Ряд электродных потенциалов металлов. Электродные потенциалы металлов. Нанесение гальванических покрытий

Ряд напряжений характеризует некоторые свойства металлов:

1. Чем меньшее значение имеет электродный потенциал металла, тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. Активные металлы в природе существуют только в виде соединœений Na, K, ..., встречаются в природе, как в виде соединœений, так и в свободном состоянии Cu, Ag, Hg; Au, Pt - только в свободном состоянии;

2. Металлы, имеющие более отрицательный электродный потенциал, чем магний, вытесняют водород из воды;

3. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из растворов разбавленных кислот (анионы которых не проявляют окислительных свойств);

4. Каждый металл ряда, не разлагающий воду, вытесняет металлы, имеющие более положительные значения электродных потенциалов из растворов их солей;

5. Чем больше отличаются металлы значениями электродных потенциалов, тем большее значение э.д.с. будет иметь построенный из них гальванический элемент.

Зависимость величины электродного потенциала (Е) от природы металла, активности его ионов в растворе и температуры выражается уравнением Нернста

Е Ме = Е о Ме + RTln(a Ме n +)/nF,

где Е о Ме – стандартный электродный потенциал металла, a Me n + – активность ионов металла в растворе. При стандартной температуре 25 о С, для разбавленных растворов заменяя активность (а) концентрацией (с), натуральный логарифм десятичным и подставляя значения R , T и F, получим

Е Ме = Е о Ме + (0,059/n)lgс.

К примеру, для цинкового электрода, помещенного в раствор своей соли, концентрацию гидратированных ионов Zn 2+ × mH 2 O сокращенно обозначим Zn 2+ , тогда

Е Zn = Е о Zn + (0,059/n) lg[ Zn 2+ ].

В случае если = 1 моль/дм 3 , то Е Zn = Е о Zn .


  • - Ряд напряжений металлов

    По величине стандартного электродного потенциала металлы принято располагать в ряд напряжений металлов: Li+/Li, Rb+/Rb, K+/K, Cs+/Cs, Ba2+/Ba, Sr2+/Sr, Ca2+/Ca, Na+/Na, Mg2+/Mg, Al3+/Al, Mn2+/Mn, Zn2+/Zn, Cr3+/Cr, Fe2+/Fe, Cd2+/Cd, Co2+/Co, Ni2+/Ni, Sn2+/Sn, Pb2+/Pb, Fe3+/Fe, 2H+/H2, Sb3+/Sb, Bi3+/Bi, Cu2+/Cu, Hg2+/Hg, Ag+/Ag, Pt2+/Pt, Au+/Au 1. Ряд напряжений характеризует... [читать подробенее]


  • - Ряд напряжений металлов

    Уравнение Нернста Ряд стандартных электродных потенциалов (напряжений). Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получают ряд напряжений Николая Николаевича Бекетова (1827-1911), или ряд стандартных электродных потенциалов....

    • Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

    Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

    Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

    Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

    Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

    Взаимодействие с простыми веществами

      С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:

    4Li + O 2 = 2Li 2 O,

    4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .

    Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

    2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

      С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

    Cu + Cl 2 = CuCl 2 .

      С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.

    2Na + H 2 = 2NaH.

      С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

      С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

    3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

      С углеродом образуются карбиды:

    4Al + 3C = Al 3 C 4 .

      С фосфором – фосфиды:

    3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

      Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения :

    2Na + Sb = Na 2 Sb,

    3Cu + Au = Cu 3 Au.

      Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы .

    Сплавы

    Сплавами называются системы, состоящие из двух или более металлов, а также металлов и неметаллов, обладающих характерными свойства, присущими только металлическому состоянию.

    Свойства сплавов – самые разнообразные и отличаются от свойств их компонентов, так, например, для того чтобы золото стало более твердым и пригодным для изготовления украшений, в него добавляют серебро, а сплав, содержащий 40 % кадмия и 60 % висмута, имеет температуру плавления 144 °С, т.е намного ниже температуры плавления его компонентов (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

    Возможны следующие типы сплавов:

    Расплавленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, неограниченно растворяясь друг в друге, например, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и другие. Эти сплавы однородны по составу, обладают высокой химической стойкостью, проводят электрический ток;

    Расправленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, однако при охлаждении расслаиваются, и получается масса, состоящая из отдельных кристалликов компонентов, например, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и другие.

