Измерение электродных потенциалов. Электродный потенциал

) (чаще всего между металлом и раствором электролита). Возникновение Э. п. обусловливается переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) - ориентационной адсорбцией их. Величина Э. п. в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз. Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически. Практическое значение имеют относительные Э. п., обычно называемые просто Э. п., представляющие собой разность Э. п. рассматриваемого электрода и электрода сравнения - чаще всего нормального водородного электрода (См. Водородный электрод), Э. п. которого условно принимается равным нулю.

При электрохимическом равновесии на электроде величина Э. п. (E ) может быть выражена через изменение гиббсовой энергии (См. Гиббсова энергия) (ΔG ) реакции: Е = - ΔG /zF , где z - число электронов, участвующих в электрохимическом процессе, F - Фарадея число . Э. п. в этом случае зависит от активности (а ) участвующих в реакции веществ (потенциалопределяющих веществ). Для электродов Me/Me n + Е = E 0 + (RT/zF ) ln a Me n+ , где R - газовая постоянная, Т - температура, E 0 - Нормальный потенциал . Для окислительно-восстановительных систем с инертным электродом, у которых все компоненты электрохимической реакции находятся в растворе, Э. п. (Окислительно-восстановительный потенциал) определяется активностями как окисленной (a ok), так и восстановленной (а в) форм вещества:

где ν - стехиометрический коэффициент.

В случае, когда на электроде возможно одновременное протекание более одной электродной реакции, используется понятие стационарного Э. п. При пропускании электрического тока измеренный Э. п. будет отличаться от равновесного на величину поляризации (см. Поляризация электрохимическая).

В. В. Городецкий.

Большая советская энциклопедия. - М.: Советская энциклопедия . 1969-1978 .

Смотреть что такое "Электродный потенциал" в других словарях:

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ - разность электрических потенциалов (напряжений) между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Появление Э. п. вызвано образованием у поверхности электрода двойного электрического слоя. На практике используют значения так… … Большая политехническая энциклопедия

В электрохимии разность электрических потенциалов на границе фаз электрод электролит. На практике пользуются значениями т. н. относительного электродного потенциала, равного разности электродного потенциала, данного электрода и электрода… … Большой Энциклопедический словарь

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ, мера способности электрода вступать в реакцию. Электрод из элемента М, помещенный в раствор его ионов (М+), представляет собой ПОЛУЭЛЕМЕНТ. Теоретически в ходе реакций типа ММ++е между электродом и раствором всегда… … Научно-технический энциклопедический словарь

Электродный потенциал - мера способности электрода вступать в реакцию. Между электродом и раствором всегда образуется разность потенциалов. Стандартные потенциалы электродов определяют относительно водородного электрода при определенных величинах температуры,… … Официальная терминология

электродный потенциал - — [Я.Н.Лугинский, М.С.Фези Жилинская, Ю.С.Кабиров. Англо русский словарь по электротехнике и электроэнергетике, Москва, 1999 г.] Тематики электротехника, основные понятия EN electrode potentialelectrolytic potentialelectropolarization… … Справочник технического переводчика

электродный потенциал - разность электрических потенциалов между электродами и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы,… … Энциклопедический словарь по металлургии

электродный потенциал - 3.8 электродный потенциал: Мера способности электрода вступать в реакцию. Между электродом и раствором всегда образуется разность потенциалов. Стандартные потенциалы электродов определяют относительно водородного электрода при определенных… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации - elektrodo potencialas statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Dydis, išreiškiamas potencialų skirtumu, susidarančiu tarp joninės terpės (elektrolito tirpalo ar lydalo) ir į ją įdėto elektrodo. atitikmenys: angl. electrode… …

электродный потенциал - elektrodo potencialas statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Elektrodo potencialas kito kūno arba terpės, kurioje jis yra, atžvilgiu. atitikmenys: angl. electrode potential vok. Elektrodenpotential, n rus. потенциал электрода … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

Электродный потенциал

Возникновение электродного потенциала металла. Электроны в металле занимают энергетические уровни, образующие зоны. Эти зоны расположены ниже уровня энергии свободного электрона. В случае если мы хотим удалить электрон из металла - перенести его от нижнего края зоны проводимости до уровня свободного электрона, мы должны затратить работу. Эта работа принято называть внешней работой выхода электрона.

