Электрохимический ряд напряжений и нормальные потенциалы металлов

Потенциал металла, помещенного в раствор своих собственных ионов, концентрация которых составляет I Г-моль л, называется нормальным потенциалом данного металла. Нормальный потенциал металла по сравнению с потенциалом нормального водородного электрода, принятого за нуль, может быть положительным или отрицательным. Значения нормальных потенциалов и электрохимический ряд напряжений различных металлов приведены в табл. 6. [c.13]

Положение алюминия в ряду напряжений определяет его высокую электрохимическую активность. Нормальный электродный потенциал алюминия равен —1,34 в поэтому алюминий должен исключительно быстро подвергаться коррозии и быть малопригодным для изготовления из него химической аппаратуры. Несмотря на это, алюминий является металлом, обладающим высокой химической стойкостью в ряде агрессивных сред, и часто по своим антикоррозионным свойствам стоит выше некоторых электроположительных металлов. Причина этого лежит в большой склонности алюминия к образованию в присутствии окислителей плотной защитной пленки, потенциал которой значительно выше потенциала металла. [c.147]

Окислительно-восстановительные свойства. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы Fe +ZFe равен —0,43 в. Таким образом, железо в электрохимическом ряду напряжений стоит впереди водорода поэтому оно легко растворяется в разбавленных кислотах соляной и серной при растворении образуются соли двухвалентного железа и выделяется водород. При растворении железа в азотной и концентрированной серной кислоте выделение водорода не происходит, железо большей частью окисляется до трехвалентного азотная кислота, в зависимости от концентрации, восстанавливается до окислов азота и даже до аммиака, а серная кислота—до SOg. Железо восстанавливает ионы сурьмы, серебра, меди и др. до металла. Ионы Sn2+ не восстанавливаются железом до металла, так как окислительно-восстановительный потенциал системы Sn +ZSn (—0,13 в) близок к окислительно-восстановительному потенциалу системы Fe +/Fe (—0,43 в). Ионы Sn + легко восстанавливаются железом до ионов [c.346]

В активном состоянии хром, отдавая электроны, легко переходит в раствор в виде положительного иона. В электрохимическом ряду напряжений он стоит между цинком и железом и способен вытеснять медь, олово, никель из растворов их солей. Склонность к пассивности сдвигает хром в ряду напряжений значительно правее, и он оказывается при этом позади золота (нормальный потенциал хрома в пассивном состоянии + 1,2 В). Следовательно, в таком состоянии он ведет себя как типичный благородный металл. [c.20]

Рассмотрим более подробно роль защитного покрытия на примере лужения и цинкования железа. Оловянные и цинковые покрытия по своей электрохимической природе различны, так как цинк в ряду напряжения металлов стоит левее железа, а олово — правее нормальный потенциал железа по водородной шкале равен — 0,4Л цинка — 0,7Г>, олова — 0,14. Следовательно, по активности эти мета.илы можно расположить в следующий ряд Zn > Ре > Sп. [c.350]

Нормальный потенциал индия — 0,34 в. Следовательно, в электрохимическом ряду напряжений индий находится между оловом и кадмием. Отсюда следует, что индий может цементироваться из растворов такими активными металлами, как цинк и алюминий, причем выделяется индий после меди и перед кадмием. Этим обстоятельством пользуются в технологии индия. [c.89]

Познакомимся более подробно с главным представителем побочной подгруппы шестой группы—хромом. В электрохимическом ряду напряжений хром стоит между цинком и железом. Нормальный потенциал хрома в контакте с раствором соли равен по отношению к нормальному водородному электроду — 0,71 в. Поэтому хром способен вытеснять металлы (Си, Зп, N1) из растворов их солей. Концентрированная и разбавленная азотная кислота и царская водка при низкой температуре на хром не действует. Эти кислоты переводят хром из активного состояния в состояние нереакционной способности, называемое состоянием пассивности. [c.122]

Равновесный потенциал различных электродов, погруженных в раствор собственной соли, в котором активность (концентрация) ионов данного металла равна единице (1 моль/л), измеренный относительно нормального водородного электрода, называется нормальным, или стандартным, потенциалом и,.). Для всех металлов они образуют так называемый электрохимический ряд напряжений (табл. 3.1) или стандартные электродные потенциалы элементов в водных растворах при температуре 25 °С. [c.34]

Ряд напряжений, или электрохимический ряд. напряжений металлов (см. приложение 12), включает металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраических величин их нормальных потенциалов. Слева от водорода (условный нуль) стоят металлы с отрицательным значением потенциала чем дальше металл отстоит от водорода, тем больше абсолютное значение его потенциала. Справа от водорода стоят металлы, у которых потенциал-положительный. [c.91]

Величина электрического заряда, полученного металлом,, погруженным в электролит, характеризует его электрический или, иначе говоря, электродный потенциал . Непосредственно измерить электродный потенциал не представляется возможным, поэтому в электрохимии принято определять разность потенциалов между двумя электродами, причем потенциал одного из них условно принимается за 0. В качестве такого нулевого электрода сравнения берется так называемый нормальный водородный электрод. Измеренная разность потенциалов между нормальным водородным электродом и каким-либо другим электродом характеризует величину потенциала данного электрода относительно потенциала нормального водородного электрода. Например, разность потенциалов цинкового и нормального водородного электродов составила —0,76 в. Так как потенциал нормального водородного электрода условно принят за О, потенциал цинкового электрода относительно водородного будет равен — 0,76 в. Металлы, расположенные в порядке возрастания их нормальных электродных потенциалов, образуют электрохимический ряд напряжений (табл. 1). [c.28]

Исходя из величин нормальных потенциалов, можно вычислить значение потенциала для любых заданных активностей, (а в разбавленных растворах — вместо активностей можно брать для расчетов концентрации). Ряд напряжений позволяет объяснить причины вытеснения из раствора одного металла другим, вытеснения водорода из кислот металлами, стоящими в таблице выше водорода, причины электрохимической коррозии металлов и другие вопросы. [c.258]

Ряд напряжений представляет собой количественную электрохимическую характеристику ряда металлов. Металлы, расположенные до водорода, условно называются неблагородными . Они характеризуются большей электролитической упругостью растворения, чем водород приобретают отрицательный потенциал по отношению к нормальному водородному электроду отличаются химической активностью вытесняют водород из кислот, растворяясь при этом. [c.184]

По своему нормальному потенциалу (—3,026 в) литий стоит первым в ряду напряжений металлов. Наибольшая гидратация (наименьшая подвижность) иона лития обусловливает наибольший потенциал выделения его из водных растворов по сравнению с другими щелочными металлами. В расплавленных средах литий обладает наименьшим потенциалом выделения (—2,1 в) по сравнению с другими щелочными металлами, что согласуется с величинами их потенциалов ионизации и определяет возможность получения лития электролизом из расплавов. Электрохимический эквивалент лития 0,258 ампер час. [c.13]

Разложение воды щелочными металлами является необходимым следствием того, что в электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода. Нормальные потенциалы щелочных металлов значительно ниже потенциала нормального водородного электрода в растворах с концентрацией водородных ионов чистой воды илп даже нормального водородного электрода в растворах с 1 н. концентрацией ионов гидроксила. Поэтому щелочные металлы реагируют с водородными ионами даже при такой крайне незначительной концентрации последних, какая наблюдается в сильнощелочных растворах. Сущность реакции можно представить уравнением [c.159]