Металите, които реагират лесно, се наричат ​​активни метали. Те включват алкални, алкалоземни метали и алуминий.

Позиция в периодичната таблица

Металните свойства на елементите намаляват отляво надясно в периодичната таблица. Следователно елементите от групи I и II се считат за най-активни.

Ориз. 1. Активни метали в периодичната система.

Всички метали са редуциращи агенти и лесно се разделят с електрони на външно енергийно ниво. Активните метали имат само един или два валентни електрона. В този случай металните свойства се увеличават отгоре надолу с увеличаване на броя на енергийните нива, т.к Колкото по-далеч е електронът от ядрото на атома, толкова по-лесно е за отделянето му.

Алкалните метали се считат за най-активни:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• Френски

Алкалоземните метали включват:

• берилий;
• магнезий;
• калций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Степента на активност на метала може да се определи от електрохимичната серия от метални напрежения. Колкото по-вляво от водорода е разположен даден елемент, толкова по-активен е той. Металите вдясно от водорода са неактивни и могат да реагират само с концентрирани киселини.

Ориз. 2. Електрохимични серии от напрежения на метали.

Списъкът на активните метали в химията също включва алуминий, разположен в група III и вляво от водорода. Алуминият обаче е на границата на активните и междинно активните метали и не реагира с някои вещества при нормални условия.

Имоти

Активните метали са меки (може да се реже с нож), леки и имат ниска точка на топене.

Основните химични свойства на металите са представени в таблицата.

реакция	Уравнението	Изключение
Алкалните метали спонтанно се запалват във въздуха при взаимодействие с кислорода	K + O 2 → KO 2	Литият реагира с кислорода само при високи температури
Алкалоземните метали и алуминият образуват оксидни филми във въздуха и спонтанно се запалват при нагряване	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагират с прости вещества, за да образуват соли	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алуминият не реагира с водород
Реагира бурно с вода, образувайки алкали и водород	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Реакцията с литий е бавна. Алуминият реагира с вода само след отстраняване на оксидния филм
Реагират с киселини, за да образуват соли	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаимодействайте със солни разтвори, като първо реагирате с вода и след това със сол	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активните метали лесно реагират, така че в природата се срещат само в смеси - минерали, скали.

Ориз. 3. Минерали и чисти метали.

Какво научихме?

Активните метали включват елементи от I и II група - алкални и алкалоземни метали, както и алуминий. Тяхната активност се определя от структурата на атома - няколко електрона лесно се отделят от външното енергийно ниво. Това са меки леки метали, които бързо реагират с прости и сложни вещества, образувайки оксиди, хидроксиди и соли. Алуминият е по-близо до водорода и реакцията му с вещества изисква допълнителни условия - високи температури, разрушаване на оксидния филм.

Тест по темата

Оценка на доклада

Среден рейтинг: 4.4. Общо получени оценки: 388.

Грос Е., Вайсмантел Х.

Химия за любопитните. Основи на химията и занимателни експерименти.

Глава 3 (продължение)

МАЛЪК КУРС ПО ЕЛЕКТРОХИМИЯ НА МЕТАЛИ

Вече се запознахме с електролизата на разтвори на хлориди на алкални метали и производството на метали с помощта на стопилка. Сега нека се опитаме да използваме няколко прости експеримента, за да изучим някои от законите на електрохимията на водните разтвори и галваничните клетки, както и да се запознаем с производството на защитни галванични покрития.
Електрохимичните методи се използват в съвременната аналитична химия и служат за определяне на най-важните количества от теоретичната химия.
И накрая, корозията на метални предмети, която причинява големи щети на националната икономика, в повечето случаи е електрохимичен процес.

СЕРИЯ ЗА НАПРЕЖЕНИЕ НА МЕТАЛИТЕ

Основната връзка за разбиране на електрохимичните процеси е редът на напрежението на металите. Металите могат да бъдат подредени в серия, която започва с химически активните и завършва с най-малко активните благородни метали:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Това е, според най-новите идеи, поредица от напрежения за най-важните метали и водорода. Ако електродите на галванична клетка са направени от всеки два метала в един ред, тогава върху материала, предхождащ реда, ще се появи отрицателно напрежение.
Стойност на напрежението ( електрохимичен потенциал) зависи от позицията на елемента в последователността на напрежението и от свойствата на електролита.
Ще установим същността на серията напрежения от няколко прости експеримента, за които ще ни трябва източник на ток и електрически измервателни уреди. Разтворете около 10 g кристален меден сулфат в 100 ml вода и потопете стоманена игла или парче желязо в разтвора. (Препоръчваме първо да почистите ютията до блясък с фина шкурка.) След кратко време ютията ще се покрие с червеникав слой освободена мед. По-активното желязо измества медта от разтвора, като желязото се разтваря като йони, а медта се освобождава като метал. Процесът продължава, докато разтворът е в контакт с ютията. След като медта покрие цялата повърхност на ютията, тя практически спира. В този случай се образува доста порест слой мед, така че не могат да се получат защитни покрития без използването на ток.
В следващите експерименти ще спуснем малки ленти от цинкова и оловна ламарина в разтвор на меден сулфат. След 15 минути ги изваждаме, измиваме и изследваме под микроскоп. Можем да различим красиви ледени шарки, които в отразена светлина са червени на цвят и се състоят от освободена мед. И тук по-активните метали преобразуваха медта от йонно в метално състояние.
На свой ред медта може да измести метали, които са по-ниски в серията на напрежението, тоест по-малко активни. Нанесете няколко капки разтвор на сребърен нитрат върху тънка лента от медна ламарина или сплескана медна тел (като предварително сте почистили повърхността до блясък). С невъоръжено око можете да видите полученото черно покритие, което под микроскоп в отразена светлина изглежда като тънки игли и растителни шарки (т.нар. дендрити).
За да изолирате цинка без ток, е необходимо да използвате по-активен метал. Като изключим металите, които реагират бурно с вода, намираме магнезий в серията на напрежение над цинка. Поставете няколко капки разтвор на цинков сулфат върху парче магнезиева лента или върху тънки електронни стърготини. Получаваме разтвор на цинков сулфат, като разтваряме парче цинк в разредена сярна киселина. Заедно с цинковия сулфат добавете няколко капки денатуриран алкохол. При магнезия след кратък период от време ще забележим, особено под микроскоп, отделяне на цинк под формата на тънки кристали.
Като цяло, всеки член на серията напрежение може да бъде изместен от разтвора, където съществува като йон, и преобразуван в метално състояние. Въпреки това, опитвайки какви ли не комбинации, може да останем разочаровани. Изглежда, че ако лента от алуминий се потопи в разтвори на соли на мед, желязо, олово и цинк, тези метали трябва да бъдат освободени върху нея. Но това обаче не се случва. Причината за повредата не се крие в грешка в серията на напрежението, а се основава на специално инхибиране на реакцията, което в този случай се дължи на тънък оксиден филм върху повърхността на алуминия. В такива решения алуминият се нарича пасивен.

ДА ПОГЛЕДНЕМ ЗАД КУЛИСИТЕ

За да формулираме законите на протичащите процеси, можем да се ограничим до разглеждане на катиони и да изключим аниони, тъй като самите те не участват в реакцията. (Въпреки това, скоростта на отлагане се влияе от вида на анионите.) Ако за простота приемем, че както утаените, така и разтворените метали произвеждат двойно заредени катиони, тогава можем да запишем:

Аз 1 + Аз 2 2+ = Аз 1 2+ + Аз 2

Освен това, за първия експеримент Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
И така, процесът се състои от обмен на заряди (електрони) между атомите и йоните на двата метала. Ако разгледаме отделно (като междинни реакции) разтварянето на желязо или утаяването на мед, получаваме:

