogo ranije od bakra. Razlog za ovu vrstu nedosljednosti je sljedeći.
Kada se uspoređuju metali koji zauzimaju jedno ili drugo mjesto u periodnom sustavu, energija ionizacije slobodnih atoma uzima se kao mjera njihove kemijske aktivnosti - redukcijske sposobnosti. Doista, kada se kreće, na primjer, odozgo prema dolje duž glavne podskupine I. skupine periodnog sustava, energija ionizacije atoma se smanjuje, što je povezano s povećanjem njihovih radijusa (tj. S većom udaljenošću vanjskih elektrona iz jezgre) i s povećanjem ekrana pozitivnog naboja jezgre međuelektronskim slojevima (vidi § 31). Stoga atomi kalija pokazuju veću kemijsku aktivnost - imaju jača redukcijska svojstva - od atoma natrija, a atomi natrija pokazuju veću aktivnost od atoma litija.
Pri usporedbi metala u nizu napona, kao mjera kemijske aktivnosti uzima se rad pretvaranja metala u čvrstom stanju u hidratizirane ione u vodenoj otopini. Ovaj se rad može predstaviti kao zbroj triju pojmova: energija atomizacije - transformacija metalnog kristala u izolirane atome, energija ionizacije slobodnih atoma metala i energija hidratacije nastalih iona. Energija atomizacije karakterizira čvrstoću kristalne rešetke određenog metala. Energija ionizacije atoma - uklanjanje valentnih elektrona iz njih - izravno je određena položajem metala u periodnom sustavu. Energija koja se oslobađa tijekom hidratacije ovisi o elektronskoj strukturi iona, njegovom naboju i radijusu.
Ioni litija i kalija, koji imaju isti naboj, ali različite radijuse, stvorit će nejednake električna polja. Polje generirano u blizini malih litijevih iona bit će jače od polja u blizini velikih kalijevih iona. Iz ovoga je jasno da će ioni litija hidratizirati uz oslobađanje više energije od iona kalija.
Dakle, tijekom transformacije koja se razmatra, energija se troši na atomizaciju i ionizaciju, a energija se oslobađa tijekom hidratacije. Što je manja ukupna potrošnja energije, to će cijeli proces biti lakši i što će dati metal biti lociran bliže početku niza naprezanja. Ali od tri člana opće energetske bilance samo je jedan - energija ionizacije - izravno određen položajem metala u periodnom sustavu. Prema tome, nema razloga očekivati da će relativni položaj određenih metala u seriji naprezanja uvijek odgovarati njihovom položaju u periodnom sustavu. Dakle, za litij, ukupna potrošnja energije ispada manja nego za kalij, prema čemu litij dolazi ispred kalija u naponskom nizu.
Za bakar i cink, utrošak energije za ionizaciju slobodnih atoma i dobitak energije tijekom hidratacije iona su bliski. Ali metalni bakar čini jači kristalna rešetka, nego cink, što se vidi iz usporedbe temperatura taljenja ovih metala: cink se tali na , a bakar samo na . Dakle, energija utrošena na atomizaciju ovih metala je značajno drugačija, zbog čega su ukupni troškovi energije za cijeli proces u slučaju bakra puno veći nego u slučaju cinka, što objašnjava relativni položaj ovih metala. metali u nizu naprezanja.
Pri prelasku iz vode u nevodena otapala, relativni položaji metala u nizu napona mogu se promijeniti. Razlog tome je što energija solvatacije iona razni metali drugačije se mijenja pri prelasku iz jednog otapala u drugo.
Konkretno, ion bakra se prilično snažno solvatira u nekim organskim otapalima; To dovodi do činjenice da se u takvim otapalima bakar nalazi u nizu napona prije vodika i istiskuje ga iz kiselih otopina.
