Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції

1) Природа реагуючих речовин. 2) Агрегатний стан реагуючих речовин. 3) Концентрація реагуючих речовин. Основний закон хімічної кінетики — закон діючих мас для швидкості хімічних реакцій: швидкість хімічної реакції за сталої температури пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Для реакції  : , де k — коефіцієнт;   і   — концентрації реагуючих речовин (моль/л). 4) Площа поверхні зіткнення реагуючих речовин. Ця залежність справедлива для гетерогенних систем за участю твердих речовин. 5) Зміна температури. Залежність швидкості реакції від температури описується правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10 °С швидкість більшості реакцій збільшується у 2—4 рази. , де  — температурний коефіцієнт. 6) Для газів — тиск у системі. 7) Наявність каталізаторів. Каталізатори — це речовини, що змінюють швидкість хімічної реакції. Каталізатор у процесі реакції не витрачається і до складу кінцевих продуктів не входить. Позитивний каталіз — прискорення реакції. Негативний каталіз, абоінгібування, — уповільнення реакції.  Константа швидкості реакції (питома швидкість реакції) - коефіцієнт пропорційності в кінетичному рівнянні.

Фізичний сенс константи швидкості реакції k випливає з рівняння закону діючих мас : k чисельно дорівнює швидкості реакції при концентрації кожного з реагуючих речовин дорівнює 1 моль / л.

Константа швидкості реакції залежить від температури, від природи реагуючих речовин, але не залежить від їх концентрації.

9.Залежно від механізму всі хімічні реакції класифікують на прості (елементарні) і складні. Простими називаються реакції, які відбуваються в одну стадію за рахунок одночасного зіткнення молекул, записаних в лівій частині рівняння. У простій реакції можуть брати участь одна, дві або, що зустрічається вкрай рідко, три молекули. Тому прості реакції класифікують на мономолекулярні, бімолекулярний і трімолекулярние реакції. Так як з точки зору теорії ймовірності одночасне зіткнення чотирьох і більше молекул малоймовірно, реакції більш високою, ніж три, молекулярної не зустрічаються. Для простих реакцій кінетичні рівняння відносно прості. Наприклад, для реакції H ₂ + I ₂ = ₂ HI кінетичне рівняння має вигляд   = K ∙ C (I ₂₎ ∙ C (H _2).  Складні реакції протікають у кілька стадій, причому всі стадії пов'язані між собою. Тому кінетичні рівняння складних реакцій більш громіздкі, ніж простих реакцій. Наприклад, для складної реакції H ₂ + Br ₂ = ₂ HBr відомо   =   .  Складність кінетичного рівняння безпосередньо пов'язана зі складністю механізму реакції.  Основним законом хімічної кінетики є постулат, що випливає з великого числа експериментальних даних і виражає залежність швидкості реакції від концентрації. Цей закон називають законом діючих мас. Він стверджує, що швидкість хімічної реакції в кожен момент часу пропорційна концентрацій реагуючих речовин, зведеним до деяких ступеня.  Послідовні реакції – це реакції із проміжними стадіями: Початок реакції, коли речовину D ще не можна зафіксувати, називається періодом індукції. Загальна швидкість реакції визначається швидкістю найбільш повільної (лімітуючої) стадії До паралельних відносяться спряжені реакції: 

Перша реакція – первинна – протікає спонтанно, а друга – вторинна – тільки під час першої. Речовина ( ), яка бере участь в обох процесах, називається актором. Другий учасник ( ) первинної реакції називається індуктором, а другий учасник вторинної реакції ( ) – акцептором. Відношення кількостей актора, реагуючих із індуктором та акцептором, називається фактором індукції, величина якого приблизно дорівнює цілому числу. Це свідчить про утворення у ході спряжених реакцій проміжних нестійких речовин. Під час спряжених реакцій концентрація індуктора може: a) зростати (автокаталітичні реакції); b) не змінюватись (каталітичні реакції); c) зменшуватись. Реакції, що протікають під впливом чи УФ- називаються фотохімічними. Енергія активації фотохімічних реакцій обумовлена поглинанням молекулами фотонів світла з утворенням реакційноздатних частинок. Фотосинтез, зір (фоторецепція) – приклади двох важливих біологічних процесів. Це наслідок того, що основним джерелом енергії на Землі є сонячна радіація.

