Първият в електрохимичната серия напрежения е. Светът на съвременните материали е електрохимична серия от метални напрежения. I. Етапно предизвикателство
Каква информация може да се получи от поредица напрежения?
Редица метални напрежения се използват широко в неорганичната химия. По -специално, резултатите от много реакции и дори възможността за тяхното изпълнение зависят от позицията на определен метал в NER. Нека да обсъдим този въпрос по -подробно.
Взаимодействие на метали с киселини
Металите, разположени в серията напрежения вляво от водорода, реагират с киселини - неокислители. Металите, разположени в NER вдясно от H, взаимодействат само с киселини - окислители (по -специално с HNO 3 и концентриран H 2 SO 4).
Пример 1... Цинкът се намира в NER вляво от водорода, следователно, той е в състояние да реагира с почти всички киселини:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Пример 2... Медта се намира в ERN вдясно от N; този метал не реагира с "обикновени" киселини (HCl, H 3 PO 4, HBr, органични киселини), но взаимодейства с окисляващи 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 вашето внимание на един важен момент: когато металите взаимодействат с окисляващи киселини, не се отделя водород, а някои други съединения. Можете да прочетете повече за това!
Взаимодействие на метали с вода
Металите, разположени в серията напрежения вляво от Mg, лесно реагират с вода вече при стайна температура с отделянето на водород и образуването на алкален разтвор.
Пример 3... Натрий, калий, калций се разтварят лесно във вода, образувайки алкален разтвор:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Ca + 2H2O = Ca (OH) 2 + H2
Металите, намиращи се в диапазона на напрежения 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 едва след отстраняване на оксидния филм от металната повърхност. Желязото не реагира с вода при стайна температура, но реагира с водни пари. Кобалт, никел, калай, олово практически не взаимодействат с H 2 O не само при стайна температура, но и при нагряване.
Металите, разположени от дясната страна на NER (сребро, злато, платина) не реагират с вода при никакви условия.
Взаимодействие на метали с водни разтвори на соли
Ще говорим за реакции от следния тип:
метал (*) + метална сол (**) = метал (**) + метална сол (*)
Бих искал да подчертая, че звездичките в този случай означават не окислителното състояние, не валентността на метала, а просто дават възможност да се прави разлика между метал №1 и метал №2.
За да се извърши такава реакция, трябва да бъдат изпълнени три условия едновременно:
- солите, участващи в процеса, трябва да се разтварят във вода (това е лесно да се провери с помощта на таблицата за разтворимост);
- металът (*) трябва да е в серията напрежения вляво от метала (**);
- метал (*) не трябва да реагира с вода (което също лесно се проверява от EER).
Пример 4... Нека разгледаме няколко реакции:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni (NO 3) 2 ≠
Първата реакция е лесна за изпълнение, всички горепосочени условия са изпълнени: меден сулфат е разтворим във вода, цинкът е в NER вляво от медта, Zn не реагира с вода.
Втората реакция е невъзможна, тъй като първото условие не е изпълнено (меден (II) сулфид е практически неразтворим във вода). Третата реакция е невъзможна, тъй като оловото е по -малко активен метал от желязото (намира се вдясно в NER). И накрая, четвъртият процес НЕ ще доведе до утаяване на никел, тъй като калият реагира с вода; полученият калиев хидроксид може да реагира със солевия разтвор, но това е съвсем различен процес.
Термично разлагане на нитрати
Нека ви напомня, че нитратите са соли на азотна киселина. Всички нитрати се разлагат при нагряване, но съставът на продуктите на разпадане може да бъде различен. Съставът се определя от положението на метала в серията напрежения.
Нитрати на метали, разположени в NER вляво от магнезия, при нагряване образуват съответните нитрити и кислород:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
В процеса на термично разлагане на метални нитрати, разположени в диапазона на напрежения от Mg до Cu, включително се образуват метален оксид, NO 2 и кислород:
2Cu (NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
И накрая, разлагането на нитратите на най -малко активните метали (разположени в NER вдясно от медта) произвежда метал, азотен диоксид и кислород.
Металите в химични реакции винаги са редуциращи агенти. Редуциращата активност на метала отразява позицията му в електрохимичната серия напрежения.
