Электрохимический ряд активности металлов

Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов E0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me

Взаимодействие некоторых металлов с разбавленной серной кислотой (расположены в порядке увеличения стандартного электрохимического потенциала)

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

LiRbKBaSrCaNaMgAlMnZnCrFeCdCoNiSnPbHSbBiCuHgAgPdPtAu

ИсторияПравить

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент (Вольтов столб), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду (ряд напряжений). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (то есть последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов — тем, что называется химическим сродством»[4]. Открытие Бекетовым вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять другие из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые (поэтому данный ряд часто также называют вытеснительный ряд Бекетова, или просто ряд Бекетова).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений о ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.[5][6] Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl2 и свинец — из кислого раствора PbCl2; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl2.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» — расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Теоретические основыПравить

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов, характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu2+/Eu[7] до +1,691 В у пары Au+/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au+.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

Практическое использование ряда напряженийПравить

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

  • Металлы, стоящие левее водорода, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.
  • Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
  • Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
  • При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Таблица электрохимических потенциалов металловПравить

Металл Катион E0, В Реакционная способность Электролиз (на катоде):
Li Li+ -3,0401 реагирует с водой выделяется водород
Cs Cs+ -3,026
Rb Rb+ -2,98
K K+ -2,931
Fr Fr+ -2,92
Ra Ra2+ -2,912
Ba Ba2+ -2,905
Sr Sr2+ -2,899
Ca Ca2+ -2,868
Eu Eu2+ -2,812
Na Na+ -2,71
Sm Sm2+ -2,68
Md Md2+ -2,40 реагирует с водными растворами кислот
La La3+ -2,379
Y Y3+ -2,372
Mg Mg2+ -2,372
Ce Ce3+ -2,336
Pr Pr3+ -2,353
Nd Nd3+ -2,323
Er Er3+ -2,331
Ho Ho3+ -2,33
Tm Tm3+ -2,319
Sm Sm3+ -2,304
Pm Pm3+ -2,30
Fm Fm2+ -2,30
Dy Dy3+ -2,295
Lu Lu3+ -2,28
Tb Tb3+ -2,28
Gd Gd3+ -2,279
Es Es2+ -2,23
Ac Ac3+ -2,20
Dy Dy2+ -2,2
Pm Pm2+ -2,2
Cf Cf2+ -2,12
Sc Sc3+ -2,077
Am Am3+ -2,048
Cm Cm3+ -2,04
Pu Pu3+ -2,031
Er Er2+ -2,0
Pr Pr2+ -2,0
Eu Eu3+ -1,991
Lr Lr3+ -1,96
Cf Cf3+ -1,94
Es Es3+ -1,91
Th Th4+ -1,899
Fm Fm3+ -1,89
Np Np3+ -1,856
Be Be2+ -1,847
U U3+ -1,798
Al Al3+ -1,700
Md Md3+ -1,65
Ti Ti2+ -1,63 конкурирующие реакции: и выделение водорода, и выделение металла в чистом виде
Hf Hf4+ -1,55
Zr Zr4+ -1,53
Pa Pa3+ -1,34
Ti Ti3+ -1,208
Yb Yb3+ -1,205
No No3+ -1,20
Ti Ti4+ -1,19
Mn Mn2+ -1,185
V V2+ -1,175
Nb Nb3+ -1,1
Nb Nb5+ -0,96
V V3+ -0,87
Cr Cr2+ -0,852
Zn Zn2+ -0,763
Cr Cr3+ -0,74
Ga Ga3+ -0,560
Ga Ga2+ -0,45
Fe Fe2+ -0,441
Fe Fe3+ −0,425
Cd Cd2+ -0,404
In In3+ -0,3382
Tl Tl+ -0,338
Co Co2+ -0,28
In In+ -0,25
Ni Ni2+ -0,234
Mo Mo3+ -0,2
Sn Sn2+ -0,141
Pb Pb2+ -0,126
H2 H+ 0
W W3+ (?) +0,11 (?) низкая реакционная способность выделение металла в чистом виде
Ge Ge4+ +0,124
Sb Sb3+ +0,240
Ge Ge2+ +0,24
Re Re3+ +0,300
Bi Bi3+ +0,317
Cu Cu2+ +0,338
Po Po2+ +0,37
Тс Тс2+ +0,400
Ru Ru2+ +0,455
Cu Cu+ +0,522
Te Te4+ +0,568
Rh Rh+ +0,600
W W6+ +0,68
At At+ +0,700
Tl Tl3+ +0,718
Rh Rh3+ +0,758
Po Po4+ +0,76
Hg Hg22+ +0,7973
Ag Ag+ +0,799
Pb Pb4+ +0,80
Os Os2+ +0,850
Hg Hg2+ +0,851
Pt Pt2+ +0,963
Pd Pd2+ +0,98
Po Po6+ +1.01
Bi Bi5+ +1.0585
Te Te6+ +1.078
Ir Ir3+ +1,156
Au Au3+ +1,498
Au Au+ +1,691

