Brojni standardni elektrodni potencijali. Elektrohemijski procesi

Rice. 128. Uređaj za mjerenje normalnog potencijala metala

Postoji nekoliko teorija koje objašnjavaju pojavu struje u galvanskim ćelijama. Najjednostavniji od njih iznio je Nernst (1888), a kasnije ga je detaljno razvio akademik L. V. Pisarzhevsky na temelju ideja o strukturi metala od pozitivno nabijenih iona i slobodnih elektrona.

Lev Vladimirovič Pisarževski rođen je 1874. Kišinjev. Nakon što je diplomirao na prirodnom fakultetu Novorosijskog univerziteta (Odesa), Pisarževski je ostao s njim da se pripremi za čin velikog profesora. Godine 1902. odbranio je magistarski rad, a 1913. izabran je za profesora na Jekaterinoslavskom rudarskom institutu (Dnjepropetrovsk). Od 1930. Pisarzhevsky je bio redovni član Akademije nauka SSSR-a.

Istaknuti naučnik i briljantan učitelj, Pisarževski je hrabro koristio dostignuća fizike za proučavanje i objašnjenje hemijskih procesa. Njegovi najvažniji radovi posvećeni su proučavanju peroksida i perkiselina, razvoju teorije rastvora, primeni teorije elektrona na hemiju i razvoju teorije pojave struje u galvanskim ćelijama.

Pojava struje u galvanskoj ćeliji se događa na sljedeći način. Ako je bilo koji metal uronjen u vodu, njegovi ioni počinju ulaziti u otopinu pod utjecajem privlačnosti koju doživljavaju sa strane polarnih molekula vode. Kao rezultat toga, metalostaje višak elektrona, nabijen je negativno, a otopina je pozitivno nabijena. Međutim, broj jona koje metal šalje u otopinu, kao što pokazuje iskustvo, vrlo je mali. Negativni naboj koji nastaje na metalu kako ioni napuštaju metal počinje privlačiti natrag ione koji su napustili metal, tako da ubrzo dolazi do ravnotežnog stanja, u kojem onoliko jona napušta metal u jedinici vremena koliko se vraćaju u to:

metal⇄metalni joni

(u rješenju)

Joni koji su prešli u otopinu nisu ravnomjerno raspoređeni po masi otopine, ali se zbog privlačenja negativno nabijenog metala nalaze blizu njegove površine, formirajući takozvani dvostruki električni sloj (slika 127). Kao rezultat, uspostavlja se određena razlika potencijala između metala i otopine.

Lev Vladimirovič Pisarževski (1874-1938)

Pretpostavimo sada da smo u vodu u koju je uronjen metal dodali određenu količinu soli istog metala. Zbog povećanja koncentracije iona metala u otopini, ravnoteža između njih i metala će se poremetiti i dio iona će se vratiti u metal. Dakle, u rastvoru svoje soli

metal bi trebao slati manje iona nego u čistoj vodi, i što je manje, to je veća koncentracija iona u otopini. Ako je koncentracija soli dovoljno visoka, ioni možda uopće neće prijeći iz metala u otopinu, tako da se ni metal ni otopina neće nabiti.

Konačno, ako je koncentracija metalnih jona u otopini dovoljno visoka, a aktivnost metala relativno niska, metal ne samo da ne šalje ione u otopinu, već, naprotiv, neki od iona prolaze iz rastvora u metal. U ovom slučaju također nastaje razlika potencijala između metala i otopine, ali sada je otopina negativno nabijena zbog viška negativnih iona soli, a metal je pozitivno nabijen. U praksi je situacija takva da su neki (aktivniji) uvijek negativno nabijeni u otopinama svojih soli, dok su drugi (manje aktivni) pozitivno nabijeni.

Treba napomenuti da je u svim slučajevima, kada je metal uronjen u otopinu svoje soli, količina iona koji prolaze u otopinu ili izlaze iz otopine toliko je mala da se ne može kemijski detektirati. Međutim, njihov naboj je dovoljno velik da stvori mjerljivu potencijalnu razliku.

