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| 電極電勢 |
電極電勢是電極中極板與溶液之間的電勢差。為了獲得各種電極的電極電勢數值，通常以某種電極的電極電勢作標準與其它各待測電極組成電池，通過測定電池的電動勢， 而確定各種不同電極的相對電極電勢E值。1953年國際純粹化學與應用化學聯合會（IUPAC）建議，採用標準氫電極作為標準電極，並人為地規定標準氫電極的電極電勢為零。
簡介
德國化學家能斯特提出了雙電層理論（electrical double layers theory）解釋電極電勢的產生的原因。當金屬放入溶液中時，一方面金屬晶體中處於熱運動的金屬離子在極性水分子的作用下，離開金屬表面進入溶液。金屬性質愈活潑，這種趨勢就愈大；另一方面溶液中的金屬離子，由於受到金屬表面電子的吸引，而在金屬表面沉積，溶液中金屬離子的濃度愈大，這種趨勢也愈大。在一定濃度的溶液中達到平衡後，在金屬和溶液兩相界面上形成了一個帶相反電荷的雙電層，雙電層的厚度雖然很小（約為10-8厘米數量級），但卻在金屬和溶液之間產生了電勢差。通常人們就把產生在金屬和鹽溶液之間的雙電層間的電勢差稱為金屬的電極電勢，並以此描述電極得失電子能力的相對強弱。電極電勢以符號E(Mn+/M)表示，單位為V。如鋅的電極電勢以E(Zn2+/Zn) 表示，銅的電極電勢以E(Cu2+/Cu) 表示。標準態要求電極處於標準壓力（100kPa或1bar）下，組成電極的固體或液體物質都是純淨物質；氣體物質其分壓為100kPa；組成電對的有關離子（包括參與反應的介質）的濃度為1mol/L（嚴格的概念是活度）。通常測定的溫度為298K。
評價
用標準氫電極和待測電極在標準狀態下組成電池，測得該電池的電動勢值，並通過直流電壓表確定電池的正負極，即可根據E池=E(+)-E(-)計算各種電極的標準電極電勢的相對數值。例如在298K，用電位計測得標準氫電極和標準Zn電極所組成的原電池的電動勢（E池）為0.76V，根據上式計算Zn/Zn2+電對的標準電極為-0.76V。用同樣的辦法可測得Cu2+/Cu電對的電極電勢為+0.34V。電極的E⊖為正值表示組成電極的氧化型物質，得電子的傾向大於標準氫電極中的H+，如銅電極中的Cu；如電極的為負值，則組成電極的氧化型物質得電子的傾向小於標準氫電極中的H+，如鋅電極中的Zn。實際應用中,常選用一些電極電勢較穩定電極如飽和甘汞電極和銀-氯化銀電極作為參比電極和其他待測電極構成電池，求得其它電極的電勢。飽和甘汞電極的電極電勢為0.24V。銀-氯化銀電極的電極電勢為0.22V。將不同氧化還原電對的標準電極電勢數值按照由小到大的順序排列，得到電極反應的標準電極電勢表。其特點有：（1）一般採用電極反應的還原電勢，每一電極的電極反應均寫成還原反應形式，即：氧化型+ne-=還原型。（2）標準電極電勢是平衡電勢，每個電對E⊖值的正負號，不隨電極反應進行的方向而改變。[1]