Przeczytaj

W warunkach standardowych, to znaczy gdy stężenie jonów potencjałotwórczych w elektrolicieelektrolitelektrolicie jest jednostkowe ( $1 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ ), a gazy są pod ciśnieniem $1013 hPa$ w temperaturze $298 K$ ( $25 ° C$ ), wyznaczany jest potencjał standardowy półogniwa. W warunkach innych niż standardowe, potencjał półogniwa obliczany jest z równania Nernsta.

bg‑violet

Co to jest równanie Nernsta?

Równanie Nernsta umożliwia obliczenie potencjału półogniwa w warunkach innych niż standardowe. Opisuje ono zależność między potencjałem standardowym półogniwa oraz stężeniami molowymi substancji (formy utlenionejutlenianieutlenionej i zredukowanejredukcjazredukowanej), które biorą udział w reakcjach elektrodowych. Dla reakcji elektrodowej:

[Utl] + n e^{-} ⇄_{utlenienie}^{redukcja} [Red]

równanie Nernsta przybiera ogólną postać:

E = E ° + \frac{R T}{n F} \ln (\frac{[Utl]}{[Red]})

gdzie:

$E$ – równowagowy potencjał półogniwa [ $V$ ];
$E °$ – potencjał standardowy półogniwa [ $V$ ];
$R$ – uniwersalna stała gazowa $[8,314 \frac{J}{mol \cdot K}]$ ;
$T$ – temperatura [ $K$ ];
$n$ – liczba elektronów biorących udział w reakcji zachodzącej na elektrodzie;
$F$ – stała Faradaya $[96 500 \frac{C}{mol}]$ ;
$[Utl]$ – stężenie molowe formy utlenionej;
$[Red]$ – stężenie molowe formy zredukowanej.

Po zamianie logarytmu naturalnego ln na logarytm dziesiętny log, równanie Nernsta przyjmuje postać:

E = E ° + \frac{2,303 R T}{n F} \log (\frac{[Utl]}{[Red]})

Dla roztworów rozcieńczonych w temperaturze $298 K$ ( $25 ° C$ ) po podstawieniu wartości stałej gazowej, stałej Faradaya oraz temperatury, równanie Nernsta ma postać:

E = E ° + \frac{0,059}{n} \log (\frac{[Utl]}{[Red]})

Ważne!

Dokładnie równanie Nernsta wygląda w następujący sposób:

E = E ° + \frac{R T}{n F} \ln (\frac{a_{Utl}}{a_{Red}})

gdzie $a$ oznacza aktywność chemiczną formy utlenionej lub zredukowanej. Aktywność z kolei wyliczyć można ze wzoru:

a = γ c

gdzie $c$ oznacza stężenie danej formy, a $γ$ to współczynnik aktywności. W warunkach zbliżonych do standardowych $γ$ jest zbliżone do $1$ , dlatego też w równaniu Nernsta można zamiast aktywności chemicznej stosować stężenie. Co więcej, dla gazów aktywność chemiczną w warunkach zbliżonych do standardowych można zastąpić tzw. ciśnieniem cząsteczkowym wyznaczanym przy pomocy wzoru: $\frac{p_{gazu}}{p °}$ , gdzie $p °$ oznacza ciśnienie normalne ( $1013 hPa$ ).

bg‑violet

Obliczanie potencjału półogniwa w warunkach innych niż standardowe

bg‑gray1

Obliczanie potencjału półogniwa metalicznego $M e | M e^{n +}$

Reakcję zachodzącą w półogniwie metalicznym przedstawia równanie:

M e^{n +} + n e^{-} ⇄ M e

Półogniwo to jest odwracalne względem kationu.

