Una serie de potenciales de electrodo estándar. Procesos electroquímicos

Arroz. 128. Un dispositivo para medir el potencial normal de un metal.

Existen varias teorías que explican la aparición de corriente en las celdas galvánicas. El más simple de ellos fue presentado por Nernst (1888) y luego desarrollado en detalle por el académico L. V. Pisarzhevsky sobre la base de ideas sobre la estructura de los metales a partir de iones cargados positivamente y electrones libres.

Lev Vladimirovich Pisarzhevsky nació en 1874. Chisináu. Después de graduarse de la facultad natural de la Universidad de Novorossiysk (Odessa), Pisarzhevsky se quedó con él para prepararse para el rango de gran profesor. En 1902 defendió su tesis de maestría y en 1913 fue elegido profesor en el Instituto de Minería Yekaterinoslav (Dnepropetrovsk). Desde 1930, Pisarzhevsky fue miembro de pleno derecho de la Academia de Ciencias de la URSS.

Un destacado científico y un maestro brillante, Pisarzhevsky audazmente utilizó los logros de la física para estudiar y explicar los procesos químicos. Sus trabajos más importantes están dedicados al estudio de los peróxidos y perácidos, al desarrollo de la teoría de las disoluciones, a la aplicación de la teoría electrónica a la química y al desarrollo de la teoría de la aparición de corriente en las celdas galvánicas.

La ocurrencia de corriente en una celda galvánica ocurre de la siguiente manera. Si cualquier metal se sumerge en agua, sus iones comienzan a disolverse bajo la influencia de la atracción que experimentan del lado de las moléculas de agua polares. Como resultado, el metalqueda un exceso de electrones, se carga negativamente y la solución se carga positivamente. Sin embargo, la cantidad de iones que el metal envía a la solución, como muestra la experiencia, es muy pequeña. La carga negativa que surge en el metal cuando los iones abandonan el metal comienza a atraer de nuevo a los iones que han abandonado el metal, de modo que pronto se establece un estado de equilibrio, en el que tantos iones abandonan el metal por unidad de tiempo como regresan a él. eso:

iones de metal⇄metal

(en solución)

Los iones que han pasado a la solución no se distribuyen uniformemente por toda la masa de la solución, sino que debido a la atracción por un metal cargado negativamente, se ubican cerca de su superficie, formando la llamada doble capa eléctrica (Fig. 127). Como resultado, se establece una cierta diferencia de potencial entre el metal y la solución.

Lev Vladimirovich Pisarzhevsky (1874-1938)

Supongamos ahora que hemos añadido al agua en que se sumerge un metal, cierta cantidad de sal del mismo metal. Debido a un aumento en la concentración de iones metálicos en la solución, se alterará el equilibrio entre ellos y el metal y algunos de los iones volverán al metal. Por lo tanto, en una solución de su sal

el metal debe enviar menos iones que en el agua pura, y cuanto menos, mayor es la concentración de iones en la solución. Si la concentración de sal es lo suficientemente alta, es posible que los iones no pasen del metal a la solución, de modo que ni el metal ni la solución se cargarán.

Finalmente, si la concentración de iones metálicos en la solución es lo suficientemente alta y la actividad del metal es relativamente baja, el metal no solo no envía iones a la solución, sino que, por el contrario, algunos de los iones pasan de la solución. solución en el metal. En este caso, también surge una diferencia de potencial entre el metal y la solución, pero ahora la solución está cargada negativamente debido a un exceso de iones de sal negativos y el metal está cargado positivamente. En la práctica, la situación es tal que algunos (más activos) siempre están cargados negativamente en las soluciones de sus sales, mientras que otros (menos activos) están cargados positivamente.

Cabe señalar que en todos los casos, cuando un metal se sumerge en una solución de su sal, la cantidad de iones que pasan a la solución o escapan de la solución es tan pequeña que no se puede detectar químicamente. Sin embargo, su carga es lo suficientemente grande como para crear una diferencia de potencial medible.

