文档文本内容
课堂要求：
关于答疑
秋季化学实验班
第15讲课堂问题收集
电化学进阶（下）
第15讲
回顾
𝑬⊖= 𝑹𝑻
𝒏𝑭𝐥𝐧𝑲⊖
𝑬⊖
𝑲⊖
𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
化学反应
进行程度
标准状态下反应进行程度的判断：
非标准状态下反应进行方向如何
判断？
回顾
反应进行方向判断：
平衡状态
非平衡状态
𝚫𝐫𝑮𝐦= 𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
𝚫𝐫𝑮𝐦≠𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
热力学
回顾
反应进行方向判断：
平衡状态
非平衡状态
𝚫𝐫𝑮𝐦= 𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
𝚫𝐫𝑮𝐦≠𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
热力学
𝑸= 𝑲⊖
𝑸≠𝑲⊖
化学平衡
回顾
反应进行方向判断：
平衡状态
非平衡状态
𝚫𝐫𝑮𝐦= 𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
𝚫𝐫𝑮𝐦≠𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖
热力学
𝑸= 𝑲⊖
𝑸≠𝑲⊖
化学平衡
𝑬= 𝑬⊖
𝑬≠𝑬⊖
电化学
原电池电动势的影响因素
第1节
一、能斯特方程
推导：
一、能斯特方程
推导：
𝚫𝐫𝑮𝐦= 𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖+ 𝑹𝑻𝐥𝐧𝑸
𝚫𝐫𝑮𝐦= −𝒏𝑭𝑬
𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖= −𝒏𝑭𝑬⊖
一、能斯特方程
推导：
𝚫𝐫𝑮𝐦= 𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖+ 𝑹𝑻𝐥𝐧𝑸
𝚫𝐫𝑮𝐦= −𝒏𝑭𝑬
𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖= −𝒏𝑭𝑬⊖
−𝒏𝑭𝑬= −𝒏𝑭𝑬⊖+ 𝑹𝑻𝐥𝐧𝑸
一、能斯特方程
推导：
𝚫𝐫𝑮𝐦= 𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖+ 𝑹𝑻𝐥𝐧𝑸
𝚫𝐫𝑮𝐦= −𝒏𝑭𝑬
𝚫𝐫𝑮𝐦
⊖= −𝒏𝑭𝑬⊖
−𝒏𝑭𝑬= −𝒏𝑭𝑬⊖+ 𝑹𝑻𝐥𝐧𝑸
𝑬= 𝑬⊖−𝑹𝑻
𝒏𝑭𝐥𝐧𝑸
一、能斯特方程
对于电池反应：
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⇌𝑐Red1 + 𝑑Ox2
一、能斯特方程
对于电池反应：
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Red1 𝑐Ox2 𝑑
Ox1 𝑎Red2 𝑏
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⇌𝑐Red1 + 𝑑Ox2
一、能斯特方程
对于电池反应：
对于电极半反应：
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Red1 𝑐Ox2 𝑑
Ox1 𝑎Red2 𝑏
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⇌𝑐Red1 + 𝑑Ox2
𝑎Ox1 + 𝑛e−⇌𝑐Red1
一、能斯特方程
对于电池反应：
对于电极半反应：
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Red1 𝑐Ox2 𝑑
Ox1 𝑎Red2 𝑏
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⇌𝑐Red1 + 𝑑Ox2
𝑎Ox1 + 𝑛e−⇌𝑐Red1
𝜑= 𝜑⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Red1 𝑐
Ox1 𝑎
二、非标态电极电势的计算
pH对电极电势的影响：
二、非标态电极电势的计算
pH对电极电势的影响：
MnO4
−+ 5Fe2+ + 8H+ ⇌Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+ Fe3+ 5
MnO4
−Fe2+ 5 H+ 8
MnO4
−+ 5Fe2+ + 8H+ ⇌Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
二、非标态电极电势的计算
pH对电极电势的影响：
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+ Fe3+ 5
MnO4
−Fe2+ 5 H+ 8
MnO4
−+ 5Fe2+ + 8H+ ⇌Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
𝜑+ = 𝜑
Τ
MnO4−Mn2+ = 𝜑
Τ
MnO4−Mn2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+
MnO4
−H+ 8
正极：MnO4
−+ 5e−+ 8H+ ⇌Mn2+ + 4H2O
二、非标态电极电势的计算
pH对电极电势的影响：
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+ Fe3+ 5
MnO4
−Fe2+ 5 H+ 8
MnO4
−+ 5Fe2+ + 8H+ ⇌Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
𝜑+ = 𝜑
Τ
MnO4−Mn2+ = 𝜑
Τ
MnO4−Mn2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+
