Стандартные электродные потенциалы

Понятие стандартного электродного потенциала Стандартный электродный потенциал — это величина, характеризующая способность полуреакции окисления или восстановления протекать в стандартных условиях. Он определяется как равновесный потенциал электрода, измеренный при концентрации ионов, равной 1 моль/л, давлении газообразных веществ 1 атм и температуре 298 К. Эта величина служит универсальной мерой окислительно-восстановительных свойств химических систем.

Роль в электрохимии Значения стандартных электродных потенциалов позволяют прогнозировать направление самопроизвольных электрохимических процессов, определять силу окислителей и восстановителей, а также вычислять электродвижущую силу (ЭДС) гальванических элементов. Чем выше стандартный потенциал, тем сильнее выражены окислительные свойства соответствующей формы вещества. Напротив, низкие значения соответствуют сильным восстановителям.

Гидрогеновый электрод как нулевая точка отсчёта Для согласования данных используется условная шкала, в основе которой лежит стандартный водородный электрод (СВЭ). Его потенциал принят равным 0,00 В. Электрод состоит из платины, покрытой платиновым чёрным, погружённой в раствор с концентрацией ионов H⁺ равной 1 моль/л, при атмосферном давлении водорода 1 атм и температуре 298 К. Потенциалы всех остальных электродов выражаются относительно этого стандарта.

Интерпретация численных значений

Положительные значения стандартных электродных потенциалов указывают на то, что полуреакция восстановления протекает легче, чем восстановление ионов водорода. Например, ионы Au³⁺ или Pt²⁺ обладают высокими положительными потенциалами и являются сильными окислителями.
Отрицательные значения говорят о том, что ионы восстанавливаются труднее, чем H⁺. Такие металлы легко окисляются, проявляя восстановительные свойства. Примером являются щёлочные и щёлочноземельные металлы.

Таблицы стандартных электродных потенциалов Систематизированные таблицы позволяют сравнивать разные вещества по их окислительно-восстановительным свойствам. В них реакции записываются в виде процессов восстановления, и именно эти потенциалы приводятся в справочниках. Так, для реакции Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu стандартный потенциал равен +0,34 В, а для реакции Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn он равен –0,76 В. Это означает, что медь обладает более сильными окислительными свойствами по сравнению с цинком.

Применение в расчётах Зная стандартные электродные потенциалы, можно рассчитать электродвижущую силу гальванического элемента по уравнению:

E_ячейки^∘ = E_катода^∘ − E_анода^∘

где E_катода^∘ — потенциал восстановителя (катодного процесса), а E_анода^∘ — потенциал окислителя (анодного процесса). Если полученное значение положительно, реакция в выбранном направлении является термодинамически выгодной.

Факторы, влияющие на практическое применение Хотя стандартные потенциалы рассчитываются для идеальных условий, реальные системы часто отклоняются от этих параметров. На величину потенциала влияют:

концентрации ионов в растворе;
давление газов;
температура среды;
комплексообразование и растворимость осадков.

Для учёта этих факторов применяется уравнение Нернста, позволяющее скорректировать стандартные значения под реальные условия.

Значение в химической термодинамике и энергетике Стандартные электродные потенциалы связаны с изменением стандартной энергии Гиббса по соотношению:

ΔG^∘ = −nFE^∘

где n — число передаваемых электронов, F — число Фарадея. Таким образом, электродные потенциалы напрямую связаны с термодинамической выгодностью химических процессов. Это делает их важнейшими характеристиками при проектировании источников тока, в электрохимическом синтезе, при коррозионных исследованиях и в биохимических системах.

Значение для классификации веществ На основе значений стандартных электродных потенциалов можно расположить элементы и их соединения в ряд активности. Этот ряд отражает относительную способность металлов и неметаллов вступать в окислительно-восстановительные процессы. Он является основой для предсказания взаимодействия металлов с кислотами, солями и другими окислителями.