高中化学-第五章电化学竞赛竞赛教案

第五章电化学电化学：研究电能学能与化学能之间相互转化规律以及转化过程中有关现象的科学。或研究化学现象与电现象之间关系的学科。在物理化学中，电化学占有特别重要的地位，其涉及领域极为广泛，从生产实践一直到自然科学的各个组成部分，经常牵连到电化学问题。电化学在国民经济中起着重要的作用。在近代，随着电化学的发展，它与其它学科相互渗透，出现了生物电化学、环境电化学等新的领域。通过一定的装置，可将电能转化为化学能，也可将化学能转化为电能。将电能转化为化学能的装置————电解池。将化学能转化为电能的装置————原电池。电极：在电化学装置中，分别进行氧化过程与还原过程的部分称为电极。电化学装置的电极命名法：电势（位）高者称为正极，电势（位）底者称为负极；发生氧化反应的极为阳极，发生还原反应的极为阴极。一般来说，对原电池以正负极命名；对电解池以阴阳极命名。对应关系：正极负极原电池阴极阳极电解池阳极阴极电化学包括三部分内容：(1)电解质溶液（2）可逆电池的电动势（3）电解与极化§5-1电解质溶的导电机理及法拉第定律电解质溶液—实现化学能与电能相互转化过程的介质（通常称作第二类导体）。一、电导机理：第一类导体：金属（靠自由电子的定向迁移）。第二类导体：电解质溶液或熔融的电解质。（1）离子的定向迁移（2）电极反应例如：图7-1（电解池）左电极：2H++2eH2右电极：2Cl-–2eCl2若为原电池，则：左电极：H2+–2e2H+右电极：Cl2+2e2Cl-–由以上两种情况得出：由于离子的迁移和电极反应的发生，使得电子的转移构成了回路。二、法拉第（Farady）定律1833年，Farady在研究电解作用时，从实验归纳出一个定律——法拉第定律。该定律不论是对电解反应还是电池反应都是适用的。其内容是：（1）给定电极上发生化学变化的（起作用的）物质的质量与通过的电量成正比。例如：反应Cu2++2e→Cu↓消耗两个电子,可得到一个铜原子.。消耗四个电子,可得到二个铜原子.。以此类推，电极上每变化（1/Z）mol的任何物质，所通过的电量为一常数：(MZ++Ze→M)以F表示1mol电子的携带电量的绝对值，则：F=Le=6.023×1023×1.6022×10-19=96484.6(c.mol-1)≈96500(c.mol-1)F称法拉第常数。（2）将几个电解池串联，通入一定电量后，在个电解池的两极上发生化学变化的物质的量（zn）相同。［注：（zn）表示出现在电极反应式中的电子计量系数。法拉第定律可写作：Q=znF（5－1）所沉淀物质的质量：m=Q.M/zF（5－2）M为的摩尔质量。在实际电解时，电极上常发生副反应或次级反应，例如：电极上进行的金属离子的还原反应时，除金属离子的还原外，同时还可能发生氢离子的还原反应。所以要在电极上析出一定量的某一种物质时，实际上所消耗的电量要比按照法拉第定律计算所需要的电量多一些，此二者之比称作电流效率。或：例题：有10×10cm2的金属片，需要在两面都镀上一层0.05mm厚的Ni。已知金属Ni的密度为8.9g.cm-3，假设电镀时Ni能均匀的分布在金属片的两面，该电流效率为96.0%。试求要得到上述厚度的镍层时，用2.0安的电流强度需要通过多少时间？（镀液中的镍是二价离子）（忽略了金属片的侧面积）§5-2可逆电池电动势使化学能→电能的装置：称为原电池（简称电池）。由热力学知：（）T，P△rGT，P=Wf，max当非体积功只有电功一种时，则△rGT，P=EQ=ZEF（5—3）E为可逆电池电动势。Z为电池反应式中电子的转移数（即电子的计量系数，无量纲）。可逆电池和不可逆电池可逆电池必须具备的条件（充分必要条件）（1）放电反应与充电反应互为逆反应。（电池放电后，再进行充电，电池必须完全恢复原状）例如：铅蓄电池Pb+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O单聂尔（Daniell）电池（图3-1）：Zn+CuSO4Cu+ZnSO4(2)满足热力学可逆：(接近平衡状态）当电池充电或放电时，满足E=E外±dE，通过的电流无限小,不会有电能不可逆地转化为热的现象发生。