Ако от цялата серия стандартни електродни потенциали отделим само онези електродни процеси, които съответстват на общото уравнение
тогава получаваме поредица от напрежения на метали. В допълнение към металите, водородът винаги е включен в тази серия, което дава възможност да се види кои метали са способни да изместят водорода от водни разтвори на киселини.
Таблица 19
Редица напрежения за най-важните метали са дадени в табл. 19. Позицията на метал в поредица от напрежения характеризира способността му да редокс взаимодействия във водни разтвори при стандартни условия. Металните йони са окислители, а металите под формата на прости вещества са редуктори. В същото време, колкото по-далеч се намира металът в поредицата от напрежения, толкова по-силен е окислителят във воден разтвор са неговите йони и обратно, колкото по-близо е металът до началото на поредицата, толкова по-силно е редуцирането свойства се проявяват от просто вещество - метал.
Потенциал на електродния процес
в неутрална среда е B (виж страница 273). Активните метали в началото на серията, имащи потенциал много по-отрицателен от -0,41 V, изместват водорода от водата. Магнезият само измества водорода от гореща вода. Металите, разположени между магнезий и кадмий, обикновено не изместват водорода от водата. На повърхността на тези метали се образуват оксидни филми, които имат защитен ефект.
Металите, разположени между магнезия и водорода, изместват водорода от киселинните разтвори. В същото време на повърхността на някои метали се образуват защитни филми, които инхибират реакцията. Така че оксидният филм върху алуминия прави този метал устойчив не само във вода, но и в разтвори на определени киселини. Оловото не се разтваря в сярна киселина при концентрация под , тъй като солта, образувана по време на взаимодействието на олово със сярна киселина, е неразтворима и създава защитен филм върху металната повърхност. Феноменът на дълбоко инхибиране на окисляването на метала, дължащ се на наличието на защитни оксидни или солеви филми на повърхността му, се нарича пасивност, а състоянието на метала в този случай се нарича пасивно състояние.
Металите са способни да се изместват един друг от солните разтвори. Посоката на реакцията се определя в този случай от тяхното взаимно положение в поредицата от напрежения. Като се имат предвид конкретни случаи на такива реакции, трябва да се помни, че активните метали изместват водорода не само от водата, но и от всеки воден разтвор. Следователно взаимното изместване на металите от разтвори на техните соли на практика се случва само в случай на метали, разположени в реда след магнезия.
Изместването на металите от техните съединения с други метали за първи път е подробно изследвано от Бекетов. В резултат на работата си той подреди металите според тяхната химическа активност в серия от измествания, която е прототипът на серия от метални напрежения.
Взаимното разположение на някои метали в поредицата от напрежения и в периодичната система на пръв поглед не съответства един на друг. Например, според позицията в периодичната система реактивността на калия трябва да е по-голяма от натрия, а натрия трябва да е по-голяма от лития. В поредицата от напрежения литият е най-активен, а калият заема средно положение между лития и натрия. Цинкът и медта, според тяхното положение в периодичната система, трябва да имат приблизително еднаква химическа активност, но в поредицата от напрежения цинкът се намира много по-рано от медта. Причината за този вид несъответствие е следната.
При сравняване на метали, заемащи определена позиция в периодичната система, мярката за тяхната химическа активност - редуцираща способност - се приема като стойността на йонизационната енергия на свободните атоми. Наистина, по време на прехода, например отгоре надолу по основната подгрупа от група I на периодичната система, йонизационната енергия на атомите намалява, което е свързано с увеличаване на техните радиуси (т.е. с голямо разстояние на външни електрони от ядрото) и с нарастващо екраниране на положителния заряд на ядрото от междинни електронни слоеве (виж § 31). Следователно калиевите атоми проявяват по-голяма химическа активност - те имат по-силни редуциращи свойства - от натриевите атоми, а натриевите атоми са по-активни от литиевите атоми.
