第七章-电化学13.09.03

1、第七章 电化学 Chapter 7 Electrochemistry,第七章 电化学 Chapter 7 Electrochemistry,7-1电解池、原电池和法拉第定律 7-2离子的迁移数 7-3电导率和摩尔电导率 7-4离子独立运动定律、离子的摩尔电导率与离 子的电迁移率 7-5电导测定的应用 7-6电解质离子的平均活度和平均活度系数 7-7德拜-休克尔极限公式 7-8 可逆电池及韦斯顿标准电池,7-9 原电池热力学 7-10原电池的基本方程-能斯特方程 7-11电池电动势及标准电池电动势的测定 7-12电极电势和电池电动势 7-13电极的种类 7-14原电池的设计 7-15分解电压 7

2、-16极化作用 7-17电解时的电极反应,第七章 电化学 Chapter 7 Electrochemistry,了解表征电解质溶液导电性质的物理量（电导、电导率、摩尔电导率、电迁移率，迁移数）。 理解离子平均活度及平均活度系数定义并掌握其计算。了解离子强度的定义。 了解德拜休格尔极限公式计算离子平均活度系数的方法。 理解可逆电池的概念，理解能斯特方程的推导掌握其应用。 掌握电池电动势与热力学函数的关系及其计算。 掌握常用电极符号、电极反应及其电极电势的计算,掌握电池电动势的计算及其应用。 理解原电池的设计原理。 了解极化作用和超电势的概念。,本章基本要求,电化学简史,电化学研究的最早记录是17

3、91年，伽伐尼（Galvani L）用外科手术小刀的刀尖触及已被解刨的青蛙的脚杆神经，发现这是青蛙四肢肌肉强烈收缩发生痉挛。伽伐尼认为这是一种生物电现象。伏特（Volta A）知道这一结果后，以物理学角度进行研究，他认为这种所谓生物电势由两种金属接触所形成，青蛙肌肉起了导电的作用。1800年，他发现将铜片和锌片用由盐水浸过的纸板隔开而形成的伏特电池组。同年，卡列斯尔（Carlisle A）和尼克尔逊（Nicholson W）就用这种电池进行水的电解，得到氢气和氧气。,电化学简史,1807年戴维（Davy J）利用伏特电池电解钾碱得到钾；1833年法拉第发表了著名的电解定律；1889年能斯特（N

4、ernst W）提出了计算电极电势的热力学方程；1905年塔菲尔发现超电势与电流密度的关系；1879年亥姆霍斯第一个提出平板电容器模型特别是20世纪下半叶，出现了许多新的理论和模型。,电化学简史,应用举例： 电合成：食盐电解制氢和烧碱、有机酸的电化氟化等； 电催化：制氢、烯类氧化、电极材料起关键作用； 电生长：电冶炼制铝、电镀等； 电分离：不同金属由于析出电势不同而实现电解分离； 化学电源：蓄电池，干电池，燃料电池等； 材料保护：电化学腐蚀、电化学防腐等； 生物电化学：细胞膜的电势，血凝对基体电势的依赖，脑电波等； 电化学分析：极谱分析，安培滴定，库仑滴定等。 所有这些应用领域，其基本过程都涉

5、及电极与电解质溶液相界面上发生的电化学反应，都与电化学原理密切相关。,引言Preview,研究化学能与电能之间的相互转化的规律,电化学研究的对象：,化学能电能 Chemical energy Electric energy 利用可自发进行的化学反应设计成的电池 对外作功称：原电池(Primary cell) 电能化学能 Electric energy Chemical energy 外界对系统作功使化学反应发生称： 电解池(Electrolytic cell),化学电源,化学电源是一个重要的产业和庞大的市场，我国1998年的电池产量： 普通锌锰电池大约为110亿只； 碱锰电池约为8.18亿只；

6、 镉镍、铁镍蓄电池8亿只； 铅酸蓄电池5亿只以上； 氢镍电池、锂离子电池不足1亿只； 高档电池占世界总产量的比例不足10%。,一次电池： (电池中电解质不流动称干电池，电池放电后不能充电再用) 锌锰干电池，碱性锌锰电池，锌汞电池. 二次电池：(蓄电池，能反复充放电，多次循环使用) 铅酸电池，镍镉电池，镍氢电池，锂离子电池. 贮备电池： (又称激活电池，使用前注入电解质或用其他方法使电池激活) 锌银电池，镁银电池，铅高氯酸电池. 燃料电池：(又称连续电池，活性物质连续注入使其放电) 氢氧燃料电池，肼空气燃料电池.,化学电源的分类,本章研究的主要内容,电解质溶液的导电机理 原电池 电解池,7-1电

7、解池、原电池和法拉第定律 Electrolytic cell 、 Primary cell and Faraday laws,一、导体： conductor,能导电的物质称导体,分类： 1、第一类导体：电子导体，靠自由电子运动导电。导体本身不发生化学反应。温度升高导电能力下降。 2、第二类导体：离子导体，靠离子定向移动而导电。在电极和溶液界面上发生化学反应。温度升高导电能力增加。,二、电解质溶液导电机理,1、电解池（electrolytic cell）,阴极(cathode)： 负极，发生还原反应 reduction reaction,阳极(anode)： 正极，发生氧化反应 oxidatio

8、n reaction,电解池导电机理,、原电池（primary cell),阴极(cathode)： 正极，发生还原反应 reduction reaction,阳极(anode)： 负极，发生氧化反应 oxidation reaction,原电池导电机理,基本概念,电极反应 electrode reaction,电极上进行的有电子得失的化学反应,电池反应 electric cell reaction,两个电极反应组成一个电池反应,正极：电位高 阳极：氧化反应 负极：电位低 阴极：还原反应,电位高低分正负 还原氧化分阴阳 切勿混淆,送对联,例一,电解CuCl2溶液,例二,原电池：丹尼尔电池 Th

9、e Daniell Cell,三、法拉第定律 (Faraday laws),对于各种不同的电解质溶液，每通过96485.309C的电量，在任一电极上发生得失1mol电子的电极反应，同时与得失1mol电子相对应的任一电极反应的物质的量亦为1mol。,1、96500C 1mol电子的电极反应 2、电解AgNO3溶液，通过96500C的电量时，阴 极析出 107.868克Ag。 电解CuSO4溶液，通过96500C的电量时，阴 极析出63.546/2=32克Cu。 3、根据析出的物质量可计算通入的电量，称库仑计。,7-2 离子迁移数(ion transport number),离子在电场作用下而引起

10、的运动称为电迁移( electromigration )。,当在两电极间通入4F电量时： 电极反应？ 电迁移？,阴极区,阳极区,中间区,一、电迁移,设正离子的速度为v+,负离子的速度为v-。,设v+= v-,阴极区,中间区,阳极区,设v+= 3v-,阴极区,中间区,阳极区,结论,Q=Q+Q-,二、离子迁移数,某种离子迁移的电量与通过溶液的总电量之比称该离子的迁移数(ionic transport number )。,影响迁移数的因素： 浓度、温度。,三、电迁移率,一定离子在指定溶剂中，电场强度为1V/m时的速度成为电迁移率(electromigration ratio)。 用符号U表示，单位：

11、速度/电场强度。,电场强度的变化影响迁移速度，但不影响迁移数。,四、测定迁移数的方法,1、希托夫法(Hittorf method) 2、界面移动法 (moving boundary method),阴极区,中间区,阳极区,例,用两个银电极电解AgNO3溶液。在电解前溶液的浓度为每1000g水中有0.04350molAgNO3。实验后银库仑计中有0.000723mol的银沉积。由分析得知，电解后阳极有23.14g水和0.001390molAgNO3。试计算 t+和t-。,解,分析阳极区Ag+的情况：,以水不变衡算：23.14g水中含AgNO3量：,7-3 电导率和摩尔电导率 electric c

12、onductivity and molar conductivity,一、电导 conductance,导体的导电能力可以用电 阻R的倒数表示，称为电导。 用G表示。,二、电导率 electric conductivity,电导与导体的截面积A成正比，与长度成反比。比例常数称为电导率。,三、摩尔电导率 molar electric conductivity,在相距1m的两个平行电极之间，放置含有1mol电解质溶液，此溶液的电导称为摩尔电导率。,电导率与摩尔电导率之间的关系：,思考,1m3溶液含3mol电解质，问电导率与摩尔电导率之间的关系？,注意!,使用摩尔电导率时注明电解质的摩尔单元,四、电

13、导的测定、电导率 及摩尔电导率的计算,1.测电导：用惠斯顿电桥测定其电阻； 2.测定电导率：用已知电导率的电解质溶液测电导池常数； 3.计算摩尔电导率：用电导率与摩尔电导率的关系式。,五、电导率、摩尔电导率与浓度的关系,影响因素,1、离子数目 2、离子价态 3、离子运动速度,问题：弱电解质的无限稀释摩尔电导率测定？,7-4离子独立运动定律、离子的摩尔电导率与离子的电迁移率,由实验结果总结出规律：,具有相同负离子的钾盐与锂盐的 之差为一常数。,具有相同正离子的氯化物和硝酸盐的 之差为一常数,结 论,在无限稀释的溶液中，离子彼此独立运动，互不影响，因而每种离子的电导不受其他离子的影响，故电解质的摩

14、尔电导率为正、负离子的摩尔电导率之和。,-科尔劳斯的离子独立运动定律,例,影响电导的因素：,1.与电解质的本性有关：,2.温度: 温度升高,离子运动速度加快,3 .浓度： 浓度增加,离子数目增加,电导率增加。当浓度较大时，库仑引力增加离子运动速度下降，电导率下降。,7-5 电导测定的应用,一、检验水的纯度（purity）,二、计算弱电解质电离度及电离常数 ionization degree and ionization constant,三、计算难溶盐的溶解度(solubility),例,四、电导滴定的应用,用已知浓度的NaOH滴定HCl,用KCl滴定AgNO3,7-6电解质离子的平均活度和平

15、均活度系数 mean activity and mean activity coefficient,电解质溶液浓度较大时，热力学计算中浓度用活度表示。,例,NaCl = Na+ + Cl-,B =+ - a = a+ a-,a+ 为正离子活度， a- 为正离子活度。,同理,定义,例,7-7 德拜-休克尔极限公式 Debye-Hckel Limiting Law,基本假设,1、电解质溶液100%电离； 2、离子之间相互作用只有库仑力； 3、所有离子都是中心离子-离子氛。,离子氛 ionic atmosphere,中心离子好象被异号电荷所包围，统计结果电荷是球型对称的，且呈电中性。-离子氛,电解质

16、溶液的平均活度系数： 1、与离子价态有关； 2、与离子强度(ionic strength)有关。,原 电 池,化学能电能 Chemical energy Electric energy,学习目的： 1、设计新的化学电池； 2、通过可逆电池电动势研究化学反应 的热力学性质。,7-8 可逆电池及韦斯顿标准电池 reversible cell and standard cell,例,丹尼尔电池：,电池表示法： 阳极(-)(+)阴极,Zn(s)ZnSO4(b) CuSO4(b) Cu(s),一、电池的表示方法,原电池,二、原电池电动势 (Potentials),当通过电池的电流趋进于零时，两极之间的电

17、动势。,例,丹尼尔电池,Cu(s) , Zn(s) , ZnSO4(b) , CuSO4(b) ,Cu(s),原电池电动势：1、由实验测定； 2、可由热力学数据计算。,三、可逆电池(reversible cell),可逆电池条件： 充电与放电反应互为逆反应，电极可逆 电流无限小，即在无限接近平衡态下进行； 断路时无化学反应,电池中其他过程要求可逆。,Zn(s)ZnSO4(b) CuSO4(b) Cu(s),例,放电,充电,电池反应： Zn2+Cu Zn+ Cu2+,例,Zn | H2SO4 | Cu,不可逆电池：,四、惠斯顿标准电池(standard cell),镉汞齐 | CdSO48/3H

18、2O | Hg 2SO4 ,Hg,(-)Cd(汞齐)Cd2+2e- (+)Hg2SO4+2e- 2Hg+SO42- Cd(汞齐)+ Hg2SO4 2Hg+ Cd2+SO42-,298.15K：E=1.01832V 293.15K：E=1.01845V,五、电池电动势的测定,7 - 9 原电池热力学 Thermodynamics of Electrochemical Cells,rGm= Wr=-zFE,一、原电池电功，可逆过程判据,可逆电池电功：,二、E与G 的关系,Wr=-zFE,等温等压条件：,讨论,1、由rGm= Wr= - zFE可知，可逆电池的电 能来源于化学反应的作功能力。 2、化

19、学反应吉布斯函数可通过该反应的电池 电动势求得。 3、E与电池反应计量方程中的各物质量无关， 但反应的吉布斯函数与方程的写法有关。 4、z的单位(SI):mol电子/mol反应。,三、E与S 的关系,四、 E与H 的关系,讨论,1、由不同温度T时对电动势E作图，可得(E/ T)p 值，即可计算出H值。 2、 H是电池反应的焓差，也是该反应在W=0时， 等压反应热： H=Qp (T，p,W=0)。 3、电动势的值可准确测出，由电化学法测出的 H较量热法测出的H较可靠。,五、 E与Qr 的关系,原电池可逆放电时反应过程的热Q可逆，在等温条件下：,Q可逆=T S,讨论,例题,已知25时，电池： Ag

20、|AgCl(s) | HCl(b) | Cl2(g,100kPa) |Pt 的电动势E=1.136V， 电动势的温度系数(E/ T)p=-5.9510-4VK-1。电池反应： Ag+1/2Cl2(g,100kPa)=AgCl(s) 试计算该反应的G, S,H及电池恒温可逆放电时的可逆热Q可逆。,例,Ag+1/2Cl2(g,100kPa)=AgCl(s),z=1， rGm= -zFE= -1 96485 1.136)kJ/mol= -109.6 kJ/mol rSm=zF(E/ T)p= -57.4J/K mol rHm= rGm-T rSm=-126.7 kJ/mol Q可逆=T rSm=-1

21、7.1 kJ/mol,原电池热力学小结,rGm= Wr=-zFE,7-10 原电池的基本方程-能斯特方程 The Nernst Equation,由化学反应的等温方程： rGm=rGm +RTlnJa ,任意可逆电池反应： aA+bBlL+mM,-原电池基本方程，能斯特方程。,讨论,1、对任意可逆电池反应：aA+bBlL+mM 能斯特方程式：,电池电动势实验上可以通过对消法测得。标准电动势E如何测得？ 实验上可以设计外推法测得。,7-11电池标准电动势的测定,7-11电池标准电动势的测定,PtH2 (g,100Pa) HCl(b) AgCl(s) Ag,斜率=2RTB/F,7-12 电极电势和

22、电池电动势 Electrode Potentials and Cell Potentials,阳(-)Cu(s) ，Zn(s) ZnSO4(b) CuSO4(b) Cu(s)(+)阴,消除液接电势,E = E+ - E-,一、标准电极电势,PtH2(g,100Pa) H+(aH+=1),定义,标准氢电极作阳极，待测电极作阴极,标准氢电极待测电极,标准电极电势 Standard Electrode Potentials,待测电极的各组分均处于标准状态时，与标准氢电极组成电池，待测电极作阴极，所组成的电池电动势为该待测电极的标准电极电势。,例,PtH2(100Pa) H+(aH+=1)Zn2+(a

23、=1) Zn,电极的能斯特方程 Electrode Nernst Equation,电极反应为还原反应： 氧化态 + e- = 还原态,电极电势符号为：,讨论,2、标准电极的高低，说明该电极的还原能力的大小。,例,计算25时下列电池的电动势：,二、原电池电动势的计算,解：,PtH2(100Pa) H Cl(b=0.1) AgCl Ag,在两种不同溶液或相同溶液不同浓度的溶液的界面上存在的电势差称为液体接界电势或扩散电势。这是由于离子扩散速度不同引起的。,Ag+ NO3-,三、液体接界电势及其消除,电池电动势E,电池电动势E=E+-E-，在消除液体接界电势的情况下的表示式，实际的电化学反应中在没

24、有消除液体接界电势时，虽然液体接界电势很小，在某些情况下不能忽略。实验中如何消除液体接界电势？,消除方法：用盐桥(salt bridge)。,盐桥的要求： 1、不与溶液反应； 2、正、负离子迁移数近似相等。 常用：饱和KCl, NH4NO3,KNO3,等均可。,7-13 电极的种类,1.金属阳离子盐溶液金属 例：Cu2+(b) | Cu(s) 电极反应:Cu2+(b)+2e- Cu(s),2.气体电极 例：H+ (b) | H2 ( g,p) |Pt 电极反应：2H+(b)+2e- H2(g),一、第一类电极,3. 卤素电极 例：Cl- (b) |Cl2(g,p) | Pt 电极反应：Cl2

25、(g,p)+ 2e- 2Cl- (b),4.其他一类电极: 氢在碱性中电极 例：OH- (b) | H2 ( g,p) |Pt 电极反应：2H2O+2e- H2(g)+2OH- (b) 氧在酸性中电极 例：H+ (b) | O2 ( g,p) |Pt 电极反应：O2 (g,p)+4H+(b)+4e-2 H2O 氧在碱性中电极(略),1. 金属，金属难溶盐| 难溶盐负离子 例：Cl- (b) | AgCl(s) | Ag (s) 电极反应：AgCl(s)+e-Cl- (b)+Ag(s),二、第二类电极,3. 金属,金属氧化物| OH- (b) 例：OH- (b) | Sb2O3(s) | Sb(

26、s) 电极反应:Sb2O3 (s)+3H2O+6e-6OH- (b)+2Sb(s),2. 金属，金属难碱 | OH- (b) 例：OH- (b) | Zn(OH)2(s)|Zn (s) 电极反应：Zn(OH)2 (s)+2e-2OH- (b)+Zn(s),4. 金属，金属氧化物| H+ 例：H+ (b) | Sb2O3(s) | Sb(s) 电极反应：Sb2O3 (s)+6H+ (b)+6e-3H2O+2Sb(s),三、第三类电极 (氧化还原电极),氧化态和还原态物质都在溶液中的电极。 例：Fe3+，Fe2+ | Pt 电极反应：Fe3+e-Fe2+,用醌氢醌电极： (醌 C6H4O2 用 Q

27、 表示 ,氢醌C6H4(OH)2 用 H2Q 表示) 电极反应:Q+2H+2e-H2Q,由于醌氢醌是等分子复合物,在水中的溶解度很小, 可以近似认为醌氢醌的浓度相等： aQ=aH2Q,甘汞电极(H+) 醌氢醌电极,醌氢醌电极测pH值,E=E醌氢醌 -E甘汞=(0.6995-0.05915pH)-0.2801 =0.4194-0.05915pH,说明,当pH7.1时，醌氢醌电极为阳极，发生氧化反应 当pH8.5时, 醌氢醌大量电离 aQaH2Q,四、浓差电池 Concentration Cells,电池反应是由物质一个浓度迁移至另一个浓度，该电池称为浓差电池,1、电极浓差,设计电池：Pt | H

28、2( g,p1) | H+ (aq) | H2(g,p2)|Pt,电池反应: H2(g,p1) H2(g,p2) 阳极：H2(g,p1) 2H+2e- 阴极：2H+ + 2e-H2(g,p2),设计电池：Pt | Cl2( g,p2) | Cl- (aq) |Cl2(g,p1)|Pt,电池反应: Cl2(g,p1) Cl2(g,p2) 阳极： 2Cl- Cl2(g,p2) + 2e- 阴极： Cl2(g,p1) + 2e 2Cl-,四、浓差 电极,2、电解液浓差,设计电池:Pt|Cl2( g,p)|Cl- (a1)Cl- (a2)|Cl2(g,p)|Pt,电池反应: Cl- (a1) Cl-(

29、a2) 阳极： 2Cl- (a1) Cl2(g,p) + 2e- 阴极： Cl2(g,p) + 2e 2Cl- (a2),电池反应: Ag+(a1)Ag+(a2) 阳极： Ag(s)Ag+(a2) +e- 阴极： Ag+(a1)+e-Ag(s),设计电池： Ag| Ag+(a2) Ag+(a1)|Ag,1. H2、O2在OH-、H+中的换算 2. 第一、第二类电极换算 3. 氧化还原电极与两种不同价态的第 一类电极换算,四、不同类型电极之间标准电极电势换算,已知水的离子积，计算氢在碱性溶液中的电极电势,电池反应: H2O H+OH- 阳极(氧化)： 1/2H2 (g,p) H+e- 阴极(还原

30、)： H2O+e- 1/2H2 (g,p)+OH-,设计电池： Pt | H2(g,p) | H+ OH- | H2(g,p)|Pt,已知AgCl的KSp以及Ag的一类电极的电极电势 计算AgCl的二类电极电势。,电池反应: AgCl(s) Ag+Cl- 阳极： Ag Ag+e- 阴极： AgCl(s)+e- Ag+Cl-,设计电池 ：Ag| Ag+ (b) Cl- (b) | AgCl(s)| Ag,设计电池 ：Ag| Ag+ (b) Cl- (b) | AgCl(s)| Ag,解,解,rGm(3)= rGm(2)- rGm(1) -2FE3=-3FE2+FE1,7-14 原电池的设计,一、

31、设计原电池的原则与方法 只有热力学自发的过程才能设计成原电池。 设计方法如下： 1.被氧化的选作阳极,被还原的选作阴极； 2.正确选择电极种类； 3.正确选择电池种类（单、双液）； 4.先选择一简单电极，利用与总反应的关系求出另一电极。,1.电池反应 : Zn+Cu2+Cu+Zn2+ 阳极(氧化)：ZnZn2+ +2e- 阴极(还原)：Cu2+2e- Cu,二、举例说明,设计电池：Zn(s) | Zn2+ (b) Cu2+ (b) |Cu(s),2.电池反应: H2O H+OH- 阳极： 0.5H2 (g,p) H+e- 阴极： H2O+e- 0.5H2 (g,p)+OH-,设计电池：Pt |

32、H2(g,p)| H+ (aq) OH- (aq) | H2(g,p)|Pt,3.电池反应: H2O H+OH- 阳极：H2O 1/2O2 (g,p) +2H+2e- 阴极： 1/2O2 (g,p)+ H2O+2e- 2OH-,设计电池：Pt|O2(g,p)| H+ (aq) OH- (aq)| O2(g,p)|Pt,4.电池反应: H2 (g)+1/2O2 (g) H2O(l) 阳极： H2 (g) +2OH- 2H2O+2e- 阴极： 1/2O2 (g) + H2O +2e-2OH-,设计电池： Pt | H2(g,p) | OH- | O2(g,p)|Pt,rGm0的非自发反应，则必须对

33、系统作功，例如加入电功方可进行电解。在使用化学电源或进行电解时，都有一定电流通过电极，因而破坏电极的平衡状态，电极上进行的过程成为不可逆，电极电势偏离平衡状态。,电解池原理,7-15 分解电压 Decomposition Voltage,1.分解电压: 在电解过程使电 解质在两极继续不断 的进行分解时所需的 最小外加电压。,一、分解电压,2.析出电势:当外加电压等于分解电压时两极的电极电势分别称为两极的析出电极电势。,Pt | H2(g) | HCl(1mol dm-3) | Cl2 (g)| Pt,阳极：H2(g)2H+ + 2e - 阴极：Cl2 (g) +2e - 2Cl- 电池反应：

34、H2 (g) + Cl2 (g) 2H Cl,原电池:,电解池反应： 2H Cl H2 (g)+ Cl2(g),阳极： 2Cl- Cl2 (g) +2e - 阴极：2H+ + 2e - H2(g) 电池反应： 2H Cl H2 (g) + Cl2 (g),电解时分解电压大于响应的原电池的电动势，主要是由于析出电极电势偏离理论计算的平衡电极电势的缘故。,几种电解质溶液的分解电压(室温，铂电极),电解质 浓度(c/moldm-3) 电解产物 E(分解)/V E(理论)/V,HCl 1 H2 和Cl2 1.31 1.37 HNO3 1 H2和O2 1.69 1.23 H 2SO4 0.5 H2和O2

35、 1.67 1.23 NaOH 1 H2和O2 1.69 1.23 CdSO4 0.5 Cd和O2 2.03 1.26 NiCl2 0.5 Ni和Cl 1.85 1.64,7-16 极化(polarization)作用,一、极化作用 1.电极极化 当没有电通过流电极时，电极电势即可逆电极电势称为平衡电极电势；当有电流通过电极时，电极电势发生偏离平衡电极电势的现象叫电极极化。,电极电势发生偏离现象称为极化现象,2.超电势（过电压）overpotential 在某一电流下，实际电极电势与平衡电极电势之差的绝对值，称为超电势或过电压。 用表示。,=|E(实际电极)-E(平衡电极)|,电极附近浓度与本体溶液浓度 不同所引起的极化作用。,3.极化产生原因,浓差极化：,Cu|CuSO4作为阴极：Cu2+2e-=Cu,Cu|CuSO4作为阳极：Cu-2e-=Cu2+,由于反应速度的限制，来不及反应完全，使电极上的电子过量或缺少，不能达平衡。,电化学极化,阴极表面电子过剩 阳极表面电荷过剩,1.对阴、阳极 阳极:E(实际)E(平衡) , E(实际)=E(平衡)+ 阴极:E(实际)E(平衡) , E(实际)=E(平衡)-,二、极化结果,2.对原电池 正极: E(实际)E(平衡),3.对电解池 正极: E(实际)E(平衡) 负极: E(实际)E(平衡),影响电极活化的原因,1、与电极种类有关，