銀氯化銀電極標准電位是多少

❶ 大學化學，有關電極電位的計算，求助！

標准電極電勢是用來判斷電化學反應可能性問題，電極電勢較正的做陰極，得電子發生還原反應，電極電勢較負的做陽極，失電子發生氧化反應。而正負極與陰陽極在原電池與電解池中有不同的對應。原電池中，陰極對應正極，陽極對應負極；電解池中，陰極對應負極，陽極對應正極。

❷ 應用電極電勢表

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。
產生
---------雙電層理論
德國化學家能斯特（H．W．Nernst）提出了雙電層理論（electron double layer theory）解釋電極電勢的產生的原因。當金屬放入溶液中時，一方面金屬晶體中處於熱運動的金屬離子在極性水分子的作用下，離開金屬表面進入溶液。金屬性質愈活潑，這種趨勢就愈大；另一方面溶液中的金屬離子，由於受到金屬表面電子的吸引，而在金屬表面沉積，溶液中金屬離子的濃度愈大，這種趨勢也愈大。在一定濃度的溶液中達到平衡後，在金屬和溶液兩相界面上形成了一個帶相反電荷的雙電層(electron double layer)，雙電層的厚度雖然很小(約為10^-8厘米數量級), 但卻在金屬和溶液之間產生了電勢差。通常人們就把產生在金屬和鹽溶液之間的雙電層間的電勢差稱為金屬的電極電勢（electrode potential），並以此描述電極得失電子能力的相對強弱。電極電勢以符號E Mn+/ M表示, 單位為V(伏)。 如鋅的電極電勢以EZn2+/ Zn 表示, 銅的電極電勢以ECu2+/Cu 表示。
電極電勢的大小主要取決於電極的本性，並受溫度、介質和離子濃度等因素的影響。
電勢

標准氫電極
電極符號: Pt|H2(100kPa)|H(1mol.L)
電極反應: 2H + 2e= H2（g）
E?H/ H2 = 0 V
右上角的符號「?」代表標准態。
標准態要求電極處於標准壓力（100kPa或1bar）下，組成電極的固體或液體物質都是純凈物質；氣體物質其分壓為100kPa；組成電對的有關離子（包括參與反應的介質）的濃度為1mol.L-1（嚴格的概念是活度）。通常測定的溫度為298K。

標准電極電勢
用標准氫電極和待測電極在標准狀態下組成電池，測得該電池的電動勢值，並通過直流電壓表確定電池的正負極，即可根據E池 = E（+）－ E（-）計算各種電極的標准電極電勢的相對數值。
例如在298k，用電位計測得標准氫電極和標准Zn電極所組成的原電池的電動勢（E池）為0.76v，根據上式計算Zn/Zn電對的標准電極為-0.76v。用同樣的辦法可測得Cu/Cu電對的電極電勢為+0.34v。
電極的 E?為正值表示組成電極的氧化型物質，得電子的傾向大於標准氫電極中的H+，如銅電極中的 Cu；如電極的為負值，則組成電極的氧化型物質得電子的傾向小於標准氫電極中的H+，如鋅電極中的Zn。
實際應用中,常選用一些電極電勢較穩定電極如飽和甘汞電極和銀-氯化銀電極作為參比電極和其它待測電極構成電池，求得其它電極的電勢。飽和甘汞電極的電極電勢為0.24V。銀-氯化銀電極的電極電勢為0.22V。

