浙大版《无机及分析化学》课堂笔记.doc

绪 论 简话化学发展、化学学科的分支及其形成、本学科的学习方法、理论教学内容及学时安排、参考书目无机化学定义;除去碳氢化合物和其他衍生物外，无机化学是对所有元素和它们的化合物及反应进行实验研究和理论解释的科学。分支:无机材料合成、 配位化学 、原子簇化学、 超导材料、 无机晶体化学、 稀土化学、 生物无机化学第2章 化学热力学基础 化学热力学：用热力学原理研究物质体系中的化学现象和规律，根据物质体系的宏观可测性质和热力学函数关系来判断体系的稳定性、变化方向和变化的程度 三个研究重点：判断反应进行的方向（判据）、 判断反应进行的限度、 预测反应发生的可能性 研究特点：研究中不考虑物质的微观结构和反应进行的机理体系：被划作研究对象的这一部分物体 敞开体系 有物质和能量交换 封闭体系 只有能量交换 孤立体系 无物质和能量交换环境：体系以外，与体系密切相关的部分 状态函数：描述体系的一系列物理量（如气体的压力、温度、体积和组分的摩尔数等）当状态函数确定时，该体系就处于一定的状态。 状态函数性质：容量性质加和性（V, n） 强度性质无加和性（T ） 状态函数特征：状态一定状态函数值一定 状态函数变化量只与体系的始、终态有关，与途径无关。过程：体系由一个状态变化到另一个状态时的这一变化叫做过程等温过程（T = 0）等压过程（P = 0）等容过程（V = 0）绝热过程（Q = 0） 循环过程（过程完成后，又回到初始态）途径：完成一个过程的具体步骤（或路线）则称为途径热(Q)：体系与环境间存在温差时，体系与环境间传递的能量体系吸热：Q 0 体系放热： Q 0 功(W)：热的形式以外，其它各种被传递的能量都叫功体系对环境做功：W 0 分类：体积功：体积改变而做的功 非体积功：机械功，电功等 功和热不是状态函数热力学能：体系内部能量的总和 （内能） 分子和原子的动能、 分子间位能、 电子的动能、 电子间及电子与原子核之间的位能、 原子核的核能性质：状态函数状态确定时，内能也随之确定，热力学能的绝对值是无法确定。但其变化值，可由热和功求得。2.2 热化学一、热力学第一定律体系吸热：Q 0 体系放热： Q 0 体系对环境做功：W 0 反应热：当生成物的温度和反应物的温度相同，且在反应过程中体系只反抗外压做膨胀功（W有 = 0时)，化学反应过程中所吸收或放出的热量 （ Qv和Qp） 恒容反应热（Qv)DV = 0 W体= 0DU = QV + W QV = DU（内能变） 焓(H)与内能的关系(U)H = U + pV DH = (U2 + pV2 ) - (U1 + pV1 ) = DU + p(V2-V1) 等压时 DH = DU + n2RT - n1RT = DU + DnRT 等温时等温等压时：DH = DU + DnRTDn：气体生成物与气体反应物总摩尔数之差反应物和产物均为固或液态时： p DV 0 D H = DU例: 1mol的火箭燃料联氨N2H4(l)，在298.15K和定容条件下燃烧生成N2(g)和H2O(l)，总共放出662 kJ的热量。求该反应的H和U。解：N2H4（l）+ O2（g）= N2（g）+ 2H2O（l） 定容条件下，该反应放热662kJ，即Qv = U = - 662（kJ） 由公式 : H = U + n R T = - 662 + (1 - 1)8.314298.1510-3 三、热化学方程式 反应进度: 衡量化学反应进行程度的物理量 B：物质B的化学计量数，产物为正，反应物为负 单位：mol 同一反应方程式中，各物质的反应进度相同 同一反应，不同反应方程式，反应进度不同反应进度为1mol时的含意反应物的消耗量，产物的生成量恰好为方程式中的系数标准状态：指在温度T 和标准压力(100 kPa)时该物质的状态 纯理想气体或混合气体：温度T，压力为 时的状态 液体或固体：温度T ，压力 下的纯液体或纯固体状态。 