第八章 电化学
第八章 电化学腐蚀与防护
资源/环 境负荷
腐蚀破坏
材料的源泉和归宿 —资源/环境
腐蚀的钢管
严重的锅炉管腐蚀
F-22A锈蚀问题是发动机 俄罗斯米格-29战机曾发生 舱盖漏雨所致 空中爆炸 解决腐蚀问题的办法 是更换机身上四块最大的 铝合金口盖，将用钛合金 口盖来代替，每一个口盖 更换成本大约为5万美元。
我护航舰队人员 设法防止舰载机 遭盐分腐蚀
常温下酸性溶液中铁的腐蚀其他物质为去极化剂如酸性溶液中fefe酸洗过程锈层溶于酸形成一定量的fe可作为去极化剂使钢铁腐蚀若酸液面上有空气fe成为去极化剂形成循环fe起着氧的输送的作用有fe存在时腐蚀速度增加均匀腐蚀全面腐蚀阴阳极共扼反应在金属相同位臵同时发生或交替发生阴阳极没有时间和空间上的区别整个表面用ecorr表征在此电位下表面均匀溶解腐蚀
• 电偶腐蚀在化工/日常生活中很普遍现象
• 电偶腐蚀 — 金属电极构成宏观腐蚀电池
• 电位较低的金属腐蚀增大，电位较高的金属腐 蚀速度减小
M1 M1n+ + ne
2H+ + 2e H2 M2 M2 n+ + ne 2H+ + 2e H2
异种金属接触构成电偶腐蚀
5.脱成分腐蚀
合金中某特定成分由于腐蚀溶解而减少， 称为脱成分腐蚀
表面膜
磨蚀
水流
磨蚀
高速水流
磨蚀现象和机理
局部腐蚀形式多样性 — 电偶腐蚀、缝隙腐蚀、小 孔腐蚀（点腐蚀）、晶间腐蚀、应力腐蚀开裂等。
局部腐蚀普遍性 —工业中局部腐蚀很常见（全 面腐蚀10％），局部腐蚀（化工）80％，因 此对局部腐蚀的研究和防护尤为重要。
局部腐蚀危害性 — 腐蚀集中在个别位臵急剧发 生、腐蚀破坏快速、隐蔽性强、难以预计、控制 难度大、危害大，易突发灾难事故
第八章 电化学基础
例：HClO3 + P4 HCl + H3PO4
（1）确定氧化值升高及降低的数值。 （2）确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍数。找出氧化剂、还原剂 的系数。 （3）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
Cl5+ Cl– 氧化值降低 6
氧化剂的还原反应。
（3）配平半反应。 （4）确定二个半反应的系数是根据得失电子数相
等的原则。
（5）根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
例: 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–
❖ 负极（锌电极）： Zn ⇌ Zn2+ + 2e-
➢利用自发的氧化还原反 应，使化学能直接转变为 电能的装置叫原电池。 ➢盐桥连接两个半电池， 沟通原电池的内电路。
1. 半电池
(Electrode)
进行氧化反应和还原反应的两个不同的区 域，称为半电池。
Zn－ZnSO4 组成锌半电池
组成C铜u－半C电u池SO4
P4 4PO43– 氧化值升高20
最小公倍数60
10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4
10HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4
方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子， 应在左边加18个H2O。
2、离子--电子法或半反应法 （1）写出相应的离子反应式。 （2）将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和
第八章 电化学分离法
同理，如发生阳极反应，由于金属的溶解 将使阳极表面的金属离子浓度比主体溶液的浓 度大，使阳极电势变得更正一些。由于这种浓 度差别所引起的极化，称为浓差极化。与之相 应的超电势称为浓差超电势。其数值大小由浓 差大小决定，而浓差大小又与搅拌情况、电泳 密度等因素有关。由于浓差极化的存在，使一 些干扰离子也可能在电极上反应，导致电解分 离不完全，影响了电解分析的准确性。要减小 浓差极化，可以采用增大电极面积、减小电流 密度、提高溶液温度以及强化机械搅拌等方法。
