Dyldina Yulia

La fiamma può avere un colore diverso, tutto dipende solo dal sale metallico che vi viene aggiunto.

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Anteprima:

Scuola secondaria MAOU n. 40

Soggetto

La colorazione alla fiamma come uno dei metodi della chimica analitica.

Dyldina Yudiya,

9° grado, scuola secondaria MAOU n. 40

Supervisore:

Gurkina Svetlana Michajlovna,

Insegnante di biologia e chimica.

Permanente, 2015

1. Introduzione.
2. Capitolo 1 Chimica analitica.
3. Capitolo 2 Metodi della chimica analitica.
4. Capitolo 3 Reazioni di colorazione della fiamma.
5. Conclusione.

Introduzione.

Fin dalla prima infanzia sono stato affascinato dal lavoro degli scienziati chimici. Sembravano maghi che, avendo appreso alcune leggi nascoste della natura, creavano l'ignoto. Nelle mani di questi maghi, le sostanze cambiavano colore, prendevano fuoco, si riscaldavano o si raffreddavano ed esplodevano. Quando sono arrivato alle lezioni di chimica, il sipario ha cominciato ad alzarsi e ho iniziato a capire come avvengono i processi chimici. Il corso di chimica che ho seguito non mi bastava, quindi ho deciso di lavorare su un progetto. Volevo che l'argomento su cui stavo lavorando fosse significativo, mi aiutasse a prepararmi meglio per l'esame di chimica e soddisfacesse la mia brama di reazioni belle e vivide.

Studiamo la colorazione delle fiamme da parte degli ioni metallici in diversi colori nelle lezioni di chimica, quando studiamo i metalli alcalini. Quando mi sono interessato a questo argomento, si è scoperto che in questo caso non era stato completamente divulgato. Ho deciso di studiarlo più in dettaglio.

Bersaglio: Con l'aiuto di questo lavoro voglio imparare a determinare la composizione qualitativa di alcuni sali.

Compiti:

1. Conoscere la chimica analitica.
2. Studia i metodi della chimica analitica e scelgo quello più adatto al mio lavoro.
3. Usando un esperimento, determina quale metallo è incluso nel sale.

Capitolo 1.

Chimica analitica.

Chimica analitica -branca dello studio della chimica Composizione chimica e in parte la struttura delle sostanze.

Lo scopo di questa scienza è determinare gli elementi chimici o i gruppi di elementi che compongono le sostanze.

L'oggetto del suo studio è il miglioramento dell'esistente e lo sviluppo di nuovi metodi di analisi, la ricerca delle loro possibilità applicazione pratica, studio fondamenti teorici metodi analitici.

A seconda dello scopo dei metodi, viene fatta una distinzione tra analisi qualitativa e quantitativa.

1. L'analisi qualitativa è un insieme di metodi chimici, fisico-chimici e fisici utilizzati per rilevare elementi, radicali e composti che fanno parte della sostanza o miscela di sostanze analizzata. Nell'analisi qualitativa, è possibile utilizzare reazioni chimiche caratteristiche e facilmente realizzabili in cui si osserva la comparsa o la scomparsa del colore, il rilascio o la dissoluzione di un precipitato, la formazione di gas, ecc .. Tali reazioni sono chiamate qualitative e con l'aiuto di con essi è possibile verificare facilmente la composizione di una sostanza.

L'analisi qualitativa viene spesso eseguita in soluzioni acquose. Si basa su reazioni ioniche e consente di rilevare cationi o anioni di sostanze ivi contenute. Robert Boyle è considerato il fondatore di questa analisi. Ha introdotto questa idea di elementi chimici come parti principali indecomponibili di sostanze complesse, dopo di che sistematizzò tutte le reazioni qualitative conosciute ai suoi tempi.

1. L'analisi quantitativa è un insieme di metodi chimici, fisico-chimici e fisici per determinare il rapporto dei componenti inclusi nella composizione

analita. Dai risultati si possono determinare le costanti di equilibrio, i prodotti di solubilità, le masse molecolari e atomiche. Tale analisi è più difficile da eseguire, poiché richiede un approccio più attento e scrupoloso; altrimenti, i risultati potrebbero produrre errori elevati e il lavoro sarà ridotto a zero.

L’analisi quantitativa è solitamente preceduta da un’analisi qualitativa.

Capitolo 2.

Metodi di analisi chimica.

I metodi di analisi chimica sono divisi in 3 gruppi.

1. Metodi chimicibasato su reazioni chimiche.

In questo caso, per l'analisi possono essere utilizzate solo quelle reazioni accompagnate da un effetto esterno visibile, ad esempio un cambiamento nel colore della soluzione, il rilascio di gas, la precipitazione o la dissoluzione delle precipitazioni, ecc. Questi effetti esterni serviranno in questo caso come segnali analitici. I cambiamenti chimici che si verificano sono chiamati reazioni analitiche e le sostanze che causano queste reazioni sono chiamate reagenti chimici.