溶液中溶质：温度T 时，压力 下，溶质的质量摩尔浓度 时的状态。（极稀的水溶液中：可用 代替。） 摩尔焓变值应与反应方程式一一对应标明反应的温度和压力，（在298.15 K和100 kPa下进行，可以不注明。） 标明所有参加反应各物质的状态(g、l、s、 aq)四、化学反应热的计算方法一： 盖斯定律、 方法二：利用标准摩尔生成焓、方法三：利用标准摩尔燃烧焓、 方法四：利用键能2.3 化学反应的方向自发性自发过程：不需要外力帮助而能自动发生的变化。特征：一切自发过程都是单向性的，欲使其逆向进行，环境必需对它做功。自发过程的进行有一定的限度，如只能进行到温度相等，水位相等，浓度相等等。影响自发过程的因素：能量变化最低能量原理（焓变判据）：自发的化学反应趋向于使系统放出最多的能量。是否放热不是判断自发过程的唯一因素混乱度 ：体系有趋向于最大混乱度的倾向，体系混乱度增大有利于反应自发地进行.二、熵（S）体系混乱度的量度（状态函数）体系中可能存在的微观状态数越多，体系的外在表现就越混乱，熵就越大在热力学热力学第三定律:温度0 K时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于零三、标准摩尔熵定义：标准摩尔熵的一些规律:利用标准摩尔熵计算化学反应的熵变：等温可逆过程体系熵变的计算： 环境熵变的计算：DS环 = Q环/T环= -Q体/T环可逆过程：从始态到终态的过程中，无限增加中间过程，即分为无限多的步骤完成，而每一步都接近平衡态，是对平衡态的微扰，这一理想的变化过程无限缓慢，在热力学中称为可逆过程。等温可逆过程体系做功最多， 用Wmax表示吸热也最多，用Qr表示。另：相变点的相变也是可逆过程： 水在沸点时蒸发、在冰点时的凝固、 溶解过程四、热力学第二定律：在孤立体系中，自发过程使体系的熵值增加，处于平衡状态时体系的熵值达到最大，而使体系熵值减小的过程是不可能发生的。（熵增原理）DS孤立 0 自发过程、DS孤立 = 0 平衡过程、DS孤立 0 自发过程、DS体 + DS环 = 0 平衡过程、DS体 + DS环 0 DS体 - DH体/T体 0 T体DS体- DH体 0DH- TDS 0 DH - TDS = (H2-H1) T(S2-S1) = (H2-T2S2) (H1-T1S1) 0令 G = H - TS G：吉布斯自由能（状态函数）。DH- TDS 0 G2 - G1 = DG 0吉布斯-赫姆霍兹（Gibbs-Helmholtz)方程式G的物理意义：一个封闭系统所能做的最大非体积功(Wmax)等于其吉布斯自由能的减少(-G)（可逆过程）在指定的反应温度（一般在298.15 K）和标准态下，由稳定单质生成1 mol某物质的吉布斯自由能变称为该物质的标准吉布斯自由能。利用标准摩尔生成自由能计算反应自由能变: 吉布斯自由能的应用:判断反应的自发性、由吉布斯-赫姆霍兹关系式： DG = DH - TDS 计算不同温度下的自由能变生成物与反应物的和随温度变化不大，可视为常数。2.4 化学反应的限度化学平衡一、可逆反应与化学平衡根据G值可以判断一个化学反应能否自发进行。但是，即便是自发进行的化学反应，也只能进行到一定的限度。因为一般化学反应都是可逆地进行的。化学平衡：正逆反应的速率相等，各物质的量保持不变化学平衡是有条件的，条件改变，平衡改变。二、化学平衡常数K范特荷甫(vant Hoff)等温式：实际体系中各物质不可能都处于标准状态，用非标准状态下的自由能变rGm(T)判据才能得到符合实际的结论.等于平衡时的反应商Q 气相反应 液相反应 平衡常数K与反应商Q的区别： Q：任意一个状态时各物质的关系比 K ：特指平衡状态时的反应商， 是Q的一个特例利用K与Q判断反应进行的方向和限度：越大，产物的量越大，反应进行越完全、书写平衡常数时，不要把纯固体纯液体和、 稀溶液中的水的浓度写进去、标准平衡常数表达式要与其化学反应计量方程式相对应。 