Elektrolytisk bord. En rekke standard elektrodepotensialer (spenninger)

Målet med arbeidet: bli kjent med avhengigheten av redoksegenskapene til metaller på deres plassering i den elektrokjemiske spenningsserien.

Utstyr og reagenser: prøverør, prøverørsholdere, alkohollampe, filterpapir, pipetter, 2n. løsninger HCl Og H2SO4, konsentrert H2SO4, fortynnet og konsentrert HNO3, 0,5 millioner løsninger CuSO4, Pb(NO3)2 eller Pb(CH3COO)2; biter av metall aluminium, sink, jern, kobber, tinn, binders av jern, destillert vann.

Teoretiske forklaringer

Den kjemiske karakteren til ethvert metall bestemmes i stor grad av hvor lett det oksiderer, dvs. hvor lett dens atomer kan forvandle seg til tilstanden positive ioner.

Metaller som har lett evne til å oksidere kalles uedle metaller. Metaller som oksiderer med store vanskeligheter kalles edle.

Hvert metall er preget av en viss verdi av standard elektrodepotensial. For standard potensial j 0 av en gitt metallelektrode, tas emk til en galvanisk celle sammensatt av en standard hydrogenelektrode plassert til venstre og en metallplate plassert i en løsning av et salt av dette metallet, og aktiviteten (i fortynnede løsninger kan konsentrasjonen være brukt) av metallkationene i løsningen skal være lik 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(standard betingelser). Hvis reaksjonsbetingelsene er forskjellige fra standard, er det nødvendig å ta hensyn til avhengigheten av elektrodepotensialene av konsentrasjonene (mer presist, aktiviteter) av metallioner i løsningen og temperaturen.

Avhengigheten av elektrodepotensialer av konsentrasjon uttrykkes av Nernst-ligningen, som når den brukes på systemet:

Me n + + n e -→Meg

R- gass konstant, ;

F – Faradays konstant ("96500 C/mol);

n –

a Me n + - mol/l.

Tar mening T=298TIL, vi får

mol/l.

j 0, tilsvarende reduksjonshalvreaksjonen oppnås et antall metallspenninger (en rekke standard elektrodepotensialer). Standardelektrodepotensialet til hydrogen, tatt som null, for systemet der prosessen skjer, er plassert i samme rad:

2Н + +2е - = Í 2

Samtidig har standardelektrodepotensialene til uedle metaller en negativ verdi, og de for edelmetaller har en positiv verdi.

Elektrokjemisk spenning serie av metaller

Li; K; Ba; Sr; Ca; Na; Mg; Al; Mn; Zn; Cr; Fe; Cd; Co; Ni; Sn; Pb; ( H) ; Sb; Bi; Cu; Hg; Ag; Pd; Pt; Au

Denne serien karakteriserer redoksevnen til "metall - metallion"-systemet i vandige løsninger under standardforhold. Jo lenger til venstre i spenningsserien metallet er (jo mindre er det j 0), jo kraftigere et reduksjonsmiddel det er, og jo lettere er det for metallatomer å gi fra seg elektroner og blir til kationer, men kationene i dette metallet er vanskeligere å feste elektroner og blir til nøytrale atomer.

Redoksreaksjoner som involverer metaller og deres kationer fortsetter i den retningen hvor metallet med et lavere elektrodepotensial er et reduksjonsmiddel (dvs. oksidert), og metallkationer med et høyere elektrodepotensial er oksidasjonsmidler (dvs. reduserte). I denne forbindelse er følgende mønstre karakteristiske for den elektrokjemiske spenningsserien av metaller:

1. Hvert metall fortrenger fra saltløsningen alle andre metaller som er til høyre for det i den elektrokjemiske rekken av metallspenninger.

2. alle metaller som er til venstre for hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien fortrenger hydrogen fra fortynnede syrer.

Eksperimentell metodikk

Forsøk 1: Interaksjon av metaller med saltsyre.

Hell 2 - 3 i fire reagensglass ml saltsyre og legg i dem et stykke aluminium, sink, jern og kobber hver for seg. Hvilke av metallene som tas fortrenger hydrogen fra syren? Skriv reaksjonslikningene.

Forsøk 2: Interaksjon av metaller med svovelsyre.

Legg et stykke jern i et reagensrør og legg til 1 ml 2n. svovelsyre. Hva blir observert? Gjenta forsøket med et stykke kobber. Finner reaksjonen sted?

Sjekk effekten av konsentrert svovelsyre på jern og kobber. Forklar observasjonene. Skriv alle reaksjonsligningene.

Forsøk 3: Interaksjon av kobber med salpetersyre.

Legg et stykke kobber i to reagensglass. Hell 2 i en av dem ml fortynnet salpetersyre, andre - konsentrert. Varm eventuelt opp innholdet i reagensrørene i en spritlampe. Hvilken gass dannes i det første reagensrøret, og hvilken i det andre? Skriv ned reaksjonslikningene.

Forsøk 4: Interaksjon av metaller med salter.