Dakle, za razliku od periodnog sustava elemenata, niz metalnih naprezanja nije odraz općeg obrasca, na temelju kojeg je moguće dati sveobuhvatnu karakteristiku kemijskih svojstava metala. Niz napona karakterizira samo redoks sposobnost Elektrokemijski sustav“metal - metalni ion” pod strogo određenim uvjetima: vrijednosti navedene u njemu odnose se na vodenu otopinu, temperaturu i jediničnu koncentraciju (aktivnost) metalnih iona.
U elektrokemijskoj ćeliji (galvanskoj ćeliji) elektroni preostali nakon stvaranja iona uklanjaju se kroz metalnu žicu i rekombiniraju s ionima druge vrste. Odnosno, naboj u vanjskom krugu prenose elektroni, a unutar ćelije, kroz elektrolit u koji su uronjene metalne elektrode, ioni. Ovo stvara zatvoreni električni krug.
Razlika potencijala mjerena u elektrokemijskoj ćeliji je o se objašnjava razlikom u sposobnosti svakog metala da donira elektrone. Svaka elektroda ima vlastiti potencijal, svaki sustav elektroda-elektrolit je polućelija, a bilo koje dvije polućelije tvore elektrokemijsku ćeliju. Potencijal jedne elektrode naziva se potencijal polućelije i određuje sposobnost elektrode da predaje elektrone. Očito je da potencijal svakog poluelementa ne ovisi o prisutnosti drugog poluelementa i njegovom potencijalu. Potencijal polućelije određen je koncentracijom iona u elektrolitu i temperaturom.
Vodik je odabran kao "nulti" poluelement, tj. vjeruje se da se za njega ne obavlja nikakav rad kada se elektron doda ili ukloni da nastane ion. "Nulta" vrijednost potencijala je neophodna da bi se razumjela relativna sposobnost svake od dviju polustanica ćelije da daju i prihvate elektrone.
Potencijali polućelija izmjereni u odnosu na vodikovu elektrodu nazivaju se vodikova ljestvica. Ako je termodinamička tendencija davanja elektrona u jednoj polovici elektrokemijske ćelije veća nego u drugoj, tada je potencijal prve polućelije veći od potencijala druge. Pod utjecajem razlike potencijala doći će do toka elektrona. Kada se spoje dva metala, moguće je odrediti potencijalnu razliku koja nastaje između njih i smjer toka elektrona.
Elektropozitivni metal ima više visoka sposobnost prihvaćaju elektrone, pa će biti katodna ili plemenita. S druge strane, postoje elektronegativni metali, koji su sposobni spontano donirati elektrone. Ovi metali su reaktivni i stoga anodni:
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Na primjer Cu lakše odustaje od elektrona Ag, ali lošiji od Fe . U prisutnosti bakrene elektrode, neioni srebra počet će se spajati s elektronima, što će rezultirati stvaranjem iona bakra i taloženjem metalnog srebra:
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Međutim, isti bakar manje je reaktivan od željeza. Kada metalno željezo dođe u dodir s nonatama bakra, istaložit će se i željezo će prijeći u otopinu:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.
Možemo reći da je bakar katodni metal u odnosu na željezo i anodni metal u odnosu na srebro.
Standardni potencijal elektrode smatra se potencijalom polućelije od potpuno žarenog čistog metala kao elektrode u kontaktu s ionima pri 25 0 C. U ovim mjerenjima, vodikova elektroda djeluje kao referentna elektroda. U slučaju dvovalentnog metala, možemo napisati reakciju koja se odvija u odgovarajućoj elektrokemijskoj ćeliji:
M+2H+→ M2+ + H2.
Posložimo li metale silaznim redoslijedom njihovih standardnih elektrodnih potencijala, dobivamo tzv. elektrokemijski niz metalnih napona (Tablica 1).
