Ряд відновлювальних властивостей металів. Активні метали

Яку інформацію можна отримати з напруги?

Ряд напруг металів широко використовується у неорганічній хімії. Зокрема результати багатьох реакцій і навіть можливість їх здійснення залежать від положення деякого металу в ЕРН. Обговоримо це питання докладніше.

Взаємодія металів із кислотами

Метали, що знаходяться в ряді напруг ліворуч від водню, реагують з кислотами - неокислювачами. Метали, розташовані в ЕРН правіше за Н, взаємодіють тільки з кислотами - окислювачами (зокрема, з HNO 3 і концентрованої H 2 SO 4).

Приклад 1. Цинк розташований в ЕРН лівіше водню, отже, здатний реагувати практично з усіма кислотами:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

Приклад 2. Мідь знаходиться в ЕРН правіше за Н; даний метал не реагує зі "звичайними" кислотами (HCl, H 3 PO 4 , HBr, органічні кислоти), проте вступає у взаємодію з кислотами-окислювачами (азотна, концентрована сірчана):

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Звертаю увагу на важливий момент: при взаємодії металів із кислотами-окислювачами виділяється не водень, а деякі інші сполуки. Докладніше про це можна почитати!

Взаємодія металів із водою

Метали, розташовані у ряді напруг лівіше Mg, легко реагують з водою вже за кімнатної температури з виділенням водню та утворенням розчину лугу.

Приклад 3. Натрій, калій, кальцій легко розчиняються у воді з утворенням розчину лугу:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

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

Метали, розташовані у ряді напруг від водню до магнію (включно), у ряді випадків взаємодіють із водою, але реакції вимагають специфічних умов. Наприклад, алюміній і магній починають взаємодію з Н 2 тільки після видалення оксидної плівки з поверхні металу. Залізо не реагує з водою за кімнатної температури, але взаємодіє з парами води. Кобальт, нікель, олово, свинець практично не взаємодіють з H 2 O не лише за кімнатної температури, але й при нагріванні.

Метали, розташовані у правій частині ЕРН (срібло, золото, платина) не реагують з водою за жодних умов.

Взаємодія металів із водними розчинами солей

Йтиметься про реакції наступного типу:

метал (*) + сіль металу (**) = метал (**) + сіль металу (*)

Хотілося б підкреслити, що зірочки позначають у разі не ступінь окислення, не валентність металу, а дозволяють розрізнити метал № 1 і метал № 2.

Для здійснення подібної реакції необхідне одночасне виконання трьох умов:

  1. солі, що беруть участь у процесі, повинні розчинятися у воді (це легко перевірити, користуючись таблицею розчинності);
  2. метал (*) повинен перебувати у ряді напруг ліворуч від металу (**);
  3. метал (*) не повинен реагувати з водою (що також легко перевіряється по ЕРН).

Приклад 4. Розглянемо кілька реакцій:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Перша реакція легко здійсненна, всі перелічені вище умови виконані: сульфат міді розчинний у воді, цинк знаходиться в ЕРН лівіше за мідь, Zn не реагує з водою.

Друга реакція неможлива, тому що не виконана перша умова (сульфід міді (II) практично не розчиняється у воді). Третя реакція неможлива, оскільки свинець - менш активний метал, ніж залізо (перебуває правіше в ЕРН). Нарешті, четвертий процес не призведе до осадження нікелю, оскільки реагує калій з водою; гідроксид калію, що утворився, може вступити в реакцію з розчином солі, але це вже зовсім інший процес.

Процес термічного розпаду нітратів

Нагадаю, що нітрати – це солі азотної кислоти. Всі нітрати розкладаються при нагріванні, але склад продуктів розкладання може бути різним. Склад визначається положенням металу у ряді напруг.

Нітрати металів, розташованих в ЕРН ліворуч від магнію, при нагріванні утворюють відповідний нітрит і кисень:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

В ході термічного розкладання нітратів металів, розташованих у ряді напруг від Mg до Cu включно, утворюються оксид металу, NO 2 і кисень:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Нарешті, при розкладанні нітратів найменш активних металів (розташованих в ЕРН правіше за мідь) утворюються метал, діоксид азоту і кисень.

Електрохімічний ряд активності металів(ряд напруг, ряд стандартних електродних потенціалів) - послідовність, в якій метали розташовані в порядку збільшення їх стандартних електрохімічних потенціалів φ 0 відповідають напівреакції відновлення катіону металу Me n+ : Me n+ + nē → Me

Практичне використання активності металів

Ряд напруг використовується на практиці для порівняльної оцінки хімічної активності металів у реакціях з водними розчинами солей та кислот та для оцінки катодних та анодних процесів при електролізі:

  • Метали, що стоять лівіше водню, є сильнішими відновниками, ніж метали, розташовані правіше: вони витісняють останні розчини солей. Наприклад, взаємодія Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu можлива лише у прямому напрямку.
  • Метали, що стоять у ряду лівіше водню, витісняють водень при взаємодії з водними розчинами кислот-неокислювачів; найбільш активні метали (до алюмінію включно) - і за взаємодії з водою.
  • Метали, що стоять у ряду правіше водню, з водними розчинами кислот-неокислювачів за звичайних умов не взаємодіють.
  • При електролізі метали, що стоять правіше водню, виділяються на катоді; відновлення металів помірної активності супроводжується виділенням водню; найбільш активні метали (до алюмінію) неможливо за звичайних умов виділити з водних розчинів солей.

Найактивнішими вважаються лужні метали:

  • літій;
  • натрій;
  • калій;
  • рубідій;
  • цезій;
  • францій.

Відновлювальні властивості- це основні хімічні характеристики, характерні всім металів. Вони проявляються у взаємодії з найрізноманітнішими окислювачами, зокрема з окислювачами з довкілля. Загалом взаємодія металу з окислювачами можна виразити схемою:

Ме + Окислювач" Me(+Х),

Де (+Х) – це позитивний ступінь окислення Ме.

Приклади окиснення металів.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

  • Ряд активності металів

    Відновлювальні властивості металів відрізняються одна від одної. Як кількісної характеристики відновлювальних властивостей металів використовують електродні потенціали Е.

    Чим активніший метал, тим негативніший його стандартний електродний потенціал Е о.

    Метали, розташовані в ряд у міру зменшення окислювальної активності, утворюють ряд активності.

    Ряд активності металів

    Me Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Au
    Me z+ Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H+ Cu 2+ Ag + Au 3+
    E o ,B -3,0 -2,9 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,50
    Метал з більш негативним значенням Ео здатний відновити катіон металу з більш позитивним електродним потенціалом.

    Відновлення металу з розчину його солі з іншим металом з вищою відновлювальною активністю називається цементацією. Цементацію використовують у металургійних технологіях.

    Зокрема, Cd одержують, відновлюючи його із розчину його солі цинком.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Взаємодія металів із киснем

    Кисень – це сильний окислювач. Він може окислити переважну більшість металів, крімAuіPt . Метали, що знаходяться на повітрі, контактують з киснем, тому при вивченні хімії металів завжди звертають увагу на особливості взаємодії металу з киснем.

    Всім відомо, що залізо у вологому повітрі покривається іржею - гідратованим оксидом заліза. Але багато металів у компактному стані при не надто високій температурі виявляють стійкість до окислення, тому що утворюють на своїй поверхні тонкі захисні плівки. Ці плівки з продуктів окислення неможливо окислювачу контактувати з металом. Явище утворення на поверхні металу захисних шарів, що перешкоджають окисленню металу, називається пасивацією металу.

    Підвищення температури сприяє окисленню металів киснем.. Активність металів підвищується у дрібнороздробленому стані. Більшість металів у вигляді порошку згоряють у кисні.

  • s-метали

    Найбільшу відновлювальну активність виявляютьs-метали.Метали Na, K, Rb Cs здатні спалахувати на повітрі, і їх зберігають у запаяних судинах або під шаром гасу. Be та Mg при невисоких температурах на повітрі пасивуються. Але при підпалюванні стрічка з Mg згоряє зі сліпучим полум'ям.

    МеталиIIА-підгрупи та Li при взаємодії з киснем утворюють оксиди.

    2Ca + O 2 = 2CaO

    4 Li + O 2 = 2Li 2 O

    Лужні метали, крімLiПри взаємодії з киснем утворюють не оксиди, а пероксиди.Me 2 O 2 та надпероксидиMeO 2 .

    2Na + O 2 = Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • р-метали

    Метали, що належатьp-Блок на повітрі пасивуються.

    При горінні у кисні

    • метали ІІІА-підгрупи утворюють оксиди типу Ме 2 Про 3,
    • Sn окислюється до SnO 2 , а Pb - до PbO
    • Bi переходить у Bi 2 O 3.

  • d-метали

    Усеd-метали 4 періоди окислюються киснем. Найлегше окислюються Sc, Mn, Fe. Особливо стійкі до корозії Ti, V, Cr.

    При згорянні у кисні з усіхd

    При згорянні у кисні з усіхd-Елементів 4 періоду тільки скандій, титан і ванадій утворюють оксиди, в яких Ме знаходиться у вищому ступені окислення, що дорівнює № групи.Інші d-метали 4 періоду при згорянні в кисні утворюють оксиди, в яких Ме знаходиться в проміжних, але стійких ступенях окиснення.

    Типи оксидів, що утворюються d-металами 4 періоду при горінні в кисні:

    • МеОутворюють Zn, Cu, Ni, Co. (при Т>1000оС Cu утворює Cu 2 O),
    • Ме 2 Про 3, утворюють Cr, Fe та Sc,
    • МеО 2 - Mn, і Ti,
    • V утворює вищий оксид - V 2 O 5 .
    d-метали 5 та 6 періодів, крім Y, La, Найбільше інших металів стійкі до окислення. Не реагують із киснем Au, Pt .

    При згорянні у кисніd-металів 5 і 6 періодів, як правило, утворюють вищі оксиди, виняток становлять метали Ag, Pd, Rh, Ru.

    Типи оксидів, що утворюються d-металами 5 і 6 періодів при горінні в кисні:

    • Ме 2 Про 3- утворюють Y, La; Rh;
    • МеО 2- Zr, Hf; Ir:
    • Me 2 O 5- Nb, Ta;
    • MeO 3- Mo, W
    • Me 2 O 7- Tc, Re
    • МеО 4 - Os
    • MeO- Cd, Hg, Pd;
    • Me 2 O- Ag;

  • Взаємодія металів із кислотами

    У розчинах кислот катіон водню є окислювачем. Катіоном Н + можуть бути окислені метали, що стоять у ряду активності до водню, тобто. що мають негативні електродні потенціали.

    Багато металів, окислюючись, у кислих водних розчинах багато хто переходить у катіониMe z + .

    Аніони низки кислот здатні виявляти окислювальні властивості, сильніші, ніж Н + . До таких окислювачів відносяться аніони та найпоширеніших кислот. H 2 SO 4 іHNO 3 .

    Аніони NO 3 - виявляють окислювальні властивості при будь-якій їх концентрації в розчині, але продукти відновлення залежать від концентрації кислоти та природи металу, що окислюється.

    Аніони SO 4 2- проявляють окислювальні властивості лише концентрованої H 2 SO 4 .

    Продукти відновлення окислювачів: H + , NO 3 - , SO 4 2 -

    2Н + + 2е - =Н 2

    SO 4 2- з концентрованої H 2 SO 4 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O

    (можлива також освіта S, H 2 S)

    NO 3 - з концентрованої HNO 3 NO 3 - + e - + 2H + = NO 2 + H 2 O
    NO 3 - з розведеної HNO 3 NO 3 - + 3e - + 4H + =NO + 2H 2 O

    (можлива також освіта N 2 O, N 2 , NH 4+)

    Приклади реакцій взаємодії металів із кислотами

    Zn + H 2 SO 4 (розб.) " ZnSO 4 + H 2

    8Al + 15H 2 SO 4 (к.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

    3Ni + 8HNO 3 (розб.) "3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 4HNO 3 (к.) Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

  • Продукти окислення металів у кислих розчинах

    Лужні метали утворюють катіон типу Ме + , s-метали другої групи утворюють катіониМе 2+.

    Метали р-блоку при розчиненні кислотах утворюють катіони, зазначені в таблиці.

    Метали Pb та Bi розчиняють тільки в азотній кислоті.

    Me Al Ga In Tl Sn Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga 3+ In 3+ Tl + Sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo,B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Всі d-метали 4 періоди, крім Cu , можуть бути окислені іонамиН+ у кислих розчинах.

    Типи катіонів, що утворюються d-металами 4 періоди:

    • Ме 2+(утворюють d-метали від Mn до Cu)
    • Ме 3+ (утворюють Sc, Ti, V, Cr і Fe в азотній кислоті).
    • Ti та V утворюють також катіони МеО 2+
    d-елементи 5 і 6 періодів стійкіші до окислення, ніж 4d- Метали.

    У кислих розчинах Н+ може окислити: Y, La, Cd.

    HNO 3 можуть розчинятися: Cd, Hg, Ag. У гарячій HNO 3 розчиняються Pd, Tc, Re.

    У гарячій H 2 SO 4 розчиняються: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Метали: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W зазвичай розчиняють у суміші HNO 3 + HF.

    У царській горілці (суміші HNO 3 + HCl) можна розчинити Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au та Os важко. Причиною розчинення металів у царській горілці або суміші HNO 3 + HF є утворення комплексних сполук.

    приклад. Розчинення золота в царській горілці стає можливим через утворення комплексу.

    Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

  • Взаємодія металів із водою

    Окисні властивості води обумовленіН(+1).

    2Н 2 Про + 2е -" Н 2 + 2ОН -

    Так як концентрація Н+ у воді мала, окислювальні властивості її невисокі. У воді здатні розчинятися метали зЕ< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Усеs-метали, крім Be та Mg легко розчиняються у воді.

    2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

    Na енергійно взаємодіє з водою із виділенням тепла. Н 2, що виділяється, може спалахнути.

    2H 2 +O 2 =2H 2 O

    Mg розчиняється тільки в киплячій воді, Ве захищений від окислення інертним нерозчинним оксидом

    Метали р-блоку – менш сильні відновники, ніжs.

    Серед р-металів відновна активність вища у металів IIIА-підгрупи, Sn та Pb - слабкі відновники, Bi має Ео > 0 .

    р-метали за звичайних умов у воді не розчиняються. При розчиненні захисного оксиду з поверхні лужних розчинах водою окислюються Al, Ga і Sn.

    Серед d-металів водою окислюютьсяпри нагріванні Sc і Mn, La, Y. Залізо реагує з водяною парою.

  • Взаємодія металів із розчинами лугів

    У лужних розчинах окислювачем виступає вода.

    2Н 2 Про + 2е - =Н 2 + 2ОН -Ео = - 0,826 B (рН = 14)

    Окисні властивості води зі зростанням рН знижуються, через зменшення концентрації Н + . Проте, деякі метали, що не розчиняються у воді, розчиняються в розчинах лугів,наприклад, Al, Zn та деякі інші. Головна причина розчинення таких металів у лужних розчинах полягає в тому, що оксиди та гідроксиди цих металів виявляють амфотерність, розчиняються в лугу, усуваючи бар'єр між окислювачем та відновником.

    приклад. Розчинення Al у розчині NaOH.

    2Al + 3H 2 O +2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2

    • 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.

    Різниця потенціалів «речовина електрода – розчин» якраз і є кількісною характеристикою здатності речовини (як металів, так інеметалів) переходити у розчин як іонів, тобто. характеристикою ОВ здатності іона та відповідної йому речовини.

    Таку різницю потенціалів називаютьелектродним потенціалом.

    Однак прямих методів вимірювання такої різниці потенціалівне існує, тому домовилися їх визначати по відношенню дотак званому стандартному водневому електроду, потенціал якого умовно прийнято за нуль (часто його також називаютьелектродом порівняння). Стандартний водневий електрод складаєтьсяз платинової пластинки, зануреної в розчин кислоти з концентрацією іонів Н + 1 моль/л і струменем газоподібного, що омивається.водню за стандартних умов .

    Виникнення потенціалу на стандартному водневому електроді можна уявити так. Газоподібний водень, адсорбуючись платиною, перетворюється на атомарний стан:

    H 2 2H.

    Між атомарним воднем, що утворюється на поверхні пластини, іонами водню в розчині та платиною (електрони!) реалізується стан динамічної рівноваги:

    H Н++ е.

    Сумарний процес виражається рівнянням:

    Н 2 2Н + + 2е.

    Платина не бере участі в окислювально – відновленняі ному процесі, а є лише носієм атомарного водню.

    Якщо пластинку деякого металу, занурену розчин солі з концентрацією іонів металу, що дорівнює 1 моль/л, з'єднати зі стандартним водневим електродом, то вийде гальванічний елемент. Електрорушійна сила цього елемента(ЕРС), виміряна при 25° С, і характеризує стандартний електродний потенціал металу, що зазвичай позначається як Е 0 .

    По відношенню до системи Н 2 /2Н + деякі речовини будуть поводитися як окислювачі, інші - як відновники. В даний час отримані стандартні потенціали практично всіх металів та багатьох неметалів, які характеризують відносну здатність відновників чи окислювачів до віддачі чи захоплення електронів.

    Потенціали електродів, що виступають як відновники по відношенню до водню, мають знак "-", а знаком "+" відзначені потенціали електродів, що є окислювачами.

    Якщо розташувати метали у порядку зростання їх стандартних електродних потенціалів, то утворюється так званий електрохімічний ряд напруг металів:

    Li, Rb, До, Ва, Sr, Са, N а, М g, А l, М n, Zn, С r, F е, С d, З, N i, Sn, Р b, Н, Sb, В i, Сu, Hg, Аg, Рd, Рt, Аu.

    Ряд напруг характеризує хімічні властивості металів.

    1. Чим від'ємніший електродний потенціал металу, тим більша його відновна здатність.

    2. Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) з розчинів солей ті метали, які стоять у ряді напруг металів після нього. Винятками є лише лужні та лужноземельні метали, які не будуть відновлювати іони інших металів із розчинів їх солей. Це з тим, що у випадках з більшою швидкістю протікають реакції взаємодії металів із водою.

    3. Усі метали, мають негативний стандартний електродний потенціал, тобто. перебувають у ряді напруг металів лівіше водню, здатні витісняти його з розчинів кислот.

    Необхідно відзначити, що представлений ряд характеризує поведінку металів та їх солей лише у водних розчинах, оскільки потенціали враховують особливості взаємодії того чи іншого іону з молекулами розчинника. Саме тому електрохімічний ряд починається літієм, тоді як активніші в хімічному відношенні рубідій і калій знаходяться праворуч від літію. Це з винятково високої енергією процесу гідратації іонів літію проти іонами інших лужних металів.

    Алгебраїчне значення стандартного окислювально-відновного потенціалу характеризує окислювальну активність відповідної окисленої форми. Тому зіставлення значень стандартних окисно-відновних потенціалів дозволяє відповісти на запитання: чи протікає та чи інша окисно-відновна реакція?

    Так, усі напівреакції окислення галогенід-іонів до вільних галогенів

    2 Cl – – 2 e = З l 2 Е 0 = -1,36 (1)

    2 Br - -2е = r 2 E 0 = -1,07 (2)

    2I - -2 е = I 2 E 0 = -0,54 В (3)

    можуть бути реалізовані в стандартних умовах при використанні як окислювач оксиду свинцю ( IV ) (Е 0 = 1,46 В) або перманганату калію (Е 0 = 1,52 В). При використанні дихромату калію ( E 0 = 1,35 В) вдається здійснити лише реакції (2) та (3). Нарешті, використання як окислювач азотної кислоти ( E 0 = 0,96 В) дозволяє здійснити лише напівреакцію за участю йодид-іонів (3).

    Таким чином, кількісним критерієм оцінки можливості протікання тієї чи іншої окисно-відновної реакції є позитивне значення різниці стандартних окисно-відновних потенціалів напівреакцій окислення та відновлення.