MnO4
−H+ 8
正极：MnO4
−+ 5e−+ 8H+ ⇌Mn2+ + 4H2O
负极：Fe3+ + e−⇌Fe2+
𝜑−= 𝜑
Τ
Fe3+ Fe2+ = 𝜑
Τ
Fe3+ Fe2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Fe2+
Fe3+
二、非标态电极电势的计算
pH对电极电势的影响：
例题一
设溶液中MnO4
-和Mn2+的浓度均为0.10 mol·L-1，计算298 K时电
对MnO4
-/Mn2+分别在浓度为1.0 mol·L-1和0.10 mol·L-1的盐酸溶液
中的电极电势。已知：𝜑
Τ
MnO4−Mn2+
⊖
= 1.51 V。
判断：正确选A，错误选B
1.0 mol·L-1：1.51 V
0.10 mol·L-1：1.04 V
例题一
解：𝜑
Τ
MnO4
−Mn2+ = 𝜑
Τ
MnO4
−Mn2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+
MnO4
−H+ 8
= 1.51 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
5 × 96485 C ∙mol−1
× ln
0.10
0.10 × 1.08
= 1.51 V
设溶液中MnO4
-和Mn2+的浓度均为0.10 mol·L-1，计算298 K时电
对MnO4
-/Mn2+分别在浓度为1.0 mol·L-1和0.10 mol·L-1的盐酸溶液
中的电极电势。已知：𝜑
Τ
MnO4−Mn2+
⊖
= 1.51 V。
例题一
设溶液中MnO4
-和Mn2+的浓度均为0.10 mol·L-1，计算298 K时电
对MnO4
-/Mn2+分别在浓度为1.0 mol·L-1和0.10 mol·L-1的盐酸溶液
中的电极电势。已知：𝜑
Τ
MnO4−Mn2+
⊖
= 1.51 V。
解：𝜑
Τ
MnO4
−Mn2+ = 𝜑
Τ
MnO4
−Mn2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+
MnO4
−H+ 8
= 1.51 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
5 × 96485 C ∙mol−1
× ln
0.10
0.10 × 1.08
= 1.51 V
𝜑
Τ
MnO4
−Mn2+ = 𝜑
Τ
MnO4
−Mn2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
Mn2+
MnO4
−H+ 8
= 1.51 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
5 × 96485 C ∙mol−1
× ln
0.10
0.10 × 0.108
= 1.42 V
例题二
计算298 K下，中性溶液中的𝜑
Τ
H+ H2 =
V。（保留一位小数）
例题二
解：对于电极反应：2H+ + 2e−= H2，𝜑
Τ
H+ H2
⊖
= 0 V
计算298 K下，中性溶液中的𝜑
Τ
H+ H2 =
V。（保留一位小数）
例题二
解：对于电极反应：2H+ + 2e−= H2，𝜑
Τ
H+ H2
⊖
= 0 V
𝜑
Τ
H+ H2 = 𝜑
Τ
H+ H2
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
𝑝H2
𝑝⊖
H+
𝑐⊖
2
= 0 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
2 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
10−7 2
= −0.414 V
计算298 K下，中性溶液中的𝜑
Τ
H+ H2 =
V。（保留一位小数）
二、非标态电极电势的计算
沉淀溶解平衡对电极电势的影响：
沉淀的生成会显著改变溶液中离子浓度，导致电对的电极电势
发生变化。
例题三
已知298 K下𝐾sp Mg OH 2 = 5.6 × 10−12，𝜑
Τ
Mg2+ Mg
⊖
= −2.37 V，
试求𝜑
Τ
Mg OH 2 Mg
⊖
。
判断：正确选A，错误选B
𝜑
Τ
Mg OH 2 Mg
⊖
= −3.0 V
例题三
已知298 K下𝐾sp Mg OH 2 = 5.6 × 10−12，𝜑
Τ
Mg2+ Mg
⊖
= −2.37 V，
试求𝜑
Τ
Mg OH 2 Mg
⊖
。
解：𝜑⊖
Τ
Mg OH 2 Mg 电极中OH−= 1.00 mol ∙L−1。
例题三
已知298 K下𝐾sp Mg OH 2 = 5.6 × 10−12，𝜑
Τ
Mg2+ Mg
⊖
= −2.37 V，
试求𝜑
Τ
Mg OH 2 Mg
⊖
。
解：𝜑⊖
Τ
Mg OH 2 Mg 电极中OH−= 1.00 mol ∙L−1。
Mg2+ = 𝐾sp Mg OH 2
OH−2
= 5.6 × 10−12
1.002
= 5.6 × 10−12 mol ∙L−1
例题三
已知298 K下𝐾sp Mg OH 2 = 5.6 × 10−12，𝜑
Τ
Mg2+ Mg
⊖
= −2.37 V，
试求𝜑
Τ
Mg OH 2 Mg
⊖
。
解：𝜑⊖
Τ
Mg OH 2 Mg 电极中OH−= 1.00 mol ∙L−1。
𝜑
Τ
Mg OH 2 Mg
⊖
= 𝜑
Τ
Mg2+ Mg = 𝜑
Τ
Mg2+ Mg
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Mg2+
= −2.37 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
2 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
5.6 × 10−12
= −2.70 V
Mg2+ = 𝐾sp Mg OH 2
OH−2
= 5.6 × 10−12
1.002