Tablica 1. Elektrokemijski niz metalnih napona
|
Ravnoteža metalnih iona (jedinica aktivnosti) |
Potencijal elektrode u odnosu na vodikovu elektrodu na 25°C, V (redukcijski potencijal) |
|
|
Plemeniti odnosno katoda |
Au-Au 3+ |
1,498 |
|
Pt-Pt 2+ |
||
|
Pd-Pd 2+ |
0,987 |
|
|
Ag-Ag+ |
0,799 |
|
|
Hg-Hg 2+ |
0,788 |
|
|
Cu-Cu 2+ |
0,337 |
|
|
H2-H+ |
||
|
Pb-Pb 2+ |
0,126 |
|
|
Sn-Sn 2+ |
0,140 |
|
|
Ni-Ni 2+ |
0,236 |
|
|
Co-Co 2+ |
0,250 |
|
|
Cd-Cd 2+ |
0,403 |
|
|
Fe-Fe 2+ |
0,444 |
|
|
Cr-Cr 2+ |
0,744 |
|
|
Zn-Zn 2+ |
0,763 |
|
|
Aktivan |
Al-Al 2+ |
1,662 |
|
Mg-Mg 2+ |
2,363 |
|
|
Na-Na+ |
2,714 |
|
|
K-K+ |
2,925 |
Na primjer, u bakar-cink galvanskoj ćeliji dolazi do protoka elektrona od cinka do bakra. Bakrena elektroda je pozitivni pol u ovom krugu, a cinkova elektroda je negativni pol. Reaktivniji cink gubi elektrone:
Zn → Zn 2+ + 2e - ; E °=+0,763 V.
Bakar je manje reaktivan i prima elektrone od cinka:
Cu 2+ + 2e - → Cu; E °=+0,337 V.
Napon na metalnoj žici koja spaja elektrode bit će:
0,763 V + 0,337 V = 1,1 V.
Tablica 2. Stacionarni potencijali nekih metala i legura u morskoj vodi u odnosu na normalnu vodikovu elektrodu (GOST 9.005-72).
|
Metal |
Stacionarni potencijal, U |
Metal |
Stacionarni potencijal, U |
|
Magnezij |
1,45 |
Nikal (aktivan sustajanje) |
0,12 |
|
Legura magnezija (6% A l, 3 % Zn, 0,5 % Mn) |
1,20 |
Bakrene legure LMtsZh-55 3-1 |
0,12 |
|
Cinkov |
0,80 |
Mjed (30 % Zn) |
0,11 |
|
Aluminijska legura (10% Mn) |
0,74 |
bronca (5-10 % Al) |
0,10 |
|
Aluminijska legura (10% Zn) |
0,70 |
Crveni mesing (5-10 % Zn) |
0,08 |
|
Aluminijska legura K48-1 |
0,660 |
Bakar |
0,08 |
|
Aluminijska legura B48-4 |
0,650 |
Kupronikal (30% Ni) |
0,02 |
|
Aluminijska legura AMg5 |
0,550 |
Brončana "Neva" |
0,01 |
|
Aluminijska legura AMg61 |
0,540 |
Bronca Br. AZHN 9-4-4 |
0,02 |
|
Aluminij |
0,53 |
Nehrđajući čelik X13 (pasivno stanje) |
0,03 |
|
Kadmij |
0,52 |
Nikal (pasivno stanje) |
0,05 |
|
Duraluminij i legura aluminija AMg6 |
0,50 |
Nehrđajući čelik X17 (pasivno stanje) |
0,10 |
|
Željezo |
0,50 |
Titan tehnički |
0,10 |
|
Čelik 45G17Yu3 |
0,47 |
Srebro |
0,12 |
|
Čelik St4S |
0,46 |
Nehrđajući čelik 1X14ND |
0,12 |
|
Čelik SHL4 |
0,45 |
Titanijev jodid |
0,15 |
|
Čelik tipa AK i ugljični čelik |
0,40 |
Nehrđajući čelik H18N9 (pasivno stanje) i OH17N7U |
0,17 |
|
Sivi lijev |
0,36 |
Monel metal |
0,17 |
|
Nehrđajući čelici X13 i X17 (aktivno stanje) |
0,32 |
Nehrđajući čelik H18N12M3 (pasivno stanje) |
0,20 |
|
Nikal-bakar lijevano željezo (12-15% Ni, 5-7% Si) |
0,30 |
Nehrđajući čelik H18N10T |
0,25 |
|
voditi |
0,30 |
Platina |
0,40 |
|
Kositar |
0,25 |
Bilješka . Navedene numeričke vrijednosti potencijala i redoslijed metala u nizu mogu varirati u različitim stupnjevima ovisno o čistoći metala, sastavu morska voda, stupanj prozračnosti i stanje površine metala.