Hale Waihona Puke 1 2已知[O2]同大气中氧气的分压相等，水的 活度为1，[H+]=1.0mol/l，于是有
E阳 1.229 0.0296 lg( PO2 [ H ] ) 1.229 0.0296lg(0 .21 2 12 ) 1.219(V)
2 1 2 1
在这些条件下，电解产物组成的原电池的自 发反应是 1 2
RT EE ln M n nF
式中，n为金属离子的价数；αMn+为离子 Mn+的活度；EӨ为该金属电对的标准电极电势； R为摩尔气体常数；T为热力学温度；F为法拉 第常数。
对于高度稀释的溶液，例如无载体的放射性核 素溶液，能斯特方程式是否适用是个问题。通常， 检验能斯特方程式适用性的方法是直接测量不同 浓度的离子溶液中的电极电势。但当被沉积的元 素量非常少时，由于离子的沉积还不足以在电极 上形成单原子层，从而使得实际的电极电势与根 据能斯特公式计算出来的理论电极电势常常发生 偏离，并且显得缺乏规律性，曾有不少学者试图 对能斯特公式进行各种校正和解释，但至今仍无 很满意的结果。当然，也有个别元素，即使其离 子浓度很低，能斯特公式仍是适用的。例如，浓 度在1.44×10-7～5×10-4mol/l之间的放射性Po在 Au电极的沉积。
物理化学 课件 第八章 电化学
mCu n M Cu 0.5 63.549 103 kg 31.77 103 kg
§8.1.2 离子的迁移数
1. 离子的迁移数的定义
6mol 6mol
6mol
4mole 4mole
减少1mol
υ+=3υ-
减少3mol
阴阳离子速度不同
阴，阳离子迁移的电量不同 离子迁出相应电极区物质量的不同
A B Az+ Bz可看作是正负离子的摩尔电导率之和
, , m m m
,
因而弱电解质的摩尔电导率
HAC NaAC HCl NaCl m m m m H + AC m m
1 m Cu 2+ 2 m Cu 2+ 2
+ + 1 m M z B zB m M z B zB
2 电导的测量及, m的计算
电导的测量实际上是测电阻 当T中电流为0时: 电导
R1 R3 Rx R4
1 R3 1 AC 1 G Rx R4 R1 CB R1
(2) 摩尔电导率与浓度
m
c
n = 1mol l=1m
•强弱电解质浓度降度，摩尔电导率增大 强：n一定，c, v+, v- 弱：n一定，c, n+, n- v+, v- •强电解质在很稀的溶液中，m与 c 成直线函数
m A c m
——极限摩尔电导率 m
弱电解质：无上述直线关系 无法从实验直接求得弱电解质的极限摩尔电导率
§8.1 电解质溶液理论
电化学 第8章 金属电极的阳极过程
图8.1 金属的阴阳极极化曲线第8章 金属阳极过程8.1 金属阳极溶解8.1.1 概述化学电源、电解冶炼、电镀工业等都广泛地使用可溶性金属阳极，它往往要求金属阳极能够正常的溶解。
金属以离子形式进入溶液的阳极过程是由许多步骤组成的（阴极过程逆过程）。
从位置因素考虑金属的边角处先溶解。
包括金属晶格的破坏、电子转移、金属离子水化（或络合）等，并由对流、电迁移、扩散等方式使它们离开电极表面，用图表示如下：一般金属离子的水解过程速度很快，不会成为控步，金属晶格的破坏、电子转移步骤往往是控步。
以电化学步骤为例：()根据“微观可逆”原理，由于多价金属离子还原过程中往往是第一个电子还原步骤最慢，因此在阳极溶液过程中是失去最后一个电子的步骤最慢,即为控制步骤。
（为表观传递系数）显然， 即阳极的表观传递系数较阴极大。
对应的极化曲线如右图。
8.1.2金属阳极溶解的影响因素1、 金属本性的影响。
金属阳极溶解的条件为： 可能性，速度视大小而定。
（典型：氢氧反应生成水，热力学上没问题，但必须提供一定能量后反应才会发生）即只要电极位高于金属的平衡电位与过电位之和即可发生电极的溶解。
：热力学参数，表示反应的可能性。
越小，反应越容易进行。
一定时，大，则 小，小，则大。
注：这里高、中、低与氢过电位金属无关。
（上述过电位是指在一定电流密度下的相对大小，而氢过电位是指时的过电位）2、 溶液组成的影响即浓度C 、络离子、表面活性剂、阴离子（卤素等）的影响。
