Tablica elektrochemiczna metali. Świat nowoczesnych materiałów - szeregi elektrochemiczne napięć metali

Sekcje: Chemia, Konkurs „Prezentacja na lekcję”

Klasa: 11

Prezentacja na lekcję

Powrót do przodu

Uwaga! Podglądy slajdów służą wyłącznie celom informacyjnym i mogą nie odzwierciedlać wszystkich funkcji prezentacji. Jeśli jesteś zainteresowany tą pracą, pobierz pełną wersję.

Cele i zadania:

• Edukacyjny: Uwzględnienie aktywności chemicznej metali na podstawie ich pozycji w układzie okresowym D.I. Mendelejewa oraz w elektrochemicznej serii napięć metali.
• Rozwojowy: Promowanie rozwoju pamięci słuchowej, umiejętności porównywania informacji, logicznego myślenia i wyjaśniania zachodzących reakcji chemicznych.
• Edukacyjny: Kształtowanie umiejętności niezależna praca, umiejętność rozsądnego wyrażania swojego zdania i słuchania kolegów, pielęgnujemy w dzieciach poczucie patriotyzmu i dumy ze swoich rodaków.

Sprzęt: Komputer PC z rzutnikiem multimedialnym, indywidualne laboratoria z zestawem odczynników chemicznych, modele metalowych sieci krystalicznych.

Typ lekcji: wykorzystanie technologii do rozwoju krytycznego myślenia.

Podczas zajęć

I. Etap wyzwania.

Aktualizowanie wiedzy na ten temat, rozbudzanie aktywności poznawczej.

Blef: „Czy wierzysz, że…” (slajd 3)

1. Metale zajmują lewy górny róg PSHE.
2. W kryształach atomy metali są połączone wiązaniami metalicznymi.
3. Elektrony walencyjne metali są ściśle związane z jądrem.
4. Metale z głównych podgrup (A) mają zwykle 2 elektrony na swoim zewnętrznym poziomie.
5. W grupie od góry do dołu następuje wzrost właściwości redukujących metali.
6. Aby ocenić reaktywność metalu w roztworach kwasów i soli, wystarczy spojrzeć na szereg napięcia elektrochemicznego metali.
7. Aby ocenić reaktywność metalu w roztworach kwasów i soli, wystarczy spojrzeć na układ okresowy D.I. Mendelejew

Pytanie do klasy? Co oznacza wpis? Ja 0 – ne —> Ja + n(slajd 4)

Odpowiedź: Me0 jest środkiem redukującym, co oznacza, że ​​oddziałuje z utleniaczami. Następujące substancje mogą działać jako środki utleniające:

1. Substancje proste (+O 2, Cl 2, S...)
2. Substancje złożone (H2O, kwasy, roztwory soli...)

II. Zrozumienie nowych informacji.

Jako technikę metodologiczną proponuje się sporządzenie diagramu odniesienia.

Pytanie do klasy? Jakie czynniki decydują o właściwościach redukujących metali? (slajd 5)

Odpowiedź: Z pozycji w układzie okresowym D.I. Mendelejewa lub z pozycji w elektrochemicznym szeregu napięć metali.

Nauczyciel wprowadza pojęcia: aktywność chemiczna i aktywność elektrochemiczna.

Przed rozpoczęciem wyjaśnień dzieci proszone są o porównanie aktywności atomów DO I Li pozycja w układzie okresowym D.I. Mendelejew i aktywność prostych substancji utworzonych przez te pierwiastki w zależności od ich pozycji w elektrochemicznym szeregu napięć metali. (slajd 6)

Powstaje sprzeczność:Zgodnie z pozycją metali alkalicznych w PSCE i zgodnie z wzorcami zmian właściwości pierwiastków w podgrupie, aktywność potasu jest większa niż litu. Według pozycji w szeregu napięcia lit jest najbardziej aktywny.

Nowy materiał. Nauczyciel wyjaśnia różnicę pomiędzy aktywnością chemiczną i elektrochemiczną oraz wyjaśnia, że ​​elektrochemiczny szereg napięć odzwierciedla zdolność metalu do przemiany w uwodniony jon, gdzie miarą aktywności metalu jest energia, na którą składają się trzy człony (energia atomizacji, jonizacji energia i energia nawodnienia). Zapisujemy materiał w zeszycie. (Slajdy 7–10)

Zapiszmy to razem w zeszycie. wniosek: Im mniejszy promień jonu, tym wokół niego powstaje większe pole elektryczne, tym więcej energii uwalnia się podczas hydratacji, stąd silniejsze właściwości redukujące tego metalu w reakcjach.

Odniesienie historyczne: przemówienie studenta na temat stworzenia przez Beketowa szeregu wyporowego metali. (slajd 11)

Działanie elektrochemicznego szeregu napięć metali jest ograniczone jedynie reakcjami metali z roztworami elektrolitów (kwasy, sole).

Notatka:

1. Właściwości redukujące metali zmniejszają się podczas reakcji w roztworach wodnych w normalnych warunkach (250°C, 1 atm);
2. Metal po lewej stronie wypiera metal na prawo z jego soli w roztworze;
3. Metale stojące przed wodorem wypierają go z kwasów w roztworze (z wyjątkiem: HNO3);
4. Ja (do Ala) + H 2 O -> alkalia + H 2
   Inny Ja (do H 2) + H 2 O -> tlenek + H 2 (trudne warunki)
   Ja (po H 2) + H 2 O -> nie reagować

(slajd 12)

Przypomnienia są rozdawane chłopakom.

Praktyczna praca:„Oddziaływanie metali z roztworami soli” (slajd 13)

Wykonaj przejście:

• CuSO4 —> FeSO4
• CuSO4 —> ZnSO4

Wykazanie doświadczeń dotyczących interakcji miedzi z roztworem azotanu rtęci(II).

III. Odbicie, odbicie.

Powtarzamy: w którym przypadku korzystamy z układu okresowego i w jakim przypadku potrzebny jest szereg napięć metali? (slajdy 14-15).

Wróćmy do początkowych pytań lekcji. Na ekranie wyświetlamy pytania 6 i 7. Analizujemy, które stwierdzenie jest błędne. Na ekranie znajduje się klawisz (sprawdzanie zadania 1). (slajd 16).

Podsumujmy lekcję:

• Czego nowego się nauczyłeś?
• W jakim przypadku można zastosować elektrochemiczną serię napięć metali?

Praca domowa: (slajd 17)

1. Powtórz koncepcję „POTENCJAŁ” z kursu fizyki;
2. Uzupełnij równanie reakcji, napisz równania równowagi elektronowej: Сu + Hg(NO 3) 2 →
3. Podano metale ( Fe, Mg, Pb, Cu)– zaproponować eksperymenty potwierdzające umiejscowienie tych metali w elektrochemicznym szeregu napięć.

Oceniamy wyniki gry blefowej, pracy przy szachownicy, odpowiedzi ustnych, komunikacji i pracy praktycznej.

Używane książki:

1. OS Gabrielyan, G.G. Łysowa, A.G. Vvedenskaya „Podręcznik dla nauczycieli. Chemia 11 klasa, część II” Wydawnictwo Bustard.
2. N.L. Glinki „Chemia ogólna”.

Wszystkie metale, w zależności od ich aktywności redoks, są łączone w szereg zwany szeregiem elektrochemicznego napięcia metalu (ponieważ metale w nim zawarte są ułożone w kolejności rosnącego standardowego potencjału elektrochemicznego) lub szereg aktywności metalu:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Metale najbardziej aktywne chemicznie znajdują się w szeregu aktywności aż do wodoru, a im bardziej na lewo znajduje się metal, tym jest on bardziej aktywny. Metale zajmujące miejsce po wodorze w szeregu aktywności uważa się za nieaktywne.

Aluminium

Aluminium ma srebrzystobiały kolor. Podstawowy właściwości fizyczne aluminium – lekkość, wysoka przewodność cieplna i elektryczna. W stanie wolnym, pod wpływem powietrza, aluminium pokrywa się trwałą powłoką tlenku Al 2 O 3, co czyni je odpornym na działanie stężonych kwasów.

Aluminium należy do metali z rodziny p. Elektroniczna konfiguracja zewnętrzna poziom energii– 3s 2 3p 1 . W swoich związkach aluminium wykazuje stopień utlenienia „+3”.

Aluminium powstaje w wyniku elektrolizy stopionego tlenku tego pierwiastka:

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

Jednak ze względu na niską wydajność produktu coraz częściej stosuje się metodę wytwarzania aluminium metodą elektrolizy mieszaniny Na 3 i Al 2 O 3. Reakcja zachodzi po podgrzaniu do 960 ° C i w obecności katalizatorów - fluorków (AlF 3, CaF 2 itp.), Podczas gdy na katodzie następuje uwalnianie aluminium, a na anodzie uwalniany jest tlen.

Aluminium może oddziaływać z wodą po usunięciu warstwy tlenkowej z jego powierzchni (1), oddziaływać z substancjami prostymi (tlen, halogeny, azot, siarka, węgiel) (2-6), kwasami (7) i zasadami (8):

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)

Wapń

Ca w wolnej postaci jest srebrzystobiałym metalem. Pod wpływem powietrza natychmiast pokrywa się żółtawym filmem, będącym produktem jego interakcji ze składnikami powietrza. Wapń jest dość twardym metalem i ma sześcienną sieć krystaliczną skupioną na powierzchni.

Konfiguracja elektroniczna zewnętrznego poziomu energii wynosi 4s 2. W swoich związkach wapń wykazuje stopień utlenienia „+2”.

Wapń otrzymuje się poprzez elektrolizę stopionych soli, najczęściej chlorków:

CaCl2 = Ca + Cl2

Wapń może rozpuszczać się w wodzie tworząc wodorotlenki, wykazuje silne właściwości zasadowe (1), reaguje z tlenem (2), tworzy tlenki, oddziałuje z niemetalami (3-8), rozpuszcza się w kwasach (9):

Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N2 = Ca3N2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 (9)

Żelazo i jego związki

Żelazo to szary metal. W czystej postaci jest dość miękki, plastyczny i lepki. Konfiguracja elektroniczna zewnętrznego poziomu energii to 3d 6 4s 2. W swoich związkach żelazo wykazuje stopnie utlenienia „+2” i „+3”.

Żelazo metaliczne reaguje z parą wodną, ​​tworząc mieszany tlenek (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2O (v) ↔ Fe 3O 4 + 4H 2

Na powietrzu żelazo łatwo się utlenia, szczególnie w obecności wilgoci (rdzy):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

Podobnie jak inne metale, żelazo reaguje z prostymi substancjami, na przykład halogenami (1) i rozpuszcza się w kwasach (2):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (2)

Żelazo tworzy całe spektrum związków, ponieważ wykazuje kilka stopni utlenienia: wodorotlenek żelaza (II), wodorotlenek żelaza (III), sole, tlenki itp. Zatem wodorotlenek żelaza (II) można otrzymać przez działanie roztworów alkalicznych na sole żelaza (II) bez dostępu powietrza:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Wodorotlenek żelaza(II) jest rozpuszczalny w kwasach i utlenia się do wodorotlenku żelaza(III) w obecności tlenu.

Sole żelaza (II) wykazują właściwości redukujące i przekształcają się w związki żelaza (III).

Tlenku żelaza (III) nie można otrzymać przez spalanie żelaza w tlenie, aby go otrzymać, należy spalić siarczki żelaza lub kalcynować inne sole żelaza:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Związki żelaza (III) wykazują słabe właściwości utleniające i mogą wchodzić w reakcje redoks z silnymi czynnikami redukującymi:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Produkcja żelaza i stali

Stale i żeliwa są stopami żelaza i węgla, o zawartości węgla w stali do 2%, a w żeliwie 2-4%. Stale i żeliwa zawierają dodatki stopowe: stale – Cr, V, Ni i żeliwo – Si.

Wyróżnia się różne rodzaje stali, np. stale konstrukcyjne, nierdzewne, narzędziowe, żaroodporne i kriogeniczne, które rozróżnia się ze względu na ich przeznaczenie. Przez skład chemiczny Wyróżnia się węgiel (nisko-, średnio- i wysokowęglowy) oraz stopowy (nisko-, średnio- i wysokostopowy). W zależności od budowy wyróżnia się stale austenityczne, ferrytyczne, martenzytyczne, perlityczne i bainityczne.

Stale znalazły zastosowanie w wielu sektorach gospodarki narodowej, takich jak budownictwo, chemiczny, petrochemiczny, bezpieczeństwo środowisko, transport, energetyka i inne gałęzie przemysłu.