= 5.6 × 10−12 mol ∙L−1
例题四
为了测定难溶电解质AgCl的溶度积，设计了这样一个电池：一
极由金属银和0.010 mol·L-1的硝酸银溶液组成，另一极由金属银、
氯化银固体和0.010 mol·L-1的KCl溶液组成。若实验测定该电池
电动势为0.34 V。
（1）判断电池的正负极。
（2）写出该电池的电池符号。
（3）计算AgCl的Ksp。（已知𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V）
判断：正确选A，错误选B
𝐾sp AgCl = 1.7 × 10−10
例题四
（1）判断电池的正负极。
正极：金属银+硝酸银
负极：金属银+氯化银+KCl
例题四
（1）判断电池的正负极。
正极：金属银+硝酸银
负极：金属银+氯化银+KCl
（2）写出该电池的电池符号。
−Ag, AgCl Cl−0.010 mol ∙L−1 |Ag+ 0.010 mol ∙L−1 |Ag +
例题四
（3）计算AgCl的Ksp。（已知𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V）
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.010
= 0.68 V
例题四
（3）计算AgCl的Ksp。（已知𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V）
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.010
= 0.68 V
𝜑−= 𝜑+ −𝐸= 0.68 V −0.34 V = 0.34 V
例题四
（3）计算AgCl的Ksp。（已知𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V）
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.010
= 0.68 V
𝜑−= 𝜑+ −𝐸= 0.68 V −0.34 V = 0.34 V
𝜑−= 𝜑
Τ
AgCl Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
0.34 V = 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
Ag+
Ag+ = 1.7 × 10−8 mol ∙L−1
例题四
（3）计算AgCl的Ksp。（已知𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V）
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.010
= 0.68 V
𝜑−= 𝜑+ −𝐸= 0.68 V −0.34 V = 0.34 V
𝜑−= 𝜑
Τ
AgCl Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
0.34 V = 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
Ag+
Ag+ = 1.7 × 10−8 mol ∙L−1
𝐾sp AgCl = Ag+ Cl−= 1.7 × 10−8 × 0.010 = 1.7 × 10−10
例题五
电化学技术常用于测定微溶盐的溶解度。电动势与浓度的对数成线性关系，所
以能测定很小的浓度。此问题涉及由盐桥相连的两个分开的半电池组成的电化
学电池，左侧是锌棒插入0.200 mol·dm-3 Zn(NO3)2溶液中，右侧是银棒插入
0.100 mol·dm-3 AgNO3溶液中，各溶液的体积是1.00 dm3，温度为25℃。
1. 写出电池表达式、相应的电极反应方程式和电池反应方程式。
2. 已知𝜑
Τ
Zn2+ Zn
⊖
= −0.76 V，𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V。计算此电池的电动势，写出
电池的放电反应。
3. 在Zn过量时，设电池允许完全放电。计算放电过程中所输出的全部电量
（以库伦为单位）。
4. 在另一个实验中，将KCl(s)加入到右侧电池的AgNO3溶液中，AgCl沉淀和
电动势变化是同时发生的，加入KCl后电动势为1.04 V ，[K+]为0.300
mol·dm-3。计算平衡时的[Ag+]。
5. 计算平衡时的[Cl-]和AgCl的Ksp。
例题五
1. 写出电池表达式、相应的电极反应方程式和电池反应方程式。
−Zn Zn2+ 0.200 mol ∙L−1 |Ag+ 0.100 mol ∙L−1 |Ag +
正极反应：Ag+ + e−= Ag
负极反应：Zn −2e−= Zn2+
电池反应：2Ag+ + Zn = Zn2+ + 2Ag
例题五
2. 已知𝜑
Τ
Zn2+ Zn
⊖
= −0.76 V，𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V。计算此电池的电动势，写出
电池的放电反应。
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.100
= 0.74 V
例题五
2. 已知𝜑
Τ
Zn2+ Zn
⊖
= −0.76 V，𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V。计算此电池的电动势，写出
电池的放电反应。
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.100
= 0.74 V
𝜑−= 𝜑
Τ
Zn2+ Zn = 𝜑
Τ
Zn2+ Zn
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Zn2+
= −0.76 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