v 多重平衡规则 三、化学平衡的移动浓度对化学平衡移动的影响、 压力对化学平衡移动的影响、 温度对化学平衡移动的影响、 催化剂对化学平衡移动的影响 Le Chatelier原理：如果改变平衡体系的条件之一（如浓度、压力或温度），平衡就会向减弱这种改变的方向移动。这一规律称为化学平衡移动原理 催化剂对化学平衡移动的影响:在一定温度下，加入催化剂后反应物（始态）和生成物（终态）仍保持不变，标准平衡常数也不变化学反应速率：指在一定条件下,某一物质浓度变化的速率,单位时间内反应物浓度减少或生成物浓度的增加基元反应：化学反应由反应物转化为生成物，一步完成非基元反应：由两步或两步以上完成的反应（每一步均为基元反应）其中速率最慢的一步基元反应的反应速率决定着总反应的速率，称为控速步骤。碰撞理论：反应物分子间的相互碰撞是反应发生的先决条件，反应速率与碰撞频率成正比 能够发生反应的碰撞称为有效碰撞过渡状态理论在反应过程中，反应物必须经过一个高能过渡状态，再转化为生成物;反应过程中有化学键的重新排布和能量的重新分配。Ea(+) Ea(-)：反应为吸热、Ea(+) Ea(-)：反应为放热基元反应速率方程的确定质量作用定律：在一定温度下，基元反应的反应速率与反应物浓度以其化学计量数的绝对值为指数的幂的乘积成正比 质量作用定律只适用于基元反应，不适 用于非基元反应 如何确定非基元反应的速率方程式利用实验数据确定非基元反应的速率方程、利用定速步骤确定非基元反应的速率方程反应级数：速率方程式中各反应物浓度项指数之和可以是整数，分数，零反应级数可能因实验条件改变而发生变化反应分子数：发生基元反应所需要的最少微粒数，其值只能为正整数对于基元反应：反应分子数 = 反应级数 = 反应式中各反应物系数之和 反应级数等于反应式中反应物计量数之和的反应不一定是基元反应第3章分析化学概论定量分析误差的分类及表示方法 系统误差：由固定原因产生，具单向性（大小、正负一定）、 可消除（原因固定 、重复测定重复出现方法误差、试剂误差、仪器误差、操作误差 【与操作过失不同】偶然误差（随机误差）：不具单向性（大小、正负不定）、不可消除（原因不定） 、但可减小（测定次数） 分布服从统计学规律（正态分布）误差的表示方法：准确度、精密度、误差和偏差准确度：测定结果与“真值”接近的程度（用误差表示） 绝对误差 = 测定值 真实值 = X XT 相对误差 = 绝对误差/真实值 100% (X XT) / XT 100% 精密度：平行测定的结果互相靠近的程度（用偏差表示）绝对偏差 = 测定值测定平均值 = X i X 相对偏差 = 绝对偏差 / 测定平均值100% =(X i X)/ X【某次测定结果的偏差，只能反映该结果偏离平均值的程度，不能反映一组平行测定结果的精密度。】【标准偏差能更好地反映出结果的精密度】精密度高的不一定准确度好 准确度高必须以精密度好为前提精密度是保证准确度的先决条件 精密度差，说明实验分析结果不可靠也就失去了衡量准确度的前提第三节 提高分析结果准确度的方法 一、减少测量误差二、减少系统误差的方法三、减少偶然误差的方法：增加平行测定次数， 一般4-6次即可第四节 有限数据的统计处理一、有效数字m 分析天平 (称至0.1mg):12.8218 g (6) , 0.2338 g (4) 千分之一天平 (称至0.001 g): 0.234 g (3) 1%天平 (称至0.01 g): 4.03 g (3), 0.23 g (2)台秤 (称至0.1 g): 4.0 g (2), 0.2 g (1)V 滴定管 (量至0.01 mL): 26.32 mL (4), 3.97 