В случае если два разных металла приведены в тесное соприкосновение - контакт, то определœенное количество электронов переходит от того металла, у которого работа выхода меньше, к тому, у которого она больше, благодаря чему один металл зарядится отрицательно, а другой положительно. Это явление лежит в базе возникновения контактной разности потенциалов.

Погрузим теперь металл в любой раствор электролита или в воду. Кристаллическая решетка металлов образована катионами, между которыми движутся нелокализованные электроны. Характер взаимодействия полярных молекул воды (растворителя) с катионами решетки металла зависит от энергии его кристаллической решетки (энергии сублимации и ионизации атомов) и энергии гидратации его ионов. При этом может два возможных случая.

Первый случай. В случае если энергия гидратации (Е гидр) больше энергии кристаллической решетки (Е кр.р.), то более вероятен процесс отрыва от поверхности металла положительных ионов, которые взаимодействуют с полярными молекулами воды и в гидратированном состоянии переходят в раствор.
Размещено на реф.рф
Поверхность металла приобретает отрицательный заряд, а слой раствора, примыкающий к ней - положительный. Переход первых катионов металлов требует меньшей затраты энергии, чем удаление последующих, т.к. поверхность металла уже приобрела отрицательный заряд. По мере увеличения концентрации катионов в растворе у поверхности, вероятность выхода ионов из металла уменьшается, а вероятность входа их в металл (адсорбция) из раствора увеличивается. В случае если скорости этих процессов сравниваются, то устанавливается динамическое равновесие на границе металл-раствор.
Размещено на реф.рф
Между отрицательно заряженным металлом и положительно заряженным раствором возникает двойной электрический слой, строение которого напоминает строение конденсатора, между обкладками которого существует разность потенциалов, называемый в электрохимии равновесный потенциал. Согласно Конвенции Международного Союза химиков потенциалу условились приписывать тот знак, который возникает на поверхности металла в двойном электрическом слое. Схематически данный процесс можно изобразить так: окисление

M + mH 2 O = + ne

в растворе на металле

Такое поведение металла в растворе электролита характерно для активных металлов (Mg, Zn, Fe, Ni...)

Второй случай. В случае если энергия гидратации будет меньше энергии кристаллической решетки металла (это характерно для неактивных металлов: Cu, Hg, Bi), то преобладает процесс адсорбции катионов из раствора на поверхности электрода, заряжая его положительно; раствор же заряжается отрицательно за счёт избытка аниов соли. На границе двух фаз металл-электролит также возникает двойной электрический слой с определœенным электродным потенциалом. На примере медной пластины в растворе сульфата меди процесс схематично можно изобразить следующим образом:

Cu 2+ + SO 4 2- = Cu 2+ + SO 4 2-

на металле в растворе

В случае если индифферентный - нерастворимый, к примеру платиновый электрод погружен в электролит, содержащий окислитель и восстановитель (редокс-) систему, то в такой системе протекает два электродных процесса, или две окислительно-восстановительные полуреакции, сопровождающиеся переходом электронов между участвующими в реакции молекулами или (и) ионами. В общем виде данный процесс должна быть изображен:

Ох + ne ↔Red,

где Ox и Red - окисленная и восстановленная формы частицы или частиц, n- число электронов, участвующих в реакции.

Для раствора содержащего одновременно ионы Fe +3 и Fe +2 , вышеприведенная реакция запишется следующим образом:

Fe +3 + е ↔ Fe +2 .

В данном случае материал электрода служит переносчиком электронов. Электрод отдает окислителю или принимает электроны от восстановителя в растворе. Окислительно-восстановительный потенциал, возникающий в таких системах, зависит от природы редокс-реакции и от концентрации обоих электроактивных соединœений, а также от других веществ, к примеру концентрации ионов водорода, и не зависит от материала электрода.

Измерение потенциала металла. Электрод сравнения. Непосредственно измерить абсолютную величину потенциала электрода в настоящее время не представляется возможным. Ее измеряют относительно величины другого электрода - электрода сравнения, потенциал которого принято считать постоянным при стандартных условиях.

