第11章電化學基礎

第11章電化學基礎Chapter11Thebasicofelectronic-chemistry1.掌握氧化還原的基本概念；熟練掌握氧化還原反應配平的方法；2.理解標準電極電勢的意義，能應用標準電極電勢判斷氧化劑和還原劑的強弱、氧化還原反應的方向和計算平衡常數；3.掌握用能斯特方程式討論離子濃度變化時電極電勢的改變對氧化還原反的影響。本章教學要求11-1氧化還原反應11-2原電池11-3實用電池(自學，了解)11-4有關電解的幾個問題

(自學，了解)

本章教學內容電化學：研究電能與化學能相互轉化規(guī)律的科學。轉化條件：1.涉及的化學反應必須有電子的轉移——氧化還原反應。2.化學反應必須在電極上進行——原電池或電解池。11-1氧化還原反應11-1-1氧化值和氧化態(tài)11-1-2氧化還原半反應11-1-3氧化還原方程式的配平電化學：研究電能與化學能相互轉化規(guī)律的科學。轉化條件：

(1)涉及的化學反應必須有電子的轉移?！趸€原反應。

(2)化學反應必須在電極上進行?！姵鼗螂娊獬?。1.氧化還原概念的發(fā)展

起先2Mg(s)+O2(g)=2MgO(s)與氧結合(初中)；后來Mg→Mg2++2e電子轉移，化合價變化(高中)；現在2P(s)+2Cl2(g)=2PCl3(l)電子偏移，氧化值變化。11-1-1

氧化值和氧化態(tài)

1970年，國際化學聯合會(IUPAC)建議將“正負化合價”改稱為“氧化值”，或稱“氧化態(tài)”。設定氧化態(tài)的目的是為了判定某反應是不是氧化還原反應，并確定氧化劑和還原劑以及發(fā)生的還原過程和氧化過程。

指某元素的一個原子的荷電數，該荷電數是假定把每一化學鍵中的電子指定給電負性更大的原子而求得的。2.氧化值氧化劑：electronacceptor還原劑：electrondonor氧化：氧化值增加的過程還原：氧化值降低的過程氧化還原反應：某些元素氧化值有改變的反應。氧化：元素的氧化值增加的過程。還原：元素的氧化值降低的過程。氧化劑：獲得電子的物質。還原劑：失去電子的物質。

確定氧化值的規(guī)則：

①單質中，元素的氧化值為零。②在單原子離子中，元素的氧化值等于該離子所帶的電荷數。③在大多數化合物中，氫的氧化值為+1；只有在金屬氫化物中氫的氧化值為-1。如NaH。

④通常，氧在化合物中的氧化值為-2；但是在過氧化物中，氧的氧化值為-1，在氟的氧化物中，如OF2和O2F2中，氧的氧化值分別為+2和+1。

⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代數和為零，復雜離子的電荷等于各元素氧化值的代數和。例：11.1.2氧化還原半反應式1.氧化還原半反應式：對氧化還原反應Cu2++Zn=Zn2++CuCu2+/Cu，Zn2+/Zn稱為氧化還原電對，氧化態(tài)和還原態(tài)構成氧化還原共軛關系。分解成兩個半反應：

Cu2++2e-Cu還原反應Zn-2e-Zn2+

氧化反應

半反應式是在原電池或電解池某一電極上發(fā)生的氧化或還原反應。通常氧化劑降低氧化值的趨勢越強，其氧化能力越強，其共軛還原劑氧化值升高趨勢越弱。反應一般按較強的氧化劑與較強的還原劑相互作用的方向進行。半反應式的規(guī)律：（1）半反應式的書寫格式是統(tǒng)一的——還原反應。如，Cu2++2eCu（2）半反應式中同一元素的不同氧化態(tài)之間的關系如Cu2+/Cu，Zn2+/Zn稱為氧化還原電對，氧化態(tài)和還原態(tài)構成氧化還原共軛關系。（3）半反應式必須是配平的。配平的原則相同于通常的化學方程式。（4）對于水溶液系統(tǒng)，半反應式中的物質存在形態(tài)要與溶劑相適應。符合通常的離子方程式的書寫規(guī)則——易溶強電解質要寫成離子。（5）一個半反應中發(fā)生氧化態(tài)變動的元素只有一種。如：MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O（6）半反應中還有非氧化還原組份。