Gornja teorija vrlo jednostavno objašnjava mehanizam djelovanja galvanskih ćelija. Razmotrite, na primjer, element bakra i cinka. U ovom elementu, određeni negativni naboj nastaje na ploči cinka uronjenoj u otopinu ZnSO 4, a pozitivan naboj nastaje na bakru uronjenom u otopinu CuSO 4. Ako nisu međusobno povezani vodičem, pojava ovih naboja, kao što smo vidjeli gore, trebala bi odmah zaustaviti kako daljnji prijelaz iona cinka u otopinu tako i oslobađanje iona bakra iz otopine. Ali ako obje ploče povežete žicom, tada će elektroni koji se nakupljaju na cinku cijelo vrijeme teći do bakarne ploče, gdje im nedostaje. Tako postaje moguće slati sve više iona Zn u otopinu, dok se na bakrenoj ploči ioni Cu ispuštaju i oslobađaju u obliku metalnog bakra. Ovaj proces se nastavlja sve dok se sva ili sva bakrena sol ne otopi ili potroši.

Rice. 127. Dvostruki električni sloj

U galvanskim ćelijama, elektroda koja se uništi tokom rada ćelije, šaljući ione u rastvor, naziva se anoda, a elektroda na kojoj se ispuštaju pozitivni joni naziva se katoda.

Galvanska ćelija se može izgraditi od bilo koja dva metala uronjena u rastvore njihovih soli. U ovom slučaju, apsolutno nije neophodno da jedan metal bude naelektrisan „negativno, a drugi pozitivno. Jedini uslov za protok elektrona od jednog naelektrisanog tela do drugog je postojanje razlike potencijala između njih. Ali ovo drugo se mora pojaviti, šta god da možemo Uzeli su to, jer je sposobnost odvajanja elektrona i prelaska u jone različita za sve metale. Ako je, na primjer, galvanska ćelija napravljena od cinka i željeza uronjena u normalne otopine njihovih soli, tada će, iako su oba metala u otopinama negativno nabijena, ipak između njih nastati određena potencijalna razlika. Kada su metali povezani provodnikom, elektroni će teći iz cinka, kao aktivnijeg metala, u gvožđe; će se otopiti, i - izdvojiti se iz rješenja. Reakcija koja se odvija u elementu izražava se jednadžbom

Zn + Fe = Fe + Zn

Razlika potencijala koja se javlja između metala i otopine njegove soli naziva se elektrodni potencijal metala i može poslužiti kao mjera njegove sposobnosti da donira elektrone ili, što je isto, mjera njegove kemijske aktivnosti u reakcijama u rješenja. Stoga, mjerenjem potencijala svih metala pri istim koncentracijama njihovih jona, mogli bismo kvantitativno okarakterizirati aktivnost metala.

Nažalost, direktno mjerenje ovih veličina je veoma teško i ne daje tačne rezultate. To je već jasno iz činjenice da je nemoguće, na primjer, spojiti voltmetar na otopinu bez potapanja metalnog vodiča u otopinu. Ali tada postoji razlika potencijala između vodiča i rastvora, tako da će napon koji pokazuje voltmetar zavisiti od dve potencijalne razlike: razlike potencijala između metala koji nas zanima i rastvora njegove soli, i razlike potencijala između metalnog provodnika i istog rastvora.

Mnogo je lakše izmjeriti razliku potencijala (razliku napona elektrona) između dvije različite metalne elektrode uronjene u otopine odgovarajućih soli, odnosno saznati koliko je potencijal jednog metala veći ili manji od potencijala drugog metala. . Ako na ovaj način mjerimo relativne potencijale svih metala, upoređujući njihove potencijale s potencijalom bilo kojeg od njih, tada će dobiveni brojevi okarakterizirati aktivnost metala jednako točno kao i apsolutne vrijednosti njihovih potencijala.

Kao standardna elektroda, sa čijim se potencijalom upoređuju potencijali drugih metala, usvojena je takozvana normalna vodikova elektroda. Potonji se sastoji od platinaste ploče obložene labavim slojem platine i uronjene u dvonormalni rastvor sumporne kiseline. Kontinuirano pod pritiskom kroz rastvor u struji od 1 atmčisti vodonik, koji dolazi u kontakt s platinom, apsorbira se u prilično velikoj količini. Platinasta ploča zasićena vodonikom ponaša se kao da je napravljena od vodonika. Kada dođe u kontakt s otopinom sumporne kiseline, javlja se određena razlika potencijala (potencijal vodikove elektrode), koja se konvencionalno uzima kao nula kada se mjere relativni potencijali.