В электрохимии принято в качестве электрода сравнения используют водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль. Он состоит из платиновой пластины, покрытой платиновой чернью и погруженной в раствор H 2 SO 4 , где = 1 моль/л, давление газообразного водорода 101,325 кПа, температура 25 о С.

На границе раздела фаз устанавливается равновесие:

1/2 Н 2 + Н 2 О = Н 3 О + + е

Схему водородного электрода обозначают так:

H + ‌‌│ H 2 , Pt

В случае если составить электрическую цепь из водородного электрода и пластины металла, опущенную в раствор своей соли, где концентрация ионов металла равна 1 моль/л при стандартных условиях, то возникшая разность потенциалов электродвижущая сила (э.д.с.) будет являться величиной стандартного электродного потенциала металла (Е 0).

К примеру: цинковая пластина опущена в 1-молярный раствор своей соли и соединœена со стандартным водородным электродом:

схема: Zn │ Zn 2+ │ H 2 S 4 │ H 2 , Pt (+)

В элементе осуществляется реакция:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Электроны по внешней цепи движутся от цинкового к водородному электроду. Стандартный электродный потенциал цинкового электрода равен -0,763 В.

Взяв в качестве электрода медь при тех же условиях в сочетании со стандартным водородным электродом, получим электрическую цепь из двух полуэлементов,которую можно изобразить в виде схемы:

(-) Pt, H 2 │ H 2 SO 4 ││ Cu 2+ │ Cu (+)

Его э.д.с., а следовательно, и стандартный электродный потенциал (Е 0) меди равны +0,34 В. В этом случае протекает реакция

Cu 2+ + H 2 = 2H + + Cu ,

а электроны во внешней цепи движутся от водородного электрода к медному.

Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

E = E 0 + RT/nF ln C

или при температуре 298 К

E = E 0 +0,059/n lg C мет.

где R - универсальная газовая постоянная равная 8,31 Дж/моль К, Т - температура в Кельвинах, n - число электронов участвующих в реакции, F - постоянная Фарадея равная 96500 Кл, E 0 – стандартное значение электродного потенциала, который равен электродному потенциалу при концентрации электроактивной частицы равной 1 моль/л.

Потенциал окислительно-восстановительной системы:

Ох + ne +z H + ↔ Red

определяется аналогичным образом, а зависимость от концентрации обоих электроактивных соединœений и концентрации ионов водорода выражается уравнением:

E=E 0 +0,059/n lg (С Ох С H + z)/С Red .

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (ряд напряжений). Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов (Е 0) получают ряд стандартных электродных потенциалов металлов в водных растворах или ряд напряжений металлов. Ряд напряжений характеризует:

1.Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность металла и тем ниже окислительная способность его ионов.

2.Каждый предыдущий металл, т. е. расположенный в ряду напряжения левее или имеющий меньший стандартный потенциал, вытесняет последующие металлы из водных растворов их солей. К примеру:

Mg + NiSO 4 =MgSO 4 + Ni ;

3.Все активные металлы, ᴛ.ᴇ. расположенные в ряду до водорода, вытесняют водород из кислот, где он выполняет функцию окислителя (HCl разб. и конц.; H 2 SO 4 разб.).

2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2

4.Большой энергией гидратации иона Li(-515 кДж/г-ат) обусловливается высокоотрицательное значение его потенциала (Е 0 = -3,045 B) в сравнении с Na, K и даже Cs (E 0 = - 2,923 B). Это относится и к кальцию, который активнее в растворе, чем натрий.

Электродный потенциал - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Электродный потенциал" 2017, 2018.

Простейшая модель строения металла следующая: в узлах кристаллической решетки находятся положительные ионы металла, которые прочно связаны подвижными электронами. При погружении металлической пластины в водный раствор соли этого же металла положительные ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются и переходят в раствор. В результате этого перехода в кристаллической решетке металла оказывается избыток электронов и пластина приобретает отрицательный заряд. Между отрицательно заряженной пластиной и положительными ионами в растворе возникает электростатическое притяжение, в результате которого раствор у поверхности пластины приобретает положительный заряд. Одновременно развивается противоположный процесс: ионы металла из раствора принимают электроны с поверхности пластины и образуют атомы металла, которые становятся частью кристаллической решетки.

