Лабораторный практикум.... Практикум по электрохимии учебное пособие для студентов всех специальностей
 Скачать 2.97 Mb.
|
|
Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию Саратовский государственный технический университет им. Гагарина Ю.А. Н. В. Архипова, Е.В. Третьяченко, О.А. Смирнова ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ЭЛЕКТРОХИМИИ Учебное пособие для студентов всех специальностей Саратов 2014 УДК 541.1 ББК 24.5 А Рецензенты: Кафедра биотехнологии и общей химии Саратовского государственного аграрного университета им. Н.И.Вавилова Доктор технических наук, профессор Л.А.Фоменко Одобрено редакционно-издательским советом Саратовского государственного технического университета А Архипова Н.В. Лабораторный практикум по электрохимии: учеб. пособие / Н.В. Архипова, Е.В. Третьяченко, О.А. Смирнова. Саратов: Сарат. гос. техн. ун-т, 2014. 100 с. В пособии в ясной и доступной форме рассмотрены основные понятия и методы исследования в электрохимии. Представлены специальные и вспомогательные приборы, применяемые в электрохимических исследованиях. Уделено внимание особенностям лабораторного эксперимента. В предлагаемых работах изучаются закон Фарадея и фарадеевские реакции: выход по току и расход электроэнергии при осаждении металлов, электропроводности растворов электролитов в зависимости от концентрации, на основе которых определяются произведения растворимости труднорастворимых солей и константы диссоциации органических кислот, изучаются ЭДС гальванических и концентрационных элементов, из значений которых определяются числа переноса и диффузионные потенциалы, определяются максимальная работа и тепловой эффект химической реакции в гальванических элементах, исследуется кинетика коррозии металлов с водородной деполяризацией при изменяющихся условиях. Для студентов, обучающихся по специальности «Нанотехнология», а также представляет интерес для студентов всех специальностей технического университета. УДК 541.1 ББК 24.5 © Саратовский государственный технический университет им. Гагарина Ю.А., 2014 © Архипова Н.В., Третьяченко Е.В., Смирнова О.А., 2014 ISBN ВВЕДЕНИЕ Предмет электрохимия и ее значение Электрохимия является разделом физической химии, в котором изучаются законы взаимодействия и взаимосвязи химических и электрических явлений. Основным предметом электрохимии являются процессы, протекающие на электродах при прохождении тока через растворы (так называемые электродные процессы). Можно выделить два основных раздела электрохимии: термодинамику электродных процессов, охватывающую равновесные состояния систем электрод – раствор, и кинетику электродных процессов, изучающую законы протекания этих процессов во времени. Однако электрохимия изучает не только электродные процессы. В этот раздел физической химии не редко включают также теорию электролитов, при этом изучаются только свойства электролитов, связанные с прохождением тока (электропроводность и др.), но и другие свойства электролитов (вязкость, сольватация, химические равновесия и др.). Теорию электролитов можно также рассматривать как часть общего учения о растворах. Электрохимия имеет очень большое значение, так как закономерности электрохимии являются теоретической основой для разработки важных технических процессов – электролиза и электросинтеза, т.е. получения химических продуктов на электродах при прохождении тока через растворы (получение хлора и щелочей, получений и очистка цветных и редких металлов, электросинтез органических соединений). Важной областью практического применения электролиза является гальванотехника (электропокрытие металлами и получение металлических матриц). Другая важная область техники, в основе которой лежат электрохимические процессы, - это создание химических источников тока (электрохимических или так называемых гальванических элементов, в том числе аккумуляторов), в которых химическая реакция используется как источник электрохимического тока. Большое развитие получили электрохимические методы химического анализа (электроанализ, кондуктометрия, потенциометрия, полярография и др.), теория которых также составляет предмет изучения