物理化学 第7章 电化学 学习课件

第七章电化学电能化学能什么装置可以实现电能与化学能之间的转换?在装置中如何将化学能转变为电能?如何将电能转变为化学能?在二者相互转换过程中遵循什么规律?在一定条件下,化学能经过转换可得到多少电能?要驱动某一化学反应进行,需要向系统提供多少电能?如何才能用电能驱动体系发生指定的化学反应?§7.1

电极过程、电解质溶液及法拉第定律1.电解池和原电池例:H2＋0.5O2H2O燃烧反应：25℃，101.325kPa下：

G＝－327.2kJmol-1<0正反应自发进行；逆反应不可自发进行。点燃O2H2H2O左电极:H2

2H++2e－右电极:1/2O2+2H++2e-H2O总反应:H2+1/2O2H2O原电池—将化学能转换为电能的装置电子在导线中定向移动，离子在溶液中定向迁移，电极与溶液界面发生电子得失的反应。左电极:

2H++2e－

H2右电极：H2O1/2O2+2H++2e-总反应:H2OH2+1/2O2H2O2H2O电解池—将电能转换为化学能的装置电子在导线中定向移动，离子在溶液中定向迁移，电极与溶液界面发生电子得失的反应。原电池与电解池的共同特点：电极与溶液界面上进行的化学反应

电极反应总的化学反应为两个电极反应之和：原电池

电池反应电解池

电解反应电子在导线中定向移动，离子在溶液中定向迁移，电极与溶液界面发生电子得失的反应。规定：1.按电极电位的高低分：电位高者为正极；电位低者为负极。

外电路中的电流方向：正极→负极2.按电极反应分：发生氧化反应者为阳极；发生还原反应者为阴极。例：氢与氧的反应左电极:

2H++2e－

H2右电极：H2O1/2O2+2H++2e-总反应:H2OH2+1/2O2H2O2H2O电解池阴极

阳极

负极正极O2H2H2O左电极:H2

2H++2e－右电极:1/2O2+2H++2e-H2O总反应:H2+1/2O2H2O原电池阳极

阴极负极正极电解池原电池阴极负极阴极正极阳极正极阳极负极溶液内部阳离子向阴极迁移阴离子向阳极迁移2.电解质溶液和法拉第定律电解质溶液是原电池及电解池的工作介质。

电子导体：电子作定向运动

(金属、石墨等)，通电时无化学反应。

温度升高导电能力降低。离子导体：离子作定向运动

(电解质溶液等)，通电时有电极反应。

温度升高导电能力增强。导体

F=L

e0

=(6.022

1023/mol

)

(

1.6022

1019C

)=96484.6C/mol

F

96500C/mol需记住！1mol电子的电荷量法拉第定律电极反应得失电子的物质的量通过电路的电量

电解时电极上发生化学反应的量与通过电解池的电量成正比。

法拉第（FaradayM

），1833年电极反应的通式可写为：或：法拉第定律其中：

=nB/

B当电极反应进度为

时，得失电子的物质的量n电=z

，代入Q=n电F，得法拉第定律—几点说明电化学上最早的定量基本定律，是电能和化学能

之间的联系桥梁（意义）。该定律在任何温度、任何压力下均可以使用，也

没有什么其它限制条件。既适用于原电池，也适用于电解池。z

和

与反应式的写法有关，但

nB只与Q有关，与反应式的写法无关。例：用两个铂电极电解KOH水溶液。当析出1mol氢气和0.5mol氧气时，通过电路的电量是多少？解：水的电解反应:H2OH2(g)+1/2O2(g)，z=2，析出1mol氢气和0.5mol氧气时

=1mol，

故Q=zF=(2965001)C=193000C阴极:

2H++2e－

H2阳极：H2O1/2O2+2H++2e-电量计（库仑计）

常用的：

银库仑计：电解AgNO3，1F电量通过，析出1mol

Ag;

铜库仑计：电解CuSO4，1F电量通过，析出0.5molCu。§7.2离子的迁移数1.离子的电迁移与迁移数的定义

在电场作用下，电解质溶液中的阳离子向阴极、阴离子向阳极定向移动的现象称为电迁移。一定时间内，通入一定的电量Q，溶液中：Q＝Q＋＋Q－或：I＝I＋＋I－电迁移结果：

