Aktive metaller inkluderer cu. Aktive metaller

Hvilken informasjon kan fås fra en serie spenninger?

En rekke metallspenninger er mye brukt i uorganisk kjemi. Spesielt avhenger resultatene av mange reaksjoner og til og med muligheten for deres implementering av posisjonen til et bestemt metall i NER. La oss diskutere dette problemet mer detaljert.

Interaksjon av metaller med syrer

Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen reagerer med syrer - ikke-oksiderende midler. Metaller lokalisert i NER til høyre for H interagerer bare med oksiderende syrer (spesielt med HNO 3 og konsentrert H 2 SO 4).

Eksempel 1. Sink er lokalisert i NER til venstre for hydrogen, derfor er det i stand til å reagere med nesten alle syrer:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

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

Eksempel 2. Kobber ligger i ERN til høyre for H; dette metallet reagerer ikke med "vanlige" syrer (HCl, H 3 PO 4, HBr, organiske syrer), men det interagerer med oksiderende syrer (salpetersyre, konsentrert svovelsyre):

Cu + 4HNO 3 (kons.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (kons.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Jeg henleder din oppmerksomhet til viktig poeng: når metaller interagerer med oksiderende syrer, er det ikke hydrogen som frigjøres, men noen andre forbindelser. Dette kan du lese mer om!

Interaksjon av metaller med vann

Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for Mg reagerer lett med vann allerede ved romtemperatur, frigjør hydrogen og danner en alkaliløsning.

Eksempel 3. Natrium, kalium, kalsium løses lett opp i vann for å danne en alkaliløsning:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

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

Metaller som ligger i spenningsområdet fra hydrogen til magnesium (inklusive) samhandler i noen tilfeller med vann, men reaksjonene krever spesifikke forhold. For eksempel begynner aluminium og magnesium å samhandle med H 2 O først etter å ha fjernet oksidfilmen fra metalloverflaten. Jern reagerer ikke med vann ved romtemperatur, men reagerer med vanndamp. Kobolt, nikkel, tinn og bly samhandler praktisk talt ikke med H 2 O, ikke bare ved romtemperatur, men også ved oppvarming.

Metallene på høyre side av ERN (sølv, gull, platina) reagerer ikke med vann under noen forhold.

Interaksjon av metaller med vandige løsninger av salter

Vi vil snakke om reaksjoner av følgende type:

metall (*) + metallsalt (**) = metall (**) + metallsalt (*)

Jeg vil understreke at stjernene i dette tilfellet ikke indikerer oksidasjonstilstanden eller valensen til metallet, men bare lar en skille mellom metall nr. 1 og metall nr. 2.

For å utføre en slik reaksjon må tre betingelser være oppfylt samtidig:

1. saltene som er involvert i prosessen må oppløses i vann (dette kan enkelt kontrolleres ved hjelp av løselighetstabellen);
2. metallet (*) må være i spenningsserien til venstre for metallet (**);
3. metallet (*) skal ikke reagere med vann (som også enkelt kan verifiseres av ESI).

Eksempel 4. La oss se på noen reaksjoner:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Den første reaksjonen er lett gjennomførbar, alle betingelsene ovenfor er oppfylt: kobbersulfat er løselig i vann, sink er i NER til venstre for kobber, Zn reagerer ikke med vann.

Den andre reaksjonen er umulig fordi den første betingelsen ikke er oppfylt (kobber(II)sulfid er praktisk talt uløselig i vann). Den tredje reaksjonen er ikke gjennomførbar, siden bly er et mindre aktivt metall enn jern (plassert til høyre i ESR). Til slutt vil den fjerde prosessen IKKE resultere i nikkelutfelling fordi kalium reagerer med vann; det resulterende kaliumhydroksidet kan reagere med saltløsningen, men dette er en helt annen prosess.

Termisk nedbrytningsprosess av nitrater

La meg minne deg på at nitrater er salter av salpetersyre. Alle nitrater brytes ned ved oppvarming, men sammensetningen av nedbrytningsproduktene kan variere. Sammensetningen bestemmes av metallets posisjon i spenningsserien.

Nitrater av metaller som ligger i NER til venstre for magnesium, danner ved oppvarming tilsvarende nitritt og oksygen:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Under den termiske dekomponeringen av metallnitrater i spenningsområdet fra Mg til og med Cu, dannes metalloksid, NO 2 og oksygen:

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

Til slutt, under dekomponeringen av nitrater av de minst aktive metallene (plassert i ERN til høyre for kobber), dannes metall, nitrogendioksid og oksygen.

