Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Х 2 , Cu, Ag, Hg, Au
Колкото по-вляво е металът в поредицата от стандартни електродни потенциали, толкова по-силен е редукторът, най-силният редуктор е металният литий, златото е най-слабото и обратно, златният (III) йон е най-силният окислител агент, литият (I) е най-слабият.
Всеки метал е в състояние да възстанови от соли в разтвор тези метали, които са в серия от напрежения след него, например желязото може да измести медта от разтворите на неговите соли. Трябва обаче да се помни, че алкалните и алкалоземните метали ще взаимодействат директно с водата.
Металите, стоящи в поредицата от напрежения отляво на водорода, са в състояние да го изместят от разтвори на разредени киселини, като се разтварят в тях.
Редукционната активност на метала не винаги съответства на позицията му в периодичната система, тъй като при определяне на мястото на метала в серия се взема предвид не само способността му да дарява електрони, но и енергията, изразходвана за разрушаването на металната кристална решетка, както и енергията, изразходвана за хидратация на йони.
Взаимодействие с прости вещества
ОТ кислород повечето метали образуват оксиди - амфотерни и основни:
4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O,
4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3.
Алкалните метали, с изключение на лития, образуват пероксиди:
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.
ОТ халогени металите образуват соли на халогеноводородни киселини, напр.
Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.
ОТ водород най-активните метали образуват йонни хидриди - солеподобни вещества, в които водородът има степен на окисление -1.
2Na + H2 = 2NaH.
ОТ сиво металите образуват сулфиди - соли на хидросулфидна киселина:
ОТ азот някои метали образуват нитриди, реакцията почти винаги протича при нагряване:
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.
ОТ въглерод се образуват карбиди.
4Al + 3C \u003d Al 3 C 4.
ОТ фосфор - фосфиди:
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .
Металите могат да взаимодействат един с друг, за да се образуват интерметални съединения :
2Na + Sb = Na 2 Sb,
3Cu + Au = Cu 3 Au.
Металите могат да се разтварят един в друг при висока температура без взаимодействие, образувайки 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 се направи златото по-твърдо и по-подходящо за изработка на бижута, към него се добавя сребро, а сплав, съдържаща 40% кадмий и 60% бисмут има точка на топене 144 °С, т.е. много по-ниска от точката на топене на неговите компоненти (Cd 321 °С, Bi 271 °С).
Възможни са следните видове сплави:
Разтопените метали се смесват помежду си в произволно съотношение, неограничено се разтварят един в друг, например Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и други. Тези сплави са хомогенни по състав, имат висока химическа устойчивост, провеждат електрически ток;
Изправените метали се смесват помежду си в произволно съотношение, но при охлаждане се разслояват и се получава маса, състояща се от отделни кристали от компоненти, например Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и други.
Електрохимична корозия на метала. катодна защита. Анодна защита. Пасивна защита. Електродни потенциали - табл.
В по-голямата част от случаите корозия на металите се разбира като окисляване на материал. На практика т.нар. електрохимична корозия, придружена от активно пренасяне на материята. Металните повърхности са подложени на електрохимично разграждане (корозия), когато влязат в контакт с електролити (корозивни агенти). Такива агенти могат да бъдат атмосферни газове, като например морски, градски или промишлен въздух (т.е. серен диоксид, хлороводород и сулфит и др.) или активни течности - саламура, основи, морска вода и др. (например потни отпечатъци от ръце).
Ако се образува галванична двойка в резултат на попадане на корозионен агент върху метални повърхности, тогава прехвърлянето на веществото от един електрод на двойката към другия се засилва многократно. Скоростта на корозия се определя от разликата в електродните потенциали на двойката. Този процес обикновено се подразбира, когато се говори за електрохимична корозия.
Имайки тенденция да даряват електрони, поради отрицателния електроден потенциал, повечето метали се окисляват по време на корозия. Ако към защитения обект се приложи определен допълнителен положителен потенциал = за да се поддържа върху него определен отрицателен потенциал от порядъка на една десета от волта, тогава вероятността от окислителна реакция пада почти до нула. Този метод на защита обикновено се подразбира, когато се говори за катодна защита.
