Что такое ряд активности металлов

Электрохимический ряд активности металлов

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ 0 , отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Me n+ : Me n+ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительные реакциях в водных растворах.

Содержание

История

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам [1] . Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений [2] .

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент («Вольтов столб»), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду («ряд напряжений»). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (т. е. последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции [3] .

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов – тем, что называется химическим сродством» [4] . Открытие Бекетовом вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые («вытеснительный ряд Бекетова»).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений об ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда. [5] [6] .

Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl₂ и свинец — из кислого раствора PbCl₂; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl₂.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» – расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Ряд активности металлов

Что такое ряд активности металлов и окислительно-восстановительные реакции

Отправным пунктом при изучении ряда активности металлов следует взять периодическую систему элементов.

Устанавливается, что активность металла определяется степенью лёгкости отдачи атомом электронов: чем легче атомы металла отдают электроны, тем металл является активнее.

Рис. Трубка для опытов по вытеснению металлов водородом под давлением

О сравнительной активности металлов можно судить по их положению в периодической системе: внутри периодов при передвижении справа налево нарастает активность металлов, и самые активные металлы (литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций) стоят в начале периодов. В главных подгруппах при передвижении сверху вниз тоже нарастает активность металлов, в чём можно убедиться на примере тех же щелочных металлов.

Ряд бекетова

Но если металлы стоят в разных периодах и в разных группах, как, например, цинк и свинец, то на основе положения их в периодической системе быстро и правильно охарактеризовать их сравнительную активность довольно трудно. Это можно выполнить на основе ряда активности металлов, установленного русским учёным Н. Н. Бекетовым и впервые названного им «вытеснительным рядом металлов». Наиболее выдающимся трудом Н. Н. Бекетова являются его «Исследования над явлениями вытеснения одних элементов другими» (Харьков, 1865).

Для наиболее важных металлов ряд активности металлов имеет следующий вид:

1. В этом ряду металлы расположены в определённой системе, а именно в порядке убывающей активности. Из двух металлов, стоящих рядом, легче отдают электроны атомы металла, стоящего левее.

2. Каждый металл этого ряда вытесняет все следующие за ним металлы из растворов их солей, иначе говоря, каждый металл окисляется ионами всех следующих за ним металлов, например:

При этом, как видно из уравнений, металл переходит в состояние иона, а ион — в состояние металла.

3. Если в ряду двигаться слева направо, т. е. от калия к золоту, то способность атомов отдавать электроны будет убывать, т. е. будет убывать восстановительная способность атомов и нарастать окислительная способность ионов металлов. Таким образом, в приведённом ряду активности металлов атомы калия и натрия являются очень сильными восстановителями, а ионы серебра и золота — сильными окислителями.

4. Как следствие из изложенного вытекает, что водород из разбавленных кислот может вытеснять только металлы, которые в ряду стоят левее его. Металлы же, стоящие вправо от водорода, наоборот, вытесняются водородом, находящимся под давлением, из растворов их солей умеренных концентраций:

Для определения места водорода в ряду активности металлов Н. Н. Бекетов производил такие опыты:

В колена изогнутой стеклянной трубки (рис.) помещались раздельно соли металла, кислота и цинк. Трубка запаи валась, потом наклонялась так, что цинк падал в кислоту и выделяющийся водород действовал под давлением на раствор соли. По явлениям, происходящим в колене трубки с раствором соли, можно было судить о том, вытесняется ли металл водородом или нет.

На основании подобных опытов Н. Н. Бекетов пришёл к выводу, что в «вытеснительном ряду» водород должен занимать место после свинца, а за водородом идут медь, ртуть, серебро, золото и платиновые металлы.

5. Из двух металлов, образующих электроды гальванического элемента, отрицательным электродом, катодом, будет тот из них, который стоит левее в ряду, а положительным электродом, анодом, — тот, который стоит правее.

Окислительно-восстановительная реакция в гальваническом элементе протекает тем энергичнее, чем эти металлы дальше отстоят друг от друга в ряду активности металлов. Следует в заключение подчеркнуть, что ряд активности металлов нельзя рассматривать как абсолютную характеристику свойств металлов, действительную во всех случаях и при всяких условиях.

1) Так, например, в растворах цианистого калия он существенно отличается от обычного ряда, что видно из приводимого ниже сопоставления (при 10°):

а) Обычный ряд: Zn, Fe, Sn, Сu, Ag. Аu;

б) 0,6% раствор KCN: Zn, Сu, Sn, Ag, Аu, Fe;

в) 30% раствор KCN: Zn, Сu, Аu, Ag, Sn, Fe.

При изменившихся условиях активность, например, железа резко снижается, активность меди заметно повышается и т. д.

2) Хотя серебро в ряду активности стоит после водорода, но при нагревании металлического серебра в атмосфере хлористого водорода протекает обратимая реакция:

2Ag + 2HCl ⇄ 2AgCl + H₂,

причём вытеснение водорода серебром сопровождается выделением тепла. Если эту реакцию проводить в замкнутом сосуде под атмосферным давлением, то при 600° газовая смесь содержит по объёму 92,8 % НСl и 7,2 Н₂, а при 700° соответственно 95% и 5%. Подобным же образом протекает реакция при тех же условиях и с медью.

Несмотря на свой относительный характер и имеющиеся некоторые исключения, ряд активности металлов всё же очень важен в практическом отношении, так как в большинстве случаев он позволяет правильно ориентироваться в направлении окислительно-восстановительной реакции при взаимодействии металла с водным раствором того или иного электролита.

Статья на тему Ряд активности металлов

Что такое ряд активности металлов?

Наиболее химически активные металлы стоят в ряду активности до водорода, причем, чем левее расположен металл, тем он активнее. Металлы, занимающие в ряду активности, место после водорода считаются неактивными.

Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al2O3, которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот.

Ряд активности металлов в химии

Все металлы, в зависимости от их окислительно-восстановительной активности объединяют в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжения металлов (так как металлы в нем расположены в порядке увеличения стандартных электрохимических потенциалов) или рядом активности металлов:

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

Алюминий

Алюминий относится к металлам p-семейства. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s23p1. В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».

Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:

Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na3[AlF6] и Al2O3. Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF3, CaF2 и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.

Алюминий способен взаимодействовать с водой после удаления с его поверхности оксидной пленки, взаимодействовать с простыми веществами (кислородом, галогенами, азотом, серой, углеродом), кислотами и основаниями:

• 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2↑
• 2Al +3/2O2 = Al2O3
• 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
• 2Al + N2 = 2AlN
• 2Al +3S = Al2S3
• 4Al + 3C = Al4C3
• 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
• 2Al +2NaOH +3H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Кальций

В свободном виде Ca – серебристо-белый металл. При нахождении на воздухе мгновенно покрывается желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты его взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, имеет кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку.

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 4s2. В своих соединениях кальций проявляет степень окисления равную «+2».

Кальций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

Кальций способен растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства (1), реагировать с кислородом (2), образуя оксиды, взаимодействовать с неметаллами (3 -8), растворяться в кислотах (9):

1. Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2↑ (1)
2. 2Ca + O2 = 2CaO (2)
3. Ca + Br2 =CaBr2 (3)
4. 3Ca + N2 = Ca3N2 (4)
5. 2Ca + 2C = Ca2C2 (5)
6. Ca +S = CaS (6)
7. 2Ca + 2P = Ca3P2 (7)
8. Ca + H2 = CaH2 (8)
9. Ca + 2HCl = CaCl2 + H2↑ (9)

Железо и его соединения

Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – [Ar]3d 64s2. В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3».

Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид (II, III) Fe3O4:

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавеет):

Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами, например, галогенами (1), растворяется в кислотах (2):

• 2Fe + Br2 = 2FeBr3 (при нагревании) (1)
• Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ (2)

Железо образует целый спектр соединений, поскольку проявляет несколько степеней окисления: гидроксид железа (II), гидроксид железа (III), соли, оксиды и т.д. Так, гидроксид железа (II) можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

1. FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Гидроксид железа (II) растворим в кислотах и окисляется до гидроксида железа (III) в присутствии кислорода.

Соли железа (II) проявляют свойства восстановителей и превращаются в соединения железа (III).

Оксид железа (III) нельзя получить по реакции горения железа в кислороде, для его получения необходимо сжигать сульфиды железа или прокаливать другие соли железа:

1. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 +8SO2↑
2. 2FeSO4 = Fe2O3 + SO2↑ + 3H2O

Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства и способны вступать в ОВР с сильными восстановителями:

1. 2FeCl3 + H2S = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Производство чугуна и стали

Стали и чугуны – сплавы железа с углеродом, причем содержание углерода в стали до 2%, а в чугуне 2-4%. Стали и чугуны содержат легирующие добавки: стали– Cr, V, Ni, а чугун – Si.

Выделяют различные типы сталей, так, по назначению выделяют конструкционные, нержавеющие, инструментальные, жаропрочные и криогенные стали. По химическому составу выделяют углеродистые (низко-, средне- и высокоуглеродистые) и легированные (низко-, средне- и высоколегированные). В зависимости от структуры выделяют аустенитные, ферритные, мартенситные, перлитные и бейнитные стали.

Стали нашли применение во многих отраслях народного хозяйства, таких как строительная, химическая, нефтехимическая, охрана окружающей среды, транспортная энергетическая и другие отрасли промышленности.

В зависимости от формы содержания углерода в чугуне — цементит или графит, а также их количества различают несколько типов чугуна: белый (светлый цвет излома из-за присутствия углерода в форме цементита), серый (серый цвет излома из-за присутствия углерода в форме графита), ковкий и жаропрочный. Чугуны очень хрупкие сплавы.

Области применения чугунов обширны – из чугуна изготавливают художественные украшения (ограды, ворота), корпусные детали, сантехническое оборудование, предметы быта (сковороды), его используют в автомобильной промышленности.

Источники:

http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/112845
http://znaesh-kak.com/x/v/%D1%80%D1%8F%D0%B4-%D0%B0%D0%BA%D1%82%D0%B8%D0%B2%D0%BD%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%B8-%D0%BC%D0%B5%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D0%BE%D0%B2
http://rgiufa.ru/matematika-fizika-himiya/chto-takoe-ryad-aktivnosti-metallov.html