Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Значение стандартного электродного потенциала водородного электрода, являющегося электродом сравнения и соответствующего процессу: 2Н⁺ + 2е = Н₂, принято равным нулю.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Например:Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Как и в случае определения значения Е° металлов, значения Е° неметаллов измеряются при температуре 25 °С и при концентрации всех атомных и молекулярных частиц, участвующих в равновесии, равной 1 моль/л.

Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос: протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция?

Количественным критерием оценки возможности протекания той или иной окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления.

Величина электродного потенциала окислительно-восстановительной системы зависит от концентрации окисленной и восстановленной формы и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Е(Ox/Red) = Е°(Ox/Red) + , где

Е(Ox/Red) - искомый потенциал окислительно-восстановительной системы (в вольтах)

Е°(Ox/Red) - ее стандартный потенциал

R – универсальная газовая постоянная (8,324 Дж/моль∙К)

T – абсолютная температура

F – постоянноя Фарадея (96485 Кл/моль)

n – количество электронов передаваемых от окисленной формы к восстановленной

a(Ox) и a(Red) активности окисленной и восстановленной формы соответственно

. В случае разбавленных растворов (ионная сила растворов близка к нулю) вместо активностей можно использовать их молярные концентрации:

Е_Ox/Red = Е°_Ox/Red +

При температуре Т = 298° К, подставляя численные значения R и F, используя десятичный логарифм вместо натурального (ln(a) = 2,3∙lg(a)) получаем:

Е(Ox/Red) = Е°(Ox/Red) +

Для системы металл/раствор соли данного металла с учетом того, что активность гетерофазы [Red] величина постоянная и равна единице уравнение принимает вид:

Е(Меⁿ⁺/Me) = Е°(Меⁿ⁺/Ме) + · ln[Меⁿ⁺] = Е°(Меⁿ⁺/Ме) + ∙ ln[Меⁿ⁺]

Если в уравнение полуреакции входит протон или гидроксид-ион, то величина электродного потенциала зависит и от рН среды.

Например, для полуреакции: МnО₄^- +8Н⁺ + 5е^- = Мn²⁺ + 4Н₂О потенциал рассчитывается по формуле:

Как уже отмечалось, для водных растворов в качестве стандартного электрода обычно используют водородный электрод (Pt, Н₂[0,101 МПа] | Н⁺[a= 1]), потенциал которого при давлении водорода 0,101 МПа и термодинамич. активности а ионов Н⁺ в растворе, равной 1, принимают условно равным нулю (водородная шкала Э. п.).

Величина потенциала любого водородного электрода (соответствующего полуреакции 2Н⁺ + 2е = Н₂), принимая активность водорода (Н₂) равной единице, рассчитывается по формуле:

Е(Н⁺/Н₂) = Е⁰ (Н⁺/Н₂) + 0,059 ∙ lg[H⁺].

С учетом того, что стандартный потенциал Е⁰ (Н⁺/Н₂) равен нулю, а lg[H⁺] = -рН получаем:

Е(Н⁺/Н₂) = - 0,059 ∙ рН.

Процессы коррозии и другие процессы окисления протекающие под действием атмосферного кислорода и воды соответствуют полуреакции:

О₂ + 4Н⁺ + 4е = 2Н₂О Е⁰ = 1,228 В.

Уравнение Нернста для этого процесса:

Е = Е⁰ +0,059 ∙ lg[H⁺] + (0,059/4) ∙ lgP(O₂), или Е = Е⁰ - 0,059 ∙ рН + (0,059/4) ∙ lgP(O₂)

где P(O₂) – парциальное давление кислорода. Если парциальное давление кислорода равно одной атмосфере, то уравнение принимает вид:

Е = Е⁰ - 0,059 ∙ рН