通电t时间后，两极附近溶液浓度不同故：，阴、阳离子对Q的贡献不同Q+与

+、z+、c+有关，Q-同理。离子B的迁移数：离子B所运载的电流占总电流的分数。（t，量纲一）迁移数（表示不同离子对运载电流的贡献）

若溶液中只有一种阳离子和一种阴离子，它们的迁移数分别以t+和t

表示，有:单位时间内流过溶液中某一截面的正、负电荷量（单位时间内由正、负离子分别迁移的电荷量）：同理:As：截面积v+/-：离子运动速度c+/-：离子浓度z+/-：离子电荷数

溶液为电中性，

z+c+=|z–

|c–代入上式可得：

离子迁移数取决于离子的运动速度。凡能影响离子运动速度的因素均有可能影响迁移数。如：离子本性、溶剂性质、温度、浓度等。离子的运动速度与电场强度的关系

电场强度影响离子运动速度，但并不影响离子迁移数。uB

电迁移率（淌度）,为电场强度E=1V/m时离子B的运动速度。当外电场稳定时，离子B的运动速度（

B）正比于电场强度（E）：同理:电迁移过程示意图设υ+=3υ-，通4F电量AA

BB

阳极部中部阴极部阳极阴极始态终态1-1型电解质电迁移结果：

通电t时间后，两极附近溶液浓度不同2.离子迁移数的测定方法(1)希托夫(Hittorf)法原理：根据两极区电解质物质的量变化源于电极反应和离子迁移，通过物料衡算得到离子迁移数。物料衡算通式：(2)界面移动法

测量原理：两种电解质溶液共存，它们具有一种共同的离子，但密度不同，形成明显界面。§7.3电导，电导率和摩尔电导率1.定义电阻

(m)：电阻率电导

(Sm-1)：电导率电导率Kcell

(m-1)：电导池系数，可用已知电导率的溶液测得摩尔电导率：(单位为：S.m2.mol-1)注：基本质点的选取影响摩尔电导率的数值。例：对于一确定的CuCl2溶液，当分别选择CuCl2、

1/2CuCl2、Cu2+、1/2Cu2+作为基本质点时，2.摩尔电导率与浓度的关系

科尔劳施根据实验结果得出结论：在很稀的溶液中，强电解质的摩尔电导率与其浓度的平方根成直线关系

科尔劳施公式

无限稀释时的摩尔电导率，由

m~c1/2曲线外推至c=0得到

A

常数

弱电解质没有上述直线关系，如何计算其？

电解质

m

电解质

m

m

KCl150.0KNO3

145.0LiCl115.1LiNO3

110.134.934.9

m

5.0

m

5.0

注：

m

(

S

cm2

mol-1)4.离子独立运动定律和离子的摩尔电导率（1）离子独立运动定律(1875年，科尔劳斯)

在无限稀释溶液中，离子彼此独立运动，互不影响。无限稀释电解质的摩尔电导率等于无限稀释时阴、阳离子的摩尔电导率之和。若电解质Cv+Av-在水中完全解离

Cv+Av-

v+Cz++v-Az-例：①电解质的可由离子的来求。②弱电解质的(弱)可由强电解质的(强)

来求。例：-离子独立运动定律表明：无限稀释时离子摩尔电导率

通过实验求得的某强电解质的及该电解质的，即可求出和。无限稀释的HCl、KCl、NaCl三种溶液，在温度、浓度、电场强度均相同的条件下，各溶液中的Cl-的迁移速率（），迁移数（）。填“相同”或“不同”。相同不同25oC时，在一电导池中盛以电导率为0.141Sm-1的KCl溶液，测得电阻为525。换成浓度为0.002moldm-3的NH3H2O溶液，测得电阻为2035，则NH3H2O的摩尔电导率

m(NH3H2O)=(

)Sm2mol-1。0.0182表7.3.2

H+和OH-的无限稀释摩尔电导率明显高于其它离子（质子转移机理）。

K+和Cl-的摩尔电导率近似相等（电池中常使用KCl溶液作为盐桥消除液接电势的影响）。2.电导的测定用惠茨通电桥测电导(实为测电阻)当IG=0时：

UAD=UAC,I1R1=I2R3

UDB=UCB,I1Rx=I2R4

5.电导测定的应用(1)计算弱电解质的解离度(

)及解离常数(KӨ)弱电解质部分电离，例如，醋酸：

CH3COOH

H++CH3COO-

解离前 c00

解离平衡时c(1-

)c

c

由

可求出

m(=

/c)

