Электродный потенциал. Уравнение Нернста.

Учение об электродвижущих силах гальванических элементов является одним из основных разделов электрохимии. Начало изучению электродвижущих сил бы­ло положено еще М. В. Ломоносовым (1750), который в своих работах отмечал связь между химическими и электрическими явлениями. Позднее наблюдения итальянского физиолога Гальвани (1780) и обширные работы итальянского физи­ка Вольта (1780) привели к открытию гальванических элементов.

В 1800 г. Вольта изобрел первый химический источник тока, так называемый вольтов столб, который был собран из пластинок различных металлов, разделен­ных прослойками ткани, смоченной электролитом. Исследования привели Вольта к открытию контактной разности потенциалов, возникающей при соприкосновении металлов различной природы. В первых исследованиях в качестве чувствительного прибора для обнаружения малой разности потенциалов ученый использовал свежеанатомированные мышцы лягушки. Этот случай является наглядным примером того, как биологические методы исследования нередко могут способствовать ус­пешному развитию физики и других точных наук.

Открытие химических источников тока и контактной разности потенциалов оказало большое влияние на все последующее развитие электрохимических явле­ний. В настоящее время методы электрохимии получили широкое распростране­ние в агрохимии, физиологии растений, в биологии, почвоведении, а также во мно­гих других смежных дисциплинах.

Если в чистую воду погрузить пластинку какого-либо металла, то согласно гидратной теории Д. И. Менделеева ионы металла бу­дут взаимодействовать с полярными молекулами воды. Иными сло­вами, поверхностно расположенные катионы этого металла будут гидратироваться молекулами воды и переходить в окружающий раствор, заряжая его положительно, т. е. металл будет как бы рас­творяться (рис.4.8).

Однако электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. В результате этого между ионами металла, перешедшими в раствор, и поверхностью металли­ческой пластинки возникают силы электростатического притяже­ния, в силу чего ионы, окружающие пластинку, образуют так назы­ваемый двойной электрический слой, схема которого приведена на рис. 4.8. Этот слой препятствует дальнейшему растворению металла и в системе устанавливается подвижное равновесие, которое харак­теризуется равными скоростями как растворения, так и обратного осаждения ионов из раствора на поверхности металлической пла­стинки.

Первоначально считали, что двойной электрический слой имеет плоское строение. Он уподоблялся конденсатору, одна из обкладок которого расположена на поверхности металла, другая — в слое прилегающей к электроду жидкости. Расстояние между обкладками равно диаметру молекулы.

Согласно этой теории, которую обычно связывают с именем Гельмгольца (1879), учитывалось только прояв­ление электростатических сил взаимодействия между зарядами про­тивоположного знака и не учитывалось изменение свойств двойного электрического слоя с изменением концентрации электролита и его температуры, что явилось основным недостатком теории Гельм­гольца.

В разработке современной теории строения двойного электриче­ского слоя на границе твердая фаза—жидкость и методов его ис­следования ведущая роль принадлежит А. Н. Фрумкину и его шко­ле. Работы А. Н. Фрумкина и его учеников установили, что слой ионов, располагающийся в жидкости, благодаря действию двух про­тивоположно направленных сил (электростатического притяжения и теплового движения) имеет диффузное строение, т. е. он проника­ет в жидкость на некоторую глубину (рис. 4.8).

Определенная часть ионов удерживается вблизи поверхности раздела металл—электролит, образуя обкладку двойного слоя с толщиной, отвечающей среднему радиусу ионов электролита. Ос­тальные ионы, входящие в состав двойного слоя, распределяются диффузно, с постепенно убывающей плотностью заряда.

Таким образом, при соприкосновении металла с водой ионы его находятся под действием двух конкурирующих сил: электростати­ческого притяжения, возникающего между ионами металла и моле­кулами воды (явление гидратации), и электростатического притя­жения со стороны электронного газа, определяющего прочность кристаллической решетки.

Вполне понятно, что чем прочнее кристаллическая решетка ме­талла, тем труднее иону металла перейти в раствор. Чем выше величина энергии гидратации, тем с большей жадностью молекулы воды взаимодействуют с этими ионами, и тем легче им выделиться в рас­твор.

