Металл в различных средах

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реферат

На тему “Металл в различных средах”

Выполнил:

Глазунов М/

Проверил:

Белая А.В.

Москва 2016

Введение

Никель - металл серебристого цвета с желтоватым оттенком, очень тверд, вязкий и ковкий, хорошо полируется, притягивается магнитом, проявляя магнитные свойства при температурах ниже 340° C.

Никель был открыт в 1751 году. Правда задолго до этого саксонские горняки хорошо знали руду, которая внешне походила на медную руду и применялась в стекловарении для окраски стекол в зеленый цвет. Все попытки получить из этой руды медь оказались неудачными, в связи с чем в конце XVII в. руда получила название купферникель, что приблизительно означает "дьявольская руда". Впоследствии Бергман получил металл в более чистом виде и установил , что по своим свойствам металл похож на железо.

Слово “Никкел” было ругательным на языке горняков. Оно образовалось из искаженного Nicolaus - родового слова, имевшего несколько значений. Но главным образом слово Nicolaus служило для характеристики двуличных людей; кроме того, оно обозначало "озорной маленький дух", "обманчивый бездельник" и т. д.

Никель обладает ценными химическими и высокими механическими свойствами. Основным объектом применения никеля являются металлические сплавы

В качестве сплавов никель нашел широкое применение в виде жаропрочных, кислотостойких, магнитных материалов, сплавов с особыми физическими свойствами. Особенно большое значение имеет применение никеля в качестве легирующего элемента в специальных сталях и сплавах.

1. Положение металла в Периодической таблице Д.И. Менделеева

Никель- химический элемент восьмой группы побочной подгруппы четвертого периода таблицы Менделеева (VIIIВ). Никель в периодической системе химических элементов расположен под номером 28.

Атомная масса 58,71.

Номер элемента обозначает заряд ярда, из этого можно сделать вывод,что заряд ядра никеля +28.

Электронная формула: 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d8

Номер периода указывает на количество электронных слоев. Номер группы обозначает количество валентных электронов. Побочная подгруппа указывает на то, что титан относится к d-элементам.

Конфигурация двух внешних электронных слоев атома никеля 3d84s2.

2. Проявляемые металлом степени окисления (валентности)в его соединениях

В соединениях никель проявляет переменную валентность (чаще всего II валентен). Он образует соединения в степени окисления +2 (валентность II), чуть реже в степени окисления +3 (валентность III) и очень редко в степенях окисления +1 и +4 (соответственно валентности I и IV).

3. Местоположение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов

В электрохимическом ряду напряжения никель находится до водорода, между Со и Sn.

Реакционная способность	Электролиз (на катоде)
Реагирует с водным раствором кислот	Конкурирующие реакции: и выделение водорода и выделение металла в чистом виде

4. Оценка восстановительной активности металла и окислительно-восстановительной способности его соединений

Никель-химически слабо активный переходный элемент.

По совей активности он уступает металлам стоящим перед ним в электрохимическом ряду напряжений металлов ,но он более активен чем металлы стоящие после него: Sn,Pb,Сu,Ag,Hg,Pt,Au

Так как никель стоит в ряду напряжений левее водорода ,то он способен вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

5. Поведение металла в компактном состоянии в различных средах

А)В атмосфере сухого воздуха (О2(г.))

В компактном состоянии никель устойчив к действию воздуха При обычных температурах он покрывается тонкой защитной пленкой никеля оксида.

2Ni+ O2= 2NiO

Электронно-ионный баланс:

Ni0- 2e = Ni+2

O20+ 4e = 2O-2

В природе оксид никеля NiO встречается в виде минерала бунзенита -- октаэдрические кристаллы, цвет от тёмно-зелёного до буровато-чёрного в зависимости от примесей.

Чтобы узнать как протекает реакция, найдем в справочнике Энергию Гиббса:

ДGокс ? -211,60 Кдж/моль

Энергия Гиббса оказалась меньше нуля, из этого можно сделать вывод, что реакция протекает только в прямом направлении.

Молярная масса оксида: М(NiO)=59+16=75г/моль

Плотность оксида: (NiO)= 6,83 г/смі

Молярная масса металла: М(Ni)59г/моль

Плотность металла: с(Ni)= 8,902 г/смі

n? число атомов металла в молекуле оксида.

Оценка сплошности меньше чем 1,25 (1,25<<2,5) это значит, что оксидная плёнка никеля будет рыхлой , не сплошной и металл не буде предохранять от дальнейшего взаимодействия с окружающей средой(плёнку можно не учитывать).

Б) В воде

По отношению к воде никель устойчив. В воде он практически нерастворим. Также никель может взаимодействовать с перегретым водяным паром.

v Без доступа кислорода

Ni+ 2Н2О =Ni(OH)2+ Н2 (газ)

Электронно-ионный баланс:

Ni0 - 2e + 2H2O = Ni+2+2(OH) + 2H+

2H2O + 2e = H2 + 2(OH)-

ЭДС окислительно-восстановительной реакции :

E = цH2/H2O - цNi(OH)2/Ni =-0,413-(-0,25)= ?0,163 В

Среда нейтральная, поэтому рН=7

По уравнению Нернста:

цH2/H2O=-0,059*7=-0,413 В

Из справочника:

цNi(OH)2/Ni= -0,25 В

v С доступом кислорода

2Ni + 2H2O + O2 = 2Ni(OH)2

Электронно-ионный баланс:

Ni0 - 4e + 4H2O = Ni(OH)2 + 4H+

O20 + 4e + 2H2O = 4(OH)-

ЭДС окислительно-восстановительной реакции:

E = цO2/H2O - цNi(OH)2/Ni =0,817-(-0,25)= В

По уравнению Нернста:

цO2/H2O=1,23-0,059*70,817 В

Из справочника:

цNi(OH)2/Ni= -0,25 В

Так как Е>0 ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении , вплоть до образования защитной гидроксидной пленки.

В) Взаимодействие с неокислительными кислотами

Неокислительные взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до Н2, при этом выделяется Н2 и образуется соль металла с минимальной степенью окисления металла.

В разбавленных кислотах, серной и хлористо-водородной, никель растворяется очень медленно.

Соляная кислота HCl

Ni + 2HCl = NiCl2 + H2(газ)

Электронно-ионный баланс:

2H+ + 2e? = H20

2Ni0? 2e? = Ni2+

Ni0+2H++2Cl-=Ni+2+2Cl-+H2

Ni0+2H+=Ni+2+H20

ЭДС окислительно-восстановительной реакции:

E = цH+/H2 - цNi2+/Ni =-0,118-(-0,25)= 0,132 В

Среда кислая, поэтому возьмем рН<7,например рН=2

По уравнению Нернста:

цH+/H2=-0,059*2=?0,118 В

Из справочника:

цNi2+/Ni=-0,25 В

Так как Е>0 ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, вплоть до образования защитной пленки, состоящей из соли NiCl2. никель электрохимический металл окислительный

Серная кислота H2SO4

Ni + H2SO4= NiSO4 + H2(газ)

Электронно-ионный баланс:

2H+ + 2e? = H20

2Ni0? 2e? = Ni2+

Ni0+2H++SO4-2=Ni+2+SO4-2+H2

Ni0+2H+=Ni+2+H20

ЭДС окислительно-восстановительной реакции:

E = цH+/H2 - цNi2+/Ni =-0,236-(-0,25)= 0,014 В

Среда кислая, поэтому возьмем рН<7,например рН=4

По уравнению Нернста:

цH+/H2=-0,059*4=?0,236 В

Из справочника:

цNi2+/Ni=-0,25 В

Так как Е>0 ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, вплоть до образования защитной пленки, состоящей из соли NiSO4 .

Г) Взаимодействие с окислительными кислотами и способность к самопассивации в них .

Азотная кислота HNO3

Концентрированная азотная кислота пассивирует никель.

v `на холоду'

Ni + 2HNO3= 2NO2 + NiO + H2O

Электронно-ионный баланс:

(NO3)- + 1e + 2H+ = NO2 + H2O

Ni0 - 2e + H2O = NiO + 2H+

ЭДС окислительно-восстановительной реакции:

E = цO2/Н2О - цNi+2/Ni=0,817-(-0,25)= 1,067 В

Среда нейтральная, поэтому рН=7

По уравнению Нернста:

цO2/Н2О=1,23-0,059*7=0,817 В

Из справочника:

цNi+2/Ni=-0,25 В

Так как Е>0 ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, вплоть до образования защитной пленки, состоящей из оксида NO2.

v При нагревании

3Ni + 8HNO3(конц) =2NO + 3Ni(NO3)2 + 4H2O

Электронно-ионный баланс:

(NO3)- + 1e + 2H+ = NO + H2O

Ni0 - 2e + 4(NO3)- = Ni+2+3(NO3)2

ЭДС окислительно-восстановительной реакции:

E = цO2/Н2О - цNi+2/Ni=0,817-(-0,25)= 1,067 В

Среда нейтральная, поэтому рН=7

По уравнению Нернста:

цO2/Н2О=1,23-0,059*7=0,817 В

Из справочника:

цNi+2/Ni=-0,25 В

Так как Е>0 ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, вплоть до образования защитной пленки, состоящей из соли Ni(NO3)2.

Серная кислота H2SO4

v При нагревании

Ni + 2H2SO4 (конц.)= NiSO4 + SO2+ 2H2O

Электронно-ионный баланс:

(SO4)2- + 1e + 2H+ = SO2+ H2O

Ni0 - 2e + 2SO42-= Ni+2+ 2(SO4)2-

ЭДС окислительно-восстановительной реакции:

E = цO2/Н2О - цNi+2/Ni=0,817-(-0,25)= 1,067 В

Среда нейтральная, поэтому рН=7

По уравнению Нернста:

цO2/Н2О=1,23-0,059*7=0,817 В

Из справочника:

цNi+2/Ni=-0,25 В

Так как Е>0 ,то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, вплоть до образования защитной пленки, состоящей из соли NiSO4.

6. Возможные процессы электрохимической коррозии при контакте Ni с металлом Mn в заданной среде

Cтандартные потенциалы двух металлов:

цNi+2/Ni=-0,25 В

цMn+2/Mn = -1,18 В

Сравнение:

ц анод< ц катод => -1,18<-0,25 =>

цNi+2/Ni - Катод

цMn+2/Mn- Анод

Реакция на аноде: Mn0-2e=Mn+2

Реакция на катоде:

ь Пусть рН=7-среда нейтральная

o С аэрацией

O2+4e+2H2O=4(ОН)-

o Без аэрации

2H2O + 2e = H2 + 2(OH)-

ЭДС(корр.) = :

o С аэрацией

ЭДС == цO2/H2O - цMn+2/Mn =0,817-(-1,18)=1,997 В

По уравнению Нернста:

цO2/H2O=1,23-0,059*70,817 В

o Без аэрации

ЭДС == цH2/H2O - цMn+2/Mn =-0,413-(-1,18)=0,767 В

По уравнению Нернста:

цH2/H2O=-0,059*7=-0,413 В

=>Коррозия с аэрацией интенсивнее, чем без аэрации.

Cуммарная реакция коррозии:

o С аэрацией

4Mn + 4H2O + 2O2 = 4Mn(OH)2

o Без аэрации

Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2

Размещено на Allbest.ru