Ако определено количество вещество с по-нисък електроден потенциал (например цинк или магнезий за защита на желязото) се постави в точката на вероятна корозия, тогава окислителната реакция ще протече върху него. Трябва да се осигури добър електрически контакт между това допълнително защитен анод(жертвен анод) и защитен метал. Познахте защо тръбите са поцинковани? А листове желязо за покрив? Естествено, когато защитният анод се разтвори напълно, всичко ще продължи както обикновено.
Под пасивна защитаразбиране на покритието на защитената проба с диелектрик, за да се предотврати появата на галванична верига. Например, можете да боядисате метална конструкция с блажна боя и т.н.
Таблица. Стандартни електродни потенциали на някои вещества:
| Материал | Потенциалът във В | метал (M) Неметални (NM) |
| литий (Li) | -3.04 | М |
| калий (K) | -2.92 | М |
| барий (Ba) | -2.90 | М |
| калций (Ca) | -2.87 | М |
| натрий (Na) | -2.71 | М |
| магнезий (Mg) | -2.36 - -2.37 | М |
| алуминий (Al) | -1.68 | М |
| манган (Mn) | -1.18 - -1.19 | М |
| цинк (Zn) | -0.76 | М |
| Chrome(Cr) | -0.74 | М |
| Сяра (S), твърда | -0.48 - -0.51 | НМ |
| желязо (Fe) | -0.41 - -0.44 | М |
| кадмий (Cd) | -0.40 | М |
| талий (Tl) | -0.34 | М |
| кобалт (Co) | -0.28 | М |
| никел (Ni) | -0.23 | М |
| калай (Sn) | -0.14 | М |
| олово (Pb) | -0.13 | М |
| водород (2H) | 0.00 | |
| мед (Cu) | +0.15 | М |
| Йод (I), твърд | +0.54 | НМ |
| сребро (AG) | +0.80 | М |
| живак (Hg) | +0.85 | М |
| Бром (Br), течен | +1.07 | НМ |
| платина (Pt) | +1.20 | М |
| Хлор (Cl), газ | +1.36 | НМ |
| злато (Au) | +1.50 | М |
| Флуор (F), газ | +2.87 | НМ |
В електрохимична клетка (галванична клетка) електроните, останали след образуването на йони, се отстраняват през метална жица и се рекомбинират с йони от различен вид. Тоест зарядът във външната верига се пренася от електрони, а вътре в клетката, през електролита, в който са потопени металните електроди, от йони. Така се получава затворена електрическа верига.
Разлика в потенциала, измерена в електрохимична клетка,о поради разликата в способността на всеки от металите да дарява електрони. Всеки електрод има свой собствен потенциал, всяка електрод-електролитна система е полуклетка и всякакви две полуклетки образуват електрохимична клетка. Потенциалът на един електрод се нарича потенциал на половин клетка, той ще определи способността на електрода да дарява електрони. Очевидно потенциалът на всеки полуелемент не зависи от наличието на друг полуелемент и неговия потенциал. Потенциалът на половината клетка се определя от концентрацията на йони в електролита и температурата.
Водородът беше избран като „нулев” полуелемент; приема се, че не се извършва работа за него, когато се добави или отстрани електрон, за да се образува йон. „Нулевата“ стойност на потенциала е необходима, за да се разбере относителната способност на всеки от двата полуелемента на клетката да дава и получава електрони.
Потенциите на полуклетката, измерени спрямо водородния електрод, се наричат водородна скала. Ако термодинамичната склонност към даряване на електрони в едната половина на електрохимичната клетка е по-висока, отколкото в другата, тогава потенциалът на първата половина клетка е по-висок от потенциала на втората. Под действието на потенциална разлика ще възникне електронен поток. Когато два метала се комбинират, е възможно да се установи разликата в потенциала между тях и посоката на потока на електроните.
Електропозитивният метал има по-висока способност да приема електрони, така че ще бъде катоден или благороден. От друга страна, има електроотрицателни метали, които са способни спонтанно да даряват електрони. Тези метали са реактивни и следователно анодни:
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Например Cu даряват електрони по-лесно Ag, но по-лош от Fe . В присъствието на меден електрод, сребърните нищо ще започнат да се комбинират с електрони, което води до образуването на медни йони и утаяването на метално сребро:
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Същата мед обаче е по-малко реактивна от желязото. Когато металното желязо влезе в контакт с медни елементи, то ще се утаи и желязото ще премине в разтвор:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.
Може да се каже, че медта е катоден метал спрямо желязото и аноден метал спрямо среброто.