（7）對水溶液系統(tǒng)，半反應常分酸表和堿表來排列。酸性或中性溶液中時，查酸表；堿性溶液中時，查堿表。

例：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2OZn2++2e-=ZnCrO42-+4H2O+3e-=Cr(OH)3+5OH-配平原則：①電荷守恒：氧化劑得電子數等于還原劑失電子數。②質量守恒：反應前后各元素原子總數相等。11-1-3氧化還原方程式的配平1.離子電子法：

配平步驟：①用離子式寫出主要反應物和產物(氣體、純液體、固體和弱電解質則寫分子式)。②分別寫出氧化劑被還原和還原劑被氧化的半反應。③分別配平兩個半反應方程式，等號兩邊的各種元素的原子總數各自相等且電荷數相等。

④確定兩半反應方程式得、失電子數目的最小公倍數。將兩個半反應方程式中各項分別乘以相應的系數，使得、失電子數目相同。然后，將兩者合并，就得到了配平的氧化還原反應的離子方程式。有時根據需要可將其改為分子方程式。例：配平反應方程式+)42-+--++=+10e10H5SO

O5H5SO223+-+-+=++O8H2Mn10e16H2MnO224+-+-+=++O4HMn5e8HMnO①224-+--++=+2e2HSOOHSO24223③①×2+②×5得O3HSOK6MnSO22424++=O3H5SO2Mn6H5SO2MnO2242234++=++-++--+---++MnSOSOMnO

2242343HSOSO5K2KMnO4324++2②或

酸性介質：多n個O加2n個H+，另一邊加n個H2O；堿性介質：多n個O加n個H2O，另一邊加2n個OH-；往往是最簡單的H+、OH-和H2O難配平，通常做法是：中性介質：左邊多n個O加n個H2O，右邊加2n個OH-；右邊多n個O加2n個H+，左邊加n個H2O。2.氧化值法：配平原則：①電荷守恒：氧化劑得電子數等于還原劑失電子數。還原劑氧化值升高數和氧化劑氧化值降低數相等。②質量守恒：反應前后各元素原子總數相等。配平步驟：（1）寫出未配平的基本化學反應方程式；（2）確定有關元素氧化值升高及降低的數值；（3）確定氧化值升高及降低的數值的最小公倍數。找出氧化劑、還原劑的系數；（4）核對?？捎肏+，OH–，H2O配平，并將箭頭改為等號。例：酸性介質中KMnO4氧化Na2SO3：KMnO4+Na2SO3+H2SO4

MnSO4+K2SO4+Na2SO4+H2O522533==2MnO4-+5SO32-+6H+===2Mn2++5SO42-+3H2O水溶液中通常寫成離子方程式：11-2原電池11-2-1咖伐尼電池.伏打電堆.丹尼爾電池(自學)11-2-2原電池與氧化還原反應11-2-3標準氫電極和標準電極電勢11-2-4標準電極電勢的應用11-2-5能斯特方程及其應用11-2-1咖伐尼電池.伏打電堆.

丹尼爾電池(自學)11-2-2原電池與氧化還原反應

在CuSO4溶液中放入一片Zn，將發(fā)生下列氧化還原反應：Zn(s)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(s)1.原電池與氧化還原反應在溶液中，電子直接從Zn片傳遞給Cu2+，使Cu2+在Zn片上還原而析出金屬Cu，同時Zn氧化為Zn2+。這個反應同時有熱量放出，這是化學能轉化為熱能的結果。上述反應如果在下列裝置中分開進行：

這種裝置能將化學能轉變?yōu)殡娔埽Q為原電池（PrimaryCell）。鹽橋：

在U型管中裝滿用飽和KCl溶液和瓊膠作成的凍膠。鹽橋的作用：

使Cl-向鋅鹽方向移動，K+向銅鹽方向移動，使Zn鹽和Cu鹽溶液一直保持電中性，從而使電子不斷從Zn極流向Cu極。即：消除液體接界電勢，保持溶液的電中性。正極（銅電極）：Cu2++2e-Cu

