第六章电极电势
电极电势
电极电势一，电极电势(electrode potential)的产生—双电层理论德国化学家能斯特（H．W．Nernst）提出了双电层理论（electron double layer theory）解释电极电势的产生的原因。
当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。
金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。
在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层(electron double layer)，双电层的厚度虽然很小(约为10-8厘米数量级), 但却在金属和溶液之间产生了电势差。
通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势（electrode potential），并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。
电极电势以符号E Mn+/ M表示, 单位为V(伏)。
如锌的电极电势以EZn2+/ Zn 表示, 铜的电极电势以ECu2+/Cu 表示。
电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。
2．标准电极电势为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池,通过测定电池的电动势, 而确定各种不同电极的相对电极电势E值。
1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。
（1）标准氢电极电极符号: Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1)电极反应: 2H+ + 2e = H2（g）E⊖H+/ H2 ＝ 0 V右上角的符号“⊖”代表标准态。
标准态要求电极处于标准压力（100kPa或1bar）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为100kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol.L-1（严格的概念是活度）。
电极电势简介
电极电势简介目录•1拼音•2注解1拼音diàn jí diàn shì2注解电极电势又称电极电位或电极势。
它主要是由电极和电解质溶液跟电极接触处存在双电层而产生的平衡电势。
它跟电极电势和电极种类、溶液中相应离子的浓度，以及温度、压强等因素有关。
它的大小决定电极上可能发生的反应。
电极电势代数值小的电极上起氧化反应，是原电池的负极；代数值大的电极上起还原反应，是正极。
每个原电池都由两个电极构成。
原电池能够产生电流的事实，说明在原电池的两极之间有电势差存在，也说明了每一个电极都有一个电势。
原电池的电动势E就等于这两个电极的电势差。
由于无法直接测定各单个电极的绝对电势的值，常用人为规定的标准来测定电极电势的相对值。
1953年，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）规定，在任意温度下标准氢电极的电极电势（H2）O，并以这种电极作为发生氧化作用的负极，以待定电极作为发生还原作用的正极，组成电池（Pt）H2（P）|H （α1）‖待定电极。
以该电池电动势的值和符号，作为待定电极的电极电势的值和符号。
实际使用时，规定以25℃、1O1kPa下溶液中有关离子的有效浓度为1mol/L（或活度为1），且电极上参与电极反应的纯物质为最稳定的聚集态时，和标准氢电极之间的电势差就是该电极的标准电极电势。
把各电极的标准电极电势排成一张表以便查阅。
电极电势跟浓度的关系可以用能斯特方程式定量表示。
所谓标准电极电势是指电极反应中有关的离子浓度为1mol·dm3，气体分压为100kPa时电极的电势，用表示。
故标准氢电极为Pt|H2（100kPa）|H （1mol·dm3），（H ／H2）0.0000V。
的数值与电极反应方程式的表达无关，即Zn2 ＋2e－ Zn（作正极）（Zn2 ／Zn）0.7628VZnZe－ Zn2 （作负极）（Zn2 ／Zn）0.7628V在温度为298.15K，浓度对电极电势的影响根据热力学的推导可用能斯特方程式表示。
6电极电势
例 5
写出下列电极反应的 Nernst 方程式：
Mn 2+ (aq)+4H 2O(l)
(1) Cu 2+ (aq)+2e Cu(s) + (2) MnO (aq)+8H (aq)+5e 4
(3) O2 (g)+4H + (aq)+4e
2H 2O(l)
解：上述电极反应的 Nernst 方程式分别为：
原电池
原电池的组成 原电池符号
第二节 电极电位
一 电极电位的产生 二标准电极电位
第三节 影响电极电势的因素
--- 能斯特方程
第四节 电极电势的应用
一 比较氧化剂和还原剂的相对强弱 二 判断氧化还原反应的方向 三 确定氧化还原反应进行的程度
第五节 直接电势法测定溶液的
一 指示电极 二 参比电极 三 溶液pH 的测定
第六章 电极电势
【教学目标】 1. 掌握原电池的组成、电极电位的概念以及影响电极电 位的因素 2. 熟悉应用电极电位比较氧化剂和还原剂的相对强弱及 判断氧还原反应进行的方向 3. 了解标准电位表和电位法测定溶液的pH值 【教学重点】 原电池的组成，能斯特方程 【教学难点】 电极电位的应用
第一节
一 二
4
例6 已知 298.15 K 时， φθ(Ag+/Ag)= 0.7991V。 计算金属银插在 0.010 mol L1 AgNO3 溶液中组成Ag+ /Ag 电极的电极电势。 解：298.15K时， Ag+ /Ag 电极的电极电势为： φ(Ag+/Ag)= φθ(Ag+/Ag)+0.05916lg[Ag+] = 0.7991+0.05916×lg0.010 = 0.6808V 计算结果表明：当 Ag＋ 浓度由1.0 mol· L-降低 到 0.010 mol L1 时，电极电势相应地由 0.7991V 减小到 0.6806 V。
无机化学第六章-氧化还原与电化学
Zn - 2e → Zn2+ Cu2+ + 2e → Cu
3)电池反应: 两半电池反应之和。 Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
4) 原电池的符号表示：
(-)Zn︱Zn2+(aq)‖Cu2+(aq)︱Cu(+)
• 负极在左，正极在右。用符号（-）（+）表示。 • “︱”表示两相之间的界面。 • “‖”表示盐桥。 • 溶液的浓度、气体的压力也应标明。
C 4HNO 3 4NO 2 CO 2 2H2O
二、离子-电子法
MnO4 SO32 Mn 2 SO42
2 MnO4 8H 5e Mn2 4H2O（还原） 5 SO32 H2O 2e SO42 2H (氧化)
2MnO4 5SO32 6H 2Mn2 5SO42 3H 2O
Zn+CuSO4
ZnSO4+Cu
Zn
CuSO4
Cu-Zn原电池装置
原电池：将氧化还原反应的化学能转变 成为电能的装置。
2. 原电池的组成与表示方法
1)半电池(电极): 组成原电池的每个部分叫半电池。
Zn-ZnSO4 锌电极 失电子-负极
Cu-CuSO4 铜电极 得电子+正极
2)半电池反应:半电池中发生的反应。
2KMnO 4 5K 2SO3 3H 2SO 4 2MnSO 4 6K 2SO 4 3H 2O
配平下列反应：
K2Cr2O7+KI+H2SO4 K2SO4+Cr2(SO4)3+I2+H2O
Cl2+NaOH NaCl+NaClO3+H2O
6.2 原电池与电极电势 原电池的组成与表示方法
电极电势计算公式
电极电势计算公式电极电势是指电解池中不同电极之间的电势差，用于描述电势能的转化和传递。
电极电势的计算公式可以通过不同电位的测量得到。
在电解池中，通常有一个阳极和一个阴极，阳极是电流的源头，而阴极则是电流的终点。
这两个电极之间的电位差就是电解电池的电势差。
电势差的计算可以通过以下公式：Ecell = Eright - Eleft其中Ecell表示电解电池的电势差，Eright表示阳极的电势，Eleft 表示阴极的电势。
电极电势计算中的一个重要概念是标准电势。
标准电势是指在标准条件下，相对于标准氢电极（SHE）的电势差。
标准氢电极被定义为在标准状况下电势为0。
标准条件包括温度为25摄氏度、压力为1大气压和溶液浓度为1M。
电极电势的计算公式中常使用标准电势。
标准电极电势的计算公式为：E°cell = E°right - E°left其中E°cell表示电解电池的标准电势差，E°right表示阳极的标准电势，E°left表示阴极的标准电势。
阳极和阴极的标准电势可以通过实验测量得到。
实验中，可以使用电位计来测量电势。
电位计的原理是利用电极与溶液中存在的离子之间的化学反应来测量电势差。
阳极和阴极的标准电势可以通过将电势计连接到各个电极上并测量电势差来确定。
除了标准电势，还有一些其他因素可以影响电极电势的计算。
例如溶液的浓度、温度和压力等。
在实际应用中，这些因素可能需要考虑进电极电势的计算公式中。
在一些情况下，电解电池的电势可能会受到电解质的影响。
在这种情况下，电极电势的计算公式就需要根据具体情况进行调整。
例如，在酸性溶液中，可以使用以下公式计算电极电势：Ecell = Eright - Eleft + 0.0591/n * log([H+]/[M+])其中n表示电子的转移数，[H+]和[M+]分别表示酸性溶液中氢离子和金属离子的浓度。
总之，电极电势的计算公式可以通过实验测量得到。
高中化学电极电势的电气化学解释
高中化学电极电势的电气化学解释在高中化学学习中，电极电势是一个重要的概念。
它涉及到电化学反应中电子的转移和化学能量的转化，对于理解电化学反应的原理和应用具有重要意义。
本文将从电气化学的角度解释电极电势，并通过具体的例子来说明电极电势的考点和解题技巧。
首先，我们来了解一下电极电势的定义。
电极电势是指电化学反应中电子在电极上的转移所产生的电势差。
在电化学反应中，通常会涉及两个电极，即氧化电极和还原电极。
氧化电极是电子的供应者，它发生氧化反应，将电子释放到电解质溶液中；还原电极则是电子的接受者，它发生还原反应，从电解质溶液中接收电子。
两个电极之间的电势差就是电极电势。
接下来，我们通过一个具体的例子来说明电极电势的考点和解题技巧。
假设我们要计算铜电极和铁电极之间的电势差。
首先，我们需要了解铜电极和铁电极的反应类型。
铜电极发生氧化反应，将电子释放到电解质溶液中，而铁电极则发生还原反应，从电解质溶液中接收电子。
根据电极反应的类型，我们可以确定铜电极是氧化电极，铁电极是还原电极。
接下来，我们需要找到铜电极和铁电极的标准电极电势值。
标准电极电势是指在标准状态下，电极反应的电势差。
通过查阅相关资料，我们可以找到铜电极和铁电极的标准电极电势值分别为0.34V和-0.44V。
注意，标准电极电势值是相对于标准氢电极而言的，标准氢电极的电势被定义为0V。
最后，我们可以计算铜电极和铁电极之间的电势差。
根据电极电势的定义，电势差等于还原电极的电势减去氧化电极的电势。
在这个例子中，还原电极是铁电极，其电势为-0.44V；氧化电极是铜电极，其电势为0.34V。
因此，铜电极和铁电极之间的电势差为-0.44V-0.34V=-0.78V。
通过这个例子，我们可以总结出解题的一般步骤。
首先，确定电极反应的类型，分别找到氧化电极和还原电极。
然后，查阅相关资料，找到电极的标准电极电势值。
最后，根据电势差的定义，计算电极之间的电势差。
除了以上的例子，电极电势还可以应用于其他方面。
标准电极电势
标准电极电势什么是电极电势？在电化学中，电极电势是指电极与标准氢电极之间的电势差。
标准氢电极是一个被普遍接受的参考电极，其电势被定义为0V。
电极电势可以用来描述化学反应中电子的转移方向和强度。
电极电势的测量和标准电极电势电极电势的测量可以通过将待测电极与参比电极连接在同一个电解质溶液中，然后测量电解质溶液的电位差来实现。
常用的参比电极有标准氢电极、银/银氯化银电极和饱和甘汞电极等。
标准电极电势是指在标准状况下，即1M离子浓度、1atm 气压和298K温度下，测量得到的电极电势值。
标准电极电势常用于表征化学反应的方向性和反应强度。
标准电极电势具有广泛的应用，例如在电池、电解和腐蚀等方面。
电极的分类根据电势大小，电极可以分为银电极、铜电极、铂电极等。
其中银电极常用作参比电极，铜电极常用于测量离子浓度，而铂电极则常用于催化反应。
另外，根据电极上的化学反应类型，电极可分为氧化还原电极、金属电极和气体电极等。
氧化还原电极是其中最常见的一类，它涉及电子的转移和氧化还原过程。
金属电极主要用来测量金属离子的浓度，而气体电极则用于测量气体溶解度和甲烷等气体的浓度。
影响电极电势的因素电极电势的大小受到许多因素的影响，主要包括温度、电解质浓度、气体分压和电极材料等。
1.温度：电极电势随温度的升高而增加，每10°C的温度升高，电极电势会增加约0.003V。
2.电解质浓度：电极电势与电解质的浓度呈对数关系，即Nernst方程中的对数项。
3.气体分压：气体电极的电势与溶液中气体的分压成正比，例如在氧电极中，氧分压越高，电极电势越大。
4.电极材料：电极的材料也会对电势产生影响。
不同的材料具有不同的电极电势值。
Nernst方程Nernst方程是描述电极电势与化学反应浓度之间关系的数学表达式。
对于化学反应：A +B →C + D其中，A和B是反应物，C和D是生成物，可以根据这个反应的化学计量关系和反应的电子转移数推导出该反应的Nernst方程。
电极电势
这个重要概念，用来解释沉淀反应。他用量子理论的观点 研究低温下固体的比热；提出光化学的“原子链式反应”理 论。1906年，根据对低温现象的研究，得出了热力学第三 定律，人们称之为“能斯特热定理”，这个定理有效地解决 了计算平衡常数问题和许多工业生产难题。因此获得1920
lg
[c(Red) / cP ]b [c(Ox) / cP ]a
25℃时，
E (Ox/Red )
注意：
=
E P (Ox/Red ) +
0.0592 n
lg
[c(Ox ) / cP ]a [c(Red ) / cP ]b
(1) 反应体系中是固体或纯液体时，其浓度视为1。对于气体组 分，用分压代替浓度，并要将分压作标准化处理
E = EP − 2.303RT lg Q nF
25℃时，
E = E P − 0.0592 lg Q n
4.2.3 影响电极电势的因素——能斯特方程
电极电势的能斯特方程式：
对于 a Ox + ne → bRed E P(Ox/Red)
E (Ox/Red)
=
E P (Ox/Red) −
2.303 RT nF
正值意味着标准铜电极
负值意味着标准锌电极
的电势比标准氢电极高
的电势比标准氢电极低
参
比
甘汞电极
电
KCl溶液 Pt Hg
Cl -(c) | Hg2Cl2(s)|Hg(l) 电极反应：
极
Hg2Cl2
Hg2Cl2(s) + 2e → 2Hg(l)+2Cl-(c)
素瓷头
甘汞电极的电极电势与KCl浓度的关系
06章_可逆电池电动势
5. 要注明温度，不注明就是298 K；要注明物态,气 体要注明压力；溶液要注明浓度或活度。
6. 若电极没有固体物质，要加上导电的惰性电极。 Pt|H2(p)|H+(aH+) ||Cu2+(aCu2+)|Cu(s)
(G) T p
S
(nEF) T p
r Sm
r Sm
nF
E T
p
QR
T
r Sm
nFT
E T
r Hm rGm T r Sm
对标准态以上式子也成立
p
nEF
nFT
p.127例6-4
E T p
(əE/əT)p为温度系数，是常数 用途：准确计算ΔH, ΔS等
电池电动势与反应计量系数无关
电池电动势的计算
判断正负极: φ大的为正, φ小的为负.例如与标准氢电 极(φθ=0)组成电池,Cu电极(φθ=0.34V)是正极,与Ag+/Ag 电极(φθ=0.80)组成电池,Cu电极成为负极.
电动势 标准电动势
E
E
若可逆电池反应为:aA+dD=gG+hH
E
E
RT nF
ln
aGg aHh aAa aDd
电极
Pt|Sn4+(a1), Sn2+(a2)
电极反应
Hg2Cl2(s)+2e2Hg(l) +2Cl-(a-) Fe3+(a1)+e Fe2+(a2) Sn4+(a1)+2e Sn2+(a2)
注：电极表示法不规定电极反应的方向，既可以表示正向(还原)， 也可以表示逆向(氧化)。
电极电势
电极电势一，电极电势的产生—双电层理论德国化学家能斯特（H．W．Nernst）提出了双电层理论（electron double layer theory）解释电极电势的产生的原因。
当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。
金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。
在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层(electro n double layer)，双电层的厚度虽然很小(约为10-8厘米数量级), 但却在金属和溶液之间产生了电势差。
通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势（electrode potential），并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。
电极电势以符号E Mn+/ M表示, 单位为V(伏)。
如锌的电极电势以EZn2+/ Zn 表示, 铜的电极电势以ECu2+/Cu 表示。
电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。
2．标准电极电势为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池,通过测定电池的电动势,而确定各种不同电极的相对电极电势E值。
1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。
（1）标准氢电极电极符号: Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1)电极反应: 2H+ + 2e = H2（g）EφH+/ H2 ＝0 V右上角的符号“φ”代表标准态。
标准态要求电极处于标准压力（101.325kPa）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为101.325 kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol.L-1（严格的概念是活度）。
氧化还原与电极电势
负极（电子流出）：Zn(s) -2e 正极(电子流入): Cu2+(aq)+2e
Zn2+ 氧化反应 Cu(s) 还原反应
电池反应： Zn(s) Cu2 (aq)
Zn2 (aq) Cu(s)
每一电极由一对氧化还原电对构成 （两个电极可构成电池）
Cu2+/Cu: Cu2++2e Cu
Zn2+/Zn: Zn2++2e Zn
氧化型 /还原型
Cu2++2e
Cu
Zn2++2e
Zn
氧化型 +ne 氧化型1 +ne 还原型2 ne
还原型 还原型1 氧化型2
分类
Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
普通氧化还原反应 2Pb(NO3) 2PbO+4NO2 ↑+O2↑
氧化反应（O被氧化） ，还原反应（N被还原） 氧化与还原过程发生在同一种物质中的反应称为自身氧化还原 反应。
(-)Pt,H2(Pө) |H+(1mol·L-1)║Cu2+(1mol·L-1)|Cu(+)
测得该电池的电动势Eө=0.34V,所以
EөCu2+/Cu=0.34V
电对为 Cl2/Cl-， MnO-4 Mn2+ 原电池符号为：
(-)Pt,Cl2 (p)|Cl- (c1) H+ (c2 ),Mn2+ (c3),MnO-4 (c4 )|Pt(+)
电极的类型
1.金属-金属离子电极 Mn|Mn+
Mn++ne
M
高中化学电极电势计算方法与原理
高中化学电极电势计算方法与原理化学电势是化学反应发生时产生的电能与电荷之间的关系。
在化学反应中，电子的转移会引起电势的变化，而电极电势则是用来描述这种变化的物理量。
在高中化学学习中，电极电势的计算是一个重要的考点。
本文将介绍电极电势的计算方法与原理，并通过具体的例子来说明。
一、电极电势的计算方法电极电势的计算方法主要有两种：标准电极电势法和Nernst方程法。
1. 标准电极电势法标准电极电势是指在标准状态下，电极与溶液中的氢离子浓度为1mol/L时的电极电势。
标准电极电势可以通过测量电池的电动势来确定。
在标准电极电势法中，电极电势的计算公式为：E°cell = E°cathode - E°anode其中，E°cell为电池的标准电动势，E°cathode为还原电极的标准电极电势，E°anode为氧化电极的标准电极电势。
举例说明：计算以下电池的标准电动势。
Cu(s) | Cu2+(aq, 0.1M) || Ag+(aq, 0.01M) | Ag(s)根据标准电极电势表，Cu2+/Cu的标准电极电势为0.34V，Ag+/Ag的标准电极电势为0.80V。
代入计算公式：E°cell = 0.80V - 0.34V = 0.46V因此，该电池的标准电动势为0.46V。
2. Nernst方程法Nernst方程是用来计算非标准电极电势的方法。
根据Nernst方程，非标准电极电势的计算公式为：Ecell = E°cell - (RT/nF) * ln(Q)其中，Ecell为非标准电极电势，E°cell为标准电极电势，R为理想气体常数，T为温度（单位为开尔文），n为电子转移数，F为法拉第常数，Q为反应物浓度的乘积与生成物浓度的乘积的比值。
举例说明：计算以下电池在25°C下的电动势。
Zn(s) | Zn2+(aq, 0.1M) || Cu2+(aq, 0.01M) | Cu(s)根据标准电极电势表，Zn2+/Zn的标准电极电势为-0.76V，Cu2+/Cu的标准电极电势为0.34V。
无机化学第六章氧化还原总结
298.15K,忽略 离子强度时
0.0592 n
lg
Ox Red
n 为电极反应中转移的电子数； 式中： [Ox ]为电极反应中氧化型一侧各物质浓度幂的乘积
注意
[Red]为电极反应中还原型一侧各物质浓度幂的乘积
1）纯液体、固体不出现在方程式中。气体用分压(p/p) 表示；（p以kPa为单位， p＝100kPa)
已知 (Cl2 / Cl-) = 1.36 V, 当[ Cl- ] = 10 mol·L-1 , p(Cl2) = 1.0 kPa 时， (Cl2 / Cl-) 的值是 ( 1.24V )
I2 + 2e- 2I-
(I2/ I )
(I2/ I )
0.0592 1 2 lg [ I ]2
0.535
利用 ´计算 的 Nernst 方程：
/ 0.0592 lg cOx
n
cRe d
2、氧化还原滴定曲线计算(电极电势)
（1）计量点前——根据被滴定电对计算
（2）化学计量点sp
SP
n11 '
n1
n22 '
n2
适用于对称电对——电极反应中 氧化型、还原型前的系数相同。
（3）计量点后——根据滴定剂电对计算
AgI /Ag :
AgI + e- Ag + I- ；
Cl2/Cl- :
Cl2 + 2e- 2Cl-
（-）Ag ︱ AgI (s) | I- (c1) ‖Cl- (c2)︱Cl2 (P ) ，Pt (+)
：写出反应 I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62- 所对应的原电池符号： 解：根据反应式可知：
电极电势基本概念
电极电势是电化学中的一个基本概念，它描述了电极在电化学电池中发生氧化还原反应时的能量状态。
电极电势反映了电极参与氧化还原反应的倾向性，即电极释放或吸收电子的能力。
电极电势分为绝对电极电势和相对电极电势。
绝对电极电势是指在特定条件下，电极与真空之间的电势差，但由于无法直接测量绝对电极电势，因此在实际应用中通常采用相对电极电势。
相对电极电势是指电极电势与某个标准电极（如标准氢电极）电势之间的差值。
标准氢电极（SHE）被定义为电极电势的参考点，其电极电势被规定为零。
在标准状态下（温度为25摄氏度，反应物和产物的活度为单位活度），标准氢电极的电极电势为0mV。
电极电势的测定通常通过构成一个电池来实现，其中待测电极与一个已知电极（参比电极）组成电池。
通过测量电池的电动势（电池两端的电势差），可以确定待测电极的相对电极电势。
电极电势的数值和符号取决于电极反应的类型。
如果电极反应倾向于释放电子（氧化反应），则电极电势为正值；如果电极反应倾向于吸收电子（还原反应），则电极电势为负值。
高中化学电极电势的标准电极电势推导
高中化学电极电势的标准电极电势推导在高中化学学习中，电极电势是一个重要的概念，它与化学反应的进行密切相关。
了解电极电势的推导过程，可以帮助我们更好地理解化学反应的特性和规律。
本文将介绍高中化学中电极电势的标准电极电势推导，并通过具体的例子加以说明。
首先，我们需要了解什么是电极电势。
电极电势是指电极上发生的半反应与标准氢电极之间的电势差。
标准氢电极是一种特殊的电极，规定其电极电势为0V。
通过比较其他电极与标准氢电极的电势差，我们可以推导出不同电极的标准电极电势。
以铜电极为例，我们可以通过以下步骤推导出其标准电极电势：步骤一：确定半反应首先，我们需要确定铜电极上发生的半反应。
铜电极上的半反应可以表示为Cu2+ + 2e- → Cu。
在半反应中，Cu2+被还原成Cu，同时电子被释放出来。
步骤二：确定标准氢电极上的半反应标准氢电极上的半反应可以表示为2H+ + 2e- → H2。
在半反应中，H+被还原成H2，同时电子被接受。
步骤三：写出电极电势的表达式根据电极电势的定义，我们可以写出铜电极的电势表达式为E(Cu2+/Cu) =E°(Cu2+/Cu) + 0.0591/n * log([Cu2+]/[Cu])，其中E°(Cu2+/Cu)表示标准电极电势，[Cu2+]表示铜离子的浓度，[Cu]表示铜的浓度，n表示电子的个数。
步骤四：计算标准电极电势根据实验数据，我们可以得知标准电极电势E°(Cu2+/Cu)为0.34V。
假设铜离子的浓度为1mol/L，铜的浓度为1mol/L，代入上述表达式，可以计算出铜电极的标准电极电势为E(Cu2+/Cu) = 0.34 + 0.0591/2 * log(1/1) = 0.34V。
通过以上推导过程，我们得到了铜电极的标准电极电势为0.34V。
这个结果告诉我们，在标准条件下，铜电极与标准氢电极之间存在0.34V的电势差。
这意味着在化学反应中，如果铜电极参与反应，其电势会影响反应的进行。
大学化学电极电势
电极电势的产生双电层模型Eθ(Zn2+ / Zn )电极电势的测量怎么办?单个电极的电势无法直接测量原电池电动势能测E＝E正－ E 负规定E (H+ / H2 )＝0，以此为基准。
确定其它电极的E。
电极电势的测量标准电极电势(standard electrode potential)是指标准电极的电势. 凡是符合标准态条件的电极都是标准电极. 这里在强调以下标准态:● 所有的气体分压均为1×105 Pa● 溶液中所有物质的浓度均为1 mol·L-1 (严格讲是活度)● 所有液体和固体均为1×105 Pa条件下的纯净物质● 通常温度取 298 K标 准 氢 电 极标准电极电势的绝对值是无法测定的于是建立了标准氢电极表示为: H + | H 2(g) | PtH + 浓度为 1 mol/L, 通入氢气压力 100 kPaPt|H 2(g, 105Pa)|H +(1mol.dm -3)¦¦ Cu 2+ (1mol.dm -3)|Cu测出E θ＝0.342VE θ ＝ E θ(Cu 2+ / Cu )－ E θ(H+ / H 2 )E θ(Cu 2+ / Cu ) ＝ E θ ＋ E θ(H + / H 2 )＝ 0.342V －0＝0.342VZn| Zn2+ (1mol.dm-3) ¦¦ H +(1mol.dm-3) | H2(g, 105Pa)| Pt 测出Eθ＝0.762VEθ ＝ Eθ(H+ / H2 ) － Eθ(Zn2+ / Zn )Eθ(Zn2+ / Zn )＝ Eθ(H+ / H2 ) －Eθ＝ 0 － 0.762V＝－0.762V甘 汞 电 极标准氢电极的制作和使用都很困难，一般采用相对稳定的甘汞电极作参比电极。
Pt, Hg (1) | Hg 2Cl 2 (s) | Cl - (c 1)c (Cl - ) = 2.8 mol L -1 (KCl 饱和溶液)E (Hg 2Cl 2 / Hg) = 0.2410 V Hg 2Cl 2 (s) + 2e - 2Hg (l) + 2 Cl - (aq)c (Cl - ) = 1.0 mol L -1E (Hg 2Cl 2 / Hg) = 0.2628 V。
电极电势
定义来源
双电层理论
德国化学家能斯特提出了双电层理论（electrical double layers theory）解释电极电势的产生的原因。 当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。 金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面 沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面 上形成了一个带相反电荷的双电层，双电层的厚度虽然很小（约为10-8厘米数量级），但却在金属和溶液之间产 生了电势差。通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势，并以此描述电极 得失电子能力的相对强弱。电极电势以符号E(Mn+/M)表示，单位为V。如锌的电极电势以E(Zn2+/Zn)表示，铜的 电极电势以E(Cu2+/Cu)表示。
电极电势
电极中极板与溶液之间的电势差
01 定义来源
03 影响因素
目录
02 标准状态 04 相关应用
电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差。为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电 势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势，而确定各种不同电极的相对电极电势E值。1953 年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的 电极电势为零。
判断氧化还原反应的方向
（1）根据值，判断标准状况下氧化还原反应进行的方向。
通常条件下，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。从电极 电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。反应以“高电势的氧化型氧 化低电势的还原型”的方向进行。在判断氧化还原反应能否自发进行时，通常指的是正向反应。
电极电势的能斯特方程表达式
电极电势的能斯特方程表达式电极电势是描述电化学反应的重要参数之一，是指在一个电池中，电极与电解质溶液之间的电势差。
电极电势的大小和方向能够反映出电化学反应的性质和趋势。
为了更好地描述电极电势的变化规律，能斯特提出了著名的能斯特方程。
一、电极电势的定义电极电势是指在单赋予正电荷（还原电极）或单失去正电荷（氧化电极）状态下，相对于标准氢电极的电势差。
标准氢电极是以纯氢气和1M浓度的HCl溶液为电极反应物形成的电极。
二、电极电势与化学反应的关系在电化学反应过程中，氧化还原反应造成了电子转移和位置移动，使体系产生了电荷分离，从而形成了电势差。
电极电势大小取决于电化学反应的性质和反应平衡常数，如下所述：$$ E = E^{\circ} \pm \frac{RT}{F} lnQ $$其中，E为电极电势，E°为标准电极电势，在标准状态下得到的电极电势。
R为气体常数，T为温度，F为法拉第常数，Q为反应物质浓度之比。
三、能斯特方程的应用根据能斯特方程，电极电势与反应物浓度之间的关系可以被精确地描述。
能斯特方程在分析电化学反应、构建电化学反应动力学模型以及预测反应路径方面应用广泛。
此外，能斯特方程还应用于电池和电化学传感器设计中。
需要注意的是，运用能斯特方程计算电极电势时，必须满足反应系统处于稳态。
这意味着，反应速率与质量传递速率平衡，电荷分离相对稳定，并且反应溶液中的物质浓度保持恒定。
总的来说，电极电势是描述电化学反应过程的一个关键参数，能斯特方程为电极电势与反应物浓度之间的参数关系提供了理论模型和计算工具。
通过研究电极电势的变化和理解能斯特方程的应用，可以更好地理解和掌握电化学反应的本质和规律。
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2 氧化还原电对通常表示为“氧化型/还原型”，例如：
Zn + Cu 2+
还原剂1 氧化剂1
Zn 2+ + Cu
氧化剂2 还原剂2
上述反应两个电对是：Cu 2+/Cu , Zn2+/Zn
二、标准电极电势
（一） 标准氢电极
Pt 2H+ (aq) +2e H2(g)
H2
100Ka
H+=1mol· L-1
例如: φθ (I2/I-) ﹤ φθ(Fe3+/Fe2+ ) 氧化性： 氧化性： Fe3+ ﹥I2， 还原性： I-﹥ Fe2+
二、判断氧化还原反应的方向
较强的氧化剂与较强的还原剂可以生成较弱的氧化剂 和较弱的还原剂。在标准电极电势表中，左下方的氧化型物质 可以与右上方的还原型物质反应－－对角线相互反应关系。
（三）标准电极电势表
1、 氢以上的电势为负号，负值越大，电极电势越低； 氢以下的电势为正号，正值越大，电极电势越高。 2、 φθ值与电极的写法无关。 3、电极式中的各组分乘以或除以一个系数，其值φθ不变。
第二节
影响电极电势的因素
g 还原型
一、能斯特方程 电极反应： a 氧化型 + ne 2.303RT
Zn2+
+ 2e0.05916
Zn
应用能斯特方程得到
φ
=φ +
Θ
lg c(Zn2+)
2
代入c(Zn2+)即可得到，φ分别等于－0.821和－0.744V
+ Mn2++4H2O 例2：已知电极反应 MnO4 +8H +5e φΘ＝+1.507V.若MnO4-和Mn2＋均处于标准态（1 mol· L-1）， 求25℃，pH=6时该电极的电极电势。
状态。医学相关的体内氧化还原反应，需要应用生物化学标 准状态下的电极电势来讨论。
第三节 电极电势的应用
一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱
电极电势的大小反映了电对中氧化型和还原型物质 氧化还原能力的强弱，电对φ θ值愈大，即电极电势愈 高，则该电对中氧化型物质的氧化能力愈强，是强氧 化剂。而对应的共轭还原型物质的还原能力就愈弱， 是弱的还原剂。反之，电对φ θ值愈小，即电极电势愈 低，则该电对中还原型物质的还原能力愈强，是强还 原剂。而对应的共轭氧化型物质的氧化能力就愈弱， 是弱的氧化剂。（可通过查表知φ θ值大小）
所发生的反应 CuSO4 Zn-2e→Zn2+
溶液的温度渐升 Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
Cu 2++2e →Cu
检流计指针发生Leabharlann 移 Cu ZnZn棒逐渐溶解
Zn-2e→Zn2+
溶液的天蓝色减退 Cu 2++2e →Cu
Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
如Cu—Zn原电池的符号为： Cu Zn
标准氢电极示意图
（二） 标准电极电势的测定
通常将测定温度为298K，组成电极的各离子浓 度为1mol· L-1，各气体压力为100KPa时的状态称为 电极的标准状态，（用上标“θ‖表示）在标准状态下， 某电极与标准氢电极组成原电池，测定其电动势E θ ， 根据E θ = φ θ+ - φ θ- 就可求出该电极的标准电极电势φ θ 。
解：应用能斯特方程得到
φ
= φ +
Θ
0.05916
lg
c(MnO4-) . c8(H+)
2
c(Mn2+) . 1
代入数值即可得到，φ＝＋0.939V
由上例可知，氧化型物质的浓度越大或还原型物质的浓 度越小，电极电势的数值就越高；介质的酸碱度也对电极电 势有较大影响。通常，氧化剂的氧化能力在酸性介质中比在 碱性介质中强，还原剂的则相反。 生物体系中，由于H+的浓度等于1时会引起生物大分子 变性，所以生物化学标准状态规定pH=7.0(接近生理pH值)， 而其它各物质仍然取正常规定浓度（或气体物质的分压）的
三、电势法测定溶液的pH值
将适当的指示电极、参比电极与被测溶液共同组成电池 （或称为工作电池）。该电池的电动势即指示电极相对于参比 电极电势，与被测溶液中的H+浓度（或pH值）存在一定的函数 关系，通过测定电池的电动势就可以测出溶液的pH值了。
2
应用能斯特方程时需注意以下几点： 1、计算前，首先配平电极反应式。 2、纯固体、纯液体（包括水）不必代入方程中，气体 以分压表示（P/100KPa） 3、电极反应中若有H+、OH-等物质参加反应， H+或OH的浓度也应根据反应式写在能斯特方程中
二、影响电极电势的因素及有关计算
例1：将锌片浸入含有0.01mol· L-1或4.0 mol· L-1浓度的 Zn2+溶液中,计算25℃时锌电极的电极电势 （已知φΘ＝－0.762V） 解：电极反应式
则非标准状态下的可通过能斯特方程进行计算：
φ
Θ + = φ
nF
lg
ca(氧 化 型 ) cg(还 原 型 )
R为气体常数，其值为8.314J· K-1 ·mol-1，F为法拉第常数， 其值为96485C ·mol –1， T为热力学温度，当T = 298K时
φ
Θ + = φ
0.05916
lg
ca(氧 化 型 ) cg(还 原 型 )
第六章 电极电势
【教学目标】 1. 掌握原电池的组成、电极电势的概念以及影响电极电 势的因素 2. 熟悉应用电极电势比较氧化剂和还原剂的相对强弱及 判断氧还原反应进行的方向 3. 了解标准电势表和电势法测定溶液的pH值 【教学重点】 原电池的组成，能斯特方程 【教学难点】 电极电势的应用 【教学方法】 讲解，讨论，练习
（—）Zn │ Zn SO4（C1） CuSO4（C2）│Cu（+） ―│‖表示两相的界面，“ ”表示盐桥，习惯上负极 在左，正极在右。
1 电极由共轭的氧化还原电对构成,其中氧化数高的称 为氧化型物质,氧化数低的称为还原型物质,其关系如下: a 氧化型 + ne g 还原型
(a、g为计量系数，n为转移的电子数。)
第一节 电极电势与标准电极电势
一、原电池
借助于氧化还原反应而产生电流，从而使化学能转变成 电能的装置叫做原电池。 盐桥：在U型管中装满用饱和 KCl溶液和琼胶作成的 冻胶。 这种装置能将化学能转 变为电能，称为原电池 （Primary Cell）
Zn 现象
Zn棒逐渐溶解 溶液的天蓝色减退 有红棕色疏松的铜 在Zn棒表面析出