Через промежуток времени между металлической пластиной и раствором устанавливается состояние равновесия, при котором скорость перехода ионов из металла в раствор равна скорости разряжения ионов из раствора на поверхности металла:

Me + mH2O « Men+.mH2O + n

или упрощенно

Таким образом, при контакте металла с раствором его соли поверхности этих фаз приобретают противоположные заряды - образуется двойной электрический слой и возникает разность потенциалов.

Система, состоящая из металлического проводника и раствора электролита, в который погружен проводник, называется электродом , а разность потенциалов на границе металл-электролит - электродным потенциалом .

Электродный потенциал зависит от следующих основных факторов:

Природы металла;

Концентрации ионов металла в растворе;

Температуры.

Зависимость величины потенциала от указанных факторов выражается уравнением Нернста:

(1)

где - стандартный электродный потенциал, В;

R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль.К);

Т - абсолютная температура, К;

F - постоянная Фарадея, равная 96500 кл/моль;

n - число электронов, участвующих в электродном процессе;

Молярная концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Если в уравнение (1) подставить значения постоянных R и F, стандартную температуру 298 К и перейти от натурального к десятичному логарифму, получим:

(2)

Из уравнения (2) следует, что стандартный потенциал j0 - это потенциал электрода при стандартных условиях: Т=298 К; =1 моль/л.

Измерить абсолютную величину электродного потенциала невозможно, поэтому потенциалы металлов выражают по отношению к стандартному водородному электроду (СВЭ), потенциал которого условно принимается равным нулю:

По отношению к потенциалу стандартного водородного электрода потенциалы различных металлов располагаются в ряд стандартных электродных потенциалов или ряд напряжений (приложение, табл.5).

Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает. И наоборот, чем более положителен потенциал электрода, тем большей окислительной способностью обладают его ионы.

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее, вытесняют правее стоящие из растворов их солей.

Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из некоторых кислот.

Процессы, протекающие на границе металл-раствор, лежат в основе работы гальванического элемента - устройства для превращения энергии химической окислительно-восстановительной реакции в электрическую.

Гальванический элемент представляет собой электрохимическую систему, состоящую из двух металлических пластин, погруженных в растворы солей собственных ионов. Растворы соединяются солевым мостиком - стеклянной трубкой, заполненной электролитом KCl. Солевой мостик препятствует смешиванию растворов и проводит электрический ток.

Рассмотрим гальванический элемент Даниэля-Якоби, состоящий из медной и цинковой пластин, погруженных в растворы солей CuSO4 и ZnSO4, соответственно. Пока цепь разомкнута, на каждой из пластин устанавливается равновесие:

Потенциал цинкового электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал медного электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, т.е. при соединении электродов металлическим проводником, избыточные электроны будут перемещаться с цинкового электрода на медный. В результате перехода электронов равновесие на цинковой пластине сместится вправо и в раствор перейдут новые количества ионов цинка. В то же время равновесие на медной пластине сместится влево и на поверхности пластины произойдет разряд ионов меди.

Таким образом, при замыкании цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и осаждение меди на медном электроде.

Движение анионов (SO42-) через солевой мостик замыкает электрическую цепь гальванического элемента.

В гальваническом элементе электрод, на котором идут процессы окисления, называют анодом , ему присваивают отрицательный заряд (-). Электрод, на поверхности которого идут процессы восстановления катионов металла из раствора, называют катодом и ему присваивают положительный заряд (+).

Гальванический элемент принято изображать в виде схемы:

(-) Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu (+)

анод катод

Анодный процесс: А(-): Zn0 - 2 = Zn2+

Катодный процесс: К(+): Cu2+ + 2 = Cu0

Суммарная

токообразующая Zn0 + Cu2+ = Zn2+ + Cu0

реакция: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Главной характеристикой гальванического элемента является электродвижущая сила (э.д.с.) Е, равная разности электродных потенциалов катода и анода:

Если э.д.с. измеряют при стандартных условиях, то ее рассчитывают по стандартным электродным потенциалам. Так, для гальванического элемента Даниэля-Якоби

E0 = j0Cu - j0Zn = 0,34 -(-0,76) = 1,1 В

Если условия отличны от стандартных, то величины электродных потенциалов рассчитывают по уравнениям Нернста.

