Elektroķīmiskās sistēmas

Vispārējās īpašības

Elektroķīmija - ķīmijas nozare, kas pēta potenciālo atšķirību rašanās procesus un ķīmiskās enerģijas pārvēršanu elektroenerģijā (galvaniskās šūnas), kā arī ķīmisko reakciju īstenošanu elektroenerģijas patēriņa dēļ (elektrolīze). Šie divi procesi, kuriem ir kopīgs raksturs, tiek plaši izmantoti mūsdienu tehnoloģijās.

Galvaniskās šūnas tiek izmantotas kā autonomi un maza izmēra enerģijas avoti mašīnām, radiotehnikas ierīcēm un vadības ierīcēm. Izmantojot elektrolīzi, tiek iegūtas dažādas vielas, apstrādātas virsmas, veidoti vēlamās formas izstrādājumi.

Elektroķīmiskie procesi ne vienmēr dod labumu cilvēkiem, un dažkārt rada lielu kaitējumu, izraisot pastiprinātu koroziju un metāla konstrukciju iznīcināšanu. Lai prasmīgi izmantotu elektroķīmiskos procesus un apkarotu nevēlamās parādības, tie ir jāpēta un jāspēj regulēt.

Elektroķīmisko parādību cēlonis ir elektronu pārnešana vai vielu atomu oksidācijas stāvokļa izmaiņas, kas piedalās elektroķīmiskos procesos, tas ir, redoksreakcijās, kas notiek neviendabīgās sistēmās. Redoksreakcijās elektroni tiek tieši pārnesti no reducētāja uz oksidētāju. Ja oksidācijas un reducēšanas procesi ir telpiski atdalīti un elektroni tiek virzīti pa metāla vadītāju, tad šāda sistēma attēlos galvanisko elementu. Elektriskās strāvas rašanās un plūsmas iemesls galvaniskajā elementā ir potenciālu starpība.

Elektrodu potenciāls. Elektrodu potenciālu mērīšana

Ja paņem jebkura metāla plāksni un nolaiž to ūdenī, tad virsmas slāņa joni polāro ūdens molekulu ietekmē atdalās un hidratējas šķidrumā. Šīs pārejas rezultātā šķidrums tiek uzlādēts pozitīvi un metāls negatīvi, jo uz tā parādās elektronu pārpalikums. Metāla jonu uzkrāšanās šķidrumā sāk kavēt metāla šķīšanu. Tiek izveidots mobilais līdzsvars

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Līdzsvara stāvoklis ir atkarīgs gan no metāla aktivitātes, gan no tā jonu koncentrācijas šķīdumā. Aktīvo metālu gadījumā sprieguma virknē līdz ūdeņradim mijiedarbība ar polārajām ūdens molekulām beidzas ar pozitīvo metālu jonu atdalīšanu no virsmas un hidratēto jonu pāreju šķīdumā (b att.). Metāls kļūst negatīvi uzlādēts. Process ir oksidēšanās. Palielinoties jonu koncentrācijai virsmas tuvumā, kļūst iespējams apgrieztais process - jonu samazināšanās. Elektrostatiskā pievilcība starp katjoniem šķīdumā un liekajiem elektroniem uz virsmas veido elektrisku dubultslāni. Tas noved pie noteiktas potenciālu starpības vai potenciāla lēciena parādīšanās saskarnē starp metālu un šķidrumu. Tiek saukta potenciālā atšķirība, kas rodas starp metālu un to apkārtējo ūdens vidi elektrodu potenciāls. Kad metāls tiek iegremdēts šī metāla sāls šķīdumā, līdzsvars mainās. Dotā metāla jonu koncentrācijas palielināšana šķīdumā atvieglo jonu pārejas procesu no šķīduma uz metālu. Metāli, kuru joniem ir ievērojama spēja pāriet šķīdumā, būs pozitīvi uzlādēti šādā šķīdumā, bet mazākā mērā nekā tīrā ūdenī.

Neaktīviem metāliem metālu jonu līdzsvara koncentrācija šķīdumā ir ļoti maza. Ja šādu metālu iegremdē šī metāla sāls šķīdumā, tad uz metāla izdalās pozitīvi lādēti joni ar lielāks ātrums kā joni pāriet no metāla uz šķīdumu. Metāla virsma saņems pozitīvu lādiņu, un šķīdums saņems negatīvu lādiņu sāls anjonu pārpalikuma dēļ. Un šajā gadījumā metāla šķīduma saskarnē parādās elektrisks dubultslānis, līdz ar to zināma potenciāla atšķirība (c att.). Aplūkotajā gadījumā elektroda potenciāls ir pozitīvs.

Rīsi. Jonu pārejas process no metāla uz šķīdumu:

a – līdzsvars; b – izšķīšana; c – nogulsnēšanās

Katra elektroda potenciāls ir atkarīgs no metāla rakstura, tā jonu koncentrācijas šķīdumā un temperatūras. Ja metālu iegremdē tā sāls šķīdumā, kas satur vienu molu metāla jonu uz 1 dm 3 (kura aktivitāte ir 1), tad elektroda potenciāls būs nemainīgs 25 o C temperatūrā un 1 spiedienā. atm. Šo potenciālu sauc standarta elektrodu potenciāls (E o).

Metāla joni ar pozitīvu lādiņu, iekļūstot šķīdumā un pārvietojoties metāla un šķīduma saskarnes potenciālajā laukā, patērē enerģiju. Šo enerģiju kompensē izotermiskās izplešanās darbs no augstākas jonu koncentrācijas uz virsmas līdz zemākai jonu koncentrācijai šķīdumā. Pozitīvie joni uzkrājas virsmas slānī līdz koncentrācijai Ar O, un pēc tam nonāk šķīdumā, kur ir brīvo jonu koncentrācija Ar. Elektriskā lauka EnF darbs ir vienāds ar izotermisko izplešanās darbu RTln(с o /с). Pielīdzinot abas darba izpausmes, mēs varam iegūt potenciāla lielumu

En F = RTln(s o/s), -E = RTln(s/s o)/nF,

kur E ir metāla potenciāls, V; R – universālā gāzes konstante, J/mol K; T – temperatūra, K; n – jonu lādiņš; F – Faradeja skaitlis; с – brīvo jonu koncentrācija;

с о – jonu koncentrācija virsmas slānī.

Nav iespējams tieši izmērīt potenciāla vērtību, jo nav iespējams eksperimentāli noteikt potenciāla vērtību. Vērtības tiek noteiktas empīriski elektrodu potenciāli attiecībā pret otra elektroda vērtību, kura potenciāls parasti tiek pieņemts kā nulle. Šāds standarta jeb atsauces elektrods ir normāls ūdeņraža elektrods (n.v.e.) . Ūdeņraža elektroda struktūra ir parādīta attēlā. Tas sastāv no platīna plāksnes, kas pārklāta ar elektrolītiski nogulsnētu platīnu. Elektrodu iegremdē 1M sērskābes šķīdumā (ūdeņraža jonu aktivitāte ir 1 mol/dm3) un mazgā ar ūdeņraža gāzes plūsmu zem spiediena 101 kPa un T = 298 K. Kad platīns ir piesātināts ar ūdeņradi , uz metāla virsmas tiek izveidots līdzsvars, kopējais process tiek izteikts ar vienādojumu

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Ja metāla plāksni, kas iegremdēta šī metāla sāls 1M šķīdumā, savieno ar ārēju vadītāju ar standarta ūdeņraža elektrodu, bet šķīdumus savieno ar elektrolītisko atslēgu, tad iegūstam galvanisko elementu (32. att.). Šīs galvaniskās šūnas elektromotora spēks būs daudzums noteikta metāla standarta elektroda potenciāls (E O ).

Standarta elektrodu potenciāla mērīšanas shēma

attiecībā pret ūdeņraža elektrodu

Paņemot cinku 1 M cinka sulfāta šķīdumā par elektrodu un savienojot to ar ūdeņraža elektrodu, iegūstam galvanisko elementu, kura ķēdi var uzrakstīt šādi:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H2, Pt (+).

Diagrammā viena līnija norāda saskarni starp elektrodu un šķīdumu, divas līnijas norāda saskarni starp risinājumiem. Anods ir rakstīts kreisajā pusē, katods - labajā pusē. Šādā elementā notiek reakcija Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2, un elektroni caur ārējo ķēdi iziet no cinka uz ūdeņraža elektrodu. Standarta elektroda potenciāls cinka elektrodam (-0,76 V).

Ņemot vara plāksni kā elektrodu, noteiktos apstākļos kombinācijā ar standarta ūdeņraža elektrodu mēs iegūstam galvanisko elementu

(-) Pt, H2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

Šajā gadījumā notiek reakcija: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektroni pārvietojas pa ārējo ķēdi no ūdeņraža elektroda uz vara elektrodu. Vara elektroda standarta elektroda potenciāls (+0,34 V).

Vairāki standarta elektrodu potenciāli (spriegumi). Nernsta vienādojums

Sakārtojot metālus to standarta elektrodu potenciālu augošā secībā, tiek iegūta Nikolaja Nikolajeviča Beketova (1827-1911) spriegumu sērija jeb standarta elektrodu potenciālu virkne. Standarta elektrodu potenciālu skaitliskās vērtības vairākiem tehniski svarīgiem metāliem ir norādītas tabulā.

Metāla sprieguma diapazons

Dažas metālu īpašības raksturo vairāki spriegumi:

1. Jo mazāks ir metāla elektroda potenciāls, jo tas ir ķīmiski aktīvāks, jo vieglāk oksidējas un grūtāk atgūties no tā joniem. Aktīvie metāli dabā pastāv tikai savienojumu veidā Na, K, ..., dabā sastopami gan savienojumu veidā, gan Cu, Ag, Hg brīvā stāvoklī; Au, Pt - tikai brīvā stāvoklī;

2. Metāli, kuriem ir negatīvāks elektrodu potenciāls nekā magnijam, izspiež ūdeņradi no ūdens;

3. Metāli sprieguma virknē līdz ūdeņradim izspiež ūdeņradi no atšķaidītu skābju šķīdumiem (kuru anjoni neparādās oksidatīvās īpašības);

4. Katrs sērijā esošais metāls, kas nesadalās ar ūdeni, izspiež metālus, kuriem ir pozitīvākas elektrodu potenciālu vērtības, no to sāļu šķīdumiem;

5. Jo vairāk metālu atšķiras pēc elektrodu potenciālu vērtībām, jo augstāka vērtība e.m.f. no tiem būs izgatavots galvaniskais elements.

Elektroda potenciāla (E) atkarību no metāla rakstura, tā jonu aktivitātes šķīdumā un temperatūrā izsaka ar Nernsta vienādojumu

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

kur E o Me ir metāla standarta elektroda potenciāls, un Men + ir metāla jonu aktivitāte šķīdumā. Standarta temperatūrā 25 o C atšķaidītiem šķīdumiem aktivitāti (a) aizstājot ar koncentrāciju (c), naturālais logaritms decimāldaļu un aizstājot R, T un F vērtības, mēs iegūstam

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Piemēram, cinka elektrodam, kas ievietots tā sāls šķīdumā, hidratēto jonu koncentrācija Zn 2+ × mH 2 O Saīsināsim to kā Zn 2+ , tad

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Ja = 1 mol/dm 3, tad E Zn = E o Zn.

Galvaniskās šūnas, to elektromotora spēks

Divi metāli, kas iegremdēti to sāļu šķīdumos, savienoti ar vadītāju, veido galvanisko elementu. Pirmo galvanisko elementu izgudroja Aleksandrs Volts 1800. gadā. Šūna sastāvēja no vara un cinka plāksnēm, kas atdalītas ar sērskābes šķīdumā samērcētu audumu. Ja virknē ir savienots liels skaits plākšņu, Volta elementam ir ievērojams elektromotora spēks (emf).

Elektriskās strāvas rašanos galvaniskajā šūnā izraisa ņemto metālu elektrodu potenciālu atšķirības, un to pavada ķīmiskās transformācijas, kas notiek pie elektrodiem. Apskatīsim galvaniskā elementa darbību, izmantojot vara-cinka elementa piemēru (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Vara-cinka Daniela-Jacobi galvaniskās šūnas diagramma

Uz cinka elektroda, kas iegremdēts cinka sulfāta šķīdumā (c = 1 mol/dm 3), notiek cinka oksidēšanās (cinka šķīdināšana) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektroni nonāk ārējā ķēdē. Zn ir elektronu avots. Par elektronu avotu uzskata negatīvo elektrodu – anodu. Uz vara elektroda, kas iegremdēts vara sulfāta šķīdumā (c = 1 mol/dm 3), metālu joni tiek reducēti. Vara atomi nogulsnējas uz elektroda Cu 2+ + 2e = Cu o. Vara elektrods ir pozitīvs. Tas ir katods. Tajā pašā laikā daži SO 4 2- joni caur sāls tiltu nonāk traukā ar ZnSO 4 šķīdumu . Saskaitot pie anoda un katoda notiekošo procesu vienādojumus, iegūstam kopējo vienādojumu

vai molekulārā formā

Šī ir izplatīta redoksreakcija, kas notiek metāla šķīduma saskarnē. Galvaniskā elementa elektriskā enerģija tiek iegūta, pateicoties ķīmiskā reakcija. Aplūkoto galvanisko elementu var uzrakstīt īsas elektroķīmiskās ķēdes veidā

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

Nepieciešams nosacījums galvaniskā elementa darbībai ir potenciālu starpība, to sauc galvaniskā elementa elektromotora spēks (emf) . E.m.f. jebkuram darba galvaniskajam elementam ir pozitīva vērtība. Lai aprēķinātu emf. galvaniskais elements, ir nepieciešams atņemt mazāk pozitīvā potenciāla vērtību no pozitīvāka potenciāla vērtības. Tātad e.m.f. vara-cinka galvaniskais elements standarta apstākļos (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) ir vienāds ar starpību starp vara (katoda) un cinka (anoda) standarta elektrodu potenciālu, ka ir

e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

Savienojot ar cinku, Cu 2+ jons tiek samazināts.

Darbībai nepieciešamo elektrodu potenciālu atšķirību var izveidot, izmantojot vienu un to pašu dažādu koncentrāciju šķīdumu un vienādus elektrodus. Tādu galvanisko elementu sauc koncentrācija , un tas darbojas, izlīdzinot šķīduma koncentrāciju. Piemērs varētu būt šūna, kas sastāv no diviem ūdeņraža elektrodiem

Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,

kur c` = `; c`` = ``.

Ja p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059 lg(s`/s`).

Pie с` = 1 mol-jons/dm 3 emf. elementu nosaka pēc ūdeņraža jonu koncentrācijas otrajā šķīdumā, tas ir, E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Ūdeņraža jonu koncentrācijas un līdz ar to arī vides pH noteikšana, mērot emf. atbilstošo galvanisko elementu sauc par potenciometriju.

Baterijas

Baterijas tiek saukti galvaniskie elementi ar atkārtoti lietojamu un atgriezenisku darbību. Tie spēj pārvērst uzkrāto ķīmisko enerģiju elektroenerģijā izlādes laikā un elektrisko enerģiju ķīmiskajā enerģijā, radot rezervi uzlādes laikā. Kopš e.m.f. baterijas ir mazas darbības laikā tās parasti ir savienotas baterijās.

Svina skābes akumulators . Svina-skābes akumulators sastāv no divām perforētām svina plāksnēm, no kurām viena (negatīva) pēc uzlādes satur pildvielu - porains aktīvs svins, bet otra (pozitīva) - svina dioksīds. Abas plāksnes iegremdē 25 - 30% sērskābes šķīdumā (35. att.). Akumulatora ķēde

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Pirms uzlādes svina elektrodu porās tiek iesmērēta pasta, kas papildus organiskajai saistvielai satur svina oksīdu PbO. Svina oksīda mijiedarbības rezultātā ar sērskābi elektrodu plākšņu porās veidojas svina sulfāts

PbO + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O .

Baterijas tiek uzlādētas, izlaižot elektrisko strāvu

Izlādes process

Kopumā procesus, kas notiek, uzlādējot un izlādējot akumulatoru, var attēlot šādi:

Uzlādējot akumulatoru, elektrolīta (sērskābes) blīvums palielinās, un, izlādējot, tas samazinās. Elektrolīta blīvums nosaka akumulatora izlādes pakāpi. E.m.f. svina akumulators 2,1 V.

Priekšrocības svina-skābes akumulators - augsta elektriskā jauda, ​​stabila darbība, liels skaits cikli (izlāde-uzlāde). Trūkumi - liela masa un līdz ar to zema īpatnējā jauda, ​​ūdeņraža izdalīšanās uzlādes laikā un necaurlaidība koncentrēta sērskābes šķīduma klātbūtnē. Sārma baterijas šajā ziņā ir labākas.

Sārma baterijas. Tie ietver T. Edison kadmija-niķeļa un dzelzs-niķeļa baterijas.

Edison akumulatoru un svina akumulatoru ķēdes

Viņi ir līdzīgi viens otram. Atšķirība slēpjas negatīvo elektrodu plākšņu materiālā. Pirmajā gadījumā tie ir kadmijs, otrajā - dzelzs. Elektrolīts ir KOH šķīdums ω = 20% . Lieliskākais praktiska nozīme ir niķeļa-kadmija baterijas. Kadmija-niķeļa akumulatora diagramma

(-) Cd/KOH/Ni 2 O 3/Ni šķīdums (+).

Kadmija-niķeļa akumulatora darbības pamatā ir redoksreakcija, kas ietver Ni 3+

E.m.f. uzlādēta niķeļa-kadmija akumulatora spriegums ir 1,4 V.

Tabulā parādītas Edison akumulatora un svina akumulatora īpašības.

Metāla elektroķīmiskā korozija. Katoda aizsardzība. Anoda aizsardzība. Pasīvā aizsardzība. Elektrodu potenciāli - tabula.

Lielākajā daļā gadījumu metāla korozija attiecas uz materiāla oksidēšanos. Praksē vislielāko kaitējumu nodara t.s. elektroķīmiskā korozija, ko pavada aktīva vielas pārnešana. Metāla virsmas ir uzņēmīgas pret elektroķīmisku iznīcināšanu (koroziju), kad tās nonāk saskarē ar elektrolītiem (korozijas līdzekļiem). Šādi līdzekļi var būt atmosfēras gāzes, piemēram, jūras, pilsētas vai rūpnieciskais gaiss (t.i., sēra dioksīds, hlorūdeņradis un sulfīts u.c.) vai aktīvi šķidrumi – sālījumi, sārmi, jūras ūdens utt. (piemēram, nosvīduši roku nospiedumi).

Ja korozijas aģenta saskares rezultātā uz metāla virsmām veidojas galvaniskais pāris, tad vielas pārnešana no viena pāra elektroda uz otru tiek daudzkārt pastiprināta. Korozijas ātrumu nosaka pāra elektrodu potenciālu atšķirība. Šis process parasti tiek domāts, runājot par elektroķīmiskā korozija.

Tā kā ir tendence atteikties no elektroniem, negatīvā elektrodu potenciāla dēļ vairums metālu oksidējas korozijas procesā. Ja aizsargājamajam objektam tiek pielikts noteikts papildu pozitīvs potenciāls = uz tā tiek uzturēts noteikts negatīvs potenciāls desmitdaļas volta apmērā, tad oksidācijas reakcijas iespējamība nokrītas gandrīz līdz nullei. Šī metode aizsardzība parasti tiek domāta, runājot par katoda aizsardzība.

Ja iespējamās korozijas vietā ievieto noteiktu daudzumu vielas ar zemāku elektrodu potenciālu (piemēram, cinku vai magniju, lai aizsargātu dzelzi), tad uz tās notiks oksidācijas reakcija. Starp šo papildu ir jānodrošina labs elektriskais kontakts aizsargājošs anods(upura anods) un aizsargāts metāls. Vai esat uzminējis, kāpēc caurules ir cinkotas? Kā ar dzelzs loksnēm jumta segumam? Protams, kad aizsarganods pilnībā izšķīst, viss notiks kā parasti.

Zem pasīvā aizsardzība saprast aizsargātā parauga pārklājumu ar dielektriķi, lai novērstu galvaniskās ķēdes rašanos. Piemēram, jūs varat krāsot metāla konstrukciju eļļas krāsa utt.

Tabula. Dažu vielu standarta elektrodu potenciāli:

1. Jo mazāks ir metāla elektroda potenciāls, jo tas ir ķīmiski aktīvāks, jo vieglāk oksidējas un grūtāk atgūties no tā joniem. Aktīvie metāli dabā pastāv tikai savienojumu veidā Na, K, ..., dabā sastopami gan savienojumu veidā, gan Cu, Ag, Hg brīvā stāvoklī; Au, Pt - tikai brīvā stāvoklī;

2. Metāli, kuriem ir negatīvāks elektrodu potenciāls nekā magnijam, izspiež ūdeņradi no ūdens;

3. Metāli sprieguma virknē līdz ūdeņradim izspiež ūdeņradi no atšķaidītu skābju šķīdumiem (kuru anjoniem nav oksidējošas īpašības);

4. Katrs sērijā esošais metāls, kas nesadalās ar ūdeni, izspiež metālus, kuriem ir pozitīvākas elektrodu potenciālu vērtības, no to sāļu šķīdumiem;

5. Jo vairāk metāli atšķiras pēc elektrodu potenciālu vērtībām, jo ​​lielāka ir emf vērtība. no tiem būs izgatavots galvaniskais elements.

Elektroda potenciāla (E) atkarību no metāla rakstura, tā jonu aktivitātes šķīdumā un temperatūrā izsaka ar Nernsta vienādojumu

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

kur E o Me ir metāla standarta elektroda potenciāls, un Men + ir metāla jonu aktivitāte šķīdumā. Standarta temperatūrā 25 o C atšķaidītiem šķīdumiem, aizstājot aktivitāti (a) ar koncentrāciju (c), naturālo logaritmu ar decimāldaļu un aizstājot R, T un F vērtības, iegūstam.

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Piemēram, cinka elektrodam, kas ievietots tā sāls šķīdumā, hidratēto jonu koncentrācija Zn 2+ × mH 2 O Saīsināsim to kā Zn 2+ , tad

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Ja = 1 mol/dm 3, tad E Zn = E o Zn.

Sakārtojot metālus to standarta elektrodu potenciālu pieaugošā secībā, tiek iegūta Nikolaja Nikolajeviča Beketova (1827-1911) spriegumu sērija jeb standarta elektrodu potenciālu virkne....

Vairāki standarta elektrodu potenciāli kvantitatīvi raksturo metālu atomu reducēšanas spēju un to jonu oksidēšanas spēju.   iespējamais virziens reakcija, protams, būs tāda pati kā tad, ja tā tiek veikta galvaniskajā šūnā.  

Vairāki standarta elektrodu potenciāli ļauj atrisināt jautājumu par redoksreakciju spontānas rašanās virzienu. Tāpat kā jebkuras ķīmiskas reakcijas gadījumā, noteicošais faktors ir reakcijas Gibsa enerģijas izmaiņu zīme. Bet tas nozīmē, ka pirmā no šīm sistēmām darbosies kā reducētājs, bet otrā kā oksidētājs. Vielu tiešā mijiedarbībā iespējamais reakcijas virziens, protams, būs tāds pats kā tad, ja to veic galvaniskajā šūnā.  

Metālu ķīmiskās īpašības raksturo vairāki standarta elektrodu potenciāli.  

Raksturo virkni standarta elektrodu potenciālu ķīmiskās īpašības metāli To lieto, apsverot jonu izlādes secību elektrolīzes laikā, kā arī aprakstot metālu vispārējās īpašības.  

Vairāki standarta elektrodu potenciāli ļauj atrisināt jautājumu par oksidējošu un nereducējošu reakciju spontānas rašanās virzienu. Tāpat kā jebkuras ķīmiskas reakcijas vispārējā gadījumā, noteicošais faktors ir reakcijas izobāriskā potenciāla izmaiņas. Bet tas nozīmē, ka pirmā no šīm sistēmām darbosies kā reducētājs, bet otrā - kā oksidētājs. Ar vielu tiešu mijiedarbību iespējamais reakcijas virziens, protams, būs tāds pats kā tad, ja to veic galvaniskajā šūnā.  

Metālu ķīmiskās īpašības raksturo vairāki standarta elektrodu potenciāli. To izmanto, lai noteiktu jonu izlādes secību elektrolīzes laikā, kā arī aprakstītu metālu vispārīgās īpašības. Šajā gadījumā standarta elektrodu potenciālu vērtības kvantitatīvi raksturo metālu reducēšanas spēju un to jonu oksidēšanas spēju.  

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

Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas standarta elektrodu potenciālu virknē, jo spēcīgāks tas ir reducētājs, spēcīgākais reducētājs ir litija metāls, zelts ir visvājākais, un, gluži pretēji, zelta (III) jons ir spēcīgākais oksidētājs; aģents, litijs (I) ir vājākais .

Katrs metāls spēj reducēt no sāļiem šķīdumā tos metālus, kas atrodas pēc tā spriegumu virknē, piemēram, dzelzs var izspiest varu no tā sāļu šķīdumiem. Tomēr atcerieties, ka sārmu un sārmzemju metāli reaģēs tieši ar ūdeni.

Metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža, spēj to izspiest no atšķaidītu skābju šķīdumiem un tajos izšķīdināt.

Metāla reducēšanas aktivitāte ne vienmēr atbilst tā pozīcijai periodiskajā tabulā, jo, nosakot metāla vietu virknē, tiek ņemta vērā ne tikai tā spēja ziedot elektronus, bet arī enerģija, kas iztērēta metāla iznīcināšanai. metāla kristāla režģi, kā arī enerģiju, kas iztērēta jonu hidratācijai.

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

AR skābeklis Lielākā daļa metālu veido oksīdus - amfotērus un bāzes:

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O,

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

Sārmu metāli, izņemot litiju, veido peroksīdus:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

AR halogēni metāli veido halogenūdeņražskābju sāļus, piemēram,

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

AR ūdeņradis aktīvākie metāli veido jonu hidrīdus – sāļiem līdzīgas vielas, kurās ūdeņradim ir oksidācijas pakāpe -1.

2Na + H2 = 2NaH.

AR pelēks metāli veido sulfīdus - sērūdeņražskābes sāļus:

AR slāpeklis Daži metāli veido nitrīdus, reakcija gandrīz vienmēr notiek karsējot:

3Mg + N2 = Mg3N2.

AR ogleklis karbīdi veidojas:

4Al + 3C = Al 3 C 4.

AR fosfors - fosfīdi:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Metāli var mijiedarboties viens ar otru, veidojot intermetāliskie savienojumi :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Metāli var izšķīst viens otrā augstā temperatūrā, nereaģējot, neveidoties sakausējumi.

Sakausējumi

Sakausējumi sistēmas sauc par sistēmām, kas sastāv no diviem vai vairākiem metāliem, kā arī metāliem un nemetāliem, kuriem ir raksturīgas īpašības, kas raksturīgas tikai metāliskajam stāvoklim.

Sakausējumu īpašības ir ļoti dažādas un atšķiras no to sastāvdaļu īpašībām, piemēram, lai zelts kļūtu cietāks un piemērotāks rotaslietu izgatavošanai, tam tiek pievienots sudrabs un sakausējums, kurā ir 40% kadmija un 60% bismuta. kušanas temperatūra ir 144 °C, t.i., daudz zemāka par tā sastāvdaļu kušanas temperatūru (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Ir iespējami šādi sakausējumu veidi:

Izkausēti metāli tiek sajaukti savā starpā jebkurā attiecībā, šķīst viens otrā bezgalīgi, piemēram, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni un citi. Šie sakausējumi pēc sastāva ir viendabīgi, tiem ir augsta ķīmiskā izturība un tie vada elektrisko strāvu;

Iztaisnotie metāli tiek sajaukti savā starpā jebkurā attiecībā, bet atdziestot tie atdalās, un tiek iegūta masa, kas sastāv no atsevišķiem komponentu kristāliem, piemēram, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb un citiem.