Электрохимический ряд активности металлов

Таблица стандартных электродных потенциалов

Чем больше стандартные восстановительные потенциалы, тем легче их можно восстановить, другими словами, тем более сильными окислителями они являются. И наоборот: низкий отрицательный потенциал означает, что данная форма является сильным восстановителем. Например, F₂ имеет 2,87 В, а Li+ имеет −3,05 В, фтор — окислитель, литий — восстановитель. Таким образом, Zn2+, стандартный восстановительный потенциал которого равен −0,76 В, может быть окислен любым другим электродом, стандартный потенциал которого больше −0,76 В. (напр., H+(0 В), Cu2+(0,16 В), F₂(2,87 В)) и может быть восстановлен любым электродом, стандартный потенциал которого меньше −0,76 В (напр., H−(−2,23 В), Na+(−2,71 В), Li+(−3,05 В)).

В гальванической ячейке, где самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция заставляет ячейку производить электрический потенциал, Энергия Гиббса ΔGo должна быть отрицательной в соответствии со следующим уравнением:

ΔGo_яч = -nFEo_яч

где n это количество молей электронов на моль продуктов, а F является постоянной Фарадея, ~96485 Кл/моль. Таким образом применимы следующие правила:

если Eo_яч> 0, тогда процесс самопроизвольный (гальваническая ячейка)

если Eo_яч< 0, тогда процесс несамопроизвольный (электролитическая ячейка)

Нестандартные условия

Стандартные электродные потенциалы даны при стандартных условиях. Однако реальные ячейки могут действовать и при нестандартных условиях. При данном стандартном потенциале потенциал при нестандартных эффективных концентрациях может быть вычислен с использованием уравнения Нернста:

E=E+RTnFln⁡aOxaRed{\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}

Величины E зависят от температуры (кроме стандартного водородного электрода) и обычно относятся к стандартному водородному электроду при этой температуре. Для конденсированных фаз величины потенциалов также зависят от давления.

Вычисление стандартных электродных потенциалов

Электродный потенциал не может быть получен эмпирически. Потенциал гальванической ячейки вытекает из «пары» электродов. Таким образом, невозможно определить величину для каждого электрода в паре, используя эмпирически полученный потенциал гальванической ячейки. Для этого установлен водородный электрод, для которого этот потенциал принят равным 0,00 В, и любой электрод, для которого электродный потенциал ещё неизвестен, может быть соотнесён со стандартным водородным электродом с образованием гальванической ячейки — и в этом случае потенциал гальванической ячейки даёт потенциал неизвестного электрода.

Так как электродные потенциалы традиционно определяют как восстановительные потенциалы, знак окисляющегося металлического электрода должен быть изменён на противоположный при подсчёте общего потенциала ячейки. Также нужно иметь в виду, что потенциалы не зависят от количества передаваемых электронов в полуреакциях (даже если оно различно), так как они рассчитаны на 1 моль переданных электронов. Отсюда при расчёте какого-либо электродного потенциала на основании двух других следует проявлять внимательность.

Например:

Fe3+ + 3e− → Fe(тв) −0,036 В

Fe2+ + 2e− → Fe(тв) −0,44 В

Для получения третьего уравнения:

Fe3+ + e− → Fe2+ (+0,77 В)

следует умножить потенциал первого уравнения на 3, перевернуть второе уравнение(поменять знак) и умножить его потенциал на 2. Сложение этих двух потенциалов даст стандартный потенциал третьего уравнения.[источник не указан 612 дней]

Стандартный электродный потенциал — медь

Стандартный электродный потенциал меди равен 0cu / cu 0 34 В и Ф u / Cu 0 52 В.
 

Стандартный электродный потенциал меди равен 0 34 В, а водорода принят равным нулю.
 

В соответствии со стандартным электродным потенциалом меди она не должна вытеснять водород из растворов кислот. Объясните, почему медь растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте и в растворе сероводорода.
 

В соответствии со стандартным электродным потенциалом меди она не должна вытеснять водород из растворов кислот.
 

