化學E0怎麼求

㈠ 大學無機化學標准電池電動勢那裡的

(-)Au| [Au(CN)2-](c0) ||OH-(c0),O2(p0)|Pt(+)
正極:O2 +2H2O+4e-=4OH- E0(O2/OH-)=0.40v
負極:Au(CN)2-]+e-=Au+2CN-
而負極要通過計算
負極: [ Au(CN)2-]+e-=Au+2CN-
1mol/L 1mol/L
對於: Au+ + 2CN-= [ Au(CN)]2-
Kf0= [ Au(CN)2-]/{[Au+]*[CN-]^2}=1/[Au+]
因此[Au+]=1/Kf0

負極: [ Au(CN)]2-+e-=Au+2CN-
它的本質是:
Au+ +e-=Au
因此E0( [ Au(CN)]2-/Au)=E( Au+/Au)
而E( Au+/Au)可以通過能斯特方程式計算
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
正極:O2 +2H2O+4e-=4OH- E0(O2/OH-)=0.40v
負極:[Au(CN)]2-+e-=Au+2CN-
總反應: 4Au +O2 +2H2O +8CN-=4[Au(CN)]2-+4OH- (轉移4e-)
該電池的電動勢=E0(O2/OH-)-E0( [ Au(CN)]2-/Au)
=0.40v-(-0.58V)
=0.98V
因此 標准平衡常數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 如題，無機化學求電動勢，順帶問一下，電動勢和電極電勢的區別

E0(Fe3+/Fe)={E0(Fe3+/好洞Fe2+)*1 +E0(Fe2+/Fe)*2}/(1+2)
={0.771 *1 +(-0.44)*2}/3
=-0.036v
因此選擇C
電動勢和電極電勢的區友姿枯別：
電冊州動勢兩個電極勢之差

㈢ 無機化學，能斯特方程的使用

NO3－ ＋ H2O＋ 2e－=== NO2－ ＋ 2OH－
1mol /肢野L 1mol /L 1mol/L
的本質豎飢讓仍是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 一道分析化學的題目 看圖里 分析化學中 平衡電位的 求計算過程

反應過程為2Fe(III)+Sn(II)=2Fe(II)+Sn(IIII)
由於Fe(III)和Sn(II)的物質的量一樣，所以平衡後，Sn(II)和Sn(IIII)濃度一致。
混合平衡後，溶液中幾乎沒有Fe(III)，只有Fe(II), 所以只鉛碼能按顫孫錫電對的電極電位來計算
E=E0+(0.059/槐洞哪2)lg[CSn(IIII)/CSn(II)]=E0=014V

㈤ 大一普通化學求解，急

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

㈥ 學長，看了你對那道電化學問題的回答，想了解一些細節

以最簡單的Fe3+/Fe2+電對的溶液作單指示電極掃描得到的i-E曲線為例
E=E0+RT/(nF)·ln[m(Fe2+)/m(Fe3+)]+RT/(nF)·ln[(i-ilc)/(ila-i)]
E0是電池在標准狀態下的電動勢；m表示溶液內粒子的遷移系數，等於擴散系數除以擴散層的厚度。

從圖中最少能讀出5個重要的量：極限陰極電流ilc、極限陽極電流ila、半波電吵首勢E1/2、平衡電勢Eeq、反應轉移電子數n。i-E曲線的右上端大掃描電壓處i趨於一個極限，就是極限陽極電流ila；左下端的極限就是極限陰極電流ilc；曲線與橫軸的交點出E值就是平衡電勢Eeq；i=(ilc+ila)/2處的E值就是半波電勢；取曲線上不同的(E,i)點作E-ln[(i-ilc)/(ila-i)]圖，斜率就為RT/(nF)。

其他的信息需要按具體情況分析：如果ila=0，就說明溶液里沒有Fe2+；如果已知c(Fe2+)、c(Fe3+)，可以通過Eeq求標准電動勢E0，繼而得到比值m(Fe2+)/m(Fe3+)；如果還知道電極的表面積，還可以通過ilc、ila直接求m(Fe2+)和m(Fe3+)；如果體系內還有配位離子，i-E曲線會有變化，也能體現出絡合離子的穩定常數的信息……

反應比例x實際上改變的是c(Fe2+)/c(Fe3+)，也就是Eeq。對於簡單的半反應，如Fe2+→e-+Fe3+，x不能改變i-E曲線的形狀，僅僅改變它的位置：x=0時，溶液內沒有Fe3+，它對應的ilc=0；x增大時，對應ilc變得越來越負，鉛碰陪相應的i-E曲線逐漸向下平移；x=1時，溶液內沒有Fe2+，對應的ila=0，相應的i-E曲線移到最下端。但這只是一個半反應，另一個半反應也有相應的曲線，總電流i是兩個半反應的合成。如果在掃描電壓區間內某物種會發生其他的氧化還原反應，就需要考慮各種情況的疊加，i-E曲線也可能發生改變。這樣的問題比較復雜。

單/雙指示電極電流/電壓分析法都是用來指示滴定終點的電化學方法。

單指示電極電流法是用一個指示電極一個參比電極測體系的電流i，作i-V圖，V為滴定劑溶液的體積。因為被測離子和滴定劑離子的摩爾電導率不一樣，所以終點前後i-V曲線的斜率會突變。利用這一點可以指示終點。

雙指示電極電流法在兩個指示電極間加一個非常小的電壓(大約幾十mV)。這么小的電壓只能使溶液里的可逆電對發生電解。一個電極上氧化態還原，另一個電極上還原態氧化。可以用可逆電對的某一形態作滴定劑，在滴定過程中完全轉化成另一形態，指示電極上就沒有電流。到達終點後，溶液里開始存在電對的另一形態，指示電極上的電流會迅速增大，這樣就能指示終點。