这里主要介绍阴离子的影响。
1 阴离子对阳极反应的影响比对阴极反应的影响大溶液中阴离子浓度记为，一般为卤素或等。
此时（单电子为例）=1、2、3之中的某一正数。
不仅影响电位，还可以以一定的反应级数参加反应。
这说明与金属表面上的金属形成了表面络和物。
2 并不是所有的阴离子都能加速阳极过程。
如果生成的表面络合物可溶，则使金属上的键变弱，容易使金属离子进入溶液，从而加速电极过程；而有些阴离子则无此能力，在表面上吸附后阻化了反应的进行。
第八章电化学分析法
二、电化学分析法的特点
（1）灵敏度、准确度高，选择性好 被测物质的最低量可以达到10-12mol/L数量级。 （2）电化学仪器装置较为简单，操作方便 直接得到电信号，易传递，尤其适合于化工生产中的自动控 制和在线分析。 （3）应用广泛 传统电化学：无机离子分析H+、F-、Cl-、K+； 有机电化学分析：蛋白质、氨基酸 药物分析：磺胺类药物含量分析 活体分析：肌苷含量、酶活性分析
1、直接电位法:电极电位与溶液中电活性物质活度有关，通 过测量溶液的电动势，根据能斯特方程计算被测物质的含量 如饮用水中氟离子含量测定 研制各种高灵敏度、高选择性的电极是电位分析法最活跃的 研究领域之一。目前应用最多、选择性最好的是膜电极
2、理论基础：能斯特方程（电极电位与溶液中待测离子间 的定量关系式）。
对于氧化还原体系： Ox + ne- = Red
O Ox/RedR nFTlnaaROedx
对于金属电极（还原态为金属，活度定为1）：
M On/MR nF TlnaMn
二、离子选择性电极种类、结构与原理 1、种类
离子选择性电极(又称膜电极)。
1976年IUPAC基于膜的特征，推荐将其分为以下几类： 重点使用 原电极（primary electrodes）
电池工作时，电流必须在电池内部和外 部流过，才能构成回路。
溶液中的电流：正、负离子的移动。
1、原电池
负极：发生氧 化反应的电极。
正极：发生还 原反应的电极。
电极电位较高 的为正极
电极电位较低 的为负极
电池总反应是 两个电极反应 的加合
2、电解电池
阳极：与直流 电源正极相连 的一段，发生 氧化反应。
电化学分析的学习参考资料
高中化学 第八章电解质溶液及电化学系统
第八章电解质溶液及电化学系统主要内容1．电解质溶液及电化学系统研究的内容和方法2．电解质溶液的热力学性质3．电解质溶液的导电性质4．电化学系统的热力学重点1．重点掌握了解电解质溶液的导电机理，理解离子迁移数、表征电解质溶液导电能力的的物理量（电导率、摩尔电导率）、电解质活度和离子平均活度系数的概念；2．重点掌握离子氛的概念和德拜—休克尔极限定律；3．重点掌握理解原电池电动势与热力学函数的关系；掌握能斯特方程及其计算；难点1．电解质溶液的导电机理，理解离子迁移数、表征电解质溶液导电能力的的物理量（电导率、摩尔电导率）、电解质活度和离子平均活度系数的概念；2．离子氛的概念和德拜—休克尔极限定律；3．原电池电动势与热力学函数的关系；能斯特方程及其计算教学方式1. 采用CAI课件与黑板讲授相结合的教学方式。
2. 合理运用问题教学或项目教学的教学方法。
教学过程第8.1节电解质溶液及电化学系统研究的内容和方法一、电解质溶液及电化学系统研究的内容1、电解质溶液①电解质溶液的热力学性质电解质由于存在电离，正负离子之间的静电作用力使其偏离理想稀薄溶液所遵从的热力学规律，所以引入了离子平均活度和离子平均活度因子等概念。
思考：理想稀薄溶液所遵从的热力学规律是什么？②电解质溶液的导电性质高中阶段就学过电解质溶液的导电性质，为了表征电解质溶液的导电能力，则引入了电导、电导率、摩尔电导率等概念。
2、电化学系统在两相或数相间存在电势差的系统称为电化学系统。
①电化学系统的热力学性质电化学系统的热力学主要研究电化学系统中没有电流通过时系统的性质，即有关电化学平衡的规律。
②电化学系统的动力学电化学系统的动力学主要研究电化学系统中有电流通过时系统的性质，即有关电化学反应速率的规律。
二、电化学研究的对象第8.2节电解质溶液的热力学性质一、电解质的类型1、电解质的分类电解质的定义：解离：电解质在溶剂中解离成正、负离子的现象。
