氧化還原反應及電化學基礎

1、氧化還原反應及電化學基礎,一、氧化數及氧化還原反應方程式的配平1 氧化還原反應2 氧化數3 氧化還原反應方程式的配平二、電池電動勢(?)與電極電勢(?)1 原電池2 電池電動勢3 電極電勢4 標準電極電勢三、標準電極電勢與氧化還原平衡1 ? 與 ?G2 平衡常數與標準電池電勢,氧化還原反應及電化學基礎,四、電極電勢的計算1 由標準Gibbs自由能變（?G?）計算2 由已知電對的E?計算五、影響電極電勢的因素

2、1 Nernst方程2 濃度對電極電勢的影響3 酸度對電極電勢的影響六、電極電勢的應用1 比較氧化劑、還原劑的強弱2 判斷氧化還原反應的方向3 Ksp 的確定4 Ka 的測定,一、氧化數及氧化還原反應方程式的配平1 氧化還原反應 – (Electron Transfer),,認識不斷深化,,Fe Fe2+ + 2eCu2+ + 2e Cu,氧化,氧化,還原,,氧化、還原

3、半反應,Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu,氧化還原反應,還原態 = 氧化態 + n e, 電子轉移 ( 酸 ＝ 堿 + n H+ , 質子轉移),氧化態、還原態的共軛關系,歷史發展,還原,2 氧化數與電子轉移,,Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu,2個 “e” 的轉移,H2 + 0.5 O2 ? H 2 O,共價鍵,+1 -2,,,“形式電荷”稱為“氧化數”,（電子偏

4、移情況的反映）,經驗規則： 各元素氧化數的代數和為零。1）單質中，元素的氧化數等于零。（N2 、H2 、O2 等）2）二元離子化合物中，與元素的電荷數相一致。 NaCl CaF2 +1,-1 +2,-13) 共價化合物中，成鍵電子對偏向電負性大的元素。 O: -2 (H2O 等）； －1 （H2O2); -0.5 (KO2 超氧化鉀）

5、 H: +1, 一般情況； －1， CaH2 、NaH,思考題： 確定氧化數,（1）Na2S2O3 Na2S4O6 +2 +2.5（2）K2Cr2O7 CrO5 +6 +10（3）KO2 KO3 -0.5

6、 -1/3,注意：1） 同種元素可有不同的氧化數； 2） 氧化數可為正、負和分數等； 3） 氧化數不一定符合實際元素的電子轉移情況。 S2O32- S的氧化數為＋2，,3 氧化還原反應方程式的配平,例： 在酸性介質中，K2Cr2O7氧化FeSO4, 生成 Fe2(SO4)3 和綠色Cr2(SO4)3, 配平此反應方程式。解：1）寫出反應物、產物及反應條件

7、 Cr2O72- + Fe2+ + H+ = Fe3+ + Cr3+ 2）寫出各氧化數 Cr2O72- + Fe2+ + H+ = Fe3+ + Cr3+ +6 3）配平氧化劑、還原劑前系數 Cr2O72- + 6Fe2+ + H+ = 6Fe3+ + 2Cr3

8、+ 4）用H2O等進行總配平 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O,思考題： 配平方程式、改錯,1）原來：2 Cr3+ + 3Cl2 + 8OH－ = 2CrO42－ + 6Cl－ + 8H+ 分析： 堿性條件、酸性條件 ？ 若在堿性條件下， Cr3+ ?

9、 Cr(OH)3 Cl2 ? Cl- + ClO-

10、 Cl－ 改正： 堿性介質中： 2 Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10 OH－ = 2CrO42－ + 6Cl－ + 8 H2O 酸性介質中： 2 Cr3+ + 3Cl2 + 7 H2O = Cr2O72－ +

11、 6Cl－ + 14 H＋2）原來： Pb(Ac)2 + ClO－ + H2O = 2 H+ + 2 Ac－ + PbO2 + Cl－ 改正：Pb(Ac)2 + ClO－ + H2O = 2 HAc + PbO2 + Cl－,,,OH-,OH-,OH-,2e,,配平注意事項：,寫出的方程式必須與實驗事實相符合? 反應介質： 酸性介質中，不能出現 OH－

