4.4.3. Ряд електрохімічних потенціалів металів

Явище витіснення одних металів іншими металами з їхніх солей вперше було вивчене видатним російським вченим М. М. Бекетовим у 1865 р. Розмістивши всі метали в порядку ослаблення хімічної активності, він встановив так званий «витискувальний ряд», який тепер називається рядом електрохімічних потенціалів. Положення кожного металу в ряду електрохімічних потенціалів точно визначається за величиною стандартного електродного потенціалу процесів, що описуються загальним рівнянням

Меⁿ⁺ + nеˉ = Ме.

Усі електродні процеси, які відповідають цьому загальному рівнянню, утворюють ряд електрохімічних потенціалів металів (табл. 9).

Таблиця 3. Ряд електрохімічних потенціалів металів (у водних розчинах)

Рівняння електродного процесу	Стандартний потенціал φo, В	Рівняння електродного процесу	Стандартний потенціал φo, В
Li+ + 1eˉ = Li	–3,045	Co2+ + 2eˉ = Co	–0,277
Pb+ + 1eˉ = Pb	–2,925	Ni2+ + 2eˉ = Ni	–0,250
K+ + 1eˉ = K	–2,924	Sn2+ + 2eˉ = Sn	–0,136
Cs+ + 1eˉ = Cs	–2,923	Pb2+ + 2eˉ = Pb	–0,126
Ca2+ + 2eˉ = Ca	–2,866	Fe3+ + 3eˉ = Fe	–0,037
Na+ + 1eˉ = Na	–2,714	2H+ + 2eˉ = H2	0,000
Mg2+ + 2eˉ = Mg	–2,363	Bi3+ + 3eˉ = Bi	+0,215
Al3+ + 3eˉ = Al	–1,663	Cu2+ + 2eˉ = Cu	+0,337
Ti2+ + 2eˉ = Ti	–1,630	Cu+ + 1eˉ = Cu	+0,520
Mn2+ + 2eˉ = Mn	–1,179	Hg22+ + 2eˉ = 2Hg	+0,789
Cr2+ + 2eˉ = Cr	–0,913	Ag+ + 1eˉ = Ag	+0,799
Zn2+ + 2eˉ = Zn	–0,763	Hg2+ + 2eˉ = Hg	+0,854
Cr3+ + 3eˉ = Cr	–0,744	Pt2+ + 2eˉ = Pt	+1,188
Fe2+ + 2eˉ = Fe	–0,440	Au3+ + 3eˉ = Au	+1,498
Cd2+ + 2eˉ = Cd	–0,403	Au+ + 1eˉ = Au	+1,692

Положення того чи іншого металу в ряду електрохімічних потенціалів є характеристикою його здатності до окисно-відновних реакцій за стандартних умов. Йони металів є окисниками, атоми металів — відновниками. Чим далі від початку розміщується метал у ряду електрохімічних потенціалів, тим сильнішим окисником у водному розчині є його йони. Чим ближче знаходиться метал до початку ряду, тим сильніші відновні властивості виявляють його атоми.

Усі активні метали, розміщені в ряду електрохімічних потенціалів до водню, здатні витісняти його з кислот-неокисників.

Потенціал електродного процесу

2Н⁺ + 2еˉ = Н₂

при рН = 7 становить

φ = φ° + 0,059 lg[Н⁺].

Оскільки φ стандартного водневого електрода дорівнює нулю, в нейтральному середовищі φ = – 0,059 рН, або φ = – 0,059 ∙ 7 = – 0,41 В.

Отже, Гідроген із води здатні витісняти тільки активні метали, стан­дартний потенціал яких значно нижчий, ніж – 0,41 В (це метали початку ряду електрохімічних потенціалів: Lі — Мg). Метали, розміщені між магнієм і кадмієм, за нормальних умов не здатні витісняти Гідроген із води, оскільки на поверхні цих металів є захисні оксидні плівки. Магній витісняє Гідроген тільки з гарячої води.

Зіставивши значення стандартних потенціалів двох металів, можна визна­чити, який з них буде витісняти інший метал з розчинів його солей. За стан­дартними потенціалами двох металів легко визначити е. р. с. утвореного ними гальванічного елемента.

Н а п р и к л а д, якщо пластинки цинку (φ° = – 0,760 В) та срібла (φ° = + 0,799 В), занурені відповідно у розчини цинк нітрату і аргентум нітрату з активностями, близькими до одиниці, то, враховуючи, що Е° = φ°_Ag – φ°_Zn, можна обчислити електрорушійну силу цього гальванічного елемента:

Е° = 0,799 – (– 0,760) = 1,559 В.

За стандартними електродними потенціалами можна обчислити константи рівноваги реакцій взаємного витіснення металів і інших редокс-процесів.