Стандартный электродный потенциал (E°) представляет собой потенциал электрода относительно стандартного водородного электрода (SHE) при стандартных условиях: 1 М концентрация раствора, давление газов 1 атм, температура 25 °C. E° характеризует способность окислительно-восстановительной системы принимать или отдавать электроны, что отражает термодинамическую тенденцию реакции протекать в том или ином направлении.
Электродный потенциал измеряется в вольтах и является мерой электрохимической активности и силы окислителя или восстановителя. Значение E° напрямую связано с изменением свободной энергии Гиббса ΔG° реакции:
ΔG° = −nFE°
где n — число электронов, участвующих в реакции, F — постоянная Фарадея.
Электродные потенциалы принято классифицировать по типу реакции:
$$ \ce{Cu^{2+} + 2 e^- -> Cu} \quad E° = +0.34\,\text{В} $$
Потенциалы водородного электрода: нулевой уровень отсчёта для всех электродных потенциалов, используется как эталон.
Потенциалы металлов в растворах их ионов: показывают склонность металла к растворению или осаждению из раствора.
Хотя термин «стандартный» подразумевает фиксированные условия, на практике на потенциал влияют:
$$ E = E° + \frac{0.059}{n} \log \frac{[\text{окисленная форма}]}{[\text{восстановленная форма}]} $$
Температура — изменение ΔG° с температурой отражается в смещении E.
Состав электролита и ионная сила раствора — влияет на активность ионов и, следовательно, на электрохимическую устойчивость системы.
Стандартные электродные потенциалы широко систематизированы в таблицах, где представлены значения для различных металлов и окислительно-восстановительных систем. Эти таблицы позволяют прогнозировать направление электрохимической реакции:
Например, сравнение потенциалов:
$$ \ce{F2 + 2 e^- -> 2 F^-}, \quad E° = +2.87\,\text{В} \quad (\text{сильный окислитель}) $$
$$ \ce{Li+ + e^- -> Li}, \quad E° = -3.04\,\text{В} \quad (\text{сильный восстановитель}) $$
1. Предсказание направлений реакций Сравнение потенциалов двух полуреакций позволяет определить, какая из них будет протекать как окисление, а какая как восстановление.
2. Электрохимические ячейки Разность потенциалов между анодом и катодом определяет ЭДС (электродвижущую силу) гальванического элемента:
Ecell = Eкатод − Eанод
3. Коррозия и защита металлов Знание E° позволяет прогнозировать склонность металла к коррозии и выбирать методы его пассивации.
4. Аналитическая химия Использование потенциалов для титриметрии и определения концентраций редокс-активных веществ.
Измерение E° осуществляется при использовании водородного электрода в качестве эталона, с соблюдением следующих условий:
Потенциал исследуемого электрода определяется как разность потенциалов относительно стандартного водородного электрода, что требует точного контроля температуры, чистоты растворов и электродов.
Для любой полуреакции стандартный потенциал можно пересчитать на нестандартные условия с помощью уравнения Нернста:
$$ E = E° - \frac{RT}{nF} \ln Q $$
где Q — реакционное отношение концентраций, R — универсальная газовая постоянная, T — температура в Кельвинах. Это позволяет использовать таблицы стандартных потенциалов в реальных химических условиях.
Стандартные электродные потенциалы являются фундаментальным инструментом для изучения химии растворов, поскольку они объединяют термодинамику, кинетику и электрохимию. Они позволяют количественно оценивать:
Это делает их ключевым понятием для понимания поведения веществ в водных и неводных средах.