Hell 2 – 3 i reagensglasset ml løsning av kobber (II) sulfat og senk et stykke jerntråd. Hva skjer? Gjenta eksperimentet, og bytt ut jerntråden med et stykke sink. Skriv reaksjonslikningene. Hell i reagensglass 2 ml løsning av bly(II)acetat eller nitrat og slipp et stykke sink. Hva skjer? Skriv reaksjonsligningen. Spesifiser oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel. Vil reaksjonen oppstå hvis sink erstattes med kobber? Gi en forklaring.

11.3 Nødvendig nivå av elevforberedelse

1. Kjenn konseptet til standard elektrodepotensial og ha en ide om målingen.

2. Kunne bruke Nernst-ligningen til å bestemme elektrodepotensialet under andre forhold enn standard.

3. Vit hva en rekke metallspenninger er og hva den kjennetegner.

4. Kunne bruke en rekke metallspenninger for å bestemme retningen til redoksreaksjoner som involverer metaller og deres kationer, samt metaller og syrer.

Selvkontrolloppgaver

1. Hva er massen av teknisk jern som inneholder 18% urenheter som kreves for å fortrenge nikkelsulfat fra løsningen (II) 7,42 g nikkel?

2. En kobberplate som veier 28 g. Ved slutten av reaksjonen ble platen fjernet, vasket, tørket og veid. Dens masse viste seg å være 32,52 g. Hvilken masse sølvnitrat var i løsningen?

3. Bestem verdien av elektrodepotensialet til kobber nedsenket i 0,0005 M kobbernitratløsning (II).

4. Elektrodepotensial av sink nedsenket i 0,2 M løsning ZnSO4, er lik 0,8 V. bestemme den tilsynelatende graden av dissosiasjon ZnSO4 i en løsning med spesifisert konsentrasjon.

5. Beregn potensialet til hydrogenelektroden hvis konsentrasjonen av hydrogenioner i løsningen (H+) beløper seg til 3,8 10 -3 mol/l.

6. Beregn potensialet til en jernelektrode nedsenket i en løsning som inneholder 0,0699 g FeCI 2 i 0,5 l.

7. Hva kalles standardelektrodepotensialet til et metall? Hvilken ligning uttrykker avhengigheten av elektrodepotensialer av konsentrasjon?

Laboratoriearbeid nr. 12

Emne: Galvanisk celle

Målet med arbeidet: kjennskap til prinsippene for drift av en galvanisk celle, beherskelse av beregningsmetoder EMF galvaniske celler.

Utstyr og reagenser: kobber- og sinkplater koblet til ledere, kobber- og sinkplater koblet med ledere til kobberplater, sandpapir, voltmeter, 3 kjemiske begre på 200-250 ml, gradert sylinder, stativ med et U-formet rør festet i seg, saltbro, 0,1 M løsninger av kobbersulfat, sinksulfat, natriumsulfat, 0,1 % fenolftaleinløsning i 50% etyl alkohol.

Teoretiske forklaringer

En galvanisk celle er en kjemisk strømkilde, det vil si en enhet som produserer elektrisk energi som et resultat av direkte konvertering av kjemisk energi fra en oksidasjons-reduksjonsreaksjon.

Elektrisk strøm (rettet bevegelse av ladede partikler) overføres gjennom strømledere, som er delt inn i ledere av den første og andre typen.

Ledere av den første typen leder elektrisk strøm med sine elektroner (elektroniske ledere). Disse inkluderer alle metaller og deres legeringer, grafitt, kull og noen faste oksider. Den elektriske ledningsevnen til disse lederne varierer fra 10 2 til 10 6 Ohm -1 cm -1 (for eksempel kull - 200 Ohm -1 cm -1, sølv 6 10 5 Ohm -1 cm -1).

Ledere av den andre typen leder elektrisk strøm med sine ioner (ioniske ledere). De er preget av lav elektrisk ledningsevne (f.eks. H 2 O – 4 10 -8 Ohm -1 cm -1).

Når ledere av den første og andre typen kombineres, dannes en elektrode. Dette er oftest et metall dyppet i en løsning av sitt eget salt.

Når en metallplate er nedsenket i vann, blir metallatomene i overflatelaget hydrert under påvirkning av polare vannmolekyler. Som et resultat av hydrering og termisk bevegelse svekkes deres forbindelse med krystallgitteret og et visst antall atomer passerer i form av hydratiserte ioner inn i væskelaget ved siden av metallets overflate. Metallplaten blir negativt ladet:

Me + m H 2 O = Me n + n H 2 O + ne -

Hvor Meh- metall atom; Me n + n H 2 O- hydrert metallion; e-– elektron, n– ladning av metallionet.

