En rekke reduserende egenskaper av metaller. Aktive metaller

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 ERN 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:

  1. saltene som er involvert i prosessen må oppløses i vann (dette kan enkelt kontrolleres ved hjelp av løselighetstabellen);
  2. metallet (*) må være i spenningsserien til venstre for metallet (**);
  3. 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.

Elektrokjemisk aktivitet serie av metaller(en serie spenninger, en serie med standard elektrodepotensialer) - en sekvens der metaller er ordnet i økende rekkefølge av deres standard elektrokjemiske potensialer φ 0, tilsvarende halvreaksjonen av reduksjon av metallkation Me n+: Me n+ + nē → Meg

Praktisk bruk av aktivitetsserien av metaller

En rekke spenninger brukes i praksis for en komparativ vurdering av den kjemiske aktiviteten til metaller i reaksjoner med vandige løsninger av salter og syrer og for vurdering av katodiske og anodiske prosesser under elektrolyse:

  • Metaller til venstre for hydrogen er sterkere reduksjonsmidler enn metaller til høyre: de fortrenger sistnevnte fra saltløsninger. For eksempel er interaksjonen Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu mulig kun i foroverretningen.
  • Metaller i raden til venstre for hydrogen fortrenger hydrogen når de samhandler med vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer; de mest aktive metallene (til og med aluminium) - og når de samhandler med vann.
  • Metaller i serien til høyre for hydrogen interagerer ikke med vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer under normale forhold.
  • Under elektrolyse frigjøres metaller til høyre for hydrogen ved katoden; reduksjonen av moderat aktive metaller er ledsaget av frigjøring av hydrogen; De mest aktive metallene (opp til aluminium) kan ikke isoleres fra vandige saltløsninger under normale forhold.

Alkalimetaller regnes som de mest aktive:

  • litium;
  • natrium;
  • kalium;
  • rubidium;
  • cesium;
  • fransk

Restorative egenskaper- disse er de viktigste kjemiske egenskapene som er karakteristiske for alle metaller. De manifesterer seg i samspill med en lang rekke oksidasjonsmidler, inkludert oksidasjonsmidler fra miljøet. Generelt kan interaksjonen mellom et metall og oksidasjonsmidler uttrykkes ved følgende skjema:

Me + Oksydasjonsmiddel" Meg(+X),

Hvor (+X) er den positive oksidasjonstilstanden til Me.

Eksempler på metalloksidasjon.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

  • Metal aktivitetsserie

    De reduserende egenskapene til metaller er forskjellige fra hverandre. Elektrodepotensialer E brukes som en kvantitativ karakteristikk av reduksjonsegenskapene til metaller.

    Jo mer aktivt metallet er, desto mer negativt er standardelektrodepotensialet E o.

    Metaller ordnet på rad når deres oksidative aktivitet avtar, danner en aktivitetsserie.

    Metal aktivitetsserie

    Meg Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Au
    Jeg z+ Li+ K+ Ca2+ Na+ Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H+ Cu 2+ Ag+ Au 3+
    E o,B -3,0 -2,9 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,50
    Et metall med en mer negativ Eo-verdi er i stand til å redusere et metallkation med et mer positivt elektrodepotensial.

    Reduksjonen av et metall fra en løsning av dets salt med et annet metall med høyere reduserende aktivitet kalles sementering. Sementering brukes i metallurgiske teknologier.

    Spesielt oppnås Cd ved å redusere det fra en løsning av saltet med sink.

    Zn + Cd2+ = Cd + Zn2+

  • 3.3. 1. Interaksjon av metaller med oksygen

    Oksygen er et sterkt oksidasjonsmiddel. Det kan oksidere de aller fleste metaller unntattAuOgPt . Metaller utsatt for luft kommer i kontakt med oksygen, så når man studerer kjemien til metaller, er man alltid oppmerksom på særegenhetene ved interaksjonen mellom metallet og oksygen.

    Alle vet at jern i fuktig luft blir dekket med rust - hydrert jernoksid. Men mange metaller i kompakt tilstand ved ikke for høye temperaturer viser motstand mot oksidasjon, siden de danner tynne beskyttende filmer på overflaten. Disse filmene av oksidasjonsprodukter forhindrer at oksidasjonsmidlet kommer i kontakt med metallet. Fenomenet med dannelse av beskyttende lag på overflaten av et metall som forhindrer oksidasjon av metallet kalles passivering av metallet.