В результате взаимодействия двух указанных взаимно противо­положных сил растворение металла в воде приобретает характер только поверхностного процесса и охватывает лишь очень узкую об­ласть на границе металл—жидкость. В этом поверхностном слое концентрация ионов металла, несмотря на его чрезвычайно малую растворимость, может быть довольно значительной. Кроме того, в поверхностном растворе гидратированные катионы в силу электро­статических сил притяжения со стороны электронов кристалличе­ской решетки металла совершают лишь ограниченное кинетическое движение в виде так называемых «пристенных» скачков. Они проч­но связаны с жестким каркасом кристаллической решетки металла.

Таким образом, в системе металл — вода на границе раздела фаз возникает двойной электрический слой, блокирующий поверх­ность металла. Образовавшаяся пограничная разность потенциалов получила название электродного потенциала (дат. potentia — воз­можность, мощь).

Если жидкая среда — чистая вода, для всех металлов картина в качественном отношении будет однозначной: металл заряжается от­рицательно, прилегающий слой жидкости — положительно. Однако количественно для разных металлов будут наблюдаться существен­ные различия, что объясняется не только неодинаковой энергией связи катионов этих металлов в кристаллической решетке, но и не­одинаковой гидратируемостью этих катионов.

Несколько иная картина наблюдается в случае, если металличе­скую пластинку погрузить не в чистую воду, а в раствор соли этого металла. При этом могут иметь место три случая.

1. Исходная концентрация ионов данного металла в растворе С меньше концентрации С_о, соответствующей равновесному состоянию ионов после погружения в раствор металлической пластинки, т. е. С С₀. В этом случае наблюдается обратное явле­ние: ионы металла из раствора выделяются на поверхности метал­лической пластинки. Чтобы ионы металла могли выделиться, они должны присоединить электроны согласно уравнению (б). Посколь­ку источника электронов в системе нет, выделение металла на поверхности пластинки происходит в виде ионов. В результате поверх­ность приобретает положительный заряд.

3. При условии С=С₀ вся система будет находиться в состоянии подвижного равновесия, разность потенциалов между жидкостью и металлом равна нулю. В этом случае из раствора осаждается на единицу поверхности металла столько же катионов, сколько их вы­ходит в двойной электрический слой.

Принимая это во внимание, нетрудно найти математическую за­висимость между величиной скачка потенциала на границе сопри­косновения металла и раствора и концентрацией (точнее, актив­ностью) ионов этого металла в растворе.

4.84

Так как активность металла принимается равной единице (а_Mе= 1), то с учетом этого уравнения (4.84) будет иметь следующее выражение:

4.85

Уравнение (4.85) называется уравнением Нернста,

ε₀— постоянная величина, характеризующая электрохимическую природу электрода.

Для расчетов удобнее предварительно вычислить значение R·T· 2,303/F при какой-либо температуре. Например, при 291 К это число будет равно 0,0577. Следовательно, для температуры 291 К уравнение Нернста будет иметь вид:

4.86

Обозначим численное значение выражения R·T·2,303/F буквой Ж.

Зависимость этого числа от температуры выразится следующей формулой:

4.87

где Г —любая температура, при которой производится измерение разности потенциалов. С учетом этого обозначения уравнение элек­тродного потенциала Нернста будет иметь следующий вид:

4.88

Каков же физический смысл ε_о в уравнении электродного потен­циала Нернста? Несложный математический анализ этого уравне­ния показывает, что при С=1 моль/л все выражение

обращается в нуль, и тогда

4.89

Таким образом, стандартным (нормальным) потенциалом назы­вается такой потенциал, который возникает на металлической плас­тинке, находящейся в контакте с одноименными ионами в растворе, с концентрацией С=1 моль/л.

За нулевую точку измерения потенциалов условно принят нор­мальный потенциал водородного электрода. Для изготовления его используют способность платины растворять га­зообразный водород. Платиновая проволока или пластинка, содер­жащая растворенный водород, играет роль «водородной пластинки», а функции «раствора солей» может выполнять любой водный раствор, в котором всегда присутствуют ионы водорода Н + . Причем нормальный потенциал водородного электрода равен нулю при ус­ловии, что давление молекулярного водорода на пластинке равно 101,325 кПа и С_Н+ = 1 моль/л.

Если нормальный потенциал какого-либо металла больше во­дородного, его принято считать положительным, если меньше — от­рицательном.