即可电池充电或放电时，不仅物质的转变是可逆的而且能量的转变也是可逆的。凡是能同时满足上述两个条件的电池均为可逆电池。凡是不能同时满足上述两个条件的电池均为不可逆电池。例如：右图电池E﹥E外时：Zn极：Zn–2eZn2+Cu极：2H+2eH2放电反应：Zn+2H+Zn+H2E﹥E外时Zn极：2H++2eH2Cu极：Cu–2eCu2+充电反应：Cu+2eCu2++H2充放电不为逆反应，所以该电池不是可逆电池。当丹尼尔电池的E与E外相差很大时，也不是可逆电池。二、可逆电极的类型及电极反应：1、金属电极：将金属进入含有该金属离子的溶液中所成的电极。例如：Cu|Cu2+（a）：负极反应：Cu–2e→Cu2+（a）正极反应：Cu2+（a）+2e→Cu又如：Na（Hg）（a）|Na+（a2）：负极反应：Na（Hg）（a1）-e→Na+（a2）+Hg（l）正极反应：Na+（a2）+Hg（l）+e→Na（Hg）（a1）（该电池对阳离子可逆）2、气体电极：一种单质气体与其离子间以惰性金属作为电子导体所构成的电极。例如：（Pt）H2|H+（a）负极反应：H2-2e→2H+（a）正极反应：2H+（a）+2e→H2（Pt）Cl|Cl-（a）负极反应：2Cl--2e→Cl2正极反应：Cl2+2e→2Cl-（a）3、非金属—非气体电极：例如：（Pt）Br2|Br-（a）负极：2Br-（a）-2e→Br2（l）正极：Br2（l）+2e→2Br-（a）以上三种电极称为第一类电极。（单质ne离子）4、金属电极及其难溶盐电极：将金属表面覆盖一层其难溶盐，然后再浸入含有与该种盐具有相同负离子的溶液中而成。例如：Ａg+AgCl|Cl-，Ag+AgI|I-，Hg+Hg2Cl2|Cl-（这类电极是对阴离子可逆的电极。）以Ag+AgCl|为例：作负极：（í：Ag(s)-e→Ag+ìì:Ag++Cl-→AgCl(s))Ag+Cl--e→AgCl(s)作正极：AgCl(s)+e→Ag(s)+Cl-5、金属及其难溶性氧化物电极：将金属覆盖一层该金属的氧化物，然后浸入含有H+或OH-的溶液中而构成。例如：电极Hg+HgO|H+作正极：HgO+2H++2eHg+H2O；作负极：Hg+H2O–2eHgO+2H+；电极Hg+HgO|OH-作正极：HgO+H2O+2eHg+2OH-作负极：Hg+2OH-–2eHgO+H2O这类电极是对OH-或H+可逆的电极4.5电极称为第二类电极6、氧化－还原电极：（第三类电极）将一惰性金属片插入含有两种不同价态的离子溶液中所构成的电极。例如：Pt|Fe2+,Fe3+Pt|Sn2+,Sn4+Pt|Cu+,Cu2+Pt|Cr2+,Cr3+等以Pt|Fe2+，Fe3+为例：作负极：Fe2+–eFe3+；作正极：Fe3++eFe2+§5-3电池表示式与电池反应“互译”的一般方法一、可逆电池的书写方法：1.发生氧化作用的负极写在左方，发生还原作用的正极写在右方。2.以化学式表示电池中的各种物质的组成，并注明物态（固(s)、液(l)、气(g)）温度和压力（特别对气态）（如不写明，一般指298K.1atm)两极间的溶液注明浓度(或活度)。3.以单竖线“|”表示不同的接界（包括不同溶液间的接界。或浓度不同的同种溶液），盐桥以“||”表示。（单竖线也可以逗号表示。同一溶液中不同价型的同一金属离子以逗号隔开）。4.气体不能直接作电极，必须依附于不活泼的金属（如Pt等）（有时金属可以略去不写，气体必须注明压力）例如：298K.1P丹尼尔电池可以表示成：Zn（s）|ZnSO4（m！）