应 电池反应 式 电极反应 对 电极 剂 正极 剂 负极 化剂 电子由负极流向正极 在原电池中还原剂失电子被氧化的半反应和氧化剂得电子被还原的半反应分别在两处（负极和正极上）发生，两个半电池之间又有适当联系（如盐桥等）的情况下才能产生电流。盐桥的作用是接通电路和保持溶液的电中性。例如，原电池
（－）Zn│Zn2+(aq)││H+(aq)│H2(g)│Pt（＋）
如果把电极反应都写成还原反应
则电池反应是正极反应与负极反应相减得到的
原电池之所以能产生电流是由于正、负极的电极电势不同。原电池的电动势于在原电池内无电流通过时正极的电极电势即
＝
－
减负极的电极电势
等，
电极电势是电极与溶液界面形成扩散双电层而测得的一个相对值。电动势和电极电势均受温度、压力、浓度等因素的影响。当系统中各物种都处于标准状态下（通常为298Ｋ），相应的电动势、电极电势分别为标准电动势和标准电极电势。则有
＝
－
这里的标准电极电势是标准还原电极电势，它是某电极与标准氢电极所组成原电池的电极电势相对值，因
（H+/H2）＝0.0000Ｖ，故测得的数值，即为
，
符号取决于组成电池中该电极为正极还是负极。电动势和电极电势的关系与电池
反应和电极反应的关系是相对的。必须牢记，在使用还原电极电势时，电极反应必须按还原半反应来写。 三、能斯特（Nernst）方程式
氧化还原反应方程式的通式可写为
对应的电池的电动势：
其中：
此式被称为电池反应的能斯特方程式。而对于电极反应（半电池反应）：
其能斯特方程式为
式中T与的T相同。在298K下，则有
按习惯，上式也被称为能斯特方程式。
根据能斯特方程式可以分析浓度对电极电势的影响：减小，大；
增大，
也变大。
应特别指出的是
变
①/表示电极反应还原型一侧（电极反应方程式右边）各物种的
）；
/
表示氧化型一侧（电极反应
）。在含有含氧酸根或或
的改变能使
（也包括气态物质的方程式左边）各物种的
（也包括气态物质的
氢氧化物的电对中，H+或OH-也参与电极反应，因此
电极电势发生变化，这就是常说的酸度对电极电势的影响。
② 电对的氧化型或还原型形成难溶电解质、配合物、弱酸或弱碱时都能改变电极电势。 四、电极电势的应用
1、判断氧化还原反应进行的方向 原电池的电动势
与电极电势的关系可表示如下：
＝－＝
＞０，反应正向进行； ＜０，反应逆向进行；＝０，反应达到平衡。
这与化学反应的吉布斯函数变判据是一致的。
但是，通常由标准电极电势得到样，在大多数情况下，可用验规则是
＞0.2Ｖ，反应正向进行；
0.2Ｖ，则必须用
＜－0.2Ｖ，反应逆向进行；－0.2Ｖ＜
＜
比较方便。正像用
近似代替
一
近似代替来判断氧化还原反应进行的方向。经
来判断反应方向。
与
＞0.2Ｖ时，如电极反应方程式中=2，则
判据的经验规则是一致的。
＜－40 KJ·mol-1。因此，
２、计算标准平衡常数
要特别注意，＝
一定是数值大的电极电势
，这一点常被忽视。不少减去数值小的电极电势
＜１，
。
人错误地认为式中
其实在有些情况下，给定的氧化还原反应的标准平衡常数＜０。
设计不同的浓差电池，求得电池反应的标准平衡常数
和
。
，就可以得到，
3、氧化剂与还原剂相对强弱的比较
电极电势代数值越小，则该电对中的还原态物质还原能力越强，氧化态物质氧化能力越弱；电极电势代数值越大则该电对中还原态物质还原性越弱，氧化态物质氧化性越强。电极电势较大的电对中氧化态物质可以电极电势较小的电对中的还原态物质。 4、元素电势图
可以通过实验来测定电对的标准电极电势，也可以由
（电极）来计算
值间的关系。
。这里说明一下同一元素不同氧化值的物种所组成的各电对
① ＝
② ＝
③ ＝
· ·
·
· · ·
· · ·
＝
根据 ＝＋＋＋···
所以 ＝（ｎ1 ＋ｎ2 ＋ｎ3 ＋···）/
将同一元素不同氧化值各电对的标准电极电势的这种关系以图的形式表示出来，构成了元素电势图。
利用元素电势图可以从已知的能否发生歧化。因为当某物种氧化型又是反应。
，求未知的
，又可以用它判断某些物种
大的电对的
(右)＞(左)，该物种正好是
小的电对的还原型，即可以发生自身氧化还原反应，又称为歧化
第七章 原子结构
内 容 提 要
一、核外电子的运动状态 １、电子的运动特征 （１）波粒二象性
质量为
、运动速度为的粒子其相应的波长为
或
其中是粒子的动量，为普朗克（Planck M）常量。 （２）量子化