2 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.200
= −0.78 V
例题五
2. 已知𝜑
Τ
Zn2+ Zn
⊖
= −0.76 V，𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
= 0.80 V。计算此电池的电动势，写出
电池的放电反应。
解：𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
= 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.100
= 0.74 V
𝜑−= 𝜑
Τ
Zn2+ Zn = 𝜑
Τ
Zn2+ Zn
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Zn2+
= −0.76 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
2 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
0.200
= −0.78 V
𝐸= 𝜑+ −𝜑−= 0.74 V −−0.78 V = 1.52 V
例题五
3. 在Zn过量时，设电池允许完全放电。计算放电过程中所输出的全部电量
（以库伦为单位）。
𝑄= 𝑛e𝐹= 𝑛𝐴𝑔+𝐹= 0.100 mol ∙L−1 × 1.00 L × 96485 C ∙mol−1 = 9.65 × 103 C
例题五
4. 在另一个实验中，将KCl(s)加入到右侧电池的AgNO3溶液中，AgCl沉淀和
电动势变化是同时发生的，加入KCl后电动势为1.04 V ，[K+]为0.300
mol·dm-3。计算平衡时的[Ag+]。
解：𝐸′ = 𝜑+ −𝜑−= 𝜑+ −−0.78 V = 1.04 V
𝜑+ = 0.26 V
例题五
4. 在另一个实验中，将KCl(s)加入到右侧电池的AgNO3溶液中，AgCl沉淀和
电动势变化是同时发生的，加入KCl后电动势为1.04 V ，[K+]为0.300
mol·dm-3。计算平衡时的[Ag+]。
解：
𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
0.26 V = 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
Ag+
𝐸′ = 𝜑+ −𝜑−= 𝜑+ −−0.78 V = 1.04 V
𝜑+ = 0.26 V
例题五
4. 在另一个实验中，将KCl(s)加入到右侧电池的AgNO3溶液中，AgCl沉淀和
电动势变化是同时发生的，加入KCl后电动势为1.04 V ，[K+]为0.300
mol·dm-3。计算平衡时的[Ag+]。
解：
𝜑+ = 𝜑
Τ
Ag+ Ag = 𝜑
Τ
Ag+ Ag
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln
1
Ag+
0.26 V = 0.80 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
1
Ag+
𝐸′ = 𝜑+ −𝜑−= 𝜑+ −−0.78 V = 1.04 V
𝜑+ = 0.26 V
解得：Ag+ = 7.4 × 10−10 mol ∙L−1
例题五
5. 计算平衡时的[Cl-]和AgCl的Ksp。
解：K+ = Cl−+ 𝑐Ag+ = 0.300 mol ∙L−1
Cl−= 0.300 mol ∙L−1 −0.100 mol ∙L−1 = 0.200 mol ∙L−1
𝐾sp AgCl = Ag+ Cl−= 7.4 × 10−10 × 0.200 = 1.5 × 10−10
二、非标态电极电势的计算
络合平衡对电极电势的影响：
溶液中加入络合剂后，溶液中的金属离子浓度会发生大幅度变
化，导致电对的电极电势发生变化。
例题六
已知𝜑
Τ
Fe3+ Fe2+
⊖
= 0.77 V ，𝐾f Fe CN 6
4−= 4.2 × 1045
，
𝐾f Fe CN 6
3−= 4.1 × 1052。试求𝜑
ൗ
Fe CN 63−Fe CN 64−
⊖
。
判断：正确选A，错误选B
𝜑
ൗ
Fe CN 63−Fe CN 64−
⊖
= 1.18 V
例题六
已知𝜑
Τ
Fe3+ Fe2+
⊖
= 0.77 V ，𝐾f Fe CN 6
4−= 4.2 × 1045
，
𝐾f Fe CN 6
3−= 4.1 × 1052。试求𝜑
ൗ
Fe CN 63−Fe CN 64−
⊖
。
解：
Fe3+ =
Fe CN 6
3−
𝐾f Fe CN 6
3−∙CN−6 =
1.00
4.1 × 1052 × 1.00 6 = 2.4 × 10−53 mol ∙L−1
Fe2+ =
Fe CN 6
4−
𝐾f Fe CN 6
4−∙CN−6 =
1.00
4.2 × 1045 × 1.00 6 = 2.4 × 10−46 mol ∙L−1
𝜑
ൗ
Fe CN 6
3−Fe CN 6
4−
⊖
= 𝜑
Τ
Fe3+ Fe2+ = 𝜑
Τ
Fe3+ Fe2+
⊖
−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Fe2+
Fe3+
= 0.77 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln2.4 × 10−46
2.4 × 10−53
= 0.36 V
三、能斯特方程的应用
浓差电池
不同浓度的同种电极之间存在电势差，因此连接两极可产
生电势差。
浓差电池的标准电动势恒为0。
例题七
计算298 K下，下列电池的电动势：
1
−Zn Zn2+ 0.00100 mol ∙dm−3 |Zn2+ 0.100 mol ∙dm−3 |Zn +
2
−Ag, AgI I−0.0100 mol ∙dm−3
Cl−0.0100 mol ∙dm−3 AgCl, Ag +
𝐾sp AgCl = 1.8 × 10−10，𝐾sp AgI = 8.5 × 10−17
