Módne trendy a trendy. Doplnky, topánky, krása, účesy

Množstvo štandardných elektródových potenciálov kvantitatívne charakterizuje redukčnú schopnosť atómov kovov a oxidačnú schopnosť ich iónov.  

Množstvo štandardných elektródových potenciálov umožňuje vyriešiť otázku smeru spontánneho výskytu redoxných reakcií. Ako vo všeobecnom prípade akejkoľvek chemickej reakcie, aj tu je určujúcim faktorom znamienko zmeny izobarického potenciálu reakcie. To však znamená, že prvý z týchto systémov bude pôsobiť ako redukčné činidlo a druhý ako oxidačné činidlo. Pri priamej interakcii látok bude možný smer reakcie samozrejme rovnaký, ako keď sa uskutočňuje v galvanickom článku.  

Množstvo štandardných elektródových potenciálov umožňuje vyriešiť otázku smeru spontánneho výskytu redoxných reakcií. Ako vo všeobecnom prípade akejkoľvek chemickej reakcie, aj tu je určujúcim faktorom znamienko zmeny Gibbsovej energie reakcie. To však znamená, že prvý z týchto systémov bude pôsobiť ako redukčné činidlo a druhý ako oxidačné činidlo. Pri priamej interakcii látok bude možný smer reakcie samozrejme rovnaký, ako keď sa uskutočňuje v galvanickom článku.  

Množstvo štandardných elektródových potenciálov charakterizuje chemické vlastnosti kovov.  

Charakterizuje množstvo štandardných elektródových potenciálov chemické vlastnosti kovy Používa sa pri zvažovaní postupnosti iónového výboja počas elektrolýzy, ako aj pri opise všeobecné vlastnosti kovy  

Množstvo štandardných elektródových potenciálov umožňuje vyriešiť otázku smeru spontánneho výskytu oxidačných a neredukčných reakcií. Ako vo všeobecnom prípade akejkoľvek chemickej reakcie, aj tu je určujúcim faktorom zmena izobarického potenciálu reakcie. To však znamená, že prvý z týchto systémov bude pôsobiť ako redukčné činidlo a druhý ako oxidačné činidlo. Pri priamej interakcii látok bude možný smer reakcie samozrejme rovnaký, ako keď sa uskutoční v galvanickom článku.  

Množstvo štandardných elektródových potenciálov charakterizuje chemické vlastnosti kovov. Používa sa na určenie postupnosti výbojov iónov počas elektrolýzy, ako aj na opis všeobecných vlastností kovov. V tomto prípade hodnoty štandardných elektródových potenciálov kvantitatívne charakterizujú redukčnú schopnosť kovov a oxidačnú schopnosť ich iónov.  

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

Čím ďalej vľavo je kov v sérii štandardných elektródových potenciálov, tým silnejšie je redukčné činidlo, najsilnejším redukčným činidlom je kov lítia, zlato je najslabšie a naopak, ión zlata (III) je najsilnejší oxidačný prostriedok; lítium (I) je najslabšie.

Každý kov je schopný redukovať zo solí v roztoku tie kovy, ktoré sú po ňom v sérii napätí, napríklad železo môže vytláčať meď z roztokov svojich solí. Pamätajte však, že alkalické kovy a kovy alkalických zemín budú reagovať priamo s vodou.

Kovy nachádzajúce sa v sérii napätia vľavo od vodíka sú schopné vytesniť ho z roztokov zriedených kyselín, pričom sa v nich rozpúšťajú.

Redukčná aktivita kovu nie vždy zodpovedá jeho pozícii v periodickej tabuľke, pretože pri určovaní miesta kovu v sérii sa berie do úvahy nielen jeho schopnosť darovať elektróny, ale aj energia vynaložená na zničenie kryštálovej mriežky kovu, ako aj energie vynaloženej na hydratáciu iónov.

Interakcia s jednoduchými látkami

S kyslík Väčšina kovov tvorí oxidy - amfotérne a zásadité:

4Li + O2 = 2Li20,

4Al + 302 = 2Al203.

