电极电势的能斯特方程PPT幻灯片
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电极电势的应用(课堂PPT)
(
M
n
O4/
M
n2
)
0
.
05 5
9
2lgx8
(Cl2
/
Cl
)
0.0592 . 2
lg
1 x2
x≥0.1mol/L25
3. 氧化还原反应进行程度的衡量
(1)电动势与K的关系
∵ ΔG =ΔG + RyTlnQ
当ΔG =0 时Q= K 反应达平衡 有-ΔrGm y = RTlnK y 和 nFE y= RT lnK y
φ /V 1.51 > 1.3583 > 0.771
氧化能力：KMnO4 > Cl2 > FeCl3
.
18
判断氧化剂、还原剂的相对强弱
φ 越大,电对中氧化型物质的氧化能力越强 还原型物质的还原能力越弱
φ 越小,电对中还原型物质的还原能力越强 氧化型物质的氧化能力越弱
例3：试比较 SnCl2、Zn、H2S 在酸性 介质中的还原能力
Fe3+/Fe2+ 0.771
若有一种氧化剂，如KMnO4，Mno
4
/
M
n2
1.51V
反应顺序：I-- Fe2+ -Br-
若有一种还原剂，如Zn，(Zn2+/Zn)=-
反应顺序：Br.2 - F0e.73+61-8IV2
20
*在原电池中的应用 ① 判断正负极
正极：发生还原(+e-)反应，
∴是 大的电对；
例： 当pH=7,其他离子浓度皆为1.0
mol.dm-3时,下述反应能否自发进行:
2MnO4-+16H++10Cl-
普通化学精第四章PPT课件
时 (O2/OH)的值。
已知： p(O2)=1.0105Pa
(O 2/O H )0.401V
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35
解：电极反应为： O2+2H2O+4e
4OH
(O 2/O H ) (O 2/O H )0 .0 4 5 9 2lg[c (p O (O H 2 ) )//p c]4
(O 2 /O H ) 0 .4 0 1 0 .0 4 5 9 2 lg (0 .1 1 0 0 )4 0 .4 6 0 V
普通化学
第四章 电化学基础
ppt精选版
1
1.1 原电池
4.2 1.2 电极电势和电动势
4.2 1.3 能斯特方程
4.2 1.4 电极电势的应用
4.2 1.5 电解
4.2 1.6 金属的腐蚀与防护
4.2 1.7 化学电源
ppt精选版
2
本章重点
1 原电池概念、组成及符号 2 标准电极电势的产生 3 能斯特方程式及其应用 4 影响电极电势的因素 5 电极电势的应用 6 电解及电解的应用 7 金属腐蚀的分类与防护方法
--------
Mn+
Mn+
ppt精选版
16
4.2.2 原电池的电动势
原电池的电动势就是两个电极之间的电极电 势之差，用E表示。
E() ()
若构成两电极的各物质均处于标准状态，则 电池的标准电动势E 为：
E () ()
ppt精选版
17
4.2.3 电极电势的测定
规定：“标准氢电极”的电极电势为零 。
(Z n 2 + /Z n ) (Z n 2 + /Z n )+ 0 .0 5 9 2 lg [c (Z n 2 + )/c] 2 0.7618(0.0592)lg(0.001) 2 0.8506V
电极电势的能斯特方程讲解
§9.4 电极电势的能斯特方程
一、电极电势 1.电极电势与界面电势差
Cu Zn Zn 2 Cu 2 Cu
, , , Cu Zn
Zn Zn 2
Zn 2 Cu 2
Cu 2 Cu
E
Cu 2 Cu
( Zn2 Zn
Zn ) Cu
Cu 2 Zn2
a4 OH
2F
a M nO4 2
四、各类电池电动势的计算 1. 化学电池电动势的计算
规则: E 右 左
若 右 左 , E 0, G 为负,正向自发进行,对外作电功
右 左 , E 0, G为正,逆向自发进行,不对外作功
或根据电池的能斯特方程计算
b.
HgO H2O 2e Hg 2OH
C.