электрохимии. Возникновение электрохимии как науки связано с именами Гальвани, А. Вольта и В. В. Петрова, которые на рубеже XVIII и XIX веков открыли и исследовали электрохимические (гальванические) элементы. Г. Деви и М. Фарадей в первые десятилетия XIX века изучали электролиз. Быстрое развитие электрохимии в конце XIX века связано с появлением теории электрической диссоциации С. Аррениуса (1887) и с работами В. Нернста по термодинамике электродных процессов. Теория Аррениуса развита Дебаем и Гюккелем (1923), которые разработали электростатическую теорию. Для последних десятилетий характерно быстрое развитие электрохимической кинетики, изучение явлений перенапряжения, коррозии, гальванических покрытий и др. 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ЭЛЕКТРОХИМИИ Электрохимия охватывает обширную область явлений, связанную с прохождением электрического тока. Постоянный ток от источника тока (аккумулятора, выпрямителя, генератора и т.п.) протекает через электрохимическую ячейку. Способ переноса тока в разных частях цепи различен. 1. В металлических проводниках он осуществляется потоком электронов, движущихся в направлении, противоположном направлению тока. 2. В растворе электролита происходит миграция катионов и анионов, которые движутся в направлениях, противоположных знакам их зарядов, т.е. в соответствии с направлением электрического поля, устанавливающегося между двумя электродами (катодом и анодом электролизера или отрицательным и положительным полюсами источника тока). 3. На границе электрод – электролит ток переносится путем присоединения электронов (реакция восстановления) либо отдачей электронов (реакция окисления) частицами вещества (ионами, атомами, молекулами). Такой обмен электронами на границе фаз и составляет суть электрохимической реакции. Из трех перечисленных способов переноса тока электрохимия рассматривает и анализирует последние два, т.е. те явления, которые связаны с массопереносом или движением частиц в растворе (ионика), и те, которые протекают при обмене электронами на электродах (электродика). Существует много типов электродов, все они характеризуются тем, что на них происходит перенос электрических зарядов (электронов или ионов) через границу раздела фаз. В твердой фазе заряд движется в результате электронной проводимости, а в электролите посредством транспорта заряженных частиц катионов и анионов. При опускании металлического электрода в раствор своих ионов при отсутствии тока металл и раствор взаимодействуют, и становится возможным переход некоторого количества ионов металла в электролит и обратно. Через некоторое время на границе металл – раствор устанавливается равновесие, обусловленное равенством химических потенциалов вещества в обеих фазах. Достижение равновесного состояния совсем не означает, что в системе не протекают никакие процессы. Обмен ионами между твердой и жидкой фазами продолжается, но скорости таких переходов становятся равными. Равновесному состоянию отвечает определенный равновесный потенциал. Соответствующие заряды в обеих фазах (положительные в металле и отрицательные в растворе) располагаются вблизи поверхности, образуя на границе металл – раствор ионный двойной электрический слой. Пространственное разделение зарядов противоположного знака с образованием своеобразного микроконденсатора – двойного электрического слоя приводит к появлению потенциала. Понятие электродный потенциал основано на различии в плотностях зарядов или энергии электронов в двух фазах. Избыток ионов или электронов на поверхности одной из фаз (твердой или жидкой) сообщает этой фазе внешний, или вольта-потенциал ψ. Этот потенциал определяется работой, достаточной для медленного переноси единичного точечного электрического заряда из бесконечности в данную точку на поверхности фазы. Внутренний или гальвани-потенциал фазы φ выражается электрической работой, необходимой для перемещения единичного заряда из бесконечности, в вакууме в данную точку внутри фазы. Гальвани-потенциал представляет собой разность двух внутренних потенциалов между двумя точками в различных фазах, поэтому в противоположность