Likevektstilstanden avhenger av aktiviteten til metallet og konsentrasjonen av dets ioner i løsning. Når det gjelder aktive metaller ( Zn, Fe, Cd, Ni) interaksjon med polare vannmolekyler ender med separasjon av positive metallioner fra overflaten og overgang av hydratiserte ioner til løsning (fig. 1 EN). Denne prosessen er oksidativ. Når konsentrasjonen av kationer nær overflaten øker, øker hastigheten på den omvendte prosessen - reduksjonen av metallioner. Til syvende og sist utjevnes hastighetene til begge prosessene, det etableres en likevekt, der et dobbelt elektrisk lag med en viss verdi av metallpotensialet vises ved løsning-metall-grensesnittet.

+ + + +

– – – –

‌

Zn 0 + mH 2 O → Zn 2+ mH 2 O+2e - + + – – Cu 2+ nH 2 O+2e - → Cu 0 + nH 2 O

+ + + – – –

Ris. 1. Skjema for forekomsten av elektrodepotensial

Når et metall ikke er nedsenket i vann, men i en løsning av et salt av dette metallet, skifter likevekten til venstre, det vil si mot overgangen av ioner fra løsningen til overflaten av metallet. I dette tilfellet etableres en ny likevekt ved en annen verdi av metallpotensialet.

For inaktive metaller er likevektskonsentrasjonen av metallioner i rent vann svært liten. Hvis et slikt metall er nedsenket i en løsning av saltet, vil metallkationer frigjøres fra løsningen med en raskere hastighet enn overgangshastigheten for ioner fra metallet til løsningen. I dette tilfellet vil metalloverflaten motta en positiv ladning, og løsningen vil motta en negativ ladning på grunn av overskudd av saltanioner (fig. 1. b).

Når et metall nedsenkes i vann eller i en løsning som inneholder ioner av et gitt metall, dannes det således et elektrisk dobbeltlag ved grensesnittet mellom metall og løsning, som har en viss potensialforskjell. Elektrodepotensialet avhenger av metallets natur, konsentrasjonen av dets ioner i løsningen og temperatur.

Absolutt verdi av elektrodepotensial j en enkelt elektrode kan ikke bestemmes eksperimentelt. Det er imidlertid mulig å måle potensialforskjellen mellom to kjemisk forskjellige elektroder.

Vi ble enige om å ta potensialet til en standard hydrogenelektrode lik null. En standard hydrogenelektrode er en platinaplate belagt med platinasvamp, nedsenket i en sur løsning med en hydrogenionaktivitet på 1 mol/l. Elektroden vaskes med hydrogengass ved et trykk på 1 atm. og temperatur 298 K. Dette skaper en balanse:

2 N + + 2 e = N 2

For standard potensial j 0 av denne metallelektroden er tatt EMF en galvanisk celle sammensatt av en standard hydrogenelektrode og en metallplate plassert i en løsning av et salt av dette metallet, og aktiviteten (i fortynnede løsninger kan konsentrasjonen brukes) til metallkationene i løsningen skal være lik 1 mol/l; T=298 K; p=1 atm.(standardbetingelser). Verdien av standardelektrodepotensialet blir alltid referert til som reduksjonshalvreaksjonen:

Me n + +n e - → Meg

Ordne metaller i økende rekkefølge av størrelsen på deres standard elektrodepotensialer j 0, tilsvarende reduksjonshalvreaksjonen oppnås et antall metallspenninger (en rekke standard elektrodepotensialer). Standardelektrodepotensialet til systemet, tatt som null, er plassert i samme rad:

Í + +2е - → Í 2

Avhengighet av metallelektrodepotensial j på temperatur og konsentrasjon (aktivitet) bestemmes av Nernst-ligningen, som, når den brukes på systemet:

Me n + + n e -→Meg

Kan skrives i følgende form:

hvor er standard elektrodepotensial, I;

R- gass konstant, ;

F – Faradays konstant ("96500 C/mol);

n – antall elektroner involvert i prosessen;

a Me n + - aktiviteten til metallioner i løsning, mol/l.

Tar mening T=298TIL, vi får

Dessuten kan aktivitet i fortynnede løsninger erstattes av ionekonsentrasjonen uttrykt i mol/l.

EMF av enhver galvanisk celle kan defineres som forskjellen mellom elektrodepotensialene til katoden og anoden:

EMF = j katode -j anode

Den negative polen til elementet kalles anoden, og oksidasjonsprosessen foregår på den:

Me - ne - → Me n +

Den positive polen kalles katoden, og reduksjonsprosessen foregår på den:

Me n + + ne - → Meg

En galvanisk celle kan skrives skjematisk, mens visse regler overholdes:

1. Elektroden til venstre må skrives i sekvensen metall - ion. Elektroden til høyre er skrevet i sekvensen ion - metall. (-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+)

2. Reaksjonen som skjer ved venstre elektrode registreres som oksidativ, og reaksjonen ved høyre elektrode registreres som reduserende.

3. Hvis EMF element > 0, vil driften av den galvaniske cellen være spontan. Hvis EMF< 0, то самопроизвольно будет работать обратный гальванический элемент.

