Стандартный электродный потенциал

8 заданий

Шкала потенциалов

Разность потенциалов между двумя электродами измерить легко, а потенциал одного электрода — нельзя: нужен второй электрод для замыкания цепи. Поэтому договорились отсчитывать потенциалы от стандартного водородного электрода: платина, омываемая водородом под давлением 1 бар в растворе с \(a(\ce{H+}) = 1\); его потенциал принят за ноль.

Стандартный электродный потенциал \(E^\circ\) — ЭДС элемента, составленного из данного электрода (справа) и водородного (слева), все участники в стандартных состояниях. Записывают его для полуреакции восстановления: \(\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}\), \(E^\circ = +0{,}34\) В.

Ряд стандартных потенциалов: наверху сильные окислители, внизу — сильные восстановители

Чем выше \(E^\circ\), тем сильнее окислитель (левая часть полуреакции); чем ниже — тем сильнее восстановитель (правая часть). Металлы с отрицательным потенциалом вытесняют водород из кислот, а более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли.

infoИз истории

Опытный «вытеснительный ряд» металлов составил в 1865 году русский химик Николай Бекетов, изучая, какие металлы вытесняют другие из растворов солей и расплавов. Ряд стандартных потенциалов — его количественная, термодинамическая форма.

Стандартная ЭДС

ЭДС элемента — разность потенциалов катода и анода:

\[E^\circ = E^\circ_\text{катод} - E^\circ_\text{анод}.\]

Для элемента Даниэля \(E^\circ = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\) В. Если для записанной реакции \(E > 0\), она идёт самопроизвольно в прямом направлении; если \(E < 0\) — в обратном.

errorПотенциал не умножают на коэффициенты

Для \(\ce{Zn + 2Ag+ -> Zn^2+ + 2Ag}\) \(E^\circ = 0{,}80 - (-0{,}76) = 1{,}56\) В, а не \(2\cdot0{,}80 + 0{,}76\). Потенциал — энергия на единицу заряда, интенсивная величина: удвоив уравнение, мы удвоим и энергию, и перенесённый заряд, а их отношение не изменится.

push_pinГлавное

Потенциал отдельного электрода измерить нельзя; его отсчитывают от стандартного водородного электрода (0 В). Стандартные потенциалы записывают для полуреакций восстановления: чем больше \(E^\circ\), тем сильнее окисленная форма как окислитель. \(E^\circ_\text{эл} = E^\circ_\text{катод} - E^\circ_\text{анод}\); реакция идёт самопроизвольно при \(E > 0\). Потенциал — интенсивная величина: на коэффициенты его не умножают.

Закрепите теорию: 8 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.