Tutti i metodi chimici sono divisi in due gruppi:

1. La reazione viene condotta in soluzione, la cosiddetta “via umida”.
2. Un metodo per eseguire l'analisi sui solidi senza l'uso di solventi è chiamato "percorso secco". Si divide in analisi pirochimica e analisi di triturazione. Aanalisi pirochimiche eLa sostanza da testare viene riscaldata nella fiamma di un bruciatore a gas. In questo caso, i sali volatili (cloruri, nitrati, carbonati) di un numero di metalli conferiscono alla fiamma un certo colore. Un altro metodo di analisi pirotecnica è la produzione di perle colorate (vetro). Per ottenere le perle, sali e ossidi metallici vengono fusi con tetraborato di sodio (Na2 B4O7 "10H2O) o sodio ammonio idrogeno fosfato (NaNH4HP04 4H20) e si osserva il colore dei vetri risultanti (perle).
3. Metodo di sfregamentoè stato proposto in 1898 di F. M. Flavitsky. La sostanza di prova solida viene macinata con un reagente solido e si osserva l'effetto esterno. Ad esempio, i sali di cobalto con tiocianato di ammonio possono dare un colore blu.

1. Quando analizzato con metodi fisicistudio Proprietà fisiche sostanze utilizzando strumenti senza ricorrere a reazioni chimiche. I metodi fisici includono l'analisi spettrale, la luminescenza, la diffrazione dei raggi X e altri metodi di analisi.
2. Utilizzando metodi fisico-chimicistudiare i fenomeni fisici che avvengono nelle reazioni chimiche. Ad esempio, con il metodo colorimetrico si misura l'intensità del colore in funzione della concentrazione della sostanza; nell'analisi conduttimetrica si misura la variazione della conducibilità elettrica delle soluzioni.

Capitolo 3.

Lavoro di laboratorio.

Reazioni del colore della fiamma.

Bersaglio: Studiare la colorazione della fiamma di una lampada ad alcool da parte di ioni metallici.

Nel mio lavoro ho deciso di utilizzare il metodo dell'analisi pirotecnica della colorazione della fiamma con ioni metallici.

Sostanze da testare:sali metallici (fluoruro di sodio, cloruro di litio, solfato di rame, cloruro di bario, cloruro di calcio, solfato di stronzio, cloruro di magnesio, solfato di piombo).

Attrezzatura: tazze di porcellana, alcool etilico, bacchetta di vetro, acido cloridrico concentrato.

Per realizzare l'opera ho preparato una soluzione di sale alcol etilico e poi dargli fuoco. Ho eseguito il mio esperimento più volte, nell'ultima fase sono stati selezionati i campioni migliori, dopodiché abbiamo realizzato un video.

Conclusioni:

I sali volatili di molti metalli colorano la fiamma in vari colori caratteristici di questi metalli. Il colore dipende dai vapori caldi dei metalli liberi, che si ottengono a seguito della decomposizione termica dei sali quando vengono introdotti nella fiamma del bruciatore. Nel mio caso, questi sali includevano fluoruro di sodio e cloruro di litio; davano colori brillanti e saturi.

Conclusione.

L'analisi chimica viene utilizzata dagli esseri umani in molti settori, ma nelle lezioni di chimica conosciamo solo una piccola area di questa scienza complessa. Le tecniche utilizzate nell'analisi pirochimica vengono utilizzate nell'analisi qualitativa come test preliminare quando si analizza una miscela di sostanze secche o come reazioni di screening. Nell'analisi qualitativa, le reazioni "secche" svolgono solo un ruolo ausiliario; sono solitamente utilizzate come test primari e reazioni di verifica.

Inoltre, queste reazioni vengono utilizzate dagli esseri umani in altri settori, ad esempio nei fuochi d'artificio. Come sappiamo, i fuochi d'artificio sono luci decorative di vari colori e forme, ottenute bruciando composizioni pirotecniche. Pertanto, i pirotecnici aggiungono una varietà di sostanze infiammabili alla composizione dei fuochi d'artificio, tra i quali sono ampiamente rappresentati elementi non metallici (silicio, boro, zolfo). Durante l'ossidazione del boro e del silicio, viene rilasciato un gran numero di energia, ma non si formano prodotti gassosi, quindi queste sostanze vengono utilizzate per realizzare micce ad azione ritardata (per accendere altri composti in un determinato momento). Molte miscele includono materiali carboniosi organici. Ad esempio, il carbone (utilizzato in polvere nera, gusci di fuochi d'artificio) o zucchero (granate fumogene). Vengono utilizzati metalli chimicamente attivi (alluminio, titanio, magnesio), la cui combustione ad alte temperature produce luce brillante. Questa proprietà è stata utilizzata per lanciare i fuochi d'artificio.

Nel processo di lavoro, mi sono reso conto di quanto sia difficile e importante lavorare con le sostanze, non tutto ha avuto il successo che avrei voluto. Di norma, nelle lezioni di chimica manca il lavoro pratico, grazie al quale vengono sviluppate le competenze teoriche. Il progetto mi ha aiutato a sviluppare questa abilità. Inoltre, è stato con grande piacere che ho presentato ai miei compagni di classe i risultati del mio lavoro. Ciò li ha aiutati a consolidare le loro conoscenze teoriche.

