化学E0怎么求

㈠ 大学无机化学标准电池电动势那里的

(-)Au| [Au(CN)2-](c0) ||OH-(c0),O2(p0)|Pt(+)
正极:O2 +2H2O+4e-=4OH- E0(O2/OH-)=0.40v
负极:Au(CN)2-]+e-=Au+2CN-
而负极要通过计算
负极: [ Au(CN)2-]+e-=Au+2CN-
1mol/L 1mol/L
对于: Au+ + 2CN-= [ Au(CN)]2-
Kf0= [ Au(CN)2-]/{[Au+]*[CN-]^2}=1/[Au+]
因此[Au+]=1/Kf0

负极: [ Au(CN)]2-+e-=Au+2CN-
它的本质是:
Au+ +e-=Au
因此E0( [ Au(CN)]2-/Au)=E( Au+/Au)
而E( Au+/Au)可以通过能斯特方程式计算
E( Au+/Au)=E0( Au+/Au)+0.0591V*lg[ Au+]
即E0( [ Au(CN)]2-/Au)=E( Au+/Au)
=E0( Au+/Au)+0.0591V*lg[ Au+]
=E0( Au+/Au)+0.0591V*lg1/Kf0
=1.68v +)+0.0591V*lg[1/(10^38.3)]
=-0.58v

因此
正极:O2 +2H2O+4e-=4OH- E0(O2/OH-)=0.40v
负极:[Au(CN)]2-+e-=Au+2CN-
总反应: 4Au +O2 +2H2O +8CN-=4[Au(CN)]2-+4OH- (转移4e-)
该电池的电动势=E0(O2/OH-)-E0( [ Au(CN)]2-/Au)
=0.40v-(-0.58V)
=0.98V
因此 标准平衡常数K0
LgK0=nE0/0.0591v=4*0.98v/0.0591v=66.44
K0=2.8*10^66

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-nFE0=-RTLnK0
-nFE0=-2.303RTlgK0
lgK0 =nFE0/2.303RT
=nE0/(2.303RT/F)
T=298.15K R=8.314 1F=96500C/mol

㈡ 如题，无机化学求电动势，顺带问一下，电动势和电极电势的区别

E0(Fe3+/Fe)={E0(Fe3+/好洞Fe2+)*1 +E0(Fe2+/Fe)*2}/(1+2)
={0.771 *1 +(-0.44)*2}/3
=-0.036v
因此选择C
电动势和电极电势的区友姿枯别：
电册州动势两个电极势之差

㈢ 无机化学，能斯特方程的使用

NO3－ ＋ H2O＋ 2e－=== NO2－ ＋ 2OH－
1mol /肢野L 1mol /L 1mol/L
的本质竖饥让仍是NO3－ ＋ 3H＋ ＋ 2e－=== HNO2 ＋ H2O
1mol /L 10^-14 mol /余局L 1mol/L
因此E0(NO3-/NO2-)= E(NO3-/HNO2)
= E0(NO3-/HNO2)+0.0591v/2 *lg {([NO3-]/c0)*([H+]/c0)^3 /[HNO2]/c0}
=0.94v +0.0591/2 v *lg (10^-14)^3
=-0.30v

㈣ 一道分析化学的题目 看图里 分析化学中 平衡电位的 求计算过程

反应过程为2Fe(III)+Sn(II)=2Fe(II)+Sn(IIII)
由于Fe(III)和Sn(II)的物质的量一样，所以平衡后，Sn(II)和Sn(IIII)浓度一致。
混合平衡后，溶液中几乎没有Fe(III)，只有Fe(II), 所以只铅码能按颤孙锡电对的电极电位来计算
E=E0+(0.059/槐洞哪2)lg[CSn(IIII)/CSn(II)]=E0=014V

㈤ 大一普通化学求解，急

11.
E=E0 + 0.059/念游敬枯2lg[Ni2+]
E0 =E- 0.059/2lg[Ni2+]
E0 =0.315 - 0.059/仔稿销2lg[0.010]
E0 =0.374V

㈥ 学长，看了你对那道电化学问题的回答，想了解一些细节

以最简单的Fe3+/Fe2+电对的溶液作单指示电极扫描得到的i-E曲线为例
E=E0+RT/(nF)·ln[m(Fe2+)/m(Fe3+)]+RT/(nF)·ln[(i-ilc)/(ila-i)]
E0是电池在标准状态下的电动势；m表示溶液内粒子的迁移系数，等于扩散系数除以扩散层的厚度。

从图中最少能读出5个重要的量：极限阴极电流ilc、极限阳极电流ila、半波电吵首势E1/2、平衡电势Eeq、反应转移电子数n。i-E曲线的右上端大扫描电压处i趋于一个极限，就是极限阳极电流ila；左下端的极限就是极限阴极电流ilc；曲线与横轴的交点出E值就是平衡电势Eeq；i=(ilc+ila)/2处的E值就是半波电势；取曲线上不同的(E,i)点作E-ln[(i-ilc)/(ila-i)]图，斜率就为RT/(nF)。

其他的信息需要按具体情况分析：如果ila=0，就说明溶液里没有Fe2+；如果已知c(Fe2+)、c(Fe3+)，可以通过Eeq求标准电动势E0，继而得到比值m(Fe2+)/m(Fe3+)；如果还知道电极的表面积，还可以通过ilc、ila直接求m(Fe2+)和m(Fe3+)；如果体系内还有配位离子，i-E曲线会有变化，也能体现出络合离子的稳定常数的信息……

反应比例x实际上改变的是c(Fe2+)/c(Fe3+)，也就是Eeq。对于简单的半反应，如Fe2+→e-+Fe3+，x不能改变i-E曲线的形状，仅仅改变它的位置：x=0时，溶液内没有Fe3+，它对应的ilc=0；x增大时，对应ilc变得越来越负，铅碰陪相应的i-E曲线逐渐向下平移；x=1时，溶液内没有Fe2+，对应的ila=0，相应的i-E曲线移到最下端。但这只是一个半反应，另一个半反应也有相应的曲线，总电流i是两个半反应的合成。如果在扫描电压区间内某物种会发生其他的氧化还原反应，就需要考虑各种情况的叠加，i-E曲线也可能发生改变。这样的问题比较复杂。

单/双指示电极电流/电压分析法都是用来指示滴定终点的电化学方法。

单指示电极电流法是用一个指示电极一个参比电极测体系的电流i，作i-V图，V为滴定剂溶液的体积。因为被测离子和滴定剂离子的摩尔电导率不一样，所以终点前后i-V曲线的斜率会突变。利用这一点可以指示终点。

双指示电极电流法在两个指示电极间加一个非常小的电压(大约几十mV)。这么小的电压只能使溶液里的可逆电对发生电解。一个电极上氧化态还原，另一个电极上还原态氧化。可以用可逆电对的某一形态作滴定剂，在滴定过程中完全转化成另一形态，指示电极上就没有电流。到达终点后，溶液里开始存在电对的另一形态，指示电极上的电流会迅速增大，这样就能指示终点。

单指示电极电压法就是测被滴定物电对和滴定剂电对氧化态还原态浓度的变化对电极电势的影响。终点时，电极电势的变化率也会突变。作E-V图就能找到终点。

双指示电极电压法原理同上，但用两个指示电极。它们的电流大小槐蠢相等且保持不变，但符号相反。

㈦ 电极电势怎么求，为什么

下面举例来说明能斯特方程的具体写法：

⑴已知Fe³⁺+e-=Fe²⁺，φ（标准）=0.770V

Φ=φ（标准）+(0.0592/1)lg([Fe³⁺]/[Fe²⁺])

=0.770+(0.0592/1)lg([Fe³⁺]/[Fe²⁺])

⑵已知Br₂(l)+2e-=2Br-，φ（标准）=1.065V

Φ=1.065+(0.0592/2)lg(1/[Br-]∧2)

⑶已知MnO₂+4H++2e-=Mn²⁺+2H₂O，φ（标准）=1.228V

Φ=1.228+(0.0592/2)lg([H+]4/[Mn2+])

⑷已知O₂+4H⁺+4e-=2H₂O，φ（标准）=1.229V

Φ=1.229+(0.0592/4)lg((p(O2)·[H+]4)/1)

纯固体、纯液体的浓度为常数，作1处理。离子浓度单位用mol/L（严格地应该用活度）。气体用分压表示。

化学反应实际上经常在非标准状态下进行，而且反应过程中离子浓度也会改变。例如，实验室氯气的制备方法之一，是用二氧化锰与浓盐酸反应；在加热的情况下，氯气可以不断发生。但是利用标准电极电势来判断上述反应的方向，却会得出相反的结论。

(7)化学E0怎么求扩展阅读：

能斯特方程通过热力学理论的推导，可以找到上述实验结果所呈现出的离子浓度比与电极电势的定量关系。在电化学中，能斯特方程用来计算电极上相对于标准电势（E0）来说的指定氧化还原对的平衡电压(E)。能斯特方程只能在氧化还原对中两种物质同时存在时才有意义。

他发明的能斯特灯，又称能斯特发光体，是一种带一条稀土金属氧化物灯丝的固体辐射器，对红外线光谱学十分重要。持续的欧姆加热使得灯丝在导电时发光。发光体于2至14微米波长下操作效果最理想。硅碳棒和能斯特灯所发出的光不是单色光，发射的是连续的红外光带。

用φ（标准）判断结果与实际反应方向发生矛盾的原因在于：盐酸不是1mol/L，Cl₂分压也不一定是101.3kpa，加热也会改变电极电势的数值。由于化学反应经常在非标准状态下进行，这就要求研究离子浓度、温度等因素对电极电势的影响。

但是由于反应通常皆在室温下进行，而温度对电极电势的影响又比较小，因此应着重讨论的将是温度固定为室温（298K），在电极固定的情况下，浓度对电极电势的影响。

第三定律的提出是试图由热力学数据寻求计算化学平衡常数K的值。化学反应的驱动力，即各种物质的亲和力，总是调节着初始产物与最终产物间的平衡。大家已经知道，亲和力不等于反应热，而等于可逆反应中得到的最大有答败纯效功。

这个量也叫热力势，吉布斯用△G表示，它是随温度而变的，如果知道了反应体系的焓，△H的变化，便可计算清咐出热力势。从热力学第一定律和第枯悔二定律就可以看出这种联系。热力学第一定律是着名的能量守恒定律，它挫败了建立永动机的企图。热力学第二定律指出了封闭系统中能量转变发生的方向并给出了热机效率的极限值。

㈧ 大学无机化学计算大题

1、E(H+/H2)=E0(H+/H2)+0.0591v /2 *lg{[H+]/c0}^2 /(pH2/P0)
=0 +0.0591v /2 *lg[10^-5.0]^2
=-0.296v

2、2H2O + 2e-=H2 +2OH-
p0 1mol/L
它的本质：
2H+ + 2 e-= H2
Kw/1mol/L p0
[H+]=Kw/1 =9.62*10^-14
因此E0（H2O/H2）
=E(H+/H2)
=E0(H+/H2)+0.0591v /2 *lg{[H+]/c0}^2 /(pH2/P0)
=0 +0.0591v /2 *lg[9.62*10^-14]^2
=-0.770v

㈨ 无机化学中求电势

电池：（-）Ag，AgI | I-（0.1mol/L)||Cu2+ (0.01mol/L)|Cu (+)
电池反应式: 2 Ag + 2I- +Cu2+=2AgI + Cu
正极: Cu2+ +2e-=Cu
负极：AgI +e-= Ag+ I-
要求平衡常数,即要求电池的标准电动势
即各种离子浓度都为1mol/L
即:
正极: Cu2+ +2e-=Cu
1mol/L
负极：AgI +e-= Ag+ I-
1mol/L
显然正极的标准电极电势=E0(Cu2+)/Cu)=0.34v
而负极:AgI +e-= Ag+ I-
它的本质是：
Ag+e-= Ag
因此E0（AgI/Ag）=E（Ag+/Ag）
由于E0（AgI/Ag）是标准
因此AgI +e-=Ag+ I-
1mol/L
KspAgI=[Ag+]*[I-]=[Ag+]
因此根据能斯特方程
E（Ag+/Ag）=E0（Ag+/Ag）+0.0591 V *lg[Ag+]
=E0（Ag+/Ag）+0.0591 V *lgKsp
=0.80v +0.0591v*lg1*10^-18
=-0.26v
即E0（AgI/Ag）=E（Ag+/Ag）==-0.266v
显然上述电池的电动势=E0（Cu2+/Cu）-E0（AgI/Ag）
=0.34v-(-0.26V)
=0.60V
因此lgK0=nE0/0.0591v=2*0.60v /0.059v =20.34
K0=2.2*10^20
即为平衡常数
显然平衡常数很大,
因此: 2 Ag + 2I- +Cu2+=2AgI + Cu完全进行

㈩ 有关化学平衡常数的疑惑

平衡常数是真的，是可以测定出来的，但不同人用同一方法或同一人用不同方法测出来的数值有时会有一定的差异。
平衡数据10的-30几次方并不稀奇，因为是化学反应各组份浓度的浓度积，如温度为20度时，水的电离离子积常数就是[H+][OH-]=10^-14
就象用酸度计测溶液的pH值(10的-1到10的-14次方)一样，借助科学仪器，很多组分的测定可以低到10的-10次方甚至更低。
平衡常数是化学反应常数，化学反应常常伴随有能量的变化，因此平衡常数与温度有关。