Metodikk for gjennomføring av eksperimentet

Erfaring 1: Sammensetning av kobber-sink galvanisk celle

Skaff nødvendig utstyr og reagenser fra laboratorieassistenten. I et beger med volum 200 ml Helle 100 ml 0,1 M kobbersulfatløsning (II) og senk kobberplaten koblet til lederen inn i den. Hell samme volum i det andre glasset 0,1 M sinksulfatløsning og senk sinkplaten koblet til lederen inn i den. Platene må først rengjøres med sandpapir. Få en saltbro fra laboratorieassistenten og koble de to elektrolyttene til den. En saltbro er et glassrør fylt med gel (agar-agar), hvor begge ender er lukket med en bomullspinne. Broen holdes i en mettet vandig løsning av natriumsulfat, som et resultat av at gelen sveller og viser ioneledningsevne.

Ved hjelp av en lærer, fest et voltmeter til polene til den resulterende galvaniske cellen og mål spenningen (hvis målingen utføres med et voltmeter med liten motstand, er forskjellen mellom verdien EMF og spenningen er lav). Regn ut den teoretiske verdien ved hjelp av Nernsts ligning EMF galvanisk celle. Spenningen er mindre EMF galvanisk celle på grunn av polarisering av elektrodene og ohmske tap.

Erfaring 2: Elektrolyse av natriumsulfatløsning

I eksperimentet, ved å bruke den elektriske energien generert av en galvanisk celle, foreslås det å utføre elektrolyse av natriumsulfat. For å gjøre dette, hell natriumsulfatløsning i et U-formet rør og plasser kobberplater i begge albuene, slipt med sandpapir og koblet til kobber- og sinkelektrodene til den galvaniske cellen, som vist i fig. 2. Tilsett 2-3 dråper fenolftalein til hver albue av det U-formede røret. Etter en tid blir løsningen rosa i katoderommet til elektrolysatoren på grunn av dannelsen av alkali under den katodiske reduksjonen av vann. Dette indikerer at den galvaniske cellen fungerer som en strømkilde.

Skriv ned ligninger for prosessene som skjer ved katoden og anoden under elektrolysen av en vandig løsning av natriumsulfat.

(–) KATODE ANODE (+)

saltbro

→ Zn 2+ Cu 2+→

ZnSO 4 Cu SO 4

ANODE (-) KATODE (+)

Zn – 2e - → Zn 2+ Сu 2+ + 2e - →Cu

oksidasjonsreduksjon

12.3 Nødvendig nivå av elevforberedelse

1. Kjenne til begrepene: ledere av første og andre type, dielektrikum, elektrode, galvanisk celle, anode og katode til en galvanisk celle, elektrodepotensial, standard elektrodepotensial. EMF galvanisk celle.

2. Ha en idé om årsakene til forekomsten av elektrodepotensialer og metoder for å måle dem.

3. Ha en ide om prinsippene for drift av en galvanisk celle.

4. Kunne bruke Nernst-ligningen til å beregne elektrodepotensialer.

5. Kunne skrive ned diagrammer over galvaniske celler, kunne beregne EMF galvaniske celler.

Selvkontrolloppgaver

1. Beskriv ledere og dielektrikum.

2. Hvorfor har anoden i en galvanisk celle negativ ladning, men i elektrolysatoren positiv ladning?

3. Hva er forskjellene og likhetene mellom katoder i en elektrolysator og en galvanisk celle?

4. En magnesiumplate ble dyppet i en løsning av saltet. I dette tilfellet viste elektrodepotensialet til magnesium seg å være likt -2,41 V. Beregn konsentrasjonen av magnesiumioner i mol/l. (4,17x10 -2).

5. Ved hvilken ionekonsentrasjon Zn 2+ (mol/l) potensialet til sinkelektroden vil bli 0,015 V mindre enn standardelektroden? (0,3 mol/l)

6. Nikkel- og koboltelektroder senkes ned i henholdsvis løsninger. Ni(NO3)2 Og Co(NO3)2. I hvilket forhold bør konsentrasjonen av ioner av disse metallene være slik at potensialene til begge elektrodene er like? (C Ni2+:C Co2+ = 1:0,117).

7. Ved hvilken ionekonsentrasjon Cu 2+ V mol/l blir potensialet til kobberelektroden lik standardpotensialet til hydrogenelektroden? (1,89 x 10-6 mol/l).

8. Lag et diagram, skriv elektroniske ligninger av elektrodeprosesser og beregn EMF galvanisk celle bestående av plater av kadmium og magnesium nedsenket i løsninger av deres salter med en konsentrasjon = = 1,0 mol/l. Vil verdien endres EMF, hvis konsentrasjonen av hvert ion reduseres til 0,01 mol/l? (2.244 V).

Laboratoriearbeid nr. 13

Hvis vi fra hele serien med standard elektrodepotensialer velger bare de elektrodeprosessene som tilsvarer den generelle ligningen

da får vi en rekke metallspenninger. I tillegg til metaller vil denne serien alltid inneholde hydrogen, som lar deg se hvilke metaller som er i stand til å fortrenge hydrogen fra vandige løsninger av syrer.

