無論是電子導體還是離子導體，根據物理化學理論，凡是固相顆粒同液相接觸，在其界面上必定產生偶電層，它是一封閉的均勻的偶電層，因而不形成外電場。其間的電位差稱為電極電位。
基本介紹
- 中文名：電極電位
- 性質：科學
- 類別：化學
- 解釋：金屬的表面與溶液間產生電位差
物理標準,物理套用,物理關係式,
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。
物理套用
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Eθ），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Eθ>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。
例1 判斷298K時下列反應進行的方向：
Cu2+(0.00001mol·L-1) + Fe ≒ Cu + Fe2+(1.0mol·L)
解：將上述反應寫成兩個半反應，並查出它們的標準電極電位：
Cu2+ + 2e- → Cu 
= 0.340V
Fe2+ + 2e- → Fe 
= -0.44V
為了證明這個結論的正確性，我們可以按非標準態的電池反應計算電動勢。
E1= 
+ 
lg[Cu2+]
=0.340V + 
lg0.00001
=0.340V - 0.148V
=0.192V
E2== -0.44V
E=E1-E2=0.192V - (-0.44V) = 0.632V
因為E>0，上述反應可自發地向右進行。
例2 判斷298K時反應
當[HAsO2]=[H3AsO4]=1mol·L-1,[I-]=1mol·L-1,在中性和酸性（[H+]=1mol·L-1）溶液中反應進行的方向。
解：將上述反應寫成兩個半反應，並查出它們的標準電極電位：
I2 + 2e- ≒ 2I- = 0.5355V
H3AsO4 + 2H + 2e- ≒ HAsO2 + 2H2O =0.560V
在中性溶液中，[H+]=1.0×10-7mol·L-1，
E1= = 0.5355V
E2= + lg
=0.560V+0.0592Vlg10-7
=0.560V-0.414V
=0.146(V)
因為E1 >E2,所以I2是比H3AsO4更強的氧化劑，而HAsO2是比I-更強的還原劑。因而上述反應能自發地向右進行。即：
HAsO2+I2+2H2O → H3AsO4+2I-+2H+
當溶液中氫離子濃度為1mol·L-1時，
E1= = 0.535V
E2= =0.560
因為E1<E2,所以H3AsO4是比I2更強的氧化劑，而I-是比HAsO2更強的還原劑。因而上述反應能自發地向右進行。即：
H3AsO4+2I-+2H+→HAsO2+I2+2H2O
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。
氧化還原Kθ與反應中兩個電對的標準電極電位的關係為：
lgkθ=
（1-1)
式中, n—反應中得失電子數；
由式（1-1)可見， 與 之差值愈大，Kθ值也愈大，反應進行得也愈完全。
例3 計算下列反應在298K時的平衡常數，並判斷此的以應進行的程度。
Ag+ + Fe2+ ≒ Ag + Fe3+
解： 將上述反應寫成兩個半反應，並查出它們的標準電極電位：
Ag+ + e- ≒ Ag =+0.7991V
Fe3++e- ≒ Fe2+=+0.771V
lgkθ =
=0.4747
Kθ=2.983
此反應平衡常數很小，表明此正反應進行得很不完全。