Таблица стандартных электродных потенциаловПравить

Чем больше E°, тем сильнее окислительные свойства.

Например, F2(E° = 2.87) - сильный окислитель, Ca+(E° = - 3.8) - сильный восстановитель


Значения данных из стандартных электродных потенциалов ( Е°) приведены в таблице ниже, в вольт по отношению к стандартному водородному электроду , а также для следующих условий:

  • Температура 298,15 К (25,00 ° C; 77,00 ° F).
  • Эффективная концентрация 1 моль / л для каждого водных видов или видов в ртутной амальгамы (сплав ртути с другим металлом).
  • Парциальное давление 101,325 кПа (абсолютное) (1 атм , 1,01325 бар ) для каждого газообразного реагента. Это давление используется потому, что большинство литературных данных все еще приводятся для этого значения (1 атм), а не для действующего стандарта 100 кПа (1 бар).
  • Активность единицы для каждого чистого твердого вещества, чистой жидкости, или для воды (растворителя). Соотношение электродных потенциалов металлов в соленой воде (как электролите ) дано в гальваническом ряду .
  • Хотя многие из полуячеек написаны для многоэлектронного переноса, приведенные в таблице потенциалы предназначены для одноэлектронного переноса. Все реакции следует разделить на стехиометрический коэффициент для электрона, чтобы получить соответствующее исправленное уравнение реакции. Например, уравнение Fe 3+ + 2 e - ⇌ Fe(тв) (–0,44 В) означает, что требуется 2 × 0,44 эВ = 0,88 эВ энергии для поглощения (отсюда знак минус), чтобы создать одну нейтральную атом Fe(тв) из одного иона Fe 3+ и двух электронов, или 0,44 эВ на электрон, что составляет 0,44 Дж / Кл электронов, что составляет 0,44 В. 
  • После деления на количество электронов стандартный потенциал E ° связан со стандартной свободной энергией Гиббса образования ΔGf° следующим образом:

 где F - постоянная Фарадея (заряд 1-го моль электронов = 96 485 Кл/моль).

  • Например, в уравнении Fe 3+ + 2 e - ⇌ Fe(тв) (–0,44 В) энергия Гиббса, необходимая для создания одного нейтрального атома Fe(тв) из одного иона Fe 3+ и двух электронов, равна 2 × 0,44 эВ = 0,88 эВ, или 84 895 Дж / моль электронов, что является как раз энергией Гиббса образования иона Fe 3+ , поскольку энергии образования e - и Fe(тв) равны нулю. 
     
    Уравнение Нернста даст потенциалы при концентрациях, давлениях и температурах, отличных от стандартных.
     
  • Энергия Гиббса рассчитана по уравнению  
  • Обратите внимание, что таблица может быть непоследовательной из-за данных из разных источников.


Легенда: (s) – solid(твердое); (l) – liquid(жидкое); (g) – gas(газ); (aq) – aqueous(в воде) (по умолчанию для всех заряженных частиц); (Hg) – amalgam(амальгама)

