电极电势的能斯特方程式共87页
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
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 池反应
H2 P1 H2 P2
E RT ln P1 2F P2
17
ZnHga1ZnClaZnHga2
电池反应
ZnHg a1 ZnHg a 2
E RT ln a1 2F a2
18
有两个电池串联而成（反极相联）
可以看成如下两个电池串联而成：(a2 >a1) Na(Hg)(a)｜NaCl(a1)｜AgCl(s)｜Ag(s) Na(Hg)(a)｜NaCl(a2)｜AgCl(s)｜Ag(s) 第一个电池中的反应是： Na(Hg)(a)＋AgCl(s)→Ag(s)＋NaCl(a1) 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)
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。。
a4 OH
2F
a M nO4 2
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
首 页 上一页 下一页 末
(4.4b)
式(4.4a)和(4.4b)称为电极电势的能斯特方程
页 25
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。
首
页
上一页
下一页
末
页
2
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
首
页
上一页
下一页
末
页
3
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
首 页 上一页 下一页 末 页 21
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。
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
7-4 标准电极电势,能斯特方程
第7 讲电化学基础知行合一、经世致用7.4 标准电极电势，能斯特方程7.4 Standard electrode potential, Nernst equation本次课主要内容：标准电极电势标准电极电势与金属活泼顺序的关系电池电动势的能斯特方程电极电势的能斯特方程标准电极电势-由于电极电势的大小与物质的本性、反应体系的温度和浓度等条件有关，在实际应用中，为了统一比较标准，提出了标准电极电势的概念。
-将待测电极处于热力学标准态下测定，所测得的电极电势即为其标准电极电势，记为：E ⊖(氧化态/ 还原态)-将各种电对的标准电极电势以由小到大的顺序自上而下排列就构成了标准电极电势表。
通常有酸性E⊖表和碱性E⊖表两种。
-部分常见电对的E⊖(298.15K)见下表，其它电对的E⊖(298.15K)见教材附录或相关物理化学手册。
电对电极反应E ⊖/V Li +/Li Li + + e -⇌Li -3.040K +/K K + + e -⇌K -2.924Zn 2+/Zn Zn 2+ + 2e -⇌Zn -0.7626H +/H 22H ++ 2e -⇌2H 20Cu 2+/Cu Cu 2++ 2e -⇌Cu 0.340O 2/H 2O O 2+4H ++ 4e -⇌2H 2O 1.229Cl 2/Cl -Cl 2+ 2e -⇌2Cl - 1.229F 2/HF(aq)F 2+2H ++ 2e -⇌2HF(aq) 3.053XeF/Xe(g)XeF + e -⇌Xe(g) + F - 3.4标准电极电势表（298.15K ）氧化态的氧化能力增强还原态的还原能力增强标准电极电势表的几点补充说明-表中E采用的是1953 年IUPAC 规定的还原电势，每一个电极的电极反应均写成还原反应形式。
-E⊖小的电对，其对应的还原态物质的还原性强。
E⊖大的电对，其对应的氧化态物质的氧化性强。
因此，在标准状态下，直接比较电极电势E⊖值大小可判断氧化剂、还原剂的强弱。
电极的能斯特方程
电极的能斯特方程是一种描述电极电动势与电解质浓度之间关系的方程。
具体来说，电极的能斯特方程可以表示为：
E = E°- (RT/nF) ln(C/Co)
其中，E 为电极电动势（单位为伏特），E°为电极电动势的标准值，R 为气体常数，T 为绝对温度，n 为电子的电荷数，F 为电荷的基本单位，C 为电解质的浓度（单位为摩尔浓度），Co 为电解质浓度的标准值。
该方程表明，电极电动势与电解质浓度之间存在逆渐进关系。
也就是说，当电解质浓度增加时，电极电动势会降低；当电解质浓度降低时，电极电动势会升高。
这个现象可以用来解释许多化学反应中电极电动势的变化规律。
此外，电极的能斯特方程还可以用来描述电极的半电位和线电位的关系。
半电位是指电极的电动势与溶液的pH值之间的关系；线电位是指电极的电动势与另一个电极的电动势之间的差值。
这两种电位可以用来表示电极反应的方向和速度。
在许多化学分析中，电极的能斯特方程是一种常用的工具，能够帮助我们了解化学反应的电化学机理，并且可以用来解决许多实际问题。