Alluminio- metallo infiammabile, massa atomica 26,98; densità 2700 kg/m 3, punto di fusione 660,1 °C; punto di ebollizione 2486 °C; potere calorifico -31087 kJ/kg. I trucioli e la polvere di alluminio possono incendiarsi sotto l'azione locale di fonti di accensione a basso contenuto calorico (fiamma di fiammifero, scintilla, ecc.). Quando la polvere di alluminio, i trucioli e la lamina interagiscono con l'umidità, si forma ossido di alluminio e viene rilasciata una grande quantità di calore, che porta alla loro combustione spontanea quando accumulati in cumuli. Questo processo è facilitato dalla contaminazione di questi materiali con oli. Il rilascio di idrogeno libero quando la polvere di alluminio interagisce con l'umidità ne facilita l'esplosione. La temperatura di autoaccensione di un campione di polvere di alluminio con dispersione di 27 micron è di 520 °C; temperatura di combustione 410 °C; limite inferiore di concentrazione di propagazione della fiamma 40 g/m 3 ; pressione massima di esplosione 1,3 MPa; tasso di aumento della pressione: media 24,1 MPa/s, massima 68,6 MPa/s. La concentrazione massima di ossigeno alla quale è esclusa l'accensione delle sospensioni pneumatiche tramite scintilla elettrica è pari al 3% del volume. La polvere depositata costituisce un pericolo di incendio. Temperatura di autoaccensione 320 °C. L'alluminio reagisce facilmente con temperatura ambiente con soluzioni acquose di alcali e ammoniaca con rilascio di idrogeno. Miscelazione di polvere di alluminio con alcalino soluzione acquosa potrebbe causare un'esplosione. Reagisce vigorosamente con molti metalloidi. I trucioli di alluminio bruciano, ad esempio, nel bromo, formando bromuro di alluminio. L'interazione dell'alluminio con cloro e bromo avviene a temperatura ambiente e con lo iodio - quando riscaldato. Quando riscaldato, l'alluminio si combina con lo zolfo. Se aggiungi polvere di alluminio al vapore di zolfo bollente, l'alluminio prenderà fuoco. L'alluminio fortemente macinato reagisce con gli idrocarburi alogenati; la piccola quantità di cloruro di alluminio presente (formato durante questa reazione) funge da catalizzatore, accelerando la reazione, portando in alcuni casi ad un'esplosione. Questo fenomeno si osserva quando la polvere di alluminio viene riscaldata con cloruro di metile, tetracloruro di carbonio, una miscela di cloroformio e tetracloruro di carbonio ad una temperatura di circa 150 °C.

L'alluminio sotto forma di materiale compatto non interagisce con il tetracloruro di carbonio. La miscelazione della polvere di alluminio con alcuni idrocarburi clorurati e alcol provoca l'accensione spontanea della miscela. Una miscela di polvere di alluminio con ossido di rame, ossido d'argento, ossido di piombo e soprattutto biossido di piombo brucia in modo esplosivo. Una miscela di nitrato di ammonio, polvere di alluminio con carbone o composti nitro è un esplosivo. Mezzi di estinzione: sabbia secca, allumina, polvere di magnesite, coperta di amianto. E’ vietato l’uso dell’acqua e degli estintori.

IN forma pura l'alluminio non è presente in natura perché viene ossidato molto rapidamente dall'ossigeno atmosferico per formare forti pellicole di ossido che proteggono la superficie da ulteriori interazioni.

Tipicamente, come materiale strutturale, non viene utilizzato l'alluminio puro, ma varie leghe basate su di esso, caratterizzate da una combinazione di resistenza soddisfacente, buona duttilità, ottima saldabilità e resistenza alla corrosione. Inoltre, queste leghe sono caratterizzate da un'elevata resistenza alle vibrazioni.

Combustione dell'alluminio

Alluminio che brucia nell'aria

A differenza del magnesio, le singole particelle di alluminio non si incendiano se riscaldate in aria o vapore acqueo a 2100 K. Particelle di magnesio bruciate venivano usate per accendere l'alluminio. Questi ultimi furono posti sulla superficie dell'elemento riscaldante, e le particelle di alluminio furono poste sulla punta dell'ago ad una distanza di 10-4 m sopra il primo.

Quando le particelle di alluminio vengono accese, l'accensione avviene in fase vapore e l'intensità della zona luminosa che appare attorno alla particella aumenta lentamente. La combustione stazionaria è caratterizzata dall'esistenza di una zona luminescente, che non cambia le sue dimensioni finché il metallo non è quasi completamente bruciato. Il rapporto tra le dimensioni della zona luminosa e della particella è 1,6-1,9. Nella zona luminosa si formano piccole goccioline di ossido che si fondono in caso di collisione.

Il residuo dopo la combustione della particella è un guscio cavo che non contiene metalli all'interno. La dipendenza del tempo di combustione di una particella dalle sue dimensioni è espressa dalla formula (combustione simmetrica).

Combustione dell'alluminio in vapore acqueo

L'accensione dell'alluminio nel vapore acqueo avviene in modo eterogeneo. L'idrogeno liberato durante la reazione contribuisce alla distruzione del film di ossido; in questo caso l'ossido (o idrossido) di alluminio liquido viene spruzzato sotto forma di goccioline con diametro fino a 10-15 micron. Tale distruzione del guscio di ossido viene ripetuta periodicamente. Ciò suggerisce che una frazione significativa del metallo brucia sulla superficie della particella.