mL (3)容量瓶: 100.0 mL (4), 250.0 mL (4)移液管: 25.00 mL (4); 量筒 (量至1 mL或0.1 mL): 25 mL (2), 4.0 mL (2) 零的有效数字计算 出现在第一位有效数字之前，不算有效数字 0.02000 L (4位) , 0.0280 g (3位) 出现在两个非零数字之间或所有非零数字之后，记入有效数字 10.0400 (6位) 记录数据的时候不能将尾数的“0” 任意增减 0.10 mL 0.1 mL 改变单位，有效数字不变 0.02000 L 20.00 mL 科学记数法表示有效数字 数字后的0含义不清楚时, 最好用指数形式表示 : 1000 ( 1.0103 ，1.00103 ,1.000 103 ) pH, pM, lgK有效数字的位数取决于小数部分（尾数）数字的位数，整数部分只代表该数的方次 有效数字修约规则：四舍六入五留双 要修约为四位有效数字时: 尾数 4时舍, 0.52664 - 0.5266 尾数 6时入, 0.36266 - 0.3627 尾数 5时, 若后面数为0, 舍5成双: 10.2350-10.24, 250.650-250.6 若5后面还有不是0的任何数皆入: 18.0850001-18.09 有效数字计算规则：先修约，后计算加减法：以小数点后位数最少的数为准（即以绝对误差最大的数为准）乘除法：以有效数字位数最少的数为准（即以相对误差最大的数为准）分数与倍数:2，5/2看成无限多位有效数字，最后结果以实验结果数据为准 误差只需保留12位 计算过程中可暂时多保留一位，留到下一步计算用二、置信度与置信区间第五节 滴定分析法常用的基准物质的干燥条件和应用范围应 用范 围基 准 物 质干 燥 条 件标 定对 象名 称化 学 式酸碱滴定无水碳酸钠硼砂邻苯二甲酸氢钾二水合草酸Na2CO3Na2B4O710H2OKHC8H4O4H2C2O42H2O270 300置于盛有NaCl,蔗糖饱和溶液的密闭器皿110 120室温空气干燥酸酸碱碱沉淀滴定氯化钠NaCl500 600硝酸银配位滴定锌氧化锌碳酸钙ZnZnOCaCO3室温干燥器中保存900 1000110EDTAEDTAEDTA氧化还原滴定草酸钠重铬酸钾溴酸钾Na2C2O4K2Cr2O7KBrO3130140 150130氧化剂还原剂还原剂例：为标定Na2S2O3溶液，称取基准物质K2Cr2O70.1260 g用稀盐酸溶解后，加入过量KI置于暗处5 min待反应完成后加入水80 mL，用Na2S2O3滴定，终点时耗用Na2S2O3 19.47mL,计算Na2S2O3的浓度。解：K2Cr2O7 + 6KI +14HCl = 2CrCl3 + 3I2 + 8KCl + 7H2O I2 + 2 Na2S2O3 = 2KI + Na2S4O6K2Cr2O73I26Na2S2O3 n(K2Cr2O7) : n(Na2S2O3) = 1 : 6 根据物质量比关系，则有：n (Na2S2O3) = 6 n (K2Cr2O7) (cV)Na2S2O3=6m (K2Cr2O7) /M (K2Cr2O7) cNa2S2O3 = 6(0.1260/294.2)/19.4710-3 = 0.1320 mol/L 例：测定试样中的含铝量时，称取试样0.2000 g溶解后，加入0.05010 molL-1 EDTA (Na2H2Y)标准溶液25.00 ml，控制条件使Al3+与EDTA配合反应完全（反应式为：Al3+ + H2Y2- = AlY- + 2H+)，然后以0.05005 molL-1标准锌离子溶液滴定剩余的EDTA，(反应式为：Zn2+ + H2Y2- = ZnY2- + 2H+), 消耗了5.50 ml，求试样中Al2O3的质量分数。