Elektrokemijski razpon kovinskih napetosti je popoln. Aktivne kovine
Odseki: Kemija, Natečaj "Predstavitev za lekcijo"
Razred: 11
Predstavitev lekcije
Nazaj naprej
Pozor! Predogledi diapozitivov so zgolj informativne narave in morda ne predstavljajo vseh možnosti predstavitve. Če vas to delo zanima, prenesite polno različico.
Cilji:
- Izobraževalna: Upoštevanje kemijske aktivnosti kovin na podlagi določb iz periodni sistem DI. Mendeljejev in elektrokemijske serije stres kovin.
- Razvijanje: Spodbujati razvoj slušnega spomina, sposobnost primerjanja informacij, logičnega razmišljanja in razlage tekočih kemičnih reakcij.
- Izobraževalna: Oblikovanje spretnosti samostojno delo, sposobnost razumnega izražanja svojega mnenja in poslušanja sošolcev, vzgajamo pri otrocih občutek domoljubja in ponosa do rojakov.
Oprema: PC z medijskim projektorjem, posamezni laboratoriji z naborom kemičnih reagentov, modeli kristalne rešetke kovin.
Vrsta lekcije: z uporabo tehnologije za razvoj kritičnega mišljenja.
Med poukom
JAZ. Odrski izziv.
Posodabljanje znanja o temi, prebujanje kognitivne dejavnosti.
Bluff igra: "Ali verjamete, da ...". (Diapozitiv 3)
- Kovine zasedajo zgornji levi kot PSCE.
- V kristalih so atomi kovine vezani s kovinsko vezjo.
- Valentni elektroni kovin so tesno vezani na jedro.
- Kovine v glavnih podskupinah (A) imajo običajno 2 elektrona na zunanji ravni.
- V skupini od zgoraj navzdol se povečujejo redukcijske lastnosti kovin.
- Za oceno reaktivnosti kovine v raztopinah kislin in soli je dovolj, da si ogledamo elektrokemične vrste napetosti kovin.
- Za oceno reaktivnosti kovine v raztopinah kislin in soli je dovolj, da si ogledamo periodni sistem D.I. Mendelejev
Vprašanje za razred? Kaj pomeni vnos? Ме 0 - ne -> Me + n(Diapozitiv 4)
Odgovor: Me0 je redukcijsko sredstvo, kar pomeni, da komunicira z oksidanti. Kot oksidanti lahko delujejo:
- Preproste snovi (+ О 2, Сl 2, S ...)
- Kompleksne snovi (H 2 O, kisline, raztopine soli ...)
II. Razumevanje novih informacij.
Kot metodološko metodo se predlaga priprava referenčne sheme.
Vprašanje za razred? Kateri dejavniki določajo redukcijske lastnosti kovin? (Diapozitiv 5)
Odgovor: S položaja v periodnem sistemu D. I. Mendeleeva ali s položaja v elektrokemičnem nizu napetosti kovin.
Učitelj predstavi koncepte: reaktivnost in elektrokemična aktivnost.
Pred začetkom razlage so fantje vabljeni, da primerjajo aktivnost atomov TO in Li položaj v periodnem sistemu D.I. Mendelejeva in aktivnost enostavnih snovi, ki jih tvorijo ti elementi glede na njihov položaj v elektrokemijski seriji napetosti kovin. (Diapozitiv 6)
Nastane protislovje:V skladu s položajem alkalijskih kovin v PSCE in v skladu s pravilnostmi sprememb lastnosti elementov v podskupini je aktivnost kalija večja kot aktivnost litija. Litij je glede na svoj položaj v nizu napetosti najbolj aktiven.
Nov material. Učitelj pojasni razliko med kemijsko in elektrokemično aktivnostjo in pojasni, da elektrokemični niz napetosti odraža sposobnost kovine, da se pretvori v hidratiran ion, kjer je merilo kovinske aktivnosti energija, kar je vsota treh izrazov , energija ionizacije in energija hidracije). Gradivo zapisujemo v zvezek. (Diapozitivi 7–10)
Skupaj pišemo v zvezek zaključek: Manjši kot je polmer iona, večja kot je okoli njega električno polje, več energije se sprosti med hidracijo, s tem močnejše redukcijske lastnosti te kovine v reakcijah.
Zgodovinska referenca: govor študenta o Beketovem ustvarjanju premične serije kovin. (Diapozitiv 11)
Delovanje elektrokemičnih serij kovinskih napetosti je omejeno le z reakcijami kovin z raztopinami elektrolitov (kisline, soli).
Spomin:
- Redukcijske lastnosti kovin se med reakcijami v vodnih raztopinah pod običajnimi pogoji (250 ° C, 1 atm.) Zmanjšajo;
- Kovina na levi strani premakne kovino desno od njihovih soli v raztopini;
- Kovine pred vodikom ga izpodrinejo iz kislin v raztopini (razen: HNO3);
- Jaz (do Al) + H20 -> alkalije + H2
Drugo Jaz (do H 2) + H 2 O -> oksid + H 2 (težke razmere)
Jaz (po H 2) + H 2 O -> ne reagirajte
(Diapozitiv 12)
Otroci dobijo opomnike.
Praktično delo:"Interakcija kovin z raztopinami soli" (diapozitiv 13)
Naredite prehod:
- CuSO 4 -> FeSO 4
- CuSO 4 -> ZnSO 4
Prikaz izkušenj medsebojnega delovanja med bakrom in raztopino živega (II) nitrata.
III. Refleksija, meditacija.
Ponavljamo: v tem primeru uporabimo periodni sistem in v tem primeru so potrebne številne kovinske napetosti. (Diapozitivi 14–15).
Nazaj k začetna vprašanja lekcija. Na zaslonu označite vprašanji 6 in 7. Analizirajte, katera trditev ni resnična. Na zaslonu - tipka (preverite opravilo 1). (Diapozitiv 16).
Povzetek lekcije:
- Kaj novega ste se naučili?
- Kdaj je mogoče uporabiti elektrokemično napetostno območje kovin?
Domača naloga: (Diapozitiv 17)
- Ponoviti koncept "POTENCIAL" iz predmeta fizika;
- Izpolnite reakcijsko enačbo, napišite enačbe elektronskega ravnotežja: Сu + Hg (NO 3) 2 →
- Glede na kovine ( Fe, Mg, Pb, Cu)- predlagajo poskuse, ki potrjujejo lokacijo teh kovin v elektrokemični seriji napetosti.
Rezultate ocenjujemo z blefom, delo za tablo, ustni odgovori, sporočila, praktično delo.
Rabljene knjige:
- O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova, A.G. Vvedenskaya »Priročnik za učitelje. Kemija 11. razred, del II "Založba Bustard.
- N.L. Glinka "Splošna kemija".