12、 堿性介質中，不能出現 H＋In acidic solution, balance O by adding H2O to the side of each half-reaction that needs O, and then balance H by adding H+ to the side that needs H.In basic solution, balance O by a

13、dding H2O to the side that needs O. Then balance H by adding H2O to the side that needs H, and for each H2O molecule added, add an OH- ion the the other side.? 難溶或弱電解質應寫成分子形式? 注明沉淀的生成，氣體的產生等,二、電池電動勢(?)與電極電勢(?),Cu-Zn原電

14、池,負極,正極,二、電池電動勢(?)與電極電勢(?),1 原電池（Galvanic cells）化學能轉化成電能的裝置1）組成：① 半電池（電極）② 檢流計③ 鹽橋（瓊脂 ＋ 強電解質 （KCl, KNO3等） 補充電荷、維持電荷平衡2）電極反應：正極（Cu）: Cu2＋ + 2e = Cu負極（Zn）: Zn = Zn2+ +

15、 2e 3）電池反應及電池符號： Zn + Cu2＋ = Zn2+ + Cu (－) Zn | Zn2+ (c1) || Cu2＋ (c2) | Cu (＋),寫電池符號應注意事項：? 正、負極： (－) 左， (＋) 右? 界面“|”: 單質與“極棒”寫在一起，寫在“|”外面。? 注明離子濃度（c),氣態時用分壓（p). 物質狀態：固態（s), 液態（l) 等? 鹽

16、橋: “||”,(電解池 electrolytic cells),4）電極的類型及符號,四種電極（1）金屬－金屬離子電極 如： Zn2+/Zn， Cu2+/Cu 等 電極符號： Zn|Zn2+ (c) Cu|Cu2+ (c) （2）氣體－離子電極 如： H+/H2 Cl2/Cl- 需用一個惰性固體導體如鉑（Pt)或石墨。 Pt,H2(p)|H+(c) Pt,Cl2(p)|Cl－(c)

17、 Pt與H2之間用逗號隔開，p 為氣體的壓力。（3）離子電極 如 Fe3+/Fe2+ 等體系 將惰性電極插入到同一種元素不同氧化態的兩種離子的溶液中所組成的電極。 Pt|Fe2+(c1), Fe3+(c2)（4）金屬－金屬難溶鹽電極 如 Hg2Cl2/Hg 由金屬及其難溶鹽浸在含有難溶鹽負離子溶液中組成的電極。 如甘汞電極： Hg2Cl2 + 2e = 2 Hg + 2 Cl－

18、 Pt,Hg,Hg2Cl2(s)|Cl-(c),,例： 在稀H2SO4溶液中，KMnO4 和FeSO4發生以下反應：,MnO4- + H+ + Fe2+ ? Mn2+ + Fe3+,如將此反應設計為原電池，寫出正、負極的反應，電池反應，和電池符號。,解：電極為離子電極，即將一金屬鉑片插入到含有Fe2+、 Fe3+溶液中，另一鉑片插入到含有MnO4- 、Mn2+ 及H+ 的溶液中，分別組成負極和正極：負極反應： Fe2+

19、＝ Fe3+ + e正極反應： MnO4- + 8H+ + 5e ＝ Mn2+ + 4H2O電池反應： MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ ＝ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O電池符號： (-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO4-(c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+),2 電池電動勢,電池正、負電極之間的電勢差－電池電動勢（?）用高阻抗的晶體管伏特計（電位差計）可直接測量

20、出 ?如：鋅銅電池的標準電動勢為 1.10 V. (-) Zn|Zn2+(1 mol/dm3)||Cu2+(1 mol/dm3)|Cu (+) 銅銀電池的標準電動勢為 0.46 V. (-) Cu|Cu2+(1 mol/dm3)||Ag+(1 mol/dm3)|Ag (+),3 電極電勢,（1）電極電勢的產生 （雙電層模型）,表面電勢： 電子逃逸金屬表面,相間電勢：

21、 金屬和其鹽溶液間的電勢。,Zn Zn2+(aq) + 2e,電極電勢 就是由金屬的表面電勢和金屬與溶液界面處的相間電勢所組成。,活潑金屬,不活潑金屬,（2）標準電極電勢,,指定溫度(25°C)，濃度均為 1 mol/dm3, 氣體的分壓都是標準壓力（100 kPa), 固體及液體都是純凈物狀態下的電極電勢。用 E?(V)來表示。 無法測定其絕對值，只有相對值。 規定 “H+/H2(p)(標

