11.1.2. Стандартный водородный электрод

В качестве электрода сравнения обычно используют водородный электрод Н⁺/ Н_{2 газ} , предложенный немецким физиком Вальтером-Фридрихом-Германом Нернстом (лауреат Нобелевской премии 1920 года) .

Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, электролитически покрытую губчатой платиной (для увеличения площади поверхности) и погруженную в раствор кислоты, через который пропускается водород. Водород хорошо адсорбируется на платине, при этом молекулы водорода частично распадаются на атомы. На поверхности соприкосновения платины с раствором кислоты может протекать окисление атомов или восстановление ионов водорода. Платина при этом практически не принимает участие в электродных реакциях и играет как бы роль губки, пропитанной атомарным водородом.

На водородном электроде осуществляется процесс:

2Н⁺ + 2 е^- = Н₂ 

Для того, чтобы можно было сравнивать значения разности потенциалов различных электродов, измерения проводят в стандартных условиях:

- температура 25⁰С (298 К),

- давление 101,3 кПа,

- концентрация ионов водорода в растворе электролита 1 моль/л

В электроде сравнения, называемом стандартным водородным электродом, поддерживается концентрация катионов водорода 1 моль/л (т.е. используется раствор кислоты с такой концентрацией) и давление газообразного водорода 101,3 кПа.

Потенциал стандартного водородного электрода условно принят равным нулю.

11.1.3. Стандартные электродные потенциалы

Разность потенциалов стандартного водородного электрода и любого другого электрода (металл  раствор), измеренная при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом (₀ ).

Стандартные потенциалы ₀ некоторых металлических электродов Ме/Меⁿ⁺ представлены в таблице 11.1.

Таблица 11.2.

Стандартные потенциалы металлических и газовых

электродов (₀) ( Т = 298 К; [Ме⁺ⁿ] = 1 моль/л)

Электрод	Электродная реакция	0, В
Li / Li+	Li+ + e—  Li0	 3,04
Rb / Rb+	Rb+ + e—  Rb0	 2,93
K / K+	K+ + e—  K0	 2,93
Cs / Cs+	Cs+ + e—  Cs0	 2,92
Ba / Ba2+	Ba2+ + 2e—  Ba0	 2,90
Sr / Sr2+	Sr2+ + 2e—  Sr0	 2,89
Ca / Ca2+	Ca2+ + 2e—  Ca0	 2,87
Na / Na+	Na+ + e—  Na0	 2,71
Mg / Mg2+	Mg2+ + 2e—  Mg0	 2,37
Sc / Sc3+	Sc3+ + 3e—  Sc0	 2,08
Al / Al3+	Al3+ + 3e—  Al0	 1,70
Mn / Mn2+	Mn2+ + 2e—  Mn0	 1,18
Ti / Ti+4	Ti+2 + 4e—  Ti0	 0,88
Zn / Zn2+	Zn2+ + 2e—  Zn0	 0,76
Cr / Cr3+	Cr3+ + 3e—  Cr0	 0,74
Ga / Ga3+	Ga3+ + 3e—  Ga0	 0,56
Fe / Fe2+	Fe2+ + 2e—  Fe0	 0,44
Cd / Cd2+	Cd2+ + 2e—  Cd0	 0,40
Mo / Mo3+	Mo3+ + 3e—  Mo0	 0,20
Co / Co2+	Co2+ + 2e—  Co0	 0,28
Ni / Ni+2	Ni+2 + 2e—  Ni0	 0,25
Sn / Sn2+	Sn2+ + 2e—  Sn0	 0,14
Pb / Pb2+	Pb2+ + 2e—  Pb0	 0,13
Fe / Fe3+	Fe3+ + 3e—  Fe0	 0,06
H2 / 2H+	2H+ + 2e—  H20	0,00
Sb / Sb2+	Sb2+ + 2e—  Sb0	+ 0,20
Cu / Cu2+	Cu2+ + 2e—  Cu0	+ 0,34
O2 / OH—	O2 + 4e— + 2H2O  4OH—	+ 0,40
Hg / Hg22+	Hg22+ + 2e—  Hg0	+ 0,79
Ag / Ag+	Ag+ + e—  Ag0	+ 0,80
Hg / Hg2+	Hg2+ + 2e—  Hg0	+ 0,85
Os / Os2+	Os2+ + 2e—  Os0	+ 0,85
Pd / Pd2+	Pd2+ + 2e—  Pd0	+ 0,99
Ir / Ir3+	Ir3+ + 3e—  Ir0	+ 1,15
Pt / Pt2+	Pt2+ + 2e—  Pt0	+ 1,19
Au / Au3+	Au3+ + 3e—  Au0	+ 1,50

В зависимости от того, положительно или отрицательно заряженным оказывается металлический электрод относительно стандартного водородного электрода, стандартный потенциал пары Ме/Меⁿ⁺ будет иметь положительное или отрицательное значение.

Последовательность металлических электродов по возрастанию стандартного потенциала Е₀ (от больших отрицательных к большим положительным значениям ) отвечает электрохимическому ряду напряжений и называется рядом стандартных электродных потенциалов.

Рассмотрим изменение окислительно-восстановительных свойств металлов и их ионов в зависимости от значений их стандартных электродных потенциалов. Для иллюстрации выберем ряд металлических электродов.

Металл Li Ba Al Fe H₂ Cu Au

(восстановлен-

ная форма)

Ион металла Li⁺ Ba²⁺ Al³⁺ Fe²⁺ 2H⁺ Cu²⁺ Au³⁺

(окисленная

форма)

₀ ( В ) 3,02 2,90 1,70 0,44 0 +0,34 +1,50

Слева направо в этом ряду уменьшаются восстановительные свойства металлов и увеличивается окислительные свойства ионов металлов.

Таким образом, из приведенного ряда металлический литий (Li)

 обладает наибольшей способностью к окислению;

 обладает наибольшей способностью отдавать электроны;

 является самым сильным восстановителем.

В свою очередь катион золота (Au³⁺)

 обладает наибольшей способностью к восстановлению;

 обладает наибольшей способностью принимать электроны;

 является самым сильным окислителем.

Кроме этого известно, что чем сильнее металл как восстановитель, тем слабее катион этого металла как окислитель и наоборот. Именно по этой причине щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) являются сильнейшими восстановителями, а их катионы (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, Fr⁺) окислительной активностью не обладают.

Ионы благородных металлов (Ag⁺, Au³⁺) являются очень сильными окислителями, а сами металлы – слабейшими восстановителями.