вольта-потенциалу его нельзя определить экспериментально. Условились электродным потенциалом называть ЭДС электрохимической цепи, в которой справа расположен исследуемый электрод, а слева нормальный водородный электрод. Совокупность потенциалов, установленных таким образом, составляет ряд нормальных потенциалов по водородной шкале (см. Приложение). Электрические единицы Сила постоянного тока  , разность потенциалов φ и сопротивление связаны между собой законом Ома: (1.1)Основной электрической единицей в Международной системе единиц СИ является ампер (А) – сила неизменяющегося тока, который проходя по двум параллельным прямолинейным проводника бесконечной длины и ничтожно малого кругового сечения, расположенным на расстоянии 1 м один от другого в вакууме вызывал бы между этими проводниками силу, равную 2·10-7 Н. Ампер является практической единицей измерения силы тока. Единицей электрического потенциала в Международной системе единиц СИ и практической единицей измерения потенциала является вольт (В) – разность электрических потенциалов между двумя точками электрического поля, при перемещении между которыми заряда в 1 Кл совершается работа в 1 Дж. Единицей электрического сопротивления в Международной системе единиц СИ и практической единицей измерения сопротивления является Ом – это электрическое сопротивление линейного проводника, в котором разность электрических потенциалов, равная 1 В вызывает ток силой в 1 А. Закон Ома, лежащий в основе единицы электрического сопротивления, применим к системе проводников, включающей электролиты, если учитывать скачки потенциала на границе фаз электрод – раствор, раствор – раствор. Отклонение от закона Ома в электролитах наблюдается в полях высокой частоты или при очень больших напряжениях. 2. СОСТАВЛЕНИЕ ОТЧЕТА. ОБРАБОТКА ДАННЫХ ЭКСПЕРИМЕНТА Выполнив работу, студент представляет отчет, который содержит: 1. Краткое теоретическое обоснование поставленной задачи. 2. Описание аппаратуры и методики эксперимента и другие пояснения, свидетельствующие о достаточной надежности полученных данных. 3. Результаты измерений представляют в виде таблиц, не требующих дополнительных пояснений. Таблицы должны иметь заголовок, размерности числовых величин заголовке таблицы приводят в сокращенном виде. 4. Иллюстрации должны быть связаны с текстом, отличаться наглядностью и достоверностью. Это могут быть схемы экспериментальных установок, фотографии, графики и чертежи. Схемы изображают с помощью условных обозначений без соблюдения масштаба. Отдельные детали нумеруются на чертеже арабскими цифрами (слева направо, по часовой стрелке). Расшифровку этих цифр дают в тексте или в подписи под иллюстрацией. При использовании величин, сведенных в таблице, часто возникает необходимость в интерполяции, а иногда экстраполяции. Интерполяцией называется нахождение по аргументу неизвестного значения функции, лежащего между известными. Чаще всего прибегают к линейной интерполяции, что допустимо, если известные значения функции близки между собой. Экстраполяцией называется нахождение по аргументу неизвестного значения функции, лежащего за пределами известных значений. Экстраполяция – менее обоснована, чем интерполяция, так как на неизвестном участке характер зависимости может изменяться. В тех случаях, когда экстраполяции все же нельзя избежать, обычно прибегают к графическому экстраполированию. Это удобно в тех случаях, когда функциональная зависимость сложна и мало изучена. Иногда графическое выражение такой зависимости - вообще единственно возможный путь. Обычно для того, чтобы получить наиболее удобный и простой график, рассматривают зависимость функции только от одной переменной, выбирая для остальных переменных одно постоянное значение. Для удобства чтения графика на осях координат следует в виде шкалы написать целые значения измеряемой величины. Проводить кривую через опытные точки нужно по следующим правилам:
Основные требования при выполнении лабораторных работ по электрохимии: 1. Углубленное изучение и закрепление знаний по курсу лекций. 2. Овладение методикой электрохимических исследований. 3. Ознакомление с опытом научно-исследовательской работы. 4. Ознакомление с техникой эксперимента, приборами и оборудованием. 5. Ознакомление с основами планирования эксперимента и обработки экспериментальных данных и освоение их. 6. Приобретение навыков грамотного оформления собственных опытных данных, полученных при исследовании, с последующей работой над отчетом. Специальные и вспомогательные приборы, применяемые в электрохимических исследованиях, и методы исследования представлены в следующих разделах. 3. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ ХИМИЧЕСКИХ И КОНЦЕНТРАЦИОННЫХ ЭЛЕМЕНТОВ 3.1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Равновесные электродные процессы Возникновение электродного потенциала. Уравнение Нернста Растворы, обладающие электрической проводимостью (электролиты), по своим свойствам существенно отличаются от растворов неэлектролитов. Отличительной особенностью электролитов является наличие ионов (т.е. частиц, обладающих избыточным электрическим зарядом) в растворе. Наличие ионов приводит не только к существенному отклонению свойств растворов электролитов по сравнению с растворами неэлектролитов, но и приводит к совокупности новых свойств и явлений. При рассмотрении термодинамических систем, участниками которых являются ионы, необходимо учитывать кроме механической работы электрическую работу, связанную с переносом заряженных частиц. Таким образом, в системах, состоящих из проводников первого рода (обладающих электронной проводимостью), находящихся в контакте с проводниками второго рода (обладающих ионной проводимостью), происходит взаимное превращение химической и электрической форм энергий. Такая система называются электродом. Проводники первого рода — это, как правило, металлы, проводники второго рода — электролиты. Перенос заряда через границу раздела фаз (электрический ток) в электроде осуществляется за счет электрохимической реакции. Объединив все постоянные величины в одну величину — φ °, которая называется стандартным электродным потенциалом, получим выражение для разности потенциалов между фазами, составляющими электрод:  (3.1)Полученное уравнение называется уравнением Нернста. Стандартный электродный потенциал — это величина, характерная для каждого электродного процесса, которая также зависит от температуры и природы растворителя. Уравнение Нернста связывает величину разности потенциалов между фазой раствора электролита и фазой проводника первого рода с активностями компонентов, участвующих в электродной реакции. Для обратимой электродной реакции окисленная форма вещества переходит в восстановленную форму и наоборот  , (3.2)тогда уравнение Нернста будет выглядеть  , (3.3) где  — число электронов, участвующих в электрохимической реакции,  — активность окисленной формы вещества,  — активность восстановленной формы вещества и φ° — стандартный потенциал электродной реакции.В более общем случае для реакции на электроде  можно записать: . (3.4)Например, для обратимого перехода металла М в его ионную форму в растворе можно записать:  (3.5) Запишем для нашей реакции уравнение Нернста:  , (3.6) где  и  — активности металла и иона этого металла на электроде и в растворе соответственно. В связи с тем, что активность металла остается постоянной, так как металл образует отдельную фазу чистого компонента, а ее значение зависит от выбора стандартного состояния, ам тоже можно включить в стандартный потенциал φ°. Обычно за стандартное cостояние принимают состояние чистого компонента при стандартном давлении (симметричная система отсчета химического потенциала). В этом случае, согласно выражению (3.2), активность металла будет равной единице, и уравнение Нернста для рассматриваемого случая предстанет в следующем виде: . (3.7)Следует отметить, что в общем случае при записи уравнения Нернста под логарифмом остаются только те величины, которые могут варьироваться. Таким образом, при записи уравнения Нернста для разных случаев необходимо соблюдать несколько правил, связанных с применением выражения (3.2) для различных типов растворов и выбором стандартного состояния для чистых компонентов и растворителя:
В настоящее время нет прямых экспериментальных и расчетных методов определения отдельных скачков потенциала на границе раздела фаз в электроде. Поэтому значение абсолютного потенциала электрода в современной физической химии не определяется. Значение потенциала электрода определяется относительно потенциала какого-либо стандартного электрода. Переход к условной шкале потенциалов позволяет избавиться от многих трудностей и неопределенностей при решении большинства электрохимических задач. Правила схематической записи электродов При схематической записи электрохимических систем и уравнений, протекающих в них реакций необходимо соблюдать следующие основные правила. 1. Для электродов (полуэлементов): вещества, находящиеся в растворе (можно только потенциалопределяющие ионы), указываются слева от вертикальной черты, справа указываются вещества, образующие другую фазу, или материал электрода. 2. Если в растворе находится несколько веществ, то они разделяются запятыми. Вещества, составляющие различные фазы разделяются с помощью вертикальной черты. Например: Cd2+|Cd Cl-|AgCl|Ag+ Н+|Н2 |Pt 3. Уравнение электродной реакции записывается так, чтобы слева располагались вещества в окисленной форме и электроны, а справа вещества в восстановленной форме: Cd2+ + 2e- ↔ Cd AgCl + e- ↔ Ag + Сl- 2H+ + 2e- ↔ H2 Классификация электродов В различных учебниках можно найти разные классификации электродов. Однако, здесь приведена классификация электродов рекомендованная ИЮПАК (Международный союз теоретической и прикладной химии). Электроды нулевого рода (окислительно- восстановительные электроды) Окислитель и восстановитель, как правило, находятся в растворе, а фаза проводника первого рода выполнена из инертного материала (например, Pt), которая выступает в качестве контакта и не участвует в электрохимической реакции. Ox,Red|Pt Ox + ze- ↔ Red. Примеры: Fe2+ ,Fe3+ Pt; С6Н402, С6Н4(ОН)2, Н+|Pt (хингидронный электрод). Электроды первого рода
Металлическая фаза может быть выполнена не только из чистого вещества, но представлять собой сплав (раствор). Например, амальгамные электроды (амальгама — раствор металла в ртути) Mz-|M(Hg)  , (3.8)где  — активность металла в амальгаме. Электроды второго рода Электрод второго рода обратим относительно иона (В-) (т. е. его потенциал зависит от концентрации этого иона), образующего с потенциалопределяющим ионом (А+) малорастворимое соединение (АВ) и находящегося при этом в избытке. В-| АВ | А АВ + е- ↔А + B-  (3.9)Примеры: Сl-| AgCl | Ag —хлоридсеребряный электрод; Сl- | Hg2Cl2| Hg — каломельный электрод. Электроды второго рода часто используются в лабораторной практике как электроды сравнения, это связано с надежностью их работы, хорошей воспроизводимостью потенциала и простотой изготовления. Электроды третьего рода Электрод третьего рода обратим относительно избытка катиона (С+), который образует с анионом (В-) малорастворимое или комплексное соединение (СВ), образующего, в свою очередь, с потенциалопределяющим ионом (А+) малорастворимое или комплексное соединение (АВ). C+|CB|AB|A С+ + АВ + е- ↔ А + СВ.  . (3.10)Примеры: Hg2+|Hg2Cl2|AgCl|Ag; Са2+ |СаЭДТА2- |НgЭДТА2- |Hg. Газовые электроды Газовые электроды выделяет по признаку того, что один из участников окислительно-восстановительной пары находится в газовой фазе. Примеры: Н+|Н2, Pt — водородный электрод; Сl- | С12| Pt —хлорный электрод. Ион-селективные электроды Ион-селективные электроды основаны на использовании специальных мембран, способных пропускать специфические ионы. Они обратимы относительно этих ионов, находящихся в растворе. Наибольшее применение в практике получили фтор-селективный и стеклянный электроды. Стеклянный электрод изготавливается на основе мембран из специальных сортов стекла. Например, стеклянная мембрана разделяет внешний раствор, содержащий ионы водорода, и внутренний стандартный раствор соляной кислоты, в котором, в свою очередь, находится хлорид-серебряный электрод: Н+| стекло | НС1| AgCl | Ag Потенциал стеклянного электрода зависит от активности ионов водорода:  (3.11)Обычно 2.3RT/Fобъединяют в специальную переменную b. b=2.3RT/F=0.059B (298K). Следует обратить внимание, что