4.4氧化還原反應和能源的開發與利用

4.4.3.4能斯特（Nernst）方程

對于一般化學反應a(氧化态） ne- ⇋ b（還原态）

其電極電勢φ與标準電極電勢φө的關系可以用能斯特方程表示

能斯特方程

有的教科書上把對數部分寫成還原态/氧化态，同時把标準電極電勢後面的加号寫成了減号

能斯特是德國化學家，但這個人的名聲有污點，主要和戰争有關

能斯特方程的注意點：

1）n為半反應中得失的電子數（能斯特方程适用于半反應，而不是一個完整的電池反應）

2）氧化态(或者還原态)皆以半反應中各物質的化學計量數為指數

3）電極反應中，如果物質是氣體，則用相對分壓p/pө表示

4）純液體、純固體不表示在式中（實際上表示在式中了，但其數值是1）

5）用H 和OH-參與反應式時，其離子相對濃度計入式中

氫離子和氫氧根離子要計入公式

注意不要忘掉化學計量數作為在能斯特方程中作為指數出現

電極電勢的影響因素：濃度和酸度

濃度對電極電勢的影響

氧化态濃度變大（還原态濃度變小），電極電勢變大；還原态濃度變大（氧化态濃度變小），電極電勢變小。

有H /OH-參加的電極反應，酸度的變化會對電極電勢産生影響

一定不要忘掉指數，初學者最容易犯的錯

4.4.3.5電極電勢的應用

1）計算原電池電動勢

當電極中的物質處于标準狀态時，電池中電極電勢代數值大的為正極，代數值小的為負值，原電池的标準電動勢為：

Eө=φө(正極)-φө(負極)

當電極中的物質為非标準狀态時，先用能斯特方程計算出正負電極的電極電勢，再計算原電池的電動勢：

E=φ(正極)-φ(負極)

2）比較氧化劑/還原劑的相對強弱

φө數值越大，表明電對的氧化态越易得電子，即氧化态即是越強的氧化劑；

φө數值越小，表明其電對的還原态越易失電子，即還原态是越強的還原劑。

例：比較氯溴碘三種元素單質的氧化性及其負離子的還原性

φө(Cl2/Cl-)=1.358V

φө(Br2/Br-)=1.066V

φө(I2/I-)=0.5355V

可以得出，Cl2的氧化性最強，I-的還原性最強

3）判斷氧化還原反應的方向

ΔrGmө是系統做非體積功的那部分能量。

ΔrGmө=W非體積

在原電池中，非體積功就是電功。

W非體積=-nFE（F為1 mol電子的帶電量）

ΔrGmө= -nFE=-nF(φ正極-φ負極）

E>0時， ΔrGmө<0，反應正方向自發進行

E=0時， ΔrGmө=0，反應平衡

E<0時， ΔrGmө>0，反應逆方向自發進行

标準電極電勢和電極電勢不一定相等哦

上例的化學反應方程式中，氯氣被還原，所以氯氣是正極，Mn2 被氧化，所以是負極，判斷出正負極後，用正極減去負極，就是電動勢。

4）确定氧化還原反應的程度

化學反應的程度即是标準平衡常數來表示

範特霍夫方程的變形

舉例說明：

K值極大，說明反應的很徹底

課堂習題：

想想這個答案是哪個

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