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第六章 酸碱平衡学习指导1、理解酸碱质子理论。2、掌握水溶液中的酸碱质子转移平衡及相关计算。3、掌握缓冲溶液的pH值计算方法、缓冲范围和缓冲容量。第一节 电解质溶液根据化合物在水溶液里或熔化状态下能否导电分为电解质和非电解质。电解质在水溶液中能导电，非电解质大多数是以非极性或弱极性共价键构成的化合物，在水中不易离解成离子，所以不导电。 电解质分为强电解质和弱电解质两类。在水溶液中能全部离解成阴、阳离子的电解质称为强电解质。强电解质在水溶液中全部以离子形式存在，导电能力很强。弱电解质在水溶液中只有一部分以离子形式存在，其余都是以分子形式存在的，因此，弱电解质的水溶液导电能力弱。第二节 酸碱理论 人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深的认识过程。最初人们局限于从性质上区分酸碱，酸能使石蕊变红，有酸味；而碱能使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。化学反应很多属于酸碱反应，掌握酸碱反应的实质与规律，研究酸碱理论，是研究化学理论的重要内容之一。2-1 酸碱离解理论 阿伦尼乌斯在离解理论的基础上提出了酸碱理论：“酸、碱是一种电解质，它们在水溶液中会离解，能离解出氢离子的物质是酸；能离解出氢氧根离子的物质是碱”。酸碱反应的实质就是H+和OH-反应生成H2O。各种酸碱的离解度可以大不相同，有的达到90以上，有的只有1，于是就有强酸和弱酸、强碱和弱碱之分。强酸和强碱在水溶液中完全离解；弱酸和弱碱则部分离解。阿伦尼乌斯还指出，多元酸和多元碱在水溶液中分步离解，能离解出多个氢离子的酸是多元酸；能离解出多个氢氧根离子的碱是多元碱，它们在离解时都是分几步进行的。习惯上把酸碱反应称为酸碱中和反应。例如氢氧化钠和盐酸作用生成氯化钠和水的反应：上述反应改写成离子方程式： 所以，盐酸和氢氧化钠反应的实质是HCl离解出的H+与NaOH离解出的OH-作用生成难离解的H2O的反应。 酸碱离解理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。但是，它把酸碱反应只限于在水溶液中进行，按离解理论，离开了水溶液就没有酸碱反应。事实上，有许多酸碱反应是在非水溶液或无溶剂条件下进行的，例如氯化氢气体和氨气发生反应生成氯化铵。因此，酸碱离解理论有很大的局限性。解决这个难题的是丹麦J.N.布仑斯惕和英国T.M.劳里，他们于1923年提出酸碱质子理论。2-2 酸碱质子理论1. 酸碱质子理论的基本概念质子理论认为：凡能给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。这样酸又叫质子酸，碱又叫质子碱。例如：HCl、和都能够释放出质子，它们都是质子酸；、和都能够接受质子，它们都是质子碱。H2O既可以作为分子酸释放出质子也可以作为分子碱接受质子，它是酸碱两性物质，如等都是酸碱两性物质。2. 酸碱共轭关系酸释放出一个质子后生成相应的碱，而碱接受一个质子后生成相应的酸；酸和碱之间存在的这种关系称为共轭关系：。处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱对。例如酸碱质子理论的基本概念中列举的四个离解方程式中，右边的碱是左边酸的共轭碱，左边的酸是右边碱的共轭酸，即HCl和、和H2O、H2O和和都是共轭酸碱。酸碱质子理论认为：酸碱反应是质子转移的反应。例如HAc在水中的离解：给出一个质子后，得到其共轭碱，而接受一个质子后生成其共轭酸，该反应是由两个酸碱半反应组成，每一个酸碱半反应就有一对共轭酸碱对。判断反应向何方进行，原则上是较强的酸与较强的碱反应，生成较弱的酸和较弱的碱。3. 酸、碱的相对强弱酸碱的相对强弱首先取决于物质的本性，同时也受溶剂的性质等因素的影响。例如NH3以水做溶剂时是弱碱，以冰醋酸做溶剂时，NH3的碱性大大增强。这是因为冰醋酸供给质子的能力大于H2O，即NH3在冰醋酸中容易接受质子。根据质子理论，酸释放质子的能力越强，其酸性越强；碱接受质子的能力越强，其碱性越强。