Електрохімічний ряд активності металів (ряд напруг, ряд стандартних електродних потенціалів) - послідовність, в якій метали розташовані в порядку збільшення їх стандартних електрохімічних потенціалів φ 0 відповідають напівреакції відновлення катіону металу Me n+ : Me n+ + nē → Me
Ряд напруг характеризує порівняльну активність металів в окисно-відновних реакціях у водних розчинах.
Історія
Послідовність розташування металів у порядку зміни їх хімічної активності в загальних рисахбула відома вже алхімікам. Процеси взаємного витіснення металів із розчинів та їх поверхневе осадження (наприклад, витіснення срібла та міді із розчинів їх солей залізом) розглядалися як прояв трансмутації елементів.
Пізні алхіміки впритул підійшли до розуміння хімічної сторони взаємного осадження металів їх розчинів. Так, Ангелус Сала у роботі «Anatomia Vitrioli» (1613) дійшов висновку, що продукти хімічних реакційскладаються з тих самих «компонентів», які містилися у вихідних речовинах. Згодом Роберт Бойль запропонував гіпотезу про причини, через які один метал витісняє інший із розчину на основі корпускулярних уявлень.
В епоху становлення класичної хімії здатність елементів витісняти один одного із сполук стала важливим аспектом розуміння реакційної здатності. Й. Берцеліус на основі електрохімічної теорії спорідненості побудував класифікацію елементів, розділивши їх на «металоїди» (зараз застосовується термін «неметали») та «метали» та поставивши між ними водень.
Послідовність металів за їхньою здатністю витісняти один одного, давно відома хімікам, була в 1860-ті і наступні роки особливо ґрунтовно та всебічно вивчена та доповнена Н. Н. Бекетовим. Вже 1859 року він зробив у Парижі повідомлення тему «Дослідження над явищами витіснення одних елементів іншими». У цю роботу Бекетов включив цілу низку узагальнень про залежність між взаємним витісненням елементів та його атомною вагою, пов'язуючи ці процеси з « первісними хімічними властивостями елементів - тим, що називається хімічною спорідненістю». Відкриття Бекетовим витіснення металів з розчинів їх солей воднем під тиском і вивчення відновлювальної активності алюмінію, магнію і цинку при високих температурах (металотермія) дозволило йому висунути гіпотезу про зв'язок здатності одних елементів витісняти інші з сполук з їх щільністю: більш легкі прості важкі (тому даний рядчасто також називають витіснювальний ряд Бекетова, або просто ряд Бекетова).
Не заперечуючи значних заслуг Бекетова у становленні сучасних уявлень про низку активності металів, слід вважати помилковим уявлення про нього як єдиного творця цього ряду, що існує у вітчизняній популярній і навчальній літературі. Численні експериментальні дані, отримані в наприкінці XIXстоліття, що спростовували гіпотезу Бекетова. Так, Вільям Одлінг описав безліч випадків «звернення активності». Наприклад, мідь витісняє олово з концентрованого підкисленого розчину SnCl 2 і свинець з кислого розчину PbCl 2 ; вона ж здатна до розчинення в концентрованій соляній кислоті з виділенням водню. Мідь, олово і свинець знаходяться в ряду правіше за кадмій, проте можуть витісняти його з киплячого слабо підкисленого розчину CdCl 2 .
Бурхливий розвиток теоретичної та експериментальної фізичної хімії вказував на іншу причину відмінностей хімічної активності металів. З розвитком сучасних уявлень електрохімії (головним чином роботах Вальтера Нернста) стало ясно, що ця послідовність відповідає «низці напруг» - розташування металів за значенням стандартних електродних потенціалів. Таким чином, замість якісної характеристики- «схильність» металу та його іона до тих чи інших реакцій - Нерст ввів точну кількісну величину, що характеризує здатність кожного металу переходити в розчин у вигляді іонів, а також відновлюватися з іонів до металу на електроді, а відповідний ряд отримав назву ряду стандартних електродних потенціалів.
Теоретичні засади
Значення електрохімічних потенціалів є функцією багатьох змінних і тому виявляють складну залежність від становища металів у періодичній системі. Так, окисний потенціал катіонів зростає зі збільшенням енергії атомізації металу, зі збільшенням сумарного потенціалу іонізації його атомів та зі зменшенням енергії гідратації його катіонів.
У самому загальному виглядіясно, що метали, що знаходяться на початку періодів, характеризуються низькими значеннями електрохімічних потенціалів і займають місця у лівій частині низки напруг. У цьому чергування лужних і лужноземельних металів відбиває явище діагональної подібності. Метали, розташовані ближче до середин періодів, характеризуються великими значеннями потенціалів і займають місця у правій половині низки. Послідовне збільшення електрохімічного потенціалу (від −3,395 У пари Eu 2+ /Eu [ ] до +1,691 У пари Au + / Au) відображає зменшення відновлювальної активності металів (властивість віддавати електрони) і посилення окислювальної здатності їх катіонів (властивість приєднувати електрони). Таким чином, найсильнішим відновником є металевий європій, а найсильнішим окислювачем – катіони золота Au+.
У ряд напруг зазвичай включається водень, оскільки практичний вимір електрохімічних потенціалів металів проводиться з використанням стандартного водню.
Практичне використання ряду напруг
Ряд напруг використовується на практиці для порівняльної [відносної] оцінки хімічної активності металів у реакціях з водними розчинами солей і кислот та для оцінки катодних та анодних процесів при електролізі:
- Метали, що стоять лівіше водню, є сильнішими відновниками, ніж метали, розташовані правіше: вони витісняють останні розчини солей. Наприклад, взаємодія Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu можлива лише у прямому напрямку.
- Метали, що стоять у ряду лівіше водню, витісняють водень при взаємодії з водними розчинами кислот-неокислювачів; найбільш активні метали(До алюмінію включно) - і при взаємодії з водою.
- Метали, що стоять у ряду правіше водню, з водними розчинами кислот-неокислювачів за звичайних умов не взаємодіють.
- При електролізі метали, що стоять правіше водню, виділяються на катоді; відновлення металів помірної активності супроводжується виділенням водню; найбільш активні метали (до алюмінію) неможливо за звичайних умов виділити з водних розчинів солей.
Таблиця електрохімічних потенціалів металів
| Метал | Катіон | φ 0 , | Реакційна здатність | Електроліз (на катоді): |
|---|---|---|---|---|
| Li + | -3,0401 | реагує з водою | виділяється водень | |
| Cs + | -3,026 | |||
| Rb + | -2,98 | |||
| K + | -2,931 | |||
| Fr+ | -2,92 | |||
| Ra 2+ | -2,912 | |||
| Ba 2+ | -2,905 | |||
| Sr 2+ | -2,899 | |||
| Ca 2+ | -2,868 | |||
| Eu 2+ | -2,812 | |||
| Na + | -2,71 | |||
| Sm 2+ | -2,68 | |||
| Md 2+ | -2,40 | реагує з водними розчинами кислот | ||
| La 3+ | -2,379 | |||
| Y 3+ | -2,372 | |||
| Mg 2+ | -2,372 | |||
| Ce 3+ | -2,336 | |||
| Pr 3+ | -2,353 | |||
| Nd 3+ | -2,323 | |||
| Er 3+ | -2,331 | |||
| Ho 3+ | -2,33 | |||
| Tm 3+ | -2,319 | |||
| Sm 3+ | -2,304 | |||
| Pm 3+ | -2,30 | |||
| FM 2+ | -2,30 | |||
| Dy 3+ | -2,295 | |||
| Lu 3+ | -2,28 | |||
| Tb 3+ | -2,28 | |||
| Gd 3+ | -2,279 | |||
| Es 2+ | -2,23 | |||
| Ac 3+ | -2,20 | |||
| Dy 2+ | -2,2 | |||
| Pm 2+ | -2,2 | |||
| Cf 2+ | -2,12 | |||
| Sc 3+ | -2,077 | |||
| Am 3+ | -2,048 | |||
| Cm 3+ | -2,04 | |||
| Pu 3+ | -2,031 | |||
| Er 2+ | -2,0 | |||
| Pr 2+ | -2,0 | |||
| Eu 3+ | -1,991 | |||
| Lr 3+ | -1,96 | |||
| Cf 3+ | -1,94 | |||
| Es 3+ | -1,91 | |||
| Th 4+ | -1,899 | |||
| FM 3+ | -1,89 | |||
| Np 3+ | -1,856 | |||
| Be 2+ | -1,847 | |||
| U 3+ | -1,798 | |||
| Al 3+ | -1,700 | |||
| Md 3+ | -1,65 | |||
| Ti 2+ | -1,63 | конкуруючі реакції: і виділення водню, і виділення металу в чистому вигляді | ||
| Hf 4+ | -1,55 | |||
| Zr 4+ | -1,53 | |||
| Pa 3+ | -1,34 | |||
| Ti 3+ | -1,208 | |||
| Yb 3+ | -1,205 | |||
| No 3+ | -1,20 | |||
| Ti 4+ | -1,19 | |||
| Mn 2+ | -1,185 | |||
| V 2+ | -1,175 | |||
| Nb 3+ | -1,1 | |||
| Nb 5+ | -0,96 | |||
| V 3+ | -0,87 | |||
| Cr 2+ | -0,852 | |||
| Zn 2+ | -0,763 | |||
| Cr 3+ | -0,74 | |||
| Ga 3+ | -0,560 | |||
Ряд напруг металів– це ряд металів, розташованих за зростанням їх стандартного електродного потенціалу (). Положення металу у ряді напруг свідчить про його окислювально-відновлювальні здібності по відношенню до інших металів та їх катіонів для реакцій, що протікають у розчинах електролітах, тобто в реакціях з солями та основами. А також з неметалами, якщо ці реакції протікають у водних розчинах, зокрема до таких процесів відносяться процеси корозії металів ().
У ряді напруг:
1) Зменшується відновлювальна спроможність металів.
2) Збільшується окислювальна здатність. Як наслідок цього метали, що стоять у ряді напруги до водню витісняють його з розчинів кислот (не окислювачів).
3) Метали, що стоять у ряду лівіше (мають менший потенціал) витісняють метали, що стоять правіше (мають більший потенціал) з розчинів їх солей.
4) Метали, що стоять у ряді напруги до Mg (мають) витісняють водень з води.
Таким чином значення електродного потенціалу визначає окислювально-відновні здібності металів по відношенню один до одного і по відношенню до H і електролітам, що містять його катіони.
Вимірювання електродних потенціалів. Ряд стандартних електродних потенціалів, водневий електрод.
Абсолютне значення електродного потенціалу виміряти практично неможливо. У зв'язку з цим електродний потенціал вимірюється шляхом вимірювання ЕРС гальванічного елемента складеного з досліджуваного електрода та потенціалу електрода, якого відомий. Стандартний електродний потенціал визначається величиною ЕРС гальванічного елемента, складеного з досліджуваного електрода та стандартного водневого електрода, потенціал якого умовно приймається рівним нулю.
Стандартний водневий електрод- Це система, що знаходиться при нормальних умовах, Що складається з губчастої пластини, в пори якої нагнітають водень , поміщену в одномоляльний розчин сірчаної кислоти H 2 SO 4 C(H +)=1моль/кг
Стандартизувати умови та відтворювати потенціал такого електрода є складним завданням, тому даний електрод використовується у метеорологічних цілях. У лабораторній практиці для вимірювання електродних потенціалів використовують допоміжні електроди.
Приклад: каломельний електрод - Hg, HgCl/Cl -;
хлор срібний - Ag, AgCl/Cl - і т.д.
Потенціал цих електродів стійко відтворюється, тобто зберігає своє значення під час зберігання та експлуатації.
Яку інформацію можна отримати з напруги?
Ряд напруг металів широко використовується в неорганічної хімії. Зокрема результати багатьох реакцій і навіть можливість їх здійснення залежать від положення деякого металу в ЕРН. Обговоримо це питання докладніше.
Взаємодія металів із кислотами
Метали, що знаходяться в ряді напруг ліворуч від водню, реагують з кислотами - неокислювачами. Метали, розташовані в ЕРН правіше за Н, взаємодіють тільки з кислотами - окислювачами (зокрема, з HNO 3 і концентрованої H 2 SO 4).
Приклад 1. Цинк розташований в ЕРН лівіше водню, отже, здатний реагувати практично з усіма кислотами:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2
Приклад 2. Мідь знаходиться в ЕРН правіше за Н; даний метал не реагує зі "звичайними" кислотами (HCl, H 3 PO 4 , HBr, органічні кислоти), проте вступає у взаємодію з кислотами-окислювачами (азотна, концентрована сірчана):
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Звертаю увагу на важливий момент: при взаємодії металів із кислотами-окислювачами виділяється не водень, а деякі інші сполуки. Докладніше про це можна почитати!
Взаємодія металів із водою
Метали, розташовані в ряді напруг лівіше Mg, легко реагують з водою вже при кімнатній температуріз виділенням водню та утворенням розчину лугу.
Приклад 3. Натрій, калій, кальцій легко розчиняються у воді з утворенням розчину лугу:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Метали, розташовані у ряді напруг від водню до магнію (включно), у ряді випадків взаємодіють із водою, але реакції вимагають специфічних умов. Наприклад, алюміній і магній починають взаємодію з Н 2 тільки після видалення оксидної плівки з поверхні металу. Залізо не реагує з водою за кімнатної температури, але взаємодіє з парами води. Кобальт, нікель, олово, свинець практично не взаємодіють з H 2 O не тільки при кімнатній температурі, а й нагріванні.
Метали, розташовані у правій частині ЕРН (срібло, золото, платина) не реагують з водою за жодних умов.
Взаємодія металів із водними розчинами солей
Йтиметься про реакції наступного типу:
метал (*) + сіль металу (**) = метал (**) + сіль металу (*)
Хотілося б підкреслити, що зірочки позначають у разі не ступінь окислення, не валентність металу, а дозволяють розрізнити метал № 1 і метал № 2.
Для здійснення подібної реакції необхідне одночасне виконання трьох умов:
- солі, що беруть участь у процесі, повинні розчинятися у воді (це легко перевірити, користуючись таблицею розчинності);
- метал (*) повинен перебувати у ряді напруг ліворуч від металу (**);
- метал (*) не повинен реагувати з водою (що також легко перевіряється по ЕРН).
Приклад 4. Розглянемо кілька реакцій:
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
K + Ni(NO 3) 2 ≠
Перша реакція легко здійсненна, всі перелічені вище умови виконані: сульфат міді розчинний у воді, цинк знаходиться в ЕРН лівіше за мідь, Zn не реагує з водою.
Друга реакція неможлива, тому що не виконана перша умова (сульфід міді (II) практично не розчиняється у воді). Третя реакція неможлива, оскільки свинець - менш активний метал, ніж залізо (перебуває правіше в ЕРН). Нарешті, четвертий процес не призведе до осадження нікелю, оскільки реагує калій з водою; гідроксид калію, що утворився, може вступити в реакцію з розчином солі, але це вже зовсім інший процес.
Процес термічного розпаду нітратів
Нагадаю, що нітрати – це солі азотної кислоти. Всі нітрати розкладаються при нагріванні, але склад продуктів розкладання може бути різним. Склад визначається положенням металу у ряді напруг.
Нітрати металів, розташованих в ЕРН ліворуч від магнію, при нагріванні утворюють відповідний нітрит і кисень:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
У ході термічного розкладання нітратів металів, розташованих у ряді напруг від Mg до Cu включно, утворюються оксид металу, NO 2 і кисень:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
Нарешті, при розкладанні нітратів найменш активних металів (розташованих в ЕРН правіше міді) утворюються метал, діоксид азоту та кисень.
Якщо з усього ряду стандартних електродних потенціалів виділити ті електродні процеси, які відповідають загальному рівнянню.
то отримаємо низку напруг металів. У цей ряд завжди перешкодять, крім металів, водень, що дозволяє бачити, які метали здатні витісняти водень з водних розчинів кислот.
Таблиця 19. Ряд напруг металів
Ряд напруг для найважливіших металів наведено у табл. 19. Положення того чи іншого металу у ряді напруг характеризує його здатність до окислювально-відновних взаємодій у водних розчинах за стандартних умов. Іони металів є окислювачами, а метали як простих речовин - відновниками. При цьому чим далі розташований метал у ряді напруг, тим сильнішим окислювачем у водному розчині є його іони, і навпаки, чим ближче метал до початку ряду, тим сильніші відновлювальні властивості виявляє просту речовину - метал.
Потенціал електродного процесу
у нейтральному середовищі дорівнює В (див. стор. 273). Активні метали початку ряду, що мають потенціал, значно негативніший, ніж -0,41 В, витісняють водень з води. Магній витісняє водень лише з гарячої води. Метали, розташовані між магнієм та кадмієм, зазвичай не витісняють водень із води. На поверхні цих металів утворюються оксидні плівки, що мають захисну дію.
Метали, розташовані між магнієм та воднем, витісняють водень із розчинів кислот. При цьому на поверхні деяких металів утворюються також захисні плівки, що гальмують реакцію. Так, оксидна плівка на алюмінії робить цей метал стійким у воді, а й у розчинах деяких кислот. Свинець не розчиняється в сірчаній кислоті при її концентрації нижче, так як сіль, що утворюється при взаємодії свинцю з сірчаною кислотою, нерозчинна і створює на поверхні металу захисну плівку. Явище глибокого гальмування окислення металу, обумовлене наявністю на його поверхні захисних оксидних або сольових плівок, називається пасивністю, а стан металу при цьому пасивним станом.
Метали здатні витісняти один одного із розчинів солей. Напрямок реакції визначається у своїй їх взаємним становищем у низці напруг. Розглядаючи конкретні випадки таких реакцій, слід пам'ятати, що активні метали витісняють водень не лише з води, а й із будь-якого водного розчину. Тому взаємне витіснення металів із розчинів їх солей практично відбувається лише у разі металів, розташованих у ряду після магнію.
Витиснення металів з їх сполук іншими металами вперше докладно вивчав Бекетов. В результаті своїх робіт він розташував метали за їхньою хімічною активністю у витіснювальний ряд», що є прототипом ряду напруг металів.
Взаємне становище деяких металів у низці напруг і періодичної системі здавалося б відповідає друг, другу. Наприклад, відповідно до положення в періодичній системі хімічна активність калію повинна бути більшою, ніж натрію, а натрію - більше, ніж літію. У ряді напруг найбільш активним виявляється літій, а калій займає середнє положення між літієм і натрієм. Цинк і мідь за їх положенням у періодичній системі повинні мати приблизно рівну хімічну активність, але в ряді напруг цинк розташований значно раніше за мідь. Причина таких невідповідностей полягає в наступному.
При порівнянні металів, що займають те чи інше положення в періодичній системі, за міру їхньої хімічної активності - відновлювальної здатності - приймається величина енергії іонізації вільних атомів. Дійсно, при переході, наприклад, зверху вниз по головній підгрупіІ групи періодичної системиенергія іонізації атомів зменшується, що пов'язано зі збільшенням їх радіусів (тобто з великим видаленням зовнішніх електронів від ядра) та зі зростаючим екрануванням позитивного заряду ядра проміжними електронними шарами (див. § 31). Тому атоми калію виявляють більшу хімічну активність - мають сильніші відновлювальні властивості, - ніж атоми натрію, а атоми натрію - більшу активність, ніж атоми літію.
При порівнянні металів у ряді напруг за міру хімічної активності приймається робота перетворення металу, що знаходиться в твердому стані, гідратовані іони у водному розчині. Цю роботу можна представити як суму трьох доданків: енергії атомізації - перетворення кристала металу в ізольовані атоми, енергії іонізації вільних атомів металу та енергії гідратації іонів, що утворюються. Енергія атомізації характеризує міцність кристалічної ґрати даного металу. Енергія іонізації атомів – відриву від них валентних електронів – безпосередньо визначається положенням металу в періодичній системі. Енергія, що виділяється при гідратації, залежить від електронної структури іона, його заряду та радіусу.
Іони літію і калію, що мають однаковий заряд, але різні радіуси, будуть створювати у себе неоднакові електричні поля. Поле, що виникає поблизу маленьких іонів літію, буде сильнішим, ніж поле у великих іонах калію. Звідси зрозуміло, що іони літію гідратуватимуться з більшою енергії, ніж нони калію.
Таким чином, у ході аналізованого перетворення витрачається енергія на атомізацію та іонізацію та виділяється енергія при гідратації. Чим менше буде сумарна витрата енергії, тим легше буде здійснюватися весь процес і тим ближче до початку ряду напруг розташовуватиметься даний метал. Але з трьох доданків загального балансу енергії лише одне - енергія іонізації-безпосередньо визначається положенням металу в періодичній системі. Отже, немає підстав очікувати, що взаємне становище тих чи інших металів у ряді напруг завжди відповідатиме їх положенню в періодичній системі. Так, для літію сумарна витрата енергії виявляється меншою, ніж для калію, відповідно до чим літій стоїть у ряді напруг раніше калію.
Для міді та цинку витрати енергії на іонізацію вільних атомів та виграш її при гідратації іонів близькі. Але металева мідь утворює міцнішу кристалічні ґрати, Чим цинк, що видно з зіставлення температур плавлення цих металів: цинк плавиться при , а мідь тільки при . Тому енергія, що витрачається на атомізацію цих металів, суттєво різна, внаслідок чого сумарні енергетичні витрати на весь процес у разі міді набагато більші, ніж у випадку цинку, що і пояснює взаємне становище цих металів у ряді напруг.
При переході від води до неводних розчинників взаємне становище металів у ряді напруг може змінюватися. Причина цього в тому, що енергія сольватації іонів різних металів по-різному змінюється під час переходу від одного розчинника до іншого.
Зокрема, іон міді енергійно сольватується в деяких органічних розчинниках; це призводить до того, що в таких розчинниках мідь розташовується в ряду напруги до водню і витісняє його з розчинів кислот.
Таким чином, на відміну від періодичної системи елементів, ряд напруг металів не є відображенням загальної Закономірності, на основі якої можна давати різнобічну характеристику хімічних властивостейметалів. Ряд напруг Характеризує лише окислювально-відновну здатність Електрохімічної системи «метал - іон металу» у строго певних умовах: наведені в ньому величини відносяться до водного розчину, температурі та одиничній концентрації (активності) іонів металу
В електрохімічному осередку (гальванічному елементі) електрони, що залишаються після утворення іонів, видаляються через металевий провід і рекомбінують з іонами іншого виду. Т. е. заряд у зовнішньому ланцюзі переноситься електронами, а всередині комірки, через електроліт, в який занурені металеві електроди, іонами. Таким чином виходить замкнутий електричний ланцюг.
Різниця потенціалів, що вимірюється в електрохімічному осередку, o пояснюється відмінності у можливості кожного з металів віддавати електрони. Кожен електрод має власний потенціал, кожна система електрод-електроліт є напівелементом, а будь-які два напівелементи утворюють електрохімічну комірку. Потенціал одного електрода називають потенціалом напівелемента, він визначатиме здатність електрода віддавати електрони. Очевидно, що потенціал кожного напівелемента не залежить від наявності іншого напівелементу та його потенціалу. Потенціал напівелементу визначається концентрацією іонів в електроліті та температурою.
Як «нульового» напівелементу було обрано водень, тобто. вважається, що для нього при додаванні або видаленні електрона з утворенням іона ніякої роботи не відбувається. «Нульове» значення потенціалу необхідно для розуміння відносної здатності кожного з двох напівелементів комірки віддавати та приймати електрони.
Потенціали напівелементів, що вимірюються щодо водневого електрода, називаються водневою шкалою. Якщо термодинамічна схильність віддавати електрони в одній половині електрохімічного осередку вище, ніж в іншій, то потенціал першого напівелемента вищий, ніж потенціал другого. Під впливом різниці потенціалів відбуватиметься перетікання електронів. При поєднанні двох металів можна з'ясувати різницю потенціалів, що виникає між ними, і напрямок потоку електронів.
Електропозитивний метал має більш високу здатність приймати електрони, тому він буде катодним або шляхетним. З іншого боку знаходяться електронегативні метали, які здатні спонтанно віддавати електрони. Ці метали є реакційноздатними, а отже анодними:
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Наприклад, Cu віддає електрони легше Ag , але гірше Fe . У присутності мідного електрода нони срібла почнуть з'єднуватися з електронами, що призводить до утворення іонів міді та осадження металевого срібла:
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Проте та сама мідь менш реакційноздатна, ніж залізо. При контакті металевого заліза з нонами мідіта осаджуватиметься, а залізо переходитиме в розчин:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.
Можна говорити, що мідь є катодним металом щодо заліза та анодним – щодо срібла.
Стандартним електродним потенціалом вважається потенціал напівелемента з повністю відпаленого чистого металу як електрод у контакті з іонами при 25 0 С. У цих вимірах водневий електрод виступає в ролі електрода порівняння. У випадку двовалентного металу можна записати реакцію, що протікає у відповідному електрохімічному осередку:
М+2Н+→ М 2+ Н 2 .
Якщо впорядкувати метали за зменшенням їх стандартних електродних потенціалів, виходить так званий електрохімічний ряд напруг металів (табл. 1).
Таблиця 1. Електрохімічний ряд напруг металів
|
рівновага метал-іони (одиничної активності) |
Електродний потенціал щодо водневого електрода при 25°С, (відновний потенціал) |
|
|
Шляхетні або катодні |
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 |
|
|
Активні |
Al-Al 2 + |
1,662 |
|
Mg-Mg 2+ |
2,363 |
|
|
Na-Na+ |
2,714 |
|
|
K-K+ |
2,925 |
Наприклад, у гальванічному елементі мідь-цинк виникає потік електронів від цинку до міді. Мідний електрод є у цій схемі позитивним полюсом, а цинковий – негативним. Більш реакційний цинк втрачає електрони:
Zn → Zn 2+ + 2е - ; E ° = +0,763 Ст.
Мідь же є менш реакційною і приймає електрони від цинку:
Cu 2+ + 2е - → Cu; E ° = +0,337 Ст.
Напруга на сполучному електроди металевому дроті становитиме:
0,763 + 0,337 = 1,1 В.
Таблиця 2. Стаціонарні потенціали деяких металів та сплавів у морській воді по відношенню до нормального водневого електрода (ГОСТ 9.005-72).
|
Метал |
Стаціонарний потенціал, У |
Метал |
Стаціонарний потенціал, У |
|
Магній |
1,45 |
Нікель (активнезі стояння) |
0,12 |
|
Магнієвий сплав (6% А l , 3 % Zn, 0,5 % Mn) |
1,20 |
Мідні сплави ЛМцЖ-55 3-1 |
0,12 |
|
Цинк |
0,80 |
Латунь (30 % Zn ) |
0,11 |
|
Алюмінієвий сплав (10% Mn) |
0,74 |
Бронза (5-10 % Al ) |
0,10 |
|
Алюмінієвий сплав (10% Zn ) |
0,70 |
Томпак (5-10 % Zn ) |
0,08 |
|
Алюмінієвий сплав К48-1 |
0,660 |
Мідь |
0,08 |
|
Алюмінієвий сплав В48-4 |
0,650 |
Купронікель (30% Ni ) |
0,02 |
|
Алюмінієвий сплав АМг5 |
0,550 |
Бронза "Нева" |
0,01 |
|
Алюмінієвий сплав АМг61 |
0,540 |
Бронза Бр. АЖН 9-4-4 |
0,02 |
|
Алюміній |
0,53 |
Нержавіюча сталь Х13 (пасивний стан) |
0,03 |
|
Кадмій |
0,52 |
Нікель (пасивний стан) |
0,05 |
|
Дюралюміній та алюмінієвий сплав АМг6 |
0,50 |
Нержавіюча сталь Х17 (пасивний стан) |
0,10 |
|
Залізо |
0,50 |
Титан технічний |
0,10 |
|
Сталь 45Г17Ю3 |
0,47 |
Срібло |
0,12 |
|
Сталь Ст4С |
0,46 |
Нержавіюча сталь 1Х14НД |
0,12 |
|
Сталь СХЛ4 |
0,45 |
Титан йодистий |
0,15 |
|
Сталь типу АК та вуглецева сталь |
0,40 |
Нержавіюча сталь Х18Н9 (пасивний стан) та ОХ17Н7Ю |
0,17 |
|
Сірий чавун |
0,36 |
Монель-метал |
0,17 |
|
Нержавіючі сталі Х13 та Х17 (активний стан) |
0,32 |
Нержавіюча сталь Х18Н12М3 (пасивний стан) |
0,20 |
|
Нікельмедистий чавун (12-15%) Ni , 5-7% Сі) |
0,30 |
Нержавіюча сталь Х18Н10Т |
0,25 |
|
Свинець |
0,30 |
Платина |
0,40 |
|
Олово |
0,25 |
Примітка . Вказані числові значенняпотенціалів н порядок металів у ряді можуть змінюватися різною мірою залежно від чистоти металів, складу морської води, ступеня аерації та стану поверхні металів.