Katere kovine nadomeščajo druge kovine. aktivne kovine. Praktična uporaba različnih napetosti

Potencialna razlika "elektrodna snov - raztopina" služi samo kot kvantitativna značilnost sposobnosti snovi (tako kovin kotnekovine) prehajajo v raztopino v obliki ionov, tj. znakovz OB sposobnostjo iona in njegove ustrezne snovi.

Ta potencialna razlika se imenujepotencial elektrode.

Vendar neposredne metode za merjenje takšne potencialne razlikene obstaja, zato smo se dogovorili, da jih opredelimo dotako imenovana standardna vodikova elektroda, potencialkatere vrednost je pogojno vzeta kot nič (pogosto imenovana tudireferenčna elektroda). Standardna vodikova elektroda je sestavljena iziz platinaste plošče, potopljene v kislinsko raztopino s konkoncentracijo ionov H + 1 mol/l in izperemo s curkom plinastegavodik pri standardnih pogojih.

Nastanek potenciala na standardni vodikovi elektrodi si lahko predstavljamo na naslednji način. Plinasti vodik, ki ga adsorbira platina, preide v atomsko stanje:

H22H.

Med atomskim vodikom, ki nastane na površini plošče, vodikovimi ioni v raztopini in platino (elektroni!) se uresniči stanje dinamičnega ravnovesja:

H H + + e.

Celoten proces je izražen z enačbo:

H 2 2H + + 2e.

Platina ne sodeluje pri redoksu in procesu, ampak je le nosilec atomskega vodika.

Če ploščo neke kovine, potopljeno v raztopino njene soli s koncentracijo kovinskih ionov, ki je enaka 1 mol / l, povežemo s standardno vodikovo elektrodo, dobimo galvansko celico. Elektromotorna sila tega elementa(EMF), izmerjeno pri 25 ° C, in označuje standardni elektrodni potencial kovine, običajno označen kot E 0.

V povezavi s sistemom H 2 / 2H + se bodo nekatere snovi obnašale kot oksidanti, druge kot reducenti. Trenutno so bili pridobljeni standardni potenciali skoraj vseh kovin in mnogih nekovin, ki označujejo relativno sposobnost redukcijskih ali oksidacijskih sredstev, da darujejo ali zajemajo elektrone.

Potenciali elektrod, ki delujejo kot reducenti glede na vodik, imajo predznak »-«, znak »+« pa označuje potenciale elektrod, ki so oksidanti.

Če razporedite kovine v naraščajočem vrstnem redu njihovih standardnih elektrodnih potencialov, potem je t.i elektrokemične napetostne vrste kovin:

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

Zaporedje napetosti označuje Kemijske lastnosti kovine.

1. Bolj ko je elektrodni potencial kovine negativen, večja je njena redukcijska sposobnost.

2. Vsaka kovina je sposobna iz solnih raztopin izpodriniti (obnoviti) tiste kovine, ki so v nizu kovinskih napetosti za njo. Edine izjeme so alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine, ki ne bodo reducirale drugih kovinskih ionov iz raztopin njihovih soli. To je posledica dejstva, da v teh primerih reakcije interakcije kovin z vodo potekajo hitreje.

3. Vse kovine z negativnim standardnim elektrodnim potencialom, tj. ki se nahajajo v nizu napetosti kovin levo od vodika, ga lahko izpodrinejo iz kislinskih raztopin.

Treba je opozoriti, da predstavljena serija označuje obnašanje kovin in njihovih soli samo v vodnih raztopinah, saj potenciali upoštevajo posebnosti interakcije enega ali drugega iona z molekulami topila. Zato se elektrokemični niz začne z litijem, medtem ko se kemično bolj aktivna rubidij in kalij nahajata desno od litija. To je posledica izjemno visoke energije procesa hidratacije litijevih ionov v primerjavi z ioni drugih alkalijskih kovin.

Algebraična vrednost standardnega redoks potenciala označuje oksidativno aktivnost ustrezne oksidirane oblike. Zato nam primerjava vrednosti standardnih redoks potencialov omogoča odgovor na vprašanje: ali poteka ta ali ona redoks reakcija?