Если все металлы расположить последовательно по возраста­ющей величине их нормальных электродных потенциалов, получит­ся ряд напряжений. В табл. 4.9 приведены стандартные потенциалы некоторых металлов.

В этой таблице каждый электрод обозначен символом элемента, из которого он состоит, и соответствующего иона, а вертикальная линейка изображает поверхность раздела двух фаз, где имеет место скачок потенциала.

Представленным в табл. 4.9 рядом напряжений широко пользу­ются в практике при составлении так называемых гальванических элементов, а также при изучении взаимодействия между металлами и кислотами, между солями и металлами. Зная ряд напряжений, можно предвидеть направление реакции вытеснения одних элемен­тов другими. Так металлы, стоящие в ряду напряжений после водо­рода, не способны вытеснять водород из кислот. Вытеснение метал­ла из солей другим металлом осуществляется только в том случае, если вытесняющий металл расположен в ряду напряжений до вытес­няемого.

Например, при составлении гальванического элемента из цинка и свинца в качестве положительного электрода следует взять свин­цовый (ε_о= -0,13 В), а в качестве отрицательного — цинковый (ε_о= -0,76 В).

Электроды подразделяются на электроды первого и второго ро­да. Электроды первого рода — это электроды из металла, погружен­ного в раствор, содержащий ионы того же металла (например, Cu|Cu 2+ , Zn|Zn 2+ ). Эти электроды обратимо обменивают катионы Ме↔Ме n + nе, где n — число теряемых (или приобретаемых) электронов (е – ).

Электроды второго рода состоят из металла, покрытого слоем труднорастворимой соли и погруженного в раствор какой-либо лег­корастворимой соли с тем же анионом. Такие электроды обратимы относительно этого аниона.

Для электродов второго рода выражение электродного потенциала

4.90

Дата добавления: 2016-02-20 ; просмотров: 2581 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Ряд стандартных электродных потенциалов

(ряд напряжений металлов)

Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру окислительно-восстановительной способности металла и его ионов. Металлы в виде простых веществ – восстановители, ионы металлов – окислители.

Чем наиболее отрицателен электродный потенциал, тем выше способность металла посылать ионы в раствор и тем сильнее проявляет себя металл как восстановитель (например, Li, Na, K). И наоборот, чем наиболее положителен потенциал металлического электрода, тем большей окислительной способностью обладают его ионы.

Активные металлы начала ряда, а также щелочные и щелочноземельные вытесняют водород из воды, Например,

2K + 2H₂O 2KOH + H₂ .

Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, обладающие защитным действием.

Все металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют его из растворов кислот с концентрацией (активностью) ионов водорода 1 моль/л. Например,

Zn + HCl ZnCl₂ + H₂ .

Если электродный потенциал металла имеет положительный знак, то металл является окислителем по отношению к водороду и не вытесняет его из растворов кислот с концентрацией ионов водорода 1 моль/л.

Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным положением в ряду напряжений. Например,

Zn + CuSO₄ ZnSO₄ + Cu.

Чем дальше расположены друг от друга в ряду напряжений два данных металла, тем наибольшую ЭДС будет иметь составленный из них гальванический элемент.

Уравнение Нернста

Потенциал металлического электрода зависит от природы металла, концентрации (активности) ионов металла в растворе, температуры.

Если условия отличаются от стандартных, например, если концентрация ионов металла в растворе не равна 1 моль/л, то электродный потенциал металла не является стандартным и его либо определяют экспериментально, либо вычисляют.

При экспериментальном определении составляется гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым – стандартный водородный электрод (рис 8.2):

(катод) Pt, H₂/2H + || Me n+ /Me (анод),

и определяется его электродвижущая сила как разность равновесных потенциалов катода и анода (ЭДС=│Ек−Еа│). Так как потенциал стандартного водородного электрода равен нулю (Е o =0,00 В), то ЭДС элемента будет равна потенциалу измеряемого электрода.

Для вычисления электродного потенциала в нестандартных условиях применяют уравнение Нернста:

(8.1)

Так как металл – твердое вещество и вступает в реакцию только с поверхности, его концентрация постоянна и не должна входит в уравнение. Поэтому для вычисления электродных потенциалов металла уравнение Нернста приобретает более простой вид:

(8.2)

где Е о – стандартный электродный потенциал, В; R – газовая постоянная, равная 8,314 Вт-с/моль∙К; Т − температура, К; n − число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; F –число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; – активность ионов металла,моль/л.