解：EDTA(H2Y2-)与Al3+的配合反应为: Al3+ H2Y2- = AlY-+2H+ 可知 n(Al3+) = n(H2Y2-) 而 n(Al2O3) = n(Al3+)1/2 = n(H2Y2-)1/2 滴定中与Al3+配合反应的EDTA物质的量为: n(EDTA) = c(EDTA)V(EDTA) c(Zn2+)V(Zn2+) = 0.249第4章酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱质子理论 酸：凡是能给出质子的物质（质子给予体） 碱：凡是能接受质子的物质 （质子接受体）共轭酸碱对：酸 给出质子后余下的那部分就是它的共轭碱碱接受质子后就成为它的共轭酸酸碱的强度：容易给出质子的酸是强酸，反之为弱酸 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱例如：酸性：HCl HAc；碱性：Cl-Ac- 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行例如： 反应 对同一种酸在不同的溶剂中由于溶剂接受质子能力不同而显示出不同的酸性。例如： HAc在水中表现为弱酸，而在液氨中表现为强酸 溶液酸碱度的表示法 pH = -lgc(H+) pOH = -lgc(OH-) pH + pOH = pKw = 14 三、共轭酸碱对的 和 关系 多元弱酸：第三节 酸碱水溶液中酸度的计算 质子条件式（ PBE）：溶液中得失质子的数目相等 先选零水准大量存在 参与质子转移的物质 书写质子条件式 ：等式左边得质子后产物 等式右边失质子后产物 有关浓度项前乘上得失质子数 根据质子得失相等原则列出质子条件式例：计算分析浓度c = 0.040molL-1的一氯乙酸钠(CH2ClCOONa)水溶液的pH。第四节 影响酸碱平衡的因素 稀释作用、同离子效应、异离子效应（盐效应）在弱酸或弱碱溶液中加入含有不相同离子的电解质，使弱酸或弱碱的解离度增大的现象，称为异离子效应（盐效应）。注：在发生同离子效应同时，总伴随着异离子效应；但同离子效应往往比异离子效应大得多；一般情况下主要考虑同离子效应第五节 缓冲溶液加少量酸或碱或稍加稀释，溶液的pH不易发生变化二、缓冲溶液pH的计算例：在20 mL 0.20 molL-1氨水中，加入20 mL 0.10 molL-1 HCl，求此混合液的pH值。已知：（NH3）= 1.7610-5解：HCl与NH3反应生成NH4+NH4+ 和剩余的NH3组成缓冲溶液 pH = 9.25第5章沉淀的溶解平衡和溶度积一、溶度积 沉淀溶解平衡常数在一定温度下，当沉淀和溶解速率相等时，就达到平衡。此时所得的溶液即为该温度下的饱和溶液，溶质的浓度即为饱和浓度。平衡时：K = Ksp = c(Ag+) c(Cl-) Ksp ：溶度积常数，简称溶度积 溶解度：饱和溶液里的物质浓度称为“溶解度”，常用S（mol/L）表示.溶度积和溶解度的相互关系：Ksp不受离子浓度的影响，而溶解度则不同。用Ksp比较难溶电解质的溶解性能只能在相同类型化合物之间进行，溶解度则比较直观。溶度积规则:用于判断沉淀平衡移动的方向，即vant Hoff等温式在沉淀溶解平衡中的应用。离子积 Qi：难溶电解质的溶液中离子浓度的乘积Qi Ksp ： 过饱和溶液，沉淀析出。二、沉淀的生成 加入沉淀剂和控制pH值 控制pH去除杂质离子是通常使用的分离方法，如CuSO4提纯。难溶氢氧化物并非一定在碱性溶液条件下才产生沉淀。 酸溶解反应 对于酸溶解反应来说，例如，MnS和CuS在酸中的溶解，实际上是一个包含了沉淀溶解平衡和酸碱平衡的多重平衡。 同离子效应和盐效应 分步沉淀 在一定条件下，使一种离子先沉淀，而其它离子在另一种条件下沉淀的现象叫做分步沉淀，相反的过程可称为分步溶解或选择性溶解。