Когато се сравняват метали в поредица от напрежения, мярката за химическа активност се приема като работата по превръщането на метал в твърдо състояние в хидратирани йони във воден разтвор. Тази работа може да бъде представена като сбор от три термина: енергията на атомизация - трансформацията на метален кристал в изолирани атоми, енергията на йонизация на свободните метални атоми и енергията на хидратация на образуваните йони. Енергията на атомизация характеризира здравината на кристалната решетка на даден метал. Енергията на йонизация на атомите - отделянето на валентни електрони от тях - се определя пряко от позицията на метала в периодичната система. Енергията, освободена при хидратация, зависи от електронната структура на йона, неговия заряд и радиус.
Литиевите и калиевите йони, които имат еднакъв заряд, но различни радиуси, ще създадат неравномерни електрически полета около себе си. Полето, генерирано близо до малки литиеви йони, ще бъде по-силно от полето близо до големи калиеви йони. От това става ясно, че литиевите йони ще хидратират с освобождаване на повече енергия от калиевите йони.
Така в хода на разглежданата трансформация енергията се изразходва за атомизация и йонизация, а енергията се освобождава по време на хидратация. Колкото по-малка е общата консумация на енергия, толкова по-лесен ще бъде целият процес и колкото по-близо до началото на поредицата от напрежения ще бъде разположен дадения метал. Но от трите члена на общия енергиен баланс само един - йонизационната енергия - се определя пряко от позицията на метала в периодичната система. Следователно няма причина да се очаква, че взаимното положение на някои метали в поредица от напрежения винаги ще съответства на тяхното положение в периодичната система. Така че, за лития, общата консумация на енергия е по-малка, отколкото за калия, в съответствие с което литият е в серията от напрежения преди калия.
За медта и цинка разходът на енергия за йонизация на свободните атоми и нейното усилване при хидратация на йоните са близки. Но металната мед образува по-здрава кристална решетка от цинка, което може да се види от сравнението на точките на топене на тези метали: цинкът се топи при , а медта само при . Следователно енергията, изразходвана за атомизирането на тези метали, е значително различна, в резултат на което общите енергийни разходи за целия процес при медта са много по-големи, отколкото при цинка, което обяснява относителното положение на тези метали в серията на напрежението.
При преминаване от вода към неводни разтворители взаимното положение на металите в поредица от напрежения може да се промени. Причината за това се крие във факта, че енергията на солватация на йони на различни метали варира по различни начини при преминаване от един разтворител към друг.
По-специално, медният йон е много енергично солватиран в някои органични разтворители; това води до факта, че в такива разтворители медта се намира в поредица от напрежения до водород и го измества от киселинни разтвори.
По този начин, за разлика от периодичната система от елементи, поредицата от напрежения в металите не е отражение на общата закономерност, въз основа на която е възможно да се даде разнообразна характеристика на химичните свойства на металите. Серия от напрежения Характеризира само редокс способността на електрохимичната система "метал - метален йон" при строго определени условия: стойностите, дадени в нея, се отнасят за воден разтвор, температура и единица концентрация (активност) на метал йони.
Електрохимия - раздел от химията, който изучава процесите на възникване на потенциална разлика и преобразуване на химическата енергия в електрическа енергия (галванични клетки), както и осъществяването на химични реакции поради изразходването на електрическа енергия (електролиза). Тези два процеса, имащи общ характер, са намерили широко приложение в съвременните технологии.
Галваничните клетки се използват като автономни и малогабаритни източници на енергия за машини, радиотехнически устройства и устройства за управление. С помощта на електролиза се получават различни вещества, обработват се повърхности и се създават продукти с желаната форма.
Електрохимичните процеси не винаги са от полза за човек, а понякога причиняват голяма вреда, причинявайки повишена корозия и разрушаване на метални конструкции. За да се използват умело електрохимичните процеси и да се справят с нежеланите явления, те трябва да се изучават и да могат да се регулират.
Причината за възникването на електрохимичните явления е прехвърлянето на електрони или промяната в степента на окисление на атомите на веществата, участващи в електрохимични процеси, тоест окислително-редукционни реакции, протичащи в хетерогенни системи. При редокс реакциите електроните се прехвърлят директно от редуктора към окислителя. Ако процесите на окисление и редукция са пространствено разделени и електроните са насочени по метален проводник, тогава такава система ще бъде галванична клетка. Причината за възникването и протичането на електрически ток в галваничен елемент е потенциалната разлика.
