Оксилительно-восстановительные реакции. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Стандартный и формальный потенциал.

Химические реакции при которых электроны переходят от одних атомов или Ионов к другим, называютя окислительно-восстановительными. При окислении степени окисления элементов увеличивается, а при восстановлении уменьшается. Процессы потери и приобретения электронов неразрывно связаны друг с другом. Вещества, атомы которых входе реакции приобретают электроны, называют окислителями. И наоборот, вещества атомы которых теряют электроны, являются восстановителями.

Количественно Окислительно-восстановительные реакции характеризуют, так называемыми, окислительно-восстановительным потенциалами, Выражаемая в вольтах.

Если же процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ). Простейший ХИТ – гальваническая ячейка – представляет собой сосуды, в которых два электрода, помещенные в раствор соответствующих электролитов, соединены солевым мостиком (проводником второго рода *), представляющим собой стеклянную трубку, заполненную раствором такого электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью. При замыкании внешней цепи проводником первого рода начинается окислительно-восстановительная реакция, о чем свидетельствует возникновение электродвижущей силы (ЭДС). (В проводниках второго рода носителями заряда служат ионы, в отличие от электронов в проводниках первого рода.) Реакция CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента, схема которого  (–)Zn¦Zn2+||Cu2+¦Cu(+ ) отражает современную систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn¦Zn2+, на котором возникает избыток электронов и происходит процесс окисления – отрицательный полюс (–). Справа – катод Cu2+¦Cu – электрод с недостатком электронов, положительный полюс (+). Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное пространство от катодного. Система, состоящая из металла, погруженного в раствор электролита, называется электродом, то есть электроды в электрохимии – это системы из двух токопроводящих тел: проводников 1 и 2 рода. Абсолютное значение разности потенциалов на границе двух фаз разной природы металл│электролит измерить нельзя, однако можно измерить разность потенциалов двух различных электродов.

Значения электродных потенциалов определяются относительно некоторого электрода, потенциал которого условно принят за нулевой. Таким эталонным электродом выбран водородный в стандартных условиях.

Учитывая, что для стандартного водородного электрода активности ионов H+ и газа H2 равны 1, а ΔG= –nFE, после преобразования получим уравнение Нернста для электродного процесса:  E=E0+

где E0 - стандартный потенциал редокс-системы;
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль К);
T - абсолютная температура, К;
F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль;
n - число электронов, принимающих участие в электродной реакции;

Активность атомов в электроде из чистого металла принимается равной единице. Если же она отличается от единицы, то ее включают в Е°, который в этом случае называется формальным электродным потенциалом. Формальный электродный потенциал отличается от стандартного и тем, что при его использовании в уравнение Нернста вместо активности иона металла в растворе подставляют концентрацию.

 Если в уравнение Нернста вместо стандартных электродных потенциалов подставить формальные потенциалы, то наблюдается лучшее соответствие рассчитанных и экспериментально найденных величин потенциалов при условии, что концентрация раствора электролита приблизительно равна той концентрации, при которой измерен формальный потенциал.