При подстановке числовых значений R, F и стандартной температуры Т = 298 К и при переходе к десятичным логарифмам, уравнение Нернста принимает еще более простой вид:

(8.3)

Уравнение Нернста для разбавленных растворов, в которых активности мало отличаются от концентраций ( [Me n + ]), имеет вид:

(8.4)

Электрохимический ряд напряжений металлов

Теоретическую основу ряда активности (и ряда напряжений) заложил немецкий физикохимик Вальтер Нернст (1864-1941). Вместо качественной характеристики – “склонности” металла и его иона к тем или иным реакциям – появилась точная количественная величина, характеризующая способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде. Такой величиной является стандартный электродный потенциал металла, а соответствующий ряд, выстроенный в порядке изменения потенциалов, называется рядом стандартных электродных потенциалов.

Вы знаете, что если определенным образом соединить два электрода, то получится гальванический элемент. Напряжение этого элемента равно разности электродных потенциалов двух составляющих его электродов. Если известен электродный потенциал одного электрода, мы можем определить электродный потенциал другого. Обратите внимание на это “если”: мы, действительно, должны знать электродный потенциал одного из электродов. Но так как абсолютное значение было не известно, приняли электродный потенциал одного из электродов равным нулю, тогда можно определить значение другого электродного потенциала. Нулевое значение дали водородному электроду. Чтобы определить стандартный электродный потенциал металла, измеряют электродвижущую силу гальванического элемента, один из электродов которого – исследуемый металл, погружённый в раствор его соли (при концентрации 1 моль/л), а второй электрод – эталонный (его ещё называют водородным). Водородный электрод изготовлен из очень пористой губчатой платины (поверхность электрода шероховатая) и опущен в раствор кислоты (концентрация ионов Н + также равна 1 моль/л). Платиновый электрод непрерывно омывается газообразным водородом, который частично растворяется в платине. Давление водорода также должно быть стандартным – 1,013•10 5 Па (1 атм), а температура ровна 25 °С. Устанавливается равновесие между осажденными на платине атомами водорода и ионами водорода в растворе. На границе металл – раствор возникает разность потенциалов, которую электрохимики принимают равной нулю. Конечно, в действительности этот потенциал не равен нулю, но его значение нам неизвестно. Поэтому определение потенциала любого электрода с помощью стандартного водородного электрода имеет относительный характер; мы определяем его по отношению к условно принятому за нуль значению стандартного водородного потенциала. Стандартный электродный потенциал – основная характеристика электрода – измерен и отражен в справочной литературе. Электродные потенциалы наиболее активных металлов, реагирующих с водой, получены косвенным путём.

Схема установки для измерения потенциалов: 1 – водородный электрод; 2 – сифон; 3 – металлический электрод, у которого измеряется потенциал; 4 – сифон.

Обычно электродные потенциалы записывают как потенциалы восстановления ионов металлов. Самый отрицательный потенциал (-3,04 В) – у реакции Li + + е → Li один из самых положительных (+1,68 В) – у реакции Au + + е → Au. Это значит, что ЭДС гальванической пары литий – золото (если бы такая пара могла работать в водной среде) равнялась бы 4,72 В; для распространённой пары медь – цинк ЭДС значительно меньше и составляет 1,10 В (соответствующие потенциалы металлов равны -0,76 и +0,34 В).

Для неводных электролитов можно использовать и щелочные металлы; так устроены литиевые элементы – они дают ЭДС до 3,5 В. Конечно, потенциалы для неводных растворов другие.

Стандартные электродные потенциалы увеличиваются в ряду: Li + выделяется 531 кДж/моль, а ионов Na + – “всего” 423 кДж/моль. По сумме “троеборья” литий занимает первое место: его растворение в воде энергетически более выгодно (на 32 кДж/моль), чем растворение натрия.

