Reakcje z metalami aktywnymi. Metale aktywne. Przykłady rozwiązywania problemów

Metale, które łatwo reagują, nazywane są metalami aktywnymi. Należą do nich metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych i aluminium.

Pozycja w układzie okresowym

Właściwości metaliczne pierwiastków maleją od lewej do prawej strony układu okresowego. Dlatego za najbardziej aktywne uważa się elementy z grup I i ​​II.

Ryż. 1. Metale aktywne w układzie okresowym.

Wszystkie metale są czynnikami redukującymi i łatwo rozstają się z elektronami na zewnętrznym poziomie energii. Metale aktywne mają tylko jeden lub dwa elektrony walencyjne. W tym przypadku właściwości metaliczne rosną od góry do dołu wraz ze wzrostem liczby poziomów energii, ponieważ Im dalej elektron znajduje się od jądra atomu, tym łatwiej jest go oddzielić.

Za najbardziej aktywne uważa się metale alkaliczne:

• lit;
• sód;
• potas;
• rubid;
• cez;
• Francuski

Metale ziem alkalicznych obejmują:

• beryl;
• magnez;
• wapń;
• stront;
• bar;
• rad.

Stopień aktywności metalu można określić za pomocą szeregu elektrochemicznego napięć metalu. Im dalej na lewo od wodoru znajduje się pierwiastek, tym jest on bardziej aktywny. Metale na prawo od wodoru są nieaktywne i mogą reagować tylko ze stężonymi kwasami.

Ryż. 2. Szeregi elektrochemiczne napięć metali.

Na liście metali aktywnych w chemii znajduje się także aluminium, znajdujące się w grupie III i na lewo od wodoru. Aluminium jednak znajduje się na pograniczu metali aktywnych i średnioaktywnych i w normalnych warunkach nie reaguje z niektórymi substancjami.

Nieruchomości

Metale aktywne są miękkie (można je ciąć nożem), lekkie i mają niską temperaturę topnienia.

Główne właściwości chemiczne metali przedstawiono w tabeli.

Reakcja	Równanie	Wyjątek
Metale alkaliczne zapalają się samorzutnie w powietrzu podczas interakcji z tlenem	K + O 2 → KO 2	Lit reaguje z tlenem tylko w wysokich temperaturach
Metale ziem alkalicznych i aluminium tworzą w powietrzu warstewki tlenkowe i samozapalają się po podgrzaniu	2Ca + O2 → 2CaO
Reaguje z prostymi substancjami tworząc sole	Ca + Br2 → CaBr2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aluminium nie reaguje z wodorem
Reaguje gwałtownie z wodą tworząc zasady i wodór	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Reakcja z litem jest powolna. Aluminium reaguje z wodą dopiero po usunięciu warstwy tlenkowej
Reaguje z kwasami tworząc sole	Ca + 2HCl → CaCl2 + H2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H2
Wchodzi w interakcję z roztworami soli, reagując najpierw z wodą, a następnie z solą	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H 2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Metale aktywne łatwo reagują, dlatego w przyrodzie występują tylko w mieszaninach - minerałach, skałach.

Ryż. 3. Minerały i czyste metale.

Czego się nauczyliśmy?

Do metali aktywnych zaliczają się pierwiastki z grupy I i II - metale alkaliczne i ziem alkalicznych, a także aluminium. O ich aktywności decyduje budowa atomu – kilka elektronów łatwo oddziela się od zewnętrznego poziomu energii. Są to miękkie metale lekkie, które szybko reagują z substancjami prostymi i złożonymi, tworząc tlenki, wodorotlenki i sole. Aluminium jest bliższe wodorowi i jego reakcja z substancjami wymaga dodatkowych warunków - wysokich temperatur, zniszczenia warstwy tlenkowej.

Testuj w temacie

Ocena raportu

Średnia ocena: 4.4. Łączna liczba otrzymanych ocen: 388.

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. Główne właściwości fizyczne aluminium to 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. Konfiguracja elektroniczna zewnętrznego poziomu energii to 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.

Istnieją różne rodzaje stali, na przykład stale konstrukcyjne, nierdzewne, narzędziowe, żaroodporne i kriogeniczne, które rozróżnia się ze względu na ich przeznaczenie. Ze względu na skład chemiczny dzielimy je na węglowe (nisko-, średnio- i wysokowęglowe) oraz stopowe (nisko-, średnio- i wysokostopowe). W zależności od budowy wyróżnia się stale austenityczne, ferrytyczne, martenzytyczne, perlityczne i bainityczne.

Stale znalazły zastosowanie w wielu sektorach gospodarki narodowej, takich jak budownictwo, przemysł chemiczny, petrochemiczny, ochrona środowiska, transport energetyczny i inne.

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	Udziały masowe metali w stopie: 20,98%, 79,02%

Szereg aktywności elektrochemicznej metali(seria napięć, szereg potencjałów elektrod standardowych) - ciąg, w którym metale są ułożone w kolejności rosnącej ich standardowych potencjałów elektrochemicznych φ 0, odpowiadający półreakcji redukcji kationu metalu Me n+: Me n+ + nē → Ja

Praktyczne wykorzystanie szeregów aktywności metali

W praktyce do oceny porównawczej aktywności chemicznej metali w reakcjach z wodnymi roztworami soli i kwasów oraz do oceny procesów katodowych i anodowych podczas elektrolizy stosuje się 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 średnioaktywnych towarzyszy wydzielanie wodoru; Najbardziej aktywnych metali (aż do aluminium) nie da się w normalnych warunkach wyizolować z wodnych roztworów soli.

Za najbardziej aktywne uważa się metale alkaliczne:

• lit;
• sód;
• potas;
• rubid;
• cez;
• Francuski

Właściwości regenerujące- są to główne właściwości chemiczne charakterystyczne dla wszystkich metali. Przejawiają się w interakcji z szeroką gamą utleniaczy, w tym z utleniaczami pochodzącymi ze środowiska. Ogólnie interakcję metalu z utleniaczami można wyrazić następującym schematem:

Ja + Utleniacz" Ja(+X),

Gdzie (+X) jest dodatnim stopniem utlenienia Me.

Przykłady utleniania metali.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Seria aktywności metali

Właściwości redukujące metali różnią się od siebie. Potencjały elektrod E są wykorzystywane jako ilościowa charakterystyka właściwości redukcyjnych metali.

Im bardziej aktywny jest metal, tym bardziej ujemny jest jego standardowy potencjał elektrody Eo.

Metale ułożone w rzędzie wraz ze spadkiem ich aktywności oksydacyjnej tworzą serię aktywności.

Seria aktywności metali

Ja

Li

K

Ok

Nie

Mg

Glin

Mn

Zn

Kr

Fe

Ni

sen

Pb

H 2

Cu

Ag

Au

Ja z+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al 3+

Mn 2+

Zn2+

Cr 3+

Fe2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

H+

Cu2+

Ag+

Au 3+

E o, B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Metal o bardziej ujemnej wartości Eo jest w stanie redukować kation metalu o bardziej dodatnim potencjale elektrody.

Redukcja metalu z roztworu jego soli za pomocą innego metalu o większej aktywności redukującej nazywa się cementacją. Cementowanie stosowane jest w technologiach metalurgicznych.

W szczególności Cd otrzymuje się przez redukcję go z roztworu jego soli z cynkiem.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Oddziaływanie metali z tlenem

Tlen jest silnym utleniaczem. Może utleniać większość metali z wyjątkiemAuIPt . Metale wystawione na działanie powietrza wchodzą w kontakt z tlenem, dlatego badając chemię metali, zawsze zwraca się uwagę na specyfikę interakcji metalu z tlenem.

Wszyscy wiedzą, że żelazo w wilgotnym powietrzu pokrywa się rdzą – uwodnionym tlenkiem żelaza. Jednak wiele metali w stanie zwartym w niezbyt wysokich temperaturach wykazuje odporność na utlenianie, ponieważ tworzą na swojej powierzchni cienkie warstwy ochronne. Te warstwy produktów utleniania zapobiegają kontaktowi środka utleniającego z metalem. Zjawisko tworzenia się warstw ochronnych na powierzchni metalu, które zapobiegają utlenianiu metalu, nazywa się pasywacją metalu.

Wzrost temperatury sprzyja utlenianiu metali tlenem. Aktywność metali wzrasta w stanie drobno pokruszonym. Większość metali w postaci proszku spala się w tlenie.

s-metale

Wykaż największą aktywność redukującąS-metale. Metale Na, K, Rb Cs mogą zapalić się w powietrzu i są przechowywane w szczelnych naczyniach lub pod warstwą nafty. Be i Mg są pasywowane w niskich temperaturach powietrza. Ale po zapaleniu taśma Mg płonie oślepiającym płomieniem.

MetaleIIPodgrupy A i Li podczas interakcji z tlenem tworzą tlenki.

2Ca + O2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

Metale alkaliczne, z wyjątkiemLi, wchodząc w interakcję z tlenem, nie tworzą tlenków, ale nadtlenkiJa 2 O 2 i ponadtlenkiJaO 2 .

