Metalai apima 1 ir 2 grupių s-elementus, visus d- ir f-elementus, taip pat nemažai pagrindinių pogrupių p-elementų: 3 (išskyrus borą), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 (Sb, Bi) ir Ro. Būdingiausi metaliniai elementai yra periodų pradžioje. Anksčiau mes sakėme, kad stipriai delokalizuota jungtis vyksta metaluose. Taip yra dėl to, kad dėl atrankos efekto metalo atomų valentiniai elektronai mažiau traukia branduolį, o pirmosios jiems jonizacijos energijos yra palyginti mažos. Mūsų įprastoje temperatūroje (apie 300 K), kuri yra gana toli nuo absoliutaus nulio, šiluminio judesio energijos pakanka laisvam elektronų judėjimui visame metale.
Kadangi metalų jungtis stipriai delokalizuojasi ir apima visą kristalą, metalai pasižymi dideliu plastiškumu, elektriniu ir šilumos laidumu. Sidabras ir varis turi aukščiausią elektrinį ir šilumos laidumą, o gyvsidabris - žemiausią. Pastarasis taip pat yra žemiausiai tirpstantis metalas (–38,9 ° C). ugniai atspariausias metalas yra volframas (3390 C). Toks didelis lydymosi ir virimo temperatūrų skirtumas paaiškinamas tuo, kad metaluose yra ne tik metalų jungtis, bet ir tam tikra dalis kovalentinių ryšių, ypač pereinamuosiuose elementuose, turinčiuose daug valentinių elektronų.
Apsvarstykite gyvsidabrio ir volframo elektronines konfigūracijas.
Hg - 5d 10 6s 2; W - 5d 4 6s 2. Tarpmolekulinė gyvsidabrio atomų sąveika yra labai maža, tokia maža, kad paprastai dėl didelio atomų sunkumo jis yra labiausiai lydomas metalas. Kadangi visos gyvsidabrio atomo pakopos yra užpildytos, kovalentinių ryšių susidaryti paprastai neįmanoma, o metalinis ryšys yra gana silpnas, silpnesnis nei šarminiuose metaluose, kurie paprastai yra labiausiai lydomi tarp visų metalų. Priešingai, W atome įmanoma sudaryti keturias valentines jungtis iš karto. Be to, metalinis ryšys yra stipriausias iš visų 5d elementų, o patys atomai yra sunkesni nei jų elektroniniai kolegos: Mo ir Cr. Šių veiksnių derinys lemia didžiausią volframo atsparumą ugniai.
Elektroninė osmio (5d 6 6s 2) konfigūracija yra tokia, kad iki 5d papildomos pakopos pabaigos jam trūksta 4 elektronų, todėl jis labiausiai pajėgus pritraukti elektronus iš kaimyninių atomų, dėl ko sutrumpėja metalo ir metalo jungtis. Todėl osmio tankis yra didžiausias (22,4 g / cm 3).
Jų grynos formos metalų yra palyginti nedaug. Iš esmės tai yra chemiškai inertiški metalai (auksas, taip pat platinos grupės metalai - platina, rodis, iridis, osmis ir kt.). Sidabras, varis, gyvsidabris ir alavas gali būti randami tiek natūralioje būsenoje, tiek junginių pavidalu. Likę metalai yra junginių, vadinamų rūda, pavidalu.
Metalai gaunami iš jų junginių redukuojant juos iš oksidų. Kaip reduktoriai naudojami C, CO, aktyvūs metalai, vandenilis, metanas. Jei metalo sulfidas (ZnS, FeS 2) veikia kaip rūda, tada jis preliminariai virsta oksidu. Metalo išgavimas iš jų junginių su kitais metalais vadinamas metalotermija. Kai kurie metalai, pavyzdžiui, aliuminio arba natrio, yra išgaunami iš jų druskų tirpalų elektrolizės būdu. Visi metalų gavimo iš jų junginių metodai yra pagrįsti redokso procesais.
Elektronų pereinamąjį procesą redokso pusinės reakcijos metu galima apibūdinti šia bendra lygtimi:
Elektronų perėjimo procesas atitinka Gibso energijos pokytį, lygų ∆G \u003d –nFE, kur F (Faradėjaus konstanta atitinka elektros energijos kiekį, reikalingą norint sumažinti arba oksiduoti vieną medžiagos molį) \u003d 96500 C / mol, n yra elektronų skaičius, E yra elektrodo potencialas, B yra oksidatoriaus ir reduktoriaus įtampos skirtumas. Kita vertus, ∆G \u003d –RTlnK \u003d –nFE; RTlnK \u003d nFE. Taigi E \u003d RTlnK / nF. Kadangi K \u003d /, ir 2,3lnK \u003d logK, elektrodo potencialo priklausomybė nuo medžiagų - elektrodo proceso dalyvių - koncentracijos ir temperatūros išreiškia šią lygtį:
E \u003d E 0 + lg / - Nernsto lygtis.
Esant standartinei temperatūrai (298 K), lygtis būna tokia:
E \u003d E 0 + 0,059 lg /
Oksidanto koncentracija visada nurodoma skaitiklyje, o redukcijos pusinės reakcijos potencialas visada nurodomas: Ox + ne \u003d Raudona.
Esant pusiausvyros oksiduojančio ir redukuojančio agento koncentracijoms, lygioms vienybei, E \u003d E 0 yra standartinis elektrodo potencialas: tai yra tam tikro elektrodo proceso potencialas esant visų medžiagų vieneto koncentracijai. Kadangi absoliučiosios standartinių elektrodų potencialų vertės nustatyti negalima, atskaitos tašku laikomas pusinės reakcijos potencialas: 2H + + 2e \u003d H 2. Manoma, kad šio elektrodo proceso potencialas yra 0 esant vandenilio katijono vieneto koncentracijai. Vandenilio elektrodą sudaro platinos plokštelė, panardinama į sieros rūgšties tirpalą, kai [H +] \u003d 1 mol / L, ir plaunama H2 srautu, esant 101325 Pa slėgiui, esant 298 K.
Elektrodų potencialas vadinamas galvaninio elemento, kurį sudaro bandomasis elektrodas ir standartinis vandenilio elektrodas, EML. Tvarkydami metalus didėjančia tvarka pagal jų elektrodų potencialus, gauname daugybę standartinių metalų elektrodų potencialų. Tai apibūdina metalų chemines savybes. Kiekvienas iš eilės metalų išstumia visus paskesnius metalus iš jų druskų tirpalo. Metalai, esantys eilėje į kairę nuo vandenilio, išstumia jį iš rūgščių tirpalų.
Bet kokios redoksinės reakcijos potencialas gali būti apskaičiuojamas pagal pusės reakcijos potencialo vertę.
Apsvarstykite paprastą pavyzdį: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2. Šiam procesui yra dvi pusinės reakcijos:
Zn 2+ + 2e \u003d Zn 0 E 0 (Zn 2+ / Zn) \u003d –0,76 B
2H + + 2e \u003d H 2 0 E 0 (2H + / H 2) \u003d 0,00 B
Kadangi antros pusės reakcijos potencialas yra didesnis nei pirmosios, antroji reakcijos pusė vyks iš kairės į dešinę, tai yra, vandenilio molekulių susidarymo link. Pirmoji reakcija vyks iš dešinės į kairę, tai yra, į cinko katijonų susidarymą.
Svarstę metalų gamybą, kalbėjome apie tai, kad nemažai metalų iš jų oksidų yra redukuoti kitais, aktyvesniais metalais. Pvz., Varis gali būti redukuotas iš vario (II) oksido su magniu. Palyginkime dvi pusės reakcijas:
Cu 2+ + 2e \u003d Cu E 0 \u003d +0,34 V
Mg 2+ + 2e \u003d Mg E 0 \u003d –2,36 V
Pirmosios reakcijos pusės potencialas yra didesnis nei antrosios, ir būtent ji teka iš kairės į dešinę, o antroji - iš dešinės į kairę.
Taigi, norint nustatyti redoksinių reakcijų kryptį, būtina užregistruoti dvi pusines reakcijas iš oksiduotos į redukuotą formą ir palyginti jų galimybes. Reakcija, kurios potencialas bus didesnis, vyks iš kairės į dešinę, o mažesnio potencialo reakcija - iš dešinės į kairę.
Beveik visos metalo reakcijos yra redokso procesai ir norint nustatyti jų kryptį, visų pirma reikia atsižvelgti į kiekvienos iš pusinių reakcijų galimybes redokso procese. Tačiau yra ir išimčių. Pavyzdžiui, švinas netirpsta sieros rūgštyje, nepaisant to, kad Pb 2+ / Pb poros potencialas yra –0,15 V. Faktas yra tas, kad švino sulfatas yra netirpus ir jo susidarymas neleidžia toliau švino oksiduoti.
15 paskaita.
Elektrolizė.
Tirpaluose ir išlydytuose elektrolituose yra priešingai įkrauti jonai (katijonai ir anijonai), kurie nuolat juda. Jei inertiniai (grafito) elektrodai yra panardinami į tokį skystį, pavyzdžiui, į natrio chlorido išlydymą (lydosi esant 801 0 C) ir praleidžiama pastovi elektros srovė, tada jonai, veikiami išorinio elektrinio lauko, judės į elektrodus, katijonai - į katodą, o anijonai - į. anodas. Natrio katijonai, pasiekę katodą, iš jo paima elektronus ir yra redukuojami į metalinį natrį:
Chlorido jonai oksiduojami anode:
2Сl - - 2e \u003d Cl 2 0
Dėl to katode išsiskiria metalinis natris, o anode - molekulinis chloras. Bendra natrio chlorido lydalo elektrolizės lygtis yra tokia.