Grosse E., Weismantel H.
Kemija za radovedne. Osnove kemije in zabavne izkušnje.
3. poglavje (nadaljevanje)MALI TEČAJ ELEKTROKEMIJE KOVIN
Spoznali smo se že z elektrolizo raztopin kloridov alkalijskih kovin in proizvodnjo kovin z uporabo talin. Zdaj poskusimo preučiti nekatere zakone, ki urejajo elektrokemijo vodnih raztopin, z nekaj preprostimi poskusi, galvanske celice, pa tudi seznaniti se s prejemom zaščitnih galvaniziranih premazov.V sodobnem času se uporabljajo elektrokemijske metode analitična kemija, služijo določanju najpomembnejših vrednosti teoretične kemije.
Končno je korozija kovinskih predmetov, ki povzroča veliko škodo nacionalnemu gospodarstvu, v večini primerov elektrokemijski proces.
OBMOČJE NAPETOSTI KOVIN
Temeljna povezava do razumevanja elektrokemijskih procesov je niz napetosti v kovinah. Kovine lahko razporedimo v vrsto, ki se začne s kemično aktivnimi in konča z najmanj aktivnimi žlahtnimi kovinami: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.
Tako je po najnovejših konceptih videti vrsto napetosti za najpomembnejše kovine in vodik. Če so elektrode galvanske celice narejene iz katere koli dveh kovin v vrsti, se na materialu pred vrstico pojavi negativna napetost.
Vrednost napetosti ( elektrokemični potencial) je odvisna od položaja elementa v napetostnem nizu in od lastnosti elektrolita.
Ugotovimo bistvo napetostne vrste iz nekaj preprostih poskusov, za katere potrebujemo vir toka in električne merilne instrumente. Približno 10 g kristalnega bakrovega sulfata raztopite v 100 ml vode in v raztopino potopite jekleno iglo ali kos železovega kositra. (Priporočamo, da likalnik najprej očistite s fino smirkovo krpo, dokler ne zasije.) Po kratkem času bo likalnik prekrit z rdečkasto plastjo oborjenega bakra. Bolj aktivno železo iztisne baker iz raztopine, železo pa se raztopi v obliki ionov, baker pa se sprosti v obliki kovine. Postopek se nadaljuje, dokler je raztopina v stiku z železom. Ko baker pokrije celotno površino železa, se bo praktično ustavil. V tem primeru nastane precej porozna plast bakra, tako da zaščitnih prevlek ni mogoče dobiti brez uporabe toka.
V naslednjih poskusih potopimo majhne trakove cinka in svinčenega kositra v raztopino bakrovega sulfata. Po 15 minutah jih vzemite ven, sperite in preglejte pod mikroskopom. Ločili bomo čudovite ledu podobne vzorce, ki so v odsevni svetlobi rdeči in so sestavljeni iz sproščenega bakra. Tudi tu so bolj aktivne kovine pretvorile baker iz ionskega v kovinsko stanje.
Po drugi strani pa lahko baker izpodrine kovine, ki so nižje v nizu napetosti, torej manj aktivne. Nekaj kapljic raztopine srebrovega nitrata nanesite na tanek trak bakrene pločevine ali sploščene bakrene žice (ki ste površino predhodno obrisali do sijaja). S prostim očesom bo mogoče opaziti nastalo črnasto ploščo, ki je pod mikroskopom v odbiti svetlobi videti kot tanke igle in rastlinski vzorci (tako imenovani dendriti).
Za izolacijo cinka brez toka je treba uporabiti bolj aktivno kovino. Razen kovin, ki močno vplivajo na vodo, najdemo magnezij v nizu napetosti nad cinkom. Nekaj kapljic raztopine cinkovega sulfata položite na kos magnezijevega traku ali na tanek čip elektrona. Raztopino cinkovega sulfata dobimo z raztapljanjem kosa cinka v razredčeni žveplovi kislini. Skupaj s cinkovim sulfatom dodajte nekaj kapljic denaturiranega alkohola. Na magneziju po kratkem času opazimo, zlasti pod mikroskopom, cink, oborjen v obliki tankih kristalov.
Na splošno se lahko kateri koli član napetostne serije premakne iz raztopine, kjer je v obliki iona, in se pretvori v kovinsko stanje. Ko pa preizkusimo vse vrste kombinacij, lahko postanemo razočarani. Zdi se, da je treba, če je trak aluminija potopljen v raztopine soli bakra, železa, svinca in cinka, te kovine na njem sprostiti. A to se vendar ne zgodi. Razlog za okvaro ni v napaki v nizu napetosti, ampak temelji na posebnem zaviranju reakcije, ki v ta primer zaradi tankega oksidnega filma na površini aluminija. V takšnih rešitvah se aluminij imenuje pasiven.
OGLEDAJMO SE ZA RAZREDI
Za oblikovanje pravilnosti potekajočih procesov se lahko omejimo na obravnavo kationov in izključimo anione, saj sami ne sodelujejo v reakciji. (Res je, da vrsta anionov vpliva na hitrost usedanja.) Če zaradi poenostavitve predpostavimo, da tako oborjene kot raztopljene kovine dajejo dvojno nabite katione, potem lahko zapišemo:Jaz 1 + Me 2 2+ = Jaz 1 2+ + Me 2
Poleg tega je za prvi poskus Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Torej, postopek je sestavljen iz izmenjave nabojev (elektronov) med atomi in ioni obeh kovin. Če ločeno (kot vmesne reakcije) upoštevamo raztapljanje železa ali obarjanje bakra, potem dobimo:
Fe = Fe 2+ + 2 e --
Cu 2+ + 2 e- = Cu
Zdaj pa razmislimo o primeru, ko je kovina potopljena v vodo ali v raztopino soli, katere kation je zaradi svojega položaja v nizu napetosti nemogoč. Kljub temu gre kovina v raztopino v obliki iona. V tem primeru se kovinski atom odreče dvema elektronoma (če je kovina dvovalentna), površina kovine, potopljene v raztopino, je glede na raztopino nabita negativno, na vmesniku pa nastane dvojna električna plast. Ta potencialna razlika preprečuje nadaljnje raztapljanje kovine, tako da se postopek kmalu ustavi.
Če sta dve različni kovini potopljeni v raztopino, se bosta obe napolnili, toda manj aktivna je nekoliko šibkejša, ker so njeni atomi manj nagnjeni k odvajanju elektronov.
Povežimo obe kovini s prevodnikom. Zaradi potencialne razlike bo pretok elektronov tekel iz bolj aktivne kovine v manj aktivno, kar tvori pozitivni pol elementa. Obstaja postopek, v katerem aktivnejša kovina preide v raztopino in katoni se iz raztopine sprostijo na bolj plemeniti kovini. Z nekaj poskusi ponazorimo zgoraj nekoliko abstraktno obrazložitev (ki poleg tega predstavlja grobo poenostavitev).
