下载文档原格式
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）。
电极电势简介目录•1拼音•2注解1拼音diàn jí diàn shì2注解电极电势又称电极电位或电极势。
它主要是由电极和电解质溶液跟电极接触处存在双电层而产生的平衡电势。
它跟电极电势和电极种类、溶液中相应离子的浓度，以及温度、压强等因素有关。
它的大小决定电极上可能发生的反应。
电极电势代数值小的电极上起氧化反应，是原电池的负极；代数值大的电极上起还原反应，是正极。
每个原电池都由两个电极构成。
原电池能够产生电流的事实，说明在原电池的两极之间有电势差存在，也说明了每一个电极都有一个电势。
原电池的电动势E就等于这两个电极的电势差。
由于无法直接测定各单个电极的绝对电势的值，常用人为规定的标准来测定电极电势的相对值。
1953年，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）规定，在任意温度下标准氢电极的电极电势（H2）O，并以这种电极作为发生氧化作用的负极，以待定电极作为发生还原作用的正极，组成电池（Pt）H2（P）|H （α1）‖待定电极。
以该电池电动势的值和符号，作为待定电极的电极电势的值和符号。
实际使用时，规定以25℃、1O1kPa下溶液中有关离子的有效浓度为1mol/L（或活度为1），且电极上参与电极反应的纯物质为最稳定的聚集态时，和标准氢电极之间的电势差就是该电极的标准电极电势。
把各电极的标准电极电势排成一张表以便查阅。
电极电势跟浓度的关系可以用能斯特方程式定量表示。
所谓标准电极电势是指电极反应中有关的离子浓度为1mol·dm3，气体分压为100kPa时电极的电势，用表示。
故标准氢电极为Pt|H2（100kPa）|H （1mol·dm3），（H ／H2）0.0000V。
的数值与电极反应方程式的表达无关，即Zn2 ＋2e－ Zn（作正极）（Zn2 ／Zn）0.7628VZnZe－ Zn2 （作负极）（Zn2 ／Zn）0.7628V在温度为298.15K，浓度对电极电势的影响根据热力学的推导可用能斯特方程式表示。
电极电势与电势差
电极电势是指在标准状态下，电极与溶液之间的电势差。
在化学反应中，电极电势是一个非常重要的参数，它可以反映出电化学反应的方向和速率。
电极电势的大小取决于电极的材料、电解质的浓度、温度等因素。
电极电势的计算需要用到标准氢电极（SHE）作为参照电极。
标准氢电极的电势被定义为0V，其他电极的电势都是相对于标准氢电极的电势。
在标准状态下，电极电势可以通过以下公式计算：
E = E0 + (RT/nF)ln(Q)
其中，E是电极电势，E0是标准电极电势，R是气体常数，T是温度，n是电子数，F是法拉第常数，Q是反应物浓度比值。
电势差是指两个电极之间的电势差。
在电化学反应中，电势差可以反映出反应的驱动力和方向。
电势差的大小取决于两个电极的电势差和电解质的浓度。
电势差可以通过以下公式计算：
ΔE = E1 - E2
其中，ΔE是电势差，E1和E2分别是两个电极的电势。
电势差的正负可以反映出反应的方向。
当电势差为正时，反应是自
发的，反应物会转化为产物；当电势差为负时，反应是不自发的，产物会转化为反应物。
电极电势和电势差在化学反应中扮演着重要的角色。
通过计算电极电势和电势差，我们可以预测反应的方向和速率，从而更好地控制化学反应。
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。
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。
编辑本段标准电极电势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）。
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。
例如在298k，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0.76v，根据上式计算Zn2+/Zn电对的标准电极为-0.76v。
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⊖为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H+，如铜电极中的Cu2+；如电极的为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H+，如锌电极中的Zn2+。
实际应用中,常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池，求得其它电极的电势。
饱和甘汞电极的电极电势为0.24V。
银-氯化银电极的电极电势为0.22V。
3. 标准电极电势表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。
其特点有：（l）一般采用电极反应的还原电势，每一电极的电极反应均写成还原反应形式，即：氧化型＋ne =还原型；（2）标准电极电势是平衡电势，每个电对E⊖值的正负号，不随电极反应进行的方向而改变。
（3）E⊖值的大小可用以判断在标准状态下电对中氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的相对强弱，而与参与电极反应物质的数量无关。
例如：I2＋2e =2I- E⊖= +0.5355V1/2 I2＋e = I- E⊖= +0.5355V（4）E⊖值仅适合于标态时的水溶液时的电极反应。
对于非水、高温、固相反应，则有一定局限性。
而对于非标态的反应可用Nernst方程转化。
编辑本段电极电势的应用（一）、判断氧化剂和还原剂的相对强弱在标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱，可直接比较E⊖值的大小。
E⊖值越小（例如Li：-3.03v）的电极其还原型物质愈易失去电子，是愈强的还原剂，对应的氧化型物质则愈难得到电子，是愈弱的氧化剂。
E⊖值愈大的电极其氧化型物质愈易得到电子，是较强的氧化剂，对应的还原型物质则愈难失去电子，是愈弱的还原剂。
[例1] 在下列电对中选择出最强的氧化剂和最强的还原剂。
