Металлын цахилгаан химийн үйл ажиллагааны цуврал (хүчдэлийн хүрээ, стандарт электродын потенциалын хүрээ) - металлын катион Ме n+-ийн бууралтын хагас урвалд харгалзах φ 0 стандарт цахилгаан химийн потенциалыг нэмэгдүүлэх дарааллаар металуудыг байрлуулах дараалал: Me n+ + nē → Me
Хэд хэдэн хүчдэл нь усан уусмал дахь исэлдэлтийн урвал дахь металлын харьцуулсан идэвхийг тодорхойлдог.
Өгүүллэг
Металлуудын химийн үйл ажиллагааны өөрчлөлтийн дарааллаар ерөнхий тоймалхимичид аль хэдийн мэддэг байсан. Уусмалаас металлыг харилцан нүүлгэн шилжүүлэх үйл явц, тэдгээрийн гадаргуугийн хуримтлал (жишээлбэл, давсны уусмалаас мөнгө, зэсийг төмрөөр нүүлгэн шилжүүлэх) элементүүдийн хувирлын илрэл гэж үздэг.
Хожим нь алхимичид өөрсдийн уусмалаас металлын харилцан тунадасжилтын химийн талыг ойлгоход ойртсон. Тиймээс Ангелус Сала "Анатомия Витриоли" (1613) бүтээлдээ бүтээгдэхүүнүүд гэсэн дүгнэлтэд хүрчээ. химийн урваланхны бодисуудад агуулагдаж байсан ижил "бүрэлдэхүүн" -ээс бүрдэнэ. Дараа нь Роберт Бойл корпускуляр үзэл баримтлалд тулгуурлан нэг металлыг уусмалаас нөгөөг нь нүүлгэн шилжүүлэх шалтгаануудын тухай таамаглал дэвшүүлэв.
Сонгодог хими үүссэн эрин үед элементүүдийн нэгдлээс бие биенээ нүүлгэн шилжүүлэх чадвар нь реактив байдлыг ойлгох чухал тал болсон. Ж.Берзелиус цахилгаан химийн онолд тулгуурлан элементүүдийн ангиллыг гаргаж, тэдгээрийг "металлоид" (одоо "металл бус" гэсэн нэр томъёо хэрэглэж байна) болон "металл" гэж хувааж, тэдгээрийн хооронд устөрөгчийг байрлуулжээ.
Металлуудын бие биенээ нүүлгэн шилжүүлэх чадварын дагуу химичдэд эртнээс мэдэгдэж байсан дарааллыг 1860-аад он ба түүнээс хойшхи жилүүдэд Н.Н.Бекетов нарийвчилсан, иж бүрэн судалж, нэмж оруулсан болно. 1859 онд тэрээр Парист "Зарим элементүүдийг бусад элементүүдээр нүүлгэн шилжүүлэх үзэгдлийг судлах" сэдвээр илтгэл тавьжээ. Энэ ажилд Бекетов элементүүдийн харилцан шилжилт хөдөлгөөн ба тэдгээрийн атомын жингийн хоорондын хамаарлын талаархи хэд хэдэн ерөнхий дүгнэлтийг оруулсан бөгөөд эдгээр үйл явцыг " Элементүүдийн анхны химийн шинж чанарууд - үүнийг химийн хамаарал гэж нэрлэдэг". Бекетов даралтын дор давсны уусмалаас металыг устөрөгчөөр нүүлгэн шилжүүлж, өндөр температурт хөнгөн цагаан, магни, цайрын бууралтын идэвхийг (металлотерми) судалснаар зарим нэг бодисуудын чадавхи хоорондын уялдаа холбоотой таамаглал дэвшүүлэх боломжийг олгов. нягтралаараа нэгдлээс бусдыг нүүлгэн шилжүүлэх элементүүд: хөнгөн энгийн бодисууд нь илүү хүнд (тиймээс) нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай байдаг. энэ цувралихэвчлэн бас дууддаг Бекетовын нүүлгэн шилжүүлэлтийн цуврал, эсвэл зүгээр л Бекетовын цуврал).
Бекетовын металын үйл ажиллагааны талаархи орчин үеийн санааг хөгжүүлэхэд оруулсан гавьяаг үгүйсгэхгүйгээр түүнийг дотоодын алдартай, боловсролын уран зохиолд байдаг энэхүү цувралын цорын ганц бүтээгч гэсэн санааг буруу гэж үзэх хэрэгтэй. Олон тооны туршилтын өгөгдлийг олж авсан XIX сүүлолон зууны турш Бекетовын таамаглалыг няцаасан. Тиймээс Уильям Одлинг "үйл ажиллагааны урвуу" олон тохиолдлыг тодорхойлсон. Жишээлбэл, зэс нь SnCl 2-ийн төвлөрсөн хүчиллэг уусмалаас цагаан тугалга, PbCl 2-ийн хүчиллэг уусмалаас хар тугалга нүүлгэн шилжүүлдэг; Энэ нь мөн устөрөгчийг ялгаруулж, төвлөрсөн давсны хүчилд уусах чадвартай. Зэс, цагаан тугалга, хар тугалга нь кадмигийн баруун талд байгаа боловч түүнийг буцалж буй, бага зэрэг хүчиллэгжүүлсэн CdCl 2 уусмалаас зайлуулж чаддаг.