Najprej 250 ml čašo do sredine napolnimo z 10% raztopino žveplove kisline in vanjo potopimo ne premajhne koščke cinka in bakra. Na obe elektrodi spajkamo ali zakovimo bakreno žico, katere konci se ne smejo dotikati raztopine.
Dokler konci žice niso med seboj povezani, bomo opazovali raztapljanje cinka, ki ga spremlja sproščanje vodika. Kot je razvidno iz napetostne serije, je cink aktivnejši od vodika, zato lahko kovina izpodrine vodik iz ionskega stanja. Na obeh kovinah je oblikovana električna dvojna plast. Razliko potencialov med elektrodama je najlažje zaznati z voltmetrom. Takoj po priključitvi naprave na vezje puščica označuje približno 1 V, nato pa napetost hitro pade. Če na element priključite majhno žarnico, ki porabi napetost 1 V, se bo zasvetila - najprej precej močno, nato pa bo sijaj oslabel.
Po polarnosti sponk naprave lahko sklepamo, da je bakrena elektroda pozitivni pol. To lahko brez naprave dokažemo z upoštevanjem elektrokemije postopka. V majhni čaši ali v epruveti pripravimo nasičeno raztopino natrijevega klorida, dodamo približno 0,5 ml alkoholne raztopine indikatorja fenolftaleina in v raztopino potopimo obe elektrodi, zaprti z žico. V bližini negativnega pola bomo opazili rahlo rdečkasto obarvanost, ki je posledica tvorbe natrijevega hidroksida na katodi.
V drugih poskusih lahko v celico vstavimo različne kovinske pare in določimo nastalo napetost. Na primer, magnezij in srebro bosta dala še posebej veliko potencialno razliko zaradi velike razdalje med njima številne napetosti, cink in železo pa sta, nasprotno, zelo majhna, manj kot desetina volta. Z uporabo aluminija zaradi pasivizacije ne bomo prejeli praktično nobenega toka.
Vsi ti elementi ali, kot pravijo elektrokemiki, vezja, imajo to pomanjkljivost, da napetost na njih ob padcu toka zelo hitro pade. Zato elektrokemiki vedno izmerijo resnično vrednost napetosti v brez napetosti z uporabo metode napetostne kompenzacije, to je s primerjavo z napetostjo drugega tokovnega vira.
Podrobneje si oglejmo postopke v bakreno-cinkovem elementu. Na katodi gre cink v raztopino po naslednji enačbi:
Zn = Zn 2+ + 2 e --
Na bakreni anodi se izpraznijo vodikovi ioni žveplove kisline. Pritrdijo elektrone, ki prihajajo vzdolž žice iz cinkove katode in posledično nastanejo mehurčki vodika:
2H + + 2 e- = H 2
Po kratkem času bo baker pokrit z najtanjšo plastjo mehurčkov vodika. V tem primeru se bo bakrena elektroda spremenila v vodikovo in potencialna razlika se bo zmanjšala. Ta proces se imenuje polarizacija elektrod. Polarizacijo bakrene elektrode lahko odpravimo z dodajanjem malo raztopine kalijevega dikromata v celico po padcu napetosti. Po tem se bo napetost spet povečala, saj bo kalijev dikromat oksidiral vodik v vodo. Kalijev dikromat v tem primeru deluje kot depolarizator.
V praksi se uporabljajo galvanska vezja, katerih elektrode niso polarizirane, ali vezja, katerih polarizacijo je mogoče odpraviti z dodajanjem depolarizatorjev.
Kot primer nepolariziranega elementa razmislite o Danielovem elementu, ki se je v preteklosti pogosto uporabljal kot trenutni vir. To je tudi bakreno-cinkov element, vendar sta obe kovini potopljeni v različne raztopine. Cinkova elektroda je nameščena v porozni glineni celici, napolnjeni z razredčeno (približno 20%) žveplovo kislino. Glinasta celica je suspendirana v velikem kozarcu, ki vsebuje koncentrirano raztopino bakrovega sulfata in plast kristalov bakrovega sulfata na dnu. Druga elektroda v tej posodi je valj iz bakrene pločevine.
Ta element lahko izdelamo iz steklenega kozarca, tržne glinene celice (v skrajnem primeru uporabimo cvetlični lonček, ki prekriva luknjo na dnu) in dveh elektrod primerne velikosti.
Med delovanjem celice se cink raztopi in tvori cinkov sulfat, bakreni ioni pa se sprostijo na bakreni elektrodi. Toda hkrati bakrena elektroda ni polarizirana in element daje napetost približno 1 V. Pravzaprav je teoretično napetost na sponkah 1,10 V, ko pa vzamemo tok, izmerimo nekoliko manjšo vrednost , zaradi električnega upora celice.
Če ne odstranimo toka iz celice, moramo cinkovo elektrodo odstraniti iz raztopine žveplove kisline, ker se bo drugače raztopila in tvorila vodik.
Diagram preproste celice, ki ne zahteva porozne pregrade, je prikazan na sliki. Cinkova elektroda se nahaja v stekleni posodi na vrhu, bakrena elektroda pa blizu dna. Celotna celica je napolnjena z nasičeno raztopino natrijevega klorida. Na dno kozarca bomo vlili pest kristalov bakrovega sulfata. Nastala koncentrirana raztopina bakrovega sulfata se zelo počasi meša z raztopino natrijevega klorida. Zato se bo med delovanjem celice na bakreni elektrodi sproščal baker, v zgornjem delu celice pa se bo raztopil cink v obliki sulfata ali klorida.
Dandanes se suhe celice uporabljajo skoraj izključno za baterije, ki so primernejše za uporabo. Njihov prednik je element Leclanche. Kot elektrode se uporabljajo cinkov valj in ogljikova palica. Elektrolit je pasta, ki je v glavnem sestavljena iz amonijevega klorida. Cink se v pasti raztopi, na premogu pa se sprosti vodik. Da bi se izognili polarizaciji, ogljikovo palico potopimo v platneno vrečko, ki vsebuje mešanico premogovega prahu in piroluzita. Ogljikov prah poveča površino elektrode, medtem ko piroluzit deluje kot depolarizator in počasi oksidira vodik.
Res je, da je depolarizirajoča sposobnost piroluzita šibkejša od sposobnosti prej omenjenega kalijevega dikromata. Zato, ko v suhih celicah prejema tok, napetost hitro pade, " postati utrujen"zaradi polarizacije. Šele čez nekaj časa pride do oksidacije vodika s pirolusitom. Tako elementi" počivaj"če se tok nekaj časa ne oddaja. Preverimo ga na bateriji za žepna svetilka na katero bomo priključili žarnico. Vzporedno z žarnico, to je neposredno na sponke, priključimo voltmeter.