All'inizio della combustione il rapporto rsv /R 0 equivale a 1,6-1,7. Durante il processo di combustione, la dimensione delle particelle diminuisce e il rapporto gs/?o aumenta a 2,0-3,0. La velocità di combustione di una particella di alluminio nel vapore acqueo è quasi 5 volte maggiore che nell'aria.

Combustione delle leghe di alluminio-magnesio

Combustione di leghe di alluminio-magnesio in aria

L'accensione di particelle di leghe di alluminio-magnesio di composizione variabile nell'aria, miscele di ossigeno-argon, vapore acqueo e anidride carbonica avviene, di regola, in modo simile all'accensione delle particelle di magnesio. L'inizio dell'accensione è preceduto da reazioni ossidative che si verificano sulla superficie.

La combustione delle leghe di alluminio-magnesio differisce significativamente dalla combustione sia dell'alluminio che del magnesio e dipende fortemente dal rapporto dei componenti nella lega e dai parametri dell'ambiente ossidante. La caratteristica più importante La combustione delle particelle di lega è un processo in due fasi (Fig. 2.6). Nella prima fase la particella viene circondata da una serie di torce, formando una zona non uniforme di luminescenza dei prodotti della reazione. Confrontando la natura e le dimensioni della zona luminosa attorno alla particella di lega durante la prima fase di combustione con la natura e le dimensioni della zona luminosa attorno alla particella di magnesio in combustione (vedi Fig. 2.4), possiamo concludere che in questa fase, principalmente il magnesio brucia dalla particella.

Riso. 2.6. Combustione di una particella di lega composta da 30% Al + 70% Mg a pressione atmosferica normale in una miscela contenente il 15% di O in volume 2e 85% Ar:

1, 2 – esaurimento del magnesio; 3-6 – bruciatura dell'alluminio

Una caratteristica del primo stadio della combustione della lega è la costanza della dimensione delle particelle e della zona di fiamma. Ciò significa che la goccia liquida della lega è contenuta all'interno di un guscio di ossido solido. Il film di ossido è dominato da ossido di magnesio. Attraverso i difetti del film, il magnesio fuoriesce, bruciando in una fiamma a diffusione in fase vapore.

Alla fine del primo stadio, aumenta il verificarsi di reazioni eterogenee, come evidenziato dalla comparsa di fuochi di brillante luminescenza sulla superficie della particella. Il calore rilasciato durante reazioni eterogenee contribuisce a riscaldare la particella fino al punto di fusione dell'ossido e all'inizio della seconda fase di combustione.

Nella seconda fase della combustione, la particella è circondata da una zona luminosa uniforme e più luminosa, che diminuisce man mano che il metallo brucia. L'omogeneità e la sfericità della zona della fiamma indicano che il film di ossido sulla superficie della particella è fuso. La diffusione del metallo attraverso il film è assicurata dalla bassa resistenza alla diffusione dell'ossido liquido. La dimensione della zona di fiamma supera significativamente la dimensione delle particelle, il che indica la combustione del metallo nella fase vapore. Il confronto tra la natura del secondo stadio di combustione e il modello noto di combustione dell'alluminio indica una grande somiglianza; è probabile che l'alluminio bruci in questa fase del processo. Man mano che si consuma, la dimensione della fiamma e, di conseguenza, la goccia ardente diminuiscono. La particella bruciata brilla a lungo.

Cambiare la dimensione della zona luminosa di una particella che brucia secondo il meccanismo descritto è complesso (Fig. 2.7). Dopo l'accensione il valore R San /R 0 raggiunge rapidamente (in -0,1 ms) il valore massimo (sezione ab). Inoltre, durante il periodo principale della prima fase di combustione, il rapporto R St/ R 0 rimane costante (sezione bv). Quando l'esaurimento del magnesio termina, R CV/ R 0 è ridotto al minimo (punto G), e poi, con l'inizio della combustione dell'alluminio, aumenta (cap Dio). Alla fine, ma quando l'alluminio si brucia R San /R 0 diminuisce in modo monotono (sezione de) ad un valore finale corrispondente alla dimensione dell'ossido formato.

Riso. 2.7.:

1 – lega 30% Al + 70% Mg, aria; 2 – lega 30% A1 + 70% Mg, miscela 15% O2 + 85% Ar; 3 – lega 50% A1 + 50% Mg, aria

Il meccanismo e i parametri del processo di combustione delle leghe di alluminio-magnesio dipendono in modo significativo dalla composizione della lega. Con una diminuzione del contenuto di magnesio nella lega, la dimensione della zona luminosa durante la prima fase di combustione e la durata di questa fase diminuiscono. Quando il contenuto di magnesio nella lega è inferiore al 30%, il processo rimane a due fasi, ma diventa intermittente. Al termine della prima fase, la zona luminosa si riduce alle dimensioni della particella stessa, il processo di combustione si interrompe e l'alluminio brucia solo dopo la riaccensione della particella. Le particelle che non si riaccendono sono gusci di ossido cavi e porosi contenenti all'interno goccioline di alluminio incombusto.

La dipendenza del tempo di combustione delle particelle dal loro diametro iniziale è espressa dalle seguenti formule empiriche:

Combustione di leghe di alluminio-magnesio in miscele di ossigeno con argon, in vapore acqueo e in anidride carbonica.