    En økning i temperatur fremmer oksidasjon av metaller med oksygen. Aktiviteten til metaller øker i finknust tilstand. De fleste metaller i pulverform brenner i oksygen.

  • s-metaller

    Vis den største reduserende aktivitetens-metaller. Metallene Na, K, Rb Cs kan antennes i luft, og de lagres i forseglede kar eller under et lag med parafin. Be og Mg passiveres ved lave temperaturer i luft. Men når den tennes, brenner Mg-tapen med en blendende flamme.

    MetallerIIA-undergrupper og Li danner oksider når de interagerer med oksygen.

    2Ca + O2 = 2CaO

    4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

    Alkalimetaller, unntattLi, når de interagerer med oksygen, danner de ikke oksider, men peroksiderMeg 2 O 2 og superoksiderMeO 2 .

    2Na + O 2 = Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • p-metaller

    Metaller som tilhørers- blokken er passivisert i luft.

    Ved forbrenning i oksygen

    • metaller av IIIA-undergruppen danner oksider av typen Me 2 O 3,
    • Sn oksideres til SnO 2 , og Pb - opp til PbO
    • Bi går til Bi2O3.

  • d-metaller

    Alled-periode 4 metaller oksideres av oksygen. Sc, Mn, Fe oksideres lettest. Spesielt motstandsdyktig mot korrosjon er Ti, V, Cr.

    Når det brennes i oksygen av alled

    Når det brennes i oksygen av alled-av periode 4 grunnstoffer danner kun skandium, titan og vanadium oksider der Me er i høyeste oksidasjonstilstand, lik gruppenummer. Den resterende perioden 4 d-metaller, når de brennes i oksygen, danner oksider der Me er i mellomliggende, men stabile oksidasjonstilstander.

    Typer oksider dannet av periode 4 d-metaller ved forbrenning i oksygen:

    • MeO danner Zn, Cu, Ni, Co. (ved T>1000°C danner Cu Cu 2 O),
    • Me 2 O 3, danner Cr, Fe og Sc,
    • MeO 2 - Mn og Ti,
    • V danner et høyere oksid - V 2 O 5 .
    d-metaller fra periode 5 og 6, unntatt Y, La, mer motstandsdyktig mot oksidasjon enn alle andre metaller. Reagerer ikke med oksygen Au,Pt .

    Når det brennes i oksygend-metaller fra periode 5 og 6 danner som regel høyere oksider, unntakene er metallene Ag, Pd, Rh, Ru.

    Typer oksider dannet av d-metaller fra periode 5 og 6 under forbrenning i oksygen:

    • Me 2 O 3- form Y, La; Rh;
    • MeO 2- Zr, Hf; Ir:
    • Me 2 O 5- Nb, Ta;
    • MeO 3- Mo, W
    • Me 2 O 7- Tc, Re
    • MeO 4 - Os
    • MeO- Cd, Hg, Pd;
    • Meg 2 O- Ag;

  • Interaksjon av metaller med syrer

    I sure løsninger er hydrogenkationet et oksidasjonsmiddel. H+-kationen kan oksidere metaller i aktivitetsserien opp til hydrogen, dvs. har negative elektrodepotensialer.

    Mange metaller, når de oksideres, omdannes til kationer i sure vandige løsningerMe z + .

    Anioner av en rekke syrer er i stand til å vise oksiderende egenskaper som er sterkere enn H +. Slike oksidasjonsmidler inkluderer anioner og de vanligste syrene H 2 SÅ 4 OgHNO 3 .

    NO 3 - anioner viser oksiderende egenskaper ved enhver konsentrasjon i løsningen, men reduksjonsproduktene avhenger av konsentrasjonen av syren og naturen til metallet som oksideres.

    SO 4 2- anioner viser oksiderende egenskaper bare i konsentrert H 2 SO 4.

