條件電勢怎麼計算分析化學

1. 分析化學，半還原電勢是什麼，如何計算，為什麼

半還原電勢是氧化物被還原至一半是，體系的電勢。計算方法舉例：
已知在酸性介質中,E=1.45V,MnO4-被還原至一半時,體系的電勢（半還原電位)為多少？試推已知在酸性介質中,E=1.45V,MnO4-被還原至一半時,體系的電勢(半還原電位)為多少？試推出對稱電對的半還原電勢與其條件電勢間的關系.

標准電極電勢定義為該電極反應與作為負極的標准氫電極SHE組成的原電池的電動勢，這說明了零點的位置，而定義標准電極電勢統一採用「氧化態/還原態」的表示，也就是對應於物種失去一個電子的電化學反應，因而定義了正負號，也就是方向。
電化學電池是一種裝置，可以將化學反應轉化為電能，或者將電能轉化為化學反應。前者是原電池（galvanic cells），後者是電解槽（ electrolytic cells）。電化學電池由兩個浸泡在電解質中的電極組成。由於電子不能在液體中移動，由電解質中負責導電的是離子。這也是為什麼純凈水是不導電的，因為純凈水中沒有離子。

2. 化學原電池電極電勢如何求

電動勢與得失電子數無關，所以計算公式就是
標准E=正極電極電勢-負極電極電勢=1.5-0.54=0.96V，答案是A

3. 什麼是條件電位

在分析化學中，條件電極電位（conditional electrode potential），簡稱條件電位。它是在一定，介質條件下,氧化態和還原態的總濃度均為1mol·L-1時，校正了各種因素影響後電對的實際電極電位，它在一定條件下為一常數，不隨氧化態和還原態總濃度的改變而改變。 條件電位的大小反映了在外界因素影響下，氧化還原電對的實際氧化還原能力。應用條件電位比用標准電極電位能更正確地判斷氧化還原反應的方向、次序和反應完成的程度。
氧化劑和還原劑的氧化還原能力可以用相關電對的電極電位（簡稱電位，elecrodepotential）來衡量。電對的電極電位越高，其氧化態的氧化能力越強；反之，電對的電極電位越低，其還原態的還原能力就越強。

此外，氧化還原反應進行的方向和次序取決於相關電對的電極電位大小，氧化劑與還原劑之間自發的反應，總是向著高電位電對中的氧化態物質氧化低電位電對中的還原態物質的方向進行；氧化還原反應進行的完全程度取決於相關電對的電極電位差。因此，電對的電極電位是討論物質的氧化還原性質的重要參數。
影響因素
凡是影響電對氧化態與還原態的活度系數和副反應系數的各種因素都會使條件電位的大小發生變化，這些因素主要包括離子強度、溶液酸度以及生成沉澱和生成配合物的副反應等。[2]

離子強度的影響
溶液中的離子強度對條件電位的影響稱為鹽效應。溶液中電解質的濃度變化引起離子強度的改變，進而改變氧化態和還原態的活度系數，最終對氧化還原電對的條件電位產生影響。

在氧化還原反應中，電解質的濃度往往較高，溶液的離子強度較大，氧化態和還原態的價態大多也較高。故鹽效應比較顯著。但離子活度系數的精確值不易得到，因而離子強度的影響通常難以精確校正。同時，氧化還原體系中的各種副反應對條件電位的影響遠比離子強度的影響大，因此，在估算條件電位時，常忽略離子強度的影響，即近似地認為離子活度系數均為1。

溶液酸度的影響
溶液酸度對條件電位的影響（稱酸效應）包含兩個方面：

1、如果電對的半反應中有H+或OH-參加，條件電位的計算式中有H+或OH-的濃度，溶液酸度的變化將直接
影響相關電對的條件電位。

2、如果電對的氧化態或還原態是弱酸或弱鹼，其存在形式會受到溶液酸度的影響，溶液酸度的變化將間接引起條件電位的變化

4. 什麼是條件電極電勢它與標准電極電勢的關系如何

標准電極電勢需要控制在標准條件下（即1bar的氣壓，298K的溫度，溶質為1mol/L），在實際使用中，很難控制到如此嚴苛的條件，因此需要使用能斯特方程計算出實際條件下的條件電勢。
為了獲得各種電極的電極電勢數值，通常以某種電極的電極電勢作標准與其它各待測電極組成電池，通過測定電池的電動勢，
而確定各種不同電極的相對電極電勢E值。1953年國際純粹化學與應用化學聯合會（IUPAC）的建議，採用標准氫電極作為標准電極，並人為地規定標准氫電極的電極電勢為零。

5. 大學分析化學里的一題 計算KI濃度為1mol/L時,cu2+/cu+電對的條件電極電位

電極電勢=標准電極電勢+2.303lg[Cu2+]/[Cu+]
[Cu+][I-]=Ksp(CuI) [Cu+]=Ksp(CuI)/[I-]
所以 電極電勢=標准電極電勢+2.303lg[Cu2+][I-]/Ksp(CuI)
因為[I-]=1mol/L 所以
電極電勢=標准電極電勢+2.303lg[Cu2+]/Ksp(CuI)
你把Ksp(CuI)和cu2+/cu+電對的標准電極電勢查出來就可以算了

6. 5 求解一道分析化學計算題 有關求電勢及滴定突躍范圍的計算題 求大神詳細解答

【】化學計量點的電勢計算 E = (1.44+ 0.68)/2 = 1.06 (V)
【】滴定突越范圍：E1 = 0.68+ 0.059X3 = 0.68 +0.18 = 0.86 (V)
E2 = 1.44- 0.059X3 = 1.44 - 0.18 = 1.26 (V)
【】滴定反應的平衡常數的計算：
logK = (1.44-0.68)/0.059 = 12.9 ; ； ; K = 8.0 x 10^12

