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1、 3. 偶极子层：极性分子在界面溶液一侧定向排列 ； 4. 金属表面电位：金属表面因各种 短程力作用而形 成的表面电位差。 1、 查表得0.02 mol/Kg Pb(NO3)2溶液的平均活度系 数=0.60，计算0.02 mol/Kg Pb(NO3)2溶液的平均活 度（ ）。 A 0.024； B 0.018； C 0.012； D 0.019。 2、下列哪一种情况是跨越两相界面的相间电位（ ）。 A 离子双电层； B 吸附双电层； C 偶极子层； D 金属表面电位。 D A 相间平衡条件（相间稳定分布的条件） 长程力：随距离的增加而缓慢减少。如静电引力。 短程力：即力的作用范围很小，影响力随
2、距离的增加而急速减小 如范德华力，共价键力。 2. 带电粒子：a 克服短程力做功-化学能变化 b 克服长程力做功-电能变化 1mol带电粒子在M相中所具有的能量有两部分构成 化学能 克服物相M与1mol带电粒子之间短程力所作的化学功 用w化=i表示。 电能 将1mol带电粒子从无穷远处移至实物相内部所做的功 将单位正电荷从无穷远处移至实物相内部所做的功 无穷远处，静 电作用力=0 2 W 真空中，任何一点的电位 等于一个单位正电荷从无 穷远处移至该处所做的功 。W1=，称为M相的外 电位 界面短程力使得表面层 成为一层偶极子层单位 正电荷越过表面层（偶 极子层）所做的功， W2=，称为M相的表
3、 面电位 =+ 称为M相的内电位 1mol带电粒子在M相的电能 nF 两相接触时，带电粒子在两相中建立平衡的条件为： 1mol带电粒子移入M相中所引起的能量变化 i粒子在M相中的电化学位 电化学位与M相所带的电荷数量和分布情况以及该粒子和M 相物质的化学本性有关 1、两相接触时，不带电粒子自发从能态高的相A向能态低 的相B转移，不带电粒子在两相中建立平衡的条件为（ ）。 A B C D 。 2.1.2、金属接触电位 相互接触的两个金属相之间的外电位差。 形成原因： 不同的金属相中电子的电化学位不同，电子逸出金属 相的难易程度也不同。通常以电子逸出功来衡量电子 逸出金属的难易程度。 电子逸出功高
4、电子逸出功低结果： 电子逸出功高的金属带 负电，电子逸出功低的金属 带正电；形成双电层的电位 差金属接触电位。 。 2.1.3、电极电位 1 电极体系（简称电极） 如果在相互接触的两个导体相中，一个是电子导电相，另一个 是离子导电相，并且在界面上有电荷转移，这个体系就称为电 极体系（简称电极）。 在电化学中，“电极”常指电极材料，不代表电极体系。 电极体系的主要特征是： 在电荷转移的同时，不可避免地要在界面上发生物质的变化（ 化学变化） 2 电极电位 电极体系中，两类导体界面所形成的相间电位，即电极材料和 离子导体（溶液）的内电位差称为电极电位。 形成原因： 以锌-硫酸锌为例 当锌片与硫酸锌溶
5、液接触时，金属锌中Zn2的电化学位大于溶液 中Zn2的电化学位，则锌不断溶解到溶液中，而电子留在锌片 上。 结果：金属带负电，溶液带正电； 形成离子双电层电极电位。 绝对电位不可能测量 电极材料不变，Cu Zn是恒定值； 若S Cu 恒定， E = ( Zn S ) 即：绝对电位的变化值是可求出的。 2 参比电位和相对电位 参比电极 能作为基准的，其电极电 位保持恒定的电极。 E有用，对不同电极测 量， E 的大小顺序与绝对 电位的大小顺序一致。 电极相对电位 将参比电极与被测电极组成一个原电池回路，所测出的端电压E叫 做被测电极相对电位，习惯上称为电极电位，用表示,如 / SCE ， /SH
6、E. E = M S - R S + R M M S 是被测电极的绝对电位；R S是参比电极的绝对电位； R M为两个金属相R与M的金属接触电位。 E = M S - R + R M R =0 E（相对电位）= = M S + R M 实际上，相对电极电位不仅包括M S ，而且包括金属接触电 位R M 。 3 绝对电位符号的规定 规定溶液深处电位为零，金属与溶液的内电位差看成是金属 相对于溶液的电位降。 金属一侧带正电， 溶液一侧带有负电 ，M S 为正值 反之，： M S 为负值。 4 氢标电位和相对电位符号的规定 Pt, H2 (p=101325 Pa) | H+ ( = 1) H+ +
7、e 1/ 2 H2 0H2 / H+ = 0.000V（任何温度） 氢标电位 标准氢电极作参比电极时测得的电极相对电位，相对于标准 氢电极的电极电位称为氢标电位， 氢标电位大小和符号的规定 大小的规定: 任何一个电极的氢标电位就等于该电极与标准氢 电极组成的原电池的电动势。 符号的规定: 给定电极与标准氢 电极组成原电池时，给定电极上 发生还原反应，则给定电极电位 为正值；给定电极上氧化反应， 给定电极电位为负值。 这一规定也使用其它参比电极 。 1、 如果规定标准氢电极的电极电位为1V，则可逆电极 的电极电位0和电池电动势E0 将有何变化（ ）。 A 0，E0各增加1V； B 0，E0各减小
8、1V； C 0增加1V，E0不变； D 0减小1V，E0不变。 2、 我们通常查表所得的电极电位是（ ）。 A 氢标电位； B 零标电位； C 绝对电位。 3、相对于标准氢电极的电极电位称为（ ），如果 给定电极上发生还原反应，则给定电极的氢标电位为（ ）（填正值或负值），给定电极的绝对电位（ ）测 量（填能或不能）。 2.1.5 液体接界电位 相互接触的两个组成或浓度不同的电解质溶液相之间存在的相 间电位叫做液体接界电位(液界电位), 扩散电位， 用j表示。 形成液界电位的原因： 扩散作用，在扩散过程中，因正、负离子运动速度不同而在两 相界面中形成双电层，产生电位差。 为了减小液界电位，通常
9、在两种溶液之间连接一个高浓 度的电解质溶液作为“盐桥”。 盐桥溶液要高浓度、正负离子的迁移速度尽量接近。 K+=73.5 Scm2/eq Cl-=76.5 Scm2/eq 浓浓度 /mol/dm3 j/mV浓浓度 /mol/dm3 j/mV 0.2 0.5 1.0 19.95 12.55 8.4 1.75 2.50 3.5 5.15 3.14 1.1 盐桥中KCl浓度对液界电位的影响 盐桥：饱和KCl溶液中加入3%琼脂形成胶体。 由于K+、Cl-的扩散速度接近，液体接界电位可 以保持恒定。 还可用饱和NH4NO3和KNO3作为盐桥。 注意：盐桥溶液不能与电化学体系的溶液发生反应。 1.常见的相
10、间电位的类型：相互接触的两个金属相之间 的外电位差是（ ）；电极材料和离子导体 的内电位差称为（ ）；相互接触的两个组 成或浓度不同的电解质溶液相之间存在的相间电位 叫做（ ）。 2. 用银离子选择电极作指示电极，电位滴定测定牛 奶中氯离子含量时，如以饱和甘汞电极作为参比电 极，则盐桥应选用的溶液为（ ）。 A KNO3 ； B KCl ； C NaCl； D KI 2 .2 电化学体系 三种电化学体系： 1. 电化学体系中的两个电极和外电路负载接通后，能 自发地将电流送到外电路中作功，该体系称为原电 池。 2. 与外电源组成回路，强迫电流在电化学体系中的通 过并促使电化学反应发生，该体系称为
11、电解池。 3. 电化学反应能自发进行，但不能对外作功，只起到 破坏金属的作用，这类体系称为腐蚀电池。 2.2.1 原电池 1、什么是原电池？ 阳极()：Zn 2e Zn 2+ 阴极(+)：Cu 2+ + 2e Cu 电池反应：Zn + Cu 2+ (CuSO4)Zn2+ (ZnSO4)+ Cu 一块纯锌片投入硫酸铜中， Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu 氧化反应Zn 2e Zn 2+ 还原反应Cu 2+ + 2e Cu Zn + Cu 2+ Zn2+ + Cu 电池反应和置换反应化学反应本质一样！ Zn + Cu 2+ (CuSO4)Zn2+ (ZnSO4)+ Cu 反应结果不同：
12、电池反应中，伴随氧化还原反应有电流产生。 同一个反应，放在不同的装置中产生不同结果的原因： 不同的装置中，反应的条件不同，能量的转换形式不同 置换反应：锌片和铜离子接触，直接交换电荷。化学能直接转变为 热能 电池反应：锌的溶解和铜的析出在不同的地点进行，电荷的转移要 通过电子和离子的定向移动。化学能直接转变为电能 原电池反应区别于普通氧化还原反应的基本特征：通过电池反应将 化学能直接转变为电能 凡能将化学能直接转变为电能的电化学装置叫做原电池或自发电池 ，也可叫做伽尔代尼电池。 电池的表示方法 250C , (-) Zn|ZnSO4(Zn2+=1) | CuSO4(Cu2+=1) |Cu (+
13、) 1、负极写在左边，正极写在右边，溶液写在中间。溶液中有关 离子的活度或浓度，气态物质的气体分压应注明 2、两相界面用单竖线“”或“，”隔开，两种溶液通过盐桥连接 ，用双竖线“”表示盐桥。 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， 必须依附在惰性金属（Pt）做成的极板上（应注明金属种类）。如 Pt , H2(p1=101325Pa)|HCl() | H2(p2=10132.5Pa)|, Pt 4、必要时可注明电池反应进行的温度和电池的正、负 极性。 2 电池的可逆性 电池可逆的条件 （1）电池中的化学变化是可逆的，即物质变化是可逆的 ； （2）电池中能量转化是可逆的（电流无限小
14、，放电过程 和充电过程都在同一电压下，正、逆过程所做的电功可以 互相抵消）。 铅酸蓄电池：PbO2 + Pb +2H2SO4 2PbSO4 + 2H2O 电池热力学可逆过程是一种理想过程，在实际过程中，只 能达到近似的可逆过程。 3 原电池的电动势 在电池中没有电流通过时，原电池两个终端相之间 的电位差（即两电极相对电位差），用E来表示。 W=EQ (Q：电池反应时通过的电量） W=nFE W=- G - G = nFE, E = -G / nF 原电池的电能来源于电池反应引起的自由能变化。 注意：只适用可逆电池，同一原电池，若电池反应计 量式不同，电子转移数不同，则E不变，而G 不同 。 在
15、恒压下，原电池电动势对温度的偏导数称为原电池 电动势的温度系数。 4 原电池电动势的温度系数 表示为： H:该反应在没有非体积功的情况下进行时的恒温 恒压反应热 电功小于焓变，一部分化学能转变为热能，绝热 体系中电池会慢慢变热； 电功大于焓变，电池工作时从环境吸热以保持温度不 变。绝热体系中电池会慢慢变冷； 电功等于焓变，电池工作时不吸热不放热。 原电池可逆放电时，化学反应热 5 原电池电动势的测量原理 原电池电动势不能用一般的伏特计测量? 1. 有电流通过原电池，电流流经原电池内阻时将产生欧姆 电压降。 E（电池电动势）=V（电池端电压）+Ir（欧姆电压降 ） 2. 有电流通过时，将破坏原电池两电极原有的平衡状态， 两个电极的电位均会发生变化，因而此时原电池两端的 电位差不是平衡态时的电位差。 只有I0时，测出的V才能表示E N 工作回路A： I 标准回路B：达到补偿时 测量回路C：达到补偿时 ENEx Rx RN A B C 6 电动势的热力学计算 Nernst方程：-电池在非标准状态下的E E0 标准状态下（即参加电池反应的各物质处于标准状态，溶 液中各物质活度为1，气体逸度为1）的电动势，称为标准电 动势。 注意：只适用可逆电池 电池反应的平衡常数 1.可逆电
