Kāda ir metālu spriegumu elektroķīmiskā virkne. Ķīmijas sagatavošana zno un dpa kompleksajam izdevumam. Metālu mijiedarbība ar sāļu ūdens šķīdumiem
Mērķis: pēc pieredzes iepazīties ar metālu redoksīpašību atkarību no to stāvokļa elektroķīmiskajā spriegumu rindā.
Aprīkojums un reaģenti: mēģenes, mēģeņu turētāji, spirta lampa, filtrpapīrs, pipetes, 2n. risinājumus HCl un H2SO4, koncentrēts H2SO4, atšķaidīts un koncentrēts HNO3, 0,5 miljoni risinājumus CuSO 4 , Pb(NO 3) 2 vai Pb(CH 3 COO) 2; metāla gabali alumīnijs, cinks, dzelzs, varš, alva, dzelzs saspraudes, destilēts ūdens.
Teorētiskie skaidrojumi
Jebkura metāla ķīmiskās īpašības lielā mērā nosaka tas, cik viegli tas oksidējas, t.i. cik viegli tā atomi spēj pāriet pozitīvo jonu stāvoklī.
Metālus, kuriem piemīt viegla oksidēšanās spēja, sauc par parastajiem metāliem. Metālus, kas oksidējas ar lielām grūtībām, sauc par cēlmetāliem.
Katram metālam ir raksturīga noteikta standarta elektroda potenciāla vērtība. Standarta jaudai j0 No konkrētā metāla elektroda tiek ņemts galvaniskās šūnas EML, kas sastāv no standarta ūdeņraža elektroda, kas atrodas kreisajā pusē, un metāla plāksnes, kas ievietota šī metāla sāls šķīdumā, un aktivitātes (atšķaidītos šķīdumos jūs var izmantot koncentrāciju) metāla katjonu šķīdumā jābūt vienādam ar 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(standarta nosacījumi). Ja reakcijas apstākļi atšķiras no standarta, jāņem vērā elektrodu potenciālu atkarība no metālu jonu koncentrācijām (precīzāk, aktivitātēm) šķīdumā un temperatūras.
Elektrodu potenciālu atkarību no koncentrācijas izsaka ar Nernsta vienādojumu, kas, piemērojot sistēmai:
Es n + + n e -→Es
AT;
R ir gāzes konstante, ;
F- Faradeja konstante ("96500 C/mol);
n-
a Es n + - mol/l.
Vērtības ņemšana T=298UZ, mēs saņemam
mol/l.
j 0 , kas atbilst reducēšanas pusreakcijai, tiek iegūta metāla spriegumu virkne (standarta elektrodu potenciālu virkne). Ūdeņraža standarta elektroda potenciāls, ko ņem par nulli, ir novietots tajā pašā rindā sistēmai, kurā notiek process:
2H + + 2e - \u003d H2
Šajā gadījumā necēlmetālu standarta elektrodu potenciāliem ir negatīva vērtība, bet cēlajiem - pozitīvi.
Metālu spriegumu elektroķīmiskās sērijas
Li; K; Ba; Sr; Ca; Na; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; CD; Co; Ni; sn; Pb; ( h) ; Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au
Šī sērija raksturo "metāla - metāla jonu" sistēmas redoksspēju ūdens šķīdumos standarta apstākļos. Jo tālāk pa kreisi spriegumu virknē atrodas metāls (jo mazāk j0), jo stiprāks tas ir reducētājs, un metāla atomiem ir vieglāk atteikties no elektroniem, pārvēršoties katjonos, bet šī metāla katjoniem ir grūtāk piesaistīt elektronus, pārvēršoties neitrālos atomos.
Redoksreakcijas, kurās iesaistīti metāli un to katjoni, notiek virzienā, kurā metāls ar zemāku elektrodu potenciālu ir reducētājs (t.i., tiek oksidēts), bet metālu katjoni ar augstu elektrodu potenciālu ir oksidētāji (t.i., tiek reducēti). Šajā sakarā metālu elektroķīmiskajām spriegumu sērijām ir raksturīgas šādas likumsakarības:
1. katrs metāls izspiež no sāls šķīduma visus pārējos metālus pa labi no tā metāla spriegumu elektroķīmiskajā virknē.
2. visi metāli, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža elektroķīmiskajā spriegumu virknē, izspiež ūdeņradi no atšķaidītām skābēm.
Eksperimentālā metodoloģija
1. pieredze: metālu mijiedarbība ar sālsskābi.
Ielejiet 2-3 četrās mēģenēs ml sālsskābes un ielieciet tajās atsevišķi alumīnija, cinka, dzelzs un vara gabalu. Kurš no dotajiem metāliem izspiež ūdeņradi no skābes? Uzrakstiet reakciju vienādojumus.
2. pieredze: metālu mijiedarbība ar sērskābi.
Iemetiet mēģenē dzelzs gabalu un pievienojiet 1 ml 2n. sērskābe. Kas tiek novērots? Atkārtojiet eksperimentu ar vara gabalu. Vai reakcija notiek?
Pārbaudiet koncentrētas sērskābes ietekmi uz dzelzi un varu. Izskaidrojiet novērojumus. Uzrakstiet visus reakciju vienādojumus.
3. pieredze: Vara mijiedarbība ar slāpekļskābi.
Ievietojiet vara gabalu divās mēģenēs. Vienā no tiem ielej 2 ml atšķaidīta slāpekļskābe, otrā - koncentrēta. Ja nepieciešams, uzsildiet mēģenes saturu uz spirta lampas. Kāda gāze veidojas pirmajā mēģenē un kāda otrajā? Uzrakstiet reakciju vienādojumus.
4. pieredze: metālu mijiedarbība ar sāļiem.
Ielejiet mēģenē 2-3 ml vara (II) sulfāta šķīdumu un nolaidiet dzelzs stieples gabalu. Kas notiek? Atkārtojiet eksperimentu, aizstājot dzelzs stiepli ar cinka gabalu. Uzrakstiet reakciju vienādojumus. Ielejiet mēģenē 2 ml acetāta vai svina (II) nitrāta šķīdumu un nolaidiet cinka gabalu. Kas notiek? Uzrakstiet reakcijas vienādojumu. Norādiet oksidētāju un reducētāju. Vai reakcija noritēs, ja cinku aizstāj ar varu? Sniedziet paskaidrojumu.
11.3. Nepieciešamais studentu sagatavotības līmenis
1. Zināt standarta elektrodu potenciāla jēdzienu, iegūt priekšstatu par tā mērīšanu.
2. Jāprot izmantot Nernsta vienādojumu, lai noteiktu elektrodu potenciālu apstākļos, kas atšķiras no standarta.
3. Zināt, kas ir metāla spriegumu virkne, ko tā raksturo.
4. Prast izmantot vairākus metālu spriegumus, lai noteiktu metālu un to katjonu, kā arī metālu un skābju redoksreakciju virzienu.
Uzdevumi paškontrolei
1. Kāda ir tehniskā dzelzs masa 18% piemaisījumi, kas nepieciešami, lai izspiestu niķeļa sulfātu no šķīduma (II) 7,42 g niķelis?
2. Vara plāksne ar masu no 28 g. reakcijas beigās plāksne tika izņemta, mazgāta, žāvēta un nosvērta. Tā masa izrādījās 32,52 g. Kāda sudraba nitrāta masa bija šķīdumā?
3. Nosakiet iegremdētā vara elektrodu potenciāla vērtību 0,0005 miljoni vara nitrāta šķīdums (II).
4. Iegremdēta cinka elektrodu potenciāls 0,2 milj risinājums ZnSO4, ir vienāds ar 0,8 V. noteikt šķietamo disociācijas pakāpi ZnSO4 norādītās koncentrācijas šķīdumā.
5. Aprēķināt ūdeņraža elektroda potenciālu, ja šķīdumā ir ūdeņraža jonu koncentrācija (H+) ir 3,8 10 -3 mol/l.
6. Aprēķiniet potenciālu dzelzs elektrodam, kas iegremdēts šķīdumā, kas satur 0,0699 g FeCI 2 0,5 l.
7. Ko sauc par metāla standarta elektroda potenciālu? Kāds vienādojums izsaka elektrodu potenciālu atkarību no koncentrācijas?
12. laboratorija
Temats: Galvanizācijas šūna
Mērķis: iepazīšanās pēc pieredzes ar galvaniskā elementa darbības principiem, aprēķinu metodikas apgūšana EMF galvaniskie elementi.
Aprīkojums un reaģenti: vara un cinka plāksnes, kas piestiprinātas pie vadītājiem, vara un cinka plāksnes, kas savienotas ar vadītājiem ar vara plāksnēm, smilšpapīrs, voltmetrs, 3 ķīmiskās vārglāzes 200-250 ml, mērcilindrs, statīvs ar tajā nostiprinātu U-veida caurulīti, sāls tiltiņš, 0,1 miljons vara sulfāta, cinka sulfāta, nātrija sulfāta šķīdumi, 0,1 % fenolftaleīna šķīdums iekšā 50% etilspirts.
Teorētiskie skaidrojumi
Galvaniskais elements ir ķīmisks strāvas avots, tas ir, ierīce, kas ģenerē elektrisko enerģiju tiešas ķīmiskās enerģijas pārvēršanas rezultātā redoksreakcijā.
Elektriskā strāva (virzīta uzlādētu daļiņu kustība) tiek pārraidīta caur strāvas vadītājiem, kas ir sadalīti pirmā un otrā veida vadītājos.
Pirmā veida vadītāji vada elektrisko strāvu ar saviem elektroniem (elektroniskajiem vadītājiem). Tajos ietilpst visi metāli un to sakausējumi, grafīts, ogles un daži cietie oksīdi. Šo vadītāju elektriskā vadītspēja ir robežās no 10 2 līdz 10 6 omi -1 cm -1 (piemēram, ogles - 200 omi -1 cm -1, sudrabs 6 10 5 omi -1 cm -1).
Otrā veida vadītāji vada elektrisko strāvu ar saviem joniem (jonu vadītāji). Tiem ir raksturīga zema elektrovadītspēja (piemēram, H 2 O - 4 10 -8 omi -1 cm -1).
Apvienojot pirmā un otrā veida vadītājus, veidojas elektrods. Visbiežāk tas ir metāls, kas iemērc sava sāls šķīdumā.
Kad metāla plāksne ir iegremdēta ūdenī, tās virsmas slāņa metāla atomi tiek hidratēti polāro ūdens molekulu ietekmē. Hidratācijas un termiskās kustības rezultātā tiek vājināta to saikne ar kristālisko režģi un noteikts atomu skaits hidratētu jonu veidā nonāk šķidrā slānī, kas atrodas blakus metāla virsmai. Metāla plāksne kļūst negatīvi uzlādēta.
Me + m H 2 O \u003d Me n + n H 2 O + ne -
Kur Es ir metāla atoms; Me n + n H 2 O ir hidratēts metāla jons; e-- elektrons, n ir metāla jonu lādiņš.
Līdzsvara stāvoklis ir atkarīgs no metāla aktivitātes un no tā jonu koncentrācijas šķīdumā. Aktīvo metālu gadījumā ( Zn, Fe, Cd, Ni), mijiedarbība ar polārajām ūdens molekulām beidzas ar pozitīvo metālu jonu atslāņošanos no virsmas un hidratēto jonu pāreju šķīdumā (1. att. a). Šis process ir oksidatīvs. Palielinoties katjonu koncentrācijai virsmas tuvumā, palielinās apgrieztā procesa ātrums, metālu jonu samazināšanās. Galu galā abu procesu ātrumi tiek izlīdzināti, tiek izveidots līdzsvars, kurā šķīduma-metāla saskarnē parādās dubults elektriskais slānis ar noteiktu metāla potenciāla vērtību.
+ + + + |
– – – – |
Zn 0 + mH 2 O → Zn 2+ mH 2 O + 2e - + + – – Cu2+ nH 2 O + 2e - → Cu 0 + nH 2 O
+ + + – – –
Rīsi. 1. Elektrodu potenciāla izskata shēma
Kad metāls tiek iegremdēts nevis ūdenī, bet gan šī metāla sāls šķīdumā, līdzsvars nobīdās pa kreisi, tas ir, jonu pārejas virzienā no šķīduma uz metāla virsmu. Šajā gadījumā tiek izveidots jauns līdzsvars jau pie atšķirīgas metāla potenciāla vērtības.
Neaktīviem metāliem metālu jonu līdzsvara koncentrācija tīrā ūdenī ir ļoti zema. Ja šāds metāls ir iegremdēts tā sāls šķīdumā, tad metāla katjoni tiks atbrīvoti no šķīduma ar lielāku ātrumu nekā jonu pārejas ātrums no metāla uz šķīdumu. Šajā gadījumā metāla virsma saņems pozitīvu lādiņu, bet šķīdums saņems negatīvu lādiņu sāls anjonu pārpalikuma dēļ (1. att.). b).
Tādējādi, metālu iegremdējot ūdenī vai šķīdumā, kas satur šī metāla jonus, uz metāla un šķīduma saskarnes veidojas dubults elektriskais slānis, kuram ir noteikta potenciālu atšķirība. Elektrodu potenciāls ir atkarīgs no metāla īpašībām, tā jonu koncentrācijas šķīdumā un temperatūras.
Elektroda potenciāla absolūtā vērtība j atsevišķu elektrodu nevar noteikt eksperimentāli. Tomēr ir iespējams izmērīt divu ķīmiski atšķirīgu elektrodu potenciālu starpību.
Mēs vienojāmies pieņemt standarta ūdeņraža elektroda potenciālu, kas vienāds ar nulli. Standarta ūdeņraža elektrods ir platīna plāksne, kas pārklāta ar porainu platīnu, iegremdēta skābes šķīdumā ar ūdeņraža jonu aktivitāti 1 mol/l. Elektrodu mazgā ar gāzveida ūdeņradi ar spiedienu 1 atm. un temperatūru 298 K. Tas rada līdzsvaru:
2 H + + 2 e \u003d H 2
Standarta jaudai j0 tiek ņemts no šī metāla elektroda EMF galvaniskā šūna, kas sastāv no standarta ūdeņraža elektroda un metāla plāksnes, kas ievietota šī metāla sāls šķīdumā, un metāla katjonu aktivitātei (atšķaidītos šķīdumos varat izmantot koncentrāciju) šķīdumā jābūt vienādai ar 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(standarta nosacījumi). Standarta elektroda potenciāla vērtību vienmēr sauc par samazināšanas pusreakciju:
Me n + +n e - → Es
Metālu sakārtošana to standarta elektrodu potenciālu augošā secībā j 0 , kas atbilst reducēšanas pusreakcijai, tiek iegūta metāla spriegumu virkne (standarta elektrodu potenciālu virkne). Sistēmas standarta elektrodu potenciāls, kas ņemts par nulli, ir novietots tajā pašā rindā:
H + + 2e - → H2
Metāla elektrodu potenciāla atkarība j temperatūru un koncentrāciju (aktivitāti) nosaka Nernsta vienādojums, kas, piemērojot sistēmai:
Es n + + n e -→Es
Var rakstīt uz sekojoša forma:
kur ir standarta elektroda potenciāls, AT;
R ir gāzes konstante, ;
F- Faradeja konstante ("96500 C/mol);
n- procesā iesaistīto elektronu skaits;
a Es n + - metālu jonu aktivitāte šķīdumā, mol/l.
Vērtības ņemšana T=298UZ, mēs saņemam
turklāt aktivitāti atšķaidītos šķīdumos var aizstāt ar jonu koncentrāciju, kas izteikta ar mol/l.
EMF jebkuru galvanisko elementu var definēt kā atšķirību starp katoda un anoda elektrodu potenciālu:
EMF = j katods - j anods
Elementa negatīvo polu sauc par anodu, uz tā notiek oksidācijas process:
Es - ne - → Es n +
Pozitīvo polu sauc par katodu, tas tiek atjaunots:
Es + + ne - → Es
Galvanisko elementu var uzrakstīt shematiski, ievērojot noteiktus noteikumus:
1. Kreisajā pusē esošais elektrods ir jāraksta metāla jonu secībā. Labajā pusē esošais elektrods ir rakstīts secībā jons - metāls. (-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+)
2. Reakciju, kas notiek pie kreisā elektroda, reģistrē kā oksidatīvu, bet reakciju pie labā elektroda kā reducējošu.
3. Ja EMF elements > 0, tad galvaniskās šūnas darbs būs spontāns. Ja EMF< 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.
