无机及分析化学总复习

无机及分析化学总复习课程章节绪论第一章：分散体系第二章：化学反应基本理论第三章:

化学反应速率和化学平衡第四章：物质结构

第五章：分析化学导论

第六章：酸碱平衡和酸碱滴定法

第七章：沉淀溶解平衡

第八章：配位平衡与配位滴定法第九章：氧化还原平衡与氧化还原滴定法第十章：吸光光度法第一章分散体系溶液胶体solutionscolloid一、溶液1.溶液定义

分散质以小分子、离子或原子为质点均匀地分散在分散剂中所形成的分散系。2.溶液浓度的表示方法物质的量浓度c(B)质量摩尔浓度b(B)摩尔分数x

质量分数ω

例2.48%的硫酸溶液的密度为1.38g·ml-1,

计算此溶液的

（1）物质的量浓度;

（2）质量摩尔浓度;

（3）摩尔分数浓度的相互换算解:

(1)物质的量浓度：

（2）质量摩尔浓度：

（3）摩尔分数

2)沸点升高1)蒸气压下降3)凝固点下降4)渗透压

1.依数性：

只与溶质所含粒子的数目有关，而与溶质的本性无关——稀溶液的通性二、稀溶液的依数性pT0.1mol·kg-10.2mol·kg-1纯水拉乌尔(Raoult)定理

在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压与溶液中溶剂的摩尔分数成正比.

1）溶液的蒸气压下降对于两组分溶液：Raoult定律又可表述为：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降,近似地与溶质B的质量摩尔浓度成正比,而与溶质的本性无关。

★只适用于难挥发非电解质的稀溶液

2）溶液的沸点升高TbpTTb*p外纯水蔗糖ABTb

>Tb*原因：稀溶液的蒸气压下降

3）溶液的凝固点下降TfpT

Tf*纯水蔗糖冰CDTf

<Tf*原因：稀溶液的蒸气压下降

4）溶液的渗透压1)渗透作用πV=nRT；π

=nRT/V=cRT2)渗透平衡3)渗透压（π）4)产生渗透现象的条件①有半透膜的存在；②膜两边的溶液存在浓度差；

例.293K时葡萄糖(C6H12O6)15g溶于200g水中求该溶液的蒸汽压、沸点、凝固点和渗透压。已知293K时水的p*=2333.14Pa。b葡萄糖=n葡萄糖/0.2=0.417mol·kg-1n葡萄糖=15/180=0.0833mol

n水=200/18.02=11.10molx葡萄糖=0.0833/(0.0833+11.10)0.0833/11.10=7.4×10-3解:

p=p*x水=p*(1-x葡萄糖)

=2333.14(1-7.5×10-3)=2315.90PaΔTb=Kb·b(B)=0.512×0.417=0.21KTb=373+0.21=373.21KΔTf=Kf·b(B)=1.86×0.417=0.78KTf=273-0.78=272.22Kπ

=b(B)RT=0.417×8.314×293=1015.8kPa1.溶胶的基本特征1)溶胶是多相体系四、胶体溶液2)分散度高，比表面大S0

=A/V3)不稳定，易聚沉胶体：颗粒直径为1~100nm的分散质分散到分散剂中，

构成的多相系统称为胶体。如：氢氧化铁胶体；硅酸；空气；合金等1)光学性质—Tyndall现象2.溶胶的性质(溶胶特有)2)动力学性质—Brown运动3)电学性质一、基本概念体系与环境；过程与途径；状态与状态函数；热和功；热力学能（内能）和焓；化学计量数——化学反应计量方程式中物质的系数（υ表示）；化学反应进度——化学反应式中某物质变化摩尔数与其系数的倒数之积[ξ表示]；吉布斯自由能与熵；标准摩尔反应焓变和标准摩尔生成焓；燃料焓。第二章化学热力学基础H≡U+pVU=Q+W=QV-pΔV=QVΔH=ΔU+pΔV定容定压

Qp

=QV

+pΔVΔH=H2-H1=(U2+pV2)-(U1+pV1)

=Qp

二、赫斯定律一个反应在定容或定压条件下，不论是一步还是分几步完成，其总反应的热效应是相同的。

Hess定律适用于任何状态函数即：若一个反应是几个分步反应的代数和，则总反应的热效应等于各分步反应热效应的代数和。始态，稳定单质反应物生成物，终态三、标准摩尔生成焓