W zależności od formy zawartości węgla w żeliwie – cementycie lub graficie oraz ich ilości, wyróżnia się kilka rodzajów żeliwa: białe (jasny kolor przełamania ze względu na obecność węgla w postaci cementytu), szare (szary kolor pęknięcia wynika z obecności węgla w postaci grafitu), ciągliwy i żaroodporny. Żeliwo jest bardzo kruchym stopem.

Obszary zastosowań żeliwa są szerokie - z żeliwa wykonywane są dekoracje artystyczne (ogrodzenia, bramy), elementy szaf, sprzęt hydrauliczny, artykuły gospodarstwa domowego (patelnie), znajduje ono zastosowanie w przemyśle motoryzacyjnym.

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia	Stop magnezu i aluminium o masie 26,31 g rozpuszczono w kwasie solnym. W tym przypadku uwolniło się 31,024 litrów bezbarwnego gazu. Wyznaczanie ułamków masowych metali w stopie.
Rozwiązanie	Oba metale mogą reagować z kwasem solnym, powodując wydzielanie wodoru: Mg +2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 Znajdźmy całkowitą liczbę moli uwolnionego wodoru: v(H2) =V(H2)/Vm v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol Niech ilość substancji Mg będzie wynosić x mol, a Al będzie y mol. Następnie na podstawie równań reakcji możemy napisać wyrażenie na całkowitą liczbę moli wodoru: x + 1,5y = 1,385 Wyraźmy masę metali w mieszaninie: Następnie masę mieszaniny wyrazimy równaniem: 24x + 27 lat = 26,31 Otrzymaliśmy układ równań: x + 1,5y = 1,385 24x + 27 lat = 26,31 Rozwiążmy to: 33,24 -36 lat + 27 lat = 26,31 v(Al) = 0,77 mola v(Mg) = 0,23 mola Zatem masa metali w mieszaninie wynosi: m(Mg) = 24×0,23 = 5,52 g m(Al) = 27×0,77 = 20,79 g Znajdźmy ułamki masowe metali w mieszaninie: ώ = m(Me)/m suma × 100% ώ(Mg) = 5,52/26,31 × 100% = 20,98% ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02%
Odpowiedź	Ułamki masowe metale w stopach: 20,98%, 79,02%

Uwaga! Poniższy opis jest materiałem referencyjnym i nie jest wymieniony na tej liście płyt winylowych!

MAŁY KURS ELEKTROCHEMII METALI

Zapoznaliśmy się już z elektrolizą roztworów chlorków metali alkalicznych i produkcją metali za pomocą stopów. Spróbujmy teraz za pomocą kilku prostych eksperymentów przestudiować niektóre prawa elektrochemii roztworów wodnych i ogniw galwanicznych, a także zapoznać się z wytwarzaniem ochronnych powłok galwanicznych.
Metody elektrochemiczne stosowane są we współczesnej chemii analitycznej i służą do wyznaczania najważniejszych wielkości chemii teoretycznej.
Wreszcie korozja przedmiotów metalowych, która powoduje ogromne szkody gospodarka narodowa w większości przypadków jest procesem elektrochemicznym.

SERIA NAPRĘŻEŃ METALI

Podstawowym ogniwem zrozumienia procesów elektrochemicznych jest szereg napięcia metali. Metale można ułożyć w szereg rozpoczynający się od metali aktywnych chemicznie i kończący się na najmniej aktywnych metalach szlachetnych:
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.
Jest to według najnowszych pomysłów szereg napięć dla najważniejszych metali i wodoru. Jeżeli elektrody ogniwa galwanicznego są wykonane z dwóch dowolnych metali w rzędzie, to na materiale poprzedzającym rząd pojawi się napięcie ujemne.
Wartość napięcia ( potencjał elektrochemiczny) zależy od położenia elementu w szeregu napięciowym i od właściwości elektrolitu.
Istotę szeregu napięć ustalimy na podstawie kilku prostych eksperymentów, do których będziemy potrzebować źródła prądu i elektrycznych przyrządów pomiarowych.

Powłoki metalowe, „drzewa” i „wzory lodowe” bez prądu

Rozpuść około 10 g krystalicznego siarczanu miedzi w 100 ml wody i zanurz w roztworze stalową igłę lub kawałek blachy żelaznej. (Zalecamy najpierw oczyścić żelazko drobnym papierem ściernym do momentu, aż zacznie świecić.) Po krótkim czasie żelazko pokryje się czerwonawą warstwą uwolnionej miedzi. Bardziej aktywne żelazo wypiera miedź z roztworu, przy czym żelazo rozpuszcza się w postaci jonów, a miedź jest uwalniana w postaci metalu. Proces trwa tak długo, jak roztwór styka się z żelazem. Gdy miedź pokryje całą powierzchnię żelazka, praktycznie się zatrzyma. Tworzy się w tym przypadku dość porowata warstwa miedzi, dlatego bez użycia prądu nie da się uzyskać powłok ochronnych.
W kolejnych eksperymentach zanurzymy małe paski blachy cynkowo-ołowiowej w roztworze siarczanu miedzi. Po 15 minutach wyjmujemy je, myjemy i oglądamy pod mikroskopem. Widzimy piękne wzory przypominające lód, które w świetle odbitym mają kolor czerwony i składają się z uwolnionej miedzi. Tutaj również bardziej aktywne metale przekształciły miedź ze stanu jonowego w metaliczny.
Z kolei miedź może wypierać metale znajdujące się niżej w szeregu napięciowym, czyli mniej aktywne. Na cienkim pasku blachy miedzianej lub spłaszczonej kabel miedziany(po wcześniejszym oczyszczeniu powierzchni do połysku) nałóż kilka kropli roztworu azotanu srebra. Gołym okiem widać powstały czarniawy nalot, który pod mikroskopem w świetle odbitym wygląda jak cienkie igły i wzory roślinne (tzw. dendryty).
Aby odizolować cynk bez prądu, konieczne jest użycie bardziej aktywnego metalu. Wyłączając metale gwałtownie reagujące z wodą, magnez znajduje się w szeregu napięcia powyżej cynku. Umieść kilka kropli roztworu siarczanu cynku na kawałku taśmy magnezowej lub na cienkich wiórach elektronowych. Roztwór siarczanu cynkupoprzez rozpuszczenie kawałka cynku w rozcieńczonym kwasie siarkowym. Do siarczanu cynku dodać kilka kropli denaturatu. Na magnezie już po krótkim czasie zauważymy, zwłaszcza pod mikroskopem, cynk uwalniający się w postaci cienkich kryształków.
Ogólnie rzecz biorąc, dowolny element szeregu napięć można wyprzeć z roztworu, w którym występuje w postaci jonu, i przekształcić w stan metaliczny. Próbując jednak najróżniejszych kombinacji, możemy się rozczarować. Wydawać by się mogło, że jeśli zanurzymy pasek aluminium w roztworach soli miedzi, żelaza, ołowiu i cynku, metale te powinny się na nim uwolnić. Ale tak się jednak nie dzieje. Przyczyną awarii nie jest błąd w szeregu napięcia, ale specjalne zahamowanie reakcji, które w tym przypadku wynika z cienkiej warstwy tlenku na powierzchni aluminium. W takich rozwiązaniach aluminium nazywane jest pasywnym.

Zajrzyjmy za kulisy

Formułując prawa zachodzących procesów, możemy ograniczyć się do rozważenia kationów i wykluczyć aniony, ponieważ one same nie biorą udziału w reakcji. (Jednak na szybkość osadzania wpływa rodzaj anionów.) Jeśli dla uproszczenia założymy, że zarówno wytrącone, jak i rozpuszczone metale wytwarzają podwójnie naładowane kationy, wówczas możemy napisać:

Ja 1 + Ja 2 2+ = Ja 1 2+ + Ja 2

i dla pierwszego doświadczenia Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Proces ten polega więc na wymianie ładunków (elektronów) pomiędzy atomami i jonami obu metali. Jeśli osobno rozważymy (jako reakcje pośrednie) rozpuszczanie żelaza lub wytrącanie miedzi, otrzymamy:

Fe = Fe 2+ + 2 mi --

Cu 2+ + 2 mi-- = Cu

Rozważmy teraz przypadek, gdy metal zanurzony jest w wodzie lub roztworze soli, z kationem, którego wymiana jest niemożliwa ze względu na jego położenie w szeregu naprężeń. Mimo to metal ma tendencję do rozpuszczania się w postaci jonu. W tym przypadku atom metalu oddaje dwa elektrony (jeśli metal jest dwuwartościowy), powierzchnia metalu zanurzonego w roztworze zostaje naładowana ujemnie w stosunku do roztworu, a na granicy faz tworzy się podwójna warstwa elektryczna. Ta różnica potencjałów zapobiega dalszemu rozpuszczaniu metalu, przez co proces szybko się kończy.
Jeśli w roztworze zanurzymy dwa różne metale, oba będą się ładować, ale mniej aktywny będzie nieco słabszy, ponieważ jego atomy są mniej podatne na utratę elektronów.
Połączmy oba metale przewodnikiem. Ze względu na różnicę potencjałów przepływ elektronów będzie płynął od metalu bardziej aktywnego do metalu mniej aktywnego, który tworzy biegun dodatni pierwiastka. Zachodzi proces, w którym bardziej aktywny metal przechodzi do roztworu, a kationy z roztworu uwalniają się na bardziej szlachetnym metalu.

Istota ogniwa galwanicznego

Zilustrujmy teraz kilkoma eksperymentami nieco abstrakcyjne rozumowanie podane powyżej (co ponadto stanowi rażące uproszczenie).
Najpierw napełnij zlewkę o pojemności 250 ml do połowy 10% roztworem kwasu siarkowego i zanurz w niej niezbyt małe kawałki cynku i miedzi. Do obu elektrod lutujemy lub nitujemy drut miedziany, którego końce nie powinny dotykać roztworu.
Dopóki końce drutu nie są ze sobą połączone, będziemy obserwować rozpuszczanie cynku, czemu towarzyszy wydzielanie się wodoru. Cynk, jak wynika z szeregu napięć, jest bardziej aktywny niż wodór, dlatego metal może wypierać wodór ze stanu jonowego. Na obu metalach tworzy się podwójna warstwa elektryczna. Najłatwiejszym sposobem wykrycia różnicy potencjałów między elektrodami jest użycie woltomierza. Natychmiast po podłączeniu urządzenia do obwodu strzałka wskaże około 1 V, ale potem napięcie szybko spadnie. Jeśli podłączysz do elementu małą żarówkę pobierającą napięcie 1 V, to zaświeci ona - początkowo dość mocno, a potem blask osłabnie.
Na podstawie polaryzacji zacisków urządzenia możemy stwierdzić, że elektroda miedziana jest biegunem dodatnim. Można to udowodnić bez urządzenia, biorąc pod uwagę elektrochemię procesu. W małej zlewce lub probówce przygotowujemy nasycony roztwór soli kuchennej, dodajemy około 0,5 ml alkoholowego roztworu wskaźnika fenoloftaleiny i zanurzamy w tym roztworze obie elektrody zamknięte drutem. W pobliżu bieguna ujemnego można zaobserwować słabe czerwonawe zabarwienie, spowodowane tworzeniem się wodorotlenku sodu na katodzie.
W innych eksperymentach można umieścić w ogniwie różne pary metali i określić powstałe napięcie. Na przykład magnez i srebro dadzą szczególnie dużą różnicę potencjałów ze względu na znaczną odległość między nimi a szeregiem napięć, podczas gdy cynk i żelazo, wręcz przeciwnie, dadzą bardzo małą, mniejszą niż jedna dziesiąta wolta. Stosując aluminium, dzięki pasywacji nie otrzymamy praktycznie żadnego prądu.
Wszystkie te elementy, czyli jak mówią elektrochemicy obwody, mają tę wadę, że przy pomiarze prądu napięcie na nich bardzo szybko spada. Dlatego elektrochemicy zawsze mierzą rzeczywistą wielkość napięcia w stanie pozbawionym napięcia, stosując metodę kompensacji napięcia, to znaczy porównując ją z napięciem innego źródła prądu.
Rozważmy bardziej szczegółowo procesy zachodzące w elemencie miedziano-cynkowym. Na katodzie cynk przechodzi do roztworu zgodnie z następującym równaniem:

Zn = Zn 2+ + 2 mi --

Jony wodorowe kwasu siarkowego są wyładowywane na anodzie miedzianej. Przyłączają elektrony przechodzące przez drut z katody cynkowej, w wyniku czego powstają pęcherzyki wodoru:

2H + + 2 mi-- = N 2

Po krótkim czasie miedź pokryje się cienką warstwą pęcherzyków wodoru. W takim przypadku elektroda miedziana zamieni się w wodorową, a różnica potencjałów zmniejszy się. Proces ten nazywany jest polaryzacją elektrody. Polaryzację elektrody miedzianej można wyeliminować dodając do ogniwa niewielką ilość roztworu dwuchromianu potasu po spadku napięcia. Następnie napięcie ponownie wzrośnie, ponieważ dwuchromian potasu utlenia wodór do wody. Dwuchromian potasu działa w tym przypadku jako depolaryzator.
W praktyce stosuje się obwody galwaniczne, których elektrody nie są spolaryzowane, lub obwody, których polaryzację można wyeliminować poprzez dodanie depolaryzatorów.
Jako przykład elementu niepolaryzowalnego rozważ element Daniela, który był często używany w przeszłości jako źródło prądu. Jest to również pierwiastek miedziano-cynkowy, jednak oba metale zanurzone są w różnych roztworach. Elektrodę cynkową umieszcza się w porowatym ogniwie glinianym wypełnionym rozcieńczonym (około 20%) kwasem siarkowym. Ogniwo gliniaste zawieszone jest w dużym szkle zawierającym stężony roztwór siarczanu miedzi, a na dnie znajduje się warstwa kryształów siarczanu miedzi. Drugą elektrodą w tym naczyniu jest cylinder wykonany z blachy miedzianej.
Element ten można wykonać ze szklanego słoika, dostępnego w handlu ogniwa glinianego (w skrajnych przypadkach używamy doniczki, zamykając otwór w dnie) i dwóch elektrod o odpowiedniej wielkości.
Podczas pracy elementu cynk rozpuszcza się tworząc siarczan cynku, a na elektrodzie miedzianej uwalniają się jony miedzi. Ale jednocześnie elektroda miedziana nie jest spolaryzowana i element wytwarza napięcie około 1 V. Właściwie teoretycznie napięcie na zaciskach wynosi 1,10 V, ale podczas zbierania prądu mierzymy nieco niższą wartość ze względu na napięcie elektryczne opór komórki.
Jeśli nie usuniemy prądu z elementu, elektrodę cynkową musimy wyjąć z roztworu kwasu siarkowego, gdyż w przeciwnym razie rozpuści się ona tworząc wodór.
Na rysunku pokazano schemat prostego ogniwa, które nie wymaga porowatej przegrody. Elektroda cynkowa znajduje się w górnej części szklanego słoika, a elektroda miedziana znajduje się w dolnej części. Całą celę wypełnia się nasyconym roztworem soli kuchennej. Umieść garść kryształków siarczanu miedzi na dnie słoika. Powstały stężony roztwór siarczanu miedzi bardzo powoli będzie mieszać się z roztworem soli kuchennej. Dlatego też, gdy ogniwo działa, miedź będzie uwalniana na miedzianej elektrodzie, a cynk rozpuści się w postaci siarczanu lub chlorku w górnej części ogniwa.
Obecnie w akumulatorach stosuje się niemal wyłącznie ogniwa suche, które są wygodniejsze w użyciu. Ich przodkiem jest element Leclanche’a. Elektrody to cylinder cynkowy i pręt węglowy. Elektrolit jest pastą składającą się głównie z chlorku amonu. Cynk rozpuszcza się w paście, a na węglu wydziela się wodór. Aby uniknąć polaryzacji, pręt węglowy zanurza się w lnianym worku zawierającym mieszaninę proszku węglowego i piroluzytu. Proszek węglowy zwiększa powierzchnię elektrody, a piroluzyt działa jako depolaryzator, powoli utleniając wodór.
To prawda, że ​​​​zdolność depolaryzacyjna piroluzytu jest słabsza niż w przypadku wspomnianego wcześniej dichromianu potasu. Dlatego też, gdy prąd dociera do suchych ogniw, napięcie szybko spada, „ zmęczyć się„z powodu polaryzacji. Dopiero po pewnym czasie następuje utlenianie wodoru za pomocą piroluzytu. W ten sposób pierwiastki” spoczynkowy", jeśli przez jakiś czas nie przepuszcza prądu. Sprawdźmy to na akumulatorze do latarki, do którego podłączamy żarówkę. Równolegle z lampą, czyli bezpośrednio do zacisków podłączamy woltomierz.
Na początku napięcie będzie wynosić około 4,5 V. (Najczęściej takie akumulatory mają trzy ogniwa połączone szeregowo, każde o teoretycznym napięciu 1,48 V.) Po pewnym czasie napięcie spadnie i żarówka zgaśnie osłabiać. Na podstawie wskazań woltomierza możemy ocenić, jak długo akumulator potrzebuje odpoczynku.
Szczególne miejsce zajmują elementy regenerujące tzw baterie. Ulegają odwracalnym reakcjom i można je ponownie naładować po rozładowaniu ogniwa poprzez podłączenie do zewnętrznego źródła prądu stałego.
Obecnie najpopularniejsze są akumulatory kwasowo-ołowiowe; Elektrolitem w nich jest rozcieńczony kwas siarkowy, w którym zanurzone są dwie płytki ołowiane. Elektroda dodatnia jest pokryta dwutlenkiem ołowiu PbO2, ujemna jest metalicznym ołowiem. Napięcie na zaciskach wynosi około 2,1 V. Podczas rozładowywania na obu płytkach tworzy się siarczan ołowiu, który podczas ładowania ponownie zamienia się w metaliczny ołów i nadtlenek ołowiu.

ZASTOSOWANIE POWŁOK GALWANICZNYCH

Osadzanie metali z roztworów wodnych za pomocą prądu elektrycznego jest procesem odwrotnym do rozpuszczania elektrolitycznego, z którym zapoznaliśmy się, rozważając ogniwa galwaniczne. Przede wszystkim zbadamy osadzanie miedzi, które wykorzystuje się w kulometrze miedzianym do pomiaru ilości energii elektrycznej.

Metal osadza się pod wpływem prądu

Po zagięciu końcówek dwóch cienkich miedzianych płytek wieszamy je na przeciwległych ściankach zlewki lub jeszcze lepiej małego szklanego akwarium. Mocujemy przewody do płytek za pomocą zacisków.
Elektrolit Przygotujmy według następującego przepisu: 125 g krystalicznego siarczanu miedzi, 50 g stężonego kwasu siarkowego i 50 g alkoholu (spirytus denaturowany), resztę stanowi woda do 1 litra. Aby to zrobić, najpierw rozpuść siarczan miedzi w 500 ml wody, a następnie ostrożnie dodaj małymi porcjami kwas siarkowy ( Ogrzewanie! Płyn może się rozpryskać!), następnie dodać alkohol i wodę do objętości 1 litra.
Napełnij kulometr przygotowanym roztworem i podłącz do obwodu rezystor zmienny, amperomierz i baterię ołowiową. Za pomocą rezystancji regulujemy prąd tak, aby jego gęstość wynosiła 0,02-0,01 A/cm 2 powierzchni elektrody. Jeśli płyta miedziana ma powierzchnię 50 cm2, wówczas natężenie prądu powinno mieścić się w zakresie 0,5-1 A.
Po pewnym czasie jasnoczerwona metaliczna miedź zacznie się wytrącać na katodzie (elektroda ujemna), a miedź przejdzie w stan roztworu na anodzie (elektroda dodatnia). Aby oczyścić miedziane płytki, w kulometrze będziemy przepuszczać prąd przez około pół godziny. Następnie wyjmujemy katodę, osuszamy ją dokładnie bibułą filtracyjną i dokładnie ważymy. Zainstalujmy w ogniwie elektrodę, zamknij obwód za pomocą reostatu i utrzymujmy stały prąd, np. 1 A. Po godzinie otwórz obwód i ponownie zważ wysuszoną katodę. Przy prądzie 1 A jego masa wzrośnie o 1,18 g na godzinę pracy.
Zatem ilość energii elektrycznej równa 1 amperogodzinie przechodząca przez roztwór może uwolnić 1,18 g miedzi. Lub ogólnie: ilość uwolnionej substancji jest wprost proporcjonalna do ilości prądu przepływającego przez roztwór.
Aby wyizolować 1 równoważnik jonu, należy przepuścić przez roztwór ilość energii elektrycznej równą iloczynowi ładunku elektrody e i liczby Avogadro N A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Wartość ta jest oznaczona symbolem F i nosi imię odkrywcy ilościowych praw elektrolizy Liczba Faradaya(Dokładna wartość F- 96 498 A*s*mol -1). Dlatego, aby wyizolować daną liczbę równoważników z rozwiązania N e ilość energii elektrycznej powinna zostać przepuszczona przez rozwiązanie równą F*n e A*s*mol -1 . Innymi słowy,
To =F*n uch, tutaj I- aktualny, T- czas przepływu prądu przez roztwór. W rozdziale " Podstawy miareczkowania„Wykazano już, że liczba równoważników substancji N e jest równe iloczynowi liczby moli i liczby równoważnej:
N mi = N*Z Stąd:

I*T = F*n*Z

W tym przypadku Z- ładunek jonowy (dla Ag + Z= 1, dla Cu2+ Z= 2, dla Al 3+ Z= 3 itd.). Jeśli wyrazimy liczbę moli jako stosunek masy do masy molowej ( N = m/m), wówczas otrzymujemy wzór, który pozwala nam obliczyć wszystkie procesy zachodzące podczas elektrolizy:

To =F*m*Z/M

Korzystając z tego wzoru, możesz obliczyć prąd:

I = F*m*Z/(t*M)= 9,65*10 4 *1,18*2 / (3600*63,54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0,996 A

Jeśli wprowadzimy zależność na pracę elektryczną W el

W el = Ty*ja*t I W e-mail/ U = To

wtedy, znając napięcie U, możesz obliczyć:

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

Można również obliczyć, ile czasu potrzeba, aby pewna ilość substancji została uwolniona elektrolitycznie lub jaka ilość substancji zostanie uwolniona w określonym czasie. Podczas eksperymentu gęstość prądu musi być utrzymywana w określonych granicach. Jeżeli jest ono mniejsze niż 0,01 A/cm2, wówczas uwolniona zostanie zbyt mała ilość metalu, ponieważ częściowo uformują się jony miedzi(I). Jeżeli gęstość prądu będzie zbyt duża, przyczepność powłoki do elektrody będzie słaba, a po wyjęciu elektrody z roztworu może się ona kruszyć.
W praktyce powłoki galwaniczne na metalach stosuje się przede wszystkim w celu zabezpieczenia przed korozją i uzyskania lustrzanego połysku.
Ponadto metale, zwłaszcza miedź i ołów, oczyszcza się poprzez rozpuszczanie anodowe, a następnie oddzielanie na katodzie (rafinacja elektrolityczna).
Aby pokryć żelazo miedzią lub niklem, należy najpierw dokładnie oczyścić powierzchnię przedmiotu. W tym celu należy go wypolerować umytą kredą i sukcesywnie odtłuszczać rozcieńczonym roztworem sody kaustycznej, wody i alkoholu. Jeśli przedmiot jest pokryty rdzą, należy go wcześniej wytrawić w 10-15% roztworze kwasu siarkowego.
Oczyszczony produkt zawieszamy w wannie elektrolitycznej (małe akwarium lub zlewka), gdzie będzie pełnił rolę katody.
Roztwór do nakładania miedzi zawiera 250 g siarczanu miedzi i 80-100 g stężonego kwasu siarkowego w 1 litrze wody (Uwaga!). W takim przypadku płyta miedziana będzie służyć jako anoda. Powierzchnia anody powinna być w przybliżeniu równa powierzchni pokrywanego przedmiotu. Dlatego należy zawsze upewnić się, że anoda miedziana wisi w kąpieli na tej samej głębokości co katoda.
Proces będzie prowadzony przy napięciu 3-4 V (dwa akumulatory) i gęstości prądu 0,02-0,4 A/cm2. Temperatura roztworu w kąpieli powinna wynosić 18-25°C.
Zwróćmy uwagę na to, aby płaszczyzna anody i powierzchnia przeznaczona do pokrycia były do ​​siebie równoległe. Lepiej nie używać obiektów o skomplikowanych kształtach. Zmieniając czas trwania elektrolizy, można uzyskać powłoki miedziane o różnej grubości.
Często uciekają się do wstępnego miedziowania, aby nałożyć na tę warstwę trwałą powłokę z innego metalu. Jest to szczególnie często stosowane podczas chromowania żelaza, niklowania odlewów cynkowych i w innych przypadkach. To prawda, że ​​​​w tym celu stosuje się bardzo trujące elektrolity cyjankowe.
Aby przygotować elektrolit do niklowania, należy rozpuścić 25 g krystalicznego siarczanu niklu, 10 g kwasu borowego lub 10 g cytrynianu sodu w 450 ml wody. Cytrynian sodu możesz przygotować samodzielnie, neutralizując 10 g roztworu kwas cytrynowy rozcieńczony roztwór wodorotlenku sodu lub roztwór sody. Niech anodą będzie płyta niklowa o jak największej powierzchni, a jako źródło napięcia weź akumulator.
Stosując zmienny opór utrzymamy gęstość prądu równą 0,005 A/cm 2 . Na przykład przy powierzchni obiektu 20 cm 2 należy pracować przy natężeniu prądu 0,1 A. Po pół godzinie pracy obiekt będzie już niklowany. Wyjmijmy go z wanny i wytrzyjmy ściereczką. Lepiej jednak nie przerywać procesu niklowania, gdyż wtedy warstwa niklu może ulec pasywacji i kolejna powłoka niklowa nie będzie dobrze przylegać.
Aby uzyskać lustrzany połysk bez mechanicznego polerowania, do kąpieli galwanicznej wprowadzamy tzw. dodatek nadający połysk. Do takich dodatków zalicza się na przykład klej, żelatynę, cukier. Do kąpieli niklowej możesz dodać np. kilka gramów cukru i zbadać jej działanie.
Aby przygotować elektrolit do chromowania żelaza (po wstępnym miedziowaniu), rozpuść 40 g bezwodnika chromowego CrO 3 (Uwaga! Trucizna!) i dokładnie 0,5 g kwasu siarkowego (w żadnym wypadku więcej!) w 100 ml wody. Proces zachodzi przy gęstości prądu około 0,1 A/cm2, a jako anodę stosuje się płytkę ołowianą, której powierzchnia powinna być nieco mniejsza niż powierzchnia chromowanej powierzchni.
Kąpiele niklowe i chromowe najlepiej lekko podgrzać (do około 35°C). Należy pamiętać, że elektrolity do chromowania, szczególnie podczas długiego procesu i dużego prądu, wydzielają opary zawierające kwas chromowy, które są bardzo szkodliwe dla zdrowia. Dlatego też chromowanie należy wykonywać pod napięciem lub na świeżym powietrzu, np. na balkonie.
Podczas chromowania (oraz w mniejszym stopniu także niklowania) nie cały prąd jest wykorzystywany do osadzania metalu. Jednocześnie wydziela się wodór. Na podstawie szeregu napięć można by oczekiwać, że metale znajdujące się przed wodorem w ogóle nie powinny być uwalniane z roztworów wodnych, a wręcz przeciwnie, powinien być uwalniany mniej aktywny wodór. Jednak tutaj, podobnie jak w przypadku anodowego rozpuszczania metali, katodowe wydzielanie wodoru jest często hamowane i obserwuje się je tylko wtedy, gdy Wysokie napięcie. Zjawisko to nazywa się przepięciem wodorowym i jest szczególnie duże na przykład w przypadku ołowiu. Dzięki tej okoliczności akumulator kwasowo-ołowiowy może działać. Podczas ładowania akumulatora zamiast PbO 2 na katodzie powinien pojawiać się wodór, ale z powodu przepięcia wydzielanie wodoru rozpoczyna się, gdy akumulator jest prawie całkowicie naładowany.

W podręcznikach chemii, przedstawiając temat „Kwasy”, wspomina się o tak zwanej serii wypierania metali w takiej czy innej formie, której skład często przypisuje się Beketowowi.

Na przykład w niegdyś najbardziej rozpowszechnionym podręczniku dla ósmej klasy autorstwa G. E. Rudzitisa i F. G. Feldmana (w latach 1989–1995 ukazał się w łącznym nakładzie 8,3 mln egzemplarzy) czytamy, co następuje. Z doświadczenia łatwo sprawdzić, że magnez szybko reaguje z kwasami (na przykładzie kwasu solnego), cynk reaguje nieco wolniej, żelazo jeszcze wolniej, a miedź nie reaguje z kwasem solnym. „Podobne eksperymenty przeprowadził rosyjski naukowiec N.N. Beketow” – piszą dalej autorzy podręcznika. – Na podstawie eksperymentów sporządził szereg wyporowy metali: K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au. W tej serii wszystkie metale poprzedzające wodór są w stanie wyprzeć go z kwasów. Podaje się również, że Beketow jest „założycielem”. Chemia fizyczna. W 1863 roku sporządził serię wyporów metali, nazwaną imieniem naukowca. Następnie informuje się uczniów, że w szeregu Beketowa metale po lewej stronie wypierają metale po prawej stronie z roztworów ich soli. Wyjątkiem są najbardziej aktywne metale. Podobne informacje można znaleźć w innych podręcznikach i podręcznikach szkolnych, na przykład: „Rosyjski chemik N. N. Beketow badał wszystkie metale i ułożył je według ich aktywności chemicznej w szeregach przemieszczeń (seriach aktywności)” itp.

Może tu pojawić się kilka pytań.

Pytanie pierwsze. Rzeczywiście, przed eksperymentami Beketowa (tj. przed 1863 r.) chemicy nie wiedzieli, że magnez, cynk, żelazo i szereg innych metali reagują z kwasami, wydzielając wodór, ale miedź, rtęć, srebro, platyna i złoto nie mają tej właściwości ?

Pytanie drugie. Czy chemicy przed Beketowem nie zauważyli, że niektóre metale mogą wypierać inne z roztworów ich soli?

Pytanie trzecie. W książce V. A. Volkova, E. V. Vonsky'ego, G. I. Kuznetsova „Wybitni chemicy świata. Poradnik biograficzny” (Moskwa: Szkoła Wyższa, 1991) mówi się, że Nikołaj Nikołajewicz Beketow (1827–1911) to „rosyjski chemik fizyczny, akademik… jeden z twórców chemii fizycznej… Studiował zachowanie kwasy organiczne przy wysokie temperatury. Zsyntetyzowany (1852) benzureid i acetureid. Wysunął (1865) szereg twierdzeń teoretycznych na temat zależności kierunku reakcji od stanu odczynników i warunków zewnętrznych... Wyznaczył ciepło tworzenia tlenków i chlorków metali alkalicznych i po raz pierwszy (1870) uzyskali bezwodne tlenki metali alkalicznych. Wykorzystując zdolność aluminium do redukcji metali z ich tlenków, położył podwaliny pod aluminotermię... Prezes Rosyjskiego Towarzystwa Fizyko-Chemicznego...." I ani słowa o jego kompilacji serii wypornościowej, która znalazła się (w przeciwieństwie do np. ureidów – pochodnych mocznika) w podręcznikach szkolnych wydawanych w wielomilionowych egzemplarzach!

Autorom poradnika biograficznego nie można winić za to, że zapomnieli o ważnym odkryciu rosyjskiego naukowca: w końcu D.I. Mendelejew, któremu z pewnością nie można zarzucić niepatriotyzmu, w swoim klasycznym podręczniku „Podstawy chemii” również nigdy nie wspomina o represyjnym serialu Beketowa , chociaż 15 razy odnosi się do różnych jego dzieł. Aby odpowiedzieć na wszystkie te pytania, będziemy musieli wybrać się na wycieczkę do historii chemii, dowiedzieć się, kto i kiedy zaproponował serię aktywności metali, jakie eksperymenty przeprowadził sam N.N. Beketow i jaka jest jego seria przemieszczeń.

Na dwa pierwsze pytania można odpowiedzieć w ten sposób. Oczywiście zarówno uwalnianie wodoru z kwasów przez metale, jak i różne przykłady ich wzajemne wypieranie się z soli było znane na długo przed narodzinami Beketowa. Na przykład w jednym z podręczników szwedzkiego chemika i mineraloga Thornburna Olafa Bergmana, opublikowanym w 1783 r., podczas analizy rud polimetalicznych zaleca się wypieranie ołowiu i srebra z roztworów wykorzystujących płytki żelazne. Dokonując obliczeń zawartości żelaza w rudzie, należy wziąć pod uwagę tę jego część, która przeszła do roztworu z płyt. W tym samym podręczniku Bergman pisze: „Metale można wypierać z roztworów ich soli innymi metalami, zachowując pewną konsystencję. W szeregu cynk, żelazo, ołów, cyna, miedź, srebro i rtęć, cynk wypiera żelazo itp.”. I oczywiście to nie Bergman pierwszy odkrył te reakcje: takie obserwacje sięgają czasów alchemicznych. Najsłynniejszy przykład takiej reakcji stosowali w średniowieczu szarlatani, którzy publicznie demonstrowali „przemianę” żelaznego gwoździa w czerwone „złoto” po zanurzeniu paznokcia w roztworze siarczanu miedzi. Teraz tę reakcję demonstruje się na lekcjach chemii w szkole. Jaka jest istota nowej teorii Beketowa? Przed pojawieniem się termodynamiki chemicznej chemicy wyjaśniali występowanie reakcji w tym czy innym kierunku koncepcją powinowactwa jednego ciała do drugiego. Ten sam Bergman, opierając się na znanych reakcjach represji, opracował w 1775 roku teorię powinowactwa selektywnego. Zgodnie z tą teorią powinowactwo chemiczne pomiędzy dwiema substancjami w danych warunkach pozostaje stałe i nie zależy od względnych mas reagujących substancji. Oznacza to, że jeśli ciała A i B wejdą w kontakt z ciałem C, wówczas ciało, które ma do niego większe powinowactwo, połączy się z C. Na przykład żelazo ma większe powinowactwo do tlenu niż rtęć i dlatego zostanie przez nie utlenione w pierwszej kolejności. Założono, że o kierunku reakcji decyduje wyłącznie powinowactwo chemiczne reagujących ciał i reakcja przebiega do końca. Bergman sporządził tablice powinowactwa chemicznego, których chemicy używali aż do początku XIX wieku. Tabele te obejmują w szczególności różne kwasy i zasady.

Niemal jednocześnie z Bergmanem francuski chemik Claude Louis Berthollet opracował kolejną teorię. Powinowactwo chemiczne było również powiązane z przyciąganiem ciał do siebie, ale wyciągnięto odmienne wnioski. Przez analogię do prawa powszechnego przyciągania Berthollet uważał, że w chemii przyciąganie powinno zależeć od masy reagujących ciał. Dlatego przebieg reakcji i jej wynik zależą nie tylko od powinowactwa chemicznego odczynników, ale także od ich ilości. Na przykład, jeśli ciała A i B mogą reagować z C, wówczas ciało C zostanie rozdzielone pomiędzy A i B zgodnie z ich powinowactwem i masą i żadna pojedyncza reakcja nie zostanie zakończona, ponieważ równowaga nastąpi, gdy AC, BC i wolne A i B współistnieją jednocześnie. Bardzo ważne jest, aby rozkład C pomiędzy A i B mógł się zmieniać w zależności od nadmiaru A lub B. Dlatego przy dużym nadmiarze ciało o niskim powinowactwie może niemal całkowicie „odebrać” ciało C z jego „rywalem”. Jeśli jednak usunie się jeden z produktów reakcji (AC lub BC), wówczas reakcja dobiegnie do końca i powstanie tylko produkt, który opuści zakres działania.

Berthollet wyciągnął swoje wnioski obserwując procesy wytrącania się z roztworów. Wnioski te brzmią zaskakująco nowocześnie, jeśli weźmie się pod uwagę przestarzałą terminologię. Jednakże teoria Bertholleta miała charakter jakościowy i nie zapewniała sposobów pomiaru wartości powinowactwa.

Dalszy rozwój teorii opierał się na odkryciach w dziedzinie elektryczności. Włoski fizyk Alessandro Volta pod koniec XVIII wieku. wykazało, że w wyniku kontaktu różnych metali powstaje ładunek elektryczny. Prowadząc eksperymenty z różnymi parami metali oraz określając znak i wielkość ładunku niektórych metali w stosunku do innych, Volta ustalił szereg napięć: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. Używając par różnych metali, Volta skonstruował ogniwo galwaniczne, którego wytrzymałość była tym większa, im dalej od siebie znajdowały się elementy tej serii. Przyczyna tego nie była znana w tamtych latach. To prawda, że ​​​​w 1797 r. Niemiecki naukowiec Johann Wilhelm Ritter przewidział, że w szeregu napięć metale powinny znajdować się w celu zmniejszenia ich zdolności do łączenia się z tlenem. W przypadku cynku i złota wniosek ten nie budził wątpliwości; Jeśli chodzi o inne metale, należy zauważyć, że ich czystość nie była zbyt wysoka, dlatego seria Volta nie zawsze odpowiada współczesnej.

