化學反應的電動勢怎麼算

㈠ 提問一道電動勢的問題（無機化學） 計算過程

因為是濃鹽酸，鹽酸的h+是12
m，這樣就把mno2/mn2+的電勢提高了，加之反應通常是在加熱條件下，所以cl2溢出，推動反應向右進行

㈡ 標准電動勢如何計算化學

這個根據公式計算就可以了，
參考物理化學電化學（大概是三章，實際就是兩張）的公式就可以了。放心大學不會出現那種拐彎抹角的題目。
不會用公式可以去看看書後面的例題。

㈢ 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

㈣ 大學化學一道計算電動勢的問題

E'(CuCl/Cu) = E'(Cu+/Cu) + (RT/nF)lnKsp =E'(Cu+/Cu) + 0.059logKsp Cl-濃度是1mol是規定的，就像標准電極電勢一樣，沒什麼道理可講 因為Cl-才能和Cu+形成沉澱，如果Cl-濃度不是1，也可以求電動勢，那麼log後面應該是Ksp/C[ Cl-]，

㈤ 無機化學，計算電動勢

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

㈥ 如何求標准電動勢

標准電極電勢與溶解度的關系：溶度積等於難溶物電離出的離子濃度積，也近似於溶解平衡的平衡常數。

△Gφ＝－2.303RT（lgKφ），其中Kφ是難溶物電離的平衡常數，又△Gφ＝－nFEφ，所以－nFEφ＝－2.303RT（lgKφ），R為氣體常數，T為絕對溫度，n為離子與相應單質轉換時的電子轉移數目，F為法拉第常數，標准電動勢Eφ=物質的標准電勢-標准電極的標准電勢。

標准氫電極

原電池是由兩個相對獨立的電極所組成，每一個電極相當於一個「半電池」，分別進行氧化和還原反應。由不同的半電池可以組成各式各樣的原電池。我們還未能在實驗和理論上計算個別電極的電極電勢，而只能夠測得由兩個電極所組成的電池的總電動勢。

但在實際應用中只要知道與任意一個選定的作為標準的電極相比較時的相對電動勢就夠了。如果知道了兩個半電池的這些數值，就可以求出由它們所組成的電池的電動勢。

㈦ 如何計算原電池的電動勢

根絕奈斯特（nernst）公式計算：

E=E(標准)－RT(lnJ)/zF。

E(標准)＝正極電極電勢－負極電極電勢。

J為反應商，形式和平衡常數一樣，但值是即時的值。

z為總反應轉移的電子數，F為法拉第常數。

ΔG=-nFE，如果能算出實際吉布斯自由能變，也可以用這個公式算實際電動勢。

(7)化學反應的電動勢怎麼算擴展閱讀：

形成條件：

1、電極材料由兩種金屬活潑性不同的金屬或由金屬與其他導電的材料（非金屬或某些氧化物等）組成。

2、電解質存在。

3、兩電極之間有導線連接，形成閉合迴路。

4、發生的反應是自發的氧化還原反應。

只要具備前三個條件就可構成原電池。而化學電源因為要求可以提供持續而穩定的電流，所以除了必須具備原電池的三個構成條件之外，還要求有自發進行的化學反應。也就是說，化學電源必須是原電池，但原電池不一定都能做化學電池。

㈧ 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