    Reduksjonsprodukter av oksidasjonsmidler: H + , NO 3 - , SÅ 4 2 -

    2Н + + 2е - =H 2

    SÅ 4 2- fra konsentrert H2SO4 SÅ 4 2- + 2e - + 4 H + = SÅ 2 + 2 H 2 O

    (dannelse av S, H 2 S er også mulig)

    NO 3 - fra konsentrert HNO 3 NO 3 - + e - + 2H+ = NO 2 + H 2 O
    NO 3 - fra fortynnet HNO 3 NO 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

    (dannelse av N 2 O, N 2, NH 4 + er også mulig)

    Eksempler på reaksjoner mellom metaller og syrer

    Zn + H 2 SO 4 (fortynnet) " ZnSO 4 + H 2

    8Al + 15H 2 SO 4 (k.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

    3Ni + 8HNO 3 (fortynnet) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 4HNO 3 (k.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

  • Produkter av metalloksidasjon i sure løsninger

    Alkalimetaller danner et Me + type kation, s-metaller fra den andre gruppen danner kationer Meg 2+.

    Når de er oppløst i syrer, danner p-blokkmetaller kationene som er angitt i tabellen.

    Metallene Pb og Bi løses kun i salpetersyre.

    Meg Al Ga I Tl Sn Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga 3+ I 3+ Tl+ Sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo,B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Alle d-metaller av 4 perioder, unntatt Cu , kan oksideres av ionerH+ i sure løsninger.

    Typer kationer dannet av periode 4 d-metaller:

    • Meg 2+(dann d-metaller fra Mn til Cu)
    • meg 3+ ( danner Sc, Ti, V, Cr og Fe i salpetersyre).
    • Ti og V danner også kationer MeO 2+
    d-elementer fra periode 5 og 6 er mer motstandsdyktige mot oksidasjon enn perioder 4d- metaller.

    I sure løsninger kan H + oksidere: Y, La, Cd.

    Følgende kan oppløses i HNO 3: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re oppløses i varm HNO 3.

    Følgende oppløses i varm H 2 SO 4: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Metaller: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W er vanligvis oppløst i en blanding av HNO 3 + HF.

    I vannvann (en blanding av HNO 3 + HCl) kan Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au og Os løses opp med vanskeligheter). Årsaken til oppløsningen av metaller i vannvann eller i en blanding av HNO 3 + HF er dannelsen av komplekse forbindelser.

    Eksempel. Oppløsningen av gull i aqua regia blir mulig på grunn av dannelsen av et kompleks -

    Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O

  • Interaksjon av metaller med vann

    De oksiderende egenskapene til vann skyldes H(+1).

    2H 2 O + 2e -" N 2 + 2OH -

    Siden konsentrasjonen av H + i vann er lav, er dens oksiderende egenskaper lave. Metaller kan oppløses i vann E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Alles-metaller, unntatt Be og Mg løses lett opp i vann.

    2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 ÅH -

    Na reagerer kraftig med vann og avgir varme. Den frigjorte H2 kan antennes.

    2H2+O2=2H20

    Mg løses bare opp i kokende vann, Be er beskyttet mot oksidasjon av et inert uløselig oksid

    P-blokkmetaller er mindre kraftige reduksjonsmidler enns.

    Blant p-metaller er den reduserende aktiviteten høyere i metaller fra IIIA-undergruppen, Sn og Pb er svake reduksjonsmidler, Bi har Eo > 0.

    p-metaller løses ikke opp i vann under normale forhold. Når det beskyttende oksidet løses opp fra overflaten i alkaliske løsninger med vann, oksideres Al, Ga og Sn.

    Blant d-metaller oksideres de av vann når Sc og Mn, La, Y varmes opp jern reagerer med vanndamp.

  • Interaksjon av metaller med alkaliløsninger

    I alkaliske løsninger fungerer vann som et oksidasjonsmiddel..

    2H20 + 2e- =H 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

    De oksiderende egenskapene til vann avtar med økende pH, på grunn av en reduksjon i H + konsentrasjon. Likevel, noen metaller som ikke løses opp i vann, løses opp i alkaliske løsninger, for eksempel Al, Zn og noen andre. Hovedårsaken til oppløsningen av slike metaller i alkaliske løsninger er at oksidene og hydroksidene av disse metallene viser amfoterisitet og oppløses i alkali, og eliminerer barrieren mellom oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

    Eksempel. Oppløsning av Al i NaOH-løsning.

    2Al + 3H 2 O + 2 NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2

    • Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

    Jo lenger til venstre et metall er i rekken av standard elektrodepotensialer, jo sterkere reduksjonsmiddel er det litiummetall, gull er det svakeste, og omvendt er gull (III) ion det sterkeste oksiderende; middel, litium (I) er den svakeste .