强电解质：弱电解质：强弱电解质的分类除与电解质本身性质有关外，还取决于溶剂的性质。
第八章氧化还原反应和电化学基础
(4)氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在金属氢 化物，如NaH、CaH2中，氢的氧化数为－1。氧在 化合物中的氧化数一般为－2，但在过氧化物，如 H2O2、BaO2等中，氧的氧化数为－1。在超氧化 物，如KO2中，氧的氧化数为－1/2。在氟氧化物， 如OF2中，氧的氧化数为+2，氟在化合物中的氧化 数皆为－1。
本章内容
§8.1 氧化还原反应 §8.2 原电池和电极电势
§8.1 氧化还原反应
氧化还原反应：有电子得失或电子转移的反应，被 称为氧化还原反应。
8.1.1 氧化值和化合价
为了表示化合物中各元素的原子同其他原子结合的 能力，19C中叶引入“化合价”的概念。
化合价是表示元素原子能够化合或置换1价原子（H） 或1价集团（OH- ）的数目，也表示化合物中某原 子成键的数目。
2KClO3=2KCl+2O2
(3)若氧化数的变化发生在同一物质中同一元素的 不同原子间的氧化还原反应称为歧化反应。 如:Cu+在水溶液中的反应： 2Cu+=Cu+Cu2+
(4) 若氧化数的变化发生在不同物质的同一元素 间的氧化还原反应称为反歧化反应。如: Hg2+ + Hg = Hg22+
氧化还原半反应 ：
例10-1 计算下列物质中带*元素的氧化数。
H2S*O4、S*2O32－、S4*O62－、Mn*O4－、Fe3*O4
6
2
2.5
7
8/3
指出下列物质中各元素的氧化数：
+1 +7 -2 +1 -2 +1 -1 +1 -1
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第八章 电化学 章末习题一、内容提要1. 电化学的基本概念原电池和电解池都是实现化学能和电能转化的电化学装置，都具备两个电极、电解质溶液和组成回路等必需设备。
（1）原电池：将化学能转变为电能的装置称为原电池。
（2）电解池：将电能转变为化学能的装置称为电解池。
（3）正极、负极，阴极、阳极电势高的极称为正极，电势低的极称为负极。
在电极界面上发生还原反应的极称为阴极，发生氧化反应的极称为阳极。
电解池中正极是阳极，负极是阴极；原电池中正极是阴极，负极是阳极。
（4）法拉第（Faraday ）定律当电流通过电解质溶液时，在电极界面上发生化学反应的物质的量与通入的电量成正比，即Q zF ξ=。
（5）离子的电迁移率和迁移数离子在电场中迁移的速率正比于电场的电位梯度，其比例系数称为离子的电迁移率。
它相当于单位电场梯度时离子的迁移速率，单位是211m s V --。
溶液中电流的传导由正、负离子作定向迁移来完成。
离子B 迁移电流的分数就称为离子B 的迁移数。
迁移数是一个小于1的分数，溶液中所有离子迁移数的加和等于1。
迁移数可由实验测得。
2. 电导及其应用（1）电导、电导率、摩尔电导率（2）电导率、摩尔电导率与浓度的关系强电解质的电导率在一定浓度下随着浓度的增加而增加，在浓度太大时由于离子相互作用增强，电导率反而有所下降。
弱电解质的电导率随浓度的增加变化不大，一直都很小。
（强电解质的电导率随着浓度的增加先增大后减小）强电解质的摩尔电导率随着浓度的下降而升高，稀释到一定程度，摩尔电导率与浓度之间存在一种线性关系。
弱电解质的摩尔电导率随着浓度的不断下降，开始时变化不大，后来增加越来越迅速，但不存在线性关系。
（3）电导测定的应用① 测定水的纯度； ② 计算弱电解质的节粒度和解离常数；③ 测定难溶盐的溶解度； ④ 进行电导滴定3. 强电解质溶液理论（1）强电解质的例子平均活度和活度因子定义式：1()a a a ννν+-±+-= 1()νννγγλ+-±+-= 1()m m m ννν+-±+-= m a mθγ±±±= （2）离子强度 212B B BI m Z =∑（3）Debye-Hückel 极限定律 l g |A Z Z γ±+=-4. 可逆电池和可逆电极（1）组成可逆电池的必要条件 化学反应可逆和能量变化可逆（2）可逆电极的类型① 第一类电极为金属电极（由金属浸在含有该金属离子的溶液中构成），还包括氢电极、氧电极、卤素电极和汞齐电极。