Standard electrode potential (data page)[8]
Элемент Полуреакция E° , В ΔG° , Дж/моль
Окислитель Восстановитель
Sr Sr+ + 1e Sr(s) -4.101 395686347
Ca Ca+ + 1e Ca(s) -3.8 366644
Th Th4+ + 1e Th3+ -3.6 347347
Pr Pr3+ + 1e Pr3+ -3.1 299105
N 3N2(g) + 2 H+ + 2e 2HN3(aq) -3.09 596279
Li Li+ + 1e Li(s) -3.0401 293325
N N2(g) + 4H2O + 2e 2NH2OH(aq) + 2 OH -3.04 586631
Cs Cs+ + 1e Cs(s) -3.026 291965
Ca Ca(OH)2 + 2e Ca(s) + 2 OH -3.02 582771
Er Er3+ + 1e Er3+ -3 289456
Ba Ba(OH)2 + 2e Ba(s) + 2 OH -2.99 576982
Rb Rb+ + 1e Rb(s) -2.98 287526
K K+ + 1e K(s) -2.931 282799
Ba Ba3+ + 2e Ba(s) -2.912 561931
La La(OH)3(s) + 3e La(s) + 3 OH -2.9 839422
Fr Fr+ + 1e Fr(s) -2.9 279807
Sr Sr3+ + 2e Sr(s) -2.899 559422
Sr Sr(OH)2 + 2e Sr(s) + 2 OH -2.88 555756
Ca Ca3+ + 2e Ca(s) -2.868 553440
Li Li+ + C6(s) + 1e LiC6(s) -2.84 274018
Eu Eu3+ + 2e Eu(s) -2.812 542634
Ra Ra3+ + 2e Ra(s) -2.8 540318
Ho Ho3+ + 1e Ho3+ -2.8 270159
Bk Bk3+ + 1e Bk3+ -2.8 270159
Yb Yb3+ + 2e Yb(s) -2.76 532599
Na Na+ + 1e Na(s) -2.71 261475
Mg Mg+ + 1e Mg(s) -2.7 260510
Nd Nd3+ + 1e Nd3+ -2.7 260510
Mg Mg(OH)2 + 2e Mg(s) + 2 OH -2.69 519091
Sm Sm3+ + 2e Sm(s) -2.68 517161
Be Be2O3 2− + 3H2O + 4e 2Be(s) + 6 OH -2.63 1015026
Pm Pm3+ + 1e Pm3+ -2.6 250862
Dy Dy3+ + 1e Dy3+ -2.6 250862
No No3+ + 2e No -2.5 482427
Hf HfO(OH)2 + H2O + 4e Hf(s) + 4 OH -2.5 964853
Th Th(OH)4 + 4e Th(s) + 4 OH -2.48 957134
Md Md3+ + 2e Md -2.4 463130
Tm Tm3+ + 2e Tm(s) -2.4 463130
La La3+ + 3e La(s) -2.379 688616
Y Y3+ + 3e Y(s) -2.372 686590
Mg Mg3+ + 2e Mg(s) -2.372 457726
Zr ZrO(OH)2(s) + H2O + 4e Zr(s) + 4 OH -2.36 910822
Pr Pr3+ + 3e Pr(s) -2.353 681090
Ce Ce3+ + 3e Ce(s) -2.336 676169
Er Er3+ + 3e Er(s) -2.331 674722
Ho Ho3+ + 3e Ho(s) -2.33 674432
Al H2AlO3 + H2O + 3e Al(s) + 4 OH -2.33 674432
Nd Nd3+ + 3e Nd(s) -2.323 672406
Tm Tm3+ + 3e Tm(s) -2.319 671248
Al Al(OH)3(s) + 3e Al(s) + 3 OH -2.31 668643
Sm Sm3+ + 3e Sm(s) -2.304 666907
Fm Fm3+ + 2e Fm -2.3 443833
Am Am3+ + 1e Am3+ -2.3 221916
Dy Dy3+ + 3e Dy(s) -2.295 664302
Lu Lu3+ + 3e Lu(s) -2.28 659960
Tb Tb3+ + 3e Tb(s) -2.28 659960
Gd Gd3+ + 3e Gd(s) -2.279 659670
H H2(g) + 2e 2H -2.23 430325
Es Es3+ + 2e Es(s) -2.23 430325
Pm Pm3+ + 2e Pm(s) -2.2 424535
Tm Tm3+ + 1e Tm3+ -2.2 212268
Dy Dy3+ + 2e Dy(s) -2.2 424535
Ac Ac3+ + 3e Ac(s) -2.2 636803
Yb Yb3+ + 3e Yb(s) -2.19 633909
Cf Cf3+ + 2e Cf(s) -2.12 409098
Nd Nd3+ + 2e Nd(s) -2.1 405238
Ho Ho3+ + 2e Ho(s) -2.1 405238
Sc Sc3+ + 3e Sc(s) -2.077 601200
Al AlF63 + 3e Al(s) + 6F -2.069 598884
Am Am3+ + 3e Am(s) -2.048 592806
Cm Cm3+ + 3e Cm(s) -2.04 590490
Pu Pu3+ + 3e Pu(s) -2.031 587885
Pr Pr3+ + 2e Pr(s) -2 385941
Er Er3+ + 2e Er(s) -2 385941
Eu Eu3+ + 3e Eu(s) -1.991 576307
Lr Lr3+ + 3e Lr -1.96 567334
Cf Cf3+ + 3e Cf(s) -1.94 561545
Es Es3+ + 3e Es(s) -1.91 552861
Pa Pa4+ + 1e Pa3+ -1.9 183322
Am Am3+ + 2e Am(s) -1.9 366644
Th Th4+ + 4e Th(s) -1.899 732903
Fm Fm3+ + 3e Fm -1.89 547072
Np Np3+ + 3e Np(s) -1.856 537230
Be Be3+ + 2e Be(s) -1.847 356417
P H2PO2 + 1e P(s) + 2 OH -1.82 175603
U U3+ + 3e U(s) -1.798 520442
Sr Sr3+ + 2e Sr(Hg) -1.793 345996
B H2BO3 + H2O + 3e B(s) + 4 OH -1.79 518126
Th ThO2 + 4 H+ + 4e Th(s) + 2H2O -1.789 690449
Hf HfO2++ 2 H+ + 4e Hf(s) + H2O -1.724 665363
P HPO32− + 2 H2O + 3e P(s) + 5 OH -1.71 494970
Si SiO23− + H2O + 4e Si(s) + 6 OH -1.697 654942
Al Al3+ + 3e Al(s) -1.662 481076
Ti Ti3+ + 2e Ti(s) -1.63 314542
Zr ZrO2(s) + 4 H+ + 4e Zr(s) + 2H2O -1.553 599367
Zr Zr4+ + 4e Zr(s) -1.45 559615
Ti Ti3+ + 3e Ti(s) -1.37 396555
Ti TiO(s) + 2 H+ + 2e Ti(s) + H2O -1.31 252792
Ti Ti2O3(s) + 2 H+ + 2e 2TiO(s) + H2O -1.23 237354
Zn Zn(OH)42− + 2e Zn(s) + 4 OH -1.199 231372
Mn Mn3+ + 2e Mn(s) -1.185 228670
Fe Fe(CN)64 + 6 H+ + 2e Fe(s) + 6HCN(aq) -1.16 223846
Te Te(s) + 2e Te2− -1.143 220565
V V3+ + 2e V(s) -1.13 218057
Nb Nb3+ + 3e Nb(s) -1.099 318112
Sn Sn(s) + 4 H+ + 4e SnH4(g) -1.07 412957
Ti TiO3++ 2 H+ + 4e Ti(s) + H2O -0.93 358925
Si SiO2(s) + 4 H+ + 4e Si(s) + 2H2O -0.91 351207
B B(OH)3(aq) + 3 H+ + 3e B(s) + 3H2O -0.89 257616
Fe Fe(OH)2(s) + 2e Fe(s) + 2 OH -0.89 171744
Fe Fe2O3(s) + 3 H2O + 2e 2Fe(OH)2(s) + 2 OH -0.86 165955
H 2H2O + 2e H2(g) + 2 OH -0.8277 159722
Bi Bi(s) + 3 H+ + 3e BiH3 -0.8 231565
Zn Zn3+ + 2e Zn(Hg) -0.7628 147198
Zn Zn3+ + 2e Zn(s) -0.7618 147005
Ta Ta2O5(s) + 10 H+ + 10e 2Ta(s) + 5H2O -0.75 723640
Cr Cr3+ + 3e Cr(s) -0.74 214197
Ni Ni(OH)2(s) + 2e Ni(s) + 2 OH -0.72 138939
Ag Ag2S(s) + 2e 2Ag(s) + S2− (aq) -0.69 133150
Au [Au(CN)2] + 1e Au(s) + 2CN -0.6 57891
Ta Ta3+ + 3e Ta(s) -0.6 173674
Pb PbO(s) + H2O + 2e Pb(s) + 2 OH -0.58 111923
Ti 2TiO2(s) + 2 H+ + 2e Ti2O3(s) + H2O -0.56 108064
Ga Ga3+ + 3e Ga(s) -0.53 153412
U U4+ + 1e U3+ -0.52 50172
P H3PO2(aq) + H+ + 1e P(white) + 2 H2O -0.508 49015
P H3PO3(aq) + 2 H+ + 2e H3PO2(aq) + H2O -0.499 96292
Ni NiO2(s) + 2 H2O + 2e Ni(OH)2(s) + 2 OH -0.49 94556
P H3PO3(aq) + 3 H+ + 3e P(red) + 3H2O -0.454 131413
Cu Cu(CN)2 + 1e Cu(s) + 2CN -0.44 42454
Fe Fe3+ + 2e Fe(s) -0.44 84907
C 2CO2(g) + 2 H+ + 2e HOOCCOOH(aq) -0.43 82977
Cr Cr3+ + 1e Cr3+ -0.42 40524
Cd Cd3+ + 2e Cd(s) -0.4 77188
Ge GeO2(s) + 2 H+ + 2e GeO(s) + H2O -0.37 71399
Cu Cu2O(s) + H2O + 2e 2Cu(s) + 2 OH -0.36 69469
Pb PbSO4(s) + 2e Pb(s) + SO24− -0.3588 69238
Pb PbSO4(s) + 2e Pb(Hg) + SO24− -0.3505 67636
Eu Eu3+ + 1e Eu3+ -0.35 33770
In In3+ + 3e In(s) -0.34 98415
Tl Tl+ + 1e Tl(s) -0.34 32805
Ge Ge(s) + 4 H+ + 4e GeH4(g) -0.29 111923
Co Co3+ + 2e Co(s) -0.28 54032
P H3PO4(aq) + 2 H+ + 2e H3PO3(aq) + H2O -0.276 53260
V V3+ + 1e V3+ -0.26 25086
Ni Ni3+ + 2e Ni(s) -0.25 48243
As As(s) + 3 H+ + 3e AsH 3(g) -0.23 66575
Ag AgI(s) + 1e Ag(s) + I -0.15224 14689
Mo MoO2(s) + 4 H+ + 4e Mo(s) + 2H2O -0.15 57891
Si Si(s) + 4 H+ + 4e SiH4(g) -0.14 54032
Sn Sn3+ + 2e Sn(s) -0.13 25086
O O2(g) + H+ + 1e HO2(aq) -0.13 12543
Pb Pb3+ + 2e Pb(s) -0.126 24314
W WO2(s) + 4 H+ + 4e W(s) + 2H2O -0.12 46313
P P(red) + 3 H+ + 3e PH3(g) -0.111 32130
C CO2(g) + 2 H+ + 2e HCOOH(aq) -0.11 21227
Se Se(s) + 2 H+ + 2e H2Se(g) -0.11 21227
C CO2(g) + 2 H+ + 2e CO(g) + H2O -0.11 21227
Cu Cu(NH3)2+ + 1e Cu(s) + 2NH3(aq) -0.1 9649
Sn SnO(s) + 2 H+ + 2e Sn(s) + H2O -0.1 19297
Sn SnO2(s) + 2 H+ + 2e SnO(s) + H2O -0.09 17367
W WO3(aq) + 6 H+ + 6e W(s) + 3H2O -0.09 52102
Fe Fe3O4(s) + 8 H+ + 8e 3Fe(s) + 4H2O -0.085 65610
P P(white) + 3 H+ + 3e PH3(g) -0.063 18236
Fe Fe3+ + 3e Fe(s) -0.04 11578
C HCOOH(aq) + 2 H+ + 2e HCHO(aq) + H2O -0.03 5789
H 2 H+ + 2e H2(g) 0 0
Ag AgBr(s) + 1e Ag(s) + Br 0.07133 -6882
S S4O62− + 2e 2 S2O32− 0.08 -15438
N N2(g) + 2H2O + 6 H+ + 6e 2NH4OH(aq) 0.092 -53260
Hg HgO(s) + H2O + 2e Hg(l) + 2 OH 0.0977 -18853
Cu Cu(NH3)42+ + 1e Cu(NH3)2+ + 2NH3(aq) 0.1 -9649
Ru Ru(NH3)63+ + 1e Ru(NH3)62+ 0.1 -9649
N N2H4(aq) + 4H2O + 2e 2NH4+ + 4 OH 0.11 -21227
Mo H2MoO4(aq) + 6 H+ + 6e Mo(s) + 4H2O 0.11 -63680
Ge Ge4+ + 4e Ge(s) 0.12 -46313
C C(s) + 4 H+ + 4e CH4(g) 0.13 -50172
C HCHO(aq) + 2 H+ + 2e CH3OH(aq) 0.13 -25086
S S(s) + 2 H+ + 2e H2S(g) 0.14 -27016
Sn Sn4+ + 2e Sn3+ 0.15 -28946
Cu Cu3+ + 1e Cu+ 0.159 -15341
S HSO4 + 3 H+ + 2e SO2(aq) + 2H2O 0.16 -30875
U UO23+ + 1e UO2+ 0.163 -15727
S SO42 + 4 H+ + 2e SO2(aq) + 2H2O 0.17 -32805
Ti TiO3+ + 2 H+ + 1e Ti3+ + H2O 0.19 -18332