RT F lna OH-
3.第三类电极 （氧化—还原电极）
参加氧化—还原反应在同一相中
a . 电极结构 Pt / Fe 2 , Fe3
Pt / Cu , Cu 2 Pt / Sn 2 , Sn4
Pt /FeCN6 3 ,FeCN6 4
b
电极反应
Fe3 e Fe2
c 能斯特方程
RT ln a M n
F a M n
M n / M n
M n M n
a.
MnO2 MnO42 ,OH
b. MnO4 2 2H2O 2e MnO2 4OH
c.
RT ln
M
M
Na(Hg)(a)｜Na+ (a) Hg，K(a)｜K+ (a)
气体电极
a . 电极结构 Pt, H2 p1 H a
一、电极电势 1.电极电势与界面电势差
Cu Zn Zn 2 Cu 2 Cu
, , , Cu Zn
Zn Zn 2
Zn 2 Cu 2
Cu 2 Cu
E
Cu 2 Cu
( Zn2 Zn
Zn ) Cu
Cu 2 Zn2
a4 OH
2F
a M nO4 2
四、各类电池电动势的计算 1. 化学电池电动势的计算
规则: E 右 左
若 右 左 , E 0, G 为负,正向自发进行,对外作电功
右 左 , E 0, G为正,逆向自发进行,不对外作功
或根据电池的能斯特方程计算
b.
HgO H2O 2e Hg 2OH
C.
RT F lna OH-
3.第三类电极 （氧化—还原电极）
参加氧化—还原反应在同一相中
a . 电极结构 Pt / Fe 2 , Fe3
Pt / Cu , Cu 2 Pt / Sn 2 , Sn4
Pt /FeCN6 3 ,FeCN6 4
b
电极反应
Fe3 e Fe2
c 能斯特方程
RT ln a M n
F a M n
M n / M n
M n M n
a.
MnO2 MnO42 ,OH
b. MnO4 2 2H2O 2e MnO2 4OH
c.
RT ln
M
M
Na(Hg)(a)｜Na+ (a) Hg，K(a)｜K+ (a)
气体电极
a . 电极结构 Pt, H2 p1 H a
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。
普通化学课件4.2电极电势与电池电动势32页PPT
斯特方程：
nF
25℃时，
EE 0.059l2gQ n
Eθ—原电池标准电动势，即两电极 各物质处于标准态时电极电势差值。
Eθ= Eθ（+）- Eθ（-）
（2）影响电极电势的因素——能斯特方程
对于电极电势来说，也有能斯特方程，只不过两者区别在于
E与E(Ox/Red) ，前者为原电池电动势，后者为电极电势。
(Ag
/
Ag)
0.0592V
lg
Ksp c(Cl ) /
c
1.61010
0.80V 0.0592V lg
0.22V
1.0
E(AgCl/ Ag)
由于氧化型(Ag+)浓度大大减小，E降低。氧化能力降低
比较下列电极电势的高低
（1） E（AgCl/Ag）， E（AgBr/Ag） E（AgI/Ag） (2) E（Cu2+/CuI), E（Cu2+/CuBr), E（Cu2+/CuCl)
将原电池反应改为电极反应，但不管正负极均按得电子的还 原反应来写：
对于电极反应：
还原反应
a Ox + ne → bRed E (Ox/Red)
有： E (Ox) /E R (O ex d ) /2 .R 3 nR 0 e F l3 T d g [[c c ((R O ))//e c c x ]]a d b
（2）E＋
E（ HgO
/ Hg）
0.0592 V 2
lg
1 (OH －)2
E－
E（ ZnO
/
Zn）
0.0592 V 2
lg
1 (OH － )2
E＝E＋－E E（ HgO / Hg）－E（ ZnO / Zn） E 对于固定的电极在一定 条件下为定值，
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
电极电势课件
电极电势课件判断氧化还原反应的方向1．根据Eφ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。
2．根据电池电动势Eφ池值，判断氧化还原反应进行方向。
任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。
利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向。
