电极电势的能斯特方程
知识点电极电位应用能斯特方程及相关计算
例： 计算当Cl -浓度为0.100mol· L-1, p(Cl2)=303.9kPa时，求 组成电对的电极电势。 解： Cl2 (g) + 2e 2 Cl－(aq) 由附表查得 (Cl2/Cl-) = 1.359V
p ( Cl ) / p 0 . 059 lg 2 2 (Cl2/Cl-)= (Cl2 /Cl-)＋ 2 c (Cl ) = 1.359 ＋ 0.059 lg 303.9 / 100 1.43V 2 (0.100) 2
应用能斯特方程式时，应注意以下问题 (1)组成电对的物质为固体或纯液体时，它们的浓度不列 p 表示。 入方程式中,气体物质用相对压力 p／ 例如： Zn2+(aq) ＋ 2e Zn
0.059 2 lg c ( Zn ) / c 2+ 2+ (Zn /Zn) = （Zn /Zn）＋ 2
职业教育应用化工技术专业教学资源库《化工产品检验》课程
铁含量的测定
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宁波职业技术学院
一、影响电极电势的因素——能斯特方程式
电极电势的高低，取决于电对本性及反应温度、氧化态物质 和还原态物质的浓度、压力等。离子浓度对电极电势的影响可 从热力学推导而得出如下结论。 a氧化态 十 ne b还原态 ＝
可 见 ， NO3- 的 氧 化 能 力 随 酸 度 的 降 低 而 降 低 。 所 以 浓 HNO3 氧化能力很强，而中性的硝酸盐（ KNO3 ）溶液氧化能 力很弱。
例：298K时，在Fe3＋、Fe2＋的混合溶液中加入NaOH时，
有Fe(OH)3、Fe(OH)2沉淀生成（假设无其它反应发生）。当 沉淀反应达到平衡,并保持c(OH-)=1.0mol· L-1时。 求 (Fe3+／Fe2+)=? 解: Fe3＋(aq) ＋ e Fe2+（aq） 加NaOH发生如下反应: Fe3+(aq)＋3OH- (aq) Fe(OH)3（s） (1)
能斯特方程三个公式
能斯特方程三个公式
能斯特方程三个公式：
能斯特方程是用以定量描述离子，在A、B两体系间形成的扩散电位的方程表达式。
化学反应实际上经常在非标准状态下进行，而且反应过程中离子浓度也会改变。
例如，实验室氯气的制备方法之一，是用二氧化锰与浓盐酸反应；在加热的情况下，氯气可以不断发生。
但是利用标准电极电势来判断上述反应的方向，却会得出相反的结论。
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
还原剂的电极反应：
Cl2+2e-=2Cl-φ（标准）=1.3583V
氧化剂的电极反应：
MnO2+4H++2e-=Mn2++2H2Oφ（标准）=1.228V
E（标准）=1.228-1.3583=-0.1523<0
所以反应不能自发地向右进行。
02-7.5 电极电势能斯特方程的影响因素
第7 讲电化学基础中南大学：王一凡知行合一、经世致用C e n t r a l S o u t h U n i v e r s i t y7.5 电极电势能斯特方程的影响因素7.5 The influencing factors of electrode potential Nernst equation本次课主要内容：酸度对电极电势的影响难溶化合物的形成对电极电势的影响弱酸或弱碱的生成对电极电势的影响E-pH 图•一般而言，温度、浓度或分压等因素的影响不大。
仅当氧化态或还原态物质浓度很大或很小、以及电极反应中物质的计量系数很大时，温度、浓度或分压等才会有显著影响。
•从电极电势的能斯特方程可知，电极电势主要决定于电极的本性，即标准电极电势E 的大小。
⊖•电极电势能斯特方程的通式：E = E –lg J⊖RTnF酸度对电极电势的影响对于有H +或OH -参与的电极反应，酸度变化对E将产生影响。
已知E Ө(Cr 2O 72‾/Cr 3+) =1.232 V ，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) =1.0mol·L -1。
计算298.15 K 时，电对Cr 2O 72-/Cr 3+ 在下列情况下的E (Cr 2O 72-/Cr 3+)。
（1）在1.0 mol·L -1 HCl 中；（2）在中性溶液中。
解：写出配平的电极反应为：Cr 2O 72-+ 14H + + 6e -⇌2Cr 3+ + 7H 2O（1）当c (H +) = 1.0 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0 mol·L‾1E = E –lg ⊖0.05926c (Cr 3+)2c (Cr 2O 72-) c (H +)14能斯特方程为：E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×1.014= 1.232 V例1c (H +)： 1.0 mol·L -11.0×10-7 mol·L -1 E (Cr 2O 72-/Cr 3+) ： 1.232 V 0.265 V（2）当c (H +) = 1.0 ×10-7 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0mol·L‾1E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×(1.0×10-7)14= 0.265 V-含氧酸盐在酸性介质中的氧化性更强。