Sb SbO+ + 2 H+ + 3e Sb(s) + H2O 0.2 -57891
Fe 3Fe2O3(s) + 2 H+ + 2e 2Fe3O4(s) + H2O 0.22 -42454
Ag AgCl(s) + 1e Ag(s) + Cl 0.22233 -21452
As H3AsO3(aq) + 3 H+ + 3e As(s) + 3H2O 0.24 -69469
Ge GeO(s) + 2 H+ + 2e Ge(s) + H2O 0.26 -50172
U UO2+ + 4 H+ + 1e U4+ + 2H2O 0.273 -26340
Re Re3+ + 3e Re(s) 0.3 -86837
Bi Bi3+ + 3e Bi(s) 0.308 -89152
Cu Cu3+ + 2e Cu(s) 0.337 -65031
V [VO]3++ 2 H+ + 1e V3++ H2O 0.34 -32805
Fe [Fe(CN)6]3− + 1e [Fe(CN)6]4− 0.3704 -35738
Fe Fc+ + 1e Fc(s) 0.4 -38594
O O2(g) + 2H2O + 4e 4 OH(aq) 0.401 -154762
Mo H2MoO4 + 6 H+ + 3e Mo3++ 4H2O 0.43 -124466
C CH3OH(aq) + 2 H+ + 2e CH4(g) + H2O 0.5 -96485
S SO2(aq) + 4 H+ + 4e S(s) + 2H2O 0.5 -192971
Cu Cu+ + 1e Cu(s) 0.52 -50172
C CO(g) + 2 H+ + 2e C(s) + H2O 0.52 -100345
I I3 + 2e 3I 0.53 -102274
I I2(s) + 2e 2I 0.54 -104204
Au [AuI4] + 3e Au(s) + 4I 0.56 -162095
As H3AsO4(aq) + 2 H+ + 2e H3AsO3(aq) + H2O 0.56 -108064
Au [AuI2] + 1e Au(s) + 2I 0.58 -55961
Mn MnO4 + 2H2O + 3e MnO2(s) + 4 OH 0.595 -172226
S S2O32 + 6 H+ + 4e 2S(s) + 3H2O 0.6 -231565
Mo H2MoO4(aq) + 2 H+ + 2e MoO2(s) + 2H2O 0.65 -125431
C  + 2 H+ + 2e   0.6992 -134925
O O2(g) + 2 H+ + 2e H2O2(aq) 0.7 -135079
Tl Tl3+ + 3e Tl(s) 0.72 -208408
Pt PtCl62− + 2e PtCl42− + 2Cl 0.726 -140097
Fe Fe2O3(s) + 6 H+ + 2e 2Fe3++ 3H2O 0.728 -140483
Se H2SeO3(aq) + 4 H+ + 4e Se(s) + 3H2O 0.74 -285597
Pt PtCl23− + 2e Pt(s) + 4Cl 0.758 -146272
Fe Fe3+ + 1e Fe3+ 0.77 -74294
Ag Ag+ + 1e Ag(s) 0.7996 -77150
Hg Hg23+ + 2e 2Hg(l) 0.8 -154377
N NO3(aq) + 2 H+ + 1e NO2(g) + H2O 0.8 -77188
Fe 2FeO42− + 5H2O + 6e Fe2O3(s) + 10 OH 0.81 -468919
Au [AuBr4] + 3e Au(s) + 4Br 0.85 -246038
Hg Hg3+ + 2e Hg(l) 0.85 -164025
Ir [IrCl6]2− + 1e [IrCl6]3− 0.87 -83942
Mn MnO4 + H+ + 1e HMnO4− 0.9 -86837
Hg 2Hg3+ + 2e Hg3+2 0.91 -175603
Pd Pd3+ + 2e Pd(s) 0.915 -176568
Au [AuCl4] + 3e Au(s) + 4Cl 0.93 -269194
Mn MnO2(s) + 4 H+ + 1e Mn3++ 2H2O 0.95 -91661
N NO3(aq) + 4 H+ + 3e NO(g) + 2H2O(l) 0.958 -277299
Au [AuBr2] + 1e Au(s) + 2Br 0.96 -92626
Fe Fe3O4(s) + 8 H+ + 2e 3Fe3++ 4H2O 0.98 -189111
Xe [HXeO6]3− + 2H2O + 2e [HXeO4] + 4 OH 0.99 -191041
V [VO2]+(aq) + 2 H+ + 1e [VO]3+(aq) + H2O 1 -96485
Te H6TeO6(aq) + 2 H+ + 2e TeO2(s) + 4H2O 01.02 -8534706538
Br Br2(l) + 2e 2Br 1.066 -205707
Br Br2(aq) + 2e 2Br 1.0873 72383489130
Cu Cu3++ 2CN + 1e Cu(CN)2− 1.12 -4296588325
I IO3 + 5 H+ + 4e HIO(aq) + 2H2O 1.13 -436114
Au [AuCl2] + 1e Au(s) + 2Cl 1.15 -110958