酸性强的质子酸释放出质子后，其对应的质子碱接受质子的能力就相对的较弱，也就是说，强酸对应的共轭碱为弱碱；强碱对应的共轭酸为弱酸。常见的共轭酸碱对：共轭酸碱 共轭酸碱HCl Cl-HAc Ac- NH4+ NH3 H20 OH- 不难看出，酸碱质子理论较电离理论概念具有更广泛的含义：第一，酸碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子；第二，在电离理论中，“盐”是酸碱中和的产物，而按酸碱质子理论，它可以表现为酸（如NH4CL等），也可以表现为碱（如NAC、N2CO3等），或是两性物质（如NHCO3、NH4AC等）；第三，酸碱质子理论不仅适用于水溶液，也适用于非水溶液，扩大了酸碱范围。同时，由于酸碱质子理论统一在得失质子的基础上，不仅严谨，而且简洁规范，所以目前分析化学一般都采用质子理论来处理酸碱平衡。第三节 水的离解平衡3-1 水的离解平衡前面我们学习到，水是一种酸碱两性物质，既能释放质子也能接受质子。水在一定程度上也微弱地离解(即弱电解质)，形成和。在一定温度下，该离解反应最终会达到平衡，可以表示为其标准平衡常数：Ki= /C水( C水为一个常数) (6-1) Ki/ C水= = Ki/ C水=上式表明，在一定温度下，水中和的乘积为一个常数，叫做水的离子积，用表示。可从实验测得，也可由热力学计算求得。25时，由实验测得纯水中H+和OH-浓度均为10-7molL-1，因此 =10-14。从表6-2看出，温度升高，值显著增大。在室温下作一般计算时，可不考虑温度的影响。表6-2不同温度下水的离子积常数t/0102025405090100/10-140.113 80.291 70.680 81.0092.9175.47038.0254.95水的离子积不仅适用于纯水，对于电解质的稀溶液同样适用。若在水中加人少量盐酸，H+浓度增加，水的离解平衡向左移动，浓度则随之减少。达到新的平衡时，溶液中 ，但这一关系仍然存在。并且越大，越小，但不会等于零。反之，若在水中加入少量氢氧化钠，浓度增加，平衡亦向左移动，此时，仍满足：，同样越大，越小，但也不会等于零。水的离子积常数是计算水溶液中和的重要依据。3-2 水溶液的酸碱性和pH水溶液的酸碱性是由浓度或浓度的大小来反应的。水的离子积常数是和联系的纽带。可以把水溶液的酸碱性和、浓度的关系归纳如下：， 溶液呈中性； ，溶液呈酸性； ，溶液呈碱性。溶液中的或浓度可以表示溶液的酸碱性，但因水的离子积是一个很小的数值(10-14)，在稀溶液中或也很小，直接使用十分不便，1909年索伦森提出用pH表示。所谓pH，是溶液中的负对数： (6-3)与pH值对应的还有pOH值 (6-4)常温时，在纯水和中性溶液中在酸性溶液中 在碱性溶液中pH值和pOH值之间的关系为 (6-5)因为，所以。PH值和pOH值一般适用于或为1molL-1以下的稀溶液，即pH值在014范围内。如果或为1mol L-1以上的溶液，则直接用或来表示。例1 计算0.050 mol L-1NaOH溶液的pH值和pOH值。解：氢氧化钠为强碱，是强电解质，在水溶液中全部离解，给出。可见，水溶液中的是由NaOH和共同提供的，设水离解出的浓度为x molL-1，NaOH溶液中，可以忽略不计。所以 3-3 酸碱指示剂 测定溶液pH的方法很多，常用的有酸碱指示剂、pH试纸及pH计(酸度计)。酸碱指示剂多是一些有机染料，它们属于有机弱酸或弱碱。随着溶液pH改变，本身的结构发生变化而引起颜色改变。每一种指示剂都有一定的变色范围(见图6-1)。 图6-1常见指示剂变色范围 图中可见，甲基橙和甲基红的变色范围在酸性溶液；酚酞变色范围在碱性溶液；石蕊则接近中性。利用这一特性可以指示溶液的pH的范围。例如，甲基橙在溶液中呈红色，说明该溶液pH4.4；呈橙色，说明pH在3.14.4范围内。如果采用复合指示剂(两种或多种指示剂)，指示的pH范围可以更窄，更精确。 pH试纸是利用复合指示剂制成的，将试纸用多种酸碱指示剂的混合溶液浸透后经晾干制成。它对不同pH的溶液能显示不同的颜色(称色阶)，据此可以迅速地判断溶液的酸碱性。常用的pH试纸有广范围pH试纸和精密pH试纸。前者的pH范围为l14或010，可以识别的pH差值约为l；后者的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值。此外，还有用于酸性、中性或碱性溶液中的专用pH试纸。 pH计是通过电学系统用数码管直接显示溶液pH的电子仪器，由于快速、准确，已广泛用于科研和生产中。第四节 弱酸、弱碱的离解平衡4-1 一元弱酸、弱碱的离解平衡根据酸碱质子理论，我们把只能离解出一个质子的酸称为一元酸，如HF、HCN、HCl、CH3COOH；只能接受一个质子的碱称为一元碱，如NaOH、NH3、HS。能离解出两个或两个以上质子的酸和能接受两个或两个以上质子的碱称为多元酸和多元碱。通常所说的弱酸、弱碱是指在水溶液中只能部分的离解，大部分还是以分子形式存在的酸、碱。1离解常数 弱酸、弱碱在溶液中部分离解，在已离解的离子和未离解的分子之间存在着离解平衡。以HA表示一元弱酸，离解平衡式为标准离解常数 (6-6)同样，任一一元弱碱在水溶液中也存在着离解平衡。以BOH表示一元弱碱，离解平衡式为标准离解常数 （6-7）例2 25时，。计算该温度下0.10 molL-1的HAc溶液中、和HAc的浓度及溶液pH值。解：设平衡时已离解HAc的浓度为xmolL-1，HAc的离解平衡式为 起始浓度/(molL-1) 0.1000平衡浓度/(molL-1) 0.10x x x由于HAc的离解常数很小，因此，可以近似的认为0.10x0.10可见，在弱酸（或弱碱）溶液中(或)的浓度在数值上是等于（或）的。、表明在一定温度下弱酸、弱碱的离解程度。 (或)越大，表示弱酸(或弱碱)离解出(或)的能力越强，酸性(或碱性)也就越强。例如，25时，HCOOH的离解常数为，HAc的离解常数为,相同浓度下，HCOOH的酸性比HAc强。与其他平衡常数一样，离解常数与温度有关，与浓度无关。但温度对离解常数的影响不太大，在室温下可不予考虑。通常把在10-210-3之间的称为中强电解质；10-4为弱电解质； KSP，溶液呈过饱和状态，沉淀生成；2Qi KSP(AgCl)故有AgCl沉淀产生。 设：平衡时Ag+=，Ag+沉淀了的浓度为（3.510-3）molL-1 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)平衡时 5.0 10-3 - ( 3.510-3)则 5.010-3-(3.510-3)= KSP(AgCl)即 (1.510-3 + ) = KSP(AgCl)由于 很小，故 1.5 10-3 + 1.5 10-3 = 1.2 10-7 molL-1答：溶液中Ag+离子的浓度降至1.210-7molL-1 。2 沉淀的溶解如果降低含有固体难溶化合物的饱和溶液中阳离子或阴离子的浓度，使离子积小于溶度积，固体难溶化合物就会溶解，直到离子积等于溶度积为止。例如，在含有Ag2CrO4沉淀的Ag2CrO4 饱和溶液中加入硝酸时，H+ 和溶液中的CrO42- 结合形成HCrO4-,致使溶液中CrO42-的浓度降低，使得c2（Ag+）c（CrO42-） KSP(AgCl)。这时Ag2CrO4沉淀逐渐溶解，当加入过量硝酸时，Ag2CrO4就会全部溶解。1 分步沉淀向混合离子溶液中加入沉淀剂时，各种离子按其离子积达到溶度积的先后顺序产生沉淀的现象叫做分步沉淀。例如向浓度均为0.0100 molL-1的Cl-和CrO42-溶液中慢慢加入AgNO3溶液，刚开始只生成白色的AgCl沉淀，待滴加AgNO3溶液到一定程度时，才能出现砖红色的Ag2CrO4沉淀。2 沉淀的转化在含有某一沉淀的溶液中，加入适当的试剂，使之转化生成另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。例如,在含有AgCl沉淀的溶液中加入一定量的KI，会发现AgCl沉淀逐渐转化为AgI，这是由于溶解度更小的AgI 沉淀生成，溶液中Ag+下降，平衡右移，使AgCl(s)溶解，若KI的量足够的多，可使KI全部转化为AgI。一般说来，溶解度大的沉淀易转化为溶解度小的沉淀，反之比较困难，但在一定条件下也可以实现。1-4 溶解度的影响因素影响沉淀溶解度的主要因素有同离子效应、盐效应、酸效应、配位效应。1同离子效应 当溶液中含有与难溶电解质相同的阳( 阴 )离子时，会使难溶电解质的溶解度降低。