Elektrokjemisk aktivitet serie av metaller(en serie spenninger, en serie med standard elektrodepotensialer) - en sekvens der metaller er ordnet i økende rekkefølge av deres standard elektrokjemiske potensialer φ 0, tilsvarende halvreaksjonen av reduksjon av metallkation Me n+: Me n+ + nē → Meg

Praktisk bruk av aktivitetsserien av metaller

En rekke spenninger brukes i praksis for en komparativ vurdering av den kjemiske aktiviteten til metaller i reaksjoner med vandige løsninger av salter og syrer og for vurdering av katodiske og anodiske prosesser under elektrolyse:

• Metaller til venstre for hydrogen er sterkere reduksjonsmidler enn metaller til høyre: de fortrenger sistnevnte fra saltløsninger. For eksempel er interaksjonen Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu mulig kun i foroverretningen.
• Metaller i raden til venstre for hydrogen fortrenger hydrogen når de samhandler med vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer; de mest aktive metallene (til og med aluminium) - og når de samhandler med vann.
• Metaller i serien til høyre for hydrogen interagerer ikke med vandige løsninger av ikke-oksiderende syrer under normale forhold.
• Under elektrolyse frigjøres metaller til høyre for hydrogen ved katoden; reduksjonen av moderat aktive metaller er ledsaget av frigjøring av hydrogen; De mest aktive metallene (opp til aluminium) kan ikke isoleres fra vandige saltløsninger under normale forhold.

Alkalimetaller regnes som de mest aktive:

• litium;
• natrium;
• kalium;
• rubidium;
• cesium;
• fransk

Alle metaller, avhengig av redoksaktiviteten deres, kombineres til en serie kalt den elektrokjemiske metallspenningsserien (siden metallene i den er ordnet i rekkefølge etter økende standard elektrokjemiske potensialer) eller metallaktivitetsserien:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

De mest kjemisk aktive metallene er i aktivitetsserien opp til hydrogen, og jo mer til venstre metallet befinner seg, jo mer aktivt er det. Metaller som opptar plassen etter hydrogen i aktivitetsserien regnes som inaktive.

Aluminium

Aluminium er en sølvhvit farge. De viktigste fysiske egenskapene til aluminium er letthet, høy termisk og elektrisk ledningsevne. I fri tilstand, når det utsettes for luft, er aluminium dekket med en slitesterk film av Al 2 O 3-oksid, som gjør det motstandsdyktig mot virkningen av konsentrerte syrer.

Aluminium tilhører metallene i p-familien. Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 3s 2 3p 1. I sine forbindelser viser aluminium en oksidasjonstilstand på "+3".

Aluminium produseres ved elektrolyse av det smeltede oksydet av dette elementet:

2Al 2 O 3 = 4 Al + 3 O 2

Men på grunn av det lave utbyttet av produktet, blir metoden for å produsere aluminium ved elektrolyse av en blanding av Na 3 og Al 2 O 3 oftere brukt. Reaksjonen skjer ved oppvarming til 960C og i nærvær av katalysatorer - fluorider (AlF 3, CaF 2, etc.), mens frigjøring av aluminium skjer ved katoden, og oksygen frigjøres ved anoden.

Aluminium er i stand til å samhandle med vann etter å ha fjernet oksidfilmen fra overflaten (1), samhandle med enkle stoffer (oksygen, halogener, nitrogen, svovel, karbon) (2-6), syrer (7) og baser (8):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H2O = 2Na +3H2 (8)

Kalsium

I sin frie form er Ca et sølvhvitt metall. Når den utsettes for luft, blir den umiddelbart dekket med en gulaktig film, som er produktene av dens interaksjon med luftens komponenter. Kalsium er et ganske hardt metall og har et ansiktssentrert kubisk krystallgitter.

Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 4s 2. I sine forbindelser viser kalsium en oksidasjonstilstand på "+2".

Kalsium oppnås ved elektrolyse av smeltede salter, oftest klorider:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Kalsium er i stand til å løse seg opp i vann for å danne hydroksyder, utvise sterke grunnleggende egenskaper (1), reagere med oksygen (2), danne oksider, interagere med ikke-metaller (3-8), oppløses i syrer (9):

Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N2 = Ca3N2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3P 2 (7)

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 (9)

Jern og dets forbindelser

Jern er et grått metall. I sin rene form er den ganske myk, formbar og tyktflytende. Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 3d 6 4s 2. I sine forbindelser viser jern oksidasjonstilstandene "+2" og "+3".