K: Na + + e \u003d Na 0 2
IR: 2Сl - - 2e \u003d Cl 2 0 1
2Na + + 2Сl - elektrolizė ® 2Na 0 + Cl 2 0
2NaСl \u003d 2Na + Cl 2
Ši reakcija yra redokso reakcija: oksidas vyksta anode, o redukcija - katode.
Redokso procesas, vykstantis ant elektrodų, kai elektros srovė praeina per lydalo ar elektrolito tirpalą, vadinamas elektrolize.
Elektrolizės esmė yra cheminių reakcijų, susijusių su elektros energija, įgyvendinimas. Tokiu atveju katodas atsisako elektronų katijonams, o anodas priima elektronus iš anijonų. Tiesioginės elektros srovės poveikis yra daug stipresnis nei cheminių reduktorių ir oksidantų. Pirmą kartą dujinis fluoras buvo gautas elektrolizės būdu.
Elektrolizė buvo atlikta kalio fluorido tirpale vandenilio fluorido rūgštyje. IN tokiu atveju fluoras išsiskiria prie anodo, o vandenilis - prie katodo. Elektrolizė atliekama elektrolitinėje vonioje.
Reikėtų atskirti išlydytų elektrolitų ir jų tirpalų elektrolizę. Pastaruoju atveju vandens molekulės gali dalyvauti procesuose. Pavyzdžiui, elektrolizuojant vandeninį natrio chlorido tirpalą ant inertinių (grafito) elektrodų, vandens molekulės sumažinamos katode, o ne natrio katijonuose.
2H2O + 2e \u003d H2 + 2OH -
o anode oksiduojami chlorido jonai:
2Сl - - 2e \u003d Cl 2 0
Dėl to katode išsiskiria vandenilis, anode - chloras, o tirpale kaupiasi natrio hidroksido molekulės. Bendroji natrio chlorido vandeninio tirpalo elektrolizės lygtis yra:
K: 2H2O + 2e \u003d H2 + 2OH -
IR: 2Сl - - 2e \u003d Cl 2 0
2Н 2 О + 2Сl - \u003d Н 2 + Cl 2 + 2ОН -
Beje, taip pramonė gamina visų šarminių ir kai kurių šarminių žemės metalų, taip pat aliuminio hidroksidus.
Kuo skiriasi lydytų medžiagų elektrolizė nuo vandeninių elektrolitų tirpalų? Vandeninių elektrolitų tirpalų redukcijos procesai katode priklauso nuo standartinių metalų elektrodų potencialo dydžio, būtent, jie dažniausiai veikia kaip katijonai, kurie redukuojami katode. Čia galimos trys galimybės:
1. Metalo katijonai, turintys standartinį elektrodo potencialą, yra didesni už vandenilio, tai yra, daugiau nei nulis elektrolizės metu katode yra visiškai sumažintas (varis, sidabras, auksas ir kiti).
2. Metalo katijonai, turintys labai mažą standartinio elektrodo potencialo vertę (nuo ličio iki aliuminio imtinai), katode nesumažėja, bet sumažėja vandens molekulės.
3. Metalo katijonai, kuriuose standartinio elektrodo potencialo reikšmė yra mažesnė už vandenilio, bet didesnė nei aliuminio, katode kartu su vandens molekulėmis elektrolizės metu yra sumažinami.
Tačiau jei keli metalų katijonai yra vienu metu vandeniniame tirpale, tada elektrolizės metu jų išsiskyrimas katode vyksta tokia tvarka, kad sumažėtų atitinkamo metalo standartinio elektrodo potencialo algebrinė vertė. Pavyzdžiui, analizuodami BrAZh arba BrAZhMts tipo bronzą (varį, aliuminį, geležį ir manganą), pasirinkdami tam tikrą srovės stiprio vertę, galite atskirti varį ant inertinio elektrodo (pavyzdžiui, platinos), nuimti elektrodą, pasverti jį ir nustatyti vario kiekį. Tada atskirkite aliuminį ir nustatykite jo kiekį. Tokiu būdu gerai atskirti metalus, turinčius teigiamą standartinį elektrodo potencialą.
Visi elektrodai yra suskirstyti į netirpius (inertiškus) - anglį, grafitą, platiną, iridį. Tirpus - varis, sidabras, cinkas, kadmis, nikelis ir kiti. Tirpiojo elektrodo sąvoka yra svarbi anodui, nes būtent jis sugeba ištirpti elektrolizės metu. Ant netirpaus anodo elektrolizės metu oksiduojasi anijonai arba vandens molekulės. Tokiu atveju anoksinių rūgščių anijonai yra lengvai oksiduojami. Jei tirpale yra deguonies turinčių rūgščių anijonų, tada vandens molekulės anode oksiduojamos, išskiriant deguonį pagal reakciją:
2H2O - 4e \u003d O2 + 4H +
Elektrolizės metu tirpus anodas oksiduojasi, suteikdamas elektronus į išorinę elektros grandinę ir pereidamas į tirpalą:
A: Me Û Me n + + ne -
Panagrinėkime lydalo ir elektrolitų tirpalų elektrolizės pavyzdžius.