始态，反应物生成物终态，燃烧产物四、标准摩尔燃烧焓五、混乱度和熵

孤立体系总是自发地向着熵增的方向变化，达到平衡时，熵具有最大值。——熵增加原理六、热力学第二定律◆Clausius的说法：“不可能把热从低温物体传到高温物体，而不引起其它变化。”◆Kelvin的说法：“不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它的变化。”

“孤立体系的熵永不减少”。化学反应的熵变：同一物质在相同条件下：Gibbs-Helmholtz方程G=H-TS化学反应的G=H–TS

七、自由能

体系在定温、定压、且不作有用功的条件下，可用G判断过程的自发性

——自由能降低原理

G<0

过程自发

G=0

平衡状态

G>0

过程不自发

(逆向自发)

1）H<0,S>0,G<0——任何温度下反应正向自发

2）H>0,S<0,G>0——任何温度下反应逆向自发

3）H<0,S<0，

——低温时G<0,反应正向自发

4）H>0,S>0——高温时G<0,反应正向自发

温度对反应自发性的影响第三章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率dc(P)dc(R)单位：mol·L-1·s-1反应

aA+dD==gG+hH反应速率表示为体积不变的反应体系基元反应

非基元反应二、反应机理三、速率方程和速率常数质量作用定律

(lawofmassaction)

一定温度时，基元反应的反应速率与各反应物浓度系数次方的乘积成正比。即基元反应

aA+dD==gG+hH的速率方程为:

级数k

的量纲

零级浓度.时间-1

一级时间-1

二级浓度-1.时间-1

三级浓度-2.时间-1n浓度1-n.时间-1速率常数k的量纲与反应的级数有关四、反应级数各反应物浓度方次之和(a+b+

)称为该反应的级数五、阿伦尼乌斯公式

反应速率k的对数与温度T的倒数有线性关系或Ea:活化能A:

指前因子特点：1）催化剂改变了反应历程，降低反应活化能。

2）催化剂同时改变正逆反应的速率，缩短达

到平衡所需的时间，不影响化学平衡。3）催化剂有选择性。4）杂质起助催化剂或毒物的作用。5）反应过程中催化剂本身会发生变化。六、催化剂七、可逆反应与化学平衡uu逆u正tu正=u逆气相可逆反应水溶液中可逆反应标准平衡常数Q<Kθ

ΔrGm<0反应正向自发进行Q>Kθ

ΔrGm>0反应逆向自发进行Q=Kθ

ΔrGm=0反应达平衡Kθ与Q的关系八、van’tHoff等温式aA(g)+dD(g)==gG(g)+hH(g)化学平衡的移动

1.浓度对化学平衡的影响2.压力对化学平衡的影响3.温度对化学平衡的影响第四章物质结构简介一、物质结构理论微观粒子不能同时有确定的位置和动量。位置越精确(Δx↓),动量越不精确(Δpx↑)。动量越精确(Δpx↓),位置越不精确(Δx↑)。

或式中：是波函数，(x,y,z)是空间坐标x,y,z的函数。E是总能量；V是势能；m是微粒的质量二、波函数三、原子轨道与电子云角度分布图比较图形状较“瘦”为正值图形状较“胖”为正、负值不同伸展方向相同形状相似相同Y2(,)Y(,)角度分布函数电子云原子轨道名称四、核外电子运动状态n,m,l三个量子数可确定一个原子轨道ψ(n,l,m)n,l,m,ms四个量子数确定一个电子的运动状态.n,l相同的原子轨道，能量相同，称为简并轨道。每个电子层的亚层数=n值每个电子亚层的轨道数为（2l+1)个每个电子层的轨道总数为n2个，最多容纳2n2个电子1.四个量子数1)主量子数n

2)角量子数l3)磁量子数m4)自旋量子数ms电子层（K,L,M…）原子轨道或电子云形状（s,p,d,f）同一亚层原子轨道的伸展方向电子的自旋运动（+1/2，-1/2）

n>l≥m

五、原子核外电子的排布⑴Pauli不相容原理:

在同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子存在。于是每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。⑵最低能量原理：在不违反Pauli不相容原理的前提下,电子总是尽先占据能量最低的轨道，使原子的能量处于最低状态。⑶Hund规则：在等价轨道上，电子总是尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。特例：在等价轨道上，电子处于全充满(p6

、d10、f14)、半充满(p3

、d5

、f7)和全空(p0

、d0

、f0)时，原子能量较低，体系较稳定。电子填充顺序为：1s，2s2p，3s3p,4s3d4p，5s4d5p，6s4f5d6p···元素周期系周期短周期（一，二，三）长周期（四，五，六，七）族主族(IA---VIIA,0)原子最后一个电子填外层ns、np轨道副族(IIIB---IIB,IB)最后一个电子填在(n-1)d或(n-2)f轨道上主族元素原子半径减小1.原子半径的周期性变化原子半径增大各周期末尾稀有气体的半径较大，是VanderWaals半径。六、元素基本性质的周期性

电离能的大小决定于原子核的核电荷数、原子半径、电子层结构。

2.电离能在周期表中递变规律同一周期主族元素，从左到右，I1增大。具有半充满或全充满电子结构的元素I1较大。

同一主族，从上到下，I1减小。原子在分子中吸引成键电子的能力。电负性越小，元素金属性越强，非金金属越弱

。

3.电负性χ>2.0为非金属元素χ<2.0为金属元素同一主族，从上到下，

χ

减小同一周期，从左到右，

χ

增大应用:（1）判断金属性和非金属性强弱（2）判断化学键的类型和极性副族元素有些例外七、共价键

键

键“头碰头”“肩并肩”

s-ss-pxpx-pxpy-pypz-pz沿键轴呈圆柱型对称镜面反对称键型电子云形状

成键轨道重叠方式EB

Ee

杂化轨道大低小高1.类型

非极性键

=0极性键

>0共价键2.键的极性和分子的极性非极性分子μ=0①分子中键均为非极性键②有极性键,但分子结构对称极性分子分子结构不对称μ>0+-+-OHH+q-qd偶极矩μ=d.q八、杂化轨道理论杂化类型轨道数轨道夹角分子构型

sp2180º直线型sp23120º平面三角型

sp34等性109º28´正四面体

不等性107º18´三角锥型

104º45´V型九、分子间作用力和氢键1.分子间力取向力诱导力色散力非极性分子极性分子2.氢键

X与Y可以相同，也可以不同强极性键氢键X—H……Y

X、Y：半径小,电负性大,Y具有孤对电子F、O、N第五章分析化学导论

一、分析化学概述二、定量分析中的误差1)系统误差A.方法误差B.仪器和试剂误差C.操作误差2)偶然误差——随机误差3)过失误差1）绝对偏差

简称“偏差”绝对偏差=个别测定值－算术平均值有正、负即2）相对偏差有正、负3）平均偏差

4）相对平均偏差三、偏差

四、滴定分析法1.滴定分析法概述1)滴定分析法2)标准溶液3)滴定4)化学计量点5)滴定终点6)终点误差2.滴定方式①直接滴定法②返滴定法③置换滴定法④间接滴定法第六章酸碱平衡和酸碱滴定法

凡能给出质子的分子或离子称为酸凡能接受质子的分子或离子称为碱

共轭关系共轭酸碱对一、酸碱定义=[c(H+)/cq]·[c(OH-)/cq]二、酸碱平衡的移动

平衡浓度c(1-α)cαcα当<5%时Kaө=c2稀释定律1.浓度对酸碱平衡的影响2.同离子效应和盐效应同离子效应在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质电离度减小的现象叫做同离子效应

盐效应（异离子效应）由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度，使溶液中离子间的相互作用增强，离子结合为分子的机会减小，即分子化速度降低，平衡向离解的方向移动，离解度增大。

cKө≥20Kwө

时，忽略水的电离当α<4.4%或c/Kө≥500时一元弱酸（碱）B:HA:三、酸碱溶液pH值的计算

多元弱酸Ka1ө

＞＞Ka2ө

＞＞Ka3ө

，c(H+)主要决定于第一步电离，c(H+)计算同于一元弱酸:多元弱酸（碱）c/Ka1ө≥500时两性物质HA-:四、缓冲溶液能抵抗外加少量强酸、强碱或水的影响，保持pH基本不变的溶液。缓冲溶液的组成：弱酸及其共轭碱弱碱及其共轭酸

pH=pKa+lgCb/Ca

pH=pKw-pKb+lgCb/Ca

缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKaө

（pKbө

），其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。缓冲范围：pKa±1或

pKb±1（1）当共轭酸碱对的浓度相等时，溶液总浓度越大，缓冲能力越强。

（2）缓冲溶液总浓度一定时，共轭酸碱对的浓度相等时，即pH=pKaө

(或pOH=pKbө)时，缓冲能力最大。

（3）缓冲溶液具有一定的缓冲范围：

c(酸)/c(碱)=1/10~10/1时，溶液具有有效缓冲能力，这时pH=pKaө

1或pOH=pKbө

1缓冲容量：单位体积缓冲溶液的pH值改变极小值所需的强酸或强碱的量。五、酸碱滴定法的应用双指示剂法混合碱的分析OH-H+H2OH+H2OCO32-V1mlHCO3-V2ml

H2O+CO2

酚酞

甲基橙1)烧碱中NaOH与Na2CO3含量的测定2)纯碱中Na2CO3与NaHCO3含量的测定3)未知碱样的组成判断

V1和V2体积的变化试样的成分V1≠0

V2＝0NaOHV1＝0V2≠0

NaHCO3V1＝V2≠0Na2CO3

V1＞V2＞0NaOH＋Na2CO3

V2＞V1＞0Na2CO3＋NaHCO3第七章沉淀溶解平衡和沉淀测定法一、难溶电解质的溶度积1.溶度积

沉淀溶解平衡常数平衡时

一定温度下，难溶电解质饱和溶液中各离子浓度（活度）以其计量系数为指数的乘积为一常数2.溶解度与溶度积的关系：Kspө的大小反应难溶电解质的溶解能力溶解度（s）：一定温度下，1升难溶电解质

饱和溶液中所含溶质的量，是浓度的一种形式。单位：g·L-1;mol·L-1

AD型:Kspө

=s2A2D或AD2型:Kspө

=s(2s)2=4s3

条件：1）难溶电解质离子在溶液中不发生任何化学反应

2）难溶电解质要一步完全电离

难溶电解质AmDn溶液中，离子积QB=c´m(An+)·c´n(Dm

-)（1）QB<Kspө时，不饱和溶液，无沉淀生成；若体系中有沉淀存在，沉淀将会溶解，直至饱和（2）QB=Kspө

时，饱和溶液，处于沉淀 溶解平衡状态；（3）QB>Kspө

时，过饱和溶液，有沉淀 出，直至饱和3.溶度积规则溶度积规则二、沉淀的生成和溶解

在难溶电解质饱和溶液中加入含有共同离子的易溶强电解质，使沉淀溶解平衡向着沉淀的方向移动，沉淀溶解度降低。1.同离子效应

在难溶电解质饱和溶液中加入强电解质，使难溶物的溶解度略有增大。2.盐效应

3.分步沉淀

向离子混合溶液中慢慢滴加入沉淀剂，离子分先后被沉淀的现象。4.竞争平衡这种在溶液中有两种平衡同时建立的平衡称为竞争平衡。——竞争平衡常数Kj第八章配位化合物与配位滴定法一、配位化合物的组成与命名①先无机配体，再有机配体。其中，先命名阴离子再中性分子。先简单后复杂。②同类配体，按配位原子元素符号的英文字母顺序先后命名。遵循无机化合物命名规则：某化某、某酸某、某合某等。

配位数（中文数字）→配体名称→“合”→中心离子（原子）名称→中心离子（原子）氧化数（在括号内用罗马数字注明），中心原子的氧化数为零时可以不标明，若配体不止一种，不同配体之间以“·”分开。

带倍数词头的无机含氧酸阴离子配体和复杂有机配体命名时，要加圆括号，如三（磷酸根）、二（乙二胺）。有的无机含氧酸阴离子，即使不含有倍数词头，但含有一个以上直接相连的成酸原子，也要加圆括号，如（硫代硫酸根）。

二、配位平衡1.配位平衡常数Cu2++4NH3

⇌[Cu(NH3)4]2+

配合离解1)稳定常数(stabilityconstant)同类型配离子可用比较稳定性。2)不稳定常数(instabilityconstant)配离子的生成或离解是逐级进行的。3)逐级稳定常数(stepwisestabilityconstant)M+L⇋MLML+L⇋ML2MLn-1+L⇋MLn4)累积稳定常数将逐级稳定常数依次相乘，得各级累积稳定常数。显然2.配位平衡移动1)配位平衡和酸碱平衡①配体酸效应→加酸降低配体稳定性[FeF6]3-⇌Fe3++6F-+6H+

⇌6HF平衡移动方向[FeF6]3-⇌Fe3++6F-K1=1/Kθf6F-+6H+⇌6HFK2=1/(Kaθ)6②配体碱效应→加碱降低配体稳定性[FeF6]3-⇌F-+Fe3++3OH-Fe(OH)3竞争平衡：[FeF6]3-+3OH-⇌Fe(OH)3+6F-Kjθ=1/(·Kspθ)⇌2)配位平衡与沉淀平衡①沉淀转化为配离子AgCl+2NH3

⇌[Ag(NH3)2]++Cl-②配离子转化为沉淀[Ag(NH3)2]++Br-

⇌AgBr+2NH3Kj=1/(KspθKfθ)3)配位平衡与氧化还原平衡[Fe(SCN)6]3-

⇌Fe3++6SCN-+Sn2+Fe2++Sn4+2Fe3++2I-

⇌2Fe2++I2+12F-2[FeF6]3-⇌⇌4)配位平衡之间的移动[Fe(SCN)6]3-

⇌6SCN-+Fe3+6F-+[FeF6]3-[Fe(SCN)6]3-+6F-

⇌[FeF6]3-+6SCN-Kj=Kfθ(生成配合物)/Kfθ(反应配合物)⇌三、螯合物由多齿配体与中心离子或原子以配位键形成的具有环状结构的配合物。Cu2++2CH2－NH2－CH2－NH2=CH2－NH2CH2－NH2NH2－CH2NH2－CH2Cu2+特点：具环状结构。四、配位滴定法1.配位滴定法常称为EDTA滴定法H6Y2+

⇌H++H5Y+H5Y+

⇌H++H4Y

H4Y⇌H++H3Y-H3Y-

⇌H++H2Y2-H2Y2-

⇌H++HY3-HY3-

⇌H++Y4-pH＜0.90

0.90~1.60

1.60~2.0

2.0~2.67

2.75~6.16

6.16~10.26

＞10.26

主要型体H6Y2+

H5Y+

H4Y

H3Y-

H2Y2-

HY3-

Y4-2.EDTA配位平衡1)配合物的稳定常数M+Y=MYMY稳定性与金属离子的关系A.

碱金属离子的配合物最不稳定，lgKMY=8~11。B.

过渡元素、稀土元素、Al3+的配合物稳定性较高，

lgKMY=15~19。C.

三价、四价金属离子和Hg2+的配合物稳定性很高，

lgKMY＞20。2)配位反应的副反应系数①酸效应系数αY(H)(滴定剂Y的副反应系数)M+Y=MY＋H+

－H+⇌HY、H2Y···H6YC(Y′)：未与M配位的滴定剂的各物种的总浓度C(Y)：游离的滴定剂浓度（有效浓度）②金属离子M的副反应系数αMA.其它配位剂的配位效应B.水解效应如同时考虑两种情况，αM=αM(L)+αM(OH)－1③配合物MY的副反应系数αMY酸度较高时：MY+H=MHY碱度较高时：一般在计算时可忽略αMY3)配合物的条件稳定常数多数情况下：3.配位滴定的基本原理1)配位滴定曲线①滴定前②滴定开始至化学计量点前③化学计量点时④化学计量点后2）影响滴定突跃的因素A.金属离子浓度，浓度越大，突跃越大。B.条件稳定常数，KMYθ´(MY)越大，突跃越大。C.pH值的影响：pH值越小，αY（H）越大，

KMYθ´越小，突跃越小。反之，突跃增大。

但pH值太大，水解程度大，KMYθ´反而越小。3)准确滴定的条件设被测金属离子的浓度为c(M)，已知滴定分析允许的终点误差为±0.1%。则在滴定至终点时：c(MY′)≥0.999c(M)，c(M′)≤0.001c(M)，c(Y′)≤0.001c(M)EDTA准确直接滴定单一金属离子的条件：4)酸效应曲线lgKMYθ´=lgKMYθ-lgαY（H）≥8lgαY(H)=lgKMYθ-8

与lgαY(H)对应的pH值(可查表)即为滴定单一金属离子的最高允许酸度(也即最低允许pH值)。①滴定允许的最高酸度②酸效应曲线以金属离子lgKMYθ值和相应的lgαY(H)值对最低pH值作图，所得曲线即为EDTA的酸效应曲线。可以找出各金属离子滴定时的最高酸度即最低pH值。如Fe3+pH＞1，Zn2+pH＞4。可以看出哪些离子有干扰。可以利用控制溶液酸度的方法进行分别滴定。如Fe3+。lgKMY＞20，可在强酸性(pH=1~5)溶液中滴定;lgKMY=15~19，可在弱酸性(pH=3~7)溶液中滴定;lgKMY=8~11，则必须在弱碱性(pH=7~11)溶液中滴定。③滴定允许的最低酸度（即最高pH值）问题：酸度越低，lgKMYθ´越大于8，对准确滴定是否越有利？滴定单一金属离子的最低酸度可根据氢氧化物M(OH)n的溶度积Kspθ来计算。④滴定pH范围选择A.根据最高、最低酸度选择适宜的pH范围。B.选适当缓冲溶液控制滴定过程中的pH值。第9章氧化还原反应与氧化还原滴定法一、基本概念反应物电子得失发生反应氧化数变化

呈现性质物质氧化剂得还原降低氧化性活泼非金属高价离子还原剂失氧化升高还原性活泼金属低价离子1.氧化与还原2.氧化还原半反应Cl2+2KI==2KCl+I2Cl2+2e==2Cl-2I--2e==I2氧化还原半反应氧化还原半反应式中，氧化数较高的物质称为氧化型物质，氧化数较低的物质称为还原型。3.氧化还原电对同一元素的氧化型和还原型构成的共轭体系用“氧化型/还原型”表示。例：Cl2/Cl-,I2/I-氧化还原电对的书写形式与反应式有关。半反应电对MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OMnO4-/Mn2+MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH-MnO4-/Mn2O二、电极电势1.原电池1)电极反应与电池反应电极反应：负极：Zn-2e=Zn2+

正极:Cu2++2e=Cu原电池总反应（电池反应）：

Zn+Cu2+==Zn2++Cu2)原电池符号(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)1）左边表示负极，右边表示正极2）“|”表示界面，“||”表示盐桥3）c1,c2表示各溶液浓度，若有气体，注明气体分压。4）某些电极插入惰性电极，也要表示出来。凡有参加氧化还原反应及电极反应的物质有的自身虽无发生氧化还原反应，在原电池符号中仍需表示出来。2.电极电势在金属和溶液之间产生电位差（金属进入溶液中，金属带多余的负电荷。金属离子回到金属表面，带正电。），这种产生在金属和盐溶液之间的电势叫金属的电极电势。用j

表示1)电极电势的产生

2)电动势

组成原电池两个电极的平衡电极电势差称原电池电动势用符号E表示：标准条件下：3)标准氢电极和标准电极电势Pt,H2(100kPa)|H+(1mol.kg-1)标准氢电极规定:电极标准2H++2e=H2氧化还原反应进行的方向：

jθ大的氧化型物质+jθ小的还原型物质

→jθ小的氧化型物质+jθ大的还原型物质3.原电池的电动势和自由能变化的关系等温等压下，体系吉布斯自由能的减少，等于体系所做的最大有用功。在电池反应中，如果非膨胀功只有电功一种，那么反应过程中吉布斯自由能的降低就等于电功，即：

ΔG＝－Wr

＝－nEF

当电池中所有物质都处于标准态时，电池的电动势就是标准电动势Eq，即ΔGθ＝－nEθF

十分重要关系式(F=96485C.mol-1,FaradayConstant)判断氧化还原反应进行的方向：

定温定压时：

氧化还原反应总是在较强的氧化剂和较强的还原剂之间发生，故j

值大的电对中的氧化型可以与j

小的电对中的还原型反应。即即即正反应自发平衡状态逆反应自发

如果在标准状态下，则用Eθ或φθ进行判断：当Eθ>0即φθ+>φθ－正反应能自发进行当Eθ＝0即φθ+＝φθ－反应达到平衡当Eθ<0即φθ+<φθ－逆反应能自发进行三、影响电极电势的因素及电极电势的应用1.Nernst公式(

~c,

~p,

~pH的关系)aOx+ne=bRed298K时

1)电极反应中固体，纯液体不写入公式。

2)对气体，以相对压力代入公式。

3)除氧化态、还原态物质外，参加电极反应的其它物质（如H+、OH－）浓度也应写入。