    Если из всего ряда стандартных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению

    то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помешают, кроме металлов, также водород, что позволяет видеть, какие металлы способны вытеснять водород из водных растворов кислот.

    Таблица 19. Ряд напряжений металлов

    Ряд напряжений для важнейших металлов приведен в табл. 19. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Ионы металлов являются окислителями, а металлы в виде простых веществ - восстановителями. При этом, чем дальше расположен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы, и наоборот, чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет простое вещество - металл.

    Потенциал электродного процесса

    в нейтральной среде равен В (см. стр. 273). Активные металлы начала ряда, имеющие потенциал, значительно более отрицательный, чем -0,41 В, вытесняют водород из воды. Магний вытесняет водород только из горячей воды. Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, обладающие защитным действием .

    Металлы, расположенные между магнием и водородом, вытесняют водород из растворов кислот. При этом на поверхности некоторых металлов также образуются защитные пленки, тормозящие реакцию. Так, оксидная пленка на алюминии делает этот металл стойким не только в воде, но и в растворах некоторых кислот. Свинец не растворяется в серной кислоте при ее концентрации ниже , так как образующаяся при взаимодействии свинца с серной кислотой соль нерастворима и создает на поверхности металла защитную пленку. Явление глубокого торможения окисления металла, обусловленное наличием на его поверхности защитных оксидных или солевых пленок, называется пассивностью, а состояние металла при этом - пассивным состоянием.

    Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным положением в ряду напряжений. Рассматривая конкретные случаи таких реакций, следует помнить, что активные металлы вытесняют водород не только из воды, но и из любого водного раствора. Поэтому взаимное вытеснение металлов из растворов их солей практически происходит лишь в случае металлов, расположенных в ряду после магния.

    Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучал Бекетов. В результате своих работ он расположил металлы по их химической активности в вытеснительный ряд», являющийся прототипом ряда напряжений металлов.

    Взаимное положение некоторых металлов в ряду напряжений и в периодической системе на первый взгляд не соответствует друг, другу. Например, согласно положению в периодической системе химическая активность калия должна быть больше, чем натрия, а натрия - больше, чем лития. В ряду же напряжений наиболее активным оказывается литий, а калий занимает среднее положение между литием и натрием. Цинк и медь по их положению в периодической системе должны иметь приблизительно равную химическую активность, но в ряду напряжений цинк расположен значительно раньше меди. Причина такого рода несоответствий состоит в следующем.

    При сравнении металлов, занимающих то или иное положение в периодической системе, за меру их химической активности - восстановительной способности - принимается величина энергии ионизации свободных атомов. Действительно, при переходе, например, сверху вниз по главной подгруппе I группы периодической системы энергия ионизации атомов уменьшается, что связано с увеличением их радиусов (т. е. с большим удалением внешних электронов от ядра) и с возрастающим экранированием положительного заряда ядра промежуточными электронными слоями (см. § 31). Поэтому атомы калия проявляют большую химическую активность - обладают более сильными восстановительными свойствами, - чем атомы натрия, а атомы натрия - большую активность, чем атомы лития.

    При сравнении же металлов в ряду напряжений за меру химической активности принимается работа превращения металла, находящегося в твердом состоянии, в гидратированные ионы в водном растворе. Эту работу можно представить как сумму трех слагаемых: энергии атомизации - превращения кристалла металла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Энергия атомизации характеризует прочность кристаллической решетки данного металла. Энергия ионизации атомов - отрыва от них валентных электронов - непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Энергия, выделяющаяся при гидратации, зависит от электронной структуры иона, его заряда и радиуса.

    Ионы лития и калия, имеющие одинаковый заряд, но различные радиусы, будут создавать около себя неодинаковые электрические поля. Поле, возникающее вблизи маленьких ионов лития, будет более сильным, чем поле около больших ионов калия. Отсюда ясно, что ионы лития будут гидратироваться с выделением большей энергии, чем ноны калия.

    Таким образом, в ходе рассматриваемого превращения затрачивается энергия на атомизацию и ионизацию и выделяется энергия при гидратации. Чем меньше будет суммарная затрата энергии, тем легче будет осуществляться весь процесс и тем ближе к началу ряда напряжений будет располагаться данный металл. Но из трех слагаемых общего баланса энергии только одно - энергия ионизации-непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Следовательно, нет оснований ожидать, что взаимное положение тех или иных металлов в ряду напряжений всегда будет соответствовать их положению в периодической системе. Так, для лития суммарная затрата энергии оказывается меньшей, чем для калия, в соответствии с чем литий стоит в ряду напряжений раньше калия.

    Для меди и цинка затрата энергии на ионизацию свободных атомов и выигрыш ее при гидратации ионов близки. Но металлическая медь образует более прочную кристаллическую решетку, чем цинк, что видно из сопоставления температур плавления этих Металлов: цинк плавится при , а медь только при . Поэтому энергия, затрачиваемая на атомизацию этих металлов, существенно различна, вследствие чего суммарные энергетические затраты на весь процесс в случае меди гораздо больше, чем в случае цинка, что и объясняет взаимное положение этих металлов в ряду напряжений.

    При переходе от воды к неводным растворителям взаимное положение металлов в ряду напряжений может изменяться. Причина этого лежит в том, что энергия сольватации ионов различных металлов по-разному изменяется при переходе от одного растворителя к другому.

    В частности, ион меди весьма энергично сольватируется в некоторых органических растворителях; это приводит к тому, что в таких растворителях медь располагается в ряду напряжений до водорода и вытесняет его из растворов кислот.

    Таким образом, в отличие от периодической системы элементов, ряд напряжений металлов не является отражением общей Закономерности, на основе которой можно давать разностороннюю Характеристику химических свойств металлов. Ряд напряжений Характеризует лишь окислительно-восстановительную способность Электрохимической системы «металл - ион металла» в строго определенных условиях: приведенные в нем величины относятся к водному раствору, температуре и единичной концентрации (активности) ионов металла.

    В электрохимической ячейке (гальваническом элементе) электроны, остающиеся после образования ионов, удаляются через металлический провод и рекомбинируют с ионами другого вида. Т.е.заряд во внешней цепи переносится электронами, а внутри ячейки, через электролит, в который погружены металлические электроды, ионами. Таким образом получается замкнутая электрическая цепь.

    Разность потенциалов, измеряемая в электрохимической ячейке, o бъясняется различием в способности каждого из металлов отдавать электроны. Каждый электрод имеет собственный потенциал, каждая система электрод-электролит представляет собой полуэлемент, а любые два полуэлемента образуют электрохимическую ячейку. Потенциал одного электрода называют потенциалом полуэлемента, он определят способность электрода отдавать электроны. Очевидно, что потенциал каждого полуэлемента не зависит от наличия другого полуэлемента и его потенциала. Потенциал полуэлемента определяется концентрацией ионов в электролите и температурой.

    В качестве «нулевого» полуэлемента был выбран водород, т.е. считается, что для него при добавлении или удалении электрона с образованием иона никакой работы не совершается. «Нулевое» значение потенциала необходимо для понимания относительной способности каждого из двух полуэлементов ячейки отдавать и принимать электроны.

    Потенциалы полуэлементов, измеряемые относительно водородного электрода, называются водородной шкалой. Если термодинамическая склонность отдавать электроны в одной половине электрохимической ячейки выше, чем в другой, то потенциал первою полуэлемента выше, чем потенциал второго. Под действием разности потенциалов будет происходить переток электронов. При сочетании двух металлов можно выяснить возникающую между ними разность потенциалов и направление потока электронов.

    Электроположительный металл обладает более высокой способностью принимать электроны, поэтому он будет катодным или благородным. С другой стороны находятся электроотрицательные металлы, которые способны самопроизвольно отдавать электроны. Эти металлы являются реакционноспособными, а, следовательно, анодными:

    - → 0 → +

    Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au


    Например, Cu отдает электроны легче Ag , но хуже Fe . В присутствии медного электрода ноны серебра начнут соединяться с электронами, приводя к образованию ионов меди и осаждению металлического серебра:

    2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

    Однако та же самая медь менее реакционноспособна, чем железо. При контакте металлического железа с нонами меди та будет осаждаться, а железо переходить в раствор:

    Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu .

    Можно говорить, что медь является катодным металлом относительно железа и анодным - относительно серебра.

    Стандартным электродным потенциалом считается потенциал полуэлемента из полностью отожженого чистого металла в качестве электрода в контакте с ионами при 25 0 С. В этих измерениях водородный электрод выступает в роли электрода сравнения. В случае двухвалентного металла можно записать реакцию, протекающую в соответствующей электро-химической ячейке:

    М + 2Н + → М 2+ + Н 2 .

    Если упорядочить металлы по убыванию их стандартных электродных потенциалов, то получается так называемый электрохимический ряд напряжений металлов (табл. 1).

    Таблица 1. Электрохимический ряд напряжений металлов

    Равновесие металл-ионы (единичной активности)

    Электродный потенциал относительно водородного электрода при 25°С, В (восстановительный потенциал)

    Благородные

    или катодные

    Au-Au 3+

    1,498

    Pt-Pt 2 +

    Pd-Pd 2 +

    0,987

    Ag-Ag +

    0,799

    Hg-Hg 2+

    0,788

    Cu-Cu 2+

    0,337

    Н 2 -Н +

    Pb-Pb 2 +

    0,126

    Sn-Sn 2+

    0,140

    Ni-Ni 2+

    0,236

    Co-Co 2+

    0,250

    Cd-Cd 2+

    0,403

    Fe-Fe 2+

    0,444

    Cr-Cr 2+

    0,744

    Zn-Zn 2+

    0,763

    Активные
    или анодные

    Al-Al 2 +

    1,662

    Mg-Mg 2 +

    2,363

    Na-Na +

    2,714

    K-K +

    2,925

    Например, в гальваническом элементе медь-цинк возникает поток электронов от цинка к меди. Медный электрод является в этой схеме положительным полюсом, а цинковый - отрицательным. Более реакционноспособный цинк теряет электроны:

    Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0,763 В.

    Медь же является менее реакционноспособной и принимает электроны от цинка:

    Cu 2+ + 2е - → Cu ; E °=+0,337 В.

    Напряжение на соединяющем электроды металлическом проводе составит:

    0,763 В + 0,337 В = 1,1 В.

    Таблица 2. Стационарные потенциалы некоторых металлов и сплавов в морской воде по отношению к нормальному водородному электроду ( ГОСТ 9.005-72).

    Металл

    Стационарный потенциал, В

    Металл

    Стационарный потенциал, В

    Магний

    1,45

    Никель (активное co стояние)

    0,12

    Магниевый сплав (6 % А l , 3 % Zn , 0,5 % Mn )

    1,20

    Медные сплавы ЛМцЖ-55 3-1

    0,12

    Цинк

    0,80

    Латунь (30 % Zn )

    0,11

    Алюминиевый сплав (10 % Mn )

    0,74

    Бронза (5-10 % Al )

    0,10

    Алюминиевый сплав (10 % Zn )

    0,70

    Томпак (5-10 % Zn )

    0,08

    Алюминиевый сплав К48-1

    0,660

    Медь

    0,08

    Алюминиевый сплав В48-4

    0,650

    Купроникель (30 % Ni )

    0,02

    Алюминиевый сплав АМг5

    0,550

    Бронза «Нева»

    0,01

    Алюминиевый сплав АМг61

    0,540

    Бронза Бр. АЖН 9-4-4

    0,02

    Алюминий

    0,53

    Нержавеющая сталь Х13 (пассивное состояние)

    0,03

    Кадмий

    0,52

    Никель (пассивное состояние)

    0,05

    Дюралюминий и алюминиевый сплав АМг6

    0,50

    Нержавеющая сталь Х17 (пассивное состояние)

    0,10

    Железо

    0,50

    Титан технический

    0,10

    Сталь 45Г17Ю3

    0,47

    Серебро

    0,12

    Сталь Ст4С

    0,46

    Нержавеющая сталь 1Х14НД

    0,12

    Сталь СХЛ4

    0,45

    Титан йодистый

    0,15

    Сталь типа АК и углеродистая сталь

    0,40

    Нержавеющая сталь Х18Н9 (пассивное состояние) и ОХ17Н7Ю

    0,17

    Серый чугун

    0,36

    Монель-металл

    0,17

    Нержавеющие стали Х13 и Х17 (активное состояние)

    0,32

    Нержавеющая сталь Х18Н12М3 (пассивное состояние)

    0,20

    Никельмедистый чугун (12-15 % Ni , 5-7 % Си)

    0,30

    Нержавеющая сталь Х18Н10Т

    0,25

    Свинец

    0,30

    Платина

    0,40

    Олово

    0,25

    Примечание . Указанные числовые значения потенциалов н порядок металлов в ряду могут изменяться в различной степени в зависимости от чистоты металлов, состава морской воды, степени аэрации и состояния поверхности металлов.

    Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

    Раздел 12. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

    § 12.5. Ряд стандартных электродных потенциалов

    В средней школе вы изучаете электрохимический ряд напряжений металлов. Более точное название его - ряд стандартных электродных потенциалов металлов. Для некоторых металлов он приведен в табл. 12.1. Как же состоит такой ряд? Почему, например, натрий стоит в нем после кальция? Как этим рядом пользоваться?

    Ответ на первый вопрос можно дать на основе уже изученного материала. При погружении любого металла в раствор электролита на границе раздела металл/раствор возникает разность потенциалов, которую называют электродным потенциалом или потенциалом электрода. Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.

    Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принимают за нуль при всех значениях температуры. Водородный электрод состоит из платино-

    Рис. 12.3. Стандартный водородный электрод

    ной пластинки, покрытой платиновой чернью (електролітично осадженою платиной), которая погруженная в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, что равна 1 моль/л и омывается струей газуватого водорода под давлением 101,325 кПа при 25°С (рис. 12.3).

    Молекулярный водород, проходя сквозь раствор, растворяется и подходит к поверхности платины. На поверхности платины происходит расщепление молекул водорода на атомы и их адсорбция (закрепление на поверхности). Адсорбированные атомы водорода Н адс ионизируются:

    Н адс - e - -> Н + ,

    а ионы водорода, присоединяя электроны, переходят в адсорбированный состояние:

    Н + + e - -> Н адс.

    Полнее равновесие в водородном электроде выражается схемой:

    2Н + + 2е - ⇆ 2 H a дс (Pt ) = Н 2 .

    Среднюю часть этого равновесия конечно опускают, хотя следует иметь в виду, какую большую роль в установлении такого равновесного состояния играет платина.

    Если теперь пластинку любого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, как показано на рис. 12.4, то образуется гальванический элемент (электрохимическая цепь), электродвижущую силу (сокращенно ЭДС) которого легко измерить. Эта ЭДС и называется стандартным электродным потенциалом данного электрода (обычно обозначается Е°). Итак, электродным потенциалом называют ЭДС гальванического элемента (электрохимической цепи), которая состоит из

    Рис. 12.4. Гальванический цепь для измерения стандартного электродного потенциала металла:

    1 - измеряемый электрод;

    2 - потенциометр;

    3 - стандартный водородный электрод;

    4 - раствор хлорида калия

    исследуемого электрода и стандартного водородного электрода.

    Такая цепь показана на рис. 12.4. Электродный потенциал называют также окислительно-восстановительным потенциалом.

    При обозначении электродных потенциалов Е и стандартных электродных потенциалов Е° принято у знаков ставить индекс, что соответствует системе, к которой принадлежит данный потенциал. Так, стандартный электродный потенциал системы 2Н + + 2е - ⇆ Н 2 обозначают Е°2Н+/Н 2, системы Li + + е - ⇆ Li - E ° Li +/ Li , а системы М nO - 4 + 8Н + + 5е - ⇆ Mn 2+ + 4Н 2 О пишут Е°М n О - 4 + 8Н+/M n 2 ++ 4Н 2 O .

    Размещая металлы в порядке возрастания алгебраического значения их стандартных электродных потенциалов, получают ряд, представленный в табл. 12.1. В него могут быть включены и другие окислительно-восстановительные системы (в том числе неметаллические) соответственно до значений Е°, например E ° C l 2 /С l - = 1,36 В, Е° F 2 /2 F - = 2,87 В, Е° S / S 2- = -0,51 В и т. д. Ряд, представленный в табл. 12.1, можно рассматривать лишь как фрагмент из ряда стандартных электродных потенциалов окислительно-восстановительных систем в водных растворах при 25°С, составленный из важнейших металлов 1 . Исторически этом ряду предшествовал “витискуючий ряд” Г. М. Бекетова.

    Символ Н g применяется к ртутного электрода, погруженного в раствор соли гідраргіруму (И), ион которого принято изображать в виде димера:

    Н g 2+ 2 + 2е - = 2Н g .

    Большинство стандартных электродных потенциалов можно определить экспериментально. Однако для щелочных и щелочноземельных металлов значение Е° рассчитывают только теоретически, так как эти металлы взаимодействуют с водой.

    Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов. Его применяют для выяснения, в какой последовательности восстанавливаются ионы при электролизе (§ 7.7), а также для описания других свойств металлов (§ 10.9 и 12.5).

    1 В США принято противоположные знаки электродных потенциалов: наиболее положительный (+3,04 В) электрода Li + / Li и самый негативный (-2,87 В) системы F 2 /2 F - . Такой порядок отсчета можно увидеть и в американской учебной литературе, переведенной на русском языке.

    Чем меньше алгебраическое значение потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов.

    Как следует из этого ряда, металлический литий - самый сильный восстановитель, а золото - самый слабый. И наоборот, ион золота Au - сильнейший окислитель, а ион лития Li + - самый слабый (в табл. 12.1 роста этих свойств указано стрелками).

    Каждый металл в ряду стандартных электродных потенциалов имеет свойство вытеснять все последующие металлы из растворов их солей. Однако это не означает, что вытеснение будет обязательно происходить во всех случаях. Так, алюминий вытесняет медь из раствора хлорида купруму(II) СиС l 2 , но практически не вытесняет ее из раствора сульфата купруму(II) CuSO 4 . Это объясняется тем, что хлорид-ионы С l - значительно быстрее разрушают защитную поверхностную пленку на алюминии по сравнению с сульфат-ионами SO 2- .

    Очень часто на основе ряда стандартных электродных потенциалов пишут уравнения реакций вытеснения металлов из растворов их солей более активными щелочными и лужноземельними металлами и естественно, ошибаются. В этом случае вытеснение металлов не происходит, поэтому что щелочные и щелочноземельные металлы сами реагируют с водой.

    Все металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов, то есть стоящие в ряду до водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот (типа НС l или H 2 SO 4 ) и при этом растворяются в них. Однако свинец в разбавленных растворах серной кислоты практически не растворяется. Происходит это потому, что на поверхности свинца сразу образуется защитный слой из малорозчинної соли сульфата свинца PbSO 4 , который нарушает контакт раствора с металлом. Металлы, стоящие в ряду после водорода, не вытесняют его из кислот.

    Из приведенных примеров можно сделать вывод, что рядом стандартных электродных потенциалов следует пользоваться с учетом особенностей рассматриваемых процессов. Самое главное - надо иметь в виду, ряд стандартных электродных потенциалов можно применять только для водных растворов и что он характеризует химическую активность металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, которые происходят в водной среде.

    Натрий в ряду стандартных электродных потенциалов расположен после кальция Са: у него больше алгебраическое значение стандартного электродного потенциала.

    ЭДС любого гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных электродных потенциалов Е°. При этом следует иметь в виду, что ЭДС - всегда положительная величина. Поэтому от потенциала электрода, что имеет больше алгебраическое значение, нужно отнять потенциал электрода, алгебраическое значение которого меньше. Например, ЭДС медно-цинкового элемента при стандартных условиях составит 0,34 - (-0,76) = 1,1 В.

    Рекомендуем почитать