Электрохимический ряд металлов

При погружении металлической пластины (электрода) в раствор соли данного металла может происходить один из двух процессов:

1. Если металл является активным восстановителем (то есть легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:

Me⁰ + mH2) àMeⁿ⁺ * mH2O + ne

в растворе на электроде

Или без учёта гидратации ионов:

Me⁰ à Meⁿ⁺ + ne

В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней, и поэтому прилегающий к пластинке слой растворов заряжается положительно. Таким образом на границе металл – раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС).

2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счёт имеющихся в ней свободных электронов:

Meⁿ⁺ + ne à Me⁰

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно. Таким образом и в этом случае образуется ДЭС.

Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл – раствор, называется электродным потенциалом.

Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряются относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю.

Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Разность потенциалов между металлом, погружённым в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (E⁰).

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений.

Электродные потенциалы щелочных и щелочноземельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.

Значение электродного потенциала количественно характеризует способность металла отдавать электроны, то есть его восстановительные свойства (химическую активность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах слева направо уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов слева направо увеличивается.

Металлический литий Li – самый сильный восстановитель, а золото Au – самый слабый. Ион золота Au³⁺ – самый сильный окислитель, ион лития Li⁺ – самый слабый.

На основании ряда напряжений можно сделать некоторые важные заключения о химической активности металлов.

1. Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие (уд. на 1-ый слог) значения стандартных электродных потенциалов, то есть являющиеся менее сильными восстановителями.

2. Металлы, имеющие очень низкие стандартный электродный потенциал меньше нуля (то есть потенциала стандартного водородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

3. Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, то есть являющиеся сильными восстановителями (от лития до натрия) в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Положение металлов в электрохимическом ряду напряжений не вполне соответствует их положению в периодической системе. Это объясняется тем, что при изменении электродных потенциалов учитывается не только энергия отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергия, которая тратится на разрушение кристаллической решётки, а также энергия, которая выделяется при гидратации ионов.

Например, в соответствии с положением в ПС, Na – более активный металл, чем Li. Однако E_Li⁰ < E_Na⁰,то есть в водных растворах литий проявляет большую (уд. на 1-ый слог) восстановительную активность, чем натрий. Это объясняется тем, что энергия гидратации ионов лития Li⁺ значительно больше энергии гидратации ионов Na⁺, поэтому процесс образования гидратированных ионов лития (Li + mH2O à Li⁺ * mH2O + e) является энергетически более выгодным, чем процесс образования гидратированных ионов натрия.

Вопрос №17

Коррозия металлов

Коррозия – это химическое и электрохимическое разрушение металлов и их сплавов в результате воздействия на них окружающей среды.

Способы борьбы с коррозией

Существует несколько направлений борьбы с коррозией металлов:

1. Изоляция поверхности металлов различными способами:

a) Катодное покрытие – покрытие менее активными металлами;

b) Анодное покрытие – покрытие более активными металлами;

c) Покрытие лаками, красками, эмалями.

2. Изменение состава среды (использование ингибиторов);

3. Электрохимическая защита металлов;

4. Создание композиционных материалов;

5. Использование химически стойких заменителей металлов (полимеры, керамика, стекло).

Вопрос №18

Неметаллы

Из 109 известных элементов более 20 относятся к неметаллам. Роль неметаллов и их соединений в природе очень велика. Неметаллы составляют более 84% от массы почвы, 98,5% от массы растений и 97,6% от массы тела человека. Шесть неметаллов – углерод, водород, кислород, азот, фосфор и сера – являются органогенными элементами, так как входят в состав молекул белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот.

Неметаллы в периодической системе расположены справа от диагонали «бор – астат». Это элементы главных подгрупп III, IV, V, VI, VII и VIII групп. К неметаллам относятся: бор, углерод, кремний, азот, фосфор, мышьяк (арсеникум), кислород, сера, селен, теллур, водород, фтор, хлор, бром, йод, астат. К неметаллам также относятся благородные газы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон.

Среди неметаллов два элемента – водород и гелий – относятся к s-семейству, все остальные принадлежат к p-семейству.

На внешнем электронном слое у атомов неметаллов находиться различное число электронов: у атома водорода – один электрон (1s¹), у атома гелия – два электрона (1s²), у атома бора три электрона (2s²2p¹).Однако атомы большинства неметаллов, в отличие от атомов металлов, на внешнем электронном слое имеют большое число электронов – от 4 до 8; их электронные конфигурации изменяются от ns²np⁶ у атомов элементов главной подгруппы IV группы до ns²np⁶ у атомов инертных газов.