電極電位理論

電極電位金屬浸於電解質溶液中，顯示出電的效應，即金屬的表面與溶液間產生電位差，這種電位差稱為金屬在此溶液中的電位或電極電位。

基本介紹

• 中文名：電極電位理論
• 外文名：Electrode potential theory
• 領域：工程技術
• 套用：判斷氧化還原反應自發進行的方向

物理標準

標準電極電位是以標準氫原子作為參比電極，即氫的標準電極電位值定為0，與氫標準電極比較，電位較高的為正，電位較低者為負。如氫的標準電極電位H2←→H+ 為0.000V，鋅標準電極電位Zn ←→Zn2+ 為-0.762V,銅的標準電極電位Cu ←→Cu2+為+0.337V。

金屬浸在只含有該金屬鹽的電解溶液中，達到平衡時所具有的電極電位，叫做該金屬的平衡電極電位。當溫度為25℃，金屬離子的有效濃度為1mol/L（即活度為1）時測得的平衡電位，叫做標準電極電位。

判斷氧化還原反應自發進行的方向

電池反應都是自發進行的氧化還原反應。因此電池反應的方向即氧化還原反應自發進行的方向。判斷氧化還原反應進行的方向時，可將反應拆為兩個半反應，求出電極電位。然後根據電位高的為正極起還原反應，電位低的為負極起氧化反應的原則，就可以確定反應自發進行的方向。如果兩個電對的值相差較大（即Eφ），濃度的變化對電位的影響不大，不至於使反應改變方向。因此，當Eφ<0.2V時，即使不處於標準狀態，也可直接用 值的大小確定反應方向。否則，必須考慮濃度和酸度的影響，用能斯特方程式計算出電對的值，用E>0作為判斷確定反應進行的方向，若E>0，正向反應能自發進行；E<0，正向反應不能自發進行，其逆向反應能自發進行。

判斷氧化還原反應進行的程度

氧化還原反應屬可逆反應，同其他可逆反應一樣，在一定條件下也能達到平衡。隨著反應不斷進行，參與反應的各物質濃度不斷改變，其相應的電極電位也在不斷變化。電極電位高的電對的電極電位逐漸降低，電極電位低的電對的電極電位逐漸升高。最後必定達到兩電極電位相等，則原電池的電動勢為零，此時反應達到了平衡，即達到了反應進行的限度。利用能斯特方程式和標準電極電位表可以算出平衡常數，判斷氧化還原反應進行的程度。若平衡常數值很小，表示正向反應趨勢很小，正向反應進行得不完全；若平衡常數值很大，表示正向反應可以充分地進行，甚至可以進行到接近完全。因此平衡常數是判斷反應進行 程度的標誌。

總結

單個的電極電位是無法測量的，因為當用導線連線溶液時，又產生了新的溶液-電極界面，形成了新的電極，這時測得的電極電位實際上已不再是單個電極的電位，而是兩個電極的電位差了。同時，只有將欲研究的電極與另一個作為電位參比標準的電極電位組成原電池，通過測量該原電池的電動勢，才能確定所研究的電極的電位。