2015年電氣工程師考試普通化學(xué)知識(shí)點(diǎn)電極電勢(shì)

　　電極電勢(shì)的應(yīng)用

　　一、判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向

　　對(duì)于定溫定壓的化學(xué)反應(yīng)，熱力學(xué)判據(jù)為：

　　ΔrGm < 0 反應(yīng)正向自發(fā)

　　ΔrGm= 0 反應(yīng)于平衡態(tài)

　　ΔrGm > 0 反應(yīng)逆向自發(fā)

　　將 ΔrGm= -nFE 代入，則有

　　E > 0 (或j +> j -) 反應(yīng)正向自發(fā)

　　E = 0 (或j += j -) 反應(yīng)于平衡態(tài)

　　E < 0 (或j+< j -) 反應(yīng)逆向自發(fā)

　　以標(biāo)準(zhǔn)氫電極為負(fù)極測(cè)得的電極電勢(shì)為還原電勢(shì)，

　　即對(duì)氧化還原反應(yīng)：ΔrGm = -nFE，E愈正ΔrGm愈負(fù)，正向傾向愈大。

　　表明：E值愈大，還原反應(yīng)傾向愈大，即氧化態(tài)物質(zhì)愈易得電子，該氧化劑相對(duì)強(qiáng); E值愈小，還原反應(yīng)傾向愈小，而逆向的氧化反應(yīng)傾向愈大，即還原態(tài)物質(zhì)愈易失電子，該還原劑相對(duì)強(qiáng)。

　　例：已知，Ag不能溶于1mol/L的鹽酸放出氫氣，判斷25℃時(shí)， Ag能否溶于1mol/L的氫碘酸放出氫氣?

　　解： (1) 2Ag (s) +HCl(1mol/L) = AgCl(s )+H2(p)

　　(2) 2Ag (s) +HI(1mol/L) = AgI(s )+H2(p)

　　設(shè)p(H2)= pθ時(shí);

　　查表： φθ(AgCl/Ag)=0.221V，φθ(AgI/Ag) =-0.151V

　　(1) Eθ1= φθ+- φθ-= - 0.221V < 0，反應(yīng)正向非自發(fā)

　　(2) Eθ2= φθ +- φθ-= 0.151V > 0，反應(yīng)正向自發(fā)

　　且當(dāng) p(H2)< pθ時(shí)， φ+> φθ+ ，不會(huì)使(2)轉(zhuǎn)向

　　二、判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的程度—由Eθ計(jì)算Kθ

　　氧化還原反應(yīng)平衡時(shí)， ΔrGm = -nFE =0，于是

　　25℃時(shí)：㏒Kθ==nEθ/0.0592V

　　例4-5、求算25℃時(shí)AgCl的溶度積 K sp

　　解：所求反應(yīng)： AgCl(s) = Ag+(aq) +Cl- (aq)

　　非氧化還原反應(yīng)設(shè)計(jì)電池：

　　(+)極： AgCl(s) +e- = Ag(s) +Cl- (aq)

　　(-)極=總反應(yīng)- (+)極： Ag (s) = Ag+(aq) +e-

　　查表得： φθ(AgCl/Ag)=0.221V ，φθ(Ag+/Ag)=0.799V
      

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