查表、计算可得测电导可求得

(2)计算难溶盐的溶解度例：已知25℃，AgCl饱和水溶液的

(溶液)及

(H2O)

求AgCl的溶解度c，及Ksp(AgCl)。

(AgCl)=

(溶液)－

(H2O)

解：难溶盐溶解度很小，（查表）§7.4电解质溶液的活度、活度因子

及德拜-休克尔极限公式1.平均离子活度和平均离子活度因子有：平均离子活度电解质B的活度其中：电解质溶液的活度是溶液中阴＼阳离子的共同贡献．离子活度因子离子活度因子平均离子活度因子平均离子质量摩尔浓度例：Na2SO4溶液，浓度b，求：a

和a

+=2，

=1，b+=2

b，b

=b

b

=[(2b)2

(b)1]1/3=41/3b

a

=

(b

/bӨ)

=41/3

(b/bӨ)a=a

3=4

3

(b/bӨ)32.离子强度

大量实验事实表明：在稀溶液范围内，影响

大小的主要是浓度和价型两个因素。路易斯总结得出：定义：离子强度bB

溶液中B离子的质量摩尔浓度zB

溶液中B离子的电荷数3.德拜－休克尔(Debye-Hückel)公式离子互吸理论/强电解质理论(1923年，德拜和休克尔)：①强电解质在溶液中全部解离；②离子间的相互作用主要是库仑力；③每个离子都处在离子氛的包围中。部分解离理论（1887年，阿仑尼乌斯）：电解质在溶液中是部分解离的，离子和未解离的分子之间呈平衡。(适用于弱电解质，但不适用于强电解质)缺陷（对强电解质）：部分解离的假设不合理，未考虑离子间的相互作用。(1)离子氛离子氛示意图：离子氛的特点：1)任意一离子周围，异号离子出现机会多；2)从统计平均看，离子氛是球形对称的；3)包括中心离子与离子氛在内的整个球体呈电中性；4)每个离子既是中心离子，又是离子氛中一员；5)离子氛不固定，是瞬息万变的。(2)D-H公式（德拜-休克尔极限公式）电解质稀溶液的平均离子活度系数公式:在298.15K水溶液中：A=0.509(mol.kg-1)-1/2出发点：离子间的静电相互作用是引起电解质溶液偏离理想溶液的根本原因。b、z+、z-I

a

aBA是与溶剂性质、温度等有关的常数。1)D-H公式只适用于强电解质的稀溶液；2)

(高价型)<

(低价型)，表明高价型电解质偏离理想程度较大；

3)温度、溶剂确定后，

只与离子所带电荷数及溶液的离子强度有关，与离子其它性质无关。

D-H公式的实验验证：§7.5可逆电池及其电动势的测定

<40%原电池电能化学能机械能热机发电热能放热

<60%

本章主要介绍电池在理想状态即可逆条件下的工作原理和基本热力学性质。电池的可逆包括三方面的含义：1.可逆电池

(3)实际可逆性即没有由液接电势等因素引起的实际过程的不可逆性。(1)化学可逆性即物质可逆。要求两个电极在充电时均可严格按放电时的电极反应式逆向进行。(2)热力学可逆性即能量可逆。要求电池在无限接近平衡的状态，即电流趋于无限小（I

0）的状态下工作。

不具化学可逆性的电池不可能具有热力学可逆性，但具有化学可逆性的电池不一定以热力学可逆的方式工作。（1）丹聂耳（Daniel）电池

E

E外，放电：阳极：ZnZn2++2e-

阴极：Cu2++2e-

Cu

总反应：Zn+Cu2+

Zn2++Cu铜-锌双液电池

E外

E，充电：阴极：Zn2++2e-

Zn

阳极：Cu

Cu2++2e-

总反应：Zn2++CuZn+Cu2+

具有化学可逆。在I0且不考虑液体接界处扩散过程的不可逆性时，可作为可逆电池处理。不是任何电池都具有化学可逆性。放电时：负极(Zn)：ZnZn2++2e-正极(Cu)：2H++2e-