判断：正确选A，错误选B
1 𝐸= −0.0591 V
2 𝐸= −0.37 V
例题七
1
−Zn Zn2+ 0.00100 mol ∙dm−3 |Zn2+ 0.100 mol ∙dm−3 |Zn +
解：𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Zn2+ −
Zn2+ +
= 0 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
2 × 96485 C ∙mol−1
× ln0.00100
0.100
= 0.0591 V
例题七
2
−Ag, AgI I−0.0100 mol ∙dm−3
Cl−0.0100 mol ∙dm−3 AgCl, Ag +
𝐾sp AgCl = 1.8 × 10−10，𝐾sp AgI = 8.5 × 10−17
解：Ag+ −= 𝐾sp AgI
I−
=
8.5 × 10−17
0.0100
= 8.5 × 10−15 mol ∙dm−3
Ag+ + = 𝐾sp AgCl
Cl−
=
1.8 × 10−10
0.0100
= 1.8 × 10−8 mol ∙dm−3
例题七
2
−Ag, AgI I−0.0100 mol ∙dm−3
Cl−0.0100 mol ∙dm−3 AgCl, Ag +
𝐾sp AgCl = 1.8 × 10−10，𝐾sp AgI = 8.5 × 10−17
解：Ag+ −= 𝐾sp AgI
I−
=
8.5 × 10−17
0.0100
= 8.5 × 10−15 mol ∙dm−3
Ag+ + = 𝐾sp AgCl
Cl−
=
1.8 × 10−10
0.0100
= 1.8 × 10−8 mol ∙dm−3
𝐸= 𝐸⊖−𝑅𝑇
𝑛𝐹ln Ag+ −
Ag+ +
= 0 V −8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
1 × 96485 C ∙mol−1
× ln
8.5 × 10−15
1.8 × 10−8
= 0.37 V
三、能斯特方程的应用
pH计
• 工作电极：用于感应溶液中氢离
子浓度，一般为玻璃膜电极。
• 参比电极：用于提供稳定电极电
势，形成完整回路的电极。
• 辅助电极（对电极）：用于抵消
测定中对溶液组成的影响。
例题八
已知：H2S在水中的溶解度约为0.10 mol·L-1。𝐾a1 H2S = 1.1 × 10−7，
𝐾a2 H2S = 1.3 × 10−13，𝐾sp ZnS = 2.5 × 10−22，𝐾sp CuS = 6.3 ×
10−36，𝜑酸
⊖
Τ
NO3
−NO = 0.957 V，𝜑⊖
Τ
S H2S = 0.142 V，
𝜑⊖
Τ
S S2−= −0.476 V。
1. ZnS可以溶于稀盐酸，反应式为ZnS + 2H+ ⇌Zn2+ + H2S。拟将
0.010 mol ZnS溶于1 dm3盐酸中，求所需盐酸的最低浓度。
2. CuS 可以溶于HNO3 ，反应式为3CuS + 2NO3
−+ 8H+ ⇌3Cu2+ +
2NO + 3S + 4H2O ，求该反应的平衡常数。
判断：正确选A，错误选B
1 0.077 mol ∙L−1
2 4.3 × 1036
例题八
解：𝐾=
𝐾sp ZnS
𝐾a1 H2S ∙𝐾a2 H2S =
2.5 × 10−22
1.1 × 10−7 × 1.3 × 10−13 = 1.7 × 10−2
例题八
解：𝐾=
𝐾sp ZnS
𝐾a1 H2S ∙𝐾a2 H2S =
2.5 × 10−22
1.1 × 10−7 × 1.3 × 10−13 = 1.7 × 10−2
ZnS完全溶解时，Zn2+ = 0.010 mol ∙L−1，H2S = 0.010 mol ∙L−1
例题八
解：𝐾=
𝐾sp ZnS
𝐾a1 H2S ∙𝐾a2 H2S =
2.5 × 10−22
1.1 × 10−7 × 1.3 × 10−13 = 1.7 × 10−2
ZnS完全溶解时，Zn2+ = 0.010 mol ∙L−1，H2S = 0.010 mol ∙L−1
𝐾= Zn2+ H2S
H+ 2
H+ =
Zn2+ H2S
𝐾
=
0.010 × 0.010
1.7 × 10−2
= 0.077 mol ∙L−1
例题八
解：𝐾=
𝐾sp ZnS
𝐾a1 H2S ∙𝐾a2 H2S =
2.5 × 10−22
1.1 × 10−7 × 1.3 × 10−13 = 1.7 × 10−2
ZnS完全溶解时，Zn2+ = 0.010 mol ∙L−1，H2S = 0.010 mol ∙L−1
𝐾= Zn2+ H2S
H+ 2
H+ =
Zn2+ H2S
𝐾
=
0.010 × 0.010
1.7 × 10−2
= 0.077 mol ∙L−1
𝑐H+ = H+ + 2 H2S = 0.077 mol ∙L−1 + 2 × 0.010 mol ∙L−1
例题八
解：3H2S + 2NO3
−+ 2H+ ⇌2NO + 3S + 4H2O
例题八
解：3H2S + 2NO3
−+ 2H+ ⇌2NO + 3S + 4H2O
𝐸⊖= 𝜑
Τ
NO3
−NO
⊖
−𝜑Τ
S H2S
⊖
= 0.957 V −0.142 V = 0.815 V
𝐾1
⊖= exp 𝑛𝐹𝐸⊖
𝑅𝑇
= exp 6 × 96485 C ∙mol−1 × 0.815 V
8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
= 5.06 × 1082
例题八
解：3H2S + 2NO3
−+ 2H+ ⇌2NO + 3S + 4H2O
𝐸⊖= 𝜑
Τ
NO3
−NO
⊖
−𝜑Τ
S H2S
⊖
= 0.957 V −0.142 V = 0.815 V
𝐾1
⊖= exp 𝑛𝐹𝐸⊖
𝑅𝑇
= exp 6 × 96485 C ∙mol−1 × 0.815 V
8.314 J ∙mol−1 ∙K−1 × 298 K
= 5.06 × 1082
𝐾2
⊖=
𝐾1
⊖⋅𝐾sp CuS
3
𝐾a1 H2S ⋅𝐾a2 H2S