    Hvert metall er i stand til å redusere fra salter i løsning de metaller som er i rekken av spenninger etter det, for eksempel kan jern fortrenge kobber fra løsninger av dets salter. Husk imidlertid at alkali- og jordalkalimetaller vil reagere direkte med vann.

    Metaller som står i spenningsserien til venstre for hydrogen er i stand til å fortrenge det fra løsninger av fortynnede syrer og løse seg opp i dem.

    Den reduserende aktiviteten til et metall samsvarer ikke alltid med dets posisjon i det periodiske systemet, fordi når man bestemmer et metalls plass i en serie, blir ikke bare dets evne til å donere elektroner tatt i betraktning, men også energien som brukes på ødeleggelsen av metallet. metallets krystallgitter, samt energien som brukes på hydrering av ioner.

    Interaksjon med enkle stoffer

      MED oksygen De fleste metaller danner oksider - amfotere og grunnleggende:

    4Li + O 2 = 2 Li 2 O,

    4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

    Alkalimetaller, med unntak av litium, danner peroksider:

    2Na + O 2 = Na 2 O 2.

      MED halogener metaller danner salter av hydrohalogensyrer, for eksempel,

    Cu + Cl 2 = CuCl 2.

      MED hydrogen de mest aktive metallene danner ioniske hydrider - saltlignende stoffer der hydrogen har en oksidasjonstilstand på -1.

    2Na + H2 = 2NaH.

      MED grå metaller danner sulfider - salter av hydrogensulfidsyre:

      MED nitrogen Noen metaller danner nitrider reaksjonen skjer nesten alltid ved oppvarming:

    3Mg + N2 = Mg3N2.

      MED karbon karbider dannes:

    4Al + 3C = Al 3 C 4.

      MED fosfor – fosfider:

    3Ca + 2P = Ca3P2.

      Metaller kan samhandle med hverandre og dannes intermetalliske forbindelser :

    2Na + Sb = Na2Sb,

    3Cu + Au = Cu 3 Au.

      Metaller kan løses opp i hverandre ved høye temperaturer uten å reagere, dannes legeringer.

    Legeringer

    Legeringer kalles systemer som består av to eller flere metaller, samt metaller og ikke-metaller, som har karakteristiske egenskaper som bare ligger i den metalliske tilstanden.

    Egenskapene til legeringer er svært forskjellige og skiller seg fra egenskapene til komponentene deres, for eksempel, for at gull skal bli hardere og mer egnet for å lage smykker, tilsettes det sølv, og en legering som inneholder 40 % kadmium og 60 % vismut har et smeltepunkt på 144 °C, dvs. mye lavere enn smeltepunktet til komponentene (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

    Følgende typer legeringer er mulige:

    Smeltede metaller blandes med hverandre i et hvilket som helst forhold, og løses opp i hverandre på ubestemt tid, for eksempel Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni og andre. Disse legeringene er homogene i sammensetning, har høy kjemisk motstand og leder elektrisk strøm;

    De rettede metallene blandes med hverandre i et hvilket som helst forhold, men når de avkjøles skilles de, og det oppnås en masse bestående av individuelle krystaller av komponenter, for eksempel Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb og andre.

    Potensialforskjellen "elektrodesubstans - løsning" tjener nettopp som en kvantitativ karakteristikk av evnen til et stoff (både metaller ogikke-metaller) går i løsning i form av ioner, dvs. karakterstabiliteten til OB-evnen til ionet og dets tilsvarende substans.

    Denne potensielle forskjellen kalleselektrodepotensial.

    Imidlertid direkte metoder for å måle slike potensielle forskjellerfinnes ikke, så vi ble enige om å definere dem i forhold tilsåkalt standard hydrogenelektrode, potensialal som konvensjonelt tas for å være null (ofte også kaltreferanseelektrode). En standard hydrogenelektrode består avfra en platinaplate nedsenket i en løsning av syreholdigkonsentrasjon av H-ioner + 1 mol/l og vasket med en strøm av gasshydrogen under standardforhold.

    Fremveksten av et potensial på en standard hydrogenelektrode kan forestille seg som følger. Hydrogengass, adsorbert av platina, går inn i atomtilstand:

    H22H.