电极电势的能斯特方程讲解
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。
能斯特方程计算电极电势
能斯特方程计算电极电势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。
电极电势的能斯特方程式
nF
[c(还原态） /c ]
T=298.15K时:
0.05917 V [c(氧化态）/ c ]a lg n [c(还原态）/ c ]b
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(4.4b)
式(4.4a)和(4.4b)称为电极电势的能斯特方程
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在能斯特方程式中：
① n 为半反应中得失的电子数；
②a[氧]或b[还]皆以半反应中各物质的化学计量数为指数； ③电极反应中某物质若是气体，则用相对分压p/p 表示。
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目录
4.1 原电池 4.2 电极电势 4.3 电极电势在化学上的应用 4.4 化学电源
4.5 电解 4.6 金属的腐蚀与防止
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4.1 原电池
4.1.1 原电池中的化学反应 1、原电池组成与反应 将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。 电池反应： Cu2++Zn→Zn2++Cu
O2(g)+2H2O+4eˉ =4 OHˉ(aq) F2(g)+2eˉ = 2Fˉ(aq)
0.3419
0.401 2.866
氧化能力逐渐增强
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表的物理意义和注意事项
(1)表中φ 代数值按从小到大顺序编排。 φ 代数值越大，表明电对的氧化态越易得电子， 即氧化态就是越强的氧化剂； φ 代数值越小，表明 电对的还原态越易失电子，即还原态就是越强的还原 剂； -)=1.3583V, φ ( Cl /Cl 如: 2
上式称为电动势的能斯特（W.Nernst）方程,电动势 是强度性质,其值与反应中化学计量数的选配无关。
02-7.5 电极电势能斯特方程的影响因素
第7 讲电化学基础中南大学：王一凡知行合一、经世致用C e n t r a l S o u t h U n i v e r s i t y7.5 电极电势能斯特方程的影响因素7.5 The influencing factors of electrode potential Nernst equation本次课主要内容：酸度对电极电势的影响难溶化合物的形成对电极电势的影响弱酸或弱碱的生成对电极电势的影响E-pH 图•一般而言，温度、浓度或分压等因素的影响不大。
仅当氧化态或还原态物质浓度很大或很小、以及电极反应中物质的计量系数很大时，温度、浓度或分压等才会有显著影响。
•从电极电势的能斯特方程可知，电极电势主要决定于电极的本性，即标准电极电势E 的大小。
⊖•电极电势能斯特方程的通式：E = E –lg J⊖RTnF酸度对电极电势的影响对于有H +或OH -参与的电极反应，酸度变化对E将产生影响。
已知E Ө(Cr 2O 72‾/Cr 3+) =1.232 V ，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) =1.0mol·L -1。
计算298.15 K 时，电对Cr 2O 72-/Cr 3+ 在下列情况下的E (Cr 2O 72-/Cr 3+)。
（1）在1.0 mol·L -1 HCl 中；（2）在中性溶液中。
解：写出配平的电极反应为：Cr 2O 72-+ 14H + + 6e -⇌2Cr 3+ + 7H 2O（1）当c (H +) = 1.0 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0 mol·L‾1E = E –lg ⊖0.05926c (Cr 3+)2c (Cr 2O 72-) c (H +)14能斯特方程为：E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×1.014= 1.232 V例1c (H +)： 1.0 mol·L -11.0×10-7 mol·L -1 E (Cr 2O 72-/Cr 3+) ： 1.232 V 0.265 V（2）当c (H +) = 1.0 ×10-7 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0mol·L‾1E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×(1.0×10-7)14= 0.265 V-含氧酸盐在酸性介质中的氧化性更强。
7-5 电极电势能斯特方程的影响因素