||CuSO4（m2）|Cu（s）298K由两个H2电极组成的单液浓差电池：（Pt）H2（1P）|HCl（m）|H2（0.1P）（Pt）二、电池表示式与电池反应“互译”的一般方法：1、由电池表示式写电池反应：负极反应+）正极反应电池反应2、由化学反应设计电池所给反应中各有关元素的价态在反应前后有变化例：Zn（s）+Cd2+→Zn2++Cd（s）Zn（s）-2e→Zn+氧化作用作负极Cd2++2e→Cd还原作用作正极∴电池为Zn（s）|Zn2+‖Cd2+|Cd（s）复核：负极反应Zn（s）-2e→Zn2+正极反应Cd2++2e→Cd（s）电池反应Zn（s）+Cd2+→Zn2++Cd（s）所反应中各有关元素的价态反应前后无变化例如：Ag++I-→AgI（s）首先确定一个电极，容易看出，负极反应为：Ag+I-→AgI（s）正极反应为：Ag++I-→AgI（s）-）Ag（s）+I-→AgI（s）+eAg++e→Ag（s）∴电池为Ag—AgI（s）|I-‖Ag+|Ag（s）复核：（略）§5-4可逆电池热力学因为ΔrGm=-ZEF在标准状态下，则（1J=1伏特.库仑=1伏.安培.秒）ΔG=-ZEF（5-4）若电池反应为：dD+eE=gG+hH则（5－5）Ｅ：可逆电池的标准电动势，定温下为常数（5－5）式表示出电池反应中物质活度与Ｅ的关系，称作电动势的能斯特方程。又(5-6)注：i：从(5-5).(5-6)式看出：电池反应式的系数对电池的Ｅ和Ｅ没有影响。所以书写电池反应时，可以设想有整数个F的电流通过。ii：从E可计算Ka。将ΔG=-ZFE等压下对T求偏微商得：：称作电动势的温度系数。即等压下E随T的变化率。又（5-7）由温度系数可求电池反应的ΔS。（5-8）又；（5-9）（5-10）由E（或E）及温度系数可求ΔH（或ΔH）又∵(5-11)分析：若则QR>0从环境吸热。若则QR<0向环境放热。若则QR=0与环境没有热量交换。例1.(甲)求得298K时,下列电池电动势的温度系数.H2(P)|H2SO4(0.01m)|O2(P).已知该电池的电动势E为.228伏,H2O(l)的生成热为-286.06KJ.mol-1。(乙)求273K时该电池的电动势，假定273K及298K之间电动势的温度系数不变。解：（甲）负极反应正极反应电池反应又（乙）因为温度系数亦为常数，所以=1.228-8.529×10-4×（273-298）=1.249（V）§5-5电极电势和电池电动势一、电极电势的能斯特公式和标准电极电势将电池电动势E看为两个电极的电极电势之差，设电池中右电极的电极电势为右，左电极电极电势左，则，E=右-左（5-12）注：有液体接界电势E=右-左（5-13）时不能用此式例如：电池（Pt）H2(PH2)|H(aH+)‖Cu2+(aCu2+)|Cu负极反应：正极反应：电池反应：=(Cu2+|Cu-H+|H2)-推广到任意电极：[氧化态]+2e→[还原态]=（5-14）电极反应的一般形式：电极还原电势的通式为：（5-15）该式称作电极电势的能斯特公式。注意：①不管某电极在电池中发生的氧化还是还原反应，其电极电势均接（5-15）式计算。此电极电势称为还原电势。②φ：标准电极电势，P压力下物质活度为1时的电极电势，取决于物质的本性和温度。（之值在25℃时为0.05916）二、标准氢电极：为了得到各种电极的φ,便于计算E，可以选定某一电极的电极电势为零作为相对标准。国际斯德歌尔摩规定：任意温度下（Pt）H2(P)|H+（aH+=1）的φH+|H2=0该电极的制备：即把镀有铂黑的铂片浸入aH+=1的溶液中，并以PH2=P的干燥H2冲击铂电极而成。（-）标准氢电极‖待测电极（+）(1953年，国际统一规定，以标准氢电极为负极，待测电极为正极，则电池电动势的数值和符号就是待测电极电极电势的数值和符号)例如：25℃时(Pt)H2(1atm)|H+()‖Zn2+()|ZnE=-0.7924V25℃常见电极的列于热力学手册或物化教材附录中。注：是温度的函数（标准氢电极除外）（∵ΔG是温度的函数）三、参比电极以氢电极为标准电极测定电动势时，在正常情况下，电动势可以测得非常准确（精确度可达0.00001伏），但氢电极在制备过程中和使用过程中要求很严格，溶液中不能有氧化性物质存在，铂黑表面易被玷污，离子活度必须十分精确度等，常常并不直接使用氢电极，而是用一种易于制备、使用方便、电位稳定的电极作为二级标准，称为参比电极，它的电极电势与氢电极相比较而得到精确数值。