В соответствии со стандартным электродным потенциалом меди она не должна вытеснять водород из растворов кислот. Объясните, почему медь растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, в растворах сероводорода и хлорида железа FeClv Напишите уравнения реакций.
 

Почему так сильно отличаются значения стандартных электродных потенциалов меди и цинка, хотя в таблице периодической системы элементы Си и Zn расположены рядом.
 

Его ЭДС, а следовательно, и стандартный электродный потенциал меди равны 0 337 В.
 

В водном растворе СцС1г находятся Си и С1 — — ионы, а также молекулы воды. При пропускании электрического тока начинается движение ионов: Си2 1 — к катоду, Ct — — к аноду. Поскольку стандартный электродный потенциал меди более положителен, чем потенциал водорода ( см. табл. 11), то на катоде восстанавливаются Си — ионы и выделяется медь. На аноде окисляются Cl — ионы и выделяется газообразный хлор.
 

Как известно, медь менее химически активна, чем водород, и поэтому никак не может вытеснять водород из растворов кислот. Справедливым на 100 % оно станет в том случае, если слово раствор предворить эпитетом водный. Да, в водном растворе стандартный электродный потенциал меди превышает потенциал водорода. А приведенная реакция взаимодействия меди с HCI идет в ацетонитриле, в растворах которого стандартный электродный потенциал меди равен — 0 28 по отношению к водороду.
 

Как известно, медь менее химически активна, чем водород, и поэтому никак не может вытеснять водород из растворов кислот. Справедливым на 100 % оно станет в том случае, если слово раствор предворить эпитетом водный. Да, в водном растворе стандартный электродный потенциал меди превышает потенциал водорода. А приведенная реакция взаимодействия меди с HCI идет в ацетонитриле, в растворах которого стандартный электродный потенциал меди равен — 0 28 по отношению к водороду.
 

Взаимодействие с простыми веществами

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны).

Реакции с простыми веществами

С кислородом реагируют все металлы, кроме золота и платиновых металлов. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды:

4Li+O2=2Li2O{\displaystyle {\mathsf {4Li+O_{2}=2Li_{2}O}}}оксид лития

2Na+O2=Na2O2{\displaystyle {\mathsf {2Na+O_{2}=Na_{2}O_{2}}}}пероксид натрия

K+O2=KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}=KO_{2}}}}надпероксид калия

Чтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:

Na2O2+2Na=2Na2O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2Na=2Na_{2}O}}}

Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании:

3Fe+2O2=Fe3O4{\displaystyle {\mathsf {3Fe+2O_{2}=Fe_{3}O_{4}}}}

2Hg+O2=2HgO{\displaystyle {\mathsf {2Hg+O_{2}=2HgO}}}

2Cu+O2=2CuO{\displaystyle {\mathsf {2Cu+O_{2}=2CuO}}}

С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

6Li+N2=2Li3N{\displaystyle {\mathsf {6Li+N_{2}=2Li_{3}N}}}

При нагревании:

2Al+N2=2AlN{\displaystyle {\mathsf {2Al+N_{2}=2AlN}}}

3Ca+N2=Ca3N2{\displaystyle {\mathsf {3Ca+N_{2}=Ca_{3}N_{2}}}}

С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины.

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:

Fe+S=FeS{\displaystyle {\mathsf {Fe+S=FeS}}}

С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп, кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1:

2Na+H2=2NaH{\displaystyle {\mathsf {2Na+H_{2}=2NaH}}}

Mg+H2=MgH2{\displaystyle {\mathsf {Mg+H_{2}=MgH_{2}}}}

С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

2Na+2C=Na2C2{\displaystyle {\mathsf {2Na+2C=Na_{2}C_{2}}}}

Na2C2+2H2O=2NaOH+C2H2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}C_{2}+2H_{2}O=2NaOH+C_{2}H_{2}}}}

Таблица стандартных электродных потенциалов

Основная статья: Таблица стандартных электродных потенциалов

Чем больше стандартные восстановительные потенциалы, тем легче их можно восстановить, другими словами, тем более сильными окислителями они являются. И наоборот: низкий отрицательный потенциал означает, что данная форма является сильным восстановителем. Например, F₂ имеет 2,87 В, а Li+ имеет −3,05 В, фтор — окислитель, литий — восстановитель. Таким образом, Zn2+, стандартный восстановительный потенциал которого равен −0,76 В, может быть окислен любым другим электродом, стандартный потенциал которого больше −0,76 В. (напр., H+(0 В), Cu2+(0,16 В), F₂(2,87 В)) и может быть восстановлен любым электродом, стандартный потенциал которого меньше −0,76 В (напр., H−(−2,23 В), Na+(−2,71 В), Li+(−3,05 В)).

В гальванической ячейке, где самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция заставляет ячейку производить электрический потенциал, Энергия Гиббса ΔGo должна быть отрицательной в соответствии со следующим уравнением:

ΔGo_яч = -nFEo_яч

где n это количество молей электронов на моль продуктов, а F является постоянной Фарадея, ~96485 Кл/моль. Таким образом применимы следующие правила:

если Eo_яч> 0, тогда процесс самопроизвольный (гальваническая ячейка)

если Eo_яч< 0, тогда процесс несамопроизвольный (электролитическая ячейка)

Электродный потенциал — медь

Потенциал меди 0 34 В в ряду нормальных напряжений стоит выше водорода, а потому медь можно отнести к благородным металлам. Следовательно, коррозия меди не может протекать с выделением водорода. В растворах солей электродный потенциал меди менее благороден, в частности в 3 % — ном растворе поваренной соли он равен около 0 02 В.
 

Рассмотрим систему, в которой два электрода находятся в растворах собственных ионов. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка. В результате возникает электродный потенциал меди.
 

На медных рудниках, в результате медленного окисления сернистой меди кислородом воздуха в присутствии воды, образуются рудничные воды, являющиеся слабым раствором медного купороса. Слабые растворы медного купороса получаются и при извлечении меди из колчеданных огарков. Так как концентрирование таких слабых растворов не экономично, медь выделяется из них цементацией. Этот процесс заключается в вытеснении меди из растворов железными стружками и железным ломом. Так как электродный потенциал меди значительно выше, чем железа ( для Си 4 — 0 34 в, для Fe — 0 44 в), то железо вытесняет медь в виде тонкого металлического шлама, называемого цементной медью. Цементная медь перерабатывается затем в медный купорос теми же методами, как и медный лом.
 

Прохождение электрического тока в гальваническом элементе осложняется побочными продуктами, выделяющимися на электродах, и появлением перепада концентрации в электролите. Например, в элементах Вольты при замыкании цепи положительные ионы Н движутся к медному электроду и осаждаются на нем. В результате через некоторое время медный электрод как бы заменяется водородным. Так как электродный потенциал водорода на 0 337 В ниже электродного потенциала меди, то ЭДС элемента уменьшается примерно на такую же величину. Кроме того, выделяющийся на медном электроде водород увеличивает внутреннее сопротивление элемента.
 

Рассмотрим систему, в которой два электрода находятся в растворах собственных ионов. Примером может служить гальванический элемент Даниэля — Якоби, схема которого приведена на рис. VII. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. В результате протекания этого процесса возникает электродный потенциал цинка. На поверхности медной пластины также возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие CustCu2 2e — поэтому возникает электродный потенциал меди.
 

Вычисление стандартных электродных потенциалов

Электродный потенциал не может быть получен эмпирически. Потенциал гальванической ячейки вытекает из «пары» электродов. Таким образом, невозможно определить величину для каждого электрода в паре, используя эмпирически полученный потенциал гальванической ячейки. Для этого установлен водородный электрод, для которого этот потенциал принят равным 0,00 В, и любой электрод, для которого электронный потенциал ещё неизвестен, может быть соотнесён со стандартным водородным электродом с образованием гальванической ячейки — и в этом случае потенциал гальванической ячейки даёт потенциал неизвестного электрода.