La teoría anterior explica muy simplemente el mecanismo de acción de las celdas galvánicas. Considere, por ejemplo, un elemento de cobre-zinc. En este elemento, surge cierta carga negativa en una placa de zinc sumergida en una solución de ZnSO 4 y surge una carga positiva en el cobre sumergido en una solución de CuSO 4. Si no están conectados entre sí por un conductor, la aparición de estas cargas, como vimos anteriormente, debería detener inmediatamente tanto la transición de iones de zinc a la solución como la liberación de iones de cobre de la solución. Pero si conecta ambas placas con un cable, entonces los electrones acumulados en el zinc fluirán todo el tiempo hacia la placa de cobre, donde faltan. Por lo tanto, es posible enviar más y más iones Zn a la solución, mientras que en la placa de cobre, los iones Cu se descargan y liberan en forma de cobre metálico. Este proceso continúa hasta que toda o toda la sal de cobre se disuelve o se agota.

Arroz. 127. Doble capa eléctrica

En las celdas galvánicas, el electrodo que se destruye durante el funcionamiento de la celda, enviando iones a la solución, se llama ánodo, y el electrodo en el que se descargan los iones positivos se llama cátodo.

Una celda galvánica se puede construir a partir de dos metales sumergidos en soluciones de sus sales. En este caso, no es absolutamente necesario que un metal se cargue "negativamente y el otro positivamente". La única condición para el flujo de electrones de un cuerpo cargado a otro es la existencia de una diferencia de potencial entre ellos. Pero este último debe surgir, lo que sea que podamos Lo tomaron, ya que la capacidad de separar electrones y pasar a iones es diferente para todos los metales. Si, por ejemplo, una celda galvánica está hecha de zinc y hierro sumergidos en soluciones normales de sus sales, entonces, aunque ambos metales estén cargados negativamente en soluciones, se producirá una cierta diferencia de potencial entre ellos. Cuando los metales están conectados por un conductor, los electrones fluirán del zinc, como un metal más activo, al hierro; se disolverá, y - se destacará de la solución. La reacción que ocurre en el elemento se expresa mediante la ecuación

Zn + Fe = Fe + Zn

La diferencia de potencial que se produce entre un metal y una disolución de su sal se denomina potencial de electrodo del metal y puede servir como medida de su capacidad para donar electrones o, lo que es lo mismo, medida de su actividad química en reacciones en soluciones Por tanto, midiendo los potenciales de todos los metales a las mismas concentraciones de sus iones, podríamos caracterizar cuantitativamente la actividad de los metales.

Desafortunadamente, la medición directa de estas cantidades es muy difícil y no da resultados precisos. Esto ya está claro por el hecho de que es imposible, por ejemplo, conectar un voltímetro a una solución sin sumergir un conductor de metal en la solución. Pero luego hay una diferencia de potencial entre el conductor y la solución, por lo que el voltaje que muestra el voltímetro dependerá de dos diferencias de potencial: la diferencia de potencial entre el metal que nos interesa y la solución de su sal, y la diferencia de potencial entre el conductor metálico y la misma solución.

Es mucho más fácil medir la diferencia de potencial (diferencia de voltaje de electrones) entre dos electrodos de metales diferentes sumergidos en soluciones de las sales correspondientes, es decir, averiguar cuánto es mayor o menor el potencial de un metal que el potencial de otro metal. . Si medimos los potenciales relativos de todos los metales de esta manera, comparando sus potenciales con el potencial de cualquiera de ellos, entonces los números obtenidos caracterizarán la actividad de los metales con tanta precisión como los valores absolutos de sus potenciales.

Como electrodo estándar, con cuyo potencial se comparan los potenciales de otros metales, se adopta el llamado electrodo de hidrógeno normal. Este último consiste en una placa de platino recubierta con una capa suelta de platino e inmersa en una solución normal de dos de ácido sulfúrico. Presurizado continuamente a través de la solución. en 1 atm de corriente hidrógeno puro, que, al entrar en contacto con el platino, es absorbido por él en una cantidad bastante grande. Una placa de platino saturada de hidrógeno se comporta como si estuviera hecha de hidrógeno. Cuando entra en contacto con una solución de ácido sulfúrico, surge una cierta diferencia de potencial (el potencial del electrodo de hidrógeno), que convencionalmente se toma como cero al medir los potenciales relativos.