Razlika potencijala između metala uronjenog u otopinu svoje soli koja sadrži 1 gram metalnog jona po litru i normalne vodikove elektrode naziva se normalni potencijal metala.

Za mjerenje normalnih potencijala, instrumenti slični onima prikazanim na sl. 128. U suštini, takav uređaj je galvanska ćelija, čija je jedna od elektroda metal koji se ispituje, a druga je elektroda vodonika. Budući da se potencijal vodikove elektrode uzima kao nula, onda mjerenjem razlike potencijala na polovima takvog elementa ili njegove elektromotorne sile, direktno nalazimo normalni potencijal metala.

U tabeli. 27 prikazuje normalne potencijale najvažnijih metala. Uzimaju se sa predznakom minus kada je potencijal metala ispod potencijala vodikove elektrode, a sa znakom plus kada je potencijal metala iznad njega.

Ako rasporedimo metale, uključujući i , prema opadajućoj veličini napona njihovih elektroda, odnosno prema opadajućim negativnim normalnim potencijalima (i rastućim pozitivnim), onda ćemo dobiti isti niz napona.

Tabela 27

Normalni potencijali metala

Poznavajući normalne potencijale metala, lako je odrediti elektromotornu silu bilo kojeg elementa koji se sastoji od dva metala uronjena u otopine njihovih soli. Da biste to učinili, trebate samo pronaći razliku u normalnim potencijalima uzetih metala.

Da bi veličina elektromotorne sile imala pozitivnu vrijednost, manja se uvijek oduzima od većeg potencijala. Na primjer, elektromotorna sila elementa bakar-cink:

e. d.s. = 0,34 - (-0,763) = 1,103

Jasno je da će imati takvu vrijednost ako su koncentracije Zn i Cu jona u odgovarajućim otopinama jednake 1 gramion po 1 litri. Za druge koncentracije, potencijali metala, a time i elektromotorne sile, mogu se izračunati pomoću formule koju je izveo Nernst:

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

Što je metal dalje ulijevo u nizu standardnih elektrodnih potencijala, to je jači reduktor, najjači redukcioni agens je metalni litijum, zlato je najslabiji, i obrnuto, ion zlata (III) je najjači oksidant, litijum (I) je najslabiji.

Svaki metal je u stanju da obnovi iz soli u rastvoru one metale koji su u nizu napona posle njega, na primer, gvožđe može istisnuti bakar iz rastvora svojih soli. Međutim, treba imati na umu da će alkalni i zemnoalkalni metali direktno komunicirati s vodom.

Metali, koji stoje u nizu napona lijevo od vodonika, mogu ga istisnuti iz otopina razrijeđenih kiselina, dok se u njima rastvaraju.

Redukciona aktivnost metala ne odgovara uvek njegovoj poziciji u periodnom sistemu, jer se prilikom određivanja mesta metala u nizu uzima u obzir ne samo njegova sposobnost da donira elektrone, već i energija koja se troši na uništavanje. kristalne rešetke metala, kao i energije koja se troši na hidrataciju jona.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

OD kiseonik većina metala formira okside - amfoterne i bazične:

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3.

Alkalni metali, sa izuzetkom litijuma, formiraju perokside:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

OD halogeni metali formiraju soli halogenovodoničnih kiselina, npr.

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

OD vodonik najaktivniji metali formiraju ionske hidride - tvari slične solima u kojima vodik ima oksidacijsko stanje -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

OD siva metali formiraju sulfide - soli hidrosulfidne kiseline:

OD nitrogen neki metali formiraju nitride, reakcija se gotovo uvijek odvija kada se zagrije:

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.

OD ugljenik nastaju karbidi.

4Al + 3C \u003d Al 3 C 4.

OD fosfor - fosfidi:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Metali mogu međusobno da se formiraju intermetalnih jedinjenja :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Metali se mogu rastvoriti jedan u drugom na visokoj temperaturi bez interakcije, formiranja legure.

