Tabela e potencialeve standarde të elektrodës së metaleve. Ndërveprimi i metaleve me ujin
1. Çfarë vlerë më të ulët ka potencialin elektrod të metalit, sa më aktiv kimikisht të jetë, aq më e lehtë është të oksidohet dhe aq më e vështirë është të rikuperohet nga jonet e tij. Metalet aktive në natyrë ekzistojnë vetëm në formën e komponimeve Na, K, ..., gjenden në natyrë si në formë përbërjesh ashtu edhe në gjendje të lirë të Cu, Ag, Hg; Au, Pt - vetëm në gjendje të lirë;
2. Metalet që kanë një potencial elektrodë më negativ se magnezi, zhvendosin hidrogjenin nga uji;
3. Metalet në serinë e tensionit deri në hidrogjen e zhvendosin hidrogjenin nga tretësirat e acideve të holluara (anionet e të cilave nuk shfaqin vetitë oksiduese);
4. Çdo metal në serinë që nuk dekompozohet uji zhvendos metalet që kanë më shumë vlerat pozitive potencialet e elektrodës nga tretësirat e kripërave të tyre;
5. Sa më shumë metale të ndryshojnë në vlerat e potencialeve të elektrodës, aq vlerë më të lartë e.m.f. do të ketë një qelizë galvanike të ndërtuar prej tyre.
Varësia e potencialit të elektrodës (E) nga natyra e metalit, aktiviteti i joneve të tij në tretësirë dhe temperaturë shprehet me ekuacionin Nernst.
E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,
ku E o Me është potenciali standard i elektrodës së metalit, dhe Men + është aktiviteti i joneve metalike në tretësirë. Në një temperaturë standarde prej 25 o C, për tretësirat e holluara, duke zëvendësuar aktivitetin (a) me përqendrimin (c), logaritmi natyror dhjetore dhe duke zëvendësuar vlerat e R, T dhe F, marrim
E Me = E o Me + (0.059/n)logс.
Për shembull, për një elektrodë zinku të vendosur në një tretësirë të kripës së saj, përqendrimi i joneve të hidratuar Zn 2+ × mH 2 O Le ta shkurtojmë atë si Zn 2+, atëherë
E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].
Nëse = 1 mol/dm 3, atëherë E Zn = E o Zn.
Sipas vlerës së potencialit standard të elektrodës, metalet zakonisht vendosen në një sërë tensionesh metalike: Li+/Li, Rb+/Rb, K+/K, Cs+/Cs, Ba2+/Ba, Sr2+/Sr, Ca2+/Ca, Na+. /Na, Mg2+/Mg, Al3+ /Al, Mn2+/Mn, Zn2+/Zn, Cr3+/Cr, Fe2+/Fe, Cd2+/Cd, Co2+/Co, Ni2+/Ni, Sn2+/Sn, Pb2+/Pb, Fe3+/Fe , 2H+/H2, Sb3+/Sb , Bi3+/Bi, Cu2+/Cu, Hg2+/Hg, Ag+/Ag, Pt2+/Pt, Au+/Au 1. Një numër tensionesh karakterizojnë... [lexo më shumë]
Ekuacioni Nernst Një seri e potencialeve standarde të elektrodës (tensioneve).
Me renditjen e metaleve në rend rritës të potencialeve të tyre standarde të elektrodës, fitohet një seri tensionesh të Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), ose një seri potencialesh standarde të elektrodës.
Çfarë informacioni mund të merret nga një seri tensionesh? Një sërë tensionesh metalike përdoren gjerësisht në kimia inorganike
. Në veçanti, rezultatet e shumë reagimeve dhe madje edhe mundësia e zbatimit të tyre varen nga pozicioni i një metali të caktuar në NER. Le të diskutojmë këtë çështje në më shumë detaje.
Ndërveprimi i metaleve me acidet
Metalet e vendosura në serinë e tensionit në të majtë të hidrogjenit reagojnë me acide - agjentë jo-oksidues. Metalet e vendosura në NER në të djathtë të H ndërveprojnë vetëm me acidet oksiduese (në veçanti, me HNO 3 dhe H 2 SO 4 të përqendruar). Shembulli 1
. Zinku ndodhet në NER në të majtë të hidrogjenit, prandaj është në gjendje të reagojë me pothuajse të gjitha acidet:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 Shembulli 2 . Bakri ndodhet në ERN në të djathtë të H; ky metal nuk reagon me acide “të zakonshme” (HCl, H 3 PO 4, HBr, acidet organike
), megjithatë, ai ndërvepron me acidet oksiduese (nitrik, sulfurik i koncentruar):
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 Unë tërheq vëmendjen tuaj në pikë e rëndësishme
: kur metalet ndërveprojnë me acidet oksiduese, nuk çlirohet hidrogjeni, por disa komponime të tjera. Ju mund të lexoni më shumë për këtë!
Ndërveprimi i metaleve me ujin
Metalet e vendosura në serinë e tensionit në të majtë të Mg reagojnë lehtësisht me ujin tashmë në temperaturën e dhomës, duke lëshuar hidrogjen dhe duke formuar një zgjidhje alkali. Shembulli 3
. Natriumi, kaliumi, kalciumi shpërndahen lehtësisht në ujë për të formuar një zgjidhje alkali:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Metalet e vendosura në diapazonin e tensionit nga hidrogjeni në magnez (përfshirë) në disa raste ndërveprojnë me ujin, por reaksionet kërkojnë kushte specifike. Për shembull, alumini dhe magnezi fillojnë të ndërveprojnë me H 2 O vetëm pasi të keni hequr filmin e oksidit nga sipërfaqja metalike. Hekuri nuk reagon me ujin në temperaturën e dhomës, por reagon me avujt e ujit. Kobalti, nikeli, kallaji dhe plumbi praktikisht nuk ndërveprojnë me H2O, jo vetëm në temperaturën e dhomës, por edhe kur nxehen.
Ndërveprimi i metaleve me tretësirat ujore të kripërave
Ne do të flasim për reagimet e llojit të mëposhtëm:
metal (*) + kripë metali (**) = metal (**) + kripë metali (*)
Dua të theksoj se yjet tregojnë në këtë rast jo gjendjen e oksidimit, jo valencën e metalit, por thjesht ju lejon të bëni dallimin midis metalit nr.1 dhe metalit nr.2.
Për të kryer një reagim të tillë është e nevojshme ekzekutimi i njëkohshëm tre kushte:
- kripërat e përfshira në proces duhet të treten në ujë (kjo mund të kontrollohet lehtësisht duke përdorur tabelën e tretshmërisë);
- metali (*) duhet të jetë në serinë e stresit në të majtë të metalit (**);
- metali (*) nuk duhet të reagojë me ujin (i cili gjithashtu verifikohet lehtësisht nga ESI).
Shembulli 4. Le të shohim disa reagime:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni(NO 3) 2 ≠
Reagimi i parë është lehtësisht i realizueshëm, plotësohen të gjitha kushtet e mësipërme: sulfati i bakrit është i tretshëm në ujë, zinku është në NER në të majtë të bakrit, Zn nuk reagon me ujë.
Reagimi i dytë është i pamundur sepse kushti i parë nuk plotësohet (sulfidi i bakrit (II) është praktikisht i pazgjidhshëm në ujë). Reagimi i tretë nuk është i realizueshëm, pasi plumbi është më pak metal aktiv, në vend të hekurit (e vendosur në të djathtë në ERN). Së fundi, procesi i katërt NUK do të rezultojë në reshje të nikelit sepse kaliumi reagon me ujin; hidroksidi i kaliumit që rezulton mund të reagojë me tretësirën e kripës, por ky është një proces krejtësisht i ndryshëm.
Procesi i dekompozimit termik të nitrateve
Më lejoni t'ju kujtoj se nitratet janë kripëra acid nitrik. Të gjitha nitratet dekompozohen kur nxehen, por përbërja e produkteve të dekompozimit mund të ndryshojë. Përbërja përcaktohet nga pozicioni i metalit në serinë e stresit.
