7.3 Стандартний водневий електрод

Абсолютні значення електричних потенціалів, які виникають на межі метал-розчин солі металу, експериментально визначити неможливо. Тому для порівняння хімічної активності металів їх електродні потенціали визначають відносно електродів, потенціали яких умовно приймаються за нуль. Такі електроди називають електродами порівняння. Найчастіше як електрод порівняння використовують стандартний водневий електрод. Він складається із пластикової пластинки вкритої губчатою платиною (для збільшення її поверхні) і зануреної в 1 М розчин сульфатної кислоти, через який під тиском 1 атм пропускають водень. Активність йонів Гідрогену у такому розчині дорівнює одиниці ( моль/дм³).

Оскільки губчата платина каталізує реакцію розкладання молекули водню на атоми H₂ ↔ 2H, то на межі поділу платина-розчин кислоти встановлюється рівновага H₂ ↔ 2H⁺ + 2e.

Цій рівновазі відповідає потенціал водневого електрода H₂/2H⁺, величину якого при 298 К (25^oC) умовно вважають за нуль. Рискою позначається поверхня поділу твердої (платина) і рідкої (розчин H₂SO₄) фаз.

Потенціал стандартного водневого електрода позначають .

7.4 Стандартні електродні потенціали металів у водних розчинах

Для кількісної характеристики хімічної активності металів, треба знати їхні електродні потенціали, виміряні за однакових (стандартних) умов. Для цього складають гальванічний елемент з напівелементів: стандартного водневого електрода і будь-якого металевого електрода, тобто металевої пластинки, зануреної у 1М розчин його солі (точніше, при активності йонів металу рівній одиниці ).

Потенціал такого металічного електрода при температурі 298 К, виміряний відносно стандартного водневого електрода, називається стандартним електродним потенціалом металу і найчастіше позначається E⁰.

Якщо у парі з водневим електродом металевий заряджається негативно, тобто є негативним полюсом гальванічного елемента, то він має знак “мінус”, і навпаки.

Стандартні потенціали металічних електродів у водних розчинах наведені в табл. 7.1, яка є одночасно і рядом стандартних електродних потенціалів.

Таблиця 7.1 – Стандартні електродні потенціали (E⁰) металів у водних розчинах

Електрод	Електродна реакція	E0, B
Li+/Li	Li+ + e ↔ Li	-3,045
Rb+/Rb	Rb+ + e ↔ Rb	-2,925
K+/K	K+ + e ↔ K	-2,924
Cs+/Cs	Cs+ + e ↔ Cs	-2,923
Ba2+/Ba	Ba2+ + 2e ↔ Ba	-2,906
Sr2+/Sr	Sr2+ + 2e ↔ Sr	-2,888
Ca2+/Ca	Ca2+ + 2e ↔ Ca	-2,866
Na+/Na	Na+ + e ↔ Na	-2,714
La3+/La	La3+ + 3e ↔ La	-2,522
Mg2+/Mg	Mg2+ + 2e ↔ Mg	-2,363
Be2+/Be	Be2+ + 2e ↔ Be	-1,847
Al3+/Al	Al3+ + 3e ↔ Al	-1,663
Ti2+/Ti	Ti2+ + 2e ↔ Ti	-1,630
V2+/V	V2+ + 2e ↔ V	-1,186
Mn2+/Mn	Mn2+ + 2e ↔ Mn	-1,179
Cr2+/Cr	Cr2+ + 2e ↔ Cr	-0,913
Zn2+/Zn	Zn2+ + 2e ↔ Zn	-0,763
Cr3+/Cr	Cr3+ + 3e ↔ Cr	-0,744
Fe2+/Fe	Fe2+ + 2e ↔ Fe	-0,440
Cd2+/Cd	Cd2+ + 2e ↔ Cd	-0,403
Co2+/Co	Co2+ + 2e ↔ Co	-0,277
Ni2+/Ni	Ni2+ + 2e ↔ Ni	-0,250
Sn2+/Sn	Sn2+ + 2e ↔ Sn	-0,136
Pb2+/Pb	Pb2+ + 2e ↔ Pb	-0,126
Fe3+/Fe	Fe3+ + 3e ↔ Fe	-0,036
H+/H	2H+ + 2e ↔ H2	0,000

Продовження таблиці 7.1

Bi3+/Bi	Bi3+ + 3e ↔ Bi	+0,215
Cu2+/Cu	Cu2+ + 2e ↔ Cu	+0,337
Cu+/Cu	Cu+ + e ↔ Cu	+0,520
Hg2+/Hg	Hg2+ + 2e ↔ Hg	+0,789
Ag+/Ag	Ag+ + e ↔ Ag	+0,799
Pd2+/Pd	Pd2+ + 2e ↔ Pd	+0,987
Pt2+/Pt	Pt2+ + 2e ↔ Pt	+1,188
Au3+/Au	Au3+ + 3e ↔ Au	+1,498
Au+/Au	Au+ + e ↔ Au	+1,692

Стандартні електродні потенціали є мірою окисно-відновної здатності металів та їх йонів. Так, метали, які мають більш негативне значення за E⁰, витісняють із солей метал, який має більш позитивне значення E⁰. Тому легко відбуваються реакції витіснення цинком свинцю, міді та інших малоактивних металів із розчинів їхніх солей, наприклад:

Навпаки, хімічна активність переходів йонів у металічну фазу зростає. Отже, йони лужних і лужноземельних металів відновлюються гірше, ніж йони металів, що стоять після водню. Навпаки, окисна здатність йонів в цьому напрямку зростає (табл. 7.1). Так, йони Pt²⁺, Au⁺ чи Au³⁺ є сильними окисниками і легко відновлюються до простих речовин – вільних металів, наприклад:

Виникнення стрибка потенціалу на межі метал-рідинна фаза справедливе і для інших розчинників. Енергія сольватації йонів металу у різних розчинниках значною мірою залежить від природи розчинника, зокрема його сульватуючої дії. Наприклад, для більшості металів значення E⁰ у метанолі і етанолі (які близькі за хімічною будовою до води) і у воді не збігаються. А в ацетонітрилі (СН₃СN) – Купрум активніший за Гідроген і Плюмбум ( B). Ці факти говорять про те, що йони Cu²⁺ сольватуються молекулами ацетонітриту сильніше, ніж йони Pb²⁺.