bне является константой, так как она зависит от температуры. На использовании стеклянного электрода основан метод рН-метрии. Гальванические элементы Из двух электродов может быть составлена электрохимическая цепь — гальванический элемент, в которой электрическая энергия вырабатывается за счет протекания электрохимических реакций на электродах. Условие работы такого элемента – разделение единого процесса на процесс окисления и процесс восстановления, протекающие на различных пространственно разделенных электродах. Оба электрода находятся в электролите (проводник второго рода) и замыкаются через внешнюю цепь (проводник первого рода). Отдельный электрод в гальваническом элементе иногда называют полуэлементом. Основной электрической характеристикой электрохимической цепи является разность электрических потенциалов между электродами. Разность потенциалов, наблюдаемая между электродами гальванического элемента при разомкнутой внешней цепи, называется электродвижущей силой  . Электродвижущая сила ЭДС гальванического элемента определяется величиной свободной энергии токообразующего процесса и не зависит от конструкции элемента и величины электродов.Если токообразующий процесс провести в обратимых условиях, то элемент произведет максимальную работу:  (3.12) или в калориях  . Зависимость максимальной работы химической реакции  от теплоты реакции  при постоянном давлении выражается уравнением Гиббса-Гельмгольца: . (3.13) Из уравнений (3.12) и (3.13) получаем  . (3.14) Величина  представляет собой температурный коэффициент ЭДС элемента и приближенно может быть определена из выражения , (3.15) где  и  - значения ЭДС элемента соответственно при температурах  и  .Равенство (3.15) оказывается тем точнее, чем меньше отличаются между собой и , так как зависимость  только в узком интервале температур близка к линейной. Зная значения   и  , по уравнению (3.14) нетрудно вычислить теплоту реакции и, наоборот, зная и измерив , можно определить величину максимальной работы и ЭДС элемента. Если  , то  , то есть часть тепла при работе элемента выделяется в окружающую среду и элемент, находясь в адиабатических условиях, нагревается.При схематической записи электрохимической цепи:
Разность электрических потенциалов равна по знаку и значению электрическому потенциалу металлического проводника, присоединенного к правому электроду, минус потенциал идентичного проводника, присоединенного к левому электроду.  , (3.16)где φп — потенциал правого электрода, φл—потенциал левого. Согласно правилу записи электродной реакции, для каждого электрода окисленная форма вещества и электроны записываются слева. Суммарная реакция, протекающая в элементе, является разницей между реакциями на правом и левом электродах. Тогда, если разность потенциалов всего элемента положительна, то суммарная реакция и электрический ток в гальваническом элементе протекает слева направо, если же отрицательно, то — в обратном направлении. Рассмотрим в качестве примера три случая. 1.Оба электрода имеют общий раствор; Cd|CdCl2|AgCl|Ag На электродах протекают реакции: (1) AgCl + e↔Ag + Cl-; (2) Cd2+ + 2e-↔ Cd. Суммарная реакция, протекающая в элементе AgCl + 0.5Cd ↔ Ag + 0.5CdCl2. 2. Растворы электродов различны и имеют контакт между собой через мембрану (диффузионный потенциал не устранен); Cd | Cd(N03)2¦ NaCl | AgCl | Ag На электродах протекают реакции: (1) AgCl + е-↔ Ag + Сl- (2) Cd2+ + 2e- ↔Cd Суммарная реакция, формально протекающая в элементе AgCl + 0.5Cd ↔ Ag + 0.5Cd2+ + Cl-. 3. Растворы электродов различны и соединены между собой солевым мостиком (диффузионный потенциал устранен). Pt, Н2|НС1 || NaCl | AgCl |Ag На электродах протекают реакции: (1) AgCl + е- ↔ Ag + Cl- (2) 2Н+ + 2е- ↔ Н2. Суммарная реакция, формально протекающая в элементе AgCl + 0.5H2 ↔ Ag + H+ + Cl-. УСЛОВНЫЙ ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ ЭДС гальванического элемента складывается из скачков потенциала на границе всех фаз образующих элемент. При этом в формировании ЭДС гальванического элемента могут участвовать не только разницы потенциалов между фазами электродов, но и разница потенциалов между металлами