② 第二类电极为金属难溶盐电极和难溶盐氧化物电极，如银-氯化银电极、甘汞电极等。
③ 第三类电极为氧化-还原电极（由惰性金属如铂插入含有某种离子的不同氧化态的溶液中构成，如32,|P Fe Fe t ++、2,|P Cu Cu t ++等。
（3）可逆电池的书面表示法① 写在左边的电极为负极，起氧化作用；在右边的电极为正极，起还原作用；② 用单垂线表示不同物相之间的界面；③ 用双垂线表示盐桥；④ 要注明温度和压力（不注明即为298K 和标准压力），标明构成电池的各物质的物态，溶液要注明浓度，气体注明压力和依附的惰性金属。
注意：书写电极反应和电池反应时，既要使物量平衡，又要使电量平衡。
（4）标准电池标准电池的电池反应是可逆的，其电动势只与()Cd Hg 的活度有关。
其优点是电动势稳定，随温度变化不大。
5. 可逆电池热力学（1）可逆电池电动势与各组分活度的关系电池的能斯特（Nernst ）方程 ln B B BRT E E a zF νθ=-∏ （2）用可逆电池的实验值求热力学函数的变化值 r m G zEF ∆=- r m G zE F θθ∆=- ()r m p E S zF T ∂∆=∂ ()R r m p E Q T S zFT T ∂=∆=∂ ()r m r m r m p E H G T S zEF zFT T∂∆=∆+∆=-+∂ 6. 电极的电势和电池的电动势（1）标准氢电极将镀有铂黑的铂片插入活度等于1的H +溶液中，并不断用处于标准压力下的纯H 2(g)冲击铂片，这样组成的电极称为标准氢电极。
标准氢电极与待测电极组成电池时，将待测电极写在右边，标准氢电极写在左边。
在任何温度下，标准氢电极的电势规定都等于零。
（2）电极电势的Nernst 方程(/R e )(/R e )l n B B B RT E Ox dE Ox d a zF νθ=-∏（3）电池的电动势的计算 两种算法：① 正极的还原电极电势减去负极的还原电极电势；E ϕϕ+-=-。
② 根据电池反应，用计算电池电动势的Nernst 方程进行计算。
（4）浓差电池和盐桥（5）电动势测定的应用①判断氧化还原反应方向；②求化学反应的平衡常数；③测定溶液的pH；④求离子的平均活度因子；⑤电势滴定；⑥电势-pH图7. 极化作用和电极反应（1）极化作用电极上有电流通过时，电极电势偏离平衡电极电势的现象称为极化。
主要包括浓差极化和电化学极化两种。
（2）电极上的反应在电解含有若干种电解质的水溶液时，阴极上发生还原反应，实际析出电势越大的越先在阴极还原析出。
另外始终要考虑有H+肯能还原析出竞争反应，而且在电解过程中，H+浓度随着阴极上有O2的析出而增加。
阳极上发生氧化反应，实际析出电势越小的越先在阳极氧化析出，另外还要考虑阳极本身有肯能发生氧化。
二、习题1. 填空题（1）用同一电导池测得浓度为0.01mol•dm-3的A溶液和0.1mol•dm-3的B溶液的电阻分别为1000Ω和500Ω，则它们的摩尔电导率之比Λm,A：Λm,B= 。
（2）已知25℃时，Cu2++2e－→Cu，Eθ1=0.337V ；Cu++e－→Cu，Eθ2 =0.521V ，则Cu2++e－→Cu+的Eθ3的值为V。
（3）电解质A的溶液与电解质B的溶液，其摩尔电导率之比Λm,A：Λm,B=2：1，它们的浓度比C A：C B=2：1，则它们的电导率ΚA：ΚB = 。
（4）双液电池中不同电解质溶液间或不同浓度的同种电解质溶液的接界处存在电势，通常采用加的方法来减小或消除。
（5）极化现象是通过电极时，电极电势偏离的现象。
（6）已知Eθ(Fe2+∣Fe)＝－0.440V, Eθ(Fe3+∣Fe2+)＝0.770V，则Eθ(Fe3+∣Fe)= V。
（7）德拜-休克尔极限公式适用于。
（8）溶液中含KCl浓度为0.01mol·kg-1，BaCl2浓度为0.02mol·kg-1，则该溶液的离子强度是。