Metallisk jern reagerer med vanndamp og danner blandet oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

I luft oksiderer jern lett, spesielt i nærvær av fuktighet (rust):

3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH) 3

Som andre metaller reagerer jern med enkle stoffer, for eksempel halogener (1), og løses opp i syrer (2):

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (2)

Jern danner et helt spekter av forbindelser, siden det viser flere oksidasjonstilstander: jern(II)hydroksid, jern(III)hydroksid, salter, oksider, etc. Således kan jern(II)hydroksid oppnås ved virkning av alkaliløsninger på jern(II)salter uten tilgang til luft:

FeSO 4 + 2 NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Jern(II)hydroksid er løselig i syrer og oksiderer til jern(III)hydroksid i nærvær av oksygen.

Jern (II) salter viser reduksjonsmiddel egenskaper og omdannes til jern (III) forbindelser.

Jern (III) oksid kan ikke oppnås ved forbrenning av jern i oksygen; for å oppnå det er det nødvendig å brenne jernsulfider eller kalsinere andre jernsalter:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Jern (III) forbindelser viser svake oksiderende egenskaper og er i stand til å inngå redoksreaksjoner med sterke reduksjonsmidler:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3 NaCl

Jern- og stålproduksjon

Stål og støpejern er legeringer av jern og karbon, med karboninnholdet i stål opptil 2 %, og i støpejern 2-4 %. Stål og støpejern inneholder legerende tilsetningsstoffer: stål – Cr, V, Ni og støpejern – Si.

Det finnes forskjellige typer stål; for eksempel strukturelt stål, rustfritt stål, verktøy, varmebestandig og kryogenisk stål skilles ut i henhold til deres tiltenkte formål. Basert på deres kjemiske sammensetning er de delt inn i karbon (lav-, middels- og høykarbon) og legert (lav-, middels- og høylegert). Avhengig av strukturen skilles austenittisk, ferritisk, martensittisk, perlittisk og bainitisk stål.

Stål har funnet anvendelse i mange bransjer Nasjonal økonomi, slik som konstruksjon, kjemisk, petrokjemisk, sikkerhet miljø, transportenergi og andre næringer.

Avhengig av formen for karboninnhold i støpejern - sementitt eller grafitt, så vel som deres mengde, skilles flere typer støpejern ut: hvit (lys farge på bruddet på grunn av tilstedeværelsen av karbon i form av sementitt), grå (grå farge på bruddet på grunn av tilstedeværelsen av karbon i form av grafitt), formbar og varmebestandig. Støpejern er svært sprø legeringer.

Bruksområdene for støpejern er omfattende - kunstneriske dekorasjoner (gjerder, porter), skapdeler, rørleggerutstyr, husholdningsartikler (stekepanner) er laget av støpejern, og det brukes i bilindustrien.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	En legering av magnesium og aluminium som veide 26,31 g ble oppløst i saltsyre. I dette tilfellet ble 31,024 liter fargeløs gass sluppet ut. Bestem massefraksjonene av metaller i legeringen.
Løsning	Reager med saltsyre Begge metaller er i stand til å produsere hydrogen: Mg +2HCl = MgCl2 + H2 2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2 La oss finne det totale antallet mol hydrogen frigjort: v(H2)=V(H2)/Vm v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol La mengden av stoffet Mg være x mol, og Al være y mol. Deretter kan vi, basert på reaksjonsligningene, skrive uttrykket for det totale antallet mol hydrogen: x + 1,5y = 1,385 La oss uttrykke massen av metaller i blandingen: Deretter vil massen til blandingen uttrykkes ved ligningen: 24x + 27y = 26,31 Vi fikk et likningssystem: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 La oss løse det: 33,24 -36y+27y = 26,31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Deretter er massen av metaller i blandingen: m(Mg) = 24 x 0,23 = 5,52 g m(Al) = 27 x 0,77 = 20,79 g La oss finne massefraksjonene av metaller i blandingen: ώ =m(Me)/m sum ×100 % ώ(Mg) = 5,52/26,31 ×100 %= 20,98 % ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02 %
Svar	Massefraksjoner av metaller i legeringen: 20,98 %, 79,02 %

Hvis vi fra hele serien med standard elektrodepotensialer velger bare de elektrodeprosessene som tilsvarer den generelle ligningen

da får vi en rekke metallspenninger. I tillegg til metaller vil denne serien alltid inneholde hydrogen, som lar deg se hvilke metaller som er i stand til å fortrenge hydrogen fra vandige løsninger av syrer.