Eksperimenta metodika
Pieredze 1: Vara-cinka šūnas kompilācija
Saņemiet nepieciešamo aprīkojumu un reaģentus no laboranta. Ķīmiskā vārglāzē 200 ml ielej 100 ml 0,1 M vara sulfāta šķīdums (II) un nolaidiet tajā vara plāksni, kas savienota ar vadītāju. Ielejiet tādu pašu tilpumu otrajā glāzē 0,1 miljons cinka sulfāta šķīdumu un nolaidiet tajā cinka plāksni, kas savienota ar vadītāju. Plāksnes iepriekš jānotīra ar smilšpapīru. Iegūstiet no laboratorijas palīga sāls tiltiņu un savienojiet ar to divus elektrolītus. Sāls tilts ir stikla caurule, kas pildīta ar želeju (agar-agaru), kuras abi gali ir noslēgti ar vates tamponu. Tilts tiek turēts piesātinātā nātrija sulfāta ūdens šķīdumā, kā rezultātā gēls uzbriest un uzrāda jonu vadītspēju.
Ar skolotāja palīdzību pie izveidotā galvaniskā elementa poliem pievienojiet voltmetru un izmēriet spriegumu (ja mērījumu veic ar voltmetru ar nelielu pretestību, tad vērtību starpība EMF un stress ir zems). Izmantojot Nernsta vienādojumu, aprēķiniet teorētisko vērtību EMF galvaniskais elements. Spriegums mazāks EMF galvaniskais elements elektrodu polarizācijas un omu zudumu dēļ.
Pieredze 2: Nātrija sulfāta šķīduma elektrolīze
Eksperimentā galvaniskā elementa radītās elektriskās enerģijas dēļ tiek ierosināts veikt nātrija sulfāta elektrolīzi. Lai to izdarītu, U formas caurulē ielej nātrija sulfāta šķīdumu un abos tās ceļos ievieto vara plāksnes, kas notīrītas ar smilšpapīru un savienotas ar galvaniskā elementa vara un cinka elektrodiem, kā parādīts attēlā. 2. Pievienojiet 2-3 pilienus fenolftaleīna katram U veida caurules elkonim. Pēc kāda laika elektrolizatora katoda telpā šķīdums iekrāsojas rozā krāsā, jo ūdens katodiskās reducēšanas laikā veidojas sārms. Tas norāda, ka galvaniskais elements darbojas kā strāvas avots.
Sastādiet vienādojumus procesiem, kas notiek pie katoda un anoda nātrija sulfāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā.
(-) KATODA ANODS (+)
sāls tilts
→ Zn2+ Cu2+→
ZnSO4CuSO4
ANODS (-) KATODS (+)
Zn - 2e - → Zn 2+ Cu 2+ + 2e - → Cu
oksidācijas samazināšana
12.3. Nepieciešamais studentu sagatavotības līmenis
1. Zināt jēdzienus: pirmā un otrā veida vadītāji, dielektriķi, elektrods, galvaniskais elements, galvaniskā elementa anods un katods, elektroda potenciāls, standarta elektroda potenciāls. EMF galvaniskais elements.
2. Radīt priekšstatu par elektrodu potenciālu rašanās cēloņiem un to mērīšanas metodēm.
3. Ir priekšstats par galvaniskā elementa darbības principiem.
4. Prast izmantot Nernsta vienādojumu elektrodu potenciālu aprēķināšanai.
5. Prast uzrakstīt galvanisko elementu shēmas, prast aprēķināt EMF galvaniskie elementi.
Uzdevumi paškontrolei
1. Aprakstiet vadītājus un dielektriķus.
2. Kāpēc anodam galvaniskajā elementā ir negatīvs lādiņš, bet elektrolītiskajā šūnā - pozitīvs?
3. Kāda ir katodu atšķirība un līdzība elektrolizatorā un galvaniskajā elementā?
4. Magnija plāksne tika nolaista tās sāls šķīdumā. Šajā gadījumā magnija elektrodu potenciāls izrādījās vienāds ar -2,41 V. Aprēķiniet magnija jonu koncentrāciju mol/l. (4,17x10 -2).
5. Kādā jonu koncentrācijā Zn 2+ (mol/l) cinka elektroda potenciāls kļūs 0,015 V mazāks par tā standarta elektrodu? (0,3 mol/l)
6. Niķeļa un kobalta elektrodus attiecīgi nolaiž šķīdumos. Ni(NO3)2 un Co(NO 3) 2. Kādā proporcijā jābūt šo metālu jonu koncentrācijai, lai abu elektrodu potenciāli būtu vienādi? (C Ni 2+ : C Co 2+ = 1:0,117).
7. Kādā jonu koncentrācijā Cu2+ iekšā mol/l vara elektroda potenciāla vērtība kļūst vienāda ar ūdeņraža elektroda standarta potenciālu? (1,89x10 -6 mol/l).
8. Uzzīmējiet diagrammu, uzrakstiet elektrodu procesu elektroniskos vienādojumus un aprēķiniet EMF galvaniskais elements, kas sastāv no kadmija un magnija plāksnēm, kas pazeminātas to sāļu šķīdumos ar koncentrāciju = = 1,0 mol/l. Vai vērtība mainīsies EMF ja katra jona koncentrācija tiek samazināta līdz 0,01 mol/l? (2,244 V).
13. laboratorija
Metālus, kas viegli reaģē, sauc par aktīvajiem metāliem. Tie ietver sārmu, sārmzemju metālus un alumīniju.
Pozīcija periodiskajā tabulā
Elementu metāliskās īpašības vājinās no kreisās puses uz labo periodiskā tabula Mendeļejevs. Tāpēc I un II grupas elementi tiek uzskatīti par visaktīvākajiem.
Rīsi. 1. Aktīvie metāli periodiskajā tabulā.
Visi metāli ir reducētāji un ārējā enerģijas līmenī viegli atdalās no elektroniem. Aktīviem metāliem ir tikai viens vai divi valences elektroni. Šajā gadījumā metāliskās īpašības tiek uzlabotas no augšas uz leju, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam, jo. jo tālāk elektrons atrodas no atoma kodola, jo vieglāk tam ir atdalīties.
Sārmu metāli tiek uzskatīti par visaktīvākajiem:
- litijs;
- nātrijs;
- kālijs;
- rubīdijs;
- cēzijs;
- francijs.
Sārmzemju metāli ir:
- berilijs;
- magnijs;
- kalcijs;
- stroncijs;
- bārijs;
- rādijs.
Metāla aktivitātes pakāpi var uzzināt pēc metāla spriegumu elektroķīmiskās sērijas. Jo vairāk pa kreisi no ūdeņraža atrodas elements, jo aktīvāks tas ir. Metāli pa labi no ūdeņraža ir neaktīvi un var mijiedarboties tikai ar koncentrētām skābēm.
Rīsi. 2. Metālu spriegumu elektroķīmiskās rindas.
Aktīvo metālu sarakstā ķīmijā ir arī alumīnijs, kas atrodas III grupa un stāv pa kreisi no ūdeņraža. Tomēr alumīnijs atrodas uz aktīvo un vidēji aktīvo metālu robežas un normālos apstākļos nereaģē ar noteiktām vielām.
Īpašības
Aktīvie metāli ir mīksti (var griezt ar nazi), viegli un ar zemu kušanas temperatūru.
Galvenā Ķīmiskās īpašības metāli ir parādīti tabulā.
Reakcija |
Vienādojums |
Izņēmums |
Sārmu metāli gaisā spontāni aizdegas, mijiedarbojoties ar skābekli |
K + O 2 → KO 2 |
Litijs reaģē ar skābekli tikai tad, kad paaugstināta temperatūra |
Sārmzemju metāli un alumīnijs veido oksīda plēves gaisā un spontāni aizdegas, kad tie tiek uzkarsēti. |
2Ca + O 2 → 2CaO |
|
Reaģē ar vienkāršām vielām, veidojot sāļus |
Ca + Br 2 → CaBr 2; |
Alumīnijs nereaģē ar ūdeņradi |
Spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus un ūdeņradi |
|
Reakcija ar litiju norit lēni. Alumīnijs reaģē ar ūdeni tikai pēc oksīda plēves noņemšanas. |
Reaģē ar skābēm, veidojot sāļus |
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2 |
|
Reaģējiet ar sāls šķīdumiem, vispirms reaģējot ar ūdeni un pēc tam ar sāli |
2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; |
Aktīvie metāli viegli reaģē, tāpēc dabā tie ir sastopami tikai maisījumos - minerālos, iežos.