Въз основа на поредицата могат да се направят следните изводи:
1. Колкото по -отляво металът е в този ред, толкова по -мощен е той редуциращ агент.
2. Всеки метал е в състояние да измести от солите в разтвора онези метали, които са вдясно
2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3
3. Металите, разположени в серията напрежения вляво от водорода, могат да го изместят от киселините.
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
4. Металите, които са най -силните редуктори (алкални и алкалоземни) във всеки воден разтвор, първо реагират с вода.
Възстановителният капацитет на метал, определен от електрохимичния ред, не винаги съответства на позицията му в периодичната таблица, тъй като в серията от напрежения се взема предвид не само радиусът на атома, но и енергията на електрона откъсване.
Алдехиди, тяхната структура и свойства. Получаване, използване на мравчени и оцетни алдехиди.
Алдехидите са органични съединения, чиято молекула включва карбонилна група, комбинирана с водород и въглеводороден радикал.
Метанал (мравчен алдехид)
Физически свойства
Метанал - газообразно вещество, воден разтвор - формалин
Химични свойства
Реагентът за алдехиди е Cu (OH) 2
Приложение
Най -широко се използват метанал и етанал. Голямо количество метанал се използва за производство на фенолформалдехидна смола, която се получава чрез взаимодействие на метанал с фенол. Тази смола е от съществено значение за производството на различни пластмаси. Пластмасите се произвеждат от фенолформалдехидна смола в комбинация с различни пълнители, наречени фенолни пластмаси. Чрез разтваряне на фенолформалдехидна смола в ацетон или алкохол се получават различни лакове. Когато метаналът взаимодейства с карбамид CO (NH2) 2, се получава карбидна смола и аминопласти от нея. От тези пластмаси се изработват микропорести материали за нуждите на електротехниката.Метаналът се използва и за производството на някои лекарствени вещества и багрила. Широко се използва воден разтвор, съдържащ 40% тегловно метанал. Нарича се формалин. Използването му се основава на свойството на сгъване на протеини.
Получаване
Алдехидите се получават чрез окисляване на алкани и алкохоли. Етаналът се получава чрез етаново хидратиране и окисление на етен.
Билет номер 12
По -високи оксиди на химични елементи от третия период. Закономерности при измерване на техните свойства във връзка с положението на химичните елементи в периодичната система. Типични химични свойства на оксидите: основни, амфотерни, кисели.
ОксидиДали са сложни вещества, състоящи се от два химични елемента, единият от които е кислород с окислително състояние "-2"
Оксидите от третия период включват:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7.
С увеличаване на степента на окисляване на елементите, киселинните свойства на оксидите се увеличават.
Na 2 O, MgO - основни оксиди
Al 2 O 3 - амфотерен оксид
Si02, P2O5, SO3, Cl2O7 са киселинни оксиди.
Основните оксиди реагират с киселини, образувайки сол и вода.
MgO + 2CH3 COOH → (CH3COO) 2 Hg + H20
Оксидите на алкални и алкалоземни метали реагират с вода, образувайки алкални.
Na 2 O + HOH → 2NaOH
Основните оксиди реагират с киселинни оксиди, образувайки сол.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Киселинните оксиди реагират с основи, образувайки сол и вода
2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
Реагира с вода, образувайки киселина
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
Амфотерните оксиди реагират с киселини и основи
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
С алкали
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O
Мазнините, техните свойства и състав. Мазнините в природата, превръщането на мазнините в тялото. Продукти от техническата обработка на мазнини, концепцията за синтетични детергенти. Защита на природата от SMS замърсяване.
МазниниЕстери на глицерол и карбоксилни киселини.
Обща формула за мазнини:
Твърдите мазнини се образуват главно от по -наситени карбоксилни киселини - стеаринова C 17 H 35 COOH, палмитинова C 15 H 31 COOH и някои други. Течните мазнини се образуват главно от най -високите ненаситени карбоксилни киселини - олеиновата C 17 H 33 COOH, самотен C 17 H 31 COOH
Мазнините, заедно с въглеводородите и протеините, са част от организмите на животни и растения. Те са важна част от храната за хора и животни. Когато мазнините се окисляват, в тялото се отделя енергия. Когато мазнините навлизат в храносмилателните органи, под въздействието на ензими, те се хидролизират в глицерин и съответните киселини.