Legure

Legure nazivaju se sistemi koji se sastoje od dva ili više metala, kao i metala i nemetala koji imaju karakteristična svojstva svojstvena samo metalnom stanju.

Svojstva legura su vrlo raznolika i razlikuju se od svojstava njihovih komponenti, na primjer, da bi zlato bilo tvrđe i pogodnije za izradu nakita, dodaje mu se srebro, a legura koja sadrži 40% kadmijuma i 60% bizmuta ima tačka topljenja od 144 °C, odnosno mnogo niža od tačke topljenja njegovih komponenti (Cd 321 °S, Bi 271 °S).

Moguće su sljedeće vrste legura:

Rastopljeni metali se miješaju jedan s drugim u bilo kojem omjeru, otapajući se jedan u drugom bez ograničenja, na primjer, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni i drugi. Ove legure su homogenog sastava, imaju visoku hemijsku otpornost, provode električnu struju;

Ispravljeni metali se miješaju jedan s drugim u bilo kojem omjeru, međutim, kada se ohlade, oni se raslojavaju i dobiva se masa koja se sastoji od pojedinačnih kristala komponenti, na primjer, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb i drugih.

U elektrohemijskoj ćeliji (galvanskoj ćeliji), elektroni preostali nakon formiranja iona uklanjaju se kroz metalnu žicu i rekombinuju sa jonima druge vrste. Odnosno, naelektrisanje u vanjskom kolu nose elektroni, a unutar ćelije, kroz elektrolit, u koji su metalne elektrode uronjene, joni. Tako se dobija zatvoreni električni krug.

Razlika potencijala izmjerena u elektrohemijskoj ćeliji, o zbog razlike u sposobnosti svakog od metala da donira elektrone. Svaka elektroda ima svoj potencijal, svaki sistem elektroda-elektrolita je polućelija, a bilo koje dvije polućelije čine elektrohemijsku ćeliju. Potencijal jedne elektrode naziva se potencijal polućelije, on će odrediti sposobnost elektrode da donira elektrone. Očigledno, potencijal svakog poluelementa ne zavisi od prisustva drugog poluelementa i njegovog potencijala. Polućelijski potencijal je određen koncentracijom iona u elektrolitu i temperaturom.

Vodonik je izabran kao “nulti” polu-element; pretpostavlja se da se za njega ne obavlja nikakav rad kada se elektron doda ili ukloni da bi se formirao jon. "Nulta" vrijednost potencijala je neophodna da bi se razumjela relativna sposobnost svakog od dva polu-elementa ćelije da daju i primaju elektrone.

Potencijali polućelije izmjereni u odnosu na vodikovu elektrodu nazivaju se vodikovom skalom. Ako je termodinamička sklonost doniranju elektrona u jednoj polovini elektrohemijske ćelije veća nego u drugoj, tada je potencijal prve polovine ćelije veći od potencijala druge. Pod dejstvom razlike potencijala, doći će do strujanja elektrona. Kada se dva metala spoje, moguće je saznati razliku potencijala između njih i smjer toka elektrona.

Elektropozitivni metal ima veću sposobnost prihvatanja elektrona, tako da će biti katodan ili plemenit. S druge strane, postoje elektronegativni metali koji su sposobni spontano donirati elektrone. Ovi metali su reaktivni, a samim tim i anodni:

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

Na primjer, Cu lakše donirati elektrone Ag, ali lošiji od Fe . U prisutnosti bakrene elektrode, srebrni ništa će početi da se kombinuje sa elektronima, što dovodi do stvaranja bakrenih jona i taloženja metalnog srebra:

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Međutim, isti bakar je manje reaktivan od željeza. Kada metalno gvožđe dođe u kontakt sa bakarnim elementima, ono će se istaložiti, a gvožđe će preći u rastvor:

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

Može se reći da je bakar katodni metal u odnosu na željezo i anodni metal u odnosu na srebro.

Standardnim potencijalom elektrode smatra se potencijal potpuno žarene polućelije od čistog metala kao elektrode u kontaktu sa ionima na 25 0 C. U ovim mjerenjima, vodonična elektroda djeluje kao referentna elektroda. U slučaju dvovalentnog metala, reakcija koja se odvija u odgovarajućoj elektrohemijskoj ćeliji može se napisati:

M + 2H +→ M 2+ + H 2 .

Ako se metali porede u opadajućem redosledu njihovih standardnih elektrodnih potencijala, dobija se takozvani elektrohemijski niz napona metala (tablica 1).

Tabela 1. Elektrohemijske serije napona metala

Na primjer, u bakar-cink galvanskoj ćeliji dolazi do strujanja elektrona od cinka do bakra. Bakrena elektroda je pozitivni pol u ovom kolu, a cinkova elektroda je negativni pol. Reaktivniji cink gubi elektrone:

Zn → Zn 2+ + 2e - ; E°=+0,763 V.

Bakar je manje reaktivan i prihvata elektrone iz cinka:

Cu 2+ + 2e - → Cu; E°=+0,337 V.

Napon na metalnoj žici koja povezuje elektrode bit će:

0,763 V + 0,337 V = 1,1 V.

Tabela 2. Stacionarni potencijali nekih metala i legura u morskoj vodi u odnosu na normalnu vodikovu elektrodu (GOST 9.005-72).

Bilješka . Navedene numeričke vrijednosti potencijala i redosljed metala u nizu mogu varirati u različitom stupnju ovisno o čistoći metala, sastavu morske vode, stupnju aeracije i stanju površine. metali.

Elektrohemijska korozija metala. katodna zaštita. Anodna zaštita. Pasivna zaštita. Potencijali elektroda - tabela.

U velikoj većini slučajeva, korozija metala se shvata kao oksidacija materijala. U praksi, tzv. elektrohemijska korozija, praćena aktivnim prijenosom materije. Metalne površine su podložne elektrohemijskoj degradaciji (koroziji) kada dođu u kontakt sa elektrolitima (korozivnim agensima). Takvi agensi mogu biti atmosferski plinovi kao što su morski, gradski ili industrijski zrak (npr. sumpor-dioksid, klorovodik i sulfit, itd.) ili aktivne tekućine - slane vode, lužine, morska voda itd. (na primjer, znojni otisci ruku).

Ako se galvanski par formira kao rezultat ulaska sredstva korozije u metalne površine, tada se prijenos tvari s jedne elektrode para na drugu višestruko pojačava. Brzina korozije je određena razlikom u elektrodnim potencijalima para. Ovaj proces se obično podrazumijeva kada se govori o tome elektrohemijska korozija.

Imajući tendenciju doniranja elektrona, zbog negativnog potencijala elektrode, većina metala se oksidira tokom korozije. Ako se na zaštićeni objekt primijeni određeni dodatni pozitivni potencijal = da bi se na njemu održao određeni negativni potencijal reda desetinke volta, tada vjerojatnost oksidativne reakcije pada gotovo na nulu. Ovaj način zaštite se obično podrazumijeva kada se govori o tome katodna zaštita.

Ako se određena količina tvari s nižim elektrodnim potencijalom (na primjer, cink ili magnezij za zaštitu željeza) stavi na točku vjerojatne korozije, tada će se na njoj odvijati oksidativna reakcija. Između ove dodatne opreme treba osigurati dobar električni kontakt zaštitna anoda(žrtvena anoda) i zaštićeni metal. Pogodili ste zašto su cijevi pocinčane? A limovi za krov? Naravno, kada se zaštitna anoda potpuno otopi, sve će se odvijati kao i obično.

Ispod pasivna zaštita razumjeti oblaganje zaštićenog uzorka dielektrikom kako bi se spriječilo nastanak galvanskog kola. Na primjer, možete obojiti metalnu konstrukciju uljanom bojom itd.

Table. Standardni elektrodni potencijali nekih supstanci:

Dio II. ANORGANSKA HEMIJA

Odjeljak 12. OPŠTA SVOJSTVA METALA

§ 12.5. Raspon standardnih elektrodnih potencijala

U srednjoj školi proučavate elektrohemijske serije napona metala. Precizniji naziv za to je niz standardnih elektrodnih potencijala metala. Za neke metale dat je u tabeli. 12.1. Kako se sastoji takva serija? Zašto je, na primjer, natrijum u njemu nakon kalcijuma? Kako ga koristiti u blizini?