Torej vse polovične reakcije oksidacije halogenidnih ionov v proste halogene

2 Cl - - 2 e \u003d C l 2 E 0 \u003d -1,36 V (1)

2 Br - -2e \u003d B r 2 E 0 \u003d -1,07 V (2)

2I - -2 e \u003d I 2 E 0 \u003d -0,54 V (3)

se lahko izvede v standardnih pogojih, ko se kot oksidacijsko sredstvo uporablja svinčev oksid ( IV ) (E 0 = 1,46 V) ali kalijev permanganat (E 0 = 1,52 V). Pri uporabi kalijevega dikromata ( E0 = 1,35 V) se lahko izvedeta samo reakciji (2) in (3). Končno, uporaba dušikove kisline kot oksidanta ( E0 = 0,96 V) omogoča samo polovično reakcijo z udeležbo jodidnih ionov (3).

Tako je kvantitativno merilo za oceno možnosti določene redoks reakcije pozitivna vrednost razlike med standardnimi redoks potenciali oksidacijske in redukcijske polreakcije.

Kovine v kemične reakcije vedno restavratorji. Redukcijska aktivnost kovine odraža njen položaj v elektrokemičnem nizu napetosti.

Na podlagi serije je mogoče narediti naslednje zaključke:

1. Bolj levo kot je kovina v tej vrsti, močnejša je kot reducent.

2. Vsaka kovina je sposobna iz soli v raztopini izpodriniti tiste kovine, ki so na desni.

2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3

3. Kovine, ki so v nizu napetosti levo od vodika, ga lahko izpodrinejo iz kislin.

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

4. Kovine, ki so najmočnejši reducenti (alkalijske in zemeljskoalkalijske) v vseh vodnih raztopinah, najprej reagirajo z vodo.

Redukcijska sposobnost kovine, določena z elektrokemijsko serijo, ne ustreza vedno njenemu položaju v periodnem sistemu, saj napetostna serija ne upošteva le polmera atoma, temveč tudi energijo odcepitve elektronov.

Aldehidi, njihova struktura in lastnosti. Pridobivanje, uporaba mravljičnih in ocetnih aldehidov.

Aldehidi so organske spojine, katerih molekula vsebuje karbonilno skupino, povezano z vodikom in ogljikovodikovim radikalom.

Metanal (formaldehid)

Fizične lastnosti

Metanal je plinasta snov, vodna raztopina je formalin

Kemijske lastnosti

Reagent za aldehide je Cu (OH) 2

Aplikacija

Najbolj razširjena sta metanal in etanal. Veliko število metanal se uporablja za proizvodnjo fenol-formaldehidne smole, ki jo dobimo z reakcijo metanala s fenolom. Ta smola je bistvena za proizvodnjo različnih plastičnih mas. Umetne mase, izdelane iz fenol-formaldehidne smole v kombinaciji z različnimi polnili, imenujemo fenoli. Pri raztapljanju fenolformaldehidne smole v acetonu ali alkoholu dobimo različne lake. Pri interakciji metanala s karbamidom CO (NH 2) 2 dobimo karbidno smolo in iz nje dobimo aminoplastiko. Iz te plastike izdelujejo mikroporozne materiale za potrebe elektrotehnike, Metanal pa se uporablja tudi pri izdelavi nekaterih zdravilne snovi in barvila. Široko se uporablja vodna raztopina, ki vsebuje 40% metanala v masnih deležih. Imenuje se formalin. Njegova uporaba temelji na sposobnosti zvijanja beljakovin.

potrdilo o prejemu

Aldehidi se pridobivajo z oksidacijo alkanov in alkoholov. Etanal nastane s hidratacijo etina in oksidacijo etena.

Številka vstopnice 12

Višji oksidi kemičnih elementov tretje dobe. Vzorci pri merjenju njihovih lastnosti v povezavi s položajem kemičnih elementov v periodnem sistemu. Značilne kemijske lastnosti oksidov: bazične, amfoterne, kisle.

oksidi- to so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh kemičnih elementov, od katerih je eden kisik z oksidacijskim stanjem "-2"

Oksidi tretje dobe vključujejo:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7.

Ko se stopnja oksidacije elementov poveča, kislinske lastnosti oksidi.

Na 2 O, MgO - bazični oksidi

Al 2 O 3 - amfoterni oksid

SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7 so kislinski oksidi.

Bazični oksidi reagirajo s kislinami in tvorijo sol in vodo.

MgO + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Hg + H 2 O

Oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin reagirajo z vodo in tvorijo alkalije.

Na 2 O + HOH → 2NaOH

Bazični oksidi reagirajo s kislimi oksidi in tvorijo sol.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Kislinski oksidi reagirajo z alkalijami, da tvorijo sol in vodo.