Продуктите на хидролизата се абсорбират от чревните ворси, след което се синтезират мазнини, но вече характерни за организма. Мазнините се транспортират чрез кръвния поток до други органи и тъкани на тялото, където се натрупват или рехидролизират и постепенно се окисляват до въглероден окис (IV) и вода.
Физически свойства.
Животинските мазнини в повечето случаи са твърди, но има и течни (рибено масло). Растителните мазнини са най -често течни вещества - масла; известни и твърди растителни мазнини - кокосово масло.
Химични свойства.
Мазнините в животинските организми се хидролизират в присъствието на ензими. В допълнение към реакциите с вода, мазнините взаимодействат с основи.
Растителните масла съдържат естери на ненаситени карбоксилни киселини, така че могат да бъдат хидрогенирани. Те се превръщат в крайни съединения
Пример: Маргаринът се произвежда от растително масло в промишлеността.
Приложение.
Мазнините се използват главно като хранителен продукт. Мазнините се използваха за производството на сапун
Синтетични детергенти.
Синтетичните детергенти са вредни за околната среда. те са издръжливи и трудно се разрушават.
Грос Е., Вайсмантел Х.
Химия за любопитните. Основи на химията и забавни преживявания.
Глава 3 (продължение)МАЛКИ КУРС ПО ЕЛЕКТРОХИМИЯ НА МЕТАЛИТЕ
Вече се запознахме с електролизата на разтвори на хлориди на алкални метали и производството на метали с помощта на стопилки. Сега ще се опитаме да изучим някои от законите, регулиращи електрохимията на водни разтвори, галванични клетки, а също така ще се запознаем с производството на защитни галванични покрития, използвайки няколко прости експеримента.В съвременната аналитична химия се използват електрохимични методи за определяне на най -важните стойности на теоретичната химия.
И накрая, корозията на метални предмети, която причинява големи щети на националната икономика, в повечето случаи е електрохимичен процес.
МЕТАЛНО НАПРЕЖЕНИЕ
Основната връзка към разбирането на електрохимичните процеси е поредицата от напрежения в металите. Металите могат да бъдат подредени в един ред, който започва с химически активни и завършва с най -малко активните 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 концепции изглежда серия от напрежения за най -важните метали и водород. Ако електроди на галванична клетка са направени от произволни два метала подред, тогава върху материала, предхождащ реда, ще се появи отрицателно напрежение.
Стойност на напрежението ( електрохимичен потенциал) зависи от положението на елемента в серията напрежения и от свойствата на електролита.
Нека установим същността на серията напрежения от няколко прости експеримента, за които се нуждаем от източник на ток и електрически измервателни устройства. Разтворете около 10 g кристален меден сулфат в 100 ml вода и потопете стоманена игла или парче желязна калай в разтвора. (Препоръчваме първо да почистите ютията с фина шкурка, докато не заблести.) След кратко време ютията ще бъде покрита с червеникав слой от утаена мед. По -активното желязо измества медта от разтвора и желязото се разтваря под формата на йони, а медта се отделя под формата на метал. Процесът продължава, докато разтворът е в контакт с желязо. Щом медта покрие цялата повърхност на желязото, тя практически ще спре. В този случай се образува доста порест меден слой, така че защитните покрития не могат да бъдат получени без използване на ток.
В следващите експерименти нека потопим малки ивици цинк и оловен калай в разтвора на меден сулфат. След 15 минути ги извадете, изплакнете и разгледайте под микроскоп. Ще разграничим красиви, подобни на лед шарки, които са червени в отразена светлина и са съставени от отделена мед. И тук по -активните метали са превърнали медта от йонно в метално състояние.
На свой ред, медта може да измести метали, които са по -ниски в серията напрежения, тоест по -малко активни. Нанесете няколко капки разтвор на сребърен нитрат върху тънка лента от медна ламарина или сплескана медна тел (като предварително сте изтъркали повърхността до блясък). С невъоръжено око ще бъде възможно да се забележи образуваната черна плака, която под микроскоп при отразена светлина прилича на тънки игли и растителни шарки (т.нар. Дендрити).
