Общие свойства металлов. Стандартный электродный потенциал

Металлами называются элементарные вещ-ва, облад характерными для металла признаками: способность их атомов образовывать элементарные положительные анионы и катионы, а так же способность образовывать окислительно – восстановительные элементы. К общим физическим свойствам металловотносятся их высокая электрическая проводимость и теплопроводность,п л а с т и ч н о с т ь, т. е. способность подвергаться деформации при обычных и при повышенных температурах, не разрушаясь. Пластичность металлов имеет очень большое практическое значение. Благодаря этому свойству металлы поддаются ковке, прокатке, вытягиванию в проволоку (волочению), штамповке. Металлам присущи так же металлический блеск, обусловленный их способностью хорошо отражать свет, и непрозрачность.В химическом отношении все металлы характеризуются сравнительной легкостью отдачи валентных электронов и способностью образовывать положительно заряженные ионы и проявлять в своих соединениях только положительную окисленность. Многие металлы, например железо, хром, марганец, имеют в различных соединениях разную степень окисленности, но она всегда положительна. В связи с этим металлы в свободном состоянии являются восстановителями. Причина общности как физических, так и химических свойств металлов лежит в общности строения их атомов и природы кристаллических решеток металлов. Внешние электроны в атомах металлов находятся на значительном удалении от ядра и связаны с ним сравнительно слабо — атомы металлов характеризуются низкими потенциалами ионизации и близким к нулю или отрицательным сродством к электрону. Поэтому металлы легко отдают валентные электроны, выступая в качестве восстановителей и не способны присоединять электроны — проявлять окислительные свойства.

Химические свойства металлов.

Металлы взаимод с кислородом с образов соотв оксидов

4Na + O₂à 2Na₂O

Более активные металлы вытесняют менее активные

Al + Cr₂O₃àAl₂O₃ + Cr

Металлы взаимод с водой. Металлы высокой химич активности разлагают воду с вытеснением водорода(при комнат температуре)

Na + H₂OàNaOH + H₂ (остальные металлы взаимод с водой при повыш температуре).

С увеличением степени окисления металлов основные св-ва гидроксидов переходят в кислотные. Амфотерные металлы взаимод со щелочами. К амфотерным металлам относят: Zn, Al, Cr, Ti, Sn и др. Al +NaOHàH₂ + NaAlO₂Zn + NaOHàH₂ + Na₂ZnO₂

Взаимод металлов с кислотами. В зависимости от природы металла и природы кислоты реакции идут по разному:

Mg + 2HClàH₂ + MgCl₂(Mg стоит до H)

Cu + HClà реакции нет (Cu после H)

К а ж д а я окислительно-восстановительная реакция слагается из полуреакций окисления и восстановления. Когда реакция протекает в гальваническом элементе или осуществляется путем электролиза, то каждая полуреакция протекает на соответствующем электроде; поэтому полуреакции называют также э л е к т р о д н ы м и п р о ц е с с а м и. В соответствии с разделением окислительно-восстановительной реакции на две полуреакции, электродвижущие силы так же принято представлять в виде разности двух величии, каждая из которых отвечает данной полуреакции. Эти величины называются электродными потенциалами. Для медно-цинкового элемента реакция, протекающая при его работе Z n + C u 2+ = Z n 2+ + Си разбивается на полуреакции:

С и 2+ + 2 е ~ = Си; Z n = Z n 2+ + 2е~ В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих трех факторов: 1) от природы веществ — участников электродного процесса, 2) от соотношения между концентрациями этих веществ и 3) от температуры системы. Эта зависимость выражается уравнением:

E=E⁰ + (2,3RT/zF)lg[OX]/[Red]. Здесь E° — стандартный электродный потенциал данного процесса; R — газовая постоянная; Т — абсолютная температура; z — число электронов, принимающих участие в процессе; F — постоянная Фарадея; [Ох] и [Red] произведения концентраций веществ, участвующих в процессе в окисленной (Ох) и в восстановленной (Red) формах.

Стандартный электродный потенциал — это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице.Физический смысл величины Е° становится ясным при рассмотрении случая, когда концентрации (активности) всех веществ, участвующих в данном электродном процессе, равны единице. При этом условии второе слагаемое правой части уравнения обращается в нуль (lg 1 = 0) и уравнение принимает вид: Е=Е⁰. Концентрации (активности), равные единице, называются стандартными концентрациями (активностями). Поэтому и потенциал, отвечающий этому случаю, называется стандартным потенциалом.

 

39. Методы получения металлов.

 

Получение металлов. В свободном состоянии в природе встреч только металлы с низкой химич активностью: золото, серебро, платина, ртуть, медь, ост металлы находятся в природе в виде соединений. Получ свобод металлов сводится к процессу их восстановления: Mn⁺ⁿ+neàMe. Восстановление металлов из руды осущ химич или электрохимич путем. В качестве восстан использ H₂,C,CO,Si и активные металлы. Металлы получают пирометаллургическим,гидрометаллургическим и электрометаллургическим методом.

