Что показывает ряд напряжений металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов
Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.
Положение в таблице Менделеева
Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.
Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.
Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.
Наиболее активными считаются щелочные металлы:
- литий;
- натрий;
- калий;
- рубидий;
- цезий;
- франций.
К щелочноземельным металлам относятся:
- бериллий;
- магний;
- кальций;
- стронций;
- барий;
- радий.
Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.
Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.
К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.
Свойства
Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.
Основные химические свойства металлов представлены в таблице.
Реакция |
Уравнение |
Исключение |
Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом |
K + O 2 → KO 2 |
Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре |
Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются |
2Ca + O 2 → 2CaO |
|
Реагируют с простыми веществами, образуя соли |
Ca + Br 2 → CaBr 2 ; |
Алюминий не вступает в реакцию с водородом |
Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород |
|
Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки |
Реагируют с кислотами, образуя соли |
Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2 |
|
Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью |
2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; |
Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.
Рис. 3. Минералы и чистые металлы.
Что мы узнали?
К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.
Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительную активность металла отображает его положение в электрохимическом ряду напряжений.
На основании ряда можно сделать следующие выводы:
1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять из солей в растворе те металлы, которые стоят правее
2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3
3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода способны вытеснять его из кислот.
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
4. Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные) в любых водных растворах прежде сего реагируют с водой.
Восстановительная способность металла, определённая по электрохимическому ряду не всегда соответствует его положению в периодической системе т.к в ряду напряжений учитывается не только радиус атома, но и энергия отрыва электронов.
Альдегиды, их строение и свойства. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.
Альдегиды – это органические соединения, в состав молекулы которых входит карбонильная группа, соединённая с водородом и углеводородным радикалом.
Метаналь (муравьиный альдегид)
Физические свойства
Метаналь – газообразное вещество, водный раствор – формалинь
Химические свойства
Реактивом на альдегиды является Cu(OH) 2
Применение
Наибольшее применение имеют метаналь и этаналь. Большое количество метаналя используется для получения фенолформальдегидной смолы, которую получают при взаимодействии метаналя с фенолом. Эта смола необходима для производства различных пластмасс. Пластмассы изготовлены для из фенолформальдегидной смолы в сочетании с различными наполнителями, называются фенопластами. При растворении фенолформальдегидной смолы в ацетоне или спирту получают различные лаки. При взаимодействии метаналя с карбамидом CO(NH 2) 2 получают карбидную смолу, а из нее – аминопласты. Из этих пластмасс изготавливают микропористые материалы для нужд электротехники.Метаналь идёт так же на производство некоторых лекарственных веществ и красителей. Широко применяется водный раствор, содержащий в массовых долях 40% метаналя. Он называетсяформалином. Его использование основано на свойстве свёртывать белок.
Получение
Альдегиды получают окислением алканов и спиртов. Этаналь получают гидротациейэтина и окислением этена.
Билет №12
Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в измерении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых является кислород со степенью окисления «-2»
К оксидам третьего периода относятся:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 .
С увеличением степени окисления элементов, увеличиваются кислотные свойства оксидов.
Na 2 O, MgO – основные оксиды
Al 2 O 3 – амфотерный оксид
SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 – кислотные оксиды.
Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.
MgO + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Hg + H 2 O
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием щёлочи.
Na 2 O + HOH → 2NaOH
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием соли.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды
2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
Реагирует с водой, с образованием кислоты
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и щелочами
Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O
Со щёлочью
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O
Жиры, их свойства и состав. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о синтетических моющих средствах. Защита природы от загрязнения СМС.
Жиры – это сложные эфиры глицерина и карбоновых кислот.
Общая формула жиров:
Твёрдые жиры образованы преимущественно высщими предельными карбоновыми кислотами – стеариновой C 17 H 35 COOH, пальмитиновой C 15 H 31 COOH и некоторыми другими. Жидкие жиры образованы главным образом высшими непредельными карбоновыми кислотами – олеиновойC 17 H 33 COOH , ленолевойC 17 H 31 COOH
Жиры наряду с углеводородами и белками входят в состав организмов животных и растений. Они являются важной составной частью пищи человека и животных. При окислении жиров в организме выделяется энергия. Когда в органы пищеварения поступают жиры, то под влиянием ферментов они гидролизуются на глицерин и соответствующие кислоты.
Продукты гидролиза всасываются ворсинками кишечника, а затем синтезируется жир, но уже свойственный организм. Потоком крови жиры переносятся в другие органы и ткани организма, где накапливаются или снова гидролизуются и постепенно окисляются до оксида углерода (IV) и воды.
