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）。
电极电势和液体接界电势
Cl-
+–
Cl-
A´
A´
两种浓度不同的盐酸溶液接触时，HCl 会从浓度大的一方向浓度小的一 方扩散，但H+扩散速率比 Cl- 的速率快的多；这样经过一段时间后，在稀溶 液一方出现H+过剩而带正电，在浓溶液一方则出现 Cl- 过剩而带负电，这样 在接触界面处便产生了双电层。此双电层的电位差一方面使 H+ 运动速度减慢 ，另一方面使 Cl- 运动速度加快，最后达到稳定状态，两种离子以相同的速 度通过界面，双电层的电位差保持稳定。这就是液体接界电位。
解：这是个单液电池
负极：H2(g) → 2H+ + 2e 正极：Cl2(g) + 2e → 2Cl电池反应可写为 H2(g)+Cl2(g) → 2H+ + 2Cl-
H2(g)+Cl2(g) → 2HCl
离子方 程式
分子方 程式
Exceltek Electronics (HK) Ltd Confidential
对电解质HCl
a2a2
(aa )2
(a2 )2
a4
(
b bO
)4
Exceltek Electronics (HK) Ltd Confidential
查表 0.01 mol·kg -1 的HCl溶液 γ±=0.904，而
b±=(b+b-)½
a
=b
b bO
0.904 0.01
E EO 0.05916 lg
E
我们亦可利用能斯特方程进行反方向的求算：
对于单液电池:
测定 E
a± γ±
这便是实验测定电解质溶液 γ± 的方法。
例 在25℃下述电池 Pt|H2(g, 100 kPa)|HI(b)|I2(s)|Pt
标准电极电势计算公式
标准电极电势计算公式电极电势是描述电化学反应进行方向和速度的重要物理量，准确计算电极电势对于研究电化学反应机理和应用电化学技术具有重要意义。
标准电极电势是指在标准状态下，电极与标准氢电极之间的电势差，通常用E表示。
标准电极电势的计算公式是根据热力学原理推导出来的，下面将介绍标准电极电势的计算公式及其相关内容。
首先，标准电极电势的计算公式可以表示为：E = E° (RT/nF)lnQ。
其中，E为电极电势，E°为标准电极电势，R为气体常数，T为温度，n为电子转移数，F为法拉第常数，Q为反应物的活度积。
在这个公式中，E°是标准状态下反应的电极电势，它是一个与温度有关的物理量。
R是气体常数，T是温度，n是电子转移数，F是法拉第常数，它们都是与电化学反应相关的物理常数。
Q是反应物的活度积，它描述了电极上反应物浓度的影响。
标准电极电势的计算公式可以通过热力学原理推导得出。
在标准状态下，电极与标准氢电极之间的电势差可以表示为反应物的活度积对数的形式。
通过热力学方程和电化学原理的结合，可以得到上述的标准电极电势计算公式。
标准电极电势的计算公式对于研究电化学反应机理和应用电化学技术具有重要意义。
通过计算标准电极电势，可以了解电极上电化学反应进行的方向和速度，从而指导电化学实验和工业生产。
同时，标准电极电势的计算公式也为理论研究提供了重要的工具，可以帮助科学家们深入理解电化学反应的机理和规律。
总之，标准电极电势的计算公式是根据热力学原理推导出来的重要公式，它描述了电极在标准状态下的电势与反应物活度积之间的关系。
准确计算标准电极电势对于研究电化学反应机理和应用电化学技术具有重要意义，可以为科学家们提供重要的理论工具和实验指导。
希望本文的介绍能够对读者们有所帮助，谢谢阅读！。
电极电势和液体接界电势
∵是单液电池，H+与Cl-是同一种电解质溶液中的两 种离子，故可计算出平均离子活度a±代替正负离子活度 对电解质HCl
b 4 a a (a a ) (a ) a ( O ) b
2 2 2 2 2 4
查表 0.01 mol·kg b±=(b+b-)½ =b
E( Cl Cl2 ( g ) E O
2 RT a (Cl ) (Cl Cl2 ( g ) ln zF pCl2 p O
⑶ 要注意写出参与电极反应但本身未发生氧化、还原的物 质的活度，比如 Ag-AgCl 电极 Cl- {a(Cl-)} | AgCl(s) | Ag 还原反应 AgCl(s) + e → Ag(s) + Cl-
2e
但使用上式时要按还原反应来操作， 还原反应 ： Zn2+ + 2e → Zn
E ( Zn
2
Zn) E ( Zn
O
2
RT 1 Zn) ln zF a( Zn 2 )
⑵ 同样，溶液中组分用活度，气体物质用压力，纯固液物 质不出现。比如氯电极 Cl- | Cl2(g, p) | Pt 要计算氯电极在Cl2压力为p时的电极电势 还原反应 Cl2(g) + 2e → 2Cl
ZnSO4溶液中 CuSO4溶液中
a(Zn2+) = b+/bθ·γ+ a(Cu2+) = b+/bθ·γ+
但是我们知道，对于任何一种电解质溶液，单独正 离子或单独负离子的活度系数是无法测定的。因此，作 一近似处理，在每一种电解质溶液中
b ∴ 每一种电解质溶液中 a O b
从 P315页可查到 0.001 mol·kg-1的ZnSO4溶液 1.0 mol·kg-1的CuSO4溶液
第二节 电极电势
第二节电极电势知识要点一、电极电势和电池电动势1.电极电势(金属－金属离子电极)在铜锌原电池中,为什么电子从Zn原子转移给Cu2＋离子而不是从Cu原子转移给Zn2＋离子?这与金属在溶液中的情况有关,一方面金属M表面构成晶格的金属离子和极性大的水分子互相吸引,有一种使金属棒上留下电子而自身以水合离子M n＋(aq)的形式进入溶液的倾向,金属越活泼,溶液越稀,这种倾向越大,另一方面,盐溶液中的M n＋(aq)离子又有一种从金属M表面获得电子而沉积在金属表面上的倾向,金属越不活泼,溶液越浓,这种倾向越大.这两种对立着的倾向在某种条件下达到暂时的平衡:M n＋(aq)＋ne－M在某一给定浓度的溶液中,若失去电子的倾向大于获得电子的倾向,到达平衡时的最后结果将是金属离子M n＋进入溶液,使金属棒上带负电,靠近金属棒附近的溶液带正电,如右图所示,这时在金属和盐溶液之间产生电位差,这种产生在金属定于温度.在铜锌原电池中,Zn片与Cu片分别插在它们各自的盐溶液中,构成Zn2＋/Zn电极与Cu2＋/Cu电极.实验告诉我们,如将两电极连以导线,电子流将由锌电极流向铜电极,这说明Zn片上留下的电子要比Cu片上多,也就是Zn2＋/Zn电极的上述平衡比Cu2＋/Cu电极的平衡更偏于右方,或Zn2＋/Zn电对与Cu2＋/Cu电对两者具有不同的电极电势,Zn2＋/Zn 电对的电极电势比Cu2＋/Cu电对要负一些.由于两极电势不同,连以导线,电子流(或电流)得以通过.2.原电池的电动势电极电势φ表示电极中极板与溶液之间的电势差.当用盐桥将两个电极的溶液连通时,若认为两溶液之间等电势,则两极板之间的电势差即两电极的电极电势之差,就是电池的电动势.用 E 表示电动势,则有E＝φ＋－φ－若两电极的各物质均处于标准状态,则其电动势为电池的标准电动势,E○—=φ○—(+)－φ○—(－)电池中电极电势φ大的电极为正极,故电池的电动势 E 的值为正.有时计算的结果 E 为负值,这说明计算之前对于正负极的判断有误.E > 0 是氧化还原反应可以自发进行的判据.3.标准氢电极(气体－离子电极)电极电势的绝对值无法测量,只能选定某种电极作为标准,其他电极与之比较,求得电极电势的相对值,通常选定的是标准氢电极.标准氢电极是这样构成的:将镀有铂黑的铂片置于H+浓度(严格的说应为活度a)为 1.0mol·kg－1的硫酸溶液(近似为1.0mol·dm－3)中,如右图.然后不断地通入压力为1.013×105Pa的纯H2,使铂黑吸附H2达到饱和,形成一个氢电极.在这个电极的周围发生了如下的平衡:2H+ +2e－H2氢电极属于气体－离子电极.标准氢电极作为负极时,可以表示为Pt | H2(1.013×105Pa) | H+(1mol·dm－3)这时产生在标准氢电极和硫酸溶液之间的电势,叫做氢的标准电极电势,将它作为电极电势的相对标准,令其为零.在任何温度下都规定标准氢电极的电极电势为零(实际上电极电势同温度有关).所以很难制得上述那种标准氢电极,它只是一种理想电极.用标准氢电极与其他各种标准状态下的电极组成原电池,测得这些电池的电动势,从而计算各种电极的标准电极电势,通常测定时的温度为298K.所谓标准状态是指组成电极的离子其浓度为1mol·dm－3(对于氧化还原电极来讲,为氧化型离子和还原型离子浓度比为1),气体的分压为1.013×105Pa,液体或固体都是纯净物质.标准电极电势用符号φ○—表示.例如:标准氢电极与标准铜电极组成的电池,用电池符号表示为(－)Pt | H2(p○—) | H+(1mol·dm－3)‖Cu2+(1mol·dm－3) | Cu(+)在298K,用电位计测得该电池的电动势E○—= 0.34VE○—=φ○—(+)－φ○—(－),得φ○—(+) = E○—+φ○—(－),故φ○—( Cu2+/Cu)= E○—＋φ○—(H+/H2)2-1=0.34V ＋0V=0.34V为测锌电极的电极电势,组成电池(－)Zn | Zn 2+(1mol·dm －3)‖H +(1mol·dm －3) | H 2(p ○—) | Pt(+) 用同样的的方法可测得该电池的电势为0.7628VE ○—=φ○—(＋)－φ○—(－),得φ○— (－) =φ○— (＋)－E ○—,故φ○— (Zn 2+/Zn)=φ○— (H +/H 2) – E ○—= 0V – 0.7629V= – 0.7628V 则Cu －Zn 电池(－)Zn | Zn 2+(1mol·dm －3)‖Cu 2+(1mol·dm －3) | Cu(+) 的电动势E ○—=φ○—Cu 2+/Cu－ φ○—Zn 2+/Zn=0.34V －(－0.76V)=1.1V上述原电池装置不仅可以用来测定金属的标准电极电势,它同样可以用来测定非金属离子和气体的标准电极电势,对某些剧烈与水反应而不能直接测定的电极,例如Na +/Na,F 2/2F －等的电极则可以通过热力学数据用间接方法来计算标准电极电势.应当指出:所测得的标准电极电势φ○—是表示在标准条件下,某电极的电极电势.所谓标准条件是指以氢标准电极的电极电势φ○—H +/H2=0,电对的[氧化型]/[还原型]=1或[M n+]=1mol ·dm －3;T=298K.因此标准电极电势φ○—是相对值,实际上是该电极同氢电极组成电池的电动势,而不是电极与相应溶液间电位差的绝对值.二、 电极的类型及符号（四种电极） 1.金属－金属离子电极如 Zn 2+/Zn Cu 2+/Cu 等电极符号 Zn|Zn 2+ (c) Cu|Cu 2+ (c) 2.气体－离子电极如H +/H 2Cl 2/Cl －需用一个惰性固体导体如铂（Pt)或石墨. 电极符号 Pt,H 2(p)|H +(c) Pt,Cl 2(p)|Cl －(c) Pt 与H 2之间用逗号隔开,p 为气体的压力. 3.离子电极如 Fe 3+/Fe 2+ 等体系将惰性电极插入到同一种元素不同氧化态的两种离子的溶液中所组成的电极.电极符号 Pt|Fe 2+(c 1), Fe 3+(c 2)4.金属－金属难溶盐电极如 Hg 2Cl 2/Hg由金属及其难溶盐浸在含有难溶盐负离子溶液中组成的电极.电极符号 Pt,Hg,Hg 2Cl 2(s)|Cl －(c) 三、标准电极电势的应用 1. 标准电极电势表注意 ①标准电极电势的符号是正还是负,不因电极反应的写法而改变.如ZnZn 2+ + 2e －或ZnZn 2+ + 2e －对应的φ○—都是电对Zn 2+/Zn的标准电极电势.② 标准电极电势和得失电子数多少无关,即与半反应中的系数无关,例如C12+2e －2C1－,φ○—=1.358V .也可以书写为1/2C12+e－C1－,其φ○— 值(1.358V)不变.2. 判断判断氧化剂和还原剂的强弱标准电极电势高的电极,其氧化型的氧化能力强;标准电极电势低的电极,其还原型的还原能力强.于是根据标准电极电势表,原则上可以判断一种氧化还原反应进行的可能性.3.判断反应方向氧化还原反应进行的方向判断反应方向氧化还原反应进行的方向与多种因素有关,例如,反应物的性质,浓度、介质的酸度和温度等.但是多种因素存在时,内因是事物变化的根据,外因是变化的条件.当外界条件一定时,如皆取标准状态,反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性.氧化还原反应发生的方向:强氧化型1+强还原型2 = 弱还原型1+弱氧化型2在标准状态下,标准电极电势较大的电对的氧化型能氧化标准电极电势数值较小的电对的还原型.这样判断氧化还原反应方向的根据是什么?将电池反应分解为两个电极反应,反应物中还原剂的电对作负极,反应物中氧化剂的电对作正极.当负极的电势更负,正极的电势更正,电子就可以自动地由负极流向正极.或者说,电流能自动地由正极流向负极.负极的还原型能将电子自动地给予正极的氧化型,电池电动势必须为正,即E>0,反应就能自动向右进行.例如:判断Zn+Cu2+=Zn2++Cu反应是否向右进行?分析将反应物中还原型和它的产物的电对作负极(－): Zn2++2e－=Zn,φ○— =－0.7628V将反应物中氧化型和它的产物的电对作正极(+): Cu2++2e－=Cuφ○—=0.337V查出标准电势,求出电池电动势:E○—=φ○—(+)－φ○—(－)=φ○—(Cu2+/Cu)－φ○—(Zn2+/Zn)=1.10V >0故反应向右进行.☆利用标准电极电势定量地判断氧化还原方向的具体步骤可总结如下:①首先,求出反应物和生成物中元素的氧化数,根据氧化数的变确定氧化剂和还原剂;②分别查出氧化剂电对的标准电极电势和还原剂电对的标准电极电势;③以反应物中还原型作还原剂,它的电对为负极,以反应物中氧化型作氧化剂,它的电对为正极,求出电池标准状态的电动势:E○—=φ○—(+)－φ○—(－)若E○—>0,则反应自发正向(向右)进行,以符号→表示;若E○—<0,则反应逆向(向左)进行,以符号←表示.五、元素电势图及其应用大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化态,各氧化态之间都有相应的标准电极电势,拉提默(Latimer)提出将它们的标准电极电势以图解方式表示,这种图称为元素电势图或拉提默图.比较简单的元素电势图是把同一种元素的各种氧化态按照高低顺序排成横列.关于氧化态的高低顺序有两种书写方式:一种是从左至右,氧化态由高到低排列(氧化型在左边,还原型在右边),另一种是从左到右,氧化态由低到高排列.两者的排列顺序恰好相反,所以使用时应加以注意.在两种氧化态之间若构成一个电对,就用一条直线把它们联接起来,并在上方标出这个电对所对应的标准电极电势.根据溶液的pH值不同,又可以分为两大类:φ○—A (A表示酸性溶液Acid solution)表示溶液的pH=0;φ○—B(B 表示碱性溶液Basic solution)表示溶液的pH=14.书写某一元素的元素电势图时,既可以将全部氧化态列出,也可以根据需要列出其中的一部分.例如碘的元素电势图:也可以列出其中的一部分,例如:从元素电势图不仅可以全面地看出一种元素各氧化态之间的电极电势高低和相互关系,而且可以判断哪些氧化态在酸性或碱性溶液中能稳定存在.现介绍以下几方面的应用.1.利用元素电势图求算某电对的未知的标准电极电势.若已知两个或两个以上的相邻电对的标准电极电势,即可求算出另一个电对的未知标准电极电势.例如某元素电势图为B Cφ○—1φ○—2Aφ○—高中化学竞赛辅导系列——电化学基础根据标准自由能变化和电对的标准电极电势关系,经过一系列变化,可得φ○—=n1φ○—1+ n2φ○—2n1+n2 (其中n1,n2分别为电对的电子转移数)2.判断歧化反应是否能够进行由某元素不同氧化态的三种物质所组成两个电对,按其氧化态由高到低排列如下:假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组成的电池电动势:E○—=φ○—正－φ○—负=φ○—右－φ○—左假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组成的电池电动势:E○—=φ○—右－φ○—左>0,即φ○—右>φ○—左根据以上原则,来看一看Cu+是否能够发生歧化反应?有关的电势图为:因为φ○—右>φ○—左,所以在酸性溶液中,Cu+离子不稳定,它将发生下列歧化反应:2Cu+=Cu+Cu2+又如铁的电势图因为φ○—右<φ○—左,Fe2+不能发生歧化反应.但是由于φ○—左>φ○—右,Fe3+/Fe2+电对中的Fe3+离子可氧化Fe生成Fe2+离子:Fe3++Fe=2Fe2+可将上面讨论的内容推广为一般规律:在元素电势图A —B —C中,若φ○—右>φ○—左,物质B将自发发生歧化反应,产物为A和C.若φ○—左>φ○—右,当溶液中有A 和C存在时,将自发地发生睦化反应的逆反应,产物为B.六、影响电极电势的因素1.定性的讨论如前所述,电极电势是电极和溶液间的电势差.这种电势差产生的原因,对于金属电极来讲,是由于在电极上存在M n++ne－M电极反应的缘故.对于氧化还原电极采讲(如Fe3+/Fe2+电极),是由于在惰性电极上存在Fe3++e－Fe2+电极反应的结果.因此,从平衡的角度上看,凡是影响上述平衡的因素都将影响电极电势的大小.显然,电极的本质、溶液中离子的浓度、气体的压强和温度等都是影响电极电势的重要因素,当然电极的种类是最根本的因素.对于一定的电极来讲,对电极电势影响较大的是离子的浓度,温度的影响较小.定性的看,在金属电极反应中,金属离子的浓度越大,则M n++ne－M 平衡向右移动,减少电极上的负电荷,使电极电势增大. M n+离子浓度越小,有更多的M失去电子变成M n+离子,从而增多电极上的负电荷,使电极电势减小.在Fe3++e－Fe2+电极反应中,增大Fe3+离子浓度或减小Fe2+离子浓度,都将使平衡向右移动,结果减少了电极上的负电荷,使电极电势增大.反之, 减少Fe3+离子浓度或增大Fe2+离子浓度,会使电极电势降低.总之,高氧化数(氧化型)离子的浓度越大,则电极电势越高;低氧化数(还原型)离子的浓度越大,则电极电势越低.换句话说, [氧化型]/[还原型] 越大,则电极电势越高.氧化型]或[还原型]表示氧化型物质(如Fe3+)或还原型物质(如Fe2+)的物质的量的浓度(严格的说应该是活度).2. 能斯特(Nernst)方程由热力学的关系式导,可得出电极电势同离子的浓度、温度等因素之间的定量关系——Nernst 方程:对电极反应氧化型+ne－=还原型有φ=φ○—+RTnF ln[氧化型][还原型]应用这个方程时应注意：①方程式中的[氧化型]和[还原型]并非专指氧化数有变化的物质,而是包括了参加电极反应的所有物质.②在电对中,如果氧化型或还原型物质的系数不是1,则[氧化型]或[还原型]要乘以与系数相同的方次.③如果电对中的某一物质是固体或液体,则它们A B Cφ○—左φ○—右氧化态降低Cu2＋＋0.163＋0.521φ○—A/v Cu＋CuFe3＋＋0.77＋0.521φ○—A/v Fe2＋Feφ左φ右φ○—左φ○—右的浓度均为常数,常认为是1.④如果电对中的某一物质是气体,它的浓度用气体分压来表示.典型例题例1 在稀H2SO4溶液中,KMnO4和FeSO4发生以下反应:MnO－4＋H+＋Fe2+ Mn2+＋Fe3+如将此反应设计为原电池,写出正、负极的反应,电池反应和电池符号.解电极为离子电极,即将一金属铂片插入到含有Fe2+、Fe3+溶液中,另一铂片插入到含有MnO－4、Mn2＋及H+ 的溶液中,分别组成负极和正极:负极反应: Fe2＋＝Fe3＋+ e－正极反应: MnO－4＋8H＋＋5e－＝Mn2+＋4H2O电池反应:MnO－4＋8H＋＋5Fe2＋＝Mn2＋＋5Fe3＋+ 4H2O 电池符号:(－)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO－4(c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+)例2已知反应:AsO3－4+ I－→AsO3－3+ I2+H2O(未配平),现设计成如图的实验装置,进行下述操作:(Ⅰ)向(B)烧杯中逐滴加入浓盐酸发现微安表指针偏转;(Ⅱ)若改向(B)烧杯中滴加40%NaOH溶液,发现微安表指针向相反的方向偏转,试回答下列问题:⑴两次操作过程中指针为什么会发生偏转?⑵两次操作过程中指针偏转方向为什么相反?试用化学平衡移动的原理加以解释(3)(Ⅰ)操作中C1上发生的反应为,C2上发生的反应为 .(4)(Ⅱ)操作中C1上发生的反应为,C2上发生的反应为.分析(1)指针发生偏转表示有电流通过,说明形成了原电池,将化学能转化为电能.(2)在原电池中指针向负极一边偏转,两种操作指针偏转方向相反,说明总反应是一个可逆反应.加HCl与加NaOH时,发生的反应刚好相反即为可逆反应.从题给反应来看,加盐酸时,增大反应物H+浓度,平衡向正反应方向进行,加氢氧化钠时中和H+,减小反应物H+的浓度,平衡向逆反应方向进行,故两种操作刚好使得电子转移方向相反,故检流计的指针偏转方向相反.(3)加盐酸时,总反应向右进行,故C1上I－失电子生成I2,C2上AsO3－4得电子生成AsO3－3.(4)加氢氧化钠时,总反应向左进行,故I2得电子生成I－, AsO3－3失电子生成AsO3－4.解(1)形成了原电池,将化学能转化为电能.(2)该反应是一个可逆反应,加盐酸时,增大反应物H+浓度,平衡向正反应方向进行;加氢氧化钠时中和H+,减小反应物H+的浓度,平衡向逆反应方向进行.(3)C1:2I－－2e－=I2,C2:AsO3－4+2e－+2H+= AsO3－3+H2O(4)C1:I2 +2e－=2I－,C2:AsO3－3－2e－+H2O= AsO3－4+2H+例3实验室制备氯气的方法之一是常用MnO2和浓度为12mol·L－1的浓HCl反应,而不用MnO2和浓度为1mol·L－1的稀HCl反应?请用电极电位说明理由.分析不仅酸、碱、盐之间进行离子互换反应是有条件的,同样地,氧化剂与还原剂之间的反应也是有条件的.条件是:⑴φ氧－φ还>0 反应向右进行⑵φ氧－φ还<0 反应向左进行⑶φ氧－φ还=0 反应达到平衡若氧化剂与还原剂的电位相差较大(一般大于0.2V)的情况下,可以用标准电极电位直接来判断.但是如果氧化剂与还原剂的电位相差较小(一般小于0.2V)时,由于溶液的浓度或酸度改变,均可引起电位的变化,从而可使反应方向改变.在这种情况下,必须算出非标准情况下的电位,然后才能进行判断.解MnO2与HCl的反应MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O 当HCl浓度为lmol·L－1时,按标准电极电位判断反应方向：MnO2+4H++2e－Mn2++2H2O φ○—=1.23VCl 2+2e－2Cl－φ○— =1.36V因为E ○— =φ○— (MnO 2/Mn 2+) －φ○—( Cl 2/ Cl －)=1.23V －1.36V=－0.13V<0,故MnO 2与lmol·l －1的稀HCl 不会发生反应. 当HCI 浓度为12mol·L－1的浓HCl时,[H +]=12mol·L －1.若 [Mn 2+]=lmol·L －1,此时氧化剂的电位为 φ(MnO 2/Mn 2+)=φ○—(MnO2/Mn 2+)+0.05912 lg [H +]4[Mn 2+]=1.23V+0.05912V lg124=1.38V当用12mol·L－1盐酸时,其[Cl －]=12mol·L －1.若p Cl 2=101.3kPa,此时还原剂的电位为 φ(Cl 2/Cl －)=φ○—(Cl 2/Cl －)+0.05912 lg p Cl 2[Cl -]2=1.36V+0.05912 Vlg 1122 =1.296V因为E=φ(MnO 2/Mn 2+)－φ(Cl 2/Cl －)=1.38V －1.296V=0.084V>0,所以MnO 2与浓HCl 反应就变成可以进行. 注意:①只有当两个电对的E ○— 值相差较小时,才能比较容易地通过改变溶液的酸度来改变反应的方向.受溶解度的限制,酸度的变化也是有限制的,不能认为酸度改变时一定能使原来不能进行的反应变得可以实现.②当用MnO 2与12mol·L －1浓盐酸反应时,不能利用标准电极电位来直接判断反应进行的方向,否则会得出相反的结论.用E ○— 判断结果与实际反应方向发生矛盾的原因在于:盐酸不是1mol·L －1,Cl 2分压也不一定是101.3kPa,加热也会改变电极电势的数值.由于化学反应常在非标准状态下进行,所以就应算出非标准状态下的电极电位,然后才能进行判断.例4 (2002) 镅(Am)是一种用途广泛的锕系元素.241Am 的放射性强度是镭的3倍,在我国各地商场里常常可见到241Am 骨密度测定仪,检测人体是否缺钙:用241Am 制作的烟雾监测元件已广泛用于我国各地建筑物的火警报警器(制作火警报警器的1片241Am 我国批发价仅10元左右).镅在酸性水溶液里的氧化态和标准电极电势(E/V)如下,图中2.62是Am 4＋/Am 3＋的标准电极电势,－2.07是Am 3＋/Am 的标准电极电势,等等.一般而言,发生自发的氧化还原反应的条件是氧化剂的标准电极电势大于还原剂的标准电极电势.试判断金属镅溶于过量稀盐酸溶液后将以什么离子形态存在.简述理由.附:E (H ＋/H 2)＝0V;E (Cl 2/Cl －)＝1.36V ；E (O 2/H 2O)＝1.23V . 【答案】要点1:E (Am n ＋/Am)＜0, 因此Am 可与稀盐酸反应放出氢气转化为Am n ＋,n ＝2,3,4;但E (Am 3＋/Am 2＋)＜0,Am 2＋一旦生成可继续与H ＋反应转化为Am 3＋.(1分)(或答:E (Am 3＋/Am)＜0,n ＝3)要点2:E (Am 4＋/Am 3＋)＞E (AmO 2＋/Am 4＋), 因此一旦生成的Am 4＋会自发歧化为AmO 2＋和Am 3＋.(2分)要点3:AmO 2＋是强氧化剂,一旦生成足以将水氧化为O 2, 或将Cl －氧化为Cl 2,转化为Am 3＋, 也不能稳定存在.(1分)相反AmO 2＋是弱还原剂, 在此条件下不能被氧化为AmO 22＋.要点4:Am 3＋不会发生歧化(原理同上),可稳定存在.(1分)结论:镅溶于稀盐酸得到的稳定形态为Am 3＋.练习题1.阿波罗宇宙飞船上,使用的是氢氧燃料电池,其电池反应为: 2H 2+ O 2→2H 2O,介质为75%的KOH 溶液.请用方程式填充.(1)电池的正极反应: ; (2)电池的负极反应: . 2.(1995江苏浙江)已知蓄电池在放电时起原电池的作用,充电时起电解他的作用.铅蓄电池在放电和充电时发生的化学反应可用下式表示:Pb ＋PbO 2＋2H 2SO 42PbSO 4＋2H 2O据此判断下列叙述中正确的是A. 放电时铅蓄电池负极的电极反应为: PbO 2＋4H ＋＋SO 42－十2e ＝PbSO 4＋2H 2OB. 充电时铅蓄电池阴极的电极反应为；PbSO 4＋2e -＝Pb 2＋＋SO 42－C. 用铅蓄电池来电解CuSO 4溶液,要生成1.6克Cu,电池内部要消耗0.05摩H2SO4D. 铅蓄电池充电时,若要使3.03千克PbSO4转变为Pb和PbO2,需通过20摩电子3.(2001北京)镍镉充电电池,电极材料是Cd和NiO(OH),电解质是KOH,电极反应分别是: Cd＋2OH－－2e＝Cd(OH)22NiO(OH)＋2H2O＋2e＝2Ni(OH)2＋2OH－下列说法不正确的是A. 电池放电时,负极周围溶液的pH不断增大B. 电池的总反应是Cd＋2NiO(OH)＋2H2O＝Cd(OH)2＋2Ni(OH)2C. 电池充电时,镉元素被还原D. 电池充电时,电池的正极和电源的正极相连接4.（2003）下图是一种正在投入生产的大型蓄电系统.左右两侧为电解质储罐,中央为电池,电解质通过泵不断在储罐和电池间循环;电池中的左右两侧为电极,中间为离子选择性膜,在电池放电和充电时该膜可允许钠离子通过;放电前,被隔开的电解质为Na2S2和NaBr3,放电后,分别为Na2S4和NaBr.①左、右储罐中的电解质分别是________.②写出电池充电时,阳极和阴极的电极反应.③写出电池充、放电的反应方程式.④指出在充电过程中钠离子通过膜的流向.5.(2001)设计出燃料电池使汽油氧化直接产生电流是本世纪最富有挑战性的课题之一.最近有人制造了一种燃料电池,一个电极通入空气,另一电极通入汽油蒸气.电解质是掺杂了Y2O3的ZrO2晶体,它在高温下能传导O2－离子.回答如下问题:①以丁烷代表汽油,这个电池放电时发生的化学反应的化学方程式是____________________.②这个电池的正极发生的反应是_________;负极发生的反应是__________________;固体电解质里的O2－的移动方向是___________________;向外电路释放电子的电极是_________________.③人们追求燃料电池氧化汽油而不在内燃机里燃烧汽油产生动力的主要原因是___________.④你认为ZrO2晶体里掺杂Y2O3用Y3＋代替晶体里部分Zr4＋对提高固体电解质的导电能力起什么作用？其可能的原因是什么？⑤汽油燃料电池最大的障碍是氧化反应不完全产生__________堵塞电极的气体通道,有人估计,完全避免这种副反应至少还需10年时间,正是新一代化学家的历史使命.6.(1992)金属纳和金属铅的2︰5(摩尔比)的合金可以部分地溶解于液态氨,得到深绿色的溶液A,残留的固体是铅,溶解的成分和残留的成分的质量比为9.44︰1,溶液A可以导电,摩尔电导率的测定实验证实,溶液A中除液氨原有的少量离子(NH4＋和NH2－)外只存在一种阳离子和一种阴离子(不考虑溶剂合,即氨合的成分),而且它们的个数比是4︰1,阳离子只带一个电荷.通电电解,在阳极上析出铅,在阴极上析出钠.用可溶于液氨并在液氨中电离的盐PbI2配制的PbI2的液氨溶液来滴定溶液A,达到等当点时,溶液A的绿色褪尽,同时溶液里的铅全部以金属铅的形式析出.回答下列问题:(1)写出溶液A中的电解质的化学式；(2)写出上述滴定反应的配平的离子方程式；(3)已知用于滴定的碘化铅的浓度为0.009854mol/L,达到等当点时消耗掉碘化铅溶液21.03毫升,问共析出金属铅多少克？附:铅的原子量207.2；钠的原子量22.99.练习题答案1. (1)正极反应:O2+2H2O+4e－=4OH－(2)负极反应:2H2+4OH－－4e－=4H2O2. B C3. A4.解析:蓄电池的放电、充电过程就是电解质的氧化还原反应过程.氧化还原反应的实质是电子的转移,表现形式则是元素化合价的变化:化合价升高,发生氧化反应,该反应发生在电池的负极;相反化合价降低,发生还原反应,发生这一反应的是电池的正极.因此,只要找出电池放电前后元素化合价的变化,该题所有设问都会得以解答.由题给信息可知:电池放电时,电解质Na 2S 2→Na 2S 4,NaBr 3→NaBr ,其中S 元素的平均化合价由－1→－1/2, Br 元素的平均化合价由 －1/3→－1.由此可见,电池放电时,S 元素化合价升高,被氧化,是电池的负极;Br 元素化合价降低,被还原,是电池的正极.故第1问答案左边储罐(跟正极相连)中的电解质是NaBr 3和NaBr,右边储罐(跟负极相连)中的电解质是Na 2S 2和Na 2S 4.充电是放电的逆过程,是将放电时的还原产物NaBr 重新氧化为NaBr 3,将氧化产物Na 2S 4还原为Na 2S 2的过程.故第2问中阳极反应为:3NaBr －2e －= NaBr 3＋2Na ＋, 阴极反应为:Na 2S 4＋2Na ＋＋2e －=2Na 2S 2. 第3问的充、放电反应方程式是第2问中两电极反应的和:2Na 2S 2＋NaBr 3=Na 2S 4＋3NaBr.从第2问的电极反应可知,充电时,阳极(左边)反应产生了“多余”的Na ＋,而阴极(右边)反应中则需要Na ＋,所以第4问中Na ＋的流动方向是从离子选择性膜的左边流向右边.第4问也可以这样理解:充电过程中,电池在外加电场的作用下,左边的电压高于右边,而Na ＋带正电荷,必然要从高电势的位置流向低电势的位置.答案 ①左:NaBr 3/NaBr(1分;只写一种也可)右:Na 2S 2/Na 2S 4(1分;只写一种也可)②阳极:3NaBr －2e －＝NaBr 3＋2Na ＋(1分) 阴极:Na 2S 4＋2Na ＋＋2e －＝2Na 2S 2(1分)③2Na 2S 2＋NaBr 3Na 2S 2+ NaBr 3Na 2S 4+NaBr 3Na 2S 4＋3NaBr(1分) ④Na ＋的流向为从左到右.(1分)5. 解析:该题以燃料电池为载体,考查电池反应方程式和电极反应式的书写,电池内部电解质中离子的移动方向和外电路中电子移动方向的判断,燃料电池的优点和汽油燃料电池的工艺缺点等.第1问要求写出汽油燃料电池放电时的化学反应方程式,燃料电池的制作原理就是燃料气体被氧化剂氧化而发生了氧化还原反应,故该问化学反应方程式为:2C 4H 10＋13O 2====8CO 2＋10H 2O.第2问要求写出电池正负极的反应式.因为放电时,电池正极发生还原反应(元素化合价降低),负极发生氧化反应.所以正极反应式是:O 2＋4e－===2O 2－(或13O 2＋52e －===26O 2－),负极反应式是:C 4H 10＋13O 2－—26e －===4CO 2＋5H 2O(或2C 4H 10＋26O 2－—52e －===8CO 2＋10H 2O).由上述电池正、负极反应式可以看出:正极反应“源源不断”地产生O 2－,负极反应要持续进行,则需要“持续不断”的O 2－供应,故电池内O 2－的移动方向是由正极流向负极.电池的负极发生氧化反应,失掉电子,故外电路电子从负极流出.第3问考查了燃料电池的优点.燃料电池是将燃料燃烧反应所产生的化学能直接转化为电能的“能量转化器”,其能量转化率很高,可达70%以上,而内燃机的能量转化率较低.故该问答案为“燃料电池具有较高的能量转化率”.第4问要求参赛选手依据电荷守恒原理,得出掺有Y 2O 3的ZrO 2晶体中O 2－减少了,致使晶体中O 2－缺陷,从而使其在电场作用下向负极移动.故该问答案为:“为维持电荷平衡,晶体中的O 2－将减少,从而使O 2－得以在电场作用下向负极(或阳极)移动.”第5问的答案在题中已给出暗示,“氧化反应不完全”即汽油不完全燃烧.含碳化合物不完全燃烧的固体产物是碳,故第5问是“碳”堵塞了电极的气体通道. 答案① 2C 4H 10＋13O 2＝8 CO 2＋10H 2O (1分) (必须配平;所有系数除2等方程式均应按正确论.) ② O 2＋4e -＝2 O 2– (2分)(O 2取其他系数且方程式配平也给满分.)C 4H 10＋13O 2– –26e -＝4 CO 2＋5 H 2O(2分)(系数加倍也满分.)向负极移动;(1分;答向阳极移动或向通入汽油蒸气的电极移动也得满分.)负极.(1分；答阳极或通入汽油蒸气的电极也得满分)。
电极电势
根据上述方法， 根据上述方法，可利用标准氢电极或参 比电极测得一系列待定电极的标准电极 电势。 电势。 书末附录10中列出 书末附录 中列出298.15K时标准状态活 中列出 时标准状态活 压力p=100kPa)下的一些氧化还原 度(a=1,压力 压力 下的一些氧化还原 电对的标准电极电势,表中都是按 电对的标准电极电势 表中都是按 代数值 由小到大的顺序自上而下排列的。 由小到大的顺序自上而下排列的。
(2) φ 代数值与电极反应中化学计量数的选配无关 φ 代数值是反映物质得失电子倾向的大小， 它与物质的数量无关。 如：Zn2++2e- = Zn 与 2Zn2++4e- = 2Zn φ 数值相同 代数值与半反应的方向无关。 (3) φ 代数值与半反应的方向无关。 IUPAC规定，表中 表中电极反应以还原反应表示（故 表中 有称之谓“还原电势”），无论电对物质在实际反应 中的转化方向如何，其φ 代数值不变。 如Cu2++2e- = Cu与Cu = Cu2++ 2e- φ 数值相同
ϕ ( H /H 2 ) = 0 V
+
的测定: 未知ϕ 的测定:标准氢 电极与待测电极组成 原电池后, 原电池后,测其电池反 应的电动势 应的电动势E。
标准氢电极示意图
如测 :ϕθ（Cu2+/Cu）=? ϕ ） 解：
（-）Pt|H2(100kPa)|H+(1mol.dm-3)┆┆Cu2+(1mol.dm-3)|Cu(+) ） ┆┆Cu
解： Zn2+（aq）+2e- = Zn(s) ） ϕθ (Zn2+/Zn) = –0.7618V
ϕ ( Zn 2 +
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。
电极电势的定义
电极电势的定义
电极电势的定义
电极电势是指由于在外电路上的电荷分布不均匀，电极附近电场强度随离开电极的距离而减小的现象。
电位差与场强有关。
两个电极之间的电压不一样，场强也不一样。
比如一个金属棒一端被一块很大的导体（半径r=d，长度l=d/2）覆盖着，另一端和电源负极相连，设导体的电阻率为R，那么电源负极的电势V0的大小为： V0=RCR，场强E0的大小为E0=F(r2/R)，则电位差Vz=V0-V0R。
也就是说，当一个电极靠近另一个电极时，电位差就会增加。
比如，手握一根电线，会感觉到电线靠近手掌部分的电阻较大，因此电位差也较大。
再如，同一电线，放在干燥的空气中与放在潮湿的空气中相比，前者电位差较大。
场强变化电势变化例子:
（ 1）平行板电容器的电势能随离平板的距离变化而变化.如果将一块带正电荷q的金属箔片和一块带负电荷q的金属箔片相接触，然后让它们分别接触一个有内电阻R的电极板，则两个电极上的电压分别为： Q=(V/R)e和Q=(V/R)e。
将Q=V/R的金属箔片放入另一块有内电阻r的电极板中，结果将得到平行板电容器。
这种金属箔片称为正极材料。
电极电势计算公式如下：
1、电极电势（内电场力） =V
电极电势可以通过电池反应实验测得。
电池反应的正极产生氧气，负极产生氢气。
测量的电势与标准状况下理想气体反应的计算值相同，但是对实际情况要做一些修正。
电极电势可以通过电池反应实验测得。
电池反应的正极产生氧气，负极产生氢气。
测量的电势与标准状况下理想气体反应的计算值相同，但是对实际情况要做一些修正。
电极电势的能斯特方程
2.第二类电极（有两个相界面）
甘汞电极 a . 电极结构 Hg , Hg 2 Cl 2 (s ) KCl (a ) b . 电极反应
1 Hg 2 Cl 2 Hg + Cl 2
C . 能斯特方程
Hg Cl
2
2
Hg
= Hg 2Cl2
θ
Hg
RT ln aCl F
三种：饱和，1
mol dm 3 ,0.1mol dm 3
E = 右 左 RT a 2 RT a 2 =E + ln = ln F a1 F ) Cl (a 2 ) AgCl, Ag
正极： 负极：
Ag + Cl → AgCl + e
AgCl + e → Ag + Cl
Cl (a1 ) → Cl (a 2 )
Ag AgNO3 (a1 ) AgNO3 (a 2 ) Ag , (a 2 > a1 )
电极反应：
Ag → Ag + ( a1 ) + e Ag + (a 2 ) → Ag
θ 左 = 左 +
RT ln a1 F RT θ ln a2 右 = 右 + F
电池反应：
Ag + (a 2 ) → Ag (a1 )
2+
对于任意一个电极：
ν 1 [氧化态] + ne - → ν 2 [还原态]
=
θ
O
[还原态]ν RT ln [氧化态]ν nF
[氧化态]ν1 [还原态]ν 2
2
1
298K时：
RT ln = + nF
= -
O
0.05915 ln n
[还原态]ν 2 [氧化态]ν 1
课件：电极电势
2
• (ii) 电极电势是如何产生的---双电层模型 • 金属表面的两过程:
• 金属溶解, 阳离子进入溶液, 电子留在金 属表面, 形成金属表面带负电荷、邻近溶 液带正电荷的“双电层”,金属还原性强、 Mn+(aq)浓度小,这种倾向大
它电极的电极电势的。 H2(g) (1 p )
（i）〔标准氢电极〕
• Pt|H2(100 kPa)|H+(1 mol·dm-3)，
Pt H+(aq) (a = 1)
H2气泡
• IUPAC 规 定 , 以 标 准 氢 电 极 (Pt),
H2(1pө)H+(1mol·dm-3) 的 电 势 作 为 电 极 电 势的相对标准，规定其电极电势φө ＝0 V
20
• 298 K, [H+] = 10.0 mol·dm-3时, 电对Cr2O72- / Cr3+的电极电势
[解]电极反应:
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O
E (Cr2O72-
/
Cr3 )
E O (Cr2O72-
/
Cr3 )
0.059 6
V
lg
(Cr2O72- )(H )14 (Cr3 )2
φө (Zn2+/Zn)=-0.76 18 V，
当Zn2+浓度c=0.001 M时，
φ(Zn2+/Zn)=φө(Zn2+/Zn)＋(0.05917/2)×lgc
= -0.76 18 - (0.05917/2)×3=-0.8506 V
第八章 电化学基础第八节 电极电势
E(Co3+/ Co2+) = EΘ(Co3+/ Co2+) + 0.05917lg [c(Co2 )] （1）E(Co3+/ Co2+) = (1.80+ 0.05917lg 0.10) V = 1.74V
离子2023浓/2/2度0 的影响更显著
12
三、 沉淀的生成对电极电势的影响
●概况 电对的氧化态或还原态物质生成沉淀，会使物质浓度
减小，电极电势变化
例 8.10 在含有Ag+/Ag电对的系统中，若加入NaCl溶液，当c(Cl)=1.0 moldm-3时，求E(Ag+/Ag)的值。
解：电极反应：Ag++eAg(s)；EΘ(Ag+/Ag)=+0.7999V，加入NaCl 溶液，产生AgCl沉淀：Ag++Cl-AgCl
●测定原理（自学）
例1，铜电极标准电极电势，组成电池
（-）Pt| H2(100kPa) | H+(aH+ = l) || Cu2+(aCu2+ = l) | Cu (+) 此 电 池 的 电 动 势 就 是 铜 电 极 的 标 准 电 极 电 势 。 298.15K 时 EΘ(Cu2+/Cu) = 0.34 V。铜为正极，实际进行还原反应
电极反应式
KspΘ
c(Ag+)
EΘ/V
Ag+ + e ⇋ Ag(s)
AgCl(s) + e ⇋ Ag(s) + Cl-
电极电势 (2)
电极电势什么是电极电势？电极电势是电化学体系中的一个重要概念，用来描述电化学反应中电极的电位差。
电势可以简单理解为电荷在电场中的势能，是电化学反应过程中电位变化的度量。
在电化学中，每个电池或电解槽都由两个电极组成，即阳极和阴极。
电极是与电解质溶液接触的导电体，能够在电解质溶液和电极之间传递电荷。
电极电势(E)是描述电极是否具有还原（正）性或氧化（负）性的重要参数。
电极电势的单位是伏特（V）。
如何测量电极电势？测量电极电势的一种常用方法是使用标准电极电势。
标准电极电势是指在一定条件下（通常是1摩尔/L的溶液浓度和1大气压），某个物质的电极与标准氢电极（SHE）之间的电位差。
标准氢电极被定义为0伏特，是电极电势的基准。
通过与标准电极进行比较，可以确定其他电极的电势。
标准电极电势的测量通常使用电动势计或电位计进行，这些仪器可以测量电势的差异。
电阻应该尽量减小以确保准确测量电电位差。
影响电极电势的因素温度温度是影响电极电势的重要因素。
随着温度的改变，电解质溶液中的离子活性也会发生变化，导致电极电势的变化。
因此，在实验测量中应控制好温度以获得准确的电极电势测量结果。
浓度电极电势还受电解质溶液中的离子浓度影响。
在非标准条件下，离子浓度的变化也会导致电极电势的改变。
根据液体相对电势测量理论，浓度改变与电位的变化之间存在线性关系。
因此，在进行电极电势测量时，应确保电解质溶液的浓度是恒定的。
气体压强电解质溶液中存在有气体的电化学反应也会受到气体压强的影响。
在气体电极中，常常使用来自气体的压强作为参考。
因此，控制气体压强对于准确测量电极电势非常重要。
应用领域电极电势在电化学研究和实际应用中具有广泛的应用。
以下是几个常见领域的例子：锂离子电池在锂离子电池中，电极电势起着关键作用。
锂离子电池中的正极和负极通过电化学反应来储存和释放能量。
测量电极电势可以评估电势差，进而了解电池的性能和稳定性。
腐蚀研究电极电势对于腐蚀研究也非常重要。
电极电势课件
电极电势课件1、电极电势的产生——双电层理论德国化学家能斯特提出了双电层理论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(electrondoublelayer)，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EMn+/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。
20xx年国际纯粹化学与应用化学联合会的建议，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。
标准氢电极电极符号:Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1)电极反应:2H++2e=H2EφH+/H2＝0V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101.325kPa；组成电对的有关离子的浓度为1mol.L-1。
通常测定的温度为298K。
(2)标准电极电势用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据E 池=E－E计算各种电极的标准电极电势的相对数值。
电极电势名词解释
电极电势名词解释电极电势可以被理解为是在两个电极之间的电力差异，即电极之间的电位差。
这种电位差通常是由于两个电极之间的材料不同所致，或者由于温度、压力等因素导致的。
电极电势可以使各种电子设备更加有效地运行，电极电势的基本特性也是电子行业的主要研究方向之一，电极电势的变化也可以帮助我们了解电极内部的各种变化和现象。
自古以来，电极电势在自然界中就被视为一种微弱的电能差异，古人也认为这种电能差异可以激发物体发生变化。
在电学里，电极电势被用来描述这种电能差异，以及其在电子元件中的影响。
电极电势有两种不同的定义：一种是电位，另一种是势能。
电位是指电位不同点之间的电位差，它表示一种电势的大小，它可以是正的或负的。
例如，一个给定的电路中，电极（即负极）和正极之间的电位差可能是正的，而电位差的方向和大小取决于电流的方向和大小，即电流的正反方向。
电位可以通过测量电流大小来表示，也可以通过氢核磁共振成像（MRI）来测量电流的方向来表示。
势能是指电极不同点之间的电势差异所产生的能量，用于推动电流朝一个特定的方向移动。
电极之间的势能可以通过电路两端的电压大小来表示，电压的方向取决于电流的方向，电压的大小取决于电流的大小。
电极的势能也可以通过扫描电阻、电感或电容量等组件的电压和电流值来表示。
电极电势的另一个重要特性是极化效应。
当两个电极被连接起来时，由于电位差，将会产生一个电场，这个电场可以对连接的电缆产生外界的作用，并且可以引起电流的流动。
因此，极化效应常常用来表示两个电极之间的电力差异，并且也被用来描述电路中电流的分布情况。
电极电势也可以用来了解电极间的特性，例如电容、电阻、电感以及电位等，这些特性可以帮助我们更好地设计电子设备，比如说，当计算机需要考虑温度变化时，电极电势就可以提供有用的信息，从而控制计算机系统中电流的流动和位置变化，从而更加安全和稳定地运行。
此外，电极电势也可以用于研究电子元件的生物效应，比如电磁场的影响，以及电流的电位差对生物细胞的影响。
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）。
电对的电极电势
电对的电极电势1、电极电势的产生——双电层理论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。
为了赢得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势并作标准与其它各试样电极共同组成电池,通过测量电池的电动势, 而确认各种相同电极的相对电极电势e值。
年国际单纯化学与应用化学联合会（iupac）的建议，使用标准氢电极做为标准电极，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(.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（.kpa）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.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）。
通常测定的温度为k。
(2) 标准电极电势用标准氢电极和试样电极在标准状态下共同组成电池，测出该电池的电动势值，并通过直流电压表确认电池的正负极，即可根据e池 = e（+）－ e（-）排序各种电极的标准电极电势的相对数值。
例如在k，用电位计测得标准氢电极和标准zn电极所组成的原电池的电动势（e池）为0.v，根据上式计算zn2+/zn电对的标准电极为-0.v。
用同样的办法可测得cu2+/cu电对的电极电势为+0.34v。
电极的 e为正值则表示共同组成电极的水解型物质，得电子的女性主义大于标准氢电极中的h+，例如铜电极中的 cu2+；例如电极的为负值，则共同组成电极的水解型物质得电子的女性主义大于标准氢电极中的h+，例如锌电极中的zn2+。
实际应用领域中,常采用一些电极电势较平衡电极例如饱和状态甘汞电极和银-氯化银电极做为参比电极和其它试样电极形成电池，求出其它电极的电势。
饱和状态甘汞电极的.电极电势为0.v。
银-氯化银电极的电极电势为0.v。
将不同氧化还原电对的标准电极电势数值按照由小到大的顺序排列，得到电极反应的标准电极电势表。
电极电势的能斯特方程
-O
0.05915 ln n
[还原态] [氧化态]Fra bibliotek2 1
3
三、可逆电极的种类
1.第一类电极 （有一个相界面）
金属电极 a . 电极结构 M s M n a,l
b . 电极反应
M n ne M
C . 能斯特方程
M
n n
M nn
RT ln aMn nF
Emf RT ln a2 F a1
19
五．液体接界电势与盐桥
1．液体接界电势 2．液体界面间的电迁移 设通过电量1mol
Ag AgNO3 a1 AgNO3 a2 Ag() a1a 2
t Ag a1 t Ag a 2 向正极阴迁移 t NO3 a1 t NO3 a 2 向负极阳迁移
M
M
Na(Hg)(a)｜Na+ (a) Hg，K(a)｜K+ (a)
4
气体电极
a . 电极结构 Pt, H2 p1 H a
b. 电极反应 2H 2e H 2
C . 能斯特方程
f H2
H H2
H
H2
RT ln a 2F
p a2
H
5
例： a . 电极结构 Pt,Cl2 p1, gCl a
E RT ln a1 所以，只有 a
F a2
a
1
,E 0
2
16
第二类浓差电池（单液电池）
Pt, H2 P1 HClaH2 P2 , Pt P(1)>P(2) 负极 H2 P1 2H 2e
正极
2H 2e H2 P1
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。
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。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
经与氢电极相比，测知 25℃时，( Hg2Cl2)=0.2681V 实际使 用的甘汞电极不与 KCl 溶液的浓度有关。 装有饱和 KCl 溶液 者称为“饱和甘汞电极” ，25℃其电势=0.2444V。KCl 溶液 为其它浓度的甘汞电极，其电势值可查阅有关手册。
－
Ag－AgC1|C1
－
0.2224
Hg－Hg2C12|C1 0.2680
Pb|Pb2+ (Pt)H2|OH (Pt)H2|H+ Cu|Cu2+ Cu|Cu+ Ag|Ag+ Hg|Hg22+
－
－0.126 －0.8281 0.0000 0.337 0.521 0.799 0.788
－
0.615
Hg－Hg2SO4|SO －0.408 (Pt)|Cr3+,Cr2+ (Pt)|Sn4+,Sn2+ (Pt)|Cu2+,Cu+ (Pt)|Fe3+,Fe2+ (Pt)|T13+,T1+ 0.15 0.153 0.771 1.25
2
2e Cu
2
电池反应 H 2 (p) Cu H
(a 1) Cu
其电池电动势的能斯特方程为
E E
RT a(H ) a(Cu) ln nF a(H2 ) a(Cu2 )
由于该特定电池 E=（Cu/Cu2+）,a(H2)=p(H2)/p=1,a(H+)=1 并令 E=(Cu/Cu2+)，上式即变为
－