Так как электродные потенциалы традиционно определяют как восстановительные потенциалы, знак окисляющегося металлического электрода должен быть изменён на противоположный при подсчёте общего потенциала ячейки. Также нужно иметь в виду, что потенциалы не зависят от количества передаваемых электронов в полуреакциях (даже если оно различно), так как они рассчитаны на 1 моль переданных электронов. Отсюда при расчёте какого-либо электродного потенциала на основании двух других следует проявлять внимательность.

Например:

Fe3+ + 3e− → Fe(тв) −0,036 В

Fe2+ + 2e− → Fe(тв) −0,44 В

Для получения третьего уравнения:

Fe3+ + e− → Fe2+ (+0,77 В)

следует умножить потенциал первого уравнения на 3, перевернуть второе уравнение(поменять знак) и умножить его потенциал на 2. Сложение этих двух потенциалов даст стандартный потенциал третьего уравнения.

Нестандартные условия

Стандартные электродные потенциалы даны при стандартных условиях. Однако реальные ячейки могут действовать и при нестандартных условиях. При данном стандартном потенциале потенциал при нестандартных эффективных концентрациях может быть вычислен с использованием уравнения Нернста:

E=E+RTnFln⁡aOxaRed{\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}

Величины E зависят от температуры (кроме стандартного водородного электрода) и обычно относятся к стандартному водородному электроду при этой температуре. Для конденсированных фаз величины потенциалов также зависят от давления.

Вычисление стандартных электродных потенциалов

Электродный потенциал не может быть получен эмпирически. Потенциал гальванической ячейки вытекает из «пары» электродов. Таким образом, невозможно определить величину для каждого электрода в паре, используя эмпирически полученный потенциал гальванической ячейки. Для этого установлен водородный электрод, для которого этот потенциал принят равным 0,00 В, и любой электрод, для которого электронный потенциал ещё неизвестен, может быть соотнесён со стандартным водородным электродом с образованием гальванической ячейки — и в этом случае потенциал гальванической ячейки даёт потенциал неизвестного электрода.

Так как электродные потенциалы традиционно определяют как восстановительные потенциалы, знак окисляющегося металлического электрода должен быть изменён на противоположный при подсчёте общего потенциала ячейки. Также нужно иметь в виду, что потенциалы не зависят от количества передаваемых электронов в полуреакциях (даже если оно различно), так как они рассчитаны на 1 моль переданных электронов. Отсюда при расчёте какого-либо электродного потенциала на основании двух других следует проявлять внимательность.

Например:

Fe3+ + 3e− → Fe(тв) −0,036 В

Fe2+ + 2e− → Fe(тв) −0,44 В

Для получения третьего уравнения:

Fe3+ + e− → Fe2+ (+0,77 В)

следует умножить потенциал первого уравнения на 3, перевернуть второе уравнение(поменять знак) и умножить его потенциал на 2. Сложение этих двух потенциалов даст стандартный потенциал третьего уравнения.

Таблица стандартных электродных потенциалов

Основная статья: Таблица стандартных электродных потенциалов

Чем больше стандартные восстановительные потенциалы, тем легче их можно восстановить, другими словами, тем более сильными окислителями они являются. И наоборот: низкий отрицательный потенциал означает, что данная форма является сильным восстановителем. Например, F₂ имеет 2,87 В, а Li+ имеет −3,05 В, фтор — окислитель, литий — восстановитель. Таким образом, Zn2+, стандартный восстановительный потенциал которого равен −0,76 В, может быть окислен любым другим электродом, стандартный потенциал которого больше −0,76 В. (напр., H+(0 В), Cu2+(0,16 В), F₂(2,87 В)) и может быть восстановлен любым электродом, стандартный потенциал которого меньше −0,76 В (напр., H−(−2,23 В), Na+(−2,71 В), Li+(−3,05 В)).

В гальванической ячейке, где самопроизвольная окислительно-восстановительная реакция заставляет ячейку производить электрический потенциал, Энергия Гиббса ΔGo должна быть отрицательной в соответствии со следующим уравнением:

ΔGo_яч = -nFEo_яч

где n это количество молей электронов на моль продуктов, а F является постоянной Фарадея, ~96485 Кл/моль. Таким образом применимы следующие правила:

если Eo_яч> 0, тогда процесс самопроизвольный (гальваническая ячейка)

если Eo_яч< 0, тогда процесс несамопроизвольный (электролитическая ячейка)

Электрохимические устройства и процессы

Так как окислительно-восстановительные реакции сопровождаются переносом заряда, то их можно осуществлять действием электрического тока, и наоборот, — получать электрический ток за счет их протекания. В соответствующих процессах и устройствах используются электроды и электродные потенциалы.

Понятие об электродном потенциале.

Если металлическую пластинку опустить в воду или раствор, содержащий ионы этого металла, то на границе раздела металл-раствор за счет процессов растворения-осаждения металла возникает разность или скачок потенциала, который зависит от природы металла, концентрации раствора, а также от температуры. Этот скачок называется электродным потенциалом данного металла. Указанное равновесие выражается уравнением, учитывающим гидратацию иона:

Ме + mH₂O Me n+(H₂O)_m + ne .

в растворе на металле

Потенциал, соответствующий данному равновесию, называется равновесным электродным потенциалом.

Значение j нельзя определить по абсолютной величине. Поэтому потенциалы всех электродов определяют по отношению к стандартному водородному полуэлементу (электроду) (рис. 7.1), потенциал которого принимают равным нулю: jо₂₉₈ (2Н+ Н₂) = 0. Стандартный водородный электрод состоит из сосуда с 1н. раствором кислоты, в которую опущен платиновый электрод, контактирующий с газообразным водородом, находящимся под давлением Р = 101,3 кПа.

Рис. 7.1. Стандартный водородный электрод

На электроде устанавливается равновесие 2Н+_р + 2? Н_{2 (г)}. Нулевое значение jо для этого электрода определяется и тем, что DG_f (Н+) = DG_f (Н₂) = 0. Платина используется вследствие ее инертности, а также потому, что она является катализатором переноса электрона (процесс установления равновесия ускоряется, но само состояние равновесия, то есть функции DН, DU, DG, DS, остается неизменными при постоянной температуре).

Потенциалы, определенные относительно стандартного электрода в стандартных условиях (то есть jо₂₉₈) табулированы. Для металлов по химическим данным (Н.Н. Бекетовым), а затем путем измерения jо₂₉₈ установлен ряд активности металлов, который в настоящее время имеет назавание электрохимический ряд напряжения металлов (табл.12.1).

Таблица 12.1

Стандартные электродные потенциалы j некоторых металлов

(ряд напряжения)

Электродный потенциал, измеренный при стандартных условиях (Т = 298К; = 1моль/л) относительно стандартного водородного электрода, называется стандартным электродным потенциалом металла и обозначается j. Стандартный электродный потенциал является количественной характеристикой химической активности металла, т.е. его способности отдавать свои валентные электроны и переходить в раствор в виде ионов.

Основные свойства ряда напряжения.

Чем меньше величина j, тем сильнее выражена восстановительная активность металла.

Если условия отличаются от стандартных, то для расчета электродного потенциала используется формула Нернста:

где j — стандартный электродный потенциал металла,

n — число электронов, принимающих участие в процессе,

F — постоянная Фарадея (96500 Кл/моль),

R — универсальная газовая постоянная (8,31 Дж·моль-1·К-1),

Т – абсолютная температура (К).

Если в приведенном уравнении заменить постоянные числовыми значениями, то оно примет следующий вид:

Из формулы Нернста видно, что при стандартной концентрации катионов, равной 1М φ = j , т.е. равновесный электродный потенциал металла равен его стандартному потенциалу.

Восстановительная активность — металл

Восстановительная активность металлов по отношнию к окислам и солям может заметно отличаться в зависимости от условий процесса. На первый взгляд ( оба процесса ведут к образованию ионов из атомов) эти ряды должны совпадать.
 

Восстановительная активность металлов возрастает и окислительная активность их ионов уменьшается в ряду or положительных значений по-теьциала — к отрицательным.
 