得電子，氧化值降低，發(fā)生還原反應。負極（鋅電極）：ZnZn2++2e-失電子，氧化值升高，發(fā)生氧化反應。

正、負兩極分別發(fā)生的反應，稱為電極反應，電極反應也是電池反應的一半，也稱為半反應，電池的一個極也稱為半電池。

電池反應：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+（氧化還原反應）還原型

e

氧化型-+n電極反應的一般表示：

每一個電極反應中都包含一個氧化還原電對：氧化型/還原型。例：電極反應：Cu2++2e-Cu電對：Cu2+/CuZn2++2e-Zn電對：Zn2+/Zn

正極：Cu2++2e-Cu-）負極：Zn2++2e-Zn電池反應：Cu2+

+

ZnCu+Zn2+

總之：

每一個氧化還原反應都可以設計成一個原電池，每一個原電池都由兩個半電池組成，每一個半電池都對應一個半反應（電極反應）?！?/p>

書寫原電池符號的規(guī)則：①負極“-”在左邊，正極“+”在右邊，鹽橋用“‖”表示。2.原電池符號：

③純液體、固體和氣體寫在惰性電極一邊用“,”分開。

②半電池中兩相界面用“|”分開，同相的不同物種用“,”分開，溶液、氣體要注明cB，pB。

例：將下列反應設計成原電池并以原電池符號表示?！猓?(aq2Cl

2e)g(Cl

極

正2--+)(aqFe

e)(aqFe

極

負

32+-+-3.電極類型●

金屬-金屬離子電極電極反應：Zn2++2e-Zn電極符號：Zn(s)∣Zn2++(aq)●氣體-離子電極電極反應：2H+(aq)+2e-H2(g)電極符號Pt∣H2(g)∣H+(aq)●

金屬-金屬難溶鹽電極電極反應：AgCl(s)+e-Ag(s)+Cl-(ag)電極符號：Ag-AgCl(s)∣Cl-(aq)●

氧化還原電極或濃差電極電極反應：Fe3+(aq)+e-Fe2+(ag)電極符號：Pt∣Fe3+(aq,c1),Fe2+(aq,c2)11-2-3標準氫電極和標準電極電勢1.電極電勢的產生雙電層理論：德國化學家W.H.Nernst在1889年提出“雙電層理論”對電極電勢給予了說明。“雙電層理論”認為：當把金屬放入含有該金屬離子的濃溶液時，一方面，金屬表面構成晶格的金屬離子和極性大的H2O分子相互吸引，從而使金屬具有一種以水合離子的形式進入金屬表面附近的溶液中的傾向，金屬越活潑，溶液越稀，這種傾向就越大。

另一方面，鹽溶液中的Mn+(aq)離子又有一種從金屬表面獲得電子而沉積在金屬表面的傾向，金屬越不活潑，溶液越濃，這種傾向就越大。溶解沉淀

金屬越活潑，上述平衡向右進行的程度就越大，此時，在極板附近的溶液中有過剩的正電荷，而極板表面上有過剩的負電荷，即在極板表面上形成“雙電層”。反之，極板表面上有過剩的正電荷。這樣，在金屬和鹽溶液之間產生了電位差，這種產生在金屬和它的鹽溶液之間的電勢叫做金屬的電極電勢。++++++++++++------------M活潑

溶解>沉積沉積>溶解M不活潑濃稀2.電池的電動勢：

原電池有兩個極，單個電極的電極電勢的絕對值是無法測量的，測得的是兩極的電勢差，即：

E=(+)-(-)