При поглинанні світла молекули переходять в електронно-збуджений стан. Це супроводжується зміною фізичних і хімічних властивостей молекул порівняно із основним станом. Змінюється дипольний момент, геометрія, розподіл електронної густини. Молекула в збудженому стані має іншу реакційну здатність.

Найбільш поширеними фотохімічними реакціями є: фотодисоціація, фотоприєднання, фотовідновлення, фотоокиснення, фотозаміщення, фотоізомерізація.

10.Сума показників степенів у рівнянні швидкості хімічної реакції (так зване кінетичне рівняння) (3) є важливою характеристикою ме­ханізму процесу і називається порядком хімічної реакції. Якщо порядок реакції нульовий (швидкість не залежить від концентрації реагуючих речовин), то v = соnst.

Швидкість реакції першого порядку описують кіне­тичним рівнянням

v = kС.

Прикладом реакцій першого порядку є розкладання оксиду азоту (V):

N2О5 = 2NО2 + 1/2О2.

Для реакцій другого порядку кінетичне рівняння має вигляд

v = kС2; або v = kС1С2 .

Прикладом реакцій другого порядку є взаємодія водню і йоду за рівнянням

Н2 + І2 = 2НІ

і розкладання оксиду азоту (IV):

2NО2 = 2NО + О2 .

Реакції третього порядку описуються кінетичними рівняннями

v = kС3; v = kС12С2; v = kС1С22; v = kС1С2С3 .

Прикладом таких реакцій є:

2NО + О2 = 2NО2;

2NО + Вr2 = 2NОВr.

Порядок реакції, тобто сума показників степенів у кінетично­му рівнянні, може набувати і дробових значень.

Для характеристики механізму реакцій застосовують поняття молекулярності реакції. Під молекулярністю ре­акції розуміють кількість молекул, які беруть участь в елемен­тарному акті взаємодії.

Час напівреакцп (напівперетворення) - це проміжок часу, за який концентрація початкових компонентів зменшується вдвічі для реакцій першого порядку ї1/2 не залежить від с0 , для реакцій другого порядку він обернено пропорційний с0.

11.Залежність швидкості фізико-хімічного процесу від температури приблизно виражається правилом Вант-Гоффа: зі збільшенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості хімічних реакцій зростає приблизно в 2 -4 рази. Математично ця залежність виражається так:

                                                          (5.3)

                                                                (5.4)

де   и   – швидкості реакції за температур Т₂ і Т₁; ΔТ = Т₂ – Т₁; γ – температурний коефіцієнт швидкості (значення змінюються від 2 до 4), що показує, в скільки разів збільшиться швидкість реакції з підвищенням температури на 10 градусів. Кількісне значення γ залежить від природи реагуючих речовин і для цієї реакції є величиною сталою.

Збільшення швидкості хімічної реакції з підвищенням температури пов’язане із зростанням числа активних молекул, що мають надмірну енергію. Для того, щоб брати участь в реакції, молекулам необхідний надлишок енергії в порівнянні з середньою енергією молекул за цієї температури. Цей надлишок енергії називається енергією активації реакції; вона позначається Е_а і вимірюється в кДж/моль. Чисельне значення Е_а залежить від природи реагуючих речовин і каталізатора. Чим більше значення Е_а, тим меншою є швидкість хімічної реакції. Процеси гомогенного каталізу особливо важливі у біохімічних процесах, отже життєдіяльність будь-яких організмів залежить від швидкості переробки продуктів харчування в речовини, які необхідні для розвитку та функціонування організмів. Біологічні каталізатори називають ферментами. Ферменти є речовинами білкового походження. Деякі з них складаються з одного компонента (пепсин, трипсин)

12.

Рівняння Арреніуса встановлює залежність константи швидкості хімічної реакції   від температури   .

Згідно простої моделі зіткнень хімічна реакція між двома вихідними речовинами може відбуватися тільки в результаті зіткнення молекул цих речовин. Але не кожне зіткнення веде до хімічної реакції. Необхідно подолати певний енергетичний бар'єр, щоб молекули почали один з одним реагувати. Тобто молекули повинні володіти певною мінімальною енергією ( енергія активації   ), Щоб цей бар'єр подолати. З розподілу Больцмана для кінетичної енергії молекул відомо, що число молекул, що володіють енергією   , Пропорційно   . У результаті швидкість хімічної реакції представляється рівнянням, яке було отримано шведським хіміком Сванте Арреніус з термодинамічних міркувань:

Тут   характеризує частоту зіткнень реагуючих молекул,   - універсальна газова стала.