Nitratet e metaleve të vendosura në NER në të majtë të magnezit, kur nxehen, formojnë nitritin dhe oksigjenin përkatës:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
Gjatë zbërthimi termik Nitratet metalike të vendosura në diapazonin e tensionit nga Mg në Cu përfshirëse, formohen oksid metali, NO 2 dhe oksigjen:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Së fundi, gjatë zbërthimit të nitrateve të metaleve më pak aktive (të vendosura në ERN në të djathtë të bakrit), formohet metali, dioksidi i azotit dhe oksigjeni.
Grosse E., Weissmantel H.
Kimi për kuriozët. Bazat e kimisë dhe eksperimentet argëtuese.
Kapitulli 3 (vazhdim)LËNDË E VOGËL ELEKTROKIMIA E METALEVE
Tashmë jemi njohur me elektrolizën e tretësirave të klorurit metalet alkali dhe prodhimin e metaleve duke përdorur shkrirjet. Tani le të përpiqemi të përdorim disa eksperimente të thjeshta për të studiuar disa nga ligjet e elektrokimisë së zgjidhjeve ujore dhe qelizave galvanike, si dhe të njihemi me prodhimin e veshjeve mbrojtëse galvanike.Metodat elektrokimike përdoren në moderne kimi analitike, shërbejnë për të përcaktuar sasitë më të rëndësishme kimia teorike.
Së fundi, korrozioni i objekteve metalike, i cili shkakton dëme të mëdha ekonomia kombëtare, në shumicën e rasteve është një proces elektrokimik.
SERIA E STRESIT METALE
Lidhja themelore për të kuptuar proceset elektrokimike është seria e tensionit të metaleve. Metalet mund të renditen në një seri që fillon me më reaktive dhe përfundon me më pak reaktive. metale fisnike: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.
Kështu duket idetë më të fundit, një sërë tensionesh për metalet më të rëndësishme dhe hidrogjenin. Nëse elektrodat janë bërë nga çdo dy metale në një seri qelizë galvanike, atëherë një tension negativ do të shfaqet në materialin që i paraprin rreshtit.
Vlera e tensionit ( potencial elektrokimik) varet nga pozicioni i elementit në serinë e tensionit dhe nga vetitë e elektrolitit.
Thelbi i serisë së tensionit do të përcaktohet nga disa eksperimente të thjeshta, për të cilat ne kemi nevojë për një burim rryme dhe instrumente matëse elektrike. Tretni rreth 10 g sulfat kristalor të bakrit në 100 ml ujë dhe zhytni një gjilpërë çeliku ose një copë fletë hekuri në tretësirë. (Ne ju rekomandojmë që fillimisht ta pastroni hekurin derisa të shkëlqejë me letër zmerile të imët.) Më pas kohë të shkurtër hekuri do të mbulohet me një shtresë të kuqërremtë bakri të lëshuar. Hekuri më aktiv e zhvendos bakrin nga tretësira, me hekurin që tretet si jone dhe bakri lirohet si metal. Procesi vazhdon për sa kohë që tretësira është në kontakt me hekurin. Sapo bakri të mbulojë të gjithë sipërfaqen e hekurit, ai praktikisht do të ndalojë. Në këtë rast, formohet një shtresë mjaft poroze bakri, kështu që veshjet mbrojtëse nuk mund të merren pa përdorimin e rrymës.
NË pas eksperimenteve Zhytni shirita të vegjël zinku dhe fletë plumbi në tretësirën e sulfatit të bakrit. Pas 15 minutash i nxjerrim, i lajmë dhe i shqyrtojmë në mikroskop. Mund të dallojmë modele të bukura të ngjashme me akullin, të cilat në dritën e reflektuar kanë ngjyrë të kuqe dhe përbëhen nga bakri i çliruar. Edhe këtu, metalet më aktive e shndërruan bakrin nga gjendja jonike në atë metalike.
Nga ana tjetër, bakri mund të zhvendosë metalet që janë më të ulëta në serinë e tensionit, domethënë më pak aktiv. Aplikoni disa pika tretësirë nitrat argjendi në një rrip të hollë prej bakri ose tela bakri të rrafshuar (pasi të keni pastruar më parë sipërfaqen në një shkëlqim). Me sy të lirë mund të shihni shtresën e zezë që rezulton, e cila nën një mikroskop në dritën e reflektuar duket si gjilpëra të holla dhe modele bimore (të ashtuquajturat dendritë).
Për të izoluar zinkun pa rrymë, është e nevojshme të përdorni një metal më aktiv. Duke përjashtuar metalet që reagojnë dhunshëm me ujin, ne gjejmë magnezin në serinë e tensionit mbi zink. Vendosni disa pika tretësirë të sulfatit të zinkut në një copë shirit magnezi ose në copa të holla elektronike. Përftojmë një tretësirë të sulfatit të zinkut duke tretur një copë zinku në acid sulfurik të holluar. Së bashku me sulfatin e zinkut, shtoni disa pika alkool të denatyruar. Në magnez, pas një periudhe të shkurtër kohe, do të vërejmë, veçanërisht në mikroskop, zinkun që çlirohet në formën e kristaleve të hollë.
Në përgjithësi, çdo anëtar i serisë së tensionit mund të zhvendoset nga tretësira, ku ekziston si jon, dhe të shndërrohet në gjendje metalike. Megjithatë, kur provojmë të gjitha llojet e kombinimeve, mund të zhgënjehemi. Duket se nëse një rrip alumini është zhytur në tretësirat e kripërave të bakrit, hekurit, plumbit dhe zinkut, këto metale duhet të lirohen mbi të. Por kjo, megjithatë, nuk ndodh. Arsyeja e dështimit nuk qëndron në një gabim në serinë e tensionit, por bazohet në një frenim të veçantë të reaksionit, i cili në këtë rast është për shkak të një filmi të hollë oksidi në sipërfaqen e aluminit. Në zgjidhje të tilla, alumini quhet pasiv.
LE TË SHIKOJMË PRAPA SKENA
Për të formuluar ligjet e proceseve në vazhdim, ne mund të kufizohemi në marrjen në konsideratë të kationeve dhe të përjashtojmë anionet, pasi ato vetë nuk marrin pjesë në reagim. (Megjithatë, shpejtësia e depozitimit ndikohet nga lloji i anioneve.) Nëse, për thjeshtësi, supozojmë se si metalet e precipituar ashtu edhe ato të tretura prodhojnë katione të ngarkuara dyfish, atëherë mund të shkruajmë:Unë 1 + Unë 2 2+ = Unë 1 2+ + Unë 2
Për më tepër, për eksperimentin e parë Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Pra, procesi konsiston në shkëmbimin e ngarkesave (elektroneve) midis atomeve dhe joneve të të dy metaleve. Nëse marrim parasysh veçmas (si reaksionet e ndërmjetme) shpërbërja e hekurit ose reshjet e bakrit, marrim:
Fe = Fe 2+ + 2 e --
Сu 2+ + 2 e-- = Cu
Tani merrni parasysh rastin kur metali është i zhytur në ujë ose në një tretësirë kripe, me kationin e të cilit shkëmbimi është i pamundur për shkak të pozicionit të tij në serinë e stresit. Përkundër kësaj, metali tenton të hyjë në tretësirë në formën e një joni. Në këtë rast, atomi i metalit heq dorë nga dy elektrone (nëse metali është dyvalent), sipërfaqja e metalit të zhytur në tretësirë bëhet e ngarkuar negativisht në lidhje me tretësirën dhe një shtresë elektrike e dyfishtë formohet në ndërfaqe. Ky ndryshim potencial parandalon shpërbërjen e mëtejshme të metalit, në mënyrë që procesi të ndalojë shpejt.
Nëse dy metale të ndryshme zhyten në një tretësirë, të dy do të ngarkohen, por më pak aktivi do të jetë disi më i dobët, për faktin se atomet e tij janë më pak të prirur për të humbur elektrone.
Le t'i lidhim të dy metalet me një përcjellës. Për shkak të ndryshimit potencial, një rrjedhë elektronesh do të rrjedhë nga metali më aktiv në atë më pak aktiv, i cili formon polin pozitiv të elementit. Ndodh një proces në të cilin metali më aktiv kalon në tretësirë dhe kationet nga tretësira lirohen në metalin më fisnik. Le të ilustrojmë tani me disa eksperimente arsyetimin disi abstrakt të dhënë më sipër (i cili, për më tepër, paraqet një thjeshtësim bruto).