За да се изолира цинк без ток, е необходимо да се използва по -активен метал. Като изключим металите, които взаимодействат бурно с вода, откриваме магнезий в серията напрежения над цинка. Поставете няколко капки разтвор на цинков сулфат върху парче магнезиева лента или върху тънък чип от електрон. Получаваме разтвор на цинков сулфат, като разтваряме парче цинк в разредена сярна киселина. Заедно с цинков сулфат, добавете няколко капки денатуриран алкохол. На магнезия след кратък период от време забелязваме, особено под микроскоп, утаяване на цинк под формата на тънки кристали.
По принцип всеки член от серията напрежения може да бъде изместен от разтвора, където е под формата на йон, и да се превърне в метално състояние. Въпреки това, когато опитваме всякакви комбинации, можем да се разочароваме. Изглежда, че ако лента от алуминий се потопи в разтвори на соли на мед, желязо, олово и цинк, тези метали трябва да се отделят върху нея. Но това обаче не се случва. Причината за повредата не се крие в грешка в поредицата 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 ГЛЕДАМЕ СРЕД КЛАСОВЕТЕ
За да формулираме закономерностите на протичащите процеси, можем да се ограничим до разглеждането на катиони и да изключим аниони, тъй като те самите не участват в реакцията. (Вярно е, че видът на анионите влияе върху скоростта на отлагане.) Ако за простота приемем, че и утаените, и разтворените метали дават двойно заредени катиони, тогава можем да напишем:Me 1 + Me 2 2+ = Me 1 2+ + Me 2
Освен това за първия експеримент Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
И така, процесът се състои в обмен на заряди (електрони) между атомите и йоните на двата метала. Ако разглеждаме отделно (като междинни реакции) разтварянето на желязото или утаяването на мед, тогава получаваме:
Fe = Fe 2+ + 2 д --
Cu 2+ + 2 д- = Сu
Нека сега разгледаме случая, когато металът е потопен във вода или в солен разтвор, чийто катион е невъзможен поради позицията му в серията напрежения. Въпреки това металът има тенденция да влиза в разтвор под формата на йон. В този случай металният атом се отказва от два електрона (ако металът е двувалентен), повърхността на метала, потопен в разтвора, се зарежда отрицателно по отношение на разтвора и се образува двоен електрически слой на границата. Тази потенциална разлика предотвратява по -нататъшното разтваряне на метала, така че процесът скоро се спира.
Ако два различни метала са потопени в разтвор, тогава и двата са заредени, но по -малко активният е малко по -слаб, поради факта, че атомите му са по -малко склонни към отделяне на електрони.
Нека свържем и двата метала с проводник. Поради разликата в потенциала, потокът от електрони ще тече от по -активния метал към по -малко активния, което образува положителния полюс на елемента. Има процес, при който по -активен метал преминава в разтвор и катиони се освобождават от разтвора върху по -благороден метал. Нека сега илюстрираме с няколко експеримента донякъде абстрактните разсъждения, дадени по -горе (които освен това представляват грубо опростяване).
Първо напълнете 250 ml чаша до средата с 10% разтвор на сярна киселина и потопете в нея не твърде малки парчета цинк и мед. Припояваме или занитваме медна жица към двата електрода, чиито краища не трябва да докосват разтвора.
Докато краищата на проводника не са свързани помежду си, ще наблюдаваме разтварянето на цинка, което е придружено от отделянето на водород. Цинкът, както следва от серията напрежения, е по -активен от водорода; следователно металът може да измести водорода от неговото йонно състояние. На двата метала се образува електрически двоен слой. Потенциалната разлика между електродите е най -лесно да се открие с волтметър. Веднага след свързването на устройството към веригата, стрелката ще покаже около 1 V, но след това напрежението бързо ще спадне. Ако свържете малка крушка, която консумира напрежение от 1 V, към елемента, той ще светне - отначало доста силно, а след това сиянието ще стане слабо.
По полярността на клемите на устройството може да се заключи, че медният електрод е положителният полюс. Това може да се докаже без устройство, като се вземе предвид електрохимията на процеса. Пригответе наситен разтвор на натриев хлорид в малка чаша или в епруветка, добавете около 0,5 ml алкохолен разтвор на фенолфталеинов индикатор и потопете двата електрода, затворени с тел, в разтвора. Близо до отрицателния полюс ще се наблюдава леко червеникаво оцветяване, което е причинено от образуването на натриев хидроксид на катода.
В други експерименти, различни метални пари могат да бъдат поставени в клетката и полученото напрежение може да бъде определено. Например, магнезият и среброто ще дадат особено голяма потенциална разлика поради значителното разстояние между тях в редица напрежения, докато цинкът и желязото, напротив, са много малки, по -малко от една десета от волта. Използвайки алуминий, няма да получим практически никакъв ток поради пасивиране.
Всички тези елементи или, както казват електрохимиците, схеми, имат недостатъка, че когато се вземе ток, напрежението пада много бързо върху тях. Следователно електрохимиците винаги измерват истинската стойност на напрежението в обезвъздушено състояние, използвайки метода на компенсацията на напрежението, тоест като го сравняват с напрежението на друг източник на ток.
Нека разгледаме процесите в медно-цинковия елемент по-подробно. На катода цинкът влиза в разтвор съгласно следното уравнение:
Zn = Zn 2+ + 2 д --
На медния анод се отделят водородни йони на сярна киселина. Те прикрепят електрони, идващи по проводника от цинковия катод и в резултат на това се образуват водородни мехурчета:
2Н + + 2 д- = Н2
След кратък период от време медта ще бъде покрита с най -тънкия слой водородни мехурчета. В този случай медният електрод ще се превърне във водороден 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 спада на напрежението. След това напрежението отново ще се увеличи, тъй като калиев дихромат ще окисли водорода във вода. Калиев дихромат действа в този случай като деполяризатор.
На практика се използват галванични вериги, чиито електроди не са поляризирани, или схеми, чиято поляризация може да бъде елиминирана чрез добавяне на деполяризатори.
Като пример за неполяризуем елемент, помислете за елемента Даниел, който често е бил използван като източник на ток в миналото. 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 (приблизително 20%) сярна киселина. Глинената клетка е суспендирана в голяма чаша, която съдържа концентриран разтвор на меден сулфат, а на дъното има слой от кристали на меден сулфат. Вторият електрод в този съд е цилиндър от медна ламарина.
Този елемент може да бъде направен от стъклен буркан, налична в търговската мрежа глинена клетка (в краен случай използваме саксия за цветя, покриваща дупката в дъното) и два електрода с подходящ размер.
По време на работата на клетката, цинкът се разтваря, за да образува цинков сулфат, и медни йони се отделят върху медния електрод. 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 когато свалим тока, измерваме малко по -малка стойност , поради електрическото съпротивление на клетката.
Ако не премахнем тока от клетката, трябва да премахнем цинковия електрод от разтвора на сярна киселина, защото в противен случай той ще се разтвори, за да образува водород.
Диаграмата на проста клетка, която не изисква пореста преграда, е показана на фигурата. Цинковият електрод се намира в стъкления буркан отгоре, а медният електрод се намира близо до дъното. Цялата клетка е пълна с наситен разтвор на натриев хлорид. На дъното на буркана ще изсипем шепа кристали меден сулфат. Полученият концентриран разтвор на меден сулфат ще се смеси много бавно с разтвора на натриев хлорид. Следователно, по време на работата на клетката, медта ще се отделя върху медния електрод, а цинкът под формата на сулфат или хлорид ще се разтвори в горната част на клетката.
В днешно време сухите клетки се използват почти изключително за батерии, които са по -удобни за използване. Тяхният прародител е елементът Leclanche. Като електроди се използват цинков цилиндър и въглеродна пръчка. 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 потапя в ленена торба, съдържаща смес от въглищен прах и пиролузит. Въглеродният прах увеличава повърхността на електрода, докато пиролузитът действа като деполяризатор, бавно окислявайки водорода.
Вярно е, че деполяризиращата способност на пиролузита е по -слаба от тази на споменатия по -горе калиев дихромат. Следователно, когато се получава ток в сухи клетки, напрежението спада бързо, те " се уморяват"поради поляризация. Само след известно време настъпва окисляването на водорода от пиролузит. По този начин елементите" почини си"ако не пропускаме тока за известно време. Нека проверим това на батерия за фенерче, към което свързваме крушка. Паралелно с лампата, тоест директно към клемите, свържете волтметър.
Отначало 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, сиянието на крушката ще отслабвам. Според показанията на волтметъра ще можем да преценим колко време трябва да почине батерията.
Специално място заемат регенериращите елементи, известни като акумулатори... В тях протичат обратими реакции и те могат да се презареждат след разтоварване на клетката чрез свързване към външен източник на постоянен ток.
Оловно-киселинните батерии в момента са най-често срещаните; в тях разредената сярна киселина служи като електролит, в който са потопени две оловни плочи. Положителният електрод е покрит с оловен диоксид PbO 2, отрицателният е метален олово. Напрежението на клемите е приблизително 2,1 V. При разреждане оловният сулфат се образува на двете плочи, който отново се превръща в метален олово и оловен пероксид при зареждане.
ПРИЛОЖЕНИЕ НА ГАЛВАНИЗИРАНИ ПОКРИТИЯ
Отлагането на метали от водни разтвори с помощта на електрически ток е обратният процес на електролитно разтваряне, който срещнахме при разглеждането на галванични клетки. На първо място, ние изследваме отлагането на мед, която се използва в меден кулонометър за измерване на количеството електричество.Металът се отлага чрез ток
Издърпайте краищата на две тънки листови медни плочи и ги закачете на противоположните страни на чаша или, по -добре, на малък стъклен аквариум. Прикрепваме проводниците към плочите с клемите.
Електролитпригответе 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 това внимателно добавете сярна киселина на малки порции ( Отоплението! Течността може да се пръска!), след това изсипете алкохол и доведете вода до обем 1 литър.
Напълнете кулонометъра с приготвения разтвор и свържете променливото съпротивление, амперметъра и водещата батерия към веригата. Използвайки съпротивлението, ще регулираме тока така, че плътността му 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 (отрицателен електрод), а медта ще отиде в разтвор на анода (положителен електрод). За да почистим медните плочи, ще прекараме тока през кулонометъра за около половин час. След това изваждаме катода, внимателно го изсушаваме с филтърна хартия и го претегляме точно. Инсталирайте електрод в клетката, затворете веригата с реостат и поддържайте постоянна сила на тока, например 1 A. След час отворете веригата и претеглете отново 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 амперчас, при преминаване през разтвора може да освободи 1,18 g мед. Или като цяло: освободеното количество на вещество е правопропорционално 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 броя на Авогадро нО:
д * п A = 1.6021 * 10 -19 * 6.0225 * 10 23 = 9.65 * 10 4 A * s * mol -1 Тази стойност е обозначена със символа Fи е кръстен на откривателя на количествените закони на електролизата Номер на Фарадей(точна стойност F- 96 498 A * s * mol -1). Следователно, за да се изолира даден брой еквиваленти от разтвора нд чрез разтвора, количество електричество, равно на F * n e A * s * mol -1. С други думи,
То =F * nъ тук Аз- текущ, T- времето на преминаване на тока през разтвора. В глава " Основи на титруването„Вече беше показано, че броят на еквивалентите на веществото н e е равно на произведението на броя молове на еквивалентното число:
н e = н*ZСледователно:
Аз*T = F * n * Z
В такъв случай Z- йонно зареждане (за Ag + Z= 1, за Cu 2+ Z= 2, за Al 3+ Z= 3 и т.н.). Ако изразим броя на моловете като съотношение на маса към моларна маса ( н = m / M), тогава получаваме формула, която ни позволява да изчислим всички процеси, протичащи по време на електролизата:
То =F * m * Z / M
Използвайки тази формула, можете да изчислите текущия:
Аз = F * m * Z / (t * M)= 9,65 * 10 4 * 1,18 * 2 / (3600 * 63,54) A * s * g * mol / (s * mol * g) = 0,996 A
Ако въведем съотношението за електрически работи Wелектронна поща
Wимейл = U * I * tи Wд / U = То
Познавайки напрежението U, можете да изчислите:
Wимейл = F * m * Z * U / M
Можете също така да изчислите колко време е необходимо за електролитно 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 отдели твърде малко метал, тъй като медни (I) йони ще бъдат частично образувани. Ако плътността на тока е твърде висока, адхезията на покритието към електрода ще бъде слаба и когато електродът се отстрани от разтвора, той може да се разпадне.
На практика галванизираните покрития върху метали се използват предимно за защита от корозия и за получаване на огледално покритие.
В допълнение, металите, особено мед и олово, 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 изделието. За да направите това, полирайте го с елуиран креда и впоследствие го обезмаслете с разреден разтвор на натриев хидроксид, вода и алкохол. Ако артикулът е покрит с ръжда, той трябва да бъде предварително гравиран в 10-15% разтвор на сярна киселина.
Закачваме почистения продукт в електролитна вана (малък аквариум или мензура), където той ще служи като катод.
Разтворът за нанасяне на медно покритие съдържа в 1 литър вода 250 g меден сулфат и 80-100 g концентрирана сярна киселина (Внимание!). В този случай медна плоча ще служи като анод. Повърхността на анода трябва да бъде приблизително равна на повърхността на обекта, който ще бъде покрит. Следователно винаги трябва да се уверите, 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 се покрие, са успоредни една на друга. По -добре е да не използвате предмети със сложна форма. Чрез промяна на продължителността на електролизата може да се получи медно покритие с различна дебелина.
Предварително медното покритие често се използва, за да се нанесе трайно покритие от друг метал върху този слой. Това се използва особено често за хромиране на желязо, никелиране на цинково леене и в други случаи. Вярно е, че за тази цел се използват много токсични цианидни електролити.
За да приготвим електролит за никелиране, ще разтворим 25 g кристален никелов сулфат, 10 g борна киселина или 10 g натриев цитрат в 450 ml вода. Натриевият цитрат може да се приготви сам чрез неутрализиране на 10 g разтвор на лимонена киселина с разреден разтвор на натриев хидроксид или разтвор на сода. Нека анодът е никелова плоча с възможно най -голяма площ и вземете батерия като източник на напрежение.
Стойността на плътността на тока с променливо съпротивление ще се поддържа равна на 0,005 A / cm 2. Например, ако повърхността на обекта е 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. Да го извадим от ваната и да го избършем с кърпа. По -добре е обаче да не прекъсвате процеса на никелиране, тъй като тогава никеловият слой може да бъде пасивиран и последващото никелиране няма да се залепи добре.
За да се постигне огледален блясък без механично полиране, ние въвеждаме така наречената добавка за образуване на гланц в галваничната вана. Такива добавки са например лепило, желатин, захар. Можете например да поставите няколко грама захар в никелова вана и да проучите нейния ефект.
За да се подготви електролит за хромиране на желязо (след предварително медно покритие), в 100 ml вода разтваряме 40 g анхидрид на хромовата киселина CrO 3 (Внимание! Отрова!) И точно 0,5 g сярна киселина (в никакъв случай повече! ). Процесът протича при плътност на тока от около 0,1 A / cm 2, като за анод се използва оловна плоча, чиято площ трябва да е малко по-малка от площта на хромираната повърхност.
Ваните с никел и хром се загряват най -добре леко (до около 35 ° C). Обърнете внимание, че електролитите за хромиране, особено с дълъг процес и висока ампераж, отделят пари, съдържащи хромова киселина, които са много вредни за здравето. Следователно хромирането трябва да се извършва при теглене 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 редица напрежения може да се очаква, че металите, изправени пред водорода, изобщо не трябва да се отделят от водни разтвори, а напротив, трябва да се отделя по -малко активен водород. Въпреки това и тук, както в случая на анодно разтваряне на метали, катодното отделяне на водород често се инхибира и се наблюдава само при високи напрежения. Това явление се нарича свръхнапрежение на водорода и е особено голямо, например, на олово. Поради това обстоятелство оловната батерия може да функционира. При зареждане на батерията, вместо PbO 2, на катода трябва да се появи водород, но поради пренапрежение, отделянето на водород започва, когато батерията е почти напълно заредена.
Потенциалната разлика "електродно вещество - разтвор" служи като количествена характеристика на способността на дадено вещество (както метали, така инеметали) влизат в разтвор под формата на йони, т.е. характеризиратпръчка на ОВ способността на йона и съответното на него вещество.
Тази потенциална разлика се наричапотенциал на електрода.