液一边因 C1 过剩而荷负电，因此在溶液接界处产生了电势 差。又如，浓度相同的 AgNO3 溶液与 HNO3 溶液接界时，可 以认为界面上没有 NO3的扩散，但 H+向 AgNO3 一侧扩散比 Ag+向 HNO3 一侧扩散得快，必然使界面处 AgNO3 一侧荷正 电而 HNO3 一侧荷负电，因此在溶液接界处亦产生电势差。 当界面两侧荷电后，由于静电作用，会使扩散快的离子减慢 而扩散慢的离子加快，并很快达成稳定状态，使两种离子以 等速通过界面，并在界面处形成稳定的液体接界电势。 扩散是不可逆过程，因此液体接界电势的存在能使电池 的可逆性遭到破坏。同时，液体接界电势目前既难于单独测 量，又不便准确计算。鉴于此，人们总是设法尽可能消除电 池中的液体接界电势，通常采用的方法是“盐桥法” 。就是 在两个溶液之间， 放置一 KC1 溶液， 以两个液体接界代替一 个液体接界。由于 K+和 C1 的迁移数很相近，在界面上产生
E [ (Cu) 2 ] [1 (Zn)] (Cu) (Zn)
(4) 这就是说，虽不能测定电极的界面电势差，但若能测知电极
电势的量值，也可以求算电池电动势。可惜的是，各种电极 的绝对电势量值目前也无法直接测定。然而， （7.34）式却给 予人们重要启示，那就是，如果没有液体接界电势存在，或 者采用盐桥消除液体接界电势之后，可逆电池电动势 E 总是 组成电池的两电极电势之差。这样的关系，完全可以采用人 为规定的标准，测定电极电势的相对值，于是由电极电势求 算电池电动势的问题就能很方便地解决。 （2）电极电势 1、标准氢电极 为测定任意电极的相对电极电势数值，目前普遍采用标 准氢电极作为标准电极。把镀有铂黑的铂片浸入 a(H+)=1 的 溶液中，并以标准压力（P）的干燥氢气不断冲击到铂电极 上，就构成了标准氢电极，如图 7.20。规定在任意温度下标 准氢电极的电极电势(H2)等于零。其它电极的电势均是相 对于标准氢电极而得到的数值。 2、任意电极电势数值和符号的确定 1953 年， “国际纯粹和应用化学会议” （IUPAC）统一规定： 将标准氢电极作为发生氧化作用的负极，而将待定电极作为 发生还原作用的正极，组成如下电池： (Pt)H2(p )|H+(a=1)||待定电极 该电池电动势的数值和符号，就是待定电极电势的数值和符 号。
－
－
的液体接界电势数值很小，而且这两个数值很小的接界电势 又常常是符号相反，因此这两个液体接界电势之和比原来的
一个液体接界电势要降低很多。 当 KC1 为饱和溶液时， 液体 接界电势可降低到只有 1～2mV，这在一般的电动势测量中 已可略去不计。 若电解质溶液遇 KC1 会产生沉淀时， 可用 NH4NO3 代替 KC1 作盐桥，因 NH+4 和 NO 3 的迁移数也是颇接近的。
散平衡时，在电极与溶液界面处就形成了一个双电层。以电 极荷负电为例，图 7.17 示意出双电层的结构。双电层是由电 极表面电荷层与溶液中过剩的反号离子层所构成，而溶液中 又分为紧密层和分散层两部分。紧密层厚度 d 约为 10
－10
m，
而分散层厚度稍大，且与溶液中离子浓度有关，浓度越大， 分散层厚度越小；浓度越小，其厚度越大。 设电极的电势为M，溶液本体的电势为1，则电极一溶 液界面电势差=|M -1|。在双电层中的分布情况如图 7.18 所示。即是紧密层电势差1 和分散层电势差2 之加和。 综上所述，电极一溶液界面电势差是由于化学势之差所造成 的。化学势的高低与物质本性、浓度及温度有关，因此影响 电极一溶液界面电势差的因素有电极种类、溶液中相应离子 的浓度以及温度等。
§7.8 电极电势
（1）电池电动势产生的机理 1、电极一溶液界面电势差 前已述及，电波电动势的产生是由于电池内产生了自发 的化学反应。这是将电池作为一个整体，研究其化学能与电 能的相互转换关系。电池总是由电解质溶液和电极组成，那 么在电极和溶液界面处究竟是如何产生电势差的呢？ 以金属电极为例，金属晶格中有金属离子和能够自由移 动的电子存在。将一金属电极浸入含有该种金属离子的溶液 时，如果金属离子在电极相中与在溶液相中的化学势不相 等，则必然会发生相间转移，即金属离子会从化学势较高的 相转移到化学势较低的相中。可能发生的情况有两种，或者 是金属离子由电极相进入溶液相而将电子留在电极上，导致 电极相荷负电而溶液相荷正电；或者是金属离子由溶液相进 入电极相，使电极相荷正电而溶液荷负电。无论哪种情况， 都破坏了电极和溶液各相的电中性，使相间出现电势差。可 以想见，由于静电引力的作用，这种金属离子的相间转移很 快就会停止，达到平衡状态，于是相间电势差亦趋于稳定。 电极相所带的电荷是集中在电极表面的，而溶液中的带 异号电荷的离子，一方面受到电极表面电荷的吸引，趋向于 排列在紧靠电极表面附近；另一方面，由于热运动，这种集 中了的离子又会向远离电极的方向分散。当静电吸引与势分
/V
电极 (Pt)O2|H2O,H+ (Pt)O2|OH (Pt)I2|I
－ －
/V
－3.045 －2.925 －2.906 －2.866 －2.714 －2.363 －1.662 －0.763 －0.4402 －0.4029 －0.3365 －0.277 －0.250 －0.136
氢电极相比而求出了比较精确的数值，只要将此参比电极与 待测电极组成电池，测量其电动势，就可求出待测电极的电 势值。常用的参比电极有甘汞电极、银-氯化银电极等，其中 以甘汞电极的使用最为经常，它的电极电势稳定且易重现。 甘汞电极结构示意如图 7.21。将少量汞、甘汞和氯化钾溶液 研成糊状物覆盖在素瓷上，上部放入纯汞，然后浸入饱和了 甘汞的氯化钾溶液中即成。 甘汞的电极电势公式为 (Hg2Cl2)=(
电极表面
电极表面
+ + + + +
d 紧密层
+ + + + + + + +
2 1
d
分散层
离开电极表面的距离
图 7.17 双电层结构示意图 示意图
7.18 双电层电位分布
2、溶液一溶液界面电势差和盐桥 电池中，不仅在电极和溶液界面上能够形成电势差，而
且在两种不同的电解质溶液，或者是同种电解质但浓度不同 的溶液与溶液界面上也会形成双电层，产生电势差，称为液 体接界电势。这种电势差是由于离子扩散速度不同而产生， 故又称扩散电势。 例如两种不同浓度的 HC1 溶液接界，HC1 将会由浓的 一侧向稀的一侧扩散。由于 H+比 C1 扩散得快，所以在浓溶
RT a(Cu) ln 2 (Cu/Cu2+)=(Cu/Cu2+) 2F a(Cu )
表 7.6 常见电极 25℃时的标准电极电势
电极 Li|Li+ K|K+ Ba|Ba2+ Ca|Ca2+ Na|Na+ Mg|Mg2+ A1|A13+ Zn|Zn2+ Fe|Fe2+ Cd|Cd2+ T1|T1+ Co|Co2+ Ni|Ni2+ Sn|Sn2+
-
3、电池电动势的产生 明确了界面电势差的产生原因，就不难理解电池电动势 的产生机理。若将两个电极组成一个电池，例如 Zn(s)|ZnSO4(a1)|CuSO4(a2)|CuO(s) 扩散 那么，各界面电势差之和就是电池电动势，即 E=+扩散+（7.33） 采用盐桥消除液体接界电势后，上式则变为 E=+（7.34） 若能测出各种电极的界面电势差，那么由上式就能算出电池 电动势。然而，测定电极界面电势差的绝对值目前尚无法做 到。 根据（7.31）式，=(Cu)-2, -=1-(Zn)，采用盐桥消除液 接电势后，扩散=0,因此，
1.229 0.401 0.5362
(Pt)Br2|Br
－
1.065 1.360 2.87
－
(Pt)C12|C1 (Pt)F2|F
－
－
Pb－PbO|OH
－0.580 －0.358 －0.152
Pb－PbSO4|SO Ag－AgI|I
－
Ag－AgBr|Br
－