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na + 02 = Na202.

S halogény kovy tvoria soli halogenovodíkových kyselín, napr.

Cu + Cl2 = CuCl2.

S vodík najaktívnejšie kovy tvoria iónové hydridy – soli podobné látky, v ktorých má vodík oxidačný stav -1.

2Na + H2 = 2NaH.

S sivá kovy tvoria sulfidy - soli kyseliny sírovodíkovej:

S dusíka Niektoré kovy tvoria nitridy takmer vždy pri zahrievaní:

3Mg + N2 = Mg3N2.

S uhlíka karbidy vznikajú:

4Al + 3C = Al3C4.

S fosfor - fosfidy:

3Ca + 2P = Ca3P2.

Kovy sa môžu navzájom ovplyvňovať a vytvárať intermetalické zlúčeniny :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Kovy sa môžu pri vysokých teplotách navzájom rozpúšťať bez toho, aby reagovali, tvorili sa zliatin.

Zliatiny

Zliatiny sa nazývajú systémy pozostávajúce z dvoch alebo viacerých kovov, ako aj kovov a nekovov, ktoré majú charakteristické vlastnosti vlastné iba kovovému stavu.

Vlastnosti zliatin sú veľmi rôznorodé a líšia sa od vlastností ich komponentov, napríklad aby sa zlato stalo tvrdším a vhodnejším na výrobu šperkov, pridáva sa doň striebro a zliatina obsahujúca 40 % kadmia a 60 % bizmutu. má teplotu topenia 144 °C, teda oveľa nižšiu ako je teplota topenia jej zložiek (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Možné sú nasledujúce typy zliatin:

Roztavené kovy sa navzájom miešajú v ľubovoľnom pomere, pričom sa v sebe neobmedzene rozpúšťajú napríklad Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni a iné. Tieto zliatiny majú homogénne zloženie, majú vysokú chemickú odolnosť a vedú elektrický prúd;

Narovnané kovy sa navzájom zmiešajú v akomkoľvek pomere, ale po ochladení sa oddelia a získa sa hmota pozostávajúca z jednotlivých kryštálov zložiek, napríklad Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb a ďalších.

Časť II. ANORGANICKÁ CHÉMIA

Časť 12. VŠEOBECNÉ VLASTNOSTI KOVOV

§ 12.5. Rozsah štandardných elektródových potenciálov

IN stredná školaštudujete elektrochemický rad napätia kovov. Jeho presnejší názov je rad štandardných elektródových potenciálov kovov. Pre niektoré kovy je uvedený v tabuľke. 12.1. Ako taká séria pozostáva? Prečo je v ňom napríklad sodík po vápniku? Ako to využiť v blízkosti?

Odpoveď na prvú otázku možno dať na základe už preštudovaného materiálu. Keď je akýkoľvek kov ponorený do roztoku elektrolytu, na rozhraní kov/roztok vzniká potenciálny rozdiel, ktorý sa nazýva elektródový potenciál alebo elektródový potenciál. Potenciál každej elektródy závisí od povahy kovu, koncentrácie jeho iónov v roztoku a teploty.

Nie je možné priamo merať potenciál jednotlivej elektródy. Preto sa elektródové potenciály merajú vzhľadom na štandardnú vodíkovú elektródu, ktorej potenciál sa bežne považuje za nulový pri všetkých teplotách. Vodíková elektróda pozostáva z platiny

Ryža. 12.3. Štandardná vodíková elektróda

platinová platňa potiahnutá platinovou čerňou (elektrolyticky nanesená platina), ktorá sa ponorí do roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou vodíkových iónov 1 mol/l a premyje sa prúdom plynného vodíka pod tlakom 101,325 kPa pri 25°C (obr. 12.3).

Molekulárny vodík prechádzajúci cez roztok sa rozpúšťa a približuje sa k povrchu platiny. Na povrchu platiny sú molekuly vodíka rozdelené na atómy a adsorbované (fixované na povrchu). Adsorbované atómy vodíka H ad sú ionizované:

H reklamy - e - -> H + ,

a vodíkové ióny, ktoré pridávajú elektróny, prechádzajú do adsorbovaného stavu:

N + + e - -> N adc.

