原电池电动势公式
原电池热力学
原电池热力学一、实验目的（1）掌握通过测量原电池电动势值计算电化学反应热力学函数变化值的原理和方法；（2）掌握对消法测原电池电动势的原理和方法； （3）掌握电位差计和检流计的使用方法。
二、实验原理1. 电化学反应的Δr G m 、Δr H m 及Δr S m 的计算化学反应系统在恒温、恒压、可逆条件下进行且与环境之间有非体积功交换时，根据热力学第二定律有：()',r m r W p T G =∆ （1）当反应系统为原电池可逆放电并对环境所作的'r W 为电功时，式（1）可写作：()nFE p T G m r -=∆, （2）该温度T 下的摩尔反应熵Δr S m 计算利用吉布斯-赫姆霍兹方程，即()⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂-=∆T G S m m r r (3) 将式（2）代入式（3），得pm r T E nF S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=∆ （4）而电池反应的摩尔反应焓Δr H m 的计算，由恒温下的m r m r m r S T H G ∆-∆=∆关系式得：pm r T E nFT nFE H ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂+-=∆ （5）2. 计算实验电池在25℃之标准电动势E θ和PbSO 4的溶度积Ksp 本实验将化学反应Zn （s ）+Pbso 4(s) Zn 2++SO 42-+Pb(s)设计成可逆原电池，电池表示为Zn （Hg ）︱ZnSO 4(0.2mol ·L -1)︱PbSO 4(s)︱Pb(Hg)电池的阳极为锌电极，阴极为铅-硫酸铅电极，两电极公用ZnSO 4溶液，因此这是一个无液体接界的单液电池，所测得的电动势不受液体接界电势的影响。
1) 标准电动势E θ及E θ（SO 42-︱PbSO 4(s)︱Pb ）的计算 实验测得待测电池电动势后，根据能斯特方程得()()[]∏-+-=-=BBSO a Zn a F RT E a nF RT E B242θln 2ln E θν （6） 由离子活度与电解质平均活度±a 、±γ、±b 之关系，即θνννγb b a a a a ±±±-+±==-+及 （7） 得()[]ln FRT- Zn)︱(Zn E -Pb) (s)︱PbSO ︱(244θθθγb b SO E E ±±+-= (8) ZnSO 4为2～2型电解质，-+=242SO Zn b b ，故()b b b b SO Zn =∙=-+±21242。
第08章 电化学基础
∴ E (H+/H2)= -0.28V
2HOAc+2e ⇌2OAc- + H2(g) EӨ =-0.28V
8.3.3 沉淀对电极电势的影响
例 298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaOH时有Fe(OH)3、Fe(OH)2
沉淀生成，假设无其它反应发生，当沉淀反应达到平衡时，保持C(OH-) =1. 0mol· -1 ，求E(Fe3+/Fe2+)为多少？ L
荷过剩，CuSO4溶液中则由于Cu2+的沉积而负电荷过剩。
从而阻止电子从锌极流向铜极，电池反应便会停止，直至 无电流产生。 3:当有盐桥存在时，随着反应的进行，盐桥中的负离子进 入ZnSO4溶液中，正离子进入CuSO4溶液中，以保持溶液的
电中性，使电流连续产生。
原电池的构造是这样的，如何表示原电池呢？
=1.60V 说明：含氧酸盐在酸性介质中氧化性增强。
8.3.3 酸度对电极电势的影响
例 已知电极反应2H++2e =H2(g)，EӨ =0.0V ,向体系中加入NaOAc,使得 C(HOAc)=C(NaOAc)=1. 0mol· -1 ，P(H2)=PӨ，求E(H+/H2)。 L
Ka = 1.8*10-5
确定了标准之后，如何确定其它电极电势呢？
8.3.2 标准电极电势-电极电势的定义
将待测电极与标准氢电极组成一个原电池,测得该原
电池的电动势(E),就可以知道待测电极相对于标准氢
电极的电极电势。
E（电池）= E(待测）- E（标准氢电极）
测定Cu电极的EӨ，组成如下电池：
（-）Pt|H2(g)∣H+(CӨ)‖Cu2+(CӨ)∣Cu（+） EӨ = EӨ(Cu2+/Cu) - EӨ(H+/H2) 0 ∴ EӨ(Cu2+/Cu)=0.340V
原电池的电动势与电极电位(势)解读
Cu2+(aq) + 2e = Cu(s)
(阴极为精铜)
电解的应用: 电镀
电镀银 阳极Ag(s) (接原电池+极)
Ag → Ag+ + e (氧化反应) 阴极(镀件) (接原电池-极) Ag+ + e → Ag (还原反应)
例3. 原电池 锌锰干电池放电反应
负极（氧化反应）： Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e
正极（还原反应）： MnO2(s) + H+(aq) + e → MnO(OH)(s) 2 MnO(OH)(s) → Mn2O3(s) + H2O(l)
合并，得总的放电反应： Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + H2O(l)
同一溶液内的氧化还原反应过 程，电子转移时无定向运动，不 产生电流，只放热 (右图):
Zn CuSO 4 aq ZnSO4 aq Cu
（一）原电池 （续）
若选择适当的电极， 组装为“原电池”， 使转移的电子定向运 动→产生电流。
原电池： 是化学能→电能的装 置。
右 图 ： Daniell 电 池 (锌-铜原电池)
诺基亚试产百部燃料电池耳机
左起依次为耳机、燃料电池
锂电池
2005年12月,日本生产出锂电池驱动汽车, 最高时速超过300 km/h.
▪ 手机.
例5. 锌汞纽扣电池
原电池电动势和电极电势的测定
实验九 原电池电动势和电极电势的测定1 目的要求(1) 测定Cu-Zn 原电池的电动势及Cu 、Zn 电极的电极电势。
(2) 学会几种电极和盐桥的制备方法。
(3) 掌握可逆电池电动势的测量原理和EM-3C 型数字式电位差计的操作技术。
2 基本原理凡把化学能转变为电能的装置称为化学电源(或电池、原电池)。
电池是由两个电极和连通两个电极的电解质溶液组成的。
如图2.9.1所示。
把Zn 片插入ZnSO 4溶液中构成Zn 电极，把Cu 片插在CuSO 4溶液中构成Cu 电极。
用盐桥(其中充满电解质)把这两个电极连接起来就成为Cu-Zn 电池。
可逆电池应满足如下条件:(1) 电池反应可逆，亦即电池电极反应可逆。
(2) 电池中不允许存在任何不可逆的液接界。
(3) 电池必须在可逆的情况下工作，即充放电过程必须在平衡态下进行，亦即允许通过电池的电流为无限小。
因此在制备可逆电池、测定可逆电池的电动势时应符合上述条件，在精确度不高的测量中，常用正负离子迁移数比较接近的盐类构成“盐桥”来消除液接电位。
用电位差计测量电动势也可满足通过电池电流为无限小的条件。
在电池中，每个电极都具有一定的电极电势。
当电池处于平衡态时，两个电极的电极电势之差就等于该可逆电池的电动势，按照我们常采用的习惯，规定电池的电动势等于正、负电极的电极电势之差。
即：E=ϕ+-ϕ- (2.9.1) 式中：E 是原电池的电动势。
ϕ+ 、ϕ-分别代表正、负极的电极电势。
其中：还原氧化ααϕϕln0ZF RT -=++ (2.9.2) 还原氧化ααϕϕlnZF RT -=--(2.9.3)在式(2.9.2)、(2.9.3)中：ϕ+、ϕ-分别代表正、负电极的标准电极电势。
R=8.134J.mol -1.K -1。
T 是绝对温度。
Z 是反应中得失电子的数量。
F=96500C ，称法拉第常数。
α氧化为参与电极反应的物质的还原态的活度。
对于Cu-Zn 电池，其电池表示式为：Zn|ZnSO 4(m 1)||CnSO 4(m 2)|Cu其电极反应为：⎩⎨⎧+→→+++++e Zn Zn Cu e Zn Cu 2)(2)(Cu 2222αα负极反应：正极反应：其电池反应为：)()(2222+++++→+Zn Cu Zn Cu Cu Zn αα其电动势为： Zn Zn Cu Cu E ,,22++-=ϕϕ (2.9.4)+++-=2221ln20,,Cu CuCu CuCu F RT αϕϕ (2.9.5) +++-=2221ln20,,Zn ZnZn ZnZnF RT αϕϕ (2.9.6) 在式2.9.5和2.9.6中，Cu 2+, Zn 2+的活度可由其浓度m i 和相应电解质溶液的平均活度系数γ±计算出来。
41原电池和电极电势
(2) 凡是两相界面，均用“│” 表示，连接两种溶液的盐 桥用“‖”或“┇┇”表示。
(3) 气体或溶液中同种金属不同价态离子不能直接构成电 极，必须依附在石墨或惰性金属（如Pt）做成的极板 上。此时，应注明惰性金属的种类。 例如： H+(c)│ H2(p2) │ Pt
例题
已知某原电池电动势为0.65V，电池反应为 Hg22+(aq) + H2(g) = 2Hg(l) + 2H+(aq)，试问：生成0.5molH2时，电池 所作的最大电功是多少?
答案： 因为 Wmax = -nFE 可以从半电池反应式中得到n 的数值
负极反应：H2(g) = 2H+(aq) + 2e 正极反应：Hg22+(aq) + 2e = 2Hg(l) 因为 n = 2 生成1molH2时， Wmax = -2FE 生成0.5molH2时，Wmax = -0.5×2FE
中性→反应物中只能加水， +H2O → 生成物中可出现 H+ 、 OH-
+H2O →
2.氧化还原电对
同一元素化合价不同的物质，可以构成电对，用符号 “氧化态/还原态”表示。
例如：锌电对： Zn2+/Zn
氢电对： H+/H2 锰电对：MnO4-/Mn2+ (不能写为Mn7+/ Mn2+ )
思考题
试写出下列反应的氧化还原电对
第四章 电化学 金属腐蚀
4.1原电池和电极电势
4.1.1 原电池 1 原电池的组成和电极反应 Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+ Cu(s) ΔG θ(298.15K)=-212.55kJ·mol-1
大学物理化学实验报告-原电池电动势的测定
篇一：原电池电动势的测定实验报告_浙江大学 (1)实验报告课程名称：大学化学实验p实验类型：中级化学实验实验项目名称：原电池电动势的测定同组学生姓名：无指导老师冷文华一、实验目的和要求（必填）二、实验内容和原理（必填）三、实验材料与试剂（必填）四、实验器材与仪器（必填）五、操作方法和实验步骤（必填）六、实验数据记录和处理七、实验结果与分析（必填）八、讨论、心得一、实验目的和要求用补偿法测量原电池电动势，并用数学方法分析二、实验原理：补偿法测电源电动势的原理：必须严格控制电流在接近于零的情况下来测定电池的电动势，因为有电流通过电极时，极化作用的存在将无法测得可逆电动势。
为此，可用一个方向相反但数值相同的电动势对抗待测电池的电动势，使电路中没有电流通过，这时测得的两级的电势差就等于该电池的电动势E。
如图所示，电位差计就是根据补偿法原理设计的，它由工作电流回路、标准回路和测量电极回路组成。
①工作电流电路：首先调节可变电阻RP，使均匀划线AB上有一定的电势降。
②标准回路：将变换开关SW合向Es，对工作电流进行标定。
借助调节Rp使得IG=0来实现Es=UCA。
③测量回路：SW扳回Ex，调节电势测量旋钮，直到IG=0。
读出Ex。
UJ-25高电势直流电位差计：1、转换开关旋钮：相当于上图中SW，指在N处，即SW接通EN，指在X1，即接通未知电池EX。
2、电计按钮：原理图中的K。
3、工作电流调节旋钮：粗、中、细、微旋钮相当于原理图中的可变电阻RP。
-1-2-3-4-5-64、电势测量旋钮：中间6只旋钮，×10，×10，×10，×10，×10，×10，被测电动势由此示出。
三、仪器与试剂：仪器：电位差计一台，惠斯登标准电池一只，工作电源，饱和甘汞电池一支，银—氯化银电极一支，100mL容量瓶5个，50mL滴定管一支，恒温槽一套，饱和氯化钾盐桥。
-1试剂：0.200mol·LKCl溶液四、实验步骤： 1、配制溶液。
医用化学常见公式总结(实用5篇)
医用化学常见公式总结(实用5篇)医用化学常见公式总结第1篇计算电解质溶液依数性的校正因子 i 与解离度的关系: α = i -1 (适用于1-1AB型) 离子强度是溶液中所有离子产生的电场强度的量度: I= Σbi z i2298K时 I 与γ±的关系：lg γ± = – |z+ z–|(适用于I < • kg–1 的极稀水溶液)活度与理论浓度的关系a = γ•酸碱质子理论：酸碱的定义、共轭关系、反应实质、酸碱的强度。
质子酸、质子碱、两性物质的判断；共轭酸碱对。
H2PO4--的共轭酸：H3PO4 H2PO4-的共轭碱：HPO42-[Fe(H2O)6]3+的共轭碱：[Fe(OH)(H2O)5]2+酸解离常数Ka、碱解离常数Kb的影响因素：本性、温度。
影响酸碱平衡的因素：浓度（稀释定律）、同离子效应和盐效应。
弱酸、弱碱的解离平衡：部分解离；分步电离，以第一步为主。
解离度α的影响因素：本性、温度、浓度。
同离子效应的定性判断、定量计算。
有关离子浓度的计算（重点）一元酸碱: 近似式、最简式及使用条件。
多元酸碱: 按一元酸碱计算。
两性物质二元弱酸的酸根阴离子浓度近似等于Ka2难溶电解质的沉淀溶解平衡（重点）溶度积与溶解度的关系和换算溶度积规则沉淀溶解平衡的移动。
Ip = Ksp 饱和溶液平衡状态Ip < Ksp 不饱和溶液沉淀溶解Ip > Ksp 过饱和溶液沉淀析出开始沉淀： Ip = Ksp沉淀完全：剩余离子浓度c ≤×10-5 mol·L-1Ksp的表达式以及Ksp与溶解度的相互换算；有同离子效应存在时溶解度的计算.掌握AB型、A2B或AB2型和A3B或AB3型的计算公式。
医用化学常见公式总结第2篇适用于微量及痕量组分的测定。
标准曲线法：配制一个溶液作吸收曲线获得λmax；配制一系列溶液作标准工作曲线；测定未知溶液Ax获得Cx 。
吸收光谱（吸收曲线）：以波长λ为横坐标，吸光度A为纵坐标所得的曲线。
9章可逆原电池
第 九 章 可逆原电池§1 可逆原电池电动势一、可逆电池和不可逆电池条件：条件：(1) (1) (1) 电池反应必须可逆电池反应必须可逆H 2 + Cl 2 2HCl 放电充电原电池电解池(2) (2) 电池反应条件必须可逆电池反应条件必须可逆 在近平衡的条件下进行反应，即工作电流在近平衡的条件下进行反应，即工作电流无限小，或充、放电的电势差无限小，或充、放电的电势差||E – U 外|→0。
丹尼尔（锌铜）电池：丹尼尔（锌铜）电池：Zn -+ CuZnSO 4CuSO 4多孔隔膜铜锌电池示意图ZnZn (-)极反应为: Zn → Zn 2+(m 1) + 2e - Cu (+)极反应为: Cu 2+(m 2) + 2e - → Cu电池反应为:Zn + Cu 2+(m 2) → Cu + Zn 2+(m 1) ZnZn (阴)极反应为: Zn 2+(m 1) + 2e - → Zn Cu (阳)极反应为:Cu → Cu 2+(m 2) + 2e - 电池反应为: Cu + Zn 2+(m 1) → Zn + Cu 2+(m 2)充电放电金属铜和锌片同时插入硫酸水溶液所组成的电池Cu 片ZnZn 片多孔隔膜硫酸水溶液 放电过程(原电池)Zn(-)极 : Zn - 2e - → Zn 2+ Cu(+)极: 2H + + 2e -→ H 2电池反应: Zn + 2H +＝Zn 2++H 2 充电过程(电解池)Zn(阴)极 : 2H + + 2e -→ H 2 Cu(阳)极: Cu - 2e - → Cu 2+电池反应: Cu+ 2H + ＝ Cu 2++H 2不符合条件(1)，不是可逆电池；充电电池寿命：不符合条件(2)，也不是可逆电池二、原电池的表示法（原电池符号）原电池—→（两个）电极—→金属类导体|电解质（溶液）或电解质（溶液）|金属类导体金属类导体|电解质(溶液)+电解质(溶液)|金属类导体负极正极规定：★产生电势差的相界面以“|”表示；★负极在左边，正极在右边，电解质在中间；★注明物质的存在形态、温度、压强、活度；★ 以“ǁ”代表连接两种电解质溶液的盐桥；★ 气体电极必须写明载（导）体金属（惰性）。
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原电池电动势公式
原电池电动势计算公式：E=E(标准)－RT(lnJ)/zF。
E(标准)＝正极电极电势－负极电极电势。
J为反应商，形式和平衡常数一样，但值是即时的值。
z为总反应转移的电子数，F 为法拉第常数。
ΔG=-nFE，如果能算出实际吉布斯自由能变，也可以用这个公式算实际电动势。
电池电动势E=E(正极）-E（负极）而E（正极）=E(Cu2+/Cu)+klgc(Cu2+),k=0.0592/z>0E(负极)计算方法一样所以Cu2+溶度增大，E（正极）增大，电池电动势增大而Zn2+溶度增大，电池电动势反而降低。
电池的电动势不能用伏特计来测量，因为电池与伏特计相接后，便形成了通路，有电流通过，电池发生电化学变化，电极被极化，溶液浓度改变，电动势不能保持稳定，且电池本身有内阻，伏特计所量得两极的电位差仅是电池电动势的一部分。
利用对消法(或称补偿法)在电池无电流(或极小电流)通过时，测得的两极间的电位差，即为该电池的电动势。