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

Reagira z vodo in tvori kislino

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Amfoterni oksidi reagirajo s kislinami in alkalijami

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Z alkalijo

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Maščobe, njihove lastnosti in sestava. Maščobe v naravi, preoblikovanje maščob v telesu. Produkti tehnične predelave maščob, pojem sintetičnih detergentov. Varstvo narave pred SMS onesnaževanjem.

Maščobe so estri glicerola in karboksilnih kislin.

Splošna formula za maščobe:

Trdne maščobe tvorijo predvsem višje mejne karboksilne kisline - stearinska C 17 H 35 COOH, palmitinska C 15 H 31 COOH in nekatere druge. Tekoče maščobe tvorijo predvsem višje nenasičene karboksilne kisline – oleinske C17H33COOH, lenolna C17H31COOH

Maščobe so skupaj z ogljikovimi hidrati in beljakovinami sestavni del organizmov živali in rastlin. So pomemben del prehrane ljudi in živali. Ko maščobe v telesu oksidirajo, se sprošča energija. Ko maščobe pridejo v prebavne organe, se pod vplivom encimov hidrolizirajo v glicerol in ustrezne kisline.

Produkte hidrolize absorbirajo črevesne resice, nato pa se sintetizira maščoba, vendar že značilna za telo. Krvni obtok prenaša maščobe v druge organe in tkiva telesa, kjer se ponovno kopičijo ali hidrolizirajo in postopoma oksidirajo v ogljikov monoksid (IV) in vodo.

fizične lastnosti.

Živalske maščobe so večinoma trdne snovi, najdemo pa jih tudi v tekočinah ( ribja maščoba). Rastlinske maščobe so največkrat tekoče snovi – olja; poznane in trdne rastlinske maščobe – kokosovo olje.

Kemijske lastnosti.

Maščobe v živalskih organizmih hidrolizirajo v prisotnosti encimov. Poleg reakcij z vodo maščobe medsebojno delujejo z alkalijami.

Sestava rastlinskih olj vključuje estre nenasičenih karboksilnih kislin, ki jih je mogoče hidrogenirati. Pretvorijo se v mejne spojine
Primer: Od rastlinsko olje v industriji prejemajo margarino.

Aplikacija.
Maščobe se uporabljajo predvsem kot živilski izdelek. Prej so se maščobe uporabljale za izdelavo mila
Sintetična detergenti.

Sintetični detergenti so škodljivi za okolju, Ker so stabilni in težko zlomljivi.

V elektrokemični celici (galvanskem členu) se elektroni, ki ostanejo po nastanku ionov, odstranijo skozi kovinsko žico in se rekombinirajo z ioni druge vrste. To pomeni, da naboj v zunanjem krogu prenašajo elektroni, znotraj celice pa skozi elektrolit, v katerega so potopljene kovinske elektrode, ioni. Tako dobimo zaprt električni krog.

Potencialna razlika, izmerjena v elektrokemični celici, o zaradi razlike v sposobnosti vsake od kovin, da oddajajo elektrone. Vsaka elektroda ima svoj potencial, vsak sistem elektroda-elektrolit je polcelica in katera koli dva polcelica tvorita elektrokemijsko celico. Potencial ene elektrode se imenuje potencial polovice celice in bo določil sposobnost elektrode, da oddaja elektrone. Očitno je, da potencial vsakega polelementa ni odvisen od prisotnosti drugega polelementa in njegovega potenciala. Polcelični potencial je določen s koncentracijo ionov v elektrolitu in temperaturo.

Vodik je bil izbran kot "ničelni" polelement; predpostavlja se, da zanj ni opravljeno nobeno delo, ko se elektron doda ali odstrani, da nastane ion. "Ničelna" vrednost potenciala je potrebna za razumevanje relativne sposobnosti vsakega od obeh polelementov celice, da daje in sprejema elektrone.

Polcelični potenciali, izmerjeni glede na vodikovo elektrodo, se imenujejo vodikova lestvica. Če je termodinamična nagnjenost k oddajanju elektronov v eni polovici elektrokemične celice večja kot v drugi, potem je potencial prve polovice celice višji od potenciala druge. Pod vplivom potencialne razlike bo prišlo do toka elektronov. Ko sta dve kovini združeni, je mogoče ugotoviti potencialno razliko med njima in smer toka elektronov.