2Na + O2 = Na2O2

K + O 2 = KO 2

p-metale

Metale należące doP- blok pasywowany jest w powietrzu.

Podczas spalania w tlenie

• metale podgrupy IIIA tworzą tlenki tego typu Ja 2 O 3,
• Sn utlenia się do SnO 2 i Pb - do PbO
• Bi idzie do Bi2O3.

metale d

WszystkoD-okres 4 metale utleniają się pod wpływem tlenu. Sc, Mn, Fe najłatwiej ulegają utlenieniu. Szczególnie odporne na korozję są Ti, V, Cr.

Podczas spalania w tlenie ze wszystkichD

Podczas spalania w tlenie ze wszystkichD-z pierwiastków okresu 4 tylko skand, tytan i wanad tworzą tlenki, w których Me znajduje się na najwyższym stopniu utlenienia, równym liczbie grupowej. Metale d z pozostałego okresu 4, spalane w tlenie, tworzą tlenki, w których Me znajduje się na pośrednim, ale stabilnym stopniu utlenienia.

Rodzaje tlenków powstających przez metale D z okresu 4 podczas spalania w tlenie:

• JaO tworzą Zn, Cu, Ni, Co. (w T>1000°C Cu tworzy Cu 2 O),
• Ja 2 O 3, formy Cr, Fe i Sc,
• MeO 2 - Mn i Ti,
• V tworzy wyższy tlenek - V 2 O 5 .

D-metale okresów 5 i 6, z wyjątkiem Y, La, bardziej odporny na utlenianie niż wszystkie inne metale. Nie reaguje z tlenem Au, cz .

Podczas spalania w tlenieD-metale okresów 5 i 6 z reguły tworzą wyższe tlenki, wyjątkami są metale Ag, Pd, Rh, Ru.

Rodzaje tlenków powstających przez metale d okresów 5 i 6 podczas spalania w tlenie:

• Ja 2 O 3- forma Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Ir:
• Ja 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Mo, W
• Ja 2 O 7- Tc, Re
• JaO 4 - Os
• JaO- Cd, Hg, Pd;
• Ja 2 O- Ag;

Oddziaływanie metali z kwasami

W roztworach kwasowych kation wodoru jest środkiem utleniającym. Kation H+ może utleniać metale o szeregu aktywności aż do wodoru, tj. posiadające potencjały elektrod ujemnych.

Wiele metali po utlenieniu przekształca się w kationy w kwaśnych roztworach wodnychJa z + .

Aniony wielu kwasów mogą wykazywać właściwości utleniające silniejsze niż H +. Do takich utleniaczy zaliczają się aniony i najczęstsze kwasy H 2 WIĘC 4 IHNO 3 .

Aniony NO 3 - wykazują właściwości utleniające w dowolnym stężeniu w roztworze, jednak produkty redukcji zależą od stężenia kwasu i charakteru utlenianego metalu.

Aniony SO 4 2- wykazują właściwości utleniające tylko w stężonym H 2 SO 4.

Produkty redukcji utleniaczy: H + , NO 3 - , WIĘC 4 2 -

2Н + + 2е - =H 2

WIĘC 4 2- ze stężonego H 2 SO 4 WIĘC 4 2- + 2e - + 4 H + = WIĘC 2 + 2 H 2 O

(możliwe jest również tworzenie się S, H2S)

NO 3 - ze stężonego HNO 3 NIE 3 - + mi - + 2H + = NO2 + H2O
NO 3 - z rozcieńczonego HNO 3 NIE 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

(możliwe jest również tworzenie N 2 O, N 2, NH 4 +)

Przykłady reakcji metali i kwasów

Zn + H 2 SO 4 (rozcieńczony) „ ZnSO 4 + H 2

8Al + 15H 2 SO 4 (k.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

3Ni + 8HNO 3 (rozcieńcz.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 4HNO 3 (k.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Produkty utleniania metali w roztworach kwaśnych

Metale alkaliczne tworzą kation typu Me +, metale S drugiej grupy tworzą kationy Ja 2+.

Po rozpuszczeniu w kwasach metale bloku p tworzą kationy wskazane w tabeli.

Metale Pb i Bi rozpuszczają się tylko w kwasie azotowym.

Ja	Glin	Ga	W	Tł	sen	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga3+	W 3+	Tl+	Sn2+	Pb2+	Bi3+
Eo, B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Wszystkie metale d 4 okresów, z wyjątkiem Cu , mogą być utleniane przez jonyH+ w roztworach kwaśnych.

Rodzaje kationów tworzonych przez metale D z okresu 4:

• Ja 2+(z metali d w zakresie od Mn do Cu)
• Ja 3+ ( tworzą Sc, Ti, V, Cr i Fe w kwasie azotowym).
• Ti i V również tworzą kationy MeO2+

D-pierwiastki okresów 5 i 6 są bardziej odporne na utlenianie niż okresy 4D- metale.

W roztworach kwaśnych H + może utleniać: Y, La, Cd.

W HNO 3 mogą rozpuścić się: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re rozpuścić w gorącym HNO 3.

W gorącym H2SO4 rozpuszczają się: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metale: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W zazwyczaj rozpuszcza się w mieszaninie HNO 3 + HF.

W wodzie królewskiej (mieszanina HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au i Os można z trudem rozpuścić. Powodem rozpuszczania metali w wodzie królewskiej lub w mieszaninie HNO 3 + HF jest tworzenie związków złożonych.

Przykład. Rozpuszczenie złota w wodzie królewskiej staje się możliwe dzięki utworzeniu kompleksu -

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Oddziaływanie metali z wodą

Właściwości utleniające wody wynikają z H(+1).

2H 2O + 2e -" N 2 + 2OH -

Ponieważ stężenie H + w wodzie jest niskie, jego właściwości utleniające są niskie. Metale mogą rozpuszczać się w wodzie mi< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. WszystkoS-metale, z wyjątkiem Bądź i Mg łatwo rozpuszcza się w wodzie.

2 Nie + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

Na reaguje energicznie z wodą, wydzielając ciepło. Uwolniony H2 może się zapalić.

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Mg rozpuszcza się tylko we wrzącej wodzie, Be jest chroniony przed utlenianiem przez obojętny, nierozpuszczalny tlenek

Metale bloku P są słabszymi środkami redukującymi niżS.

Wśród p-metali aktywność redukująca jest większa w metalach podgrupy IIIA, Sn i Pb są słabymi reduktorami, Bi ma Eo > 0.

p-metale nie rozpuszczają się w wodzie w normalnych warunkach. Kiedy tlenek ochronny zostanie rozpuszczony z powierzchni w alkalicznych roztworach wody, Al, Ga i Sn ulegają utlenieniu.

Wśród d-metali są one utleniane przez wodę po podgrzaniu Sc i Mn, La, Y Żelazo reaguje z parą wodną.

Oddziaływanie metali z roztworami alkalicznymi

W roztworach alkalicznych woda działa jako środek utleniający..

2H2O + 2e - =H2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

Właściwości utleniające wody zmniejszają się wraz ze wzrostem pH w wyniku spadku stężenia H +. Niemniej jednak, niektóre metale nierozpuszczalne w wodzie rozpuszczają się w roztworach alkalicznych, na przykład Al, Zn i kilka innych. Głównym powodem rozpuszczania takich metali w roztworach alkalicznych jest to, że tlenki i wodorotlenki tych metali wykazują amfoteryczność i rozpuszczają się w zasadach, eliminując barierę między środkiem utleniającym a środkiem redukującym.

Przykład. Rozpuszczanie Al w roztworze NaOH.

2Al + 3H2O + 2NaOH + 3H2O = 2Na + 3H2

Grosse E., Weissmantel H.

Chemia dla ciekawskich. Podstawy chemii i ciekawe eksperymenty.

Rozdział 3 (ciąg dalszy)

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, powodująca ogromne szkody dla gospodarki narodowej, 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. 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, 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. Nałóż kilka kropli roztworu azotanu srebra na cienki pasek blachy miedzianej lub spłaszczonego drutu miedzianego (po wcześniejszym oczyszczeniu powierzchni do połysku). 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 cynku otrzymujemy rozpuszczając kawałek 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

Ponadto 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 ten mniej aktywny będzie nieco słabszy, ze względu na to, że 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. 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 wartość napięcia w stanie beznapięciowym, stosując metodę kompensacji napięcia, czyli 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 się miedzi, która wykorzystywana jest w miedzianym kulometrze 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. Albo 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 uh 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

Następnie, 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 kąpieli elektrolitycznej (małe akwarium lub zlewka), gdzie będzie pełnił rolę katody.
Roztwór do nakładania powłoki miedziowej 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 ​​\u200b\u200bw 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, zobojętniając roztwór 10 g kwasu cytrynowego rozcieńczonym roztworem wodorotlenku sodu lub roztworem 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, zwłaszcza 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 przy wysokim napięciu. 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.