3 = 5.06 × 1082 × 6.3 × 10−36 3
1.1 × 10−7 × 1.3 × 10−13 3 = 4.3 × 1036
3CuS + 2NO3
−+ 8H+ ⇌3Cu2+ + 2NO + 3S + 4H2O
例题九
如图所示，在碳酸-碳酸盐体系（CO32-的分析浓度为1.0×10-2 mol·L-1）中，
铀的存在物种及相关电极电势随pH的变化关系（E-pH图，以标准氢电极为
参比电极）。作为比较，虚线示出H+/H2和O2/H2O两电对的E-pH关系。
O2/H2O
UO2(CO3)3
4-
U4O9(s)
UO2(s)
H+/H2
例题九
1. 计算在pH分别为4.0和6.0的条件下，碳酸-碳酸盐体系中主要物种的浓度。
已知𝐾a1 H2CO3 = 4.5 × 10−7，𝐾a2 H2CO3 = 4.7 × 10−11。
2. 图中a和b分别是pH = 4.4和pH = 6.1的两条直线，分别写出与a和b相对应
的轴的物种发生转化的方程式。
3. 分别写出与直线c和d相对应的电极反应，说明其斜率为正或负的原因。
4. 在pH = 4.0的缓冲体系中加入UCl3，写出反应方程式。
5. 在pH = 8.0 ~ 12.0之间，体系中UO2(CO3)34-和U4O9(s)能否共存，说明理
由；UO2(CO3)34-和UO2(s)能否共存？说明理由。
例题九
1. 计算在pH分别为4.0和6.0的条件下，碳酸-碳酸盐体系中主要物种的浓度。
已知𝐾a1 H2CO3 = 4.5 × 10−7，𝐾a2 H2CO3 = 4.7 × 10−11。
解：H2CO3 = 𝑐∙𝛿H2CO3 = 𝑐∙
H+ 2
H+ 2 + H+ ∙𝐾a1 + 𝐾a1 ∙𝐾a2
HCO3
−= 𝑐∙𝛿HCO3
−= 𝑐∙
H+ ∙𝐾a1
H+ 2 + H+ ∙𝐾a1 + 𝐾a1 ∙𝐾a2
CO3
2−= 𝑐∙𝛿CO3
2−= 𝑐∙
𝐾a1 ∙𝐾a2
H+ 2 + H+ ∙𝐾a1 + 𝐾a1 ∙𝐾a2
pH = 4时：
H2CO3 = 1.0 × 10−2 mol ∙L−1
HCO3
−= 4.5 × 10−5 mol ∙L−1
CO3
2−= 2.1 × 10−11 mol ∙L−1
pH = 6时：
H2CO3 = 6.9 × 10−3 mol ∙L−1
HCO3
−= 3.1 × 10−3 mol ∙L−1
CO3
2−= 1.5 × 10−7 mol ∙L−1
例题九
2. 图中a和b分别是pH = 4.4和pH = 6.1的两条直线，分别写出与a和b相对应
的轴的物种发生转化的方程式。
a. UO2
2+ + H2CO3 = UO2CO3 + 2H+
b.UO2CO3 + 2HCO3
−= UO2 CO3 2
2−+ H2CO3
例题九
3. 分别写出与直线c和d相对应的电极反应，说明其斜率为正或负的原因。
c.4UO2
2+ + 6e−+ H2O = U4O9 + 2H+
该半反应产生H+，pH增大有利于反应正向进行，故电极电势随pH增大
而升高。即E - pH斜率为正。
d. U4O9 + 2H+ + 2e−= 4UO2 + H2O
该半反应消耗H+，pH增大有利于反应逆向进行，故电极电势随pH增大
而减小。即E - pH斜率为负。
例题九
4. 在pH = 4.0的缓冲体系中加入UCl3，写出反应方程式。
U3+ + 2H2O = UO2 + 1
2 H2 + 3H+
例题九
5. 在pH = 8.0 ~ 12.0之间，体系中UO2(CO3)34-和U4O9(s)能否共存，说明理
由；UO2(CO3)34-和UO2(s)能否共存？说明理由。
UO2 CO3 3
4−和U4O9可以共存。
例题九
5. 在pH = 8.0 ~ 12.0之间，体系中UO2(CO3)34-和U4O9(s)能否共存，说明理
由；UO2(CO3)34-和UO2(s)能否共存？说明理由。
UO2 CO3 3
4−和U4O9可以共存。
1. 由E - pH图可知，UO2 CO3 3
4−和U4O9稳定区相邻，故两者之间不会
发生氧化还原反应。
例题九
5. 在pH = 8.0 ~ 12.0之间，体系中UO2(CO3)34-和U4O9(s)能否共存，说明理
由；UO2(CO3)34-和UO2(s)能否共存？说明理由。
UO2 CO3 3
4−和U4O9可以共存。
1. 由E - pH图可知，UO2 CO3 3
4−和U4O9稳定区相邻，故两者之间不会
发生氧化还原反应。
2. 在pH = 8.0 ~ 12.0时，𝜑
Τ
H+ H2 < 𝜑
Τ
UO2 CO3 3
4−U4O9 < 𝜑
Τ
O2 H2O，故
UO2 CO3 3
4−不能氧化水产生O2，U4O9也不能将H+还原为H2O。
例题九
5. 在pH = 8.0 ~ 12.0之间，体系中UO2(CO3)34-和U4O9(s)能否共存，说明理
由；UO2(CO3)34-和UO2(s)能否共存？说明理由。
UO2 CO3 3
4−和U4O9可以共存。
1. 由E - pH图可知，UO2 CO3 3
4−和U4O9稳定区相邻，故两者之间不会
发生氧化还原反应。
2. 在pH = 8.0 ~ 12.0时，𝜑
Τ
H+ H2 < 𝜑
Τ
UO2 CO3 3
4−U4O9 < 𝜑
Τ
O2 H2O，故
UO2 CO3 3
4−不能氧化水产生O2，U4O9也不能将H+还原为H2O。
UO2 CO3 3
4−和UO2不可以共存。
1. 由E - pH图可知，𝜑
Τ
UO2 CO3 3
4−U4O9 > 𝜑
Τ
U4O9 UO2，故UO2 CO3 3
4−和
UO2之间能发生氧化还原反应。
电解与电镀
第2节
一、电解反应
氯化铜溶液电解实验
一、电解反应
氯化铜溶液电解实验
1. 电流计的指针发生了偏转。
2. 与电源负极相连的石墨上逐渐
覆盖了一层暗红色的物质。
3. 与电源正极相连的石墨上有气
泡产生，该气体使湿润的淀粉-
KI试纸变成蓝色。
一、电解反应
氯化铜溶液电解实验
1. 电极：
阴极：与外接电源负极相连，电子从电源负极流向阴极；
阳极：与外接电源正极相连，电源从正极夺回电子。
2. 离子移动方向：
阳离子：向阴极移动；
阴离子：向阳极移动。
3. 放电：