由氧化还原反应组成的原电池，在标准状态下，如果电池的标准电动势＞0,则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势＜0,则电池反应不能自发进行。
在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。
从原电池的电动势与电极电势之间的关系来看，只有＞时，氧化还原反应才能自发地向正反应方向进行。
也就是说，氧化剂所在电对的电极电势必须大于还原剂所在电对的电极电势，才能满足E＞0的条件。
从热力学讲电池电动势是电池反应进行的推动力。
当由氧化还原反应构成的电池的电动势Eφ池大于零时，则此氧化还原反应就能自发进行。
因此，电池电动势也是判断氧化还原反应能否进行的判据。
电池通过氧化还原反应产生电能，体系的自由能降低。
在恒温恒压下，自由能的降低值等于电池可能作出的最大有用电功：－△G＝W电＝QE＝nFE池即△G＝－nFE池在标准状态下，上式可写成：△Gφ＝－nFEφ池当Eφ池为正值时，△Gφ为负值，在标准状态下氧化还原反应正向自发进行；当Eφ池为负值时，△Gφ为正值，在标准状态下反应正向非自发进行，逆向反应自发进行。
E或Eφ愈是较大的正值，氧化还原反应正向自发进行的倾向愈大。
E池或Eφ池愈是较大的负值，逆向反应自发进行的倾向愈大。
[例2]试判断反应Br+2Fe2Fe+2Br在标准状态下进行的方向。
解:查表知：Fe+eFe＝+0.771VBr+2e2Br＝+1.066V由反应式可知：Br是氧化剂，Fe是还原剂。
无机化学 能斯特方程 PPT课件
lg c（氧化型） c（还原型）
这就是电极电势的 Nernst 方程， 它反映了非标准电极电势和标准电极
电势的关系。
MnO4－ + 8 H+ + 5 e¯= Mn2+ + 4 H2O
其 Nernst 方程为
E=
E ⊖+
0.059 V 5
lg c（MnO4－）[ c（H+）]8 c（Mn2+）
[ （c H+）]8 必须写出，
c（H2O）不必写出。
2 H+ + 2 e¯= H2
其 Nernst 方程为
E = E ⊖+
0.059 V 2
lg
[ （c H+）]2 p
H2
p⊖
式中应写相对浓度，这里进行
了简化表示。
10. 3. 2 能斯特方程的应用
从能斯特方程
E=
E ⊖+
0.059 V z
lg c（氧化型） c（还原型）
出发，可以对电极电势的变化做出
其 Nernst 方程为
E = E ⊖+
0.059 V 2
lg
[ （c H+）]2 p
H2
p⊖
因为 H2 分压保持不变，所以 关键在于 c（H+）。
c（H+）= Kac = 1.8 10－5 1.0
[ （c H+）]2 = Kac = 1.8 10－5
代入 Nernst 方程
E = E ⊖+
a A + b B —— c C + d D
其电动势的 Nernst 方程为
E池
=
E池⊖－
电极电势的能斯特方程
PbSO
4
Pb
Pb2
Pb
RT ln K sp ( PbSO4 ) 2F
Hg Cl
2
2
Hg
Hg 2
2
Hg
RT ln K sp ( Hg 2 Cl 2 ) 2F
PbO
2
PbSO4
PbO2
Pb2
RT ln K sp ( PbSO4 ) 2F
a1 a 2
t NO3 a 1 t NO3 a 2 向负极阳迁移
整个变化
a 1 NO3 a 2 Ag G t RT ln t RT ln a 1 Ag a 2 NO3
3.液体接界电势的计算
G FE 液 所以E 液 t t t t 2t 1 RT a ， ln 1 F a ,2
b. 电极反应
C . 能斯特方程
2H 2e H 2
H
H2
H
H2
RT p ln a 2 2F aH
f H2
例： a . 电极结构 Pt , Cl 2 p1 , g Cl a b.电极反应
C . 能斯特方程
Cl 2 2e 2Cl
Cl
[氧化态] 1 [还原态] 2
2
1
298K时：
RT ln = nF
-
O
0.05915 ln n
[还原态] 2 [氧化态] 1
三、可逆电极的种类 1.第一类电极 （有一个相界面）
电极电势的能斯特方程
-O
0.05915 ln n
[还原态] [氧化态]
2 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 nLeabharlann M nn RT ln aMn nF
b.