La diferencia de potencial entre un metal sumergido en una solución de su sal que contiene 1 gramo de ion metálico por litro y un electrodo de hidrógeno normal se denomina potencial normal del metal.

Para medir potenciales normales, instrumentos similares a los que se muestran en la Fig. 128. En esencia, dicho dispositivo es una celda galvánica, uno de cuyos electrodos es el metal bajo prueba, y el otro es el electrodo de hidrógeno. Dado que el potencial del electrodo de hidrógeno se toma como cero, al medir la diferencia de potencial en los polos de dicho elemento o su fuerza electromotriz, encontramos directamente el potencial normal del metal.

En mesa. 27 muestra los potenciales normales de los metales más importantes. Se toman con signo menos cuando el potencial del metal está por debajo del potencial del electrodo de hidrógeno, y con signo más cuando el potencial del metal está por encima.

Si ordenamos los metales, incluidos y , de acuerdo con la magnitud decreciente del voltaje de sus electrodos, es decir, de acuerdo con los potenciales normales negativos decrecientes (y positivos crecientes), entonces obtenemos la misma serie de voltajes.

Tabla 27

Potenciales normales de los metales

Conociendo los potenciales normales de los metales, es fácil determinar la fuerza electromotriz de cualquier elemento formado por dos metales sumergidos en soluciones de sus sales. Para hacer esto, solo necesita encontrar la diferencia en los potenciales normales de los metales tomados.

Para que la magnitud de la fuerza electromotriz tenga un valor positivo, siempre se resta la menor al potencial mayor. Por ejemplo, la fuerza electromotriz de un elemento de cobre-zinc:

mi. ds = 0,34 - (-0,763) = 1,103

Está claro que tendrá tal valor si las concentraciones de iones Zn y Cu en las soluciones correspondientes son iguales a 1 gramo por 1 litro. Para otras concentraciones, los potenciales de los metales y, por lo tanto, las fuerzas electromotrices, se pueden calcular utilizando la fórmula derivada de Nernst:

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

Cuanto más a la izquierda está el metal en la serie de potenciales de electrodo estándar, más fuerte es el agente reductor, el agente reductor más fuerte es el litio metálico, el oro es el más débil y, por el contrario, el ion de oro (III) es el más fuerte. agente oxidante, el litio (I) es el más débil.

Cada metal es capaz de restituir a partir de las sales en solución aquellos metales que se encuentran en una serie de voltajes tras él, por ejemplo, el hierro puede desplazar al cobre de las soluciones de sus sales. Sin embargo, debe recordarse que los metales alcalinos y alcalinotérreos interactuarán directamente con el agua.

Los metales, que se encuentran en la serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno, pueden desplazarlo de soluciones de ácidos diluidos, mientras se disuelven en ellos.

La actividad reductora de un metal no siempre corresponde a su posición en el sistema periódico, porque al determinar el lugar de un metal en una serie, no solo se tiene en cuenta su capacidad para donar electrones, sino también la energía gastada en la destrucción. de la red cristalina metálica, así como la energía gastada en la hidratación de los iones.

Interacción con sustancias simples.

DE oxígeno la mayoría de los metales forman óxidos - anfóteros y básicos:

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

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

Los metales alcalinos, a excepción del litio, forman peróxidos:

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

DE halógenos los metales forman sales de ácidos hidrohálicos, por ejemplo,

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

DE hidrógeno los metales más activos forman hidruros iónicos, sustancias similares a sales en las que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1.

2Na + H2 = 2NaH.

DE gris los metales forman sulfuros - sales de ácido hidrosulfuro:

DE nitrógeno algunos metales forman nitruros, la reacción casi siempre procede cuando se calienta:

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

DE carbón se forman carburos.

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

DE fósforo - fosfuros:

3Ca + 2P = Ca 3 PAGS 2 .