La natura della combustione delle particelle di leghe di alluminio-magnesio nelle miscele di ossigeno-argon è la stessa dell'aria. Con una diminuzione del contenuto di ossigeno, la dimensione della zona luminosa durante l'esaurimento del magnesio diminuisce notevolmente. La dipendenza del tempo di combustione delle particelle della lega 50% Al + 50% Mg dalla dimensione delle particelle e dal contenuto di ossigeno nella miscela in percentuale in volume è espressa dalla formula

La combustione delle leghe nel vapore acqueo è significativamente diversa (Fig. 2.8). La pellicola di ossido formatasi nella prima fase viene distrutta dall'idrogeno e la particella assume l'aspetto del corallo. L'alluminio rimasto nel corallo si accende solo 1-10 ms dopo la fine della prima fase. Tale intermittenza del processo è tipica delle leghe di qualsiasi composizione.

Riso. 2.8. Combustione di particelle di lega di alluminio-magnesio (50:50) sferiche(UN) e sbagliato(B) si forma nel vapore acqueo alla normale pressione atmosferica:

1 – particella iniziale; 2 – particella prima dell'accensione; 3 – esaurimento del magnesio; 4 – fusione dell’alluminio; 5 – corallo formatosi dopo la particella

Quando le leghe di alluminio-magnesio bruciano nell'anidride carbonica, solo il magnesio brucia dalle particelle, dopodiché il processo di combustione si interrompe.

Combustione di leghe di alluminio-magnesio in fiamma ad alta temperatura

Per studiare il processo di combustione delle particelle metalliche ad alta temperatura, una compressa pressata di miscele di perclorato di ammonio ed esammina, avendo calcolato temperature di combustione di 2500, 2700 e 3100 K, è stata bruciata sotto una particella montata sulla punta di un ago.

La combustione di particelle di leghe di alluminio-magnesio in queste condizioni avviene, di regola, con un'esplosione. La presenza di un'esplosione è tipica per le particelle di tutte le composizioni. Come risultato dell'esplosione si forma una zona luminescente significativa, che è un segno della predominanza della combustione in fase vapore. Fotografie di una particella in fiamme all'inizio della combustione (Fig. 2.9, UN) mostrano che reazioni eterogenee si verificano su tutta la superficie del guscio di ossido. A causa del calore delle reazioni eterogenee, si verifica una rapida evaporazione del metallo (Fig. 2.9, B), favorendo la rottura del guscio di ossido e lo spruzzo della goccia non evaporata (Fig. 2.9, V).

Riso. 2.9. Combustione di particelle di lega di alluminio al 95%. con 5% Mg in fiamma ossidante (temperatura 2700 K):

UN – stato iniziale combustione; B– combustione stazionaria; V- frazionamento

Secondo B. G. Lrabey, S. E. Salibekov e Yu. V. Leninsky, la frantumazione delle particelle di leghe di alluminio-magnesio è causata da una differenza molto grande nelle temperature di ebollizione del magnesio e dell'alluminio, a seguito della quale l'ebollizione del magnesio quando le particelle si trova in una zona ad alta temperatura è esplosivo e provoca la frantumazione dell'alluminio rimanente. Una temperatura di 2500 K è già sufficiente perché avvenga una combustione esplosiva, il che è del tutto naturale, poiché questa temperatura supera il punto di ebollizione di entrambi i componenti.

• Arabey B. G., Salibekov S. E., Levinsky Yu. V. Alcune caratteristiche di accensione e combustione delle polveri metalliche // Metallurgia delle polveri. 1964. N. 3. P. 109-118.

GUARDIAMO DIETRO LE QUINTE

Per formulare le leggi dei processi in corso, possiamo limitarci a considerare i cationi ed escludere gli anioni, poiché essi stessi non partecipano alla reazione. (Tuttavia, la velocità di deposizione è influenzata dal tipo di anioni.) Se, per semplicità, assumiamo che sia i metalli rilasciati che quelli disciolti siano bivalenti, allora possiamo scrivere:

Io 1 + Io 2 2+ => Io 1 2+ + Io 2

Inoltre, per il primo esperimento Me 1 = Fe, Me 2 = Cu. Quindi, il processo consiste nello scambio di cariche (elettroni) tra atomi e ioni di entrambi i metalli. Se consideriamo separatamente (come reazioni intermedie) la dissoluzione del ferro o la precipitazione del rame, otteniamo:

Fe => Fe 2+ + 2е -
Сu 2+ + 2е - => Сu

Consideriamo ora il caso in cui un metallo sia immerso in acqua o in una soluzione salina, con un catione il cui scambio è impossibile a causa della sua posizione nella serie degli sforzi. Nonostante ciò il metallo tende ad andare in soluzione sotto forma di ione. In questo caso, l'atomo di metallo cede due elettroni (se il metallo è bivalente), la superficie del metallo immersa nella soluzione diventa carica negativamente rispetto alla soluzione e all'interfaccia si forma un doppio strato elettrico. Questa differenza di potenziale impedisce l'ulteriore dissoluzione del metallo, per cui il processo si interrompe presto. Se due metalli diversi vengono immersi in una soluzione, si caricheranno entrambi, ma quello meno attivo sarà leggermente più debole, poiché i suoi atomi sono meno inclini a perdere elettroni. Colleghiamo entrambi i metalli con un conduttore. A causa della differenza di potenziale, un flusso di elettroni fluirà dal metallo più attivo a quello meno attivo, che forma il polo positivo dell'elemento. Si verifica un processo in cui il metallo più attivo entra in soluzione e i cationi della soluzione vengono rilasciati sul metallo più nobile.

L'essenza di una cella galvanica

Illustriamo ora con alcuni esperimenti il ​​ragionamento un po' astratto sopra esposto (che, peraltro, rappresenta una grossolana semplificazione).

Per prima cosa riempire fino al centro un bicchiere da 250 ml con una soluzione al 10% di acido solforico e immergervi pezzi non troppo piccoli di zinco e rame. Saldiamo o rivettiamo il filo di rame su entrambi gli elettrodi, le cui estremità non devono toccare la soluzione.

Finché le estremità del filo non sono collegate tra loro, osserveremo la dissoluzione dello zinco, accompagnata dal rilascio di idrogeno. Lo zinco, come segue dalla serie delle tensioni, è più attivo dell'idrogeno, quindi il metallo può spostare l'idrogeno dallo stato ionico. Su entrambi i metalli si forma un doppio strato elettrico. Il modo più semplice per rilevare la differenza di potenziale tra gli elettrodi è con un voltmetro. Immediatamente dopo aver collegato il dispositivo al circuito, la freccia indicherà circa 1 V, ma poi la tensione diminuirà rapidamente. Se colleghi una piccola lampadina che consuma 1 V all'elemento, si accenderà, all'inizio in modo abbastanza forte, quindi il bagliore diventerà debole.

In base alla polarità dei terminali del dispositivo possiamo concludere che l'elettrodo di rame è il polo positivo. Ciò può essere dimostrato senza dispositivo considerando l'elettrochimica del processo. Prepariamo una soluzione satura di sale da cucina in un piccolo bicchiere o provetta, aggiungiamo circa 0,5 ml di una soluzione alcolica dell'indicatore fenolftaleina e immergiamo nella soluzione entrambi gli elettrodi chiusi con filo. Si osserverà un debole colore rossastro vicino al polo negativo, causato dalla formazione di idrossido di sodio al catodo.

In altri esperimenti si possono posizionare diverse coppie di metalli in una cella e determinare la tensione risultante. Ad esempio, il magnesio e l'argento daranno una differenza di potenziale particolarmente grande a causa della distanza significativa tra loro e una serie di tensioni, mentre lo zinco e il ferro, al contrario, ne daranno una molto piccola, inferiore a un decimo di volt. Utilizzando l'alluminio non riceveremo praticamente alcuna corrente a causa della passivazione.

Tutti questi elementi, o, come dicono gli elettrochimici, circuiti, hanno lo svantaggio che quando si misura la corrente, la tensione ai loro capi diminuisce molto rapidamente. Pertanto, gli elettrochimici misurano sempre il vero valore della tensione in uno stato diseccitato utilizzando questo metodo compensazione della tensione, cioè confrontandolo con la tensione di un'altra sorgente di corrente.

Consideriamo un po' più in dettaglio i processi nell'elemento rame-zinco. Al catodo lo zinco va in soluzione secondo la seguente equazione:

Zn => Zn 2+ + 2e -

Gli ioni idrogeno dell'acido solforico vengono scaricati sull'anodo di rame. Attaccano gli elettroni che passano attraverso il filo dal catodo di zinco e di conseguenza si formano bolle di idrogeno:

2Í + + 2е - => Ý 2

Dopo un breve periodo di tempo, il rame sarà ricoperto da un sottile strato di bolle di idrogeno. In questo caso, l'elettrodo di rame si trasformerà in uno di idrogeno e la differenza di potenziale diminuirà. Questo processo si chiama polarizzazione elettrodo. La polarizzazione dell'elettrodo di rame può essere eliminata aggiungendo alla cella un po' di soluzione di bicromato di potassio dopo la caduta di tensione. Successivamente, la tensione aumenterà nuovamente, poiché il dicromato di potassio ossiderà l'idrogeno in acqua. Il bicromato di potassio agisce in questo caso come depolarizzatore

In pratica si utilizzano circuiti galvanici i cui elettrodi non sono polarizzati, oppure circuiti la cui polarizzazione può essere eliminata aggiungendo depolarizzatori.

Come esempio di elemento non polarizzabile, consideriamo l'elemento Daniel, che in passato veniva spesso utilizzato come fonte di corrente. Anche questo è un elemento rame-zinco, ma entrambi i metalli sono immersi in soluzioni diverse. L'elettrodo di zinco è posizionato in una cella di argilla porosa riempita con acido solforico diluito (circa il 20%). La cella di argilla è sospesa in un grande bicchiere contenente una soluzione concentrata di solfato di rame, e sul fondo è presente uno strato di cristalli di solfato di rame. Il secondo elettrodo in questo recipiente è un cilindro realizzato in lamiera di rame.

Questo elemento può essere costituito da un barattolo di vetro, una cella di argilla disponibile in commercio (in casi estremi utilizziamo un vaso da fiori, chiudendo il foro sul fondo) e due elettrodi di dimensioni adeguate.