Онолын болон туршилтын физик химийн хурдацтай хөгжил нь металлын химийн идэвхжилийн ялгаатай байдлын өөр нэг шалтгааныг харуулж байна. Электрохимийн орчин үеийн үзэл баримтлалыг хөгжүүлснээр (гол төлөв Уолтер Нернстийн бүтээлүүдэд) энэ дараалал нь стандарт электродын потенциалын утгын дагуу металлын зохион байгуулалттай "хүчдэлийн цуврал" -тай тохирч байгаа нь тодорхой болсон. Тиймээс оронд нь чанарын шинж чанарууд- Металл ба түүний ионы тодорхой урвалд орох "мэдрэмж" - Нерст металл тус бүрийг ион хэлбэрээр уусмал руу шилжүүлэх, түүнчлэн ионоос метал руу буурах чадварыг тодорхойлдог яг нарийн тоон утгыг нэвтрүүлсэн. электрод, харгалзах цувралыг дуудсан стандарт электродын потенциалын хүрээ.
Онолын үндэс
Цахилгаан химийн потенциалын утгууд нь олон хувьсагчийн функц байдаг тул үелэх систем дэх металлын байрлалаас нарийн төвөгтэй хамааралтай байдаг. Иймээс катионуудын исэлдэлтийн потенциал нь металлын атомчлах энерги нэмэгдэхийн хэрээр түүний атомуудын нийт иончлолын потенциал нэмэгдэж, катионуудын гидратацийн энерги буурах тусам нэмэгддэг.
Маш их ерөнхий үзэлҮеийн эхэнд байрлах металлууд нь цахилгаан химийн потенциалын бага утгаараа тодорхойлогддог бөгөөд хүчдэлийн цувааны зүүн талд байр эзэлдэг нь тодорхой байна. Энэ тохиолдолд шүлт ба шүлтлэг шороон металлын ээлж нь диагональ ижил төстэй үзэгдлийг илэрхийлдэг. Үеийн дунд хэсэгт ойрхон байрладаг металлууд нь их хэмжээний боломжит утгуудаар тодорхойлогддог бөгөөд эгнээний баруун хагаст байр эзэлдэг. Цахилгаан химийн потенциалын тогтмол өсөлт (Eu 2+ /Eu-ийн хувьд −3.395 В-оос) ] Au + /Au хосын хувьд +1.691 В хүртэл байгаа нь металлын бууралтын идэвхжил (электрон өгөх чадвар) буурч, тэдгээрийн катионуудын исэлдүүлэх чадвар (электрон олж авах чадвар) нэмэгдэж байгааг харуулж байна. Тиймээс хамгийн хүчтэй бууруулагч нь металл европиум, хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч нь Au+ алтны катионууд юм.
Металлын электрохимийн потенциалын практик хэмжилтийг стандарт устөрөгчийн электрод ашиглан хийдэг тул устөрөгчийг хүчдэлийн цувралд оруулдаг.
Хэд хэдэн хүчдэлийн практик хэрэглээ
Практикт хэд хэдэн хүчдэлийг давс, хүчлийн усан уусмалтай урвалд ороход металлын химийн идэвхжилийг харьцуулсан [харьцангуй] үнэлэх, электролизийн үед катод ба анодын процессыг үнэлэхэд ашигладаг.
- Устөрөгчийн зүүн талд байгаа металууд нь баруун талын металаас илүү хүчтэй бууруулагч бодис юм: давсны уусмалаас сүүлчийнхийг нь зайлуулдаг. Жишээлбэл, Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu харилцан үйлчлэл нь зөвхөн урагшлах чиглэлд л боломжтой.
- Устөрөгчийн зүүн талд байгаа металлууд нь исэлддэггүй хүчлүүдийн усан уусмалуудтай харилцан үйлчлэх үед устөрөгчийг нүүлгэдэг; ихэнх нь идэвхтэй металлууд(хөнгөн цагаан хүртэл) - мөн устай харьцах үед.
- Устөрөгчийн баруун талд байрлах металлууд нь хэвийн нөхцөлд исэлддэггүй хүчлүүдийн усан уусмалуудтай харилцан үйлчлэлцдэггүй.
- Электролизийн үед устөрөгчийн баруун талд байгаа металууд катод дээр гардаг; дунд зэргийн идэвхтэй металлын бууралт нь устөрөгчийн ялгаралт дагалддаг; Хамгийн идэвхтэй металлыг (хөнгөн цагаан хүртэл) ердийн нөхцөлд давсны усан уусмалаас тусгаарлах боломжгүй.