У рамках теорії активних зіткнень   залежить від температури, але ця залежність досить повільна:

Оцінки цього параметра показують, що зміна температури в діапазоні від 200 C до 300 C приводить до зміни частоти зіткнень   на 10%.

У рамках теорії активованого комплексу виходять інші залежності   від температури, але у всіх випадках більш слабкі, ніж експонента.

Рівняння Арреніуса стало одним з основних рівнянь хімічної кінетики, а енергія активації - важливою кількісною характеристикою реакційної здатності речовин.

Енергія активації-  мінімальна кількість енергії, яке потрібно повідомити системі (в хімії виражається в джоулях на моль), щоб відбулася реакція У хімічній моделі, відомої як Теорія активних зіткнень (ТАС), є три умови, необхідних для того, щоб відбулася реакція : Молекули повинні зіткнутися. Це важлива умова, однак його не достатньо, тому що при зіткненні не обов'язково відбудеться реакція. Молекули повинні володіти необхідною енергією (енергією активації). У процесі хімічної реакції взаємодіючі молекули повинні пройти через проміжне стан, який може володіти більшою енергією. Тобто молекули мають подолати енергетичний бар'єр; якщо цього не відбудеться, реакція не почнеться. Молекули повинні бути правильно орієнтовані відносно один одного.

При низькій (для певної реакції) температурі більшість молекул мають енергією меншою, ніж енергія активації, і нездатні подолати енергетичний бар'єр. Однак в речовині завжди знайдуться окремі молекули, енергія яких значно вище середньої. Навіть при низьких температурах більшість реакцій продовжують йти. Збільшення температури дозволяє збільшити частку молекул, що володіють достатньою енергією, щоб подолати енергетичний бар'єр. Таким чином підвищується швидкість реакції.

13. Каталіз - виборче прискорення одного з можливих термодинамічно дозволених напрямків хімічної реакції під дією каталізатора, який багаторазово вступає в проміжне хімічна взаємодія з учасниками реакції і відновлює свій хімічний склад після кожного циклу проміжних хімічних взаємодій.  Каталізатор змінює механізм реакції на енергетично більш вигідний, тобто знижує енергію активації. Каталізатор утворює з молекулою одного з реагентів проміжне з'єднання, в якому ослаблені хімічні зв'язки. Це полегшує його реакцію з другим реагентом. Важливо зазначити, що каталізатори прискорюють оборотні реакції, як в прямому, так і в зворотному напрямках.. Каталіз може бути позитивним (коли швидкість реакції збільшується) і негативним (коли швидкість реакції зменшується). Для позначення від'ємного каталізу часто використовують термін інгібування.

Каталіз буває гомогенним і гетерогенним (контактним). У гомогенному каталізі каталізатор складається в тій же фазі, що і реактиви реакції, в той час, як гетерогенні каталізатори відрізняються фазою. Прикладом гомогенного каталізу є розкладання пероксиду водню в присутності іонів йоду. Реакція протікає у дві стадії:

H ₂ О ₂ + I → H ₂ О + IO

H ₂ О ₂ + IO → H ₂ О + О ₂ + I

При гомогенному каталізі дію каталізатора пов'язано з тим, що він вступає у взаємодію з реагують речовинами з утворенням проміжних сполук, це призводить до зниження енергії активації.

При гетерогенному каталізі прискорення процесу зазвичай відбувається на поверхні твердого тіла - каталізатора, тому активність каталізатора залежить від величини і властивостей його поверхні. На практиці каталізатор зазвичай наносять на твердий пористий носій.

Механізм гетерогенного каталізу складніше, ніж у гомогенного. Механізм гетерогенного каталізу включає п'ять стадій, причому всі вони оборотні.

1. Дифузія реагуючих речовин до поверхні твердої речовини

2. Фізична адсорбція на активних центрах поверхні твердого речовини реагують молекул і потім хемосорбция їх

3. Хімічна реакція між реагують молекулами

4. Десорбція продуктів з поверхні каталізатора

5. Дифузія продукту з поверхні каталізатора в загальний потік

Прикладом гетерогенного каталізу є окислення SO ₂ в SO ₃ на каталізаторі V ₂ O ₅ при виробництві сірчаної кислоти (контактний метод).

14. Ферменти або ензими - зазвичай білкові молекули або молекули РНК ( рібозіми) або їх комплекси, що прискорюють ( каталізують) хімічні реакції в живих системах. Реагенти в реакції, що каталізується ферментами, називаються субстратами, а отримувані речовини - продуктами. Ферменти специфічні до субстратів (АТФаза каталізує розщеплення тільки АТФ, а киназа фосфорілази фосфорилирует тільки фосфорилазу). Ферментативна активність може регулюватися активаторами і інгібіторами (активатори - підвищують, інгібітори - знижують). Білкові ферменти синтезуються нарибосомах, а РНК - в ядрі.

Ферменти присутні у всіх живих клітинах і сприяють перетворенню одних речовин ( субстратів) в інші (продукти). Ферменти виступають в ролі каталізаторів практично у всіх біохімічних реакціях, що протікають в живих організмах - ними каталізується більше 4000 різних біохімічних реакцій ^[2]. Ферменти відіграють найважливішу роль у всіх процесах життєдіяльності, направляючи й регулюючи обмін речовин організму.

Подібно до всіх каталізаторів, ферменти прискорюють як пряму, так і зворотну реакцію, знижуючи енергію активації процесу. Хімічна рівновага при цьому не зміщується ні в пряму, ні у зворотний бік. Відмінною особливістю ферментів в порівнянні з небілкових каталізаторами є їх висока специфічність - константа зв'язування деяких субстратів з білком може досягати 10 ^-10 моль / л і менше. Кожна молекула ферменту здатна виконувати від декількох тисяч до декількох мільйонів "операцій" в секунду. Наприклад, одна молекула ферменту реніну, що міститься в слизовій оболонці шлунка теля, створаживается близько 10 ⁶молекул казеїноген молока за 10 хв при температурі 37 C. При цьому ефективність ферментів значно вище ефективності небілкових каталізаторів - ферменти прискорюють реакцію в мільйони і мільярди разів, небілкові каталізатори - в сотні і тисячі разів

Для кожного ферменту існує своє оптимальне значення рН (рН_опт) – це таке рН, при якому швидкість ферментативної реакції оптимальна. При відхиленні від оптимального рН активність ферменту знижується, навіть до мінімуму при значних змінах реакції середовища.  Зміна активності ферменту при різних рН пояснюється: 1) впливом рН на ступінь іонізації функціональних груп в активному центрі ферменту. Саме це індукує конформаційні зміни в активному центрі і відповідно впливає на спорідненість ферменту до субстрату. Окремі групи амінокислотних залишків при різних значеннях рН можуть змінювати заряд і при рН_оптзнаходитися в максимально вигідному стані іонізації для каталітичного перетворення субстрату в продукт.  Наприклад: -NH₂ + H⁺ ↔ -NH4⁺ або -COOH ↔ -COO^- + H⁺ ;

У ферментативному каталізі так, як і у звичайному хімічному, температура суттєво впливає на перебіг реакції. При підвищенні температури зростає швидкість руху молекул субстрату і, таким чином, імовірність каталітичного перетворення. Але для ферментативного каталізу дуже важливим є вплив температури на конформаційні зміни в молекулі білка-ферменту і, у свою чергу, на структуру активного центру ферменту.  Кожен фермент має оптимальні значення t^оС, при яких швидкість реакції максимальна, - це температурний оптимум (t^оС_опт). На рис. 11 наведений графік залежності активності ферменту від t^оС. Для більшості ферментів організму людини від лежить у межах 37-38^оС. При зростанні температури вище вказаного температурного оптимуму відбуваються структурні зміни в молекулі ферменту і в його активному центрі, які призводять до зниження активності. Більшість ферментів інактивуються при 40-50^оС. Значне підвищення температури викликає навіть денатурацію молекул білка-ферменту з повною втратою каталітичної активності. Для деяких ферментів значне зниження температури може також призвести до повної інактивації.