例：在0.10 molL-1 ZnCl2 溶液中用H2S饱和(0.10 molL-1)。试计算为防止ZnS沉淀所需的 c(H+)。例：在酸度保持为0.30 molL-1的溶液中含有一定数量的Cd2+离子，当通入H2S气体达到饱和时，Cd2+ 离子能否沉淀完全？已知CdS的Ksp = 1.40 10-29 。三、沉淀的转化 沉淀的溶解 加入适当离子，与溶液中某一离子结合成水、弱酸或弱碱 加入适当的氧化剂或还原剂，与溶液中某一离子发生氧化、 还原反应，以降低某一离子的浓度。 加入适当配合剂 沉淀的转化 在含有沉淀的溶液中，加入适量试剂与某 一离子结合成更难溶的物质。例：将50ml含0.953g MgCl2 （相对分子量为95.3）的溶液与等体积的1.8 molL-1 NH3 H2O溶液混合，问在所得的溶液中应加入多少固体NH4Cl（相对分子量为53.5）才可防止Mg(OH)2沉淀生成？（ Ksp = 1.2 10-11, Kb = 1.76 10-5 ）解：c(Mg2+) = (0.953 / 95.3)/ 0.1 = 0.10 mol.L-1 c(NH3H2O) = 1.8 / 2 = 0.90 mol.L-1 欲防止Mg(OH)2产生： Qi = c(Mg2+) c2(OH-) Ksp Ksp = 0.10 c2(OH-) c(OH-) = 1.1 10-5 mol.L-1 pOH = 4.96 NH3 H2O与NH4Cl混合溶液即为缓冲体系，故有：pOH = p Kb - lg (c碱 / c盐) 4.96 = 4.75 - lg (c碱 / c共轭酸) c碱 / c共轭酸= 0.62 c共轭酸= 0.90 / 0.62 = 1.45 mol.L-1 所以： NH4Cl的质量为 0.10 1.45 53.5 = 7.76 g第6章氧化还原平衡与氧化还原滴定第一节 基本概念一、 氧化和还原 氧化和还原反应：涉及有电子转移的反应（反应物的氧化数发生变化）二、 氧化数 某元素一个原子的表观电荷数确定氧化数的规则:在单质（如Cu, H2, O2等）中，原子的氧化数为0； 在中性分子中，原子的氧化数总和为0；在离子中，氧化数等于离子的电荷数（如Cu2+）；H氧化数为+1，氧为-2。在NaH类化合物中，H为 -1；H2O2类化合物中，O为-1。 氧化数不一定为整数 例： Fe3O4中Fe的氧化数为+8/3化合价与氧化数的区别：化合价 原子的共价键数第二节 氧化还原方程式的配平一、氧化数法 二、离子电子法 第三节 电极电势原电池 ：在溶液中发生的普通氧化还原反应不能产生定向移动的电流，但可以通过适当的设计，使电流定向移动，这种装置称为原电池。从氧化还原反应到化学电池：电池符号：-) Zn| Zn2+(c1) | Cu2+(c2)|Cu (+负极：Zn = Zn2+ + 2e 正极：Cu2+ + 2e = Cu 总反应：Zn + Cu2+ = Zn + Cu2+每个半电池由一个电对组成：负极： Zn2+/ Zn 正极： Cu2+/Cu 盐桥：饱和 KCl 或 NH4NO3溶液（琼胶作成冻胶）保持溶液电中性，使电极反应得以继续进行消除原电池中的液接电势二、电极类型 金属-金属难溶盐电极电对 电极符号 AgCl/ Ag Ag |AgCl |Cl-(c) Hg2Cl2 / Hg Hg| Hg2Cl2 | Cl-(c)氧化-还原电极电对 电极符号 Fe3+ / Fe2+ Pt | Fe3+( c1), Fe2+ ( c2) MnO4- / Mn2+ Pt | MnO4- (c1), Mn2+ (c2) , H+(c3) 金属-金属离子电极气体-离子电极电对 电极符号 H+ / H2 Pt | H2 (p ) | H+ (c )Cl2 / Cl- Pt | Cl2( p) |Cl- ( c)O2/H2O(酸性） Pt | O2( p) | H2O O2/OH-（碱性） Pt | O2( p) | OH-三、电极电势 电池的电动势：电池正负电极之间的电势差 E池正 负 电极电势的产生：把金属置于其盐溶液中，金属表面层的正离子受水分子的极性作用，有进入溶液的倾向，使得金属因存在过剩的电子而带负电荷。金属越活泼，溶液中金属离子浓度越小，这种倾向越大。 与此同时，溶液中的金属正离子也有与金属表面的自由电子结合成中性原子而沉积于金属表面的倾向，导致金属带正电荷。金属越不活泼，溶液中金属离子浓度越大，这种倾向就越大。 标准电极电势：所有的气体分压均为1105Pa 溶液中所有物质的活度均为1molKg-1 所有纯液体和固体均为1105Pa条件下最稳定或最常见单质标准氢电极：单个电极的电极电势无法直接测量。所以需选定一个标准电极，将其电极电势定义为零，从而可确定其他各种电极电势的相对值。按IUPAC惯例，选择标准氢电极将其电极电势规定为零。铜标准电极电势的测定：Cu2+(1molL-1) + 2e = Cu 与标准氢电极构成右图所示电池-) Pt | H2(1atm) | H+(1molL -1 )| Cu2+(1molL -1 )|Cu (+测电极反应： 氧化态 + ne = 还原态 j值从小到大编排的 j大小与反应物的数量无关 Zn2+ + 2e = Zn j = -0.763V2Zn2+ + 4e = 2Zn j = -0.763Vj 的代数值与反应方向无关。Zn = Zn2+ + 2e j = -0.763V查表时注意酸碱条件，即有酸表和碱表之分。电极电势的意义电极电势的高低表明电子得失的难易，也就是氧化还原能力的强弱。电极电势越正：（充当正极）电对中氧化态物质越容易得电子转变成相应的还原态电极电势越负：（充当负极）电对中还原态物质越容易失电子转变成相应的氧化态两种物质之间能否发生氧化还原反应，取决于它们电极电势的差别。j值较高的氧化态物质能和j值较低的还原态物质发生氧化还原反应。四、能斯特(Nernst)方程-求解非标准准态下电极电势（用j表示）F 96485 ：法拉第常数 T = 298K：a ：活度，稀溶液：a = c / c = c； 气体：a = p / p纯固体或液态： a = 1例：已知298K时，电极反应：Cr2O72- + 14 H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O j = 1.33 V 当 c(Cr3+) = c(Cr2O72-) = 1 molL-1 时，计算溶液中pH = 0，3 和 6 时的电极电势。解： pH = 0： j = j = 1.33 VpH = 3： j = 1.33 - 0.138 3 = 0.916 VpH = 6： j = 1.33 - 0.138 6 = 0.502五、原电池的电动势与DrG 的关系恒温恒压下：可逆化学反应的自由能的降低等于体系所做的最大有用功若反应物和生成物均处于标准状态下：第四节 电极电势的应用一、 计算原电池的电动势二、 判断氧化还原反应进行的方向DrG 0 正反应方向非自发（逆方向自发进行） -DrG = nFE池 E池 0 反应向正方向自发进行 E池 = 0 反应处于平衡状态 E池 0 反应向正方向自发进行 E池 = 0 反应处于平衡状态 E池 j (AgCl/Ag)Ag+/Ag 为正极；AgCl/Ag为负极。(+)： Ag+ + e = Ag (s) (-) ： Ag (s) + Cl- = AgCl (s) + e 电池反应： Ag+ + Cl- = AgCl (s)E池 j正 - j负 = 0.799 - 0.2223 = 0.5767 Vlg K =( 1 0.5767) / 0.0592 = 9.7412 K = 1/ Ksp Ksp = 1.81 10-10例：已知 A