Tabell 19. Serie av metallspenninger

En rekke spenninger for de viktigste metallene er gitt i tabell. 19. Plasseringen av et bestemt metall i spenningsserien karakteriserer dets evne til å gjennomgå redoksinteraksjoner i vandige løsninger under standardbetingelser. Metallioner er oksidasjonsmidler, og metaller i form enkle stoffer- reduksjonsmidler. Dessuten, jo lenger et metall befinner seg i spenningsserien, jo sterkere er oksidasjonsmidlet i en vandig løsning dets ioner, og omvendt, jo nærmere metallet er begynnelsen av serien, desto sterkere er de reduserende egenskapene til en enkel stoffet - metallet.

Elektrodeprosesspotensial

i et nøytralt miljø er det lik B (se side 273). Aktive metaller i begynnelsen av serien, med et potensial betydelig mer negativt enn -0,41 V, fortrenger hydrogen fra vann. Magnesium fortrenger hydrogen bare fra varmt vann. Metaller som ligger mellom magnesium og kadmium fortrenger generelt ikke hydrogen fra vann. Det dannes oksidfilmer på overflaten av disse metallene, som har en beskyttende effekt.

Metaller som ligger mellom magnesium og hydrogen fortrenger hydrogen fra sure løsninger. Samtidig dannes det også beskyttende filmer på overflaten av noen metaller, som hemmer reaksjonen. Dermed gjør oksidfilmen på aluminium dette metallet stabilt ikke bare i vann, men også i løsninger av visse syrer. Bly løses ikke opp i svovelsyre ved konsentrasjonen under, siden saltet som dannes når bly reagerer med svovelsyre er uløselig og danner en beskyttende film på metalloverflaten. Fenomenet med dyp inhibering av metalloksidasjon, på grunn av tilstedeværelsen av beskyttende oksid- eller saltfilmer på overflaten, kalles passivitet, og metallets tilstand kalles i dette tilfellet en passiv tilstand.

Metaller er i stand til å fortrenge hverandre fra saltløsninger. Reaksjonsretningen bestemmes av deres relative plassering i rekken av spenninger. Når man vurderer spesifikke tilfeller av slike reaksjoner, bør det huskes at aktive metaller fortrenger hydrogen ikke bare fra vann, men også fra enhver vandig løsning. Derfor skjer den gjensidige forskyvningen av metaller fra løsninger av deres salter praktisk talt bare når det gjelder metaller som ligger i serien etter magnesium.

Beketov var den første som studerte i detalj fortrengningen av metaller fra deres forbindelser med andre metaller. Som et resultat av arbeidet sitt arrangerte han metaller i henhold til deres kjemiske aktivitet i en fortrengningsserie, som er prototypen på en serie metallspenninger.

Den relative plasseringen av noen metaller i spenningsserien og i det periodiske systemet ved første øyekast samsvarer ikke med hverandre. For eksempel, i henhold til posisjonen i det periodiske systemet, bør den kjemiske aktiviteten til kalium være større enn natrium, og natrium - større enn litium. I rekken av spenninger er litium den mest aktive, og kalium inntar en midtposisjon mellom litium og natrium. Sink og kobber, i henhold til deres posisjon i det periodiske systemet, skal ha omtrent lik kjemisk aktivitet, men i spenningsserien er sink lokalisert mye tidligere enn kobber. Årsaken til denne typen inkonsekvens er som følger.

Når man sammenligner metaller som opptar en eller annen posisjon i det periodiske systemet, blir ioniseringsenergien til frie atomer tatt som et mål på deres kjemiske aktivitet - reduserende evne. Faktisk, når du for eksempel beveger deg fra topp til bunn langs hovedundergruppen til gruppe I periodiske tabell ioniseringsenergien til atomene avtar, noe som er assosiert med en økning i deres radier (dvs. med en større avstand av ytre elektroner fra kjernen) og med økende screening av den positive ladningen til kjernen av mellomliggende elektroniske lag (se § 31) . Derfor viser kaliumatomer større kjemisk aktivitet - de har sterkere restaurerende egenskaper, - enn natriumatomer, og natriumatomer - mer aktivitet enn litiumatomer.