Fillimisht, mbushni një gotë 250 ml deri në mes me një tretësirë 10% të acidit sulfurik dhe zhytni në të copa jo shumë të vogla zinku dhe bakri. Ne lidhim ose thumbajmë tela bakri në të dy elektrodat, skajet e të cilave nuk duhet të prekin tretësirën.
Për sa kohë që skajet e telit nuk janë të lidhura me njëri-tjetrin, do të vëzhgojmë shpërbërjen e zinkut, i cili shoqërohet me çlirimin e hidrogjenit. Zinku, siç vijon nga seria e tensionit, është më aktiv se hidrogjeni, kështu që metali mund të zhvendosë hidrogjenin nga gjendja jonike. Një shtresë elektrike e dyfishtë është formuar në të dy metalet. Mënyra më e lehtë për të zbuluar ndryshimin e potencialit midis elektrodave është me një voltmetër. Menjëherë pas lidhjes së pajisjes me qarkun, shigjeta do të tregojë afërsisht 1 V, por më pas voltazhi do të bjerë shpejt. Nëse lidhni një llambë të vogël që konsumon 1 V me elementin, ajo do të ndizet - në fillim mjaft fort, dhe më pas shkëlqimi do të bëhet i dobët.
Bazuar në polaritetin e terminaleve të pajisjes, mund të konkludojmë se elektroda e bakrit është poli pozitiv. Kjo mund të vërtetohet pa një pajisje duke marrë parasysh elektrokiminë e procesit. Përgatitni një tretësirë të ngopur në një gotë të vogël ose epruvetë. kripë tryezë, shtoni afërsisht 0,5 ml tretësirë alkooli të treguesit të fenolftaleinës dhe zhytni të dyja elektrodat e mbyllura me tel në tretësirë. Pranë polit negativ do të vërehet një ngjyrë e zbehtë e kuqërremtë, e cila shkaktohet nga formimi i hidroksidit të natriumit në katodë.
Në eksperimente të tjera mund të vendoset në një qelizë çifte të ndryshme metalet dhe përcaktojnë stresin që rezulton. Për shembull, magnezi dhe argjendi do të japin një ndryshim potencial veçanërisht të madh për shkak të distancës së konsiderueshme midis tyre dhe një sërë tensionesh, ndërsa zinku dhe hekuri, përkundrazi, do të japin një shumë të vogël, më pak se një e dhjeta e voltit. Duke përdorur alumin, nuk do të marrim praktikisht asnjë rrymë për shkak të pasivimit.
Të gjithë këta elementë, ose, siç thonë elektrokimistët, qarqet, kanë disavantazhin që gjatë matjes së rrymës, tensioni në to bie shumë shpejt. Prandaj, elektrokimistë matin gjithmonë vlerën e vërtetë të tensionit në një gjendje të de-energjizuar duke përdorur metodën e kompensimit të tensionit, domethënë duke e krahasuar atë me tensionin e një burimi tjetër aktual.
Le të shqyrtojmë pak më në detaje proceset në elementin bakër-zink. Në katodë, zinku hyn në tretësirë sipas ekuacionit të mëposhtëm:
Zn = Zn 2+ + 2 e --
Jonet e hidrogjenit të acidit sulfurik shkarkohen në anodën e bakrit. Ata bashkojnë elektronet që vijnë përmes telit nga katoda e zinkut dhe si rezultat, formohen flluska hidrogjeni:
2H + + 2 e-- = N 2
Pas një periudhe të shkurtër kohe, bakri do të mbulohet me një shtresë të hollë flluskash hidrogjeni. Në këtë rast, elektroda e bakrit do të shndërrohet në një hidrogjen dhe ndryshimi i potencialit do të ulet. Ky proces quhet polarizimi i elektrodës. Polarizimi i elektrodës së bakrit mund të eliminohet duke shtuar pak zgjidhje dikromat kaliumi në qelizë pas rënies së tensionit. Pas kësaj, voltazhi do të rritet përsëri, pasi dikromati i kaliumit do të oksidojë hidrogjenin në ujë. Dikromati i kaliumit vepron në këtë rast si depolarizues.
Në praktikë, përdoren qarqe galvanike, elektrodat e të cilave nuk janë të polarizuara, ose qarqe, polarizimi i të cilave mund të eliminohet duke shtuar depolarizues.
Si shembull i një elementi jo të polarizueshëm, merrni parasysh elementin Daniel, i cili shpesh përdorej në të kaluarën si burim aktual. Ky është gjithashtu një element bakër-zink, por të dy metalet janë zhytur në zgjidhje të ndryshme. Elektroda e zinkut vendoset në një qelizë balte poroze të mbushur me acid sulfurik të holluar (rreth 20%). Qeliza e argjilës është e pezulluar në një gotë të madhe që përmban një zgjidhje të koncentruar të sulfatit të bakrit, dhe në fund ka një shtresë kristalesh sulfate bakri. Elektroda e dytë në këtë enë është një cilindër i bërë nga fletë bakri.
Ky element mund të bëhet nga një kavanoz qelqi, një qelizë balte e disponueshme në treg (në si mjet i fundit përdorni një tenxhere me lule, duke mbyllur vrimën në fund) dhe dy elektroda me madhësi të përshtatshme.
Gjatë funksionimit të elementit, zinku shpërndahet për të formuar sulfat zinku, dhe jonet e bakrit lëshohen në elektrodën e bakrit. Por në të njëjtën kohë, elektroda e bakrit nuk është e polarizuar dhe elementi prodhon një tension prej rreth 1 V. Në fakt, teorikisht, tensioni në terminalet është 1.10 V, por kur mbledhim rrymën matim një vlerë pak më të vogël, për shkak të rezistenca elektrike qelizat.
Nëse nuk e heqim rrymën nga elementi, duhet të heqim elektrodën e zinkut nga tretësira e acidit sulfurik, sepse në të kundërt ajo do të tretet duke formuar hidrogjen.
Një diagram i një qelize të thjeshtë që nuk kërkon një ndarje poroze është paraqitur në figurë. Elektroda e zinkut ndodhet në pjesën e sipërme të kavanozit të qelqit, dhe elektroda e bakrit ndodhet afër fundit. E gjithë qelia është plot tretësirë e ngopur kripë tryezë. Vendosni një grusht kristalesh sulfate bakri në fund të kavanozit. Zgjidhja e koncentruar e sulfatit të bakrit që rezulton do të përzihet me tretësirën e kripës së tryezës shumë ngadalë. Prandaj, kur qeliza të funksionojë, bakri do të lëshohet në elektrodën e bakrit dhe zinku do të shpërndahet në formën e sulfatit ose klorurit në pjesën e sipërme të qelizës.
Në ditët e sotme bateritë përdorin pothuajse ekskluzivisht qeliza të thata, të cilat janë më të përshtatshme për t'u përdorur. Paraardhësi i tyre është elementi Leclanche. Elektrodat janë një cilindër zinku dhe një shufër karboni. Elektroliti është një pastë që përbëhet kryesisht nga klorur amoniumi. Zinku tretet në paste dhe hidrogjeni lirohet në qymyr. Për të shmangur polarizimin, shufra e karbonit zhytet në një qese prej liri që përmban një përzierje pluhuri qymyri dhe piroluziti. Pluhuri i karbonit rrit sipërfaqen e elektrodës, dhe piroluziti vepron si një depolarizues, duke oksiduar ngadalë hidrogjenin.
Vërtetë, aftësia depolarizuese e piroluzitit është më e dobët se ajo e dikromatit të kaliumit të përmendur më parë. Prandaj, kur rryma merret në qelizat e thata, voltazhi bie shpejt, ata " lodhem"për shkak të polarizimit. Vetëm pas njëfarë kohe ndodh oksidimi i hidrogjenit me piroluzit. Kështu, elementët " duke pushuar", nëse nuk kaloni rrymë për disa kohë. Le ta kontrollojmë këtë në një bateri elektrik dore, me të cilën lidhim një llambë. Paralelisht me llambën, domethënë direkt me terminalet, lidhim një voltmetër.