7. 為了分析化學，我已經歇斯底里（五）

這一章和以前兩章有所不同，前面滴定曲線中縱坐標要麼是pH，要麼是pM'，都是和濃度直接掛鉤。這一章卻是條件電位，相對比較復雜，它的滴定曲線有點怪異。這里只介紹最簡單的可逆對稱電對的電位和它們的滴定曲線，終點誤差也不作要求。

1.條件電位
條件電位反映了離子強度與各種副反應影響總的結果，理論上只要知道了有關組分的活度系數和副反應系數，就可以由電對的標准電極電勢計算條件電位，但實際上談何容易啊。當氧化態物質濃度等於還原態物質濃度等於1mol/L時，電對的條件電位為：

影響條件電位的因素有
（1）鹽效應，一般不予考慮。
（2）沉澱的生成，類似於無機化學中沉澱影響的計算，氧化態生成沉澱則降低電對的電位；還原態生成沉澱時，升高電對的電位。
（3）絡合物的生成，與沉澱對電位的影響類似，氧化態物質形成了絡合物，則會降低電對的電位；還原態物質生成了絡合物則升高電對的電位。如果氧化態和還原態都形成了絡合物，則要看兩種絡合物的穩定性。如果氧化態絡合物的穩定性大於還原態絡合物的穩定性，則降低電對的電位，反之則升高。
（4）溶液酸度影響，在不同的酸度下，影響氧化態和還原態物質的平衡濃度，計算時與其分布系數有關。（詳見書上和課件相關例題。）

2.反應進行程度
對於一般氧化還原反應而言

n是兩個電對半反應得失電子的最小公倍數。
也可以根據滴定分析要求（定量完成，99.9%）求出滿足滴定分析所需的平衡常數。

把上述兩者聯立起來可得滿足滴定分析所需的條件電位差。

所以對於電對得失電子都是一個電子的反應，lgK『≥6，電位差值≥0.35V
對於半反應得失電子分別為1和2的反應，lgK』≥9，電位差值≥0.27V

所以對於滿足滴定分析的氧化還原反應而言，為保證滴定反應進行完全，電位差必須大於0.4V

3.滴定曲線和指示劑
（1）滴定曲線

滴定曲線的繪制與酸鹼和絡合滴定的思路一樣，分為四個部分，滴定開始、滴定開始到化學計量點前，化學計量點和化學計量點後。
由於滴定開始前，無論是滴定劑還是被滴定物質的氧化還原電位不可知，所以起始點無法確定，故而其開始這一點在坐標軸上無法顯示。這是與酸鹼、絡合滴定不同的地方。

在化學計量點前，一般用被滴定物的電對的Nernst方程來計算；

化學計量點後一般用滴定劑電位的Nernst方程式計算。

化學計量點時，對於對稱電對而言

滴定突躍范圍就是化學計量點附近±0.1%電位變化。通過計算可知，其突躍范圍為：

其中的3的來源就是由於在化學計量點前後±0.1%所決定。滴定突躍的前點與還原劑電對有關，後點與氧化劑電對有關。n1、n2就是其電對各自半反應的得失電子數。
當滴定分數為50%時的電位就是被滴定物（一般是還原劑）的條件電位；當滴定分數為200%時的電位就是滴定劑（一般是氧化劑）的條件電位。影響突躍范圍的因素就是反應電對的條件電位差。

（2）指示劑

氧化還原指示劑分為三類，分別為自身指示劑（如高錳酸鉀）、專屬指示劑（特殊指示劑）如澱粉，專為碘量法使用、一般的氧化還原指示劑。對於一般氧化還原指示劑，其理論變色范圍為：（與酸鹼指示劑類似）

4.氧化還原滴定法應用—各個方法分論

有關各個方法的指示劑、標准溶液、反應介質、終點判斷總結如下：

對於各個方法中的一些細節問題，希望大家通過閱讀書籍和課件自我完善。

諸如高錳酸鉀的酸性調節，常見方法的計算。

碘量法中的直接法和間接法（置換滴定法）的一些關鍵內容等。如標准溶液硫代硫酸鈉的配製、標定；標准碘溶液的標定等。尤其是間接碘量法中相關物質的測定，具體細節可參見書籍和課件，實驗過程中各個試劑加入的原因都需要大家熟知熟記。

重鉻酸鉀法中硫-磷混酸加入的意義等等。這些內容在此不再一一贅述。

（未完待續）

2020.12.24 晨，老時間，5:08

8. 求解，分析化學

氧化還原平衡
這道題考察條件電勢。1，10-鄰二氮菲 配位效應，二價鐵的絡合物更穩定，副反應系數α 大。所以條件電勢升高。
F- 也是考慮絡合效應。
前兩項考慮鹽效應。I 變大，三價鐵受影響較大，E 降低。

9. 如何計算電極電勢 能斯特方程 給詳細過程 不要ctrlCV

這個反應式取決於你對條件電勢的理解，以下是推導過程：

條件電勢的能斯特方程是

氯化銀電極的條件電勢

推導這個過程要數學很好。。。

10. 化學計算條件電極電勢

H3AsO4 + 2H+ + 2e = H3AsO3 + H2O
忽略離子強度i的影響，
E=E標 +0.059/2 *lg([H3AsO4][H+]^2/[H3AsO3])
=E標 +0.059lg[H+] + 0.059V/2 *lg([H3AsO4]/[H3AsO3])
[H3AsO4]=[H3AsO3]=1.0mol/L時E=E' 標
E' 標=0.559V + 0.059Vlg[H+]
=0.500 V