Los metales pueden interactuar entre sí para formar compuestos intermetálicos :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Los metales pueden disolverse entre sí a altas temperaturas sin interacción, formando aleaciones.

Aleaciones

Aleaciones Se denominan sistemas formados por dos o más metales, así como a los metales y no metales que presentan propiedades características inherentes únicamente al estado metálico.

Las propiedades de las aleaciones son muy diversas y difieren de las propiedades de sus componentes, por ejemplo, para hacer que el oro sea más duro y más adecuado para la fabricación de joyas, se le agrega plata y se tiene una aleación que contiene 40% de cadmio y 60% de bismuto. un punto de fusión de 144 °С, es decir, mucho más bajo que el punto de fusión de sus componentes (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Son posibles los siguientes tipos de aleaciones:

Los metales fundidos se mezclan entre sí en cualquier proporción, disolviéndose entre sí sin límite, por ejemplo, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni y otros. Estas aleaciones son de composición homogénea, tienen alta resistencia química, conducen la corriente eléctrica;

Los metales enderezados se mezclan entre sí en cualquier proporción, sin embargo, cuando se enfrían, se delaminan y se obtiene una masa que consiste en cristales individuales de componentes, por ejemplo, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb y otros.

En una celda electroquímica (celda galvánica), los electrones que quedan después de la formación de iones se eliminan a través de un alambre de metal y se recombinan con iones de diferente tipo. Es decir, la carga en el circuito externo es transportada por electrones, y dentro de la celda, a través del electrolito, en el que están sumergidos los electrodos metálicos, por iones. Así, se obtiene un circuito eléctrico cerrado.

Diferencia de potencial medida en una celda electroquímica, o debido a la diferencia en la capacidad de cada uno de los metales para donar electrones. Cada electrodo tiene su propio potencial, cada sistema electrodo-electrolito es una media celda y dos medias celdas cualesquiera forman una celda electroquímica. El potencial de un electrodo se denomina potencial de una media celda, determinará la capacidad del electrodo para donar electrones. Obviamente, el potencial de cada medio elemento no depende de la presencia de otro medio elemento y su potencial. El potencial de media celda está determinado por la concentración de iones en el electrolito y la temperatura.

El hidrógeno fue elegido como el medio elemento "cero"; se supone que no se realiza ningún trabajo cuando se agrega o elimina un electrón para formar un ion. El valor "cero" del potencial es necesario para comprender la capacidad relativa de cada uno de los dos medios elementos de la celda para dar y recibir electrones.

Los potenciales de media celda medidos en relación con el electrodo de hidrógeno se denominan escala de hidrógeno. Si la propensión termodinámica a donar electrones en una mitad de la celda electroquímica es mayor que en la otra, entonces el potencial de la primera mitad de la celda es mayor que el potencial de la segunda. Bajo la acción de una diferencia de potencial, se producirá un flujo de electrones. Cuando se combinan dos metales, es posible averiguar la diferencia de potencial entre ellos y la dirección del flujo de electrones.

Un metal electropositivo tiene mayor capacidad de aceptar electrones, por lo que será catódico o noble. Por otro lado, existen metales electronegativos que son capaces de donar electrones espontáneamente. Estos metales son reactivos y, por lo tanto, anódicos:

- → 0 → +

Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au

Por ejemplo Cu donar electrones más fácilmente Ag, pero peor que Fe . En presencia de un electrodo de cobre, los nones de plata comenzarán a combinarse con los electrones, lo que dará lugar a la formación de iones de cobre y la precipitación de plata metálica:

2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag

Sin embargo, el mismo cobre es menos reactivo que el hierro. Cuando el hierro metálico entra en contacto con el cobre, se precipitará y el hierro se disolverá:

Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu.

Se puede decir que el cobre es un metal catódico en relación con el hierro y un metal anódico en relación con la plata.

Se considera que el potencial de electrodo estándar es el potencial de una semicelda de metal puro totalmente recocida como electrodo en contacto con iones a 25 0 C. En estas mediciones, el electrodo de hidrógeno actúa como electrodo de referencia. En el caso de un metal divalente, la reacción que ocurre en la celda electroquímica correspondiente se puede escribir:

M + 2H +→ METRO 2+ + H 2 .