并指出各氧化态物种的氧化能力和各还原态物种的还原能力强弱顺序。
MnO4-/Mn2+、Cu2+/Cu、Fe3+ /Fe2+、I2/I-、Cl2/Cl-、Sn4+/Sn2+（二）、判断氧化还原反应的方向1．根据E⊖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E⊖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E⊖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（－△G）等于电池可能作出的最大有用电功（W电）：－△G＝W电＝QE＝nFE池即△G＝－nFE池在标准状态下，上式可写成：△G⊖＝－nFE⊖池当E⊖池为正值时，△G⊖为负值，在标准状态下氧化还原反应正向自发进行；当E⊖池为负值时，△G⊖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E⊖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E⊖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 + 2Fe 2Fe +2Br 在标准状态下进行的方向。
解:查表知：Fe + e Fe ＝+0.77V Br + 2e 2Br ＝+1.07V由反应式可知：Br 是氧化剂，Fe 是还原剂。
故上述电池反应的＝+1.07-0.77＝0.29V＞0（三）．判断反应进行的限度——计算平衡常数一个化学反应的完成程度可从该反应的平衡常数大小定量地判断。
因此，把标准平衡常数Kφ和热力学吉布斯自由能联系起来。
△Gφ＝－2.303RTlgKφ△Gφ＝－nFEφ则：－nFEφ ＝2.303RTlgKφ标准平衡常数Kφ和标准电动势Eφ之间的关系式为：－nFEφlgKφ = ———————— 2.303RT R为气体常数，T为绝对温度，n为氧化还原反应方程中电子转移数目，F为法拉第常数。
该式表明，在一定温度下，氧化还原反应的平衡常数与标准电池电动势有关，与反应物的浓度无关。
Eφ越大，平衡常数就越大，反应进行越完全。
因此，可以用Eφ值的大小来估计反应进行的程度。
一般说，Eφ≥0.2～0.4Ｖ的氧化还原反应，其平衡常数均大于106( K>106 ),表明反应进行的程度已相当完全了。
Kφ值大小可以说明反应进行的程度，但不能决定反应速率。
编辑本段影响电极电势的因素影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。
能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。
如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。
电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势来体现的。
其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。
它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示；编辑本段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值，各氧化值之间都有相应的标准电极电势。
可将其各种氧化值按高到低（或低到高）的顺序排列，在两种氧化值之间用直线连接起来并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值，以这样的图形表示某一元素各种氧化值之间电极电势变化的关系图称为元素电势图，因是拉特默（Latimer）首创，故又称为拉特默图。
根据溶液pH值的不同，又可以分为两大类：（A表示酸性溶液）表示溶液的pH ＝0；（B表示碱性溶液）表示溶液的pH＝14。
书写某一元素的电势图时，既可以将全部氧化值列出，也可以根据需要列出其中的一部分。
〖例如氯的元素电势图〗。
在元素电位图的最右端是还原型物质，如Cl ，最左端是氧化型物质，如ClO 。
中间的物质，相对于右端的物质是氧化型，相对于左端的物质是还原型，例如Cl 相对于Cl 是氧化型，相对于ClO 是还原型。
1、什么叫元素电势图例：已知：φ(O2/H2O2) = 0.682V, φ(H2O2/H2O) = 1.77V,φ(O2/H2O) = 1.229V元素电势图氧元素)0 -1 -2O2 0.682 H2O2 1.77 H2O 1.229将元素不同氧化态,按氧化数由高到低顺序排列成行；（与电对的表示相一致）在两物质间用直线连接表示一个电对；在直线上标明此电对的标准电极电势。
2、元素电势图的应用从元素电势图可清楚看出某元素各氧化态的氧化还原性以及介质对氧化还原性的影响；1.56 1.49φθA ClO4—+1.19 ClO3—+1.21 HClO2 +1.64 HClO +1.63 Cl2 +1.36 Cl—1.37 1.450.76 0.89φθB ClO4— +0.36 ClO3— +0.33 ClO2— +0.66 ClO— +0.42 Cl2 +1.36 Cl—0.52 0.62φθA＞1V ；除φθ（Cl2/Cl—）外，φθB＜1V∴氯的含氧酸作氧化剂时，应在酸性介质中进行；作还原剂时，应在碱性介质中进行。
3、判断歧化反应能否自发进行元素的一种氧化态同时向较高和较低的氧化态转化的过程称为歧化反应。
例1：φθB ClO— 0.42 Cl2 1.36 Cl—φθB2ClO— + 2H2O + 2e =Cl2 + 4OH— 0.42Cl2 + 2e =2Cl— 1.36∴歧化反应能够进行。
Cl2 + 2 OH——→ ClO—+ Cl— + H2O例2：Cu2+ 0.159 Cu+ 0.52 Cu 2 Cu+ —→ Cu2+ + Cu∴φθ右﹥φθ左，歧化反应能够自发进行。
4、判断歧化反应的逆反应能否自发进行例3：φθA HClO 1.63 Cl2 1.36 Cl—φθA Cl2 + 2e =2Cl— 1.362HClO + 2H+ +2e =Cl2 + 2H2O 1.63HClO + Cl— + H+ —→ Cl2 + H2O∴φθ左﹥φθ右，歧化反应的逆反应能够自发进行。