Najprej bo napetost približno 4,5 V. (Najpogosteje so v takih baterijah zaporedno povezane tri celice, vsaka s teoretično napetostjo 1,48 V.) Čez nekaj časa bo napetost padla, sijaj žarnice oslabiti. Glede na odčitke voltmetra bomo lahko presodili, kako dolgo mora baterija počivati.
Posebno mesto zasedajo regenerativni elementi, znani kot akumulatorji... V njih potekajo reverzibilne reakcije, ki jih je mogoče napolniti po praznjenju celice s priključitvijo na zunanji enosmerni vir.
Svinčene kislinske baterije so trenutno najpogostejše; v njih razredčena žveplova kislina služi kot elektrolit, v katerega sta potopljeni dve svinčeni plošči. Pozitivna elektroda je prevlečena s svinčevim dioksidom PbO 2, negativna je kovinski svinec. Napetost na sponkah je približno 2,1 V. Pri praznjenju na obeh ploščah nastane svinčev sulfat, ki se ob polnjenju spet spremeni v kovinski svinec in svinčev peroksid.
NANAŠANJE GALVANIZIRANIH PREMAZOV
Odlaganje kovin iz vodnih raztopin z električnim tokom je obratni postopek elektrolitskega raztapljanja, ki smo ga srečali pri obravnavi galvanskih celic. Najprej preučimo odlaganje bakra, ki se uporablja v bakrenem kulometru za merjenje količine električne energije.Kovina se nalaga s tokom
Povlecite konce dveh tankih pločevinastih bakrenih plošč in ju obesite na nasprotni strani čaše ali, bolje, majhnega steklenega akvarija. Žice pritrdimo na plošče s terminali.
Elektrolit pripravimo po naslednjem receptu: 125 g kristalnega bakrovega sulfata, 50 g koncentrirane žveplove kisline in 50 g alkohola (denaturirani alkohol), ostalo je voda do 1 litra. Za to najprej raztopite bakrov sulfat v 500 ml vode, nato pa v majhnih delih previdno dodajte žveplovo kislino ( Ogrevanje! Tekočina lahko brizga!), nato vlijemo alkohol in dolijemo vodo do prostornine 1 litra.
Kulometer napolnite s pripravljeno raztopino in na vezje priključite spremenljivi upor, ampermeter in svinčeno baterijo. Z uporabo upora bomo prilagodili tok tako, da bo njegova gostota 0,02-0,01 A / cm 2 površine elektrode. Če ima bakrena plošča površino 50 cm 2, mora biti trenutna jakost v območju 0,5-1 A.
Čez nekaj časa se bo na katodi (negativna elektroda) začel obarvati svetlo rdeč kovinski baker, ki bo na anodi (pozitivna elektroda) prešel v raztopino. Za čiščenje bakrenih plošč bomo tok skozi kulometer prenašali približno pol ure. Nato katodo odstranimo, previdno posušimo s filtrirnim papirjem in natančno stehtamo. V celico namestite elektrodo, zaprite vezje z reostatom in vzdržujte konstantno jakost toka, na primer 1 A. Po uri odprite vezje in ponovno stehtajte posušeno katodo. Pri toku 1 A na uro delovanja se bo njegova masa povečala za 1,18 g.
Zato lahko količina električne energije, enaka 1 amperu, pri prehodu skozi raztopino sprosti 1,18 g bakra. Ali na splošno: sproščena količina snovi je neposredno sorazmerna s količino električne energije, ki je prešla skozi raztopino.
Za izolacijo 1 ekvivalenta iona je treba skozi raztopino skozi električno energijo prenesti količino električne energije, enako zmnožku naboja elektrode e in Avogadrovemu številu N A:
e * n A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Ta vrednost je označena s simbolom F in je dobil ime po odkritelju kvantitativnih zakonov elektrolize Faradayjeva številka(točna vrednost F- 96 498 A * s * mol -1). Zato za izolacijo od raztopine to številko ekvivalenti n e skozi raztopino enaka količina električne energije F * n e A * s * mol -1. Z drugimi besedami,
I * t =F * n uh Tukaj jaz- trenutno, t- čas prehoda toka skozi raztopino. V poglavju " Osnove titracije"že je bilo dokazano, da je število ekvivalentov snovi n e je enako produktu števila molov z enakovrednim številom:
n e = n*Z Posledično:
jaz*t = F * n * Z
V tem primeru Z- ionski naboj (za Ag + Z= 1, za Cu 2+ Z= 2, za Al 3+ Z= 3 itd.). Če izrazimo število molov kot razmerje med maso in molsko maso ( n = m / M), potem dobimo formulo, ki nam omogoča izračun vseh procesov, ki se pojavljajo med elektrolizo:
I * t =F * m * Z / M
S pomočjo te formule lahko izračunate tok:
jaz = 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
Če uvedemo razmerje za električna dela W E-naslov
W e-pošta = U * I * t in W e / U = I * t
Poznavanje napetosti U, lahko izračunate:
W e-pošta = F * m * Z * U / M
Izračunate lahko tudi, koliko časa traja, da se elektrolitsko sprosti določena količina snovi ali koliko snovi se sprosti v določenem času. Med poskusom je treba gostoto toka vzdrževati v določenih mejah. Če je manj kot 0,01 A / cm 2, se sprosti premalo kovine, saj se delno tvorijo bakrovi (I) ioni. Če je gostota toka previsoka, bo oprijem prevleke na elektrodo šibek in ko jo odstranimo iz raztopine, se lahko sesuje.
V praksi se galvanizirani premazi na kovinah uporabljajo predvsem za zaščito pred korozijo in za zrcalno površino.
Poleg tega se kovine, zlasti baker in svinec, očistijo z anodnim raztapljanjem in naknadnim ločevanjem na katodi (elektrolitsko rafiniranje).
Če želite železo premazati z bakrom ali nikljem, morate najprej temeljito očistiti površino predmeta. Za to ga polirajte z elutrirano kredo in nato razmastite z razredčeno raztopino natrijevega hidroksida, vodo in alkoholom. Če je izdelek pokrit z rjo, ga je treba vnaprej jedkati v 10-15% raztopini žveplove kisline.
Očiščen izdelek obesimo v elektrolitsko kopel (majhen akvarij ali čašo), kjer bo služil kot katoda.
Raztopina za nanašanje bakrene prevleke vsebuje v 1 litru vode 250 g bakrovega sulfata in 80-100 g koncentrirane žveplove kisline (previdno!). V tem primeru bo kot anoda služila bakrena plošča. Površina anode mora biti približno enaka površini predmeta, ki ga je treba prevleči. Zato morate vedno zagotoviti, da bakrena anoda visi v kopeli na isti globini kot katoda.