Úplnejšiu rovnováhu vo vodíkovej elektróde vyjadruje diagram:

2Н + + 2е - ⇆ 2 H a ds (Pt) = Н 2.

Stredná časť tejto rovnováhy je samozrejme vynechaná, aj keď treba mať na pamäti, akú veľkú úlohu hrá platina pri vytváraní takéhoto rovnovážneho stavu.

Ak sa teraz doska z akéhokoľvek kovu, ponorená do roztoku jeho soli s koncentráciou kovových iónov 1 mol/l, pripojí k štandardnej vodíkovej elektróde, ako je znázornené na obr. 12.4, potom sa vytvorí galvanický prvok (elektrochemický obvod), ktorého elektromotorická sila (skrátene EMF) je ľahko merateľná. Toto EMF sa nazýva štandardný elektródový potenciál danej elektródy (zvyčajne sa označuje E°). Elektródový potenciál je teda EMF galvanického článku (elektrochemický obvod), ktorý pozostáva z

Ryža. 12.4. Galvanický obvod na meranie štandardného elektródového potenciálu kovu:

1 - meraná elektróda;

2 - potenciometer;

3 - štandardná vodíková elektróda;

4 - roztok chloridu draselného

skúmaná elektróda a štandardná vodíková elektróda.

Takýto obvod je znázornený na obr. 12.4. Elektródový potenciál sa tiež nazýva redoxný potenciál.

Pri označovaní elektródových potenciálov E a štandardných elektródových potenciálov E° je zvykom uvádzať na značky index, ktorý zodpovedá systému, do ktorého tento potenciál patrí. Štandardný elektródový potenciál systému je teda 2H + + 2e -⇆ H2 označuje E°2H+/H2, systémy Li + + e - ⇆ Li - E ° Li +/ Li a systémy M nO - 4 + 8H + + 5e - ⇆ Mn 2+ + 4H 2 O zápis E°M n O - 4 + 8 H+/M n2++ 4H20.

Umiestnením kovov v rastúcom poradí podľa algebraickej hodnoty ich štandardných elektródových potenciálov získame sériu uvedenú v tabuľke. 12.1. Môže zahŕňať aj iné redoxné systémy (vrátane nekovových), resp. až do hodnôt E° E ° C l 2 / C l - = 1,36 V, E ° F 2 / 2 F - = 2,87 V, E ° S / S 2- = -0,51 V atď. Séria uvedená v tabuľke. 12.1 možno považovať len za fragment z množstva štandardných elektródových potenciálov redoxných systémov vo vodných roztokoch pri 25°C, zložených z najdôležitejších kovov 1. Historicky tejto sérii predchádzala „séria Vitisky“ G. M. Beketova.

Symbol H g aplikovaný na ortuťovú elektródu ponorenú do roztoku hydrogénnej soli, ktorej ión je zvyčajne znázornený ako dimér:

Н g 2+ 2 + 2е - = 2Н g.

Väčšina štandardných elektródových potenciálov sa dá určiť experimentálne. Avšak pre alkalické kovy a kovy alkalických zemín je hodnota E° vypočítaná iba teoreticky, pretože tieto kovy interagujú s vodou.

Množstvo štandardných elektródových potenciálov charakterizuje chemické vlastnosti kovov. Slúži na zistenie, v akom poradí sa redukujú ióny pri elektrolýze (§ 7.7), ako aj na popis ďalších vlastností kovov (§ 10.9 a 12.5).

1 V USA sú akceptované opačné znaky elektródových potenciálov: najpozitívnejšia (+3,04 V) elektróda Li+/Li a najnegatívnejším (-2,87 V) systémom F 2 / 2 F - . Toto poradie je možné vidieť aj v americkej vzdelávacej literatúre preloženej do ruštiny.

Čím nižšia je algebraická hodnota potenciálu, tým vyššia je redukčná schopnosť tohto kovu a tým nižšia je oxidačná schopnosť jeho iónov.