образующими электронопроводящую фазу электродов — так называемый контактный потенциал, а также разница потенциалов между фазами растворов электродов — диффузионный потенциал. Диффузионный потенциал возникает на границе двух растворов из-за различных подвижностей ионов, содержащихся в электродных растворах и/или их концентраций. Гальванический элемент может иметь общий раствор электролита для обоих электродов. В этом случае диффузионный потенциал будет отсутствовать. В других случаях при проведении электрохимических измерений от диффузионного потенциала стараются по возможности избавиться. Существует несколько способов устранения диффузионного потенциала. Наиболее простым является использование для соединения растворов двух электродов солевого мостика, заполненного раствором соли, катионы и анионы которой обладают приблизительно одинаковыми подвижностями (КСl, KNO3). Контактный потенциал возникает в случае, когда электронопроводящие фазы электродов выполнены из различных металлов. В связи с тем, что в настоящее время нет прямых экспериментальных и расчетных методов определения отдельных скачков потенциала на границе раздела фаз в гальваническом элементе, значение потенциала отдельных электродов приводят относительно потенциала какого-либо стандартного электрода — переход к условной шкале потенциалов. В этом случае при расчете ЭДС гальванического элемента компенсируется как сдвиг потенциалов отдельных электродов относительно абсолютной шкалы потенциалов, так и контактный потенциал1, который входит в условный стандартный электродный потенциал. Принято выражать потенциалы электродов относительно стандартного водородного электрода (условная водородная шкала потенциалов), потенциал которого принят за ноль при всех температурах. Для определения электродного потенциала электрода составляется гальванический элемент из этого электрода и стандартного водородного электрода — Н+ || Н2, Pt (активность иона водорода поддерживается равной единице и парциальное давление водорода над раствором — 1.013·105 Па). Переход к условной шкале потенциалов позволяет избавиться от многих трудностей и неопределенностей при решении большинства электрохимических задач. Согласно правилам ИЮПАК условный электродный потенциалили просто электродный потенциал определяется как ЭДС элемента, в котором слева расположен стандартный водородный электрод, а справа — рассматриваемый электрод. Например, потенциал кадмиевого электрода (Cd2+| Cd) будет равен ЭДС элемента Pt|H2|H+||Cd2+|Cd. Потенциал рассматриваемого электрода обозначается при этом символом . В справочниках приводятся условные стандартные потенциалы электродов при некоторой температуре, которые измерены относительно стандартного водородного электрода при соотношении активностей веществ, участвующих в электродной реакции, равном единице.Тогда, для рассмотренного примера, потенциал кадмиевого электрода будет записан как  , (3.17)где  — стандартный электродный потенциал кадмиевого электрода.Запись и порядок применения уравнения Нернста сохраняется при переходе к условной шкале потенциалов с заменой  на  . Тогда уравнение Нернста для условной шкалы потенциалов запишется в виде:  (3.18)Выражения для ЭДС гальванического элемента через условные потенциалы будет  (3.19)где  — потенциал правого электрода,  — потенциал левого электрода.Разница между стандартными потенциалами электродов гальванического элемента называется стандартным ЭДС данного гальванического элемента и обозначается  . Для рассмотренных выше примеров гальванических элементов можно записать выражения для ЭДС.l.Cd|CdCl2|AgCl|Ag ЭДС этого элемента  (3.20)где  - средняя активность раствора CdCl2.2. Cd|Cd(NO3)2¦NaCl|AgCl|Ag ЭДС этого элемента  , (3.21)где  - активность ионов хлора в растворе первого электрода,  - активность ионов кадмия в растворе второго электрода.
ЭДС этого элемента  , (3.22)где  - относительное парциальное давление водорода над раствором второго электрода, - активность ионов хлора в растворе первого электрода,  - активность ионов водорода в растворе второго электрода.ТИПЫ ГАЛЬВАНИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ |