电极电势到底指的是什么

目录 1 拼音 2 注解 1 拼音 diàn jí diàn shì 2 注解 电极电势又称电极电位或电极势。它主要是由电极和电解质溶液跟电极接触处存在双电层而产生的平衡电势。它跟电极电势和电极种类、溶液中相应离子的浓度，以及温度、压强等因素有关。它的大小决定电极上可能发生的反应。电极电势代数值小的电极上起氧化反应，是原电池的负极；代数值大的电极上起还原反应，是正极。 每个原电池都由两个电极构成。原电池能够产生电流的事实，说明在原电池的两极之间有电势差存在，也说明了每一个电极都有一个电势。原电池的电动势E就等于这两个电极的电势差。 由于无法直接测定各单个电极的绝对电势的值，常用人为规定的标准来测定电极电势的相对值。1953年，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）规定，在任意温度下标准氢电极的电极电势（H2）O，并以这种电极作为发生氧化作用的负极，以待定电极作为发生还原作用的正极，组成电池（Pt）H2（P）|H （α1）‖待定电极。以该电池电动势的值和符号，作为待定电极的电极电势的值和符号。实际使用时，规定以25℃、1O1kPa下溶液中有关离子的有效浓度为1mol/L（或活度为1），且电极上参与电极反应的纯物质为最稳定的聚集态时，和标准氢电极之间的电势差就是该电极的标准电极电势。把各电极的标准电极电势排成一张表以便查阅。电极电势跟浓度的关系可以用能斯特方程式定量表示。 所谓标准电极电势是指电极反应中有关的离子浓度为1mol·dm3，气体分压为100kPa时电极的电势，用 表示。故标准氢电极为 Pt|H2（100kPa）|H （1mol·dm3）， （H ／H2）0.0000V。 的数值与电极反应方程式的表达无关，即 Zn2 ＋2e－ Zn（作正极） （Zn2 ／Zn）0.7628V ZnZe－ Zn2 （作负极） （Zn2 ／Zn）0.7628V 在温度为298.15K，浓度对电极电势的影响根据热力学的推导可用能斯特方程式表示。对应于任意给定的电极反应的半反应式。 a（氧化态）＋ne b（还原态）

电极电势就是电极两端的电势（值）。通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势， 而确定各种不同电极的相对电极电势值。1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。电势在电场中，某点电荷的电势能跟它所带的电荷量（与正负有关，计算时将电势能和电荷的正负都带入即可判断该点电势大小及正负）之比，叫做这点的电势（也可称电位），通常用φ来表示。电势是从能量角度上描述电场的物理量。（电场强度则是从力的角度描述电场)。电势差能在闭合电路中产生电流（当电势差相当大时，空气等绝缘体也会变为导体）。电势也被称为电位。

影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂。1、离子浓度，溶液中含某种离子的总量与体积之比，用n/V表示，单位一般为mol/L。2、酸碱性是物质在酸碱反应中呈现的特性，一般来说酸性物质可以使紫色石蕊试液变红，碱性物质可以使其变蓝。3、为了将溶液中的某一或某些组分进行分离，常常需要向溶液中加入一些物质与需要分离的组分进行化合，生成难溶解的化合物，从而通过过滤、蒸发等操作达到分离纯化的效果。加进去的试剂就叫做沉淀剂。标准态要求电极处于标准压力（100kPa或1bar）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为100kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol/L（严格的概念是活度）。通常测定的温度为298K。用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据E池 = E（+）－ E（-）计算各种电极的标准电极电势的相对数值。扩展资料：电极的 Eu2296为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H+，如铜电极中的 Cu；如电极的为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H+，如锌电极中的Zn。实际应用中，常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池，求得其它电极的电势。饱和甘汞电极的电极电势为0.24V。银-氯化银电极的电极电势为0.22V。任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向。由氧化还原反应组成的原电池，在标准状态下，如果电池的标准电动势 >0，则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势 <0, 则电池反应不能自发进行。在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。参考资料来源：百度百科——电极电势

同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；同一主族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化态，各氧化态之间都有相应的标准电极电势，拉提默（Latimer）提出将它们的标准电极电势以图解方式表示，这种图称为元素电极电势图，或拉提默图。比较简单的元素电极电势图是把同一种元素的各种氧化态按照高低顺序排成横列。扩展资料：氧化态的顺序有两种写法一是从左到右，从高到低（左边是氧化态，右边是还原态）；另一个是从左到右，从低氧化态到高氧化态。如果在两个氧化态之间形成了一对电偶，它们通过一条直线相连，这对电偶的标准电极电位在上面标出来。当写出一种元素的元素电势图时，可以指出所有的氧化态或根据需要列出其中的一些。这种图称为元素电极电势图，或拉蒂默图。一个简单的元素电极电势图按水平顺序显示同一元素的不同氧化状态。参考资料来源：百度百科-元素电势图

电极电势主要的应用：1、判断氧化剂和还原剂的相对强弱在标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱，可直接比较值的大小。值越小（例如Li：-3.03V）的电极其还原型物质愈易失去电子，是愈强的还原剂，对应的氧化型物质则愈难得到电子，是愈弱的氧化剂。E值愈大的电极其氧化型物质愈易得到电子，是较强的氧化剂，对应的还原型物质则愈难失去电子，是愈弱的还原剂。2、判断氧化还原反应的方向根据值，判断标准状况下氧化还原反应进行的方向。通常条件下，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。从电极电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。反应以“高电势的氧化型氧化低电势的还原型”的方向进行。在判断氧化还原反应能否自发进行时，通常指的是正向反应。扩展资料大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化值，各氧化值之间都有相应的标准电极电势。可将其各种氧化值按高到低（或低到高）的顺序排列，在两种氧化值之间用直线连接起来并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值，以这样的图形表示某一元素各种氧化值之间电极电势变化的关系图称为元素电势图，因是拉特默（Latimer）发现的，故又称为拉特默图。根据溶液pH值的不同，又可以分为两大类：（A表示酸性溶液）表示溶液的pH=0；（B表示碱性溶液）表示溶液的pH=14。书写某一元素的电势图时，既可以将全部氧化值列出，也可以根据需要列出其中的一部分。在元素电位图的最右端是还原型物质，如Cl-，最左端是氧化型物质，如ClO-。中间的物质，相对于右端的物质是氧化型，相对于左端的物质是还原型，例如Cl相对于Cl-是氧化型，相对于ClO-是还原型。

"电极电势"在工具书中的解释1、由于电极与溶液接触处存在双电层(见双电层)而产生的电势。单电极电势的绝对值无法直接测出,现在一般常用的电极电势值是指定标准氢电极(见标准氢电极)电极电势为零时的相对值。电极电势的大小,决定于温度、压力、电极的性质以及电解质溶液中有关离子的活度。这些离子的活度均为1时的值称为标准电极电势.

一、原电池中的电极电极是原电池的基本组成部分。利用自发氧化还原反应产生电流的装置叫原电池，一个原电池必须由两个基本部分组成：两个电极和电解质溶液。给出电子发生氧化反应的电极，如丹尼尔电池（右图上部所示）中的Zn极，由于其电势较低，被称为负极（negative electrode）；而接受电子发生还原反应的一极，如Cu极，由于其电势较高，而称作正极（positive electrode）。根据组成电极物质的状态，可以把电极分为三类。第一类电极是金属电极和气体电极，如丹尼尔电池中锌电极和铜电极，还有标准氢电极；第二类电极是金属-金属难溶盐电极及金属-金属难溶氧化物电极，如Ag-AgCl电极。第三类电极是氧化还原电极（任一电极皆为氧化还原电极，这里所说的氧化还原电极是专指参加电极反应的物质均在同一个溶液中），如Fe3+，Fe2+溶液组成的电极。二、电解槽中的电极电极是电解过程中，电流进入或离开电解液的导体。电解过程就是在电极相界面上发生氧化还原反应。电极分为阴极和阳极，和电源正极相连的是阳极，阳极上发生氧化反应；和电源负极相连的是阴极，阴极上发生还原反应。电解材料的种类很多，常用的是碳电极，此外钛等金属也可以做电极。在电镀中，镀层金属往往作为阳极，待镀制品作为阴极。 电极 electrode 　　电池的组成部分，它由一连串相互接触的物相构成，其一端是电子导体──金属（包括石墨）或半导体，另一端必须是离子导体──电解质（这里专指电解质溶液，简称“电解液”或“电液”）。结构最简单的电极应包括两个物相和一个相界面，即〔金属｜电液〕。上述定义的电极也称“半电池”。 1.电动势：electromotive force (emf)电路中因其他形式的能量转换为电能所引起的电位差，叫做电动势，简称电势。用字母E表示，单位是伏特。在电路中，电动势常用符号δ表示。2.原理：电动势是描述电源性质的重要物理量。电源的电动势是和非静电力的功密切联系的。所谓非静电力，主要是指化学力和磁力。在电源内部，非静电力把正电荷从负极板移到正极板时要对电荷做功，这个做功的物理过程是产生电源电动势的本质。非静电力所做的功，反映了其他形式的能量有多少变成了电能。因此在电源内部，非静电力做功的过程是能量相互转化的过程。电源的电动势正是由此定义的，即非静电力把正电荷从负极移到正极所做的功与该电荷电量的比值，称电源的电动势。3.公式：E＝W／qE=-U4.物理意义：由上式可知，在电源内部，非静电力把单位正电荷从负极移送到正极时所做的功。5.区别：电动势与电势差（电压）是容易混淆的两个概念。前面已讲过，电动势是表示非静电力把单位正电荷从负极经电源内部移到正极所做的功；而电势差则表示静电力把单位正电荷从电场中的某一点移到另一点所做的功。它们是完全不同的两个概念。6.闭合电路欧姆定律：电源的路端电压是指电源加在外电路两端的电压，是静电力把单位正电荷从正极经外电路移到负极所做的功。电源的电动势对一个固定电源来说是不变的，而电源的路端电压却是随外电路的负载而变化的。它的变化规律服从含源电路的欧姆定律，其数学表达式为： U＝E－Ir式中U为路端电压，Ir为电源的内电压，也叫内压降。对于确定的电源来说，电动势E和内电阻r都是一定的，从上式可以看出，路端电压U跟电路中的电流有关系。电流I增大时，内压降Ir增大，路端电压U就减小；反之，电流I减小时，路端电压U就增大。7.可变电路：在电源放电的情况下，当外电路中没有反电动势时，路端电压U＝IR（R是外电路的总电阻）。根据含源电路的欧姆定律可得I＝E／（R＋r），即电流I的大小随外电阻R而变化。因此，路端电压U也随外电阻R而变化。R增大时，I减小，U增大；R减小时，I增大，U减小。当外电路断开时，R变为无限大，I变为零，内压降Ir也变为零，这时路端电压等于电源的电动势。 但是不能认为路端电压一定小于电动势。在电源被充电时，电源内部的电流是从电源正极流向负极，内压降的方向与电动势的方向相反，电源的电动势是反电动势，这时路端电压等于电动势与内压降之和，即U＝E＋Ir，路端电压大于电动势。

标准电极电势的定义如下：原电池是由两个相对独立的电极所组成，每一个电极相当于一个“半电池”，分别进行氧化和还原反应。由不同的半电池可以组成各式各样的原电池。我们还未能在实验和理论上计算个别电极的电极电势，而只能够测得由两个电极所组成的电池的总电动势。但在实际应用中只要知道与任意一个选定的作为标准的电极相比较时的相对电动势就够了。如果知道了两个半电池的这些数值，就可以求出由它们所组成的电池的电动势。实际测量时需用电势已知的参比电极替代标准氢电极，如甘汞电极、氯化银电极等。它们的电极势是通过与氢电极组成无液体接界的电池，通过精确测量用外推去求得的。标准电极电势表，是指半反应按电极电势由低到高排序，可十分简明地判断氧还反应的方向。标准电极电势是可逆电极在标准状态及平衡态时的电势，也就是标准态时的电极电势。标准电极电势的使用条件：1、标准电极电势的确定：标准电极电势是指与标准电极反应时产生的电势差。2、标准电极电势的使用：标准电极电势的值是固定的，不能自行更改。3、标准电极电势的保存：标准电极电势的值是固定的，但其会受到环境温度、湿度、气压、污染等因素的影响，导致其值有所变化。4、标准电极电势的校准：标准电极电势的值受到多种因素的影响，因此需要进行校准。

电极电势＝电极标准电势 - ln （方程两边离子活度之比） 标准电势是指25度下离子活度为1的时候的电极电势。在实验上精确测得，在化学手册上可以查到的。 这个方程是用来计算离子活度不等于1的时候的电极电势的。一般的化学电池，活度都不等于1的。

影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势 来体现的。其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示；

根据《无机化学》(中国科学技术大学出版社，张祖德编著，2008年)的说法： 金属的电极电势= 金属的表面电势 - 金属与溶液界面处的相间电势那这个" 金属与溶液界面处的相间电势" 从别的资料上看，又有一种说法说 "金属的电极电势就是电极金属与电解质溶液相界面的电势差" 后一种说法我认为明显错误。按我的理解，电势是表示使电荷具有相对电势能的相对位置量度。(这个描述可能不准确，甚至不正确) 原电池的外电路之所以能形成电流，是因为电极之间存在电势差 。而以铜锌原电池为例，极性很大的水分子使铜离子离开金属而进入与金属表面接近的水层中。导致铜电极带负电，与金属表面接近的水层带正电。达到动态平衡后，二者存在电势差。同理，锌亦如是。而铜电极与锌电极所带电荷大小(甚至符号)不同，形成电势差。

标准电极电势与溶解度的关系：溶度积等于难溶物电离出的离子浓度积，也近似于溶解平衡的平衡常数。△Gφ＝－2.303RT（lgKφ），其中Kφ是难溶物电离的平衡常数，又△Gφ＝－nFEφ，所以－nFEφ＝－2.303RT（lgKφ），R为气体常数，T为绝对温度，n为离子与相应单质转换时的电子转移数目，F为法拉第常数，标准电动势Eφ=物质的标准电势-标准电极的标准电势。标准氢电极原电池是由两个相对独立的电极所组成，每一个电极相当于一个“半电池”，分别进行氧化和还原反应。由不同的半电池可以组成各式各样的原电池。我们还未能在实验和理论上计算个别电极的电极电势，而只能够测得由两个电极所组成的电池的总电动势。但在实际应用中只要知道与任意一个选定的作为标准的电极相比较时的相对电动势就够了。如果知道了两个半电池的这些数值，就可以求出由它们所组成的电池的电动势。

"电极电势" 在工具书中的解释 1、由于电极与溶液接触处存在双电层(见双电层)而产生的电势。单电极电势的绝对值无法直接测出,现在一般常用的电极电势值是指定标准氢电极(见标准氢电极)电极电势为零时的相对值。电极电势的大小,决定于温度、压力、电极的性质以及电解质溶液中有关离子的活度。这些离子的活度均为1时的值称为标准电极电势.

正极反应：AgBr(s) + e = Ag + Br-负极反应：Ag - e = Ag+电池反应：AgBr(s) = Ag+ + Br-lg Ksp = n(正极电极电势 - 负极电极电势）/0.0592 = 1*（0.0713 -0.7996）/0.0592 Ksp = 4.98 *10^-13

电动势与得失电子数无关，所以计算公式就是标准E=正极电极电势-负极电极电势=1.5-0.54=0.96V，答案是A

标准电极电势反映了物质氧化还原本领的大小，与电极反应的方向无关。1、将不同氧化还原电对的标准电极电势数值按照由小到大的顺序排列，得到电极反应的标准电极电势表。电极电势值的大小可用以判断在标准状态下电对中氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的相对强弱。2、标准电极电势是可逆电极在标准状态及平衡态时的电势，也就是标准态时的电极电势。标准电极电势有很大的实用价值，可用来判断氧化剂与还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应的进行方向，计算原电池的电动势、反应自由能、平衡常数，计算其他半反应的标准电极电势等等。将半反应按电极电势由低到高排序，可以得到标准电极电势表，可十分简明地判断氧还反应的方向3、标准电极电势(e)的应用有条件并有一定的局限性。e值与电极反应的方向无关，它是强度性质；e不适用于高温和非水体系，它不能说明氧化-还原反应速度的快慢。4、影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。

由于电场作用产生的

不相等。饱和甘汞电极是一种运用电化学原理发明的道具，运用了饱和氯化钾溶液为电解液的甘汞电极25℃下的电极电势为0.245v的特点而研制出来，在一般的化学生产中起着盐桥作用。标准值：0.2415V 饱和甘汞电极电势与温度有关，不同温度可用以下公式计算： ψ（SCE）/V=0.2415-0.000761(T-298.15)。氯化亚汞，亦称“甘汞”，是一种无机物，化学式为Hg2Cl2，分子量为 472.09，白色晶体或粉末。比重7.15，熔点为400C。由硝酸亚汞溶液中加入稀盐酸或由氯化汞与汞共热而成。不溶于水、乙醇、乙醚，微溶于盐酸，溶于王水、硝酸汞溶液、苯和吡啶。遇氨色变黑，长期见光会缓慢析出金属汞而变黑。有毒，半数致死量（大鼠，静脉）17mg/kg。有刺激性。

在标准电极电势中,定义氢离子到氢气的标准电极电势为零（相当于重力势能计算时定义的零势面,是为了计算人为定义的,可不是真的为零） .如果标准电极电势越大,说明氧化剂的氧化性越强；反之,则还原剂的还原性越强.从这就可知道,若标准电极电势为正,则说明这对离子中氧化剂的氧化性强于氢离子,也就是说,还原剂不能把氢离子还原成氢气；若为负的话,则说明这对离子中还原剂的还原性强于氢气,也就是说,还原剂能把氢离子还原成氢气放出.你懂了吗?呵呵

影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂。1、离子浓度，溶液中含某种离子的总量与体积之比，用n/V表示，单位一般为mol/L。2、酸碱性是物质在酸碱反应中呈现的特性，一般来说酸性物质可以使紫色石蕊试液变红，碱性物质可以使其变蓝，后来随着酸碱理论的发展，人们给出了更准确，完善的定义，逐渐触及酸碱性成因的本质。酸碱性的衡量标度有三种：水溶液的pH与pOH，酸的pKa与碱的pKb，以及酸碱的化学硬度。3、为了将溶液中的某一或某些组分进行分离，常常需要向溶液中加入一些物质与需要分离的组分进行化合，生成难溶解的化合物（也可能是气体），从而通过过滤、蒸发等操作达到分离纯化的效果。加进去的试剂就叫做沉淀剂。4、络合剂，特别是具有多功能团的有机络合剂，在印染行业应用越来越广，如软化水质、防止沉淀物、消除染整设备结垢、防止织物漂白破洞、保证染色鲜艳度等。络合剂在印染行业又谓称螯合剂、螯合分散剂、金属封锁剂、水质软化剂等。扩展资料：判断电极电势的因素是能斯特方程。能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势来体现的。其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示。参考资料来源：搜狗百科-电极电势参考资料来源：搜狗百科-离子浓度参考资料来源：搜狗百科-沉淀剂参考资料来源：搜狗百科-络合剂

电极电势有个公式,实际电极电势=标准电极电势+（0.059/n）*log（还原物活性/氧化物活性）.而PH是和溶液中氢离子浓度有关,当氢离子影响到还原物活性或者氧化物活性的时候,就会影响到电极电势 即能斯特方程 Nernst方程(φ~c, φ~p, φ~pH的关系) E=Eθ + RT/nF*lg[Ox/Red] 式中──氧化型和还原型在绝对温度T及某一浓度时的电极电势（V） ──标准电极电势（V） R──气体常数8.3143 J/(K·mol) T──绝对温度K F──法拉第常数=NA（阿伏伽德罗常数）×e（每个电子的电量）（96500库仑） n──电极反应中得失的电子数 应用Nernst方程的注意事项: (1) φ的大小决定于[氧化型]/[还原型]活度的比 (2) 电对中的固体、纯液体浓度为1，溶液浓度为相对活度，气体为相对分压。 p / pθ (3) 氧化型、还原型的物质系数，作为活度的方次写在Nernst方程的指数项中 (4) 有H+, OH– 参与时，当H+, OH– 出现在 氧化型时，H+, OH– 写在方程分子项中， H+, OH– 出现在还原方时，H+, OH –写在方程中分母项中。 (5) Nernst方程与温度有关。 Ce4++e-====ce3+ 无氢离子氢氧根参与 与ph无关 2. 为什么高氯酸对它电势的提升会大于硝酸？ 显然高氯酸酸酸性 氧化性强于硝酸 Cl(VII)－(－I) ClO4－＋8H＋＋8e－＝Cl－＋4H2O 1.389 Cl(VII)－(0) ClO4－＋8H＋＋7e－＝1/2Cl2＋4H2O 1.39 N(V)－(IV) 2NO3－＋4H＋＋2e－＝N2O4＋2H2O 0.803 N(V)－(III) NO3－＋3H＋＋2e－＝HNO2＋H2O 0.934 N(V)－(II) NO3－＋4H＋＋3e－＝NO＋2H2O 0.957 那么,Eq(Ce4+/Ce3+) = 1.28V 显然硝酸对ce在标况下难以氧化 而高氯酸却可以 3. 非标准状态下，修正铈电极的电势时，要不要修正氢离子浓度？ 铈电极无需修正ph，但另一对电极需要修正（即便是H+，oh-有关更需修正） 铈电极需修正浓度温度等

请参考常见氧化还原电对的标准电极电势http://wenku.baidu.com/link?url=fVEbwT2Dl2GIYZsDhjWt4_RnLZQvgzd3IO7nhuLMaNSvkScP89SzuT4AETwG9LqjL_caj2wb5W54NOvQgtAa8jzH1_HnmCmQMbRrgwMNtXa

标准电极电势，又叫标准电极电位，是可逆电极在标准状态及平衡态时的电势，也是标准态时的电极电势。指的是当温度为二十五摄氏度，金属离子的有效浓度为每升一摩尔，即活度为1时测得的平衡电位。非标准状态下的标准电极电位可由能斯特方程导出。用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据公式计算各种电极的标准电极电势的相对数值。

电池电动势

此题不用考虑离子强度的影响，只要考虑酸度的影响，按如下公式计算：E*"=E*+0.059/2 lg(&(H3AsO4)*[H^+]^2/&(H3AsO3)注：E*为标准电势 E*"为条件电势 &为分布分数

正极电极反应：CuS + 2e = Cu + S2-φ(+) = φθ(CuS/Cu) + (0.0592 / 2) lg 1/ c(S2-)负极电极反应：Pb - 2e = Pb2+φ(-) = φθ (Pb2+/Pb) + (0.0592 / 2) lg c(Pb2+)电池反应：CuS + Pb = Cu + S2- + Pb2+E = φ(+) - φ(-)

相等. 电极电势不只是我们所说的那个常数.我们所能查到的那个常数是一定条件下的标准电极电势数据,也就是说半反应中的各种物均为标准浓度下的. 但是,实际反应中的不一定是标准浓度,因此,电极电势要发生变化.变化的关系可以由能斯特方程描述. 当达到氧化还原平衡时,两个电极电势值相等

电极电势：1mol物质在一定温度下，一定大气压下，反应产生的电压。（标准电极电势即1mol物质在20℃温度下，标准大气压下反应产生的电压）应用：我们可以根据电极电势知道物质的反应趋势，从而可以确定物质的氧化能力和还原能力。

首先要纠正一下,是锌电极的标准电极电势,不是电动势. 锌：-0.76v 铜：+0.34v

后者是-2.37

电极：输入电流的一极叫阳极或正极，放出电流的一极叫阴极或负极。电极有各种类型，如阴极、阳极、焊接电极、电炉电极等。在静电学里，电势（又称为电位）定义为：处于电场中某个位置的单位电荷所具有的电势能。电势只有大小，没有方向，是标量，其数值不具有绝对意义，只具有相对意义。

先统一转移电子数等于1，这样比较好算；E=RT/Fln(Ksp)=-0.6184VE=沉淀的电位-银的电位沉淀的电位=0.18056v

金属表面晶格上的离子，受到极性水分子的吸引，有脱离金属表面进入溶液形成水合离子的趋势，这时，金属表面由于电子过剩而带负电而溶液相带正电。另一方面，溶液中的金属离子亦有由溶液相进入金属相而使电极表面带正电的趋势。金属离子的这种相间转移趋势取决于金属离子在两相中的电化学势的相对大小，即金属离子总是从电化学势较高的相转入电化学势较低的相中。最后由于受相间电化学势差的制约及静电引力的作用而达平衡。

Eu2296值越小（例如Li：-3.03v）的电极其还原型物质愈易失去电子,是愈强的还原剂,对应的氧化型物质则愈难得到电子,是愈弱的氧化剂.Eu2296值愈大的电极其氧化型物质愈易得到电子,是较强的氧化剂,对应的还原型物质则愈难失去电子,是愈弱的还原剂.

电极电势和电极电位基本一样,只是不同的叫法而已,简单理解就是氧化性和还原性的相对强弱2、能斯特方程主要用途是计算非标态电对的电极电势,此外似乎还可以与吉布斯自由能和平衡常数扯上关系（具体的我也不太会~）

2HAc+2e=H2+2Ac-，标准态时,cHAc=cAc=1 molL-,H2的分压为100kPa.。。所以K=[H+][Ac-]/[HAc]，[H+]=Ka。。反应实际2H++2e=H2，，φ0（HAc/H2）=φ0（H+/H2）+ 0.0592/2lg（[H+]^2/（PH2/100kPa）,，φ0（HAc/H2）=0+ 0.0592lgKa= 0.0592lgKa，，所以就看电离常数，磷酸Ka1=K1=7.6*10^-3 远大于醋酸ka。这样HAc/H2最小

1.电极电势是电极中极板和溶液之间的电势差。 2. 为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准和其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势， 而确定各种不同电极的相对电极电势E值。 3. 1953年国际纯粹化学和应用化学联合会（IUPAC）建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。

金属放入溶液，一是金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液；二是溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积。在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层，它在金属和溶液之间产生了电势差，也就是电极电势。

电极电势有所谓绝对电势与相对电势之分。电极中固-液两个接触相之间的电势差称为电极的绝对电势。由于电极的绝对电势值无法确定，因此人们指定一个电极的电势值，再用它确定其他电极电势的相对值。国际上（IUPAC）规定，标准氢电极的电势值为零，以他为基准进行比较所得的各个电极的相对电势值称为电极电势，实际操作中，将标准氢电极与另一给定电极组成电池，测其电动势，由于氢标准电极电势为零，所以测得的电动势就是该指定电极的电势（相对值）。

电极电势计算公式：φ=φθ+(RT/nF)In(氧化状态/还原状态)。电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差。电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势，而确定各种不同电极的相对电极电势（electrodepotential）E值。1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。

电极电势计算公式：φ=φθ+(RT/nF)In(氧化状态/还原状态)。电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差。电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势，而确定各种不同电极的相对电极电势（electrodepotential）E值。1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。

电极电势的大小与下列情况有关：1、溶液中离子的浓度大小有关；2、与溶剂及其中离子间的介质有关；3、与当时的溶液温度有关；4、影响最大的莫过于离子本身的活性。

在标准状态下，电极相对于标准氢电极的电极电势。 规定298K时，标准氢电极作为测量其他电极电位的标准，其电极电位等于0V。标准电极，是指当离子浓度为标准浓度（1mol/L)的气压分压。

电极电势的计算公式：φ=φθ+（RT/nF）In（氧化状态/还原状态）。电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差。为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势， 而确定各种不同电极的相对电极电势E值。德国化学家能斯特提出了双电层理论（electrical double layers theory）解释电极电势的产生的原因。当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层，双电层的厚度虽然很小（约为10-8厘米数量级），但却在金属和溶液之间产生了电势差。通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势，并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。电极电势以符号E（Mn+/M）表示，单位为V。电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。电极电势影响因素：影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势来体现的。其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示。

1.标准氢电极　　电极符号: Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1) 　　电极反应: 2H+ + 2e = H2（g） 　　E62H+/ H2 ＝ 0 V 　　右上角的符号“62”代表标准态。 　　标准态要求电极处于标准压力（100kPa或1bar）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为100kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol.L-1（严格的概念是活度）。通常测定的温度为298K。 2. 标准电极电势　　用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据E池 = E（+）－ E（-）计算各种电极的标准电极电势的相对数值。 　　例如在298k，用电位计测得标准氢电极和标准Zn电极所组成的原电池的电动势（E池）为0.76v，根据上式计算Zn2+/Zn电对的标准电极为-0.76v。用同样的办法可测得Cu2+/Cu电对的电极电势为+0.34v。 　　电极的 E62为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H+，如铜电极中的 Cu2+；如电极的为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H+，如锌电极中的Zn2+。 　　实际应用中,常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池，求得其它电极的电势。饱和甘汞电极的电极电势为0.24V。银-氯化银电极的电极电势为0.22V。 3. 标准电极电势表　　将不同氧化还原电对的标准电极电势数值按照由小到大的顺序排列，得到电极反应的标准电极电势表。其特点有： 　　（l）一般采用电极反应的还原电势，每一电极的电极反应均写成还原反应形式，即：氧化型 ＋ ne =　还原型； 　　（2）标准电极电势是平衡电势，每个电对E62值的正负号，不随电极反应进行的方向而改变。 　　（3）E62值的大小可用以判断在标准状态下电对中氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的相对强弱，而与参与电极反应物质的数量无关。例如： 　　I2＋2e =2I- E62= +0.5355V 　　1/2 I2＋e = I- E62= +0.5355V 　　（4）E62值仅适合于标态时的水溶液时的电极反应。对于非水、高温、固相反应，则有一定局限性。而对于非标态的反应可用Nernst方程转化。

影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂。1、离子浓度，溶液中含某种离子的总量与体积之比，用n/V表示，单位一般为mol/L。2、酸碱性是物质在酸碱反应中呈现的特性，一般来说酸性物质可以使紫色石蕊试液变红，碱性物质可以使其变蓝。3、为了将溶液中的某一或某些组分进行分离，常常需要向溶液中加入一些物质与需要分离的组分进行化合，生成难溶解的化合物，从而通过过滤、蒸发等操作达到分离纯化的效果。加进去的试剂就叫做沉淀剂。标准态要求电极处于标准压力（100kPa或1bar）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为100kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol/L（严格的概念是活度）。通常测定的温度为298K。用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据E池 = E（+）－ E（-）计算各种电极的标准电极电势的相对数值。扩展资料：电极的 Eu2296为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H+，如铜电极中的 Cu；如电极的为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H+，如锌电极中的Zn。实际应用中，常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池，求得其它电极的电势。饱和甘汞电极的电极电势为0.24V。银-氯化银电极的电极电势为0.22V。任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向。由氧化还原反应组成的原电池，在标准状态下，如果电池的标准电动势 >0，则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势 <0, 则电池反应不能自发进行。在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。参考资料来源：百度百科——电极电势

影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势 来体现的。其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示；

1、25度时甘汞电极相对于标准氢电极电势为0.2412，把数据加上0.2412就是标准氢电极的电极电势。2、电极是原电池的基本组成部分。利用自发氧化还原反应产生电流的装置叫原电池，一个原电池必须由两个基本部分组成：两个电极和电解质溶液。给出电子发生氧化反应的电极，如丹尼尔电池（右图上部所示）中的Zn极，由于其电势较低，被称为负极（negative electrode）；而接受电子发生还原反应的一极，如Cu极，由于其电势较高，而称作正极（positive electrode）。根据组成电极物质的状态，可以把电极分为三类。第一类电极是金属电极和气体电极，如丹尼尔电池中锌电极和铜电极，还有标准氢电极；第二类电极是金属-金属难溶盐电极及金属-金属难溶氧化物电极，如Ag-AgCl电极。第三类电极是氧化还原电极（任一电极皆为氧化还原电极，这里所说的氧化还原电极是专指参加电极反应的物质均在同一个溶液中），如Fe3+，Fe2+溶液组成的电极。

为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势， 而确定各种不同电极的相对电极电势( electrode potential)E值。1953年国际纯粹化学与套用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。 基本介绍 中文名 ：电极电势 外文名 ：electrode potential 提出者 ：能斯特 提出时间 ：1953年 套用学科 ：电化学等 适用领域范围 ：化学滴定分析，电池等 定义来源,标准状态,影响因素,相关套用,判断氧化剂和还原剂的相对强弱,判断氧化还原反应的方向,判断反应进行的限度,电势图, 定义来源 双电层理论 德国化学家能斯特（H．W．Nernst）提出了双电层理论（electrical double layers theory）解释电极电势的产生的原因。当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层（electrical double layers），双电层的厚度虽然很小(约为10 -8 厘米数量级), 但却在金属和溶液之间产生了电势差。通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势（electrode potential），并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。电极电势以符号E(M n+ /M)表示, 单位为V(伏)。 如锌的电极电势以E( /Zn) 表示, 铜的电极电势以E( /Cu) 表示。 电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。 标准状态 电极符号:Pt|H 2 (100kPa)|H + (1mol/L) 电极反应: 右上角的符号“u2296”代表标准态。 标准态要求电极处于标准压力（100kPa或1bar）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为100kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol/L（严格的概念是活度）。通常测定的温度为298K。 用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据E 池 =E (+) -E (-) 计算各种电极的标准电极电势的相对数值。 例如在298K，用电位计测得标准氢电极和标准Zn电极所组成的原电池的电动势（E 池 ）为0.76V，根据上式计算Zn/Zn 2+ 电对的标准电极为-0.76V。用同样的办法可测得Cu 2+ /Cu电对的电极电势为+0.34V。 电极的E u2296 为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H + ，如铜电极中的Cu；如电极的为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H + ，如锌电极中的Zn。 实际套用中,常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池，求得其它电极的电势。饱和甘汞电极的电极电势为0.24V。银-氯化银电极的电极电势为0.22V。 将不同氧化还原电对的标准电极电势数值按照由小到大的顺序排列，得到电极反应的标准电极电势表。其特点有： （1）一般采用电极反应的还原电势，每一电极的电极反应均写成还原反应形式，即：氧化型+ne - =还原型。 （2）标准电极电势是平衡电势，每个电对Eu2296值的正负号，不随电极反应进行的方向而改变。 （3）E u2296 值的大小可用以判断在标准状态下电对中氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的相对强弱，而与参与电极反应物质的数量无关。例如： （4） 值仅适合于标态时的水溶液时的电极反应。对于非水、高温、固相反应，则有一定局限性。而对于非标态的反应可用能斯特方程转化。 影响因素 影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。 能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势 来体现的。其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示。 相关套用 判断氧化剂和还原剂的相对强弱 在标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱，可直接比较 值的大小。 值越小（例如Li：-3.03V）的电极其还原型物质愈易失去电子，是愈强的还原剂，对应的氧化型物质则愈难得到电子，是愈弱的氧化剂。Eu2296值愈大的电极其氧化型物质愈易得到电子，是较强的氧化剂，对应的还原型物质则愈难失去电子，是愈弱的还原剂。 判断氧化还原反应的方向 （1）根据 值，判断标准状况下氧化还原反应进行的方向。 通常条件下，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。从电极电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。反应以“高电势的氧化型氧化低电势的还原型”的方向进行。在判断氧化还原反应能否自发进行时，通常指的是正向反应。 （2）根据电池电动势 池值，判断氧化还原反应进行方向。 任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向。由氧化还原反应组成的原电池，在标准状态下，如果电池的标准电动势>0, 则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势<0, 则电池反应不能自发进行。在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。 从原电池的电动势与电极电势之间的关系来看，只有原电池的电动势>0 时，氧化还原反应才能自发地向正反应方向进行。也就是说，氧化剂所在电对的电极电势必须大于还原剂所在电对的电极电势，才能满足E>0的条件。 从热力学讲电池电动势是电池反应进行的推动力。当由氧化还原反应构成的电池的电动势 池大于零时，则此氧化还原反应就能自发进行。因此，电池电动势也是判断氧化还原反应能否进行的判据。 电池通过氧化还原反应产生电能，体系的自由能降低。在恒温恒压下，自由能的降低值（-△G）等于电池可能作出的最大有用电功（W 电 ）： -△G=W 电 =QE=nFE 池 即： 池 在标准状态下，上式可写成： 池 当 池 为正值时， 为负值，在标准状态下氧化还原反应正向自发进行；当 池为负值时， 为正值，在标准状态下反应正向非自发进行，逆向反应自发进行。E或 愈是较大的正值，氧化还原反应正向自发进行的倾向愈大。E池或 池愈是较大的负值，逆向反应自发进行的倾向愈大。 判断反应进行的限度 ——计算平衡常数 一个化学反应的完成程度可从该反应的平衡常数大小定量地判断。因此，把标准平衡常数K φ 和热力学吉布斯自由能联系起来。 △G φ =-2.303RTlgK φ △G φ =-nFE φ 则： nFE φ =2.303RTlgK φ 标准平衡常数K φ 和标准电动势E φ 之间的关系式为：lgK φ = R为气体常数，T为绝对温度，n为氧化还原反应方程中电子转移数目，F为法拉第常数。 该式表明，在一定温度下，氧化还原反应的平衡常数与标准电池电动势有关，与反应物的浓度无关。Eφ越大，平衡常数就越大，反应进行越完全。因此，可以用Eφ值的大小来估计反应进行的程度。一般说，Eφ≥0.2～0.4V的氧化还原反应，其平衡常数均大于 ,表明反应进行的程度已相当完全了。Kφ值大小可以说明反应进行的程度，但不能决定反应速率。 电势图 大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化值，各氧化值之间都有相应的标准电极电势。可将其各种氧化值按高到低（或低到高）的顺序排列，在两种氧化值之间用直线连线起来并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值，以这样的图形表示某一元素各种氧化值之间电极电势变化的关系图称为元素电势图，因是拉特默（Latimer）首创，故又称为拉特默图。根据溶液pH值的不同，又可以分为两大类：（A表示酸性溶液）表示溶液的pH=0；（B表示碱性溶液）表示溶液的pH=14。书写某一元素的电势图时，既可以将全部氧化值列出，也可以根据需要列出其中的一部分。 在元素电点阵图的最右端是还原型物质，如Cl - ，最左端是氧化型物质，如ClO - 。中间的物质，相对于右端的物质是氧化型，相对于左端的物质是还原型，例如Cl相对于Cl - 是氧化型，相对于ClO - 是还原型。 判断歧化反应是否能够进行： 歧化反应即自身氧化还原反应：它是指在氧化还原反应中，氧化作用和还原作用是发生在同种分子内部同一氧化值的元素上，也就是说该元素的原子（或离子）同时被氧化和还原。 由某元素不同氧化值的三种物质所组成两个电对，按其氧化值高低排列为从左至右氧化值降低。