Ряд активности металлов, когда им пользоваться » HimEge.ru

Ряд напряжений (ряд активности или электрохимический ряд напряжения ЭХРН) металлов используется на практике для относительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.

  • Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении. Цинк вытесняет медь из водного раствора её соли. При этом цинковая пластинка растворяется, а металлическая медь выделяется из раствора.
  • Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
  • Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
  • При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

    Катодный процесс

himege.ru

Электрохимический ряд активности металлов — это… Что такое Электрохимический ряд активности металлов?

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительные реакциях в водных растворах.

История

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент («Вольтов столб»), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду («ряд напряжений»). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (т. е. последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов – тем, что называется химическим сродством»[4]. Открытие Бекетовом вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые («вытеснительный ряд Бекетова»).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений об ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.[5][6].

Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец — из кислого раствора PbCl2; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» – расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Теоретические основы

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование (щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu2+/Eu[источник не указан 228 дней] до +1,691 В у пары Au+/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au+.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

Практическое использование ряда напряжений

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

  • Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.
  • Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
  • Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
  • При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Таблица электрохимических потенциалов металлов

МеталлКатионφ0, ВРеакционная способностьЭлектролиз (на катоде):
LiLi+-3,0401реагирует с водойвыделяется водород
CsCs+-3,026
RbRb+-2,98
KK+-2,931
RaRa2+-2,912
BaBa2+-2,905
FrFr+-2,92
SrSr2+-2,899
CaCa2+-2,868
EuEu2+-2,812
NaNa+-2,71
SmSm2+-2,68
MdMd2+-2,40реагирует с кислотами
LaLa3+-2,379
YY3+-2,372
MgMg2+-2,372
CeCe3+-2,336
PrPr3+-2,353
ErEr3+-2,331
HoHo3+-2,33
NdNd3+-2,323
TmTm3+-2,319
SmSm3+-2,304
PmPm3+-2,30
FmFm2+-2,30
DyDy3+-2,295
TbTb3+-2,28
LuLu3+-2,28
GdGd3+-2,279
EsEs2+-2,23
AcAc3+-2,20
DyDy2+-2,2
PmPm2+-2,2
CfCf2+-2,12
ScSc3+-2,077
AmAm3+-2,048
CmCm3+-2,04
PuPu3+-2,031
ErEr2+-2,0
PrPr2+-2,0
EuEu3+-1,991
LrLr3+-1,96
CfCf3+-1,94
EsEs3+-1,91
ThTh4+-1,899
FmFm3+-1,89
NpNp3+-1,856
BeBe2+-1,847
UU3+-1,798
AlAl3+-1,700
MdMd3+-1,65
TiTi2+-1,63конкурирующие реакции: и выделение водорода, и выделение металла в чистом виде
HfHf4+-1,55
ZrZr4+-1,53
PaPa3+-1,34
TiTi3+-1,208
YbYb3+-1,205
NoNo3+-1,20
TiTi4+-1,19
MnMn2+-1,185
VV2+-1,175
NbNb3+-1,1
NbNb5+-0,96
VV3+-0,87
CrCr2+-0,852
ZnZn2+-0,763
CrCr3+-0,74
GaGa3+-0,560
GaGa2+-0,45
FeFe2+-0,441
CdCd2+-0,404
InIn3+-0,3382
TlTl+-0,338
CoCo2+-0,28
InIn+-0,25
NiNi2+-0,234
MoMo3+-0,2
SnSn2+-0,141
PbPb2+-0,126
H2H+0
WW3++0,11низкая реакционная способностьвыделение металла в чистом виде
GeGe4++0,124
SbSb3++0,240
GeGe2++0,24
ReRe3++0,300
BiBi3++0,317
CuCu2++0,338
PoPo2++0,37
ТсТс2++0,400
RuRu2++0,455
CuCu++0,522
TeTe4++0,568
RhRh++0,600
WW6++0,68
TlTl3++0,718
RhRh3++0,758
PoPo4++0,76
HgHg22++0,7973
AgAg++0,799
PbPb4++0,80
OsOs2++0,850
HgHg2++0,851
PtPt2++0,963
PdPd2++0,98
IrIr3++1,156
AuAu3++1,498
AuAu++1,691

Ссылки

Литература

  • Корольков Д.В. Основы неорганической химии. — М.:Просвещение, 1982. — 271 с.