Rīsi. 3. Minerāli un tīrie metāli.
Ko mēs esam iemācījušies?
Pie aktīvajiem metāliem pieder I un II grupas elementi – sārmu un sārmzemju metāli, kā arī alumīnijs. To darbība ir saistīta ar atoma uzbūvi – daži elektroni ir viegli atdalāmi no ārējā enerģijas līmeņa. Tie ir mīksti vieglie metāli, kas ātri reaģē ar vienkāršām un sarežģītām vielām, veidojot oksīdus, hidroksīdus, sāļus. Alumīnijs ir tuvāks ūdeņradim un tā reakcijai ar vielām ir nepieciešami papildu apstākļi - augsta temperatūra, oksīda plēves iznīcināšana.
Tēmu viktorīna
Ziņojuma novērtējums
Vidējais vērtējums: 4.4. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 334.
metāliDaudzās ķīmiskajās reakcijās ir iesaistītas vienkāršas vielas, jo īpaši metāli. Tomēr dažādiem metāliem ķīmiskajā mijiedarbībā ir atšķirīga aktivitāte, un no tā ir atkarīgs, vai reakcija turpināsies vai nē.
Jo lielāka ir metāla aktivitāte, jo enerģiskāk tas reaģē ar citām vielām. Pēc aktivitātes visi metāli var tikt sakārtoti virknē, ko sauc par metālu aktivitāšu virkni vai metālu nobīdes virkni, vai metāla spriegumu virkni, kā arī metāla spriegumu elektroķīmisko sēriju. Šo sēriju vispirms pētīja izcilais ukraiņu zinātnieks M.M. Beketovs, tāpēc šo seriālu sauc arī par Beketova sēriju.
Beketova metālu aktivitāšu sērijai ir šāda forma (tiek doti visbiežāk izmantotie metāli):
K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > > H 2 > Cu > Hg > Ag > Au.
Šajā sērijā metāli ir sakārtoti ar samazinātu aktivitāti. Starp šiem metāliem kālijs ir visaktīvākais, bet zelts - vismazāk. Izmantojot šo sēriju, jūs varat noteikt, kurš metāls ir aktīvāks no cita. Šajā sērijā ir arī ūdeņradis. Protams, ūdeņradis nav metāls, taču šajā sērijā tā aktivitāte tiek ņemta par atskaites punktu (sava veida nulle).
Metālu mijiedarbība ar ūdeni
Metāli spēj izspiest ūdeņradi ne tikai no skābes šķīdumiem, bet arī no ūdens. Tāpat kā ar skābēm, metālu mijiedarbības aktivitāte ar ūdeni palielinās no kreisās puses uz labo.
Metāli aktivitāšu sērijā līdz magnijam normālos apstākļos spēj reaģēt ar ūdeni. Šiem metāliem mijiedarbojoties, veidojas sārmi un ūdeņradis, piemēram:
Arī citi metāli, kas vairākās darbībās nonāk pirms ūdeņraža, var mijiedarboties ar ūdeni, taču tas notiek smagākos apstākļos. Mijiedarbībai pārkarsēti ūdens tvaiki tiek izlaisti caur karstām metāla šķembām. Šādos apstākļos hidroksīdi vairs nevar pastāvēt, tāpēc reakcijas produkti ir atbilstošā metāla elementa oksīds un ūdeņradis:
Metālu ķīmisko īpašību atkarība no vietas aktivitāšu rindā
← palielinās metāla aktivitāte |
||||||||||||||
Izspiež ūdeņradi no skābēm |
Neizspiež ūdeņradi no skābēm |
|||||||||||||
Izspiest ūdeņradi no ūdens, veidojot sārmus |
Augstā temperatūrā izspiest ūdeņradi no ūdens, veidojot oksīdus |
3 nesadarbojas ar ūdeni |
||||||||||||
To nav iespējams izspiest no sāls ūdens šķīduma |
Var iegūt, izspiežot aktīvāku metālu no sāls šķīduma vai no oksīda kausējuma |
Metālu mijiedarbība ar sāļiem
Ja sāls šķīst ūdenī, tad metāla atomu tajā var aizstāt ar aktīvāka elementa atomu. Ja dzelzs plāksne tiek iegremdēta vara (II) sulfāta šķīdumā, pēc kāda laika uz tās izdalīsies varš sarkana pārklājuma veidā:
Bet, ja sudraba plāksne tiek iegremdēta vara (II) sulfāta šķīdumā, reakcija nenotiks:
Cuprum var izspiest jebkuru metālu, kas atrodas pa kreisi no metāla aktivitāšu sērijas. Tomēr metāli, kas ir sērijas pašā sākumā, ir nātrijs, kālijs utt. - nav tam piemēroti, jo ir tik aktīvi, ka mijiedarbosies nevis ar sāli, bet ar ūdeni, kurā šī sāls ir izšķīdināta.
Metālu pārvietošana no sāļiem ar aktīvākiem metāliem tiek plaši izmantota rūpniecībā metālu ieguvei.
Metālu mijiedarbība ar oksīdiem
Metālu elementu oksīdi spēj mijiedarboties ar metāliem. Aktīvāki metāli izspiež mazāk aktīvos metālus no oksīdiem:
Bet, atšķirībā no metālu mijiedarbības ar sāļiem, šajā gadījumā oksīdi ir jāizkausē, lai reakcija notiktu. Metāla ekstrakcijai no oksīda var izmantot jebkuru metālu, kas atrodas aktivitāšu rindā pa kreisi, pat aktīvāko nātriju un kāliju, jo izkausētajā oksīdā ūdens nesatur.
Metālu mijiedarbību ar oksīdiem izmanto rūpniecībā, lai iegūtu citus metālus. Vispraktiskākais metāls šai metodei ir alumīnijs. Tas ir diezgan plaši izplatīts dabā un lēts ražošanā. Var izmantot arī aktīvākus metālus (kalciju, nātriju, kāliju), taču, pirmkārt, tie ir dārgāki par alumīniju, otrkārt, to īpaši augstās ķīmiskās aktivitātes dēļ ir ļoti grūti uzglabāt rūpnīcās. Šo metālu ieguves metodi, izmantojot alumīniju, sauc par aluminotermiju.
Sadaļas: ķīmija, Konkurss "Prezentācija nodarbībai"
Klase: 11
Prezentācija nodarbībai
Atpakaļ uz priekšu
Uzmanību! Slaida priekšskatījums ir paredzēts tikai informatīviem nolūkiem, un tas var neatspoguļot visu prezentācijas apjomu. Ja jūs interesē šis darbs, lūdzu, lejupielādējiet pilno versiju.
Mērķi un mērķi:
- Apmācība: Metālu ķīmiskās aktivitātes apsvēršana, pamatojoties uz pozīciju periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs un metālu elektroķīmiskā sprieguma sērijā.
- Attīstās: Veicināt dzirdes atmiņas attīstību, spēju salīdzināt informāciju, loģiski domāt un izskaidrot notiekošās ķīmiskās reakcijas.
- Izglītības: Veidojam patstāvīgā darba prasmi, prasmi pamatoti izteikt savu viedokli un uzklausīt klasesbiedrus, ieaudzinām bērnos patriotisma sajūtu un lepnumu par tautiešiem.
Aprīkojums: Dators ar mediju projektoru, individuālas laboratorijas ar ķīmisko reaģentu komplektu, modeļi kristāla režģi metāli.
Nodarbības veids: tehnoloģiju izmantošana kritiskās domāšanas attīstībai.
Nodarbību laikā
es Izaicinājuma posms.
Zināšanu aktualizēšana par tēmu, izziņas darbības pamošanās.
Blefa spēle: "Vai jūs ticat, ka ...". (3. slaids)
- PSCE augšējo kreiso stūri aizņem metāli.
- Kristālos metāla atomi ir saistīti ar metālisku saiti.
- Metālu valences elektroni ir cieši saistīti ar kodolu.
- Galveno apakšgrupu metāliem (A) ārējā līmenī parasti ir 2 elektroni.