Чтобы по таблицам электродных потенциалов определить ЭДС гальванической пары в нестандартных условиях, необходимо вносить известные поправки. Так, если концентрация ионов металла в растворе отличается от 1 моль/л, для расчёта потенциала используют уравнение Нернста для системы металл раствор:

E = E° + ((R•T)/(n•F)) •lg[Me n+ ]

где E – электродный потенциал; E° – стандартный электродный потенциал; R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура; n – валентность ионов металла; F – число Фарадея (F = 96 500 Кл); [Me n+ ] – концентрация ионов металла, моль/л. Физический смысл E° делается понятным, когда [Me n+ ] = 1 моль/л. Тогда lg[Me n+ ] = 0 и E = E°. Таким образом, стандартный электродный потенциал (E°) – это потенциал, возникающий на границе металла с раствором его ионов при концентрации последних 1 моль/л. E° – это основная характеристика электрода. Уравнение Нернста демонстрирует, что электродный потенциал любого электрода может меняться в очень широких пределах. Это подтверждает член уравнения, который зависит от концентрации ионов металла.

Поместим, например, серебряный электрод (E° = +0,8 В) в раствор кислоты, где концентрация ионов Ag + составляет 10 -15 моль/л. Тогда потенциал электрода уменьшится до E = 0,8 + 0,06 • lg(10 -15 ) = 0,8 + 0,06 • (-15) = 0,8 – 0,9 = -0,1 В, т. е. поменяет знак, и серебро начнёт вытеснять водород из кислоты! Именно поэтому идёт, в частности, реакция 2Ag + 4HI → 2H[AgI₂] + H₂. В крепких растворах HI концентрация ионов серебра сильно снижается из-за образования комплексных анионов [AgI₂] – .

Самый отрицательный стандартный электродный потенциал у литиевого электрода Li\Li + . Это означает, что литий легче других отдает катионы в раствор и заряжается отрицательно. В ряду напряжения повышение электродного потенциала означает усиление окислительных и ослабление восстановительных свойств металлов. Выходит, что самый сильный из всех восстановителей, указанных в ряду, – это литий, а самый слабый – золото.

Сейчас мы уже можем предвидеть направление окислительно-восстановительного процесса, в котором участвуют металлы или их ионы. Металл из электрода, который отличается меньшим потенциалом, будет являться восстановителем по отношению к ионам всех металлов, расположенных после него в таблице потенциалов.

Но кроме электродного потенциала существует “энергия ионизации” – мера легкости, с которой атомы металлов отдают свои электроны; по ней можно судить об окислительно-восстановительных свойствах химических элементов. Кроме того, существует величина “работа выхода электрона” – энергия необходимая для отрыва электрона с поверхности металла. Каким из этих понятий следует пользоваться, зависит от того, в какой среде происходит окислительно-восстановительный процесс. Если в водных растворах – руководствуемся таблицей электродных потенциалов. Обратите внимание: последовательность элементов в ней может чуть-чуть отличаться от той, какую имеем при расположении элементов по значениям энергии ионизации (выше описывался подобный случай). Это легко объяснить. При определении потенциального скачка на границе металл – раствор играет не только электронная структура металла, но и склонность его ионов к гидратации, т. е. к взаимодействию с молекулами воды. Это означает, что ряд электродных потенциалов относится только к водным растворам. Для неводных растворителей надо учитывать склонность ионов металлов к сольватации, определять такие же ряды потенциалов для других растворов (например, для ацетоновых, бензольных и т. д.).

Итак, упорядочивание по электродному потенциалу – это тот же ряд относительной активности металлов. Только в ряду относительной активности отсутствует значение электродного потенциала. Свойства ряда относительной активности те же самые: каждый металл этого ряда в состоянии вытеснить стоящие за ним металлы из их соединения. Только никогда нельзя забывать, что утверждение это справедливо, когда концентрация ионов металлов в растворе равна единице. А этим ограничением пренебрегать не следует. Каждый, кто изучал ряд относительной активности, знает, что металлы, стоящие в этом ряду до водорода, должны вытеснять его из водородсодержащих соединений. И действительно, металлы, чьи электроды обладают более отрицательным стандартным потенциалом, чем потенциал водорода, вступают в реакцию и с азотной и с серной, и с соляной и даже уксусной кислотой. Но в не подкисленной воде концентрация ионов водорода очень мала. Это означает, что потенциал водородного электрода (это уже не будет стандартный водородный электрод), погруженного в воду, будет более отрицательным, чем стандартный водородный потенциал. Обратимся к формуле Нернста. С ее помощью можно оценить этот потенциал, если иметь в виду, что концентрация ионов водорода в чистой воде составляет 10 -7 моль/л. Следует сравнивать не стандартные, а действительные (реальные) электродные потенциалы при этих условиях. Практически же водород сместился влево в ряду относительной активности элементов и занимает место перед цинком и железом, но все еще после щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому они взаимодействуют с водой, выделяя при этом водород.

Ряд относительной активности, составлен только для электродов из металла. Но можно расширить представления об электродных потенциалах. Электродом мы назвали любой металл, погруженный в раствор, содержащий его ионы. Это по сути дела окислительно-восстановительная пара. Часто мы ее записываем так Li/Li + , Zn/Zn 2+ , Cu/Cu 2+ и т. д. В числителе указывается восстановленная форма, а в знаменателе – окислительная. Чем не электрод и любая другая окислительно-восстановительная пара, например Fe 2+ /Fe 3+ , Cu + /Cu 2+ или даже 2Cl – /Cl₂. Так же, как водородный электрод, можно сконструировать и другие – из хлора, кислорода, фтора (их называют газовыми электродами). Электродные потенциалы определены не только для металлов, но и для множества окислительно-восстановительных реакций с участием как катионов, так и анионов. Это позволяет теоретически предсказывать возможность протекания разнообразных окислительно-восстановительных реакций в различных условиях. Достаточно просто погрузить инертный металл в раствор, содержащий ионы Fe 2+ и Fe 3+ , чтобы получить Fe 2+ /Fe 3+ -электрод. И у него свой стандартный электродный потенциал. В таблицу можно внести все окислители и все восстановители. Теперь можно убрать прилагательное “электродный”, будем говорить о восстановительно-окислительном потенциале, хотя, если потребуется, мы можем сконструировать и соответствующий электрод. Как видите, восстановленные и окисленные формы иногда содержат не только свободные элементы и ноны, но также и воду или ее ионы. Присутствием воды пренебрегать нельзя. Она не только среда, но и активный участник протекающих в ней окислительно-восстановительных процессов. Из данных таблицы легко понять, что сульфит-ионы SO₃ 2- – сравнительно сильные восстановители и проявляют себя в щелочной среде, перманганат-ион MnO₄ – этот общепризнанный окислитель, может существовать в нескольких окисленных формах, которые определяются числом принятых от молекулы окислителя электронов, а оно в свою очередь определяется кислотностью среды. В сильнокислой среде он принимает 5 электронов и восстанавливается до двухвалентного марганца, а в нейтральной или слабокислой среде – до четырехвалентного.

Рассмотрим конкретный пример. Пусть это будут пары 2I – /I₂ и Cu + /Cu 2+ . В таблице против этих пар стоит соответственно 0,536 и 0,153 В. В принципе возможны два процесса:

2I – + 2Cu 2+ → I₂ + 2Cu + ;
где иодид-ион служит восстановителем и:
I₂ + 2Cu + → 2I – + 2Cu 2+ ;
где иод – окислитель.

Значения восстановительно-окислительных потенциалов показывают, что ионы Cu + являются более сильным восстановителем, чем I – . Это означает, что иод растворится в растворах одновалентной меди, т. е. реально будет происходить только второй процесс. Не следует, однако, забывать, что в таблице приведены стандартные восстановительно-окислительные потенциалы, которые соответствуют случаю, когда элемент находится в растворе с концентрацией ионов этого элемента 1 моль/л или когда его окисленная и восстановленная формы имеют одинаковую концентрацию. Реальный электродный потенциал определяется из расширенного уравнения Нернста, которое называется уравнением Петерса:

где [Ox] – концентрация окисленной формы; [Red] – концентрация восстановленной формы; n – число обмененных электронов.

Например, для восстановительно-окислительного потенциала пары Fe 2+ / Fe 3+ получим:

E = 0,75 – 0,059 • lg( Fe 3+ /Fe 2+ )

E = 1,51 + 0,059/5 • lg( [MnO₄ – ][ H + ] 8 /[ Mn 2+ ] )

Теперь вы видите, в какой степени электродный потенциал, а значит, и окислительные свойства иона перманганата зависят от кислотности среды. Мы должны пользоваться таблицей восстановительно-окислительных потенциалов, но никогда не следует забывать и уравнения Нернста и Петерса.