2. 选择题（1）某电池的电池反应可写成：①H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l)，②2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)相应的电动势和化学反应平衡常数分别用E1、E2和K1、K2表示，则（）A. E1=E2，K1=K2B. E1≠E2，K1=K2C. E1=E2，K1≠K2D. E1≠E2，K1≠K2（2）298K，下列两电极反应的标准电极电势为：Fe3++3e-→Fe，Eθ(Fe3+∣Fe)＝－0.036V，Fe2++2e-→Fe, Eθ(Fe2+∣Fe)＝0.439V，则反应Fe3++e-→Fe2+的Eθ(Fe3+∣Fe2+)等于（）A. 0.184 VB. 0.352VC. -0.184 VD. 0.770 V （3）电池在恒温恒压及可逆条件下放电，则系统与环境间的热交换Q r值是（）A. Δr H mB. TΔr S mC. Δr H m -TΔr S mD. 0（4）按物质导电方式的不同而提出的第二类导体，下列说法中不正确的是（）A. 其电阻随温度的升高而增大B.其电阻随温度的升高而减小C. 其导电的原因是离子的存在D. 当电流通过时在电极上有化学反应发生（5）用对消法（补偿法）测定可逆电池的电动势，主要为了（）A. 消除电极上的副反应B. 减少标准电池的损耗C. 在可逆情况下测定电池电动势D. 简便易行（6）若算得电池反应的电池电动势为负值，表示此电池反应是（）A. 正向进行B. 逆向进行C. 不可能进行D. 反应方向不确定（7）某电池在298K，标准压力下可逆放电时，放出100J的热量，在该电池反应的焓变化Δr H m为（）A. 100JB. >100JC. < -100JD. -100J（8）质量摩尔浓度为m的K3PO4溶液，平均活度系数为γ±，则K3PO4溶液的活度a为（）A. 4γ±4(m/mø)4B. γ±4(m/mø)C. 4γ±(m/mø)D. 27γ±4(m/mø)4（9）Fe3+(a1)|Fe2+(a2)|Pt属于（）A. 第三类电极B. 第二类电极C. 第一类电极D. 氧化物电极（10）强电解质MgCl2水溶液，其离子平均活度a±与电解质活度a B之间的关系为（）A. a±＝a BB. a±＝a B 3C. a±＝a B1/2D. a±＝a B1/3（11）强电解质溶液的电导率随溶液浓度变化的规律是（）A. 随浓度的增大而单调增大B. 随浓度的增大而单调减小C. 随浓度的增大而先增大后减小D. 随浓度的增大而先减小后增大（12）甘汞电极属于（）A. 第三类电极B. 第二类电极C. 第一类电极D. 氧化物电极（13）用同一电导池，分别测定浓度为0.01mol/kg和0.1mol/kg的两个电解质溶液，其电阻分别为1000Ω和500Ω，则两者的摩尔电导率之比为（）A. 1: 5B. 5: 1C. 10: 5D. 5:10（14）298K时，有如下两个电池(1)Cu(s)|Cu+(a1)‖Cu+(a1),Cu2+(a2)|Pt;(2)Cu(s)|Cu2+(a2)‖Cu+(a1),Cu2+(a2)|Pt两个电池的电池反应都可写成Cu(s)+Cu2+(a2)=2Cu+(a1)，则两个电池的E mfθ和Δr G mθ之间的关系为（）A. Δr G mθ和E mfθ都相同B. Δr G mθ相同，E mfθ不同C. Δr G mθ和E mfθ都不同D. Δr G mθ不同，E mfθ相同（15）电流密度增加时，在原电池中，电极极化遵循的规律是（）A. 正极电势减小，负极电势增加B. 正极电势减小，负极电势减小C. 正极电势增加，负极电势减小D. 正极电势增加，负极电势增加(16) 强电解质MgCl2水溶液，其离子平均活度a±与电解质活度a B之间的关系为（）A. a±＝a BB. a±＝a B 3C. a±＝a B1/2D. a±＝a B1/33. 计算（一）电池Pt|H2(101.325kPa)|HCl(0.1mol·kg-1)|Hg2Cl2(s)|Hg电动势E与温度T的关系为E/V＝0.0694+1.881×10-3 T/K-2.9×10-6(T/K)²（1）写出电极反应和电池反应（Z＝1）；（2）计算25℃时该反应的Δr G m、Δr S m、Δr H m；（3）电池恒温可逆放电时该反应过程的Q r。