Примечания

  1. Рабинович В. Л. Алхимия как феномен средневековой культуры. — М.: Наука, 1979
  2. Пути познания / Головнер В.Н. Взгляд на мир глазами химика
  3. Штрубе В. Пути развития химии: в 2-х томах. Том 2. От начала промышленной революции до первой четверти XX века
  4. Беляев А.И. Николай Николаевич Бекетов – выдающийся русский физико-химик и металлург. М., 1953
  5. Леенсон И. А. Ряд активности металлов Бекетова: миф или реальность? // Химия в школе. — 2002. — № 9. — С. 90-96.
  6. Мчедлов-Петросян Н. О.Труды Н. Н. Бекетова и ряд активности металлов // Вестник Харьковского национального университета. — 2003. — № 596. — Химия. Вып. 10 (33). — С. 221-225.
  Электрохимический ряд активности металлов

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

dic.academic.ru

Электрохимический ряд напряжения металлов (Таблица)

Электрохимический ряд напряжения металлов

Металл

Eu

Sm

Li

Cs

Rb

K

Ra

Ba

Sr

Ca

Na

Ac

La

Ce

Pr

Ион металла

Eu2+

Sm2+

Li+

Cs+

Rb+

K+

Ra2+

Ba2+

Sr2+

Ca2+

Na+

Ac3+

La3+

Ce3+

Pr3+

Стандартный электродный потенциал, φ°Меn+/Ме

-3,3 95

-3,1 21

-3,0 45

-3,02

-2,9 25

-2,9 24

-2,92

-2,9 05

-2,8 88

-2,8 66

-2,7 14

-2,6

-2,5 22

-2,48

-2,4 62

Реакционная способность

 Реагируют с водой

 Реагируют с разбавленными кислотами

Электролиз (на катоде)

 При электролизе на катоде выделяется водород

Nd

Pm

Gd

Tb

Mg

Y

Dy

Am

Ho

Er

Tm

Lu

Sc

Pu

Th

Np

U

Nd3+

Pm3+

Gd3+

Tb3+

Mg2+

Y3+

Dy3+

Am3+

Ho3+

Er3+

Tm3+

Lu3+

Sc3+

Pu3+

Th4+

Np3+

U3+

-2,4 31

-2,4 23

-2,3 97

-2,3 91

-2,3 75

-2,3 72

-2,3 53

-2,32

-2,3 19

-2,2 96

-2,2 78

-2,2 55

-2,0 77

-2,0 31

-1,8 99

-1,8 56

-1,7 98

 Реагируют с разбавленными кислотами

При электролизе на катоде выделяется водород

Hf

Be

Al

Ti

Zr

Ti

Yb

Ti

Mn

V

Nb

Pa

Cr

V

Zn

Cr

Ga

Ga

Hf4+

Be2+

Al3+

Ti2+

Zr4+

Ti3+

Yb3+

Ti4+

Mn2+

V2+

Nb3+

Pa5+

Cr2+

V3+

Zn2+

Cr3+

Ga3+

Ga2+

-1,7

-1,69

-1,6 63

-1,63

-1,5 39

-1,2 08

-1,2 05

-1,63

-1,1 79

-1,1 75

-1,1

-1

-0,9 13

-0,87

-0,7 63

-0,7 44

-0,7 44

-0,45

Реагируют с разбавленными кислотами

Выделяется водород

При электролизе на катоде одновременно идут две конкурирующие реакции – выделение водорода и осаждение металла в чистом виде

Fe

Cd

In

Tl

Co

Ni

Te

Mo

In

Sn

Pb

H2

W

Sb

Bi

Ge

Re

Co

Cu

Тс

Fe2+

Cd2+

In3+

Tl+

Co2+

Ni2+

Te2+

Mo3+

In+

Sn2+

Pb2+

2H+

W3+

Sb3+

Bi3+

Ge2+

Re3+

Co3+

Cu2+

Тс2+

-0,4 41

-0,4 03

-0,34

-0,3 36

-0,2 77

-0,25

-0,24

-0,2

-0,1 39

-0,1 36

-0,1 26

0,0 00

0,11

0,2

0,215

0,23

0,3

0,33

0,346

0,4

Реагируют с разбавленными кислотами

 

С разбавленными кислотами НЕ взаимодействуют

Выделение водорода и осаждение металла в чистом виде

При электролизе на катоде выделяется металл в чистом виде

Ru

Mn

Cu

Po

Te

Rh

Po

W

Rh

Tl

2Hg

Ag

Pb

Pd

Os

Hg

Ir

Pt

Au

Au

Ru2+

Mn3+

Cu+

Po3+

Te4+

Rh2+

Po2+

W6+

Rh3+

Tl3+

Hg22+

Ag+

Pb4+

Pd2+

Os2+

Hg2+

Ir3+

Pt2+

Au3+

Au+

+0,45

+0,47

+0,522

+0,56

+0,568

+0,6

+0,65

+0,68

+0,7

+0,71

+0,788

+0,7 99

+0,8

+0,83

+0,85

+0,854

+1,15

+1,1 88

+1,4 92

+1,6 92

С разбавленными кислотами НЕ взаимодействуют

При электролизе на катоде выделяется металл в чистом виде

infotables.ru

Электрохимический ряд напряжений металлов | ChemiDay.com

В таблице представлены значения стандартных электродных потенциалов металлов в водных растворах. Значение Е0 указаны при температуре 298,15 K (25°C) и давлении 101,325 кПа. Построение таблицы отвечает ряду напряжений металлов.


ЭлектродРеакцияE0
Li+, Li [Литий]Li+ + e → Li-3.045
K+, K [Калий]K+ + e → K-2.925
Rb+, Rb [Рубидий]Rb+ + e → Rb-2.925
Cs+, Cs [Цезий]Cs+ + e → Cs-2.923
Ra2+, Ra [Радий]Ra2+ + 2e → Ra-2.916
Ba2+, Ba [Барий]Ba2+ + 2e → Ba-2.906
Fr+, Fr [Франций]Fe+ + e → Fr-2.9
Sr2+, Sr [Стронций]Sr2+ + 2e → Sr-2.888
Ca2+, Ca [Кальций]Ca2+ + 2e → Ca-2.866
Na+, Na [Натрий]Na+ + e → Na-2.714
La3+, La [Лантан]La3+ + 3e → La-2.522
Y3+, Y [Иттрий]Y3+ + 3e → Y-2.372
Mg2+, Mg [Магний]Mg2+ + 2e → Mg-2.363
H+, H [Водород]H+ + e → H-2.106
Th4+, Th [Торий]Th4+ + 4e → Th-1.899
Be2+, Be [Бериллий]Be2+ + 2e → Be-1.847
U3+, U [Уран]U3+ + 3e → U-1.789
Al3+, Al [Алюминий]Al3+ + 3e → Al-1.662
Ti2+, Ti [Титан]Ti2+ + 2e → Ti-1.630
Hf4+, Hf [Гафний]Hf4+ + 4e → Hf-1.55
Zr4+, Zr [Цирконий]Zr4+ + 4e → Zr-1.45
Ti3+, Ti [Титан]Ti3+ + 3e → Ti-1.37
Mn2+, Mn [Марганец]Mn2+ + 2e → Mn-1.180
V2+, V [Ванадий]V2+ + 2e → V-1.175
Cr2+, Cr [Хром]Cr2+ + 2e → Cr-0.913
Zn2+, Zn [Цинк]Zn2+ + 2e → Zn-0.763
Cr3+, Cr [Хром]Cr3+ + 3e → Cr-0.744
Ta3+, Ta [Тантал]Ta3+ + 3e → Ta-0.6
Ga3+, Ga [Галлий]Ga3+ + 3e → Ga-0.549
Fe2+, Fe [Железо]Fe2+ + 2e → Fe-0.440
Cd2+, Cd [Кадмий]Cd2+ + 2e → Cd-0.403
In3+, In [Индий]In3+ + 3e → In-0.343
Tl+, Tl [Таллий]Tl+ + e → Tl-0.336
Co2+, Co [Кобальт]Co2+ + e → Co-0.227
Ni2+, Ni [Никель]Ni2+ + 2e → Ni-0.250
Mo3+, Mo [Молибден]Mo3+ +2e = Mo-0.200
Sn2+, Sn [Олово]Sn2+ + 2e → Sn-0.136
Pb2+, Pb [Свинец]Pb2+ + 2e → Pb-0.126
Fe3+, Fe [Железо]Fe3+ + 3e → Fe-0.036
2H+ ,H2[Водород]2H+ + 2e → H20.00000
Ge4+, Ge [Германий]Ge4+ + 4e → Ge+0.124
Ge2+, Ge [Германий]Ge2+ + 2e → Ge+0.24
Re3+, Re [Рений]Re3+ +3e → Re+0.300
Bi3+, Bi [Висмут]Bi3+ + 3e → Bi+3.08
Cu2+, Cu [Медь]Cu2+ + 2e → Cu+0.337
Tc2+, Tc [Технеций]Tc2+ + 2e → Tc+0.400
Ru2+, Ru [Рутений]Ru2+ + 2e → Ru+0.455
Cu+, Cu [Медь]Cu+ + e → Cu+0.521
Rh2+, Rh [Родий]Rh2+ + 2e → Rh+0.600
Tl3+, Tl [Таллий]Tl3+ + 3e → Tl+0.741
Rh3+, Rh [Родий]Rh3+ + 3e → Rh+0.758
Po4+, Po [Полоний]Po4+ + 4e → Po+0.76
Hg22+, Hg [Ртуть]1/2Hg22+ + e → Hg+0.798
Ag+, Ag [Серебро]Ag+ + e → Ag+0.7996
Hg2+, Hg [Ртуть]Hg2+ + 2e → Hg+0.854
Pd2+, Pd [Палладий]Pd2+ + 2e → Pd+0.951
Ir3+, Ir [Иридий]Ir3+ + 2e → Ir+1.156
Pt2+, Pt [Платина]Pt2+ + 2e → Pt+1.18
Au3+, Au [Золото]Au3+ + 3e → Au+1.498
Au+, Au [Золото]Au+ + e → Au+1.692
Pu3+, Pu [Плутоний]Pu3+ + 3e → Pu+2.03

Литературные источники:

  1. Краткий справочник физико-химических величин. Изд. 8-е, перераб./Под ред. А. А. Равделя и А. М. Пономаревой. — Л.: Химия, 1983. — 232 с., ил.
  2. Волков, А.И., Жарский, И.М. Большой химический справочник / А.И. Волков, И.М. Жарский. — Мн.: Современная школа, 2005. — 608 с.

chemiday.com

Электрохимический ряд активности металлов — WiKi

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент (Вольтов столб), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду (ряд напряжений). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (то есть последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов — тем, что называется химическим сродством»[4]. Открытие Бекетовым вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять другие из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые (поэтому данный ряд часто также называют вытеснительный ряд Бекетова, или просто ряд Бекетова).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений о ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.[5][6] Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец — из кислого раствора PbCl2; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» — расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu2+/Eu[источник не указан 2402 дня] до +1,691 В у пары Au+/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au+.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

ru-wiki.org

Ряд активности металлов Википедия

Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

История

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент (Вольтов столб), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду (ряд напряжений). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (то есть последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов — тем, что называется химическим сродством»[4]. Открытие Бекетовым вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять другие из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые (поэтому данный ряд часто также называют вытеснительный ряд Бекетова, или просто ряд Бекетова).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений о ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.[5][6] Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец — из кислого раствора PbCl2; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» — расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Теоретические основы

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu2+/Eu[источник не указан 2407 дней] до +1,691 В у пары Au+/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au+.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

Практическое использование ряда напряжений

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

  • Металлы, стоящие левее водорода, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.
  • Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
  • Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
  • При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Таблица электрохимических потенциалов металлов

МеталлКатионφ0, ВРеакционная способностьЭлектролиз (на катоде):
LiLi+-3,0401реагирует с водойвыделяется водород
CsCs+-3,026
RbRb+-2,98
KK+-2,931
FrFr+-2,92
RaRa2+-2,912
BaBa2+-2,905
SrSr2+-2,899
CaCa2+-2,868
EuEu2+-2,812
NaNa+-2,71
SmSm2+-2,68
MdMd2+-2,40реагирует с водными растворами кислот
LaLa3+-2,379
YY3+-2,372
MgMg2+-2,372
CeCe3+-2,336
PrPr3+-2,353
NdNd3+-2,323
ErEr3+-2,331
HoHo3+-2,33
TmTm3+-2,319
SmSm3+-2,304
PmPm3+-2,30
FmFm2+-2,30
DyDy3+-2,295
LuLu3+-2,28
TbTb3+-2,28
GdGd3+-2,279
EsEs2+-2,23
AcAc3+-2,20
DyDy2+-2,2
PmPm2+-2,2
CfCf2+-2,12
ScSc3+-2,077
AmAm3+-2,048
CmCm3+-2,04
PuPu3+-2,031
ErEr2+-2,0
PrPr2+-2,0
EuEu3+-1,991
LrLr3+-1,96
CfCf3+-1,94
EsEs3+-1,91
ThTh4+-1,899
FmFm3+-1,89
NpNp3+-1,856
BeBe2+-1,847
UU3+-1,798
AlAl3+-1,700
MdMd3+-1,65
TiTi2+-1,63конкурирующие реакции: и выделение водорода, и выделение металла в чистом виде
HfHf4+-1,55
ZrZr4+-1,53
PaPa3+-1,34
TiTi3+-1,208
YbYb3+-1,205
NoNo3+-1,20
TiTi4+-1,19
MnMn2+-1,185
VV2+-1,175
NbNb3+-1,1
NbNb5+-0,96
VV3+-0,87
CrCr2+-0,852
ZnZn2+-0,763
CrCr3+-0,74
GaGa3+-0,560
GaGa2+-0,45
FeFe2+-0,441
FeFe3+-0,425
CdCd2+-0,404
InIn3+-0,3382
TlTl+-0,338
CoCo2+-0,28
InIn+-0,25
NiNi2+-0,234
MoMo3+-0,2
SnSn2+-0,141
PbPb2+-0,126
H2H+0
WW3+ (?)+0,11 (?)низкая реакционная способностьвыделение металла в чистом виде
GeGe4++0,124
SbSb3++0,240
GeGe2++0,24
ReRe3++0,300
BiBi3++0,317
CuCu2++0,338
PoPo2++0,37
ТсТс2++0,400
RuRu2++0,455
CuCu++0,522
TeTe4++0,568
RhRh++0,600
WW6++0,68
TlTl3++0,718
RhRh3++0,758
PoPo4++0,76
HgHg22++0,7973
AgAg++0,799
PbPb4++0,80
OsOs2++0,850
HgHg2++0,851
PtPt2++0,963
PdPd2++0,98
IrIr3++1,156
AuAu3++1,498
AuAu++1,691

Ссылки

Литература

  • Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.:Просвещение, 1982. — 271 с.

Примечания

  1. ↑ Рабинович В. Л. Алхимия как феномен средневековой культуры. — М.: Наука, 1979
  2. ↑ Пути познания / Головнер В. Н. Взгляд на мир глазами химика
  3. ↑ Штрубе В. Пути развития химии: в 2-х томах. Том 2. От начала промышленной революции до первой четверти XX века
  4. ↑ Беляев А. И. Николай Николаевич Бекетов — выдающийся русский физико-химик и металлург. М., 1953
  5. ↑ Леенсон И. А. Ряд активности металлов Бекетова: миф или реальность? // Химия в школе. — 2002. — № 9. — С. 90-96.
  6. ↑ Мчедлов-Петросян Н. О.Труды Н. Н. Бекетова и ряд активности металлов // Вестник Харьковского национального университета. — 2003. — № 596. — Химия. Вып. 10 (33). — С. 221—225.

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu,
Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2,
W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

wikiredia.ru

Электрохимический ряд активности металлов — википедия орг

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент (Вольтов столб), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду (ряд напряжений). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (то есть последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов — тем, что называется химическим сродством»[4]. Открытие Бекетовым вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять другие из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые (поэтому данный ряд часто также называют вытеснительный ряд Бекетова, или просто ряд Бекетова).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений о ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.[5][6] Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец — из кислого раствора PbCl2; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» — расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu2+/Eu[источник не указан 2402 дня] до +1,691 В у пары Au+/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au+.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

www-wikipediya.ru

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о