Електрохімічний ряд напруги металів стронцій. Хімія підготовка до зно та дпа ​​комплексне видання

Для аналізу активності металів використовують або електрохімічний ряд напруг металів, або їхнє положення в Періодичній таблиці. Чим активніший метал, тим легше він віддаватиме електрони і тим найкращим відновником він буде в окисно-відновних реакціях.

Електрохімічний ряд напруги металів.

Особливості поведінки деяких окислювачів та відновників.

а) кисневмісні солі та кислоти хлору в реакціях із відновниками зазвичай переходять у хлориди:

б) якщо в реакції беруть участь речовини, в яких один і той же елемент має негативний і позитивний ступінь окислення - вони зустрічаються в нульовому ступені окислення (виділяється проста речовина).

Необхідні навички.

1. Розташування ступенів окиснення.
Необхідно пам'ятати, що ступінь окислення – це гіпотетичнийзаряд атома (тобто умовний, уявний), але він повинен не виходити за рамки здорового глузду. Він може бути цілим, дробовим або рівним нулю.

Завдання 1:Розставте ступеня окиснення в речовинах:

2. Розташування ступенів окиснення в органічних речовинах.
Пам'ятайте, що нас цікавлять ступеня окислення лише атомів вуглецю, які змінюють своє оточення у процесі ОВР, у своїй загальний заряд атома вуглецю та її невуглецевого оточення приймається за 0.

Завдання 2:Визначте ступінь окислення атомів вуглецю, обведених рамкою разом із невуглецевим оточенням:

2-метилбутен-2: - =

оцтова кислота: -

3. Не забувайте ставити собі головне питання: хто у цій реакції віддає електрони, а хто їх приймає, і у що вони переходять? Щоб не виходило, що електрони прилітають із нізвідки або відлітають у нікуди.

Приклад:

У цій реакції треба побачити, що іодид калію може бути тільки відновникомтому нітрит калію прийматиме електрони, знижуючисвій ступінь окиснення.
Причому в цих умовах (розведений розчин) азот переходить з в найближчий ступінь окислення.

4. Упорядкування електронного балансу складніше, якщо формульна одиниця речовини містить кілька атомів окислювача чи відновника.
У цьому випадку це необхідно враховувати у напівреакції, розраховуючи кількість електронів.
Найчастіша проблема - з дихроматом калію, коли він у ролі окислювача переходить у:

Ці ж двійки не можна забути при вирівнюванні, адже вони вказують число атомів цього виду в рівнянні.

Завдання 3:Який коефіцієнт потрібно поставити перед і перед

Завдання 4:Який коефіцієнт у рівнянні реакції стоятиме перед магнієм?

5. Визначте, в якому середовищі (кислому, нейтральному або лужному) протікає реакція.
Це можна зробити або про продукти відновлення марганцю і хрому, або за типом сполук, які вийшли в правій частині реакції: наприклад, якщо в продуктах ми бачимо кислоту, кислотний оксид- значить, це точно не лужне середовище, а якщо випадає гідроксид металу - точно не кисле. Ну і зрозуміло, якщо в лівій частині ми бачимо сульфати металів, а в правій – нічого схожого на сполуки сірки – мабуть, реакція проводиться у присутності сірчаної кислоти.

Завдання 5:Визначте середовище та речовини у кожній реакції:

6. Пам'ятайте, що вода - вільний мандрівник, вона може брати участь у реакції, так і утворюватися.

Завдання 6:В якому боці реакції опиниться вода? Що перейде цинк?

Завдання 7:М'яке та жорстке окислення алкенів.
Допишіть та зрівняйте реакції, попередньо розставивши ступеня окиснення в органічних молекулах:

(хол. р-н.)