單指示電極電壓法就是測被滴定物電對和滴定劑電對氧化態還原態濃度的變化對電極電勢的影響。終點時，電極電勢的變化率也會突變。作E-V圖就能找到終點。

雙指示電極電壓法原理同上，但用兩個指示電極。它們的電流大小槐蠢相等且保持不變，但符號相反。

㈦ 電極電勢怎麼求，為什麼

下面舉例來說明能斯特方程的具體寫法：

⑴已知Fe³⁺+e-=Fe²⁺，φ（標准）=0.770V

Φ=φ（標准）+(0.0592/1)lg([Fe³⁺]/[Fe²⁺])

=0.770+(0.0592/1)lg([Fe³⁺]/[Fe²⁺])

⑵已知Br₂(l)+2e-=2Br-，φ（標准）=1.065V

Φ=1.065+(0.0592/2)lg(1/[Br-]∧2)

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

Φ=1.228+(0.0592/2)lg([H+]4/[Mn2+])

⑷已知O₂+4H⁺+4e-=2H₂O，φ（標准）=1.229V

Φ=1.229+(0.0592/4)lg((p(O2)·[H+]4)/1)

純固體、純液體的濃度為常數，作1處理。離子濃度單位用mol/L（嚴格地應該用活度）。氣體用分壓表示。

化學反應實際上經常在非標准狀態下進行，而且反應過程中離子濃度也會改變。例如，實驗室氯氣的制備方法之一，是用二氧化錳與濃鹽酸反應；在加熱的情況下，氯氣可以不斷發生。但是利用標准電極電勢來判斷上述反應的方向，卻會得出相反的結論。

(7)化學E0怎麼求擴展閱讀：

能斯特方程通過熱力學理論的推導，可以找到上述實驗結果所呈現出的離子濃度比與電極電勢的定量關系。在電化學中，能斯特方程用來計算電極上相對於標准電勢（E0）來說的指定氧化還原對的平衡電壓(E)。能斯特方程只能在氧化還原對中兩種物質同時存在時才有意義。

他發明的能斯特燈，又稱能斯特發光體，是一種帶一條稀土金屬氧化物燈絲的固體輻射器，對紅外線光譜學十分重要。持續的歐姆加熱使得燈絲在導電時發光。發光體於2至14微米波長下操作效果最理想。硅碳棒和能斯特燈所發出的光不是單色光，發射的是連續的紅外光帶。

用φ（標准）判斷結果與實際反應方向發生矛盾的原因在於：鹽酸不是1mol/L，Cl₂分壓也不一定是101.3kpa，加熱也會改變電極電勢的數值。由於化學反應經常在非標准狀態下進行，這就要求研究離子濃度、溫度等因素對電極電勢的影響。

但是由於反應通常皆在室溫下進行，而溫度對電極電勢的影響又比較小，因此應著重討論的將是溫度固定為室溫（298K），在電極固定的情況下，濃度對電極電勢的影響。

第三定律的提出是試圖由熱力學數據尋求計算化學平衡常數K的值。化學反應的驅動力，即各種物質的親和力，總是調節著初始產物與最終產物間的平衡。大家已經知道，親和力不等於反應熱，而等於可逆反應中得到的最大有答敗純效功。

這個量也叫熱力勢，吉布斯用△G表示，它是隨溫度而變的，如果知道了反應體系的焓，△H的變化，便可計算清咐出熱力勢。從熱力學第一定律和第枯悔二定律就可以看出這種聯系。熱力學第一定律是著名的能量守恆定律，它挫敗了建立永動機的企圖。熱力學第二定律指出了封閉系統中能量轉變發生的方向並給出了熱機效率的極限值。

㈧ 大學無機化學計算大題

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
它的本質：
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 無機化學中求電勢

電池：（-）Ag，AgI | I-（0.1mol/L)||Cu2+ (0.01mol/L)|Cu (+)
電池反應式: 2 Ag + 2I- +Cu2+=2AgI + Cu
正極: Cu2+ +2e-=Cu
負極：AgI +e-= Ag+ I-
要求平衡常數,即要求電池的標准電動勢
即各種離子濃度都為1mol/L
即:
正極: Cu2+ +2e-=Cu
1mol/L
負極：AgI +e-= Ag+ I-
1mol/L
顯然正極的標准電極電勢=E0(Cu2+)/Cu)=0.34v
而負極:AgI +e-= Ag+ I-
它的本質是：
Ag+e-= Ag
因此E0（AgI/Ag）=E（Ag+/Ag）
由於E0（AgI/Ag）是標准
因此AgI +e-=Ag+ I-
1mol/L
KspAgI=[Ag+]*[I-]=[Ag+]
因此根據能斯特方程
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
顯然上述電池的電動勢=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
即為平衡常數
顯然平衡常數很大,
因此: 2 Ag + 2I- +Cu2+=2AgI + Cu完全進行

㈩ 有關化學平衡常數的疑惑

平衡常數是真的，是可以測定出來的，但不同人用同一方法或同一人用不同方法測出來的數值有時會有一定的差異。
平衡數據10的-30幾次方並不稀奇，因為是化學反應各組份濃度的濃度積，如溫度為20度時，水的電離離子積常數就是[H+][OH-]=10^-14
就象用酸度計測溶液的pH值(10的-1到10的-14次方)一樣，藉助科學儀器，很多組分的測定可以低到10的-10次方甚至更低。
平衡常數是化學反應常數，化學反應常常伴隨有能量的變化，因此平衡常數與溫度有關。