Niz standardnih elektrodnih potencijala kvantitativno karakterizira reducirajuću sposobnost atoma metala i oksidacijsku sposobnost njihovih iona.
Niz standardnih elektrodnih potencijala omogućuje rješavanje pitanja smjera spontanog odvijanja redoks reakcija. Kao u općem slučaju, bilo koji kemijska reakcija, ovdje je odlučujući faktor predznak promjene u izobarnom potencijalu reakcije. Ali to znači da će prvi od ovih sustava djelovati kao redukcijsko sredstvo, a drugi kao oksidacijsko sredstvo. Kod izravnog međudjelovanja tvari mogući smjer reakcije bit će, naravno, isti kao i kad se odvija u galvanskom članku.
Niz standardnih elektrodnih potencijala omogućuje rješavanje pitanja smjera spontanog odvijanja redoks reakcija. Kao i u općenitom slučaju svake kemijske reakcije, odlučujući čimbenik ovdje je predznak promjene Gibbsove energije reakcije. Ali to znači da će prvi od ovih sustava djelovati kao redukcijsko sredstvo, a drugi kao oksidacijsko sredstvo. Kod izravnog međudjelovanja tvari mogući smjer reakcije bit će, naravno, isti kao i kad se odvija u galvanskom članku.
Niz standardnih elektrodnih potencijala karakterizira kemijska svojstva metala.
| Standardna vodikova elektroda.| Galvanski krug za mjerenje standardnog elektrodnog potencijala metala. |
Niz standardnih elektrodnih potencijala karakterizira kemijska svojstva metala. Koristi se kada se razmatra redoslijed pražnjenja iona tijekom elektrolize, kao i kada se opisuju opća svojstva metala.
Niz standardnih elektrodnih potencijala omogućuje rješavanje pitanja smjera spontanog odvijanja oksidacijskih i neredukcijskih reakcija. Kao iu općenitom slučaju svake kemijske reakcije, odlučujući čimbenik ovdje je promjena u izobarnom potencijalu reakcije. Ali to znači da će prvi od ovih sustava djelovati kao redukcijsko sredstvo, a drugi - kao oksidacijsko sredstvo. Uz izravnu interakciju tvari, mogući smjer reakcije bit će, naravno, isti kao kada se odvija u galvanskom članku.
Niz standardnih elektrodnih potencijala karakterizira kemijska svojstva metala. Koristi se za određivanje redoslijeda pražnjenja iona tijekom elektrolize, kao i za opisivanje općih svojstava metala. U ovom slučaju, vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala kvantitativno karakteriziraju reducirajuću sposobnost metala i oksidacijsku sposobnost njihovih iona.
Koje se informacije mogu dobiti iz niza napona?
Široko se koristi niz metalnih napona anorganska kemija. Konkretno, rezultati mnogih reakcija, pa čak i mogućnost njihove provedbe ovise o položaju određenog metala u NER-u. Raspravljajmo o ovom pitanju detaljnije.
Međudjelovanje metala s kiselinama
Metali smješteni u nizu napona lijevo od vodika reagiraju s kiselinama - neoksidirajućim sredstvima. Metali smješteni u NER desno od H međusobno djeluju samo s oksidirajućim kiselinama (osobito s HNO 3 i koncentriranim H 2 SO 4).
