Ряд стандартних електродних потенціалів металів

Всi електроднi процеси, якi виражаються рівнянням L , прийнято розмiщувати за величиною їхніх стандарт­них потенціалiв в ряд, який називають рядом стандартних електродних потенціалів (рядом напруг, табл.13).

Цей ряд характеризує окисно-вiдновну здатнiсть елек­трохiмiчної системи „метал - йон металу” за певних умов: наведенi в ньому величини вiдносяться до водного роз­чину з температурою 25⁰ С i концентрацією йонiв металу 1 моль/л. В цей ряд завжди розмiщують i водень, що дає змогу бачити, якi метали витiсняють водень з кислот.

Йони металiв - окисники, а метали у виглядi простих речо­вин - вiдновники. Чим більша алгебраїчна величина стандартного електродного потенціалу металу, тим сильнiшим окисником в водному розчинi є його йони; чим менша алгебраїчна величина потенціалу, тим сильніше виражені вiдновнi властивос­тi простої речовини - металу.

Таблиця 13

Ряд стандартних електродних потенціалів металів

Рівняння електродного процесу	Стандартний потенціал φ^0 при 25^0С, В	Рівняння електродного процесу	Стандартний потенціал φ^0 при 25^0С, В
Li^+ + e = Li	-3,045	Co^2+ + 2e = Co	-0,277
Rb^+ + e = Rb	-2,925	Ni^2+ + 2e = Ni	-0,250
K^+ + e = K	-2,924	Sn^2+ + 2e = Sn	-0,136
Cs^+ + e = Cs	-2,923	Pb^2+ + 2e = Pb	-0,126
Ca^2+ + 2e = Ca	-2,866	Fe^3+ + 3e = Fe	-0,037
Na^+ + e = Na	-2,714	2H^+ + 2e = H2
Mg^2+ + 2e = Mg	-2,363	Bi^3+ + 3e = Bi	0,215
Al^3+ + 2e = Al	-1,663	Cu^2+ + 2e = Cu	0,337
Ti^2+ + 2e = Ti	-1,630	Cu^+ + e = Cu	0,520
Mn^2+ + 2e = Mn	-1,179	Hg2^2+ + 2e = 2Hg	0,789
Cr^2+ + 2e = Cr	-0,913	Ag^+ + e = Ag	0,799
Zn^2+ + 2e = Zn	-0,763	Hg^2+ + 2e = Hg	0,850
Cr^3+ + 3e = Cr	-0,744	Pt^2+ + 2e = Pt	1,188
Fe^2+ + 2e = Fe	-0,440	Au^3+ + 3e = Au	1,498
Cd^2+ + 2e = Cd	-0,403	Au^+ + e = Au	1,692

Потенцiал електродного процесу в нейтрально­му середовищi дорівнює:

.

Активнi метали початку ряду (до Мg) витiсняють водень з води, Мg - тiльки з гарячої. Метали мiж Мg i Cd не витiсняють водень з води, хоча теоретично мають витісняти. На поверхнi цих металiв утворюються оксиднi плiвки.

Метали мiж Мg i воднем витiсняють водень з розчинiв кислот. При цьому на поверхнi деяких металiв утворюються захиснi плiв­ки.

Метали можуть витiсняти один одного з розчинiв солей.

Напрямок реакцiї визначається їх взаємним положенням в рядi стандартних електродних потенціалів. Завжди електрохiмiчна система з бiльш високим значенням електродного потенцiалу виступає як окисник.

Активні метали витісняють водень не тільки з води, але й з будь-яких водних розчинів, тому взаємне витіснення металів з розчинів солей відбувається лише у випадку металів, розташованих після магнію.

Взаємне положення деяких металів в ряді стандартних електродних потенціалів і в періодичній системі не співпадають (Li, Na, K; Zn і Cu).

Причина полягає в тому, що в періодичній системі мірою хімічної активності є величина енергії йонізації вільних атомів; в ряді ж стандартних електродних потенціалів – робота перетворення металу, що знаходиться в твердому стані, в гідратований йон у водному розчині. Ця робота – сума трьох доданків: енергії атомізації – перетворення кристала в ізольовані атоми, енергії йонізації і енергії гідратації йонів, що утворились. Енергія атомізації характеризує міцність кристалічної гратки. Енергія йонізації визначається розміщенням металу в періодичній системі. Енергія гідратації залежить від заряду йона і його радіусу. Поле поблизу маленьких йонів Літію сильніше, ніж поблизу великих йонів Калію, йони Lі⁺ будуть гідратуватися з виділенням більшої енергії, ніж йони К⁺. Чим менша сумарна затрата енергії, тим ближче до початку ряду розміщується метал. Так, для Літію вона виявилась меншою, ніж для Калію.

У випадку міді і цинку затрати енергії на йонізацію і виграш при гідратації близькі, але у міді більш міцна кристалічна гратка, тому цинк розташувався значно ближче до початку ряду.

В неводних розчинах розташування металів може змінюватись, тому що енергія сольватації металів при переході від одного розчинника до іншого змінюється по-різному.

Дата добавления: 2015-05-24