HgO H2O 2e Hg 2OH
C.
RT F lna OH-
8
3.第三类电极 （氧化—还原电极）
参加氧化—还原反应在同一相中
a . 电极结构 Pt / Fe 2 , Fe3
Pt / Cu , Cu 2 Pt / Sn 2 , Sn4
Pt /FeCN6 3 ,FeCN6 4
b.电极反应
Cl2 2e 2Cl
C . 能斯特方程
Cl 2 Cl
Cl2
Cl
RT ln a
a2 Cl
2F
( fCl2 p )
注意： 参加电极反应的气体不是气相中的分子，而是气体溶 解于液相中的分子，气体压力为达到溶解平衡时液相内气体的 压力。
气体的平衡电极电势与导体无关，而实际过程中与电 极的状态有关，如氢电极采取镀铂黑电极。。
6
2.第二类电极（有两个相界面）
甘汞电极 a . 电极结构 Hg, Hg2Cl2 sKCla
b . 电极反应
1 2
Hg 2 Cl 2
Hg
Cl
C . 能斯特方程
Hg2Cl2
Hg
能斯特方程计算电极电势
能斯特方程计算电极电势
能斯特方程（Nernst equation）是描述电化学反应中电极电势与物质浓度之间关系的方程。
它是由德国化学家沃尔弗冈·能斯特于19世纪末提出的，被认为是电化学基础理论的重要组成部分。
能斯特方程广泛应用于电化学实验和工业生产中，用于计算电极电势的变化。
E = E° - (RT/nF) ln(Q)
在这个方程中，E是电极电势，E°是标准电极电势，R是气体常数，T是温度，n是电子转移的摩尔数，F是法拉第常数，Q是反应物浓度的比值。
能斯特方程的应用范围很广。
它可以用来计算电池的电势差，以及电解过程中物质浓度对电极电势的影响。
在电池的设计和优化过程中，能斯特方程可以帮助确定最佳的反应条件，以提高电池的效能。
在环境监测和化学分析中，能斯特方程可以用来计算溶液中各种物质的浓度。
除了上述标准条件下的能斯特方程，还存在一些修正的能斯特方程，用于考虑非标准条件下的电极电势计算。
例如，考虑溶液的pH值、温度变化或电解质浓度差异等因素。
总之，能斯特方程是电化学领域中重要的计算公式，用于描述电极电势与物质浓度之间的关系。
通过能斯特方程，我们可以了解电化学反应的热力学特征，并为实验和工业应用提供指导。
电极电势的能斯特方程
22
六.电池电动势测定的应用 1.求热力学函数的变化 2.判断氧化，还原反应 3.测溶液pH值
23
醌—氢醌电极：
甘汞电极 醌氢醌 Pt
Eox Red
Eox Red
RT 2F
ln
a 氢醌
a
醌a
2 H
0.6995V 0.05916V pH
其中 a氢醌 a醌，Eox Red 0.6995V, pH lgaH
c 能斯特方程
RT ln a M n
F a M n
M n / M n
M n M n
9
a.
MnO2 MnO42 ,OH
b. MnO4 2 2H2O 2e MnO2 4OH
c.
RT ln
a4 OH
2F
a M nO4 2
RT F lna OH-
8
3.第三类电极 （氧化—还原电极）
参加氧化—还原反应在同一相中
a . 电极结构 Pt / Fe 2 , Fe3
Pt / Cu , Cu 2 Pt / Sn 2 , Sn4
Pt /FeCN6 3 ,FeCN6 4
b
电极反应
Fe3 e Fe2
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
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
六.电池电动势测定的应用 1.求热力学函数的变化 2.判断氧化，还原反应 3.测溶液pH值
23
醌—氢醌电极：
甘汞电极 醌氢醌 Pt
Eox Red
Eox Red
RT 2F
ln
a 氢醌
a
醌a
2 H
0.6995V 0.05916V pH
其中 a氢醌 a醌，Eox Red 0.6995V, pH lgaH
c 能斯特方程
RT ln a M n
F a M n
M n / M n
M n M n
9
a.