Въпреки това, директни методи за измерване на такава потенциална разликане съществува, затова се съгласихме да ги дефинираме във връзка ст. нар. стандартен водороден електрод, потенциалчийто al обикновено се приема за нула (често наричан ощереферентен електрод). Стандартният водороден електрод се състои отот платинена плоча, потопена в разтвор на киселина с концентрализация на Н + йони 1 mol / l и промита от поток от газовеводород при стандартни условия.
Появата на потенциал при стандартен водороден електрод може да се представи както следва. Газообразният водород, адсорбиран от платина, преминава в атомно състояние:
H 2 2H.
Съществува състояние на динамично равновесие между атомен водород, образуван на повърхността на плочата, водородни йони в разтвор и платина (електрони!):
H H + + e.
Цялостният процес се изразява с уравнението:
H 2 2H + + 2e.
Платината не участва в редокси процеса, но е само носител на атомен водород.
Ако плоча от определен метал, потопена в разтвор на нейната сол с концентрация на метални йони, равна на 1 mol / l, е свързана към стандартен водороден електрод, тогава се получава галванична клетка. Електромоторната сила на този елемент(EMF), измерен при 25 ° C, и характеризира стандартния електроден потенциал на метала, обикновено обозначаван като E 0.
По отношение на системата H 2 / 2H + някои вещества ще се държат като окислители, други като редуктори. Понастоящем са получени стандартните потенциали на почти всички метали и много неметали, които характеризират относителната способност на редуциращите агенти или окислителите да връщат или улавят електрони.
Потенциалите на електродите, действащи като редуциращи агенти по отношение на водорода, имат знак „-“, а знакът „+“ маркира потенциалите на електродите, които са окислители.
Ако металите са подредени във възходящ ред на техните стандартни електродни потенциали, тогава т.нар електрохимични серии метални напрежения:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, N i, Sn, P b, H, Sb, B i, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.
Редица напрежения характеризират химичните свойства на металите.
1. Колкото по -отрицателен е електродният потенциал на даден метал, толкова по -голяма е неговата редуцируемост.
2. Всеки метал е в състояние да измести (редуцира) от солевите разтвори онези метали, които са в поредицата от метални напрежения след него. Единствените изключения са алкални и алкалоземни метали, които няма да редуцират йони на други метали от разтвори на техните соли. Това се дължи на факта, че в тези случаи реакциите на взаимодействие на метали с вода протичат с по -висока скорост.
3. Всички метали с отрицателен стандартен електроден потенциал, т.е. E. тези от поредицата метални напрежения вляво от водорода са в състояние да го изместят от киселинни разтвори.
Трябва да се отбележи, че представените серии характеризират поведението на металите и техните соли само във водни разтвори, тъй като потенциалите отчитат особеностите на взаимодействието на един или друг йон с молекули на разтворител. Ето защо електрохимичните серии започват с литий, докато по -химически активният рубидий и калий се намират вдясно от лития. Това се дължи на изключително високата енергия на процеса на хидратация на литиеви йони в сравнение с йони на други алкални метали.
Алгебричната стойност на стандартния редокс потенциал характеризира окислителната активност на съответната окислена форма. Следователно, сравнението на стойностите на стандартните окислително -възстановителни потенциали ни позволява да отговорим на въпроса: възниква ли тази или онази окислително -възстановителна реакция?
По този начин всички полу-реакции на окисляване на халогенидни йони до свободни халогени
2 Cl - - 2 e = С l 2 Е 0 = -1,36 V (1)
2 Br --2e = B r 2 E 0 = -1,07 V (2)
2I --2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)
може да се реализира при стандартни условия, като се използва оловен оксид като окислител ( IV ) (E 0 = 1,46 V) или калиев перманганат (E 0 = 1,52 V). Когато използвате калиев дихромат ( E 0 = 1,35 V) е възможно да се проведат само реакции (2) и (3). И накрая, използването на азотна киселина като окислител ( E 0 = 0,96 V) позволява само полуреакция с участието на йодидни йони (3).
По този начин количествен критерий за оценка на възможността за конкретна окислително-възстановителна реакция е положителната стойност на разликата между стандартните окислително-възстановителни потенциали на полуреакциите на окисление и редукция.