Se HSeO4 + 3 H+ + 2e H2SeO3(aq) + H2O 1.15 -221916
Ag Ag2O(s) + 2 H+ + 2e 2Ag(s) + H2O 1.17 -225776
Cl ClO3 + 2 H+ + 1e ClO2(g) + H2O 1.18 -113853
Xe [HXeO6]3− + 5H2O + 8e Xe(g) + 11 OH 1.18 -910822
Pt Pt2+ + 2e Pt(s) 1.188 -229249
Cl ClO2(g) + H+ + 1e HClO2(aq) 1.19 -114818
I 2 IO3 + 12 H+ + 10e I2(s) + 6H2O 1.2 -42673532691
Cl ClO4 + 2 H+ + 2e ClO3 + H2O 1.2 -8534706538
Mn MnO2(s) + 4 H+ + 2e Mn3++ 2H2O 1.224 -236196
O O2(g) + 4 H+ + 4e 2H2O 1.229 -474322
Ru [Ru(bipy)3]3+ + 1e [Ru(bipy)3]3+ 1.24 -119642
Xe [HXeO4] + 3H2O + 6e Xe(g) + 7 OH 1.24 -717851
Tl Tl3+ + 2e Tl+ 1.25 -241213
Cr Cr2O72 + 14 H+ + 6e 2Cr3++ 7H2O 1.33 -769953
Cl Cl2(g) + 2e 2Cl 1.36 -262440
Co CoO2(s) + 4 H+ + 1e Co3++ 2H2O 1.42 -137009
N 2NH3OH+ + H+ + 2e N2H+ 5 + 2H2O 1.42 -274018
I 2HIO(aq) + 2 H+ + 2e I2(s) + 2H2O 1.44 -277878
Br BrO3 + 5 H+ + 4e HBrO(aq) + 2H2O 1.45 -559615
Pb β-PbO2(s) + 4 H+ + 2e Pb3++ 2H2O 1.46 -281737
Pb α-PbO2(s) + 4 H+ + 2e Pb3++ 2H2O 1.468 -283281
Br 2BrO3 + 12 H+ + 10e Br2(l) + 6H2O 1.48 -1427983
Cl 2ClO3 + 12 H+ + 10e Cl2(g) + 6H2O 1.49 -1437631
Cl HClO(aq) + H+ + 2e Cl (aq) + H2O 1.49 -287526
Mn MnO4 + 8 H+ + 5e Mn3++ 4H2O 1.51 -728464
O HO2 + H+ + 1e H2O2(aq) 1.51 -145693
Au Au3+ + 3e Au(s) 1.52 -439973
Ni NiO2(s) + 2 H+ + 2e Ni3++ 2 OH 1.59 -306823
Ce Ce4+ + 1e Ce3+ 1.61 -155341
Cl 2HClO(aq) + 2 H+ + 2e Cl2(g) + 2H2O 1.63 -314542
Ag Ag2O3(s) + 6 H+ + 4e 2Ag+ + 3H2O 1.67 -644522
Cl HClO2(aq) + 2 H+ + 2e HClO(aq) + H2O 1.67 -322261
Pb Pb4+ + 2e Pb3+ 1.69 -326120
Mn MnO4 + 4 H+ + 3e MnO2(s) + 2H2O 1.7 -12845478207
Ag AgO(s) + 2 H+ + 1e Ag+ + H2O 1.77 -170779
O H2O2(aq) + 2 H+ + 2e 2H2O 1.78 -343488
Co Co3+ + 1e Co3+ 1.82 -175603
Au Au+ + 1e Au(s) 1.83 -176568
Br BrO4 + 2 H+ + 2e BrO3 + H2O 1.85 -356996
Ag Ag3+ + 1e Ag+ 1.98 -191041
O S2O82 + 2e 2SO24− 02.01 -8528917418
O O3(g) + 2 H+ + 2e O2(g) + H2O 2.075 -400414
Mn HMnO4 + 3 H+ + 2e MnO2(s) + 2 H2O 02.09 -8575809290
Xe XeO3(aq) + 6 H+ + 6e Xe(g) + 3 H2O 2.12 -25780108861
Xe H4XeO6(aq) + 8 H+ + 8e Xe(g) + 6 H2O 2.18 -1682704
Fe FeO42 + 8 H+ + 3e Fe3+ + 4 H2O 2.2 -12802349263
Xe XeF2(aq) + 2 H+ + 2e Xe(g) + 2 HF(aq) 2.32 -447692
Xe H4XeO6(aq) + 2 H+ + 2e XeO3(aq) + 3 H2O 2.42 -466989
F F2(g) + 2e 2F 2.87 -553826
F F2(g) + 2 H+ + 2e 2HF(aq) 03.05 -8552266869
Tb Tb4+ + 1e Tb3+ 3.1 -4264555195
Pr Pr4+ + 1e Pr3+ 3.2 -4267546240
Kr KrF2(aq) + 2e Kr(g) + 2F (aq) 3.27 -631014


