Пособие по химии для поступающих в высшие учебные заведения. Большая энциклопедия нефти и газа

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.

Электрохимия - раздел химии, которая изучает процессы возникновения разности потенциалов и превращение химической энергии в электрическую (гальванические элементы), а также осуществление химических реакций за счет затраты электрической энергии (электролиз). Эти два процесса, имеющие общую природу нашли широкое применение в современной технике.

Гальванические элементы используются как автономные и малогабаритные источники энергии для машин, радиотехнических устройств и приборов управления. При помощи электролиза получают различные вещества, обрабатывают поверхности, создают изделия нужной формы.

Электрохимические процессы не всегда служат на пользу человеку, а иногда приносят большой вред, вызывая усиленную коррозию и разрушение металлических конструкций. Чтобы умело использовать электрохимические процессы и бороться с нежелательными явлениями, их надо изучить и уметь регулировать.

Причиной возникновения электрохимических явлений служит переход электронов или изменение степени окисления атомов веществ, участвующих в электрохимических процессах, то есть окислительно-восстановительные реакции, протекающие в гетерогенных системах. В окислительно-восстановительных реакциях электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю. Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, а электроны направить по металлическому проводнику, то такая система будет представлять собой гальванический элемент. Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность потенциалов.

Электродный потенциал. Измерение электродных потенциалов

Если взять пластину какого либо металла и опустить ее в воду, то ионы поверхностного слоя под действием полярных молекул воды отрываются и гидратированными переходят в жидкость. В результате такого перехода жидкость заряжается положительно, а металл отрицательно, поскольку на нем появляется избыток электронов. Накопление ионов металла в жидкости начинает тормозить растворение металла. Устанавливается подвижное равновесие

Ме 0 + mН 2 О = Ме n + × m H 2 O + ne -

Состояние равновесия зависит как от активности металла так и от концентрации его ионов в растворе. В случае активных металлов, стоящих в ряду напряжений до водорода, взаимодействие с полярными молекулами воды заканчивается отрывом от поверхности положительных ионов металла и переходом гидратировнных ионов в раствор (рис. б). Металл заряжается отрицательно. Процесс является окислением. По мере увеличения концентрации ионов у поверхности становится вероятным обратный процесс - восстановление ионов. Электростатическое притяжение между катионами в растворе и избыточными электронами на поверхности образует двойной электрический слой. Это приводит к возникновению на границе соприкосновения металла и жидкости определенной разности потенциалов, или скачка потенциала. Разность потенциалов, возникающую между металлом и окружающей его водной средой, называют электродным потенциалом. При погружении металла в раствор соли этого металла равновесие смещается. Повышение концентрации ионов данного металла в растворе облегчает процесс перехода ионов из раствора в металл. Металлы, ионы которых обладают значительной способностью к переходу в раствор, будут заряжаться и в таком растворе положительно, но в меньшей степени, чем в чистой воде.

Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в растворе очень мала. Если такой металл погрузить в раствор соли этого металла, то положительно заряженные ионы выделяются на металле с большей скоростью, чем происходит переход ионов из металла в раствор. Поверхность металла получит положительный заряд, а раствор отрицательный из-за избытка анионов соли. И в этом случае на границе металл - раствор возникает двойной электрический слой, следовательно, определенная разность потенциалов (рис. в). В рассмотренном случае электродный потенциал положительный.

Рис. Процесс перехода иона из металла в раствор:

а – равновесие; б – растворение; в – осаждение

Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Если металл опустить в раствор его соли, содержащей один моль-ион металла на 1 дм 3 (активность которого равна 1), то электродный потенциал будет постоянной величиной при температуре 25 о С и давлении 1 атм. Такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом (Е о).

Ионы металла, имеющие положительный заряд, проникая в раствор и перемещаясь в поле потенциала границы раздела металл-раствор, затрачивают энергию. Эта энергия компенсируется работой изотермического расширения от большей концентрации ионов на поверхности к меньшей в растворе. Положительные ионы накапливаются в приповерхностном слое до концентрации с о , а затем уходят в раствор, где концентрация свободных ионов с . Работа электрического поля ЕnF равна изотермической работе расширения RTln(с o /с). Приравняв оба выражения работы можно вывести величину потенциала

Еn F = RTln(с o /с), -Е = RTln(с/с о)/nF,

где Е – потенциал металла, В; R – универсальная газовая постоянная, Дж/моль К; Т – температура, K; n – заряд иона; F – число Фарадея; с – концентрация свободных ионов;

с о – концентрация ионов в поверхностном слое.