Durante il funzionamento della cella, lo zinco si dissolve per formare solfato di zinco e il rame metallico viene rilasciato sull'elettrodo di rame. Ma allo stesso tempo, l'elettrodo di rame non è polarizzato e l'elemento produce una tensione di circa 1 V. In realtà, teoricamente, la tensione ai terminali è di 1,10 V, ma quando raccogliamo la corrente misuriamo un valore leggermente inferiore a causa della tensione elettrica resistenza della cellula.

Se non togliamo la corrente all'elemento, dobbiamo togliere l'elettrodo di zinco dalla soluzione di acido solforico, perché altrimenti si dissolverà formando idrogeno.

Nella figura è mostrato uno schema di una cella semplice che non richiede una partizione porosa. L'elettrodo di zinco si trova nella parte superiore del barattolo di vetro, mentre l'elettrodo di rame si trova nella parte inferiore. L'intera cella è riempita con una soluzione satura di sale da cucina. Metti una manciata di cristalli di solfato di rame sul fondo del barattolo. La soluzione concentrata di solfato di rame risultante si mescolerà molto lentamente con la soluzione di sale da cucina. Pertanto, quando la cella funziona, il rame verrà rilasciato sull'elettrodo di rame e lo zinco si dissolverà sotto forma di solfato o cloruro nella parte superiore della cella.

Al giorno d'oggi vengono utilizzati quasi esclusivamente per le batterie. elementi secchi, che sono più comodi da usare. Il loro antenato è l'elemento Leclanche. Gli elettrodi sono un cilindro di zinco e un'asta di carbonio. L'elettrolita è una pasta costituita principalmente da cloruro di ammonio. Lo zinco si dissolve nella pasta e l'idrogeno viene rilasciato sul carbone. Per evitare la polarizzazione, la barra di carbonio viene immersa in un sacchetto di lino contenente una miscela di polvere di carbone e pirolusite. La polvere di carbone aumenta la superficie dell'elettrodo e la pirolusite agisce come un depolarizzatore, ossidando lentamente l'idrogeno. È vero, la capacità depolarizzante della pirolusite è più debole di quella del bicromato di potassio precedentemente menzionato. Pertanto, quando la corrente viene ricevuta negli elementi asciutti, la tensione diminuisce rapidamente e si "stancano" a causa della polarizzazione. Solo dopo qualche tempo avviene l'ossidazione dell'idrogeno con la pirolusite. Pertanto, gli elementi “riposano” se non passa corrente per un certo tempo. Controlliamo questo sulla batteria di una torcia a cui colleghiamo una lampadina. Colleghiamo un voltmetro parallelo alla lampada, cioè direttamente ai terminali. Inizialmente, la tensione sarà di circa 4,5 V. (Molto spesso, tali batterie hanno tre celle collegate in serie, ciascuna con una tensione teorica di 1,48 V.) Dopo un po' di tempo, la tensione diminuirà e la luce della lampadina si spegnerà. indebolire. In base alle letture del voltmetro, possiamo giudicare per quanto tempo la batteria deve riposare.

Un posto speciale è occupato dagli elementi rigeneranti noti come batterie. Subiscono reazioni reversibili e possono essere ricaricate dopo che la cella si è scaricata collegandosi ad una fonte DC esterna.

Attualmente le batterie al piombo sono le più comuni; L'elettrolita in essi contenuto è acido solforico diluito, nel quale sono immerse due piastre di piombo. L'elettrodo positivo è rivestito con perossido di piombo PbO 2 (il nome moderno è biossido di piombo), l'elettrodo negativo è piombo metallico. La tensione ai terminali è di circa 2,1 V. Durante la scarica, su entrambe le piastre si forma solfato di piombo, che durante la ricarica si trasforma nuovamente in piombo metallico e perossido di piombo.

Le fiamme sono disponibili in diversi colori. Guarda nel camino. Sui tronchi danzano fiamme gialle, arancioni, rosse, bianche e blu. Il suo colore dipende dalla temperatura di combustione e dal materiale combustibile. Per visualizzarlo, immagina la spirale di una stufa elettrica. Se la tessera è spenta, i giri della spirale sono freddi e neri. Diciamo che decidi di scaldare la zuppa e accendere il fornello. Inizialmente la spirale diventa rosso scuro. Più aumenta la temperatura, più luminoso sarà il colore rosso della spirale. Quando la piastrella raggiunge la temperatura massima, la serpentina diventa rosso-arancio.

Naturalmente la spirale non brucia. Non vedi la fiamma. E' semplicemente davvero sexy. Se lo riscaldi ulteriormente, il colore cambierà. Innanzitutto, il colore della spirale diventerà giallo, poi bianco e quando si riscalderà ancora di più, da esso emanerà un bagliore blu.