Ako vyplýva z tejto série, kovový lítium je najsilnejším redukčným činidlom a zlato je najslabším. Naopak, ión zlata Au je najsilnejšie oxidačné činidlo a lítium ión Li+ - najslabší (v tabuľke 12.1 je rast týchto vlastností označený šípkami).

Každý kov v sérii štandardných elektródových potenciálov má vlastnosť vytesniť všetky nasledujúce kovy z roztokov ich solí. To však neznamená, že k represii nevyhnutne dôjde vo všetkých prípadoch. Hliník teda vytláča meď z roztoku chloridu meďnatého CuC l 2 , ale prakticky ho nevytesňuje z roztoku síranu meďnatého CuS04 . Vysvetľuje to skutočnosť, že chloridové ióny C l - ničí ochranný povrchový film na hliníku oveľa rýchlejšie v porovnaní so síranovými iónmi SO2-.

Veľmi často sa na základe množstva štandardných elektródových potenciálov píšu rovnice pre reakcie vytesňovania kovov z roztokov ich solí aktívnejšími alkalickými kovmi a kovmi lúčnych zemín a samozrejme sa mýlia. V tomto prípade nedochádza k vytesňovaniu kovov, pretože samotné alkalické kovy a kovy alkalických zemín reagujú s vodou.

Všetky kovy, ktoré majú záporné hodnoty štandardných elektródových potenciálov, to znamená, že stoja v sérii pred vodíkom, vytláčajú vodík zo zriedených kyselín (ako je HC 1 alebo H2S04 ) a zároveň sa v nich rozpúšťajú. Olovo je však prakticky nerozpustné v zriedených roztokoch kyseliny sírovej. Stáva sa to preto, že na povrchu olova sa okamžite vytvorí ochranná vrstva nízkokvalitnej soli síranu olovnatého. PbSO4 , čo narúša kontakt roztoku s kovom. Kovy v rade za vodíkom ho nevytláčajú z kyselín.

Z uvedených príkladov môžeme vyvodiť záver, že by sa malo použiť množstvo štandardných elektródových potenciálov, berúc do úvahy charakteristiky posudzovaných procesov. Najdôležitejšie je mať na pamäti, že množstvo štandardných elektródových potenciálov možno použiť len pre vodné roztoky a že charakterizuje chemickú aktivitu kovov len pri redoxných reakciách, ktoré sa vyskytujú vo vodnom prostredí.

V sérii štandardných elektródových potenciálov sa sodík nachádza za vápnikom Ca: má vyššiu algebraickú hodnotu štandardného elektródového potenciálu.

EMF akéhokoľvek galvanického článku možno vypočítať z rozdielu štandardných elektródových potenciálov E°. Treba mať na pamäti, že EMF je vždy pozitívna veličina. Preto od potenciálu elektródy, ktorý má väčšiu algebraickú hodnotu, je potrebné odpočítať potenciál elektródy, ktorej algebraická hodnota je menšia. Napríklad emf meď-zinkového prvku pri štandardné podmienky bude 0,34 - (-0,76) = 1,1 V.

Elektrochemická korózia kovov. Katódová ochrana. Anodická ochrana. Pasívna ochrana. Potenciály elektród - tabuľka.

Vo veľkej väčšine prípadov korózia kovu znamená oxidáciu materiálu. v praxi najväčšia škoda prináša tzv elektrochemická korózia sprevádzaná aktívnym prenosom hmoty. Kovové povrchy sú náchylné na elektrochemickú deštrukciu (koróziu), keď prídu do kontaktu s elektrolytmi (korozívne činidlá). Takýmito prostriedkami môžu byť atmosférické plyny, ako je morský, mestský alebo priemyselný vzduch (t. j. oxid siričitý, chlorovodík a siričitan atď.) alebo aktívne kvapaliny – soľanka, alkálie, morská voda atď. (napríklad odtlačky spotených rúk).

Ak sa v dôsledku kontaktu korózneho činidla na kovové povrchy vytvorí galvanický pár, potom sa prenos látky z jednej elektródy páru na druhú mnohonásobne zintenzívni. Rýchlosť korózie je určená rozdielom elektródových potenciálov páru. Tento proces sa zvyčajne myslí, keď sa hovorí o elektrochemická korózia.

Väčšina kovov má tendenciu odovzdávať elektróny v dôsledku negatívneho elektródového potenciálu počas procesu korózie. Ak sa na chránený objekt aplikuje určitý dodatočný kladný potenciál = udržiava sa na ňom určitý negatívny potenciál rádovo desatiny voltu, tak pravdepodobnosť oxidačnej reakcie klesne takmer na nulu. Tento spôsob ochrany sa zvyčajne predpokladá, keď sa hovorí o katódovej ochrany.

Ak sa na miesto pravdepodobnej korózie umiestni určité množstvo látky s nižším elektródovým potenciálom (napríklad zinok alebo horčík na ochranu železa), potom na ňom prebehne oxidačná reakcia. Medzi týmto prídavným zariadením musí byť zabezpečený dobrý elektrický kontakt ochranná anóda(obetná anóda) a chránený kov. Uhádli ste, prečo sú rúry pozinkované? A čo železné plechy na strešnú krytinu? Prirodzene, keď sa ochranná anóda úplne rozpustí, všetko pôjde ako obvykle.

Pod pasívna ochrana rozumieť potiahnutie chránenej vzorky dielektrikom, aby sa zabránilo výskytu galvanického obvodu. Môžete napríklad maľovať kovová konštrukcia olejová farba atď.

Tabuľka. Štandardné elektródové potenciály niektorých látok:

Kovy zahŕňajú s-prvky skupín 1 a 2, všetky d- a f-prvky, ako aj množstvo p-prvkov hlavných podskupín: 3 (okrem bóru), 4 (Ge, Sn, Pb), 5 ( Sb, Bi) a Ro. Najtypickejšie kovové prvky sa nachádzajú na začiatku periód. Predtým sme hovorili o tom, že v kovoch sa vyskytujú vysoko delokalizované väzby. Je to spôsobené tým, že v dôsledku skríningového efektu sú valenčné elektróny v atómoch kovov slabšie priťahované k jadru a prvé ionizačné energie pre ne sú relatívne nízke. Pri našej bežnej teplote (asi 300 K), ktorá je dosť ďaleko od absolútnej nuly, je energia tepelný pohyb dosť na to, aby sa elektróny mohli voľne pohybovať po celom kove.

Pretože väzba v kovoch je vysoko delokalizovaná a siaha cez celý kryštál, kovy majú vysokú plasticitu, elektrickú a tepelnú vodivosť. Najvyššiu elektrickú a tepelnú vodivosť má striebro a meď, najmenšiu ortuť. Posledne menovaný je tiež najtaviteľný kov (-38,9 C). Najviac žiaruvzdorným kovom je volfrám (3390 C). Takýto veľký rozdiel v bodoch topenia a varu sa vysvetľuje prítomnosťou v kovoch okrem kovových väzieb aj určitého podielu kovalentných väzieb, najmä pre prechodné prvky s veľké množstvo valenčné elektróny.

Uvažujme o elektronických konfiguráciách ortuti a volfrámu.

Hg – 5d 10 6s 2; W – 5d 4 6s 2 . Intermolekulárna interakcia Medzi atómami ortuti je veľmi málo, tak málo, že vo všeobecnosti je to pri vysokej hustote, v dôsledku gravitácie atómov, najtaviteľný kov. Pretože všetky podúrovne v atóme ortuti sú vyplnené, tvorba kovalentných väzieb je vo všeobecnosti nemožná a kovová väzba je dosť slabá, slabšia ako v alkalických kovoch, ktoré sú vo všeobecnosti najviac taviteľné zo všetkých kovov. Naopak, v atóme W je možný vznik štyroch valenčných väzieb naraz. Okrem toho je kovová väzba najsilnejšia zo všetkých 5d prvkov a samotné atómy sú ťažšie ako ich elektronické náprotivky: Mo a Cr. Kombinácia týchto faktorov vedie k najväčšej žiaruvzdornosti volfrámu.

Elektrónová konfigurácia osmia (5d 6 6s 2) je taká, že pred dokončením podúrovne 5d mu chýbajú 4 elektróny, takže je najsilnejšie schopné priťahovať elektróny zo susedných atómov, čo spôsobuje skrátenie väzby kov-kov. Preto má osmium najvyššiu hustotu (22,4 g/cm3).

IN čistej forme kovy sú pomerne zriedkavé. V zásade ide o chemicky inertné kovy (zlato, ako aj kovy skupiny platiny - platina, ródium, irídium, osmium atď.). Striebro, meď, ortuť a cín možno nájsť v prirodzenom stave aj vo forme zlúčenín. Zvyšné kovy sa vyskytujú vo forme zlúčenín nazývaných rudy.

Kovy sa získavajú z ich zlúčenín redukciou z oxidov. Ako redukčné činidlá sa používajú C, CO, aktívne kovy, vodík a metán. Ak je ruda sulfid kovu (ZnS, FeS 2), potom sa najskôr premení na oxid. Redukcia kovov z ich zlúčenín inými kovmi sa nazýva metalotermia. Niektoré kovy sa extrahujú z roztokov ich solí elektrolýzou, napríklad hliník alebo sodík. Všetky spôsoby získavania kovov z ich zlúčenín sú založené na redoxných procesoch.

Proces prenosu elektrónov v redoxnej polovičnej reakcii možno znázorniť nasledujúcou všeobecnou rovnicou:

Proces prechodu elektrónov zodpovedá zmene Gibbsovej energie rovnajúcej sa ∆G = –nFE, kde F (Faradayova konštanta, zodpovedá množstvu elektriny potrebnej na redukciu alebo oxidáciu jedného mólu látky) = 96500 C/ mol, n je počet elektrónov, E je elektródový potenciál, B je rozdiel napätia medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom. Na druhej strane ∆G = –RTlnK = –nFE; RTlnK = nFE. Preto E = RTlnK/nF. Pretože K = /, a 2,3lnK = logK, závislosť elektródového potenciálu od koncentrácií látok - účastníkov elektródového procesu - a od teploty vyjadruje nasledujúca rovnica:

E = E 0 + log/ – Nernstova rovnica.

Pri štandardnej teplote (298 K) má rovnica tvar:

E = Eo + 0,059 lg/

Koncentrácia oxidačného činidla je vždy uvedená v čitateli a potenciál je vždy uvedený pre redukčnú polovičnú reakciu: Ox + ne = Red.

Pri rovnovážnych koncentráciách oxidačného činidla a redukčného činidla rovných jednotke je E = E 0 štandardný elektródový potenciál: je to potenciál daného elektródového procesu pri jednotkových koncentráciách všetkých látok. Pretože nemožno určiť absolútnu hodnotu štandardných elektródových potenciálov, za referenčný bod sa berie polovičný reakčný potenciál: 2H + + 2e = H 2 . Predpokladá sa, že potenciál tohto elektródového procesu je 0 pri jednotkových koncentráciách vodíkového katiónu. Vodíková elektróda pozostáva z platinovej platne, ktorá je ponorená do roztoku kyseliny sírovej s [H+] = 1 mol/l a premývaná prúdom H2 pod tlakom 101325 Pa pri 298 K.

Elektródový potenciál je EMF galvanického článku, ktorý pozostáva zo skúmanej elektródy a štandardnej vodíkovej elektródy. Usporiadaním kovov vo vzrastajúcom ráde ich elektródových potenciálov získame množstvo štandardných elektródových potenciálov kovov. Charakterizuje chemické vlastnosti kovov. Každý kov v sérii vytesňuje všetky nasledujúce kovy z roztoku ich solí. Kovy v rade naľavo od vodíka ho vytláčajú z kyslých roztokov.