MnO2 MnO42 ,OH
b. MnO4 2 2H2O 2e MnO2 4OH
c.
RT ln
a4 OH
2F
a M nO4 2
RT F lna OH-
8
3.第三类电极 （氧化—还原电极）
参加氧化—还原反应在同一相中
a . 电极结构 Pt / Fe 2 , Fe3
Pt / Cu , Cu 2 Pt / Sn 2 , Sn4
Pt /FeCN6 3 ,FeCN6 4
b
电极反应
Fe3 e Fe2
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
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
四原电池电极电势PPT课件
第四章：氧化还原反应
教学要求: 了解电极电势的产生原因,正确书写电极
反应,电池反应及原电池符号; 用能斯特方程作有关计算; 应用电极电势分析氧化还原反应中的问
题; 了解电解基本原理,能正确判电解产物; 了解金属腐蚀及防护原理.
-
1
复习氧化还原反应
-
2
主要内容
4.1原电池及其电动势 4.2电极电势及其应用 4.3电解 4.4金属腐蚀及其防止 4.5化学电源
因此: 平衡常数Kθ只与Eθ有关,而与浓度和E无关。 n—是指反应得失电子数,与方程书写有关.
-
26
计算举例
电池：(-)Zn∣Zn2+(c=?)‖Ni2+(1mol/l)∣Ni(+) 25℃时测得原电池电动势为0.54V,计算原
电池中Zn2+离子浓度?并求电池反应的△rGm ？
（已知φθ(Zn2+/Zn)= - 0.7621V, φθ(Ni2+/ Ni)= - 0.2363V）
Fe3+（aq）+e= Fe2+（aq） ;
Sn2+（aq）= Sn4+（aq）+2e
上述电池的电池符号为：
(-)C∣Sn4+(c1),Sn2+(c2)‖Fe3+(c3),Fe2+(c4)∣C(+) 例：氢电极作为负极,甘汞电极作为正极。
组成原电池，电池符号如下:
(-)Pt∣H2(p)∣H+(c1)‖Cl- (c2)∣Hg2Cl2∣Hg∣Pt(+)
用已知电极组成原电池，计算电动势。 方法1：①能斯特方程计算两个电极的电极电势值φ ;
②φ值大的是正极, φ值小的是负极; ③电动势E= φ正－ φ负
教学要求: 了解电极电势的产生原因,正确书写电极
反应,电池反应及原电池符号; 用能斯特方程作有关计算; 应用电极电势分析氧化还原反应中的问
题; 了解电解基本原理,能正确判电解产物; 了解金属腐蚀及防护原理.
-
1
复习氧化还原反应
-
2
主要内容
4.1原电池及其电动势 4.2电极电势及其应用 4.3电解 4.4金属腐蚀及其防止 4.5化学电源
因此: 平衡常数Kθ只与Eθ有关,而与浓度和E无关。 n—是指反应得失电子数,与方程书写有关.