標准電極電勢表
將不同氧化還原電對的標准電極電勢數值按照由小到大的順序排列，得到電極反應的標准電極電勢表。其特點有：
（l）一般採用電極反應的還原電勢，每一電極的電極反應均寫成還原反應形式，即：氧化型 + ne =還原型。
（2）標准電極電勢是平衡電勢，每個電對E?值的正負號，不隨電極反應進行的方向而改變。
（3）E?值的大小可用以判斷在標准狀態下電對中氧化型物質的氧化能力和還原型物質的還原能力的相對強弱，而與參與電極反應物質的數量無關。例如：
I2+2e =2I E?= +0.5355V
1/2 I2+e = I E?= +0.5355V
（4）E?值僅適合於標態時的水溶液時的電極反應。對於非水、高溫、固相反應，則有一定局限性。而對於非標態的反應可用Nernst方程轉化。
應用
（一）、判斷氧化劑和還原劑的相對強弱
在標准狀態下氧化劑和還原劑的相對強弱，可直接比較E?值的大小。
E?值越小（例如Li：-3.03v）的電極其還原型物質愈易失去電子，是愈強的還原劑，對應的氧化型物質則愈難得到電子，是愈弱的氧化劑。E?值愈大的電極其氧化型物質愈易得到電子，是較強的氧化劑，對應的還原型物質則愈難失去電子，是愈弱的還原劑。
[例1] 在下列電對中選擇出最強的氧化劑和最強的還原劑。並指出各氧化態物種的氧化能力和各還原態物種的還原能力強弱順序。
MnO4-/Mn2+、Cu2+/Cu、Fe3+ /Fe2+、I2/I-、Cl2/Cl-、Sn4+/Sn2+
（二）、判斷氧化還原反應的方向
1．根據E?值，判斷標准狀況下氧化還原反應進行的方向。
通常條件下，氧化還原反應總是由較強的氧化劑與還原劑向著生成較弱的氧化劑和還原劑方向進行。從電極電勢的數值來看，當氧化劑電對的電勢大於還原劑電對的電勢時，反應才可以進行。反應以「高電勢的氧化型氧化低電勢的還原型」的方向進行。在判斷氧化還原反應能否自發進行時，通常指的是正向反應。
2．根據電池電動勢E?池值，判斷氧化還原反應進行方向。
任何一個氧化還原反應，原則上都可以設計成原電池。利用原電池的電動勢可以判斷氧化還原反應進行的方向。由氧化還原反應組成的原電池，在標准狀態下，如果電池的標准電動勢 >0, 則電池反應能自發進行；如果電池的標准電動勢 <0, 則電池反應不能自發進行。在非標准狀態下，則用該狀態下的電動勢來判斷。
從原電池的電動勢與電極電勢之間的關系來看，只有 > 時，氧化還原反應才能自發地向正反應方向進行。也就是說，氧化劑所在電對的電極電勢必須大於還原劑所在電對的電極電勢，才能滿足E >0的條件。
從熱力學講電池電動勢是電池反應進行的推動力。當由氧化還原反應構成的電池的電動勢E?池大於零時，則此氧化還原反應就能自發進行。因此，電池電動勢也是判斷氧化還原反應能否進行的判據。
電池通過氧化還原反應產生電能，體系的自由能降低。在恆溫恆壓下，自由能的降低值（－△G）等於電池可能作出的最大有用電功（W電）：
－△G=W電=QE=nFE池
即△G=－nFE池
在標准狀態下，上式可寫成：
△G? = －nFE?池
當E?池 為正值時，△G?為負值，在標准狀態下氧化還原反應正向自發進行；當E?池為負值時，△G?為正值，在標准狀態下反應正向非自發進行，逆向反應自發進行。E或E?愈是較大的正值，氧化還原反應正向自發進行的傾向愈大。E池或E?池愈是較大的負值，逆向反應自發進行的傾向愈大。
[例2] 試判斷反應 Br2 + 2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Br- 在標准狀態下進行的方向。
解:查表知：E? Fe3+/Fe2+ = +0.77V
E? Br/Br- = +1.07V
由反應式可知：Br 是氧化劑，Fe 是還原劑。
故上述電池反應的 = +1.07-0.77=0.29V>0
（三）．判斷反應進行的限度
——計算平衡常數
一個化學反應的完成程度可從該反應的平衡常數大小定量地判斷。因此，把標准平衡常數Kφ和熱力學吉布斯自由能聯系起來。
△Gφ=－2.303RTlgKφ
△Gφ=－nFEφ
則： nFEφ = 2.303RTlgKφ
標准平衡常數Kφ和標准電動勢Eφ之間的關系式為：
nFEφ
lgKφ = ————————
2.303RT
R為氣體常數，T為絕對溫度，n為氧化還原反應方程中電子轉移數目，F為法拉第常數。
該式表明，在一定溫度下，氧化還原反應的平衡常數與標准電池電動勢有關，與反應物的濃度無關。Eφ越大，平衡常數就越大，反應進行越完全。因此，可以用Eφ值的大小來估計反應進行的程度。一般說，Eφ≥0.2～0.4V的氧化還原反應，其平衡常數均大於106( K>106 ),表明反應進行的程度已相當完全了。Kφ值大小可以說明反應進行的程度，但不能決定反應速率。