Elektropozitivna kovina ima večjo sposobnost sprejemanja elektronov, zato bo katodna ali plemenita. Po drugi strani pa obstajajo elektronegativne kovine, ki so sposobne spontano oddajati elektrone. Te kovine so reaktivne in zato anodne:

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

Na primer Cu lažje darujejo elektrone Ag, vendar slabši od Fe . V prisotnosti bakrene elektrode se bodo srebrni noni začeli povezovati z elektroni, kar vodi do tvorbe bakrovih ionov in obarjanja kovinskega srebra:

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Vendar je isti baker manj reaktiven kot železo. Ko kovinsko železo pride v stik z bakrovimi noni, se bo oborilo in železo bo šlo v raztopino:

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

Lahko rečemo, da je baker katodna kovina glede na železo in anodna kovina glede na srebro.

Standardni elektrodni potencial se šteje za potencial popolnoma žarjenega čistega kovinskega pol-člena kot elektrode v stiku z ioni pri 25 0 C. Pri teh meritvah vodikova elektroda deluje kot referenčna elektroda. V primeru dvovalentne kovine lahko reakcijo, ki poteka v ustrezni elektrokemični celici, zapišemo:

M + 2H +→ M2+ + H2.

Če so kovine razvrščene po padajočem vrstnem redu njihovih standardnih elektrodnih potencialov, dobimo tako imenovano elektrokemično vrsto kovinskih napetosti (tabela 1).

Tabela 1. Elektrokemične serije napetosti kovin

Na primer, v bakreno-cinkovem galvanskem členu pride do toka elektronov iz cinka v baker. Bakrena elektroda je pozitivni pol v tem vezju, cinkova elektroda pa negativni pol. Bolj reaktiven cink izgubi elektrone:

Zn → Zn 2+ + 2е - ; E°=+0,763 V.

Baker je manj reaktiven in sprejema elektrone od cinka:

Cu 2+ + 2е - → Cu; E°=+0,337 V.

Napetost na kovinski žici, ki povezuje elektrode, bo:

0,763 V + 0,337 V = 1,1 V.

Tabela 2. Stacionarni potenciali nekaterih kovin in zlitin v morski vodi glede na običajno vodikovo elektrodo (GOST 9.005-72).

Opomba . Navedene številčne vrednosti potencialov in vrstni red kovin v nizu se lahko razlikujejo v različnih stopnjah, odvisno od čistosti kovin, sestave morska voda, stopnjo zračnosti in stanje kovinske površine.

Katere informacije lahko dobimo iz niza napetosti?

Številne kovinske napetosti se pogosto uporabljajo v anorganski kemiji. Zlasti rezultati številnih reakcij in celo možnost njihovega izvajanja so odvisni od položaja neke kovine v NRN. Razpravljajmo o tem vprašanju podrobneje.

Interakcija kovin s kislinami

Kovine, ki so v nizu napetosti levo od vodika, reagirajo s kislinami – neoksidanti. Kovine, ki se nahajajo v ERN desno od H, delujejo samo s kislinami - oksidanti (zlasti s HNO 3 in koncentrirano H 2 SO 4).

Primer 1. Cink se nahaja v NER levo od vodika, zato lahko reagira s skoraj vsemi kislinami:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Primer 2. Baker se nahaja v ERN desno od H; ta kovina ne reagira z "navadnimi" kislinami (HCl, H 3 PO 4 , HBr, organske kisline), vendar medsebojno deluje z oksidacijskimi 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 na pomembna točka: pri interakciji kovin z oksidacijskimi kislinami se ne sprosti 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 sobni temperaturi s sproščanjem vodika in tvorbo raztopine alkalije.

Primer 3. Natrij, kalij, kalcij se zlahka raztopijo v vodi in tvorijo raztopino alkalije:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Kovine, ki se nahajajo v območju napetosti od vodika do magnezija (vključno), v nekaterih primerih sodelujejo z vodo, vendar reakcije zahtevajo posebne pogoje. Na primer, aluminij in magnezij začneta delovati s H 2 O šele po odstranitvi oksidnega filma s kovinske površine. Železo pri sobni temperaturi ne reagira z vodo, ampak sodeluje z vodno paro. Kobalt, nikelj, kositer, svinec praktično ne delujejo s H 2 O, ne samo pri sobni temperaturi, ampak tudi pri segrevanju.

Kovine, ki se nahajajo na desni strani ERN (srebro, zlato, platina), v nobenem primeru ne reagirajo z vodo.

