Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au
Im bardziej na lewo od metalu w szeregu standardowych potencjałów elektrody, tym silniejszy jest reduktor, najsilniejszym reduktorem jest metaliczny lit, złoto jest najsłabsze i odwrotnie, jon złota (III) jest najsilniejszy utleniacz, lit (I) jest najsłabszy.
Każdy metal jest w stanie przywrócić z soli w roztworze te metale, które znajdują się po nim w szeregu napięć, na przykład żelazo może wypierać miedź z roztworów jego soli. Należy jednak pamiętać, że metale alkaliczne i ziem alkalicznych będą oddziaływać bezpośrednio z wodą.
Metale, stojące w szeregu napięć na lewo od wodoru, są w stanie wyprzeć go z roztworów rozcieńczonych kwasów, rozpuszczając się w nich.
Aktywność redukująca metalu nie zawsze odpowiada jego pozycji w układzie okresowym, ponieważ przy określaniu miejsca metalu w szeregu bierze się pod uwagę nie tylko jego zdolność do oddawania elektronów, ale także energię zużywaną na zniszczenie sieci krystalicznej metalu, a także energii zużywanej na hydratację jonów.
Interakcja z prostymi substancjami
Z tlen większość metali tworzy tlenki - amfoteryczne i zasadowe:
4Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O,
4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3.
Metale alkaliczne, z wyjątkiem litu, tworzą nadtlenki:
2Na + O2 \u003d Na2O2.
Z halogeny metale tworzą sole kwasów halogenowodorowych, np.
Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.
Z wodór najbardziej aktywne metale tworzą wodorki jonowe - substancje podobne do soli, w których wodór ma stopień utlenienia -1.
2Na + H2 = 2NaH.
Z szary metale tworzą siarczki - sole kwasu podsiarczkowego:
Z azot niektóre metale tworzą azotki, reakcja prawie zawsze przebiega po podgrzaniu:
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.
Z węgiel powstają węgliki.
4Al + 3C \u003d Al 3 C 4.
Z fosfor - fosforki:
3Ca + 2P = Ca 3P 2 .
Metale mogą wchodzić ze sobą w interakcje, tworząc związki międzymetaliczne :
2Na + Sb = Na2Sb,
3Cu + Au = Cu 3 Au.
Metale mogą rozpuszczać się w sobie w wysokiej temperaturze bez interakcji, tworząc stopy.
Stopy
Stopy nazywane są układami składającymi się z dwóch lub więcej metali, a także metali i niemetali, które mają charakterystyczne właściwości nieodłączne tylko w stanie metalicznym.
Właściwości stopów są bardzo zróżnicowane i różnią się od właściwości ich składników, na przykład w celu utwardzenia złota i zwiększenia jego przydatności do wyrobu biżuterii dodaje się do niego srebro, a stop zawierający 40% kadmu i 60% bizmutu ma temperatura topnienia 144 °С, tj. znacznie niższa niż temperatura topnienia jego składników (Cd 321 °С, Bi 271 °С).
Możliwe są następujące rodzaje stopów:
Stopione metale miesza się ze sobą w dowolnym stosunku, rozpuszczając się bez ograniczeń, na przykład Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni i inne. Stopy te są jednorodne w składzie, mają wysoką odporność chemiczną, przewodzą prąd elektryczny;
Wyprostowane metale miesza się ze sobą w dowolnym stosunku, jednak po schłodzeniu rozwarstwiają się i uzyskuje się masę składającą się z pojedynczych kryształów składników np. Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb i innych.
Korozja elektrochemiczna metalu. ochrona katodowa. Ochrona anodowa. Ochrona bierna. Potencjały elektrod - tabela.
W zdecydowanej większości przypadków korozja metali jest rozumiana jako utlenianie materiału. W praktyce tzw. korozja elektrochemiczna, której towarzyszy aktywny transfer materii. Powierzchnie metalowe w kontakcie z elektrolitami (środkami korozyjnymi) ulegają degradacji elektrochemicznej (korozji). Takimi czynnikami mogą być gazy atmosferyczne, takie jak powietrze morskie, miejskie lub przemysłowe (tj. dwutlenek siarki, chlorowodór i siarczyny itp.) lub ciecze aktywne - solanki, alkalia, woda morska itp. (na przykład spocone odciski dłoni).
Jeżeli w wyniku dostania się środka korozyjnego na powierzchnie metalowe powstaje para galwaniczna, to przenoszenie substancji z jednej elektrody pary na drugą jest wielokrotnie intensyfikowane. Szybkość korozji zależy od różnicy potencjałów elektrod pary. Ten proces jest zwykle sugerowany, gdy mówimy o korozja elektrochemiczna.
Mając tendencję do oddawania elektronów, ze względu na ujemny potencjał elektrody, większość metali utlenia się podczas korozji. Jeśli do chronionego obiektu zostanie przyłożony pewien dodatkowy potencjał dodatni = aby utrzymać na nim pewien potencjał ujemny rzędu jednej dziesiątej wolta, wówczas prawdopodobieństwo reakcji utleniania spada prawie do zera. Ta metoda ochrony jest zwykle sugerowana, gdy mówimy o ochrona katodowa.
Jeśli pewna ilość substancji o niższym potencjale elektrodowym (na przykład cynk lub magnez w celu ochrony żelaza) zostanie umieszczona w miejscu prawdopodobnej korozji, wówczas nastąpi na niej reakcja oksydacyjna. Pomiędzy tymi dodatkowymi należy zapewnić dobry kontakt elektryczny anoda ochronna(anoda protektorowa) i zabezpieczony metal. Zgadłeś, dlaczego rury są ocynkowane? A blachy na dach? Oczywiście, gdy anoda ochronna zostanie całkowicie rozpuszczona, wszystko będzie przebiegać jak zwykle.