Непосредственно измерить величину потенциала не представляется возможным, так как невозможно экспериментально определить с о. Опытным путем определяют величины электродных потенциалов относительно величины другого электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. Таким стандартным электродом или электродом сравнения является нормальный водородный электрод (н.в.э.) . Устройство водородного электрода показано на рисунке. Он состоит из платиновой пластинки, покрытой электролитически осаждённой платиной. Электрод погружен в 1М раствор серной кислоты (активность ионов водорода равна 1 моль/дм 3) и омывается струей газообразного водорода под давлением 101 кПа и Т = 298 К. При насыщении платины водородом на поверхности металла устанавливается равновесие, суммарный процесс выражается уравнением

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Если пластинку металла, погруженного в 1М раствор соли этого металла, соединить внешним проводником со стандартным водородным электродом, а растворы электролитическим ключом, то получим гальванический элемент (рис. 32). Электродвижущая сила этого гальванического элемента будет являться величиной стандартного электродного потенциала данного металла (Е о ).

Схема измерения стандартного электродного потенциала

относительно водородного электрода

Взяв в качестве электрода цинк находящийся в 1 М растворе сульфата цинка и соединив его с водородным электродом, получим гальванический элемент, схему которого запишем следующим образом

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2 , Pt (+).

В схеме одна черта означает границу раздела между электродом и раствором, две черты – границу между растворами. Анод записывается слева, катод справа. В таком элементе осуществляется реакция Zn о + 2H + = Zn 2+ + Н 2 , а электроны по внешней цепи переходят от цинкового к водородному электроду. Стандартный электродный потенциал цинкового электрода (-0,76 В).

Взяв в качестве электрода медную пластинку, при указанных условиях в сочетании со стандартным водородным электродом, получим гальванический элемент

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

В этом случае протекает реакция: Cu 2+ + H 2 = Cu о + 2H + . Электроны по внешней цепи перемещаются от водородного электрода к медному электроду. Стандартный электродный потенциал медного электрода (+0,34 В).

Все электрохимические процессы можно разделить на две противоположные группы: процессы электролиза, при которых под действием внешнего источника электроэнергии происходят химические реакции, и процессы возникновения электродвижущей силы и электрического тока вследствие определенных химических реакций.

В первой группе процессов электрическая энергия превращается в химическую, во второй ‒ наоборот, химическая ‒ в электрическую.

Примерами процессов обоих типов могут быть процессы, происходящие в аккумуляторах. Так, при работе свинцового аккумулятора генератора электрической энергии происходит реакция:

Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- → РbSO 4 + 2Н 2 O.

Вследствие этой реакции освобождается энергия, которая и превращается в электрическую. Когда аккумулятор разрядится, его заряжают, пропуская через него электрический ток в обратном направлении.

В обратном направлении протекает и химическая реакция:

2РbSO 4 + 2Н 2 O → Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2- .

В этом случае электрическая энергия превратилась в химическую. Теперь аккумулятор снова имеет запас энергии и снова может разряжаться.

Все электрохимические реакции происходят при протекании электрического тока в цепи. Этот круг обязательно состоит из последовательно соединенных металлических проводников и раствора (или расплава) электролита. В металлических проводниках, как мы знаем, ток переносят электроны, в растворе электролитов ‒ ионы. Непрерывность протекания тока в цепи обеспечивается только тогда, когда происходят процессы на электродах, т.е. на границе металл ‒ электролит На одном электроде происходит процесс приема электронов ‒ восстановление, на втором электроде - процесс отдачи электронов, т.е. окисления.

Особенностью электрохимических процессов, в отличие от обычных химических, является пространственное разделение процессов окисления и восстановления. Из этих процессов, которые не могут происходить друг без друга, и состоит в целом химический процесс в электрохимической системе.

Если погрузить металлическую пластинку (электрод) в раствор электролита, то между пластинкой и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродного потенциала.

Рассмотрим причины его возникновения. В узлах кристаллической решетки металла содержатся только положительно заряженные ионы. Благодаря их взаимодействию с полярными молекулами растворителя, они отрываются от кристалла и переходят в раствор. Вследствие такого перехода в металлической пластинке остается избыток электронов, отчего она приобретает отрицательный заряд. Положительно заряженные ионы, которые перешли в раствор благодаря электростатическому притяжению, остаются непосредственно у поверхности металлического электрода. Образуется двойной электрический слой. Между электродом и раствором возникает скачок потенциала, который и называется электродным потенциалом.