Interakcija kovin z vodnimi raztopinami soli

Govorili bomo o naslednjih vrstah reakcij:

kovina (*) + kovinska sol (**) = kovina (**) + kovinska sol (*)

Rad bi poudaril, da zvezdice označujejo v ta primer ne oksidacijskega stanja, ne valence kovine, ampak preprosto omogočajo razlikovanje med kovino št. 1 in kovino št. 2.

Da pride do takšne reakcije, morajo biti hkrati izpolnjeni trije pogoji:

1. soli, vključene v postopek, morajo biti topne v vodi (to je enostavno preveriti s tabelo topnosti);
2. kovina (*) mora biti v nizu napetosti levo od kovine (**);
3. kovina (*) ne sme reagirati z vodo (kar enostavno preverimo tudi z ERN).

Primer 4. Poglejmo nekaj reakcij:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Prvo reakcijo je enostavno izvesti, izpolnjeni so vsi zgornji pogoji: bakrov sulfat je topen v vodi, cink je v ERN levo od bakra, Zn ne reagira z vodo.

Druga reakcija je nemogoča, ker 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 NRN). Nazadnje, četrti postopek NE bo povzročil obarjanja niklja, saj kalij reagira z vodo; nastali kalijev hidroksid lahko reagira z raztopino soli, vendar je to popolnoma drugačen proces.

Proces termične razgradnje nitratov

Naj vas spomnim, da so nitrati soli dušikove kisline. Vsi nitrati pri segrevanju razpadejo, vendar je sestava produktov razgradnje lahko različna. Sestava je določena s položajem kovine v nizu napetosti.

Nitrati kovin, ki se nahajajo v NER levo od magnezija, pri segrevanju tvorijo ustrezen nitrit in kisik:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Med termično razgradnjo kovinskih nitratov, ki se nahajajo v nizu napetosti od Mg do vključno Cu, nastanejo kovinski oksid, NO 2 in kisik:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

Končno pri razgradnji nitratov najmanj aktivnih kovin (ki se nahajajo v NER desno od bakra) nastanejo kovina, dušikov dioksid in kisik.

Razpon stresnih kovin- to je niz kovin, razporejenih v naraščajočem vrstnem redu njihovega standardnega elektrodnega potenciala (). Položaj kovine v nizu napetosti kaže na njene redoks sposobnosti glede na druge kovine in njihove katione za reakcije, ki potekajo v raztopinah elektrolitov, to je v reakcijah s solmi in bazami. In tudi z nekovinami, če te reakcije potekajo v vodnih raztopinah, zlasti takšni procesi vključujejo procese korozije kovin ().

V nizu napetosti:

1) Zmanjša se redukcijska sposobnost kovin.

2) Oksidativna moč se poveča. Posledično kovine, ki stojijo v nizu napetosti do vodika, le-tega izpodrinejo iz kislinskih raztopin (ne oksidantov).

3) Kovine na levi strani vrstice (z manjšim potencialom) izpodrivajo kovine na desni (z večjim potencialom) iz raztopin njihovih soli.

4) Kovine, ki stojijo v nizu napetosti do Mg (ki imajo) izpodrivajo vodik iz vode.

Tako vrednost elektrodnega potenciala določa redoks sposobnosti kovin med seboj in glede na H in elektrolite, ki vsebujejo katione.

Merjenje elektrodnih potencialov. Razpon standardnih elektrodnih potencialov, vodikova elektroda.

Praktično je nemogoče izmeriti absolutno vrednost potenciala elektrode. V zvezi s tem se elektrodni potencial meri z merjenjem EMF galvanskega člena, sestavljenega iz preiskovane elektrode in elektrodnega potenciala, ki je znan. Standardni elektrodni potencial je določen z vrednostjo EMF galvanske celice, ki jo sestavljata proučevana elektroda in standardna vodikova elektroda, katere potencial se pogojno predpostavlja nič.

Standardna vodikova elektroda- To je sistem v normalnih pogojih, sestavljen iz gobaste plošče, v katere pore se vbrizga vodik, nameščen v enomolarno raztopino žveplove kisline H 2 SO 4 s C (H +) = 1 mol / kg.

Težko je standardizirati pogoje in reproducirati potencial takšne elektrode, zato se ta elektroda uporablja v meteorološke namene. V laboratorijski praksi se za merjenje elektrodnih potencialov uporabljajo pomožne elektrode.

Primer: kalomelna elektroda - Hg, HgCl/Cl - ;

srebrov klor - Ag, AgCl / Cl - itd.

Potencial teh elektrod se stabilno reproducira, to pomeni, da ohranja svojo vrednost med shranjevanjem in delovanjem.