Metāli vienmēr ir reducējoši aģenti ķīmiskajās reakcijās. Metāla reducēšanas aktivitāti atspoguļo tā atrašanās vieta elektroķīmiskā sprieguma rindā.

Pamatojoties uz sēriju, var izdarīt šādus secinājumus:

1. Jo tālāk pa kreisi šajā rindā atrodas metāls, jo spēcīgāks tas ir reducētājs.

2. Katrs metāls spēj izspiest no šķīdumā esošajiem sāļiem tos metālus, kas atrodas pa labi

2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3

3. Metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža, spēj to izspiest no skābēm.

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2

4. Metāli, kas ir spēcīgākie reducētāji (sārmu un sārmzemju) jebkuros ūdens šķīdumos, vispirms reaģē ar ūdeni.

Metāla reducējošā spēja, ko nosaka elektroķīmiskās rindas, ne vienmēr atbilst tā pozīcijai periodiskajā sistēmā, jo sprieguma sērijā tiek ņemts vērā ne tikai atoma rādiuss, bet arī elektronu abstrakcijas enerģija.

Aldehīdi, to struktūra un īpašības. Skudrskābes un acetaldehīdu sagatavošana un izmantošana.

Aldehīdi ir organiski savienojumi, kuru molekulās ir karbonilgrupa, kas saistīta ar ūdeņradi un ogļūdeņraža radikāli.

Metanāls (formaldehīds)

Fizikālās īpašības

Metanāls – gāzveida viela, ūdens šķīdums – formalīns

Ķīmiskās īpašības

Aldehīdu reaģents ir Cu(OH)2

Pieteikums

Visplašāk izmanto metanālu un etanālu. Fenola-formaldehīda sveķu ražošanai tiek izmantots liels daudzums metanola, ko iegūst, metanālam reaģējot ar fenolu. Šie sveķi ir nepieciešami dažādu plastmasu ražošanai. Plastmasas, kas izgatavotas no fenola-formaldehīda sveķiem kombinācijā ar dažādām pildvielām, sauc par fenoliem. Izšķīdinot fenola-formaldehīda sveķus acetonā vai spirtā, iegūst dažādas lakas. Metanālam reaģējot ar urīnvielu CO(NH 2) 2, tiek iegūti karbīda sveķi un no tiem izgatavoti aminoplasti. No šīm plastmasām elektrotehnikas vajadzībām tiek izgatavoti mikroporaini materiāli, Metanālu izmanto arī dažu ārstniecisko vielu un krāsvielu ražošanā. Plaši tiek izmantots ūdens šķīdums, kas masas daļās satur 40% metanāla. To sauc par formalīnu. Tās lietošana ir balstīta uz tā spēju salocīt olbaltumvielas.

Kvīts

Aldehīdus iegūst, oksidējot alkānus un spirtus. Etanālu iegūst, hidratējot etīnu un oksidējot etīnu.

Biļete Nr.12

Trešā perioda ķīmisko elementu augstākie oksīdi. To īpašību mērīšanas likumsakarības saistībā ar ķīmisko elementu stāvokli periodiskajā tabulā. Oksīdu raksturīgās ķīmiskās īpašības: bāzisks, amfotērisks, skābs.

Oksīdi- tās ir sarežģītas vielas, kas sastāv no diviem ķīmiskiem elementiem, no kuriem viens ir skābeklis ar oksidācijas pakāpi “-2”

Trešā perioda oksīdi ietver:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7.

Palielinoties elementu oksidācijas pakāpei, palielinās oksīdu skābās īpašības.

Na 2 O, MgO – bāziskie oksīdi

Al 2 O 3 – amfoteriskais oksīds

SiO 2, P 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7 – skābie oksīdi.

Bāzes oksīdi reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni.

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

Sārmu un sārmzemju metālu oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmu.

Na 2 O + HOH → 2NaOH

Bāzes oksīdi reaģē ar skābiem oksīdiem, veidojot sāli.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Skābie oksīdi reaģē ar sārmiem, veidojot sāli un ūdeni

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

Reaģē ar ūdeni, veidojot skābi

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Amfoteriskie oksīdi reaģē ar skābēm un sārmiem

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Ar sārmu

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Tauki, to īpašības un sastāvs. Tauki dabā, tauku transformācija organismā. Tauku tehniskās pārstrādes produkti, sintētisko mazgāšanas līdzekļu jēdziens. Dabas aizsardzība no SMS piesārņojuma.

Tauki ir glicerīna un karbonskābju esteri.

Vispārējā tauku formula:

Cietos taukus veido galvenokārt augstākās piesātinātās karbonskābes - stearīnskābe C 17 H 35 COOH, palmitīnskābe C 15 H 31 COOH un dažas citas. Šķidros taukus veido galvenokārt augstākās nepiesātinātās karbonskābes – oleīns C17H33COOH, lenolisks C17H31COOH

Tauki kopā ar ogļūdeņražiem un olbaltumvielām ir daļa no dzīvnieku un augu organismiem. Tie ir svarīga cilvēku un dzīvnieku barības sastāvdaļa. Kad tauki tiek oksidēti, organismā izdalās enerģija. Tauki, nonākot gremošanas orgānos, fermentu ietekmē tiek hidrolizēti par glicerīnu un atbilstošām skābēm.

Hidrolīzes produkti tiek absorbēti zarnu bārkstiņās, un pēc tam tiek sintezēti tauki, kas jau ir raksturīgi ķermenim. Tauki ar asinsriti tiek transportēti uz citiem ķermeņa orgāniem un audiem, kur tie uzkrājas vai atkal tiek hidrolizēti un pakāpeniski oksidējas par oglekļa monoksīdu (IV) un ūdeni.

Fizikālās īpašības.

Dzīvnieku tauki pārsvarā ir cietas vielas, bet ir arī šķidrie (zivju eļļa). Augu tauki visbiežāk ir šķidras vielas – eļļas; Ir zināmi arī cietie augu tauki – kokosriekstu eļļa.

Ķīmiskās īpašības.

Dzīvnieku organismu tauki tiek hidrolizēti fermentu klātbūtnē. Papildus reakcijām ar ūdeni tauki mijiedarbojas ar sārmiem.

Augu eļļas satur nepiesātināto karbonskābju esterus un var tikt pakļautas hidrogenēšanai. Tie pārvēršas par galīgiem savienojumiem
Piemērs: Margarīnu rūpnieciski ražo no augu eļļas.

Pieteikums.
Tauki galvenokārt tiek izmantoti kā pārtikas produkts. Iepriekš tauki tika izmantoti ziepju pagatavošanai
Sintētiskie mazgāšanas līdzekļi.

Sintētiskajiem mazgāšanas līdzekļiem ir kaitīga ietekme uz vidi, jo... tie ir stabili un grūti salaužami.

Metālus, kas viegli reaģē, sauc par aktīvajiem metāliem. Tie ietver sārmu, sārmzemju metālus un alumīniju.

Pozīcija periodiskajā tabulā

Elementu metāliskās īpašības periodiskajā tabulā samazinās no kreisās uz labo pusi. Tāpēc I un II grupas elementi tiek uzskatīti par visaktīvākajiem.

Rīsi. 1. Aktīvie metāli periodiskajā tabulā.

Visi metāli ir reducējoši aģenti un ārējā enerģijas līmenī viegli sadalās ar elektroniem. Aktīviem metāliem ir tikai viens vai divi valences elektroni. Šajā gadījumā metāliskās īpašības palielinās no augšas uz leju, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam, jo Jo tālāk elektrons atrodas no atoma kodola, jo vieglāk tam ir atdalīties.

Sārmu metāli tiek uzskatīti par visaktīvākajiem:

• litijs;
• nātrijs;
• kālijs;
• rubīdijs;
• cēzijs;
• franču valoda

Sārmzemju metāli ietver:

• berilijs;
• magnijs;
• kalcijs;
• stroncijs;
• bārijs;
• rādijs.

Metāla aktivitātes pakāpi var noteikt ar metāla spriegumu elektroķīmisko sēriju. Jo tālāk pa kreisi no ūdeņraža atrodas elements, jo aktīvāks tas ir. Metāli pa labi no ūdeņraža ir neaktīvi un var reaģēt tikai ar koncentrētām skābēm.

Rīsi. 2. Metālu spriegumu elektroķīmiskās rindas.

Aktīvo metālu sarakstā ķīmijā ir arī alumīnijs, kas atrodas III grupā un pa kreisi no ūdeņraža. Tomēr alumīnijs atrodas uz aktīvo un vidēji aktīvo metālu robežas un normālos apstākļos nereaģē ar dažām vielām.

Īpašības

Aktīvie metāli ir mīksti (var griezt ar nazi), viegli un ar zemu kušanas temperatūru.

Metālu galvenās ķīmiskās īpašības ir parādītas tabulā.

Reakcija	Vienādojums	Izņēmums
Sārmu metāli spontāni aizdegas gaisā, mijiedarbojoties ar skābekli	K + O 2 → KO 2	Litijs reaģē ar skābekli tikai augstā temperatūrā
Sārmzemju metāli un alumīnijs veido oksīda plēves gaisā un spontāni aizdegas, kad tie tiek karsēti	2Ca + O 2 → 2CaO
Reaģē ar vienkāršām vielām, veidojot sāļus	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Alumīnijs nereaģē ar ūdeņradi
Spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus un ūdeņradi	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H2	Reakcija ar litiju ir lēna. Alumīnijs reaģē ar ūdeni tikai pēc oksīda plēves noņemšanas
Reaģē ar skābēm, veidojot sāļus	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2
Mijiedarboties ar sāls šķīdumiem, vispirms reaģējot ar ūdeni un pēc tam ar sāli	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Aktīvie metāli viegli reaģē, tāpēc dabā tie sastopami tikai maisījumos – minerālos, iežos.

Rīsi. 3. Minerāli un tīrie metāli.

Ko mēs esam iemācījušies?

Pie aktīvajiem metāliem pieder I un II grupas elementi – sārmu un sārmzemju metāli, kā arī alumīnijs. To darbību nosaka atoma uzbūve – daži elektroni ir viegli atdalāmi no ārējā enerģijas līmeņa. Tie ir mīksti vieglie metāli, kas ātri reaģē ar vienkāršām un sarežģītām vielām, veidojot oksīdus, hidroksīdus un sāļus. Alumīnijs ir tuvāks ūdeņradim un tā reakcijai ar vielām ir nepieciešami papildu apstākļi - augsta temperatūra, oksīda plēves iznīcināšana.

Tests par tēmu

Ziņojuma izvērtēšana

Vidējais vērtējums: 4.4. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 339.

Gross E., Veismantels H.

Ķīmija zinātkārajiem. Ķīmijas pamati un izklaidējoši eksperimenti.

3. nodaļa (turpinājums)

MAZAIS METĀLU ELEKTROĶĪMIJAS KURSS

Mēs jau esam iepazinušies ar sārmu metālu hlorīdu šķīdumu elektrolīzi un metālu ražošanu, izmantojot kausējumus. Tagad mēģināsim ar vairākiem vienkāršiem eksperimentiem izpētīt dažus ūdens šķīdumu un galvanisko elementu elektroķīmijas likumus, kā arī iepazīties ar galvanisko aizsargpārklājumu ražošanu.
Elektroķīmiskās metodes tiek izmantotas mūsdienu analītiskajā ķīmijā un kalpo teorētiskās ķīmijas svarīgāko daudzumu noteikšanai.
Visbeidzot, metāla priekšmetu korozija, kas rada lielu kaitējumu tautsaimniecībai, vairumā gadījumu ir elektroķīmisks process.

METALS STRESS SĒRIJA

Galvenā saikne elektroķīmisko procesu izpratnei ir metālu sprieguma sērijas. Metālus var sakārtot sērijā, kas sākas ar ķīmiski aktīvajiem un beidzas ar vismazāk aktīvajiem cēlmetāliem:
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.
Saskaņā ar jaunākajām idejām šī ir virkne spriegumu svarīgākajiem metāliem un ūdeņradim. Ja galvaniskā elementa elektrodi ir izgatavoti no jebkuriem diviem metāliem pēc kārtas, tad uz materiāla, kas atrodas pirms rindas, parādīsies negatīvs spriegums.
Sprieguma vērtība ( elektroķīmiskais potenciāls) ir atkarīgs no elementa stāvokļa sprieguma virknē un no elektrolīta īpašībām.
Sprieguma sērijas būtību mēs noteiksim no vairākiem vienkāršiem eksperimentiem, kuriem mums būs nepieciešams strāvas avots un elektriskie mērinstrumenti. Izšķīdiniet apmēram 10 g kristāliskā vara sulfāta 100 ml ūdens un iegremdējiet šķīdumā tērauda adatu vai dzelzs loksnes gabalu. (Iesakām vispirms notīrīt gludekli, līdz tas spīd ar smalku smilšpapīru.) Pēc neilga laika gludeklis tiks pārklāts ar sarkanīgu izdalītā vara slāni. Aktīvāka dzelzs izspiež varu no šķīduma, dzelzs izšķīst kā joni un varš tiek atbrīvots kā metāls. Process turpinās tik ilgi, kamēr šķīdums saskaras ar dzelzi. Kad varš pārklāj visu gludekļa virsmu, tas praktiski apstāsies. Šajā gadījumā veidojas diezgan porains vara slānis, tāpēc aizsargpārklājumus nevar iegūt, neizmantojot strāvu.
Turpmākajos eksperimentos mēs pazemināsim nelielas cinka un svina lokšņu metāla sloksnes vara sulfāta šķīdumā. Pēc 15 minūtēm mēs tās izņemam, nomazgājam un apskatām mikroskopā. Mēs varam saskatīt skaistus ledus līdzīgus rakstus, kas atstarotajā gaismā ir sarkanā krāsā un sastāv no izdalītā vara. Arī šeit aktīvāki metāli pārveidoja varu no jonu stāvokļa metāliskā stāvoklī.
Savukārt varš var izspiest metālus, kas ir zemāki sprieguma virknē, tas ir, mazāk aktīvi. Uzklājiet dažus pilienus sudraba nitrāta šķīduma uz plānas vara loksnes vai saplacinātas vara stieples (iepriekš notīrot virsmu līdz spīdumam). Ar neapbruņotu aci var redzēt izveidojušos melnīgu pārklājumu, kas mikroskopā atstarotā gaismā izskatās pēc tievām adatām un augu rakstiem (tā sauktajiem dendritiem).
Lai izolētu cinku bez strāvas, ir nepieciešams izmantot aktīvāku metālu. Izņemot metālus, kas spēcīgi reaģē ar ūdeni, mēs atrodam magniju sprieguma virknē virs cinka. Novietojiet dažus pilienus cinka sulfāta šķīduma uz magnija lentes gabala vai uz plānām elektronu skaidām. Mēs iegūstam cinka sulfāta šķīdumu, izšķīdinot cinka gabalu atšķaidītā sērskābē. Kopā ar cinka sulfātu pievienojiet dažus pilienus denaturēta spirta. Uz magnija pēc neilga laika mēs pamanīsim, it īpaši mikroskopā, cinku, kas izdalās plānu kristālu veidā.
Parasti jebkuru sprieguma sērijas locekli var izspiest no šķīduma, kur tas pastāv kā jons, un pārvērst metāliskā stāvoklī. Tomēr, izmēģinot visdažādākās kombinācijas, mēs varam būt vīlušies. Šķiet, ka, ja alumīnija sloksne tiek iegremdēta vara, dzelzs, svina un cinka sāļu šķīdumos, šie metāli uz tās jāizdalās. Taču tas tomēr nenotiek. Kļūmes iemesls nav kļūda sprieguma sērijā, bet gan īpaša reakcijas kavēšana, kas šajā gadījumā ir saistīta ar plānu oksīda plēvi uz alumīnija virsmas. Šādos risinājumos alumīniju sauc par pasīvo.

PASKATIESIEM AIZKULIS

Lai formulētu notiekošo procesu likumus, mēs varam aprobežoties ar katjonu apsvēršanu un izslēgt anjonus, jo tie paši nepiedalās reakcijā. (Tomēr nogulsnēšanās ātrumu ietekmē anjonu veids.) Ja vienkāršības labad pieņemam, ka gan izgulsnētie, gan izšķīdušie metāli rada divkārši lādētus katjonus, tad varam rakstīt:

Es 1 + Es 2 2+ = Es 1 2+ + Es 2

Turklāt pirmajam eksperimentam Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Tātad process sastāv no lādiņu (elektronu) apmaiņas starp abu metālu atomiem un joniem. Ja atsevišķi aplūkojam (kā starpreakcijas) dzelzs šķīšanu vai vara nogulsnēšanos, iegūstam:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2++2 e-- = Cu

Tagad apsveriet gadījumu, kad metāls ir iegremdēts ūdenī vai sāls šķīdumā, ar kura katjonu apmaiņa nav iespējama, jo tas atrodas sprieguma sērijā. Neskatoties uz to, metālam ir tendence izšķīdināt jonu veidā. Šajā gadījumā metāla atoms atdod divus elektronus (ja metāls ir divvērtīgs), šķīdumā iegremdētā metāla virsma kļūst negatīvi lādēta attiecībā pret šķīdumu, un saskarnē veidojas dubults elektriskais slānis. Šī potenciālā atšķirība novērš tālāku metāla šķīšanu, tāpēc process drīz apstājas.
Ja šķīdumā iegremdē divus dažādus metālus, tie abi uzlādēsies, bet mazāk aktīvais būs nedaudz vājāks, jo tā atomi ir mazāk pakļauti elektronu zaudēšanai.
Savienosim abus metālus ar vadītāju. Potenciālu starpības dēļ elektronu plūsma plūdīs no aktīvākā metāla uz mazāk aktīvo, kas veido elementa pozitīvo polu. Notiek process, kurā aktīvākais metāls nonāk šķīdumā, un katjoni no šķīduma tiek atbrīvoti uz cēlmetāla. Tagad ar vairākiem eksperimentiem ilustrēsim iepriekš sniegto nedaudz abstrakto argumentāciju (kas turklāt ir rupja vienkāršošana).
Vispirms 250 ml vārglāzē līdz vidum piepildiet ar 10% sērskābes šķīdumu un iegremdējiet tajā ne pārāk mazus cinka un vara gabaliņus. Mēs pielodējam vai kniedējam vara stiepli pie abiem elektrodiem, kuru galiem nevajadzētu pieskarties šķīdumam.
Kamēr stieples gali nav savienoti viens ar otru, mēs novērojam cinka šķīšanu, ko pavada ūdeņraža izdalīšanās. Cinks, kā izriet no sprieguma sērijas, ir aktīvāks par ūdeņradi, tāpēc metāls var izspiest ūdeņradi no jonu stāvokļa. Uz abiem metāliem veidojas elektrisks dubultslānis. Vienkāršākais veids, kā noteikt potenciālu starpību starp elektrodiem, ir ar voltmetru. Tūlīt pēc ierīces pievienošanas ķēdei bultiņa rādīs aptuveni 1 V, bet pēc tam spriegums strauji samazināsies. Ja elementam pievienosiet nelielu spuldzīti, kas patērē 1 V, tā iedegsies - sākumā diezgan spēcīgi, un tad spīdums kļūs vājš.
Pamatojoties uz ierīces spaiļu polaritāti, mēs varam secināt, ka vara elektrods ir pozitīvais pols. To var pierādīt bez ierīces, ņemot vērā procesa elektroķīmiju. Nelielā vārglāzē vai mēģenē pagatavosim piesātinātu galda sāls šķīdumu, pievienosim apmēram 0,5 ml fenolftaleīna indikatora spirta šķīduma un iegremdēsim šķīdumā abus ar stiepli noslēgtos elektrodus. Netālu no negatīvā pola tiks novērota vāja sarkanīga krāsa, ko izraisa nātrija hidroksīda veidošanās pie katoda.
Citos eksperimentos var ievietot dažādus metālu pārus šūnā un noteikt iegūto spriegumu. Piemēram, magnijs un sudrabs radīs īpaši lielu potenciālu atšķirību ievērojamā attāluma starp tiem un spriegumu virknes dēļ, savukārt cinks un dzelzs, gluži pretēji, dos ļoti mazu, mazāku par desmito voltu. Izmantojot alumīniju, mēs praktiski nesaņemsim strāvu pasivācijas dēļ.
Visiem šiem elementiem vai, kā saka elektroķīmiķi, shēmām, ir tāds trūkums, ka, mērot strāvu, spriegums tiem ļoti ātri krītas. Tāpēc elektroķīmiķi vienmēr mēra patieso sprieguma lielumu atslēgtā stāvoklī, izmantojot sprieguma kompensācijas metodi, tas ir, salīdzinot to ar cita strāvas avota spriegumu.
Apskatīsim procesus vara-cinka elementā nedaudz sīkāk. Katodā cinks nonāk šķīdumā saskaņā ar šādu vienādojumu:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

Sērskābes ūdeņraža joni tiek izvadīti pie vara anoda. Tie piesaista elektronus, kas nāk caur vadu no cinka katoda, un rezultātā veidojas ūdeņraža burbuļi:

2H++2 e-- = N 2

Pēc neilga laika varš tiks pārklāts ar plānu ūdeņraža burbuļu kārtu. Šajā gadījumā vara elektrods pārvērtīsies par ūdeņraža elektrodu, un potenciālā starpība samazināsies. Šo procesu sauc par elektrodu polarizāciju. Vara elektroda polarizāciju var novērst, pievienojot elementam nedaudz kālija dihromāta šķīduma pēc sprieguma krituma. Pēc tam spriegums atkal palielināsies, jo kālija dihromāts oksidēs ūdeņradi par ūdeni. Kālija dihromāts šajā gadījumā darbojas kā depolarizators.
Praksē tiek izmantotas galvaniskās ķēdes, kuru elektrodi nav polarizēti, vai shēmas, kuru polarizāciju var novērst, pievienojot depolarizatorus.
Kā nepolarizējamā elementa piemēru apsveriet Daniela elementu, kas agrāk bieži tika izmantots kā strāvas avots. Šis ir arī vara-cinka elements, taču abi metāli ir iegremdēti dažādos šķīdumos. Cinka elektrodu ievieto porainā māla šūnā, kas piepildīta ar atšķaidītu (apmēram 20%) sērskābi. Māla šūna ir suspendēta lielā stiklā, kurā ir koncentrēts vara sulfāta šķīdums, un apakšā ir vara sulfāta kristālu slānis. Otrais elektrods šajā traukā ir cilindrs, kas izgatavots no vara loksnes.
Šo elementu var izgatavot no stikla burkas, tirdzniecībā pieejamās māla šūnas (ārkārtējos gadījumos mēs izmantojam puķu podu, aizverot caurumu apakšā) un diviem piemērota izmēra elektrodiem.
Elementa darbības laikā cinks izšķīst, veidojot cinka sulfātu, un vara joni tiek atbrīvoti pie vara elektroda. Bet tajā pašā laikā vara elektrods nav polarizēts un elements rada aptuveni 1 V spriegumu. Faktiski teorētiski spriegums pie spailēm ir 1,10 V, bet, savācot strāvu, mēs mēra nedaudz mazāku vērtību elektriskās strāvas dēļ. šūnas pretestība.
Ja mēs nenoņemam strāvu no elementa, mums ir jānoņem cinka elektrods no sērskābes šķīduma, jo pretējā gadījumā tas izšķīst, veidojot ūdeņradi.
Vienkāršas šūnas diagramma, kurai nav nepieciešams porains nodalījums, ir parādīta attēlā. Cinka elektrods atrodas stikla burkas augšpusē, bet vara elektrods atrodas netālu no apakšas. Visa šūna ir piepildīta ar piesātinātu galda sāls šķīdumu. Ievietojiet sauju vara sulfāta kristālu burkas apakšā. Iegūtais koncentrētais vara sulfāta šķīdums ļoti lēni sajaucas ar galda sāls šķīdumu. Tāpēc, kad šūna darbojas, varš izdalīsies uz vara elektroda, un cinks izšķīdīs sulfāta vai hlorīda veidā šūnas augšējā daļā.
Mūsdienās akumulatoros tiek izmantoti gandrīz tikai sausie elementi, kas ir ērtāk lietojami. Viņu sencis ir Leclanche elements. Elektrodi ir cinka cilindrs un oglekļa stienis. Elektrolīts ir pasta, kas galvenokārt sastāv no amonija hlorīda. Cinks izšķīst pastā, un uz oglēm izdalās ūdeņradis. Lai izvairītos no polarizācijas, oglekļa stieni iemērc lina maisiņā, kurā ir ogļu pulvera un pirolusīta maisījums. Oglekļa pulveris palielina elektroda virsmu, un piroluzīts darbojas kā depolarizators, lēnām oksidējot ūdeņradi.
Tiesa, pirolusīta depolarizācijas spēja ir vājāka nekā iepriekš minētajam kālija dihromātam. Tāpēc, kad strāva tiek saņemta sausos elementos, spriegums ātri pazeminās, viņi " nogurt"polarizācijas dēļ. Tikai pēc kāda laika notiek ūdeņraža oksidēšanās ar pirolusītu. Tādējādi elementi " atpūšoties", ja kādu laiku neizlaižat strāvu. Pārbaudīsim to uz lukturīša akumulatora, kuram pievienojam spuldzi. Paralēli lampai, tas ir, tieši pie spailēm, mēs pievienojam voltmetru.
Sākumā spriegums būs aptuveni 4,5 V. (Visbiežāk šādām baterijām ir trīs virknē savienoti elementi, katrs ar teorētisko spriegumu 1,48 V.) Pēc kāda laika spriegums kritīsies un spuldzes mirdzums vājināt. Pamatojoties uz voltmetra rādījumiem, varam spriest, cik ilgi akumulatoram jāatpūšas.
Īpašu vietu ieņem atjaunojošie elementi, kas pazīstami kā baterijas. Tajos notiek atgriezeniskas reakcijas, un tos var uzlādēt pēc elementa izlādēšanās, pievienojot to ārējam līdzstrāvas avotam.
Pašlaik visizplatītākie ir svina-skābes akumulatori; Tajos esošais elektrolīts ir atšķaidīta sērskābe, kurā ir iegremdētas divas svina plāksnes. Pozitīvais elektrods ir pārklāts ar svina dioksīdu PbO 2, negatīvais ir metāla svins. Spriegums spailēs ir aptuveni 2,1 V. Izlādējoties uz abām plāksnēm veidojas svina sulfāts, kas lādēšanas laikā atkal pārvēršas metāliskā svinā un svina peroksīdā.

GALVĀNISKO PĀRKLĀJUMU UZKLĀŠANA

Metālu nogulsnēšana no ūdens šķīdumiem, izmantojot elektrisko strāvu, ir apgriezts elektrolītiskās šķīdināšanas process, ar kuru mēs iepazināmies, apsverot galvaniskās šūnas. Vispirms apskatīsim vara nogulsnēšanos, ko izmanto vara kulonometrā elektroenerģijas daudzuma mērīšanai.

Metāls tiek nogulsnēts ar strāvu

Saliekot divu plānu lokšņu vara plākšņu galus, mēs pakarinām tās uz vārglāzes vai, vēl labāk, neliela stikla akvārija pretējām sienām. Mēs pievienojam vadus pie plāksnēm ar spailēm.
Elektrolīts Gatavosim pēc šādas receptes: 125 g kristāliskā vara sulfāta, 50 g koncentrētas sērskābes un 50 g spirta (denaturētais spirts), pārējais ir ūdens līdz 1 litram. Lai to izdarītu, vispirms izšķīdiniet vara sulfātu 500 ml ūdens, pēc tam uzmanīgi nelielās porcijās pievienojiet sērskābi ( Apkure! Šķidrums var izšļakstīties!), tad pievieno spirtu un pievieno ūdeni līdz 1 litra tilpumam.
Piepildiet kulonometru ar sagatavoto šķīdumu un pievienojiet ķēdei mainīgu pretestību, ampērmetru un svina akumulatoru. Izmantojot pretestību, mēs regulējam strāvu tā, lai tās blīvums būtu 0,02-0,01 A/cm 2 no elektroda virsmas. Ja vara plāksnes laukums ir 50 cm2, tad strāvas stiprumam jābūt diapazonā no 0,5-1 A.
Pēc kāda laika pie katoda (negatīvā elektroda) sāks izgulsnēties gaiši sarkans metālisks varš, un varš šķīdumā nonāks pie anoda (pozitīvs elektrods). Lai notīrītu vara plāksnes, mēs kulonometrā darbosim strāvu apmēram pusstundu. Pēc tam izņemam katodu, rūpīgi nosusinām ar filtrpapīru un precīzi nosveram. Uzstādīsim kamerā elektrodu, aizveram ķēdi, izmantojot reostatu un uzturēsim pastāvīgu strāvu, piemēram, 1 A. Pēc stundas atveram ķēdi un vēlreiz nosveram izžuvušo katodu. Pie 1 A strāvas tā masa palielināsies par 1,18 g darbības stundā.
Tāpēc elektrības daudzums, kas vienāds ar 1 ampērstundu, izejot cauri šķīdumam, var izdalīt 1,18 g vara. Vai vispār: izdalītās vielas daudzums ir tieši proporcionāls elektrības daudzumam, kas iet caur šķīdumu.
Lai izolētu 1 jona ekvivalentu, caur šķīdumu jāizlaiž elektroenerģijas daudzums, kas vienāds ar elektroda lādiņa e un Avogadro skaitļa reizinājumu. N A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Šo vērtību norāda ar simbolu F un ir nosaukts elektrolīzes kvantitatīvo likumu atklājēja vārdā Faradeja numurs(precīza vērtība F- 96 498 A*s*mol -1). Tāpēc, lai izolētu noteiktu skaitu ekvivalentu no risinājuma n e caur šķīdumu jāizlaiž elektroenerģijas daudzums, kas vienāds ar F*n e A*s*mol -1 . Citiem vārdiem sakot,
I*t =F*n uh šeit es- pašreizējā, t- laiks, kad strāva šķērso šķīdumu. Nodaļā " Titrēšanas pamati“Jau ir pierādīts, ka vielas ekvivalentu skaits n e ir vienāds ar molu skaita un līdzvērtīgā skaitļa reizinājumu:
n e = n*Z Tātad:

es*t = F*n*Z

Šajā gadījumā Z- jonu lādiņš (Ag + Z= 1, Cu 2+ Z= 2, Al 3+ Z= 3 utt.). Ja izsakām molu skaitu kā masas attiecību pret molmasu ( n = m/M), tad iegūstam formulu, kas ļauj aprēķināt visus elektrolīzes laikā notiekošos procesus:

I*t =F*m*Z/M

Izmantojot šo formulu, jūs varat aprēķināt strāvu:

es = F*m*Z/(t*M)= 9,65*104 *1,18*2 / (3600*63,54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0,996 A

Ja mēs ieviešam sakarību attiecībā uz elektrisko darbu W el

W el = U*I*t Un W e-pasts/ U = I*t

Tad, zinot spriedzi U, jūs varat aprēķināt:

W el = F*m*Z*U/M

Var arī aprēķināt, cik ilgā laikā elektrolītiski izdalās noteikts vielas daudzums vai cik daudz vielas izdalīsies noteiktā laikā. Eksperimenta laikā strāvas blīvums jāsaglabā noteiktās robežās. Ja tas ir mazāks par 0,01 A/cm2, tad izdalīsies pārāk maz metāla, jo daļēji veidosies vara(I) joni. Ja strāvas blīvums ir pārāk liels, pārklājuma saķere ar elektrodu būs vāja un, kad elektrods tiek noņemts no šķīduma, tas var sabrukt.
Praksē galvaniskie pārklājumi uz metāliem galvenokārt tiek izmantoti aizsardzībai pret koroziju un spoguļam līdzīga spīduma iegūšanai.
Turklāt metālus, īpaši varu un svinu, attīra ar anodisko šķīdināšanu un sekojošu atdalīšanu pie katoda (elektrolītiskā attīrīšana).
Lai pārklātu dzelzi ar varu vai niķeli, vispirms rūpīgi jānotīra objekta virsma. Lai to izdarītu, pulējiet to ar mazgātu krītu un secīgi attaukojiet ar atšķaidītu kaustiskās sodas, ūdens un spirta šķīdumu. Ja priekšmets ir pārklāts ar rūsu, tas iepriekš jāmarinē 10–15% sērskābes šķīdumā.
Iztīrīto produktu iekarinām elektrolītiskā vannā (nelielā akvārijā vai vārglāzē), kur tas kalpos kā katods.
Šķīdums vara pārklājuma uzklāšanai satur 250 g vara sulfāta un 80-100 g koncentrētas sērskābes 1 litrā ūdens (Uzmanību!). Šajā gadījumā vara plāksne kalpos kā anods. Anoda virsmai jābūt aptuveni vienādai ar pārklājamā objekta virsmu. Tāpēc vienmēr ir jānodrošina, lai vara anods vannā karājas tādā pašā dziļumā kā katods.
Process tiks veikts ar spriegumu 3-4 V (divas baterijas) un strāvas blīvumu 0,02-0,4 A/cm 2. Šķīduma temperatūrai vannā jābūt 18-25 °C.
Pievērsīsim uzmanību tam, ka anoda plakne un pārklājamā virsma ir paralēlas viena otrai. Sarežģītu formu objektus labāk neizmantot. Mainot elektrolīzes ilgumu, iespējams iegūt dažāda biezuma vara pārklājumus.
Bieži vien viņi izmanto iepriekšēju vara pārklājumu, lai šim slānim uzklātu izturīgu cita metāla pārklājumu. Īpaši bieži to izmanto, hromējot dzelzi, niķelējot cinku un citos gadījumos. Tiesa, šim nolūkam tiek izmantoti ļoti indīgi cianīda elektrolīti.
Lai sagatavotu elektrolītu niķeļa pārklājumam, 450 ml ūdens izšķīdina 25 g kristāliskā niķeļa sulfāta, 10 g borskābes vai 10 g nātrija citrāta. Nātrija citrātu var pagatavot pats, neitralizējot 10 g citronskābes šķīdumu ar atšķaidītu nātrija hidroksīda vai sodas šķīdumu. Ļaujiet anodam būt niķeļa plāksnei ar vislielāko iespējamo laukumu un ņemiet akumulatoru kā sprieguma avotu.
Izmantojot mainīgu pretestību, mēs saglabāsim strāvas blīvumu, kas vienāds ar 0,005 A/cm 2 . Piemēram, ja objekta virsma ir 20 cm 2, jums jāstrādā ar strāvas stiprumu 0,1 A. Pēc pusstundas darba objekts jau būs niķelēts. Izņemsim to no vannas un noslaukīsim ar lupatiņu. Tomēr labāk ir nepārtraukt niķeļa pārklāšanas procesu, jo tad niķeļa slānis var kļūt pasivēts un sekojošais niķeļa pārklājums slikti pieķersies.
Lai panāktu spoguļa spīdumu bez mehāniskas pulēšanas, galvaniskajā vannā ievietojam tā saukto spīdumu veidojošo piedevu. Šādas piedevas ietver, piemēram, līmi, želatīnu, cukuru. Niķeļa vannai var pievienot, piemēram, dažus gramus cukura un izpētīt tā iedarbību.
Lai sagatavotu elektrolītu dzelzs hromēšanai (pēc sākotnējās vara pārklāšanas), 100 ml ūdens izšķīdina 40 g hromanhidrīda CrO 3 (Uzmanību! Inde!) un tieši 0,5 g sērskābes (nekādā gadījumā ne vairāk!). Process notiek pie strāvas blīvuma aptuveni 0,1 A/cm 2, un kā anodu izmanto svina plāksni, kuras laukumam jābūt nedaudz mazākam par hromētās virsmas laukumu.
Niķeļa un hroma vannas vislabāk silda nedaudz (līdz aptuveni 35 ° C). Lūdzu, ņemiet vērā, ka hromēšanas elektrolīti, īpaši ilgstoša procesa un lielas strāvas laikā, izdala hromskābi saturošus tvaikus, kas ir ļoti kaitīgi veselībai. Tāpēc hromēšana jāveic zem vilces vai brīvā dabā, piemēram, uz balkona.
Hromējot (un mazākā mērā niķelējot), ne visa strāva tiek izmantota metāla nogulsnēšanai. Tajā pašā laikā izdalās ūdeņradis. Pamatojoties uz vairākiem spriegumiem, būtu sagaidāms, ka metāli, kas atrodas ūdeņraža priekšā, no ūdens šķīdumiem nevajadzētu izdalīties vispār, bet gan, gluži pretēji, mazāk aktīvajam ūdeņradim. Tomēr šeit, tāpat kā metālu anodiskās šķīdināšanas gadījumā, ūdeņraža katodiskā attīstība bieži tiek kavēta un tiek novērota tikai pie augsta sprieguma. Šo parādību sauc par ūdeņraža pārspriegumu, un tas ir īpaši liels, piemēram, uz svina. Pateicoties šim apstāklim, svina-skābes akumulators var darboties. Uzlādējot akumulatoru, PbO 2 vietā pie katoda vajadzētu parādīties ūdeņradim, bet pārsprieguma dēļ ūdeņraža izdalīšanās sākas, kad akumulators ir gandrīz pilnībā uzlādēts.

Metālu elektroķīmisko aktivitāšu sērijas (sprieguma diapazons, standarta elektrodu potenciālu diapazons) - secība, kurā metāli ir sakārtoti to standarta elektroķīmisko potenciālu φ 0 pieauguma secībā, kas atbilst metāla katjona reducēšanās pusreakcijai Me n+: Me n+ + nē → Me

Vairāki spriegumi raksturo metālu salīdzinošo aktivitāti redoksreakcijās ūdens šķīdumos.

Stāsts

Metālu izkārtojuma secība to ķīmiskās aktivitātes izmaiņu secībā jau bija vispārīgi zināma alķīmiķiem. Par elementu transmutācijas izpausmi tika uzskatīti metālu savstarpējās izspiešanas procesi no šķīdumiem un to virsmas nogulsnēšanās (piemēram, sudraba un vara pārvietošana no to sāļu šķīdumiem ar dzelzi).

Vēlāk alķīmiķi tuvojās izpratnei par metālu savstarpējās izgulsnēšanās ķīmisko pusi no to šķīdumiem. Tādējādi Angelus Sala savā darbā “Anatomia Vitrioli” (1613) nonāca pie secinājuma, ka ķīmisko reakciju produkti sastāv no tiem pašiem “komponentiem”, kas bija sākotnējās vielās. Pēc tam Roberts Boils izvirzīja hipotēzi par iemesliem, kāpēc viens metāls izspiež citu no šķīduma, pamatojoties uz korpuskulāriem jēdzieniem.

Klasiskās ķīmijas rašanās laikmetā elementu spēja izspiest viens otru no savienojumiem kļuva par svarīgu reaktivitātes izpratnes aspektu. J. Berzēliuss, balstoties uz afinitātes elektroķīmisko teoriju, izveidoja elementu klasifikāciju, sadalot tos “metaloīdos” (tagad tiek lietots termins “nemetāli”) un “metālos” un starp tiem ievietojot ūdeņradi.

Ķīmiķiem jau sen zināmo metālu secību pēc to spējas izspiest viens otru īpaši rūpīgi un vispusīgi pētīja un papildināja N. N. Beketovs 1860. un turpmākajos gados. Jau 1859. gadā viņš Parīzē uzstājās ar referātu par tēmu “Parādību izpēte par dažu elementu pārvietošanu ar citiem”. Šajā darbā Beketovs iekļāva vairākus vispārinājumus par saistību starp elementu savstarpējo pārvietošanos un to atomu svaru, savienojot šos procesus ar “ elementu sākotnējās ķīmiskās īpašības - to sauc par ķīmisko afinitāti". Beketova atklājums par metālu pārvietošanu no to sāļu šķīdumiem ar ūdeņradi zem spiediena un alumīnija, magnija un cinka reducējošās aktivitātes izpēte augstās temperatūrās (metallotermija) ļāva viņam izvirzīt hipotēzi par saistību starp dažu sāļu spēju. elementi, lai ar to blīvumu izspiestu citus no savienojumiem: vieglākas vienkāršās vielas spēj izspiest smagākas (tāpēc šo sēriju bieži sauc arī Beketova pārvietošanās sērija vai vienkārši Beketova sērija).

Nenoliedzot Beketova būtiskos nopelnus mūsdienu ideju izstrādē par metālu aktivitāšu sēriju, priekšstats par viņu kā vienīgo šīs sērijas veidotāju, kas pastāv pašmāju populārajā un izglītojošā literatūrā, ir jāuzskata par kļūdainu. Daudzi eksperimentālie dati, kas iegūti 19. gadsimta beigās, atspēkoja Beketova hipotēzi. Tādējādi Viljams Odlings aprakstīja daudzus “darbības maiņas” gadījumus. Piemēram, varš izspiež alvu no koncentrēta paskābināta SnCl 2 šķīduma un svinu no skāba PbCl 2 šķīduma; tas spēj arī izšķīst koncentrētā sālsskābē, atbrīvojot ūdeņradi. Varš, alva un svins atrodas rindā pa labi no kadmija, bet var to izspiest no verdoša nedaudz paskābināta CdCl 2 šķīduma.

Teorētiskās un eksperimentālās fizikālās ķīmijas straujā attīstība norādīja uz citu iemeslu metālu ķīmiskās aktivitātes atšķirībām. Attīstoties mūsdienu elektroķīmijas koncepcijām (galvenokārt Valtera Nernsta darbos), kļuva skaidrs, ka šī secība atbilst “spriegumu sērijai” - metālu izvietojumam atbilstoši standarta elektrodu potenciālu vērtībai. Tādējādi kvalitatīvā raksturlieluma - metāla un tā jona "tieksmes" uz noteiktām reakcijām - vietā Nersts ieviesa precīzu kvantitatīvu vērtību, kas raksturo katra metāla spēju jonu veidā nonākt šķīdumā, kā arī samazināties. no joniem uz metālu uz elektroda, un atbilstošā sērija ieguva nosaukumu standarta elektrodu potenciālu diapazons.

Teorētiskā bāze

Elektroķīmisko potenciālu vērtības ir daudzu mainīgo lielumu funkcija, un tāpēc tām ir sarežģīta atkarība no metālu stāvokļa periodiskajā tabulā. Tādējādi katjonu oksidācijas potenciāls palielinās, palielinoties metāla atomizācijas enerģijai, palielinoties tā atomu kopējam jonizācijas potenciālam un samazinoties tā katjonu hidratācijas enerģijai.

Vispārīgākajā formā ir skaidrs, ka metāliem, kas atrodas periodu sākumā, ir raksturīgas zemas elektroķīmisko potenciālu vērtības un tie aizņem vietas sprieguma sērijas kreisajā pusē. Šajā gadījumā sārmu un sārmzemju metālu maiņa atspoguļo diagonālās līdzības fenomenu. Metāliem, kas atrodas tuvāk periodu vidum, ir raksturīgas lielas potenciālās vērtības un tie ieņem vietas rindas labajā pusē. Pastāvīgs elektroķīmiskā potenciāla pieaugums (no –3,395 V Eu 2+ /Eu [ ] līdz +1,691 V Au + /Au pārim) atspoguļo metālu reducējošās aktivitātes samazināšanos (spēju ziedot elektronus) un to katjonu oksidēšanas spējas palielināšanos (spēju iegūt elektronus). Tādējādi spēcīgākais reducētājs ir metāliskais eiropijs, bet spēcīgākais oksidētājs ir zelta katjoni Au+.

Ūdeņradis tradicionāli tiek iekļauts sprieguma sērijās, jo metālu elektroķīmisko potenciālu praktiskie mērījumi tiek veikti, izmantojot standarta ūdeņraža elektrodu.

Sprieguma diapazona praktiska izmantošana

Metālu ķīmiskās aktivitātes salīdzinošai [relatīvai] novērtēšanai reakcijās ar sāļu un skābju ūdens šķīdumiem un katodisko un anodisko procesu novērtēšanai elektrolīzes laikā praksē tiek izmantoti vairāki spriegumi:

• Metāli pa kreisi no ūdeņraža ir spēcīgāki reducētāji nekā metāli pa labi: tie izspiež pēdējo no sāls šķīdumiem. Piemēram, mijiedarbība Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu iespējama tikai virzienā uz priekšu.
• Metāli rindā pa kreisi no ūdeņraža, mijiedarbojoties ar neoksidējošu skābju ūdens šķīdumiem, izspiež ūdeņradi; aktīvākie metāli (līdz alumīnijam ieskaitot) - un mijiedarbojoties ar ūdeni.
• Metāli sērijā pa labi no ūdeņraža normālos apstākļos nesadarbojas ar neoksidējošu skābju ūdens šķīdumiem.
• Elektrolīzes laikā pie katoda tiek atbrīvoti metāli, kas atrodas pa labi no ūdeņraža; vidēji aktīvo metālu samazināšanos pavada ūdeņraža izdalīšanās; Aktīvākos metālus (līdz alumīnijam) normālos apstākļos nevar izolēt no sāls ūdens šķīdumiem.

Metālu elektroķīmisko potenciālu tabula

Metāls	Katjons	φ 0, V	Reaktivitāte	Elektrolīze (pie katoda):
	Li+	-3,0401	reaģē ar ūdeni	izdalās ūdeņradis
	Cs+	-3,026
	Rb+	-2,98
	K+	-2,931
	Fr+	-2,92
	Ra 2+	-2,912
	Ba 2+	-2,905
	Sr 2+	-2,899
	Ca2+	-2,868
	Eu 2+	-2,812
	Na+	-2,71
	Sm 2+	-2,68
	Md 2+	-2,40	reaģē ar skābju ūdens šķīdumiem
	La 3+	-2,379
	Y 3+	-2,372
	Mg 2+	-2,372
	Ce 3+	-2,336
	Pr 3+	-2,353
	Nd 3+	-2,323
	Er 3+	-2,331
	Ho 3+	-2,33
	Tm 3+	-2,319
	Sm 3+	-2,304
	PM 3+	-2,30
	Fm 2+	-2,30
	Dy 3+	-2,295
	Lu 3+	-2,28
	Tb 3+	-2,28
	Gd 3+	-2,279
	Es 2+	-2,23
	AC 3+	-2,20
	Dy 2+	-2,2
	PM 2+	-2,2
	Sal. 2+	-2,12
	Sc 3+	-2,077
	Esmu 3+	-2,048
	cm 3+	-2,04
	Pu 3+	-2,031
	Er 2+	-2,0
	Pr 2+	-2,0
	Eu 3+	-1,991
	Lr 3+	-1,96
	Sal. 3+	-1,94
	Es 3+	-1,91
	Th 4+	-1,899
	Fm 3+	-1,89
	Np 3+	-1,856
	Esi 2+	-1,847
	U 3+	-1,798
	Al 3+	-1,700
	MD 3+	-1,65
	Ti 2+	-1,63		konkurējošas reakcijas: gan ūdeņraža izdalīšanās, gan tīra metāla izdalīšanās
	Hf 4+	-1,55
	Zr 4+	-1,53
	Pa 3+	-1,34
	Ti 3+	-1,208
	Yb 3+	-1,205
	Nr 3+	-1,20
	Ti 4+	-1,19
	Mn 2+	-1,185
	V 2+	-1,175
	Nb 3+	-1,1
	Nb 5+	-0,96
	V 3+	-0,87
	Cr 2+	-0,852
	Zn 2+	-0,763
	Cr 3+	-0,74
	Ga 3+	-0,560

Metāla sprieguma diapazons- šī ir metālu sērija, kas sakārtota pieaugošā secībā pēc to standarta elektrodu potenciāla (). Metāla pozīcija sprieguma virknē norāda uz tā redoksspēju attiecībā pret citiem metāliem un to katjoniem reakcijām, kas notiek elektrolītu šķīdumos, t.i., reakcijās ar sāļiem un bāzēm. Un arī ar nemetāliem, ja šīs reakcijas notiek ūdens šķīdumos; jo īpaši šādi procesi ietver metālu korozijas procesus ().

Spriegumu virknē:

1) samazinās metālu reducēšanas spēja.

2) Palielinās oksidēšanas spēja. Tā rezultātā metāli, kas atrodas sprieguma virknē pirms ūdeņraža, to izspiež no skābju (ne oksidētāju) šķīdumiem.

3) Metāli, kas rindā stāv pa kreisi (ar zemāku potenciālu), izspiež pa labi (ar lielāku potenciālu) stāvošos metālus no to sāļu šķīdumiem.

4) Metāli sprieguma diapazonā līdz Mg (kuriem ) izspiež ūdeņradi no ūdens.

Tādējādi elektrodu potenciāla vērtība nosaka metālu redoksspējas attiecībā pret otru un attiecībā pret H un to saturošajiem katjoniem elektrolītos.

Elektrodu potenciālu mērīšana. Standarta elektrodu potenciālu diapazons, ūdeņraža elektrods.

Elektrodu potenciāla absolūto vērtību ir gandrīz neiespējami izmērīt. Šajā sakarā elektroda potenciālu mēra, mērot galvaniskās šūnas EML, kas sastāv no pētāmā elektroda un elektroda potenciāla, kura potenciāls ir zināms. Standarta elektroda potenciālu nosaka galvaniskā elementa emf vērtība, kas sastāv no pētāmā elektroda un standarta ūdeņraža elektroda, kura potenciāls parasti tiek pieņemts kā nulle.

Standarta ūdeņraža elektrods– Šī ir sistēma normālos apstākļos, kas sastāv no sūkļa plāksnes, kuras porās tiek iesūknēts ūdeņradis, kas ievietots viena molāra sērskābes H 2 SO 4 šķīdumā ar C(H +) = 1 mol/kg

Standartizēt apstākļus un reproducēt šāda elektroda potenciālu ir sarežģīts uzdevums, tāpēc šo elektrodu izmanto meteoroloģiskiem nolūkiem. Laboratorijas praksē elektrodu potenciālu mērīšanai izmanto palīgelektrodus.

Piemērs: kalomela elektrods - Hg,HgCl/Cl - ;

sudraba hlors – Ag, AgCl/Cl – utt.

Šo elektrodu potenciāls tiek stabili reproducēts, tas ir, tas saglabā savu vērtību uzglabāšanas un darbības laikā.