Гальванический элемент из двух электродов, изготовленных из одного металла, но погруженных в растворы солей этого металла с различной концентрацией называют концентрационным.

Анодом в таком элементе будет пластина в растворе с меньшей концентрацией (С1), катодом - пластина в растворе с более высокой концентрацией (С2). Электродвижущую силу такого элемента рассчитывают по формуле:

Таким образом, концентрация первого раствора С1 будет постепенно увеличиваться, а второго раствора С2 - уменьшаться. Через некоторое время концентрации С1 и С2 станут одинаковыми, а э.д.с. - равной нулю.

Пример 1. Определите электродный потенциал цинка, опущенного в раствор его соли с концентрацией ионов Zn2+ 0,001 моль/л.

Решение. Зависимость электродного потенциала металла от концентрации его ионов выражается уравнением Нернста

Стандартный потенциал цинка равен -0,76 В. Отсюда

Ответ: -0,85 В.

Пример 2. Составьте схему, анодный и катодный процессы и вычислите э.д.с. гальванического элемента, образованного серебряной и кадмиевой пластинами, погруженными в растворы с концентрацией ионов =0,1 моль/л и =0,005 моль/л.

В конце статьи, вы поймете, и в состоянии описать- Что такое стандартный электродный потенциал, как мы измеряем и что необходимость стандартного электродного потенциала.

Электрохимии является филиалом химии, которая занимается производством электроэнергии, когда происходит химическая реакция. Весь процесс осуществляется в контейнере или судно называется как клетка. Когда мы строим клетку, используя образец Daniel клетки. Мы объединяем два различных полуэлемент. Каждая половина ячейки состоит из металлического стержня, смоченного в электролите. Если потенциальный стержень создан. Это приведет к формирование батареи. Эти батареи обеспечивают электрический ток для запуска автомобилей, чтобы привести множество продуктов, такие как карманные калькулятор цифровых часов радио и магнитофон и т.д..

Что такое электродный потенциал

• оксидирование – Потеря электронов.
• снижение – получение электронов.

Электродный потенциал развивается только тогда, когда существует разность потенциалов между электродом и электролитом. Если мы поместить медный металлический стержень в CuSO 4 решение. Эти атомы меди имеют поведение (тенденция) потерять электроны образуют Cu 2+ ионы, которые идут в раствор в результате окисления.

с(s) → С 2+ + 2е –

Скоро, избыточные электроны будут накапливаться на электроде, и он будет приобретать отрицательный заряд. Электроны, присутствующие на электроде также будут иметь тенденцию привлекать положительные ионы (с 2+ ионы) присутствует в растворе. Это означает, что электрод не будет держать на потери электронов и равновесие будет в конечном счете, устанавливается.

Когда такое равновесие будет достигнуто, разделение положительных и отрицательных зарядов будет происходить, приводит к разности потенциалов между металлическим стержнем и его ионов, присутствующих в растворе называется электродным потенциалом.

Стандартный потенциал снижения

Следует помнить, что:

• Электрод может подвергаться окислению.
• Электрод может также проходить снижение за счет получения электронов.

Электрод может подвергаться окислению, теряя электроны, положительные ионы, присутствующие в растворе, может также принимать электроны от электрода и в результате отсутствия электронов на электроде, чем инициалы. таким образом, придавая положительный заряд на нем. В результате, электрод теперь будет притягивать электроны из раствора и его притягивающей электроны или принимая тенденцию называется восстановительным потенциалом. таким образом, Есть два типа электродных потенциалов т.е., Окислительный потенциал и потенциал сокращения.

Окисление потенциал. Это тенденция электрода потерять электроны и в результате, он окисляется.

потенциал сокращения. Это тенденция электрода, чтобы принимать электроны, и в результате, он получает снижается.

Что такое стандартный электродный потенциал – Определение

В целом, электрод называется в стандартных условиях, если:

• концентрация электролита раствор 1 молярный (1M)
• Давление газа / газов, вовлеченное одна атмосфера
• Температура постоянна (в общем 298 К).