常用的参比电极甘汞电极（Hg2Cl2(氯化亚汞)电极Hg-Hg2Cl2|Cl-银-氯化银电极Ag-AgCl|Cl-甘汞电极的电极反应为：作负极2Hg+2Cl—2e→Hg2Cl2(s)作正极Hg2Cl2(s)+2e→2Hg(l)+2Cl-因为纯固体a=1则，T=298K时甘汞电极所用的溶液为KCl溶液，共分为三种类型：（饱和甘汞电极，摩尔甘汞电极，0.1mol.dm-3甘汞电极）。KCl浓度(mol.dm3）电极上的还原反应电极电势0.11.0饱和Hg2Cl2(s)+2e→2Hg(l)+2Cl-aCl-随KCl浓度不同而不同333728010.2412§3-6可逆电池电动势的计算基本公式：（1）(2)一、单液化学电池：例如：298K(Pt)H2(g,0.1)|HCl(m=0.001,γ±=0.9)|Cl2(0.2)(Pt)负极反应：正极反应：电池反应：查表知二、双液化学电池：例如：求下列电池在298K时的电动势。Cu(s)|Cu2+(a=0.1)‖H+(a=0.01)|H2(0.9P)Pt解：负极：Cu(s)-2e→Cu2+(a=0.1)正极：2H+(a=0.01)+2e→H2(0.9P)电池反应：Cu(s)+2H+(a=0.01)→Cu2+(a=0.1)+H2(0.9P)例题5-2：已知25℃时,Ag(s)｜Ag2O(s)｜OH-和Pt,O2(s)｜H2O(l),OH-两电极的标准还原电极电势分别为0.344V和0.401V;Ag2O(s)的标准生成焓△fH=-30.56KJ/mol;大气压为1atm,空气中氧气的摩尔分数为0.21（1）把Ag2O(s)在空气中分解反应Ag2O(s)→2Ag(s)+O2(g)组成电池,并写出电极反应;(2)求Ag2O(s)在空气中的分解温度。解：(1)Ag2O(s)在空气中的分解反应为：Ag2O(s)→2Ag(s)+O2(g，0.21P),=把Ag2O(s)在空气中的分解反应设计成电池为Pt,O2(g,0.21P)│OH-│Ag2O—Ag（s）负极反应：2OH--2e→O2(g，0.21P)+H2O（l）正极反应：Ag2O（s）+2e+H2O（l）→2Ag（s）+2OH-电池反应：Ag2O(s)→2Ag(s)+O2(g，0.21P)=0.344–0.401=-0.0570V=0.0118（2）设△H为常数,Ag2O(s)在空气中的分解温度为T,则又因为△H=-30.56kJ.mol-1所以T=423.7K即Ag2O(s)在空气中的分解温度为423.7K。三、单液浓差电池：（电极浓差电池、第二类浓差电池）特点：在同一溶液中插入种类相同，而浓度不同的两个电极所组成的浓差电池。例如：（Pt）H2(P1)|H+(a)|H2(P2)(Pt)正极：H2(P1)-2e→2H+(a)负极：2H+(a)+2e→H2(P2)电池反应：H2(P1)→H2(P2)P1>P2时，E>0又如：Zn(Hg)(a1)|ZnSO4|Zn(Hg)（a2）负Zn(Hg)(a1)-2e→Zn2+(aZn2+)+Hg(l)正Zn2+(aZn2+)+Hg(l)+2e→Zn(Hg)(a2)电池反应：Zn(Hg)(a1)→Zn(Hg)(a2)a1>a2时,E>0汞齐电极比纯金属电极相对稳定，受杂质的影响较金属为小。四、双液浓差电池例如：M|M+(a1)‖M+(a2)|M负极：M–e→M+(a1)正极：M+(a2)+e→M电池反应：M+(a2)→M+(a1)a2>a1,E>0若电池为：M|M-(a1)‖M-(a2)|M,则负极:M-(a1)-e→M正极:M+e→M-(a2)电池反应：M-(a1)→M-(a2)a1>a2,E>0双联浓差电池：如Na(Hg)(aNa)|NaCl(m)|AgCl(s)+Ag—Ag+AgCl(s)|NaCl(m’)|Na(Hg)(aNa)左电池:负:Na(Hg)(aNa)→Na+（m）+e+Hg(l)正:AgCl(s)+e→Ag(s)+Cl-(m)电池反应：Na(Hg)(aNa)+AgCl(s)→Ag(s)+Na+（m）+Cl-(m)+Hg(l)右电池:负:Ag(s)+Cl-(m’)-e→AgCl(s)正:Na+(m’)+e+Hg(l)→Na(Hg)(aNa)电池反应:Ag(s)+Na+(m’)+Cl-（m’）+Hg(l)→Na(Hg)(aNa)+AgCl(s)双联电池的总反应：NaCl(m’)→NaCl(m)25℃时五、某些电极电势的互换关系：1.余者类推。2、同一金属不同氧化态的还原电势之间的关系。设某金属元素M具有a.b.c三种氧化态，则(1)Ma+=Mb++(b-a)e(1)(2)Mb+=Mc++(c-b)e(2)(3)Ma+=Mc++(c-a)e(3)显然：（3）=（1）+（2）∴G(3)=G(1)+G(2)即(c-a)(3)F=(b-a)(1)F+(c-b)(2)F∴(c-a)(3=(b-a)(1)+(c-b)(2)例如：已知求(1)Fe3++e→Fe2+=0.771V(2)Fe2++2e→Fe=-0.440V(3)Fe3++3e→Fe=?可以看出：（3）=（1）+（2）则3=+2=-0.036（V）§3-7电动势测定的应用一、判断反应趋势：（）T.PE>0ΔG<0反应自发。E>0ΔG<0标准状态下反应自发。二、判断物质氧化还原能力的大小：例如，则在P下，反应Cu2+（）+H2（P）→Cu（）+2H+（）自发进行。三、判断物质氧化还原能力的大小：例如，则在P下，反应Cu2+（）+H2（P）→Cu（）+2H+（）自发进行。四、由、E可计算例题：25℃测得电池0.1mol.dm-3甘汞的E=0.127V，，求Hg2Br2的Ksp。解：-=+-E=0.337-0.127=0.2067(V)又而所以，即0.2067=0.788+0.05916lgKsp/2-0.05916lg0.1×0.7721五、测定溶液的pH：原则：选择一个对氢离子可逆的电极，以待测溶液为液相组成半电池，再与其他参比电再与其他参比电极组成电池。常用电极：氢电极醌氢醌电极玻璃电极例如：25℃,(Pt)H2(g,P)|溶液(pH)|0.1M甘汞=pH=(E-)/0.05916§5-8影响标准电极电势的因素一、络合剂、沉淀剂电极电势的影响根据能斯特方程，离子浓度改变时电极电势即变化。改变离子浓度的途径很多，反应进行时离子浓度会变化；稀释可以改变离子浓度；往体系中加入配位剂或沉淀剂，有配合物或沉淀生成时，离子浓度也会变化。例如：Cu2++2e=Cu0.337V[Cu(NH3)4]2++2e=Cu+4NH3-0.065VCu(OH)2+2e=Cu+2OH--0.224V电极电势的变化是由于Cu2+被NH3配位成[Cu(NH3)4]2+离子或被OH-离子沉淀为Cu(OH)2。虽然[Cu(NH3)4]2+、OH-、NH3的浓度都为标准状态1mol.dm-3,但是电极反应不同，游离的铜离子浓度改变了。（）铜离子浓度减少时，电势值减小。离子浓度减少越多，电势正值越小，负值越大，这意味着金属铜的还原性增强，Cu更容易变为Cu2+。即金属铜的稳定性减小，铜离子的稳定性加大。一般说来，由于沉淀或配合物的生成使氧化态的离子浓度减少时，电势值变小，还原态的还原性加大，稳定性减小，氧化态的氧化性减小，稳定性加大。若难溶化合物或配合物的生成使还原态的离子浓度减少时，结果则与上述正好相反。可以此衡量由于生成配合物或难溶化合物各种氧化态的稳定程度。二、离子浓度改变对氧化还原反应方向的影响非标准状态下对于两个电势比较接近的电对，仅用标准电势来判断反应方向是不够的，应该考虑离子浓度改变对反应方向的影响。例如：判断25℃2Fe3+十2I-＝2Fe2+十I2在标准状态下和[Fe3+]＝0．001mo1.dm-3,[I-]＝0．001mo1.dm-3,[Fe2+]＝1mo1.dm-3时的反应方向.解：在标准状态:12十2e2I—＝0．535VFe3+十eFe2+＝0．770V-=0.770–0.535=0.235V＞０反应方向为：2Fe3++2I-→2Fe2++I2在非标准状态:氧化剂＝＋=0.770＋=0.592V还原剂＝＋＝0.535＋=0.713V0.592-0.713=-0.121V＜0反应逆向进行:2Fe2++I2→2Fe3++2I-三、介质的酸度（pH）对氧化还原反应的影响在许多电极反应中，H+或OH-的氧化数虽然没有变化，却参与了电极反应。当它们的浓度改变时，对电极电势的影响如何？例如，重铬酸根和铬离子的电极反应，Cr2O72-十14H+十6e2Cr3+十7H20氢离子在氧化态中出现，参与了电极反应，反应后生成水。氢离子浓度和电极电势的关系，也可以用能斯特方程表示如下：＝＋如果将Cr2O72-和Cr3+都固定为1mol．dm-3，只改变H+浓度，其电极电势可计算如下：当[H+]＝1mol．dm-3时，=1.33V当[H+]＝2mol．dm-3时：=＋=1.33＋=1.37V当[H+]＝10-3mol．dm-3(pH=3)时：=1.33-=1.33-=0.916V在该电极反应中，由于氢离子浓度的指数很高，氢离子浓度甚至可成为控制电极电势的决定因素。同样会改变氧化还原反应方向。§5-9电解与极化作用一、分解电压据ΔGT.P≤Wf“＜”不可逆；“=”可逆；“＞”不能发生；原电池不可逆放电时,ZEF>ZVF，则：E>VV:电池不可逆放电时两极间的电位差。不可逆电解时：ZEF＜ZVF，则：V>E说明电池充电时，外加电压要大于该电池的电动势。分解电压：使某电解质溶液连续不断地发生电解时所必须的最小外加电压，称作该电解质溶液的分解电压。实验表明：对任一电解槽进行电解时，外加电压∝电流密度。例如：以Pt电极电解1mH2SO4水溶液阳极：H2O-2e→2H++1/2O2↑阴极：2H++2e→H2↑以电流I对电压E作图：如图9-2E分解处电压称作1mH2SO4溶液的分解电解(该值常不能重复，即位置不能很精确)，≈1.7V,取决于温度、电极材料、放电物质的本性。氢氧电池的电动势为1.229V，称作理论分解电压。为什么分解电压大于理论分解电压呢？是由于电极的极化的造成的。把某一电流密度下的电势φ与平衡电势φ平的之差值称为超电势（或过电势,取正值）称作超电势以η表示。η阴（或η-）=φ可逆-φ不可逆，阴η阳（或η+）=φ不可逆，阳-φ可逆（φ可逆亦可表示为φ平）电极电势随电流密度的变化曲线称作极化曲线。对原电池放电、电解池充电时，实验测定极化曲线如图9-5。对电解池：阴极是负极，阳极是正极，所以阳极电势高于阴极电势。E分解=φ不可逆，阳–φ不可逆,阴=E可逆+η阴+η阳对原电池：阴极是正极，阳极是负极，所以阴极电势高于阳极电势。E端=φ不可逆,阴-φ不可逆,阳=E可逆-η阴-η阳§5-3电解时电极上的反应外加电压加大到分解电压E分解的数值时：阴极：还原电势较大的物质首先进行还原反应。阳极：还原电势较小的物质首先进行氧化反应。阴＝可逆，阴-阴阳＝可逆，阳＋阳一、阴极反应：1、金属的析出与氢超电势：（一般电流密度较小时，金属的析出超电势较小，可忽略。）例如：25℃,用Pt电极电解ＡgNO3溶液（a=1）.阴极上可能发生的反应：(1)Ａg+(a=1)＋e→Ａɡ（s）(2)Ｈ+(a=10-7)+e→（）=-0.414伏所以首先进行（1）因为阴极上有Ag析出时所成的原电池的反电动势较小。析出Ag：E分=φ阳-（0.799）析出H2：E分=φ阳-（-0.414）又如：25oC,以Pt电极电解ZnSO4(0.1m)设,则设pH≈7,首先进行2H++2e→H2若改用铅作电极（I=1A/cm2时，）则,则首先进行Zn2++2e→Zn注意：若溶液中存在几种金属离子，确定析出次序时，氢的超电势要考虑在刚析出金属上的超电势。2、两种离子的同时析出：（二元合金镀层）Cu-Zn,Cu-Sn,Pb-Sn,Zn-Ni等共同析出的条件：φ1析=φ2析——调节浓度。（一般浓度不大，把m或c当作a对待）说明：要使φ1，析=φ2，析，并不能仅仅依靠调节浓度。例如：制备黄铜合金镀层（Cu-Zn合金），Cu2+与Zn2+的析出电势相差大约1v，仅靠调节浓度是不行的（因为浓度必须相差10-17倍），但溶液中加入CN-离子使其成为络离子Cu(CN)-3、Zn(CN)2-4,因这些络离子的析出电势较为接近，可以使铜与锌同时析出而形成合金。二、阳极反应：首先进行电势较低的反应。以惰性金属为电极时，只能是负离子放电。如：Cl-、Br-、I-及OH-氧化成Cl2、Br2、I2和O2,一般情况下，SO42-、PO43-、NO3-放电电势很高，水溶液中不能放电。如阳极材料为活泼金属（如常Cu、Zn等）应考虑电极的溶解。三、E分解的计算：例如：25℃以Pt为电极电解CuSO4(a=1)溶液，已知O2在Pt上的η=0.85V,H2在Cu上的η=0.23V,求开始E分解和H2析出时的E分解。(=0.337V,=0.401V,=1.229V)=0.401-0.05916lg10-7+0.85=1.665V==0.337V,=-0.414V可见,阳极首先是O2的析出,阴极是Cu的析出.E分解=1.665-0.337=1.328VH2在Cu上析出时的电极电势为=-0.644V此时E分解=1.665-(-0.644)=2.309V(即1.229+0.85+0.23)(-=-)四、隔膜法电解食盐水的电极反应阳极：石墨；阴极：Fe不考虑超电势时，阴极产物：H2，阳极产物：O2考虑超电势时，阴极产物：H2，阳极产物：Cl2阴极反应：2H++2e→H2（g）阳极反应：2Cl--2e→Cl2（g）（正因为有了超电势的存在，才实现了电解食盐水生产H2和Cl2的生产过程。这也是超电势存在的优点）电流效率=（实际产量/理论产量）×100%电压效率=(理论分解电压/实际槽电压)×100%电能效率=电流效率×电压效率=理论所需的电能/实际消耗的电能)×100%§3-10化学电源（实用的原电池）分类：（1）燃料电池；（2）蓄电池（二次电池）；（3）一次电池一、燃料电池（连续电池）即把燃料燃烧的化学反应组成电池，让化学能直接转变为电能。负极物质——天然燃料（C）或其他可燃物质，如氢，CH3OH，煤气等。正极物质——O2，（空气中的氧或纯氧）通常热电厂中是把燃料燃烧获得的热能转变成机械能，然后再带动发电机转变成电能，但在这个转变过程中，通常燃料能量的利用效率还达不到20%，但设计成燃料电池，其效率大大提高。例如：氢—氧燃料电池：若电解质为酸，则负极反应：2H2-4e→4H正极反应：O2+4H++4e→2H2O电池反应：2H2+O2→2H2O正极反应往往较慢，通常采用对该电极反应有催化作用的材料做电极，同时增大电极表面积。例如常用被钛覆盖的铂做电极。该电池制备中的困难：①必须寻找合适的催化剂，常常电极材料比较贵重。②电池溶液（无论酸碱）的腐蚀性较强，不便于长期存放。又如，C（s）的燃烧反应C（s）+O2（g）=CO2（g）设计成电池：C（s）│H+│O2（g）负极反应：C（s）+2H2O（l）-4e=CO2（g）+4H+正极反应：O2（g）+4H++4e=2H2O（l）CH4（g）的燃烧反应CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O设计成电池，电解质为氧离子固体电解质：C（s）│O2-│O2（g）负极反应：CH4（g）+4O2--8e=CO2（g）+2H2O正极反应：2O2（g）+8e=4O2-C6H12O6的燃烧反应C6H12O6+6O2（g）=6CO2（g）+6H2O（l）设计成电池：C6H12O6│H+│O2（g）负极反应：C6H12O6+6H2O（l）-24e=6CO2（g）+24H+正极反应：6O2（g）+24H++24e=12H2O（l）二、蓄电池：（二次电池）该电池的用途较广，可应用于汽车，发电站，火箭，实验室等。所以蓄电池工业是一项很大的工业（仅济南就有很多个蓄电