Tabell 19. Serie av metallspenninger

En rekke spenninger for de viktigste metallene er gitt i tabell. 19. Plasseringen av et bestemt metall i spenningsserien karakteriserer dets evne til å gjennomgå redoksinteraksjoner i vandige løsninger under standardbetingelser. Metallioner er oksidasjonsmidler, og metaller i form av enkle stoffer er reduksjonsmidler. Dessuten, jo lenger et metall er plassert i spenningsserien, jo sterkere er oksidasjonsmidlet i en vandig løsning dets ioner, og omvendt, jo nærmere metallet er begynnelsen av serien, desto sterkere er de reduserende egenskapene til en enkel substans - metallet.

Elektrodeprosesspotensial

i et nøytralt miljø er det lik B (se side 273). Aktive metaller i begynnelsen av serien, med et potensial betydelig mer negativt enn -0,41 V, fortrenger hydrogen fra vann. Magnesium fortrenger hydrogen bare fra varmt vann. Metaller som ligger mellom magnesium og kadmium fortrenger generelt ikke hydrogen fra vann. Det dannes oksidfilmer på overflaten av disse metallene, som har en beskyttende effekt.

Metaller som ligger mellom magnesium og hydrogen fortrenger hydrogen fra sure løsninger. Samtidig dannes det også beskyttende filmer på overflaten av noen metaller, som hemmer reaksjonen. Dermed gjør oksidfilmen på aluminium dette metallet stabilt ikke bare i vann, men også i løsninger av visse syrer. Bly løses ikke opp i svovelsyre ved konsentrasjonen under, siden saltet som dannes når bly reagerer med svovelsyre er uløselig og danner en beskyttende film på metalloverflaten. Fenomenet med dyp inhibering av metalloksidasjon, på grunn av tilstedeværelsen av beskyttende oksid- eller saltfilmer på overflaten, kalles passivitet, og metallets tilstand kalles i dette tilfellet en passiv tilstand.

Metaller er i stand til å fortrenge hverandre fra saltløsninger. Reaksjonsretningen bestemmes av deres relative plassering i rekken av spenninger. Når man vurderer spesifikke tilfeller av slike reaksjoner, bør det huskes at aktive metaller fortrenger hydrogen ikke bare fra vann, men også fra enhver vandig løsning. Derfor skjer den gjensidige forskyvningen av metaller fra løsninger av deres salter praktisk talt bare når det gjelder metaller som ligger i serien etter magnesium.

Beketov var den første som studerte i detalj fortrengningen av metaller fra deres forbindelser med andre metaller. Som et resultat av arbeidet sitt arrangerte han metaller i henhold til deres kjemiske aktivitet i en fortrengningsserie, som er prototypen på en serie metallspenninger.

Den relative plasseringen av noen metaller i spenningsserien og i det periodiske systemet ved første øyekast samsvarer ikke med hverandre. For eksempel, i henhold til posisjonen i det periodiske systemet, bør den kjemiske aktiviteten til kalium være større enn natrium, og natrium - større enn litium. I rekken av spenninger er litium den mest aktive, og kalium inntar en midtposisjon mellom litium og natrium. Sink og kobber, i henhold til deres posisjon i det periodiske systemet, skal ha omtrent lik kjemisk aktivitet, men i spenningsserien er sink lokalisert mye tidligere enn kobber. Årsaken til denne typen inkonsekvens er som følger.

Når man sammenligner metaller som opptar en eller annen posisjon i det periodiske systemet, blir ioniseringsenergien til frie atomer tatt som et mål på deres kjemiske aktivitet - reduserende evne. Faktisk, når man beveger seg, for eksempel fra topp til bunn langs hovedundergruppen til gruppe I i det periodiske systemet, reduseres ioniseringsenergien til atomer, noe som er assosiert med en økning i deres radier (dvs. med en større avstand til ytre elektroner). fra kjernen) og med økende screening av den positive ladningen til kjernen av mellomliggende elektroniske lag (se § 31). Derfor viser kaliumatomer større kjemisk aktivitet - de har sterkere reduserende egenskaper - enn natriumatomer, og natriumatomer viser større aktivitet enn litiumatomer.

Når man sammenligner metaller i en serie spenninger, blir arbeidet med å omdanne et metall i fast tilstand til hydratiserte ioner i en vandig løsning tatt som et mål på kjemisk aktivitet. Dette arbeidet kan representeres som summen av tre ledd: atomiseringsenergien - transformasjonen av en metallkrystall til isolerte atomer, ioniseringsenergien til frie metallatomer og hydreringsenergien til de resulterende ionene. Atomiseringsenergi karakteriserer styrken til krystallgitteret til et gitt metall. Energien til ionisering av atomer - fjerning av valenselektroner fra dem - bestemmes direkte av metallets posisjon i det periodiske systemet. Energien som frigjøres under hydrering avhenger av den elektroniske strukturen til ionet, dets ladning og radius.

Litium- og kaliumioner, som har samme ladning, men forskjellige radier, vil skape ulik elektriske felt rundt seg. Feltet som genereres nær små litiumioner vil være sterkere enn feltet nær store kaliumioner. Fra dette er det klart at litiumioner vil hydratisere med frigjøring av mer energi enn kaliumioner.

Under transformasjonen som vurderes, blir energi brukt på forstøvning og ionisering og energi frigjøres under hydrering. Jo lavere det totale energiforbruket er, desto lettere vil hele prosessen være og jo nærmere begynnelsen av spenningsserien vil det gitte metallet være lokalisert. Men av de tre leddene i den generelle energibalansen er bare ett - ioniseringsenergien - direkte bestemt av metallets posisjon i det periodiske systemet. Det er følgelig ingen grunn til å forvente at den relative posisjonen til visse metaller i spenningsserien alltid vil samsvare med deres posisjon i det periodiske systemet. For litium viser altså det totale energiforbruket å være mindre enn for kalium, ifølge hvilket litium kommer før kalium i spenningsserien.

For kobber og sink er energiforbruket for ionisering av frie atomer og energigevinsten under ionehydratisering nærme. Men metallisk kobber danner et sterkere krystallgitter enn sink, som man kan se fra en sammenligning av smeltetemperaturene til disse metallene: sink smelter ved , og kobber kun ved . Derfor er energien brukt på forstøvning av disse metallene vesentlig forskjellig, som et resultat av at de totale energikostnadene for hele prosessen når det gjelder kobber er mye større enn når det gjelder sink, noe som forklarer den relative posisjonen til disse. metaller i stressserien.

Ved overgang fra vann til ikke-vandige løsemidler kan de relative posisjonene til metaller i spenningsserien endres. Grunnen til dette er at solvatiseringsenergien til forskjellige metallioner endres forskjellig når de beveger seg fra et løsningsmiddel til et annet.

Spesielt er kobberionet solvatisert ganske kraftig i noen organiske løsningsmidler; Dette fører til det faktum at i slike løsningsmidler er kobber plassert i spenningsserien før hydrogen og fortrenger det fra sure løsninger.

Således, i motsetning til det periodiske systemet av elementer, er en serie metallspenninger ikke en refleksjon av et generelt mønster, på grunnlag av hvilket det er mulig å gi en omfattende karakteristikk av de kjemiske egenskapene til metaller. En serie spenninger karakteriserer bare redoksevnen til det elektrokjemiske systemet "metall - metallion" under strengt definerte forhold: verdiene gitt i det refererer til en vandig løsning, temperatur og enhetskonsentrasjon (aktivitet) av metallioner.

Hvilken informasjon kan fås fra en serie spenninger?

En rekke metallspenninger er mye brukt i uorganisk kjemi. Spesielt avhenger resultatene av mange reaksjoner og til og med muligheten for deres implementering av posisjonen til et bestemt metall i NER. La oss diskutere dette problemet mer detaljert.

Interaksjon av metaller med syrer

Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen reagerer med syrer - ikke-oksiderende midler. Metaller lokalisert i NER til høyre for H interagerer bare med oksiderende syrer (spesielt med HNO 3 og konsentrert H 2 SO 4).

Eksempel 1. Sink er lokalisert i NER til venstre for hydrogen, derfor er det i stand til å reagere med nesten alle syrer:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Eksempel 2. Kobber ligger i ERN til høyre for H; dette metallet reagerer ikke med "vanlige" syrer (HCl, H 3 PO 4, HBr, organiske syrer), men det interagerer med oksiderende syrer (salpetersyre, konsentrert svovelsyre):

Cu + 4HNO 3 (kons.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (kons.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Jeg vil gjerne trekke oppmerksomheten til et viktig poeng: når metaller interagerer med oksiderende syrer, er det ikke hydrogen som frigjøres, men noen andre forbindelser. Dette kan du lese mer om!

Interaksjon av metaller med vann

Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for Mg reagerer lett med vann allerede ved romtemperatur, frigjør hydrogen og danner en alkaliløsning.

Eksempel 3. Natrium, kalium, kalsium løses lett opp i vann for å danne en alkaliløsning:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Metaller som ligger i spenningsområdet fra hydrogen til magnesium (inklusive) samhandler i noen tilfeller med vann, men reaksjonene krever spesifikke forhold. For eksempel begynner aluminium og magnesium å samhandle med H 2 O først etter å ha fjernet oksidfilmen fra metalloverflaten. Jern reagerer ikke med vann ved romtemperatur, men reagerer med vanndamp. Kobolt, nikkel, tinn og bly samhandler praktisk talt ikke med H 2 O, ikke bare ved romtemperatur, men også ved oppvarming.

Metallene på høyre side av ERN (sølv, gull, platina) reagerer ikke med vann under noen forhold.

Interaksjon av metaller med vandige løsninger av salter

Vi vil snakke om reaksjoner av følgende type:

metall (*) + metallsalt (**) = metall (**) + metallsalt (*)

Jeg vil understreke at stjernene i dette tilfellet ikke indikerer oksidasjonstilstanden eller valensen til metallet, men bare lar en skille mellom metall nr. 1 og metall nr. 2.

For å utføre en slik reaksjon må tre betingelser være oppfylt samtidig:

saltene som er involvert i prosessen må oppløses i vann (dette kan enkelt kontrolleres ved hjelp av løselighetstabellen);
metallet (*) må være i spenningsserien til venstre for metallet (**);
metallet (*) skal ikke reagere med vann (som også enkelt kan verifiseres av ESI).

Eksempel 4. La oss se på noen reaksjoner:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Den første reaksjonen er lett gjennomførbar, alle betingelsene ovenfor er oppfylt: kobbersulfat er løselig i vann, sink er i NER til venstre for kobber, Zn reagerer ikke med vann.

Den andre reaksjonen er umulig fordi den første betingelsen ikke er oppfylt (kobber(II)sulfid er praktisk talt uløselig i vann). Den tredje reaksjonen er ikke gjennomførbar, siden bly er et mindre aktivt metall enn jern (plassert til høyre i ESR). Til slutt vil den fjerde prosessen IKKE resultere i nikkelutfelling fordi kalium reagerer med vann; det resulterende kaliumhydroksidet kan reagere med saltløsningen, men dette er en helt annen prosess.

Termisk nedbrytningsprosess av nitrater

La meg minne deg på at nitrater er salter av salpetersyre. Alle nitrater brytes ned ved oppvarming, men sammensetningen av nedbrytningsproduktene kan variere. Sammensetningen bestemmes av metallets posisjon i spenningsserien.

Nitrater av metaller som ligger i NER til venstre for magnesium, danner ved oppvarming tilsvarende nitritt og oksygen:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Under den termiske dekomponeringen av metallnitrater i spenningsområdet fra Mg til og med Cu, dannes metalloksid, NO 2 og oksygen:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Til slutt, under dekomponeringen av nitrater av de minst aktive metallene (plassert i ERN til høyre for kobber), dannes metall, nitrogendioksid og oksygen.

metaller

Mange kjemiske reaksjoner involverer enkle stoffer, spesielt metaller. Ulike metaller viser imidlertid ulik aktivitet i kjemiske interaksjoner, og dette avgjør om en reaksjon vil skje eller ikke.

Jo større aktivitet et metall har, desto kraftigere reagerer det med andre stoffer. I henhold til aktivitet kan alle metaller ordnes i en serie, som kalles metallaktivitetsserien, eller forskyvningsserien av metaller, eller metallspenningsserien, samt den elektrokjemiske rekken av metallspenninger. Denne serien ble først studert av den fremragende ukrainske forskeren M.M. Beketov, derfor kalles denne serien også Beketov-serien.

Aktivitetsserien til Beketov-metaller har følgende form (de vanligste metallene er gitt):

K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > >H 2 > Cu > Hg > Ag > Au.

I denne serien er metaller ordnet med en nedgang i aktiviteten. Blant de gitte metallene er det mest aktive kalium, og det minst aktive er gull. Ved å bruke denne serien kan du finne ut hvilket metall som er mer aktivt enn det andre. Hydrogen er også til stede i denne serien. Naturligvis er hydrogen ikke et metall, men i denne serien tas dets aktivitet som utgangspunkt (en slags null).

Interaksjon av metaller med vann

Metaller er i stand til å fortrenge hydrogen ikke bare fra sure løsninger, men også fra vann. Akkurat som med syrer, øker aktiviteten av interaksjon av metaller med vann fra venstre til høyre.

Metaller i aktivitetsserien opp til magnesium er i stand til å reagere med vann under normale forhold. Når disse metallene samhandler, dannes alkalier og hydrogen, for eksempel:

Andre metaller som kommer før hydrogen i aktivitetsserien kan også samhandle med vann, men dette skjer under mer alvorlige forhold. For å samhandle føres overopphetet vanndamp gjennom varme metallspåner. Under slike forhold kan hydroksyder ikke lenger eksistere, så reaksjonsproduktene er oksidet av det tilsvarende metallelementet og hydrogen:

Avhengighet av metallers kjemiske egenskaper av deres plass i aktivitetsserien

← metallaktiviteten øker

Fortrenger hydrogen fra syrer

Fortrenger ikke hydrogen fra syrer

Fortrenger hydrogen fra vann og danner alkalier

Fortrenger hydrogen fra vann ved høye temperaturer, og danner oksider

3 ikke samhandle med vann

Det er umulig å fortrenge salt fra en vandig løsning

Kan oppnås ved fortrengning av et mer aktivt metall fra en saltløsning eller fra en oksidsmelte

Interaksjon av metaller med salter

Hvis saltet er løselig i vann, kan atomet til metallelementet i det erstattes med et atom av et mer aktivt element. Hvis du senker en jernplate i en løsning av cuprum(II)-sulfat, vil kobber etter en tid frigjøres på den i form av et rødt belegg:

Men hvis en sølvplate er nedsenket i en løsning av cuprum(II)sulfat, vil ingen reaksjon oppstå:

Cuprum kan erstattes av hvilket som helst metall som er til venstre i raden med metallaktivitet. Men metallene som er helt i begynnelsen av serien er natrium, kalium, etc. - er ikke egnet for dette, fordi de er så aktive at de ikke vil samhandle med salt, men med vann som dette saltet er oppløst i.

Forskyvning av metaller fra salter med mer aktive metaller er svært mye brukt i industrien for utvinning av metaller.

Interaksjon av metaller med oksider

Oksider av metallelementer er i stand til å samhandle med metaller. Mer aktive metaller fortrenger mindre aktive metaller fra oksidene:

Men i motsetning til reaksjonen av metaller med salter, må oksidene i dette tilfellet smeltes for at reaksjonen skal skje. For å trekke ut metall fra oksidet kan du bruke et hvilket som helst metall som er plassert i aktivitetsraden til venstre, også det mest aktive natrium og kalium, fordi det smeltede oksidet ikke inneholder vann.

Samspillet mellom metaller og oksider brukes i industrien for å utvinne andre metaller. Det mest praktiske metallet for denne metoden er aluminium. Den er ganske utbredt i naturen og billig å produsere. Du kan også bruke mer aktive metaller (kalsium, natrium, kalium), men for det første er de dyrere enn aluminium, og for det andre, på grunn av deres ultrahøye kjemiske aktivitet, er de svært vanskelige å bevare i fabrikker. Denne metoden for å utvinne metaller ved hjelp av aluminium kalles aluminotermi.

Metaller som reagerer lett kalles aktive metaller. Disse inkluderer alkali, jordalkalimetaller og aluminium.

Plassering i det periodiske systemet

De metalliske egenskapene til grunnstoffer avtar fra venstre til høyre i det periodiske systemet. Derfor regnes elementer fra gruppe I og II som de mest aktive.

Ris. 1. Aktive metaller i det periodiske systemet.

Alle metaller er reduksjonsmidler og skilles lett med elektroner på det ytre energinivået. Aktive metaller har bare ett eller to valenselektroner. I dette tilfellet øker metalliske egenskaper fra topp til bunn med økende antall energinivåer, fordi Jo lenger et elektron er fra kjernen til et atom, jo lettere er det for det å skille seg.

Alkalimetaller regnes som de mest aktive:

litium;
natrium;
kalium;
rubidium;
cesium;
fransk

Alkaliske jordmetaller inkluderer:

beryllium;
magnesium;
kalsium;
strontium;
barium;
radium.

Graden av aktivitet til et metall kan bestemmes av den elektrokjemiske rekken av metallspenninger. Jo lenger til venstre for hydrogen et grunnstoff befinner seg, jo mer aktivt er det. Metaller til høyre for hydrogen er inaktive og kan bare reagere med konsentrerte syrer.

Ris. 2. Elektrokjemisk serie av spenninger av metaller.

Listen over aktive metaller i kjemi inkluderer også aluminium, plassert i gruppe III og til venstre for hydrogen. Aluminium er imidlertid på grensen til aktive og middels aktive metaller og reagerer ikke med enkelte stoffer under normale forhold.

Egenskaper

Aktive metaller er myke (kan kuttes med kniv), lette og har lavt smeltepunkt.

De viktigste kjemiske egenskapene til metaller er presentert i tabellen.

Reaksjon	Ligningen	Unntak
Alkalimetaller antennes spontant i luft når de interagerer med oksygen	K + O 2 → KO 2	Litium reagerer med oksygen bare ved høye temperaturer
Jordalkaliske metaller og aluminium danner oksidfilmer i luft og antennes spontant ved oppvarming	2Ca + O2 → 2CaO
Reagerer med enkle stoffer for å danne salter	Ca + Br2 -> CaBr2; - 2Al + 3S → Al 2S 3	Aluminium reagerer ikke med hydrogen
Reagerer voldsomt med vann og danner alkalier og hydrogen	- Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2	Reaksjonen med litium er langsom. Aluminium reagerer med vann først etter fjerning av oksidfilmen
Reagerer med syrer for å danne salter	Ca + 2HCl → CaCl2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H 2
Samhandle med saltløsninger, først reagere med vann og deretter med salt	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H20 → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl

Aktive metaller reagerer lett, så i naturen finnes de bare i blandinger - mineraler, bergarter.

Ris. 3. Mineraler og rene metaller.

Hva har vi lært?

Aktive metaller inkluderer elementer fra gruppe I og II - alkali- og jordalkalimetaller, samt aluminium. Aktiviteten deres bestemmes av atomets struktur - noen få elektroner skilles lett fra det ytre energinivået. Dette er myke lettmetaller som raskt reagerer med enkle og komplekse stoffer, og danner oksider, hydroksyder og salter. Aluminium er nærmere hydrogen, og dets reaksjon med stoffer krever ytterligere forhold - høye temperaturer, ødeleggelse av oksidfilmen.

Test om emnet

Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig rangering: 4.4. Totalt mottatte vurderinger: 339.