- Grupā no augšas uz leju ir vērojams metālu reducējošo īpašību pieaugums.
- Lai novērtētu metāla reaktivitāti skābju un sāļu šķīdumos, pietiek aplūkot metālu spriegumu elektroķīmiskās rindas.
- Lai novērtētu metāla reaktivitāti skābju un sāļu šķīdumos, pietiek aplūkot D.I. periodisko tabulu. Mendeļejevs
Jautājums klasei? Ko nozīmē ieraksts? Es 0 - nē -\u003e Es + n(4. slaids)
Atbilde: Me0 - ir reducētājs, kas nozīmē, ka tas mijiedarbojas ar oksidētājiem. Kā oksidētāji var darboties šādi:
- Vienkāršas vielas (+ O 2, Cl 2, S ...)
- Sarežģītas vielas (H2O, skābes, sāls šķīdumi...)
II. Jaunas informācijas izpratne.
Kā metodiskais paņēmiens tiek piedāvāts izveidot atsauces shēmu.
Jautājums klasei? Kādi faktori ietekmē metālu reducējošās īpašības? (5. slaids)
Atbilde: No pozīcijas D.I.Mendeļejeva periodiskajā tabulā vai no pozīcijas metālu sprieguma elektroķīmiskajā rindā.
Skolotājs iepazīstina ar jēdzieniem: ķīmiskā aktivitāte un elektroķīmiskā aktivitāte.
Pirms skaidrošanas uzsākšanas bērni tiek aicināti salīdzināt atomu darbību Uz un Li pozīcija periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejevs un vienkāršo vielu aktivitāte, ko veido šie elementi atbilstoši to novietojumam metālu elektroķīmiskā sprieguma rindā. (6. slaids)
Pastāv pretruna:Saskaņā ar sārmu metālu stāvokli PSCE un atbilstoši apakšgrupas elementu īpašību izmaiņu modeļiem kālija aktivitāte ir lielāka nekā litijam. Runājot par pozīciju sprieguma sērijā, litijs ir visaktīvākais.
Jauns materiāls. Skolotājs skaidro atšķirību starp ķīmisko un elektroķīmisko aktivitāti un skaidro, ka elektroķīmiskā spriegumu virkne atspoguļo metāla spēju pārveidoties par hidratētu jonu, kur metāla aktivitātes mēraukla ir enerģija, kas sastāv no trim terminiem (atomizācijas enerģija, jonizācija). enerģija un hidratācijas enerģija). Materiālu pierakstām piezīmju grāmatiņā. (7.–10. slaidi)
Kopīga rakstīšana piezīmju grāmatiņā secinājums: Jo mazāks ir jona rādiuss, jo lielāks elektriskais lauks ap to tiek izveidots, jo vairāk enerģijas izdalās hidratācijas laikā, līdz ar to ir spēcīgākas šī metāla reducējošās īpašības reakcijās.
Vēstures atsauce: studenta prezentācija par Beketova metālu pārvietošanas sērijas izveidi. (11. slaids)
Metālu elektroķīmiskās sprieguma sērijas darbību ierobežo tikai metālu reakcijas ar elektrolītu šķīdumiem (skābēm, sāļiem).
Atgādinājums:
- Reakcijās ūdens šķīdumos standarta apstākļos (250°C, 1 atm.) samazinās metālu reducējošās īpašības;
- Metāls pa kreisi izspiež metālu pa labi no to sāļiem šķīdumā;
- Metāli, kas stāv pretī ūdeņradim, to izspiež no šķīdumā esošajām skābēm (izņemot: HNO3);
- Es (Al) + H2O -> sārms + H2
Cits Es (līdz H 2) + H 2 O -> oksīds + H 2 (skarbi apstākļi)
Es (pēc H 2) + H 2 O -> nereaģēt
(12. slaids)
Bērniem tiek dotas piezīmes.
Praktiskais darbs:"Metālu mijiedarbība ar sāls šķīdumiem" (13. slaids)
Veiciet pāreju:
- CuSO4 —> FeSO4
- CuSO4 —> ZnSO4
Vara un dzīvsudraba (II) nitrāta šķīduma mijiedarbības pieredzes demonstrēšana.
III. Pārdomas, apcere.
Mēs atkārtojam: šajā gadījumā mēs izmantojam periodisko tabulu, un šajā gadījumā ir nepieciešama metāla spriegumu sērija. (14.–15. slaidi).
Atgriežamies pie nodarbības sākotnējiem jautājumiem. Mēs uz ekrāna iezīmējam jautājumus 6 un 7. Mēs analizējam, kurš apgalvojums nav pareizs. Ekrānā - taustiņš (pārbaudiet 1. uzdevumu). (16. slaids).
Apkopojot stundu:
- Ko tu esi iemācījies?
- Kādā gadījumā ir iespējams izmantot metālu elektroķīmisko sprieguma sēriju?
Mājasdarbs: (17. slaids)
- Atkārtot jēdzienu "POTENCIĀLS" no fizikas kursa;
- Pabeidziet reakcijas vienādojumu, uzrakstiet elektronisko bilances vienādojumus: Cu + Hg (NO 3) 2 →
- Dotie metāli ( Fe, Mg, Pb, Cu)- piedāvāt eksperimentus, kas apstiprina šo metālu atrašanās vietu elektroķīmiskajā sprieguma virknē.
Vērtējam rezultātus blefa spēlei, darbs pie galda, mutiskās atbildes, komunikācija, praktiskie darbi.
Lietotas grāmatas:
- O.S. Gabrieljans, G.G. Lisova, A.G. Vvedenskaja "Rokasgrāmata skolotājam. Ķīmija 11. klase, II daļa "Izdevniecība Drofa.
- N.L. Glinka vispārējā ķīmija.
Uzmanību! Tālāk sniegtais apraksts ir atsauces materiāls, tas nav norādīts šajā vinila diagrammā!
MAZS METĀLU ELEKTROĶĪMIJAS KURSS
Jau esam iepazinušies ar sārmu metālu hlorīdu šķīdumu elektrolīzi un metālu ražošanu, izmantojot kausējumus. Tagad izmēģināsim dažus vienkāršus eksperimentus, lai izpētītu dažus ūdens šķīdumu, galvanisko elementu elektroķīmijas likumus, kā arī iepazītos ar galvanisko aizsargpārklājumu ražošanu.
Elektroķīmiskās metodes tiek izmantotas mūsdienu analītiskajā ķīmijā un kalpo teorētiskajā ķīmijā svarīgāko lielumu noteikšanai.
Visbeidzot, metāla priekšmetu korozija, kas rada lielu kaitējumu tautsaimniecībai, vairumā gadījumu ir elektroķīmisks process.
METĀLU SPRIEGUMA DARBĪBA
Galvenā saikne elektroķīmisko procesu izpratnei ir metālu sprieguma sērijas. Metālus var sakārtot rindā, kas sākas ar reaktīvajiem un beidzas ar vismazāk reaģējošajiem cēlmetāliem:
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.
Šādi, saskaņā ar jaunākajām idejām, virkne spriegumu svarīgākajiem metāliem un ūdeņradim. Ja galvaniskās šūnas elektrodi ir izgatavoti no jebkuriem diviem rindas metāliem, tad uz materiāla, kas atrodas pirms rindas, parādīsies negatīvs spriegums.
Sprieguma vērtība ( elektroķīmiskais potenciāls) ir atkarīgs no elementa stāvokļa sprieguma virknē un no elektrolīta īpašībām.
Sprieguma sērijas būtību noskaidrosim no dažiem vienkāršiem eksperimentiem, kuriem nepieciešams strāvas avots un elektriskie mērinstrumenti.
Metāla pārklājumi, "koki" un "ledus raksti" bez strāvas
Izšķīdināsim apmēram 10 g kristāliskā vara sulfāta 100 ml ūdens un iegremdēsim šķīdumā tērauda adatu vai dzelzs loksnes gabalu. (Mēs iesakām vispirms gludekli notīrīt līdz spīdumam ar plānu smilšpapīru.) Pēc neilga laika gludeklis tiks pārklāts ar sarkanīgu atbrīvotā vara slāni. Aktīvākais dzelzs izspiež varu no šķīduma, dzelzs izšķīst kā joni un varš atbrīvojas kā metāls. Process turpinās tik ilgi, kamēr šķīdums saskaras ar dzelzi. Tiklīdz varš pārklāj visu gludekļa virsmu, tas praktiski apstāsies. Šajā gadījumā veidojas diezgan porains vara slānis, tāpēc aizsargpārklājumus nevar iegūt, neizmantojot strāvu.
