Электрохимический ряд напряжений металлов

• Стандартный электродный потенциал (E⁰) — потенциал электрода при стандартных условиях (ионная концентрация 1 моль/л, 25 °C, 1 атм), измеренный относительно стандартного водородного электрода.
• Полуреакция восстановления — процесс присоединения электронов к иону металла: ${\displaystyle \mathrm {Me} ^{n+}+ne^{-}\rightarrow \mathrm {Me} }$.
• Активность металла — способность металла отдавать электроны и вступать в окислительно-восстановительные реакции.

Металлы расположены в порядке увеличения стандартных электродных потенциалов:

• Металлы, стоящие левее водорода, имеют отрицательные E⁰ и способны вытеснять водород из кислот и менее активные металлы из растворов их солей.
• Металлы, стоящие правее водорода, имеют положительные E⁰ и не вытесняют водород из кислот, но могут восстанавливаться из своих ионов труднее.

Взаимодействие металлов с кислотами

• Активные металлы (левее водорода) реагируют с кислотами с выделением водорода:

 ${\displaystyle \mathrm {Zn} +\mathrm {2HCl} \rightarrow \mathrm {ZnCl_{2}} +\mathrm {H_{2}} \uparrow }$

• Менее активные металлы (правее водорода) не реагируют с неокислительными кислотами.

Вытеснение металлов из растворов солей

• Более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли:

 ${\displaystyle \mathrm {Fe} +\mathrm {CuSO_{4}} \rightarrow \mathrm {FeSO_{4}} +\mathrm {Cu} }$

• Это правило используется для очистки металлов и получения покрытий.

Электролиз

• При электролизе водных растворов катионы металлов с более положительным E⁰ восстанавливаются труднее.
• На катоде сначала восстанавливаются катионы водорода или металлов с отрицательным E⁰.

• Значение стандартного электродного потенциала E⁰ зависит от:
• Энергии ионизации металла.
• Энергии гидратации ионов металла.
• Чем более отрицательное значение E⁰, тем легче металл отдаёт электроны и окисляется.

• Стандартный водородный электрод: эталонный электрод с потенциалом E⁰ = 0 В.
• Полуреакция металла:

 ${\displaystyle \mathrm {Me} ^{n+}+ne^{-}\rightarrow \mathrm {Me} }$

• Полуреакция водорода:

 ${\displaystyle \mathrm {2H^{+}} +2e^{-}\rightarrow \mathrm {H_{2}} \uparrow }$

• Магний (Mg) реагирует с разбавленной серной кислотой с выделением водорода.
• Медь (Cu) не вытесняет водород из кислот и не реагирует с ними при обычных условиях.
• Железо (Fe) может вытеснять медь из её солей:

 ${\displaystyle \mathrm {Fe} +\mathrm {CuSO_{4}} \rightarrow \mathrm {FeSO_{4}} +\mathrm {Cu} }$

Электрохимический ряд активности металлов — важный инструмент для прогнозирования окислительно-восстановительных реакций. Он помогает определить, какие металлы способны вытеснять другие из растворов их солей или реагировать с кислотами с выделением водорода. Понимание этого ряда способствует успешному проведению химических реакций и объяснению свойств металлов.