Reakcie s aktívnymi kovmi. aktívne kovy. Interakcia kovov s vodnými roztokmi solí
Aké informácie možno získať zo série napätí?
V anorganickej chémii sa široko používa množstvo kovových napätí. Najmä výsledky mnohých reakcií a dokonca aj možnosť ich realizácie závisia od polohy niektorého kovu v NRN. Poďme diskutovať o tomto probléme podrobnejšie.
Interakcia kovov s kyselinami
Kovy, ktoré sú v sérii napätí naľavo od vodíka, reagujú s kyselinami - neoxidačnými činidlami. Kovy nachádzajúce sa v ERN napravo od H interagujú iba s kyselinami - oxidačnými činidlami (najmä s HNO 3 a koncentrovanou H 2 SO 4).
Príklad 1. Zinok sa nachádza v NER naľavo od vodíka, preto je schopný reagovať s takmer všetkými kyselinami:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2
Príklad 2. Meď sa nachádza v ERN napravo od H; tento kov nereaguje s "obyčajnými" kyselinami (HCl, H 3 PO 4, HBr, organické kyseliny), interaguje však s oxidačnými kyselinami (dusičná, koncentrovaná sírová):
Cu + 4HN03 (konc.) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20
Cu + 2H2S04 (konc.) = CuS04 + S02 + 2H20
dávam do pozornosti dôležitý bod: pri interakcii kovov s oxidačnými kyselinami sa neuvoľňuje vodík, ale niektoré iné zlúčeniny. Môžete si o tom prečítať viac!
Interakcia kovov s vodou
Kovy nachádzajúce sa v napäťovej sérii naľavo od Mg ľahko reagujú s vodou už pri izbová teplota s uvoľňovaním vodíka a tvorbou alkalického roztoku.
Príklad 3. Sodík, draslík, vápnik sa ľahko rozpúšťajú vo vode za vzniku alkalického roztoku:
2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2
2K + 2H20 = 2KOH + H2
Ca + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2
Kovy nachádzajúce sa v rozsahu napätia od vodíka po horčík (vrátane) v niektorých prípadoch interagujú s vodou, ale reakcie vyžadujú špecifické podmienky. Napríklad hliník a horčík začnú interagovať s H20 až po odstránení oxidového filmu z kovového povrchu. Železo pri izbovej teplote nereaguje s vodou, ale interaguje s vodnou parou. Kobalt, nikel, cín, olovo prakticky neinteragujú s H 2 O, a to nielen pri izbovej teplote, ale ani pri zahrievaní.
Kovy nachádzajúce sa na pravej strane ERN (striebro, zlato, platina) za žiadnych okolností nereagujú s vodou.
Interakcia kovov s vodnými roztokmi solí
Budeme hovoriť o nasledujúcich typoch reakcií:
kov (*) + soľ kovu (**) = kov (**) + soľ kovu (*)
Chcel by som zdôrazniť, že hviezdičky v tomto prípade neoznačujú stupeň oxidácie, nie mocnosť kovu, ale jednoducho nám umožňujú rozlíšiť kov č. 1 a kov č. 2.
Aby takáto reakcia nastala, musia byť súčasne splnené tri podmienky:
- soli zahrnuté v procese musia byť rozpustné vo vode (to sa dá ľahko skontrolovať pomocou tabuľky rozpustnosti);
- kov (*) musí byť v sérii napätí naľavo od kovu (**);
- kov (*) by nemal reagovať s vodou (čo tiež ľahko kontroluje ERN).
Príklad 4. Pozrime sa na niekoľko reakcií:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
K + Ni(N03)2 ≠
Prvá reakcia je ľahko realizovateľná, všetky vyššie uvedené podmienky sú splnené: síran meďnatý je rozpustný vo vode, zinok je v ERN naľavo od medi, Zn nereaguje s vodou.
Druhá reakcia nie je možná, pretože nie je splnená prvá podmienka (sulfid meďnatý je prakticky nerozpustný vo vode). Tretia reakcia nie je možná, pretože olovo je menej aktívny kov ako železo (umiestnené vpravo v NRN). Nakoniec, štvrtý proces NEVEDIE k zrážaniu niklu, pretože draslík reaguje s vodou; výsledný hydroxid draselný môže reagovať s roztokom soli, ale ide o úplne iný proces.
Proces tepelného rozkladu dusičnanov
Pripomínam, že dusičnany sú soli kyseliny dusičnej. Všetky dusičnany sa pri zahrievaní rozkladajú, ale zloženie rozkladných produktov môže byť odlišné. Zloženie je určené polohou kovu v sérii napätí.
Dusičnany kovov, ktoré sa nachádzajú v NER naľavo od horčíka, tvoria po zahriatí zodpovedajúce dusitany a kyslík:
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
Počas tepelného rozkladu dusičnanov kovov, ktoré sa nachádzajú v sérii napätí od Mg po Cu vrátane, sa tvoria oxid kovu, NO 2 a kyslík:
2Cu(N03)2 \u003d 2CuO + 4N02 + O2
Nakoniec pri rozklade dusičnanov najmenej aktívnych kovov (nachádzajú sa v NER napravo od medi) vzniká kov, oxid dusičitý a kyslík.
Kovy, ktoré ľahko reagujú, sa nazývajú aktívne kovy. Patria sem alkalické kovy, kovy alkalických zemín a hliník.
Pozícia v periodickej tabuľke
Kovové vlastnosti prvkov sa v Mendelejevovej periodickej tabuľke oslabujú zľava doprava. Preto sú prvky skupín I a II považované za najaktívnejšie.
Ryža. 1. Aktívne kovy v periodickej tabuľke.
Všetky kovy sú redukčné činidlá a ľahko sa delia s elektrónmi na vonkajšej energetickej úrovni. Aktívne kovy majú iba jeden alebo dva valenčné elektróny. V tomto prípade sú kovové vlastnosti vylepšené zhora nadol so zvýšením počtu energetických úrovní, pretože. čím ďalej je elektrón od jadra atómu, tým ľahšie sa oddelí.
Alkalické kovy sa považujú za najaktívnejšie:
- lítium;
- sodík;
- draslík;
- rubídium;
- cézium;
- francium.
Kovy alkalických zemín sú:
- berýlium;
- horčík;
- vápnik;
- stroncium;
- bárium;
- rádium.
Stupeň aktivity kovu môžete zistiť pomocou elektrochemického radu napätí kovu. Čím viac naľavo od vodíka sa prvok nachádza, tým je aktívnejší. Kovy napravo od vodíka sú neaktívne a môžu interagovať iba s koncentrovanými kyselinami.
Ryža. 2. Elektrochemický rad napätí kovov.
Zoznam aktívnych kovov v chémii zahŕňa aj hliník, ktorý sa nachádza v skupine III a naľavo od vodíka. Hliník sa však nachádza na hranici aktívnych a stredne aktívnych kovov a za normálnych podmienok s niektorými látkami nereaguje.
Vlastnosti
Aktívne kovy sú mäkké (možno rezať nožom), ľahké a majú nízku teplotu topenia.
Hlavné Chemické vlastnosti kovy sú uvedené v tabuľke.
|
Reakcia |
Rovnica |
Výnimka |
|
Alkalické kovy sa spontánne vznietia na vzduchu pri interakcii s kyslíkom |
K + O 2 → KO 2 |
Lítium reaguje s kyslíkom len pri vysokých teplotách. |
|
Kovy alkalických zemín a hliník tvoria na vzduchu oxidové filmy a pri zahrievaní sa spontánne vznietia. |
2Ca + O2 → 2CaO |
|
|
Reagujte s jednoduchými látkami za vzniku solí |
Ca + Br2 -> CaBr2; |
Hliník nereaguje s vodíkom |
|
Prudko reaguje s vodou za tvorby alkálií a vodíka |
|
Reakcia s lítiom prebieha pomaly. Hliník reaguje s vodou až po odstránení oxidového filmu. |
|
Reagujte s kyselinami za vzniku solí |
Ca + 2HCl -> CaCl2 + H2; 2K + 2HMn04 -> 2KMn04 + H2 |
|
|
Reagujte s roztokmi solí, najskôr reagujte s vodou a potom so soľou |
2Na + CuCl2 + 2H20: 2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2; |
Aktívne kovy ľahko reagujú, preto sa v prírode nachádzajú iba v zmesiach - minerály, horniny.
Ryža. 3. Minerály a čisté kovy.
Čo sme sa naučili?
Medzi aktívne kovy patria prvky skupiny I a II - alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj hliník. Ich aktivita je spôsobená štruktúrou atómu - niekoľko elektrónov sa ľahko oddelí od vonkajšej energetickej hladiny. Ide o mäkké ľahké kovy, ktoré rýchlo reagujú s jednoduchými a zložitými látkami, pričom vznikajú oxidy, hydroxidy, soli. Hliník je bližšie k vodíku a jeho reakcia s látkami si vyžaduje dodatočné podmienky – vysoké teploty, deštrukciu oxidového filmu.
Tématický kvíz
Hodnotenie správy
Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 388.
Ak z celého radu štandardných elektródových potenciálov vyčleníme len tie elektródové procesy, ktoré zodpovedajú všeobecnej rovnici
potom dostaneme sériu napätí kovov. Okrem kovov je v tejto sérii vždy zahrnutý vodík, čo umožňuje zistiť, ktoré kovy sú schopné vytesniť vodík z vodných roztokov kyselín.
Tabuľka 19
Množstvo napätí pre najdôležitejšie kovy je uvedené v tabuľke. 19. Poloha kovu v sérii napätí charakterizuje jeho schopnosť redoxných interakcií vo vodných roztokoch za štandardných podmienok. Kovové ióny sú oxidačné činidlá a kovy vo forme jednoduchých látok sú redukčné činidlá. Zároveň platí, že čím ďalej sa kov nachádza v sérii napätí, tým silnejšie sú jeho ióny oxidačného činidla vo vodnom roztoku a naopak, čím bližšie je kov k začiatku série, tým silnejšia je redukcia. vlastnosti vykazuje jednoduchá látka - kov.
Elektródový procesný potenciál
v neutrálnom médiu je to B (pozri stranu 273). Aktívne kovy na začiatku série, ktoré majú potenciál oveľa zápornejší ako -0,41 V, vytláčajú vodík z vody. Horčík vytláča vodík iba z horúca voda. Kovy nachádzajúce sa medzi horčíkom a kadmiom zvyčajne nevytláčajú vodík z vody. Na povrchu týchto kovov sa vytvárajú oxidové filmy, ktoré majú ochranný účinok.
Kovy nachádzajúce sa medzi horčíkom a vodíkom vytláčajú vodík z kyslých roztokov. Zároveň sa na povrchu niektorých kovov vytvárajú aj ochranné filmy, ktoré brzdia reakciu. Takže oxidový film na hliníku robí tento kov odolným nielen vo vode, ale aj v roztokoch určitých kyselín. Olovo sa nerozpúšťa v kyseline sírovej pri koncentrácii nižšej ako , pretože soľ vznikajúca pri interakcii olova s kyselinou sírovou je nerozpustná a vytvára na povrchu kovu ochranný film. Fenomén hlbokej inhibície oxidácie kovu v dôsledku prítomnosti ochranných oxidových alebo soľných filmov na jeho povrchu sa nazýva pasivita a stav kovu sa v tomto prípade nazýva pasívny stav.
Kovy sa dokážu navzájom vytesniť z roztokov solí. Smer reakcie je v tomto prípade určený ich vzájomnou polohou v sérii napätí. Vzhľadom na špecifické prípady takýchto reakcií je potrebné pripomenúť, že aktívne kovy vytláčajú vodík nielen z vody, ale aj z akéhokoľvek vodného roztoku. Preto k vzájomnému vytesňovaniu kovov z roztokov ich solí dochádza prakticky len v prípade kovov nachádzajúcich sa v rade za horčíkom.
Vytesňovanie kovov z ich zlúčenín inými kovmi prvýkrát podrobne študoval Beketov. V dôsledku svojej práce usporiadal kovy podľa ich chemickej aktivity do série posunov, ktorá je prototypom série kovových napätí.
Vzájomná poloha niektorých kovov v rade napätí a v periodickej sústave na prvý pohľad nezodpovedá. Napríklad podľa polohy v periodickom systéme musí byť reaktivita draslíka väčšia ako sodíka a sodíka musí byť väčšia ako lítia. V sérii napätí je najaktívnejšie lítium a draslík zaberá strednú pozíciu medzi lítiom a sodíkom. Zinok a meď by podľa ich polohy v periodickom systéme mali mať približne rovnakú chemickú aktivitu, ale v sérii napätí sa zinok nachádza oveľa skôr ako meď. Dôvod tohto druhu nekonzistentnosti je nasledujúci.
Pri porovnávaní kovov zaujímajúcich určitú pozíciu v periodickom systéme sa miera ich chemickej aktivity - redukčná schopnosť - berie ako hodnota ionizačnej energie voľných atómov. Počas prechodu, napríklad zhora nadol pozdĺž hlavnej podskupiny I. skupiny periodického systému, totiž ionizačná energia atómov klesá, čo je spojené so zväčšením ich polomerov (t.j. s veľkou vzdialenosťou vonkajších elektróny z jadra) a so zvyšujúcim sa skríningom kladného náboja jadra medzivrstvami elektrónov (pozri § 31). Preto atómy draslíka vykazujú väčšiu chemickú aktivitu – majú silnejšie redukčné vlastnosti – ako atómy sodíka a atómy sodíka sú aktívnejšie ako atómy lítia.
Pri porovnávaní kovov v sérii napätí sa miera chemickej aktivity berie ako práca pri premene kovu v pevnom stave na hydratované ióny vo vodnom roztoku. Táto práca môže byť reprezentovaná ako súčet troch pojmov: energia atomizácie - premena kovového kryštálu na izolované atómy, ionizačná energia voľných atómov kovu a hydratačná energia vytvorených iónov. Atomizačná energia charakterizuje silu kryštálovej mriežky daného kovu. Ionizačná energia atómov – odtrhnutie valenčných elektrónov od nich – je priamo určená polohou kovu v periodickom systéme. Energia uvoľnená pri hydratácii závisí od elektrónovej štruktúry iónu, jeho náboja a polomeru.
Lítiové a draselné ióny, ktoré majú rovnaký náboj, ale rôzne polomery, vytvoria okolo seba nerovnaké elektrické polia. Pole generované v blízkosti malých iónov lítia bude silnejšie ako pole v blízkosti veľkých iónov draslíka. Z toho je zrejmé, že ióny lítia sa budú hydratovať s uvoľnením väčšieho množstva energie ako draselné.
V priebehu uvažovanej transformácie sa teda energia vynakladá na atomizáciu a ionizáciu a energia sa uvoľňuje pri hydratácii. Čím je celková spotreba energie nižšia, tým bude celý proces jednoduchší a tým bližšie k začiatku série napätí sa daný kov bude nachádzať. Ale z troch členov celkovej energetickej bilancie je iba jeden - ionizačná energia - priamo určený polohou kovu v periodickom systéme. V dôsledku toho nie je dôvod očakávať, že vzájomná poloha určitých kovov v sérii napätí bude vždy zodpovedať ich polohe v periodickom systéme. Takže pre lítium je celková spotreba energie menšia ako pre draslík, v súlade s tým je lítium v sérii napätí pred draslíkom.
Pre meď a zinok je výdaj energie na ionizáciu voľných atómov a jej zisk pri hydratácii iónov blízko. Ale kovová meď tvorí silnejšiu kryštálovú mriežku ako zinok, čo možno vidieť z porovnania teplôt topenia týchto kovov: zinok sa topí pri , a meď iba pri . Preto je energia vynaložená na atomizáciu týchto kovov výrazne odlišná, v dôsledku čoho sú celkové náklady na energiu na celý proces v prípade medi oveľa vyššie ako v prípade zinku, čo vysvetľuje vzájomnú polohu týchto kovov. kovy v napäťovom rade.
Pri prechode z vody do nevodných rozpúšťadiel sa môže meniť vzájomná poloha kovov v sérii napätí. Dôvod spočíva v tom, že energia solvatácie iónov rôznych kovov sa pri prechode z jedného rozpúšťadla do druhého mení rôznymi spôsobmi.
Najmä ión medi je veľmi intenzívne solvatovaný v niektorých organických rozpúšťadlách; to vedie k tomu, že v takýchto rozpúšťadlách sa meď nachádza v sérii napätí až po vodík a vytláča ju z kyslých roztokov.
Na rozdiel od periodického systému prvkov teda rad napätí v kovoch nie je odrazom všeobecnej pravidelnosti, na základe ktorej je možné poskytnúť všestrannú charakteristiku chemických vlastností kovov. Séria napätí Charakterizuje iba redoxnú schopnosť Elektrochemický systém"kov - kovový ión" za presne definovaných podmienok: hodnoty v ňom uvedené sa vzťahujú na vodný roztok, teplotu a jednotkovú koncentráciu (aktivitu) kovových iónov.
Grosse E., Weissmantel X.
Chémia pre zvedavých. Základy chémie a zábavné pokusy.
Kapitola 3 (pokračovanie)MALÝ KURZ ELEKTROCHÉMIY KOVOV
S elektrolýzou roztokov chloridov alkalických kovov a výrobou kovov pomocou tavenín sme sa už oboznámili. Teraz si skúsme na niekoľkých jednoduchých pokusoch preštudovať niektoré zákonitosti elektrochémie vodných roztokov, galvanických článkov a tiež sa zoznámiť s výrobou ochranných galvanických povlakov.V moderných sa používajú elektrochemické metódy analytická chémia, slúžia na určenie najdôležitejších veličín teoretickej chémie.
Nakoniec korózia kovové predmety, ktorý spôsobuje veľké škody národnému hospodárstvu, je vo väčšine prípadov elektrochemický proces.
NAPÄTOVÝ ROZSAH KOVOV
Základným článkom na pochopenie elektrochemických procesov je napäťový rad kovov. Kovy môžu byť usporiadané v rade, ktorý začína reaktívnymi a končí najmenej reaktívnymi ušľachtilými kovmi: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.
Takto je podľa najnovších nápadov rad napätí pre najdôležitejšie kovy a vodík. Ak sú elektródy galvanického článku vyrobené z akýchkoľvek dvoch kovov v rade, potom sa na materiáli predchádzajúcom v rade objaví záporné napätie.
Hodnota napätia ( elektrochemický potenciál) závisí od polohy prvku v napäťovom rade a od vlastností elektrolytu.
Podstatu napäťového radu zistíme z niekoľkých jednoduchých experimentov, na ktoré potrebujeme zdroj prúdu a elektrické meracie prístroje. Asi 10 g kryštalického síranu meďnatého rozpustíme v 100 ml vody a do roztoku ponoríme oceľovú ihlu alebo kúsok železného plechu. (Odporúčame najprv žehličku vyčistiť do lesku tenkou šmirgľovou handričkou.) Po krátkom čase bude žehlička pokrytá červenkastou vrstvou uvoľnenej medi. Aktívnejšie železo vytláča meď z roztoku, pričom železo sa rozpúšťa ako ióny a meď sa uvoľňuje ako kov. Proces pokračuje, pokiaľ je roztok v kontakte so železom. Akonáhle meď pokryje celý povrch žehličky, prakticky sa zastaví. V tomto prípade sa vytvorí skôr porézna vrstva medi, takže ochranné nátery nemožno získať bez použitia prúdu.
V nasledujúcich pokusoch spustíme malé prúžky zinku a olovnatého cínu do roztoku síranu meďnatého. Po 15 minútach ich vyberte, opláchnite a preskúmajte pod mikroskopom. Môžeme vidieť krásne vzory podobné ľadu, ktoré sú v odrazenom svetle červené a pozostávajú z uvoľnenej medi. Aj tu aktívnejšie kovy preniesli meď z iónového do kovového stavu.
Meď zase môže vytláčať kovy, ktoré sú v sérii napätí nižšie, teda menej aktívne. Na tenký pásik medeného plechu alebo na sploštený medený drôt (po predchádzajúcom očistení povrchu do lesku) nanesieme niekoľko kvapiek roztoku dusičnanu strieborného. Voľným okom si bude možné všimnúť vytvorený načernalý povlak, ktorý pod mikroskopom v odrazenom svetle vyzerá ako tenké ihličky a rastlinné vzory (tzv. dendrity).
Na izoláciu zinku bez prúdu je potrebné použiť aktívnejší kov. S výnimkou kovov, ktoré násilne interagujú s vodou, nájdeme horčík v sérii napätí nad zinkom. Na kúsok horčíkovej pásky alebo na tenký čip elektrónu dáme niekoľko kvapiek roztoku síranu zinočnatého. Roztok síranu zinočnatého získame rozpustením kúska zinku v zriedenej kyseline sírovej. Súčasne so síranom zinočnatým pridajte niekoľko kvapiek denaturovaného liehu. Na horčíku si po krátkom čase všimneme najmä pod mikroskopom zinok, ktorý sa vylúčil vo forme tenkých kryštálikov.
Vo všeobecnosti môže byť ktorýkoľvek člen napäťovej série vytlačený z roztoku, kde je vo forme iónu, a prenesený do kovového stavu. Pri skúšaní všemožných kombinácií však môžeme byť sklamaní. Zdalo by sa, že ak je pásik hliníka ponorený do roztokov solí medi, železa, olova a zinku, mali by na ňom tieto kovy vyniknúť. To sa však nedeje. Príčina poruchy nespočíva v chybe v sérii napätí, ale je založená na špeciálnej inhibícii reakcie, ktorá je v tomto prípade spôsobená tenkým oxidovým filmom na hliníkovom povrchu. V takýchto riešeniach sa hliník nazýva pasívny.
POZRIME SA ZA SCÉNU
Aby sme sformulovali vzorce prebiehajúcich procesov, môžeme sa obmedziť na zvažovanie katiónov a vylúčiť anióny, pretože samy sa nezúčastňujú reakcie. (Typ aniónov však ovplyvňuje rýchlosť depozície.) Ak pre jednoduchosť predpokladáme, že uvoľnené aj rozpustené kovy poskytujú dvojnásobne nabité katióny, potom môžeme napísať:Mei + Me22+ = Me12+ + Me2
Navyše pre prvý experiment Me 1 = Fe, Me 2 = Сu.
Proces teda spočíva vo výmene nábojov (elektrónov) medzi atómami a iónmi oboch kovov. Ak samostatne uvažujeme (ako medzireakcie) rozpúšťanie železa alebo zrážanie medi, dostaneme:
Fe = Fe2+ + 2 e --
Сu 2+ + 2 e--= Cu
Teraz zvážte prípad, keď je kov ponorený do vody alebo do soľného roztoku, s katiónom, ktorého výmena nie je možná kvôli jeho polohe v sérii napätí. Napriek tomu má kov tendenciu prechádzať do roztoku vo forme iónu. V tomto prípade atóm kovu odovzdá dva elektróny (ak je kov dvojmocný), povrch kovu ponorený do roztoku sa nabije negatívne vzhľadom na roztok a na rozhraní sa vytvorí dvojitá elektrická vrstva. Tento potenciálny rozdiel zabraňuje ďalšiemu rozpúšťaniu kovu, takže proces sa čoskoro zastaví.
Ak sú dva rôzne kovy ponorené do roztoku, potom budú oba nabité, ale ten menej aktívny je o niečo slabší, pretože jeho atómy sú menej náchylné na oddeľovanie elektrónov.
Spojte oba kovy vodičom. V dôsledku rozdielu potenciálov bude tok elektrónov prúdiť od aktívnejšieho kovu k menej aktívnemu, ktorý tvorí kladný pól prvku. Prebieha proces, pri ktorom sa aktívnejší kov dostane do roztoku a katióny z roztoku sa uvoľnia na ušľachtilejší kov. Ilustrujme teraz na niekoľkých experimentoch vyššie uvedené trochu abstraktné uvažovanie (ktoré je navyše hrubým zjednodušením).
Kadičku s objemom 250 ml najskôr naplňte do stredu 10% roztokom kyseliny sírovej a ponorte do nej nie príliš malé kúsky zinku a medi. Na obe elektródy prispájkujeme alebo prinitujeme medený drôt, ktorého konce by sa nemali dotýkať roztoku.
Pokiaľ konce drôtu nie sú navzájom spojené, budeme pozorovať rozpúšťanie zinku, ktoré je sprevádzané uvoľňovaním vodíka. Zinok, ako vyplýva z napäťového radu, je aktívnejší ako vodík, takže kov môže vytesniť vodík z iónového stavu. Oba kovy tvoria elektrickú dvojitú vrstvu. Potenciálny rozdiel medzi elektródami je najjednoduchšie zistiť pomocou voltmetra. Ihneď po zapnutí zariadenia v obvode bude šípka indikovať približne 1 V, ale potom napätie rýchlo klesne. Ak pripojíte malú žiarovku k prvku, ktorý spotrebúva napätie 1 V, rozsvieti sa - najskôr dosť silno a potom žiara zoslabne.
Podľa polarity svoriek zariadenia môžeme konštatovať, že medená elektróda je kladný pól. Dá sa to dokázať aj bez prístroja zvážením elektrochémie procesu. V malej kadičke alebo v skúmavke pripravíme nasýtený roztok kuchynskej soli, pridáme asi 0,5 ml alkoholový roztok indikátor fenolftaleínu a do roztoku ponorte obe elektródy uzavreté drôtom. V blízkosti negatívneho pólu bude pozorované mierne červenkasté sfarbenie, ktoré je spôsobené tvorbou hydroxidu sodného na katóde.
V iných experimentoch je možné do článku umiestniť rôzne páry kovov a určiť výsledné napätie. Napríklad horčík a striebro poskytujú obzvlášť veľký potenciálny rozdiel v dôsledku značnej vzdialenosti medzi nimi v sérii napätí, zatiaľ čo zinok a železo naopak poskytujú veľmi malý, menej ako desatinu voltu. Použitím hliníka nezískame kvôli pasivácii prakticky žiadny prúd.
Všetky tieto prvky, alebo, ako hovoria elektrochemici, obvody majú tú nevýhodu, že pri odbere prúdu na nich veľmi rýchlo klesne napätie. Preto elektrochemici vždy merajú skutočnú hodnotu napätia v stave bez napätia metódou kompenzácie napätia, teda porovnaním s napätím iného zdroja prúdu.
Pozrime sa podrobnejšie na procesy v prvku medi a zinku. Na katóde prechádza zinok do roztoku podľa nasledujúcej rovnice:
Zn = Zn2+ + 2 e --
Vodíkové ióny kyseliny sírovej sú vybíjané na medenej anóde. Pripájajú elektróny prichádzajúce cez drôt zo zinkovej katódy a v dôsledku toho sa vytvárajú vodíkové bubliny:
2H++ 2 e-- \u003d H 2
Po krátkom čase bude meď pokrytá tenkou vrstvou vodíkových bublín. V tomto prípade sa medená elektróda zmení na vodíkovú elektródu a potenciálny rozdiel sa zníži. Tento proces sa nazýva polarizácia elektród. Polarizáciu medenej elektródy je možné eliminovať pridaním malého množstva roztoku dvojchrómanu draselného do článku po poklese napätia. Potom sa napätie opäť zvýši, pretože dvojchróman draselný oxiduje vodík na vodu. Dichróman draselný v tomto prípade pôsobí ako depolarizátor.
V praxi sa používajú galvanické obvody, ktorých elektródy nie sú polarizované, alebo obvody, ktorých polarizáciu je možné eliminovať pridaním depolarizátorov.
Ako príklad nepolarizovateľného prvku uvažujme prvok Daniell, ktorý sa v minulosti často používal ako prúdový zdroj. Toto je tiež meď-zinkový prvok, ale oba kovy sú ponorené do rôznych roztokov. Zinková elektróda je umiestnená v pórovitej hlinenej komore naplnenej zriedenou (asi 20%) kyselinou sírovou. Hlinená bunka je suspendovaná vo veľkej kadičke obsahujúcej koncentrovaný roztok síranu meďnatého a na dne je vrstva kryštálov síranu meďnatého. Druhá elektróda v tejto nádobe je valec z medeného plechu.
Tento prvok môže byť vyrobený zo sklenenej nádoby, komerčne dostupnej hlinenej bunky (v štipke, použite kvetináč uzavretím otvoru na dne) a dvoma vhodnými elektródami.
Počas prevádzky prvku sa zinok rozpúšťa za vzniku síranu zinočnatého a na medenej elektróde sa uvoľňujú ióny medi. Ale zároveň medená elektróda nie je polarizovaná a prvok dáva napätie asi 1 V. V skutočnosti je teoreticky napätie na svorkách 1,10 V, ale pri odbere prúdu nameriame o niečo nižšiu hodnotu, kvôli na elektrický odpor článku.
Ak neodstránime prúd z článku, musíme z roztoku kyseliny sírovej odstrániť zinkovú elektródu, pretože inak sa rozpustí za vzniku vodíka.
Schéma jednoduchej bunky, ktorá nevyžaduje poréznu priečku, je znázornená na obrázku. Zinková elektróda je umiestnená v sklenená nádoba v hornej časti a meď - v blízkosti spodnej časti. Celá bunka je naplnená nasýteným roztokom chloridu sodného. Na dno nádoby nasypeme hrsť kryštálov síranu meďnatého. Výsledný koncentrovaný roztok síranu meďnatého sa bude miešať s roztokom kuchynskej soli veľmi pomaly. Preto sa počas prevádzky článku bude na medenej elektróde uvoľňovať meď a v hornej časti článku sa bude rozpúšťať zinok vo forme síranu alebo chloridu.
Batérie teraz používajú takmer výlučne suché články, ktoré sú pohodlnejšie na používanie. Ich predkom je prvok Leclanchet. Elektródy sú zinkový valec a uhlíková tyč. Elektrolyt je pasta, ktorá pozostáva hlavne z chloridu amónneho. Zinok sa rozpúšťa v paste a vodík sa uvoľňuje na uhlí. Aby sa zabránilo polarizácii, uhlíková tyč sa spustí do ľanového vrecka so zmesou uhoľného prášku a pyrolusitu. Uhlíkový prášok zväčšuje povrch elektródy a pyrolusit pôsobí ako depolarizátor a pomaly oxiduje vodík.
Je pravda, že depolarizačná schopnosť pyrolusitu je slabšia ako u vyššie uvedeného dvojchrómanu draselného. Preto, keď je prúd prijímaný v suchých článkoch, napätie rýchlo klesá, " unaviť sa"v dôsledku polarizácie. Až po určitom čase dochádza k oxidácii vodíka pyroluzitom. Teda prvky" odpočinok", ak vám nejaký čas neprejde prúd. Skontrolujeme to na batérii baterky, ku ktorej pripojíme žiarovku. Paralelne so svietidlom, teda priamo na svorky, pripojíme voltmeter.
Najprv bude napätie asi 4,5 V. (Najčastejšie sú v takýchto batériách zapojené tri články do série, každý s teoretickým napätím 1,48 V.) Po chvíli napätie klesne, žiarovka zoslabne. Odčítaním voltmetra môžeme posúdiť, ako dlho potrebuje batéria odpočívať.
Osobitné miesto zaujímajú regeneračné prvky, tzv akumulátory. Prebiehajú v nich vratné reakcie a po vybití článku sa dajú dobíjať pripojením na externý jednosmerný zdroj.
V súčasnosti sú najbežnejšie olovené batérie; v nich je elektrolytom zriedená kyselina sírová, do ktorej sú ponorené dve olovené platne. Kladná elektróda je pokrytá oxidom olovnatým PbO2, záporná elektróda je kovové olovo. Napätie na svorkách je približne 2,1 V. Pri vybíjaní sa na oboch doskách tvorí síran olovnatý, ktorý sa pri nabíjaní opäť mení na kovové olovo a na peroxid olovnatý.
POVLAKOVANÉ NÁTERY
Zrážanie kovov z vodných roztokov pomocou elektrický prúd je opačný proces elektrolytického rozpúšťania, s ktorým sme sa stretli pri uvažovaní o galvanických článkoch. Najprv sa pozrime na zrážanie medi, ktoré sa používa v medenom coulometri na meranie množstva elektriny.Kov je ukladaný prúdom
Po ohnutí koncov dvoch platní z tenkého medeného plechu ich zavesíme na protiľahlé steny kadičky alebo, lepšie, malého skleneného akvária. Drôty pripevňujeme k platniam pomocou svoriek.
Elektrolyt variť podľa ďalší recept: 125 g kryštalického síranu meďnatého, 50 g koncentrovanej kyseliny sírovej a 50 g alkoholu (denaturovaný alkohol), zvyšok tvorí voda do 1 litra. Za týmto účelom najskôr rozpustite síran meďnatý v 500 ml vody, potom opatrne po malých častiach pridajte kyselinu sírovú ( Kúrenie! Kvapalina môže striekať!), potom nalejte alkohol a pridajte vodu na objem 1 liter.
Coulometer naplníme pripraveným roztokom a do obvodu zaradíme premenlivý odpor, ampérmeter a olovenú batériu. Pomocou odporu upravíme prúd tak, aby jeho hustota bola 0,02-0,01 A/cm 2 povrchu elektródy. Ak má medená platňa plochu 50 cm2, potom by sila prúdu mala byť v rozsahu 0,5-1 A.
Po určitom čase sa na katóde (záporná elektróda) začne zrážať svetločervená kovová meď a na anóde (pozitívna elektróda) prejde meď do roztoku. Na čistenie medených platničiek budeme v coulometri prechádzať prúdom asi pol hodiny. Potom katódu vyberieme, opatrne osušíme filtračným papierom a presne odvážime. Do článku nainštalujeme elektródu, obvod uzavrieme reostatom a udržiavame konštantný prúd, napríklad 1 A. Po hodine obvod otvoríme a vysušenú katódu opäť odvážime. Pri prúde 1 A za hodinu prevádzky sa jeho hmotnosť zvýši o 1,18 g.
Preto množstvo elektriny rovnajúce sa 1 ampérhodine pri prechode roztokom môže uvoľniť 1,18 g medi. Alebo všeobecne: množstvo uvoľnenej látky je priamo úmerné množstvu elektriny prejdenej cez roztok.
Na izoláciu 1 ekvivalentu iónu je potrebné prejsť roztokom také množstvo elektriny, ktoré sa rovná súčinu náboja elektródy e a Avogadrovmu číslu. N A:
e*N A \u003d 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 \u003d 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Táto hodnota je označená symbolom F a je pomenovaný po objaviteľovi kvantitatívnych zákonov elektrolýzy Faradayovo číslo(presná hodnota F- 96 498 A * s * mol -1). Preto izolovať daný počet ekvivalentov z roztoku n e cez roztok množstvo elektriny rovnajúce sa F*n e A * s * mol -1. Inými slovami,
ja*t =F*n e tu ja- aktuálny, t je čas potrebný na prechod prúdu cez roztok. V kapitole " Základy titrácie„Už sa ukázalo, že počet ekvivalentov látky n e sa rovná súčinu počtu mólov ekvivalentným číslom:
n e = n*Z V dôsledku toho:
ja*t = F*n*Z
V tomto prípade Z- iónový náboj (pre Ag + Z= 1, pre Cu2+ Z= 2, pre Al3+ Z= 3 atď.). Ak vyjadríme počet mólov ako pomer hmotnosti k molárnej hmotnosti ( n = m/M), potom dostaneme vzorec, ktorý vám umožní vypočítať všetky procesy, ktoré sa vyskytujú počas elektrolýzy:
ja*t =F*m*Z / M
Pomocou tohto vzorca môžete vypočítať prúd:
ja = F*m*Z/(t*M)\u003d 9,65 * 10 4 * 1,18 * 2 / (3 600 * 63,54) A * s * g * mol / (s * mol * g) \u003d 0,996 A
Ak zavedieme pomer pre elektrické práce W email
W email = U*I*t a W email / U = ja*t
Potom poznať napätie U, môžete vypočítať:
W email = F*m*Z*U/M
Môžete tiež vypočítať, ako dlho trvá elektrolytické uvoľnenie určitého množstva látky alebo koľko látky sa uvoľní za určitý čas. Počas experimentu musí byť prúdová hustota udržiavaná v špecifikovaných medziach. Ak je menej ako 0,01 A / cm 2, potom sa uvoľní príliš málo kovu, pretože sa čiastočne vytvoria ióny medi (I). Ak je prúdová hustota príliš vysoká, priľnavosť povlaku k elektróde bude slabá a keď sa elektróda vyberie z roztoku, môže sa rozpadnúť.
V praxi sa galvanické povlaky na kovoch používajú predovšetkým na ochranu pred koróziou a na získanie zrkadlového lesku.
Okrem toho sa kovy, najmä meď a olovo, rafinujú anodickým rozpúšťaním a následnou separáciou na katóde (elektrolytická rafinácia).
Na pokovovanie železa meďou alebo niklom musíte najskôr dôkladne očistiť povrch predmetu. Za týmto účelom ho vyleštite kriedou a postupne odmastite zriedeným roztokom hydroxidu sodného, vody a alkoholu. Ak je predmet pokrytý hrdzou, je potrebné ho vopred namoriť v 10-15% roztoku kyseliny sírovej.
Vyčistený výrobok zavesíme do elektrolytického kúpeľa ( malé akvárium alebo kadička), kde bude slúžiť ako katóda.
Roztok na pokovovanie medi obsahuje 250 g síranu meďnatého a 80-100 g koncentrovanej kyseliny sírovej v 1 litri vody (Pozor!). V tomto prípade bude ako anóda slúžiť medená platňa. Povrch anódy by mal byť približne rovnaký ako povrch potiahnutého predmetu. Preto musíte vždy zabezpečiť, aby medená anóda visela vo vani v rovnakej hĺbke ako katóda.
Proces bude prebiehať pri napätí 3-4 V (dve batérie) a prúdovej hustote 0,02-0,4 A/cm2. Teplota roztoku v kúpeli by mala byť 18-25 °C.
Venujte pozornosť skutočnosti, že rovina anódy a povrch, ktorý sa má potiahnuť, sú navzájom rovnobežné. Je lepšie nepoužívať predmety zložitého tvaru. Zmenou trvania elektrolýzy je možné získať medený povlak rôznych hrúbok.
Často sa používa predbežné pokovovanie medi, aby sa na túto vrstvu naniesol odolný povlak iného kovu. Toto sa obzvlášť často používa pri chrómovaní železa, niklovom odlievaní zinku a v iných prípadoch. Na tento účel sa používajú skutočne veľmi toxické kyanidové elektrolyty.
Na prípravu elektrolytu na pokovovanie niklom v 450 ml vody rozpustite 25 g kryštalického síranu nikelnatého, 10 g kyselina boritá alebo 10 g citrátu sodného. Citran sodný možno pripraviť neutralizáciou 10 g roztoku kyselina citrónová zriedený roztok hydroxidu sodného alebo roztok sódy. Anódou nech je niklová platňa s čo najväčšou plochou a ako zdroj napätia vezmite batériu.
Hodnota prúdovej hustoty sa pomocou premenlivého odporu udrží na hodnote 0,005 A/cm 2 . Napríklad pri ploche predmetu 20 cm 2 je potrebné pracovať pri prúdovej sile 0,1 A. Po pol hodine práce bude predmet už poniklovaný. Vyberte ju z kúpeľa a utrite handričkou. Proces pokovovania niklom je však lepšie neprerušovať, pretože potom môže dôjsť k pasivácii vrstvy niklu a následný povlak niklu nebude dobre priľnúť.
Aby sme dosiahli zrkadlový lesk bez mechanického leštenia, zavádzame do pokovovacieho kúpeľa takzvanú zjasňovaciu prísadu. Takýmito prísadami sú napríklad lepidlo, želatína, cukor. Môžete vložiť do niklového kúpeľa napríklad niekoľko gramov cukru a študovať jeho účinok.
Na prípravu elektrolytu na pochrómovanie železa (po predbežnom pomedení) rozpustite 40 g anhydridu chromitého CrO 3 (Pozor! Jed!) a presne 0,5 g kyseliny sírovej (v žiadnom prípade nie viac!) v 100 ml vody. Proces prebieha pri prúdovej hustote približne 0,1 A / cm2 a ako anóda sa používa olovená doska, ktorej plocha by mala byť niekoľko menšiu plochu chrómovaný povrch.
Niklové a chrómové kúpele je najlepšie mierne zahriať (do cca 35 °C). Upozorňujeme, že elektrolyty na chrómovanie, najmä pri dlhom procese a vysokej prúdovej sile, uvoľňujú výpary obsahujúce kyselinu chrómovú, ktoré sú veľmi škodlivé pre zdravie. Preto by sa chrómovanie malo vykonávať pod ťahom alebo na vonku napríklad na balkóne.
Pri pokovovaní chrómom (a v menšej miere pri pokovovaní niklom) sa na nanášanie kovov nevyužije všetok prúd. Zároveň sa uvoľňuje vodík. Na základe série napätí by sa dalo očakávať, že kovy stojace pred vodíkom by sa z vodných roztokov vôbec nemali uvoľňovať, ale naopak, malo by sa uvoľňovať menej aktívneho vodíka. Avšak tu, ako v prípade anodického rozpúšťania kovov, je katódový vývoj vodíka často inhibovaný a je pozorovaný iba pri vysokom napätí. Tento jav sa nazýva vodíkové prepätie a obzvlášť veľké je napríklad na olove. Kvôli tejto okolnosti môže olovená batéria fungovať. Keď je batéria nabitá, namiesto PbO 2 by sa na katóde mal objaviť vodík, ale v dôsledku prepätia sa vývoj vodíka začína, keď je batéria takmer úplne nabitá.
Obnovujúce vlastnosti- Toto sú hlavné chemické vlastnosti charakteristické pre všetky kovy. Prejavujú sa v interakcii so širokou škálou oxidačných činidiel, vrátane oxidačných činidiel z životné prostredie. AT všeobecný pohľad interakciu kovu s oxidačnými činidlami možno vyjadriť schémou:
Ja + oxidačné činidlo" ja(+X),
Kde (+X) je kladný oxidačný stav Me.
Príklady oxidácie kovov.
Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3
Ti + I2 → Ti(+4) Ti + 2I2 = TiI4
Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn2+ + H2
Rad činností kovov
Redukčné vlastnosti kovov sa navzájom líšia. Elektródové potenciály E sa používajú ako kvantitatívna charakteristika redukčných vlastností kovov.
Čím aktívnejší je kov, tým zápornejší je jeho štandardný elektródový potenciál E o.
Kovy usporiadané v rade, keď ich oxidačná aktivita klesá, tvoria rad aktivity.
Rad činností kovov
| ja | Li | K | Ca | Na | mg | Al | Mn | Zn | Cr | Fe | Ni | sn | Pb | H2 | Cu | Ag | Au |
| Mez+ | Li + | K+ | Ca2+ | Na+ | Mg2+ | Al 3+ | Mn2+ | Zn2+ | Cr3+ | Fe2+ | Ni2+ | sn 2+ | Pb 2+ | H+ | Cu2+ | Ag+ | Au 3+ |
| E o, B | -3,0 | -2,9 | -2,87 | -2,71 | -2,36 | -1,66 | -1,18 | -0,76 | -0,74 | -0,44 | -0,25 | -0,14 | -0,13 | 0 | +0,34 | +0,80 | +1,50 |
Redukcia kovu z roztoku jeho soli iným kovom s vyššou redukčnou aktivitou sa nazýva cementácia.. Cementovanie sa používa v metalurgických technológiách.
Najmä Cd sa získava redukciou z roztoku jeho soli so zinkom.
Zn + Cd2+ = Cd + Zn2+
3.3. 1. Interakcia kovov s kyslíkom
Kyslík je silné oxidačné činidlo. Dokáže oxidovať veľkú väčšinu kovov okremAuaPt . Kovy vo vzduchu prichádzajú do kontaktu s kyslíkom, preto sa pri štúdiu chémie kovov vždy venuje pozornosť vlastnostiam interakcie kovu s kyslíkom.
Každý vie, že železo vo vlhkom vzduchu je pokryté hrdzou – hydratovaným oxidom železa. Mnohé kovy v kompaktnom stave pri nie príliš vysokej teplote však vykazujú odolnosť voči oxidácii, pretože na svojom povrchu vytvárajú tenké ochranné filmy. Tieto filmy oxidačných produktov neumožňujú, aby sa oxidačné činidlo dostalo do kontaktu s kovom. Jav tvorby ochranných vrstiev na povrchu kovu, ktoré zabraňujú oxidácii kovu, sa nazýva pasivácia kovu.
Zvýšenie teploty podporuje oxidáciu kovov kyslíkom. Aktivita kovov sa zvyšuje v jemne rozomletom stave. Väčšina kovov vo forme prášku horí v kyslíku.
s-kovy
Ukazuje sa najväčšia obnovovacia aktivitas-kovy. Kovy Na, K, Rb Cs sú schopné vznietenia na vzduchu a skladujú sa v uzavretých nádobách alebo pod vrstvou petroleja. Be a Mg sa pasivujú pri nízkych teplotách na vzduchu. Ale po zapálení horí Mg pásik oslnivým plameňom.
KovyIIA-podskupiny a Li pri interakcii s kyslíkom tvoria oxidy.
2Ca + O2 \u003d 2CaO
4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O
Alkalické kovy okremLi, pri interakcii s kyslíkom netvoria oxidy, ale peroxidyja 2 O 2 a superoxidyMeO 2 .
2Na + O2 \u003d Na202
K + O2 = KO2
p-kovy
Kovy vlastnenép- do bloku na vzduchu sú pasivované.
Pri horení v kyslíku
- Kovy podskupiny IIIA tvoria oxidy typu Ja 2 O 3,
- Sn sa oxiduje na SNO 2 a Pb – až PbO
- Bi ide do Bi203.
d-kovy
Všetkyd- perióda 4 kovy sa oxidujú kyslíkom. Sc, Mn, Fe sa najľahšie oxidujú. Mimoriadne odolný proti korózii Ti, V, Cr.
Pri spaľovaní v kyslíku zo všetkýchd
Pri spaľovaní v kyslíku zo všetkýchd- prvky 4. periódy, len skandium, titán a vanád tvoria oxidy, v ktorých je Me v najvyššom oxidačnom stave, rovnajúcom sa číslu skupiny. Zvyšné d-kovy 4. periódy pri spaľovaní v kyslíku tvoria oxidy, v ktorých je Me v strednom, ale stabilnom oxidačnom stave.
Druhy oxidov tvorené d-kovmi so 4 periódami počas spaľovania v kyslíku:
- Meo formy Zn, Cu, Ni, Co. (pri T>1000°C Cu tvorí Cu 2 O),
- Ja 2 O 3, forma Cr, Fe a Sc,
- MeO 2 - Mn a Ti
- V tvorí najvyšší oxid - V 2 O 5 .
Pri spaľovaní v kyslíkud-kovy s 5 a 6 periódami spravidla tvoria vyššie oxidy, výnimkou sú kovy Ag, Pd, Rh, Ru.
Druhy oxidov tvorené d-kovmi s 5 a 6 periódami počas spaľovania v kyslíku:
- Ja 2 O 3- forma Y, La; Rh;
- MeO 2- Zr, Hf; Ir:
- Ja 2 O 5- Nb, Ta;
- MeO 3- Mo, W
- Ja 2 O 7- Tc, Re
- Meo 4 - Os
- MeO- Cd, Hg, Pd;
- Ja 2 O- Ag;
Interakcia kovov s kyselinami
V kyslých roztokoch je katión vodíka oxidačným činidlom.. Katión H + môže oxidovať kovy v sérii aktivít na vodík, t.j. so záporným elektródovým potenciálom.
Mnohé kovy sa po oxidácii v kyslých vodných roztokoch menia na katiónyMez + .
Anióny mnohých kyselín sú schopné vykazovať oxidačné vlastnosti, ktoré sú silnejšie ako H+. Medzi takéto oxidačné činidlá patria anióny a najbežnejšie kyseliny H 2 SO 4 aHNO 3 .
Anióny NO 3 - vykazujú oxidačné vlastnosti pri akejkoľvek koncentrácii v roztoku, ale produkty redukcie závisia od koncentrácie kyseliny a povahy oxidovaného kovu.
Anióny SO 4 2- vykazujú oxidačné vlastnosti len v koncentrovanej H 2 SO 4 .
Produkty redukcie oxidantov: H+, NO 3 - , SO 4 2 -
2H++ 2e-=H 2
SO 4
2-
z koncentrovanej H2S04 SO 4
2-
+ 2e -
+ 4
H +
=
SO 2
+ 2
H 2
O
(možná aj tvorba S, H2S)
NO 3 - z koncentrovanej HNO 3 N03 - + e -
+2H+=
N02 + H20
NO 3 - zo zriedenej HNO 3 NO 3 - + 3e -
+4H+=NO + 2H20
(Je tiež možné vytvoriť N20, N2, NH4+)
Príklady reakcií interakcií kovov s kyselinami
Zn + H2S04 (razb.) "ZnS04 + H2
8Al + 15H2S04 (c.) "4Al2(S04)3 + 3H2S + 12H20
3Ni + 8HNO3 (deb.) " 3Ni(N03)2 + 2NO + 4H20
Cu + 4HN03 (c.) "Cu (N03)2 + 2N02 + 2H20
Produkty oxidácie kovov v kyslých roztokoch
Alkalické kovy tvoria katión typu Me +, s-kovy druhej skupiny tvoria katióny Ja 2+.
P-blokové kovy, keď sú rozpustené v kyselinách, tvoria katióny uvedené v tabuľke.
Kovy Pb a Bi sa rozpúšťajú iba v kyseline dusičnej.
| ja | Al | Ga | In | Tl | sn | Pb | Bi |
| Mez+ | Al 3+ | Ga3+ | V 3+ | Tl + | sn 2+ | Pb 2+ | Bi 3+ |
| Eo, B | -1,68 | -0,55 | -0,34 | -0,34 | -0,14 | -0,13 | +0,317 |
Všetky d-kovy 4 periódy okrem Cu , môžu byť oxidované iónmiH+ v kyslých roztokoch.
Typy katiónov tvorených d-kovmi 4 periódy:
- Ja 2+(tvoria d-kovy od Mn po Cu)
- Ja 3+ ( forma Sc, Ti, V, Cr a Fe v kyseline dusičnej).
- Ti a V tiež tvoria katióny MeO2+
V kyslých roztokoch môže H + oxidovať: Y, La, Cd.
V HNO 3 môže rozpúšťať: Cd, Hg, Ag. Horúca HNO 3 rozpúšťa Pd, Tc, Re.
V horúcej H 2 SO 4 rozpúšťame: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.
Kovy: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sa zvyčajne rozpúšťajú v zmesi HNO 3 + HF.
V aqua regia (zmesi HNO 3 + HCl) sa ťažko rozpúšťajú Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au a Os). Dôvodom rozpúšťania kovov v aqua regia alebo v zmesi HNO 3 + HF je tvorba komplexných zlúčenín.
Príklad. Rozpustenie zlata v aqua regia je možné v dôsledku vytvorenia komplexu -
Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H20
Interakcia kovov s vodou
Oxidačné vlastnosti vody sú spôsobené H(+1).
2H20 + 2e -" H 2 + 2OH -
Keďže koncentrácia H + vo vode je nízka, jeho oxidačné vlastnosti sú nízke. Kovy sa môžu rozpúšťať vo vode E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Všetkys- kovy okrem Be a Mg ľahko rozpustný vo vode.
2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 Oh -
Na prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo. Emitovaný H2 sa môže vznietiť.
2H2+02 \u003d 2H20
Mg sa rozpúšťa len vo vriacej vode, Be je chránené pred oxidáciou inertným nerozpustným oxidom
p-blokové kovy sú menej silné redukčné činidlá akos.
Medzi p-kovmi je redukčná aktivita vyššia pre kovy IIIA podskupiny, Sn a Pb sú slabé redukčné činidlá, Bi má Eo > 0.
p-kovy sa za normálnych podmienok vo vode nerozpúšťajú. Keď sa ochranný oxid rozpustí z povrchu v alkalických roztokoch, Al, Ga a Sn sa oxidujú vodou.
Spomedzi d-kovov sa oxidujú vodou pri zahrievaní Sc a Mn, La, Y. Železo reaguje s vodnou parou.
Interakcia kovov s alkalickými roztokmi
V alkalických roztokoch pôsobí voda ako oxidačné činidlo..
2H20 + 2e - \u003dH2 + 2OH - Eo \u003d - 0,826 B (pH \u003d 14)
Oxidačné vlastnosti vody sa znižujú so zvyšujúcim sa pH, v dôsledku poklesu koncentrácie H +. Avšak, niektoré kovy, ktoré sa nerozpúšťajú vo vode, sa rozpúšťajú v alkalických roztokoch, napríklad Al, Zn a niektoré ďalšie. Hlavným dôvodom rozpúšťania takýchto kovov v alkalických roztokoch je to, že oxidy a hydroxidy týchto kovov sú amfotérne, rozpúšťajú sa v zásadách, čím sa eliminuje bariéra medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom.
Príklad. Rozpustenie Al v roztoku NaOH.
2Al + 3H20 + 2NaOH + 3H20 \u003d 2Na + 3H2