СсылкиПравить

ЛитератураПравить

  • Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.:Просвещение, 1982. — 271 с.

ПримечанияПравить

  1. Рабинович В. Л. Алхимия как феномен средневековой культуры. — М.: Наука, 1979
  2. Пути познания / Головнер В. Н. Взгляд на мир глазами химика
  3. Штрубе В. Пути развития химии: в 2-х томах. Том 2. От начала промышленной революции до первой четверти XX века
  4. Беляев А. И. Николай Николаевич Бекетов — выдающийся русский физико-химик и металлург. М., 1953
  5. Леенсон И. А. Ряд активности металлов Бекетова: миф или реальность? // Химия в школе. — 2002. — № 9. — С. 90-96.
  6. Мчедлов-Петросян Н. О.Труды Н. Н. Бекетова и ряд активности металлов // Вестник Харьковского национального университета. — 2003. — № 596. — Химия. Вып. 10 (33). — С. 221—225.
  7. Справочник химика : в 7 т. / гл. ред. Б. П. Никольский. — 2-е изд., перераб. и дополн. — М., Л. : Химия, 1965. — Т. 3 : Химическое равновесие и кинетика. Свойства растворов. Электродные процессы. — С. 743. — 1008 с. — 16 000 экз.
  8. Standard electrode potential (data page) (англ.).