-
26
计算举例
电池：(-)Zn∣Zn2+(c=?)‖Ni2+(1mol/l)∣Ni(+) 25℃时测得原电池电动势为0.54V,计算原
电池中Zn2+离子浓度?并求电池反应的△rGm ？
（已知φθ(Zn2+/Zn)= - 0.7621V, φθ(Ni2+/ Ni)= - 0.2363V）
Fe3+（aq）+e= Fe2+（aq） ;
Sn2+（aq）= Sn4+（aq）+2e
上述电池的电池符号为：
(-)C∣Sn4+(c1),Sn2+(c2)‖Fe3+(c3),Fe2+(c4)∣C(+) 例：氢电极作为负极,甘汞电极作为正极。
组成原电池，电池符号如下:
(-)Pt∣H2(p)∣H+(c1)‖Cl- (c2)∣Hg2Cl2∣Hg∣Pt(+)
用已知电极组成原电池，计算电动势。 方法1：①能斯特方程计算两个电极的电极电势值φ ;
②φ值大的是正极, φ值小的是负极; ③电动势E= φ正－ φ负
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Pb4SO Pb
P2b Pb 2 RFlTnKsp (Pb4S ) O
H2C g2H l g H2 2 gH g2 R FlTn K sp (H2C g2)l
Pb 2P Ob4SO Pb 2P O 2b 2 R FlTn Ksp (Pb4)SO
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对于任意一个电极：
1[氧化 ]ne态 - 2[还原 ] 态
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O - R T ln
nF
= RT ln
nF
[还原态] [氧化态]
2 1
[氧化态]1 [还原态] 2
298K时：
O
-
0.05915ln n
[还原态] [氧化态]
2 1
3
三、可逆电极的种类
1.第一类电极 （有一个相界面）
tAg a1 tAg a2向正 阴 迁 极移 tN3O a1 tN3O a2向负 阳 迁 极移
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整个变化
G t RT a a1 2A A l n g g t RT a a 2 1N N l3 n 3 O O
3.液体接界电势的计算
G FE液
所以E液
t t
RTln a，1 F a,2
同样该电极可写为： AgAg e
Ag Cl AgCl
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Ag
Ag
AgAgRFTlnaAg
AgCl
Ag
Ag
Ag
RT F
lnaAg
Ag
Ag
RT F
ln Ksp
RT F
lnaCl
将式比较：
(a Ag
K sp ) aCl
AgC lAgAgAgR F TlnKsp(AgC l)
其中 a 氢 醌 a 醌 ， E o x R e d 0 .6 9 9 5 V ,p H lg a H
EE 醌 氢 醌 E 甘 汞 0.6995V 0.05916V pH 0.2801V
pH 0.4194E/V 0.5916
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作业P454:10；P466：16、19 预习第十章应用电化学（P454）
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电池反应：
Ag (a2) A(a g 1)
E右 左 E R FlT n a a 1 2R FlT n a a 1 2
A,A g gCC (la1l)C(la2)Ag ,A Cgl
正极： AgClAg Cel 负极： AgC e lAgCl
C(la1) C(la2)
E RT ln a1 F a2
气体的平衡电极电势与导体无关，而实际过程中与电 极的状态有关，如氢电极采取镀铂黑电极。。
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2.第二类电极（有两个相界面）
甘汞电极 a . 电极结构 H,H g2C g2lsKC al
b . 电极反应
12H2gC2lHgCl
C . 能斯特方程
H2C g2l Hg
H2C g2H l g R FlTn aCl
金属电极 a . 电极结构 Ms Mn a,l
b . 电极反应
MnneM
C . 能斯特方程
Mnn
Mnn
RTlnaMn nF
M
M
Na(Hg)(a)｜Na+ (a) Hg，K(a)｜K+ (a)
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气体电极
a . 电极结构 P,tH2p1Ha
b. 电极反应 2H2eH2
C . 能斯特方程
§9.4 电极电势的能斯特方程
一、电极电势 1.电极电势与界面电势差
CuZnZn2 Cu2 Cu
CZu , n ZZ n 2 n ,Z2 n C 2 u ,C 2 C u u （相序）
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E
Cu2 Cu
(Zn2 Zn
Zn ) Cu
Cu2 Zn2
Cu
Zn
右 左
第二个电池中的反应是：Ag(s)＋NaCl(a2)→Na(Hg)(a)＋AgCl(s) 串联后整个电池反应为： NaCl(a2)→NaCl(a1)
Emf RT ln a2 F a1
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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
A g A g N O 3 a 1 A g N O 3 a 2 A g ( ) a1a2
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六.电池电动势测定的应用
1.求热力学函数的变化 2.判断氧化，还原反应 3.测溶液pH值
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醌—氢醌电极：
甘汞电极醌氢醌Pt
E o x R e d E o x R e d R 2 F T ln a a 醌 氢 a 醌 2 H 0 .6 9 9 5 V 0 .0 5 9 1 6 V p H
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3.浓差电池电动势的计算
第一类浓差电池（双液电解质）
MMn(a1)Mn(a2)M
AA gg 3 (a 1 ) N AO g 3 (a 2 ) N A ,(a O g 2 a 1 )
电极反应：
AgAg (a1) e Ag(a2) Ag
左
左
RT F
ln
a1
右
右
RT F
ln a2
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b
电极反应
F3e e F2e
c 能斯特方程
RT lna Mn
F a Mn
Mn/Mn
M n Mn
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a.