22、準氫電極）= 0”1) 標準氫電極:,2 H+ + 2e H2 E?(H+/H2) = 0.0000 (V),鉑片上表面鍍一層海綿狀鉑（鉑黒，很強的吸附H2的能力）插入H+ 濃度為1mol/dm3 的溶液中，25°C下，不斷地通入標準壓力的純 H2氣流，與溶液中的H+ 達平衡。,2）標準電極電勢的測定,將待測的標準電極與標準氫電極組成原電池，在25°C下，用檢流計確定電池的正、負極

23、，然后用電位計測定電池的電動勢。IUPAC 規定： ε＝ E (+) – E(-),如：標準鋅電極與標準氫電極組成原電池，鋅為負極，氫為正極，測得 ε? ＝ 0.7618 (V) , 則 E?(Zn2+/Zn) = 0.0000 – 0.7618 = -0.7618(V),標準電極電勢表,,,,標準電極電勢表,E?(Li+/Li)值最小的原因：（嚴宣申，王長富《普通無機化學》（第二版）p10),熱化學循環,s:subl

24、imationi:ionizationd:dissociationh:hydration,表 堿金屬的電極電勢,Li的水合釋能較大，使得其標準電勢最小。,三、標準電池電動勢(??)與氧化還原平衡,1.電池電動勢?和?G,,對于一原電池，在恒溫、恒壓下，放電做最大功 則： -?G = W電 W電= ?Q (Q為電量） 1個電子 = 1.602?10－19 （c，庫侖） 1摩爾電子 =

25、 6.022?1023 ?1.602?10－19 = 9.647?104 (c/mol)= 1F (Faraday 常數） n摩爾電子所做的最大功： W電= nF? 則： ?G = - nF? 標準狀態下： ?G? = - nF?? F的單位：1F = 9.647?104 (c/mol) = 9.64

26、7?104 (J·V-1 ·mol-1) = 96.47 (kJ·V-1 ·mol-1),2. 標準電動勢??和平衡常數K?,,∵ ?G? = - nF?? ∴ 當 T = 298.2 K 時，且 R 取 8.315 J·mol-1 ·K-1; F = 9.647?104 (c/mol) 則：

27、 在一定溫度下，平衡常數（K?）的大小取決于電池的標準電動勢（??）和反應中轉移電子的量（n）。K為廣度量，與方程式寫法有關； ?為強度量，與方程式的寫法無關。,例：求SnCl2 還原FeCl3 反應（298K)的平衡常數 K?。,,解： 正極反應：Fe3+ + e = Fe2+ E? = 0.771 (V) 負極反應：Sn2+ = Sn4+ + 2 e E? =

28、 0.151 (V) ?? ＝ E?正 － E?負 ＝ 0.771 - 0.151 ＝ 0.620 (V),反應式（1）時： 2 Fe3+ + Sn2+ = 2 Fe2+ + Sn4+,反應式（2）時： Fe3+ + Sn2+ = Fe2+ + Sn4+,K 為廣度量，有加合性； E、? 為強度量，無加合性。,四、電極電勢的計算,E? 除可由 ?? 測定來決定外，還可由?G?和其它E?來

29、計算。1、由?G?來計算 對于電極反應：ClO3-(aq)+ 6H+(aq)+ 5e = Cl2(g) + 3H2O(l) 查表?G?f(kJ/mol) 3.3 0 0 -237.18 該反應的 ?G?r = 3 ×（-237.18）- (-3.3) = -708 (kJ/mol),該值與查表數據相同。,所以：,對電池反應及電極反應均適用。,2

30、、由已知電對的 E? 計算,例：已知 計算,解：各電極反應為 （1）BrO3- + 2H2O + 4e = BrO- + 4OH- E1? = 0.54(V) （2）BrO3- + 3H2O + 5e = Br2 + 6OH- E2? = 0.52(V) （3）BrO- + H2O + e = Br2 + 2OH- E3? = ？,電極反應：（2）－（1）＝（3） ?G?3 ＝ ?G?

31、2 － ?G?1 據 ?G? ＝ - nFE? - n3FE?3 = - n2FE?2 – (- n1FE?1),,Eo(BrO3-/BrO-) = 0.54(V); Eo(BrO3-/Br2) = 0.52(V),注意： 一般來說, E?3 ? E?2 – E?1,?G? 具有加合性，而 E? 不具加合性，為強度量。,元素電勢圖： 將同一種元素的不同物種，按氧化態從高到低的順序排列，兩物種間用橫線相連，將

32、其對應電對的E?標注在橫線上面。,E?B(V): BrO3- ——— BrO- ——— Br2,0.54,0.44,E1?,E3?,0.52,E2?,,,,(+5) (+1) (0),例：,E?A(V): Cu2+ ——— Cu+ ——— Cu,0.16,0.52,E1?,E2?,0.34,E3?,,,,若 E?右 > E?左 時， 發生歧化反應

33、 2 Cu+ ＝ Cu2+ + Cu,五、影響電極電勢的因素,1、Nernst 方程 非標態下的電極電勢， 對于氧化還原反應： m O1 + n R2 ＝ p R1 + q O2 兩個電對： O1/R1 和 O2/R2 （O 氧化型；R 還原型）,將 ?GT = - nF? 代入上式得：,恒溫、恒壓下：,電池反應的Nernst方程式：,電極電勢的 Nernst方程式,將 ? ＝ E正 － E負 和

34、?? ＝ E?正 － E?負 代入電池反應的 Nernst方程式，可得到電極電勢的 Nernst方程式：,對應的電極反應為： m 氧化型 ＋ ne = q 還原型 即： m O + ne = q R,注意：1） Q 的寫法為 若用分壓表示時， 必須寫成： 以此類推。2） 也可寫成：3） 若含有 H+ 參加反應時，應寫入。,例1 寫出以下電池反應的Nernst 方程式：,Cl2(g)

35、 + 2I- = 2Cl- + I2(s),解：,,= 1.36 – 0.536 = 0.82 (V),例2 寫出以下電極反應的 Nernst 方程式：,O2(g) + 4H+ + 4e = 2H2O(l) E? = 1.229 (V),解：,2 、濃度和酸度對電極電勢的影響,Nernst 方程,三種類型：（1）一邊型: 如 Zn2+/Zn: Zn2+ + 2e = Zn(s) 對于還原態是固態的均適

36、用。（2）二邊型: 如 Fe3+/ Fe2+: Fe3+ + e = Fe2+（3）有H+參加型: 如Cr2O72-/Cr3+: Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O pH 的影響極大。,酸度對電極電勢的影響,Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O 設Cr2O72-和Cr3+的濃度均為1mol/L,在堿性介質中((OH-) = 1.0 mol/L

37、), CrO42- + 4H2O + 3e = Cr(OH)3 + 5OH- E? = -0.13 (V)酸度變化可改變一些化學反應的方向： H3AsO4 + 2H+ + 2I- H3AsO3 + I2 + H2O,酸性,中性或堿性,酸度可以影響氧化還原反應的產物,KMnO4 氧化 Na2SO3,若將E與pH的關系用曲線表示，則得到E-pH曲線，見本書p106-p107. (有興趣者可自學）（不要

38、求） 總之，電極電勢（E)是由：物質本身的特性 和 物質的濃度等外部條件有關。,,1）物質本身的濃度變化；2）酸度（pH)的變化；3）生成難溶物使電極物質濃度變化；4）生成絡合物使電極物質濃度變化（見絡合物一章）。,,六、電極電勢及電池電動勢的應用,1、比較氧化劑、還原劑的強弱 E?氧化型/還原型 越大，其氧化型的氧化能力越強，

39、 其還原型的還原能力越弱。 如：氧化能力 MnO4- > Cl2 > O2 > Br2 > Fe3+ > I2 還原能力 Mn2+ < Cl- < H2O < Br- < Fe2+ < I-,2、氧化還原反應方向的判斷 ?G = - nF? 1

40、）?G 0, 反應自發 2）?G ＝ 0, ? ＝ 0, 反應達平衡 3）?G > 0, ? < 0, 反應非自發,,反應方向性判據,標態 自由能判據 ?G? 0

41、 K? 1 ?? 0 質量判據 電動勢判據,非標態 用?G 0 或 Q/K? ?G? > +40 (kJ/mol) 10+7 ? K? ? 10－7 +0.

42、40/n < ?? < -0.40/n (V) 正向自發 判據 正向非自發,>=<,,>=<,,,,?G? = - nF??,沉淀的生成對電極電勢的影響,已知： Cu2+ + e = Cu+ E? (Cu2+/Cu+) = 0.153 V I2 + e = I－

43、 E? (I2 / I－ ) = 0.536 V Cu2+ + I－ = 0.5 I2 + Cu+ ?? ＝ E?正－ E?負 = 0.153 - 0.536 = - 0.383 V 理論上， 正向不能自發。,但當有 CuI 生成時， Cu2+ + I－ = 0.5 I2 + Cu+

44、 CuI (s,白色) 新電對 Cu2+/CuI: Cu2+ + I－ + e = CuI (s) E? (Cu2+/CuI) = 0.857 V,,,I-,,3 Ksp的計算,1）生成沉淀對電極電勢的影響例

45、：已知 E? (Cu2+/Cu+) = 0.153 V, 若在Cu2+、Cu+溶液中加入I－, 則有CuI 沉淀生成，假設達到平衡后溶液中Cu2+ 及I－的濃度為 1.00 mol/L, 計算 E (Cu2+/Cu+)。,解：E (Cu2+/Cu+)＝ E? (Cu2+/Cu+) + 0.0592 lg (Cu2+/Cu+) Cu+ + I－ = CuI (s), Ksp = [Cu+ ][I－ ]

46、= 1.29×10－12 [Cu+ ] = Ksp / [I－ ] = 1.29×10－12 (mol/L) E (Cu2+/Cu+) = 0.153 + 0.0592 lg (1/ 1.29×10－12 ) = 0.857 V Cu2+ + e = Cu+

47、 CuI (s) 新電對 Cu2+/CuI: Cu2+ + I－ + e = CuI (s) E? (Cu2+/CuI) = E (Cu2+/Cu+) = 0.857 V E? (Cu2+/CuI) = E? (Cu2+/Cu+) + 0.0592 lg (1/ Ksp,CuI ),,,I-,,2）計算Ksp,例：有電池 (-) Cu, C

48、uI(s)|I－(0. 010 mol/L)||Cu2+ (0. 10 mol/L)|Cu (+) 在298K時，測得 ?為0.38 V, 計算CuI 的Ksp.,解： ? = E (Cu2+/Cu) － E (Cu+/Cu) = 0.38 V E (Cu2+/Cu) = E? (Cu2+/Cu) + 0.0592/2 lg (Cu2+) = 0.

49、342 + 0.0592/2 lg (0.10) = 0.31 V E (Cu+/Cu) = E? (Cu+/Cu) + 0.0592 lg (Cu+) = 0.521 + 0.0592 lg (Ksp,CuI/[I－]) E (Cu+/Cu) = E (Cu2+/Cu) － ? = 0.31 － 0.38 =

50、 -0.070 V則： 0.521 + 0.0592 lg (Ksp,CuI/0.010) = -0.070 Ksp,CuI = 1.0 × 10－12,,4 Ka的計算,1）生成弱電解質對電極電勢的影響 例：由 E? (H+/H2) = 0.000 V, E? (Pb2+/Pb) = -0.126 V 知 2H+ + Pb = H2 + Pb2+

51、 反應能自發進行（標態），若在氫電極中加NaAc, 并使平衡后溶液中HAc及Ac－濃度為1.00 mol/L, pH2 為100 kPa, 上述反應能自發進行嗎？,解： 正極反應： 2H+ + 2e = H2 加入NaAc后，在氫電極的溶液中存在以下平衡： H+ + Ac – = HAc,1）生成弱電解質對電極電勢的影響 例：由 E? (H+/H2) = 0.000 V, E?

52、(Pb2+/Pb) = -0.126 V 知 2H+ + Pb = H2 + Pb2+ 反應能自發進行（標態），若在氫電極中加NaAc, 并使平衡后溶液中HAc及Ac－濃度為1.00 mol/L, pH2 為100 kPa, 上述反應能自發進行嗎？,解： ? = E (H+/H2) － E (Pb2+/Pb) = - 0.281 －(-0.126) = -0.155 V,所以，該反應不能

53、自發進行。,新電對 HAc/H2: 2HAc + 2e = H2 + 2Ac－標態下：,2） Ka的計算,例：電池 (-) Pt, H2(p?)| HA(1.0 mol/L), A－(1.0 mol/L)||H+ (1.0 mol/L)| H2(p?),Pt (+) 在298K時，測得電池電動勢為0.551 V, 試計算HA 的Ka.,解： ?? = E? (H+/H2) － E? (HA/H2)

54、 E? (HA/H2) = 0.000 － 0.551 = -0.551 V據： －0.551 = 0.000 + 0.0592lgKa,HA lgKa,HA = -0.551/0.0592 = -9.307 Ka,HA = 4.93 × 10－10,同樣地，形成絡合物時，也會影響電極電勢。通過電池電動勢的測定，也可求絡合物穩定常數。（見“配位化合物”一

55、章）,電解池（Electrolysis Cell）：外加電壓,2Na+(aq) + 2Cl－(aq)→2Na(l) + Cl2(g) E? (cell) = - 4.07 V,陽極,陰極,還原反應,氧化反應,原電池,Cu-Zn原電池,負極,正極,氧化反應,還原反應,原電池和電解池的區別,電池 Batteries,Car battery is a lead-acid battery. Cathode: (正極) PbO

56、2(s) + HSO4－(aq) + 3H+(aq) + 2e－ → PbSO4(s) + 2H2O(l) Anode: (負極) Pb(s) + HSO4－(aq) → PbSO4(s)+ H+(aq)+2e－ The overall reaction：(放電反應)

57、PbO2(s) + Pb(s) + 2HSO4－(aq) + 2H+(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l),(充電反應)2PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + Pb(s) + 2HSO4－(aq) + 2H+(aq),Zn: sacrificial anode （犧牲陽極）,Cathodic protection（陰

58、極保護）： to prevent corrosion of underground pipes and storage tanks—many of which are iron.,腐蝕 Corrosion,(負極),(正極),思考題 1 生成沉淀對電極電勢的影響,已知 E? (Ag+/Ag) = 0.800 V, 若在電極溶液中加入Cl－, 則有AgCl沉淀生成，假設達平衡后，溶液中Cl－的濃度為 1.00 mol/L, 問：E

59、 (Ag+/Ag) 較 E? (Ag+/Ag) 是升高還是降低？ 并計算 E? (AgCl/Ag). AgCl(s) + e ＝ Ag + Cl －,解：E? (AgCl/Ag) = E (Ag+/Ag) = E? (Ag+/Ag) + 0.0592 lg (Ag+) = E? (Ag+/Ag) + 0.0592 lg Ksp,AgCl

60、 = 0.800 + 0.0592 lg 1.76 × 10－10 = 0.223 V 較 E? (Ag+/Ag)（0.800) 降低,Ag+ + e ＝ Ag Cl －AgCl(s) 平衡左移,,,思考題 2 由電池電動勢(?)求 Ksp,怎樣設計原電池來計算

61、AgCl(s)的Ksp ？如： (-) Ag | AgCl(s), Cl－(0. 010 mol/L)||Ag+ (0. 010 mol/L)|Ag (+) 測得 ? = 0.34 V,負極的 (Ag+) = 1.8 × 10－8 用化學方法是無法直接測定的， 但用電池反應則可以測定計算得到。,正極： E (Ag+/Ag) = E? (Ag+/Ag) + 0.0592 lg (Ag+)

62、負極： E (AgCl/Ag) = E? (Ag+/Ag) + 0.0592 lg (Ksp,AgCl / [Cl－]) ? = E (Ag+/Ag) － E (AgCl/Ag) = 0.0592 lg ((Ag+) [Cl－] / Ksp,AgCl) 0.34 = 0.0592 lg (0.010)2 / Ksp,AgCl)

63、 Ksp,AgCl = 1.8 × 10－10,第六章 氧化還原反應及電化學基礎 （小結）,中心是 ? 和 E1. 氧化數、方程式配平2. 電池電動勢（ ? ）、電極電勢（ E ）① 電池符號② 標準電極電勢（ E? ） ③ 標準電極電勢的確定1）實驗（ E?表的應用）2）計算： ?G? ＝ -nF?? 和 ?G? ＝ -nFE?3）間接計算： 元素電勢圖的應