Pod ochrona bierna zrozumieć powłokę chronionej próbki dielektrykiem, aby zapobiec wystąpieniu obwodu galwanicznego. Na przykład możesz pomalować metalową konstrukcję farbą olejną itp.
Stół. Standardowe potencjały elektrod niektórych substancji:
| Materiał | Potencjał w V | Metal (M) Niemetalowe (NM) |
| Lit (Li) | -3.04 | M |
| Potas (K) | -2.92 | M |
| Bar (Ba) | -2.90 | M |
| Wapń (Ca) | -2.87 | M |
| Sód (Na) | -2.71 | M |
| Magnez (Mg) | -2.36 - -2.37 | M |
| Aluminium (Al) | -1.68 | M |
| Mangan (Mn) | -1.18 - -1.19 | M |
| Cynk (Zn) | -0.76 | M |
| Chrom (Cr) | -0.74 | M |
| Siarka (S), stała | -0.48 - -0.51 | NM |
| Żelazo (Fe) | -0.41 - -0.44 | M |
| Kadm (Cd) | -0.40 | M |
| Tal (Tl) | -0.34 | M |
| Kobalt (Co) | -0.28 | M |
| Nikiel (Ni) | -0.23 | M |
| Cyna (Sn) | -0.14 | M |
| Ołów (Pb) | -0.13 | M |
| Wodór (2H) | 0.00 | |
| Miedź (Cu) | +0.15 | M |
| Jod (I), stały | +0.54 | NM |
| Srebro (AG) | +0.80 | M |
| Rtęć (Hg) | +0.85 | M |
| Brom (Br), ciecz | +1.07 | NM |
| Platyna (Pt) | +1.20 | M |
| Chlor (Cl), gaz | +1.36 | NM |
| Złoto (Au) | +1.50 | M |
| Fluor (F), gaz | +2.87 | NM |
W ogniwie elektrochemicznym (ogniwo galwaniczne) elektrony pozostałe po utworzeniu jonów są usuwane przez metalowy drut i rekombinowane z jonami innego rodzaju. Oznacza to, że ładunek w obwodzie zewnętrznym jest przenoszony przez elektrony, a wewnątrz ogniwa przez elektrolit, w którym zanurzone są elektrody metalowe, przez jony. W ten sposób uzyskuje się zamknięty obwód elektryczny.
Różnica potencjałów mierzona w ogniwie elektrochemicznym, o ze względu na różnicę w zdolności każdego z metali do oddawania elektronów. Każda elektroda ma swój własny potencjał, każdy układ elektroda-elektrolit jest półogniwem, a dowolne dwa półogniwa tworzą ogniwo elektrochemiczne. Potencjał jednej elektrody nazywany jest potencjałem półogniwa, określa on zdolność elektrody do oddawania elektronów. Oczywiście potencjał każdego półelementu nie zależy od obecności innego półelementu i jego potencjału. Potencjał półogniwowy jest określony przez stężenie jonów w elektrolicie i temperaturę.
Jako półelement „zerowy” wybrano wodór; zakłada się, że nie wykonuje się dla niego żadnej pracy, gdy elektron jest dodawany lub usuwany, aby utworzyć jon. Wartość „zero” potencjału jest niezbędna do zrozumienia względnej zdolności każdego z dwóch półelementów komórki do dawania i odbierania elektronów.
Potencjały półogniw mierzone względem elektrody wodorowej nazywane są skalą wodoru. Jeżeli termodynamiczna skłonność do oddawania elektronów w jednej połowie ogniwa elektrochemicznego jest wyższa niż w drugiej, to potencjał pierwszej połowy ogniwa jest wyższy niż potencjał drugiej. Pod działaniem różnicy potencjałów nastąpi przepływ elektronów. Kiedy dwa metale są połączone, możliwe jest określenie różnicy potencjałów między nimi i kierunku przepływu elektronów.
Metal elektrododatni ma wyższą zdolność przyjmowania elektronów, więc będzie katodowy lub szlachetny. Z drugiej strony istnieją metale elektroujemne, które są zdolne do spontanicznego oddawania elektronów. Te metale są reaktywne, a zatem anodowe:
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Na przykład Cu łatwiej oddawać elektrony Ag, ale gorzej niż Fe . W obecności elektrody miedzianej, srebrne nony zaczną łączyć się z elektronami, prowadząc do powstania jonów miedzi i wytrącenia metalicznego srebra:
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Jednak ta sama miedź jest mniej reaktywna niż żelazo. Po zetknięciu metalicznego żelaza z miedzią wytrąca się, a żelazo przechodzi do roztworu:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.
Można powiedzieć, że miedź jest metalem katodowym w stosunku do żelaza i metalem anodowym w stosunku do srebra.
Za standardowy potencjał elektrody uważa się potencjał w pełni wyżarzonego półogniwa z czystego metalu jako elektrody w kontakcie z jonami w temperaturze 25 0 C. W tych pomiarach elektroda wodorowa działa jako elektroda odniesienia. W przypadku metalu dwuwartościowego reakcję zachodzącą w odpowiednim ogniwie elektrochemicznym można zapisać:
M + 2H +→ M 2+ + H 2 .
Jeśli metale są uporządkowane w porządku malejącym ich standardowych potencjałów elektrod, otrzymuje się tak zwany elektrochemiczny szereg napięć metali (tabela 1).