Në fillim, voltazhi do të jetë rreth 4,5 V. (Më shpesh, bateritë e tilla kanë tre qeliza të lidhura në seri, secila me një tension teorik prej 1,48 V.) Pas njëfarë kohe, voltazhi do të bjerë dhe shkëlqimi i llambës do të dobësohen. Bazuar në leximet e voltmetrit, ne mund të gjykojmë se sa kohë duhet të pushojë bateria.
Një vend të veçantë zënë elementët rigjenerues të njohur si bateritë. Ata rrjedhin reaksione të kthyeshme, dhe ato mund të rikarikohen pasi qeliza të jetë shkarkuar duke u lidhur me një burim të jashtëm të energjisë DC.
Aktualisht, bateritë me acid plumbi janë më të zakonshmet; Elektroliti në to është acid sulfurik i holluar, në të cilin janë zhytur dy pllaka plumbi. Elektroda pozitive është e veshur me dioksid plumbi PbO 2, negative është plumbi metalik. Tensioni në terminalet është afërsisht 2.1 V. Gjatë shkarkimit, në të dy pllakat formohet sulfati i plumbit, i cili përsëri kthehet në plumb metalik dhe peroksid plumbi gjatë karikimit.
APLIKIMI I VESHJEVE GALVANIKE
Precipitimi i metaleve nga tretësirat ujore duke përdorur rrymë elektrikeështë procesi i kundërt i shpërbërjes elektrolitike, me të cilin u njohëm kur shqyrtonim qelizat galvanike. Para së gjithash, ne do të shqyrtojmë depozitimin e bakrit, i cili përdoret në një kulometër bakri për të matur sasinë e energjisë elektrike.Metali depozitohet nga rryma
Pasi kemi përkulur skajet e dy pllakave prej bakri me fletë të hollë, i varim në muret e kundërta të një gote ose, më mirë akoma, në një akuarium të vogël xhami. Ne bashkojmë telat në pllaka me terminale.
Elektrolit Le të përgatisim sipas recetës së mëposhtme: 125 g sulfat bakri kristalor, 50 g acid sulfurik të koncentruar dhe 50 g alkool (alkool i denatyruar), pjesa tjetër është ujë deri në 1 litër. Për ta bërë këtë, së pari shpërndani sulfat bakri në 500 ml ujë, pastaj shtoni me kujdes në pjesë të vogla. acid sulfurik (Ngrohje! Lëngu mund të spërkasë!), më pas shtoni alkool dhe shtoni ujë në një vëllim prej 1 litër.
Mbushni kulometrin me tretësirën e përgatitur dhe lidhni një rezistencë të ndryshueshme, një ampermetër dhe një bateri plumbi në qark. Duke përdorur rezistencën, rregullojmë rrymën në mënyrë që densiteti i saj të jetë 0,02-0,01 A/cm 2 të sipërfaqes së elektrodës. Nëse pllaka e bakrit ka një sipërfaqe prej 50 cm2, atëherë forca aktuale duhet të jetë në intervalin 0,5-1 A.
Pas ca kohësh, bakri metalik i kuq i lehtë do të fillojë të precipitojë në katodë (elektrodë negative), dhe bakri do të shkojë në tretësirë në anodë (elektrodë pozitive). Për të pastruar pllakat e bakrit, do të kalojmë rrymë në kulometër për rreth gjysmë ore. Më pas nxjerrim katodën, e thajmë me kujdes me letër filtri dhe e peshojmë saktë. Le të instalojmë një elektrodë në qelizë, mbyllim qarkun duke përdorur një reostat dhe mirëmbajmë forcë konstante rrymë, për shembull 1 A. Pas një ore, hapni qarkun dhe përsëri peshoni katodën e tharë. Me një rrymë prej 1 A, masa e tij do të rritet me 1.18 g në orë pune.
Prandaj, një sasi e energjisë elektrike e barabartë me 1 amper orë që kalon nëpër një tretësirë mund të lëshojë 1,18 g bakër. Ose në përgjithësi: sasia e substancës së çliruar është drejtpërdrejt proporcionale me sasinë e energjisë elektrike që kalon nëpër tretësirë.
Për të izoluar 1 ekuivalent të një joni, është e nevojshme të kaloni një sasi energjie elektrike përmes tretësirës, e barabartë me produktin ngarkesa e elektrodës e me numrin e Avogadros N A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Kjo vlerë tregohet me simbolin F dhe është emëruar sipas zbuluesit të ligjeve sasiore të elektrolizës Numri i Faradeit (vlerën e saktë F- 96,498 A*s*mol -1). Prandaj, për t'u izoluar nga zgjidhja numri i dhënë ekuivalentët n e një sasi energjie elektrike duhet të kalojë nëpër tretësirë e barabartë me F*n e A*s*mol -1 . Me fjalë të tjera,
I*t =F*n Këtu I- aktuale, t- koha e kalimit të rrymës nëpër tretësirë. Në seksionin " Bazat e titrimit“Tashmë është treguar se numri i ekuivalentëve të një substance n e është e barabartë me produktin e numrit të moleve dhe numrin ekuivalent:
n e = n*Z Prandaj:
I*t = F*n*Z
Në këtë rast Z- ngarkesa jonike (për Ag + Z= 1, për Cu 2+ Z= 2, për Al 3+ Z= 3, etj.). Nëse e shprehim numrin e moleve si raport i masës me masën molare ( n = m/M), atëherë marrim një formulë që na lejon të llogarisim të gjitha proceset që ndodhin gjatë elektrolizës:
I*t =F*m*Z/M
Duke përdorur këtë formulë mund të llogarisni rrymën:
I = 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
Nëse prezantojmë relacionin për punë elektrike W el
W el = U*I*t Dhe W email/ U = I*t
Pastaj, duke ditur tensionin U, mund të llogarisni:
W el = F*m*Z*U/M
Ju gjithashtu mund të llogarisni se sa kohë ju nevojitet ndarja elektrolitike një sasi e caktuar e një lënde ose sa e një lënde do të çlirohet në një kohë të caktuar. Gjatë eksperimentit, dendësia e rrymës duhet të mbahet brenda kufijve të specifikuar. Nëse është më pak se 0,01 A/cm2, atëherë do të lirohet shumë pak metal, pasi jonet e bakrit (I) do të formohen pjesërisht. Edhe kur dendësi të lartë rryma, ngjitja e veshjes në elektrodë do të jetë e dobët dhe kur elektroda hiqet nga tretësira, ajo mund të shkërmoqet.
Në praktikë, veshjet galvanike në metale përdoren kryesisht për mbrojtjen nga korrozioni dhe për të marrë shkëlqim pasqyre.
Përveç kësaj, metalet, veçanërisht bakri dhe plumbi, pastrohen nga shpërbërja anodike dhe ndarja e mëvonshme në katodë (rafinimi elektrolitik).
Për të shtruar hekurin me bakër ose nikel, fillimisht duhet të pastroni plotësisht sipërfaqen e objektit. Për ta bërë këtë, lustrojeni atë me shkumës të larë dhe fshijeni në mënyrë të njëpasnjëshme me një zgjidhje të holluar të sodës kaustike, ujit dhe alkoolit. Nëse artikulli është i mbuluar me ndryshk, duhet ta turshini paraprakisht në një zgjidhje 10-15% të acidit sulfurik.
Produktin e pastruar e varim në një banjë elektrolitike (akuarium i vogël ose gotë), ku do të shërbejë si katodë.
Tretësira për aplikimin e veshjes së bakrit përmban 250 g sulfat bakri dhe 80-100 g acid sulfurik të koncentruar në 1 litër ujë (Kujdes!). Në këtë rast, pllaka e bakrit do të shërbejë si anodë. Sipërfaqja e anodës duhet të jetë afërsisht e barabartë me sipërfaqen e objektit të veshur. Prandaj, gjithmonë duhet të siguroheni që anoda e bakrit të varet në banjë në të njëjtën thellësi si katoda.
Procesi do të kryhet me një tension 3-4 V (dy bateri) dhe një densitet të rrymës 0.02-0.4 A/cm 2. Temperatura e tretësirës në banjë duhet të jetë 18-25 °C.
Le t'i kushtojmë vëmendje faktit që rrafshi i anodës dhe sipërfaqja që do të mbulohet janë paralele me njëra-tjetrën. Artikuj formë komplekseËshtë më mirë të mos e përdorni. Duke ndryshuar kohëzgjatjen e elektrolizës, është e mundur të përftohen veshje bakri me trashësi të ndryshme.