Si los metales se ordenan en orden descendente de sus potenciales de electrodo estándar, entonces se obtiene la llamada serie electroquímica de voltajes metálicos (Tabla 1).

Tabla 1. Serie electroquímica de voltajes de metales

Por ejemplo, en una celda galvánica de cobre-zinc, se produce un flujo de electrones de zinc a cobre. El electrodo de cobre es el polo positivo en este circuito y el electrodo de zinc es el polo negativo. El zinc más reactivo pierde electrones:

zinc → Zn 2+ + 2е - ; E°=+0,763 V.

El cobre es menos reactivo y acepta electrones del zinc:

Cu 2+ + 2e - → cobre; E°=+0,337 V.

El voltaje en el alambre de metal que conecta los electrodos será:

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

Tabla 2. Potenciales estacionarios de algunos metales y aleaciones en agua de mar con respecto a un electrodo de hidrógeno normal (GOST 9.005-72).

Nota . Los valores numéricos indicados de los potenciales y el orden de los metales en la serie pueden variar en diversos grados dependiendo de la pureza de los metales, la composición del agua de mar, el grado de aireación y el estado de la superficie del rieles.

Corrosión electroquímica del metal. protección catódica. Protección del ánodo. Protección pasiva. Potenciales de electrodos - tabla.

En la gran mayoría de los casos, la corrosión de los metales se entiende como la oxidación de un material. En la práctica, los llamados. Corrosión electroquímica, acompañada de transferencia activa de materia. Las superficies metálicas están sujetas a degradación electroquímica (corrosión) cuando entran en contacto con electrolitos (agentes corrosivos). Dichos agentes pueden ser gases atmosféricos como el aire marino, urbano o industrial (es decir, dióxido de azufre, cloruro de hidrógeno y sulfito, etc.) o líquidos activos: salmueras, álcalis, agua de mar, etc. (por ejemplo, huellas de manos sudorosas).

Si se forma un par galvánico como resultado de la entrada de un agente de corrosión en las superficies metálicas, entonces la transferencia de la sustancia de un electrodo del par al otro se intensifica muchas veces. La velocidad de corrosión está determinada por la diferencia en los potenciales de electrodo del par. Este proceso suele estar implícito cuando se habla de corrosión electroquímica.

Teniendo una tendencia a donar electrones, debido al potencial de electrodo negativo, la mayoría de los metales se oxidan durante la corrosión. Si se aplica un cierto potencial positivo adicional al objeto protegido = para mantener en él un cierto potencial negativo del orden de una décima de voltio, entonces la probabilidad de una reacción oxidativa cae casi a cero. Este método de protección suele estar implícito cuando se habla de protección catódica.

Si se coloca una cierta cantidad de una sustancia con un potencial de electrodo más bajo (por ejemplo, zinc o magnesio para proteger el hierro) en el punto de probable corrosión, entonces tendrá lugar la reacción oxidativa. Se debe asegurar un buen contacto eléctrico entre este adicional ánodo protector(ánodo de sacrificio) y metal protegido. ¿Adivinaste por qué las tuberías están zincadas? ¿Y láminas de hierro para un techo? Naturalmente, cuando el ánodo protector se disuelva por completo, todo seguirá como de costumbre.

Por debajo protección pasiva comprender el recubrimiento de la muestra protegida con un dieléctrico para evitar la aparición de un circuito galvánico. Por ejemplo, puedes pintar una estructura metálica con pintura al óleo, etc.

Mesa. Potenciales de electrodo estándar de algunas sustancias:

Parte II. QUÍMICA INORGÁNICA

Sección 12. PROPIEDADES GENERALES DE LOS METALES

§ 12.5. Una gama de potenciales de electrodo estándar

En la escuela secundaria, estudias la serie electroquímica de voltajes metálicos. Un nombre más preciso para esto es una serie de potenciales de electrodo estándar de metales. Para algunos metales, se da en la Tabla. 12.1. ¿Cómo consiste tal serie? ¿Por qué, por ejemplo, hay sodio después del calcio? ¿Cómo usarlo cerca?