Potencjał półogniwa metalicznego oblicza się z równania Nernsta mającego postać:

E_{M e^{n +} / M e} = E °_{M e^{n +} / M e} + \frac{2,303 R T}{n F} \log \frac{[M e^{n +}]}{[M e]}

Przyjmuje się, że stężenie metalu w fazie stałej jest równe jedności $[M e] = 1$ . Ostatecznie równanie Nernsta pozwalające obliczyć potencjał półogniwa metalicznego ma postać:

E_{M e^{n +} / M e} = E °_{M e^{n +} / M e} + \frac{2,303 R T}{n F} \log [M e^{n +}]

Polecenie 1

Oblicz potencjał półogniwa cynkowego w temperaturze $303 K$ , jeżeli stężenie jonów cynku wynosi $0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ . Zapisz równanie reakcji elektrodowej.

R1GU7NRAOakhb

Rozwiązanie oraz odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R14TKYMiZVL4D

E °_{{Zn}^{2 +} / Zn} = - 0,76 V

Równanie reakcji elektrodowej:

{Zn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Zn

Równanie Nernsta:

E_{{Zn}^{2 +} / Zn} = E °_{{Zn}^{2 +} / Zn} + \frac{2,303 R T}{n F} \log [{Zn}^{2 +}]

E_{{Zn}^{2 +} / Zn} = - 0,76 + \frac{2,303 \cdot 8,314 \cdot 303}{2 \cdot 96 500} \log 0,01

E_{{Zn}^{2 +} / Zn} = - 0,82 V

Potencjał elektrody cynkowej w tych warunkach wynosi $- 0,82 V$ .

bg‑gray1

Obliczanie potencjału półogniwa gazowego

Przykładem półogniwa gazowego jest elektroda chlorowa $Pt | {Cl}_{2} | {Cl}^{-}$

Reakcję zachodzącą na elektrodzie przedstawia równanie:

{Cl}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 {Cl}^{-}

Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów ${Cl}^{-}$ .

Potencjał półogniwa chlorowego oblicza się z równania Nernsta:

E = E ° + \frac{R T}{n F} \ln \frac{[Utl]}{[Red]}

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} + \frac{R T}{2 F} \ln \frac{\frac{p_{{Cl}_{2}}}{p °}}{{[{Cl}^{-}]}^{2}}

Zauważ, że w przypadku gazów, zamiast stężenia molowego, zapisuje się ciśnienie cząsteczkowe zapisane wzorem: $\frac{p_{gazu}}{p °}$ . Następnie korzystamy z zależności logarytmów:

\ln \frac{a}{b} = \ln a - \ln b

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} + \frac{R T}{2 F} \ln \frac{p_{{Cl}_{2}}}{p °} - \frac{R T}{2 F} \ln {[{Cl}^{-}]}^{2}

Przyjmuje się, że $\frac{p_{{Cl}_{2}}}{p °} = 1$ (to znaczy, gdy ciśnienie chloru równa się ciśnieniu normalnemu – $1013 hPa$ )

Zatem:

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} + \frac{R T}{2 F} \ln \underset{l n 1 = 0}{\underset{⏟}{\frac{p_{{Cl}_{2}}}{p °}}} - \frac{R T}{2 F} \ln {[{Cl}^{-}]}^{2}

Oznacza to, że równanie przyjmuje postać:

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} - \frac{R T}{2 F} \ln {[{Cl}^{-}]}^{2}

W celu uproszczenia równania korzystamy z zależności logarytmów:

\ln x^{r} = r \cdot \ln x

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} - \frac{R T}{2 F} \cdot 2 \cdot \ln [{Cl}^{-}]

Ostatecznie równanie przyjmuje postać:

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} - \frac{R T}{F} \ln [{Cl}^{-}]

Polecenie 2

Oblicz potencjał półogniwa chlorowego jeżeli:

a) stężenie jonów ${Cl}^{-}$ wynosi $0,001 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ , temperatura $300 K$ ;

b) stężenie jonów ${Cl}^{-}$ wynosi $0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ , temperatura $300 K$ ;

c) stężenie jonów ${Cl}^{-}$ wynosi $0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ , temperatura $298 K$ .

R1RL0uii3ysTb

Rozwiązanie oraz odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R13uJHe1XZ48a

E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 V

a) Obliczanie potencjału półogniwa chlorowego w temperaturze $300 K$ , dla stężenia jonów ${Cl}^{-}$ wynosi $0,001 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ .

Potencjał półogniwa chlorowego w tych warunkach wyznaczamy ze wzoru:

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 - \frac{8,314 \cdot 300}{96 500} \ln 0,001

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 - (- 0,1785) = 1,5385 V \approx 1,54 V

b) Obliczanie potencjału półogniwa chlorowego w temperaturze $300 K$ , dla stężenia jonów ${Cl}^{-}$ wynosi $0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ .

Potencjał półogniwa chlorowego w tych warunkach wyznaczamy ze wzoru:

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 - \frac{8,314 \cdot 300}{96 500} \ln 0,01

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 - (- 0,1190) = 1,4790 V \approx 1,48 V

c) Obliczanie potencjału półogniwa chlorowego w temperaturze $298 K$ , dla stężenia jonów ${Cl}^{-}$ wynosi $0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ .

Potencjał półogniwa chlorowego w tych warunkach można wyznaczyć ze wzoru:

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = E °_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} - 0,059 \log [{Cl}^{-}]

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 - 0,059 \log 0,01

E_{{Cl}_{2} / {Cl}^{-}} = 1,36 - (- 0,118) = 1,4780 V \approx 1,48 V

a) Potencjał półogniwa chlorowego w tych warunkach wynosi $1,5385 V$ (w przybliżeniu $1,54 V$ ).

b) Potencjał półogniwa chlorowego w tych warunkach wynosi $1,4790 V$ (w przybliżeniu $1,48 V$ ).

c) Potencjał półogniwa chlorowego w tych warunkach wynosi $1,4780 V$ (w przybliżeniu $1,48 V$ ).

Przykładem półogniwa gazowego jest elektroda wodorowa $Pt | H_{2} | H_{3} O^{+}$

Reakcję zachodzącą na elektrodzie przedstawia równanie:

2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ H_{2} + 2 H_{2} O

Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów $H_{3} O^{+}$ .

Potencjał półogniwa wodorowego oblicza się z równania Nernsta mającego postać:

E_{H_{3} O + / H_{2}} = E °_{H_{3} O^{+} / H_{2}} + \frac{RT}{F} \ln [H_{3} O^{+}]

Jeżeli logarytm naturalny ln zastąpimy logarytmem dziesiętnym log oraz podstawimy:

E °_{H_{3} O^{+} / H_{2}} = 0

Równanie Nernsta ma postać:

E_{H_{3} O + / H_{2}} = \frac{2,303 RT}{F} \log [H_{3} O^{+}]

W temperaturze $298 K$ równanie Nernsta po podstawieniu wartości stałej gazowej $R$ , temperaturze $T$ oraz stałej Faradaya $F$ ma postać:

E_{H_{3} O + / H_{2}} = 0,059 \log [H_{3} O^{+}]

E_{H_{3} O^{+} / H_{2}} = - 0,059 pH

bg‑gray1

Obliczanie potencjału półogniwa $II$ rodzaju

Półogniwo $II$ rodzaju zbudowane jest z metalu pokrytego trudno rozpuszczalną solą tego metalu i zanurzonego w roztworze elektrolitu, o wspólnym anionie z anionem soli trudno rozpuszczalnej.

Schematyczny zapis półogniwa $II$ rodzaju:

M e, M e A_{(s)} | {A^{n -}}_{(aq)}

Przykładem półogniwa $II$ rodzaju jest elektroda chlorosrebrowa: $Ag, {AgCl}_{(s)} | {Cl}^{-}$

Reakcję zachodzącą na elektrodzie chlorosrebrowej przedstawia równanie:

AgCl + e^{-} ⇄ Ag + {Cl}^{-}

Równanie Nernsta ma postać:

E_{AgCl / Ag} = E °_{AgCl / Ag} + \frac{R T}{F} \ln \frac{[AgCl]}{[Ag] \cdot [{Cl}^{-}]}

Korzystamy z zależności logarytmów:

\ln \frac{a}{b} = \ln a - \ln b

E_{AgCl / Ag} = E °_{AgCl / Ag} + \frac{R T}{F} \ln [AgCl] - \frac{R T}{F} \ln [Ag] - \frac{R T}{F} \ln [{Cl}^{-}]

Przyjmuje się, że stężenie $AgCl$ i $Ag$ w formie stałej jest równe jedności. Zatem:

E_{AgCl / Ag} = E °_{AgCl / Ag} + \frac{R T}{F} \underset{\ln 1 = 0}{\underset{⏟}{\ln [AgCl]}} - \frac{R T}{F} \underset{\ln 1 = 0}{\underset{⏟}{\ln [Ag]}} - \frac{R T}{F} \ln [{Cl}^{-}]

Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów ${Cl}^{-}$ .

E_{AgCl / Ag} = E °_{AgCl / Ag} - \frac{R T}{F} \ln [{Cl}^{-}]

E_{AgCl / Ag} = E °_{AgCl / Ag} - \frac{2,303 R T}{F} \log [{Cl}^{-}]

E °_{AgCl / Ag} = 0,22 V

Przykładem półogniwa $II$ rodzaju jest elektroda kalomelowa: $Hg, {Hg}_{2} {Cl}_{2 (s)} | {Cl}^{-}$

Reakcję zachodzącą na elektrodzie kalomelowej przedstawia równanie:

{Hg}_{2} {Cl}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 Hg + 2 {Cl}^{-}

Równanie Nernsta ma postać:

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} + \frac{RT}{2 F} \ln \frac{[{Hg}_{2} {Cl}_{2}]}{{[Hg]}^{2} \cdot {[{Cl}^{-}]}^{2}}

Korzystamy z zależności logarytmów:

\ln \frac{a}{b} = \ln a - \ln b

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} + \frac{RT}{2 F} \ln [{Hg}_{2} {Cl}_{2}] - \frac{RT}{2 F} \ln {[Hg]}^{2} - \frac{RT}{2 F} \ln {[{Cl}^{-}]}^{2}

Przyjmuje się, że stężenie ${Hg}_{2} {Cl}_{2}$ i $Hg$ jest równe jedności. Zatem:

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} + \frac{RT}{2 F} \underset{\ln 1 = 0}{\underset{⏟}{\ln [{Hg}_{2} {Cl}_{2}]}} - \frac{RT}{2 F} \underset{\ln 1 = 0}{\underset{⏟}{\ln {[Hg]}^{2}}} - \frac{RT}{2 F} \ln {[{Cl}^{-}]}^{2}

Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów ${Cl}^{-}$ .

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} + \frac{RT}{2 F} \ln {[{Cl}^{-}]}^{2}

W celu uproszczenia równania korzystamy z zależności logarytmów:

\ln x^{r} = r \cdot \ln x

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} - \frac{RT}{2 F} \cdot 2 \cdot \ln [{Cl}^{-}]

Ostatecznie równanie przyjmuje postać:

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} - \frac{RT}{F} \ln [{Cl}^{-}]

E_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} - \frac{2,303 R T}{F} \log [{Cl}^{-}]

E °_{{Hg}_{2} {Cl}_{2} / Hg} = 0,24 V

bg‑gray1

Obliczanie potencjału półogniwa redoks

Półogniwo redoks zbudowane jest z obojętnego chemicznie metalu (platyny, złota), który zanurzony jest w roztworze zawierającym dwa rodzaje jonów danego pierwiastka, występujących na różnych stopniach utlenieniastopień utlenieniastopniach utlenienia.

Przykładem półogniwa redoks jest półogniwo $Pt | {Sn}^{2 +}, {Sn}^{4 +}$

Równanie reakcji zachodzącej na tej elektrodzie:

{Sn}^{4 +} + 2 e^{-} ⇄ {Sn}^{2 +}

Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia formy utlenionej i zredukowanej.

E_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} = E °_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} + \frac{2,303 RT}{2 F} \log \frac{[{Sn}^{4 +}]}{[{Sn}^{2 +}]}

E_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} = E °_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} + \frac{RT}{2 F} \ln \frac{[{Sn}^{4 +}]}{[{Sn}^{2 +}]}

E °_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} = 0,15 V

Polecenie 3

Oblicz potencjał półogniwa $Pt | {Sn}^{2 +}, {Sn}^{4 +}$ w temperaturze $315 K$ , jeżeli:

$[{Sn}^{4 +}] = 0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ ,
$[{Sn}^{2 +}] = 0,005 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ .

RKPT43YBjQmYK

Rozwiązanie oraz odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R1bZuCDsm8IUc

E_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} = 0,15 + \frac{2,303 \cdot 8,314 \cdot 315}{2 \cdot 96500} \log \frac{0,01}{0,005}

E_{{Sn}^{4 +} / {Sn}^{2 +}} = 0,15 + 0,009407 = 0,1594 \approx 0,16

Potencjał tego półogniwa redoks w tych warunkach wynosi $0,16 V$ .

Przykładem półogniwa redoks jest półogniwo $Pt | {Mn}^{2 +}, {MnO}_{4}^{-}, H_{3} O^{+}$

Równanie reakcji zachodzącej na tej elektrodzie:

{MnO}_{4}^{-} + 8 H_{3} O^{+} + 5 e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +} + 12 H_{2} O

Potencjał tego półogniwa będzie zależeć od stężenia jonów ${Mn}^{2 +}$ , ${MnO}_{4}^{-}$ i $H_{3} O^{+}$ .

E_{{MnO}_{4}^{-} / {Mn}^{2 +}} = E °_{{MnO}_{4}^{-} / {Mn}^{2 +}} + \frac{RT}{5 F} \ln \frac{[{MnO}_{4}^{-}] {[H_{3} O^{+}]}^{8}}{[{Mn}^{2 +}]}

E_{{MnO}_{4}^{-} / {Mn}^{2 +}} = E °_{{MnO}_{4}^{-} / {Mn}^{2 +}} + \frac{2,303 RT}{5 F} \log \frac{[{MnO}_{4}^{-}] {[H_{3} O^{+}]}^{8}}{[{Mn}^{2 +}]}

E °_{{MnO}_{4}^{-} / {Mn}^{2 +}} = 1,51 V

Ciekawostka

Walther Nernst to niemiecki chemik urodzony w Wąbrzeźnie. Jest on twórcą równania Nernsta wykorzystywanego w elektrochemii.

R1QwbzZYJ08MR

Porter mężczyzny. Mężczyzna ma wysokie czoło, łysieje. Nosi okulary. Ma wąsy i bródkę. Ubrany jest w koszulę, krawat i marynarkę. Mężczyzna stoi. — Portret Walthera Hermanna Nernsta.
Źródło: dostępny w internecie: www.commons.wikimedia.org, domena publiczna.

bg‑violet

Potencjały standardowe półogniw są zebrane w tablicach fizykochemicznych

Półogniwo	Reakcja przebiegająca na półogniwie	$E °$ [ $V$ ]
${Li}^{+} \| Li$	${Li}^{+} + e^{-} ⇄ Li$	$- 3,04$
$K^{+} \| K$	$K^{+} + e^{-} ⇄ K$	$- 2,93$
${Ba}^{2 +} \| Ba$	${Ba}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Ba$	$- 2,91$
${Ca}^{2 +} \| Ca$	${Ca}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Ca$	$- 2,84$
${Na}^{+} \| Na$	${Na}^{+} + e^{-} ⇄ Na$	$- 2,71$
${Mg}^{2 +} \| Mg$	${Mg}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Mg$	$- 2,36$
${Be}^{2 +} \| Be$	${Be}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Be$	$- 1,97$
${Al}^{3 +} \| Al$	${Al}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Al$	$- 1,66$
${Mn}^{2 +} \| Mn$	${Mn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Mn$	$- 1,18$
$H_{2} O \| H_{2}, {OH}^{-} (Pt)$	$2 H_{2} O + 2 e^{-} ⇄ H_{2} + 2 {OH}^{-}$	$- 0,83$
${Zn}^{2 +} \| Zn$	${Zn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Zn$	$- 0,76$
${Cr}^{3 +} \| Cr$	${Cr}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Cr$	$- 0,74$
${Fe}^{2 +} \| Fe$	${Fe}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Fe$	$- 0,44$
${Cr}^{3 +} \| {Cr}^{2 +} (Pt)$	${Cr}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Cr}^{2 +}$	$- 0,40$
${Co}^{2 +} \| Co$	${Co}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Co$	$- 0,28$
${Ni}^{2 +} \| Ni$	${Ni}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Ni$	$- 0,23$
$AgI \| Ag, I^{-}$	$AgI + e^{-} ⇄ Ag + I^{-}$	$- 0,15$
${Sn}^{2 +} \| Sn$	${Sn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Sn$	$- 0,14$
${Pb}^{2 +} \| Pb$	${Pb}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Pb$	$- 0,13$
${Fe}^{3 +} \| Fe$	${Fe}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Fe$	$- 0,04$
$H_{3} O^{+} \| H_{2}$	$2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ H_{2} + 2 H_{2} O$	$0,00$
$AgBr \| Ag, {Br}^{-}$	$AgBr + e^{-} ⇄ Ag + {Br}^{-}$	$+ 0,07$
${Sn}^{4 +} \| {Sn}^{2 +} (Pt)$	${Sn}^{4 +} + 2 e^{-} ⇄ {Sn}^{2 +}$	$+ 0,15$
${Cu}^{2 +} \| {Cu}^{+} (Pt)$	${Cu}^{2 +} + e^{-} ⇄ {Cu}^{+}$	$+ 0,15$
$AgCl \| Ag, {Cl}^{-}$	$AgCl + e^{-} ⇄ Ag + {Cl}^{-}$	$+ 0,22$
${Hg}_{2} {Cl}_{2} \| Hg, {Cl}^{-}$	${Hg}_{2} {Cl}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 Hg + 2 {Cl}^{-}$	$+ 0,27$
${Cu}^{2 +} \| Cu$	${Cu}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Cu$	$+ 0,34$
$O_{2} \| {OH}^{-} (Pt)$	$O_{2} + 2 H_{2} O + 4 e^{-} ⇄ 4 {OH}^{-}$	$+ 0,40$
${Cu}^{+} \| Cu$	${Cu}^{+} + e^{-} ⇄ Cu$	$+ 0,52$
$I_{2} \| I^{-} (Pt)$	$I_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 I^{-}$	$+ 0,54$
${Fe}^{3 +} \| {Fe}^{2 +} (Pt)$	${Fe}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Fe}^{2 +}$	$+ 0,77$
${Ag}^{+} \| Ag$	${Ag}^{+} + e^{-} ⇄ Ag$	$+ 0,80$
${Hg}^{2 +} \| Hg$	$H g^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Hg$	$+ 0,85$
${Br}_{2} \| {Br}^{-} (Pt)$	${Br}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 {Br}^{-}$	$+ 1,09$
${MnO}_{2}, H_{3} O^{+} \| {Mn}^{2 +} (Pt)$	${MnO}_{2} + 4 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +} + 6 H_{2} O$	$+ 1,22$
$O_{2}, H_{3} O^{+} \| H_{2} O (Pt)$	$O_{2} + 4 H_{3} O^{+} + 4 e^{-} ⇄ 6 H_{2} O$	+1,23
${Cr}_{2} {O_{7}}^{2 -}, H_{3} O^{+} \| {Cr}^{3 +} (Pt)$	${Cr}_{2} {O_{7}}^{2 -} + 14 H_{3} O^{+} + 6 e^{-} ⇄ 2 {Cr}^{3 +} + 21 H_{2} O$	$+ 1,33$
${Cl}_{2} \| {Cl}^{-} (Pt)$	${Cl}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 {Cl}^{-}$	$+ 1,36$
${Au}^{3 +} \| Au$	${Au}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Au$	$+ 1,50$
${MnO}_{4}^{-}, H_{3} O^{+} \| {Mn}^{2 +} (Pt)$	${MnO}_{4}^{-} + 8 H_{3} O^{+} + 5 e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +} + 12 H_{2} O$	$+ 1,51$
${Mn}^{3 +} \| {Mn}^{2 +} (Pt)$	${Mn}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +}$	$+ 1,51$
${Ce}^{4 +} \| {Ce}^{3 +} (Pt)$	${Ce}^{4 +} + e^{-} ⇄ {Ce}^{3 +}$	$+ 1,72$
$H_{2} O_{2}, H_{3} O^{+} \| H_{2} O (Pt)$	$H_{2} O_{2} + 2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ 4 H_{2} O$	$+ 1,78$
${Co}^{3 +} \| {Co}^{2 +} (Pt)$	${Co}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Co}^{2 +}$	$+ 1,92$
$F_{2} \| F^{-}$	$F_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 F^{-}$	$+ 2,87$

Tabela potencjałów standardowych półogniw w temperaturze $25 ° C$ .

Indeks dolny /Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2010 oraz L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje, tłum. J. Kuryłowicz, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa $2012$ ./ Indeks dolny koniec

Słownik

anoda

(gr. ana „w górę”, hodós „ścieżka”) półogniwo, na którym zachodzi reakcja utleniania; w ogniwie ma znak ujemny

elektrolit

(gr. ḗlektron „bursztyn”, lytós „rozpuszczalny”) to substancja, która za pośrednictwem jonów przewodzi prąd elektryczny

katoda

(gr. káthodos „schodzenie”) półogniwo, na którym zachodzi reakcja redukcji; w ogniwie ma znak dodatni

redukcja

proces przyjmowania elektronów, związany z obniżaniem stopnia utlenienia utleniacza

stopień utlenienia

pojęcie umowne, określające liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, które można by przypisać atomowi pierwiastka chem., wchodzącego w skład określonego związku, gdyby cząsteczki tego związku miały budowę jonową

reduktor

atom, jon lub cząsteczka, które w reakcji redoks są donorem elektronu (elektronów)

utleniacz

atom, jon lub cząsteczka, które w reakcji redoks są akceptorem elektronu (elektronów)

utlenianie

oddawanie elektronów przez jony lub atomy pierwiastków w wyniku czego dochodzi do podwyższenia stopnia utlenienia

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa $2010$ .

Cygański A., Podstawy metod elektroanalitycznych, Wydawnictwo Naukowo–Techniczne, Warszawa $1999$ .

Krzeczkowska M., Loch J., Mizera A., Repetytorium chemia: Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony, Warszawa – Bielsko–Biała $2010$ .

Wprowadzenie

Film samouczek

Co to jest równanie Nernsta?

Obliczanie potencjału półogniwa w warunkach innych niż standardowe

Obliczanie potencjału półogniwa metalicznego $M e | M e^{n +}$

Obliczanie potencjału półogniwa gazowego

Obliczanie potencjału półogniwa $II$ rodzaju

Obliczanie potencjału półogniwa redoks

Potencjały standardowe półogniw są zebrane w tablicach fizykochemicznych

Słownik

Bibliografia

Wprowadzenie

Film samouczek

Przeczytaj

Co to jest równanie Nernsta?

Obliczanie potencjału półogniwa w warunkach innych niż standardowe

Obliczanie potencjału półogniwa metalicznego Me|Men+

Obliczanie potencjału półogniwa gazowego

Obliczanie potencjału półogniwa II rodzaju

Obliczanie potencjału półogniwa redoks

Potencjały standardowe półogniw są zebrane w tablicach fizykochemicznych

Słownik

Bibliografia

Obliczanie potencjału półogniwa metalicznego $M e | M e^{n +}$

Obliczanie potencjału półogniwa $II$ rodzaju