Tabela 1. Elektrochemiczne szeregi napięć metali
|
Równowaga jonów metali (pojedyncza aktywność) |
Potencjał elektrody względem elektrody wodorowej przy 25°С, V (potencjał redukcyjny) |
|
|
szlachetny lub katodowy |
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 |
|
|
H2-H+ |
||
|
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 |
|
|
Aktywny |
Al-Al2+ |
1,662 |
|
Mg-Mg2+ |
2,363 |
|
|
Na-Na + |
2,714 |
|
|
K-K+ |
2,925 |
Na przykład w miedziano-cynkowym ogniwie galwanicznym następuje przepływ elektronów z cynku do miedzi. Elektroda miedziana jest biegunem dodatnim w tym obwodzie, a elektroda cynkowa jest biegunem ujemnym. Bardziej reaktywny cynk traci elektrony:
Zn → Zn 2+ + 2е - ; E°=+0,763 V.
Miedź jest mniej reaktywna i przyjmuje elektrony z cynku:
Cu 2+ + 2e - → Cu; E°=+0,337 V.
Napięcie na metalowym przewodzie łączącym elektrody będzie wynosić:
0,763 V + 0,337 V = 1,1 V.
Tabela 2. Potencjały stacjonarne niektórych metali i stopów w wodzie morskiej w odniesieniu do normalnej elektrody wodorowej (GOST 9.005-72).
|
Metal |
Potencjał stacjonarny, W |
Metal |
Potencjał stacjonarny, W |
|
Magnez |
1,45 |
Nikiel (aktywny co stoi) |
0,12 |
|
Stop magnezu (6% A ja , 3 % Zn, 0,5 % Mn) |
1,20 |
Stopy miedzi LMtsZh-55 3-1 |
0,12 |
|
Cynk |
0,80 |
Mosiądz (30 % Zn) |
0,11 |
|
Stop aluminium (10% Mn) |
0,74 |
Brązowy (5-10 % Glin) |
0,10 |
|
Stop aluminium (10% Zn) |
0,70 |
Czerwony mosiądz (5-10 % Zn) |
0,08 |
|
Stop aluminium K48-1 |
0,660 |
Miedź |
0,08 |
|
Stop aluminium B48-4 |
0,650 |
miedzionikiel (30% Ni) |
0,02 |
|
Stop aluminium AMg5 |
0,550 |
Brązowa „Nowa” |
0,01 |
|
Stop aluminium AMg61 |
0,540 |
Brąz Fr. AJN 9-4-4 |
0,02 |
|
Aluminium |
0,53 |
Stal nierdzewna X13 (stan pasywny) |
0,03 |
|
Kadm |
0,52 |
Nikiel (stan pasywny) |
0,05 |
|
Duraluminium i stop aluminium AMg6 |
0,50 |
Stal nierdzewna X17 (stan pasywny) |
0,10 |
|
Żelazo |
0,50 |
Techniczny tytan |
0,10 |
|
Stal 45G17Yu3 |
0,47 |
Srebro |
0,12 |
|
Stal St4S |
0,46 |
Stal nierdzewna 1X14ND |
0,12 |
|
Stal SHL4 |
0,45 |
Jodek tytanu |
0,15 |
|
Stal typu AK i stal węglowa |
0,40 |
Stal nierdzewna Kh18N9 (stan pasywny) i OH17N7Yu |
0,17 |
|
Żeliwo szare |
0,36 |
metal monel |
0,17 |
|
Stal nierdzewna X13 i X17 (stan aktywny) |
0,32 |
Stal nierdzewna Х18Н12М3 (stan pasywny) |
0,20 |
|
Żeliwo niklowo-miedziowe (12-15% Ni, 5-7% Si) |
0,30 |
Stal nierdzewna Х18Н10Т |
0,25 |
|
Prowadzić |
0,30 |
Platyna |
0,40 |
|
Cyna |
0,25 |
Notatka . Podane wartości liczbowe potencjałów i kolejność metali w szeregu mogą różnić się w różnym stopniu w zależności od czystości metali, składu wody morskiej, stopnia napowietrzenia i stanu powierzchni metale.
Grosse E., Weissmantel X.
Chemia dla ciekawskich. Podstawy chemii i zabawnych eksperymentów.
Rozdział 3 (ciąg dalszy)MAŁY KURS ELEKTROCHEMII METALI
Zapoznaliśmy się już z elektrolizą roztworów chlorków metali alkalicznych oraz wytwarzaniem metali przy użyciu stopów. Spróbujmy teraz wykonać kilka prostych eksperymentów, aby zbadać niektóre prawa elektrochemii roztworów wodnych, ogniw galwanicznych, a także zapoznać się z produkcją ochronnych powłok galwanicznych.Metody elektrochemiczne znajdują zastosowanie we współczesnej chemii analitycznej i służą do wyznaczania najważniejszych wielkości w chemii teoretycznej.
Wreszcie korozja przedmiotów metalowych, która wyrządza wielkie szkody gospodarce narodowej, jest w większości przypadków procesem elektrochemicznym.
ZAKRES NAPIĘCIA METALI
Podstawowym ogniwem pozwalającym zrozumieć procesy elektrochemiczne jest szereg napięć metali. Metale można ułożyć w rzędzie, który zaczyna się od reaktywnych, a kończy na najmniej reaktywnych metalach szlachetnych: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.
W ten sposób, zgodnie z najnowszymi pomysłami, powstaje szereg napięć dla najważniejszych metali i wodoru. Jeżeli elektrody ogniwa galwanicznego są wykonane z dowolnych dwóch metali w rzędzie, to na materiale poprzedzającym rząd pojawi się napięcie ujemne.
Wartość napięcia ( potencjał elektrochemiczny) zależy od położenia elementu w szeregu napięciowym oraz od właściwości elektrolitu.
Istotę szeregu napięciowego ustalimy na podstawie kilku prostych eksperymentów, do których potrzebujemy źródła prądu i elektrycznych przyrządów pomiarowych. Rozpuśćmy około 10 g krystalicznego siarczanu miedzi w 100 ml wody i zanurzmy w roztworze stalową igłę lub kawałek żelaznej blachy. (Zalecamy, aby najpierw wyczyścić żelazko do połysku cienką ściereczką szmerglową.) Po krótkim czasie żelazko zostanie pokryte czerwonawą warstwą uwolnionej miedzi. Bardziej aktywne żelazo wypiera miedź z roztworu, przy czym żelazo rozpuszcza się jako jony, a miedź uwalnia się jako metal. Proces trwa tak długo, jak długo roztwór styka się z żelazem. Gdy tylko miedź pokryje całą powierzchnię żelaza, praktycznie się zatrzyma. W tym przypadku powstaje dość porowata warstwa miedzi, przez co nie można uzyskać powłok ochronnych bez użycia prądu.
W kolejnych eksperymentach obniżymy małe paski cynku i cyny ołowiowej do roztworu siarczanu miedzi. Po 15 minutach wyjmij je, spłucz i zbadaj pod mikroskopem. Widzimy piękne, przypominające lód wzory, które w odbitym świetle są czerwone i wykonane z uwolnionej miedzi. Tutaj również bardziej aktywne metale przeniosły miedź ze stanu jonowego do metalicznego.
Z kolei miedź może wypierać metale, które są niższe w szeregu napięć, czyli mniej aktywne. Na cienki pasek blachy miedzianej lub na spłaszczony drut miedziany (po uprzednim oczyszczeniu powierzchni na połysk) nakładamy kilka kropel roztworu azotanu srebra. Gołym okiem będzie można zauważyć uformowaną czarniawą powłokę, która pod mikroskopem w świetle odbitym wygląda jak cienkie igły i wzory roślinne (tzw. dendryty).
Aby odizolować cynk bez prądu, konieczne jest użycie bardziej aktywnego metalu. Wyłączając metale, które gwałtownie oddziałują z wodą, znajdujemy magnez w serii naprężeń nad cynkiem. Kilka kropel roztworu siarczanu cynku umieszczamy na kawałku taśmy magnezowej lub na cienkim kawałku elektronu. Roztwór siarczanu cynku otrzymujemy rozpuszczając kawałek cynku w rozcieńczonym kwasie siarkowym. Jednocześnie z siarczanem cynku dodać kilka kropli denaturowanego alkoholu. Na magnezie po krótkim czasie zauważamy, zwłaszcza pod mikroskopem, cynk, który wydzielił się w postaci cienkich kryształów.
Ogólnie rzecz biorąc, każdy element szeregu napięciowego może zostać wypchnięty z roztworu, gdzie ma postać jonu, i przeniesiony do stanu metalicznego. Jednak próbując przeróżnych kombinacji, możemy być rozczarowani. Wydawałoby się, że jeśli pasek aluminium zostanie zanurzony w roztworach soli miedzi, żelaza, ołowiu i cynku, metale te powinny się na nim wyróżniać. Ale tak się jednak nie dzieje. Przyczyną awarii nie jest błąd w szeregu napięć, ale specjalne hamowanie reakcji, które w tym przypadku jest spowodowane cienką warstwą tlenku na powierzchni aluminium. W takich rozwiązaniach aluminium nazywane jest pasywnym.
SPOJRZEJMY POZA SCENĘ
Aby sformułować schematy zachodzących procesów, możemy ograniczyć się do rozpatrywania kationów, a wykluczyć aniony, gdyż one same nie uczestniczą w reakcji. (Jednak rodzaj anionów wpływa na szybkość osadzania.) Jeśli dla uproszczenia założymy, że zarówno uwolnione, jak i rozpuszczone metale dają podwójnie naładowane kationy, to możemy napisać:Ja 1 + Ja 2 2+ = Ja 1 2+ + Ja 2
Ponadto w pierwszym eksperymencie Me 1 = Fe, Me 2 = Сu.
Proces polega więc na wymianie ładunków (elektronów) między atomami i jonami obu metali. Jeśli osobno rozważymy (jako reakcje pośrednie) rozpuszczanie żelaza lub wytrącanie miedzi, otrzymujemy:
Fe = Fe 2+ + 2 mi --
Cu 2+ + 2 mi--=Cu
Rozważmy teraz przypadek, gdy metal jest zanurzony w wodzie lub w roztworze soli, z kationem, którego wymiana jest niemożliwa ze względu na jego położenie w szeregu napięć. Mimo to metal ma tendencję do rozpuszczania się w postaci jonu. W tym przypadku atom metalu oddaje dwa elektrony (jeśli metal jest dwuwartościowy), powierzchnia metalu zanurzonego w roztworze jest naładowana ujemnie w stosunku do roztworu, a na granicy faz tworzy się podwójna warstwa elektryczna. Ta różnica potencjałów zapobiega dalszemu rozpuszczaniu się metalu, dzięki czemu proces szybko się zatrzymuje.
Jeśli dwa różne metale zostaną zanurzone w roztworze, to oba będą naładowane, ale ten mniej aktywny jest nieco słabszy, ponieważ jego atomy są mniej podatne na odszczepianie elektronów.
Połącz oba metale przewodem. Ze względu na różnicę potencjałów przepływ elektronów będzie płynął od bardziej aktywnego metalu do mniej aktywnego, który tworzy dodatni biegun pierwiastka. Zachodzi proces, w którym bardziej aktywny metal przechodzi do roztworu, a kationy z roztworu są uwalniane na bardziej szlachetnym metalu. Zilustrujmy teraz kilkoma eksperymentami powyższe nieco abstrakcyjne rozumowanie (co zresztą jest dużym uproszczeniem).
Najpierw napełnij zlewkę o pojemności 250 ml do środka 10% roztworem kwasu siarkowego i zanurz w nim niezbyt małe kawałki cynku i miedzi. Do obu elektrod lutujemy lub nitujemy drut miedziany, którego końce nie powinny dotykać roztworu.
Dopóki końce drutu nie są ze sobą połączone, będziemy obserwować rozpuszczanie cynku, któremu towarzyszy wydzielanie się wodoru. Cynk, jak wynika z szeregu napięć, jest bardziej aktywny niż wodór, więc metal może wypierać wodór ze stanu jonowego. Oba metale tworzą podwójną warstwę elektryczną. Różnicę potencjałów między elektrodami najłatwiej wykryć woltomierzem. Natychmiast po włączeniu urządzenia w obwodzie strzałka wskaże około 1 V, ale wtedy napięcie szybko spadnie. Jeśli podłączysz małą żarówkę do elementu, który pobiera napięcie 1 V, zaświeci się - początkowo dość mocno, a potem blask słabnie.
Z biegunowości zacisków urządzenia możemy wywnioskować, że elektroda miedziana jest biegunem dodatnim. Można to udowodnić nawet bez urządzenia, biorąc pod uwagę elektrochemię procesu. Przygotuj nasycony roztwór soli kuchennej w małej zlewce lub w probówce, dodaj około 0,5 ml alkoholowego roztworu wskaźnika fenoloftaleiny i zanurz obie elektrody zamknięte drutem w roztworze. W pobliżu bieguna ujemnego obserwuje się lekkie czerwonawe zabarwienie, które jest spowodowane tworzeniem się wodorotlenku sodu na katodzie.
W innych eksperymentach można umieścić w ogniwie różne pary metali i określić wynikowe napięcie. Na przykład magnez i srebro dadzą szczególnie dużą różnicę potencjałów ze względu na znaczną odległość między nimi w szeregu napięć, podczas gdy cynk i żelazo wręcz przeciwnie, dadzą bardzo małą różnicę, mniejszą niż jedna dziesiąta wolta. Stosując aluminium nie dostaniemy praktycznie żadnego prądu z powodu pasywacji.
Wszystkie te elementy lub, jak mówią elektrochemicy, obwody mają tę wadę, że przy pobieraniu prądu napięcie bardzo szybko na nich spada. Dlatego elektrochemicy zawsze mierzą prawdziwą wartość napięcia w stanie bez zasilania metodą kompensacji napięcia, czyli porównując ją z napięciem innego źródła prądu.
Rozważmy bardziej szczegółowo procesy zachodzące w elemencie miedziano-cynkowym. Na katodzie cynk przechodzi do roztworu zgodnie z następującym równaniem:
Zn = Zn2+ + 2 mi --
Jony wodorowe kwasu siarkowego są odprowadzane na miedzianą anodę. Przyłączają one elektrony przechodzące przez drut z katody cynkowej, w wyniku czego powstają pęcherzyki wodoru:
2H + + 2 mi-- \u003d H 2
Po krótkim czasie miedź zostanie pokryta cienką warstwą bąbelków wodoru. W takim przypadku elektroda miedziana zamieni się w elektrodę wodorową, a różnica potencjałów zmniejszy się. Proces ten nazywa się polaryzacją elektrody. Polaryzację elektrody miedzianej można wyeliminować przez dodanie do ogniwa niewielkiej ilości roztworu dwuchromianu potasu po spadku napięcia. Następnie napięcie ponownie wzrośnie, ponieważ dwuchromian potasu utlenia wodór do wody. Dichromian potasu działa w tym przypadku jako depolaryzator.
W praktyce stosuje się obwody galwaniczne, których elektrody nie są spolaryzowane lub obwody, których polaryzację można wyeliminować poprzez dodanie depolaryzatorów.
Jako przykład elementu niepolaryzowalnego rozważ element Daniella, który był często używany w przeszłości jako źródło prądu. To także pierwiastek miedziano-cynkowy, ale oba metale zanurzone są w różnych rozwiązaniach. Elektroda cynkowa jest umieszczona w porowatej celi glinianej wypełnionej rozcieńczonym (około 20%) kwasem siarkowym. Ogniwo gliniane zawieszone jest w dużej zlewce zawierającej stężony roztwór siarczanu miedzi, a na dnie znajduje się warstwa kryształków siarczanu miedzi. Drugą elektrodą w tym naczyniu jest walec z blachy miedzianej.
Element ten może być wykonany ze szklanego słoja, dostępnej w handlu celi glinianej (w skrajnych przypadkach użyj doniczki, zamykającej otwór w dnie) i dwóch elektrod o odpowiedniej wielkości.
Podczas pracy elementu cynk rozpuszcza się tworząc siarczan cynku, a jony miedzi są uwalniane na elektrodzie miedzianej. Ale jednocześnie elektroda miedziana nie jest spolaryzowana i element podaje napięcie około 1 V. Właściwie teoretycznie napięcie na zaciskach wynosi 1,10 V, ale po pobraniu prądu mierzymy nieco niższą wartość, ze względu na opór elektryczny ogniwa.
Jeśli nie usuniemy prądu z ogniwa, musimy usunąć elektrodę cynkową z roztworu kwasu siarkowego, ponieważ w przeciwnym razie rozpuści się do wodoru.
Na rysunku pokazano schemat prostej komórki, która nie wymaga porowatej przegrody. Elektroda cynkowa znajduje się w szklanym słoju u góry, a miedziana u dołu. Całe ogniwo wypełnione jest nasyconym roztworem chlorku sodu. Na dno słoika wlewamy garść kryształków siarczanu miedzi. Powstały stężony roztwór siarczanu miedzi będzie bardzo powoli mieszać się z roztworem soli kuchennej. Dlatego podczas pracy ogniwa na miedzianej elektrodzie będzie uwalniana miedź, a cynk w postaci siarczanu lub chlorku rozpuści się w górnej części ogniwa.
Baterie wykorzystują teraz prawie wyłącznie suche ogniwa, które są wygodniejsze w użyciu. Ich przodkiem jest żywioł Leclanchet. Elektrody to cylinder cynkowy i pręt węglowy. Elektrolit to pasta składająca się głównie z chlorku amonu. Cynk rozpuszcza się w paście, a na węglu uwalniany jest wodór. Aby uniknąć polaryzacji, pręt węglowy wkłada się do lnianej torby z mieszaniną sproszkowanego węgla i piroluzytu. Proszek węglowy zwiększa powierzchnię elektrody, a piroluzyt działa jak depolaryzator, powoli utleniając wodór.
To prawda, że zdolność depolaryzacyjna piroluzytu jest słabsza niż wspomnianego wcześniej dwuchromianu potasu. Dlatego, gdy prąd jest odbierany w suchych ogniwach, napięcie gwałtownie spada, one " zmęczyć się„z powodu polaryzacji. Dopiero po pewnym czasie następuje utlenianie wodoru za pomocą piroluzytu. Tak więc pierwiastki” reszta", jeśli przez jakiś czas nie przepuszczasz prądu. Sprawdźmy to na baterii latarki, do której podłączamy żarówkę. Równolegle do lampy, czyli bezpośrednio do zacisków, podłączamy woltomierz.
Na początku napięcie będzie wynosić około 4,5 V. (Najczęściej w takich akumulatorach połączone są szeregowo trzy ogniwa, każde o teoretycznym napięciu 1,48 V.) Po chwili napięcie spadnie, żarówka słabnie. Odczytując woltomierz, możemy ocenić, jak długo bateria musi odpocząć.
Szczególne miejsce zajmują elementy regenerujące, znane jako akumulatory. Zachodzą w nich reakcje odwracalne, które można naładować po rozładowaniu ogniwa poprzez podłączenie do zewnętrznego źródła prądu stałego.
Obecnie najpopularniejsze są akumulatory kwasowo-ołowiowe; w nich elektrolitem jest rozcieńczony kwas siarkowy, w którym zanurzone są dwie ołowiane płytki. Elektroda dodatnia jest pokryta dwutlenkiem ołowiu PbO 2 , elektroda ujemna jest ołowiem metalicznym. Napięcie na zaciskach wynosi około 2,1 V. Podczas rozładowywania na obu płytach tworzy się siarczan ołowiu, który podczas ładowania ponownie zamienia się w ołów metaliczny i nadtlenek ołowiu.
POWŁOKI PLATEROWANE
Wytrącanie metali z roztworów wodnych za pomocą prądu elektrycznego jest odwrotnym procesem rozpuszczania elektrolitycznego, z którym spotkaliśmy się przy rozważaniu ogniw galwanicznych. Przede wszystkim przyjrzyjmy się strącaniu miedzi, która jest używana w kulometrze miedzianym do pomiaru ilości energii elektrycznej.Metal jest osadzany przez prąd
Po zagięciu końców dwóch płytek z cienkiej blachy miedzianej zawieszamy je na przeciwległych ściankach zlewki lub, lepiej, małego szklanego akwarium. Przewody mocujemy do płytek za pomocą zacisków.
Elektrolit przygotować według następującego przepisu: 125 g krystalicznego siarczanu miedzi, 50 g stężonego kwasu siarkowego i 50 g alkoholu (alkohol denaturowany), reszta to woda do 1 litra. Aby to zrobić, najpierw rozpuść siarczan miedzi w 500 ml wody, a następnie ostrożnie małymi porcjami dodaj kwas siarkowy ( Ogrzewanie! Ciecz może pryskać!), następnie wlej alkohol i dolej wody do objętości 1 litra.
Przygotowanym roztworem napełniamy kulometr i włączamy w obwód zmienną rezystancję, amperomierz i akumulator ołowiowy. Za pomocą rezystancji dostosowujemy prąd tak, aby jego gęstość wynosiła 0,02-0,01 A/cm2 powierzchni elektrody. Jeśli miedziana płytka ma powierzchnię 50 cm 2, to natężenie prądu powinno mieścić się w zakresie 0,5-1 A.
Po pewnym czasie jasnoczerwona metaliczna miedź zacznie wytrącać się na katodzie (elektroda ujemna), a miedź przejdzie do roztworu na anodzie (elektrodzie dodatniej). Aby wyczyścić miedziane płytki, przepuszczamy prąd w kulometrze przez około pół godziny. Następnie wyjmujemy katodę, dokładnie osuszamy bibułą filtracyjną i dokładnie ważymy. Instalujemy elektrodę w ogniwie, obwód zamykamy reostatem i utrzymujemy stały prąd np. 1 A. Po godzinie otwieramy obwód i ponownie ważymy wysuszoną katodę. Przy prądzie 1 A na godzinę pracy jego masa wzrośnie o 1,18 g.
Dlatego ilość energii elektrycznej równa 1 amperogodzinie podczas przechodzenia przez roztwór może uwolnić 1,18 g miedzi. Lub ogólnie: ilość uwolnionej substancji jest wprost proporcjonalna do ilości energii elektrycznej przepuszczonej przez roztwór.
Aby wyizolować 1 równoważnik jonu, konieczne jest przepuszczenie przez roztwór ilości energii elektrycznej równej iloczynowi ładunku elektrody e i liczby Avogadro N A:
e*N A \u003d 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 \u003d 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Wartość ta jest oznaczona symbolem F i nosi imię odkrywcy ilościowych praw elektrolizy Numer Faradaya(Dokładna wartość F- 96 498 A*s*mol-1). Dlatego, aby wyizolować z rozwiązania określoną liczbę równoważników n e przez rozwiązanie, ilość energii elektrycznej równa F*n e A * s * mol -1. Innymi słowy,
To =F*n e tutaj I- obecny, t to czas potrzebny na przepływ prądu przez rozwiązanie. W rozdziale " Podstawy miareczkowania„Wykazano już, że liczba ekwiwalentów substancji n e jest równe iloczynowi liczby moli przez liczbę równoważną:
n e = n*Z W konsekwencji:
I*t = F*n*Z
W tym przypadku Z- ładunek jonowy (dla Ag + Z= 1, dla Cu 2+ Z= 2, dla Al 3+ Z= 3 itd.). Jeśli wyrażamy liczbę moli jako stosunek masy do masy molowej ( n = m / M), otrzymujemy wzór, który pozwala obliczyć wszystkie procesy zachodzące podczas elektrolizy:
To =F*m*Z / M
Korzystając z tej formuły, możesz obliczyć prąd:
I = 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
Jeśli wprowadzimy stosunek do pracy elektrycznej W e-mail
W e-mail = U*I*t oraz W e-mail / U = To
Wtedy znając napięcie U, możesz obliczyć:
W e-mail = K*m*Z*U/M
Można również obliczyć, jak długo trwa elektrolityczne uwolnienie określonej ilości substancji lub jaka ilość substancji zostanie uwolniona w określonym czasie. Podczas eksperymentu gęstość prądu musi być utrzymywana w określonych granicach. Jeśli wynosi mniej niż 0,01 A / cm2, zostanie uwolnione zbyt mało metalu, ponieważ jony miedzi (I) zostaną częściowo utworzone. Jeśli gęstość prądu jest zbyt duża, przyczepność powłoki do elektrody będzie słaba, a po wyjęciu elektrody z roztworu może się kruszyć.
W praktyce powłoki galwaniczne na metalach stosuje się przede wszystkim w celu ochrony przed korozją i uzyskania lustrzanego wykończenia.
Ponadto metale, zwłaszcza miedź i ołów, są rafinowane przez rozpuszczenie anodowe, a następnie separację na katodzie (rafinacja elektrolityczna).
Aby pokryć żelazo miedzią lub niklem, należy najpierw dokładnie wyczyścić powierzchnię przedmiotu. Aby to zrobić, wypoleruj go elutriowaną kredą i kolejno odtłuść rozcieńczonym roztworem sody kaustycznej, wody i alkoholu. Jeśli obiekt jest pokryty rdzą, należy go wcześniej wytrawić w 10-15% roztworze kwasu siarkowego.
Oczyszczony produkt zawiesimy w kąpieli elektrolitycznej (małe akwarium lub zlewka), gdzie będzie służył jako katoda.
Roztwór do nakładania miedzi zawiera 250 g siarczanu miedzi i 80-100 g stężonego kwasu siarkowego w 1 litrze wody (Uwaga!). W takim przypadku jako anoda posłuży miedziana płyta. Powierzchnia anody powinna być w przybliżeniu równa powierzchni powlekanego przedmiotu. Dlatego należy zawsze upewnić się, że miedziana anoda wisi w wannie na tej samej głębokości co katoda.
Proces będzie prowadzony przy napięciu 3-4 V (dwie baterie) i gęstości prądu 0,02-0,4 A/cm 2 . Temperatura roztworu w kąpieli powinna wynosić 18-25°C.
Zwróć uwagę, że płaszczyzna anody i powierzchnia do powlekania są do siebie równoległe. Lepiej nie używać przedmiotów o skomplikowanym kształcie. Zmieniając czas trwania elektrolizy, można uzyskać powłokę miedzianą o różnej grubości.
Często stosuje się wstępne miedziowanie, aby nałożyć na tę warstwę trwałą powłokę z innego metalu. Jest to szczególnie często stosowane przy chromowaniu żelaza, niklowaniu odlewów cynkowych oraz w innych przypadkach. To prawda, że do tego celu stosuje się bardzo toksyczne elektrolity cyjankowe.
Aby przygotować elektrolit do niklowania, rozpuść 25 g krystalicznego siarczanu niklu, 10 g kwasu borowego lub 10 g cytrynianu sodu w 450 ml wody. Cytrynian sodu można przygotować przez zobojętnienie roztworu 10 g kwasu cytrynowego rozcieńczonym roztworem sody kaustycznej lub roztworem sody. Niech anoda będzie płytą niklową o największej możliwej powierzchni i weź baterię jako źródło napięcia.
Wartość gęstości prądu przy pomocy zmiennej rezystancji będzie utrzymywana na poziomie 0,005 A/cm 2 . Na przykład przy powierzchni przedmiotu 20 cm 2 konieczna jest praca przy natężeniu prądu 0,1 A. Po pół godzinie pracy przedmiot będzie już niklowany. Wyjmij go z wanny i wytrzyj ściereczką. Lepiej jednak nie przerywać procesu niklowania, ponieważ wtedy warstwa niklu może ulec pasywacji, a późniejsza powłoka niklowa nie będzie dobrze przylegać.
Aby uzyskać lustrzany połysk bez polerowania mechanicznego, do kąpieli galwanicznej wprowadzamy tzw. dodatek rozjaśniający. Takimi dodatkami są na przykład klej, żelatyna, cukier. Możesz wejść do kąpieli niklowej, na przykład kilka gramów cukru i zbadać jego działanie.
Aby przygotować elektrolit do chromowania żelazem (po wstępnym miedziowaniu), rozpuść 40 g bezwodnika chromowego CrO 3 (Uwaga! Trucizna!) i dokładnie 0,5 g kwasu siarkowego (w żadnym wypadku więcej!) w 100 ml wody. Proces przebiega przy gęstości prądu około 0,1 A/cm 2 , a jako anodę stosuje się płytę ołowianą, której powierzchnia powinna być nieco mniejsza niż powierzchnia powierzchni chromowanej.
Łaźnie niklowe i chromowe najlepiej ogrzewać lekko (do około 35 °C). Należy pamiętać, że elektrolity do chromowania, szczególnie przy długim procesie i dużej obciążalności prądowej, wydzielają bardzo szkodliwe dla zdrowia opary zawierające kwas chromowy. Dlatego chromowanie powinno być wykonywane pod przeciągami lub na zewnątrz, np. na balkonie.
W chromowaniu (iw mniejszym stopniu w niklowaniu) nie cały prąd jest wykorzystywany do osadzania metalu. W tym samym czasie uwalniany jest wodór. Na podstawie szeregu napięć można by oczekiwać, że metale stojące przed wodorem w ogóle nie powinny być uwalniane z roztworów wodnych, ale przeciwnie, powinien być uwalniany mniej aktywny wodór. Jednak tutaj, podobnie jak w przypadku anodowego rozpuszczania metali, katodowe wydzielanie wodoru jest często hamowane i obserwuje się je tylko przy wysokim napięciu. Zjawisko to nazywane jest przepięciem wodoru i jest szczególnie duże, na przykład na ołowiu. Z tego powodu akumulator ołowiowy może działać. Gdy akumulator jest ładowany, zamiast PbO 2 na katodzie powinien pojawić się wodór, ale z powodu przepięcia wydzielanie wodoru rozpoczyna się, gdy akumulator jest prawie całkowicie naładowany.
Szereg standardowych potencjałów elektrody ilościowo charakteryzuje zdolność redukującą atomów metali i zdolność utleniania ich jonów.
Szereg standardowych potencjałów elektrod umożliwia rozwiązanie problemu kierunku spontanicznego występowania reakcji redoks. Jak w ogólnym przypadku każdej reakcji chemicznej, decydującym czynnikiem jest tu znak zmiany potencjału izobarycznego reakcji. Oznacza to jednak, że pierwszy z tych systemów będzie działał jako środek redukujący, a drugi jako środek utleniający. Przy bezpośrednim oddziaływaniu substancji możliwy kierunek reakcji będzie oczywiście taki sam, jak w przypadku prowadzenia jej w ogniwie galwanicznym.
Szereg standardowych potencjałów elektrod umożliwia rozwiązanie problemu kierunku spontanicznego występowania reakcji redoks. Jak w ogólnym przypadku każdej reakcji chemicznej, decydującym czynnikiem jest tutaj znak zmiany energii Gibbsa reakcji. Oznacza to jednak, że pierwszy z tych systemów będzie działał jako środek redukujący, a drugi jako środek utleniający. Przy bezpośrednim oddziaływaniu substancji możliwy kierunek reakcji będzie oczywiście taki sam, jak w przypadku prowadzenia jej w ogniwie galwanicznym.
Szereg standardowych potencjałów elektrod charakteryzuje właściwości chemiczne metali.
| Standardowa elektroda wodorowa.| Obwód galwaniczny do pomiaru standardowego potencjału elektrody metalu. |
Szereg standardowych potencjałów elektrod charakteryzuje właściwości chemiczne metali. Stosuje się go przy rozważaniu kolejności wyładowań jonów podczas elektrolizy, a także przy opisywaniu ogólnych właściwości metali.
Szereg standardowych potencjałów elektrod umożliwia rozwiązanie problemu kierunku spontanicznego przepływu reakcji utleniania i nieredukujących. Jak w ogólnym przypadku każdej reakcji chemicznej, czynnikiem decydującym jest tutaj znajomość zmiany potencjału izobarycznego reakcji. Oznacza to jednak, że pierwszy z tych systemów będzie działał jako środek redukujący, a drugi - jako środek utleniający. W przypadku bezpośredniego oddziaływania substancji możliwy kierunek reakcji będzie oczywiście taki sam jak w przypadku jej realizacji w ogniwie galwanicznym.
Szereg standardowych potencjałów elektrod charakteryzuje właściwości chemiczne metali. Służy do określenia kolejności wyładowania jonów w elektrolizie, a także do opisu ogólnych właściwości metali. Wartości standardowych potencjałów elektrod ilościowo charakteryzują zdolność redukcyjną metali oraz zdolność utleniania ich jonów.