В умовах надлишку субстрату в реакційному середовищі залежність швидкості реакції від концентрації ферменту має прямо пропорційний характер (рис.12). Тобто в живих клітинах чим більше молекул ферменту, тим швидше відбувається реакція. Цей принцип закладений в основу одного із шляхів регуляції ферментативних процесів, який має назву «зміна кількості ферментів у клітині»

15. Якщо пластинку будь-якого металу, наприклад, цинку занурити у воду, то іони цинку, що утворюють кристалічну решітку металу, під дією полярних молекул води гідратуються, зв'язок їх з решіткою послаблюється, і деяка їх кількість, відриваючись від металу, перейде й воду, а на металі залишиться еквівалентна кількість електронів:

Zn = Zn2+ + 2e-

Між катіонами металу, що перейшли у воду, і негативно зарядженою пластинкою виникає електростатичне притягання, яке зумовлює зворотній процес — перехід іонів металу на пластинку; в системі встановлюється хімічна рівновага.

Іони цинку переходять із пластинки в розчин і осідають з розчину на пластинці з однаковою швидкістю. На межі між металом і розчином утворюється подвійний електричний шар і виникає стрибок потенціалу. Чим міцніше кристалічна решітка металу, тим важче іону металу перейти у розчин. Чим більша величина теплоти гідратації, тим легше іонам перейти у розчин. Отже, при зіткненні металу з водою його йони перебувають під дією двох конкуруючих сил.

Якщо рідина — вода, то для всіх металів в якісному відношенні картина буде однозначною: метал заряджається негативно, шар рідини, що прилягає до нього, позитивно. Інша картина спостерігається у випадку, якщо металеву пластинку занурити в розчин солі цього металу. Якщо метал неактивний, то буде переважати процес осадження іонів з розчину, І пластинка такого металу набуває позитивного заряду.

Отже при зануренні металевої пластинки у розчин власної солі на місці зіткнення металу з розчином виникає стрибок потенціалу, величина і знак якого залежать від хімічної природи металу та від активності його йонів у розчині.

Провідник (метал), занурений у розчин електроліту, називається електродом.

Різниця потенціалів (стрибок потенціалу), що виникає на межі поділу електрод — розчин, називається електродним потенціалом.

Величину електродного потенціалу можна розрахувати за рівнянням Нернста:

 

Для Т=298 К:

 

Натепер наука не має у своєму розпорядженні методів, які дозволяють вимірювати абсолютне значення електродних потенціалів, можна виміряти тільки різницю потенціалів. Для цього потрібно якийсь потенціал умовно прийняти рівним нулю. Таким потенціалом є нормальній (стандартний) потенціал водневого електрода. Нормальний водневий електрод являє собою платинову пластинку, покриту платиновою черню, занурену в розчин кислоти, активність іонів Н+ у якому дорівнює 1 моль/л. Через розчин пропускають ретельно очищений водень під тиском 101325 Па (1 ат.). Поверхня платини покривається шаром газоподібного водню. На межі газоподібний водень — іони гідрогену проходить реакція.

У якості стандартного електрода сьогодні користуються не нормальним водневим, а іншим більш простим у виготовленні. Для виміру електродних потенціалів збирають гальванічний елемент — прилад, у якому енергія хімічної реакції безпосередньо перетворюється в електричну енергію. Він складається з двох електродів.

Електрод, потенціал якого визначають, називають Електродом визначення. Інший електрод з відомим значенням електродного потенціалу називають електродом порівняння. ЕРС гальванічного елемента дорівнює максимальній різниці електродних потенціалів. При розрахунках ЕРС від потенціалу позитивного елекроду віднімають потенціал негативного, тому що ЕРС є величиною позитивною.

Значення нормальних (стандартних) потенціалів одержують за умов що електрод визначення занурений у розчин своєї солі з активність іонів 1 моль/л, а вимірювання проходять при Т = 298 К.

16. Нормальний водневий електрод являє собою платинову пластинку, покриту платиновою черню, занурену в розчин кислоти активність іонів Н⁺ у якому дорівнює 1 моль/л. Через розчин пропускають ретельно очищений водень під тиском 101325 Па (1 ат.). Поверхня платини покривається шаром газоподібного водню. На межі газоподібний водень — іони гідрогену проходить реакція.

У якості стандартного електрода сьогодні користуються не нормальним водневим, а іншим простішим у виготовленні. Для виміру електродних потенціалів збирають гальванічний елемент — прилад, у якому енергія хімічної реакції безпосередньо перетворюється в електричну енергію. Він складається з двох електродів.