Металлын цахилгаан химийн потенциалын хүснэгт
| Металл | Катион | φ 0, V | Реактив байдал | Электролиз (катод дээр): |
|---|---|---|---|---|
| Ли+ | -3,0401 | устай урвалд ордог | устөрөгч ялгардаг | |
| Cs+ | -3,026 | |||
| Rb+ | -2,98 | |||
| K+ | -2,931 | |||
| Fr+ | -2,92 | |||
| Ra 2+ | -2,912 | |||
| Ба 2+ | -2,905 | |||
| Sr 2+ | -2,899 | |||
| Ca2+ | -2,868 | |||
| ЕХ 2+ | -2,812 | |||
| Na+ | -2,71 | |||
| Sm 2+ | -2,68 | |||
| Md 2+ | -2,40 | хүчлийн усан уусмалтай урвалд ордог | ||
| Ла 3+ | -2,379 | |||
| Y 3+ | -2,372 | |||
| Mg 2+ | -2,372 | |||
| Ce 3+ | -2,336 | |||
| Pr 3+ | -2,353 | |||
| Nd 3+ | -2,323 | |||
| Эр 3+ | -2,331 | |||
| Хо 3+ | -2,33 | |||
| Tm 3+ | -2,319 | |||
| Sm 3+ | -2,304 | |||
| PM 3+ | -2,30 | |||
| Fm 2+ | -2,30 | |||
| Dy 3+ | -2,295 | |||
| Лу 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 | |||
| Cf 2+ | -2,12 | |||
| Sc 3+ | -2,077 | |||
| Би 3+ | -2,048 | |||
| см 3+ | -2,04 | |||
| Pu 3+ | -2,031 | |||
| Эр 2+ | -2,0 | |||
| Pr 2+ | -2,0 | |||
| ЕХ 3+ | -1,991 | |||
| Lr 3+ | -1,96 | |||
| Cf 3+ | -1,94 | |||
| Es 3+ | -1,91 | |||
| 4+ | -1,899 | |||
| Fm 3+ | -1,89 | |||
| Np 3+ | -1,856 | |||
| 2+ байх | -1,847 | |||
| U 3+ | -1,798 | |||
| Аль 3+ | -1,700 | |||
| MD 3+ | -1,65 | |||
| Ti 2+ | -1,63 | Өрсөлдөх урвалууд: устөрөгч ялгарах ба цэвэр металл ялгарах | ||
| Hf 4+ | -1,55 | |||
| Zr 4+ | -1,53 | |||
| Па 3+ | -1,34 | |||
| Ti 3+ | -1,208 | |||
| Yb 3+ | -1,205 | |||
| Үгүй 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 | |||
| Га 3+ | -0,560 | |||
Металлын стрессийн хүрээ- энэ бол стандарт электродын потенциалыг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрлуулсан металлын цуврал юм (). Хүчдэлийн цуваа дахь металлын байрлал нь электролитийн уусмал, өөрөөр хэлбэл давс, суурьтай урвалд орох урвалын бусад метал ба тэдгээрийн катионуудтай харьцуулахад исэлдэх чадварыг илэрхийлдэг. Мөн түүнчлэн металл бус бодисуудтай бол эдгээр урвалууд нь усан уусмалд явагддаг бол ийм процессууд нь металлын зэврэлтээс үүсэх процессуудыг агуулдаг ().
Хүчдэлийн цувралд:
1) Металлын бууруулах чадвар буурдаг.
2) Исэлдүүлэх чадвар нэмэгддэг. Үүний үр дүнд устөрөгчийн өмнөх хүчдэлийн цуваа дахь металууд түүнийг хүчлийн уусмалаас (исэлдүүлэгч бодис биш) нүүлгэн шилжүүлдэг.
3) Цувралын зүүн талд байрлах металууд (бага потенциалтай) баруун талд (илүү их потенциалтай) металлуудыг давсны уусмалаас нь нүүлгэдэг.
4) Mg хүртэлх хүчдэлтэй металлууд устөрөгчийг уснаас зайлуулдаг.
Тиймээс электродын потенциалын утга нь металлын исэлдэх чадварыг өөр хоорондоо болон H ба электролитэд агуулагдах катионуудтай харьцуулахад тодорхойлдог.
Электродын потенциалыг хэмжих. Стандарт электродын потенциалын хүрээ, устөрөгчийн электрод.
Электродын потенциалын үнэмлэхүй утгыг хэмжих нь бараг боломжгүй юм. Үүнтэй холбогдуулан электродын потенциалыг судалж буй электродоос бүрдэх гальваник эсийн EMF болон потенциал нь мэдэгдэж байгаа электродын потенциалыг хэмжих замаар хэмждэг. Стандарт электродын потенциалыг судалж буй электрод ба стандарт устөрөгчийн электродоос бүрдэх гальваник эсийн EMF-ийн утгаараа тодорхойлогддог бөгөөд түүний потенциал нь уламжлалт ёсоор тэг гэж тооцогддог.
Стандарт устөрөгчийн электрод– Энэ нь хаягаар байрладаг систем юм хэвийн нөхцөл, хөвөн хавтангаас бүрдэх ба түүний нүхэнд устөрөгчийг шахаж, хүхрийн хүчлийн H 2 SO 4-ийн C(H +) = 1 моль/кг нэг молийн уусмалд хийнэ.
Нөхцөл байдлыг стандартчилах, ийм электродын потенциалыг хуулбарлах нь хэцүү ажил тул энэ электродыг цаг уурын зорилгоор ашигладаг. Лабораторийн практикт электродын потенциалыг хэмжихэд туслах электродуудыг ашигладаг.
Жишээ нь: каломель электрод - Hg,HgCl/Cl - ;
мөнгөн хлор – Ag, AgCl/Cl гэх мэт.
Эдгээр электродын потенциал нь тогтвортой үрждэг, өөрөөр хэлбэл хадгалалт, ашиглалтын явцад үнэ цэнээ хадгалдаг.
Цуврал хүчдэлээс ямар мэдээлэл авч болох вэ?
Төрөл бүрийн металлын хүчдэлийг өргөн ашигладаг органик бус хими. Ялангуяа олон урвалын үр дүн, тэр ч байтугай тэдгээрийг хэрэгжүүлэх боломж нь NER дахь тодорхой металлын байрлалаас хамаардаг. Энэ асуудлыг илүү дэлгэрэнгүй авч үзье.
Металлуудын хүчилтэй харилцан үйлчлэл
Устөрөгчийн зүүн талд байрлах хүчдэлийн цувралд байрлах металууд нь хүчилтэй урвалд ордог - исэлдүүлэхгүй бодисууд. H-ийн баруун талд байрлах ERN-д байрлах металууд нь зөвхөн исэлдүүлэгч хүчлүүдтэй (ялангуяа HNO 3 ба төвлөрсөн H 2 SO 4) харилцан үйлчилдэг.
Жишээ 1. Цайр нь NER-д устөрөгчийн зүүн талд байрладаг тул бараг бүх хүчилтэй урвалд орох чадвартай.
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Жишээ 2. Зэс нь H-ийн баруун талд ERN-д байрладаг; Энэ металл нь "ердийн" хүчлүүдтэй (HCl, H 3 PO 4, HBr, органик хүчил), гэхдээ энэ нь исэлдүүлэгч хүчлүүдтэй (азот, төвлөрсөн хүхэр) харилцан үйлчилдэг.
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Би нэг чухал зүйлд анхаарлаа хандуулахыг хүсч байна: метал исэлдүүлэгч хүчлүүдтэй харилцан үйлчлэхэд устөрөгч биш, харин бусад нэгдлүүд ялгардаг. Та энэ талаар илүү ихийг уншиж болно!
Металлуудын устай харилцан үйлчлэл
Mg-ийн зүүн талд байрлах хүчдэлийн цувралд байрлах металлууд нь аль хэдийн устай шууд урвалд ордог өрөөний температурустөрөгч ялгарах ба шүлтийн уусмал үүсэх замаар.
Жишээ 3. Натри, кали, кальци нь усанд амархан уусч шүлтийн уусмал үүсгэдэг.
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Устөрөгчөөс магни (хамааруулсан) хүртэлх хүчдэлд байрлах металууд нь зарим тохиолдолд устай харилцан үйлчилдэг боловч урвал нь тодорхой нөхцлийг шаарддаг. Жишээлбэл, хөнгөн цагаан ба магни нь металлын гадаргуугаас оксидын хальсыг арилгасны дараа л H 2 O-тэй харилцан үйлчилж эхэлдэг. Төмөр нь өрөөний температурт устай урвалд ордоггүй, харин усны ууртай урвалд ордог. Кобальт, никель, цагаан тугалга, хар тугалга нь зөвхөн өрөөний температурт төдийгүй халах үед H 2 O-тэй бараг харьцдаггүй.
ERN-ийн баруун талд байрлах металууд (мөнгө, алт, цагаан алт) нь ямар ч нөхцөлд устай урвалд ордоггүй.
Металлуудын давсны усан уусмалтай харилцан үйлчлэл
Бид дараах төрлийн хариу урвалын талаар ярих болно.
металл (*) + металлын давс (**) = металл (**) + металлын давс (*)
Энэ тохиолдолд одны тэмдэг нь металын исэлдэлтийн төлөв эсвэл валентийг заагаагүй бөгөөд 1-р метал ба 2-р металлыг ялгах боломжийг олгодог гэдгийг онцлон хэлмээр байна.
Ийм хариу үйлдэл хийхийн тулд гурван нөхцлийг нэгэн зэрэг хангасан байх ёстой.
- процесст оролцсон давсыг усанд уусгах ёстой (үүнийг уусах чадварын хүснэгтийг ашиглан хялбархан шалгаж болно);
- металл (*) нь металлын зүүн талд (**) хүчдэлийн цуваа байх ёстой;
- металл (*) нь устай урвалд орох ёсгүй (үүнийг мөн ESI-ээр амархан баталгаажуулдаг).
Жишээ 4. Хэд хэдэн хариу үйлдлийг харцгаая:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni(NO 3) 2 ≠
Эхний урвал нь амархан хэрэгжих боломжтой, дээр дурдсан бүх нөхцлийг хангасан: зэсийн сульфат нь усанд уусдаг, цайр нь зэсийн зүүн талд NER-д байдаг, Zn нь устай урвалд ордоггүй.
Эхний нөхцөл хангагдаагүй (зэс (II) сульфид нь усанд бараг уусдаггүй) тул хоёр дахь урвал нь боломжгүй юм. Гурав дахь урвал нь биелэх боломжгүй, учир нь хар тугалга нь төмрөөс бага идэвхтэй металл юм (ESR-ийн баруун талд байрладаг). Эцэст нь, дөрөв дэх процесс нь кали нь устай урвалд ордог тул никель хур тунадас үүсгэхгүй; үүссэн калийн гидроксид нь давсны уусмалтай урвалд орж болох боловч энэ нь огт өөр процесс юм.
Нитратуудын дулааны задралын процесс
Нитратууд нь давс гэдгийг танд сануулъя азотын хүчил. Бүх нитратууд халах үед задардаг боловч задралын бүтээгдэхүүний найрлага өөр өөр байж болно. Найрлага нь стрессийн цуваа дахь металлын байрлалаар тодорхойлогддог.
Магнийн зүүн талд байрлах NER-д байрлах металлын нитратууд халах үед холбогдох нитрит ба хүчилтөрөгчийг үүсгэдэг.
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
Mg-аас Cu хүртэлх хүчдэлийн мужид байрлах металлын нитратуудын дулааны задралын явцад металлын исэл, NO 2, хүчилтөрөгч үүсдэг.
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Эцэст нь, хамгийн бага идэвхтэй металлын нитратуудын задралын явцад (Зэсийн баруун талд ERN-д байрладаг) металл, азотын давхар исэл, хүчилтөрөгч үүсдэг.
Хэрэв стандарт электродын потенциалын бүх цувралаас бид зөвхөн ерөнхий тэгшитгэлд тохирох электродын процессуудыг сонгоно
Дараа нь бид хэд хэдэн металлын хүчдэлийг авдаг. Металлуудаас гадна энэ цувралд үргэлж устөрөгч багтах бөгөөд энэ нь ямар металлууд устөрөгчийг хүчлийн усан уусмалаас нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай болохыг харах боломжийг олгодог.
Хүснэгт 19. Металлын хүчдэлийн цуваа
Хамгийн чухал металлын хэд хэдэн стрессийг хүснэгтэд үзүүлэв. 19. Стрессийн цуваа дахь тодорхой металлын байрлал нь стандарт нөхцөлд усан уусмал дахь исэлдэлтийн харилцан үйлчлэлд орох чадварыг тодорхойлдог. Металлын ионууд нь исэлдүүлэгч бодис бөгөөд энгийн бодис хэлбэрийн металууд нь бууруулагч бодис юм. Түүгээр ч зогсохгүй, металл нь хүчдэлийн цуваа дотор байх тусам усан уусмал дахь исэлдүүлэгч бодис нь түүний ионууд хүчтэй байх тусам метал цувралын эхэнд ойртох тусам энгийн элементийн бууруулагч шинж чанар нь хүчтэй болно. бодис - металл.
Электродын процессын боломж
саармаг орчинд В-тэй тэнцүү байна (273-р хуудсыг үз). Цувралын эхэнд байгаа идэвхтэй металлууд нь -0.41 В-оос хамаагүй их сөрөг хүчин чадалтай тул устөрөгчийг уснаас зайлуулдаг. Магни нь устөрөгчийг зөвхөн халуун уснаас зайлуулдаг. Магни ба кадми хоёрын хооронд байрлах металууд нь устөрөгчийг уснаас гадагшлуулдаггүй. Эдгээр металлын гадаргуу дээр оксидын хальс үүсдэг бөгөөд энэ нь хамгаалалтын нөлөөтэй байдаг.
Магни ба устөрөгчийн хооронд байрлах металууд нь хүчиллэг уусмалаас устөрөгчийг зайлуулдаг. Үүний зэрэгцээ зарим металлын гадаргуу дээр хамгаалалтын хальс үүсч, урвалыг саатуулдаг. Тиймээс хөнгөн цагаан дээрх оксидын хальс нь энэ металыг зөвхөн усанд төдийгүй зарим хүчлийн уусмалд тогтвортой байлгадаг. Хар тугалга нь хүхрийн хүчилтэй урвалд ороход үүссэн давс нь уусдаггүй бөгөөд металлын гадаргуу дээр хамгаалалтын хальс үүсгэдэг тул хар тугалга нь хүхрийн хүчилд уусдаггүй. Металлын исэлдэлтийг гүн дарангуйлах үзэгдлийг түүний гадаргуу дээр хамгаалалтын исэл эсвэл давсны хальс байгаа тул идэвхгүй байдал гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ тохиолдолд металлын төлөвийг идэвхгүй төлөв гэж нэрлэдэг.
Металл нь давсны уусмалаас бие биенээ нүүлгэн шилжүүлэх чадвартай. Урвалын чиглэлийг хүчдэлийн цуваа дахь тэдгээрийн харьцангуй байрлалаар тодорхойлно. Ийм урвалын тодорхой тохиолдлыг авч үзэхдээ идэвхтэй металлууд устөрөгчийг зөвхөн уснаас төдийгүй аливаа усан уусмалаас зайлуулдаг гэдгийг санах нь зүйтэй. Тиймээс, тэдгээрийн давсны уусмалаас металыг харилцан нүүлгэн шилжүүлэх нь зөвхөн магнийн дараа цувралд байрлах металлын хувьд л тохиолддог.
Бекетов анх удаа металлыг тэдгээрийн нэгдлээс бусад металлаар нүүлгэн шилжүүлэх талаар нарийвчлан судалжээ. Ажлынхаа үр дүнд тэрээр металуудыг химийн идэвхжилийн дагуу нүүлгэн шилжүүлэх цуврал болгон зохион байгуулсан нь металлын хүчдэлийн цувралын загвар юм.
Стрессийн цуваа болон үелэх систем дэх зарим металлын харьцангуй байрлал нь эхлээд харахад бие биетэйгээ тохирохгүй байна. Жишээлбэл, үечилсэн хүснэгтийн байрлалын дагуу калийн химийн идэвхжил нь натри, натри нь литийнхээс их байх ёстой. Цуврал хүчдэлийн хувьд лити нь хамгийн идэвхтэй бөгөөд кали нь литийн натри хоёрын дунд байр суурийг эзэлдэг. Цайр ба зэс нь үечилсэн хүснэгт дэх байр сууриараа ойролцоогоор ижил химийн идэвхжилтэй байх ёстой боловч хүчдэлийн цувралд цайр зэсээс хамаагүй эрт байрладаг. Энэ төрлийн зөрчилдөөний шалтгаан нь дараах байдалтай байна.
Тогтмол хүснэгтэд нэг буюу өөр байр суурийг эзэлдэг металлуудыг харьцуулахдаа чөлөөт атомуудын иончлох энергийг тэдгээрийн химийн идэвхжил буюу бууруулах чадварыг хэмждэг. Үнэн хэрэгтээ, жишээлбэл, дээрээс доошоо хөдөлж байх үед үндсэн дэд бүлэг I бүлэг үечилсэн хүснэгтатомын иончлолын энерги буурдаг бөгөөд энэ нь тэдгээрийн радиус ихсэх (өөрөөр хэлбэл, цөмөөс гаднах электронуудын зай ихсэх) болон цөмийн эерэг цэнэгийг завсрын электрон давхаргуудаар скрининг ихэсгэхтэй холбоотой юм (§ 31-ийг үз). . Тиймээс калийн атомууд нь натрийн атомуудаас илүү химийн идэвхжилтэй байдаг - тэдгээр нь илүү хүчтэй бууруулагч шинж чанартай байдаг ба натрийн атомууд нь литийн атомуудаас илүү идэвхтэй байдаг.
Металлуудыг хэд хэдэн хүчдэлээр харьцуулахдаа хатуу төлөвт байгаа металыг усан уусмал дахь гидрат ион болгон хувиргах ажлыг химийн идэвхжлийн хэмжүүр болгон авдаг. Энэ ажлыг атомчлах энерги - металлын талстыг тусгаарлагдсан атом болгон хувиргах, чөлөөт металлын атомуудын иончлох энерги, үүссэн ионуудын усжилтын энерги гэсэн гурван нэр томъёоны нийлбэрээр илэрхийлж болно. Атомжуулалтын энерги нь тухайн металлын болор торны хүчийг тодорхойлдог. Атомын иончлолын энерги - тэдгээрээс валентийн электроныг зайлуулах нь үелэх систем дэх металлын байрлалаар шууд тодорхойлогддог. Усжилтын үед ялгарах энерги нь ионы электрон бүтэц, түүний цэнэг, радиусаас хамаарна.
Ижил цэнэгтэй боловч өөр радиустай лити ба калийн ионууд нь тэгш бус байдлыг үүсгэдэг цахилгаан талбайнууд. Жижиг литийн ионуудын ойролцоо үүссэн талбай нь том калийн ионуудын ойролцоох талбайгаас илүү хүчтэй байх болно. Эндээс харахад литийн ионууд нь калийн ионуудаас илүү их энерги ялгаруулж чийгшүүлнэ.
Тиймээс авч үзэж буй хувиргалт хийх явцад энерги нь атомчлах, иончлоход зарцуулагдаж, усжилтын үед энерги ялгардаг. Нийт эрчим хүчний хэрэглээ бага байх тусам бүх үйл явц хялбар байх ба стрессийн цувралын эхэнд ойртох тусам өгөгдсөн металл байрлана. Гэхдээ энергийн ерөнхий балансын гурван нөхцлөөс зөвхөн нэг нь буюу иончлолын энерги нь үелэх систем дэх металлын байрлалаар шууд тодорхойлогддог. Иймээс стрессийн цуваа дахь зарим металлын харьцангуй байрлал нь тэдгээрийн үелэх систем дэх байрлалтай үргэлж тохирно гэж хүлээх шалтгаан байхгүй. Тиймээс литийн хувьд нийт эрчим хүчний хэрэглээ нь калийнхаас бага болж хувирдаг бөгөөд үүний дагуу лити нь хүчдэлийн цувралд калиас өмнө ирдэг.
Зэс, цайрын хувьд чөлөөт атомыг ионжуулахад зарцуулсан энергийн зарцуулалт ба ионы усжилтын үеийн энергийн өсөлт ойролцоо байна. Харин металл зэс нь илүү хүчтэй болдог болор тор, цайраас илүү байгааг эдгээр металлын хайлах температурын харьцуулалтаас харж болно: цайр нь -д, зэс нь зөвхөн -д хайлдаг. Иймээс эдгээр металлыг атомжуулахад зарцуулсан энерги нь эрс ялгаатай бөгөөд үүний үр дүнд зэсийн хувьд бүхэл бүтэн процессын нийт эрчим хүчний зардал нь цайрынхаас хамаагүй их байдаг нь эдгээр металлын харьцангуй байрлалыг тайлбарлаж байна. стрессийн цуваа дахь металлууд.
Уснаас усан бус уусгагч руу шилжих үед хүчдэлийн цуваа дахь металлын харьцангуй байрлал өөрчлөгдөж болно. Үүний шалтгаан нь нэг уусгагчаас нөгөөд шилжихэд янз бүрийн металлын ионуудын уусмалын энерги өөр өөр өөрчлөгддөг.
Ялангуяа зэсийн ион нь зарим органик уусгагчид маш хүчтэй уусдаг; Энэ нь ийм уусгагч дахь зэс нь устөрөгчийн өмнөх хүчдэлийн цуваанд байрлаж, хүчиллэг уусмалаас нүүлгэн шилжүүлэхэд хүргэдэг.
Тиймээс элементүүдийн үечилсэн системээс ялгаатай нь металлын стрессийн цуваа нь тусгал биш юм ерөнхий хэв маяг, үүний үндсэн дээр олон талын шинж чанарыг өгөх боломжтой химийн шинж чанарметаллууд Цуврал хүчдэл нь зөвхөн хатуу тодорхойлсон нөхцөлд "метал-металл ион" цахилгаан химийн системийн исэлдэх чадварыг тодорхойлдог: үүнд өгөгдсөн утгууд нь дараахь зүйлийг агуулдаг. усан уусмал, температур ба металлын ионуудын нэгж концентраци (идэвхжил).
Цахилгаан химийн үүрэнд (галван эс) ион үүссэний дараа үлдсэн электронуудыг металл утсаар зайлуулж, өөр төрлийн ионуудтай дахин нэгтгэдэг. Өөрөөр хэлбэл, гадаад хэлхээний цэнэгийг электронуудаар дамжуулж, эсийн дотор металл электродуудыг дүрсэн электролитээр дамжуулан ионоор дамжуулдаг. Энэ нь хаалттай цахилгаан хэлхээг үүсгэдэг.
Цахилгаан химийн элементэд хэмжигдэх потенциалын зөрүү ньо металл тус бүрийн электрон өгөх чадварын ялгаагаар тайлбарлагддаг. Электрод бүр өөрийн боломжуудтай, электрод-электролитийн систем бүр хагас эс бөгөөд дурын хоёр хагас эс нь цахилгаан химийн эсийг үүсгэдэг. Нэг электродын потенциалыг хагас эсийн потенциал гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь электродын электрон хандивлах чадварыг тодорхойлдог. Хагас элемент бүрийн боломж нь өөр хагас элемент байгаа эсэх, түүний боломжоос хамаардаггүй нь ойлгомжтой. Хагас эсийн потенциалыг электролит дахь ионы концентраци ба температураар тодорхойлно.
Устөрөгчийг "тэг" хагас элементээр сонгосон, өөрөөр хэлбэл. ион үүсгэхийн тулд электрон нэмэх эсвэл зайлуулах үед түүний төлөө ямар ч ажил хийгддэггүй гэж үздэг. "Тэг" потенциалын утга нь эсийн хоёр хагас эс тус бүрийн электрон өгөх, хүлээн авах харьцангуй чадварыг ойлгоход зайлшгүй шаардлагатай.
Устөрөгчийн электродтой харьцуулахад хагас эсийн потенциалыг устөрөгчийн хуваарь гэж нэрлэдэг. Хэрэв цахилгаан химийн эсийн нэг хагаст электрон хандивлах термодинамик хандлага нь нөгөөгөөсөө өндөр байвал эхний хагас эсийн потенциал хоёр дахь хэсгийн потенциалаас өндөр байна. Боломжит ялгааны нөлөөн дор электрон урсгал үүснэ. Хоёр металлыг нэгтгэх үед тэдгээрийн хооронд үүсэх потенциалын ялгаа болон электрон урсгалын чиглэлийг тодорхойлох боломжтой.
Цахилгаан эерэг металл нь электрон хүлээн авах өндөр чадвартай тул катод эсвэл эрхэмсэг байх болно. Нөгөө талд нь аяндаа электрон өгөх чадвартай электрон сөрөг металлууд байдаг. Эдгээр металлууд нь урвалд ордог тул анод шинж чанартай байдаг.
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Жишээ нь Cu электроноо илүү амархан өгдөг Ag, гэхдээ Fe-ээс ч дор . Зэс электрод байгаа тохиолдолд мөнгөний ионууд электронуудтай нэгдэж, зэсийн ионууд үүсч, металл мөнгөний тунадас үүсдэг.
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Гэсэн хэдий ч ижил зэс нь төмрөөс бага урвалд ордог. Металл төмөр нь зэсийн нонтайд хүрэхэд тунадас үүсч, төмөр нь уусмалд орно.
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.
Зэс нь төмөртэй харьцуулахад катодын метал, мөнгөтэй харьцуулахад анод металл гэж хэлж болно.
Стандарт электродын потенциалыг 25 0 С-ийн температурт ионуудтай харьцах электродын хувьд бүрэн цэвэршүүлсэн цэвэр металлын хагас эсийн потенциал гэж үздэг. Эдгээр хэмжилтүүдэд устөрөгчийн электрод нь лавлагаа электродын үүрэг гүйцэтгэдэг. Хоёр валент металлын хувьд бид харгалзах электрохимийн үүрэнд тохиолдох урвалыг бичиж болно.
M + 2H +→ M 2+ + H 2.
Хэрэв бид металлыг стандарт электродын потенциалынх нь буурах дарааллаар байрлуулбал металлын хүчдэлийн цахилгаан химийн цувааг олж авна (Хүснэгт 1).
Хүснэгт 1. Металлын хүчдэлийн цахилгаан химийн цуваа
|
Металл-ионы тэнцвэр (нэгж үйл ажиллагаа) |
Устөрөгчийн электродтой харьцуулахад электродын потенциал 25°C, V (бууруулах потенциал) |
|
|
Эрхэмсэг эсвэл катод |
Au-Au 3+ |
1,498 |
|
Pt-Pt 2+ |
||
|
Pd-Pd 2+ |
0,987 |
|
|
Ag-Ag+ |
0,799 |
|
|
Hg-Hg 2+ |
0,788 |
|
|
Cu-Cu 2+ |
0,337 |
|
|
H 2 -H + |
||
|
Pb-Pb 2+ |
0,126 |
|
|
Sn-Sn 2+ |
0,140 |
|
|
Ni-Ni 2+ |
0,236 |
|
|
Co-Co 2+ |
0,250 |
|
|
CD-Cd 2+ |
0,403 |
|
|
Fe-Fe 2+ |
0,444 |
|
|
Cr-Cr 2+ |
0,744 |
|
|
Zn-Zn 2+ |
0,763 |
|
|
Идэвхтэй |
Аль-Ал 2+ |
1,662 |
|
Mg-Mg2+ |
2,363 |
|
|
Na-Na+ |
2,714 |
|
|
K-K+ |
2,925 |
Жишээлбэл, зэс-цайрын гальваник эсэд цайраас зэс рүү электронуудын урсгал байдаг. Зэс электрод нь энэ хэлхээний эерэг туйл, цайрын электрод нь сөрөг туйл юм. Илүү идэвхтэй цайр электроноо алддаг.
Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0.763 В.
Зэс нь бага реактив бөгөөд цайраас электрон хүлээн авдаг:
Cu 2+ + 2e - → Cu; E °=+0.337 В.
Электродуудыг холбосон металл утсан дээрх хүчдэл нь:
0.763 V + 0.337 V = 1.1 В.
Хүснэгт 2. Ердийн устөрөгчийн электродтой харьцуулахад далайн усан дахь зарим металл ба хайлшийн хөдөлгөөнгүй потенциал (ГОСТ 9.005-72).
|
Металл |
Хөдөлгөөнгүй боломж, IN |
Металл |
Хөдөлгөөнгүй боломж, IN |
|
магни |
1,45 |
Никель (идэвхтэйхамт зогсож байна) |
0,12 |
|
Магнийн хайлш (6% Aби, 3 % Zn, 0,5 % Mn) |
1,20 |
Зэсийн хайлш LMtsZh-55 3-1 |
0,12 |
|
Цайр |
0,80 |
Гуулин (30 % Zn) |
0,11 |
|
Хөнгөн цагаан хайлш (10%) Mn) |
0,74 |
Хүрэл (5-10 % Аль) |
0,10 |
|
Хөнгөн цагаан хайлш (10%) Zn) |
0,70 |
Улаан гууль (5-10 % Zn) |
0,08 |
|
Хөнгөн цагааны хайлш K48-1 |
0,660 |
Зэс |
0,08 |
|
Хөнгөн цагаан хайлш B48-4 |
0,650 |
Cupronickel (30%) Ni) |
0,02 |
|
Хөнгөн цагаан хайлш AMg5 |
0,550 |
Хүрэл "Нева" |
0,01 |
|
Хөнгөн цагаан хайлш AMg61 |
0,540 |
Хүрэл Br. AZHN 9-4-4 |
0,02 |
|
Хөнгөн цагаан |
0,53 |
Зэвэрдэггүй ган X13 (идэвхгүй төлөв) |
0,03 |
|
Кадми |
0,52 |
Никель (идэвхгүй байдал) |
0,05 |
|
Duralumin ба хөнгөн цагааны хайлш AMg6 |
0,50 |
Зэвэрдэггүй ган X17 (идэвхгүй төлөв) |
0,10 |
|
Төмөр |
0,50 |
Титан техникийн |
0,10 |
|
Ган 45G17Yu3 |
0,47 |
Мөнгө |
0,12 |
|
Ган St4S |
0,46 |
Зэвэрдэггүй ган 1X14ND |
0,12 |
|
Ган SHL4 |
0,45 |
Титан иодид |
0,15 |
|
АК төрлийн ган ба карбон ган |
0,40 |
Зэвэрдэггүй ган Х18Н9 (идэвхгүй төлөв) ба ОХ17Н7У |
0,17 |
|
Саарал цутгамал төмөр |
0,36 |
Монел металл |
0,17 |
|
Зэвэрдэггүй ган X13 ба X17 (идэвхтэй байдал) |
0,32 |
Зэвэрдэггүй ган Х18Н12М3 (идэвхгүй төлөв) |
0,20 |
|
Никель-зэс цутгамал төмөр (12-15%)Ни, 5-7% Si) |
0,30 |
Зэвэрдэггүй ган Х18Н10Т |
0,25 |
|
Тэргүүлэх |
0,30 |
Платинум |
0,40 |
|
Цагаан тугалга |
0,25 |
Анхаарна уу . Тодорхойлсон тоон утгуудЦуврал дахь металлын потенциал ба дараалал нь металлын цэвэр байдал, далайн усны найрлага, агааржуулалтын зэрэг, металлын гадаргуугийн төлөв байдлаас хамааран янз бүр байж болно.