Водородный электрод

Водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой платиновой чернью (для увеличения активной поверхности электрода) и погруженный в раствор, содержащей катионы водорода, обычно раствор HCl или H₂SO₄, На пластинку подается ток водорода, который поглощается платиной (учебник Ершова, с. 472).

(рис.3)

Водород, растворенный в платине, частично, под действием силовых полей атомов платины, диссоциирует на протоны и электроны:

H₂ 2H⁺ + 2е. В результате такая платиновая пластина приобретает способность обмениваться с раствором ионами водорода. Условное обозначение водородного электрода Pt(H₂) | 2Н⁺. Электродный потенциал возникает на границе Pt- раствор кислоты и обозначается.

Если водородный электрод находится в стандартных условиях (Т = 298 К, С_H⁺ = 1 моль/л, Р = 1 атм), он называется стандартным водородным электродом. Потенциал стандартного водородного электрода условно принят равным нулю:.

Металлический электрод соединяют проводником с водородным электродом (оба электрода находятся в стандартных условиях) и измеряют ЭДС цепи: ЭДС = Е₊ - E_–, где E₊ и Е_– потенциалы положительного и отрицательного электродов. Т.к., то ЭДС будет равна электродному потенциалу данного металла. Такой электродный потенциал называется стандартным электродным потенциалом и обозначается .

Стандартный электродный потенциал численно равен электродвижущей силе со знаком «+» или «-» гальваническою элемента, составленного из стандартного водородного и стандартного данного электродов.

Стандартные электродные потенциалы распространенных металлов в водных растворах при 25 °С представлены в соответствующих таблицах.

Последовательность металлов по возрастанию стандартного потенциала Е⁰ (от больших отрицательных к большим положительным значениям) называется рядомстандартныхэлектродныхпотенциалов или электрохимическим рядом напряжений. У металлов, стоящих до водорода, стандартные электродные потенциалы отрицательные. После водорода - положительные.

Таким образом, при стандартных условиях электродные потенциалы имеют определенные стандартные значения. Величиныстандартныхэлектродныхпотенциаловколичественнохарактеризуютвосстановительнуюспособностьметалловиокислительнуюспособностьихионов. Так, Li - самый сильный восстановитель, а Аu - самый слабый, и наоборот, ион Аu³⁺ - самый сильный окислитель, а ион Li⁺ - самый слабый.

Для условий отличных от стандартных (иная концентрация электролита и иная температура) электродные потенциалы будут иметь другие значения. Их можно рассчитать по уравнению Нернста (немецкий физик, 1888г):

где - электродный потенциал метала.

- стандартный электродный потенциал металла,

R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/моль*К,

Т - абсолютная температура, К.

n - заряд ионов металлов.

F - число Фарадея, равное 96500 Кл/моль,

ln - натуральный логарифм,

а - активность ионов металла в растворе, моль/л.

Таким образом, величина электродного потенциала зависит от природы металла (E⁰), активности ионов металла в растворе и температуры.

В разбавленных растворах активность примерно равна молярной концентрации а ≈ с.

Для расчетов при температуре 298 К (25 °С), подставив константы R, F и умножив значение ln на 2,3 (коэффициент перехода от натуральных логарифмов к десятичным), получают уравнение Нернста в следующей форме:

Пример. Потенциал медного электрода (n = 2) в растворе CuCl₂ с концентрацией ионов меди С = 0,001 моль/л равен:

Запишем уравнение Нернста, для водородного электрода, находящегося в нестандартных условиях С_H ≠ 1 моль/л при 298° К:

По этой формуле, зная величину электродного потенциала водородного электрода, находящегося в исследуемом растворе, можно рассчитать рН этого раствора. Однако для серийных измерений водородный электрод не применяется в силу громоздкой конструкции и чувствительности к посторонним веществам и каталитическим ядам.