Når man sammenligner metaller i en serie spenninger, blir arbeidet med å omdanne et metall i fast tilstand til hydratiserte ioner i en vandig løsning tatt som et mål på kjemisk aktivitet. Dette arbeidet kan representeres som summen av tre ledd: atomiseringsenergien - transformasjonen av en metallkrystall til isolerte atomer, ioniseringsenergien til frie metallatomer og hydreringsenergien til de resulterende ionene. Atomiseringsenergi karakteriserer styrken til krystallgitteret til et gitt metall. Energien til ionisering av atomer - fjerning av valenselektroner fra dem - bestemmes direkte av metallets posisjon i det periodiske systemet. Energien som frigjøres under hydrering avhenger av den elektroniske strukturen til ionet, dets ladning og radius.

Litium- og kaliumioner, som har samme ladning, men forskjellige radier, vil skape ulik elektriske felt. Feltet som genereres nær små litiumioner vil være sterkere enn feltet nær store kaliumioner. Fra dette er det klart at litiumioner vil hydratisere med frigjøring av mer energi enn kaliumioner.

Under transformasjonen som vurderes, blir energi brukt på forstøvning og ionisering og energi frigjøres under hydrering. Jo lavere det totale energiforbruket er, desto lettere vil hele prosessen være og jo nærmere begynnelsen av spenningsserien vil det gitte metallet være lokalisert. Men av de tre leddene i den generelle energibalansen er bare ett - ioniseringsenergien - direkte bestemt av metallets posisjon i det periodiske systemet. Det er følgelig ingen grunn til å forvente at den relative posisjonen til visse metaller i spenningsserien alltid vil samsvare med deres posisjon i det periodiske systemet. For litium viser altså det totale energiforbruket å være mindre enn for kalium, ifølge hvilket litium kommer før kalium i spenningsserien.

For kobber og sink er energiforbruket for ionisering av frie atomer og energigevinsten under ionehydratisering nærme. Men metallisk kobber danner et sterkere krystallgitter enn sink, som man kan se fra en sammenligning av smeltetemperaturene til disse metallene: sink smelter ved , og kobber kun ved . Derfor er energien brukt på forstøvning av disse metallene vesentlig forskjellig, som et resultat av at de totale energikostnadene for hele prosessen når det gjelder kobber er mye større enn når det gjelder sink, noe som forklarer den relative posisjonen til disse. metaller i stressserien.

Ved overgang fra vann til ikke-vandige løsemidler kan de relative posisjonene til metaller i spenningsserien endres. Grunnen til dette er at solvatiseringsenergien til forskjellige metallioner endres forskjellig når de beveger seg fra et løsningsmiddel til et annet.

Spesielt er kobberionet solvatisert ganske kraftig i noen organiske løsningsmidler; Dette fører til det faktum at i slike løsningsmidler er kobber plassert i spenningsserien før hydrogen og fortrenger det fra sure løsninger.

Således, i motsetning til det periodiske systemet av elementer, er en serie metallspenninger ikke en refleksjon av et generelt mønster, på grunnlag av hvilket det er mulig å gi en omfattende karakteristikk av de kjemiske egenskapene til metaller. En serie spenninger karakteriserer bare redoksevnen til det elektrokjemiske systemet "metall - metallion" under strengt definerte forhold: verdiene gitt i det refererer til en vandig løsning, temperatur og enhetskonsentrasjon (aktivitet) av metallioner.

Potensialforskjellen "elektrodesubstans - løsning" tjener nettopp som en kvantitativ karakteristikk av evnen til et stoff (både metaller ogikke-metaller) går i løsning i form av ioner, dvs. karakterstabiliteten til OB-evnen til ionet og dets tilsvarende substans.

Denne potensielle forskjellen kalleselektrodepotensial.

Imidlertid direkte metoder for å måle slike potensielle forskjellerfinnes ikke, så vi ble enige om å definere dem i forhold tilsåkalt standard hydrogenelektrode, potensialal som konvensjonelt tas for å være null (ofte også kaltreferanseelektrode). En standard hydrogenelektrode består avfra en platinaplate nedsenket i en løsning av syreholdigkonsentrasjon av H-ioner + 1 mol/l og vasket med en strøm av gasshydrogen under standardforhold.

Fremveksten av et potensial på en standard hydrogenelektrode kan forestille seg som følger. Hydrogengass, adsorbert av platina, går inn i atomtilstand:

H22H.

En tilstand av dynamisk likevekt realiseres mellom atomært hydrogen dannet på overflaten av platen, hydrogenioner i løsningen og platina (elektroner!):

HH++ e.

Den overordnede prosessen uttrykkes ved ligningen:

H22H++2e.

Platina deltar ikke i redoksreaksjoner Og tiv prosess, men er bare en bærer av atomært hydrogen.

Hvis en plate av et bestemt metall, nedsenket i en løsning av saltet med en konsentrasjon av metallioner lik 1 mol/l, kobles til en standard hydrogenelektrode, oppnås en galvanisk celle. Elektromotorisk kraft til dette elementet(emf), målt ved 25°C, karakteriserer standardelektrodepotensialet til metallet, vanligvis betegnet som E 0 .

I forhold til H 2 /2H + systemet vil noen stoffer oppføre seg som oksidasjonsmidler, andre som reduksjonsmidler. For tiden er det oppnådd standardpotensialer for nesten alle metaller og mange ikke-metaller, som karakteriserer den relative evnen til reduksjonsmidler eller oksidasjonsmidler til å donere eller fange elektroner.

Potensialene til elektrodene som fungerer som reduksjonsmidler med hensyn til hydrogen har et "-"-tegn, og "+"-tegnet indikerer potensialene til elektrodene som er oksidasjonsmidler.

Hvis vi arrangerer metaller i økende rekkefølge av deres standard elektrodepotensialer, så den såkalte elektrokjemisk spenning serie av metaller:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, M g, Al, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, Ni, Sn, P b, H, Sb, B i, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.

En rekke påkjenninger kjennetegner Kjemiske egenskaper metaller

1. Jo mer negativt elektrodepotensialet til et metall er, jo større er dets reduksjonsevne.

2. Hvert metall er i stand til å fortrenge (redusere) fra saltløsninger de metaller som er i rekken av metallspenninger etter seg. De eneste unntakene er alkali- og jordalkalimetaller, som ikke vil redusere ioner av andre metaller fra løsninger av deres salter. Dette skyldes det faktum at i disse tilfellene skjer reaksjonene av metaller med vann i en raskere hastighet.

3. Alle metaller som har negativt standard elektrodepotensial, dvs. de som ligger i spenningsserien av metaller til venstre for hydrogen er i stand til å fortrenge det fra sure løsninger.

Det skal bemerkes at den presenterte serien karakteriserer oppførselen til metaller og deres salter bare i vandige løsninger, siden potensialene tar hensyn til særegenhetene ved interaksjonen av et bestemt ion med løsemiddelmolekyler. Det er derfor den elektrokjemiske serien begynner med litium, mens de mer kjemisk aktive rubidium og kalium er plassert til høyre for litium. Dette skyldes den eksepsjonelt høye energien til hydratiseringsprosessen til litiumioner sammenlignet med ioner av andre alkalimetaller.

Den algebraiske verdien til standard redokspotensialet karakteriserer den oksidative aktiviteten til den tilsvarende oksiderte formen. Derfor lar en sammenligning av verdiene til standard redokspotensialer oss svare på spørsmålet: oppstår denne eller den redoksreaksjonen?

Dermed alle halvreaksjoner av oksidasjon av halogenidioner til frie halogener

2 Cl – – 2 e = C l 2 E 0 = -1,36 V (1)

2 Br – -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

2I – -2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)

kan implementeres under standardforhold ved bruk av blyoksid som oksidasjonsmiddel ( IV ) (E 0 = 1,46 V) eller kaliumpermanganat (E 0 = 1,52 V). Ved bruk av kaliumdikromat ( E 0 = 1,35 V) bare reaksjonene (2) og (3) kan utføres. Til slutt, bruken av salpetersyre som et oksidasjonsmiddel ( E 0 = 0,96 V) tillater kun en halvreaksjon som involverer jodidioner (3).

Således er et kvantitativt kriterium for å vurdere muligheten for at en spesiell redoksreaksjon skal oppstå den positive verdien av forskjellen mellom standard redokspotensialene til oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene.