本文目录一览：
- 1、电极电势的计算公式
- 2、电极电势如何计算？
- 3、电极电位计算公式
- 4、怎样求出电极电势？
- 5、电极电势如何计算？
- 6、电极电势怎么求，为什么？
- 7、电极电势如何计算？
- 8、原电池中电势的计算？
- 9、标准电极电势如何计算？
电极电势的计算公式
电极电势的计算公式：φ=φθ+（RT/nF）In（氧化状态/还原状态）。
电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差。为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势， 而确定各种不同电极的相对电极电势E值。
德国化学家能斯特提出了双电层理论（electrical double layers theory）解释电极电势的产生的原因。当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。
金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。
在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层，双电层的厚度虽然很小（约为10-8厘米数量级），但却在金属和溶液之间产生了电势差。
通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势，并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。电极电势以符号E（Mn+/M）表示，单位为V。电极电势的大小主要取决于电极的本性，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。
电极电势影响因素：
影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。能斯特方程式：标准电极电势是在标准状态下测定的。如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。
电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势来体现的。其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示。
电极电势如何计算？
电极电势可以通过以下公式计算：
φ=φθ+(RT/nF)In(氧化状态/还原状态)。
其中，φ是电极电势，φθ是标准电极电势，R是气体常数，T是绝对温度，n是转移电子的物质的量，F是法拉第常数，In是自然对数的底。氧化状态和还原状态分别表示反应物和生成物的状态。
需要注意的是，电极电势的计算需要已知标准电极电势、温度、转移电子的物质的量、反应物和生成物的状态等信息。在实际应用中，可以根据已知条件查阅相关文献或使用专门的软件来计算电极电势。
电极电位计算公式
电极电势=标准电极电势+RT/nF(氧化态/还原态）
怎样求出电极电势？
电极电势有个公式，实际电极电势=标准电极电势+（0.059/n）*log（还原物活性/氧化物活性）。而PH是和溶液中氢离子浓度有关，当氢离子影响到还原物活性或者氧化物活性的时候，就会影响到电极电势。
pH 越小，表示溶液里的氢离子浓度越大，氢离子属于氧化剂，氢离子浓度的上升会让电极电位上升。 pH =3时 E1=0.0438V=43.8mV；pH =n时，E2= 0.0133V=13.3mV。可以列式 ： （E1-E2）÷ (n-3)=电极斜率 n= [（43.8-13.3）÷ 58]+3=3.53
电极电势如何计算？
△rGm（标准）=-zE（标准）F
E（标准）=φ﹢标准-φ-标准（自己随便凑上一个，比如φ标准cl2/cl-）
设Fe3+ /Fe2+为1；Fe2+/Fe为2；Fe3+/Fe为3
凑反应3=2+1
因为△rGm（标准）为状态函数，所以△rGm（标准）3=△rGm（标准）2+△rGm（标准）1
带入△rGm（标准）=-zE（标准）F
得到3×φ标准3=2×φ标准2+1×φ标准1
即可求出Fe3+/Fe 标准电极电势=-0.0363V
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Br?(l)+2e-=2Br-，φ（标准）=1.065V
Φ=1.065+(0.0592/2)lg(1/[Br-]∧2)
⑶已知MnO?+4H++2e-=Mn2?+2H?O，φ（标准）=1.228V
Φ=1.228+(0.0592/2)lg([H+]4/[Mn2+])
⑷已知O?+4H?+4e-=2H?O，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。
扩展资料：
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，Cl?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，便可计算出热力势。从热力学第一定律和第二定律就可以看出这种联系。热力学第一定律是著名的能量守恒定律，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。
参考资料来源：百度百科——能斯特方程
电极电势如何计算？
n1＝n2＝2的时候，n应该＝2。
lgk＝n*(Φ1－Φ2)／0.059中，n是表示电池平衡反应中电子转移数（因为得，失电子数相等），或称最小公倍数，例如电池反应：
2HCl + Zn = H2 + ZnCl2
上式中得H+得电子数为2，Zn失去电子数也为2，这里n = 2。
若反应写成：
4HCl + 2Zn = 2H2 + 2ZnCl2
这时，n = 4，道理一样。
原电池中电势的计算？
根绝奈斯特（nernst）公式计算：
E=E(标准)－RT(lnJ)/zF。
E(标准)＝正极电极电势－负极电极电势。
J为反应商，形式和平衡常数一样，但值是即时的值。
z为总反应转移的电子数，F为法拉第常数。
ΔG=-nFE，如果能算出实际吉布斯自由能变，也可以用这个公式算实际电动势。
扩展资料：
形成条件：
1、电极材料由两种金属活泼性不同的金属或由金属与其他导电的材料（非金属或某些氧化物等）组成。
2、电解质存在。
3、两电极之间有导线连接，形成闭合回路。
4、发生的反应是自发的氧化还原反应。
只要具备前三个条件就可构成原电池。而化学电源因为要求可以提供持续而稳定的电流，所以除了必须具备原电池的三个构成条件之外，还要求有自发进行的化学反应。也就是说，化学电源必须是原电池，但原电池不一定都能做化学电池。
参考资料来源：百度百科-原电池
标准电极电势如何计算？
标准电极电势与溶解度的关系：溶度积等于难溶物电离出的离子浓度积，也近似于溶解平衡的平衡常数。
△Gφ＝－2.303RT（lgKφ），其中Kφ是难溶物电离的平衡常数，又△Gφ＝－nFEφ，所以－nFEφ＝－2.303RT（lgKφ），R为气体常数，T为绝对温度，n为离子与相应单质转换时的电子转移数目，F为法拉第常数，标准电动势Eφ=物质的标准电势-标准电极的标准电势。
标准氢电极
原电池是由两个相对独立的电极所组成，每一个电极相当于一个“半电池”，分别进行氧化和还原反应。由不同的半电池可以组成各式各样的原电池。我们还未能在实验和理论上计算个别电极的电极电势，而只能够测得由两个电极所组成的电池的总电动势。
但在实际应用中只要知道与任意一个选定的作为标准的电极相比较时的相对电动势就够了。如果知道了两个半电池的这些数值，就可以求出由它们所组成的电池的电动势。
