第11章 電化學(xué)基礎(chǔ)

11.1氧化還原反應(yīng)11.2原電池第11章電化學(xué)基礎(chǔ)1.掌握氧化還原的基本概念；熟練掌握氧化還原反應(yīng)配平的方法；2.理解標(biāo)準(zhǔn)電極電勢的意義，能應(yīng)用標(biāo)準(zhǔn)電極電勢判斷氧化劑和還原劑的強弱、氧化還原反應(yīng)的方向和計算平衡常數(shù)；3.掌握用能斯特方程式討論離子濃度變化時電極電勢的改變對氧化還原反應(yīng)的影響。本章教學(xué)要求年代氧化反應(yīng)還原反應(yīng)18世紀(jì)末與氧化合從氧化物奪取氧19世紀(jì)中化合價升高化合價降低20世紀(jì)初失去電子得到電子認(rèn)識不斷深化歷史發(fā)展11.1氧化還原反應(yīng)一、氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)反應(yīng)物氧化劑還原劑反應(yīng)過程氧化劑的還原(半)反應(yīng)還原劑的氧化(半)反應(yīng)判別的依據(jù)：氧化數(shù)變化、化合價變化、電子得失等。11.1.1氧化數(shù)和氧化態(tài)氧化數(shù)：化合物中各元素的原子按一定規(guī)則而確定的一個數(shù)值。1.氧化數(shù)的定義二、氧化數(shù)(oxidizationnumber)2.確定氧化數(shù)的規(guī)則說明：氧化數(shù)是一種按一定規(guī)則指定的一個數(shù)值，具有一定人為性?？梢允钦龜?shù)、負(fù)數(shù)也可以是分?jǐn)?shù)。①離子型化合物中，元素的氧化數(shù)等于該離子所帶的電荷數(shù)；②共價型化合物中，共用電子對偏向于電負(fù)性大的原子，兩原子的形式電荷數(shù)即為它們的氧化數(shù)；④中性分子中，各元素原子的氧化值的代數(shù)和為零，復(fù)雜離子的電荷等于各元素氧化數(shù)的代數(shù)和。⑤氫的氧化數(shù)一般為+1，在金屬氫化物中為-1。⑦在超氧化物中O的氧化數(shù)為-0.5。O與F形成的氧化物中O的氧化數(shù)為正值。③單質(zhì)中，元素的氧化數(shù)為零；例如：

⑥氧的氧化數(shù)一般為-2,在過氧化物中為-1。

例如：

例如：

①定義化合價：某元素一個原子與一定數(shù)目的其它元素的原子相結(jié)合的個數(shù)比。原子為基本單元。3.氧化數(shù)與化合價區(qū)別②數(shù)值：化合價不可能為分?jǐn)?shù)。而氧化數(shù)可以是任意有理數(shù)。③離子化合物中，化合價是離子所帶的電荷數(shù)，分為正價和負(fù)價。共價化合物中，化合價是共價鍵的數(shù)目，無正負(fù)之分?；衔顲H4CH3ClCH2Cl2CHCl3CCl4COCO2C元素的化合價4444434C元素的氧化數(shù)-4-20+2+4+2+411.1.2氧化還原半反應(yīng)式一、氧化還原電對

氧化還原反應(yīng)Cu2++Zn=Zn2++Cu氧化還原電對：同一元素不同價態(tài)之間構(gòu)成氧化還原電對。如：Cu2+/Cu、Zn2+/Zn例如：Cu2+/Cu、Zn2+/Zn氧化態(tài)和還原態(tài)構(gòu)成氧化還原共軛關(guān)系。氧化還原電對寫法：氧化態(tài)/還原態(tài)二、氧化還原半反應(yīng)氧化還原電對之間的電子轉(zhuǎn)移可用半反應(yīng)式表示：氧化還原半反應(yīng)半反應(yīng)式:在原電池或電解池某一電極上發(fā)生的氧化或還原反應(yīng)。書寫半反應(yīng)式的規(guī)律:①半反應(yīng)式的書寫格式是統(tǒng)一的——還原反應(yīng)。④一個半反應(yīng)中發(fā)生氧化態(tài)變動的元素只有一種。如：MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O②半反應(yīng)式必須是配平的，配平的原則相同于通常的化學(xué)方程式。③半反應(yīng)式中的物質(zhì)存在形態(tài)要與溶劑相適應(yīng)。⑤半反應(yīng)中還有非氧化還原組份。⑥對水溶液體系，半反應(yīng)常分酸表和堿表來排列。酸性或中性溶液中時，查酸表；堿性溶液中時，查堿表。Cr2O72-+SO32-→Cr3++SO42-氧化劑電對：Cr2O72-/Cr3+