Qualcosa di simile accade con il fuoco. Prendiamo come esempio una candela. Aree diverse della fiamma di una candela hanno temperature diverse. Il fuoco ha bisogno di ossigeno. Se copri una candela con un barattolo di vetro, il fuoco si spegnerà. La zona centrale della fiamma della candela adiacente allo stoppino consuma poco ossigeno e appare scura. Le aree superiori e laterali della fiamma ricevono più ossigeno, quindi queste aree sono più luminose. Mentre la fiamma si muove attraverso lo stoppino, la cera si scioglie e crepita, rompendosi in minuscole particelle di carbonio. (Anche il carbone è costituito da carbonio.) Queste particelle vengono trasportate verso l'alto dalla fiamma e bruciano. Sono molto caldi e brillano come la spirale della tua piastrella. Ma le particelle di carbonio sono molto più calde della bobina della piastrella più calda (la temperatura di combustione del carbonio è di circa 1.400 gradi Celsius). Pertanto, il loro bagliore è giallo. Vicino allo stoppino acceso la fiamma è ancora più calda e si illumina di blu.

Le fiamme di un caminetto o di un fuoco hanno per lo più un aspetto eterogeneo. Il legno brucia a una temperatura inferiore rispetto allo stoppino di una candela, quindi il colore di base del fuoco è arancione anziché giallo. Alcune particelle di carbonio nella fiamma del fuoco hanno una temperatura piuttosto elevata. Ce ne sono pochi, ma aggiungono una sfumatura giallastra alla fiamma. Le particelle raffreddate di carbone caldo sono fuliggine che si depositano camini. La temperatura di combustione del legno è inferiore alla temperatura di combustione di una candela. Calcio, sodio e rame, riscaldati ad alte temperature, si illuminano colori differenti. Vengono aggiunti alla polvere di razzo per colorare le luci dei fuochi d'artificio festivi.

Colore della fiamma e composizione chimica

Il colore della fiamma può variare a seconda delle impurità chimiche contenute nei ceppi o altra sostanza infiammabile. La fiamma può contenere, ad esempio, impurità di sodio.

Anche nell'antichità, scienziati e alchimisti cercavano di capire quali sostanze bruciassero nel fuoco, a seconda del colore del fuoco.

• Il sodio è un componente del sale da cucina. Quando il sodio viene riscaldato, diventa giallo brillante.
• Il calcio potrebbe essere rilasciato nel fuoco. Sappiamo tutti che il latte contiene molto calcio. È metallo. Il calcio caldo diventa rosso vivo.
• Se il fosforo brucia in un incendio, la fiamma diventerà verdastra. Tutti questi elementi o sono contenuti nel legno oppure entrano nel fuoco con altre sostanze.
• Quasi tutti a casa ce l'hanno stufe a gas o colonne in cui la fiamma è colorata di blu. Ciò è dovuto al carbonio combustibile, al monossido di carbonio, che conferisce questa tonalità.

Mescolare i colori di una fiamma, come mescolare i colori di un arcobaleno, può dare Colore bianco, quindi nelle fiamme di un fuoco o di un caminetto sono visibili aree bianche.

Temperatura della fiamma durante la combustione di determinate sostanze:

Come ottenere un colore uniforme della fiamma?

Per studiare i minerali e determinarne la composizione, viene utilizzato Becco Bunsen, dando un colore di fiamma uniforme e incolore che non interferisce con il corso dell'esperimento, inventato da Bunsen a metà del XIX secolo.

Bunsen era un ardente fan dell'elemento fuoco e spesso armeggiava con le fiamme. Il suo hobby era la soffiatura del vetro. Soffiando vari disegni e meccanismi astuti dal vetro, Bunsen non poteva notare il dolore. C'erano momenti in cui le sue dita callose cominciavano a fumare dal vetro caldo e ancora morbido, ma lui non ci prestava attenzione. Se il dolore era già andato oltre la soglia della sensibilità, si è salvato usando il suo metodo: ha premuto forte il lobo dell'orecchio con le dita, interrompendo un dolore con un altro.

Fu lui il fondatore del metodo per determinare la composizione di una sostanza in base al colore della fiamma. Naturalmente, prima di lui, gli scienziati hanno provato a condurre tali esperimenti, ma non avevano un becco Bunsen con una fiamma incolore che non interferisse con l'esperimento. Ha introdotto vari elementi su filo di platino nella fiamma del bruciatore, poiché il platino non influisce sul colore della fiamma e non la colora.

Sembrerebbe che il metodo sia buono, non sono necessarie analisi chimiche complesse, si porta l'elemento sulla fiamma e la sua composizione è immediatamente visibile. Ma non c'era. Molto raramente le sostanze si trovano in natura nella loro forma pura; di solito contengono una vasta gamma di varie impurità che cambiano colore.

Bunsen ha provato vari metodi per isolare i colori e le loro sfumature. Ad esempio, ho provato a guardare attraverso il vetro colorato. Ad esempio, il vetro blu spegne il colore giallo prodotto dai sali di sodio più comuni e si potrebbe distinguere una tinta cremisi o viola dell'elemento nativo. Ma anche con l'aiuto di questi trucchi, è stato possibile determinare la composizione di un minerale complesso solo una volta su cento.

Questo è interessante! A causa della proprietà degli atomi e delle molecole di emettere luce di un certo colore, è stato sviluppato un metodo per determinare la composizione delle sostanze, chiamato analisi spettrale. Gli scienziati studiano lo spettro emesso da una sostanza, ad esempio, quando brucia, lo confrontano con gli spettri di elementi conosciuti e quindi ne determinano la composizione.