阴极：得到电子，发生还原反应；
阳极：失去电子，发生氧化反应。
一、电解反应
氯化铜溶液电解实验
一、电解反应
电解与电解池
1. 电解：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极发生氧化还原反应
的过程。
一、电解反应
电解与电解池
1. 电解：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极发生氧化还原反应
的过程。
2. 电解池（槽）：把电能转变为化学能的装置。
一、电解反应
电解与电解池
1. 电解：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极发生氧化还原反应
的过程。
2. 电解池（槽）：把电能转变为化学能的装置。
3. 阳极：与直流电源正极相连的电极，发生氧化反应。
4. 阴极：与直流电源负极相连的电极，发生还原反应。
一、电解反应
电解与电解池
1. 电解：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极发生氧化还原反应
的过程。
2. 电解池（槽）：把电能转变为化学能的装置。
3. 阳极：与直流电源正极相连的电极，发生氧化反应。
4. 阴极：与直流电源负极相连的电极，发生还原反应。
5. 惰性电极：性质稳定，在电解池反应中只导电而不参与电极反
应，如C/Pt/Au等电极。
6. 活性电极：在做阳极时易失去电子参与氧化还原反应，如
Cu/Ag/Fe 等。
7. 注意：电解池的阴极均不会参与电极反应，即被保护的电极。
二、电解规律
离子放电顺序
1. 阳离子放电顺序：一般氧化性强的离子会优先放电。
Au+ > Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+
> Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+
二、电解规律
离子放电顺序
1. 阳离子放电顺序：一般氧化性强的离子会优先放电。
2. 阴离子放电顺序：一般还原性强的阴离子会优先放电。
Au+ > Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+
> Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+
S2−> I−> Br−> Cl−> OH−> CO3
−、SO4
2−> F−
二、电解规律
离子放电顺序
1. 阳离子放电顺序：一般氧化性强的离子会优先放电。
2. 阴离子放电顺序：一般还原性强的阴离子会优先放电。
3. 活性阳极材料的放电：活性电极失去电子的能力优先于阴离
子，则阳极材料放电。
Au+ > Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+
> Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+
S2−> I−> Br−> Cl−> OH−> CO3
−、SO4
2−> F−
二、电解规律
离子放电顺序
1. 阳离子放电顺序：一般氧化性强的离子会优先放电。
2. 阴离子放电顺序：一般还原性强的阴离子会优先放电。
3. 活性阳极材料的放电：活性电极失去电子的能力优先于阴离
子，则阳极材料放电。
4. 离子浓度的影响：
Au+ > Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+
> Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+
S2−> I−> Br−> Cl−> OH−> CO3
−、SO4
2−> F−
Au+ > Ag+ > Hg2+ > Fe3+ > Cu2+ > H+ 酸> Pb2+ > Sn2+
> Fe2+ > Zn2+ > H+ 水> Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+
二、电解规律
电解基本类型
二、电解规律
原电池反应与电解反应
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⟶𝑐Red1 + 𝑑Ox2
原电池
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⟵𝑐Red1 + 𝑑Ox2
电解池
二、电解规律
原电池反应与电解反应
电解过程是原电池反应的逆过程
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⟶𝑐Red1 + 𝑑Ox2
原电池
𝑎Ox1 + 𝑏Red2 ⟵𝑐Red1 + 𝑑Ox2
电解池
二、电解规律
法拉第电解定律——电子守恒定律
电解过程中，串联电路中每一个电解池的电解反应中阳极失
去的电子的物质的量与阴极得到的电子的物质的量相等，且都等
于外电路通过的电子的量。
𝑛e−= 𝑄
𝐹= 𝐼𝑡
𝐹
三、超电势（η）
三、超电势（η）
氯碱工业：
• 阳极：
• 阴极：
• 总反应：
2H2O + 2e−= H2 ↑+2OH−
2Cl−−2e−= Cl2 ↑
2H2O + 2Cl−= H2 ↑+Cl2 ↑+2OH−
电解
三、超电势（η）
𝜑
Τ
Cl2 Cl−
⊖
= 1.358 V
𝜑
Τ
O2 H2O
⊖
= 1.229 V
𝜑
Τ
O2 OH−
⊖
= 0.401 V
氯碱工业：
• 阳极：
• 阴极：
• 总反应：
2H2O + 2e−= H2 ↑+2OH−
2Cl−−2e−= Cl2 ↑
2H2O + 2Cl−= H2 ↑+Cl2 ↑+2OH−
电解
但是：
三、超电势（η）
𝜑
Τ
Cl2 Cl−
⊖
= 1.358 V
𝜑
Τ
O2 H2O
⊖
= 1.229 V
𝜑
Τ
O2 OH−
⊖
= 0.401 V
氯碱工业：
• 阳极：
• 阴极：
• 总反应：
2H2O + 2e−= H2 ↑+2OH−
2Cl−−2e−= Cl2 ↑
2H2O + 2Cl−= H2 ↑+Cl2 ↑+2OH−
电解