第7 讲电化学基础知行合一、经世致用7.5 电极电势能斯特方程的影响因素7.5 The influencing factors of electrode potential Nernst equation本次课主要内容：酸度对电极电势的影响难溶化合物的形成对电极电势的影响弱酸或弱碱的生成对电极电势的影响E-pH 图•一般而言，温度、浓度或分压等因素的影响不大。
仅当氧化态或还原态物质浓度很大或很小、以及电极反应中物质的计量系数很大时，温度、浓度或分压等才会有显著影响。
•从电极电势的能斯特方程可知，电极电势主要决定于电极的本性，即标准电极电势E 的大小。
⊖•电极电势能斯特方程的通式：E = E –lg J⊖RTnF酸度对电极电势的影响对于有H +或OH -参与的电极反应，酸度变化对E将产生影响。
已知E Ө(Cr 2O 72‾/Cr 3+) =1.232 V ，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) =1.0mol·L -1。
计算298.15 K 时，电对Cr 2O 72-/Cr 3+ 在下列情况下的E (Cr 2O 72-/Cr 3+)。
（1）在1.0 mol·L -1 HCl 中；（2）在中性溶液中。
解：写出配平的电极反应为：Cr 2O 72-+ 14H + + 6e -⇌2Cr 3+ + 7H 2O（1）当c (H +) = 1.0 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0 mol·L‾1E = E –lg ⊖0.05926c (Cr 3+)2c (Cr 2O 72-) c (H +)14能斯特方程为：E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×1.014= 1.232 V例1c (H +)： 1.0 mol·L -11.0×10-7 mol·L -1 E (Cr 2O 72-/Cr 3+) ： 1.232 V 0.265 V（2）当c (H +) = 1.0 ×10-7 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0mol·L‾1E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×(1.0×10-7)14= 0.265 V-含氧酸盐在酸性介质中的氧化性更强。
析氢反应和吸氧反应都发生在腐蚀电池的哪个电极？写出它们的电极反应式和电极电势的能斯特方程。
析氢反应和吸氧反应都发生在腐蚀电池的哪个电极？
写出它们的电极反应式和电极电势的能斯特方程。
氢反应和吸氧反应都发生在腐蚀电池的金属阴极电极上。
1. 氢反应：
电极反应式：H+ + e- → H
电极电势能斯特方程：Ecell = Ecathode - Eanode
2. 吸氧反应：
电极反应式：H2O + 2e- → 2OH-
电极电势能斯特方程：Ecell = Ecathode - Eanode
二者的电极电势能斯特方程是相同的，只不过它们的电极反应式不同。
氢反应是一个自发的电化学过程，公式中的H+是一种标准的氢离子，
这个电解质反应把氢离子转变成氢气，符合阴极反应的电势，只要有
足够的能量可以激发，它就可以发生在阴极用于产生氢气，而电子则
转移到正极。
而吸氧反应也是一个电化学过程，不过是将水分解成氢离子和氧离子，此时正极便成了阴极，氢离子反应到负极，氧离子反应到正极，同时
电子也转移到阴极。
7-5 电极电势能斯特方程的影响因素
第7 讲电化学基础知行合一、经世致用7.5 电极电势能斯特方程的影响因素7.5 The influencing factors of electrode potential Nernst equation本次课主要内容：酸度对电极电势的影响难溶化合物的形成对电极电势的影响弱酸或弱碱的生成对电极电势的影响E-pH 图•一般而言，温度、浓度或分压等因素的影响不大。
仅当氧化态或还原态物质浓度很大或很小、以及电极反应中物质的计量系数很大时，温度、浓度或分压等才会有显著影响。
•从电极电势的能斯特方程可知，电极电势主要决定于电极的本性，即标准电极电势E 的大小。
⊖•电极电势能斯特方程的通式：E = E –lg J⊖RTnF酸度对电极电势的影响对于有H +或OH -参与的电极反应，酸度变化对E将产生影响。
已知E Ө(Cr 2O 72‾/Cr 3+) =1.232 V ，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) =1.0mol·L -1。
计算298.15 K 时，电对Cr 2O 72-/Cr 3+ 在下列情况下的E (Cr 2O 72-/Cr 3+)。
（1）在1.0 mol·L -1 HCl 中；（2）在中性溶液中。
解：写出配平的电极反应为：Cr 2O 72-+ 14H + + 6e -⇌2Cr 3+ + 7H 2O（1）当c (H +) = 1.0 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0 mol·L‾1E = E –lg ⊖0.05926c (Cr 3+)2c (Cr 2O 72-) c (H +)14能斯特方程为：E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×1.014= 1.232 V例1c (H +)： 1.0 mol·L -11.0×10-7 mol·L -1 E (Cr 2O 72-/Cr 3+) ： 1.232 V 0.265 V（2）当c (H +) = 1.0 ×10-7 mol·L‾1，c (Cr 2O 72‾) = c (Cr 3+) = 1.0mol·L‾1E = 1.232 –lg 0.05926 1.021.0 ×(1.0×10-7)14= 0.265 V-含氧酸盐在酸性介质中的氧化性更强。