La respuesta a la primera pregunta se puede dar sobre la base del material ya estudiado. Cuando cualquier metal se sumerge en una solución electrolítica, surge una diferencia de potencial en la interfaz metal/solución, que se denomina potencial de electrodo o potencial de electrodo. El potencial de cada electrodo depende de la naturaleza del metal, la concentración de sus iones en la solución y la temperatura.

Es imposible medir directamente el potencial de un electrodo individual. Por lo tanto, los potenciales de los electrodos se miden en relación con un electrodo de hidrógeno estándar, cuyo potencial se toma condicionalmente como cero a todas las temperaturas. El electrodo de hidrógeno consiste en platino-

Arroz. 12.3. Electrodo de hidrógeno estándar

una placa recubierta con negro de platino (platino precipitado electrolíticamente), que se sumerge en una solución de ácido sulfúrico con una concentración de iones de hidrógeno, que es igual a 1 mol/l y se lava con una corriente de hidrógeno gaseoso a una presión de 101.325 kPa a 25 ° C (Fig. 12.3).

El hidrógeno molecular, al atravesar la solución, se disuelve y se acerca a la superficie del platino. En la superficie del platino, las moléculas de hidrógeno se dividen en átomos y se adsorben (adheridas a la superficie). Los átomos de hidrógeno adsorbidos Los anuncios de H están ionizados:

H anuncios - e - -> H +,

y los iones de hidrógeno, al unir electrones, pasan al estado adsorbido:

H ++ e - -> H anuncios.

Un equilibrio más completo en el electrodo de hidrógeno se expresa mediante el esquema:

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

Por supuesto, se omite la parte media de este equilibrio, aunque debe tenerse en cuenta el importante papel que juega el platino en el establecimiento de dicho estado de equilibrio.

Si ahora una placa de cualquier metal, sumergida en una solución de su sal con una concentración de iones metálicos de 1 mol/l, se conecta a un electrodo de hidrógeno estándar, como se muestra en la Fig. 12.4, luego se forma una celda galvánica (circuito electroquímico), cuya fuerza electromotriz (FEM abreviada) es fácil de medir. Este EMF se denomina potencial de electrodo estándar de este electrodo (generalmente indicado por E °). Entonces, el potencial de electrodo se llama EMF de una celda galvánica (circuito electroquímico), que consiste en

Arroz. 12.4. Circuito galvánico para medir el potencial de electrodo estándar de un metal:

1 - electrodo medido;

2 - potenciómetro;

3 - electrodo de hidrógeno estándar;

4 - solución de cloruro de potasio

electrodo de prueba y un electrodo de hidrógeno estándar.

Tal circuito se muestra en la Fig. 12.4. El potencial de electrodo también se llama potencial redox.

Al designar los potenciales de electrodo E y los potenciales de electrodo estándar E °, se acostumbra colocar un índice en los signos, que corresponde al sistema al que pertenece este potencial. Por lo tanto, el potencial de electrodo estándar del sistema 2N + + 2е -⇆ H 2 denota E ° 2H + / H 2, sistemas Li + + e - ⇆ Li - E ° Li +/ Li, y sistemas M nO - 4 + 8H + + 5e - ⇆ Mn 2+ + 4H 2 O escribir E ° M n O - 4 + 8 H+/M n 2 ++ 4H 2 O.

Al colocar los metales en orden ascendente del valor algebraico de sus potenciales de electrodo estándar, se obtiene una serie, presentada en la tabla. 12.1. También puede incluir otros sistemas redox (incluidos los no metálicos), respectivamente, hasta valores de E°, por ejemplo 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, etc. La serie presentada en la tabla. 12.1 solo puede ser considerado como un fragmento de una serie de potenciales de electrodo estándar de sistemas redox en soluciones acuosas a 25°C, compuestos por los metales más importantes 1 . Históricamente, esta serie fue precedida por la serie "vitischiy" de G. M. Beketov.