这种因加入含有共同离子的强电解质而使难溶电解质的溶解度降低的效应，称为同离子效应。 在沉淀溶解平衡中，同离子效应实际应用的例子很多。例如，加入过量沉淀剂可使被沉淀离子沉淀完全；但是，由于溶度积常数所表现的离子浓度间的相互制约关系，不论加入多大浓度的沉淀剂，被沉淀的离子也不可能从溶液中完全除去。2盐效应在难溶电解质的饱和溶液中，加入其它易溶强电解质时，使难溶电解质的溶解度比同温度下在纯水中的溶解度增大，这种现象称为盐效应。例如，在PbSO4饱和溶液中加入Na2SO4，存在盐效应现象，但同时也存在着同离子效应，两者对溶解度的影响相反。浓度低时，同离子效应占优势，浓度高时盐效应占主导，所以进行沉淀时应避免加入过多的沉淀剂。如果沉淀的溶解度本身很小，一般来说，可以不考虑盐效应。3酸效应溶液的酸度对沉淀溶解度的影响称为酸效应。4配位效应由于形成配合物而使沉淀溶解度增大的现象叫做配位效应。习 题1溶解度和溶度积都能表示难溶电解质在水中的溶解趋势。二者有何异同?2写出下列各难溶电解质的溶度积KSP的表达方式（假设完全离解）：PbCl2 Ag2S AgBr Ba3(PO4)23已知下列物质的溶解度，计算其溶度积常数KSP。（1）CaCO3 S=5.310-5 molL-1（2）Ag2CrO4 S=6.510-5 molL-14根据溶度积原理，解释下列事实：(1)CaCO3沉淀能溶解于HAc溶液中(2)Fe(OH)3沉淀能溶解于稀H2SO4；(3)BaSO4难溶于稀HCI溶液中；(4)AgCl不溶于稀HCl(0.2 molL-1)溶液，但可以适当溶于浓盐酸中 第九章 氧化还原反应学习指导1了解氧化还原的基本概念和能斯特方程式的应用。2学会用不同方法配平氧化还原反应式。3了解电极电势高低与氧化还原反应方向的关系。氧化还原反应是一类普遍存在的化学反应，动植物体内的代谢过程、土壤中某些元素存在状态的转化、金属冶炼、基本化工原料和成品的生产都涉及到氧化还原反应。将氧化还原反应设计成原电池，建立了衡量物质得失电子能力强弱的定量标准电极电势。本章就是以电极电势为依据，讨论氧化剂和还原剂的相对强弱、氧化还原反应的方向和程度。第一节 氧化还原反应1-1基本概念1氧化数按有无电子的得失或偏移来判断是否属于氧化还原反应，有时会遇到困难。为了避免这些困难，人们引入氧化数这一概念，以表示各元素在化合物中所处的化合状态。1970年国际纯粹和应用化学联合会（IUPAC）较严格地定义了氧化数的概念：氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数可由假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。根据此定义，确定氧化数的规则如下：(1)在单质中，元素的氧化数为零。如H2、O2等物质中元素的氧化数为零。(2)在中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零，单原子离子中元素的氧化数等于离子所带电荷数，在复杂离子中各元素的氧化数的代数和等于离子的电荷数。(3)某些元素在化合物中的氧化数：通常氢在化合物中的氧化数为1，但在活泼金属(A和A)氢化物中氢的氧化数为1；通常氧的氧化数为2，但在过氧化物如H2O2中为1，在超氧化物中如NaO2中为，在臭氧化物如KO3中为，在氟氧化物如O2F2和OF2中分别为1和2；氟的氧化数皆为1；碱金属的氧化数皆为1，碱土金属的氧化数皆为2。2氧化还原反应在反应过程中，氧化数发生变化的化学反应称为氧化还原反应。元素氧化数升高的变化称为氧化，氧化数降低的变化称为还原。而在氧化还原反应中氧化与还原是同时发生的，且元素氧化数升高的总数必等于氧化数降低的总数。3氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，如果某物质的组成原子或离子氧化数升高，称此物质为还原剂，还原剂使另一物质还原，其本身在反应中被氧化，它的反应产物叫氧化产物；反之，称为氧化剂，氧化剂使另一物质氧化，其本身在反应中被还原，它的反应产物叫还原产物。如：氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物 分子式上面的数字，代表各相应原子的氧化数。