电极电势的能斯特方程
电极电势的能斯特方程
电极电势的能斯特方程是描述电极电势与溶液中离子浓度之间关系的方程。
能斯特方程可以表示为：
E = Eº + (0.0592/n)log([Ox]/[Red])
其中：
E为电极电势
Eº为标准电极电势
n为电子转移的电子数
[Ox]为氧化物的浓度
[Red]为还原物的浓度
能斯特方程描述了电极电势与溶液中各种离子浓度之间的关系。
通过测量电极电势的变化，可以推断溶液中各种离子的浓度。
能斯特方程在电化学研究中被广泛应用，可以用于确定化学反应的平衡常数、反应速率等。
电极电势的能斯特方程PPT课件
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
Ag AgNO3 a1 AgNO3 a2 Ag () a1a2
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)
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气体电极
a . 电极结构
Pt , H 2 p1 H a
b. 电极反应 2H 2e H2
C . 能斯特方程
f H2
H H2
E E醌 氢醌 E甘汞 0.6995V 0.05916V pH 0.2801V
pH 0.4194 E / 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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感谢您的观看！
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)
PbO2 PbSO4
PbO2 Pb2
RT 2F
ln
K sp
(PbSO4 )
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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）
M M n (a1 ) M n (a2 ) M
Ag AgNO3 (a1) AgNO3 (a2 ) Ag,(a2 a1)
电极反应：
Ag Ag (a1 ) e Ag (a2 ) Ag
能斯特方程lg形式
能斯特方程lg形式
能斯特方程（Nernst equation）是描述电化学系统中氧化还原反应平衡时电极电势与反应物浓度之间关系的方程。
在标准条件下（即所有浓度均为1 mol/L，温度为25°C），能斯特方程可以表示为：
E = E° - (RT/nF) * ln(Q)
其中：
E 是电极电势（伏特）
E°是标准电极电势（伏特）
R 是气体常数（8.314 J/(mol·K)）
T 是绝对温度（开尔文）
n 是反应中转移的电子数
F 是法拉第常数（96485 C/mol）
Q 是反应物和生成物的浓度比（反应商）
对于对数形式，我们可以将自然对数ln(Q) 转换为以10为底的对数lg(Q)，使用换底公式：
ln(Q) = (lg(Q)) / (lg(e))
其中lg(e) 是自然对数的底数 e 的以10为底的对数，约等于0.4343。
因此，能斯特方程的lg 形式可以表示为：
E = E° - (2.303 RT/nF) * lg(Q)
这里，2.303 是ln(10) 的近似值，用于将对数从自然对数转换为以10为底的对数。
请注意，这个方程仅适用于标准条件下的情况。
在实际应用中，如果反应物和生成物的浓度不是1 mol/L，或者温度不是25°C，那么需要相应地调整方程中的参数。
5.3 影响电极电势的因素-能斯特方程
例如：
Zn2+(aq) ＋ 2e
Zn
(Zn2+/Zn) = θ （Zn2+/Zn）+ 0.059 lg c(Zn 2 ) / c 2
Br2 (l) + 2e
2Br -(aq)
0.059
1
(Br2/Br-)= θ(Br2/Br-)＋ 2 lg c 2 ( Br )
2H+(aq ) ＋ 2e
(Cl2/Cl-)= θ(Cl2 /Cl-)＋
0.059 lg p(Cl2 ) / p
2
c 2 (Cl )
= 1.359 ＋
0.059 303.9 /100 2 lg (0.100)2 1.43V
如在电极反应中，除氧化态、还原态物 质外，参加电极反应的还有其他物质如H+、O H-，则应把这些物质的浓度也表示在能斯特 方程式中
0.059 lg
K
sp
{F
e(OH
K
sp
{F
e(OH
)3} )2}
=0.771+ 0.059 lg 2.6 10 39
4.9 10 17
= －0.54V
根据标准电极电势的定义, c(OH-)=1.0mol·L-1时，
(Fe3+/Fe2+)就是电极反应Fe(OH)3 + e
Fe(OH)2+OH-
1 K sp{Fe(O H)3}
c(Fe3
1 ) c3(OH )
Fe2+(aq)＋2OH- (aq)
Fe(OH)2(s) (2)
K
2
1
K
sp
{
F