Fe = Fe 2+ + 2 д --

Сu 2+ + 2 д-- = Cu

Сега разгледайте случая, когато метал е потопен във вода или в солен разтвор, с катион, обменът на който е невъзможен поради позицията му в серията на напрежението. Въпреки това, металът има тенденция да премине в разтвор под формата на йон. В този случай металният атом отдава два електрона (ако металът е двувалентен), повърхността на метала, потопена в разтвора, става отрицателно заредена спрямо разтвора и на границата се образува двоен електрически слой. Тази потенциална разлика предотвратява по-нататъшното разтваряне на метала, така че процесът скоро спира.
Ако два различни метала се потопят в разтвор, и двата ще се зареждат, но по-малко активният ще бъде малко по-слаб, поради факта, че неговите атоми са по-малко склонни към загуба на електрони.
Нека свържем двата метала с проводник. Поради потенциалната разлика, поток от електрони ще тече от по-активния метал към по-малко активния, който образува положителния полюс на елемента. Възниква процес, при който по-активният метал преминава в разтвор и катионите от разтвора се освобождават върху по-благородния метал. Нека сега да илюстрираме с няколко експеримента донякъде абстрактното разсъждение, дадено по-горе (което освен това представлява грубо опростяване).
Първо напълнете 250 ml чаша до средата с 10% разтвор на сярна киселина и потопете в нея не много малки парченца цинк и мед. Запояваме или занитваме медна тел към двата електрода, чиито краища не трябва да докосват разтвора.
Докато краищата на жицата не са свързани един с друг, ще наблюдаваме разтварянето на цинка, което е придружено от отделяне на водород. Цинкът, както следва от серията на напрежение, е по-активен от водорода, така че металът може да измести водорода от йонното състояние. Върху двата метала се образува двоен електрически слой. Най-лесният начин да откриете потенциалната разлика между електродите е с волтметър. Веднага след свързване на устройството към веригата, стрелката ще покаже приблизително 1 V, но след това напрежението бързо ще падне. Ако свържете към елемента малка крушка, която консумира 1 V, тя ще светне - отначало доста силно, а след това светенето ще стане слабо.
Въз основа на полярността на клемите на устройството можем да заключим, че медният електрод е положителният полюс. Това може да се докаже без устройство, като се вземе предвид електрохимията на процеса. Приготвяме наситен разтвор на готварска сол в малка чаша или епруветка, добавяме около 0,5 ml алкохолен разтвор на фенолфталеиновия индикатор и потапяме двата електрода, затворени с тел, в разтвора. Ще се наблюдава слаб червеникав цвят в близост до отрицателния полюс, който се дължи на образуването на натриев хидроксид на катода.
В други експерименти човек може да постави различни двойки метали в клетка и да определи резултантното напрежение. Например магнезият и среброто ще дадат особено голяма потенциална разлика поради значителното разстояние между тях и поредица от напрежения, докато цинкът и желязото, напротив, ще дадат много малка, по-малко от една десета от волта. Използвайки алуминий, ние няма да получим практически никакъв ток поради пасивация.
Всички тези елементи или, както казват електрохимиците, вериги, имат недостатъка, че при измерване на тока напрежението върху тях пада много бързо. Ето защо електрохимиците винаги измерват истинската стойност на напрежението в изключено състояние, като използват метода за компенсиране на напрежението, тоест сравнявайки го с напрежението на друг източник на ток.
Нека разгледаме процесите в медно-цинковия елемент малко по-подробно. На катода цинкът преминава в разтвор съгласно следното уравнение:

Zn = Zn 2+ + 2 д --

Водородните йони на сярната киселина се отделят от медния анод. Те прикрепят електрони, идващи през жицата от цинковия катод и в резултат на това се образуват водородни мехурчета:

2H + + 2 д-- = N 2

След кратък период от време медта ще бъде покрита с тънък слой водородни мехурчета. В този случай медният електрод ще се превърне във водороден и потенциалната разлика ще намалее. Този процес се нарича поляризация на електрода. Поляризацията на медния електрод може да се елиминира чрез добавяне на малко разтвор на калиев дихромат към клетката след падане на напрежението. След това напрежението ще се увеличи отново, тъй като калиевият дихромат ще окисли водорода до вода. Калиевият дихромат в този случай действа като деполяризатор.
На практика се използват галванични вериги, чиито електроди не са поляризирани, или вериги, чиято поляризация може да се елиминира чрез добавяне на деполяризатори.
Като пример за неполяризуем елемент, разгледайте елемента Daniel, който често е бил използван в миналото като източник на ток. Това също е медно-цинков елемент, но и двата метала са потопени в различни разтвори. Цинковият електрод се поставя в пореста глинена клетка, пълна с разредена (около 20%) сярна киселина. Глинената клетка е суспендирана в голяма чаша, съдържаща концентриран разтвор на меден сулфат, а на дъното има слой от кристали на меден сулфат. Вторият електрод в този съд е цилиндър от медна ламарина.
Този елемент може да бъде направен от стъклен буркан, налична в търговската мрежа глинена клетка (в краен случай използваме саксия, затваряйки дупката на дъното) и два електрода с подходящ размер.
По време на работа на елемента цинкът се разтваря, образувайки цинков сулфат, а медните йони се отделят на медния електрод. Но в същото време медният електрод не е поляризиран и елементът произвежда напрежение от около 1 V. Всъщност теоретично напрежението на клемите е 1,10 V, но при събиране на ток измерваме малко по-ниска стойност поради електрическия устойчивост на клетката.
Ако не премахнем тока от елемента, трябва да премахнем цинковия електрод от разтвора на сярна киселина, защото в противен случай той ще се разтвори, за да образува водород.
На фигурата е показана диаграма на проста клетка, която не изисква пореста преграда. Цинковият електрод е разположен в горната част на стъкления буркан, а медният електрод е разположен близо до дъното. Цялата клетка се пълни с наситен разтвор на готварска сол. Поставете шепа кристали меден сулфат на дъното на буркана. Полученият концентриран разтвор на меден сулфат ще се смеси с разтвора на трапезната сол много бавно. Следователно, когато клетката работи, медта ще се освободи върху медния електрод, а цинкът ще се разтвори под формата на сулфат или хлорид в горната част на клетката.
В наши дни батериите използват почти изключително сухи клетки, които са по-удобни за използване. Техният прародител е елементът Лекланш. Електродите са цинков цилиндър и въглероден прът. Електролитът е паста, която се състои главно от амониев хлорид. Цинкът се разтваря в пастата и се отделя водород върху въглищата. За да се избегне поляризацията, въглеродната пръчка се потапя в ленена торба, съдържаща смес от въглищен прах и пиролузит. Въглеродният прах увеличава повърхността на електрода, а пиролузитът действа като деполяризатор, бавно окислявайки водорода.
Вярно е, че деполяризиращата способност на пиролузита е по-слаба от тази на споменатия по-горе калиев дихромат. Следователно, когато токът се получава в сухи клетки, напрежението пада бързо, те " се уморяват"поради поляризация. Само след известно време се получава окисление на водорода с пиролузит. Така елементите " почивка", ако не преминавате ток за известно време. Нека проверим това на батерия за фенерче, към което свързваме крушка. Успоредно с лампата, тоест директно към клемите, свързваме волтметър.
Първоначално напрежението ще бъде около 4,5 V. (Най-често такива батерии имат три клетки, свързани последователно, всяка с теоретично напрежение от 1,48 V.) След известно време напрежението ще спадне и светенето на електрическата крушка ще отслабвам. Въз основа на показанията на волтметъра можем да преценим колко време трябва да почива батерията.
Специално място заемат регенериращите елементи, известни като батерии. Те претърпяват обратими реакции и могат да бъдат презаредени след разреждане на клетката чрез свързване към външен източник на постоянен ток.
В момента оловно-киселинните батерии са най-често срещаните; Електролитът в тях е разредена сярна киселина, в която са потопени две оловни пластини. Положителният електрод е покрит с оловен диоксид PbO 2, отрицателният е метално олово. Напрежението на клемите е приблизително 2,1 V. При разреждане на двете пластини се образува оловен сулфат, който отново се превръща в метално олово и оловен пероксид при зареждане.

ПОЛАГАНЕ НА ГАЛВАНИЧНИ ПОКРИТИЯ

Отлагането на метали от водни разтвори с помощта на електрически ток е обратният процес на електролитно разтваряне, с който се запознахме, когато разглеждахме галваничните клетки. Първо, ще разгледаме отлагането на мед, което се използва в меден кулометър за измерване на количеството електричество.

Металът се отлага от ток

След като огънахме краищата на две тънки листови медни плочи, ние ги окачваме на противоположните стени на чаша или, още по-добре, малък стъклен аквариум. Прикрепяме проводниците към плочите с клеми.
ЕлектролитПриготвяме по следната рецепта: 125 г кристален меден сулфат, 50 г концентрирана сярна киселина и 50 г спирт (денатуриран спирт), останалото е вода до 1 литър. За да направите това, първо разтворете меден сулфат в 500 ml вода, след което внимателно добавете сярна киселина на малки порции ( Отопление! Течността може да пръсне!), след това добавете алкохол и добавете вода до обем от 1 литър.
Напълнете кулометъра с приготвения разтвор и свържете към веригата променливо съпротивление, амперметър и оловна батерия. Използвайки съпротивление, регулираме тока така, че неговата плътност да е 0,02-0,01 A / cm 2 от повърхността на електрода. Ако медната плоча има площ от 50 cm2, силата на тока трябва да бъде в диапазона 0,5-1 A.
След известно време светлочервената метална мед ще започне да се утаява на катода (отрицателен електрод), а медта ще премине в разтвор на анода (положителен електрод). За да почистим медните пластини, ще пуснем ток в кулометъра за около половин час. След това изваждаме катода, подсушаваме го внимателно с филтърна хартия и го претегляме точно. Нека инсталираме електрод в клетката, затворете веригата с помощта на реостат и поддържайте постоянен ток, например 1 A. След час отворете веригата и отново претеглете изсушения катод. При ток от 1 А масата му ще се увеличи с 1,18 g за час работа.
Следователно, количество електричество, равно на 1 ампер час, преминаващо през разтвор, може да освободи 1,18 g мед. Или най-общо: количеството освободено вещество е правопропорционално на количеството електричество, преминаващо през разтвора.
За да се изолира 1 еквивалент на йон, е необходимо през разтвора да се прекара количество електричество, равно на произведението на заряда на електрода e и числото на Авогадро н A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Тази стойност се обозначава със символа Еи е кръстен на откривателя на количествените закони на електролизата Числото на Фарадей(точна стойност Е- 96,498 A*s*mol -1). Следователно, за да изолирате даден брой еквиваленти от решение н e през разтвора трябва да премине количество електричество, равно на П*н e A*s*mol -1. С други думи,
То =П*нъъ тук аз- текущ, T- време на преминаване на тока през разтвора. В глава " Основи на титруването„Вече беше доказано, че броят на еквивалентите на дадено вещество н e е равно на произведението от броя молове и еквивалентното число:
н e = н*ЗСледователно:

аз*T = F*n*Z

В такъв случай З- йонен заряд (за Ag + З= 1, за Cu 2+ З= 2, за Al 3+ З= 3 и т.н.). Ако изразим броя на моловете като съотношението на масата към моларната маса ( н = м/м), тогава получаваме формула, която ни позволява да изчислим всички процеси, протичащи по време на електролиза:

То =F*m*Z/M

С помощта на тази формула можете да изчислите тока:

аз = F*m*Z/(t*M)= 9,65*10 4 *1,18*2 / (3600*63,54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0,996 A

Ако въведем отношението за електрическа работа Уел

Уел = U*I*tИ Уелектронна поща/ U = То

След това, познавайки напрежението U, можете да изчислите:

Уел = F*m*Z*U/M

Също така е възможно да се изчисли колко време е необходимо, за да бъде електролитно освободено определено количество вещество или какво количество от веществото ще бъде освободено за определено време. По време на експеримента плътността на тока трябва да се поддържа в определени граници. Ако е по-малко от 0,01 A/cm2, тогава ще се освободи твърде малко метал, тъй като ще се образуват частично медни (I) йони. Ако плътността на тока е твърде висока, адхезията на покритието към електрода ще бъде слаба и когато електродът се извади от разтвора, той може да се разпадне.
В практиката галваничните покрития върху металите се използват предимно за защита от корозия и за получаване на огледален блясък.
В допълнение, металите, особено медта и оловото, се пречистват чрез анодно разтваряне и последващо отделяне на катода (електролитно рафиниране).
За да покриете желязото с мед или никел, първо трябва да почистите добре повърхността на предмета. За целта го полирайте с измит тебешир и последователно го обезмаслете с разреден разтвор на сода каустик, вода и спирт. Ако предметът е покрит с ръжда, трябва предварително да го ецвате в 10-15% разтвор на сярна киселина.
Окачваме почистения продукт в електролитна вана (малък аквариум или чаша), където той ще служи като катод.
Разтворът за нанасяне на медно покритие съдържа 250 g меден сулфат и 80-100 g концентрирана сярна киселина в 1 литър вода (Внимание!). В този случай медната плоча ще служи като анод. Повърхността на анода трябва да е приблизително равна на повърхността на обекта, който се покрива. Следователно винаги трябва да се уверите, че медният анод виси във ваната на същата дълбочина като катода.
Процесът ще се извършва при напрежение 3-4 V (две батерии) и плътност на тока 0,02-0,4 A/cm 2. Температурата на разтвора във ваната трябва да бъде 18-25 °C.
Нека обърнем внимание на факта, че равнината на анода и повърхността, която ще се покрива, са успоредни една на друга. По-добре е да не използвате предмети със сложни форми. Чрез промяна на продължителността на електролизата е възможно да се получат медни покрития с различна дебелина.
Често те прибягват до предварително медно покритие, за да нанесат върху този слой трайно покритие от друг метал. Това се използва особено често при хромиране на желязо, никелиране на цинково леене и в други случаи. Вярно е, че за тази цел се използват много отровни цианидни електролити.
За да приготвите електролит за никелиране, разтворете 25 g кристален никелов сулфат, 10 g борна киселина или 10 g натриев цитрат в 450 ml вода. Можете сами да приготвите натриев цитрат, като неутрализирате разтвор от 10 g лимонена киселина с разреден разтвор на натриев хидроксид или разтвор на сода. Нека анодът е никелова плоча с възможно най-голяма площ и вземете батерията като източник на напрежение.
Използвайки променливо съпротивление, ще поддържаме плътността на тока равна на 0,005 A/cm 2 . Например, с повърхност на обект от 20 cm 2, трябва да работите при сила на тока от 0,1 A. След половин час работа обектът вече ще бъде никелиран. Нека го извадим от ваната и го избършем с кърпа. Въпреки това е по-добре да не прекъсвате процеса на никелиране, тъй като тогава никеловият слой може да се пасивира и последващото никелово покритие няма да залепне добре.
За да постигнем огледален блясък без механично полиране, ние въвеждаме така наречената добавка за образуване на блясък в галваничната вана. Такива добавки включват например лепило, желатин, захар. Можете да добавите например няколко грама захар към баня с никел и да проучите ефекта му.
За да приготвите електролит за хромиране на желязо (след предварително медно покритие), разтворете 40 g хромен анхидрид CrO 3 (Внимание! Отрова!) и точно 0,5 g сярна киселина (в никакъв случай повече!) В 100 ml вода. Процесът протича при плътност на тока от около 0,1 A / cm 2, а като анод се използва оловна плоча, чиято площ трябва да бъде малко по-малка от площта на хромираната повърхност.
Баните с никел и хром се нагряват най-добре леко (до около 35 ° C). Моля, обърнете внимание, че електролитите за хромиране, особено при дълъг процес и силен ток, отделят изпарения, съдържащи хромова киселина, които са много вредни за здравето. Следователно, хромирането трябва да се извършва под сцепление или на открито, например на балкон.
При хромиране (и в по-малка степен, никелиране), не целият ток се използва за отлагане на метал. В същото време се отделя водород. Въз основа на редица напрежения би се очаквало, че металите пред водорода изобщо не трябва да се освобождават от водни разтвори, а напротив, трябва да се освобождава по-малко активен водород. Тук обаче, както при анодното разтваряне на метали, катодното отделяне на водород често се инхибира и се наблюдава само при високо напрежение. Това явление се нарича водородно пренапрежение и е особено голямо, например при олово. Благодарение на това обстоятелство оловно-киселинната батерия може да функционира. При зареждане на батерия, вместо PbO 2, на катода трябва да се появи водород, но поради пренапрежение, отделянето на водород започва, когато батерията е почти напълно заредена.

Ако от цялата серия стандартни електродни потенциали изберем само онези електродни процеси, които съответстват на общото уравнение

тогава получаваме поредица от метални напрежения. В допълнение към металите, тази серия винаги ще включва водород, което ви позволява да видите кои метали са способни да изместят водорода от водни разтвори на киселини.

Таблица 19. Серия от метални напрежения

Редица напрежения за най-важните метали са дадени в табл. 19. Позицията на конкретен метал в серията напрежения характеризира способността му да претърпява редокс взаимодействия във водни разтвори при стандартни условия. Металните йони са окислители, а металите под формата на прости вещества са редуктори. Освен това, колкото по-далеч е металът в серията на напрежението, толкова по-силен окислител във воден разтвор са неговите йони и обратното, колкото по-близо е металът до началото на серията, толкова по-силни са редукционните свойства на простия вещество - металът.

Потенциал на електродния процес

в неутрална среда е равно на B (виж страница 273). Активните метали в началото на серията, имащи потенциал значително по-отрицателен от -0,41 V, изместват водорода от водата. Магнезият измества водорода само от гореща вода. Металите, разположени между магнезий и кадмий, обикновено не изместват водорода от водата. На повърхността на тези метали се образуват оксидни филми, които имат защитен ефект.

Металите, разположени между магнезия и водорода, изместват водорода от киселинните разтвори. В същото време на повърхността на някои метали се образуват защитни филми, които инхибират реакцията. Така оксидният филм върху алуминия прави този метал стабилен не само във вода, но и в разтвори на определени киселини. Оловото не се разтваря в сярна киселина при по-ниска концентрация, тъй като солта, образувана при реакция на оловото със сярна киселина, е неразтворима и създава защитен филм върху металната повърхност. Феноменът на дълбоко инхибиране на окисляването на метала, дължащ се на наличието на защитни оксидни или солеви филми на повърхността му, се нарича пасивност, а състоянието на метала в този случай се нарича пасивно състояние.

Металите са способни да се изместват взаимно от солни разтвори. Посоката на реакцията се определя от относителната им позиция в поредицата от напрежения. Когато се разглеждат конкретни случаи на такива реакции, трябва да се помни, че активните метали изместват водорода не само от водата, но и от всеки воден разтвор. Следователно взаимното изместване на металите от разтвори на техните соли практически се случва само в случай на метали, разположени в редицата след магнезия.

Бекетов е първият, който подробно изследва изместването на металите от техните съединения от други метали. В резултат на работата си той подрежда металите според тяхната химическа активност в серия от измествания, която е прототипът на серия от метални напрежения.

Относителното положение на някои метали в серията на напрежението и в периодичната таблица на пръв поглед не съответстват един на друг. Например, според позицията в периодичната таблица, химическата активност на калия трябва да бъде по-голяма от натрия, а натрия - по-голяма от лития. В поредицата от напрежения литият е най-активен, а калият заема средно положение между лития и натрия. Цинкът и медта, според позицията си в периодичната таблица, трябва да имат приблизително еднаква химическа активност, но в серията на напрежението цинкът се намира много по-рано от медта. Причината за този вид несъответствие е следната.

При сравняване на метали, заемащи една или друга позиция в периодичната таблица, йонизационната енергия на свободните атоми се приема като мярка за тяхната химическа активност - редуцираща способност. Наистина, когато се движат, например, отгоре надолу по основната подгрупа от група I на периодичната система, йонизационната енергия на атомите намалява, което е свързано с увеличаване на техните радиуси (т.е. с по-голямо разстояние на външните електрони от ядрото) и с нарастващо екраниране на положителния заряд на ядрото от междинни електронни слоеве (виж § 31). Следователно, калиевите атоми проявяват по-голяма химическа активност - те имат по-силни редуциращи свойства - от натриевите атоми, а натриевите атоми проявяват по-голяма активност от литиевите атоми.

Когато се сравняват метали в поредица от напрежения, работата по превръщането на метал в твърдо състояние в хидратирани йони във воден разтвор се приема като мярка за химическа активност. Тази работа може да бъде представена като сбор от три члена: енергията на атомизация - трансформацията на метален кристал в изолирани атоми, енергията на йонизация на свободните метални атоми и енергията на хидратация на получените йони. Енергията на атомизация характеризира здравината на кристалната решетка на даден метал. Енергията на йонизация на атомите - отстраняването на валентните електрони от тях - се определя пряко от позицията на метала в периодичната таблица. Енергията, освободена при хидратация, зависи от електронната структура на йона, неговия заряд и радиус.

Литиевите и калиевите йони, имащи еднакъв заряд, но различни радиуси, ще създадат неравномерни електрически полета около себе си. Полето, генерирано близо до малки литиеви йони, ще бъде по-силно от полето близо до големи калиеви йони. От това става ясно, че литиевите йони ще хидратират с освобождаване на повече енергия от калиевите йони.

Така по време на разглежданата трансформация енергията се изразходва за атомизация и йонизация и енергията се освобождава по време на хидратация. Колкото по-малък е общият разход на енергия, толкова по-лесен ще бъде целият процес и колкото по-близо до началото на серията напрежения ще се намира дадения метал. Но от трите члена на общия енергиен баланс само един - йонизационната енергия - се определя пряко от позицията на метала в периодичната таблица. Следователно, няма причина да се очаква, че относителната позиция на някои метали в серията на напрежението винаги ще съответства на тяхната позиция в периодичната таблица. По този начин, за лития, общата консумация на енергия се оказва по-малка, отколкото за калия, според който литият е преди калия в серията на напрежението.

За медта и цинка разходът на енергия за йонизация на свободните атоми и печалбата на енергия по време на йонната хидратация са близки. Но металната мед образува по-здрава кристална решетка от цинка, както може да се види от сравнението на температурите на топене на тези метали: цинкът се топи при , а медта само при . Следователно енергията, изразходвана за атомизирането на тези метали, е значително различна, в резултат на което общите енергийни разходи за целия процес в случая на мед са много по-големи, отколкото в случая на цинк, което обяснява относителното разположение на тези метали в серията на напрежението.

При преминаване от вода към неводни разтворители относителните позиции на металите в серията на напрежението могат да се променят. Причината за това е, че солватационната енергия на различните метални йони се променя по различен начин при преминаване от един разтворител към друг.

По-специално, медният йон се солватира доста енергично в някои органични разтворители; Това води до факта, че в такива разтворители медта се намира в серията на напрежението преди водорода и го измества от киселинните разтвори.

По този начин, за разлика от периодичната система от елементи, серия от метални напрежения не е отражение на общ модел, въз основа на който е възможно да се даде цялостна характеристика на химичните свойства на металите. Поредица от напрежения характеризира само окислително-редукционната способност на електрохимичната система "метал - метален йон" при строго определени условия: дадените в нея стойности се отнасят за воден разтвор, температура и единица концентрация (активност) на метални йони.

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

Колкото по-наляво е даден метал в серията от стандартни електродни потенциали, толкова по-силен е редуциращият агент е металът литий, златото е най-слабият и, обратно, златният (III) йон е най-силният окислител; агент, литият (I) е най-слабият.

Всеки метал е в състояние да редуцира от соли в разтвор онези метали, които са в поредицата от напрежения след него; например желязото може да измести медта от разтворите на неговите соли. Не забравяйте обаче, че алкалните и алкалоземните метали ще реагират директно с водата.

Металите, стоящи в серията на напрежение отляво на водорода, са способни да го изместват от разтвори на разредени киселини и да се разтварят в тях.

Редукционната активност на метала не винаги съответства на позицията му в периодичната таблица, тъй като при определяне на мястото на метала в редицата се взема предвид не само способността му да отдава електрони, но и енергията, изразходвана за разрушаването на метала. кристалната решетка на метала, както и енергията, изразходвана за хидратация на йони.

Взаимодействие с прости вещества

СЪС кислород Повечето метали образуват оксиди - амфотерни и основни:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Алкалните метали, с изключение на лития, образуват пероксиди:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

СЪС халогени металите образуват соли на халогеноводородни киселини, напр.

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

СЪС водород най-активните метали образуват йонни хидриди - солеподобни вещества, в които водородът има степен на окисление -1.

2Na + H2 = 2NaH.

СЪС сиво металите образуват сулфиди - соли на сероводородна киселина:

СЪС азот Някои метали образуват нитриди почти винаги протича при нагряване:

3Mg + N2 = Mg3N2.

СЪС въглерод се образуват карбиди:

4Al + 3C = Al 3 C 4.

СЪС фосфор – фосфиди:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Металите могат да взаимодействат помежду си, образувайки интерметални съединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металите могат да се разтварят един в друг при високи температури, без да реагират, да се образуват сплави.

Сплави

Сплави се наричат ​​системи, състоящи се от два или повече метала, както и метали и неметали, които имат характерни свойства, присъщи само на металното състояние.

Свойствата на сплавите са много разнообразни и се различават от свойствата на техните компоненти, например, за да стане златото по-твърдо и по-подходящо за изработка на бижута, към него се добавя сребро и сплав, съдържаща 40% кадмий и 60% бисмут има точка на топене 144 °C, т.е. много по-ниска от точката на топене на неговите компоненти (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Възможни са следните видове сплави:

Разтопените метали се смесват помежду си във всякакви съотношения, разтварят се един в друг за неопределено време, например Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и други. Тези сплави са хомогенни по състав, имат висока химическа устойчивост и провеждат електрически ток;

Изправените метали се смесват помежду си в произволно съотношение, но при охлаждане се разделят и се получава маса, състояща се от отделни кристали на компоненти, например Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и др.

Серия от електрохимични активности на метали(серия от напрежения, серия от стандартни електродни потенциали) - последователност, в която металите са подредени в нарастващ ред на техните стандартни електрохимични потенциали φ 0, съответстващи на полуреакцията на редукция на металния катион Me n+: Me n+ + nē → Аз

Практическо използване на серията дейности от метали

Редица напрежения се използват в практиката за сравнителна оценка на химичната активност на металите при реакции с водни разтвори на соли и киселини и за оценка на катодните и анодните процеси по време на електролиза:

• Металите вляво от водорода са по-силни редуциращи агенти от металите вдясно: те изместват последните от солните разтвори. Например взаимодействието Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu е възможно само в права посока.
• Металите в реда отляво на водорода изместват водорода при взаимодействие с водни разтвори на неокисляващи киселини; най-активните метали (до и включително алуминий) - и при взаимодействие с вода.
• Металите в серията вдясно от водорода не взаимодействат с водни разтвори на неокисляващи киселини при нормални условия.
• По време на електролиза металите вдясно от водорода се отделят на катода; редукцията на умерено активни метали е придружена от отделяне на водород; Най-активните метали (до алуминий) не могат да бъдат изолирани от водни солеви разтвори при нормални условия.

Алкалните метали се считат за най-активни:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• Френски