Mn2O Mn42O ,OH
b. M n O 4 2 2 H 2 O 2 e M n O 2 4 O H
c.
RTln
a4 OH
2F aMnO42
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四、各类电池电动势的计算
所以，只有 a a ,E0
1
2
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第二类浓差电池（单液电池）
P,H t2P 1Ha C H 2P l2,PtP(1)>P(2) 负极 H2P1 2H2e
正极
2H 2e H 2P1
电 池反应
H 2 P 1 H 2 P 2
E RT ln P1 2F P2
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Z H n a 1 g Za n Z C H n a l2 g
正 负
返
回1
2.标准氢电极和任意电极电势
电极结构：P ( 镀 t ) H 2 铂 ( g ,P 1 黑 .3 0 K ) 1 H P ( a H a 1 )
规定：任何温度下， H （ 0 V） 为氢标准电极 H
对于任意电极作为正极，氢电极作负极
P,H t2(P)HaH 1待测 （还电 原反应极 ）
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H H2
H
H2
RT
fH2 p
lna
2F
a2 H
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例： a . 电极结构 P,C t2lp1,gCla
b.电极反应
C2l2e2Cl
C . 能斯特方程
C2l Cl
C2l Cl
RTlna
a2 Cl
2F
(fC2l p)
注意： 参加电极反应的气体不是气相中的分子，而是气体溶 解于液相中的分子，气体压力为达到溶解平衡时液相内气体的 压力。
t t 2t 1
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4.盐桥的作用
盐桥的构成：饱和KCl溶液加3%琼脂凝聚而成
对盐桥的要求：
A高浓度
B正负离子迁移数尽量接近
C 盐桥溶液不能发生化学反应，也不参加电极反应
机理 盐桥能减低接界电势的机理是由于盐桥中电解质的正、
负离子的迁移数十分接近，且构成盐桥的溶液中电解 质浓度远远大于两极电解质溶液的浓度。盐桥中的K+ 和Cl- 便以等速度向二侧电极溶液中扩散，在盐桥两 侧形成两个数值几乎相等而电势相反的接界电势，使 净接界电势降得很小而忽略不计。
1. 化学电池电动势的计算
规则: E右 左
若 右左 ,Biblioteka 0,G为负,正向自发进行,对外作电功
右左 ,E0,G 为正,逆向自发进行,不对外作功
或根据电池的能斯特方程计算
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例：电极，Ag,AgCCll
AgCl
Ag
Ag
Ag
电极反应： AgClAg Cel
AgCl
Ag
A
gA CglR FT lnaCl
（氧化反应）
E 待 测 E 待测 注意： 为还原电势
E C2u
Zn2
Cu
Zn
p529 标准电极电势表
为强度因素
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二、电极电势的能斯特方程
两个例子：
Cu2 Cu
Cu2
Cu
RT 2F
ln
1 a ( Cu 2 )
Zn2
Zn2
RT
Zn
Zn 2 F
1
ln a ( Zn 2 )
a. H,gHO gO H a
b.
HO gH 2O 2 eHg 2O H
C.
RT F lnaOH-
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3.第三类电极 （氧化—还原电极）
参加氧化—还原反应在同一相中
a . 电极结构 Pt/Fe2,F3e
Pt/Cu,Cu2 Pt/Sn2,Sn4
P/F tC e6 N 3 ,F C e6 N 4
电池反应 Z H n a 1 g Z H n a 2 g
E RT ln a1 2F a2
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