Teoretyczne poglądy na naturę procesów zachodzących w tym przypadku były bardzo niejasne i często sprzeczne. Słynny szwedzki chemik Jons Jacob Berzelius na początku XIX wieku. stworzył elektrochemiczny (lub dualistyczny, z łac. dualis - „podwójna”) teoria związków chemicznych. Zgodnie z tą teorią przyjęto, że każdy związek chemiczny składa się z dwóch części – naładowanej dodatnio i ujemnie. W 1811 roku Berzelius, opierając się na właściwościach chemicznych znanych sobie pierwiastków, ułożył je w szereg tak, aby każdy wchodzący w jego skład element był elektroujemny w stosunku do poprzedniego i elektrododatni w stosunku do kolejnego. W wersji skróconej do pierwiastków elektroujemnych zaliczono (w kolejności malejącej):

O, S, N, Cl, Br, S, Se P, As, Cr, B, C, Sb, Te, Si.

Potem przyszedł pierwiastek przejściowy - wodór, a po nim - pierwiastki elektrododatnie (w celu zwiększenia tej właściwości):

Au, Pt, Hg, Ag, Cu, Bi, Sn, Pb, Cd, Co, Ni, Fe, Zn, Mn, Al, Mg, Ca, Sr, Ba, Li, Na, K.

Seria ta, jeśli przepiszemy wszystkie metale w odwrotnej kolejności, jest bardzo zbliżona do współczesnej. Pewne różnice w kolejności metali w tej serii można prawdopodobnie wytłumaczyć niedostatecznym oczyszczeniem substancji w czasach Berzeliusa, a także niektórymi innymi właściwościami metali, którymi kierował się Berzelius. Według Berzeliusa im dalej od siebie znajdują się pierwiastki w tym szeregu, tym bardziej przeciwne są ich ładunki elektryczne i tym silniejsze są między sobą związki chemiczne, które tworzą.

Teoria dualizmu Berzeliusa z połowy XIX wieku. był dominujący. Jej niespójność wykazali twórcy termochemii, francuski naukowiec Marcelin Berthelot i duński badacz Julius Thomsen. Zmierzyli powinowactwo chemiczne na podstawie pracy, jaką może wytworzyć reakcja chemiczna. W praktyce mierzono to poprzez efekt termiczny reakcji. Prace te doprowadziły do ​​powstania termodynamiki chemicznej - nauki, która umożliwiła w szczególności obliczenie położenia równowagi w reagującym układzie, w tym równowagi w procesach elektrochemicznych. Wprowadzono teoretyczne podstawy szeregów aktywności (i szeregów napięć) w roztworach koniec XIX V. Niemiecki fizykochemik Walter Nernst. Zamiast cechy jakościowej - powinowactwa lub zdolności metalu i jego jonu do określonych reakcji - pojawiła się dokładna wartość ilościowa, charakteryzująca zdolność każdego metalu do przejścia do roztworu w postaci jonów, a także do redukcji z jonów do metalu na elektrodzie. Wartość ta jest standardowym potencjałem elektrody metalu, a odpowiedni szereg, ułożony w kolejności zmian potencjału, nazywany jest szeregiem standardowych potencjałów elektrod. (Stan standardowy zakłada, że ​​stężenie jonów w roztworze wynosi 1 mol/L, a ciśnienie gazu 1 atm; najczęściej stan standardowy oblicza się dla temperatury 25°C.)

Potencjały standardowe najbardziej aktywnych metali alkalicznych obliczono teoretycznie, ponieważ w roztworach wodnych nie da się ich zmierzyć eksperymentalnie. Do obliczenia potencjałów metali przy różnych stężeniach ich jonów (tj. W stanach niestandardowych) stosuje się równanie Nernsta. Potencjały elektrod zostały określone nie tylko dla metali, ale także dla wielu reakcji redoks, w których biorą udział zarówno kationy, jak i aniony. Pozwala to teoretycznie przewidzieć możliwość wystąpienia różnych reakcji redoks w różnych warunkach. Należy również zauważyć, że w roztworach niewodnych potencjały metali będą różne, dlatego kolejność metali w szeregu może się zauważalnie zmienić. Na przykład w roztworach wodnych potencjał elektrody miedzianej jest dodatni (+0,24 V), a miedź znajduje się na prawo od wodoru. W roztworze acetonitrylu CH3CN potencjał miedzi jest ujemny (–0,28 V), tj. miedź znajduje się na lewo od wodoru. Dlatego w tym rozpuszczalniku zachodzi następująca reakcja: Cu + 2HCl = CuCl2 + H2.

Nadszedł czas, aby odpowiedzieć na trzecie pytanie i dowiedzieć się, co dokładnie studiował Beketow i do jakich wniosków doszedł.

Jeden z najwybitniejszych chemików rosyjskich N. N. Beketow, po ukończeniu (w 1848 r.) Uniwersytetu w Kazaniu, przez pewien czas pracował w Akademii Medyko-Chirurgicznej w laboratorium N. N. Vinina, a następnie w Uniwersytet w Petersburgu, a od 1855 do 1886 - na Uniwersytecie w Charkowie. Wkrótce po otrzymaniu uniwersyteckiego wydziału chemii w 1857 r. Beketow wyjechał na rok za granicę „z przydziałem tysiąca rubli rocznie oprócz otrzymywanej pensji” - wówczas była to duża suma. Podczas pobytu w Paryżu opublikował (w dniu Francuski) wyniki jego wcześniejszych badań w Rosji nad wypieraniem niektórych metali z roztworów przez wodór i nad redukującym działaniem par cynku. Na spotkaniu Paryskiego Towarzystwa Chemicznego Beketow zrelacjonował swoje prace nad redukcją SiCl4 i BF3 za pomocą wodoru. Były to pierwsze ogniwa w łańcuchu badań nad wypieraniem jednych pierwiastków przez inne, który Beketow rozpoczął w 1856 r., a zakończył w 1865 r.

Już za granicą Beketow przyciągnął uwagę. Dość przytoczyć słowa D.I. Mendelejewa, z którym Beketow spotkał się w Niemczech: „Z rosyjskich chemików za granicą poznałem Beketowa... Savicha, Sieczenowa. To wszystko... ludzie, którzy przynoszą honor Rosji, ludzie, z którymi cieszę się, że się dogadałem.

W 1865 roku w Charkowie ukazała się rozprawa Beketowa „Studium nad zjawiskami zastępowania niektórych elementów przez inne”. Praca ta została wznowiona w Charkowie w 1904 r. (w zbiorze „Pamięci 50. rocznicy działalności naukowej N. N. Beketowa”) i w 1955 r. (w zbiorze „N. N. Beketow. Wybrane prace z chemii fizycznej”).

Zapoznajmy się z tym dziełem Beketowa bardziej szczegółowo. Składa się z dwóch części. W pierwszej części (składa się z sześciu rozdziałów) bardzo szczegółowo przedstawiono wyniki własnych eksperymentów. Pierwsze trzy sekcje poświęcone są wpływowi wodoru na roztwory soli srebra i rtęci pod różnymi ciśnieniami. Beketow uznał za niezwykle ważne wyjaśnienie miejsca wodoru w szeregu metali, a także zależności kierunku reakcji od warunków zewnętrznych - ciśnienia, temperatury, stężenia odczynników. Prowadził doświadczenia zarówno w roztworach, jak i z substancjami suchymi. Chemicy doskonale zdawali sobie sprawę, że wodór z łatwością wypiera niektóre metale z ich tlenków w wysokich temperaturach, ale jest nieaktywny w niskich temperaturach. Beketow stwierdził, że aktywność wodoru wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, co wiązał z „większą gęstością” odczynnika (teraz powiedzieliby: przy wyższym ciśnieniu, czyli stężeniu gazu).

Badając możliwość wypierania metali wodorem z roztworów, Beketow przeprowadził szereg dość ryzykownych eksperymentów. Po raz pierwszy w historii chemii Beketow zastosował ciśnienie przekraczające 100 atm. Doświadczenia prowadził w ciemności, w zamkniętych szklanych rurkach z kilkoma zagięciami (kolokami). W jednym kolanku umieścił roztwór soli, w drugim kwas, a na końcu rurki cynk metaliczny. Przechylając rurkę, Beketow zmusił cynk do opadnięcia do kwasu wziętego w nadmiarze. Znając masę rozpuszczonego cynku i objętość rurki, można było oszacować osiągane ciśnienie wodoru. W niektórych eksperymentach Beketow określał ciśnienie na podstawie stopnia sprężania powietrza przez ciecz w cienkiej kapilarze przylutowanej do rurki. Otwarciu tuby towarzyszył zawsze wybuch. W jednym z eksperymentów, w którym ciśnienie osiągnęło 110 atm, eksplozja podczas otwierania rurki (przeprowadzana była w wodzie pod przewróconą butlą) rozbiła grubościenny cylinder, którego objętość była tysiąc razy większa od objętości objętość probówki z odczynnikami.

Eksperymenty wykazały, że działanie wodoru zależy nie tylko od jego ciśnienia, ale także od „wytrzymałości roztworu metalu”, czyli od jego stężenia. Redukcja srebra z amoniakalnego roztworu AgCl rozpoczyna się jeszcze przed całkowitym rozpuszczeniem cynku pod ciśnieniem około 10 atm – przezroczysty roztwór brązowieje (najpierw na granicy z gazem, potem w całej masie), a po pewnym czasie przez kilka dni na ścianach osadza się szary, srebrny proszek. Nie zaobserwowano żadnej reakcji pod ciśnieniem atmosferycznym. Srebro zostało również zredukowane z azotanów i siarczanów, a wodór działał również na octan srebra pod ciśnieniem atmosferycznym. Metalowe kulki uwalniały się z soli rtęci pod wysokim ciśnieniem, ale azotanów miedzi i ołowiu nie można było zredukować nawet przy wysokim ciśnieniu wodoru. Redukcję miedzi zaobserwowano jedynie w obecności srebra i platyny przy ciśnieniach do 100 atm. Beketow użył platyny, aby przyspieszyć proces, czyli jako katalizator. Pisał, że platyna bardziej niż ciśnienie sprzyja wypieraniu niektórych metali, gdyż wodór na powierzchni platyny „podlega większemu przyciąganiu i powinien mieć największą gęstość”. Obecnie wiemy, że wodór zaadsorbowany na platynie jest aktywowany w wyniku jego chemicznego oddziaływania z atomami metali.

W czwartej części pierwszej części Beketow opisuje eksperymenty z dwutlenkiem węgla. Badał jego wpływ na roztwory octanu wapnia pod różnymi ciśnieniami; odkryli, że reakcja odwrotna - rozpuszczanie marmuru w kwasie octowym przy określonym ciśnieniu gazu zatrzymuje się nawet przy nadmiarze kwasu.

W ostatniej części części eksperymentalnej Beketow opisał wpływ par cynku w wysokich temperaturach na związki baru, krzemu i glinu (ostatni pierwiastek nazwał gliną, jak to było w tamtych latach). Redukując czterochlorek krzemu cynkiem, Beketow po raz pierwszy uzyskał wystarczająco czysty krystaliczny krzem. Odkrył również, że magnez redukuje glin z kriolitu (domowej roboty fluoroglinian sodu) i krzem z jego dwutlenku. Eksperymenty te wykazały również zdolność glinu do redukcji baru z tlenku i potasu z wodorotlenku. I tak, po kalcynowaniu aluminium bezwodnym tlenkiem baru (z niewielkim dodatkiem chlorku baru w celu obniżenia temperatury topnienia) powstał stop, w którym według wyników analizy znajdowało się 33,3% baru, resztę stanowiło aluminium. Jednocześnie wielogodzinna kalcynacja aluminium z rozdrobnionym na proszek chlorkiem baru nie przyniosła żadnych zmian.

Niezwykłą reakcję aluminium z KOH przeprowadzono w zakrzywionej lufie pistoletu, w której zamknięty koniec umieszczono kawałki KOH i aluminium. Kiedy ten koniec był bardzo gorący, pojawiały się pary potasu, które skraplały się w zimnej części lufy, „skąd wydobywano kilka kawałków miękkiego metalu płonącego fioletowym płomieniem”. Później w podobny sposób wyizolowano rubid i cez.