    En tilstand av dynamisk likevekt realiseres mellom atomært hydrogen dannet på overflaten av platen, hydrogenioner i løsningen og platina (elektroner!):

    HH++ e.

    Den overordnede prosessen uttrykkes ved ligningen:

    H22H++2e.

    Platina deltar ikke i redoksreaksjoner Og tiv prosess, men er bare en bærer av atomært hydrogen.

    Hvis en plate av et bestemt metall, nedsenket i en løsning av saltet med en konsentrasjon av metallioner lik 1 mol/l, kobles til en standard hydrogenelektrode, oppnås en galvanisk celle. Elektromotorisk kraft til dette elementet(emf), målt ved 25°C, karakteriserer standardelektrodepotensialet til metallet, vanligvis betegnet som E 0 .

    I forhold til H 2 /2H + systemet vil noen stoffer oppføre seg som oksidasjonsmidler, andre som reduksjonsmidler. For tiden er det oppnådd standardpotensialer for nesten alle metaller og mange ikke-metaller, som karakteriserer den relative evnen til reduksjonsmidler eller oksidasjonsmidler til å donere eller fange elektroner.

    Potensialene til elektrodene som fungerer som reduksjonsmidler med hensyn til hydrogen har et "-"-tegn, og "+"-tegnet indikerer potensialene til elektrodene som er oksidasjonsmidler.

    Hvis vi arrangerer metaller i økende rekkefølge av deres standard elektrodepotensialer, så den såkalte elektrokjemisk spenning serie av metaller:

    Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, M g, Al, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, Ni, Sn, P b, H, Sb, B i, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.

    En rekke påkjenninger karakteriserer de kjemiske egenskapene til metaller.

    1. Jo mer negativt elektrodepotensialet til et metall er, jo større er dets reduksjonsevne.

    2. Hvert metall er i stand til å fortrenge (redusere) fra saltløsninger de metallene som er i rekken av metallspenninger etter seg. De eneste unntakene er alkali- og jordalkalimetaller, som ikke vil redusere ioner av andre metaller fra løsninger av deres salter. Dette skyldes det faktum at i disse tilfellene skjer reaksjonene av metaller med vann i en raskere hastighet.

    3. Alle metaller som har negativt standard elektrodepotensial, dvs. de som ligger i spenningsserien av metaller til venstre for hydrogen er i stand til å fortrenge det fra sure løsninger.

    Det skal bemerkes at den presenterte serien karakteriserer oppførselen til metaller og deres salter bare i vandige løsninger, siden potensialene tar hensyn til særegenhetene ved interaksjonen av et bestemt ion med løsemiddelmolekyler. Det er derfor den elektrokjemiske serien begynner med litium, mens de mer kjemisk aktive rubidium og kalium er plassert til høyre for litium. Dette skyldes den eksepsjonelt høye energien til hydratiseringsprosessen til litiumioner sammenlignet med ioner av andre alkalimetaller.

    Den algebraiske verdien av standard redokspotensialet karakteriserer den oksidative aktiviteten til den tilsvarende oksiderte formen. Derfor lar en sammenligning av verdiene til standard redokspotensialer oss svare på spørsmålet: oppstår denne eller den redoksreaksjonen?

    Dermed alle halvreaksjoner av oksidasjon av halogenidioner til frie halogener

    2 Cl – – 2 e = C l 2 E 0 = -1,36 V (1)

    2 Br – -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

    2I – -2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)

    kan implementeres under standardforhold ved bruk av blyoksid som oksidasjonsmiddel ( IV ) (E 0 = 1,46 V) eller kaliumpermanganat (E 0 = 1,52 V). Ved bruk av kaliumdikromat ( E 0 = 1,35 V) bare reaksjonene (2) og (3) kan utføres. Til slutt, bruken av salpetersyre som et oksidasjonsmiddel ( E 0 = 0,96 V) tillater kun en halvreaksjon som involverer jodidioner (3).

    Således er et kvantitativt kriterium for å vurdere muligheten for at en spesiell redoksreaksjon skal oppstå den positive verdien av forskjellen mellom standard redokspotensialene til oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene.



    © 2024 netdenegnakino.ru - Nei for to. Kjemi. Fysikk. Staving. Geografi