Potenciál akejkoľvek redoxnej reakcie možno vypočítať na základe hodnôt polovičných reakčných potenciálov.

Zoberme si jednoduchý príklad: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2. Pri tomto procese prebiehajú dve polovičné reakcie:

Zn 2+ + 2e = Zn 0 E 0 (Zn 2+ /Zn) = –0,76 B

2H++2e = H20E0 (2H+/H2) = 0,00 B

Keďže potenciál druhej polovičnej reakcie je vyšší ako prvej, druhá polovičná reakcia bude prebiehať zľava doprava, teda smerom k tvorbe molekúl vodíka. Prvá polovičná reakcia bude prebiehať sprava doľava, teda smerom k tvorbe katiónov zinku.

Pri úvahách o výrobe kovov sme hovorili o tom, že množstvo kovov sa redukuje zo svojich oxidov inými, aktívnejšími kovmi. Napríklad horčík môže redukovať meď z oxidu meďnatého. Porovnajme dve polovičné reakcie:

Cu2+ + 2e = Cu Eo = +0,34 V

Mg2+ + 2e = Mg Eo = -2,36 V

Potenciál prvej polovičnej reakcie je vyšší ako druhý a bude prebiehať zľava doprava a druhá sprava doľava.

Na určenie smeru redoxných reakcií je teda potrebné zapísať dve polovičné reakcie z oxidovanej formy do redukovanej formy a porovnať ich potenciály. Reakcia s vyšším potenciálom bude prebiehať zľava doprava a reakcia s nižším potenciálom sprava doľava.

Takmer všetky reakcie kovov sú redoxné procesy a na určenie ich smeru je potrebné v prvom rade vziať do úvahy potenciály každej z polovičných reakcií v redoxnom procese. Ale okrem toho existujú aj výnimky. Napríklad olovo je nerozpustné v kyseline sírovej, napriek tomu, že potenciál páru Pb 2+ /Pb je –0,15 V. Faktom je, že síran olovnatý je nerozpustný a jeho tvorba bráni ďalšej oxidácii olova.

Prednáška 15.

Elektrolýza.

V roztokoch a taveninách elektrolytov sú opačne nabité ióny (katióny a anióny), ktoré sú v neustály pohyb. Ak sú inertné (grafitové) elektródy ponorené do tohto druhu kvapaliny, napríklad v tavenine chloridu sodného (topí sa pri 801 0 C) a prechádza cez ňu jednosmerný elektrický prúd, potom ióny pod vplyvom vonkajšieho elektrické pole katióny sa presunú k elektródam - ku katóde a anióny - k anóde. Katióny sodíka po dosiahnutí katódy prijímajú z nej elektróny a redukujú sa na kovový sodík:

Chloridové ióny sa oxidujú na anóde:

2Сl – ​​​​– 2e = Cl 2 0

V dôsledku toho sa na katóde uvoľňuje kovový sodík a na anóde molekulárny chlór. Celková rovnica pre elektrolýzu roztaveného chloridu sodného je nasledovná.

K: Na+ + e = Na02

A: 2Сl – ​​​​– 2e = Cl 2 0 1

2Na + + 2Сl – ​​elektrolýza ® 2Na 0 + Cl 2 0

2NaCl = 2Na + Cl2

Táto reakcia je redoxná: na anóde prebieha oxidačný proces a na katóde proces redukcie.

Redoxný proces vyskytujúci sa na elektródach počas prechodu elektrický prúd cez taveninu alebo roztok elektrolytu sa nazýva elektrolýza.

Podstatou elektrolýzy je vykonať elektrickej energie chemické reakcie. V tomto prípade katóda dáva elektróny katiónom a anóda prijíma elektróny z aniónov. Pôsobenie jednosmerného elektrického prúdu je oveľa silnejšie ako pôsobenie chemických redukčných činidiel a oxidačných činidiel. Práve elektrolýzou sa prvýkrát získal plynný fluór.

Elektrolýza sa uskutočnila v roztoku fluoridu draselného v kyseline fluorovodíkovej. V tomto prípade sa na anóde uvoľňuje fluór a na katóde sa uvoľňuje vodík. Elektrolýza sa uskutočňuje v elektrolytickom kúpeli.

