Как найти электродный потенциал?

1. Используя стандартные электродные потенциалы (E°):

Определение: Стандартный электродный потенциал (E°) - это потенциал полуреакции при стандартных условиях: 298 K (25°C), 1 атм (101.3 кПа) для газов и 1 M концентрация для растворов. Стандартные потенциалы измеряются относительно стандартного водородного электрода (SHE), которому условно присвоен потенциал 0 В.

Поиск в таблицах: Стандартные электродные потенциалы для различных полуреакций можно найти в справочниках, учебниках или онлайн-базах данных.

Расчет потенциала гальванического элемента: Если вам нужно найти потенциал целого гальванического элемента (состоящего из двух полуэлементов), вы используете стандартные потенциалы:

E°cell = E°cathode - E°anode

E°_cell - стандартный потенциал гальванического элемента.
E°_cathode - стандартный потенциал полуреакции на катоде (где происходит восстановление).
E°_anode - стандартный потенциал полуреакции на аноде (где происходит окисление).
Важно: При расчете потенциала элемента, не умножайте стандартные потенциалы на стехиометрические коэффициенты из уравнений полуреакций. Умножаются только значения ΔG (изменение свободной энергии Гиббса).

2. Используя уравнение Нернста:

Когда использовать: Уравнение Нернста используется для расчета электродного потенциала при нестандартных условиях (т.е., при концентрациях, отличающихся от 1 M, и температурах, отличающихся от 25°C).

Уравнение Нернста:

E = E° - (RT / nF) * lnQ или

E = E° - (2.303RT / nF) * logQ (где log - десятичный логарифм)

Где:

E - электродный потенциал при нестандартных условиях.
E° - стандартный электродный потенциал.
R - универсальная газовая постоянная (8.314 Дж/(моль·К)).
T - абсолютная температура (в Кельвинах).
n - число молей электронов, переданных в полуреакции.
F - постоянная Фарадея (96485 Кл/моль).
Q - реакционное отношение (аналогично константе равновесия, но для нестандартных условий).
Реакционное отношение (Q): Для общей реакции вида:

aA + bB ⇌ cC + dD

Q = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b)

Где [A], [B], [C], [D] - концентрации реагентов и продуктов. Чистые твердые вещества и жидкости в реакционном отношении не учитываются (их активность считается равной 1).

Упрощенное уравнение Нернста при 25°C (298 K): При комнатной температуре уравнение можно упростить:

E = E° - (0.0592 / n) * logQ
3. Экспериментальное измерение:

Электродный потенциал можно измерить экспериментально, используя вольтметр и электрод сравнения (обычно стандартный водородный электрод или хлорсеребряный электрод).
Шаги для решения задач на электродные потенциалы:

Определите полуреакции: Выпишите уравнения полуреакций для окисления и восстановления.
Найдите стандартные потенциалы (E°): Найдите соответствующие стандартные электродные потенциалы в таблицах. Убедитесь, что полуреакции записаны в виде восстановления (как обычно дается в таблицах).
Определите анод и катод: Определите, какая полуреакция будет происходить на аноде (окисление), а какая на катоде (восстановление). На аноде происходит полуреакция с меньшим (или более отрицательным) стандартным потенциалом.
Рассчитайте потенциал элемента (E°cell): Используйте формулу E°cell = E°cathode - E°anode.
Учтите нестандартные условия (если есть): Если условия отличаются от стандартных (концентрации не 1 M, температура не 25°C), используйте уравнение Нернста для расчета фактического электродного потенциала (E). Рассчитайте реакционное отношение Q, подставьте значения в уравнение Нернста и решите относительно E.