Стандартният електроден потенциал се счита за потенциал на напълно отгрявана полуклетка от чист метал като електрод в контакт с йони при 25 0 C. При тези измервания водородният електрод действа като референтен електрод. В случай на двувалентен метал, реакцията, протичаща в съответната електрохимична клетка, може да се запише:
М + 2Н +→ М2+ + Н2.
Ако подредим металите в низходящ ред на техните стандартни електродни потенциали, тогава получаваме така наречената електрохимична серия от метални напрежения (Таблица 1).
Таблица 1. Електрохимични серии от напрежения на метали
|
Равновесие на метални йони (единична активност) |
Потенциал на електрода спрямо водороден електрод при 25°С, V (редукционен потенциал) |
|
|
благороден или катодна |
Au-Au 3+ |
1,498 |
|
Pt-Pt 2+ |
||
|
Pd-Pd 2+ |
0,987 |
|
|
Ag-Ag+ |
0,799 |
|
|
Hg-Hg 2+ |
0,788 |
|
|
Cu-Cu 2+ |
0,337 |
|
|
Н2-Н+ |
||
|
Pb-Pb 2+ |
0,126 |
|
|
Sn-Sn 2+ |
0,140 |
|
|
Ni-Ni 2+ |
0,236 |
|
|
CoCo 2+ |
0,250 |
|
|
Cd-Cd 2+ |
0,403 |
|
|
Fe-Fe 2+ |
0,444 |
|
|
Cr-Cr 2+ |
0,744 |
|
|
Zn-Zn 2+ |
0,763 |
|
|
Активен |
Al-Al2+ |
1,662 |
|
Mg-Mg2+ |
2,363 |
|
|
Na-Na + |
2,714 |
|
|
К-К+ |
2,925 |
Например, в медно-цинкова галванична клетка се получава електронен поток от цинк към мед. Медният електрод е положителният полюс в тази верига, а цинковият електрод е отрицателният полюс. По-реактивният цинк губи електрони:
Zn → Zn 2+ + 2e - ; E°=+0,763 V.
Медта е по-малко реактивна и приема електрони от цинка:
Cu 2+ + 2e - → Cu; E°=+0,337 V.
Напрежението върху металния проводник, свързващ електродите, ще бъде:
0,763V + 0,337V = 1,1V.
Таблица 2. Стационарни потенциали на някои метали и сплави в морска вода по отношение на нормален водороден електрод (GOST 9.005-72).
|
метални |
стационарен потенциал, AT |
метални |
стационарен потенциал, AT |
|
магнезий |
1,45 |
Никел (активенсъвместно стоящ) |
0,12 |
|
Магнезиева сплав (6% Aл , 3 % Zn, 0,5 % Mn) |
1,20 |
Медни сплави LMtsZh-55 3-1 |
0,12 |
|
Цинк |
0,80 |
месинг (30 % Zn) |
0,11 |
|
Алуминиева сплав (10% Mn) |
0,74 |
бронзов (5-10 % Ал) |
0,10 |
|
Алуминиева сплав (10% Zn) |
0,70 |
Червен месинг (5-10 % Zn) |
0,08 |
|
Алуминиева сплав К48-1 |
0,660 |
медни |
0,08 |
|
Алуминиева сплав B48-4 |
0,650 |
Купроникел (30% Ni) |
0,02 |
|
Алуминиева сплав AMg5 |
0,550 |
Бронзова "Нева" |
0,01 |
|
Алуминиева сплав AMg61 |
0,540 |
Бронз Бр. AJN 9-4-4 |
0,02 |
|
алуминий |
0,53 |
Неръждаема стомана X13 (пасивно състояние) |
0,03 |
|
кадмий |
0,52 |
Никел (пасивно състояние) |
0,05 |
|
Дурал и алуминиева сплав AMg6 |
0,50 |
Неръждаема стомана X17 (пасивно състояние) |
0,10 |
|
Желязо |
0,50 |
Титан технически |
0,10 |
|
Стомана 45Г17Ю3 |
0,47 |
Сребро |
0,12 |
|
Стомана St4S |
0,46 |
Неръждаема стомана 1X14ND |
0,12 |
|
SHL4 стомана |
0,45 |
Титанов йодид |
0,15 |
|
Стомана тип AK и въглеродна стомана |
0,40 |
Неръждаема стомана Kh18N9 (пасивно състояние) и OH17N7Yu |
0,17 |
|
Сив чугун |
0,36 |
Монел метал |
0,17 |
|
Неръждаема стомана X13 и X17 (активно състояние) |
0,32 |
Неръждаема стомана Х18Н12М3 (пасивно състояние) |
0,20 |
|
Никел меден чугун (12-15% Ni, 5-7% Si) |
0,30 |
Неръждаема стомана Х18Н10Т |
0,25 |
|
Водя |
0,30 |
платина |
0,40 |
|
калай |
0,25 |
Забележка . Посочените числени стойности на потенциалите и реда на металите в серията могат да варират в различна степен в зависимост от чистотата на металите, състава на морската вода, степента на аерация и състоянието на повърхността на метали.
Гросе 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 стопилки. Сега нека опитаме няколко прости експеримента, за да изучим някои от законите на електрохимията на водните разтвори, галваничните клетки, а също 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 величини в теоретичната химия.
И накрая, корозията на метални предмети, която нанася големи щети на националната икономика, в повечето случаи е електрохимичен процес.
ОБХВАТ НА НАПРЕЖЕНИЕТО НА МЕТАЛИТЕ
Основната връзка за разбиране на електрохимичните процеси е напреженията на металите. Металите могат да бъдат подредени в ред, който започва с реактивни и завършва с най-малко реактивни 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.
Ето как според най-новите идеи се получава поредица от напрежения за най-важните метали и водород. Ако електродите на галваничния елемент са направени от всеки два метала от редицата, тогава върху материала, предшестващ реда, ще се появи отрицателно напрежение.
Стойност на напрежението ( електрохимичен потенциал) зависи от позицията на елемента в серията на напрежението и от свойствата на електролита.
Ще установим същността на поредицата от напрежение от няколко прости експеримента, за които се нуждаем от източник на ток и електрически измервателни уреди. Нека разтворим около 10 g кристален меден сулфат в 100 ml вода и потопете стоманена игла или парче железен лист в разтвора. (Препоръчваме първо да почистите ютията до блясък с тънък шмиргел.) След кратко време ютията ще бъде покрита с червеникав слой отделена 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 желязото. Веднага щом медта покрие цялата повърхност на ютията, тя практически ще спре. В този случай се образува доста порест меден слой, така че не могат да се получат защитни покрития без използване на ток.
В следващите експерименти ще спуснем малки ивици цинк и оловен калай в разтвора на медния сулфат. След 15 минути ги извадете, изплакнете и разгледайте под микроскоп. Можем да видим красиви, подобни на лед шарки, които са червени в отразена светлина и се състоят от освободена мед. И тук по-активните метали прехвърлят мед от йонно в метално състояние.
От своя страна медта може да измести метали, които са по-ниски в поредицата от напрежения, тоест по-малко активни. Върху тънка лента от листова мед или върху сплескана медна тел (предварително почистена до блясък) нанасяме няколко капки разтвор на сребърен нитрат. С невъоръжено око ще бъде възможно да се забележи образуваното черноникаво покритие, което под микроскоп в отразена светлина изглежда като тънки иглички и растителни шарки (т.нар. дендрити).
За изолиране на цинк без ток е необходимо да се използва по-активен метал. Като изключим металите, които бурно взаимодействат с водата, откриваме магнезий в поредицата от напрежения над цинка. Поставяме няколко капки разтвор на цинков сулфат върху парче магнезиева лента или върху тънък чип от електрон. Получаваме разтвор на цинков сулфат чрез разтваряне на парче цинк в разредена сярна киселина. Едновременно с цинковия сулфат добавете няколко капки денатуриран алкохол. Върху магнезия след кратък период от време забелязваме, особено под микроскоп, цинк, който се е отделил под формата на тънки кристали.
По принцип всеки член от поредицата на напрежението може да бъде принуден да излезе от разтвора, където е под формата на йон, и да бъде прехвърлен в метално състояние. Въпреки това, когато опитаме всякакви комбинации, може да останем разочаровани. Изглежда, че ако лента от алуминий е потопена в разтвори на соли на мед, желязо, олово и цинк, тези метали трябва да се открояват върху нея. Но това обаче не се случва. Причината за повредата не се крие в грешка в поредицата от напрежения, а се основава на специално инхибиране на реакцията, което в този случай се дължи на тънък оксиден филм върху алуминиевата повърхност. В такива решения алуминият се нарича пасивен.
ДА ПОГЛЕДНЕМ ОТВЪД СЦЕНАТА
За да формулираме моделите 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, типът аниони влияе върху скоростта на отлагане.) Ако за простота приемем, че както освободените, така и разтворените метали дават 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 = Сu.
И така, процесът се състои в обмен на заряди (електрони) между атоми и йони на двата метала. Ако разгледаме отделно (като междинни реакции) разтварянето на желязото или утаяването на мед, получаваме:
Fe = Fe 2+ + 2 д --
Сu 2+ + 2 д--=Cu
Сега разгледайте случая, когато металът е потопен във вода или в солен разтвор, с чийто катион обменът е невъзможен поради позицията му в поредицата от напрежения. Въпреки това металът има тенденция да преминава в разтвор под формата на йон. В този случай металният атом отдава два електрона (ако металът е двувалентен), повърхността на метала, потопен в разтвора, се зарежда отрицателно по отношение на разтвора и на интерфейса се образува двоен електрически слой. Тази потенциална разлика предотвратява по-нататъшното разтваряне на метала, така че процесът скоро спира.
Ако два различни метала са потопени в разтвор, тогава и двата ще бъдат заредени, но по-малко активният е малко по-слаб, поради факта, че неговите атоми са по-малко склонни да отделят електрони.
Свържете двата метала с проводник. Поради потенциалната разлика потокът от електрони ще тече от по-активния метал към по-малко активния, който образува положителния полюс на елемента. Провежда се процес, при който по-активният метал преминава в разтвор, а катионите от разтвора се отделят върху по-благородния метал. Нека сега илюстрираме с няколко експеримента горните донякъде абстрактни разсъждения (което освен това е грубо опростяване).
Първо, напълнете чаша с вместимост 250 ml до средата с 10% разтвор на сярна киселина и потопете не много малки парченца цинк и мед в нея. Запояваме или занитваме медна жица към двата електрода, чиито краища не трябва да докосват разтвора.
Докато краищата на телта не са свързани един с друг, ще наблюдаваме разтварянето на цинк, което е придружено от освобождаване на водород. Цинкът, както следва от серията на напрежението, е по-активен от водорода, така че металът може да измести водорода от йонното състояние. И двата метала образуват електрически двоен слой. Потенциалната разлика между електродите се открива най-лесно с волтметър. Веднага след включване на устройството във веригата, стрелката ще покаже приблизително 1 V, но след това напрежението бързо ще спадне. Ако свържете малка крушка към елемента, който консумира напрежение от 1 V, тогава той ще светне - отначало доста силно, а след това сиянието ще стане слабо.
По полярността на клемите на устройството можем да заключим, че медният електрод е положителен полюс. Това може да се докаже дори без устройство, като се вземе предвид електрохимията на процеса. Приготвяме наситен разтвор на готварска сол в малка чаша или в епруветка, добавяме около 0,5 ml алкохолен разтвор на фенолфталеинов индикатор и потапяме двата електрода, затворени с тел, в разтвора. В близост до отрицателния полюс ще се наблюдава леко червеникаво оцветяване, което се причинява от образуването на натриев хидроксид на катода.
В други експерименти човек може да постави различни двойки метали в клетката и да определи полученото напрежение. Например, магнезият и среброто ще дадат особено голяма потенциална разлика поради значителното разстояние между тях в 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 пасивиране.
Всички тези елементи или, както казват електрохимиците, вериги имат недостатъка, че когато се вземе ток, напрежението пада много бързо върху тях. Следователно електрохимиците винаги измерват истинската стойност на напрежението в изключено състояние, като използват метода за компенсация на напрежението, тоест като го сравняват с напрежението на друг източник на ток.
Нека разгледаме по-подробно процесите в медно-цинковия елемент. На катода цинкът преминава в разтвор съгласно следното уравнение:
Zn = Zn2+ + 2 д --
Водородните йони на сярна киселина се изхвърлят върху медния анод. Те прикрепват електрони, идващи през жицата от цинковия катод и в резултат на това се образуват водородни мехурчета:
2Н++2 д-- \u003d H 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 електрод и потенциалната разлика ще намалее. Този процес се нарича поляризация на електрода. Поляризацията на медния електрод може да бъде елиминирана чрез добавяне на малко разтвор на калиев дихромат към клетката след спадане на напрежението. След това напрежението отново ще се увеличи, тъй като калиевият дихромат ще окисли водорода до вода. В този случай калиевият дихромат 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 неполяризиращ елемент, разгледайте елемента на Даниел, който често се използваше 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 се суспендира 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 меден лист.
Този елемент може да бъде направен от стъклен буркан, налична в търговската мрежа глинена клетка (в краен случай използвайте саксия, затваряща дупката в дъното) и два електрода с подходящ размер.
По време на работа на елемента, цинкът се разтваря с образуването на цинков сулфат и върху медния електрод се отделят медни йони. Но в същото време медният електрод не е поляризиран и елементът дава напрежение от около 1 V. Всъщност, теоретично напрежението на клемите е 1,10 V, но при вземане на тока измерваме малко по-ниска стойност, поради към електрическото съпротивление на клетката.
Ако не премахнем тока от клетката, трябва да извадим 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 стъкления буркан отгоре, а медният електрод е разположен близо до дъното. Цялата клетка се запълва с наситен разтвор на натриев хлорид. На дъното на буркана изсипваме шепа кристали меден сулфат. Полученият концентриран разтвор на меден сулфат ще се смеси с разтвора на обикновената сол много бавно. Следователно, по време на работа на клетката, медта ще се отдели върху медния електрод, а цинкът под формата на сулфат или хлорид ще се разтвори в горната част на клетката.
Батериите вече използват почти изключително сухи клетки, които са по-удобни за използване. Техният предшественик е елементът Лекланше. Електродите са цинков цилиндър и въглероден прът. Електролитът е паста, която се състои главно от амониев хлорид. Цинкът се разтваря в пастата, а водородът се отделя върху въглищата. За да се избегне поляризация, въглеродният прът се спуска в ленена торба със смес от въглищен прах и пиролузит. Въглеродният прах увеличава повърхността на електрода, а пиролузитът действа като деполяризатор, като бавно окислява водорода.
Вярно е, че деполяризиращата способност на пиролузита е по-слаба от тази на споменатия по-рано калиев дихромат. Следователно, когато ток се получава в сухи клетки, напрежението пада бързо, те " се уморяват"поради поляризация. Само след известно време настъпва окисляването на водорода с пиролузит. Така елементите" Почивка", ако не пропускате ток за известно време. Нека проверим това на батерия на фенерче, към която свързваме крушка. Успоредно на лампата, тоест директно към клемите, свързваме волтметър.
Първоначално напрежението ще бъде около 4,5 V. (Най-често три клетки са свързани последователно в такива батерии, всяка с теоретично напрежение 1,48 V.) След известно време напрежението ще спадне, крушката ще отслабне. Отчитайки волтметъра, можем да преценим колко време трябва да почива батерията.
Специално място заемат регенериращите елементи, известни като акумулатори. В тях протичат обратими реакции и те могат да бъдат презаредени след разреждане на клетката чрез свързване към външен източник на постоянен ток.
В момента оловно-киселинните батерии са най-разпространени; в тях електролитът е разредена сярна киселина, в която са потопени две оловни пластини. Положителният електрод е покрит с оловен диоксид PbO 2 , отрицателният електрод 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 в оловен пероксид при зареждане.
ПЛАТИРАНИ ПОКРИТИЯ
Утаяването на метали от водни разтвори с помощта на електрически ток е обратният процес на електролитно разтваряне, който срещнахме при разглеждането на галваничните елементи. Първо, нека разгледаме утаяването на мед, което се използва в меден кулометър за измерване на количеството електричество.Металът се отлага чрез ток
След като огънете краищата на две плочи от тънка медна ламарина, ги окачваме на противоположните стени на чаша или, по-добре, малък стъклен аквариум. Прикрепяме проводниците към плочите с клеми.
Електролитприготвя се по следната рецепта: 125 г кристален меден сулфат, 50 г концентрирана сярна киселина и 50 г алкохол (денатуриран алкохол), останалото е вода до 1 литър. За да направите това, първо разтворете меден сулфат в 500 ml вода, след което внимателно, на малки порции, добавете сярна киселина ( Отоплението! Течността може да се пръсне!), след това изсипете алкохол и долейте вода до обем от 1 литър.
Напълваме кулометъра с приготвения разтвор и включваме променливо съпротивление, амперметър и оловна батерия във веригата. С помощта на 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 cm 2, тогава силата на тока трябва да бъде в диапазона от 0,5-1 A.
След известно време светлочервената метална мед ще започне да се утаява на катода (отрицателния електрод), а медта ще премине в разтвор при анода (положителен електрод). За да почистим медните плочи, ще прокараме ток в кулометъра за около половин час. След това изваждаме катода, изсушаваме го внимателно с филтърна хартия и го претегляме точно. Инсталираме електрод в клетката, затваряме веригата с реостат и поддържаме постоянен ток, например 1 A. След един час отваряме веригата и отново претегляме изсушения катод. При ток от 1 A на час работа масата му ще се увеличи с 1,18 g.
Следователно, количество електричество, равно на 1 ампер-час, при преминаване през разтвор може да освободи 1,18 g мед. Или най-общо: количеството освободено вещество е право пропорционално на количеството електричество, преминало през разтвора.
За да се изолира 1 еквивалент на йон, е необходимо да се премине през разтвора 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 \u003d 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Тази стойност е обозначена със символа Фи е кръстен на откривателя на количествените закони на електролизата Числото на Фарадей(точна стойност Ф- 96 498 A * s * mol -1). Следователно, да се изолират даден брой еквиваленти от решение н e през разтвора, количество електричество, равно на F*n e A * s * mol -1. С други думи,
То =F*nд тук аз- текущ, Tе времето, необходимо на тока да премине през разтвора. в глава " Основи на титруването„Вече е доказано, че броят на еквивалентите на дадено вещество н e е равно на произведението на броя молове на еквивалентното число:
нд = 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 отношение на масата към моларната маса ( н = м/м), тогава получаваме формула, която ви позволява да изчислите всички процеси, които се случват по време на електролиза:
То =F*m*Z / M
Използвайки тази формула, можете да изчислите тока:
аз = 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
Ако въведем съотношението за ел. работа Уелектронна поща
Уимейл = U*I*tи Уелектронна поща / У = То
След това познавайки напрежението У, можете да изчислите:
Уимейл = F*m*Z*U/M
Можете също да изчислите колко време е необходимо за електролитното освобождаване на определено количество вещество или колко от веществото ще се освободи за определено време. По време на експеримента плътността на тока трябва да се поддържа в определените граници. Ако е по-малко от 0,01 A / cm 2, тогава ще се освободи твърде малко метал, тъй като медните (I) йони ще се образуват частично. 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.
На практика галваничните покрития върху метали се използват предимно за защита от корозия и за получаване на огледално покритие.
Освен това металите, особено медта и оловото, се пречистват чрез анодно разтваряне и последващо разделяне на катода (електролитно рафиниране).
За да покриете желязото с мед или никел, първо трябва да почистите добре повърхността на обекта. За да направите това, полирайте го с елутрирана креда и последователно го обезмаслете с разреден разтвор на сода каустик, вода и алкохол. Ако обектът е покрит с ръжда, е необходимо да се маринова предварително в 10-15% разтвор на сярна киселина.
Ще окачим почистения продукт в електролитна вана (малък аквариум или чаша), където 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 бъде приблизително равна на повърхността на покрития обект. Следователно, винаги трябва да гарантирате, 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.
Обърнете внимание на факта, че равнината на анода и повърхността, която ще бъде покрита, са успоредни една на друга. По-добре е да не използвате предмети със сложна форма. Чрез промяна на продължителността на електролизата е възможно да се получи медно покритие с различна дебелина.
Често се прибягва до предварително медно покритие, за да се нанесе върху този слой трайно покритие от друг метал. Това се използва особено често при хромиране на желязо, леене на цинк, никелиране и в други случаи. Вярно е, че за тази цел се използват много токсични 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. Натриевият цитрат може да се получи чрез неутрализиране на разтвор от 10 g лимонена киселина с разреден разтвор на сода каустик или разтвор на сода. Нека анодът е никелова плоча с възможно най-голяма площ и вземете батерията като източник на напрежение.
Стойността на плътността на тока с помощта на променливо съпротивление ще се поддържа равна на 0,005 A/cm 2 . Например, при повърхност на обекта от 20 cm 2 е необходимо да се работи при сила на тока от 0,1 A. След половин час работа обектът вече ще бъде никелиран. Извадете го от ваната и го избършете с кърпа. Въпреки това е по-добре да не прекъсвате процеса на никелиране, тъй като тогава никеловият слой може да пасивира и последващото никелиране няма да залепне добре.
За постигане на огледален блясък без механично полиране, ние въвеждаме така наречената изсветляваща добавка във ваната за покритие. Такива добавки са например лепило, желатин, захар. Можете да влезете в никелова вана, например, няколко грама захар и да проучите нейния ефект.
За да подготвим електролит за хромиране на желязо (след предварително медно покритие), разтваряме 40 g CrO 3 хромов анхидрид (Внимание! Отрова!) и точно 0,5 g сярна киселина в 100 ml вода (в никакъв случай не повече!). Процесът протича при плътност на тока от около 0,1 A/cm 2 и като анод се използва оловна плоча, чиято площ трябва да бъде малко по-малка от площта на хромираната повърхност.
Никелови и хромирани вани се нагряват най-добре леко (до около 35 °C). Моля, имайте предвид, че електролитите за хромиране, особено при дълъг процес и висока сила на тока, отделят пари, съдържащи хромова киселина, които са много вредни за здравето. Следователно хромирането трябва да се извършва под течение или на открито, например на балкон.
При хромирането (и в по-малка степен при никелирането) не целият ток се използва за отлагане на метал. В същото време се отделя водород. Въз основа на поредица от напрежения може да се очаква, че металите пред водорода изобщо не трябва да се отделят от водни разтвори, а напротив, трябва да се отделя по-малко активен водород. Тук обаче, както и в случая на анодно разтваряне на метали, катодното отделяне на водород често се инхибира и се наблюдава само при високо напрежение. Това явление се нарича водородно свръхнапрежение и е особено голямо, например при олово. Поради това обстоятелство може да функционира оловна батерия. Когато батерията се зареди, вместо PbO 2, на катода трябва да се появи водород, но поради пренапрежение, отделянето на водород започва, когато батерията е почти напълно заредена.
Редица стандартни електродни потенциали количествено характеризират редукционната способност на металните атоми и окислителната способност на техните йони.
Редица стандартни електродни потенциали позволяват да се реши проблемът за посоката на спонтанната поява на редокс реакции. Както в общия случай на всяка химическа реакция, тук определящият фактор е знакът на промяната в изобарния потенциал на реакцията. Но това означава, че първата от тези системи ще действа като редуциращ агент, а втората като окислител. При директно взаимодействие на веществата възможната посока на реакцията, разбира се, ще бъде същата, както когато се извършва в галванична клетка.
Редица стандартни електродни потенциали позволяват да се реши проблемът за посоката на спонтанната поява на редокс реакции. Както в общия случай на всяка химическа реакция, тук определящият фактор е знакът на промяната в енергията на Гибс на реакцията. Но това означава, че първата от тези системи ще действа като редуциращ агент, а втората като окислител. При директно взаимодействие на веществата възможната посока на реакцията, разбира се, ще бъде същата, както когато се извършва в галванична клетка.
Редица стандартни електродни потенциали характеризират химичните свойства на металите.
| Стандартен водороден електрод.| Галванична схема за измерване на стандартния електроден потенциал на метал. |
Редица стандартни електродни потенциали характеризират химичните свойства на металите. Използва се при разглеждане на последователността на йонния разряд по време на електролиза, както и при описание на общите свойства на металите.
Редица стандартни електродни потенциали позволяват да се реши проблемът за посоката на спонтанния поток на окисляващи и нередуциращи реакции. Както в общия случай на всяка химическа реакция, тук определящият фактор е познаването на промяната в изобарния потенциал на реакцията. Но това означава, че първата от тези системи ще действа като редуциращ агент, а втората - като окислител. В случай на директно взаимодействие на веществата, възможната посока на реакцията, разбира се, ще бъде същата като при нейното осъществяване в галванична клетка.
Редица стандартни електродни потенциали характеризират химичните свойства на металите. Използва се за определяне на последователността, в която йоните се разреждат при електролиза, както и за описание на общите свойства на металите. Стойностите на стандартните електродни потенциали количествено характеризират редукционната способност на металите и окислителната способност на техните йони.