Postopek se bo izvajal pri napetosti 3-4 V (dve bateriji) in trenutni gostoti 0,02-0,4 A / cm 2. Temperatura raztopine v kopeli mora biti 18-25 ° C.
Bodite pozorni na dejstvo, da sta ravnina anode in površina, ki jo je treba prevlečiti, vzporedni. Bolje je, da ne uporabljate predmetov kompleksne oblike. S spreminjanjem trajanja elektrolize lahko dobimo bakrene plošče različnih debelin.
Pred-bakrena prevleka se pogosto uporablja za nanos trajnega premaza iz druge kovine na to plast. To se še posebej pogosto uporablja za kromiranje železa, nikljanje cinkove litine in v drugih primerih. Res je, da se v ta namen uporabljajo zelo strupeni cianidni elektroliti.
Za pripravo elektrolita za nikljanje raztopimo 25 g kristaliničnega nikljevega sulfata, 10 g borove kisline ali 10 g natrijevega citrata v 450 ml vode. Natrijev citrat lahko pripravite sami z nevtralizacijo 10 g raztopine citronske kisline z razredčeno raztopino natrijevega hidroksida ali raztopino sode. Anoda je lahko nikljeva plošča. večje površine, in vzemite baterijo kot vir napetosti.
Vrednost gostote toka s spremenljivo upornostjo bo enaka 0,005 A / cm 2. Na primer, če je površina predmeta 20 cm 2, je treba delati pri jakosti toka 0,1 A. Po pol ure dela bo predmet že poniklan. Spravimo ga iz kopeli in obrišemo s krpo. Vendar je bolje, da postopka nikljanja ne prekinemo, saj lahko nato nikeljevo plast pasiviziramo in posledično nikeliranje ne bo dobro oprijemalo.
Da bi dosegli zrcalni sijaj brez mehanskega poliranja, v galvansko kopel vnesemo tako imenovani dodatek za sijaj. Takšni dodatki so na primer lepilo, želatina, sladkor. V kopel iz niklja lahko na primer daš nekaj gramov sladkorja in preučiš njegov učinek.
Za pripravo elektrolita za kromiranje železa (po predhodnem bakrenju) v 100 ml vode raztopimo 40 g anhidrida kromove kisline CrO 3 (previdno! Strup!) In natanko 0,5 g žveplove kisline (v nobenem primeru več !). Postopek poteka pri gostoti toka približno 0,1 A / cm 2, kot anoda pa se uporablja svinčena plošča, katere površina mora biti nekoliko manjša od površine kromirane površine.
Kopeli iz niklja in kroma je najbolje ogrevati rahlo (na približno 35 ° C). Prosimo, upoštevajte, da elektroliti za kromiranje, zlasti z dolgim postopkom in visoka moč trenutno oddajajo hlape, ki vsebujejo kromovo kislino, ki so zelo škodljive za zdravje. Zato je treba kromiranje izvesti pod pogonom ali na prostem, na primer na balkonu.
Pri kromiranju (in v manjši meri pri nikljanju) se ves tok ne uporablja za nanašanje kovin. Hkrati se razvija vodik. Na podlagi številnih napetosti bi lahko pričakovali, da kovine, ki se soočajo z vodikom, sploh ne bi smele izhajati iz vodnih raztopin, temveč nasprotno, sproščati bi morali manj aktivni vodik. Vendar pa je tukaj, tako kot v primeru anodnega raztapljanja kovin, katodni razvoj vodika pogosto zaviran in ga opazimo le pri visokih napetostih. Ta pojav se imenuje prenapetost vodika, še posebej velik pa je na primer pri svincu. Zaradi te okoliščine lahko svinčena baterija deluje. Pri polnjenju akumulatorja se mora namesto PbO 2 na katodi pojaviti vodik, toda zaradi prenapetosti se razvoj vodika začne, ko je baterija skoraj popolnoma napolnjena.
Vse kovine, odvisno od njihove redoks-aktivnosti, so združene v seriji, imenovani elektrokemični napetostni niz kovin (ker so kovine v njej razporejene po naraščajočem standardnem elektrokemičnem potencialu) ali vrsti kovinskih aktivnosti:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H 2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Najbolj kemično aktivne kovine so v območju aktivnosti do vodika in bolj ko je levo kovina, bolj je aktivna. Kovine, ki zasedajo vrsto dejavnosti, mesto za vodikom, se štejejo za neaktivne.
Aluminij
Aluminij je srebrno bele barve. Glavni fizične lastnosti aluminij - lahkotnost, visoka toplotna in električna prevodnost. V prostem stanju je aluminij izpostavljen zraku prekrit z močnim oksidnim filmom Al 2 O 3, zaradi česar je odporen na delovanje koncentriranih kislin.
Aluminij spada v kovine družine p. Elektronska konfiguracija zunanjega raven energije- 3s 2 3p 1. V svojih spojinah ima aluminij oksidacijsko stanje, enako "+3".
Aluminij dobimo z elektrolizo oksidne taline tega elementa:
2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2
Zaradi nizkega izkoristka proizvoda pa se pogosteje uporablja metoda za proizvodnjo aluminija z elektrolizo mešanice Na 3 in Al 2 O 3. Reakcija poteka pri segrevanju na 960 ° C in v prisotnosti katalizatorjev - fluoridov (AlF 3, CaF 2 itd.), Medtem ko se pri katodi sprošča aluminij, na anodi pa kisik.
Aluminij je sposoben interakcije z vodo po odstranitvi oksidnega filma s površine (1), interakcije s preprostimi snovmi (kisik, halogeni, dušik, žveplo, ogljik) (2-6), kislinami (7) in bazami (8):
2Al + 6H2O = 2Al (OH) 3 + 3H2 (1)
2Al + 3 / 2O 2 = Al 2 O 3 (2)
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)
2Al + N2 = 2AlN (4)
2Al + 3S = Al 2 S 3 (5)
4Al + 3C = Al 4C3 (6)
2Al + 3H2S04 = Al2 (SO4) 3 + 3H2 (7)
2Al + 2NaOH + 3H2O = 2Na + 3H2 (8)
Kalcij
Prosti Ca je srebrno bela kovina. Ko je izpostavljen zraku, se takoj pokrije z rumenkastim filmom, ki je produkt njegove interakcije sestavni deli zrak. Kalcij je dokaj trda kovina, ima kubično obrazno centrirano kristalno mrežo.
Elektronska konfiguracija zunanje ravni energije je 4s 2. V svojih spojinah kalcij kaže oksidacijsko stanje, ki je enako "+2".