Odgovor na prvo pitanje može se dati na osnovu već proučenog materijala. Kada je bilo koji metal uronjen u otopinu elektrolita, na granici metal/otopina nastaje razlika potencijala, koja se naziva potencijal elektrode ili potencijal elektrode. Potencijal svake elektrode ovisi o prirodi metala, koncentraciji njegovih iona u otopini i temperaturi.

Nemoguće je direktno izmjeriti potencijal pojedinačne elektrode. Stoga se potencijali elektrode mjere u odnosu na standardnu ​​vodikovu elektrodu, čiji se potencijal uvjetno uzima kao nula na svim temperaturama. Vodikova elektroda se sastoji od platine

Rice. 12.3. Standardna vodonična elektroda

ploča obložena platinastom crnicom (elektrolitički precipitirana platina), koja je uronjena u rastvor sumporne kiseline sa koncentracijom vodikovih jona, koja je jednaka 1 mol/l i isprana je strujom gasovitog vodika pod pritiskom od 101,325 kPa na 25 °C (slika 12.3).

Molekularni vodonik, prolazeći kroz rastvor, otapa se i približava se površini platine. Na površini platine, molekule vodonika se dijele na atome i adsorbiraju (pričvršćuju na površinu). Adsorbirani atomi vodika H ads su ionizirani:

H oglasi - e - -> H +,

a vodikovi ioni, pripajanjem elektrona, prelaze u adsorbirano stanje:

H + + e - -> H oglasi.

Potpuna ravnoteža u vodikovoj elektrodi izražena je shemom:

2H + + 2e - ⇆ 2 H a ds (Pt) \u003d H 2.

Naravno, srednji dio ove ravnoteže je izostavljen, iako treba imati na umu kakvu veliku ulogu igra platina u uspostavljanju takvog ravnotežnog stanja.

Ako se sada ploča od bilo kojeg metala, uronjena u otopinu njegove soli s koncentracijom iona metala od 1 mol/l, spoji na standardnu ​​vodikovu elektrodu, kao što je prikazano na sl. 12.4, tada se formira galvanska ćelija (elektrohemijsko kolo) čiju je elektromotornu silu (skraćeno EMF) lako izmjeriti. Ovaj EMF se naziva standardnim elektrodnim potencijalom ove elektrode (obično se označava sa E°). Dakle, potencijal elektrode naziva se EMF galvanske ćelije (elektrohemijski krug), koji se sastoji od

Rice. 12.4. Galvanski krug za mjerenje standardnog elektrodnog potencijala metala:

1 - mjerena elektroda;

2 - potenciometar;

3 - standardna vodonična elektroda;

4 - rastvor kalijum hlorida

ispitna elektroda i standardna vodikova elektroda.

Takav sklop je prikazan na sl. 12.4. Potencijal elektrode naziva se i redoks potencijal.

Prilikom označavanja elektrodnih potencijala E i standardnih elektrodnih potencijala E°, uobičajeno je da se na znakove stavi indeks, koji odgovara sistemu kojem ovaj potencijal pripada. Dakle, standardni elektrodni potencijal sistema 2N + + 2e -⇆ H 2 označava E° 2H + / H 2, sisteme Li + + e - ⇆ Li - E ° Li +/ Li, i sistemi M nO - 4 + 8H + + 5e - ⇆ Mn 2+ + 4H 2 O upišite E ° M n O - 4 + 8 H+/M n 2 ++ 4H 2 O.

Postavljanjem metala uzlaznim redoslijedom algebarske vrijednosti njihovih standardnih elektrodnih potencijala dobija se niz, prikazan u tabeli. 12.1. Može uključivati ​​i druge redoks sisteme (uključujući nemetalne), odnosno do E° vrijednosti, npr. E ° C l 2 / C l - \u003d 1,36 V, E ° F 2 / 2 F - \u003d 2,87 V, E ° S / S 2- \u003d -0,51 V, itd. Serija predstavljena u tabeli. 12.1 može se smatrati samo fragmentom iz serije standardnih elektrodnih potencijala redoks sistema u vodenim rastvorima na 25°C, koji se sastoje od najvažnijih metala 1 . Istorijski gledano, ovoj seriji je prethodila serija "vitiskij" G. M. Beketova.