Druga część pracy Beketowa poświęcona jest teorii przemieszczenia jednych elementów przez inne. W tej części Beketow najpierw przeanalizował liczne dane eksperymentalne – zarówno własne, jak i te przeprowadzone przez innych badaczy, m.in. bresławskiego profesora Fischera, a także Davy’ego, GayLussaca, Berzeliusa, Wöhlera. Na szczególną uwagę zasługują „kilka interesujące fakty mokre osadzanie metali” odkrył angielski chemik William Odling. Jednocześnie Beketow rozpatruje przypadki wypierania jednych pierwiastków przez inne „drogą mokrą”, czyli w roztworach, i „drogą suchą”, czyli podczas kalcynacji odczynników. Było to logiczne, ponieważ nie można eksperymentalnie przeprowadzić reakcji w roztworach wodnych z udziałem metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, ponieważ aktywnie reagują z wodą.

Następnie Beketow przedstawia swoją teorię, aby wyjaśnić różne działania elementów. Po ułożeniu wszystkich metali w szereg według ich ciężaru właściwego (tj. gęstości) Beketow stwierdził, że zgadza się to całkiem dobrze ze znanym szeregiem przemieszczeń. „W rezultacie” – podsumowuje Beketow – „miejsce metalu... w szeregu przemieszczeń można dość dokładnie określić i, że tak powiem, przewidzieć z góry na podstawie jego ciężaru właściwego”. Pewną niepewność obserwuje się jedynie pomiędzy „metalami sąsiadującymi pod względem ciężaru właściwego”. Zatem potas jest zwykle pierwiastkiem „bardziej energetycznym” i na przykład podczas kalcynacji wypiera sód z NaCl, chociaż potas jest bardziej lotny. Znane są jednak również procesy odwrotne: na przykład sód może wyprzeć potas z jego wodorotlenku i octanu. „Jeśli chodzi o związek pierwszej grupy alkalicznej z drugą i wzajemne relacje metali drugiej grupy, nie zostały one jeszcze wystarczająco zbadane” – pisze Beketow.

Beketow napotkał także poważniejsze trudności. Na przykład udało mu się zredukować cynk za pomocą aluminium z roztworu ZnCl2, ale nie udało mu się zredukować go z roztworu ZnSO4. Ponadto aluminium „w ogóle nie redukowało żelaza, niklu, kobaltu ani kadmu z roztworów”. Beketow wyjaśnił to faktem, że aluminium „działa głównie na wodę” i założył, że reakcje te powinny zachodzić bez wody, „sposóbami suchymi”. Rzeczywiście, Beketow później odkrył takie reakcje i faktycznie odkrył glinotermię.

Kolejną trudnością było to, że niektóre metale nie spełniały reguły ciężaru właściwego. Zatem miedź (gęstość 8,9) w szeregu aktywności znajduje się nie przed, ale po ołowiu (gęstość 11,4 - wartości gęstości Beketowa nieznacznie różnią się od współczesnych). Ta „anomalia” zmusiła Beketowa do podjęcia próby zastąpienia bardziej aktywnego ołowiu mniej aktywną miedzią. Płyty miedziane umieszczał w gorących nasyconych roztworach chlorku ołowiu – obojętnym i kwaśnym, w amoniakalnym roztworze tlenku ołowiu i podgrzewał miedź z suchym tlenkiem ołowiu i chlorkiem. Wszystkie eksperymenty zakończyły się niepowodzeniem, a Beketow musiał przyznać się do „odstępstwa od główna zasada" Inne „anomalie” dotyczyły srebra (gęstość 10,5) i ołowiu, a także srebra i rtęci (gęstość 13,5), gdyż zarówno ołów, jak i rtęć redukują „lżejsze” srebro z roztworów jego soli. Beketow wyjaśnił anomalię związaną z rtęcią faktem, że metal ten jest ciekły i dlatego jego aktywność jest większa niż wynika to z reguły ciężaru właściwego.

Beketow rozszerzył swoje rządy na niemetale. Na przykład w szeregu chlor (gęstość ciekłego chloru 1,33), brom (gęstość 2,86), jod (gęstość 4,54) jest pierwiastkiem najlżejszym i jednocześnie najbardziej aktywnym (fluor Moissan uzyskał dopiero 20 lat później). To samo obserwuje się w szeregu O, S, Se, Te: tlen jest najbardziej aktywny i dość łatwo wypiera inne pierwiastki ze związków z wodorem lub metalem alkalicznym.

Beketow wyjaśnił swoją regułę przez analogię do mechaniki: ciężar właściwy jest powiązany z masą cząstek (tj. atomów) i odległością między nimi w prostej substancji. Znając gęstości metali i ich względne masy atomowe, można obliczyć względne odległości między atomami. Im większa jest między nimi odległość, tym łatwiej, zdaniem Beketowa, następuje rozdzielenie atomów w procesach chemicznych. Związane jest to także ze wzajemnym „powinowactwem” różnych pierwiastków i możliwością wzajemnego wypierania się ze związków. Obliczając względną odległość między atomami różnych metali i przyjmując za standard potas, Beketow otrzymał następujące wartości: K – 100, Na – 80, Ca – 65, Mg – 53, Al – 43 itd. aż do platyny.

Dalej streszczenie Teorię Beketowa dotyczącą względnej wytrzymałości związków chemicznych (a mianowicie związanej z tym zdolności niektórych pierwiastków do wypierania innych) można znaleźć w podręczniku D.I. Mendelejewa „Podstawy chemii” (cytowanym z wydania z 1947 r. przy użyciu współczesnej terminologii): „. ..Profesor N. N. Beketow w swoim eseju „Badania nad zjawiskami represji” (Charków, 1865) zaproponował specjalną hipotezę, którą przedstawimy niemal słowami autora.

W przypadku aluminium tlenek Al2O3 jest silniejszy niż halogenki AlCl3 i AlI3. W tlenku stosunek Al:O = 112:100, dla chlorku Al: Cl = 25:100, dla jodku Al: I = 7:100. Dla srebra tlenek Ag2O (stosunek 1350:100) jest mniej trwały niż chlorek (Ag: Cl = = 100: 33), a jodek jest najsilniejszy (Ag: I = 85: 100). Z tych i podobnych przykładów jasno wynika, że ​​najmocniejsze połączenia to te, w których masy elementów łączących stają się prawie takie same. Dlatego istnieje tendencja do łączenia dużych mas z dużymi, a małych z małymi, np.: Ag2O + 2KI dają K2O + 2AgI. Z tego samego powodu, kiedy podwyższonych temperaturach Ag2O, HgO, Au2O3 i podobne tlenki o nierównych masach ulegają rozkładowi, natomiast tlenki metali lekkich i wody nie rozkładają się tak łatwo. Najbardziej żaroodporne tlenki - MgO, CaO, SiO2, Al2O3 - zbliżają się do stanu równych mas. Z tego samego powodu HI rozkłada się łatwiej niż HCl. Chlor nie ma wpływu na MgO i Al2O3, ale działa na CaO, Ag2O itp.

Mendelejew konkluduje, że aby zrozumieć prawdziwe zależności powinowactwa, uzupełnienia mechanicznej teorii zjawisk chemicznych podane przez Beketowa są wciąż niewystarczające. Niemniej jednak w jego sposobie wyjaśniania względnej wytrzymałości wielu stawów można dostrzec bardzo ciekawe sformułowanie kwestii o pierwszorzędnym znaczeniu. Bez takich prób niemożliwe jest uchwycenie złożonych obiektów wiedzy eksperymentalnej.”

Tak więc, nie umniejszając zasług wybitnego chemika, należy uznać, że chociaż teoria N.N. Beketowa odegrała zauważalną rolę w rozwoju chemii teoretycznej, ustalenie względnej aktywności metali w reakcji wypierania wodoru z kwasów i odpowiedniego szeregu działań metali nie należy mu przypisywać: jego mechaniczna teoria zjawisk chemicznych pozostała w historii chemii jako jeden z jej wielu etapów.

Dlaczego w niektórych książkach Beketowowi przypisuje się coś, czego nie odkrył? Tradycja ta, podobnie jak wiele innych, pojawiła się prawdopodobnie na przełomie lat 40. i 50. XX wieku. XX w., kiedy w ZSRR szalała kampania przeciwko „pochlebstwu Zachodu”, a autorzy musieli po prostu przypisywać wszystkie mniej lub bardziej zauważalne odkrycia naukowe wyłącznie naukowcom krajowym, a nawet cytowanie autorów zagranicznych uznawano za wywrotowe (było w tych latach żartowano, że „Rosja jest kolebką słoni”). Na przykład M.V. Łomonosowowi przypisuje się odkrycie prawa zachowania energii, które odkryto dopiero w połowie XIX wieku. Oto konkretny przykład przedstawienia historii nauki tamtych czasów. W książce Włodzimierza Orłowa „O odważnej myśli” (Moskwa: Młoda Gwardia, 1953) wynalazki w dziedzinie elektryczności opisano następującymi słowami: „Cudzoziemcy zniszczyli kolebkę światła elektrycznego... Cudowny rosyjski wynalazek został skradziony przez Amerykanie... Edison w Ameryce zachłannie zaczął udoskonalać rosyjski wynalazek... Zagraniczni naukowcy okaleczają lampę elektryczną stworzoną przez geniusz narodu rosyjskiego... Amerykańscy imperialiści zhańbili elektryczność... W ślad za nimi faszyści jugosłowiańscy zhańbił światło elektryczne…” – itd., itd. Pojedyncze echa tamtych czasów złej pamięci najwyraźniej pozostały w niektórych podręcznikach i należy się ich pozbyć. Jak powiedział jeden z historyków chemii: „Łomonosow jest na tyle wielki, że nie przypisuje mu odkryć innych ludzi”.

„Świeca się paliła…”

Zjawiska obserwowane podczas spalania świecy są takie, że nie ma ani jednego prawa natury, na które nie miałoby to wpływu w ten czy inny sposób.

Michael Faraday. Historia świecy

Ta historia dotyczy „dochodzenia eksperymentalnego”. Najważniejszą rzeczą w chemii jest eksperymentowanie. W laboratoriach na całym świecie przeprowadzono i nadal przeprowadza się miliony różnych eksperymentów, jednak niezwykle rzadko zdarza się, aby profesjonalny badacz robił to tak, jak robią to niektórzy młodzi chemicy: a co, jeśli okaże się coś interesującego? Najczęściej badacz ma jasno sformułowaną hipotezę, którą stara się albo potwierdzić, albo obalić eksperymentalnie. Ale teraz eksperyment się skończył, wynik został uzyskany. Jeśli nie zgadza się z hipotezą, to jest błędny (oczywiście, jeśli eksperyment zostanie przeprowadzony poprawnie i zostanie kilkukrotnie powtórzony). A co jeśli się zgodzi? Czy to oznacza, że ​​hipoteza jest słuszna i czas przenieść ją do kategorii teorii? Początkujący badacz czasami tak myśli, ale doświadczony nie śpieszy się z wnioskami, tylko najpierw intensywnie zastanawia się, czy uzyskany wynik da się wytłumaczyć w jakiś inny sposób.

Historia chemii zna tysiące przykładów użyteczności takiego „myślenia”. Kolejne trzy historie poświęcone są temu, jak niebezpieczna może być wiara, że ​​„udany” eksperyment dowodzi słuszności hipotezy. Czasami takie doświadczenia są pokazywane na lekcjach. Małe drewniane lub piankowe kółko może unosić się w talerzu z wodą, na którym zamontowana jest płonąca świeca. Odwrócony szklany słój opuszcza się na okrąg ze świecą i umieszcza w tej pozycji na dnie talerza. Po pewnym czasie świeca gaśnie, a część słoja napełnia się wodą. Eksperyment ten ma wykazać, że tylko jedna piąta powietrza (tlenu) wspomaga spalanie. Rzeczywiście na pierwszy rzut oka wydaje się, że poziom wody podniósł się o około jedną piątą, chociaż zwykle nie dokonuje się dokładniejszych pomiarów. Na pierwszy rzut oka eksperyment jest prosty i całkiem przekonujący: w końcu tlen w powietrzu stanowi naprawdę 21% objętościowych. Jednak z chemicznego punktu widzenia nie wszystko jest w porządku. Rzeczywiście, świece są wykonane z parafiny, a parafina składa się z węglowodorów nasyconych o składzie C N H2 N+2 z 18–35 atomami węgla. Równanie reakcji spalania można zapisać w ogólnej postaci w następujący sposób: C N H2 N +2 + (3 N+ 1)/2 O2 → N CO2 + ( N+ 1)H2O. Ponieważ N jest duży, wówczas współczynnik przed tlenem jest bardzo bliski 1,5 N(Dla N= 18 różnicy pomiędzy (3 N+ +1)/2 i 1,5 N będzie wynosić mniej niż 2%. N= 30, będzie jeszcze mniej). Zatem na każde 1,5 objętości zużytego tlenu uwalniana jest 1 objętość CO2. Dlatego nawet jeśli cały tlen z puszki (tam 0,21 objętościowo) zostanie zużyty, to zamiast niego po spaleniu powinno zostać uwolnione 0,21:1,5 = 0,14 objętości dwutlenku węgla. Oznacza to, że woda w ogóle nie powinna wypełniać jednej piątej słoika!

Ale czy to rozumowanie jest prawidłowe? Przecież dwutlenek węgla, jak wiadomo, dobrze rozpuszcza się w wodzie. Może wszyscy „wpadną do wody”? Proces rozpuszczania tego gazu jest jednak bardzo powolny. Specjalne eksperymenty wykazały to: czysta woda prawie nie podnosi się w ciągu godziny w odwróconym słoju wypełnionym CO2. Eksperyment ze świecą trwa niecałą minutę, więc nawet przy całkowitym zużyciu tlenu woda powinna przedostać się do słoika w ilości zaledwie 0,21 – 0,1 = 0,07 jego objętości (około 7%).

Ale to nie wszystko. Okazuje się, że świeca „spala” nie cały tlen znajdujący się w słoiku, a jedynie jego niewielką część. Analiza powietrza, w którym zgasła świeca, wykazała, że ​​nadal zawierało ono 16% tlenu (co ciekawe, zawartość tlenu w normalnym wydychanym powietrzu przez człowieka spada mniej więcej do tego samego poziomu). Oznacza to, że woda praktycznie w ogóle nie powinna dostać się do słoika! Doświadczenie pokazuje jednak, że tak nie jest. Jak możemy to wyjaśnić?

Najprostsze założenie: płonąca świeca podgrzewa powietrze, zwiększa się jej objętość, a część powietrza opuszcza słoik. Po ostygnięciu powietrza w słoiku (dzieje się to dość szybko) ciśnienie w nim spada, a woda dostaje się do słoika pod wpływem zewnętrznego ciśnienia atmosferycznego. Zgodnie z prawem gazy doskonałe(a powietrze w pierwszym przybliżeniu można uznać za gaz doskonały), aby objętość powietrza wzrosła o 1/5, jego temperatura (bezwzględna) również musi wzrosnąć o 1/5, czyli wzrosnąć z 293 K (20°C) do 1,2293 = 352 K (około 80°C). Nie tak bardzo! Ogrzanie powietrza płomieniem świecy do temperatury 60° jest całkiem możliwe. Pozostaje tylko sprawdzić doświadczalnie, czy w trakcie doświadczenia ze słoika wydostaje się powietrze.

Pierwsze eksperymenty nie wydawały się jednak potwierdzać tego przypuszczenia. I tak, w serii eksperymentów przeprowadzonych z szerokim słojem o pojemności 0,45 litra, nie zaobserwowano zauważalnych oznak „bulgotania” powietrza spod krawędzi słoika. Kolejna nieoczekiwana obserwacja: podczas palenia się świecy do słoika prawie nie przedostawała się woda.

I dopiero gdy świeca zgasła, poziom wody w odwróconym słoju szybko się podniósł. Jak to wyjaśnić?

Można przypuszczać, że podczas palenia się świecy nagrzewa się powietrze w słoju, ale jednocześnie nie zwiększa się jej objętość, ale ciśnienie, co zapobiega wchłanianiu wody. Po ustaniu spalania powietrze w słoiku ochładza się, jego ciśnienie spada, a woda podnosi się. Jednakże to wyjaśnienie nie jest odpowiednie. Po pierwsze, woda nie jest ciężką rtęcią, co przy niewielkim wzroście ciśnienia uniemożliwiłoby wypuszczenie powietrza ze słoika. (Uszczelnienie rtęciowe było kiedyś używane przez wszystkich fizyków i chemików zajmujących się badaniem gazów.) Rzeczywiście woda jest 13,6 razy lżejsza od rtęci, a wysokość uszczelnienia wodnego między krawędzią słoika a poziomem wody w talerzu jest niewielka. Dlatego nawet niewielki wzrost ciśnienia nieuchronnie spowoduje „pęcherzyki” powietrza przez zawór.

Drugi zarzut jest jeszcze poważniejszy. Nawet jeśli poziom wody w talerzu byłby wyższy i woda nie wypuściłaby ze słoika ogrzanego powietrza pod zwiększonym ciśnieniem, to po ostygnięciu powietrza w słoiku zarówno jego temperatura, jak i ciśnienie powróciłyby do pierwotnych wartości. Zatem nie byłoby powodu, aby powietrze przedostawało się do słoika.

Zagadkę rozwiązano jedynie zmieniając mały szczegół w trakcie eksperymentu. Zwykle słoik „kładzie się” na świecę. Może więc to jest przyczyną dziwnego zachowania się powietrza w słoiczku? Płonąca świeca tworzy przepływ ogrzanego powietrza w górę, a gdy słoik przesuwa się od góry, gorące powietrze wypiera chłodniejsze powietrze ze słoika, zanim krawędź słoika dotknie wody. Następnie temperatura powietrza w słoiku podczas palenia się świecy niewiele się zmienia, więc powietrze z niej nie opuszcza (a także nie wchodzi do środka). A kiedy spalanie ustanie i gorące powietrze w słoiku ostygnie, ciśnienie w nim zauważalnie spada, a zewnętrzne ciśnienie atmosferyczne wtłacza część wody do słoika.

Aby sprawdzić to założenie, w kilku eksperymentach „nakładano” słój na świecę nie od góry, a z boku, niemal dotykając płomienia krawędzią słoja, po czym słój ustawiano na dnie talerza za pomocą szybki ruch w dół. I natychmiast spod krawędzi słoiczka zaczęły wydobywać się pęcherzyki powietrza! Naturalnie, gdy świeca przestała się palić, do środka została zassana woda - mniej więcej do tego samego poziomu, co w poprzednich eksperymentach.

Zatem ten eksperyment ze świecą nie może w żaden sposób zilustrować składu powietrza. Ale potwierdza po raz kolejny mądre powiedzenie wielki fizyk, zawarty w motto.

Zbliżamy się do równowagi...

Rozważmy inne błędne wyjaśnienie eksperymentu, w którym podgrzewane są również gazy. To wyjaśnienie znalazło się w popularnych artykułach z chemii, a nawet w podręcznikach uniwersyteckich. I tak w wielu zagranicznych podręcznikach chemii ogólnej opisano piękny eksperyment, którego istotę zilustrujemy cytatem z podręcznika Noela Waite’a „Chemical Kinetics”. „Metoda relaksacyjna. Metoda Eigena, za którą autor został nagrodzony w 1967 roku. nagroda Nobla w chemii nazywa się metodą relaksacyjną. Układ reagujący osiąga stan równowagi w określonych warunkach. Warunki te (temperatura, ciśnienie, pole elektryczne) zostają wówczas szybko zakłócone – szybciej niż przesunięcia równowagi. System ponownie osiąga równowagę, ale teraz w nowych warunkach; nazywa się to „relaksacją do nowej pozycji równowagi”. Podczas relaksacji monitorują zmiany niektórych właściwości układu...

Eksperyment wykazujący zjawisko relaksacji.

W niektórych przypadkach stan równowagi w nowych warunkach ustala się na tyle wolno, że zmianę stężenia można monitorować zwykłymi technikami laboratoryjnymi i dzięki temu zaobserwować zjawisko relaksacji. Jako przykład rozważ przejście dwutlenku azotu (ciemnobrązowego gazu) w dimer (bezbarwny gaz):

Napełnij szklaną strzykawkę gazową około 80 cm3 gazu. Szybko naciśnij tłok strzykawki i skompresuj gaz do objętości 50–60 cm3. Sprawdź, czy zmienił się kolor gazu. Początkowo nastąpi szybkie ciemnienie gazu w miarę wzrostu stężenia NO2, ale potem nastąpi powolne rozjaśnianie w miarę wzrostu stężenia NO2. wysokie ciśnienie sprzyja tworzeniu się N2O4, a równowaga zostanie osiągnięta w nowych warunkach zewnętrznych.”

W wielu podręcznikach podobny opis znajduje się w celu zilustrowania zasady Le Chateliera: wraz ze wzrostem ciśnienia gazu równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszania się liczby cząsteczek, w tym przypadku w stronę bezbarwnego dimeru N2O4. Tekstowi towarzyszą trzy kolorowe fotografie. Pokazują, jak zaraz po sprasowaniu początkowo żółtawo-brązowa mieszanina staje się ciemnobrązowa, a na trzecim zdjęciu, wykonanym kilka minut później, mieszanina gazów w strzykawce zauważalnie się rozjaśnia.

Czasem dodają, że tłok trzeba wcisnąć jak najszybciej, żeby równowaga nie miała w tym czasie czasu na przesunięcie.

Na pierwszy rzut oka wyjaśnienie to wygląda bardzo przekonująco. Jednak ilościowe badanie procesów w strzykawce całkowicie obala wszystkie wnioski. Faktem jest, że wskazana równowaga pomiędzy dwutlenkiem azotu NO2 i jego dimerem (czterotlenkiem azotu) N2O4 ustala się niezwykle szybko: w milionowych części sekundy! Dlatego nie jest możliwe skompresowanie gazu w strzykawce szybciej niż ustalona jest ta równowaga. Nawet jeśli poruszysz tłokiem w stalowej „strzykawce” za pomocą eksplozji, równowaga najprawdopodobniej będzie miała czas na ustalenie się, gdy tłok porusza się z powodu swojej bezwładności. Jak inaczej wytłumaczyć zjawisko zaobserwowane w tym eksperymencie? Oczywiście zmniejszenie objętości i odpowiedni wzrost stężenia gazu prowadzi do zwiększenia koloru. Ale nie to główny powód. Każdy, kto napompował dętkę rowerową pompką ręczną, wie, że pompka (zwłaszcza aluminiowa) bardzo się nagrzewa. Tarcie tłoka o rurkę pompy nie ma z tym nic wspólnego - można to łatwo sprawdzić wykonując kilka wahnięć jałowych, gdy powietrze w pompie nie jest sprężone. Ogrzewanie następuje w wyniku tzw. kompresji adiabatycznej – gdy ciepło nie ma czasu na rozproszenie się w otaczającej przestrzeni. Oznacza to, że sprężana mieszanina tlenków azotu powinna się nagrzewać. Po podgrzaniu równowaga w tej mieszaninie przesuwa się silnie w kierunku dwutlenku.

Jak gorąca będzie mieszanina po skompresowaniu? W przypadku sprężania powietrza w pompie ogrzewanie można łatwo obliczyć za pomocą równania adiabatycznego gaz doskonały: telewizjaγ–1 = stała, gdzie T– temperatura gazu (w Kelvinach), V– jego objętość, γ = S / C v– stosunek pojemności cieplnej gazu pod stałym ciśnieniem do pojemności cieplnej gazu przy stałej objętości. Dla gazów jednoatomowych (szlachetnych) γ = 1,66, dla dwuatomowych (powietrze do nich należy) γ = 1,40, dla trójatomowych (na przykład dla NO2) γ = 1,30 itd. Równanie adiabatyczne dla powietrza ściśliwego od objętości 1 do objętości 2 można przepisać jako T 2/ T 1 = (V 1/ V 2)γ–1. Jeśli tłok zostanie mocno dociśnięty do środka pompy, gdy objętość znajdującego się w nim powietrza zmniejszy się o połowę, to dla stosunku temperatur przed i po sprężaniu otrzymujemy równanie T 2/ T 1 = = 20,4 = 1,31. I jeśli T Zatem 1 = 293 K (20 °C). T 2 = 294 K (111°C)!

Niemożliwe jest bezpośrednie zastosowanie równania gazu doskonałego do obliczenia stanu mieszaniny tlenków azotu bezpośrednio po sprężeniu, ponieważ w tym procesie zmienia się nie tylko objętość, ciśnienie i temperatura, ale także liczba moli (stosunek NO2 N2O4) podczas reakcja chemiczna. Problem można rozwiązać jedynie poprzez całkowanie numeryczne równania różniczkowego, które uwzględnia, że ​​praca wykonywana w każdej chwili przez poruszający się tłok jest zużywana z jednej strony na ogrzewanie mieszaniny, z drugiej na dysocjację dimer. Zakłada się, że znana jest energia dysocjacji N2O4, pojemności cieplne obu gazów, wartość γ dla nich oraz zależność położenia równowagi od temperatury (wszystko to dane tabelaryczne). Obliczenia pokazują, że jeśli początkową mieszaninę gazów pod ciśnieniem atmosferycznym i w temperaturze pokojowej szybko skompresuje się do połowy swojej objętości, mieszanina nagrzeje się jedynie o 13°C. Jeśli skompresujesz mieszaninę, aż objętość zmniejszy się o trzy, temperatura wzrośnie o 21 ° C. Nawet niewielkie ogrzewanie mieszaniny znacznie przesuwa położenie równowagi w kierunku dysocjacji N2O4.

A potem już powoli się ochładza mieszanina gazów, co powoduje takie samo powolne przesunięcie równowagi w kierunku N2O4 i osłabienie barwy, jak zaobserwowano w doświadczeniu. Szybkość chłodzenia zależy od materiału ścianek strzykawki, ich grubości i innych warunków wymiany ciepła z otaczającym powietrzem, na przykład przeciągów w pomieszczeniu. Ważne jest, aby wraz ze stopniowym przesunięciem równowagi w prawo, w kierunku N2O4, nastąpiła dimeryzacja cząsteczek NO2 wraz z wydzieleniem ciepła, co zmniejsza szybkość wychładzania mieszaniny (podobnie jak na początku zamarzania wody w dużych zbiornikach zimy nie pozwala na szybki spadek temperatury powietrza).

Dlaczego żaden z eksperymentatorów nie odczuł nagrzewania się strzykawki po wciśnięciu tłoka? Odpowiedź jest bardzo prosta. Pojemności cieplne mieszaniny gazów i szkła (na jednostkę masy) nie różnią się zbytnio. Ale masa szklanego tłoka jest dziesiątki, a czasem setki razy większa niż masa gazu. Dlatego nawet jeśli całe ciepło chłodzącej mieszaniny gazów zostanie przeniesione na ścianki strzykawki, ścianki te nagrzeją się tylko o ułamek stopnia.

Rozważany układ z równowagą pomiędzy dwoma tlenkami azotu ma również znaczenie praktyczne. Pod niskim ciśnieniem mieszanina NO2 i N2O4 łatwo ulega upłynnieniu. Dzięki temu może być stosowany jako skuteczny chłodziwo, pomimo dużej aktywności chemicznej i działania korozyjnego na urządzenia. W przeciwieństwie do wody, która bierze energia cieplna z reaktora jądrowego nagrzewa się bardzo mocno i może nawet odparować; przekazanie ciepła mieszaninie tlenków azotu prowadzi głównie nie do jej nagrzania, ale do reakcji chemicznej - zerwania wiązania N–N w Cząsteczka N2O4. Rzeczywiście, rozerwanie wiązania N – N w jednym molu substancji (92 g) bez jego ogrzewania wymaga 57,4 kJ energii. Jeśli taką energię przeniesiemy na 92 ​​g wody o temperaturze 20°C, wówczas do ogrzania wody do wrzenia zostanie zużyte 30,8 kJ, a pozostałe 26,6 kJ doprowadzi do odparowania około 11 g wody! W przypadku tlenków azotu mieszanina nie nagrzewa się zbytnio, w zimniejszych miejscach instalacji krążąca mieszanina lekko się ochładza, równowaga przesuwa się w stronę N2O4 i mieszanina jest ponownie gotowa do odbioru ciepła.

Szereg aktywności elektrochemicznej metali (Zakres napięcia, zakres standardowych potencjałów elektrod) - kolejność ułożenia metali według zwiększania się ich standardowych potencjałów elektrochemicznych φ 0, odpowiadająca półreakcji redukcji kationu metalu Men n+: Me n+ + nē → Me

Szereg napięć charakteryzuje porównawczą aktywność metali w reakcjach redoks w roztworach wodnych.

Fabuła

Kolejność metali według kolejności zmian ich aktywności chemicznej w Ogólny zarys był już znany alchemikom. Za przejaw transmutacji pierwiastków uważano procesy wzajemnego wypierania metali z roztworów i ich osadzania powierzchniowego (na przykład wypieranie srebra i miedzi z roztworów ich soli przez żelazo).

Później alchemicy byli bliscy zrozumienia chemicznej strony wzajemnego wytrącania się metali z ich roztworów. I tak Angelus Sala w swoim dziele „Anatomia Vitrioli” (1613) doszedł do wniosku, że produkty reakcje chemiczne składają się z tych samych „składników”, które były zawarte w substancjach oryginalnych. Następnie Robert Boyle zaproponował hipotezę dotyczącą powodów, dla których jeden metal wypiera inny z rozwiązań opartych na koncepcjach korpuskularnych.

W dobie powstania chemii klasycznej ważnym aspektem zrozumienia stała się zdolność pierwiastków do wzajemnego wypierania się ze związków reaktywność. J. Berzelius w oparciu o elektrochemiczną teorię powinowactwa zbudował klasyfikację pierwiastków, dzieląc je na „metaloidy” (obecnie używa się określenia „niemetale”) i „metale” oraz umieszczając między nimi wodór.

Znana od dawna chemikom kolejność metali według ich zdolności do wzajemnego przemieszczania się została szczególnie dokładnie i wszechstronnie zbadana i uzupełniona przez N. N. Beketowa w latach sześćdziesiątych XIX wieku i latach następnych. Już w 1859 r. sporządził w Paryżu raport na temat „Badania zjawisk przemieszczania się jednych pierwiastków przez inne”. W pracy tej Beketow zawarł szereg uogólnień na temat zależności pomiędzy wzajemnym przemieszczaniem się pierwiastków a ich masą atomową, łącząc te procesy z „ pierwotne właściwości chemiczne pierwiastków – tzw. powinowactwo chemiczne„. Odkrycie przez Beketowa wypierania metali z roztworów ich soli przez wodór pod ciśnieniem oraz badanie działania redukującego glinu, magnezu i cynku w wysokich temperaturach (metalotermia) pozwoliło mu postawić hipotezę o związku między zdolnością niektórych pierwiastki wypierają inne ze związków swoją gęstością: lżejsze proste substancje są w stanie wypierać cięższe (dlatego szereg ten często nazywany jest również Szereg przemieszczeń Beketowa, lub po prostu Seria Beketowa).

Nie zaprzeczając znaczącym zasługom Beketowa w rozwoju nowoczesnych pomysłów na temat szeregu działań metali, należy uznać za błędne to, co jest aktualne w krajowych popularnych i literatura edukacyjna pomysł na niego jako jedynego twórcę tej serii. Liczne dane eksperymentalne uzyskane pod koniec XIX wieku obaliły hipotezę Beketowa. Dlatego William Odling opisał wiele przypadków „odwrócenia działania”. Na przykład miedź wypiera cynę ze stężonego zakwaszonego roztworu SnCl2 i ołów z kwaśnego roztworu PbCl2; jest również zdolny do rozpuszczenia się w stężonym kwasie solnym z wydzieleniem wodoru. Miedź, cyna i ołów znajdują się w szeregu na prawo od kadmu, ale mogą wyprzeć go z wrzącego, lekko zakwaszonego roztworu CdCl2.

Szybki rozwój teoretycznej i eksperymentalnej chemii fizycznej wskazał na jeszcze jedną przyczynę różnic w aktywności chemicznej metali. Wraz z rozwojem współczesnych koncepcji elektrochemii (głównie w pracach Waltera Nernsta) stało się jasne, że sekwencja ta odpowiada „szeregowi napięć” - ułożeniu metali według wartości standardowych potencjałów elektrod. Zatem zamiast cechy jakościowej - „skłonności” metalu i jego jonu do pewnych reakcji - Nerst wprowadził dokładną wartość ilościową charakteryzującą zdolność każdego metalu do przejścia do roztworu w postaci jonów, a także do redukcji od jonów do metalu na elektrodzie, a odpowiednia seria otrzymała nazwę zakres standardowych potencjałów elektrod.

Podstawy teoretyczne

Wartości potencjałów elektrochemicznych są funkcją wielu zmiennych i dlatego wykazują złożoną zależność od położenia metali w układzie okresowym. Zatem potencjał utleniający kationów wzrasta wraz ze wzrostem energii atomizacji metalu, wzrostem całkowitego potencjału jonizacji jego atomów i spadkiem energii hydratacji jego kationów.

W najbardziej ogólnej formie widać, że metale znajdujące się na początku okresów charakteryzują się niskimi wartościami potencjałów elektrochemicznych i zajmują miejsca po lewej stronie szeregu napięć. W tym przypadku naprzemienność metali alkalicznych i ziem alkalicznych odzwierciedla zjawisko podobieństwa diagonalnego. Scharakteryzowano metale położone bliżej środka okresów duże wartości potencjałów i zajmują miejsca w prawej połowie rzędu. Stały wzrost potencjału elektrochemicznego (od −3,395 V dla Eu 2+ /Eu [ ] do +1,691 V dla pary Au + /Au) odzwierciedla spadek aktywności redukującej metali (zdolność oddawania elektronów) i wzrost zdolności utleniającej ich kationów (zdolność przyjmowania elektronów). Zatem najsilniejszym środkiem redukującym jest metaliczny europ, a najsilniejszym utleniaczem są kationy złota Au+.

Wodór tradycyjnie zalicza się do szeregu napięć, ponieważ praktyczny pomiar potencjałów elektrochemicznych metali odbywa się za pomocą standardowej elektrody wodorowej.

Praktyczne wykorzystanie zakresu napięć

W praktyce do porównawczej [względnej] oceny aktywności chemicznej metali w reakcjach z wodnymi roztworami soli i kwasów oraz do oceny procesów katodowych i anodowych podczas elektrolizy stosuje się w praktyce szereg napięć:

• Metale na lewo od wodoru są silniejszymi środkami redukującymi niż metale na prawo: wypierają te ostatnie z roztworów soli. Przykładowo interakcja Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu jest możliwa tylko w kierunku do przodu.
• Metale w rzędzie na lewo od wodoru wypierają wodór podczas interakcji z wodnymi roztworami kwasów nieutleniających; najbardziej aktywne metale (do aluminium włącznie) - i podczas interakcji z wodą.
• Metale szeregowe po prawej stronie wodoru nie oddziałują w normalnych warunkach z wodnymi roztworami kwasów nieutleniających.
• Podczas elektrolizy na katodzie uwalniane są metale znajdujące się na prawo od wodoru; redukcji metali średnio aktywnych towarzyszy wydzielanie wodoru; Najbardziej aktywnych metali (aż do aluminium) nie da się w normalnych warunkach wyizolować z wodnych roztworów soli.

Tabela potencjałów elektrochemicznych metali

Metal	Kation	φ 0, V	Reaktywność	Elektroliza (na katodzie):
	Li+	-3,0401	reaguje z wodą	wydziela się wodór
	CS+	-3,026
	Rb+	-2,98
	K+	-2,931
	Fr+	-2,92
	Ra2+	-2,912
	Ba 2+	-2,905
	Sr 2+	-2,899
	Ca2+	-2,868
	UE 2+	-2,812
	Na+	-2,71
	Sm2+	-2,68
	Md 2+	-2,40	reaguje z wodnymi roztworami kwasów
	La 3+	-2,379
	Y 3+	-2,372
	Mg2+	-2,372
	Ce3+	-2,336
	Pr 3+	-2,353
	Nd 3+	-2,323
	Era 3+	-2,331
	Ho 3+	-2,33
	Tm 3+	-2,319
	Sm3+	-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
	PM2+	-2,2
	Por. 2+	-2,12
	SC 3+	-2,077
	Mam 3+	-2,048
	Cm 3+	-2,04
	Pu 3+	-2,031
	Era 2+	-2,0
	Pr 2+	-2,0
	UE 3+	-1,991
	Lr 3+	-1,96
	Por. 3+	-1,94
	Es 3+	-1,91
	Cz 4+	-1,899
	FM 3+	-1,89
	Np 3+	-1,856
	Bądź 2+	-1,847
	U 3+	-1,798
	Al 3+	-1,700
	MD 3+	-1,65
	Ti2+	-1,63		reakcje konkurencyjne: zarówno uwalnianie wodoru, jak i uwalnianie czystego metalu
	Hf 4+	-1,55
	Zr 4+	-1,53
	Pa 3+	-1,34
	Ti 3+	-1,208
	Yb 3+	-1,205
	Nie 3+	-1,20
	Ti 4+	-1,19
	Mn 2+	-1,185
	V2+	-1,175
	Uwaga 3+	-1,1
	Uwaga 5+	-0,96
	V 3+	-0,87
	Cr2+	-0,852
	Zn2+	-0,763
	Cr 3+	-0,74
	Ga 3+	-0,560