Kalcij dobimo z elektrolizo staljenih soli, najpogosteje - kloridi:
CaCl 2 = Ca + Cl 2
Kalcij se lahko raztopi v vodi s tvorbo hidroksidov z močnimi osnovnimi lastnostmi (1), reagira s kisikom (2), tvori okside, sodeluje z nekovinami (3-8), raztopi se v kislinah (9):
Ca + H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2 (1)
2Ca + O2 = 2CaO (2)
Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (4)
2Ca + 2C = Ca2C2 (5)
2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)
Ca + H 2 = CaH 2 (8)
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 (9)
Železo in njegove spojine
Železo je siva kovina. V svoji čisti obliki je dokaj mehak, voljen in volten. Elektronska konfiguracija zunanjega nivoja energije - 3d 6 4s 2. V svojih spojinah ima železo oksidacijska stanja "+2" in "+3".
Kovinsko železo reagira s paro in tvori mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2
V zraku se železo zlahka oksidira, zlasti ob prisotnosti vlage (rje):
3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3
Tako kot druge kovine tudi železo reagira s preprostimi snovmi, na primer halogeni (1), se raztopi v kislinah (2):
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (2)
Železo tvori cel spekter spojin, saj ima več oksidacijskih stanj: železov (II) hidroksid, železov (III) hidroksid, soli, oksidi itd. Tako lahko železov (II) hidroksid dobimo z delovanjem alkalnih raztopin na železove (II) soli brez dostopa do zraka:
FeSO 4 + 2NaOH = Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
Železov (II) hidroksid je topen v kislinah in v prisotnosti kisika oksidira v železov (III) hidroksid.
Železove (II) soli kažejo lastnosti reducentov in se pretvorijo v železove (III) spojine.
Železovega (III) oksida ni mogoče dobiti z zgorevanjem železa v kisiku; za njegovo pridobitev je potrebno sežgati železove sulfide ali kalcinirati druge železove soli:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O
Spojine železa (III) kažejo šibke oksidacijske lastnosti in lahko vstopijo v ORP z močnimi redukcijskimi sredstvi:
2FeCl 3 + H2S = Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl
Proizvodnja železa in jekla
Jekla in litine so zlitine železa z ogljikom, vsebnost ogljika v jeklu je do 2%, v litem železu pa 2-4%. Jeklo in litoželezo vsebujejo legirne dodatke: jeklo - Cr, V, Ni in litoželezo - Si.
Dodelite Različne vrste jekla, zato po svojem namenu ločujejo strukturna, nerjaveča, orodna, toplotno odporna in kriogena jekla. Avtor kemična sestava ločujejo ogljikove (nizko, srednje in visoko ogljikove) in legirane (nizko, srednje in visoko legirane). Glede na strukturo ločujejo avstenitno, feritno, martenzitno, perlitno in bainitno jeklo.
Jeklo je našlo uporabo v številnih sektorjih nacionalnega gospodarstva, na primer v gradbeništvu, kemični, petrokemični, varnostni okolje, transportna energija in druge industrije.
Glede na obliko vsebnosti ogljika v litem železu - cementitu ali grafitu ter njihovo količino ločimo več vrst litega železa: belo (barva svetlega loma zaradi prisotnosti ogljika v obliki cementita), siva (siva) barva loma zaradi prisotnosti ogljika v obliki grafita), voljna in toplotno odporna. Liveni likalniki so zelo krhke zlitine.
Področja uporabe litih likalnikov so obsežna - umetniški okraski (ograje, vrata), deli telesa, vodovodna oprema, gospodinjski predmeti (ponve) so izdelani iz litega železa; uporablja se v avtomobilski industriji.
Primeri reševanja problemov
PRIMER 1
| Naloga | Zlitino magnezija in aluminija s težo 26,31 g smo raztopili v klorovodikovi kislini. V tem primeru se je sprostilo 31.024 litrov brezbarvnega plina. Določite masne deleže kovin v zlitini. |
| Rešitev | Obe kovini lahko reagirata s klorovodikovo kislino, zaradi česar se sprosti vodik: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H2 Poiščimo skupno število molov sproščenega vodika: v (H2) = V (H2) / V m v (H2) = 31,024 / 22,4 = 1,385 mol Naj bo količina snovi Mg - x mol in Al - y mol. Nato lahko na podlagi reakcijskih enačb zapišemo izraz za skupno število molov vodika: x + 1,5y = 1,385 Izrazimo maso kovin v mešanici: Nato bo masa zmesi izražena z enačbo: 24x + 27y = 26,31 Dobili smo sistem enačb: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Rešimo: 33,24 -36y + 27y = 26,31 v (Al) = 0,77 mol v (Mg) = 0,23 mol Nato masa kovin v mešanici: m (Mg) = 24 × 0,23 = 5,52 g m (Al) = 27 × 0,77 = 20,79 g Poiščimo masne deleže kovin v zmesi: ώ = m (Me) / m vsota × 100% ώ (Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98% ώ (Al) = 100 - 20,98 = 79,02% |
| Odgovorite | Masni deleži kovine v zlitini: 20,98%, 79,02% |
Katere podatke lahko dobimo iz vrste napetosti?
V anorganski kemiji se pogosto uporabljajo številne kovinske napetosti. Rezultati mnogih reakcij in celo možnost njihove izvedbe so odvisni predvsem od položaja določene kovine v NER. Pogovorimo se o tem vprašanju podrobneje.
Interakcija kovin s kislinami
Kovine, ki se nahajajo v nizih napetosti levo od vodika, reagirajo s kislinami - neoksidanti. Kovine, ki se nahajajo v NER desno od H, medsebojno delujejo samo s kislinami - oksidanti (zlasti s HNO 3 in koncentriranim H 2 SO 4).
Primer 1... Cink se nahaja v NER levo od vodika, zato lahko reagira s skoraj vsemi kislinami:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + H2S04 = ZnSO4 + H2
2. primer... Baker se nahaja v ERN desno od N; ta kovina ne reagira z "navadnimi" kislinami (HCl, H 3 PO 4, HBr, organske kisline), ampak sodeluje z oksidativnimi kislinami (dušikova, koncentrirana žveplova):
Cu + 4HNO 3 (konc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Opozarjam vas na pomembno točko: pri interakciji kovin z oksidacijskimi kislinami se ne sprošča vodik, ampak nekatere druge spojine. Več o tem si lahko preberete!
Interakcija kovin z vodo
Kovine, ki se nahajajo v nizu napetosti levo od Mg, zlahka reagirajo z vodo že pri sobna temperatura s sproščanjem vodika in tvorbo raztopine alkalij.
3. primer... Natrij, kalij, kalcij se v vodi zlahka raztopijo in tvorijo raztopino alkalij:
2Na + 2H20 = 2NaOH + H2
2K + 2H2O = 2KOH + H2
Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2
Kovine, ki se nahajajo v območju napetosti od vodika do magnezija (vključno), v nekaterih primerih medsebojno delujejo z vodo, vendar reakcije zahtevajo posebne pogoje. Na primer, aluminij in magnezij začneta medsebojno delovati s H20 šele po odstranitvi oksidnega filma s kovinske površine. Železo ne reagira z vodo pri sobni temperaturi, reagira pa z vodno paro. Kobalt, nikelj, kositer, svinec praktično ne vplivajo na H 2 O ne samo pri sobni temperaturi, temveč tudi pri segrevanju.
Kovine, ki se nahajajo na desni strani NER (srebro, zlato, platina), v nobenem primeru ne reagirajo z vodo.
Interakcija kovin z vodnimi raztopinami soli
Govorili bomo o reakcijah naslednje vrste:
kovina (*) + kovinska sol (**) = kovina (**) + kovinska sol (*)
Rad bi poudaril, da zvezdice v tem primeru ne označujejo oksidacijskega stanja, ne valenčnosti kovine, temveč preprosto omogočajo razlikovanje med kovino št. 1 in kovino št. 2.
Za izvedbo takšne reakcije morajo biti hkrati izpolnjeni trije pogoji:
- soli, vključene v postopek, se morajo raztopiti v vodi (to je enostavno preveriti s pomočjo tabele topnosti);
- kovina (*) mora biti v nizu napetosti levo od kovine (**);
- kovina (*) ne sme reagirati z vodo (kar EER zlahka preveri).
4. primer... Razmislimo o več reakcijah:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni (NO 3) 2 ≠
Prvo reakcijo je enostavno izvesti, izpolnjeni so vsi zgoraj navedeni pogoji: bakrov sulfat je topen v vodi, cink je v NER levo od bakra, Zn ne reagira z vodo.
Druga reakcija je nemogoča, saj prvi pogoj ni izpolnjen (bakrov (II) sulfid je praktično netopen v vodi). Tretja reakcija ni izvedljiva, saj je svinec manj aktivna kovina kot železo (nahaja se desno v NER). Končno, četrti postopek NE vodi do obarjanja niklja, saj kalij reagira z vodo; nastali kalijev hidroksid lahko reagira s solno raztopino, vendar je to povsem drugačen postopek.
Toplotna razgradnja nitratov
Naj vas spomnim, da so nitrati soli dušikove kisline. Vsi nitrati se pri segrevanju razgradijo, vendar je sestava razpadnih produktov lahko drugačna. Sestava je določena s položajem kovine v napetostni seriji.
Kovinski nitrati, ki se nahajajo v NER levo od magnezija, pri segrevanju tvorijo ustrezne nitrite in kisik:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
Med toplotnim razkrojem kovinskih nitratov, ki se nahajajo v območju napetosti od Mg do Cu, vključno, nastajajo kovinski oksid, NO 2 in kisik:
2Cu (NO3) 2 = 2CuO + 4NO2 + O2
Na koncu razgradnja nitratov najmanj aktivnih kovin (ki se nahajajo v NER desno od bakra) povzroči kovino, dušikov dioksid in kisik.
Elektrokemijske serije kovinske dejavnosti (niz napetosti, vrsto standardnih potencialov elektrod) je zaporedje, v katerem so kovine razvrščene po vrstnem redu povečevanja svojih standardnih elektrokemičnih potencialov φ 0, kar ustreza polovični reakciji redukcije kovinskega kationa Me n +: Me n + + nē → Me
Številne napetosti so značilne za primerjalno aktivnost kovin v redoks reakcijah v vodnih raztopinah.
Zgodovina
Zaporedje razporeditve kovin po vrstnem redu spremembe njihove kemijske aktivnosti v splošni oris je bilo že znano alkimistom. Procesi medsebojnega izpodrivanja kovin iz raztopin in njihovega površinskega nanašanja (na primer izpodrivanje srebra in bakra iz raztopin njihovih soli z železom) so bili obravnavani kot manifestacija transmutacije elementov.
Pozni alkimisti so se približali razumevanju kemijske strani medsebojnega obarjanja kovin iz njihovih raztopin. Tako je Angelus Sala v svojem delu "Anatomia Vitrioli" (1613) prišel do zaključka, da so izdelki kemijske reakcije so sestavljeni iz istih "komponent", ki so jih vsebovali vhodni materiali. Nato je Robert Boyle predlagal hipotezo o razlogih, zakaj ena kovina premakne drugo iz rešitve, ki temelji na korpuskularnih konceptih.
V dobi nastanka klasične kemije je sposobnost elementov, da se med seboj izpodrivajo spojine, postala pomemben vidik razumevanja reaktivnosti. J. Berzelius je na podlagi elektrokemične teorije afinitete zgradil klasifikacijo elementov, jih razdelil na "metaloide" (zdaj se uporablja izraz "nekovine") in "kovine" ter med njimi postavil vodik.
Zaporedje kovin, ki se medsebojno premikajo, kemikom že dolgo znano, je v šestdesetih letih in naslednjih letih še posebej temeljito in celovito preučil in dopolnil N. N. Beketov. Že leta 1859 je v Parizu pripravil poročilo na temo "Raziskave o pojavih premikanja nekaterih elementov z drugimi". Beketov je v to delo vključil številne posplošitve o razmerju med medsebojnim premikom elementov in njihovo atomsko težo, ki te procese povezuje z " začetno kemijske lastnosti elementi - kar imenujemo kemična afiniteta". Beketov odkritje izpodrivanja kovin iz raztopin njihovih soli z vodikom pod pritiskom in preučevanje reduktivne aktivnosti aluminija, magnezija in cinka pri visoke temperature(metalotermija) mu je omogočil, da je postavil hipotezo o povezavi med sposobnostjo nekaterih elementov, da s svojo gostoto premaknejo druge iz spojin: lažji preproste snovi sposobni izpodriniti težje (zato se tej seriji pogosto reče tudi premik serije Beketov ali preprosto Beketova vrstica).
Ne da bi zanikali pomembne zasluge Beketova pri oblikovanju sodobnih idej o številnih kovinskih dejavnostih, bi bilo treba v domači priljubljeni in izobraževalni literaturi o njem kot o edinem ustvarjalcu te serije šteti za napačno. Številni eksperimentalni podatki, pridobljeni leta konec XIX stoletja, ovrgel Beketovo hipotezo. Tako je William Odling opisal številne primere "preusmeritve dejavnosti". Na primer, baker izpodrine kositer iz koncentrirane zakisane raztopine SnCl 2 in svinec iz kisle raztopine PbCl 2; prav tako se lahko raztopi v koncentrirani klorovodikovi kislini z razvojem vodika. Baker, kositer in svinec so v vrsti desno od kadmija, lahko pa ga izpodrivajo iz vrele šibko kisle raztopine CdCl 2.