Simbol H g nanosi se na živinu elektrodu uronjenu u rastvor soli hidrargiruma (I), čiji se ion obično prikazuje kao dimer:

H g 2+ 2 + 2e - \u003d 2H g.

Većina standardnih potencijala elektroda može se odrediti eksperimentalno. Međutim, za alkalne i zemnoalkalne metale, vrijednost E ° izračunava se samo teoretski, jer ovi metali stupaju u interakciju s vodom.

Brojni standardni elektrodni potencijali karakterišu hemijska svojstva metala. Koristi se da se sazna u kom se nizu joni redukuju tokom elektrolize (§ 7.7), kao i da se opiše druga svojstva metala (§ 10.9 i 12.5).

1 U SAD-u su prihvaćeni suprotni predznaci elektrodnih potencijala: najpozitivnija (+3,04 V) elektroda Li + / Li i najnegativniji (-2,87 V) sistema F 2 /2 F - . Ovaj red brojanja može se vidjeti i u američkoj obrazovnoj literaturi prevedenoj na ruski.

Što je manja algebarska vrijednost potencijala, to je veća redukciona sposobnost ovog metala i manja je oksidaciona sposobnost njegovih jona.

Kao što sledi iz ove serije, metal litijum je najjači redukcioni agens, dok je zlato najslabiji. Obrnuto, zlatni jon Au je najjači oksidant, a litijum jon Li + - najslabiji (u tabeli 12.1 strelicama je označen rast ovih svojstava).

Svaki metal u nizu standardnih elektrodnih potencijala teži da istisne sve naredne metale iz rastvora njihovih soli. Međutim, to ne znači da će do represije nužno doći u svim slučajevima. Dakle, aluminijum istiskuje bakar iz rastvora bakra(II) hlorida CuC l 2 , ali ga praktično ne istiskuje iz otopine bakrovog(II) sulfata CuSO4 . To je zbog činjenice da hloridni joni C l- uništavaju zaštitni površinski film na aluminiju mnogo brže od sulfatnih jona SO2-.

Vrlo često se na osnovu niza standardnih elektrodnih potencijala pišu jednadžbe za reakcije istiskivanja metala iz rastvora njihovih soli aktivnijim alkalnim i livadsko-zemljanskim metalima i, naravno, greše. U ovom slučaju ne dolazi do pomicanja metala, jer sami alkalni i zemnoalkalni metali reagiraju s vodom.

Svi metali koji imaju negativne vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala, odnosno stoje u nizu do vodonika, istiskuju vodonik iz razrijeđenih kiselina (kao što je HC l ili H 2 SO 4 ) i rastvoriti u njima. Međutim, olovo je praktično netopivo u razrijeđenim otopinama sumporne kiseline. To se događa jer se na površini olova odmah formira zaštitni sloj od niskokvalitetne soli olovnog sulfata. PbSO4 , što prekida kontakt rastvora sa metalom. Metali u redu nakon vodonika ne istiskuju ga iz kiselina.

Iz navedenih primjera možemo zaključiti da treba koristiti određeni broj standardnih elektrodnih potencijala, uzimajući u obzir karakteristike procesa koji se razmatraju. Ono što je najvažnije, mora se imati na umu da se određeni broj standardnih elektrodnih potencijala može koristiti samo za vodene otopine i da karakterizira kemijsku aktivnost metala samo u redoks reakcijama koje se javljaju u vodenom mediju.

Natrijum u nizu standardnih elektrodnih potencijala nalazi se iza kalcijuma Ca: ima veću algebarsku vrednost potencijala standardne elektrode.

EMF bilo koje galvanske ćelije može se izračunati iz razlike u standardnim elektrodnim potencijalima E°. Treba imati na umu da je EMF uvijek pozitivna vrijednost. Stoga je od potencijala elektrode, koji ima veću algebarsku vrijednost, potrebno oduzeti potencijal elektrode čija je algebarska vrijednost manja. Na primjer, EMF elementa bakar-cink u standardnim uvjetima bit će 0,34 - (-0,76) = 1,1 V.