Símbolo H g se aplica a un electrodo de mercurio sumergido en una solución de hidrargiro salino (I), cuyo ion suele representarse como un dímero:

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

La mayoría de los potenciales de electrodo estándar se pueden determinar experimentalmente. Sin embargo, para los metales alcalinos y alcalinotérreos, el valor de E° se calcula solo teóricamente, ya que estos metales interactúan con el agua.

Varios potenciales de electrodo estándar caracterizan las propiedades químicas de los metales. Se utiliza para averiguar en qué secuencia se reducen los iones durante la electrólisis (§ 7.7), así como para describir otras propiedades de los metales (§ 10.9 y 12.5).

1 En los EE. UU., se aceptan signos opuestos de potenciales de electrodo: el electrodo más positivo (+3,04 V) li + / li y el más negativo (-2,87 V) del sistema F 2 /2 F - . Este orden de conteo también se puede ver en la literatura educativa estadounidense traducida al ruso.

Cuanto menor sea el valor algebraico del potencial, mayor será la capacidad de reducción de este metal y menor la capacidad de oxidación de sus iones.

Como sigue de esta serie, el litio metálico es el agente reductor más fuerte, mientras que el oro es el más débil. Por el contrario, el ion de oro Au es el agente oxidante más fuerte, y el ion de litio li + - el más débil (en la Tabla 12.1, el crecimiento de estas propiedades se indica con flechas).

Cada metal en una serie de potenciales de electrodo estándar tiende a desplazar a todos los metales subsiguientes de las soluciones de sus sales. Sin embargo, esto no significa que la represión vaya a ocurrir necesariamente en todos los casos. Así, el aluminio desplaza al cobre de la solución de cloruro de cuprum(II) CuC el 2 , pero prácticamente no lo desplaza de la solución de sulfato de cupro(II) CuSO4 . Esto se debe al hecho de que los iones de cloruro C yo- destruye la película protectora de la superficie del aluminio mucho más rápido que los iones de sulfato SO2-.

Muy a menudo, sobre la base de una serie de potenciales de electrodo estándar, se escriben ecuaciones para las reacciones de desplazamiento de metales de soluciones de sus sales por metales alcalinos y de praderas más activos y, por supuesto, son erróneas. En este caso, no se produce el desplazamiento de los metales, porque los propios metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua.

Todos los metales que tienen valores negativos de potenciales de electrodo estándar, es decir, que se encuentran en una fila hasta el hidrógeno, desplazan al hidrógeno de los ácidos diluidos (como HC l o H 2 SO 4 ) y disolver en ellos. Sin embargo, el plomo es prácticamente insoluble en soluciones diluidas de ácido sulfúrico. Esto sucede porque se forma inmediatamente una capa protectora en la superficie del plomo a partir de una sal de sulfato de plomo de bajo grado. PbSO4 , que rompe el contacto de la solución con el metal. Los metales en la fila después del hidrógeno no lo desplazan de los ácidos.

De los ejemplos anteriores, podemos concluir que se deben usar varios potenciales de electrodo estándar, teniendo en cuenta las características de los procesos en consideración. Lo que es más importante, debe tenerse en cuenta que una serie de potenciales de electrodo estándar solo se pueden usar para soluciones acuosas y que caracteriza la actividad química de los metales solo en reacciones redox que ocurren en un medio acuoso.

El sodio en la serie de potenciales de electrodo estándar se ubica después del calcio Ca: tiene un valor algebraico mayor que el potencial de electrodo estándar.

La EMF de cualquier celda galvánica se puede calcular a partir de la diferencia en los potenciales de electrodo estándar E°. Hay que tener en cuenta que la EMF es siempre un valor positivo. Por tanto, del potencial del electrodo, que tiene mayor valor algebraico, hay que restar el potencial del electrodo, cuyo valor algebraico es menor. Por ejemplo, la EMF de un elemento de cobre-zinc en condiciones estándar será 0,34 - (-0,76) = 1,1 V.