E為電池的電動勢3.標準氫電極電極反應：()gH

2eaq)(H22+-+/HH

電對：2+()V000.0/HH2=+表示為：H+H2(g)Pt標準氫電極裝置圖4.標準電極電勢：電對電對的標準電極電勢：

)(

用標準狀態(tài)下的各種電極與標準氫電極組成原電池，測定這些原電池的電動勢，就可知道這些物質的標準電極電勢。標準狀態(tài)：

所有的氣體分壓均為1×105Pa。

溶液中所有物質的活度均為1mol·Kg-1

（通常用1mol.L-1)。所有純液體和固體均為最穩(wěn)定或最常見單質。電極電勢的測定：

)L(1.0molH

)(H

,Pt

)(12--+p)(

Cu

)L(1.0molCu

12+-+H2Cu

H

Cu22++++

V3419.0)/HH()/CuCu(22=-=++EEE

V3419.0)/CuCu(

2=+則EV763.0)/ZnZn()H2H+/(=-=2+EEEV.763-0)/ZnZn(

2=+則E標準電極電勢表：P421附表7（1）電極電勢表采用還原電勢；即電極反應為：還原型

e

氧化型-+n標準電極電勢表使用說明：（2）?無加和性；

（3）一些電對的?與介質的酸堿性有關。

V36.1

(aq)2Cl

2e)g(Cl2=+--

V36.1

(aq)Cl

e(g)Cl21

2=+--酸性介質：?A

；堿性介質：?B

（4）H+無論在反應物或產物中出現皆查酸表；OH-無論在反應物或產物中出現皆查堿表；沒有H+或OH-出現時,從存在狀態(tài)來考慮。如Fe3++e-=Fe2+，Fe3+只能在酸性溶液中存在，故查酸表。若介質沒有參與電極反應的電勢也列在酸表中。如Cl2+2e-=2Cl-等。1.判斷氧化劑、還原劑的相對強弱

小的電對對應的還原型物質還原性強；

大的電對對應的氧化型物質氧化性強。11-2-4標準電極電勢的應用

氧化態(tài)+ne-還原態(tài)

q/v氧化態(tài)的氧化性增強還原態(tài)的還原性增強-3.045-0.7630.0000.3371.362.87Li++e-LiZn2++2e-Zn

2H++2e-H2

Cu2++2e-Cu

Cl2+2e-2Cl-

F2+2e-2F-

顯然，下面電對的氧化態(tài)可以氧化上面電對的還原態(tài)，有人把它叫作對角線規(guī)則。氧化性：H2O2>MnO4->Cl2>Br2>Fe3+還原性：H2O<Mn2+<Cl-<Br-<Fe2+例：

例：

有一含有Cl-、Br-、I-的混合溶液，欲使I-氧化為I2，而Br-和Cl-不發(fā)生變化.在常用的氧化劑H2O2、Fe2(SO4)3和KMnO4中選擇哪一種合適？查標準電極電勢表得：2.確定金屬的活動性順序

例：試確定金屬Fe、Co、Ni、Cr、Mn、Zn、Pb在水溶液中的活動性順序。由以上數據可知，活動性順序為：Mn>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Pb

解：查標準電極電勢表得：3.判斷標態(tài)下氧化還原反應進行的方向標態(tài)下：E?電池=?正極-?負極>0反應正向E?電池=?正極-?負極<0反應逆向即：電極電勢高的電對的氧化型，氧化電極電勢低的電對的還原型。

I2+2Fe2+=2I-+2Fe3+解：查表知：2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+例：試判斷標態(tài)下反應進行的方向。

例：判斷在酸性溶液中H2O2與Fe2+混合時，能否發(fā)生氧化還原反應？若能反應，寫出反應方程式。解：)aq(OH

2e)aq(2H)g(O222++-+V6945.0=)l(O2H

2e)aq(2H)aq(OH222++-+V763.1=)aq(Fe

e)aq(Fe23++-+=

0.769V

+)s(Fe

2e)aq(Fe2+-

0.4089V

-=相關的電極反應：

V994.0

0.769V1.763V=-=Fe

OH222+發(fā)生的反應：與

)l(O2H)aq(Fe2)aq(2H

)aq(Fe2)aq(OH23222++++++)Fe/Fe(

)OH/OH(23222-=++E

判斷反應2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+能否自發(fā)由左向右進行？

即：還原性Cu>Fe2+，氧化性Fe3+>Cu2+，故上述反應可由左向右自發(fā)進行。(4)判斷氧化還原反應進行的方向查標準電極電勢表得：例：解：因為4.確定氧化還原反應進行的限度,

時K15.298T=或lg2.303mrKRTG-=DmrnFEG-=Dlg2.303因為KRTnFE-=-lg3032KnFRT.E=V0257.0lnnEK=V0592.0lgnEK=n為電池反應中電子轉移數

2.107V=)V955.0(512V.1--=4224)aq(6H)aq(OC5H)aq(2MnO+++-解：例：求反應222)l(O8H)aq(2Mn)g(10CO

+++的平衡常數。422224)OCH/CO()Mn/MnO(

-=+-E563

0.0592V2.107V10

0.0592V

lg=×==nEK35610=K

例：求電池反應：Zn+Cu2+==Zn2++Cu在298K的平衡常數。

解：根據E=（+）-（-）

=0.337V-(-0.7628V)=1.10V

K=1.58×1037答:平衡常數K=1.58×1037試求AgCl的溶度積常數。例：已知298K時下列電極反應的

值：

0.7991V=0.2222V=Ag(s)

e)aq(Ag+-+)aq(ClAg(s)

e(s)