1. Пирометаллургический способ. Вначале металл в руде переводят в оксиды (обжиг):

2ZnS + 3O₂à 2ZnO + 2So₂

2MoS₂ + 7O₂à 2MoO₃ + 4SO₂,затемвосстанавливают:

ZnO + CO à Zn + CO₂

MoO₃ + 3H₂àMo + 3H₂O

В качестве восстановитеелй используют активные металлы:

магниотермия: TiCl₄ + 2MgàTi + 2MgCl₂

натриотермия: TiCl₄ + 4NaàTi + 4NaCl

алюмотермия: Fe₂O₃ + 2Al à 2Fe +Al₂O₃

 

2. Гидрометаллургический способ. Этот способ включает две стадии: входящий в руду металл переводят в растворимую соль, затем металл извлекают химическим или электрохимическим путем. Например, CuO + H₂SO_4(разб)à CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + Fe à Cu + FeSO₄

3. Электрометаллургический способ. Электролиз расплавов оксидов или солей металлов – одна из основных стадий данного способа.

 

 

4 0. Электролиз. Законы электролиза.

Электролиз. Электролизом называется совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Примером электролиза может служить электролиз расплава хлорида магния. При прохождении тока через расплав MgCl₂ катионы магния под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются

Mg²⁺ - 2еà Mg

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является собственно электрохимическая стадия — окисление ионов хлора

2 СГ = 2Сl + 2e

Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, происходящей при электролизе расплава: MgCl₂

Mg²⁺ + 2Cl^-àMg + Cl₂

Эта реакция не может протекать самопроизвольно; энергия, необходимая для ее осуществления, поступает от внешнего источника тока. Как и в случае химического источника электрической энергии, электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом; электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод — положительно, т. е. распределение знаков заряда электродов противоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента.При электролизе химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе альванического элемента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию. При рассмотрении электролиза водных растворов нельзя упускать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном

растворе имеются еще ионы, являющиеся продуктами диссоциации воды — Н+ и О Н -. В электрическом поле ионы водорода перемещаются к катоду, а ионы ОН- — к аноду. Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, ограничимся важнейшим случаем — катодным восстановлением, приводящим к выделению элементов в свободном состоянии. характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется прежде всего положением соответствующего металла в ряду напряжений. В ряде случаев большое

значение имеют pH раствора, концентрация ионов металла и другие условия электролиза. При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом. Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза. А к т и в н ы м называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чащ е всего применяют графит, уголь,платину. Рассмотрим электролиз CuCl₂ с инертным анодом:

Медь в ряду напряжений расположена после водорода: поэтому

у катода будет происходить разряд ионов Си2+ и выделение металлической

меди, у анода будут разряжаться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида м е д и (II): CuCl₂

Cu²⁺àкатод 2Cl^-à анод

Cu²⁺ +2e=Cu 2Cl^- = 2Cl + 2e

 

Законы электролиза.

Протекание первичных анодных и катодных процессов подчиняются законам, установленным М.Фарадеем.

1 закон. Масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, прямо пропорциональна количеству электричества Q, прошедшего через электролит:

m=K_э *Qили m= K_э*I*r, где Q= I*r, I-сила тока, r-время пропускания тока, K_{э –} электрохимический эквивалент, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении 1 кулона или 1 ампер-секунды электричества. Как следует из 2 закона Фарадея, электрохимический эквивалент веществ таков K_э= m_э/Число Фарадея, m_э –эквивалентная масса вещества.

2 закон. Массы различных веществ, выделяемых одним и тем же количеством электричества, прямо пропорциональны их эквивалентным массам m_э:m₁/m₂=m_Э1/m_э2

Для выделения на электроде одного эквивалента любого вещества необходимо затратить одно и тоже количество электричества, а именно 96487 Кл, называемое числом Фарадея. Чичло Фарадея F равно произведению числа Авогадро на заряд электрона: F=N_A* e=96487.

Из законов Фарадея следует, что m=(m_э*I*r)/ F

При практическом проведении электролиза некоторая часть электроэнергии затрачивается на побочные процессы, в частности на преодоление сопротивления электролита. Важной хар-ой рентабельности работы электролизера явл-ся выход по току (µ,%):

 

µ = m_пр/ m_теор, где m_пр – масса практически выделенного вещ-ва; m_теор – масса вещ-ва, которая теоретически должна выделиться.

Выход по току (%) можно рассчитать по формуле: µ=Q_теор/Q_пр, где Q_теор – кол-во электричества, необходимое по закону Фарадея для выделения данного количества вещ-ва; Q_пр – кол-во электричества, практически затраченного на выделение того же кол-ва вещ-ва.

На процесс электролиза существенно влияет плотность тока, т.е. велечина тока I, приходящаяся на единицу рабочей поверхности элеткрода S. Плотность тока (А/см²)

i=I/S