Je potrebné rozlišovať medzi elektrolýzou roztavených elektrolytov a ich roztokov. V druhom prípade sa na procesoch môžu podieľať molekuly vody. Napríklad pri elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného na inertných (grafitových) elektródach sa na katóde redukujú molekuly vody namiesto sodíkových katiónov.

2H20 + 2e = H2 + 2OH –

a chloridové ióny sa oxidujú na anóde:

2Сl – ​​​​– 2e = Cl 2 0

V dôsledku toho sa na katóde uvoľňuje vodík, na anóde sa uvoľňuje chlór a v roztoku sa hromadia molekuly hydroxidu sodného. Všeobecná rovnica elektrolýza vodného roztoku chloridu sodného má formu:

K: 2H20 + 2e = H2 + 2OH –

A: 2Сl – ​​​​– 2e = Cl 2 0 ­

2H20 + 2Сl – ​​​​= H2 + Cl2 + 2OH –

Mimochodom, takto sa v priemysle vyrábajú hydroxidy všetkých alkalických kovov a niektorých kovov alkalických zemín, ako aj hliník.

Aký je rozdiel medzi elektrolýzou tavenín a vodnými roztokmi elektrolytov? Redukčné procesy na katóde vodných roztokov elektrolytov závisia od hodnoty štandardných elektródových potenciálov kovov, konkrétne najčastejšie pôsobia ako katióny redukované na katóde. Tu sú tri možnosti:

1. Kovové katióny, ktoré majú štandardný elektródový potenciál, sú vyššie ako vodíkové, to znamená viac ako nulové počas elektrolýzy sú na katóde úplne redukované (meď, striebro, zlato a iné).

2. Kovové katióny majúce veľmi malá hodnotaštandardný elektródový potenciál (od lítia po hliník vrátane), nie sú na katóde redukované, ale redukujú sa molekuly vody.

3. Katióny kovov, ktorých štandardný elektródový potenciál je menší ako potenciál vodíka, ale väčší ako potenciál hliníka, sa redukujú počas elektrolýzy na katóde spolu s molekulami vody.

Ak je vo vodnom roztoku súčasne prítomných niekoľko katiónov kovov, potom počas elektrolýzy ich uvoľňovanie na katóde prebieha v poradí klesajúcej algebraickej hodnoty štandardného elektródového potenciálu príslušného kovu. Napríklad pri analýze bronzu typu BrAZh alebo BrAZhMts (meď, hliník, železo a mangán) môžete zvoliť určitú hodnotu prúdu, oddeliť meď na inertnú elektródu (napríklad platinu), elektródu vytiahnuť, odvážiť a určiť obsah medi. Potom oddeľte hliník a určite jeho obsah. Táto metóda je vhodná na oddeľovanie kovov s kladným štandardným elektródovým potenciálom.

Všetky elektródy sú rozdelené na nerozpustné (inertné) - uhlík, grafit, platina, irídium. Rozpustné - meď, striebro, zinok, kadmium, nikel a iné. Koncept rozpustnej elektródy je dôležitý pre anódu, pretože je to tá, ktorá je schopná rozpúšťať sa počas elektrolýzy. Na nerozpustnej anóde dochádza počas procesu elektrolýzy k oxidácii aniónov alebo molekúl vody. V tomto prípade sú anióny bezkyslíkatých kyselín celkom ľahko oxidované. Ak sú v roztoku prítomné anióny kyselín obsahujúcich kyslík, potom sa molekuly vody oxidujú na anóde a uvoľňujú kyslík podľa reakcie:

2H20 - 4e = 02 + 4H+

Počas elektrolýzy samotná rozpustná anóda oxiduje, odovzdáva elektróny vonkajšiemu elektrickému obvodu a prechádza do roztoku:

A: Ja Û Ja n+ + nie –

Pozrime sa na príklady elektrolýzy tavenín a roztokov elektrolytov.