AgCl++--

Ag(s)

e)aq(Ag+-+

)aq(ClAg(s)

e(s)

AgCl++--(s)

AgCl

)aq(Cl)aq(Ag+-+1spKK=解：0.5769V

=

0.222V0.7991V

+=)Ag/AgCl()Ag/Ag(

-=+E0.0592V

lg=nEKsp7449.90.0592V0.5769V

0.0592V

lg-===nEK10-sp101.80

×=K5.元素電勢圖及其應用元素電勢圖：對于具有多種氧化態(tài)的某元素，可將其各種氧化值按從高到低的順序自左至右排列，在每兩種氧化態(tài)之間用直線連接起來并在直線上標明相應電極反應的標準電極電勢值，以這樣的圖形表示某一元素各種氧化態(tài)間電極電勢變化的關系稱為元素電勢圖。例：Fe3+Fe2+Fe0.771－0.440－0.03631.229V元素電勢圖也分為酸性介質和堿性介質。(1)判斷岐化反應能否發(fā)生?左<?右可以發(fā)生岐化反應0.337V+）FnG

n-=D+-

B

eA11m(1)r11FnG

n-=D+-C

e

B22m(2)r22FnG

n-=D+-

D

e

C33m(3)r33

FnG

nxxxxx-=D+-

DeA)m(r(n1)(n2)(n3)ABCD(nx)(2)從已知電對的?求未知電對的?132xnnnnx321++=GGGGxm(3)rm(2)rm(1)r)m(rD+D+D=DFnFnFnFxnx

332211---=-nxx=nnn

332211++(2)判斷哪些物種可以歧化?例：已知Br的元素電勢圖如下---Br1.0774Br0.4556BrO

BrO230.6126

(1)321。和、求

(3)Br2(l)和NaOH(aq)混合最穩(wěn)定的產物是什么？寫出反應方程式并求其。123---Br1.0774Br0.4556BrO

BrO230.6126123解：(1)(2)0.51960.7665---Br1.0774Br0.4556BrO

BrO230.5357V5578.00.5196V0774V.1=-=2

)aq(6OH)l(3Br+-3Br

和

BrO

是--。2混合最穩(wěn)定的產物NaOH

與(l)Br所以

能歧化

BrO

(3)-，不穩(wěn)定，因為23O(aq)3H)aq(BrO)aq(5Br++--11.470.0592V0.5578V50.0592Vlg=×==nEK471029.1×=K232/Br(BrO/Br(Br

-=--E))代入得：F:

mol96485C1=-RT,Kmol8.314J

將

,

時298.15K

當11==--電池反應：

1.Nernst方程式JRTlg2.303+=JRTnFEFElg2.303n+-=-FJRTE

Elgn2.303-=Jn.E

ElgV05920)K298()K298(-=11-2-5能斯特方程及其應用：298.15K=

T時

e

-+n還原型氧化型電極反應：))((lg3032+=ccnFRT.還原型氧化型還原型)(氧化型)(lg0.0592V)K298()K298(+=ccn電極反應的Nernst方程式電池反應的Nernst方程式中的n和電極反應的Nernst方程式中的n是否相等？電極反應的Nernst方程式中的[氧化型]和[還原型]指的是什么？[氧化型]：電極反應左側物質(反應物)濃度系數方次的乘積。[還原型]：電極反應右側物質(生成物)濃度系數方次的乘積。問題2MnO4-+5SO32-+6H+===2Mn2++5SO42-+3H2O例：電池反應的Nernst方程式：MnO4-

+8H++5e-==Mn2+4H2O電極反應分別為：電極反應的Nernst方程式：SO42-+2H++2e-==SO32-+H2O

應用Nernst方程的注意事項:(1)的大小決定于[氧化型]/[還原型]濃度（活度）的比。(2)電對中的固體、純液體濃度為1(常數)，溶液濃度為相對濃度c/c?，氣體為相對分壓p/p。(3)氧化型、還原型的物質系數，做為濃度的方次寫在Nernst方程的指數項中。(4)

Nernst方程與溫度有關。

MnO2(s)+4H++2e-=Mn2++2H2O例：Cl2(g)

+2e-=2Cl-

Br2(l)

+2e-=2Br-

Br2(aq)

