2020高中化学图解法讨论电极电势
（精品）浅谈标准电极电势的图示法（整理）
浅谈标准电极电势的图示法康祎璠西北大学化学系05级化学专业西安710069摘要标准电极电势是氧化还原反应很好的定量标度有时为了直观和便利起见可用图示法对电势数值作以表示本文就几种常用的图示形式作一讨论。
关键词标准电极电势电对氧化态歧化反应标准电极电势是氧化还原反应很好的定量标度通常在教材和手册中都以“标准电极电势表”的形式给出。
但是列表的方式是依电极电势数值从小到大自上而下排列的这就使得要集中而全面地了解某一种元素的相关氧化态遇到了困难。
而用图示法讨论与某元素相关的电极电势不仅克服了上述的不便而且会提供元素及其化合物更多的信息。
本文将详细的对图示法作一介绍。
一拉蒂麦尔图Latimer diagram 拉蒂麦尔图又称元素电势图是用图形表示标准电极电势数据中最简单的一种。
在特定的pH条件下将元素各种氧化数的存在形式依氧化数降低的顺序从左向右排成一行用线段将各种氧化态连接起来在线段上写出其两端的氧化态所组成的电对O??值便得到该pH下该元素的元素电势图。
下例为碘在酸性和碱性条件下的元素电势图经常以pH 0和pH 14两种条件作图OA??/V OA??/V 在元素图的绘制过程中我们应该注意到1.写法氧化态由高至低从左向右排列短线上电位是电对的O?? 2.OA?? OB??分别指在酸性介质和碱性介质条件下的值。
元素电势图作为用图形表示标准电极电势数据中最简单最常用的一种它的用途也是很广泛的首先可以通过它来判断物质酸性的强弱。
从元素电势图上可以看出某些酸的强弱以及非强酸在给定的pH条件下的解离方式。
如上例中高碘酸在酸性1介质中以分子态H5IO6存在故而可以判断高碘酸不是强酸。
再看碘元素的碱式图从该图可以看出在pH14的条件下H5IO6将解离出两个氢原子以??263IOH形式存在。
其次可以已知电对的O??求某电对未知的O??如下例所示 D C B A 3θ32θ21θ1nEnEnE FEnG EnFEnG En FEnG En FEnG Enxxxxxθθmrθ θ33θm3rθ33θ22θm2rθ22θ11θm1rθ11 DeA D e C C e B B eA??Δ→??Δ→??Δ→??Δ→xxxxxxxn En EnEnE En EnEnEnFEn FEnFEnFEnGGGGnnnnθ33θ22θ11θθ33θ22θ11θθ33θ22θ11θθm3rθm2rθm1rθmr321ΔΔΔΔ 另外元素电势图的另一个重要应用就是判断歧化反应能否发生。
高中化学电极电势的电气化学解释
高中化学电极电势的电气化学解释在高中化学学习中，电极电势是一个重要的概念。
它涉及到电化学反应中电子的转移和化学能量的转化，对于理解电化学反应的原理和应用具有重要意义。
本文将从电气化学的角度解释电极电势，并通过具体的例子来说明电极电势的考点和解题技巧。
首先，我们来了解一下电极电势的定义。
电极电势是指电化学反应中电子在电极上的转移所产生的电势差。
在电化学反应中，通常会涉及两个电极，即氧化电极和还原电极。
氧化电极是电子的供应者，它发生氧化反应，将电子释放到电解质溶液中；还原电极则是电子的接受者，它发生还原反应，从电解质溶液中接收电子。
两个电极之间的电势差就是电极电势。
接下来，我们通过一个具体的例子来说明电极电势的考点和解题技巧。
假设我们要计算铜电极和铁电极之间的电势差。
首先，我们需要了解铜电极和铁电极的反应类型。
铜电极发生氧化反应，将电子释放到电解质溶液中，而铁电极则发生还原反应，从电解质溶液中接收电子。
根据电极反应的类型，我们可以确定铜电极是氧化电极，铁电极是还原电极。
接下来，我们需要找到铜电极和铁电极的标准电极电势值。
标准电极电势是指在标准状态下，电极反应的电势差。
通过查阅相关资料，我们可以找到铜电极和铁电极的标准电极电势值分别为0.34V和-0.44V。
注意，标准电极电势值是相对于标准氢电极而言的，标准氢电极的电势被定义为0V。
最后，我们可以计算铜电极和铁电极之间的电势差。
根据电极电势的定义，电势差等于还原电极的电势减去氧化电极的电势。
在这个例子中，还原电极是铁电极，其电势为-0.44V；氧化电极是铜电极，其电势为0.34V。
因此，铜电极和铁电极之间的电势差为-0.44V-0.34V=-0.78V。
通过这个例子，我们可以总结出解题的一般步骤。
首先，确定电极反应的类型，分别找到氧化电极和还原电极。
然后，查阅相关资料，找到电极的标准电极电势值。
最后，根据电势差的定义，计算电极之间的电势差。
除了以上的例子，电极电势还可以应用于其他方面。
电极电势
这个重要概念，用来解释沉淀反应。他用量子理论的观点 研究低温下固体的比热；提出光化学的“原子链式反应”理 论。1906年，根据对低温现象的研究，得出了热力学第三 定律，人们称之为“能斯特热定理”，这个定理有效地解决 了计算平衡常数问题和许多工业生产难题。因此获得1920
lg
[c(Red) / cP ]b [c(Ox) / cP ]a
25℃时，
E (Ox/Red )
注意：
=
E P (Ox/Red ) +
0.0592 n
lg
[c(Ox ) / cP ]a [c(Red ) / cP ]b
(1) 反应体系中是固体或纯液体时，其浓度视为1。对于气体组 分，用分压代替浓度，并要将分压作标准化处理
E = EP − 2.303RT lg Q nF
25℃时，
E = E P − 0.0592 lg Q n
4.2.3 影响电极电势的因素——能斯特方程
电极电势的能斯特方程式：
对于 a Ox + ne → bRed E P(Ox/Red)
E (Ox/Red)
=
E P (Ox/Red) −
2.303 RT nF
正值意味着标准铜电极
负值意味着标准锌电极
的电势比标准氢电极高
的电势比标准氢电极低
参
比
甘汞电极
电
KCl溶液 Pt Hg
Cl -(c) | Hg2Cl2(s)|Hg(l) 电极反应：
极
Hg2Cl2
Hg2Cl2(s) + 2e → 2Hg(l)+2Cl-(c)
素瓷头
甘汞电极的电极电势与KCl浓度的关系
高中化学电极电势的求解技巧与应用
高中化学电极电势的求解技巧与应用电极电势是高中化学中一个重要的概念，它是描述电化学反应中电子转移的能力的物理量。
在化学学习中，我们经常需要根据给定的条件求解电极电势，以便分析电化学反应的方向和速率。
本文将介绍一些求解电极电势的技巧，并结合具体题目进行分析和说明，帮助高中学生掌握这一重要概念。
一、标准电极电势的求解标准电极电势是指在标准状态下，相对于标准氢电极的电势差。
求解标准电极电势时，我们可以利用标准电极电势表，根据反应的标准电极电势进行计算。
例如，对于下面的反应：Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)我们可以在标准电极电势表中找到Cu2+/Cu的标准电极电势为0.34 V。
因此，这个反应的标准电极电势为0.34 V。
需要注意的是，标准电极电势表中的数值是相对于标准氢电极的，所以在实际计算中，我们需要将反应中的物质与标准氢电极进行比较，确定氧化剂和还原剂，以保证计算的准确性。
二、非标准电极电势的求解在实际情况中，电极电势往往不是在标准状态下进行测量的，而是在非标准条件下。
这时，我们需要利用涉及到的浓度和温度等因素进行修正。
对于非标准电极电势的求解，我们可以利用奈尔定律和温度修正公式进行计算。
例如，对于下面的反应：Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)我们需要求解Fe2+/Fe的电极电势。
根据奈尔定律，非标准电极电势可以表示为：E = E° - (RT/nF)lnQ其中，E为非标准电极电势，E°为标准电极电势，R为气体常数，T为温度，n 为电子转移的个数，F为法拉第常数，Q为反应物浓度的乘积。
通过测量反应物浓度和温度，我们可以将上述公式中的各个参数代入，求解出非标准电极电势。
三、电极电势的应用电极电势在化学中有着广泛的应用。
其中一个重要的应用是判断电化学反应的方向和速率。
根据电极电势的正负可以判断反应的方向。
当电极电势为正时，反应是自发进行的，即产生电流；当电极电势为负时，反应是非自发进行的，即需要外加电流才能进行。
高中化学电极电势的大小比较与应用
高中化学电极电势的大小比较与应用电极电势是化学反应中电子转移的驱动力，也是判断电池电势大小的重要指标。
在高中化学学习中，电极电势的大小比较与应用是一个重要的考点。
本文将通过具体的题目举例，分析不同类型的电极电势问题，并给出解题技巧和应用指导，以帮助高中学生和他们的父母更好地理解和应用电极电势。
一、电极电势的大小比较1. 比较标准氢电极与其他电极的电势差标准氢电极是电极电势的参比电极，其电势被定义为0V。
因此，与标准氢电极相比，电势较高的电极具有正的电势值，电势较低的电极则具有负的电势值。
例如，对于以下两个反应：反应1：Zn2+ + 2e- → Zn反应2：Cu2+ + 2e- → Cu根据标准电极电势表，反应1的标准电极电势为-0.76V，反应2的标准电极电势为0.34V。
因此，可以得出结论：Cu2+/Cu电极的电势高于Zn2+/Zn电极。
2. 比较不同离子间的电势差除了与标准氢电极比较，我们还可以通过比较不同离子间的电势差来判断电极电势的大小。
以下列反应为例：反应3：2Ag+ + 2e- → 2Ag反应4：Cu2+ + 2e- → Cu根据标准电极电势表，反应3的标准电极电势为0.80V，反应4的标准电极电势为0.34V。
可以发现，Ag+/Ag电极的电势高于Cu2+/Cu电极。
因此，我们可以得出结论：Ag+离子比Cu2+离子更容易还原为金属。
二、电极电势的应用1. 预测反应的进行方向根据电极电势的大小比较，我们可以预测反应的进行方向。
当两个反应的电极电势差为正值时，反应将自发进行；当电势差为负值时，反应将不自发进行。
例如，对于以下两个反应：反应5：2H+ + 2e- → H2反应6：Pb2+ + 2e- → Pb根据标准电极电势表，反应5的标准电极电势为0V，反应6的标准电极电势为-0.13V。
由于电势差为负值，我们可以得出结论：在标准状态下，Pb2+离子会还原为Pb金属，反应6将自发进行。
2. 计算电池的电动势电动势是电池输出电能的能力，可以通过电极电势的差值来计算。
课件：电极电势
2
• (ii) 电极电势是如何产生的---双电层模型 • 金属表面的两过程:
• 金属溶解, 阳离子进入溶液, 电子留在金 属表面, 形成金属表面带负电荷、邻近溶 液带正电荷的“双电层”,金属还原性强、 Mn+(aq)浓度小,这种倾向大
它电极的电极电势的。 H2(g) (1 p )
（i）〔标准氢电极〕
• Pt|H2(100 kPa)|H+(1 mol·dm-3)，
Pt H+(aq) (a = 1)
H2气泡
• IUPAC 规 定 , 以 标 准 氢 电 极 (Pt),
H2(1pө)H+(1mol·dm-3) 的 电 势 作 为 电 极 电 势的相对标准，规定其电极电势φө ＝0 V
20
• 298 K, [H+] = 10.0 mol·dm-3时, 电对Cr2O72- / Cr3+的电极电势
[解]电极反应:
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O
E (Cr2O72-
/
Cr3 )
E O (Cr2O72-
/
Cr3 )
0.059 6
V
lg
(Cr2O72- )(H )14 (Cr3 )2
φө (Zn2+/Zn)=-0.76 18 V，
当Zn2+浓度c=0.001 M时，
φ(Zn2+/Zn)=φө(Zn2+/Zn)＋(0.05917/2)×lgc
= -0.76 18 - (0.05917/2)×3=-0.8506 V
电极电势 (2)
电极电势什么是电极电势？电极电势是电化学体系中的一个重要概念，用来描述电化学反应中电极的电位差。
电势可以简单理解为电荷在电场中的势能，是电化学反应过程中电位变化的度量。
在电化学中，每个电池或电解槽都由两个电极组成，即阳极和阴极。
电极是与电解质溶液接触的导电体，能够在电解质溶液和电极之间传递电荷。
电极电势(E)是描述电极是否具有还原（正）性或氧化（负）性的重要参数。
电极电势的单位是伏特（V）。
如何测量电极电势？测量电极电势的一种常用方法是使用标准电极电势。
标准电极电势是指在一定条件下（通常是1摩尔/L的溶液浓度和1大气压），某个物质的电极与标准氢电极（SHE）之间的电位差。
标准氢电极被定义为0伏特，是电极电势的基准。
通过与标准电极进行比较，可以确定其他电极的电势。
标准电极电势的测量通常使用电动势计或电位计进行，这些仪器可以测量电势的差异。
电阻应该尽量减小以确保准确测量电电位差。
影响电极电势的因素温度温度是影响电极电势的重要因素。
随着温度的改变，电解质溶液中的离子活性也会发生变化，导致电极电势的变化。
因此，在实验测量中应控制好温度以获得准确的电极电势测量结果。
浓度电极电势还受电解质溶液中的离子浓度影响。
在非标准条件下，离子浓度的变化也会导致电极电势的改变。
根据液体相对电势测量理论，浓度改变与电位的变化之间存在线性关系。
因此，在进行电极电势测量时，应确保电解质溶液的浓度是恒定的。
气体压强电解质溶液中存在有气体的电化学反应也会受到气体压强的影响。
在气体电极中，常常使用来自气体的压强作为参考。
因此，控制气体压强对于准确测量电极电势非常重要。
应用领域电极电势在电化学研究和实际应用中具有广泛的应用。
以下是几个常见领域的例子：锂离子电池在锂离子电池中，电极电势起着关键作用。
锂离子电池中的正极和负极通过电化学反应来储存和释放能量。
测量电极电势可以评估电势差，进而了解电池的性能和稳定性。
腐蚀研究电极电势对于腐蚀研究也非常重要。
电极电势课件
电极电势课件1、电极电势的产生——双电层理论德国化学家能斯特提出了双电层理论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(electrondoublelayer)，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EMn+/M表示,单位为V(伏)。
如锌的电极电势以EZn2+/Zn表示,铜的电极电势以ECu2+/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。
2、标准电极电势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。
20xx年国际纯粹化学与应用化学联合会的建议，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。
标准氢电极电极符号:Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1)电极反应:2H++2e=H2EφH+/H2＝0V右上角的符号“φ”代表标准态。
标准态要求电极处于标准压力下，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101.325kPa；组成电对的有关离子的浓度为1mol.L-1。
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。
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例： E Ө B / V
0.88 O2 ———— HO2－ ———— OH－
0.40
（ 1 ）计算说明 H2O2 在酸性介质中氧化性的强弱， 在碱性介质中还原性的强弱。
（ 2 ）计算说明 H2O2 在酸性介质中和碱性介质中的 稳定性的强弱。
（ 3 ）计算 H2O 的离子积常数 Kw 。 （ 0.86 10－14 ）
从碘元素的碱式图中，可以进一步看出在 pH ＝ 14 的条件下，将电离出两个氢离子，以 H3IO62－ 形式存在。
2 电对的电极电势
例如，下图是酸性体系中碘元素电势图的一部分：
＋ 1.14 V
＋ 1.45 V
IO3 － ——— HIO ——— I2
可以从图中直接得到 IO3－/ HIO 和 HIO / I2 两个 已知电对的电极电势。现在的问题是，如何求得不相邻的
二 自由能 — 氧化数图
1 自由能 － 氧化数图的做法
在某 pH 下某种元素作图。横坐标为各种氧化数；
纵坐标为由单质分别氧化或还原成各种氧化态时的自由能
rG
Ө m
。 经常用到的是
pH ＝
0
或
pH ＝
14 ，它们
对应的分别是 [ H＋ ] ＝ 1 moldm－3 和
[OH－] ＝ 1 moldm－3 ，正对应于在酸介质和碱介质中讨
电对 H3IO62 － / I2 EӨ ＝ 0.34 V H3IO62－＋ 3 H2O ＋ 7e －＝1/2 I2 ＋ 9OH － （1）
rGӨm （1） ＝ － 230 kJ·mol－1
2) 横坐标，氧化数 ＝ 5 ，
电对 IO3 － / I2
EӨ ＝ 0.20 V
IO3 －＋3 H2O ＋ 5e－＝1/2 I2 ＋ 6 OH －
第5节 图解法讨论电极电势
一 元素电势图
在特定的 pH 条件下，将元素各种氧化数的存在形 式依氧化数降低的顺序从左向右排成一行。用线段将各种 氧化态连接起来，在线段上写出其两端的氧化态所组成的 电对的 EӨ 值。便得到该 pH 下该元素的元素电势图。
经常以 pH ＝ 0 和 pH ＝ 14 两种条件作图，横线 上的 E 值分别表示 EAӨ 和 EBӨ 。
原成各种氧化态时的自由能 rGӨm 。电对中单质为氧化 型时，如横坐标氧化数 ＝ － 1 ，纵坐标为
1/2 I2 ＋ e－ ＝ I －
ห้องสมุดไป่ตู้
的
rG
Ө m
，即由单质还原成－1
氧化态时的自由能。电
对中单质为还原型时，如横坐标氧化数 ＝ 5 ，纵坐标为
IO3－ ＋ 3 H2O ＋ 5 e－ ＝ 1/2 I2 ＋ 6 OH －
IO3－＋ 2 H2O
＋
4 e－＝ IO－＋ 4 OH－
(a)
rG
Ө m
(a)
rG Өm（a） ＝ rG Өm（2）－ rG Өm（3）
斜率的分子为 － [ rGӨm （2）－ rGӨm （3）] ， 斜率的分子为 － rGӨm （a） 斜率的分母为 5 － 1 ＝ 4 正是 (a) 的电子转移数 z 。
Fe 3 ＋ ———— Fe 2 ＋ ———— Fe
EӨ （右） < EӨ （左） ，将发生逆歧化反应 2 Fe 3 ＋ ＋ Fe ＝ 3 Fe 2 ＋
0.153 V
0.521 V
Cu2 ＋ ———— Cu＋ ———— Cu
EӨ （右） > EӨ（左） ，将有歧化反应发生 2 Cu＋ ＝ Cu2 ＋ ＋ Cu
以上关于强弱的结论是相对而言的。真正强的还原
剂，与其氧化型的连线的斜率多是负值。在学习各族元 素的性质时，我们会加深对上述观点的理解。
3 歧化反应
元素电势图中 IO－ —＋—0—.45—V I2 —＋—0—.5—4 VI － EӨ （右） > EӨ （左），即 I 2 将发生歧化反应。
歧化反应和逆歧化反应
的
rG
Ө m
的负值，即由单质氧化成＋5
氧化态时的自由
能。
于是得到 5 个坐标点
(－1，－52) (0，0 ) (1，43) (5，97) (7，230)
做出自由能 — 氧化数图。
ΔrGmӨ
碱性介质中碘体系的自由能 —— 氧化数图
2 判断氧化还原性质
图中几条线段的斜率不同，其物理意义不同。考察 线段 IO3 － —— IO － 的斜率 k 。根据对横坐标和纵 坐标的定义及斜率的意义，可以得到斜率 k 的表示式：
考察碘的元素电势图
EAӨ
H5IO6
＋1.70
＋ 1.14 ＋ 1.45
——— IO3 － ——— HIO ———
V
I2
＋ 0.54 ———
I－
EBӨ
＋ 0.70
＋ 0.14 ＋ 0.45
H3IO62－ ——— IO3－ ——— IO － ———
V
I2 —＋—0.5—4 I －
可以看出：酸中 HIO 不稳定，将发生歧化反应； 碱中 IO － 和 I2 都将发生歧化反应。
I2 ＋ 2 e － ＝ 2 I－ ½ I2 ＋ e － ＝ I－
E Ө ＝ 0.54 V E Ө ＝ 0.54 V
不论电极反应的化学计量数是怎样的倍数关系，其电
极电势 EӨ 的值是不变的。但是上面两个电极反应的
ΔrG
Ө m
是不同的，且具有一定的倍数关系。
这种倍数关系可由公式 ΔrG
Ө m
＝
zEӨ F
下面是溴的元素电势图
EAӨ /V
BrO4－
—＋1.7—6 —
BrO3 － —＋1.—49—
＋ 1.59 HBrO ———
Br2 —＋—1.—07 Br－
EBӨ /V
BrO4 －
＋ —0.9—3 —
BrO3－
＋ —0.5—4 —
BrO
－
＋ —0—.45—
Br2 —1—.07— Br － ＋ 0.52
由于反应 （ 3 ） ＝（ 1 ）＋ （ 2 ） ， 故有
ΔrG mӨ(3)＝ ΔrG mӨ(1) + ΔrG mӨ(2)
E3Ө =
ΔrG
Ө m
＝
zEӨ
F
5E3Ө F ＝ 4E1Ө F E2Ө F
4 E1Ө +E2Ө =
4×1.14 + 1×1.45 = 1.20V
5
5
结论：对于电势图中一般的三种氧化态 A ，B ，C
故，线段 IO3 － —— IO － 的斜率 k 可以表示为
rGӨm （a）
k=
z
= EӨ F
线段的斜率越大，电对的氧化型的氧化性越强；线
段的斜率越小，电对的还原型的还原性越强。
从碘的自由能 — 氧化数图中可以看出，H3 IO6 2 － — — IO3 － 连线的斜率最大，所以电 对 H3IO6 2－ / IO3－ 的 氧化型 H3IO6 2 － 的氧化性最强；线段 IO3－ —— IO － 的斜率最小，所以电对 IO3 － / IO － 的还原型 IO － 的还 原性最强。
EӨ ＝ 0 V
1/2 I2 ＝ 1/2 I2
(4)
rG
Ө m
（4）
＝
0
kJ·mol －1
5) 横坐标，氧化数 ＝ － 1 ，
电对 I2 / I －
EӨ ＝ 0.54 V
1/2 I2 ＋ e－ ＝ I －
(5)
rG
Ө m
（5）
＝
－ 52
kJ·mol －1
注意关于纵坐标的规定，纵坐标为由单质分别氧化或还
从下面碘元素电势图中，可以判断高碘酸不是强酸， 因为它在酸介质中以分子态 H5IO6 存在，不发生电离。
1.70
1.14
1.45 0.54
EAӨ /V H5IO6 —— IO3 － —— HIO —— I2 —— I－
0.70
0.14
0.45 0.54
EBӨ /V H3IO62－ —— IO3－ —— IO － —— I2 —— I －
A ——zE1 —eӨ －1———EӨ 3 B —z—2 e—E－Ө—2 —— C [ z3＝( z1 ＋ z2 ) ]e －
有关系式
E Ө ＝ z1E1 Ө + z2E2 Ө z1 + z2
对于若干相关电对，则应有
E Ө ＝ z1E1 Ө + z2E2 Ө + ···+znEn Ө z1+z2+ ···+zn
中的 z 值
来确定。
3 判断某种氧化态的稳定性
考察氯元素的 EBӨ /V 图的一部分：
ClO －
0.40 ——— Cl2
1.36 ———
Cl －
它意味着
ClO－＋ H2 O ＋ e － ＝ 1/2 Cl2 ＋2 OH － EӨ 1 ＝ 0.40 V (1)
1/2 Cl2 ＋ e － ＝ Cl －
EӨ2 ＝ 1.36 V (2)
rGӨm （2） ＝ － 97 kJ·mol－1
（2）
3) 横坐标，氧化数 ＝ 1 ，
电对 IO － / I2
E Ө ＝ 0.45 V
IO－＋ H2O＋ e－ ＝ 1/2 I2 ＋2OH －
rGӨm （3） ＝ － 43 kJ·mol－1
（3）
4) 横坐标，氧化数 ＝ 0 ，
电对 I2 / I2
IO3 － 和 I2 组成的未知电对的电极电势。
写出两个已知电对和一个未知电对的电极反应 ( 1 ) IO3 －＋5 H＋ ＋4 e － ＝ HIO＋2 H2 O EӨ1＝1.14 V ( 2 ) HIO＋ H＋ ＋ e － ＝ 1 /2 I2 ＋ H2 O EӨ 2 ＝ 1.45 V ( 3 ) IO3 － ＋6 H＋ ＋5e － ＝1 /2 I2 ＋ 3 H2 O EӨ 3 ＝ ?