Физические свойства.
Животные жиры в большинстве случаев твёрдые вещества, но встречаются и жидкие (рыбий жир). Растительные жиры чаше всего жидкие вещества – масла; известны и твёрдые растительные жиры – кокосовое масло.
Химические свойства.
Жиры в животных организмах в присутствии ферментов гидролизуются. Кроме реакций с водой, жиры взаимодействуют со щелочами.
В состав растительных масел входят сложные эфиры непредельных карбоновых кислот, то их можно подвергнуть гидрированию. Они превращаются в предельные соединения
Пример: Из растительного масла в промышленности получают маргарин.
Применение.
Жиры в основном применяют в качестве пищевого продукта. Раньше жиры использовали для получения мыла
Синтетические моющие средства.
Синтетические моющие средства оказывают вредное действие на окружающую среду, т.к. они устойчивы и с трудом подвергаются разрушению.
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:
- соли, участвующие в процессе, должны растворяться в воде (это легко проверить, пользуясь таблицей растворимости);
- металл (*) должен находиться в ряду напряжений левее металла (**);
- 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.
Все металлы, в зависимости от их окислительно-восстановительной активности объединяют в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжения металлов (так как металлы в нем расположены в порядке увеличения стандартных электрохимических потенциалов) или рядом активности металлов:
Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H 2 , Cu, Hg, Ag, Рt, Au
Наиболее химически активные металлы стоят в ряду активности до водорода, причем, чем левее расположен металл, тем он активнее. Металлы, занимающие в ряду активности, место после водорода считаются неактивными.
Алюминий
Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al 2 O 3 , которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот.
Алюминий относится к металлам p-семейства. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s 2 3p 1 . В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».
Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:
2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2
Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na 3 и Al 2 O 3 . Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF 3 , CaF 2 и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.
Алюминий способен взаимодействовать с водой после удаления с его поверхности оксидной пленки (1), взаимодействовать с простыми веществами (кислородом, галогенами, азотом, серой, углеродом) (2-6), кислотами (7) и основаниями (8):
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 (1)
2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)
2Al + N 2 = 2AlN (4)
2Al +3S = Al 2 S 3 (5)
4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)
2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)
Кальций
В свободном виде Ca – серебристо-белый металл. При нахождении на воздухе мгновенно покрывается желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты его взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, имеет кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку.
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 4s 2 . В своих соединениях кальций проявляет степень окисления равную «+2».
Кальций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:
CaCl 2 = Ca + Cl 2
Кальций способен растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства (1), реагировать с кислородом (2), образуя оксиды, взаимодействовать с неметаллами (3 -8), растворяться в кислотах (9):
Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 (1)
2Ca + O 2 = 2CaO (2)
Ca + Br 2 =CaBr 2 (3)
3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (4)
2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)
2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)
Ca + H 2 = CaH 2 (8)
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 (9)
Железо и его соединения
Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3d 6 4s 2 . В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3».
Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2
На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавеет):
3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами, например, галогенами (1), растворяется в кислотах (2):
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (2)
Железо образует целый спектр соединений, поскольку проявляет несколько степеней окисления: гидроксид железа (II), гидроксид железа (III), соли, оксиды и т.д. Так, гидроксид железа (II) можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
Гидроксид железа (II) растворим в кислотах и окисляется до гидроксида железа (III) в присутствии кислорода.
Соли железа (II) проявляют свойства восстановителей и превращаются в соединения железа (III).
Оксид железа (III) нельзя получить по реакции горения железа в кислороде, для его получения необходимо сжигать сульфиды железа или прокаливать другие соли железа:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O
Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства и способны вступать в ОВР с сильными восстановителями:
2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Производство чугуна и стали
Стали и чугуны – сплавы железа с углеродом, причем содержание углерода в стали до 2%, а в чугуне 2-4%. Стали и чугуны содержат легирующие добавки: стали– Cr, V, Ni, а чугун – Si.
Выделяют различные типы сталей, так, по назначению выделяют конструкционные, нержавеющие, инструментальные, жаропрочные и криогенные стали. По химическому составу выделяют углеродистые (низко-, средне- и высокоуглеродистые) и легированные (низко-, средне- и высоколегированные). В зависимости от структуры выделяют аустенитные, ферритные, мартенситные, перлитные и бейнитные стали.
Стали нашли применение во многих отраслях народного хозяйства, таких как строительная, химическая, нефтехимическая, охрана окружающей среды, транспортная энергетическая и другие отрасли промышленности.
В зависимости от формы содержания углерода в чугуне — цементит или графит, а также их количества различают несколько типов чугуна: белый (светлый цвет излома из-за присутствия углерода в форме цементита), серый (серый цвет излома из-за присутствия углерода в форме графита), ковкий и жаропрочный. Чугуны очень хрупкие сплавы.
Области применения чугунов обширны – из чугуна изготавливают художественные украшения (ограды, ворота), корпусные детали, сантехническое оборудование, предметы быта (сковороды), его используют в автомобильной промышленности.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Сплав магния и алюминия массой 26,31 г растворили в соляной кислоте. При этом выделилось 31,024 л бесцветного газа. Определите массовые доли металлов в сплаве. |
Решение | Вступать в реакцию с соляной кислотой способны оба металла, в результате чего выделяется водород:
Mg +2HCl = MgCl 2 + H 2 2Al +6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 Найдем суммарное число моль выделившегося водорода: v(H 2) =V(H 2)/V m v(H 2) = 31,024/22,4 = 1,385 моль Пусть количество вещества Mg – х моль, а Al –y моль. Тогда, исходя из уравнений реакций можно записать выражение для суммарного числа моль водорода: х + 1,5у = 1,385 Выразим массу металлов, находящихся в смеси: Тогда, масса смеси будет выражаться уравнением: 24х + 27у = 26,31 Получили систему уравнений: х + 1,5у = 1,385 24х + 27у = 26,31 Решим её: 33,24 -36у+27у = 26,31 v(Al) = 0,77 моль v(Mg) = 0,23моль Тогда, масса металлов в смеси: m(Mg) = 24×0,23 = 5,52 г m(Al) = 27×0,77 = 20.79 г Найдем массовые доли металлов в смеси: ώ =m(Me)/m sum ×100% ώ(Mg) = 5,52/26,31 ×100%= 20,98% ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02% |
Ответ | Массовые доли металлов в сплаве: 20,98%, 79,02% |
В электрохимической ячейке (гальваническом элементе) электроны, остающиеся после образования ионов, удаляются через металлический провод и рекомбинируют с ионами другого вида. Т.е.заряд во внешней цепи переносится электронами, а внутри ячейки, через электролит, в который погружены металлические электроды, ионами. Таким образом получается замкнутая электрическая цепь.
Разность потенциалов, измеряемая в электрохимической ячейке, o бъясняется различием в способности каждого из металлов отдавать электроны. Каждый электрод имеет собственный потенциал, каждая система электрод-электролит представляет собой полуэлемент, а любые два полуэлемента образуют электрохимическую ячейку. Потенциал одного электрода называют потенциалом полуэлемента, он определят способность электрода отдавать электроны. Очевидно, что потенциал каждого полуэлемента не зависит от наличия другого полуэлемента и его потенциала. Потенциал полуэлемента определяется концентрацией ионов в электролите и температурой.
В качестве «нулевого» полуэлемента был выбран водород, т.е. считается, что для него при добавлении или удалении электрона с образованием иона никакой работы не совершается. «Нулевое» значение потенциала необходимо для понимания относительной способности каждого из двух полуэлементов ячейки отдавать и принимать электроны.
Потенциалы полуэлементов, измеряемые относительно водородного электрода, называются водородной шкалой. Если термодинамическая склонность отдавать электроны в одной половине электрохимической ячейки выше, чем в другой, то потенциал первою полуэлемента выше, чем потенциал второго. Под действием разности потенциалов будет происходить переток электронов. При сочетании двух металлов можно выяснить возникающую между ними разность потенциалов и направление потока электронов.
Электроположительный металл обладает более высокой способностью принимать электроны, поэтому он будет катодным или благородным. С другой стороны находятся электроотрицательные металлы, которые способны самопроизвольно отдавать электроны. Эти металлы являются реакционноспособными, а, следовательно, анодными:
- → 0 → +
Al Mn Zn Fe Sn Pb H 2 Cu Ag Au
Например,
Cu
отдает электроны легче
Ag
, но хуже
Fe
. В присутствии медного электрода ноны серебра начнут соединяться с электронами, приводя к образованию ионов меди и осаждению металлического серебра:
2 Ag + + Cu → Cu 2+ + 2 Ag
Однако та же самая медь менее реакционноспособна, чем железо. При контакте металлического железа с нонами меди та будет осаждаться, а железо переходить в раствор:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu .
Можно говорить, что медь является катодным металлом относительно железа и анодным - относительно серебра.
Стандартным электродным потенциалом считается потенциал полуэлемента из полностью отожженого чистого металла в качестве электрода в контакте с ионами при 25 0 С. В этих измерениях водородный электрод выступает в роли электрода сравнения. В случае двухвалентного металла можно записать реакцию, протекающую в соответствующей электро-химической ячейке:
М + 2Н + → М 2+ + Н 2 .
Если упорядочить металлы по убыванию их стандартных электродных потенциалов, то получается так называемый электрохимический ряд напряжений металлов (табл. 1).
Таблица 1. Электрохимический ряд напряжений металлов
Равновесие металл-ионы (единичной активности) |
Электродный потенциал относительно водородного электрода при 25°С, В (восстановительный потенциал) |
|
Благородные или катодные |
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 |
|
Активные |
Al-Al 2 + |
1,662 |
Mg-Mg 2 + |
2,363 |
|
Na-Na + |
2,714 |
|
K-K + |
2,925 |
Например, в гальваническом элементе медь-цинк возникает поток электронов от цинка к меди. Медный электрод является в этой схеме положительным полюсом, а цинковый - отрицательным. Более реакционноспособный цинк теряет электроны:
Zn → Zn 2+ + 2е - ; E °=+0,763 В.
Медь же является менее реакционноспособной и принимает электроны от цинка:
Cu 2+ + 2е - → Cu ; E °=+0,337 В.
Напряжение на соединяющем электроды металлическом проводе составит:
0,763 В + 0,337 В = 1,1 В.
Таблица 2. Стационарные потенциалы некоторых металлов и сплавов в морской воде по отношению к нормальному водородному электроду ( ГОСТ 9.005-72).
Металл |
Стационарный потенциал, В |
Металл |
Стационарный потенциал, В |
Магний |
1,45 |
Никель (активное co стояние) |
0,12 |
Магниевый сплав (6 % А l , 3 % Zn , 0,5 % Mn ) |
1,20 |
Медные сплавы ЛМцЖ-55 3-1 |
0,12 |
Цинк |
0,80 |
Латунь (30 % Zn ) |
0,11 |
Алюминиевый сплав (10 % Mn ) |
0,74 |
Бронза (5-10 % Al ) |
0,10 |
Алюминиевый сплав (10 % Zn ) |
0,70 |
Томпак (5-10 % Zn ) |
0,08 |
Алюминиевый сплав К48-1 |
0,660 |
Медь |
0,08 |
Алюминиевый сплав В48-4 |
0,650 |
Купроникель (30 % Ni ) |
0,02 |
Алюминиевый сплав АМг5 |
0,550 |
Бронза «Нева» |
0,01 |
Алюминиевый сплав АМг61 |
0,540 |
Бронза Бр. АЖН 9-4-4 |
0,02 |
Алюминий |
0,53 |
Нержавеющая сталь Х13 (пассивное состояние) |
0,03 |
Кадмий |
0,52 |
Никель (пассивное состояние) |
0,05 |
Дюралюминий и алюминиевый сплав АМг6 |
0,50 |
Нержавеющая сталь Х17 (пассивное состояние) |
0,10 |
Железо |
0,50 |
Титан технический |
0,10 |
Сталь 45Г17Ю3 |
0,47 |
Серебро |
0,12 |
Сталь Ст4С |
0,46 |
Нержавеющая сталь 1Х14НД |
0,12 |
Сталь СХЛ4 |
0,45 |
Титан йодистый |
0,15 |
Сталь типа АК и углеродистая сталь |
0,40 |
Нержавеющая сталь Х18Н9 (пассивное состояние) и ОХ17Н7Ю |
0,17 |
Серый чугун |
0,36 |
Монель-металл |
0,17 |
Нержавеющие стали Х13 и Х17 (активное состояние) |
0,32 |
Нержавеющая сталь Х18Н12М3 (пассивное состояние) |
0,20 |
Никельмедистый чугун (12-15 % Ni , 5-7 % Си) |
0,30 |
Нержавеющая сталь Х18Н10Т |
0,25 |
Свинец |
0,30 |
Платина |
0,40 |
Олово |
0,25 |
Примечание . Указанные числовые значения потенциалов н порядок металлов в ряду могут изменяться в различной степени в зависимости от чистоты металлов, состава морской воды, степени аэрации и состояния поверхности металлов.