Turpmākajos eksperimentos mēs pazemināsim nelielas cinka un svina alvas sloksnes vara sulfāta šķīdumā. Pēc 15 minūtēm izņemiet tos, noskalojiet un apskatiet mikroskopā. Mēs varam redzēt skaistus, ledus līdzīgus rakstus, kas atstarotā gaismā ir sarkani un sastāv no atbrīvota vara. Arī šeit aktīvāki metāli pārnesa varu no jonu uz metālisko stāvokli.
Savukārt varš var izspiest metālus, kas ir zemāki spriegumu virknē, tas ir, mazāk aktīvi. Uz plānas vara loksnes sloksnes vai uz saplacinātas vara stieples (iepriekš notīrot virsmu līdz spīdumam) uzpilināsim dažus pilienus sudraba nitrāta šķīduma. Ar neapbruņotu aci būs iespējams pamanīt izveidojušos melnīgu pārklājumu, kas mikroskopā atstarotā gaismā izskatās pēc tievām skujām un augu rakstiem (tā sauktajiem dendritiem).
Lai izolētu cinku bez strāvas, ir nepieciešams izmantot aktīvāku metālu. Izņemot metālus, kas spēcīgi mijiedarbojas ar ūdeni, mēs atrodam magniju spriegumu sērijā virs cinka. Mēs uzliekam dažus pilienus cinka sulfāta šķīduma uz magnija lentes gabala vai uz plānas elektrona mikroshēmas. cinka sulfāta šķīdumsmēs to iegūstam, izšķīdinot cinka gabalu atšķaidītā sērskābē. Vienlaicīgi ar cinka sulfātu pievienojiet dažus pilienus denaturēta spirta. Uz magnija pēc neilga laika mēs pamanām, it īpaši zem mikroskopa, cinku, kas ir atdalījies plānu kristālu veidā.
Kopumā jebkuru sprieguma sērijas locekli var izspiest no šķīduma, kur tas ir jona formā, un pārnest uz metālisku stāvokli. Tomēr, izmēģinot visdažādākās kombinācijas, mēs varam būt vīlušies. Šķiet, ka, ja alumīnija sloksne ir iegremdēta vara, dzelzs, svina un cinka sāļu šķīdumos, šiem metāliem uz tā vajadzētu izcelties. Bet tas tomēr nenotiek. Bojājuma iemesls nav kļūda spriegumu virknē, bet gan īpaša reakcijas kavēšana, kas šajā gadījumā ir saistīta ar plānu oksīda plēvi uz alumīnija virsmas. Šādos risinājumos alumīniju sauc par pasīvo.
SKATĒSIM TĀRĀK NO ainas
Lai formulētu notiekošo procesu likumsakarības, mēs varam aprobežoties ar katjonu apsvēršanu un izslēgt anjonus, jo tie paši nepiedalās reakcijā. (Tomēr anjonu veids ietekmē nogulsnēšanās ātrumu.) Ja vienkāršības labad pieņemam, ka gan atbrīvotie, gan izšķīdušie metāli rada divkārši lādētus katjonus, tad varam rakstīt:
Es 1 + Es 2 2+ = Es 1 2+ + Es 2
turklāt pirmajam eksperimentam Me 1 = Fe, Me 2 = Сu.
Tātad process sastāv no lādiņu (elektronu) apmaiņas starp abu metālu atomiem un joniem. Ja atsevišķi aplūkojam (kā starpreakcijas) dzelzs šķīdināšanu vai vara izgulsnēšanos, iegūstam:
Fe = Fe 2+ + 2 e --
Сu 2+ + 2 e--=Cu
Tagad apsveriet gadījumu, kad metāls ir iegremdēts ūdenī vai sāls šķīdumā, ar kura katjonu apmaiņa nav iespējama, jo tas atrodas spriegumu virknē. Neskatoties uz to, metālam ir tendence izšķīdināt jonu formā. Šajā gadījumā metāla atoms atdod divus elektronus (ja metāls ir divvērtīgs), šķīdumā iegremdētā metāla virsma ir negatīvi uzlādēta attiecībā pret šķīdumu, un saskarnē veidojas dubults elektriskais slānis. Šī potenciālā atšķirība novērš tālāku metāla šķīšanu, tāpēc process drīz apstājas.
Ja šķīdumā ir iegremdēti divi dažādi metāli, tie abi būs uzlādēti, bet mazāk aktīvais ir nedaudz vājāks, jo tā atomi ir mazāk pakļauti elektronu atdalīšanai.
Savienojiet abus metālus ar vadītāju. Pateicoties potenciālu starpībai, elektronu plūsma plūdīs no aktīvākā metāla uz mazāk aktīvo, kas veido elementa pozitīvo polu. Notiek process, kurā aktīvākais metāls nonāk šķīdumā, un katjoni no šķīduma tiek atbrīvoti uz cēlmetāla.
Galvaniskā elementa būtība
Tagad ilustrēsim ar dažiem eksperimentiem iepriekš minēto nedaudz abstrakto argumentāciju (kas turklāt ir rupjš vienkāršojums).
Vispirms 250 ml tilpuma vārglāzē līdz vidum piepildiet ar 10% sērskābes šķīdumu un iegremdējiet tajā ne pārāk mazus cinka un vara gabaliņus. Mēs pielodējam vai kniedējam vara stiepli pie abiem elektrodiem, kuru galiem nevajadzētu pieskarties šķīdumam.
Kamēr stieples gali nav savienoti viens ar otru, mēs novērojam cinka šķīšanu, ko pavada ūdeņraža izdalīšanās. Cinks, kā izriet no sprieguma sērijas, ir aktīvāks par ūdeņradi, tāpēc metāls var izspiest ūdeņradi no jonu stāvokļa. Abi metāli veido elektrisku dubultslāni. Potenciālu starpību starp elektrodiem visvieglāk noteikt ar voltmetru. Tūlīt pēc ierīces ieslēgšanas ķēdē bultiņa rādīs aptuveni 1 V, bet pēc tam spriegums strauji samazināsies. Ja elementam, kas patērē 1 V spriegumu, pievienosit nelielu spuldzi, tad tā iedegsies - sākumā diezgan spēcīgi, un tad spīdums kļūs vājš.
Pēc ierīces spaiļu polaritātes mēs varam secināt, ka vara elektrods ir pozitīvs pols. To var pierādīt arī bez ierīces, ņemot vērā procesa elektroķīmiju. Nelielā vārglāzē vai mēģenē pagatavosim piesātinātu galda sāls šķīdumu, pievienosim apmēram 0,5 ml fenolftaleīna indikatora spirta šķīduma un iegremdēsim šķīdumā abus ar stiepli noslēgtus elektrodus. Netālu no negatīvā pola tiks novērots neliels sarkanīgs krāsojums, ko izraisa nātrija hidroksīda veidošanās pie katoda.
Citos eksperimentos var ievietot dažādus metālu pārus šūnā un noteikt iegūto spriegumu. Piemēram, magnijs un sudrabs radīs īpaši lielu potenciālu atšķirību, jo spriegumu virknē starp tiem ir ievērojams attālums, savukārt cinks un dzelzs, gluži pretēji, radīs ļoti mazu, mazāku par desmito voltu. Izmantojot alumīniju, mēs praktiski neiegūsim strāvu pasivācijas dēļ.
Visiem šiem elementiem vai, kā saka elektroķīmiķi, shēmām, ir tāds trūkums, ka, paņemot strāvu, spriegums tiem ļoti ātri pazeminās. Tāpēc elektroķīmiķi vienmēr mēra patieso sprieguma vērtību atslēgtā stāvoklī, izmantojot sprieguma kompensācijas metodi, tas ir, salīdzinot to ar cita strāvas avota spriegumu.
Ļaujiet mums sīkāk apsvērt procesus vara-cinka elementā. Katodā cinks nonāk šķīdumā saskaņā ar šādu vienādojumu:
Zn = Zn2+ + 2 e --
Sērskābes ūdeņraža joni tiek izvadīti uz vara anoda. Tie piesaista elektronus, kas nāk caur stiepli no cinka katoda, un rezultātā veidojas ūdeņraža burbuļi:
2H++2 e-- \u003d H 2
Pēc neilga laika varš tiks pārklāts ar plānu ūdeņraža burbuļu slāni. Šajā gadījumā vara elektrods pārvērtīsies par ūdeņraža elektrodu, un potenciālā starpība samazināsies. Šo procesu sauc par elektrodu polarizāciju. Vara elektroda polarizāciju var novērst, pievienojot elementam nedaudz kālija dihromāta šķīduma pēc sprieguma krituma. Pēc tam spriegums atkal palielināsies, jo kālija dihromāts oksidēs ūdeņradi ūdenī. Kālija dihromāts šajā gadījumā darbojas kā depolarizators.
Praksē tiek izmantotas galvaniskās ķēdes, kuru elektrodi nav polarizēti, vai shēmas, kuru polarizāciju var novērst, pievienojot depolarizatorus.
Kā nepolarizējamā elementa piemēru apsveriet Daniela elementu, kas agrāk bieži tika izmantots kā strāvas avots. Šis ir arī vara-cinka elements, taču abi metāli ir iegremdēti dažādos šķīdumos. Cinka elektrodu ievieto porainā māla šūnā, kas piepildīta ar atšķaidītu (apmēram 20%) sērskābi. Māla šūna ir suspendēta lielā vārglāzē, kurā ir koncentrēts vara sulfāta šķīdums, un apakšā ir vara sulfāta kristālu slānis. Otrais elektrods šajā traukā ir vara loksnes cilindrs.
Šo elementu var izgatavot no stikla burkas, komerciāli pieejamas māla šūnas (in pēdējais līdzeklis izmantojiet puķu podu, aizverot caurumu apakšā) un divus piemērotus elektrodus.
Elementa darbības laikā cinks izšķīst, veidojoties cinka sulfātam, un vara joni tiek atbrīvoti uz vara elektroda. Bet tajā pašā laikā vara elektrods nav polarizēts un elements dod aptuveni 1 V spriegumu. Faktiski teorētiski spriegums pie spailēm ir 1,10 V, bet, ņemot strāvu, mēs izmērām nedaudz mazāku vērtību, jo uz šūnas elektrisko pretestību.
Ja mēs nenoņemam strāvu no šūnas, mums ir jāizņem cinka elektrods no sērskābes šķīduma, jo pretējā gadījumā tas izšķīst, veidojot ūdeņradi.
Vienkāršas šūnas diagramma, kurai nav nepieciešams porains nodalījums, ir parādīta attēlā. Cinka elektrods atrodas stikla burkā augšpusē, bet vara elektrods atrodas netālu no apakšas. Visa šūna ir piepildīta ar piesātinātu nātrija hlorīda šķīdumu. Burkas apakšā ielejam sauju vara sulfāta kristālu. Iegūtais koncentrētais vara sulfāta šķīdums ļoti lēni sajaucas ar vārāmās sāls šķīdumu. Tāpēc šūnas darbības laikā uz vara elektroda izdalīsies varš, un šūnas augšējā daļā izšķīdīs cinks sulfāta vai hlorīda veidā.
Akumulatori tagad izmanto gandrīz tikai sausos elementus, kas ir ērtāk lietojami. Viņu sencis ir Leclanchet elements. Elektrodi ir cinka cilindrs un oglekļa stienis. Elektrolīts ir pasta, kas galvenokārt sastāv no amonija hlorīda. Cinks izšķīst pastā, un uz akmeņoglēm izdalās ūdeņradis. Lai izvairītos no polarizācijas, oglekļa stieni nolaiž lina maisiņā ar ogļu pulvera un pirolusīta maisījumu. Oglekļa pulveris palielina elektroda virsmu, un piroluzīts darbojas kā depolarizators, lēnām oksidējot ūdeņradi.
Tiesa, pirolusīta depolarizācijas spēja ir vājāka nekā iepriekš minētajam kālija dihromātam. Tāpēc, kad strāva tiek saņemta sausos elementos, spriegums strauji pazeminās, viņi " nogurt"polarizācijas dēļ. Tikai pēc kāda laika notiek ūdeņraža oksidēšanās ar piroluzītu. Tātad elementi" atpūta", ja kādu laiku neizlaižat strāvu. Pārbaudīsim to uz lukturīša akumulatora, kuram pievienojam spuldzi. Paralēli lampai, tas ir, tieši pie spailēm, mēs pievienojam voltmetru.
Sākumā spriegums būs aptuveni 4,5 V. (Visbiežāk šādās baterijās virknē tiek savienotas trīs šūnas, katra ar teorētisko spriegumu 1,48 V.) Pēc kāda laika spriegums kritīsies, spuldze vājinās. Nolasot voltmetru, mēs varam spriest, cik ilgi akumulatoram jāatpūšas.
Īpašu vietu ieņem atjaunojošie elementi, kas pazīstami kā akumulatori. Tajos notiek atgriezeniskas reakcijas, un tās var uzlādēt pēc šūnas izlādes, pieslēdzoties ārējam līdzstrāvas avotam.
Pašlaik visizplatītākie ir svina-skābes akumulatori; tajos elektrolīts ir atšķaidīta sērskābe, kurā ir iegremdētas divas svina plāksnes. Pozitīvais elektrods ir pārklāts ar svina dioksīdu PbO 2, negatīvais elektrods ir metāla svins. Spriegums spailēs ir aptuveni 2,1 V. Izlādējoties, uz abām plāksnēm veidojas svina sulfāts, kas lādēšanas laikā atkal pārvēršas metāliskā svinā un svina peroksīdā.
PĀRKLĀJUMI
Metālu izgulsnēšana no ūdens šķīdumiem, izmantojot elektriskā strāva ir apgrieztais elektrolītiskās šķīdināšanas process, ko mēs satikām, apsverot galvaniskās šūnas. Vispirms apskatīsim vara nokrišņus, ko izmanto vara kulonometrā, lai mērītu elektroenerģijas daudzumu.
Metāls tiek nogulsnēts ar strāvu
Saliekot divu plānas lokšņu vara plākšņu galus, mēs pakarinām tās uz vārglāzes vai, labāk, neliela stikla akvārija pretējām sienām. Mēs pievienojam vadus pie plāksnēm ar spailēm.
Elektrolīts pagatavo pēc šādas receptes: 125 g kristāliskā vara sulfāta, 50 g koncentrētas sērskābes un 50 g spirta (denaturētais spirts), pārējais ir ūdens līdz 1 litram. Lai to izdarītu, vispirms izšķīdiniet vara sulfātu 500 ml ūdens, pēc tam uzmanīgi nelielās porcijās pievienojiet sērskābi ( Apkure! Šķidrums var izšļakstīties!), tad ielej spirtu un uzlej ūdeni līdz 1 litram.
Mēs piepildām kulonometru ar sagatavoto šķīdumu un iekļaujam ķēdē mainīgo pretestību, ampērmetru un svina akumulatoru. Ar pretestības palīdzību regulējam strāvu tā, lai tās blīvums būtu 0,02-0,01 A/cm 2 no elektroda virsmas. Ja vara plāksnes laukums ir 50 cm 2, tad strāvas stiprumam jābūt diapazonā no 0,5 līdz 1 A.
Pēc kāda laika pie katoda (negatīvā elektroda) sāks izgulsnēties gaiši sarkans metālisks varš, un varš šķīdumā nonāks pie anoda (pozitīvs elektrods). Lai notīrītu vara plāksnes, apmēram pusstundu kulonometrā laižam strāvu. Pēc tam izņemam katodu, rūpīgi nosusinām ar filtrpapīru un precīzi nosveram. Šūnā uzstādām elektrodu, aizveram ķēdi ar reostatu un uzturam pastāvīgu strāvu, piemēram, 1 A. Pēc stundas atveram ķēdi un vēlreiz nosveram izžuvušo katodu. Pie strāvas 1 A darbības stundā tā masa palielināsies par 1,18 g.
Tāpēc elektroenerģijas daudzums, kas vienāds ar 1 ampērstundu, izejot cauri šķīdumam, var izdalīt 1,18 g vara. Vai vispārīgi: izdalītās vielas daudzums ir tieši proporcionāls elektrības daudzumam, kas izvadīts caur šķīdumu.
Lai izolētu 1 jona ekvivalentu, caur šķīdumu jāizlaiž elektroenerģijas daudzums, kas vienāds ar elektroda lādiņa e un Avogadro skaitļa reizinājumu. N A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 \u003d 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Šo vērtību norāda ar simbolu F un ir nosaukts elektrolīzes kvantitatīvo likumu atklājēja vārdā Faradeja numurs (precīza vērtība F- 96 498 A * s * mol -1). Tāpēc no risinājuma izolēt noteiktu skaitu ekvivalentu n e caur šķīdumu elektroenerģijas daudzums, kas vienāds ar F*n e A * s * mol -1. Citiem vārdiem sakot,
I*t =F*n e Šeit es- pašreizējā, t ir laiks, kas nepieciešams, lai strāva izietu cauri šķīdumam. Nodaļā " Titrēšanas pamati“Jau ir pierādīts, ka vielas ekvivalentu skaits n e ir vienāds ar molu skaita reizinājumu ar līdzvērtīgu skaitli:
n e = n*Z Sekojoši:
es*t = F*n*Z
Šajā gadījumā Z- jonu lādiņš (Ag + Z= 1, Cu 2+ Z= 2, Al 3+ Z= 3 utt.). Ja izsakām molu skaitu kā masas un molmasas attiecību ( n = m/M), tad mēs iegūstam formulu, kas ļauj aprēķināt visus procesus, kas notiek elektrolīzes laikā:
I*t =F*m*Z/M
Izmantojot šo formulu, jūs varat aprēķināt strāvu:
es = F*m*Z/(t*M)\u003d 9,65 * 10 4 * 1,18 * 2 / (3600 * 63,54) A * s * g * mol / (s * mol * g) \u003d 0,996 A
Ja mēs ieviešam attiecību elektriskajiem darbiem W e-pasts
W e-pasts = U*I*t un W e-pasts / U = I*t
tad zinot spriedzi U, jūs varat aprēķināt:
W e-pasts = F*m*Z*U/M
Varat arī aprēķināt, cik ilgs laiks nepieciešams noteikta vielas daudzuma elektrolītiskajai izdalīšanai vai cik daudz vielas izdalīsies noteiktā laikā. Eksperimenta laikā strāvas blīvums jāsaglabā noteiktajās robežās. Ja tas ir mazāks par 0,01 A / cm 2, tad izdalīsies pārāk maz metāla, jo daļēji veidosies vara (I) joni. Ja strāvas blīvums ir pārāk augsts, pārklājuma saķere ar elektrodu būs vāja, un, elektrodu noņemot no šķīduma, tas var sabrukt.
Praksē galvaniskie pārklājumi uz metāliem galvenokārt tiek izmantoti, lai aizsargātu pret koroziju un iegūtu spoguļa apdari.
Turklāt metālus, īpaši varu un svinu, attīra ar anodisko šķīdināšanu un sekojošu atdalīšanu pie katoda (elektrolītiskā attīrīšana).
Lai pārklātu dzelzi ar varu vai niķeli, vispirms rūpīgi jānotīra priekšmeta virsma. Lai to izdarītu, pulējiet to ar iztīrītu krītu un secīgi attaukojiet ar atšķaidītu kaustiskās sodas, ūdens un spirta šķīdumu. Ja objekts ir klāts ar rūsu, nepieciešams to iepriekš kodināt 10-15% sērskābes šķīdumā.
Iztīrīto produktu iekarināsim elektrolītiskā vannā (nelielā akvārijā vai vārglāzē), kur tas kalpos kā katods.
Šķīdums vara pārklājuma uzklāšanai satur 250 g vara sulfāta un 80-100 g koncentrētas sērskābes 1 litrā ūdens (Uzmanību!). Šajā gadījumā kā anods kalpos vara plāksne. Anoda virsmai jābūt aptuveni vienādai ar pārklātā objekta virsmu. Tāpēc vienmēr ir jānodrošina, lai vara anods vannā karājas tādā pašā dziļumā kā katods.
Process tiks veikts ar spriegumu 3-4 V (divas baterijas) un strāvas blīvumu 0,02-0,4 A/cm 2 . Šķīduma temperatūrai vannā jābūt 18-25 °C.
Pievērsiet uzmanību tam, ka anoda plakne un pārklājamā virsma ir paralēli viena otrai. Sarežģītas formas priekšmetus labāk neizmantot. Mainot elektrolīzes ilgumu, iespējams iegūt dažāda biezuma vara pārklājumu.
Lai šim slānim uzklātu izturīgu cita metāla pārklājumu, bieži tiek izmantota iepriekšēja vara pārklāšana. Īpaši bieži to izmanto dzelzs hroma pārklāšanā, cinka liešanas niķeļa pārklāšanā un citos gadījumos. Tiesa, šim nolūkam tiek izmantoti ļoti toksiski cianīda elektrolīti.
Lai sagatavotu elektrolītu niķeļa pārklājumam, 450 ml ūdens izšķīdina 25 g kristāliskā niķeļa sulfāta, 10 g borskābes vai 10 g nātrija citrāta. Nātrija citrātu var pagatavot, neitralizējot 10 g citronskābes šķīdumu ar atšķaidītu kaustiskās sodas šķīdumu vai sodas šķīdumu. Ļaujiet anodam būt niķeļa plāksnei ar vislielāko iespējamo laukumu un ņemiet akumulatoru kā sprieguma avotu.
Strāvas blīvuma vērtība ar mainīgas pretestības palīdzību tiks saglabāta vienāda ar 0,005 A/cm 2 . Piemēram, ja objekta virsma ir 20 cm 2, ir jāstrādā ar strāvas stiprumu 0,1 A. Pēc pusstundas darba objekts jau būs niķelēts. Izņemiet to no vannas un noslaukiet ar drānu. Tomēr niķeļa pārklāšanas procesu labāk nepārtraukt, jo tad niķeļa slānis var pasivēties un tam sekojošais niķeļa pārklājums slikti pieķersies.
Lai panāktu spoguļa spīdumu bez mehāniskas pulēšanas, pārklājuma vannā ievietojam tā saukto balināšanas piedevu. Šādas piedevas ir, piemēram, līme, želatīns, cukurs. Jūs varat ieiet niķeļa vannā, piemēram, dažus gramus cukura un izpētīt tā iedarbību.
Lai sagatavotu elektrolītu dzelzs hromēšanai (pēc sākotnējās vara pārklāšanas), mēs izšķīdinām 40 g CrO 3 hromanhidrīda (Uzmanību! Inde!) un tieši 0,5 g sērskābes 100 ml ūdens (nekādā gadījumā ne vairāk!). Process notiek ar strāvas blīvumu aptuveni 0,1 A/cm 2, un kā anodu izmanto svina plāksni, kuras laukumam jābūt nedaudz mazākam par hromētās virsmas laukumu.
Niķeļa un hroma vannas vislabāk silda nedaudz (līdz aptuveni 35 °C). Lūdzu, ņemiet vērā, ka hromēšanai paredzētie elektrolīti, īpaši ar ilgu procesu un lielu strāvas stiprumu, izdala hromskābi saturošus tvaikus, kas ir ļoti kaitīgi veselībai. Tāpēc hromēšana jāveic zem caurvēja vai ārpus telpām, piemēram, uz balkona.
Hromēšanā (un mazākā mērā niķelēšanā) ne visa strāva tiek izmantota metāla nogulsnēšanai. Tajā pašā laikā izdalās ūdeņradis. Pamatojoties uz virkni spriegumu, būtu sagaidāms, ka metāli, kas atrodas ūdeņraža priekšā, no ūdens šķīdumiem vispār nevajadzētu izdalīties, bet, gluži pretēji, mazāk aktīvajam ūdeņradim. Tomēr šeit, tāpat kā metālu anodiskās šķīdināšanas gadījumā, ūdeņraža katodiskā attīstība bieži tiek kavēta un tiek novērota tikai pie augsta sprieguma. Šo parādību sauc par ūdeņraža pārspriegumu, un tas ir īpaši liels, piemēram, uz svina. Šī iemesla dēļ svina akumulators var darboties. Kad akumulators ir uzlādēts, uz katoda PbO 2 vietā vajadzētu parādīties ūdeņradim, bet pārsprieguma dēļ ūdeņraža izdalīšanās sākas, kad akumulators ir gandrīz pilnībā uzlādēts.