Primjer 1. Cink se nalazi u NER-u lijevo od vodika, stoga može reagirati s gotovo svim kiselinama:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Primjer 2. Bakar se nalazi u ERN desno od H; ovaj metal ne reagira s "običnim" kiselinama (HCl, H 3 PO 4, HBr, organske kiseline), ali stupa u interakciju s oksidirajućim kiselinama (nitratna, koncentrirana sumporna):
Cu + 4HNO 3 (konc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Skrećem vam pozornost na važna točka: kada metali komuniciraju s oksidirajućim kiselinama, ne oslobađa se vodik, već neki drugi spojevi. Možete pročitati više o ovome!
Međudjelovanje metala s vodom
Metali smješteni u nizu napona lijevo od Mg lako reagiraju s vodom već na sobnoj temperaturi, oslobađajući vodik i stvarajući otopinu lužine.
Primjer 3. Natrij, kalij, kalcij lako se otapaju u vodi i formiraju alkalnu otopinu:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Metali koji se nalaze u rasponu napona od vodika do magnezija (uključujući) u nekim slučajevima stupaju u interakciju s vodom, ali reakcije zahtijevaju specifične uvjete. Na primjer, aluminij i magnezij počinju djelovati s H 2 O tek nakon uklanjanja oksidnog filma s metalne površine. Željezo ne reagira s vodom na sobnoj temperaturi, ali reagira s vodenom parom. Kobalt, nikal, kositar i olovo praktički ne stupaju u interakciju s H2O, ne samo na sobnoj temperaturi, već i kada se zagrijavaju.
Metali koji se nalaze na desnoj strani ERN (srebro, zlato, platina) ne reagiraju s vodom ni pod kojim uvjetima.
Međudjelovanje metala s vodenim otopinama soli
Govorit ćemo o reakcijama sljedećeg tipa:
metal (*) + sol metala (**) = metal (**) + sol metala (*)
Želio bih naglasiti da zvjezdice u ovom slučaju ne označavaju oksidacijsko stanje ili valenciju metala, već jednostavno omogućuju razlikovanje metala br. 1 od metala br. 2.
Za izvođenje takve reakcije moraju biti ispunjena tri uvjeta istovremeno:
- soli uključene u proces moraju biti otopljene u vodi (ovo se lako može provjeriti pomoću tablice topljivosti);
- metal (*) mora biti u nizu naprezanja lijevo od metala (**);
- metal (*) ne bi trebao reagirati s vodom (što se također lako provjerava pomoću ESI).
Primjer 4. Pogledajmo nekoliko reakcija:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni(NO 3) 2 ≠
Prva reakcija je lako izvediva, ispunjeni su svi navedeni uvjeti: bakrov sulfat je topiv u vodi, cink je u NER-u lijevo od bakra, Zn ne reagira s vodom.
Druga reakcija je nemoguća jer prvi uvjet nije ispunjen (bakrov (II) sulfid je praktički netopljiv u vodi). Treća reakcija nije izvediva, jer je olovo manje aktivan metal od željeza (nalazi se desno u ESR). Konačno, četvrti proces NEĆE rezultirati taloženjem nikla jer kalij reagira s vodom; nastali kalijev hidroksid može reagirati s otopinom soli, ali to je potpuno drugačiji proces.
Proces toplinske razgradnje nitrata
Podsjetit ću vas da su nitrati soli dušične kiseline. Svi se nitrati zagrijavanjem razgrađuju, ali sastav produkata razgradnje može varirati. Sastav je određen položajem metala u nizu naprezanja.
Nitrati metala koji se nalaze u NER-u lijevo od magnezija, kada se zagrijavaju, tvore odgovarajući nitrit i kisik:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
Tijekom toplinske razgradnje metalnih nitrata koji se nalaze u području napona od Mg do uključivo Cu, nastaju metalni oksid, NO 2 i kisik:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Konačno, tijekom razgradnje nitrata najmanje aktivnih metala (koji se nalaze u ERN-u desno od bakra) nastaju metal, dušikov dioksid i kisik.