Восстановительная активность металлов возрастает, и окислительная активность их ионов уменьшается в ряду от положительных значений потенциала к отрицательным.
 

Восстановительная активность металлов возрастает от Li к Fr, что обусловлено увеличением радиусов атомов в этом направлении и низкими значениями энергий ионизации.
 

Восстановительная активность металлов побочной подгруппь убывает от меди к золоту.
 

Восстановительная активность металлов подгруппы VIB растет с уменьшением порядкового номера. Однако благодаря устойчивой оксидной пленке только хром является пассивным металлом в широком интервале температур. Молибден и вольфрам начинают окисляться на воздухе при 250 — 400 С. Оксиды летучи ( особенно МоО3), пленки их на металлах не защищают от дальнейшего окисления. Использование изделий из этих металлов при высокой температуре требует создания водородной или инертной среды. Хром окисляется при нагревании только в виде порошка. Сплавы железа с хромом ( и никелем) нержавеющие. Молибден и вольфрам поглощают водород только при 1200 С и выше, а при охлаждении его содержание в металлах уменьшается. Хром с водородом образует неустойчивые гидриды СгН и СгН2, разлагающиеся при нагревании. Хром, молибден и вольфрам не реагируют со ртутью и не образуют амальгам. При нагревании с углеродом и углеводородами до 1200 — 1400 С образуют карбиды V2C, WC, Мо2С, МоС ( являющиеся фазами переменного состава) и различные карбиды хрома. Эти металлы образуют силициды, бориды, сульфиды, фосфиды, нитриды различного состава. Нитриды весьма тверды, но не очень химически устойчивы, карбиды же в обычных условиях довольно устойчивы.
 

Восстановительная активность металлов побочной подгруппы убывает от меди к золоту.
 

Чем объясняется более низкая восстановительная активность металлов, относящихся к подгруппе кальция, по сравнению со щелочными металлами.
 

В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху вниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается.
 

В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах сверху ьниз уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов сверху вниз увеличивается.
 

Эффективность процесса окисления зависит от восстановительной активности металла и характеризуется величиной теплоты образования получающегося оксида.
 

Если щелочноземельные металлы относятся к числу сильных восстановителей, то восстановительная активность металлов группы цинка значительно ниже: цинк и кадмий — средние восстановители, а ртуть — слабый.
 

Продукт, до которого восстанавливается кислота, зависит как от восстановительной активности металла, так и от окислительных свойств самой кислоты. Например, концентрированная серная кислота, взаимодействуя с медью, восстанавливается до двуокиси серы, с цинком — до свободной серы и с кальцием — до сероводорода.
 

Анализируя рис. 38.11, можно заметить следующие особенности: 1) уменьшение восстановительной активности металлов группы IIIA ( кроме бора) по направлению от А1 к Т1; 2) широкая область устойчивости состояния 1 для Т1; 3) умеренное ( немонотонное) изменение кислотности ионов М ( водн), измеряемое величиной рН равновесия с М ( ОН) 3 ( кр); 4) понижение кислотности М ( ОН) з ( кр) в ряду от А1 ( ОН) 3 к Т1 ( ОН) 3, измеряемое увеличением значения рН, при котором твердая гидроокись растворяется в основных растворах

Обратите также внимание, что ион Т13 имеет значительно более выраженные кислотные свойства, чем Т17, в соответствии с различием в их плотности зарядов.
 

Нестандартные условия

Стандартные электродные потенциалы даны при стандартных условиях. Однако реальные ячейки могут действовать и при нестандартных условиях. При данном стандартном потенциале потенциал при нестандартных эффективных концентрациях может быть вычислен с использованием уравнения Нернста:

E=E+RTnFln⁡aOxaRed{\displaystyle E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\rm {Ox}}}{a_{\rm {Red}}}}}

Величины E зависят от температуры (кроме стандартного водородного электрода) и обычно относятся к стандартному водородному электроду при этой температуре. Для конденсированных фаз величины потенциалов также зависят от давления.