Потенциал на електрода. Измерване на електродни потенциали
Ако вземете плоча от какъвто и да е метал и я спуснете във вода, тогава йоните на повърхностния слой под действието на полярни водни молекули се отделят и хидратирани преминават в течността. В резултат на такъв преход течността се зарежда положително, а металът се зарежда отрицателно, тъй като върху него се появява излишък от електрони. Натрупването на метални йони в течността започва да забавя разтварянето на метала. Установява се подвижно равновесие
Me 0 + mH 2 O \u003d Me n + × m H 2 O + ne -
Състоянието на равновесие зависи както от активността на метала, така и от концентрацията на неговите йони в разтвора. В случай на активни метали, стоящи в поредицата от напрежения до водород, взаимодействието с полярните водни молекули завършва с отделяне на положителни метални йони от повърхността и преминаване на хидратирани йони в разтвор (фиг. б). Металът е отрицателно зареден. Процесът е окисление. С увеличаване на концентрацията на йони в близост до повърхността става възможен обратният процес - редукция на йони. Електростатичното привличане между катионите в разтвора и излишните електрони на повърхността образува двоен електрически слой. Това води до появата на определена потенциална разлика или потенциален скок на границата между метала и течността. Потенциалната разлика между метал и заобикалящата го вода се нарича електроден потенциал. Когато метал се потопи в солев разтвор на този метал, равновесието се измества. Увеличаването на концентрацията на йони на даден метал в разтвор улеснява прехода на йони от разтвор към метал. Металите, чиито йони имат значителна способност да преминават в разтвор, ще бъдат положително заредени в такъв разтвор, но в по-малка степен, отколкото в чистата вода.
За неактивните метали равновесната концентрация на метални йони в разтвора е много ниска. Ако такъв метал се потопи в разтвор на сол на този метал, тогава върху метала се освобождават положително заредени йони с по-бърза скорост от прехода на йони от метала в разтвор. Повърхността на метала ще получи положителен заряд, а разтворът ще бъде отрицателен поради излишъка от солни аниони. И в този случай на границата метал-разтвор се появява двоен електрически слой, следователно определена потенциална разлика (фиг. c). В разглеждания случай потенциалът на електрода е положителен.
Ориз. Процесът на преход на йон от метал към разтвор:
баланс; b - разтваряне; в - валежи
Потенциалът на всеки електрод зависи от природата на метала, концентрацията на неговите йони в разтвора и температурата. Ако метал се спусне в разтвор на неговата сол, съдържащ един мол метален йон на 1 dm 3 (чиято активност е 1), тогава потенциалът на електрода ще бъде постоянна стойност при температура 25 ° C и налягане 1 atm. Този потенциал се нарича стандартен електроден потенциал (E o).
Металните йони с положителен заряд, проникващи в разтвора и движещи се в потенциалното поле на границата метал-разтвор, изразходват енергия. Тази енергия се компенсира от работата на изотермичното разширение от по-висока концентрация на йони на повърхността към по-ниска в разтвора. Положителните йони се натрупват в повърхностния слой до концентрация с относно, и след това отиват в разтвор, където концентрацията на свободни йони с. Работата на електричното поле EnF е равна на изотермичната работа на разширение RTln(c o /c). Като приравним двата израза на работа, можем да извлечем стойността на потенциала
En F \u003d RTln (c o / s), -E \u003d RTln (c / c o) / nF,
където E е потенциалът на метала, V; R е универсалната газова константа, J/mol K; Т - температура, К; n е зарядът на йона; F е числото на Фарадей; c е концентрацията на свободните йони;
с о е концентрацията на йони в повърхностния слой.
Не е възможно директно да се измери величината на потенциала, тъй като е невъзможно експериментално да се определи с o. Емпирично стойностите на електродните потенциали се определят спрямо стойността на друг електрод, чийто потенциал условно се приема равен на нула. Този стандартен или референтен електрод е нормален водороден електрод (N.H.E.) . Устройството с водороден електрод е показано на фигурата. Състои се от платинена плоча, покрита с електролитно отложена платина. Електродът се потапя в 1М разтвор на сярна киселина (активността на водородните йони е 1 mol / dm 3) и се промива със струя газообразен водород при налягане 101 kPa и T = 298 K. Когато платината е наситена с водород се установява равновесие върху металната повърхност, общият процес се изразява с уравнението
2H + + 2e ↔ H 2 .
Ако метална плоча, потопена в 1М солен разтвор на този метал, се свърже с външен проводник към стандартен водороден електрод и разтворите се свържат с електролитен ключ, тогава получаваме галванична клетка (фиг. 32). Електродвижещата сила на този галваничен елемент ще бъде стойността стандартен електроден потенциал на даден метал (Е относно ).
Схема за измерване на стандартния електроден потенциал
спрямо водородния електрод
Като вземем цинк в 1 М разтвор на цинков сулфат като електрод и го свържем с водороден електрод, получаваме галванична клетка, чиято верига записваме, както следва
(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).
В схемата една линия показва интерфейса между електрода и разтвора, две линии - границата между разтворите. Анодът е написан отляво, катодът отдясно. В такъв елемент протича реакцията Zn o + 2H + \u003d Zn 2+ + H 2 и електроните преминават през външната верига от цинка към водородния електрод. Стандартен електроден потенциал на цинков електрод (-0,76 V).
Вземайки медна плоча като електрод, при посочените условия, в комбинация със стандартен водороден електрод, получаваме галваничен елемент
(-) Pt, H2/2H + //Cu2+ /Cu (+).
В този случай реакцията протича: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Електроните се движат по външната верига от водородния електрод към медния електрод. Стандартен електроден потенциал на меден електрод (+0,34 V).
всичко електрохимични процесимогат да бъдат разделени на две противоположни групи: процеси на електролиза, при които протичат химични реакции под действието на външен източник на електричество, и процеси на възникване на електродвижеща сила и електрически ток поради определени химични реакции.
В първата група процеси електрическата енергия се преобразува в химическа, а във втората група, напротив, химическата енергия се преобразува в електрическа.
Примери за процеси от двата типа могат да бъдат процеси, протичащи в батериите. И така, по време на работа на оловна батерия на генератор на електрическа енергия възниква следната реакция:
Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- → РbSO 4 + 2Н 2 O.
В резултат на тази реакция се отделя енергия, която се превръща в електрическа енергия. Когато батерията е разредена, тя се зарежда, като през нея преминава електрически ток в обратна посока.
Химическата реакция протича и в обратна посока:
2РbSO 4 + 2Н 2 O → Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2-.
В този случай електрическата енергия се преобразува в химическа. Сега батерията отново има резерв от енергия и може да се разреди отново.
Всички електрохимични реакции възникват, когато електрически ток протича във верига. Този кръг задължително се състои от последователно свързани метални проводници и електролитен разтвор (или стопилка). В металните проводници, както знаем, токът се пренася от електрони, в електролитен разтвор - от йони. Непрекъснатостта на тока във веригата се осигурява само когато на електродите протичат процеси, т.е. на интерфейса метал-електролит На единия електрод протича процесът на получаване на електрони - редукция, на втория електрод - процесът на отдаване на електрони, т.е. окисляване.
Характеристика на електрохимичните процеси, за разлика от конвенционалните химични процеси, е пространственото разделяне на процесите на окисление и редукция. От тези процеси, които не могат да протичат един без друг, се състои целият химичен процес в електрохимичната система.
Ако метална плоча (електрод) се потопи в електролитен разтвор, тогава между плочата и разтвора възниква потенциална разлика, която се нарича електроден потенциал.
Помислете за причините за възникването му. Възлите на кристалната решетка на метала съдържат само положително заредени йони. Поради взаимодействието си с полярните молекули на разтворителя, те се отделят от кристала и преминават в разтвор. В резултат на такъв преход в металната плоча остава излишък от електрони, поради което тя придобива отрицателен заряд. Положително заредените йони, които са преминали в разтвор поради електростатично привличане, остават директно на повърхността на металния електрод. Образува се двоен електрически слой. Възниква потенциален скок между електрода и разтвора, който се нарича потенциал на електрода.
Заедно с преминаването на йони от метала към разтвора протича и обратният процес. Скоростта на прехода на йони от метала към разтвора V 1 може да бъде по-голяма от скоростта на обратния преход на йони от разтвора към метала V 2 (V 2 ˃ V 1).
Такава разлика в скоростите ще доведе до намаляване на броя на положителните йони в метала и увеличаване на броя им в разтвора. Металният електрод придобива отрицателен заряд, разтворът придобива положителен.
Колкото по-голяма е разликата V 1 –V 2, толкова по-отрицателен ще бъде зарядът на металния електрод. От своя страна стойността на V 2 зависи от съдържанието на метални йони в разтвора; техните високи концентрации съответстват на висока скорост V 2 . Следователно, с увеличаване на концентрацията на йони в разтвора, отрицателният заряд на металния електрод намалява.
Ако, напротив, скоростта на преминаване на метални йони в разтвор е по-малка от скоростта на обратния процес (V 1< V 2), то на металлическом электроде будет избыток положительных ионов, а в растворе ‒ их нехватка. В таком случае электрод вступит положительный заряд, а раствор ‒ негативного.
И в двата случая потенциалната разлика, която възниква в резултат на неравномерно разпределение на зарядите, ускорява бавния процес и забавя по-бързо. В резултат на това ще дойде момент, когато скоростите на двата процеса ще се изравнят. Ще дойде баланс, който ще има динамичен характер. Преходът на йони от метал към разтвор и обратно ще се извършва през цялото време и в състояние на равновесие. Скоростите на тези процеси в състояние на равновесие ще бъдат еднакви (V 1p = V 2p). Стойността на електродния потенциал, която се съхранява в състояние на равновесие, се нарича равновесен електроден потенциал.
Потенциалът, който ще възникне между метала и разтвора, ако металът се потопи в разтвор, в който концентрацията на йони от този метал е равна на един грам йон, се нарича нормален или стандартен електроден потенциал.
Ако поставим нормалните потенциали на електродните реакции за различни метали по такъв начин, че техните алгебрични стойности да нарастват последователно, тогава ще получим поредица от напрежения, известни от общия курс на химията. В този ред всички елементи са поставени в зависимост от техните електрохимични свойства, които са пряко свързани с химичните свойства. По този начин всички метали, намиращи се в медта (т.е. с по-отрицателни потенциали), са относително лесни за окисляване, а всички метали, разположени след медта, се окисляват доста трудно.
K, Na, Ca, Mg, A1, Mn, Zn, Fe,
Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Всеки член на серията, като е по-активен, може да измести от съединенията всеки член на серията вдясно от нея в серията от напрежения.
Помислете за механизма на действие на галванична клетка, чиято схема е показана на фиг. Елементът се състои от цинкова плоча, потопена в разтвор на цинков сулфат, и медна плоча, потопена в разтвор на меден сулфат.
Ориз. Схема на медно-цинкова галванична клетка
И двата съда с разтвори, които се наричат полуелементи, са свързани помежду си с електролитен ключ в галваничен елемент. Този ключ (стъклена тръба, пълна с електролит) позволява на йоните да се движат от един съд (полуклетка) в друг. Разтворите на цинков сулфат и меден сулфат не се смесват заедно.
Ако електрическата верига е отворена, тогава не настъпват промени в металните пластини и в разтвора, а когато кръгът е затворен, токът ще тече в кръга. Електроните от място, където плътността на отрицателния заряд е по-висока (т.е. от цинкова плоча) се преместват към места с по-ниска плътност на отрицателния заряд или към място с положителен заряд (т.е. към медна плоча). Поради движението на електроните, равновесието на границата метал-разтвор ще бъде нарушено. Излишъкът от отрицателни заряди в цинковата плоча ще намалее, силите на привличане съответно ще намалеят и част от цинковите йони от двойния електрически слой ще преминат в общия обем на разтвора. Това ще доведе до намаляване на скоростта на преход на Zn 2+ йони от разтвор към метал. Разликата V 1 – V 2 ще се увеличи (която е равна на нула в състояние на равновесие) и ново количество цинкови йони ще премине от метала в разтвора. Това ще доведе до появата на излишък от електрони в цинковата плоча, който веднага ще се премести към медната плоча и отново всичко ще се повтаря непрекъснато. В резултат на това цинкът се разтваря и електрически ток тече непрекъснато в кръга.
Ясно е, че непрекъснатото движение на електрони от цинковата плоча към медната плоча е възможно само когато те се асимилират върху медната плоча. Появата на излишък от електрони в медна плоча ще доведе до пренареждане на двойния слой. Отрицателните SO 4 2- йони се отблъскват, а положителните медни йони, които са в разтвор, ще навлязат в двойния електрически слой поради електростатичното привличане поради появата на електрони. Скоростта на процеса на преход на йони в метал V 2 ще се увеличи. Cu 2+ йони проникват в кристалната решетка на медна плоча, прикрепвайки електрони. Именно този процес на асимилация на електрони върху медна плоча ще осигури непрекъснатостта на процеса като цяло.
Стойността на EMF E е равна на разликата между електродните потенциали E 1 и E 2 на електродите: E = E 1 – E 2.
Процесите, протичащи върху електродите, могат да бъдат изобразени чрез схемата: на ръба на цинкова плоча - електролит Zn - 2e - = Zn 2+, на ръба на медна плоча - електролит Cu 2+ + 2e - = Cu.
Както можете да видите, процесите на окисляване на цинка и редукция на медта са разделени в пространството, протичат на различни електроди. Като цяло химическата реакция, която протича в медно-цинковия елемент, може да бъде записана в йонна форма, както следва:
Zn + Cu 2+ \u003d Zn 2+ + Cu.
Същата картина ще се наблюдава в случая, когато и двете плочи са заредени отрицателно по отношение на разтвора. Потопете две медни плочи в разредени разтвори на меден сулфат. Концентрацията на медни йони в тези разтвори е C 1 и C 2 (C 2 > C 1). Да приемем, че и двете плочи са заредени отрицателно спрямо разтворите. Но плоча А в съд с концентрация на разтвор С 1 ще бъде заредена по-отрицателно поради факта, че концентрацията на медни йони в този съд е по-малка, отколкото във втория съд, и съответно скоростта на проникване на Cu 2 + йони в кристалната решетка ще бъдат по-ниски. Ако кръгът е затворен, тогава електроните ще се преместят от плоча А, където тяхната плътност е по-висока, към плоча Б. На ръба на плоча А с електролит се случва процесът Cu ° - 2e - = Cu 2+, на ръба на плоча В с електролит Cu 2+ + 2e - + Cu°.
И двете плочи, както вече беше отбелязано, са отрицателно заредени спрямо разтвора. Но плоча A е отрицателно заредена спрямо плоча B и следователно в галваничния елемент тя действа като отрицателен електрод, а плоча B като положителен.
Стойността на ЕМП, равна на разликата в електродните потенциали, ще бъде толкова по-голяма, колкото по-голяма е разликата в концентрациите на йони в разтворите.
Уравнение на Нернст- уравнение, което свързва редокс потенциала на системата с активностите на веществата, включени в електрохимичното уравнение, и стандартните електродни потенциали на редокс двойки.
,
Електроден потенциал, - стандартен електроден потенциал, измерен във волтове;
Електрохимична корозия на метал. катодна защита. Анодна защита. Пасивна защита. Електродни потенциали - табл.
В по-голямата част от случаите корозията на металите се разбира като окисляване на материал. На практика т.нар. електрохимична корозия, придружена от активен пренос на материя. Металните повърхности са обект на електрохимично разграждане (корозия), когато влязат в контакт с електролити (корозионни агенти). Такива агенти могат да бъдат атмосферни газове като 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 навлизане на корозионен агент в метални повърхности, тогава преносът на веществото от единия електрод на двойката към другия се усилва 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 склонност да отдават електрони, поради отрицателния потенциал на електрода, 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 устройство 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 защитаразберете покритието на защитения образец с диелектрик, за да предотвратите появата на галванична верига. Например, можете да боядисате метална конструкция с блажна боя и т.н.
Таблица. Стандартни електродни потенциали на някои вещества:
| Материал | Потенциал във V | 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 |
| Хром (Cr) | -0.74 | М |
| Сяра (S), твърда | -0.48 - -0.51 | NM |
| 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 | NM |
| Сребро (AG) | +0.80 | М |
| живак (Hg) | +0.85 | М |
| Бром (Br), течен | +1.07 | NM |
| платина (Pt) | +1.20 | М |
| Хлор (Cl), газ | +1.36 | NM |
| злато (Au) | +1.50 | М |
| Флуор (F), газ | +2.87 | NM |
Каква информация може да се получи от поредица от напрежения?
Редица метални напрежения се използват широко в неорганичната химия. По-специално, резултатите от много реакции и дори възможността за тяхното осъществяване зависят от позицията на някакъв метал в NRN. Нека обсъдим този въпрос по-подробно.
Взаимодействие на метали с киселини
Металите, които са в поредицата от напрежения вляво от водорода, реагират с киселини - неокислители. Металите, разположени в ERN вдясно от H, взаимодействат само с киселини - окислители (по-специално с HNO 3 и концентрирана H 2 SO 4).
Пример 1. Цинкът се намира в NER вляво от водорода, следователно, той може да реагира с почти всички киселини:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Пример 2. Медта се намира в ERN вдясно от H; този метал не реагира с "обикновени" киселини (HCl, H 3 PO 4, HBr, органични киселини), но взаимодейства с окислителни киселини (азотна, концентрирана сярна):
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Обръщам внимание на важен момент: когато металите взаимодействат с окислителни киселини, не се отделя водород, а някои други съединения. Можете да прочетете повече за това!
Взаимодействие на метали с вода
Металите, разположени в поредицата от напрежения вляво от Mg, лесно реагират с вода вече при стайна температура с отделяне на водород и образуване на алкален разтвор.
Пример 3. Натрий, калий, калций лесно се разтварят във вода, за да образуват алкален разтвор:
2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2
Металите, разположени в диапазона на напрежение от водород до магнезий (включително), в някои случаи взаимодействат с вода, но реакциите изискват специфични условия. Например алуминият и магнезият започват да взаимодействат с H 2 O само след отстраняване на оксидния филм от металната повърхност. Желязото не реагира с вода при стайна температура, но взаимодейства с водни пари. Кобалтът, никелът, калайът, оловото практически не взаимодействат с H 2 O не само при стайна температура, но и при нагряване.
Металите, разположени от дясната страна на ERN (сребро, злато, платина), не реагират с вода при никакви обстоятелства.
Взаимодействие на метали с водни разтвори на соли
Ще говорим за следните видове реакции:
метал (*) + метална сол (**) = метал (**) + метална сол (*)
Бих искал да подчертая, че звездичките в този случай не показват степента на окисление, а не валентността на метала, а просто ни позволяват да правим разлика между метал № 1 и метал № 2.
За да възникне такава реакция, трябва да бъдат изпълнени едновременно три условия:
- участващите в процеса соли трябва да са разтворими във вода (това е лесно да се провери с помощта на таблицата за разтворимост);
- металът (*) трябва да бъде в поредица от напрежения вляво от метала (**);
- метал (*) не трябва да реагира с вода (което също лесно се проверява от ERN).
Пример 4. Нека да разгледаме няколко реакции:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
K + Ni(NO 3) 2 ≠
Първата реакция е лесна за изпълнение, всички горепосочени условия са изпълнени: медният сулфат е разтворим във вода, цинкът е в ERN вляво от медта, Zn не реагира с вода.
Втората реакция е невъзможна, тъй като първото условие не е изпълнено (медният (II) сулфид е практически неразтворим във вода). Третата реакция не е осъществима, тъй като оловото е по-малко активен метал от желязото (намира се вдясно в NRN). И накрая, четвъртият процес НЯМА да доведе до утаяване на никел, тъй като калият реагира с вода; полученият калиев хидроксид може да реагира с разтвор на сол, но това е съвсем различен процес.
Процесът на термично разлагане на нитрати
Нека ви напомня, че нитратите са соли на азотната киселина. Всички нитрати се разлагат при нагряване, но съставът на продуктите от разлагането може да бъде различен. Съставът се определя от позицията на метала в поредицата от напрежения.
Нитратите на металите, разположени в NER вляво от магнезия, при нагряване образуват съответния нитрит и кислород:
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
По време на термичното разлагане на метални нитрати, разположени в поредица от напрежения от Mg до Cu включително, се образуват метален оксид, NO 2 и кислород:
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
И накрая, по време на разлагането на нитратите на най-малко активните метали (разположени в NER вдясно от медта), се образуват метал, азотен диоксид и кислород.