H2总反应：Zn+2H+

Zn2++H2充电时:阴极(Zn)：2H++2e-

H2阳极(Cu)：Cu

Cu2++2e-总反应：2H++CuH2

+Cu2+

在电池充放电的过程中，电极、电池反应均不一样，故不是可逆电池。(2)韦斯顿(Weston)标准电池阳极：

Cd(Hg)(a)+SO42-

+8/3H2O(l)CdSO4.8/3H2O(s)+2e-阴极：

Hg2SO4(s)

+2e-

2Hg(l)+SO42-电池反应:

Cd(Hg)(a)+Hg2SO4(s)

+8/3H2O(l)2Hg(l)+CdSO4.8/3H2O(s)

电极反应可逆，没有液接电势，所以在I0时是高度可逆的电池。电动势稳定，随温度改变很小。主要用于配合电位计测定原电池的电动势。2.电池电动势的测定可逆电池电动势：在电流趋近于零的极限情况下，阴极电极电势与阳极电极电势的差值。(I0)

Ro

;I

0;

U

E波根多夫(Poggendorf)对消法：1

)开关打至

Ex，滑动

C，当达

Cx时，检流计I=0（k为常数）2）选择开关打至Es，滑动C达Cs

时，检流计I=0注：导线与电极材料相同。(InternationalUnionofPureandAppliedChemistry)IUPAC规定的电池书写规则1）发生氧化反应的阳极(负极)写在左边，发生还原反应的阴极(正极)写在右边。2）电解质溶液写在中间，电极写在两边。3）用“|”表示不同物相界面，“¦”表示两液体间的接界，“||”或“¦¦

”表示盐桥。同一相中的物质用“，”隔开。

4）注明物相、体系条件及环境条件（温度、压力）气相：g，注明气体压力及所依附的固相；液相：l；

(水)

溶液：aq，注明浓度或活度；固相：s；若没注明条件，则默认为298.15K和pӨ。

负极(阳极)：ZnZn2++2e-

正极(阴极)：Cu2++2e-

Cu电极表示式：Zn(s)|Zn2+(aZn2+

)电极表示式：Cu2+(aCu2+

)|Cu(s)电池表示式：Zn(s)|Zn2+(aZn2+)Cu2+(aCu2+

)|Cu(s)例：丹聂耳（Daniel）电池

§7.6原电池热力学

热力学在电化学中的应用。（用热力学的方法来研究原电池的性质）电化学参数热力学函数通过电化学实验来获得热力学数据。由热力学函数计算电池电动势。1.可逆电动势(E)与电池反应的吉布斯函变(

rGm)恒温、恒压、可逆条件下：每摩尔电池反应所做的可逆电功为：=可逆<不可逆表明：1）可逆电池的电能来源于化学反应的吉布斯函数变。z

电池反应转移的电荷数；F

法拉第常数(C/mol)；E

电池电动势；负号

系统对环境作功(E

rGm)2）对于

rGm<0的反应，在恒T、恒p、可逆条件下，吉布斯函数的减少可全部转化为电功。3）E的符号取决于rGm的符号。2.由电池电动势的温度系数计算电池反应的摩尔熵变（rSm）dG=－SdT+Vdp恒压：原电池电动势的温度系数3.由E和计算rHm（电池反应的摩尔焓变）电池恒温、等压可逆放电时4.计算原电池可逆放电时的反应热（Qr,m）恒温、可逆反应：电池不吸热，也不放热；电池吸热；电池放热。对恒T、恒p条件下的可逆电池：表明：1）Qr是电池反应的

rHm中不能转化为电功的那部分能量。2）当Qr>0，即电池从环境吸热时，电池的能量转化（热转化为电功）效率可能大于100%。(Nernst方程)联立以上三式得：5.能斯特(Nernst)方程反应：aA(aA)+bB(aB)

yY(aY)+zZ(aZ)吉布斯等温方程原电池的标准电动势若反应在可逆电池中进行：a

、b

(由EӨ可求KӨ)标准电动势与电池反应标准平衡常数的关系注：1）EӨ与KӨ所处的状态不同，EӨ处于标准态，

KӨ处于平衡态，上式只表示二者在数值上的联系。2）KӨ、

rGmӨ的值与反应式的写法（计量系数）有关，但EӨ和E的值与计量系数无关（是强度量），即一个原电池只有一个电动势。Zn+Cu2+

Zn2++Cu(1/2)Zn+(1/2)Cu2+

(1/2)Zn2++(1/2)Cu丹聂尔电池：

()2§7.7电极电势和液体接界电势电池电动势：

E=E阴

-

E阳标准电动势：问题：实验只能测定电池电动势，无法测定单个

电极的电势差。1.电极电势IUPAC规定：任意温度下(-)阳

Pt|H2(g,100kPa)|H+(aH+=1)

¦¦

待定电极阴(+)标准氢电极E=E(待定电极)－

EӨ{H+|H2(g)}规定：

EӨ{H+|H2(g)}＝0

E＝E(待定电极)标明氧化态和还原态Pt|H2(g,100kPa)|H+(aH+=1)¦¦Zn2+(aZn2+)|Zn(s)

阳：H2

2H++2e-

阴：Zn2++2e-ZnH2+Zn2+Zn+2H+按Nernst方程：对于任意电极，规定电极反应为还原反应(阴极)：氧化态+ze-

还原态有气体参加反应时，应将活度a换为相对压力p/pӨ。电极能斯特方程Pt|H2(g,100kPa)|H+(aH+=1)¦¦Mv+(aMv+)|M(s)电池反应：H2+Mv+M+2H+E>0rGm<0自发反应

M被H还原

H的还原能力强于ME<0rGm>0

逆反应为自发反应H被N还原

N的还原能力强于H

电极电势较负的电极还原能力较强，电极上发生失电子的氧化反应；反之亦然。由电极电势判断物质的氧化还原能力Pt|H2(g,100kPa)|H+(aH+=1)¦¦Nv+(aNv+)|N(s)电池反应：H2+Nv+N+2H+N的还原能力强于M

根据表7.7.1中数据，25oC时，在空气或稀酸溶液中，Zn,Fe,Au,Ag中哪些金属易于被腐蚀，哪些金属不易被腐蚀？由电极电势（电动势）判断氧化还原反应自发进行的方向：自发进行Zn(s)|Zn2+(aZn2+＝1)Cu2+(aCu2+＝1)|Cu(s)Zn2+(aZn2+＝1)+Cu(s)

Zn(s)+Cu2+(aCu2+＝1

)一定T,pӨ

：?2.原电池电动势的计算

根据电极反应，分别由Nernst方程计算电极电势E阴、E阳

E=E阴－E阳2)根据电池反应，由Nernst方程计算：

首先查表计算：然后将EӨ和各组分活度代入Nernst方程，即可算得E。例：铅蓄电池

PbPbSO4(s)H2SO4(b)PbSO4(s)PbO2(s)

在0~60

oC范围内

E/V=1.9174+5.6110-5t/oC+1.0810-8t2/oC225oC上述电池的标准电动势为2.041V.1）试写出电极反应及电池反应

2）求浓度为1molkg-1H2SO4的

、a

及a1）阳极：Pb(s)+SO42-

PbSO4(s)+2e-阴极:PbO2(s)+SO42-+4H++2e-PbSO4(s)+2H2OPb(s)+PbO2(s)+2H2SO4

2PbSO4(s)+2H2O2）ӨPbPbSO4(s)H2SO4(b)PbSO4(s)PbO2(s)解：ӨӨ

阳

阴

接界E=

阳+

接界+

阴Zn(s)|Zn2+(aZn2+)Cu2+(aCu2+

)|Cu(s)如，丹聂尔电池：3.液体接界电势（液接电势）液接电势形成的动力在于溶液中离子的浓差扩散，故又称扩散电势。形成液接电势的电解质溶液可分三种类型1）同种电解质但浓度不同；2）不同电解质但浓度相同；3）电解质种类及浓度都不相同。以（1）型为例进行分析：由于

vH+

vCl

，左侧正电荷过量，右侧负电荷过量，造成电位差，形成自左到右的电场E

(

)。而

E

(

)又使vH+减慢、vCl

加速，从而削弱电场

E

(

)的增加速度。当左右电位差达一定值时，扩散速度vH+=

vCl

，扩散达稳定状态。液体接界电势

浓差扩散是不可逆过程。液接电势不容勿略、不可消除、不稳定。

E(液接)

30mV常用KCl盐桥：t+(K+)=0.496;t-(Cl-)=0.504

解决办法：采用单液电池，无液接电势。

加盐桥，减小液接电势。液接电势的减小：“盐桥”工作原理盐桥：浓（饱和）KCl溶液；琼胶（琼脂3%）凝胶tK+=0.49，tCl

=0.51两液接电势

j、

j

大小接近、符号相反；总的液接电势：Ej

=

j+

j

=

j

j0(1)金属电极和卤素电极：由金属浸在含有该金属离子的溶液中或卤素气体通入含该卤素离子的溶液中构成，如：Zn2+(aZn2+

)|Zn(s):Zn2++2e-ZnCl-

(aCl-

)

|

Cl2(pӨ)|Pt(s):Cl2(g)+2e-2Cl-

1.第一类电极

金属电极惰性金属＋气体电极：氢电极、氧电极、卤素电极电解质溶液|电极

电极表示式：要求掌握每类电极的表示式及电极反应式的写法§7.8电极的种类(2)氢电极结构：将镀有铂黑的铂片浸入含有H+或OH-的溶液中，并不断通H2(g)就构成了酸性或碱性氢电极。酸性:H+(aH+

)|H2(pӨ)|Pt(s)

2H++2e-H2(g)

碱性:OH–(aOH–

),H2O|H2(pӨ)

|Pt(s)2H2O+2e-H2(g)+2OH-(3)氧电极结构：将镀有铂黑的铂片浸入含有H+或OH-的溶液中，并不断通O2(g)就构成了酸性或碱性氧电极酸性:H+(aH+

),H2O|O2(pӨ)|Pt(s)O2(g)+4H++4e-2H2O碱性:OH-(aOH-),H2O|O2(pӨ)|Pt(s)O2(g)+2H2O+4e-4OH-2.第二类电极

金属-难溶盐电极金属-难溶氧化物电极电解质溶液|电极(氧化态|还原态)电极表示式：(1)金属-难溶盐电极：

在金属上覆盖一层该金属的难溶盐，然后浸入含有该难溶盐的负离子的溶液中构成的。最常用的有银-氯化银电极和甘汞电极。银-氯化银电极甘汞电极以甘汞电极为例：

优点：容易制备，电极电势稳定。故在测量电池电动势时常作为参比电极。甘汞电极电极反应可认为分两步进行：

Hg2Cl2(s)

Hg22++2Cl-

(1)Hg22++2e-2Hg(2)Hg2Cl2(s)+2e-2Hg(l)

+2Cl-(3)电极表示：Cl-(aCl-)|Hg2Cl2(s)|Hg(l)(2)金属-难溶氧化物电极

在金属表面覆盖一层该金属的氧化物，将其浸入含有H+或OH-的溶液中构成。如锑－氧化锑电极：酸性:H+(aH+),H2O|Sb2O3(s)|Sb(s)电极反应：Sb2O3(s)+6H++6e-2Sb+3H2O(g)碱性:OH-(aOH-),H2O|Sb2O3(s)|Sb(s)电极反应：Sb2O3(s)+3H2O+6e-

2Sb+6OH-优点：锑-氧化锑电极为固体电极，应用起来很方便。3.第三类电极（氧化－还原电极）

由惰性电极插入含有某种离子的不同价态的溶液中构成。如：

Fe3++e-

Fe2+

电解质溶液(氧化态,还原态)|电极电极表示式：Fe3+(a

Fe3+),Fe2+(a

Fe2+)|Pt(s)§7.9原电池的设计电池反应原电池的互译：电池表示式Pb(s)

PbSO4(s)

K2SO4(a1)

KCl(a2)

PbCl2(s)

Pb(s)阳极：

Pb(s)+SO42

(a1)

2e-

PbSO4(s)阴极：PbCl2(s)+2e-

Pb(s)+2Cl

(a2)PbCl2(s)

+

SO42

(a1)

PbSO4(s)

+

2

Cl

(a2)电池表示式电池反应电池反应

电池表示式

氧化还原反应中和反应沉淀反应扩散过程（G<0）氧化－还原反应H2(g,pH2)+1/2O2(g,pO2)H2O(l)H2(g,pH2)2H+(a+)+2e-

1/2O2(g,pO2)+2H+(a+)

+2e-

H2O(l)酸性：Pt(s)|H2(g,pH2)|H+(a+)|O2(g,pO2)|Pt(s)

阳极

阴极

阳极Pt(s)|H2(g,pH2)|H+(a+)

阴极H+(a+)|O2(g,pO2)|Pt(s)碱性：Pt|H2(g,pH2)|OH－(a－)|O2(g,pO2)|Pt自行设计Cu+Cu2+

2Cu+

阳极CuCu++e-Cu2++e-Cu+

阴极

阳极Cu(s)|Cu+(a1)

阴极Cu2+(a2),Cu+(a1)

|Pt(s)Cu(s)|Cu+(a1)||Cu2+(a2),Cu+(a1)

|Pt(s)注：双液电池一般需用盐桥隔离溶液并消除液接电势。根据总反应可知，两溶液中Cu+的活度须相同。Cu+Cu2+

2Cu+

阳极CuCu2++2e-2Cu2++2e-2Cu+

阴极

阳极Cu(s)|Cu2+(a1)

阴极Cu2+(a1),Cu+(a2)

|Pt(s)Cu(s)|Cu2+(a1)||Cu2+(a1),Cu+(a2)

|Pt(s)Zn

+

H2SO4

ZnSO4+

H2

Zn

2e-

Zn2+阳极Zn(s)

ZnSO4(a1)

阳极2H++2e-

H2(p)

阴极阴极Pt(s)

H2(p)

H2SO4(a2)

Zn(s)

ZnSO4(a1)

H2SO4(a2)

H2(p)

Pt(s)Pb(s)+HgO(s)

Hg(l)+PbO(s)Pb(s)

PbO(s)

OH

(a)

HgO(s)

Hg(l

)

（单液电池）阳极:Pb(s)

PbO(s)

OH

(a),H2O

阴极:

Hg(l)

HgO(s)

OH

(a),H2OPb(s)

+

2OH

2e-

PbO(s)

+

H2O

阳极HgO(s)

+H2O+2e-

Hg(l

)

+

2OH

阴极2.中和反应(反应前后价态无变化)H+(a+)+OH-

(a-)H2O阴极：H+(a+)

+e-1/2H2(p)阳极：1/2H2(p)+OH-

(a-)

H2O+e-Pt(s)|H2(p)|OH-(a-)¦¦H+(a+)|H2(p)|Pt(s)

阳极:

Pt(s)|H2(p)|OH-(a-)

阴极：

H+(a+)|H2(p)|Pt(s)Pt(s)|O2(p)|OH-(a-)¦¦H+(a+)|O2(p)|Pt(s)H+(a+)+OH-

(a-)H2O阴极：H++1/4O2+e-

1/2

H2O阳极：OH

e-

1/4O2+1/2H2O阳极：Pt(s)

O2(p)

OH

(a-)

阴极：Pt(s)

O2(p)

H+(a+)

求水解离常数求25oC，水的解离常数Kw。Pt(s)|H2(p)|H+(a+)¦¦

OH-(a-)|H2(p)|Pt(s)阳极：1/2H2(p)

H+(a+)+e-阴极：H2O+e-

1/2H2(p)+OH-

(a-)电池反应达到平衡时，

rGm=0E=0。

0查表沉淀反应(反应前后价态无变化)Ag++Cl-

AgCl(s)阳极：Ag+Cl-

AgCl+e-

阴极：Ag++e-Ag

Ag(s)|AgCl(s)|Cl-

(a-)

¦¦Ag+(a+)

|Ag(s)阳极：Ag(s)|AgCl(s)|Cl-(a-)阴极：Ag+(a+)

|Ag(s)求难溶盐的活度积例：求25oC，AgCl(s)在水中的溶度积Ksp。Ag(s)|AgCl(s)|Cl-

(a-)

¦¦Ag+(a+)

|Ag(s)查表电池反应达到平衡时，

rGm=0E=0。浓差电池(反应前后价态无变化)H+(a1)H+(a2)阳极：1/2H2(g)H+(a2)+e-阴极：H+(a1)+e-

1/2H2(g)Pt|H2(p)|H+(a2)¦¦H+(a1)|H2(p)|Pt阳极：Pt(s)|H2(g,p)|H+(a2)阴极：H+(a1)|H2(g,p)|Pt(s)电解质浓差电池H2(p1)

H2(p2)阴极:2H+(a)+2e-

H2(p2)阳极:H2(p1)2H+(a)+2e-阳极：Pt(s)|H2(p1)|H+(a)阴极：H+(a)|H2(p2)|Pt(s)Pt