17. Відомо, що кристалічна решітка металу складається з позитивно заряджених іонів Мел+ та відносно вільних електронів (електронного газу). При зануренні металічної пластинки у воду під впливом її полярних молекул катіони металу переходять до рідкої фази. На межі «метал — розчин» досить швидко встановлюється рухома окиснювально-відновна рівновага:

Ме + тН20 .—► Ме(Н20)*+ + пе

або спрощено

Ме і—► Мел+ + пе .

Виникає подвійний електричний шар подібний електричному конденсатору великої ємкості. Обкладками конденсатора є з одного боку надлишкові негативні заряди на металі, а з іншого — надлишкові катіони в розчині близько до поверхні металу (рис. 40, а).

Різницю потенціалів, яка виникає між металом та водним середовищем у стані рівноваги, називають рівноважним електродним потенціалом або потенціалом електрода.

а б в

Рис. 40. Утворення подвійного електричного шару при зануренні: а) металу у воду; б) активного металу у розчин його солі; в) малоактивного металу у розчин його солі

При зануренні металу у розчин його солі виникає подвійний електричний шар, але в цьому випадку можливі два механізми його утворення. Якщо концентрація катіонів металу в розчині не досягає рівноважної або метал досить активний, то рівновага процесу окиснення металу зміщується праворуч, металічна пластинка заряджується негативно (рис. 40, б). Якщо концентрація катіонів

Електродний потенціал — різниця електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше всього між металом і розчином електроліту).

Якщо пластинку будь-якого металу, наприклад, цинку занурити у воду, то іони цинку, що утворюють кристалічну решітку металу, під дією полярних молекул води гідратуються, зв'язок їх з решіткою послаблюється, і деяка їх кількість, відриваючись від металу, перейде у воду, а на металі залишиться еквівалентна кількість електронів:

Zn = Zn²⁺ + 2e^-

Між катіонами металу, що перейшли у воду, і негативно зарядженою пластинкою виникає електростатичне притягання, яке зумовлює зворотний процес — перехід іонів металу на пластинку; в системі встановлюється хімічна рівновага.

Іони цинку переходять із пластинки в розчин і осідають з розчину на пластинці з однаковою швидкістю. На межі між металом і розчином утворюється подвійний електричний шар і виникає стрибок потенціалу. Чим міцніше кристалічна решітка металу, тим важче іону металу перейти у розчин. Чим більша величина теплоти гідратації, тим легше іонам перейти у розчин. Отже, при зіткненні металу з водою його йони перебувають під дією двох конкуруючих сил.

18.При зануренні металу у воду відбувається відрив іонів від кристалічної гратки під впливом полярних молекул розчинника. В результаті переходу катіонів металу в розчин метал набуває деякого негативного заряду за рахунок електронів, що на ньому залишилися. Прилеглий до металу шар води заряджається позитивно за рахунок катіонів металу. На межі розділення метал - вода утворюється подвійний електричний шар, що і називається електродним потенціалом.

Виникнення потенціалів

При зануренні металу в розчин його солі можливий процес переходу катіонів металу в розчин - тоді метал заряджається негативно.Також можливий перехід катіонів з розчину на метал - тоді метал заряджається позитивно.

Таким чином, кожному металу, зануреному у розчин своєї солі, відповідає той чи інший потенціал. Потенціали, що виникають на металах при зануренні у розчини власних солей, називаються електродними потенціалами. Такі металеві пластинки або дротини називаютьсяелектродами. Нормальним електродним потенціалом називають потенціал, що виникає на металевій пластинці, зануренній в розчин солі цього ж металу з концентрацією 1 моль еквіваленту в літрі розчину, при порівнянні з потенціалом водневого електрода, потенціал якого прийнято вважати рівним 0.

Стандартным електродом называють напів елемент, що складається з черненої платинової пластинки, насиченої газоподібним воднем при тиску 101,3 кПа (1 атм) і яка знаходиться в розчині іонів водню с активністю, рівною 1 при температурі 298 К

До окисно-відновних електродів належать півелементи, шо складаються з інертного металу (платина, золото), що знаходиться в разчині, що містить окиснену і відновлену форму одного і того ж елемента. Наприклад:Pt/ Fe3+/Fe2+ Інертний метал в цьому електроді не бере участі в електродній реакції, а тільки є переносником електронів. Розчин, що містить одночасно окиснену і відовлену форму речовини, утворює окисно-вілновну систему (редокс-систему).