+2e-=2Br-?2.能斯特方程式的應用(影響電極電勢的因素)①氧化型或還原型的濃度或分壓的影響：[還原型]氧化型][lg0.0592V)K298()K298(+=n例：

Zn2++2e-=Zn，298K時，當[Zn2+]由1.0molL-1降至0.01molL-1時：例：計算反應的平衡常數Ag++Fe2+Ag+Fe3+，若初始濃度Fe2+為0.1mol·L-1，平衡時Ag+濃度為1.0mol·L-1。求Fe2+的轉化率。解：lgK=(0.7996-0.77)/0.0592=0.5

K=3Ag++Fe2+Ag+Fe3+平衡:1.00.1-x

xx

=0.075(mol·L-1)Fe2+的轉化率=(0.075/0.1)×100%=75%例：解：②介質的酸堿性(pH)的影響O4HMn

5e8HMnO224+-+-+++例：298K時，當[MnO4-]=[Mn2+]=1.0molL-1，當H+從1.0molL-1增至3.0molL-1時：

0.400(V)=)100.1lg(4V0592.01.229V414×+=-O)/H(O

22Lmol100.1)H(

即

14pH114×==--+，cV229.1O)/H(O

298K

22A=，，已知例：?O)/H(O

14pH

)O(

222===時，，若：求Epp⑴?)/OH(O

2B=-⑵]/)H([

]/)O(lg[4V0592.0O)/H(O

4222A+=+ccpp)l(O2H

4e)aq(4H)g(O

解：22++-+⑴V

400.0)O/HO(22=Lmol0.1)OH(

即

14,pH

1==--當c⑵0.400V)/OH(O

2B=-)aq(4OH

4e)l(O2H

)g(O22++--（2）實驗室中為什么能用濃HCl制取Cl2(g)？（1）試判斷反應MnO2(s)+4HCl(aq)MnCl2(aq)+Cl2(g)+2H2O在25℃時的標準態(tài)下能否向右時的標準態(tài)下能否向右例：

)l(O2H)aq(Mn

2e)aq(4H)s(MnO)1(

222++++-+V2293.1=V360.1(aq)Cl

2

2e

(g)Cl2=+--)Cl/(Cl

)Mn/(MnO

222-=-+E0

0.131V1.360V1.2293V<-=-=所以，該反應在標準態(tài)下不能向右進行。解：L12mol)Cl()H(

HCl

)2(1==--+cc中，濃

)l(O2H)aq(Mn

2e)aq(4H)s(MnO222++++-+)/MnMnO(22+]/)Mn([]/)H([lg2V

0592.0)/MnMnO(

2422+=+++cccc1.36V

12lg2V

0592.0

1.2293V

4=+=]/)Cl([/)Cl(lg2V

0592.0)/ClCl()/ClCl(2222+=---ccppV30.1

121lg2V

0592.0

1.36V

2=+=)/ClCl()/MnMnO(222-=-+EEE0

0.06V

1.30V1.36V>=-=所以能用濃鹽酸制Cl2(g)。應用電極電勢時注意：由知：E?越大，K?越大，氧化還原反應進行的程度越大，但并不意味反應的速率很快。例：2MnO4-+5Zn+16H+==2Mn2++5Zn2++8H2OE?=2.27VK?=10383.446，但只有在加入少量Fe3+時，反應才能發(fā)生。0.0592V

lg=nEKFe3+2.物質濃度的變化可以改變E電池，從而可能改變反應方向，但這種改變只能在E?電池不太大的范圍，當E?電池較大時，如E?電池≥0.5v時，靠改變濃度來改變反應方向已不可能。例：Cu+2Ag+=Cu2++2AgE?=?(Ag+/Ag)-?(Cu2+/Cu)

=0.799-0.337=0.462(V)

pH-電勢圖-1.6-1.2-2.02.01.61.20.80.40-0.4-0.802468101214pH/V

d氧化劑在水中放氧氣ab

C還原劑在水中放出氫氣水的穩(wěn)定區(qū)O2/H2O氧線H2O/H2氫線

弱電解質的生成對電極電勢的影響③電極電勢與弱酸、弱堿、難溶物、配合物的平衡常數的關系例：())108.1)AgCl((

?Ag)/(AgCl

?Ag)/(Ag

Lmol0.1)Cl(

s

AgClNaCl

AgAgV799.0Ag)/(Ag