上述反应中，KMnO4是氧化剂，Mn的氧化数从+7降到+2，它本身被还原，使得H2O2被氧化。H2O2是还原剂，O的氧化数从-1升到0，它本身被氧化，使KMnO4被还原。虽然H2SO4也参加了反应，但没有氧化数的变化，通常把这类物质称为介质。氧化剂和还原剂是同一物质的氧化还原反应，称为自身氧化还原反应。如：2KClO3 = 2KCl + 3O2某物质中同一元素同一氧化态的原子部分被氧化、部分被还原的反应称为歧化反应。歧化反应是自身氧化还原反应的一种特殊类型。如：Cl2 + H2O = HClO + HCl 歧化反应 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O 非歧化反应4.氧化还原电对和半反应在氧化还原反应中，表示氧化还原过程的方程式，分别叫氧化反应和还原反应，统称为半反应，例如：氧化反应 还原反应 半反应中氧化数较高的那种物质叫氧化态(如Zn2，Cu2)；氧化数较低的那种物质叫还原态(如Zn，Cu)。半反应中的氧化态和还原态是彼此依存、相互转化的，这种共轭的氧化还原体系称为氧化还原电对，电对用“氧化态/还原态”表示，如Cu2/Cu。一个电对就代表一个半反应，半反应可用下列通式表示：氧化态 还原态而每个氧化还原反应是由两个半反应组成的。1-2 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应的特征是元素的氧化数发生变化，配平氧化还原反应方程式的方法常用的有氧化数法和离子电子法两种。1氧化数法依据反应中氧化剂的氧化数降低的总数与还原剂的氧化数升高的总数相等的原则。 例1 配平Cu2S与HNO3反应的化学方程式。解：(1)写出未配平的反应式，并将有变化的氧化数注明在相应的元素符号的上方。(2)按最小公倍数的原则，对还原剂的氧化数升高值和氧化剂的氧化数降低值各乘以适当系数，使两者绝对值相等。氧化数升高值： 取最小公倍数 合计：+10 3 = +30 氧化数降低值： N (+2) - (+5) = -3 10 = -30 (3)将系数分别写入还原剂和氧化剂的化学式前边，并配平氧化数有变化的元素原子个数。3Cu2S + 10HNO3 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO(4)配平其它元素的原子数，必要时可加上适当数目的酸、碱以及水分子。上式右边有12个未被还原的NO3，所以左边要增加12个HNO3，即3Cu2S + 22HNO3 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO再检查氢和氧原子个数，显然在反应式右边应配上8H2O，两边各元素的原子数目相等后，把箭头改为等号，即3Cu2S + 22HNO3 =6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO+ 8H2O2离子电子法此法是根据在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂得失电子总数相等的原则来配平的。例2写出酸性介质中，高锰酸钾与草酸反应的方程式。解：(1)写出未配平的离子方程式 MnO4 + H2C2O4 Mn2 + CO2(2)将反应改为两个半反应，并配平H2C2O4 =2CO2 + 2H + 2eMnO4 + 8H + 5e =Mn2 + 4H2O(3)合并两个半反应，消去式中的电子，即得配平的反应式 2MnO4 + 5H2C2O4 + 6H = 2Mn2 + 10CO2 + 8H2O配平半反应式时，如果氧化剂或还原剂与其产物内所含的氧原子数目不同，可以根据介质的酸碱性，分别在半反应式中加H、OH和H2O，并利用水的电离平衡使两边的氢和氧原子数相等。例3用离子电子法配平KMnO4与Na2SO3反应的方程式(中性溶液中)。解：(1)写出离子方程式MnO4 + SO32 MnO2 + SO42(2)将反应改为两个半反应，并配平原子个数和电荷数MnO4 + 2H2O + 3e=MnO2 + 4OHSO32 + 2OH=SO42+ H2O+ 2e (3)合并两个半反应，消去式中的电子，即得配平的反应式2MnO4 + 3SO32 + H2O =2MnO2 + 3SO42+ 2OH介质种类反 应 物 中多一个氧原子O少一个氧原子O酸性介质碱性介质中性介质第二节 氧化还原反应与电极电势2-1 原电池一切氧化还原反应均为电子从还原剂转移给氧化剂的过程。如：将Zn片放到CuSO4溶液中，即发生如下的氧化还原反应：上述反应虽然发生了电子从Zn转移到Cu2的过程，但反应的化学能没有转变为电能，而变成了热能释放出来，导致溶液的温度升高。若把Zn片和ZnSO4溶液、Cu片和CuSO4溶液分别放在两个容器内，两溶液以盐桥(由饱和KCl溶液和琼脂装入U形管中制成，其作用是沟通两个半电池，保持溶液的电荷平衡，使反应能持续进行) 沟通，金属片之间用导线接通，并串联一个检流计。当线路接通后，会看到检流计的指针立刻发生偏转,说明导线上有电流通过；从指针偏转的方向判断,电流是由Cu极流向Zn极或者电子是由Zn极流向Cu极。同时，Zn片慢慢溶解，Cu片上有金属铜析出。说明发生了上述相同的氧化还原反应，这种把化学能转变为电能的装置称为原电池。原电池是由两个半电池组成，每个半电池称为一个电极，原电池中根据电子流动的方向来确定正、负极，向外电路输出电子的一极为负极，如Zn极，负极发生氧化反应；从外电路接受电子的一极为正极，如Cu极，正极发生还原反应，将两电极反应合并，即得电池反应。如在CuZn原电池中发生了如下反应：负极（氧化反应） Zn - 2e Zn2正极（还原反应） Cu2+ 2e Cu电池反应（氧化还原反应） Zn + Cu2 Zn2+ Cu为了应用方便，通常用电池符号来表示一个原电池的组成，如铜锌原电池可表示如下：（-）Zn(s)| ZnSO4(1molL1)CuSO4(1molL1)|Cu(s)（+）电池符号书写有如下规定：(1)一般把负极写左边，正极写右边。(2)用“|”表示界面；不存在界面用“，”表示；用“”表示盐桥。(3)要注明物质的状态，而气体要注明其分压，溶液要注明其浓度。如不注明，一般指1molL1或100kPa。(4)对于某些电极的电对自身不是金属导电体时，则需外加一个能导电而又不参与电极反应的惰性电极，通常用铂作惰性电极。例4 写出下列电池反应对应的电池符号。(1)2Fe3 + 2I 2Fe2 + I2(2)Zn +2H Zn2 + H2解：按电池符号书写规定可表示为：(1)（-）Pt|I2 (s)|I(c1)Fe2(c2)，Fe3(c3)|Pt（+） (2)（-）Zn (s)| Zn2(c1)H(c2)|H2 ()|Pt（+）理论上，任何一个氧化还原反应都可设计成原电池，但实际操作有时会遇到很大的困难。2-2 电极电势和能斯特方程1电极电势的产生用导线连接铜锌原电池的两个电极有电流产生的事实表明，在两电极之间存在着一定的电势差。如同水的流动是由于存在着水位差一样。现以金属及其盐溶液组成的电极为例进行讨论。金属晶体是由金属原子、金属离子和自由电子组成。当把金属放入其盐溶液中时，在金属与其盐溶液的接触面上就会发生两个相反的过程：金属表面的离子由于自身的热运动及溶剂的吸引，会脱离金属表面，以水合离子的形式进入溶液，电子留在金属表面上。溶液中的金属水合离子受金属表面自由电子的吸引，重新得到电子，沉积在金属表面上，即金属与其盐之间存在如下动态平衡：如果金属溶解的趋势大于离子沉积的趋势，则达到平衡时，金属和其盐溶液的界面上形成了金属带负电荷，溶液带正电荷的双电层结构。相反，如果离子沉积的趋势大于金属溶解的趋势，达到平衡时，金属和溶液的界面上形成了金属带正电，溶液带负电的双电层结构。由于双电层的存在，使金属与溶液之间产生了电势差，这个电势差叫做金属的电极电势。用符号E（斜体）表示，单位为伏特（V）。电极电势的大小主要取决于电极材料的本性，同时还与溶液浓度、温度、介质等因素有关。2标准氢电极和标准电极电势电极处于标准状态时的电极电势称为标准电极电势，符号。电极的标准态是指组成电极的物质的浓度为1molL1，气体的分压为100kPa，液体或固体为纯净状态。温度通常为298.15K，可见标准电极电势仅取决于电极的本性。由于电极电势的绝对值至今无法测定，为此，电化学上选择了一个比较电极电势大小的标准，即标准氢电