Как рассчитать стандартные ячейки потенциал

Следует отметить, что мы не можем измерить потенциал клеток непосредственно связано со следующими причинами:

• Половина клеток ли окисление или восстановление Полуэлемент не может работать по своему владеет и может работать только при подключении к другой половине ячейки.
• Электрон высвобождения или принимая тенденцию электрода только относительная тенденцию, а не абсолютная тенденцию.

таким образом, мы не можем определить абсолютную стандартный электродный потенциал электрода. Для того, чтобы решить проблема, опорный электрод необходимо, и должны быть возложены на него. The обычно используется опорный электрод стандартного водородного электрода (ОНА) также называемый нормальный водород электрод (NHE) и его стандартный электродный потенциал (окисления, а также снижение) принимается равным нулю.

Определение E o Значение цинка

Гальванический элемент установлен, в котором цинк электрод помещают в 1М ZnSO 4 Раствор представляет собой одну половину ячейки в то время как стандартный водородный электрод, как другая половина ячейки. В этом случае, чтение с помощью вольтметра 0.76 В и направление потока электронов от цинка к водороду электрону (противоположный поток тока, как показан вольтметр). таким образом, цинк будет выступать в качестве анода и стандартный водородный электрод выступает в качестве катода.

Электронно прочь = Анод.

• Е o клетка = E o катод – Е o анод
• 0.76 знак равно 0 + Е o анод
• Е o анод знак равно -0.76V
• таким образом, стандартный восстановительный потенциал цинка (Zn 2+ /Zn) является -0-76 V.

В случае, прогиб в сторону водородного электрода, это означает, что поток электронов от водородного электрода в направлении металлического электрода. В таком случае, водородный электрод будет выступать в качестве анода и металлического электрода в качестве катода.

Стандартный электродный потенциал Таблица

Значения представляют собой стандартные потенциалы сокращения электрода. Их стандартный потенциал окисления будет иметь такое же значение, но с противоположным знаком. Эти значения являются последней конвенцией, принятой IUPAC, как стандартные восстановление и окисление потенциалы также называют как стандартный электродный потенциал.

Стандартный водородный электрод

В стандартном водородном электроде, платиновый провод, покрытый тонкодисперсной платины под названием платиновой черни герметизируется в стеклянной трубке. Это влечет за собой платиновую фольгу на одном конце. Провод погружают в водном растворе, содержащем 1 мольный Н + концентрация ионов (как обычно 1 М HCl используется). Чистый газообразный водород под давлением 1 бар постоянно пропускают через раствор: Температура Раствор выдерживают при 298 К. Стандартный водородный электрод может действовать как в качестве катода и анод. Когда он должен действовать как окисление анода должно иметь место, и действовать в качестве катодного восстановления происходит.

Стандартный водородный электрод также известен как обратимый электрод.

Обратитесь к следующему видео для стандартного водородного электрода

Нормальный водородный электрод

Более ранние разработки в области electrochemistry.There является использовать нормальный водородный электрод(NHE) имеющий потенциал нулевого электрода. Нормальный водородный электрод (NHE) построен таким образом, имея платиновый электрод в раствор 1 N сильной кислоты. С течением времени, он был изменен.

Короче резюме,

• Нормальный водородный электрод – Электрод потенциал платины с точки зрения 1 Раствор N кислоты.
• Стандартный водородный электрод- Электрод потенциал платины с точки зрения 1 М раствор кислоты.

Это все об основах – Что такое стандартный электродный потенциал, как мы измеряем и что необходимость стандартного электродного потенциала.

Если вы хотите чувствовать себя свободно делиться с другими.

Электродные потенциалы

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 + mH 2 O Me n+ (H 2 O) 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: j о 298 (2Н + ® Н 2) = 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 + 2ē Н 2 (г) .Нулевое значение j о для этого электрода определяется и тем, что DG 0 f (Н +) = DG 0 f (Н 2) = 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 j о 298) табулированы. Для металлов по химическим данным (Н.Н. Бекетовым), а затем путем измерения j о 298 установлен ряд активности металлов, который в настоящее время имеет назавание электрохимический ряд напряжения металлов (табл.12.1).

Таблица 12.1

Стандартные электродные потенциалы j 0 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 0 . Стандартный электродный потенциал является количественной характеристикой химической активности металла, т.е. его способности отдавать свои валентные электроны и переходить в раствор в виде ионов.