Наряду с переходом ионов из металла в раствор происходить и обратный процесс. Скорость перехода ионов из металла в раствор V 1 может быть больше скорость обратного перехода ионов из раствора в металл V 2 (V 2 ˃ V 1).

Такая разница в скоростях приведет в результате к уменьшению количества положительных ионов в металле и увеличению их в растворе. Металлический электрод приобретает отрицательный заряд, раствор ‒ положительного.

Чем больше разница V 1 ‒V 2 , тем более негативным будет заряд металлического электрода. В свою очередь величина V 2 зависит от содержания ионов металла в растворе; большим их концентрациям соответствует большая скорость V 2 . Следовательно, с увеличением концентрации ионов в растворе уменьшается отрицательный заряд металлического электрода.

Если, наоборот, скорость перехода ионов металла в раствор будет меньше скорость обратного процесса (V 1 < V 2), то на металлическом электроде будет избыток положительных ионов, а в растворе ‒ их нехватка. В таком случае электрод вступит положительный заряд, а раствор ‒ негативного.

В обоих случаях разность потенциалов, которая возникает в результате неравномерного распределения зарядов, ускорять медленный процесс и тормозить быстрее. Вследствие этого наступит момент, когда скорости обоих процессов станут равными. Наступит равновесие, которое будет иметь динамичный характер. Переход ионов из металла в раствор и обратно будет происходить все время и в состоянии равновесия. Скорости этих процессов в состоянии равновесия будут одинаковыми (V 1p = V 2p). Величина электродного потенциала, которая хранится в состоянии равновесия, называется равновесным электродным потенциалом.

Потенциал, который возникнет между металлом и раствором, если погрузить металл в раствор, в котором концентрация ионов этого металла равна одному грамм-иона, называться нормальным или стандартным электродным потенциалом.

Если разместить нормальные потенциалы электродных реакций для различных металлов так, чтобы их алгебраические величины последовательно росли, то мы получим известный из общего курса химии ряд напряжений. В этом ряду все элементы размещены в зависимости от их электрохимических свойств, которые непосредственно связаны с химическими свойствами. Так, все металлы расположены в меди (т.е. с более негативными потенциалами), относительно легко окисляются, а все металлы, размещенные после меди, окисляются с достаточно большими трудностями.

К, Na, Са, Мg, А1, Мn, Zn, Fe,

Ni, Sn, Pb, Н2, Сu, Нg, Аg, Аu.

Каждый член ряда, как более активный, может вытеснять из соединений любого члена ряда, стоящего вправо от него в ряду напряжений.

Рассмотрим механизм действия гальванического элемента, схему которого представлен на рис. Элемент состоит из цинковой пластинки, погруженной в раствор сульфата цинка, и медной пластинки, погруженной в раствор сульфата меди.

Рис. Схема медно-цинкового гальванического элемента

Оба сосуды с растворами, которые называются полуэлементами, соединенные между собой электролитическим ключом в гальванический элемент. Этот ключ (стеклянная трубка, заполненная электролитом) позволяет ионам перемещаться из одного сосуда (полуэлемента) в другую. Вместе растворы сульфата цинка и сульфата меди не смешиваются.

Если электрическая цепь разомкнутое, то никаких изменений в металлических пластинках и в растворе не происходит, а когда замкнуть круг, то по кругу потечет ток. Электроны из места, где плотность отрицательного заряда выше (т.е. с цинковой пластинки), перемещаться в места с меньшей плотностью отрицательного заряда или к месту с положительным зарядом (т.е. к медной пластинки). Вследствие перемещения электронов равновесие на границе металл ‒ раствор нарушится. Избыток отрицательных зарядов в цинковой пластинке уменьшится, соответственно уменьшатся силы притяжения, и часть ионов цинка из двойного электрического слоя перейдет в общий объем раствора. Это приведет к уменьшению скорости процесса перехода ионов Zn 2+ из раствора в металл. Увеличится разница V 1 ‒V 2 (которая в состоянии равновесия равна нулю), и новое количество ионов цинка перейдет из металла в раствор. Это обусловит появление избытка электронов в цинковой пластинке, которые немедленно переместятся к медной пластинки, и опять все будет непрерывно повторяться. Вследствие этого цинк растворяться, а в кругу непрерывно протекать электрический ток.

Понятно, что непрерывное перемещение электронов от цинковой пластинки к медной возможно только тогда, когда они асимилируют на медной пластинке. Появление избытка электронов в медной пластинке приведет к перестройке двойного слоя. Отрицательные ионы SO 4 2- отталкиваться, а положительные ионы меди, которые есть в растворе, будут заходить в двойной электрический слой благодаря электростатическому притяжению, обусловленном появлением электронов. Скорость процесса перехода ионов в металлV 2 увеличится. Ионы Сu 2+ проникать в кристаллическую решетку медной пластинки, присоединяя электроны. Именно этот процесс ассимиляции электронов на медной пластинке обеспечит непрерывность процесса в целом.

Величина ЭДС Е равна разности электродных потенциалов Е 1 и Е 2 на электродах: Е = Е 1 ‒Е 2 .

Процессы, которые происходят на электродах, можно изобразить схемой: на грани цинковая пластинка ‒ электролит Zn ‒ 2е - = Zn 2+ , на грани медная пластинка электролит Сu 2+ + 2е - = Сu.

Как видим, процессы окисления цинка и восстановление меди разделены в пространстве, они происходят на разных электродах. В целом химическую реакцию, которая происходит в медно-цинковом элементе, можно записать в ионной форме так:

Zn + Сu 2+ = Zn 2+ + Сu.

Такая же картина будет наблюдаться и в том случае, когда обе пластинки будут заряжены отрицательно относительно раствора. Погрузим две медные пластинки в разбавленные растворы сульфата меди. Концентрация ионов меди в этих растворах С 1 и С 2 (С 2 > С 1). Предположим, что обе пластинки зарядятся негативно относительно растворов. Но пластинка А в сосуде с концентрацией раствора С 1 зарядится более негативно благодаря тому, что концентрация ионов меди в этом сосуде меньше, чем во второй сосуде, и соответственно скорость проникновения ионов Сu 2+ в кристаллическую решетку будет меньше. Если замкнуть круг, то электроны будут перемещаться от пластинки А, где их плотность больше, к пластинке В. На грани пластинки А с электролитом происходить процесс Сu° ‒ 2е - = Сu 2+ , на грани пластинки В с электролитом Сu 2+ + 2е - + Сu°.

Обе пластинки, как было уже отмечено, заряжены отрицательно относительно раствора. Но пластинка А заряжена отрицательно относительно пластинки В и поэтому в гальваническом элементе выполнять роль отрицательного электрода, а пластинка В ‒ положительного.

Величина ЭДС, равной разности электродных потенциалов, будет тем больше, чем больше разница концентраций ионов в растворах.

Уравнение Нернста - уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

,

Электродный потенциал, - стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

Электрохимическая коррозия металла. Катодная защита. Анодная защита. Пассивная защита. Электродные потенциалы - таблица.

Под коррозией металлов понимают в подавляющем большинстве случаев окисление материала. На практике, наибольший вред приносит т.н. электрохимическая коррозия, сопровождающаяся активным переносом вещества. Металлические поверхности подвержены электрохимическому разрушению (коррозии) при вступлении в контакт с электролитами (агентами коррозии). Таковыми агентами могут служить атмосферные газы, такие как морской, городской или промышленный воздух (т.е. диоксид серы, хлорид и сульфит водорода и т.д.) или активные жидкости – рассолы, щелочи, морская вода и т.д. (например –отпечатки потных рук).

Если в результате попадания агента коррозии на металлические поверхности образуется гальваническая пара, то перенос вещества с одного электрода пары на другой интенсифицируется многократно. Скорость коррозии определяется разностью электродных потенциалов пары. Этот процесс и подразумевается обычно, когда говорят об электрохимической коррозии .

Имея тенденцию отдавать электроны, в силу отрицательного электродного потенциала большинство металлов, в процессе коррозии окисляются. Если на защищаемый объект подать некий дополнительный положительный потенциал = поддержать на нем некий отрицательный потенциал порядка десятой доли вольта, то вероятность окислительной реакции падает почти до нуля. Данный способ защиты подразумевается обычно, когда говорят о катодной защите .

Если в точку вероятной коррозии поместить некое количество вещества, имеющего более низкий электродный потенциал (например, цинк или магний для защиты железа), то окислительная реакция будет идти на нем. Следует обеспечить хороший электрический контакт между этим дополнительным защитным анодом (sacrificial anode) и защищаемым металлом. Догадались, зачем цинкуют трубы? А листы железа для кровли? Естественно, когда защитный анод растворится целиком, все пойдет своим чередом.

Под пассивной защитой понимают покрытие защищаемого образца диэлектриком для предотвращения возникновения гальванической цепи. Например, можно покрасить металлическую конструкцию масляной краской и т.д.

Таблица. Стандартные электродные потенциалы некоторых веществ:

Какую информацию можно получить из ряда напряжений?

Ряд напряжений металлов широко используется в неорганической химии. В частности, результаты многих реакций и даже возможность их осуществления зависят от положения некоторого металла в ЭРН. Обсудим этот вопрос подробнее.

Взаимодействие металлов с кислотами

Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами - неокислителями. Металлы, расположенные в ЭРН правее Н, взаимодействуют только с кислотами - окислителями (в частности, с HNO 3 и концентрированной H 2 SO 4).

Пример 1 . Цинк расположен в ЭРН левее водорода, следовательно, способен реагировать практически со всеми кислотами:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Пример 2 . Медь находится в ЭРН правее Н; данный металл не реагирует с "обычными" кислотами (HCl, H 3 PO 4 , HBr, органические кислоты), однако вступает во взаимодействие с кислотами-окислителями (азотная, концентрированная серная):

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

Обращаю внимание на важный момент: при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями выделяется не водород, а некоторые другие соединения. Подробнее об этом можно почитать !

Взаимодействие металлов с водой

Металлы, расположенные в ряду напряжений левее Mg, легко реагируют с водой уже при комнатной температуре с выделением водорода и образованием раствора щелочи.

Пример 3 . Натрий, калий, кальций легко растворяются в воде с образованием раствора щелочи:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Металлы, расположенные в ряду напряжений от водорода до магния (включительно), в ряде случаев взаимодействуют с водой, но реакции требуют специфических условий. Например, алюминий и магний начинают взаимодействие с Н 2 О только после удаления оксидной пленки с поверхности металла. Железо не реагирует с водой при комнатной температуре, но взаимодействует с парами воды. Кобальт, никель, олово, свинец практически не взаимодействуют с H 2 O не только при комнатной температуре, но и при нагревании.

Металлы, расположенные в правой части ЭРН (серебро, золото, платина) не реагируют с водой ни при каких условиях.

Взаимодействие металлов с водными растворами солей

Речь пойдет о реакциях следующего типа:

металл (*) + соль металла (**) = металл (**) + соль металла (*)

Хотелось бы подчеркнуть, что звездочки обозначают в данном случае не степень окисления, не валентность металла, а просто позволяют различить металл № 1 и металл № 2.

Для осуществления подобной реакции необходимо одновременное выполнение трех условий:

1. соли, участвующие в процессе, должны растворяться в воде (это легко проверить, пользуясь таблицей растворимости);
2. металл (*) должен находиться в ряду напряжений левее металла (**);
3. металл (*) не должен реагировать с водой (что тоже легко проверяется по ЭРН).

Пример 4 . Рассмотрим несколько реакций:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Первая реакция легко осуществима, все перечисленные выше условия выполнены: сульфат меди растворим в воде, цинк находится в ЭРН левее меди, Zn не реагирует с водой.

Вторая реакция невозможна, т. к. не выполнено первое условие (сульфид меди (II) практически не растворяется в воде). Третья реакция неосуществима, поскольку свинец - менее активный металл, нежели железо (находится правее в ЭРН). Наконец, четвертый процесс НЕ приведет к осаждению никеля, поскольку калий реагирует с водой; образовавшийся гидроксид калия может вступить в реакцию с раствором соли, но это уже совершенно другой процесс.

Процесс термического распада нитратов

Напомню, что нитраты - это соли азотной кислоты. Все нитраты разлагаются при нагревании, но вот состав продуктов разложения может быть разным. Состав определяется положением металла в ряду напряжений.

Нитраты металлов, расположенных в ЭРН левее магния, при нагревании образуют соответствующий нитрит и кислород:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

В ходе термического разложения нитратов металлов, расположенных в ряду напряжений от Mg до Cu включительно, образуются оксид металла, NO 2 и кислород:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Наконец, при разложении нитратов наименее активных металлов (расположенных в ЭРН правее меди) образуются металл, диоксид азота и кислород.