Hiter razvoj teoretične in eksperimentalne fizikalne kemije je pokazal še en razlog za razlike v kemijski aktivnosti kovin. Z razvojem sodobnih konceptov elektrokemije (predvsem v delih Walterja Nernsta) je postalo jasno, da to zaporedje ustreza "nizu napetosti" - razporeditvi kovin glede na vrednost standardnih elektrodnih potencialov. Tako je Nerst namesto kvalitativne značilnosti - "nagnjenosti" kovine in njenega iona k določenim reakcijam uvedel natančno kvantitativno vrednost, ki označuje sposobnost vsake kovine, da preide v raztopino v obliki ionov in jo tudi zmanjša z ioni do kovine na elektrodi in ustrezna serija je dobila ime vrsto standardnih elektrodnih potencialov.
Teoretične osnove
Vrednosti elektrokemijskih potencialov so odvisne od številnih spremenljivk, zato so zapletene odvisne od položaja kovin v periodičnem sistemu. Tako se oksidacijski potencial kationov povečuje s povečanjem energije atomizacije kovine, s povečanjem celotnega ionizacijskega potenciala njenih atomov in z zmanjšanjem hidracijske energije njenih kationov.
V svoji najbolj splošni obliki je jasno, da so za kovine na začetku obdobij značilne nizke vrednosti elektrokemičnih potencialov in zasedajo mesta na levi strani niza napetosti. Hkrati izmenjava alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin odraža pojav diagonalne podobnosti. Za kovine, ki se nahajajo bližje sredini obdobij, so značilni visoki potenciali in zasedajo mesta v desni polovici vrstice. Dosledno povečanje elektrokemičnega potenciala (od -3,395 V za Eu 2+ / Eu [ ] do +1,691 V za par Au + / Au) odraža zmanjšanje redukcijske aktivnosti kovin (sposobnost oddajanja elektronov) in povečanje oksidacijske sposobnosti njihovih kationov (sposobnost pritrditve elektronov). Tako je najmočnejše redukcijsko sredstvo kovinski evropij, najmočnejši oksidant pa so zlati kationi Au +.
Vodik je tradicionalno vključen v številne napetosti, saj se praktično merjenje elektrokemičnih potencialov kovin izvaja s standardno vodikovo elektrodo.
Praktična uporaba številnih napetosti
Za primerjalno [relativno] oceno kemijske aktivnosti kovin v reakcijah z vodne raztopine soli in kisline ter za ocenjevanje katodnih in anodnih procesov med elektrolizo:
- Kovine levo od vodika so močnejša redukcijska sredstva kot kovine na desni: slednje izpodrivajo iz raztopin soli. Na primer, interakcija Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu je možna samo v smeri naprej.
- Kovine v vrsti levo od vodika pri interakciji z vodnimi raztopinami neoksidirajočih kislin izpodrivajo vodik; najbolj aktivne kovine (do vključno aluminija) - in pri interakciji z vodo.
- Kovine v vrsti desno od vodika v normalnih pogojih ne vplivajo na vodne raztopine neoksidirajočih kislin.
- Med elektrolizo se na katodi sproščajo kovine desno od vodika; zmanjšanje kovin zmerne aktivnosti spremlja razvoj vodika; najbolj aktivnih kovin (do aluminija) v normalnih pogojih ni mogoče izolirati iz vodnih raztopin soli.
Tabela elektrokemijskih potencialov kovin
| Kovina | Kation | φ 0, V | Reaktivnost | Elektroliza (na katodi): |
|---|---|---|---|---|
| Li + | -3,0401 | reagira z vodo | sprosti se vodik | |
| Cs + | -3,026 | |||
| Rb + | -2,98 | |||
| K + | -2,931 | |||
| Fr + | -2,92 | |||
| Ra 2+ | -2,912 | |||
| Ba 2+ | -2,905 | |||
| Sr 2+ | -2,899 | |||
| Ca 2+ | -2,868 | |||
| Eu 2+ | -2,812 | |||
| Na + | -2,71 | |||
| Sm 2+ | -2,68 | |||
| Md 2+ | -2,40 | reagira z vodnimi raztopinami kislin | ||
| La 3+ | -2,379 | |||
| Y 3+ | -2,372 | |||
| Mg 2+ | -2,372 | |||
| Ce 3+ | -2,336 | |||
| Pr 3+ | -2,353 | |||
| Nd 3+ | -2,323 | |||
| Er 3+ | -2,331 | |||
| Ho 3+ | -2,33 | |||
| Tm 3+ | -2,319 | |||
| Sm 3+ | -2,304 | |||
| Pm 3+ | -2,30 | |||
| Fm 2+ | -2,30 | |||
| Dy 3+ | -2,295 | |||
| Lu 3+ | -2,28 | |||
| Tb 3+ | -2,28 | |||
| Gd 3+ | -2,279 | |||
| Es 2+ | -2,23 | |||
| Ac 3+ | -2,20 | |||
| Dy 2+ | -2,2 | |||
| Pm 2+ | -2,2 | |||
| Primerjaj 2+ | -2,12 | |||
| Sc 3+ | -2,077 | |||
| Am 3+ | -2,048 | |||
| CM 3+ | -2,04 | |||
| Pu 3+ | -2,031 | |||
| Er 2+ | -2,0 | |||
| Pr 2+ | -2,0 | |||
| Eu 3+ | -1,991 | |||
| Lr 3+ | -1,96 | |||
| Prim. 3+ | -1,94 | |||
| Es 3+ | -1,91 | |||
| Th 4+ | -1,899 | |||
| Fm 3+ | -1,89 | |||
| Np 3+ | -1,856 | |||
| Bodi 2+ | -1,847 | |||
| U 3+ | -1,798 | |||
| Al 3+ | -1,700 | |||
| Md 3+ | -1,65 | |||
| Ti 2+ | -1,63 | konkurenčne reakcije: tako razvoj vodika kot razvoj čistih kovin | ||
| Hf 4+ | -1,55 | |||
| Zr 4+ | -1,53 | |||
| Pa 3+ | -1,34 | |||
| Ti 3+ | -1,208 | |||
| Yb 3+ | -1,205 | |||
| # 3+ | -1,20 | |||
| Ti 4+ | -1,19 | |||
| Mn 2+ | -1,185 | |||
| V 2+ | -1,175 | |||
| Nb 3+ | -1,1 | |||
| Nb 5+ | -0,96 | |||
| V 3+ | -0,87 | |||
| Cr 2+ | -0,852 | |||
| Zn 2+ | -0,763 | |||
| Cr 3+ | -0,74 | |||
| Ga 3+ | -0,560 | |||