還原劑電對：SO42-/SO32-MnO4-+8H++5e-→Mn2++5H2OMnO4-/Mn2+MnO4-+2H2O+3e-→MnO2+4OH-

MnO4-/MnO2MnO4-+e→MnO42-

MnO4-/MnO42-注意：某一元素的氧化型在不同條件下可能對應(yīng)不同的還原型。配平原則：整個反應(yīng)被氧化的元素氧化數(shù)的升高總數(shù)與被還原的元素氧化數(shù)的降低總數(shù)相等。一、氧化數(shù)法配平氧化還原方程式11.1.3氧化還原方程式的配平步驟：①反應(yīng)物中寫出氧化劑和還原劑，產(chǎn)物寫出還原產(chǎn)物和氧化產(chǎn)物。例如：②確定氧化劑和還原劑的氧化數(shù)變化值，并根據(jù)變化相等的要求配上系數(shù)；KMnO4+HClMnCl2+Cl22+7-1+20降低5×2升高2×5③配平其他原子，先配平陽離子和陰離子，后配平氧和氫。225+2KCl16+8H2O2KMnO4+16HCl＝2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O解：KMnO4+K2SO3MnSO4+K2SO4降低5升高2×2×52525+K2SO43H2SO4+

+3H2O2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+3H2O例2寫出高錳酸鉀與亞硫酸鉀在堿性溶液中反應(yīng)方程式2KMnO4+K2SO3+2KOH＝2K2MnO4+K2SO4+H2OKMnO4+K2SO3

K2MnO4+K2SO4降低1升高2×2×1222KOH++H2O例1寫出高錳酸鉀與亞硫酸鉀在酸性溶液中的反應(yīng)方程式。解：2KMnO4+3K2SO3+H2O＝2MnO2+3K2SO4+2KOH解：KMnO4+K2SO3————MnO2+K2SO4降低3升高2×2×32233+2KOHH2O+例4寫出黃鐵礦燃燒生成二氧化硫的反應(yīng)方程式。解：升高(2×1+4×5)降低4×11×24FeS2+11O2＝2Fe2O3+8SO2例3寫出高錳酸鉀與亞硫酸鉀在中性溶液中的反應(yīng)方程式。24

二、離子—電子法配平氧化還原方程式配平原則：①電荷守恒：得失電子數(shù)相等。②質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后各元素原子總數(shù)相等。步驟：①把氧化劑中起氧化作用的離子及其還原產(chǎn)物寫出；把還原劑中起還原作用的離子及其氧化產(chǎn)物寫出。例如：KMnO4與H2C2O4反應(yīng)②將離子方程式兩邊的原子配平，關(guān)鍵在于氧原子數(shù)的配平。酸性介質(zhì)多O一邊加H+生成H2O少O一邊加H2O生成H+堿性介質(zhì)多O一邊加H2O生成OH－少O一邊加OH－生成H2O中性介質(zhì)多O一邊加H2O生成OH－少O一邊加H2O生成H+結(jié)論：酸性介質(zhì)中用“H2O”補“O”；用“H+”補“H”；堿性介質(zhì)中用“OH-”補“O”。用“H2O”補“H”。④調(diào)整系數(shù)使兩個半反應(yīng)式中得失電子數(shù)相等，然后合并，整理，即得配平的離子方程式；③將離子方程式兩邊的電荷配平。2×5×+)⑤檢查反應(yīng)式兩邊的各種原子數(shù)及電荷數(shù)是否相等?？梢愿膶懗煞匠淌?。用半反應(yīng)法配平下列反應(yīng)方程式MnO4-+SO32-=SO42-+Mn2+(2)MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O①SO32-+H2O=SO42-+2H++2e-②(3)①×2+②×5得

2MnO4-+16H++10e-=2Mn2++8H2O+)5SO32-+5H2O=5SO42-+10H++10e-2MnO4-

+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+3H2O配平方程式:Cr(OH)3(s)+Br2(l)+KOHK2CrO4+KBrCr(OH)3(s)+Br2(l)CrO42-+Br-Br2(l)+2e-=2Br-

①

Cr(OH)3(s)+5OH-=CrO42-+4H2O+3e-②①×3+②×2得2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10OH-=2CrO42-+6Br-+8H2O2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10KOH=2K2CrO4+6KBr+8H2O11.2原電池(primarycell)11.2.1銅鋅原電池，亦叫Daniell電池工作狀態(tài)的化學(xué)電池同時發(fā)生三個過程：●兩個電極表面分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)●電子流過外電路●離子流過電解質(zhì)溶液一、原電池的組成兩個半電池由鹽橋接通內(nèi)電路，外電路由導(dǎo)線和安培計連通。鋅半電池──由鋅電極和鋅鹽溶液(ZnSO4)組成銅半電池──由銅電極和銅鹽溶液(CuSO4)組成原電池——通過化學(xué)反應(yīng)產(chǎn)生電流的裝置。⑤當(dāng)電對中，沒有固體電子導(dǎo)體時（無支持電極）要用惰性電極，即不參與電池反應(yīng)的固體電子導(dǎo)體，常用鉑(Pt)、石墨(c)等①“負(fù)極”左，“正極”右。②“|”固液間存在一個界面。③溶液后面標(biāo)出它對應(yīng)濃度（如果是氣體，標(biāo)出對應(yīng)壓力）④“||”表示鹽橋⑥同一相中的兩物種離子式或分子式以“，”隔開。

二、原電池的表示方法(-)Zn│ZnSO4(1mol·L-1)‖CuSO4(1mol·L-1)│Cu(+)三、原電池反應(yīng)負(fù)極——氧化反應(yīng)。鋅半電池反應(yīng)：Zn→Zn2++2e正極—還原反應(yīng)。銅半電池反應(yīng)：Cu2++2e→Cu3.電池反應(yīng)2.電極反應(yīng)1.現(xiàn)象①檢流計指針向右偏轉(zhuǎn)，說明有電流通過，根據(jù)指針偏轉(zhuǎn)方向可判斷為Zn負(fù)極，Cu為正極。②Zn片逐漸溶解，Cu片上有沉積。Cu2++Zn→Zn2++Cu鹽橋的作用：四、鹽橋鹽橋構(gòu)造：U形管中裝飽和KCl溶液或NH4NO3溶液(以瓊膠作成凍膠)。①讓溶液始終保持電中性使電極反應(yīng)得以繼續(xù)進(jìn)行。②消除原電池中的液接電勢。例如：將上列反應(yīng)設(shè)計成原電池，并寫出電池符號。①Cl2(g)+2Fe2+→2Fe3++2Cl-正極——還原反應(yīng)：Cl2+2e-=2Cl-解：負(fù)極——氧化反應(yīng)：Fe2+=Fe3++e-(-)C|Fe3+(c1),Fe2+(c2)||Cl－(c2)|Cl2(p),C(+)②MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O正極——還原反應(yīng)：MnO2+4H++2e－=Mn2++2H2O解：負(fù)極——氧化反應(yīng)：2Cl－=Cl2+2e－(-)Pt,Cl2(p)|Cl-(c1)||H+(c2),Mn2+(c3)|MnO2,Pt(+)

----11.2.2電動勢·標(biāo)準(zhǔn)氫電極·標(biāo)準(zhǔn)電極電勢一、電極電勢的產(chǎn)生例如：當(dāng)金屬電極(Zn)放入該金屬鹽離子溶液中時，存在兩種反應(yīng)傾向：溶解

Zn→Zn2++2e①沉積Zn2++2e→Zn②為什么在Cu-Zn原電池中，電子由Zn極到Cu極，而不相反？原因：Zn極的電勢比Cu極的電勢更負(fù)，兩電極存在電勢差。--------++++++++M活潑溶解>沉積平衡時，如果反應(yīng)溶解傾向大于沉積傾向，則金屬電極表面積累負(fù)電荷，電極表面附近溶液積累正電荷，結(jié)果電極與溶液之間產(chǎn)生了電勢差。電極電勢──電極表面與其附近溶液間的電勢差稱為電極電勢。++++++++--------M不活潑沉積>溶解平衡時，如果反應(yīng)沉積傾向大于溶解傾向，則金屬電極表面積累正電荷，電極表面附近溶液積累負(fù)電荷，則產(chǎn)生的電勢差符號相反。結(jié)論：金屬越活潑，電極表面積累的負(fù)電荷越多，電極的電勢越低，反之，則越高。二、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(standardelectrodepotential)事實上,電極電勢的絕對值是無法測定的。為了獲得各種電極電勢的相對大小，選用了一個標(biāo)準(zhǔn)電極——標(biāo)準(zhǔn)氫電極。1.標(biāo)準(zhǔn)氫電極構(gòu)造：將Pt片鍍上一層疏松的鉑黑，將其插入在H+濃度為1M的酸性溶液中，在25℃時不斷地通入壓力為101.325kPa的氫氣流，沖擊鉑片，使鉑黑電極上吸附的氫氣達(dá)到飽和。2H+(1mol·l-1)+2eH2(101.3KPa)規(guī)定：0(H+/H2)＝0.000V電極反應(yīng)：2.標(biāo)準(zhǔn)電極電勢標(biāo)準(zhǔn)電極電勢：是指標(biāo)準(zhǔn)電極的電勢。凡是符合標(biāo)準(zhǔn)態(tài)條件的電極都是標(biāo)準(zhǔn)電極.標(biāo)準(zhǔn)態(tài):

●所有的氣體分壓均為1.0×105Pa●溶液中所有物質(zhì)的活度均為1mol·L-1●溫度為298K(4)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢的測定這樣,就依次可測出各個電極在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時的電極

3、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表①酸表：酸性介質(zhì)，電極反應(yīng)中有H+。介質(zhì)沒參與反應(yīng)，也列在酸表中。②堿表：堿性介質(zhì)，電極反應(yīng)中有OH-。見書上附錄(P421-424，酸表;P424-425，堿表)①標(biāo)準(zhǔn)電極電勢的符號是正是負(fù)，不因電極反應(yīng)的寫法而變。采用還原電勢。說明：

②φθ與電極反應(yīng)中物質(zhì)的計量系數(shù)無關(guān)，物質(zhì)的計量系數(shù)加倍時，而物質(zhì)的本性沒變。所以它是強度性質(zhì)，無加和性。例如：例如：標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表強氧化劑強還原劑1.確定金屬的活動性順序試確定金屬Fe、Co、Ni、Cr、Mn、Zn、Pb在水溶液中（并且各離子濃度為1M）的活動性順序。活動性順序為：Mn>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Pb查標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表得：三.標(biāo)準(zhǔn)電極電勢應(yīng)用例如：完成并配平下列方程式：MnO4-+Br-+H+

查表找出氧化劑MnO4-和還原劑Br-的電對所對應(yīng)的半反應(yīng)：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2Oφθ=1.51VBr2+2e-=2Br-

φθ=1.07V求電子得失數(shù)相等：2×）MnO4-+8H++5e-

=Mn2++4H2O+5×）Br2+2e-

=2Br-2MnO4-+10Br-

+8H+=2Mn2++5Br2+4H2O2.應(yīng)用標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表，配平氧化還原反應(yīng)方程式2KMnO4+10KBr+8H2SO4=2MnSO4+5Br2+4H2O+6K2SO4

氧化態(tài)+ne-=還原態(tài)

φq/v氧化態(tài)的氧化性增強還原態(tài)的還原性增強-3.045-0.7630.0000.3371.362.87Li++e-LiZn2++2e-Zn

2H++2e-H2

Cu2++2e-Cu

Cl2+2e-2Cl-

F2+2e-2F-

(3.判斷氧化劑和還原劑的相對強弱φθ值小的電對其的還原型物質(zhì)還原性強；φθ值大的電對其的氧化型物質(zhì)氧化性強。例如：有一含有Cl-、Br-、I-的混合溶液，欲使I-氧化為I2，而Br-和Cl-不發(fā)生變化.在常用的氧化劑H2O2、Fe2(SO4)3和KMnO4中選擇哪一種合適？解：查標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表得：

選擇合適的氧化劑和還原劑即：一種氧化劑可以氧化幾種還原劑時，首先氧化最強的還原劑。同理，還原劑首先還原最強的氧化劑。注意：上述判斷只有在有關(guān)的氧化還原反應(yīng)速率足夠大的情況下才正確。

判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的次序4.判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向氧化態(tài)1+ne-=還原態(tài)1氧化態(tài)2+ne-=還原態(tài)2φ1θ/Vφ2θ/V弱弱強強小大氧化態(tài)2+還原態(tài)1=還原態(tài)2+氧化態(tài)1G=-nFE

（1）G<0，E>0，反應(yīng)自發(fā)（2）G＝0，E＝0，反應(yīng)達(dá)平衡（3）G>0，E<0，反應(yīng)非自發(fā)標(biāo)態(tài)

自由能判據(jù)

G0

K1

E0

質(zhì)量判據(jù)

電動勢判據(jù)

非標(biāo)態(tài)

用G<0或E>0或J/K<1

直接判斷

還可以用標(biāo)態(tài)（或標(biāo)準(zhǔn)）數(shù)據(jù)來估計：

-40>

G

>+40(kJ/mol)

10+7

K10－7+0.40/n<

E

<-0.40/n(V)

正向自發(fā)判據(jù)正向非自發(fā)>=<<=>>=<G=-nFE反應(yīng)方向性判據(jù)5.求平衡常數(shù)(1)電動勢與自由能的關(guān)系等溫等壓下，體系自由能的減少等于體系所作的最大非體積功。E：電動勢；n:反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)；F:法拉第常數(shù)——96500J·V-1·mol-1(2)平衡常數(shù)與電極電勢的關(guān)系例如：求下列反應(yīng)在298K時的平衡常KθZn+Cu2+(1.0mol/L)=Zn2+(1.0mol/L)+Cu解：查標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表得：結(jié)論：正負(fù)極標(biāo)準(zhǔn)電極電勢差越大，平衡常數(shù)越大，反應(yīng)進(jìn)行的越徹底。例如：Ag++Cl-=AgCl

求AgCl的溶度積Ksp6.求溶度積常數(shù)解：將Ag++Cl-=AgCl

反應(yīng)設(shè)計成原電池電池反應(yīng)：Ag++Cl-=AgCl

對于一般化學(xué)反應(yīng)：aA+bB=dD+eE根據(jù)化學(xué)反應(yīng)等溫式：△G＝△Gθ+RTLnJa∵△G＝-nFE△Gθ＝-nFEθ∴-nFE＝-nFEθ+RTLnJa當(dāng)T=298K時:11.2.3能斯特方程能斯特方程能斯特方程的意義：反映了電池電動勢與電解質(zhì)濃度的關(guān)系。1.電池反應(yīng)的能斯特方程考慮原電池反應(yīng)：Zn+Cu2+=Zn2++Cu原電池正極的電極電勢原電池負(fù)極的電極電勢電極反應(yīng)的能斯特方程:電池半反應(yīng):(+)Cu2++2e-=Cu(-)Zn=Zn2++2e-2.電極反應(yīng)的能斯特方程說明：②如果組成電對的物質(zhì)為固體或純液體，濃度項視為1，不列入方程中。①組成電對濃度有相應(yīng)系數(shù)次方。③如果組成電對有氣體，氣體物質(zhì)用相對壓力p/pθ④如果電極反應(yīng)中有H+或OH-，則它們的濃度項應(yīng)表示在方程里。1.計算原電池的電動勢例如：計算下列原電池在298K時的電動勢，指出正、負(fù)極，寫出電池反應(yīng)式.查表知：Pt|Fe2+(1.0mol.L-1),Fe3+(0.10mol.L-1)||NO3-(1.0mol.L-1),HNO2(0.010mol.L-1L),H+(1.0mol.L-1)|Pt

-解：因為11.2.4能斯特方程式的應(yīng)用電池反應(yīng)式：將各物質(zhì)相應(yīng)的濃度代入Nernst方程式：例如：求298K時金屬鋅放在0.1mol·L-1Zn2+溶液中的電極電勢。解:Zn2++2e-Zn結(jié)論：增加氧化型的濃度或降低還原型的濃度，可使電極電勢值增大，反之則減小。2.溶質(zhì)濃度和氣體分壓對電極電勢的影響例如：求非金屬碘在0.01mol·L-1KI溶液中，298K時的電極電勢。解:I2(s)+2e-=2I-

0=0.535(V)

結(jié)論：降低還原型的濃度，可使電極電勢值增大。解：結(jié)論：降低氧化型的濃度，可使電極電勢值減小。本題只考慮氧氣壓力對電極電勢的影響，[H+]仍然保持1mol·L-1。結(jié)論：降低O2的壓力，降低了氧化型的濃度，使電極電勢值減小。3.pH對電極電勢的影響結(jié)論：O2的氧化性受到溶液的酸堿性影響很大。在堿性溶液中，O2的氧化性較弱。例如：Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2O設(shè)Cr2O72-和Cr3+的濃度均為1mol/LH+(mol/L)φ(V)10φ=1.23+0.0592/6lg(1×1014)=1.371

φ=φ

=1.231×10－3

φ=1.23+0.0592/6lg(1×10-3)14=0.821×10－7

φ=1.23+0.0592/6lg(1×10-7)14=0.36在堿性介質(zhì)中([OH-]=1.0mol/L)CrO42-+4H2O+3e=Cr(OH)3+5OH-

φ=-0.13(V)酸度變化可改變一些化學(xué)反應(yīng)的方向：H3AsO4

+2H++2I-H3AsO3+I2+H2O解：在最低pH下使氧化劑與還原劑的電極電勢相等,H3AsO4

+2H++2I-H3AsO3+I2+H2O酸性中性或堿性電極電勢（φ)①物質(zhì)本身的濃度變化；②酸度（pH)的變化；③生成難溶物使電極物質(zhì)濃度變化；φ-pH圖構(gòu)造：pH——橫坐標(biāo)，φ——縱坐標(biāo)若將φ與pH的關(guān)系用曲線表示，則得到φ-pH曲線。作用：直觀反映出φ隨pH變化情況。0.6-0.5-0.4-II2+2e-?2I-012pH氧化型穩(wěn)定區(qū)還原型穩(wěn)定區(qū)φ0.6-0.5-0.4-IAsH3AsO4+2H++2e-?H3AsO3+2H2OI2+2e-?2I-012pHφH2O穩(wěn)定區(qū)φ

=1.229-0.0592pHφ-0.0592pHO2+4H++4e-?2H2Oφθ(O2/H2O)φθ(H+/H2)2H++2e-?H2水的φ-pH圖水和某些電對的-pH圖例如：298K時，測得下列原電池電動勢為0.460V,求溶液的pH值。Zn|Zn2+(1.00mol/L)||H+(c)|H2(100kPa),Pt電池反應(yīng)：Zn+2H+=Zn2++H2

E=0.460Vφ(Zn2+/Zn)=-0.763Vφ(H+/H)=0.000V

4.弱電解質(zhì)的生成對電極電勢的影響解：(1)+(2)=總反應(yīng)將上式整理得：已知：2Cu2++2e=2Cu+

φ(Cu2+/Cu+)=0.152VI2+2e=2I－

φ(I2

/I－)=0.5365V2Cu2++2I－=I2+2Cu+E＝φ正－φ負(fù)=0.152-0.535=-0.383V理論上，正向不能自發(fā)。但當(dāng)有CuI生成時，

2Cu2++2I－=I2+2Cu+

CuI(s,白色)新電對Cu2+/CuI:Cu2++I－+e=CuI(s)

φ(Cu2+/CuI)=0.857VI-5.沉淀的生成對電極電勢的影響已知φ(Ag+/Ag)=0.7996V,若在電極溶液中加入Cl-,則有AgCl沉淀生成，假設(shè)達(dá)平衡后，溶液中Cl-的濃度為1.00mol/L,問：φ(Ag+/Ag)較φ(Ag+/Ag)是升高還是降低？并計算φ(AgCl/Ag)。A