但是：
为何氯离子首先放电？
三、超电势（η）
定义：实际电解过程中，所需电压与理论分解电压的差值。
三、超电势（η）
定义：实际电解过程中，所需电压与理论分解电压的差值。
影响因素：
（1）电极材料
（2）表面状态
（3）电流密度
（4）电解池温度
（5）……
三、超电势（η）
超电势η/V
H2（1 mol·dm-3 H2SO4）
O2（1 mol·dm-3 KOH）
电流密度（A·m-2）
电流密度（A·m-2）
10
100
10
100
Pt（铂黑）
0.0000
0.030
0.40
0.52
Pt（光亮）
0.0000
0.16
0.72
0.85
Cu
-
-
0.42
0.58
Ag
0.097
0.13
0.58
0.73
Zn
0.48
0.75
-
-
Ni
0.14
0.3
0.35
0.52
Hg
0.8
0.93
-
-
石墨
0.002
-
0.53
0.90
四、电镀
电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属
或合金的过程，它是电解原理的又一重要应用。
电镀时，把待镀金属制品与直流电源的负极相连作阴极；
而镀层金属与直流电源的正极相连作阳极；电镀液为含有镀层
金属离子的电解质溶液。
四、电镀
例题十
氯碱工业是最基本的化学工业之一，离子膜电解法为目前普遍使
用的生产方法，其生产流程如图1所示：
（1）该流程中可以循环的物质是
。
例题十
氯碱工业是最基本的化学工业之一，离子膜电解法为目前普遍使
用的生产方法，其生产流程如图1所示：
（1）该流程中可以循环的物质是NaCl、NaOH 。
例题十
（2）电解法制碱的主要原料是饱和食盐水，由于粗盐水中含有Ca2+、Mg2+、
SO42-等无机杂质，所以在进入电解槽前需要进行两次精制，得到精制饱和食
盐水。
①第一次精制过程中所加除杂试剂顺序不合理的是
。
A. BaCl2、NaOH、Na2CO3、HCl
B. BaCl2、Na2CO3、NaOH、HCl
C. NaOH、BaCl2、Na2CO3、HCl
D. Na2CO3、BaCl2、NaOH、HCl
②第一次精制后的食盐水仍会有少量的Ca2+、Mg2+，需送入阳离子交换塔进
行二次精制。若不经过二次精制，直接进入离子膜电解槽，这样会产生什
么后果？
例题十
（2）电解法制碱的主要原料是饱和食盐水，由于粗盐水中含有Ca2+、Mg2+、
SO42-等无机杂质，所以在进入电解槽前需要进行两次精制，得到精制饱和食
盐水。
①第一次精制过程中所加除杂试剂顺序不合理的是
D
。
A. BaCl2、NaOH、Na2CO3、HCl
B. BaCl2、Na2CO3、NaOH、HCl
C. NaOH、BaCl2、Na2CO3、HCl
D. Na2CO3、BaCl2、NaOH、HCl
②第一次精制后的食盐水仍会有少量的Ca2+、Mg2+，需送入阳离子交换塔进
行二次精制。若不经过二次精制，直接进入离子膜电解槽，这样会产生什
么后果？随电解反应进行，溶液pH升高，Ca2+、Mg2+生成沉淀，损害离子
交换膜。
例题十
（3）图2是工业上电解饱和食盐水的离子交换膜电解槽示意图（阳极用金
属钛网制成，阴极由碳钢网制成），则A处产生的气体是
。F电极的
名称是
。电解总反应的离子方程式为
。
例题十
（3）图2是工业上电解饱和食盐水的离子交换膜电解槽示意图（阳极用金属
钛网制成，阴极由碳钢网制成），则A处产生的气体是
Cl2
。F电极的名称
是阴极。电解总反应的离子方程式为2Cl−+ 2H2O = Cl2 + H2 + 2OH−。
例题十
（4）从阳极槽出来的淡盐水中，往往含有少量的溶解氯，需要加入8% ~
9%的亚硫酸钠溶液将其彻底除去，该反应的化学方程式为
。
例题十
（4）从阳极槽出来的淡盐水中，往往含有少量的溶解氯，需要加入8% ~ 9%
的亚硫酸钠溶液将其彻底除去，该反应的化学方程式为
。
Cl2 + 3Na2SO3 = Na2SO4 + 2NaCl + 2NaHSO3
例题十
（5）已知在电解槽中，每小时通过1 A的直流电，理论上可产生1.492 g的
烧碱，某工厂用300个电解槽串联生产8 h，制得32.0%的烧碱溶液（密度为
1.342 t/m3）113 m3。电解槽的电流强度为1.45×104 A，该电解槽的电解效
率为
%。（保留一位小数）
例题十
（5）已知在电解槽中，每小时通过1 A的直流电，理论上可产生1.492 g的
烧碱，某工厂用300个电解槽串联生产8 h，制得32.0%的烧碱溶液（密度为
1.342 t/m3）113 m3。电解槽的电流强度为1.45×104 A，该电解槽的电解效
率为
%。（保留一位小数）
解：𝑚NaOH = 1.342 t ∙m−3 × 106 g ∙t−1 × 113 m3 × 32.0% = 4.85 × 107 g
𝑄理论=
4.85 × 107 g
1.492 g ∙A−1 ∙h−1 = 3.25 × 107 A ∙h
𝑄实际= 1.45 × 104 A × 8 h × 300 = 3.48 × 107 A ∙h
𝐸= 𝑄理论
𝑄实际× 100% = 3.25 × 107 A ∙h
3.48 × 107 A ∙h × 100% = 93.4%
课堂总结
电化学进阶
能斯特方程
公式推导
非标态电极电势的求算
非标态物理量的联系
电极电势的影响因素
pH对电极电势的影响
沉淀溶解对电极电势的影响
络合平衡对电极电势的影响
电化学应用举例
电解与电镀
电解规律
电解定律
超电势
电镀工艺
课后练习
1.
练习任务：练习册3、7、8+整理笔记。
2.
提交方式：手机app→打开学习中心的任务列表→找到本讲课程
→“随堂测”（具体可联系专属老师）。
3.
目的：熟练掌握能斯特方程的应用，掌握电解池反应规律。了
解常见电化学仪器的原理，了解超电势的产生原理。
4.
考试占比：电化学是各级竞赛必考内容之一，且可以与多种题
型相互结合。同时，从电极电势的角度讨论元素性质是元素化
学模块学习的重要基本功。全国初赛中约占8%，全国决赛中占
比约10%。
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