7. Іноді будь-який продукт реакції можна визначити, тільки склавши електронний баланс і зрозумівши, яких частинок у нас більше:

Завдання 8:Які продукти вийдуть? Допишіть та зрівняйте реакцію:

8. У що переходять реагенти реакції?
Якщо відповідь на це питання не дають вивчені нами схеми, то потрібно проаналізувати, які реакції окислювач і відновник - сильні чи не дуже?
Якщо окислювач середньої сили, навряд чи може окислити, наприклад, сірку з в , зазвичай окислення йде лише до .
І навпаки, якщо - сильний відновник і може відновити сірку з , то тільки до .

Завдання 9:У що перейде сірка? Допишіть та зрівняйте реакції:

9. Перевірте, щоб у реакції був і окислювач, і відновник.

Завдання 10:Скільки ще продуктів у цій реакції, та яких?

10. Якщо обидві речовини можуть виявляти властивості і відновника, і окислювача - треба продумати, яке їх більшеактивний окисник. Тоді другий буде відновником.

Завдання 11:Хто із цих галогенів окислювач, а хто відновник?

11. Якщо один із реагентів - типовий окислювач чи відновник - тоді другий «виконуватиме його волю», або віддаючи електрони окислювачу, або приймаючи у відновника.

Пероксид водню - речовина з подвійною природою, у ролі окислювача (яка більш характерна) перетворюється на воду, а ролі відновника - перетворюється на вільний газоподібний кисень.

Завдання 12:Яку роль виконує пероксид водню у кожній реакції?

Послідовність розміщення коефіцієнтів у рівнянні.

Спочатку поставте коефіцієнти, отримані з електронного балансу.
Пам'ятайте, що подвоювати чи скорочувати їх можна тількиразом. Якщо будь-яка речовина виступає і ролі середовища, й у ролі окислювача (відновника) - його треба буде зрівнювати пізніше, коли майже всі коефіцієнти розставлені.
Передостаннім урівнюється водень, а по кисню ми тільки перевіряємо!

1. Завдання 13:Допишіть та зрівняйте:

Не поспішайте, перераховуючи атоми кисню! Не забувайте множити, а не складати індекси та коефіцієнти.
Число атомів кисню в лівій та правій частині має зійтися!
Якщо цього не сталося (за умови, що ви вважаєте їх правильно), значить, десь помилка.

Можливі помилки.

1. Розставляння ступенів окислення: перевіряйте кожну речовину уважно.
Часто помиляються у таких випадках:

а) ступеня окиснення у водневих сполуках неметалів: фосфін - ступінь окиснення у фосфору - негативна;
б) в органічних речовинах - перевірте ще раз, чи все оточення атома враховано;
в) аміак та солі амонію - в них азот завждимає ступінь окислення;
г) кисневі солі та кислоти хлору - в них хлор може мати ступінь окислення;
д) пероксиди і надпероксиди - в них кисень не має ступеня окислення, буває, а в - навіть;
е) подвійні оксиди: - у них метали мають дві різніступеня окислення, зазвичай лише одна з них бере участь у перенесенні електронів.

Завдання 14:Допишіть та зрівняйте:

Завдання 15:Допишіть та зрівняйте:

2. Вибір продуктів без урахування перенесення електронів - тобто, наприклад, реакції є тільки окислювач без відновника або навпаки.

Приклад: у реакції вільний хлор часто губиться. Виходить, що електрони до марганца прилетіли з космосу.

3. Невірні з хімічної точки зору продукти: не може вийти така речовина, яка вступає у взаємодію із середовищем!

а) у кислому середовищі не може вийти оксид металу, основа, аміак;
б) у лужному середовищі не вийде кислота чи кислотний оксид;
в) оксид або тим більше метал, що бурхливо реагують з водою, не утворюються у водному розчині.

Завдання 16:Знайдіть у реакціях помилковіпродукти, поясніть, чому вони не можуть виходити в цих умовах:

Відповіді та рішення до завдань із поясненнями.

Завдання 1:

Завдання 2:

2-метилбутен-2: - =

оцтова кислота: -

Завдання 3:

Оскільки молекулі дихромата 2 атома хрому, то й електронів вони віддають у 2 рази більше - тобто. 6.

Завдання 5:

Якщо середовище лужне, то фосфор існуватиме у вигляді солі- фосфату калію.

Завдання 6:

Бо цинк - амфотернийметал, у лужному розчині він утворює гідроксокомплекс. В результаті розміщення коефіцієнтів виявляється, що вода повинна бути присутня в лівій частині реакції:сірчана кислота (2 молекули).

Завдання 9:

(перманганат не дуже сильний окислювач у розчині; зверніть увагу, що вода переходитьв процесі вирівнювання вправо!)

(Конц.)
(Концентрована азотна кислота дуже сильний окислювач)

Завдання 10:

Не забудьте, що марганець приймає електрони, при цьому хлор їх повинен віддати.
Хлор виділяється у вигляді простої речовини.

Завдання 11:

Що в підгрупі неметал, то більше він активний окислювач, тобто. хлор у цій реакції буде окислювачем. Йод перетворюється на найбільш стійку йому позитивну ступінь окислення , утворюючи йодну кислоту.

Всі метали, залежно від їх окислювально-відновної активності, об'єднують у ряд, який називається електрохімічним рядом напруги металів (оскільки метали в ньому розташовані в порядку збільшення стандартних електрохімічних потенціалів) або рядом активності металів:

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

Найбільш хімічно активні метали стоять у ряду активності до водню, причому чим лівіше розташований метал, тим він активніший. Метали, що займають ряд активності, місце після водню вважаються неактивними.

Алюміній

Алюміній є сріблясто-білим кольором. Основні фізичні властивості алюмінію – легкість, висока тепло- та електропровідність. У вільному стані при перебуванні на повітрі алюміній покривається міцною плівкою оксиду Al 2 O 3 яка робить його стійким до дії концентрованих кислот.

Алюміній відноситься до металів p-родини. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 3s 2 3p 1 . У своїх з'єднаннях алюміній виявляє ступінь окислення, що дорівнює «+3».

Алюміній одержують електролізом розплаву оксиду цього елемента:

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

Однак через невеликий вихід продукту, частіше використовують спосіб отримання алюмінію електролізом суміші Na 3 і Al 2 O 3 . Реакція протікає при нагріванні до 960С й у присутності каталізаторів – фторидів (AlF 3 , CaF 2 та інших.), у своїй виділення алюмінію відбувається на катоді, але в аноді виділяється кисень.

Алюміній здатний взаємодіяти з водою після видалення з його поверхні оксидної плівки (1), взаємодіяти з простими речовинами (киснем, галогенами, азотом, сіркою, вуглецем) (2-6), кислотами (7) та основами (8):

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 (1)

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

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

2Al + N 2 = 2AlN (4)

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

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

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

2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 (8)

Кальцій

У вільному вигляді Ca – сріблясто-білий метал. При знаходженні на повітрі миттєво покривається жовтуватою плівкою, яка є продуктами його взаємодії зі складовими частинами повітря. Кальцій – досить твердий метал, має кубічні гранецентровані кристалічні грати.

Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 4s2. У своїх сполуках кальцій виявляє ступінь окислення рівний «+2».

Кальцій одержують електролізом розплавів солей, найчастіше – хлоридів:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Кальцій здатний розчинятися у воді з утворенням гідроксидів, що виявляють сильні основні властивості (1), реагувати з киснем (2), утворюючи оксиди, взаємодіяти з неметалами (3 -8), розчинятися у кислотах (9):

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

2 Ca + O 2 = 2 CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2 (4)

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

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

Ca + H 2 = CaH 2 (8)

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

Залізо та його сполуки

Залізо – метал сірого кольору. У чистому вигляді воно досить м'яке, ковке та тягуче. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 3d 6 4s 2 . У своїх сполуках залізо виявляє ступеня окиснення «+2» та «+3».

Металеве залізо реагує з водяною парою, утворюючи змішаний оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

На повітрі залізо легко окислюється, особливо у присутності вологи (іржавіє):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

Як і інші метали, залізо вступає в реакції з простими речовинами, наприклад, галогенами (1), розчиняється в кислотах (2):

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

Залізо утворює цілий спектр сполук, оскільки виявляє кілька ступенів окиснення: гідроксид заліза (II), гідроксид заліза (III), солі, оксиди тощо. Так, гідроксид заліза (II) можна отримати при дії розчинів лугів на солі заліза (II) без доступу повітря:

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

Гідроксид заліза (II) розчинний у кислотах та окислюється до гідроксиду заліза (III) у присутності кисню.

Солі заліза (II) виявляють властивості відновників та перетворюються на сполуки заліза (III).

Оксид заліза (III) не можна отримати за реакції горіння заліза в кисні, для його отримання необхідно спалювати сульфіди заліза або прожарювати інші солі заліза:

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

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

Сполуки заліза (III) виявляють слабкі окисні властивості і здатні вступати до ОВР із сильними відновниками:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Виробництво чавуну та сталі

Стали і чавуни - сплави заліза з вуглецем, причому вміст вуглецю в сталі до 2%, а в чавуні 2-4%. Сталі та чавуни містять легуючі добавки: сталі - Cr, V, Ni, а чавун - Si.

Вирізняють різні типи сталей, так, за призначенням виділяють конструкційні, нержавіючі, інструментальні, жароміцні та кріогенні сталі. За хімічним складом виділяють вуглецеві (низько-, середньо-і високовуглецеві) і леговані (низько-, середньо-і високолеговані). Залежно від структури виділяють аустенітні, феритні, мартенситні, перлітні та бейнітні сталі.

Стали знайшли застосування у багатьох галузях народного господарства, таких як будівельна, хімічна, нафтохімічна, охорона навколишнього середовища, транспортна енергетична та інші галузі промисловості.

Залежно від форми вмісту вуглецю в чавуні - цементит або графіт, а також їх кількості розрізняють кілька типів чавуну: білий (світлий колір зламу через присутність вуглецю у формі цементиту), сірий (сірий колір зламу через присутність вуглецю у формі графіту ), ковкий та жароміцний. Чавуни дуже тендітні сплави.

Області застосування чавунів великі – з чавуну виготовляють художні прикраси (огорожі, ворота), корпусні деталі, сантехнічне обладнання, предмети побуту (сковороди), його використовують у автомобільній промисловості.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Чим лівіше стоїть метал у ряді стандартних електродних потенціалів, тим сильнішим відновником він є, найсильніший відновник – металевий літій, золото – найслабший, і, навпаки, іон золото (III) – найсильніший окислювач, літій (I) – найслабший .

Кожен метал здатний відновлювати із солей у розчині ті метали, які стоять у ряді напруг після нього, наприклад, залізо може витісняти мідь із розчинів її солей. Однак слід пам'ятати, що метали лужних та лужноземельних металів взаємодітимуть безпосередньо з водою.

Метали, що стоїть у ряді напруг лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів розведених кислот, при цьому розчинятися в них.

Відновлювальна активність металу не завжди відповідає його положенню в періодичній системі, тому що при визначенні місця металу в ряді враховується не тільки його здатність віддавати електрони, а й енергія, яка витрачається на руйнування кристалічних ґрат металу, а також енергія, що витрачається на гідратацію іонів.

Взаємодія з простими речовинами

З киснем більшість металів утворює оксиди – амфотерні та основні:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Лужні метали, за винятком літію, утворюють пероксиди:

2Na + O2 = Na2O2.

З галогенами метали утворюють солі галогеноводородних кислот, наприклад,

Cu + Cl2 = CuCl2.

З воднем найактивніші метали утворюють іонні гідриди – солеподібні речовини, у яких водень має ступінь окиснення -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

З сірої метали утворюють сульфіди – солі сірководневої кислоти:

З азотом деякі метали утворюють нітриди, реакція практично завжди протікає при нагріванні:

3Mg + N2 = Mg3N2.

З вуглецем утворюються карбіди:

4Al + 3C = Al3C4.

З фосфором - Фосфіди:

3 Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Метали можуть взаємодіяти між собою, утворюючи інтерметалеві сполуки :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3 Cu + Au = Cu 3 Au.

Метали можуть розчинятися один в одному за високої температури без взаємодії, утворюючи сплави.

Сплави

Сплавами називаються системи, що складаються з двох або більше металів, а також металів і неметалів, що мають характерні властивості, властиві лише металевому стану.

Властивості сплавів - найрізноманітніші і відрізняються від властивостей їх компонентів, так, наприклад, щоб золото стало більш твердим і придатним для виготовлення прикрас, до нього додають срібло, а сплав, що містить 40 % кадмію і 60 % вісмуту, має температуру плавлення 144 °С, тобто набагато нижче за температуру плавлення його компонентів (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Можливі такі типи сплавів:

Розплавлені метали змішуються між собою у будь-яких співвідношеннях, необмежено розчиняючись один в одному, наприклад, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni та інші. Ці сплави однорідні за складом, мають високу хімічну стійкість, проводять електричний струм;

Розправлені метали змішуються між собою в будь-яких співвідношеннях, проте при охолодженні розшаровуються, і виходить маса, що складається з окремих кристаликів компонентів, наприклад Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb та інші.

Розділи: Хімія, Конкурс «Презентація до уроку»

Клас: 11

Презентація до уроку

Назад вперед

Увага! Попередній перегляд слайдів використовується виключно для ознайомлення та може не давати уявлення про всі можливості презентації. Якщо вас зацікавила ця робота, будь ласка, завантажте повну версію.

Цілі і завдання:

• Навчальна:Розгляд хімічної активності металів з положення в періодичної таблиці Д.І. Менделєєва та в електрохімічному ряді напруги металів.
• Розвиваюча:Сприяти розвитку слухової пам'яті, вмінню зіставляти інформацію, логічно мислити і пояснювати хімічні реакції, що відбуваються.
• Виховна:Формуємо навичку самостійної роботи, уміння аргументовано висловлювати свою думку та вислуховувати однокласників, виховуємо у хлопцях почуття патріотизму та гордість за співвітчизників.

Обладнання:ПК з медіапроектором, індивідуальні лабораторії із набором хімічних реактивів, моделі кристалічних ґрат металів.

Тип уроку: із застосуванням технології розвитку критичного мислення.

Хід уроку

I. Стадія виклику.

Актуалізація знань на тему, пробудження пізнавальної активності.

Блеф-гра: «Чи вірите Ви, що…». (Слайд 3)

1. Метали займають верхній лівий кут ПСХЕ.
2. У кристалах атоми металу пов'язані металевим зв'язком.
3. Валентні електрони металів міцно пов'язані з ядром.
4. У металів, які у основних підгрупах (А), зовнішньому рівні зазвичай 2 електрона.
5. У групі зверху донизу відбувається збільшення відновлювальних властивостей металів.
6. Щоб оцінити реакційну здатність металу в розчинах кислот та солей, достатньо подивитися в електрохімічний ряд напруги металів.
7. Щоб оцінити реакційну здатність металу в розчинах кислот та солей, достатньо подивитися у періодичну таблицю Д.І. Менделєєва

Запитання класу?Що означає запис? Ме 0 - ne -> Me + n(Слайд 4)

Відповідь:Ме0 – є відновником, отже вступає у взаємодію Космосу з окислювачами. Як окислювачі можуть виступати:

1. Прості речовини (+О 2 , Сl 2 , S…)
2. Складні речовини (Н2О, кислоти, розчини солей…)

ІІ. Осмислення нової інформації.

Як методичний прийом пропонується складання опорної схеми.

Запитання класу?Від яких чинників залежить відновлювальні властивості металів? (Слайд 5)

Відповідь:Від положення в періодичній таблиці Д.І.Менделєєва або від положення електрохімічному ряду напруги металів.

Вчитель вводить поняття: хімічна активність та електрохімічна активність.

Перед початком пояснення хлопцям пропонується порівняти активність атомів Доі Liположення у періодичній таблиці Д.І. Менделєєва та активність простих речовин, утвореними даними елементами за становищем в електрохімічному ряді напруги металів. (Слайд 6)

Виникає протиріччя:Відповідно до положення лужних металів у ПСХЕ та згідно із закономірностями зміни властивостей елементів у підгрупі активність калію більша, ніж літію. За становищем у ряді напруги найактивнішим є літій.

Новий матеріалВчитель пояснює у чому відмінність хімічної від електрохімічної активності і пояснює, що електрохімічний ряд напруг відображає здатність металу переходити в гідратований іон, де мірою активності металу є енергія, що складається з трьох доданків (енергії атомізації, енергії іонізації та енергії гідротації). Матеріал записуємо у зошит. (Слайди 7-10)

Разом записуємо у зошит висновок:Чим менше радіус іона, тим більше електричне поле навколо нього створюється, тим більше енергії виділяється при гідротації, отже сильніші відновлювальні властивості цього металу в реакціях.

Історична довідка:виступ учня про створення Бекетовим витіснювального ряду металів. (Слайд 11)

Дія електрохімічного ряду напруги металів обмежується лише реакціями металів із розчинами електролітів (кислот, солей).

Пам'ятка:

1. Зменшуються відновлювальні властивості металів при реакціях у водних розчинах у стандартних умовах (250°С, 1 атм.);
2. Метал, що стоїть ліворуч, витісняє метал, що стоїть правіше з їх солей у розчині;
3. Метали, що стоять до водню, витісняють його з кислот у розчині (викл. HNO3);
4. Ме (до Al) + Н 2 О -> луг + Н 2
   ІншіМе (до Н 2) + Н 2 О -> оксид + Н 2 (жорсткі умови)
   Ме (після Н 2) + Н 2 Про -> не реагують

(Слайд 12)

Хлопцям лунають пам'ятки.

Практична робота:«Взаємодія металів із розчинами солей» (Слайд 13)

Здійсніть перехід:

• CuSO 4 -> FeSO 4
• CuSO 4 -> ZnSO 4

Демонстрація досвіду взаємодії міді та розчину нітрату ртуті (II).

ІІІ. Рефлексія, роздум.

Повторюємо: у якому разі користуємося таблицею Менделєєва, а якому разі необхідний ряд напруга металів. (Слайди 14-15).

Повертаємось до початкових питань уроку. На екрані висвітлюємо питання 6 та 7. Аналізуємо яке висловлювання не вірне. На екрані – ключ (перевірка завдання 1). (Слайд 16).

Підбиваємо підсумки уроку:

• Що нового впізнали?
• У якому випадку можна скористатися електрохімічним рядом напруги металів?

Домашнє завдання: (Слайд 17)

1. Повторити з курсу фізики поняття «ПОТЕНЦІАЛ»;
2. Закінчити рівняння реакції, написати рівняння електронного балансу: Су + Hg(NO 3) 2 →
3. Дані метали ( Fe, Mg, Pb, Cu)– запропонуйте досліди, що підтверджують розташування цих металів у електрохімічному ряді напруги.

Оцінюємо результати за блеф-гру, роботу біля дошки, усні відповіді, повідомлення, практичну роботу.

Використовувана література:

1. О.С. Габріелян, Г.Г. Лисова, А.Г. Введенська «Настільна книга для вчителя. Хімія 11 клас, частина ІІ» Видавництво Дрофа.
2. Н.Л. Глінка "Загальна хімія".

Зрозуміло що нічого не зрозуміло.

Розберемо детальніше процеси, які можуть відбуватися при зануренні металевої пластини в розчин солі того ж металу, з якого виготовлена ​​і сама пластина, яку, в подібних випадках називають електродім.

Можливі два варіанти.

Варіант 1 . Електрод виготовлений із металу, що є активним відновником (йому не "шкода" віддавати свої електрони), нехай це буде, скажімо, цинк.

Після того, як цинковий електрод поринає в розчин, диполі води, присутні в розчині, починають притягувати до себе певну частину атомів цинку, які переходять у розчин у вигляді гідратованих іонів, але при цьому залишають електрони на поверхні електрода.

Me 0 +mH 2 O → Me n+ ·mH 2 O+ne - Me 0 → Me n+ +ne -

Поступово на поверхні цинкового електрода накопичується все більше і більше "кинутих" негативних електронів, - цинковий електрод набуває негативного заряду. Паралельно з цим процесом у розчині збільшується кількість позитивно заряджених іонів цинку, які залишили електрод. Катіони цинку починають притягуватися негативно зарядженим електродом, внаслідок чого на межі електрод-розчин утворюється так званий подвійний електричний шар(ДЕС).

Варіант 2. Електрод виготовлений із металу, який є слабким відновником (йому "шкода" розлучатися зі своїми електронами). Нехай роль такого металу грає мідь. Таким чином, іони міді, що містяться у розчині, є сильними окислювачами. При зануренні мідного електрода розчин частина іонів міді починає контактувати з поверхнею електрода і відновлюється за рахунок вільних електронів, присутніх в міді.

Me n+ +ne - → Me 0

Йде процес, зворотний Варіанту 1. Поступово дедалі більше катіонів міді осаджуються лежить на поверхні електрода. Відновлюючись, катіони заряджають мідну пластину позитивно, у міру збільшення заряду позитивний мідний електрод все більше і більше притягує негативно заряджених іонів, таким чином формується подвійний електричний шар, але зворотної полярності, ніж це було у варіанті 1.

Формується на кордоні електрод-розчинрізницю потенціалів, називається електродним потенціалом.

Виміряти такий потенціал дуже складно. Щоб вийти зі скрутного становища, вирішили брати не абсолютні значення, а відносні, причому як зразок вирішили взяти потенціал водневого електрода, прийнятий рівним нулю.

Потенціал конкретного металевого електрода залежить від природи металу, концентрації та температури розчину.

Оскільки лужні та лужноземельні метали у водних розчинах реагують з водою – їх електродні потенціали розраховують теоретично.

Усі метали прийнято розташовувати у порядку зростання значення їх стандартного електродного потенціалу - такий ряд називається електрохімічним рядом напруг металів:

Що показує електродний потенціал

Електродний потенціал відбиває у чисельному значенні здатність металу віддавати свої електрони чи відновлюватися, кажучи іншими словами, відбиває хімічну активність металу.

Чим лівіше в електрохімічному ряду стоїть метал (див. вище), тим він легше віддає свої електрони, тобто є активнішим, легше вступає в реакції з іншими елементами.

Якщо брати крайнощі, то:

• літій найсильніший відновник, а іон літію – найслабший окислювач;
• золото – найслабший відновник, а іон золота – найсильніший окислювач.

Наслідки, що випливають із електрохімічного ряду напруг металів:

• Метал витісняє з солей всі інші метали, що стоїть у ряду правіше за нього (які є більш слабкими відновниками);
• Метали, що мають негативне значення електродного потенціалу, тобто, що стоять лівіше від водню, витісняють його з кислот;
• Найактивніші метали, що мають найнижчі значення електродного потенціалу (це метали від літію до натрію), у водних розчинах насамперед реагують із водою.

Слід звернути увагу, що положення металів у Періодичній таблиці та положення цих металів в електрохімічному ряду напруг трохи відрізняються. Даний факт пояснює тим, що значення електродного потенціалу залежить не тільки від енергії, необхідної для відриву електронів від ізольованого атома, але сюди входить ще й енергія, необхідна для руйнування кристалічних ґрат + енергія, що виділяється при гідратації іонів.