Jei iš visos standartinių elektrodų potencialų serijos pasirenkame tik tuos elektrodų procesus, kurie atitinka bendrąją lygtį
tada gauname metalo įtempių seką. Be metalų, vandenilis visada trikdys šią seriją, o tai leidžia pamatyti, kurie metalai gali išstumti vandenilį iš vandeninių rūgščių tirpalų.
19 lentelė. Metalinių įtempių serija
Lentelėje pateikti keli svarbiausių metalų įtempiai. 19. Šio ar kito metalo padėtis įtempių serijoje apibūdina jo sugebėjimą redoksuoti sąveiką vandeniniuose tirpaluose standartinėmis sąlygomis. Metalo jonai yra oksidatoriai, o metalai, esantys paprastų medžiagų pavidalu, yra reduktoriai. Šiuo atveju, kuo toliau metalas yra įtempių eilėje, tuo stipresni jo jonai yra vandeniniame tirpale ir atvirkščiai, kuo arčiau metalo yra serijos pradžia, tuo stipresnės yra paprastos medžiagos - metalo redukcinės savybės.
Elektrodo proceso potencialas
neutralioje aplinkoje lygus B (žr. 273 psl.). Serijos pradžios aktyvieji metalai, kurių potencialas yra daug didesnis nei –0,41 V, išstumia vandenilį iš vandens. Magnis išstumia vandenilį tik iš karšto vandens. Metalai, įterpti tarp magnio ir kadmio, paprastai neišstumia vandenilio iš vandens. Šių metalų paviršiuje susidaro oksido plėvelės, kurios turi apsauginį poveikį.
Metalai, esantys tarp magnio ir vandenilio, išstumia vandenilį iš rūgščių tirpalų. Tokiu atveju kai kurių metalų paviršiuje taip pat susidaro apsauginės plėvelės, kurios slopina reakciją. Oksido plėvelė ant aliuminio daro šį metalą atsparų ne tik vandeniui, bet ir kai kurių rūgščių tirpalams. Švinas netirpsta sieros rūgštyje esant mažesnei koncentracijai, nes druska, susidariusi sąveikaujant švinui su sieros rūgštimi, netirpsta ir sukuria apsauginę plėvelę metalo paviršiuje. Metalų oksidacijos gilaus slopinimo reiškinys, dėl kurio paviršiaus yra apsauginių oksido ar druskos plėvelių, vadinamas pasyvumu, o metalo būsena - pasyvia būsena.
Metalai sugeba atstumti vienas kitą nuo druskos tirpalų. Reakcijos kryptis šiuo atveju nustatoma pagal jų santykinę padėtį įtampų sekose. Atsižvelgiant į specifinius tokių reakcijų atvejus, reikia atsiminti, kad aktyvūs metalai išstumia vandenilį ne tik iš vandens, bet ir iš bet kokio vandeninio tirpalo. Todėl abipusis metalų išstūmimas iš jų druskų tirpalų praktiškai įvyksta tik tiems metalams, kurie yra eilėje po magnio.
Pirmiausia Beketovas išsamiai ištyrė metalų pakeitimą jų junginiais kitais metalais. Dėl savo darbo jis sudėliojo metalus pagal jų cheminį aktyvumą poslinkio eilėje “, kuris yra daugelio metalo įtempių prototipas.
Iš pirmo žvilgsnio kai kurių metalų tarpusavio padėtis įtampų eilutėse ir periodinėje sistemoje neatitinka viena kitos. Pavyzdžiui, atsižvelgiant į vietą periodinėje lentelėje, kalio reaktyvumas turėtų būti didesnis nei natrio, o natrio - daugiau nei ličio. Įtampų serijose aktyviausi yra ličio produktai, o kalis užima tarpinę vietą tarp ličio ir natrio. Cinkas ir varis, atsižvelgiant į jų vietą periodinėje lentelėje, turėtų turėti maždaug vienodą cheminį aktyvumą, tačiau įtampų serijose cinkas yra daug anksčiau nei varis. Tokio nenuoseklumo priežastis yra tokia.
Lyginant metalus, užimančius vieną ar kitą periodinės sistemos vietą, laisvųjų atomų jonizacijos energijos vertė imama kaip jų cheminio aktyvumo - redukcinio pajėgumo - matas. Iš tiesų, einant, pavyzdžiui, iš viršaus į apačią išilgai pagrindinio periodinės sistemos I grupės pogrupio, atomų jonizacijos energija mažėja, o tai yra susiję su jų spindulių padidėjimu (t. Y. Su didesniu išorinių elektronų atstumu nuo branduolio) ir didėjančiu teigiamo branduolio krūvio tikrinimu tarpiniais elektronų sluoksniais. (žr. § 31). Todėl kalio atomai pasižymi didesniu cheminiu aktyvumu - jie turi stipresnes redukcines savybes nei natrio atomai, o natrio atomai yra aktyvesni nei ličio atomai.
Palyginus tam tikros įtampos metalus, kietojo kūno metalo virsmo hidratais jonais vandeniniame tirpale darbas imamas kaip cheminio aktyvumo matas. Šį darbą galima apibūdinti kaip trijų terminų sumą: atomizacijos energija - metalo kristalo pavertimas izoliuotais atomais, laisvųjų metalų atomų jonizacijos energija ir susidarančių jonų hidratacijos energija. Atomazgos energija apibūdina tam tikro metalo kristalinės gardelės stiprumą. Atomų jonizacijos energija - valentinių elektronų atsiskyrimas nuo jų - tiesiogiai nustatoma pagal metalo padėtį periodinėje sistemoje. Hidratacijos metu išsiskirianti energija priklauso nuo jonų elektroninės struktūros, jo krūvio ir spindulio.
Ličio ir kalio jonai, kurie turi tą patį krūvį, bet skirtingą spindulį, sukurs aplink juos nevienodus elektrinius laukus. Laukas, sukuriamas šalia mažų ličio jonų, bus stipresnis nei laukas šalia didelių kalio jonų. Taigi akivaizdu, kad ličio jonai bus hidratuoti, išskirdami daugiau energijos nei kalio nonai.
Taigi svarstomos transformacijos metu energija išeikvojama atomizacijai ir jonizacijai, o hidratacijos metu energija išsiskiria. Kuo mažesnės bendros energijos sąnaudos, tuo lengvesnis bus visas procesas ir tuo arčiau metalo bus įtempių serijos pradžia. Bet iš trijų bendrojo energijos balanso terminų tik vieną - jonizacijos energiją - tiesiogiai lemia metalo padėtis periodinėje sistemoje. Todėl nėra pagrindo tikėtis, kad tam tikrų metalų santykinė padėtis įtempių eilėse visada atitiks jų padėtį periodinėje sistemoje. Taigi paaiškėja, kad ličio energijos suvartojimas yra mažesnis nei kalio, pagal kurį ličio įtampos yra prieš kalį.
Vario ir cinko energijos sąnaudos laisvųjų atomų jonizavimui ir jo padidėjimas hidruojant jonus yra artimos. Bet metalinis varis sudaro stipresnę kristalinę gardelę nei cinkas, tai matyti iš šių metalų lydymosi temperatūrų palyginimo: cinkas lydosi, o varis - tik esant. Todėl energija, sunaudota šių metalų atomizacijai, yra labai skirtinga, todėl vario atveju visos proceso sąnaudos yra daug didesnės nei cinko atveju, o tai paaiškina santykinę šių metalų padėtį įtempių eilėse.
Pereinant iš vandens į nevandeninius tirpiklius, gali pasikeisti metalų padėtis įtempių eilėse. To priežastis yra ta, kad skirtingų metalų jonų solvacijos energija keičiasi skirtingai, pereinant iš vieno tirpiklio į kitą.
Visų pirma, vario jonas labai energingai ištirpsta kai kuriuose organiniuose tirpikliuose; tai lemia, kad tokiuose tirpikliuose varis yra įtempių eilėje iki vandenilio ir išstumia jį iš rūgščių tirpalų.
Taigi, priešingai nei periodinė elementų lentelė, tam tikri metalų įtempiai nėra bendro modelio atspindys, kuriuo remiantis galima suteikti įvairiapusę metalų cheminių savybių charakteristiką. Įtampų skaičius apibūdina tik "metalo-metalo jonų" elektrocheminės sistemos redoksinę talpą griežtai apibrėžtomis sąlygomis: joje pateiktos vertės nurodo metalo jonų vandeninį tirpalą, temperatūrą ir vienetų koncentraciją (aktyvumą).
Elektrocheminėje kameroje (galvaninėje kameroje) elektronai, likę po jonų susidarymo, pašalinami per metalinę vielą ir rekombinuojami su kitokio tipo jonais. T. y., Krūvis išorinėje grandinėje perduodamas elektronų, o ląstelės viduje - per elektrolitą, į kurį panardinami metaliniai elektrodai, - jonais. Taigi gaunama uždara elektros grandinė.
Elektrocheminiame elemente išmatuotas potencialo skirtumas yrao paaiškinamas kiekvieno metalo gebėjimo paaukoti elektronus skirtumu. Kiekvienas elektrodas turi savo potencialą, kiekvieno elektrodo-elektrolito sistema yra puselė, o bet kurios dvi puselės sudaro elektrocheminį elementą. Vieno elektrodo potencialas vadinamas pusės ląstelės potencialu, jis lems elektrodo sugebėjimą paaukoti elektronus. Akivaizdu, kad kiekvienos pusės ląstelės potencialas nepriklauso nuo kitos pusės ląstelės buvimo ir jos potencialo. Pusinės ląstelės potencialas nustatomas pagal jonų koncentraciją elektrolite ir temperatūrą.
Vandenilis buvo pasirinktas kaip „nulio“ pusiau elementas; Manoma, kad jam nedaromas joks darbas, kai pridedamas arba pašalinamas elektronas ir susidaro jonai. „Nulio“ potencialo reikšmė yra būtina norint suprasti santykinį kiekvieno iš dviejų ląstelės pusės elementų sugebėjimą duoti ir priimti elektronus.
Pusinio elemento potencialai, išmatuoti vandenilio elektrodo atžvilgiu, vadinami vandenilio skale. Jei termodinaminis polinkis dovanoti elektronus vienoje elektrocheminio elemento pusėje yra didesnis nei kitoje, tada pirmosios pusės elemento potencialas yra didesnis nei antrosios. Veikiant potencialų skirtumui, įvyks elektronų perpildymas. Sujungus du metalus, galima sužinoti galimą skirtumą, atsirandantį tarp jų, ir elektronų srauto kryptį.
Elektropozityvus metalas turi didesnį sugebėjimą priimti elektronus, todėl jis bus katodinis ar kilnus. Kita vertus, yra elektroneigiamų metalų, galinčių spontaniškai duoti elektronus. Šie metalai yra reaktyvūs, todėl anodiniai:
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Pavyzdžiui, Cu lengviau atsisako elektronųAg, bet blogiau nei Fe ... Esant vario elektrodui, sidabro nedai pradės jungtis su elektronais, dėl to susidarys vario jonai ir nusėds metalinis sidabras:
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Tačiau tas pats varis yra mažiau reaktyvus nei geležis. Kontaktuodamas metalinę geležį su vario jonais, ji nusės ir geležis pateks į tirpalą:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.
Galime pasakyti, kad varis yra katodo metalas geležies ir anodo metalas sidabro atžvilgiu.
Laikoma, kad standartinis elektrodo potencialas yra visiškai atkaitinto gryno metalo puskampio kaip elektrodo, liečiančio jonus esant 25 ° C, potencialui. Atliekant šiuos matavimus vandenilio elektrodas veikia kaip etaloninis elektrodas. Dvivalenčio metalo atveju reakciją, vykstančią atitinkamame elektrocheminiame elemente, galima užrašyti:
M + 2H +→ M 2+ + H 2.
Jei metalai yra išdėstomi mažėjančia tvarka pagal jų standartinius elektrodinius potencialus, gaunama vadinamoji metalo įtampų elektrocheminė seka (1 lentelė).
1 lentelė. Metalų įtampų elektrocheminės sekos
|
Pusiausvyros metalų jonai (vienas aktyvumas) |
Elektrodo potencialas vandenilio elektrodo atžvilgiu 25 ° C, V (redukcijos potencialas) |
|
|
kilnus arba katodo |
„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 |
|
|
Aktyvus |
Al-Al 2 + |
1,662 |
|
Mg-Mg 2 + |
2,363 |
|
|
Na-Na + |
2,714 |
|
|
K-K + |
2,925 |
Pavyzdžiui, vario-cinko galvaniniame elemente įvyksta elektronų srautas iš cinko į varį. Vario elektrodas yra teigiamas polius šioje grandinėje, o cinko elektrodas yra neigiamas polius. Daugiau reaktyvus cinkas praranda elektronus:
Zn → Zn 2+ + 2е - ; E ° \u003d + 0,763 V.
Varis yra mažiau reaktyvus ir priima elektronus iš cinko:
Cu 2+ + 2e - → Cu; E ° \u003d + 0,337 V.
Metalų vielos, jungiančios elektrodus, įtampa bus:
0,763 V + 0,337 V \u003d 1,1 V.
2 lentelė. Kai kurių metalų ir lydinių nejudantys potencialai jūros vandenyje, palyginti su įprastu vandenilio elektrodu (GOST 9.005-72).
|
Metalas |
Stacionarus potencialas, IN |
Metalas |
Stacionarus potencialas, IN |
|
Magnis |
1,45 |
Nikelis (aktyvuskartu stovi) |
0,12 |
|
Magnio lydinys (6% Al, 3 % Zn, 0,5 % Mn) |
1,20 |
Vario lydiniai LMtsZh-55 3-1 |
0,12 |
|
Cinkas |
0,80 |
Žalvaris (30 % Zn) |
0,11 |
|
Aliuminio lydinys (10%Mn) |
0,74 |
Bronza (5-10 % Al) |
0,10 |
|
Aliuminio lydinys (10%Zn) |
0,70 |
Raudonas žalvaris (5-10 % Zn) |
0,08 |
|
Aliuminio lydinys K48-1 |
0,660 |
Varis |
0,08 |
|
Aliuminio lydinys B48-4 |
0,650 |
„Cupronickel“ (30 proc.Ni) |
0,02 |
|
Aliuminio lydinys AMg5 |
0,550 |
Bronza „Neva“ |
0,01 |
|
Aliuminio lydinys AMg61 |
0,540 |
Bronza Br. АЖН 9-4-4 |
0,02 |
|
Aliuminis |
0,53 |
Nerūdijantis plienas X13 (pasyvus) |
0,03 |
|
Kadmis |
0,52 |
Nikelis (pasyvi būsena) |
0,05 |
|
Duralumino ir aliuminio lydinys AMg6 |
0,50 |
Nerūdijantis plienas X17 (pasyvus) |
0,10 |
|
Geležies |
0,50 |
Titanas techninis |
0,10 |
|
Plienas 45G17Yu3 |
0,47 |
sidabras |
0,12 |
|
Plieninis St4S |
0,46 |
Nerūdijantis plienas 1Х14НД |
0,12 |
|
Plienas SHL4 |
0,45 |
Titano jodidas |
0,15 |
|
AK tipo plienas ir anglinis plienas |
0,40 |
Nerūdijantis plienas Х18Н9 (pasyvi būsena) ir ОХ17Н7Ю |
0,17 |
|
Pilkasis ketaus |
0,36 |
Monelio metalas |
0,17 |
|
Nerūdijantis plienas X13 ir X17 (aktyvioji būsena) |
0,32 |
Nerūdijantis plienas Х18Н12М3 (pasyvus) |
0,20 |
|
Nikelio-vario ketaus (12–15 proc.Ni, 5–7% C) |
0,30 |
Nerūdijantis plienas Х18Н10Т |
0,25 |
|
Vadovauti |
0,30 |
Platina |
0,40 |
|
Alavas |
0,25 |
Pastaba ... Nurodytos potencialų skaitinės vertės ir metalų eiliškumas eilės tvarka gali skirtis priklausomai nuo metalų grynumo, jūros vandens sudėties, aeracijos laipsnio ir metalo paviršiaus būklės.
Daugybė standartinių elektrodų potencialų kiekybiškai apibūdina metalų atomų redukcinį gebėjimą ir jų jonų oksidacijos gebėjimą.
Daugybė standartinių elektrodų potencialų leidžia išspręsti spontaninės redokso reakcijų eigos krypties problemą. Kaip ir bet kurios cheminės reakcijos atveju, lemiamas veiksnys yra reakcijos izobarinio potencialo pokyčio ženklas. Bet tai reiškia, kad pirmoji iš šių sistemų veiks kaip reduktorius, o antroji - kaip oksiduojanti priemonė. Tiesioginėje medžiagų sąveikoje, žinoma, galima reakcijos kryptis bus tokia pati, kaip ir ją įgyvendinant galvaniniame elemente.
Daugybė standartinių elektrodų potencialų leidžia išspręsti spontaninės redokso reakcijų eigos krypties problemą. Kaip ir bet kurios cheminės reakcijos atveju, lemiamas veiksnys yra reakcijos Gibso energijos pokyčio ženklas. Bet tai reiškia, kad pirmoji iš šių sistemų veiks kaip reduktorius, o antroji - kaip oksiduojanti priemonė. Tiesioginėje medžiagų sąveikoje, žinoma, galima reakcijos kryptis bus tokia pati, kaip ir ją įgyvendinant galvaniniame elemente.
Metalo chemines savybes apibūdina keletas standartinių elektrodų potencialų.
| Standartinis vandenilio elektrodas | Galvaninė grandinė standartiniam metalo elektrodo potencialui matuoti. |
Metalo chemines savybes apibūdina keletas standartinių elektrodų potencialų. Jis naudojamas svarstant jonų išsiskyrimo seką elektrolizės metu, taip pat apibūdinant bendras metalų savybes.
Daugybė standartinių elektrodų potencialų leidžia išspręsti savaiminio oksiduojančių medžiagų srauto ir nesumažinančių reakcijų krypties problemą. Kaip ir bet kurios cheminės reakcijos atveju, lemiamas veiksnys yra reakcijos izobarinio potencialo pokytis. Bet tai reiškia, kad pirmoji iš šių sistemų veiks kaip reduktorius, o antroji - kaip oksiduojanti priemonė. Tiesioginėje medžiagų sąveikoje, žinoma, galima reakcijos kryptis bus tokia pati, kaip ir ją įgyvendinant galvaniniame elemente.
Metalo chemines savybes apibūdina keletas standartinių elektrodų potencialų. Jis naudojamas jonų išsiskyrimo seka elektrolizės metu, taip pat apibūdinti bendras metalų savybes. Šiuo atveju standartinių elektrodų potencialų vertės kiekybiškai apibūdina metalų redukcinį gebėjimą ir jų jonų oksidacinį sugebėjimą.
Kokią informaciją galima gauti iš tam tikrų įtampų?
Daugybė metalo įtempių yra plačiai naudojami neorganinėje chemijoje. Visų pirma, daugelio reakcijų rezultatai ir netgi jų įgyvendinimo galimybė priklauso nuo tam tikro metalo padėties NER. Aptarkime šį klausimą išsamiau.
Metalų sąveika su rūgštimis
Metalai, esantys įtampų eilėse kairėje nuo vandenilio, reaguoja su rūgštimis - neoksiduojančiomis medžiagomis. Metalai, esantys NER dešinėje nuo H, sąveikauja tik su rūgštis oksiduojančiomis medžiagomis (ypač su HNO 3 ir koncentruotu H 2 SO 4).
1 pavyzdys... Cinkas yra NER kairėje nuo vandenilio, todėl jis gali reaguoti su beveik visomis rūgštimis:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2
2 pavyzdys... Varis yra ERN dešinėje nuo N; šis metalas nereaguoja su „įprastomis“ rūgštimis (HCl, H 3 PO 4, HBr, organinėmis rūgštimis), bet sąveikauja su oksiduojančiomis rūgštimis (azoto, koncentruota sieros rūgštimi):
Cu + 4HNO3 (konc.) \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H2S04 (conc.) \u003d CuSO4 + SO2 + 2H2O
Atkreipiu jūsų dėmesį į svarbų momentą: kai metalai sąveikauja su oksiduojančiomis rūgštimis, išsiskiria ne vandenilis, o kai kurie kiti junginiai. Apie tai galite perskaityti daugiau!
Metalų sąveika su vandeniu
Metalai, esantys įtampų eilėse kairėje nuo Mg, lengvai reaguoja su vandeniu jau kambario temperatūroje, išsiskyrus vandeniliui ir susidarant šarmo tirpalui.
3 pavyzdys... Natris, kalis, kalcis lengvai ištirpsta vandenyje, sudarydamas šarmo tirpalą:
2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2
2K + 2H2O \u003d 2KOH + H2
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2
Metalai, esantys skirtingose \u200b\u200bįtampose nuo vandenilio iki magnio (imtinai), kai kuriais atvejais sąveikauja su vandeniu, tačiau reakcijai reikia specifinių sąlygų. Pavyzdžiui, aliuminis ir magnis pradeda sąveikauti su H 2 O tik pašalinę oksido plėvelę nuo metalo paviršiaus. Geležis nereaguoja su vandeniu kambario temperatūroje, bet reaguoja su vandens garais. Kobaltas, nikelis, alavas, švinas praktiškai nesąveikauja su H 2 O ne tik kambario temperatūroje, bet ir kaitinant.
Dešinėje NER pusėje esantys metalai (sidabras, auksas, platina) jokiomis sąlygomis nereaguoja su vandeniu.
Metalų sąveika su vandeniniais druskos tirpalais
Mes kalbėsime apie tokio tipo reakcijas:
metalas (*) + metalo druska (**) \u003d metalas (**) + metalo druska (*)
Norėčiau pabrėžti, kad žvaigždutės šiuo atveju žymi ne oksidacijos būseną, ne metalo valentingumą, o tiesiog leidžia atskirti metalą Nr. 1 nuo metalo Nr. 2.
Norint įvykdyti tokią reakciją, vienu metu turi būti įvykdytos trys sąlygos:
- procese dalyvaujančios druskos turi ištirpti vandenyje (tai lengva patikrinti naudojant tirpumo lentelę);
- metalas (*) turi būti įtampų sekose, esančiose kairėje nuo metalo (**);
- metalas (*) neturėtų reaguoti su vandeniu (kurį taip pat lengvai patikrina EER).
4 pavyzdys... Panagrinėkime keletą reakcijų:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
K + Ni (NO 3) 2 ≠
Pirmąją reakciją lengva atlikti, tenkinamos visos aukščiau išvardytos sąlygos: vario sulfatas tirpsta vandenyje, cinkas yra NER vario kairėje, Zn nereaguoja su vandeniu.
Antroji reakcija yra neįmanoma, nes pirmoji sąlyga nėra įvykdyta (vario (II) sulfidas praktiškai netirpsta vandenyje). Trečioji reakcija neįmanoma, nes švinas yra mažiau aktyvus metalas nei geležis (esantis dešinėje NER dalyje). Galiausiai dėl ketvirtojo proceso NIKELIS nebus nusodinamas, nes kalis reaguoja su vandeniu; gautas kalio hidroksidas gali reaguoti su druskos tirpalu, tačiau tai yra visiškai kitoks procesas.
Terminis nitratų skilimas
Leiskite jums priminti, kad nitratai yra azoto rūgšties druskos. Visi nitratai suyra kaitinant, tačiau skilimo produktų sudėtis gali būti skirtinga. Kompoziciją lemia metalo padėtis įtempių serijoje.
Metalo nitratai, esantys NER kairėje nuo magnio, kai kaitinami, sudaro atitinkamą nitritą ir deguonį:
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
Šiluminio skilimo metu metalų nitratai, esantys įtempių diapazone nuo Mg iki Cu, susidaro, metalo oksidas, NO 2 ir deguonis:
2Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
Galiausiai, suskaidžius mažiausiai aktyvių metalų nitratus (esančius NER dešinėje nuo vario), susidaro metalas, azoto dioksidas ir deguonis.