Shpesh ata përdorin veshjen paraprake të bakrit për të aplikuar një shtresë të qëndrueshme të një metali tjetër në këtë shtresë. Kjo përdoret veçanërisht shpesh për kromimin e hekurit, nikelimin e derdhjes së zinkut dhe në raste të tjera. Vërtetë, elektrolite cianide shumë helmuese përdoren për këtë qëllim.
Për të përgatitur një elektrolit për vendosjen e nikelit, shpërndani 25 g sulfat kristalor nikel, 10 g acid borik ose 10 g citrat natriumi në 450 ml ujë. Ju mund të përgatisni vetë citratin e natriumit duke neutralizuar një tretësirë prej 10 g acid citrik tretësirë e holluar e hidroksidit të natriumit ose tretësirë sode. Le të jetë anoda një pllakë nikeli, ndoshta sipërfaqe më të madhe, dhe merrni baterinë si burim tensioni.
Duke përdorur një rezistencë të ndryshueshme, ne do të mbajmë densitetin e rrymës të barabartë me 0,005 A/cm 2. Për shembull, me një sipërfaqe objekti prej 20 cm 2, duhet të punoni me një fuqi aktuale prej 0,1 A. Pas gjysmë ore pune, objekti tashmë do të jetë i nikeluar. Le ta nxjerrim nga banja dhe ta fshijmë me një leckë. Sidoqoftë, është më mirë të mos ndërpritet procesi i veshjes së nikelit, pasi atëherë shtresa e nikelit mund të pasivizohet dhe veshja pasuese e nikelit nuk do të ngjitet mirë.
Për të arritur një shkëlqim pasqyre pa lustrim mekanik, ne futim të ashtuquajturin aditiv shkëlqyes në banjën galvanike. Aditivë të tillë përfshijnë, për shembull, zam, xhelatinë, sheqer. Mund të shtoni, për shembull, disa gram sheqer në një banjë me nikel dhe të studioni efektin e tij.
Për të përgatitur një elektrolit për kromimin e hekurit (pas vendosjes paraprake të bakrit), shpërndani 40 g anhidrid të acidit krom CrO 3 (Kujdes! Poison!) dhe saktësisht 0,5 g acid sulfurik (në asnjë rast më shumë!) në 100 ml ujë. . Procesi ndodh me një densitet të rrymës prej rreth 0,1 A/cm 2, dhe si anodë përdoret një pllakë plumbi, sipërfaqja e së cilës duhet të jetë disa më pak sipërfaqe sipërfaqe kromi.
Banjat e nikelit dhe kromit nxehen më së miri pak (në rreth 35 ° C). Ju lutemi vini re se elektrolitet për veshjen e kromit, veçanërisht gjatë një procesi të gjatë dhe forcë të lartë rrymë, lëshojnë tymra që përmbajnë acid krom, të cilat janë shumë të dëmshme për shëndetin. Prandaj, veshja e kromit duhet të kryhet nën tërheqje ose në jashtë, për shembull në ballkon.
Kur kromohet (dhe brenda në një masë më të vogël dhe kur është i nikeluar) jo e gjithë rryma përdoret për depozitimin e metaleve. Në të njëjtën kohë, hidrogjeni lirohet. Bazuar në një sërë tensionesh, do të pritej që metalet përballë hidrogjenit të mos lirohen fare nga tretësirat ujore, por përkundrazi, të lirohet hidrogjen më pak aktiv. Megjithatë, këtu, si me shpërbërjen anodike të metaleve, evolucioni katodik i hidrogjenit shpesh pengohet dhe vërehet vetëm kur tension të lartë. Ky fenomen quhet mbitension i hidrogjenit, dhe është veçanërisht i madh, për shembull, në plumb. Falë kësaj rrethane, një bateri me acid plumbi mund të funksionojë. Kur karikoni një bateri, në vend të PbO 2, hidrogjeni duhet të shfaqet në katodë, por, për shkak të mbitensionit, evolucioni i hidrogjenit fillon kur bateria është pothuajse plotësisht e ngarkuar.
Sistemet elektrokimike
Karakteristikat e përgjithshme
Elektrokimia - një degë e kimisë që studion proceset e shfaqjes së diferencave potenciale dhe të shndërrimit të energjisë kimike në energji elektrike (celula galvanike), si dhe zbatimin e reaksioneve kimike për shkak të shpenzimit të energjisë elektrike (elektroliza). Këto dy procese, të cilat kanë një natyrë të përbashkët, përdoren gjerësisht në teknologjinë moderne.
Qelizat galvanike përdoren si burime energjie autonome dhe me përmasa të vogla për makinat, pajisjet radio dhe pajisjet e kontrollit. Me anë të elektrolizës fitohen substanca të ndryshme, trajtohen sipërfaqet dhe krijohen produkte të formës së dëshiruar.
Proceset elektrokimike jo gjithmonë u sjellin dobi njerëzve, dhe ndonjëherë shkaktojnë dëm të madh, duke shkaktuar korrozion të shtuar dhe shkatërrim të strukturave metalike. Për të përdorur me mjeshtëri proceset elektrokimike dhe për të luftuar dukuritë e padëshiruara, ato duhet të studiohen dhe të jenë në gjendje të rregullojnë.
Arsyeja e shfaqjes së fenomeneve elektrokimike është transferimi i elektroneve ose një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomeve të substancave që marrin pjesë në proceset elektrokimike, domethënë reaksionet redoks që ndodhin në sisteme heterogjene. Në reaksionet redoks, elektronet transferohen drejtpërdrejt nga agjenti reduktues në agjentin oksidues. Nëse proceset e oksidimit dhe reduktimit janë të ndara në hapësirë, dhe elektronet drejtohen përgjatë një përcjellësi metalik, atëherë një sistem i tillë do të përfaqësojë një qelizë galvanike. Arsyeja për shfaqjen dhe rrjedhën e rrymës elektrike në një qelizë galvanike është ndryshimi potencial.
Potenciali i elektrodës. Matja e potencialeve të elektrodës
Nëse merrni një pjatë prej ndonjë metali dhe e ulni në ujë, atëherë jonet e shtresës sipërfaqësore, nën ndikimin e molekulave polare të ujit, dalin dhe hidratohen në lëng. Si rezultat i këtij tranzicioni, lëngu ngarkohet pozitivisht dhe metali negativisht, pasi mbi të shfaqet një tepricë e elektroneve. Akumulimi i joneve metalike në lëng fillon të pengojë shpërbërjen e metalit. Është vendosur një ekuilibër i lëvizshëm
Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -
Gjendja e ekuilibrit varet si nga aktiviteti i metalit ashtu edhe nga përqendrimi i joneve të tij në tretësirë. Në rastin e metaleve aktive në serinë e tensionit deri në hidrogjen, bashkëveprimi me molekulat polare të ujit përfundon me ndarjen e joneve metalike pozitive nga sipërfaqja dhe kalimin e joneve të hidratuar në tretësirë (Fig. b). Metali ngarkohet negativisht. Procesi është oksidimi. Ndërsa përqendrimi i joneve pranë sipërfaqes rritet, procesi i kundërt bëhet i mundshëm - reduktimi i joneve. Tërheqja elektrostatike midis kationeve në tretësirë dhe elektroneve të tepërta në sipërfaqe formon një shtresë elektrike të dyfishtë. Kjo çon në shfaqjen e një ndryshimi të caktuar potencial, ose kërcimit të mundshëm, në ndërfaqen midis metalit dhe lëngut. Diferenca potenciale që lind midis një metali dhe mjedisit ujor rrethues quhet potenciali i elektrodës. Kur një metal zhytet në një tretësirë të një kripe të atij metali, ekuilibri ndryshon. Rritja e përqendrimit të joneve të një metali të caktuar në tretësirë lehtëson procesin e kalimit të joneve nga tretësira në metal. Metalet, jonet e të cilëve kanë një aftësi të konsiderueshme për të kaluar në tretësirë, do të ngarkohen pozitivisht në një tretësirë të tillë, por në një masë më të vogël sesa në ujin e pastër.
Për metalet joaktive, përqendrimi ekuilibër i joneve metalike në tretësirë është shumë i vogël. Nëse një metal i tillë zhytet në një tretësirë të një kripe të këtij metali, atëherë jonet e ngarkuar pozitivisht lëshohen në metal me shpejtësi më të lartë si transferohen jonet nga metali në tretësirë. Sipërfaqja metalike do të marrë një ngarkesë pozitive, dhe tretësira do të marrë një ngarkesë negative për shkak të anioneve të tepërta të kripës. Dhe në këtë rast, një shtresë elektrike e dyfishtë shfaqet në ndërfaqen metal-solucion, pra një ndryshim i caktuar potencial (Fig. c). Në rastin e konsideruar, potenciali i elektrodës është pozitiv.
Oriz. Procesi i kalimit të një joni nga një metal në një zgjidhje:
a – bilanc; b – shpërbërja; c – depozitimi
Potenciali i secilës elektrodë varet nga natyra e metalit, përqendrimi i joneve të tij në tretësirë dhe temperatura. Nëse një metal zhytet në një tretësirë të kripës së tij që përmban një mol jon metalik për 1 dm 3 (aktiviteti i të cilit është 1), atëherë potenciali i elektrodës do të jetë vlerë konstante në temperaturë 25 o C dhe presion 1 atm. Ky potencial quhet Potenciali standard i elektrodës (E o).
Jonet metalike që kanë një ngarkesë pozitive, duke depërtuar në tretësirë dhe duke lëvizur në fushën e mundshme të ndërfaqes metal-tretësirë, shpenzojnë energji. Kjo energji kompensohet nga puna e zgjerimit izotermik nga një përqendrim më i lartë i joneve në sipërfaqe në një më të ulët në tretësirë. Jonet pozitive grumbullohen në shtresën sipërfaqësore deri në një përqendrim Me O, dhe pastaj shkoni në tretësirë, ku përqendrimi i joneve të lira Me. Punë fushë elektrike EnF është e barabartë me punën izotermike të zgjerimit RTln(с o /с). Duke barazuar të dy shprehjet e punës, ne mund të nxjerrim madhësinë e potencialit
En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,
ku E është potenciali metalik, V; R – konstante universale e gazit, J/mol K; T – temperatura, K; n – ngarkesa jonike; F – numri i Faradeit; c – përqendrimi i joneve të lira;
с о – përqendrimi i joneve në shtresën sipërfaqësore.
Nuk është e mundur të matet drejtpërdrejt vlera e mundshme, pasi është e pamundur të përcaktohet eksperimentalisht vlera e potencialit. Vlerat e potencialeve të elektrodës përcaktohen në mënyrë empirike në lidhje me vlerën e një elektrode tjetër, potenciali i së cilës supozohet konvencionalisht të jetë zero. Një elektrodë e tillë standarde ose referuese është elektroda normale e hidrogjenit (n.v.e.) . Struktura e elektrodës së hidrogjenit është paraqitur në figurë. Ai përbëhet nga një pllakë platini e veshur me platin të depozituar elektrolitikisht. Elektroda zhytet në një tretësirë 1M të acidit sulfurik (aktiviteti i joneve të hidrogjenit është 1 mol/dm3) dhe lahet nga një rrymë gazi hidrogjeni nën presionin 101 kPa dhe T = 298 K. Kur platini është i ngopur me hidrogjen. , vendoset ekuilibri në sipërfaqen e metalit, procesi i përgjithshëm shprehet me ekuacion
2Н + +2е ↔ Н 2 .
Nëse një pllakë metalike e zhytur në një tretësirë 1M të një kripe të këtij metali lidhet me një përcjellës të jashtëm me një elektrodë standarde hidrogjeni dhe tretësirat lidhen me një çelës elektrolitik, atëherë fitojmë një qelizë galvanike (Fig. 32). Forca elektromotore e kësaj qelize galvanike do të jetë sasia Potenciali standard i elektrodës së një metali të caktuar (E O ).
Skema për matjen e potencialit standard të elektrodës
në raport me elektrodën e hidrogjenit
Duke marrë zinkun në një tretësirë 1 M të sulfatit të zinkut si elektrodë dhe duke e lidhur atë me një elektrodë hidrogjeni, marrim një qelizë galvanike, qarku i së cilës do të shkruhet si më poshtë:
(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H2, Pt (+).
Në diagram, një rresht tregon ndërfaqen midis elektrodës dhe zgjidhjes, dy rreshta tregojnë ndërfaqen midis zgjidhjeve. Anoda është shkruar në të majtë, katoda në të djathtë. Në një element të tillë ndodh reaksioni Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 dhe elektronet kalojnë nëpër qarkun e jashtëm nga zinku në elektrodën e hidrogjenit. Potenciali standard i elektrodës për elektrodën e zinkut (-0,76 V).
Duke marrë një pllakë bakri si elektrodë, në kushtet e specifikuara në kombinim me një elektrodë standarde hidrogjeni, marrim një qelizë galvanike.
(-) Pt, H2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).
Në këtë rast ndodh reaksioni: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektronet lëvizin nëpër qarkun e jashtëm nga elektroda e hidrogjenit në elektrodën e bakrit. Potenciali standard i elektrodës së elektrodës së bakrit (+0,34 V).
Një numër i potencialeve standarde të elektrodës (tensioneve). Ekuacioni Nernst
Me renditjen e metaleve në rend rritës të potencialeve të tyre standarde të elektrodës, fitohet një seri tensionesh të Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), ose një seri potencialesh standarde të elektrodës. Vlerat numerike Potencialet standarde të elektrodës për një numër teknik metale të rëndësishme janë dhënë në tabelë.
Gama e stresit të metalit
Një numër stresesh karakterizojnë disa veti të metaleve:
1. Sa më i ulët të jetë potenciali i elektrodës së një metali, aq më aktiv kimikisht është, aq më e lehtë është të oksidohet dhe aq më e vështirë është të rikuperohet nga jonet e tij. Metalet aktive në natyrë ekzistojnë vetëm në formën e komponimeve Na, K, ..., gjenden në natyrë si në formë përbërjesh ashtu edhe në gjendje të lirë të Cu, Ag, Hg; Au, Pt - vetëm në gjendje të lirë;
2. Metalet që kanë një potencial elektrodë më negativ se magnezi, zhvendosin hidrogjenin nga uji;
3. Metalet në serinë e tensionit deri në hidrogjen e zhvendosin hidrogjenin nga tretësirat e acideve të holluara (anionet e të cilave nuk shfaqin veti oksiduese);
4. Çdo metal i serisë që nuk zbërthehet uji zhvendos metalet që kanë më shumë vlera pozitive të potencialeve të elektrodës nga tretësirat e kripërave të tyre;
5. Sa më shumë që metalet ndryshojnë në vlerat e potencialeve të elektrodës, aq më e madhe është vlera e emf. do të ketë një qelizë galvanike të ndërtuar prej tyre.
Varësia e potencialit të elektrodës (E) nga natyra e metalit, aktiviteti i joneve të tij në tretësirë dhe temperaturë shprehet me ekuacionin Nernst.
E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,
ku E o Me është potenciali standard i elektrodës së metalit, dhe Men + është aktiviteti i joneve metalike në tretësirë. Në një temperaturë standarde prej 25 o C, për tretësirat e holluara, duke zëvendësuar aktivitetin (a) me përqendrimin (c), logaritmin natyror me një dhjetor dhe duke zëvendësuar vlerat e R, T dhe F, marrim
E Me = E o Me + (0.059/n)logс.
Për shembull, për një elektrodë zinku të vendosur në një tretësirë të kripës së saj, përqendrimi i joneve të hidratuar Zn 2+ × mH 2 O Le ta shkurtojmë atë si Zn 2+, atëherë
E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].
Nëse = 1 mol/dm 3, atëherë E Zn = E o Zn.
Qelizat galvanike, forca e tyre elektromotore
Dy metale të zhytura në tretësirat e kripërave të tyre, të lidhura nga një përcjellës, formojnë një qelizë galvanike. Qeliza e parë galvanike u shpik nga Alexander Volt në 1800. Qeliza përbëhej nga pllaka bakri dhe zinku të ndara nga një leckë e njomur në një tretësirë të acidit sulfurik. Kur një numër i madh pllakash lidhen në seri, elementi Volta ka një forcë të konsiderueshme elektromotore (emf).
Shfaqja e një rryme elektrike në një qelizë galvanike shkaktohet nga ndryshimi në potencialet e elektrodës së metaleve të marra dhe shoqërohet me transformime kimike që ndodhin në elektroda. Le të shqyrtojmë funksionimin e një qelize galvanike duke përdorur shembullin e një qelize bakri-zink (J. Daniel - B. S. Jacobi).
Diagrami i një qelize galvanike bakër-zink Daniel-Jacobi
Në një elektrodë zinku të zhytur në një tretësirë të sulfatit të zinkut (c = 1 mol/dm 3), ndodh oksidimi i zinkut (shpërbërja e zinkut) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektronet hyjnë në qarkun e jashtëm. Zn është një burim elektronesh. Burimi i elektroneve konsiderohet të jetë elektroda negative - anoda. Në një elektrodë bakri të zhytur në një tretësirë të sulfatit të bakrit (c = 1 mol/dm3), jonet metalike reduktohen. Atomet e bakrit depozitohen në elektrodën Cu 2+ + 2e = Cu o. Elektroda e bakrit është pozitive. Është katodë. Në të njëjtën kohë, disa jone SO 4 2- kalojnë përmes urës së kripës në një enë me një zgjidhje ZnSO 4 . Duke mbledhur ekuacionet e proceseve që ndodhin në anodë dhe katodë, marrim ekuacionin total
|
Boris Semenovich Jacobi (Moritz Hermann) (1801-1874) |
ose në formë molekulare
Ky është një reaksion i zakonshëm redoks që ndodh në ndërfaqen metal-tretësirë. Energjia elektrike e një qelize galvanike fitohet për shkak të reaksion kimik. Qeliza galvanike e konsideruar mund të shkruhet në formën e një qarku të shkurtër elektrokimik
(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).
Një kusht i domosdoshëm për funksionimin e një qelize galvanike është ndryshimi i potencialit, quhet forca elektromotore e një qelize galvanike (EMF) . E.m.f. çdo element galvanik i punës ka një vlerë pozitive. Për të llogaritur emf. qeliza galvanike, është e nevojshme të zbritet vlera e potencialit më pak pozitiv nga vlera e potencialit më pozitiv. Pra, e.m.f. qeliza galvanike bakër-zink në kushte standarde (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) është e barabartë me diferencën midis potencialeve standarde të elektrodës së bakrit (katodës) dhe zinkut (anodës), që është
e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.
Kur çiftohet me zink, joni Cu 2+ zvogëlohet.
Dallimi në potencialet e elektrodave të nevojshme për funksionim mund të krijohet duke përdorur të njëjtën zgjidhje të përqendrimeve të ndryshme dhe të njëjtat elektroda. Një qelizë e tillë galvanike quhet përqendrimi , dhe funksionon duke barazuar përqendrimet e tretësirës. Një shembull do të ishte një qelizë e përbërë nga dy elektroda hidrogjeni
Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,
ku c` = `; c`` = ``.
Nëse p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением
E = 0,059lg(s``/s`).
Në с` = 1 mol-jon/dm 3 emf. elementi përcaktohet nga përqendrimi i joneve të hidrogjenit në tretësirën e dytë, domethënë E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.
Përcaktimi i përqendrimit të joneve të hidrogjenit dhe, rrjedhimisht, pH i mjedisit duke matur emf. elementi galvanik përkatës quhet potenciometri.
Bateritë
Bateritë quhen qeliza galvanike me veprim të ripërdorshëm dhe të kthyeshëm. Ato janë të afta të shndërrojnë energjinë kimike të akumuluar në energji elektrike gjatë shkarkimit dhe energjinë elektrike në energji kimike, duke krijuar një rezervë gjatë karikimit. Meqenëse e.m.f. bateritë janë të vogla gjatë funksionimit, ato zakonisht lidhen në bateri.
Bateri me acid plumbi . Një bateri me acid plumbi përbëhet nga dy pllaka plumbi të shpuar, njëra prej të cilave (negative) pas karikimit përmban një mbushës - plumb aktiv sfungjer, dhe tjetri (pozitiv) - dioksid plumbi. Të dy pllakat zhyten në një tretësirë të acidit sulfurik 25 - 30% (Fig. 35). Qarku i baterisë
(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb (+) .
Para karikimit, një pastë që përmban, përveç lidhësit organik, oksid plumbi PbO, lyhet në poret e elektrodave të plumbit. Si rezultat i ndërveprimit të oksidit të plumbit me acidin sulfurik, sulfati i plumbit formohet në poret e pllakave të elektrodës.
PbO + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O .
Bateritë ngarkohen duke kaluar rrymë elektrike
Procesi i shkarkimit
Në total, proceset që ndodhin gjatë karikimit dhe shkarkimit të një baterie mund të përfaqësohen si më poshtë:
Kur ngarkoni një bateri, densiteti i elektrolitit (acidi sulfurik) rritet, dhe kur shkarkohet zvogëlohet. Dendësia e elektrolitit përcakton shkallën e shkarkimit të baterisë. E.m.f. Bateria e plumbit 2.1 V.
Avantazhet Bateria me acid plumbi - kapacitet i lartë elektrik, funksionim i qëndrueshëm, numër i madh cikle (shkarkim-ngarkim). Të metat - masë e madhe dhe, rrjedhimisht, kapaciteti i ulët specifik, evolucioni i hidrogjenit gjatë karikimit dhe mosngurtësia në prani të një solucioni të përqendruar të acidit sulfurik. Bateritë alkaline janë më të mira në këtë drejtim.
Bateri alkaline. Këto përfshijnë bateri kadmium-nikel dhe hekur-nikel T. Edison.
Qarqet e baterisë Edison dhe baterisë së plumbit
|
Thomas Edison (1847-1931) |
Ata janë të ngjashëm me njëri-tjetrin. Dallimi qëndron në materialin e pllakave të elektrodës negative. Në rastin e parë janë kadmium, në të dytin janë hekur. Elektroliti është një tretësirë KOH ω = 20% . Më i madhi rëndësi praktike kanë bateri nikel-kadmiumi. Diagrami i baterisë kadmium-nikel
(-) Tretësirë Cd / KOH /Ni 2 O 3 /Ni (+).
Funksionimi i një baterie kadmium-nikel bazohet në një reaksion redoks që përfshin Ni 3+
E.m.f. e një baterie nikel-kadmiumi të ngarkuar është 1.4 V.
Tabela tregon karakteristikat e baterisë Edison dhe baterisë së plumbit.
Pjesa II. KIMIA INORGANIKE
Seksioni 12. VETITË E PËRGJITHSHME TË METALEVE
§ 12.5. Një sërë potencialesh standarde të elektrodës
NË shkolla e mesme ju studioni serinë e tensionit elektrokimik të metaleve. Më shumë emri i sakte e tij është një seri e potencialeve standarde të elektrodave të metaleve. Për disa metale është dhënë në tabelë. 12.1. Si përbëhet një serial i tillë? Pse, për shembull, është natriumi në të pas kalciumit? Si ta përdorni këtë afër?
Përgjigja për pyetjen e parë mund të jepet në bazë të materialit të studiuar tashmë. Kur ndonjë metal zhytet në një tretësirë elektrolite, një ndryshim potencial lind në ndërfaqen metal/tretësirë, i cili quhet potenciali i elektrodës ose potenciali i elektrodës. Potenciali i secilës elektrodë varet nga natyra e metalit, përqendrimi i joneve të tij në tretësirë dhe temperatura.
Nuk është e mundur të matet drejtpërdrejt potenciali i një elektrode individuale. Prandaj, potencialet e elektrodës maten në lidhje me një elektrodë standarde hidrogjeni, potenciali i së cilës zakonisht merret zero në të gjitha temperaturat. Elektroda e hidrogjenit përbëhet nga platini
Oriz. 12.3. Elektroda standarde e hidrogjenit
pllakë platini e veshur me platin të zi (platin i depozituar elektrolitikisht), i cili zhytet në një tretësirë të acidit sulfurik me një përqendrim të joneve të hidrogjenit 1 mol/l dhe lahet nga një rrymë hidrogjeni të gaztë nën një presion prej 101,325 kPa në 25°C. (Fig. 12.3).
Hidrogjeni molekular, duke kaluar nëpër tretësirë, shpërndahet dhe i afrohet sipërfaqes së platinit. Në sipërfaqen e platinit, molekulat e hidrogjenit ndahen në atome dhe absorbohen (fiksohen në sipërfaqe). Atomet e hidrogjenit të adsorbuar H reklamat jonizohen:
H reklama - e - -> H + ,
dhe jonet e hidrogjenit, duke shtuar elektrone, kalojnë në gjendjen e adsorbuar:
N + + e - -> N adc.
Ekuilibri më i plotë në elektrodën e hidrogjenit shprehet me diagramin:
2Н + + 2е - ⇆ 2 H a ds (Pt) = Н 2.
Pjesa e mesme ky ekuilibër sigurisht që është lënë jashtë, megjithëse duhet pasur parasysh se çfarë rol të madh në themelimin e tillë gjendje ekuilibri Platini luan.
Nëse tani një pllakë e ndonjë metali e zhytur në një tretësirë të kripës së tij me një përqendrim të joneve metalike prej 1 mol/l lidhet me një elektrodë standarde hidrogjeni, siç tregohet në Fig. 12.4, atëherë formohet një element galvanik (qarku elektrokimik), forca elektromotore (e shkurtuar EMF) e të cilit matet lehtë. Ky EMF quhet potenciali standard i elektrodës së një elektrode të caktuar (zakonisht shënohet E°). Pra, potenciali i elektrodës është EMF i një qelize galvanike (qarku elektrokimik), i cili përbëhet nga
Oriz. 12.4. Qarku galvanik për matjen e potencialit standard të elektrodës së një metali:
1 - elektrodë e matur;
2 - potenciometër;
3 - elektrodë standarde hidrogjeni;
4 - zgjidhje e klorurit të kaliumit
elektroda në studim dhe elektroda standarde e hidrogjenit.
Një qark i tillë është paraqitur në Fig. 12.4. Potenciali i elektrodës quhet gjithashtu potencial redoks.
Kur caktoni potencialet e elektrodës E dhe potencialet standarde të elektrodës E°, është zakon të vendosni një indeks në shenjat, i cili korrespondon me sistemin të cilit i përket ky potencial. Kështu, potenciali standard i elektrodës së sistemit është 2H + + 2e -⇆ H 2 tregon E°2H+/H 2, sisteme Li + + e - ⇆ Li - E ° Li +/ Li, dhe sistemet M nO - 4 + 8H + + 5e - ⇆ Mn 2+ + 4H 2 O shkruani E°M n O - 4 + 8 H+/M n 2 ++ 4H 2 O .
Duke i vendosur metalet në rend rritës të vlerës algjebrike të potencialeve të tyre standarde të elektrodës, marrim serinë e paraqitur në tabelë. 12.1. Mund të përfshijë gjithashtu sisteme të tjera redoks (përfshirë ato jo metalike), përkatësisht, deri në vlerat E°, p.sh. E ° C l 2 / C l - = 1,36 V, E ° F 2 / 2 F - = 2,87 V, E ° S / S 2- = -0,51 V, etj. Seritë e paraqitura në tabelë. 12.1 mund të konsiderohet vetëm si një fragment nga një numër i potencialeve standarde të elektrodave të sistemeve redoks në tretësirat ujore në 25°C, i përbërë nga metalet më të rëndësishme 1. Historikisht, kësaj serie i parapriu "seriali Vitisky" i G. M. Beketov.
Simboli H g aplikuar në një elektrodë merkuri të zhytur në një zgjidhje të kripës së hidrargiumit (I), joni i së cilës zakonisht përshkruhet si një dimer:
Н g 2+ 2 + 2е - = 2Н g.
Shumica e potencialeve standarde të elektrodës mund të përcaktohen eksperimentalisht. Megjithatë, për metalet alkaline dhe alkaline tokësore vlera e E° llogaritet vetëm teorikisht, pasi këto metale ndërveprojnë me ujin.
Karakterizojnë një numër potencialesh standarde të elektrodës vetitë kimike metalet Përdoret për të zbuluar se në çfarë sekuence reduktohen jonet gjatë elektrolizës (§ 7.7), si dhe për të përshkruar vetitë e tjera të metaleve (§ 10.9 dhe 12.5).
1 Në SHBA pranohen shenja të kundërta të potencialeve të elektrodës: elektroda më pozitive (+3,04 V). Li+/Li dhe sistemi më negativ (-2,87 V). F 2/2 F - . Kjo renditje referimi mund të shihet edhe në literaturën arsimore amerikane të përkthyer në rusisht.
Sa më e ulët të jetë vlera algjebrike e potencialit, aq më e lartë është aftësia reduktuese e këtij metali dhe aq më e ulët është aftësia oksiduese e joneve të tij.
Siç vijon nga kjo seri, metali litium është agjenti më i fortë reduktues, dhe ari është më i dobëti. Në të kundërt, joni i arit Au është agjenti më i fortë oksidues, dhe joni i litiumit Li+ - më e dobëta (në tabelën 12.1 rritja e këtyre vetive tregohet me shigjeta).
Çdo metal në një seri potencialesh standarde të elektrodës ka vetinë e zhvendosjes së të gjitha metaleve pasuese nga tretësirat e kripërave të tyre. Megjithatë, kjo nuk do të thotë se represioni do të ndodhë domosdoshmërisht në të gjitha rastet. Kështu, alumini zhvendos bakrin nga një tretësirë e klorurit të bakrit (II) CuC l 2 , por praktikisht nuk e zhvendos atë nga solucioni i sulfatit të bakrit (II). CuSO4 . Kjo shpjegohet me faktin se jonet e klorurit C l- shkatërrojnë filmin e sipërfaqes mbrojtëse në alumin shumë më shpejt në krahasim me jonet sulfate SO2-.
Shumë shpesh, bazuar në një numër potencialesh standarde të elektrodës, shkruhen ekuacione për reaksionet e zhvendosjes së metaleve nga tretësirat e kripërave të tyre nga metale alkali më aktive dhe metale livadhore dhe, natyrisht, ato gabohen. Në këtë rast, zhvendosja e metaleve nuk ndodh, sepse alkaline dhe metalet alkaline të tokës vetë reagojnë me ujë.
Të gjitha metalet që kanë vlera negative të potencialeve standarde të elektrodës, domethënë, duke qëndruar në seri para hidrogjenit, e zhvendosin hidrogjenin nga acidet e holluara (si p.sh. HC l ose H2SO4 ) dhe në të njëjtën kohë treten në to. Megjithatë, plumbi është praktikisht i pazgjidhshëm në tretësirat e holluara të acidit sulfurik. Kjo ndodh sepse një shtresë mbrojtëse e kripës së sulfatit të plumbit me cilësi të ulët formohet menjëherë në sipërfaqen e plumbit. PbSO4 , e cila prish kontaktin e tretësirës me metalin. Metalet në rreshtin pas hidrogjenit nuk e zhvendosin atë nga acidet.
Nga shembujt e dhënë, mund të konkludojmë se duhet të përdoren një numër i potencialeve standarde të elektrodës, duke marrë parasysh karakteristikat e proceseve në shqyrtim. Gjëja më e rëndësishme është të kihet parasysh se një numër i potencialeve standarde të elektrodës mund të përdoren vetëm për tretësirat ujore dhe që karakterizon aktiviteti kimik metalet vetëm në reaksionet redoks që ndodhin në një mjedis ujor.
Në serinë e potencialeve standarde të elektrodës, natriumi ndodhet pas kalciumit Ca: ai ka një vlerë algjebrike më të lartë të potencialit standard të elektrodës.
EMF e çdo qelize galvanike mund të llogaritet nga diferenca në potencialet standarde të elektrodës E°. Duhet të kihet parasysh se EMF është gjithmonë një sasi pozitive. Prandaj, nga potenciali i elektrodës, i cili ka një vlerë më të madhe algjebrike, është e nevojshme të zbritet potenciali i elektrodës, vlera algjebrike e së cilës është më e vogël. Për shembull, emf i një qelize bakri-zink në kushte standarde do të jetë 0.34 - (-0.76) = 1.1 V.
Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Lëkundjet harmonike Formula e fizikës së frekuencës së lëkundjeve