❸ 氯化銀電極的簡介

氯化銀電極可表示為Ag/AgCl/Cl-，電極反應為AgCl+e=Ag+Cl-。電勢穩定，重現性很好，是常用的參比電極。它的標准電極電勢為+0.2224V(25℃)。優點是在升溫的情況下比甘汞電極穩定。通常有0.1mol/LKCl，1mol/L KCl和飽和KCl三種類型。該電極用於含氯離子的溶液時，在酸性溶液中會受痕量氧的干擾，在精確工作中可通氮氣保護。當溶液中有HNO3或Br-，I-，NH4-，CN-等離子存在時，則不能應用。此外，還可用作某些電極(如玻璃電極、離子選擇性電極)的內參比電極。

❹ 電極電勢到底指的是什麼

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。
產生
---------雙電層理論
德國化學家能斯特（H．W．Nernst）提出了雙電層理論（electron double layer theory）解釋電極電勢的產生的原因。當金屬放入溶液中時，一方面金屬晶體中處於熱運動的金屬離子在極性水分子的作用下，離開金屬表面進入溶液。金屬性質愈活潑，這種趨勢就愈大；另一方面溶液中的金屬離子，由於受到金屬表面電子的吸引，而在金屬表面沉積，溶液中金屬離子的濃度愈大，這種趨勢也愈大。在一定濃度的溶液中達到平衡後，在金屬和溶液兩相界面上形成了一個帶相反電荷的雙電層(electron double layer)，雙電層的厚度雖然很小(約為10^-8厘米數量級), 但卻在金屬和溶液之間產生了電勢差。通常人們就把產生在金屬和鹽溶液之間的雙電層間的電勢差稱為金屬的電極電勢（electrode potential），並以此描述電極得失電子能力的相對強弱。電極電勢以符號E Mn+/ M表示, 單位為V(伏)。 如鋅的電極電勢以EZn2+/ Zn 表示, 銅的電極電勢以ECu2+/Cu 表示。
電極電勢的大小主要取決於電極的本性，並受溫度、介質和離子濃度等因素的影響。
電勢

標准氫電極
電極符號: Pt|H2(100kPa)|H(1mol.L)
電極反應: 2H + 2e= H2（g）
E⊖H/ H2 = 0 V
右上角的符號「⊖」代表標准態。
標准態要求電極處於標准壓力（100kPa或1bar）下，組成電極的固體或液體物質都是純凈物質；氣體物質其分壓為100kPa；組成電對的有關離子（包括參與反應的介質）的濃度為1mol.L-1（嚴格的概念是活度）。通常測定的溫度為298K。

標准電極電勢
用標准氫電極和待測電極在標准狀態下組成電池，測得該電池的電動勢值，並通過直流電壓表確定電池的正負極，即可根據E池 = E（+）－ E（-）計算各種電極的標准電極電勢的相對數值。
例如在298k，用電位計測得標准氫電極和標准Zn電極所組成的原電池的電動勢（E池）為0.76v，根據上式計算Zn/Zn電對的標准電極為-0.76v。用同樣的辦法可測得Cu/Cu電對的電極電勢為+0.34v。
電極的 E⊖為正值表示組成電極的氧化型物質，得電子的傾向大於標准氫電極中的H+，如銅電極中的 Cu；如電極的為負值，則組成電極的氧化型物質得電子的傾向小於標准氫電極中的H+，如鋅電極中的Zn。
實際應用中,常選用一些電極電勢較穩定電極如飽和甘汞電極和銀-氯化銀電極作為參比電極和其它待測電極構成電池，求得其它電極的電勢。飽和甘汞電極的電極電勢為0.24V。銀-氯化銀電極的電極電勢為0.22V。

標准電極電勢表
將不同氧化還原電對的標准電極電勢數值按照由小到大的順序排列，得到電極反應的標准電極電勢表。其特點有：
（l）一般採用電極反應的還原電勢，每一電極的電極反應均寫成還原反應形式，即：氧化型 + ne =還原型。
（2）標准電極電勢是平衡電勢，每個電對E⊖值的正負號，不隨電極反應進行的方向而改變。
（3）E⊖值的大小可用以判斷在標准狀態下電對中氧化型物質的氧化能力和還原型物質的還原能力的相對強弱，而與參與電極反應物質的數量無關。例如：
I2+2e =2I E⊖= +0.5355V
1/2 I2+e = I E⊖= +0.5355V
（4）E⊖值僅適合於標態時的水溶液時的電極反應。對於非水、高溫、固相反應，則有一定局限性。而對於非標態的反應可用Nernst方程轉化。
應用
（一）、判斷氧化劑和還原劑的相對強弱
在標准狀態下氧化劑和還原劑的相對強弱，可直接比較E⊖值的大小。
E⊖值越小（例如Li：-3.03v）的電極其還原型物質愈易失去電子，是愈強的還原劑，對應的氧化型物質則愈難得到電子，是愈弱的氧化劑。E⊖值愈大的電極其氧化型物質愈易得到電子，是較強的氧化劑，對應的還原型物質則愈難失去電子，是愈弱的還原劑。
[例1] 在下列電對中選擇出最強的氧化劑和最強的還原劑。並指出各氧化態物種的氧化能力和各還原態物種的還原能力強弱順序。
MnO4-/Mn2+、Cu2+/Cu、Fe3+ /Fe2+、I2/I-、Cl2/Cl-、Sn4+/Sn2+
（二）、判斷氧化還原反應的方向
1．根據E⊖值，判斷標准狀況下氧化還原反應進行的方向。
通常條件下，氧化還原反應總是由較強的氧化劑與還原劑向著生成較弱的氧化劑和還原劑方向進行。從電極電勢的數值來看，當氧化劑電對的電勢大於還原劑電對的電勢時，反應才可以進行。反應以「高電勢的氧化型氧化低電勢的還原型」的方向進行。在判斷氧化還原反應能否自發進行時，通常指的是正向反應。
2．根據電池電動勢E⊖池值，判斷氧化還原反應進行方向。
任何一個氧化還原反應，原則上都可以設計成原電池。利用原電池的電動勢可以判斷氧化還原反應進行的方向。由氧化還原反應組成的原電池，在標准狀態下，如果電池的標准電動勢 >0, 則電池反應能自發進行；如果電池的標准電動勢 <0, 則電池反應不能自發進行。在非標准狀態下，則用該狀態下的電動勢來判斷。
從原電池的電動勢與電極電勢之間的關系來看，只有 > 時，氧化還原反應才能自發地向正反應方向進行。也就是說，氧化劑所在電對的電極電勢必須大於還原劑所在電對的電極電勢，才能滿足E >0的條件。
從熱力學講電池電動勢是電池反應進行的推動力。當由氧化還原反應構成的電池的電動勢E⊖池大於零時，則此氧化還原反應就能自發進行。因此，電池電動勢也是判斷氧化還原反應能否進行的判據。
電池通過氧化還原反應產生電能，體系的自由能降低。在恆溫恆壓下，自由能的降低值（－△G）等於電池可能作出的最大有用電功（W電）：
－△G=W電=QE=nFE池
即△G=－nFE池
在標准狀態下，上式可寫成：
△G⊖ = －nFE⊖池
當E⊖池 為正值時，△G⊖為負值，在標准狀態下氧化還原反應正向自發進行；當E⊖池為負值時，△G⊖為正值，在標准狀態下反應正向非自發進行，逆向反應自發進行。E或E⊖愈是較大的正值，氧化還原反應正向自發進行的傾向愈大。E池或E⊖池愈是較大的負值，逆向反應自發進行的傾向愈大。
[例2] 試判斷反應 Br2 + 2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Br- 在標准狀態下進行的方向。
解:查表知：E⊖ Fe3+/Fe2+ = +0.77V
E⊖ Br/Br- = +1.07V
由反應式可知：Br 是氧化劑，Fe 是還原劑。
故上述電池反應的 = +1.07-0.77=0.29V>0
（三）．判斷反應進行的限度
——計算平衡常數
一個化學反應的完成程度可從該反應的平衡常數大小定量地判斷。因此，把標准平衡常數Kφ和熱力學吉布斯自由能聯系起來。
△Gφ=－2.303RTlgKφ
△Gφ=－nFEφ
則： nFEφ = 2.303RTlgKφ
標准平衡常數Kφ和標准電動勢Eφ之間的關系式為：
nFEφ
lgKφ = ————————
2.303RT
R為氣體常數，T為絕對溫度，n為氧化還原反應方程中電子轉移數目，F為法拉第常數。
該式表明，在一定溫度下，氧化還原反應的平衡常數與標准電池電動勢有關，與反應物的濃度無關。Eφ越大，平衡常數就越大，反應進行越完全。因此，可以用Eφ值的大小來估計反應進行的程度。一般說，Eφ≥0.2～0.4V的氧化還原反應，其平衡常數均大於106( K>106 ),表明反應進行的程度已相當完全了。Kφ值大小可以說明反應進行的程度，但不能決定反應速率。

❺ 電極電勢的影響因素

影響電極電勢的因素是離子的濃度、溶液的酸鹼性、沉澱劑和絡合劑。

1、離子濃度，溶液中含某種離子的總量與體積之比，用n/V表示，單位一般為mol/L。

2、酸鹼性是物質在酸鹼反應中呈現的特性，一般來說酸性物質可以使紫色石蕊試液變紅，鹼性物質可以使其變藍。

3、為了將溶液中的某一或某些組分進行分離，常常需要向溶液中加入一些物質與需要分離的組分進行化合，生成難溶解的化合物，從而通過過濾、蒸發等操作達到分離純化的效果。加進去的試劑就叫做沉澱劑。

標准態要求電極處於標准壓力（100kPa或1bar）下，組成電極的固體或液體物質都是純凈物質；氣體物質其分壓為100kPa；組成電對的有關離子（包括參與反應的介質）的濃度為1mol/L（嚴格的概念是活度）。通常測定的溫度為298K。

用標准氫電極和待測電極在標准狀態下組成電池，測得該電池的電動勢值，並通過直流電壓表確定電池的正負極，即可根據E池 = E（+）－ E（-）計算各種電極的標准電極電勢的相對數值。

(5)銀氯化銀電極標准電位是多少擴展閱讀：

電極的 E⊖為正值表示組成電極的氧化型物質，得電子的傾向大於標准氫電極中的H+，如銅電極中的 Cu；如電極的為負值，則組成電極的氧化型物質得電子的傾向小於標准氫電極中的H+，如鋅電極中的Zn。

實際應用中，常選用一些電極電勢較穩定電極如飽和甘汞電極和銀-氯化銀電極作為參比電極和其它待測電極構成電池，求得其它電極的電勢。飽和甘汞電極的電極電勢為0.24V。銀-氯化銀電極的電極電勢為0.22V。

任何一個氧化還原反應，原則上都可以設計成原電池。利用原電池的電動勢可以判斷氧化還原反應進行的方向。由氧化還原反應組成的原電池，在標准狀態下，如果電池的標准電動勢 >0，則電池反應能自發進行；如果電池的標准電動勢 <0, 則電池反應不能自發進行。在非標准狀態下，則用該狀態下的電動勢來判斷。

❻ 電極電勢

電極電勢
一，電極電勢的產生 — 雙電層理論
德國化學家能斯特（H．W．Nernst）提出了雙電層理論（electron double layer theory）解釋電極電勢的產生的原因。當金屬放入溶液中時，一方面金屬晶體中處於熱運動的金屬離子在極性水分子的作用下，離開金屬表面進入溶液。金屬性質愈活潑，這種趨勢就愈大；另一方面溶液中的金屬離子，由於受到金屬表面電子的吸引，而在金屬表面沉積，溶液中金屬離子的濃度愈大，這種趨勢也愈大。在一定濃度的溶液中達到平衡後，在金屬和溶液兩相界面上形成了一個帶相反電荷的雙電層(electron double layer)，雙電層的厚度雖然很小(約為10-8厘米數量級), 但卻在金屬和溶液之間產生了電勢差。通常人們就把產生在金屬和鹽溶液之間的雙電層間的電勢差稱為金屬的電極電勢（electrode potential），並以此描述電極得失電子能力的相對強弱。電極電勢以符號E Mn+/ M表示, 單位為V(伏)。 如鋅的電極電勢以EZn2+/ Zn 表示, 銅的電極電勢以ECu2+/Cu 表示。
電極電勢的大小主要取決於電極的本性，並受溫度、介質和離子濃度等因素的影響。
2．標准電極電勢
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。
（1）標准氫電極 電極符號: Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1)
電極反應: 2H+ + 2e = H2（g）
EφH+/ H2 ＝ 0 V
右上角的符號「φ」代表標准態。
標准態要求電極處於標准壓力（101.325kPa）下，組成電極的固體或液體物質都是純凈物質；氣體物質其分壓為101.325kPa；組成電對的有關離子（包括參與反應的介質）的濃度為1mol.L-1（嚴格的概念是活度）。通常測定的溫度為298K。
(2) 標准電極電勢 用標准氫電極和待測電極在標准狀態下組成電池，測得該電池的電動勢值，並通過直流電壓表確定電池的正負極，即可根據E池 = E（+）－ E（-）計算各種電極的標准電極電勢的相對數值。
例如在298k，用電位計測得標准氫電極和標准zn電極所組成的原電池的電動勢（E池）為0.7628v，根據上式計算Zn2+/Zn電對的標准電極為-0.7628v。用同樣的辦法可測得Cu2+/Cu電對的電極電勢為+0.34v。
電極的 E⊖為正值表示組成電極的氧化型物質，得電子的傾向大於標准氫電極中的H+，如銅電極中的 Cu2+；如電極的為負值，則組成電極的氧化型物質得電子的傾向小於標准氫電極中的H+，如鋅電極中的Zn2+。
實際應用中,常選用一些電極電勢較穩定電極如飽和甘汞電極和銀-氯化銀電極作為參比電極和其它待測電極構成電池，求得其它電極的電勢。飽和甘汞電極的電極電勢為0.2412V。銀-氯化銀電極的電極電勢為0.2223V。
3. 標准電極電勢表
將不同氧化還原電對的標准電極電勢數值按照由小到大的順序排列，得到電極反應的標准電極電勢表。其特點有：
（l）一般採用電極反應的還原電勢，每一電極的電極反應均寫成還原反應形式，即：氧化型 ＋ ne = 還原型；
（2）標准電極電勢是平衡電勢，每個電對E⊖值的正負號，不隨電極反應進行的方向而改變。
（3）Eφ值的大小可用以判斷在標准狀態下電對中氧化型物質的氧化能力和還原型物質的還原能力的相對強弱，而與參與電極反應物質的數量無關。例如：
I2＋2e =2I- Eφ= +0.5355V
1/2I2＋e = I- Eφ= +0.5355V
（4）Eφ值僅適合於標准態時的水溶液時的電極反應。對於非水、高溫、固相反應，則不適合。
二，電極電勢的應用
（一）、判斷氧化劑和還原劑的相對強弱
在標准狀態下氧化劑和還原劑的相對強弱，可直接比較Eφ值的大小。
Eφ值較小的電極其還原型物質愈易失去電子，是愈強的還原劑，對應的氧化型物質則愈難得到電子，是愈弱的氧化劑。Eφ值愈大的電極其氧化型物質愈易得到電子，是較強的氧化劑，對應的還原型物質則愈難失去電子，是愈弱的還原劑。
在標准電極電勢表中, 還原型的還原能力自上而下依次減弱，氧化型的氧化能力自上而下依次增強。
[例1] 在下列電對中選擇出最強的氧化劑和最強的還原劑。並指出各氧化態物種的氧化能力和各還原態物種的還原能力強弱順序。
MnO4-/Mn2+、Cu2+/Cu、Fe3+ /Fe2+、I2/I-、Cl2/Cl-、Sn4+/Sn2+
（二）、判斷氧化還原反應的方向
1．根據Eφ值，判斷標准狀況下氧化還原反應進行的方向。
通常條件下，氧化還原反應總是由較強的氧化劑與還原劑向著生成較弱的氧化劑和還原劑方向進行。從電極電勢的數值來看，當氧化劑電對的電勢大於還原劑電對的電勢時，反應才可以進行。反應以「高電勢的氧化型氧化低電勢的還原型」的方向進行。在判斷氧化還原反應能否自發進行時，通常指的是正向反應。
2．根據電池電動勢Eφ池值，判斷氧化還原反應進行方向。
任何一個氧化還原反應，原則上都可以設計成原電池。利用原電池的電動勢可以判斷氧化還原反應進行的方向。由氧化還原反應組成的原電池，在標准狀態下，如果電池的標准電動勢 ＞0, 則電池反應能自發進行；如果電池的標准電動勢 ＜0, 則電池反應不能自發進行。在非標准狀態下，則用該狀態下的電動勢來判斷。
從原電池的電動勢與電極電勢之間的關系來看，只有 ＞ 時，氧化還原反應才能自發地向正反應方向進行。也就是說，氧化劑所在電對的電極電勢必須大於還原劑所在電對的電極電勢，才能滿足E ＞0的條件。
從熱力學講電池電動勢是電池反應進行的推動力。當由氧化還原反應構成的電池的電動勢Eφ池大於零時，則此氧化還原反應就能自發進行。因此，電池電動勢也是判斷氧化還原反應能否進行的判據。
電池通過氧化還原反應產生電能，體系的自由能降低。在恆溫恆壓下，自由能的降低值（－△G）等於電池可能作出的最大有用電功（W電）：
－△G＝W電＝QE＝nFE池
即△G＝－nFE池
在標准狀態下，上式可寫成：
△Gφ ＝ －nFEφ池
當Eφ池 為正值時，△Gφ為負值，在標准狀態下氧化還原反應正向自發進行；當Eφ池為負值時，△Gφ為正值，在標准狀態下反應正向非自發進行，逆向反應自發進行。E或Eφ愈是較大的正值，氧化還原反應正向自發進行的傾向愈大。E池或Eφ池愈是較大的負值，逆向反應自發進行的傾向愈大。
[例2] 試判斷反應 Br + 2Fe 2Fe +2Br 在標准狀態下進行的方向。
解:查表知：Fe + e Fe ＝ +0.771V
Br + 2e 2Br ＝ +1.066V
由反應式可知：Br 是氧化劑，Fe 是還原劑。
故上述電池反應的 ＝ +1.066-0.771＝0.295V＞0
（三）．判斷反應進行的限度——計算平衡常數
一個化學反應的完成程度可從該反應的平衡常數大小定量地判斷。因此，把標准平衡常數Kφ和熱力學吉布斯自由能聯系起來。
△Gφ＝－2.303RTlgKφ
△Gφ＝－nFEφ
則： －nFEφ ＝ 2.303RTlgKφ
標准平衡常數Kφ和標准電動勢Eφ之間的關系式為：
－nFEφ
lgKφ = ————————
2.303RT
R為氣體常數，T為絕對溫度，n為氧化還原反應方程中電子轉移數目，F為法拉第常數。
該式表明，在一定溫度下，氧化還原反應的平衡常數與標准電池電動勢有關，與反應物的濃度無關。Eφ越大，平衡常數就越大，反應進行越完全。因此，可以用Eφ值的大小來估計反應進行的程度。一般說，Eφ≥0.2～0.4V的氧化還原反應，其平衡常數均大於106( K>106 ),表明反應進行的程度已相當完全了。Kφ值大小可以說明反應進行的程度，但不能決定反應速率。
三，影響電極電勢的因素
影響電極電勢的因素是離子的濃度、溶液的酸鹼性、沉澱劑和絡合劑，判斷的因素是能斯特方程。
能斯特方程式：標准電極電勢是在標准狀態下測定的。如果條件改變，則電對的電極電勢也隨之發生改變。電極電勢的大小，首先取決於電極的本性，它是通過標准電極電勢 來體現的。其次，溶液中離子的濃度（或氣體的分壓）、溫度等的改變都會引起電極電勢的變化。它們之間的定量關系可由能斯特方程式來表示；
四，元素電勢圖及其應用
大多數非金屬元素和過渡元素可以存在幾種氧化值，各氧化值之間都有相應的標准電極電勢。可將其各種氧化值按高到低（或低到高）的順序排列，在兩種氧化值之間用直線連接起來並在直線上標明相應電極反應的標准電極電勢值，以這樣的圖形表示某一元素各種氧化值之間電極電勢變化的關系圖稱為元素電勢圖，因是拉特默（Latimer）首創，故又稱為拉特默圖。根據溶液pH值的不同，又可以分為兩大類： （A表示酸性溶液）表示溶液的pH＝0； （B表示鹼性溶液）表示溶液的pH＝14。書寫某一元素的電勢圖時，既可以將全部氧化值列出，也可以根據需要列出其中的一部分。〖例如氯的元素電勢圖〗。
在元素電點陣圖的最右端是還原型物質，如Cl ，最左端是氧化型物質，如ClO 。中間的物質，相對於右端的物質是氧化型，相對於左端的物質是還原型，例如Cl 相對於Cl 是氧化型，相對於ClO 是還原型。
元素電勢圖在主要應用：
1．判斷歧化反應是否能進行
所謂歧化反應，就是在同一個元素中，一部分原子（或離子）被氧化，另一部分原子（或離子）被還原的反應。若在下列元素電勢圖中
Eφ左 Eφ右
A —— B —— C
若Eφ右＞Eφ左 ,其中間價態B可自發地發生岐化反應,生成A和C。且Eφ池越大，歧化反應程度越大。相反地，若Eφ右＜Eφ左，則不能發生歧化反應。
〖舉例〗：
2．計算未知標准電極電勢
根據元素電勢圖可從幾個相鄰氧化態電對的已知標准電極電勢，求算不相鄰氧化態電對的未知標准電極電勢。例如某元素電勢圖為：
Eφ1 Eφ2
A —— B —— C
│ Eφ │
不同電對的標准電極電勢關系：
n1 Eφ1 + n2Eφ2
Eφ= ————————
N
1、什麼叫元素電勢圖
例：已知：φ(O2/H2O2) = 0.682V, φ(H2O2/H2O) = 1.77V,φ(O2/H2O) = 1.229V
元素電勢圖氧元素)
0 -1 -2
O2 0.682 H2O2 1.77 H2O
1.229
將元素不同氧化態,按氧化數由高到低順序排列成行；（與電對的表示相一致）
在兩物質間用直線連接表示一個電對；在直線上標明此電對的標准電極電勢。
2、元素電勢圖的應用
從元素電勢圖可清楚看出某元素各氧化態的氧化還原性以及介質對氧化還原性的影響；
1.56 1.49
φθA ClO4— +1.19 ClO3— +1.21 HClO2 +1.64 HClO +1.63 Cl2 +1.36 Cl—
1.37 1.45
0.76 0.89
φθB ClO4— +0.36 ClO3— +0.33 ClO2— +0.66 ClO— +0.42 Cl2 +1.36 Cl—
0.52 0.62
φθA＞ 1V ；除φθ（Cl2/Cl—）外，φθB＜ 1V
∴氯的含氧酸作氧化劑時，應在酸性介質中進行；作還原劑時，應在鹼性介質中進行。
3、判斷歧化反應能否自發進行
元素的一種氧化態同時向較高和較低的氧化態轉化的過程稱為歧化反應。
例1： φθB ClO— 0.42 Cl2 1.36 Cl—
φθB
2ClO— + 2H2O + 2e =Cl2 + 4OH— 0.42
Cl2 + 2e =2Cl— 1.36
∴歧化反應能夠進行。
Cl2 + 2 OH— —→ ClO—+ Cl— + H2O
例2： Cu2+ 0.159 Cu+ 0.52 Cu
2 Cu+ —→ Cu2+ + Cu
∴φθ右＞φθ左，歧化反應能夠自發進行。
4、判斷歧化反應的逆反應能否自發進行
例3：φθA HClO 1.63 Cl2 1.36 Cl—
φθA
Cl2 + 2e =2Cl— 1.36
2HClO + 2H+ + 2e =Cl2 + 2H2O 1.63
HClO + Cl— + H+ —→ Cl2 + H2O
∴φθ左＞φθ右，歧化反應的逆反應能夠自發進行。
即：
A B C
φθ左＜φθ右，B —→A + C，歧化反應
φθ左＞φθ右，A ＋ C —→ B，歧化反應的逆反應
Sn4+ 0.154 Sn2+ -0.136 Sn
Sn4+ + Sn —→ 2Sn2+
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
2Fe3+ + Fe —→ 3Fe2+
元素電勢圖的用途：
1．判斷歧化反應是否能夠進行
歧化反應即自身氧化還原反應：它是指在氧化還原反應中，氧化作用和還原作用是發生在同種分子內部同一氧化值的元素上，也就是說該元素的原子（或離子）同時被氧化和還原。
由某元素不同氧化值的三種物質所組成兩個電對，按其氧化值高低排列為從左至右氧化值降低。
假設B能發生歧化反應，那麼這兩個電對所組成的電池電動勢：
B變成C是獲得電子的過程，應是電池的正極；B變成A是失去電子的過程，應是電池的負極，所以
＝ － ＞ 0 即 ＞
假設B不能發生歧化反應，同理:
＝ － ＜ 0 即 ＜
〖兩例歧化反應〗
由上兩例可推廣為一般規律：
在元素電勢圖 中，若 ＞ ，物質B將自發地發生歧化反應，產物為A和C；若 ＜ ，當溶液中有A和C存在時，將自發地發生歧化反應的逆反應，產物為B。
2．從已知電對求未知電對的標准電極電勢
假設有一元素的電勢圖：
根據標准自由能變化和電對的標准電極電勢關系：
ΔG ＝ -n F
ΔG ＝ -n F
ΔG ＝ -n F
n 、n 、n 分別為相應電對的電子轉移數，其中n ＝ n + n + n 則
ΔG ＝ - n F ＝ -(n + n + n ) F
按照蓋斯定律，吉布斯自由能是可以加合的，即：
ΔG ＝ ΔG ＋ΔG ＋ΔG
於是整理得：-(n + n + n ) F ＝ (- n F )+（- n F ）+（- n F ）
若有i個相鄰電對，則
根據此式，可以在元素電勢圖上，很直觀地計算出欲求電對的 值。
[例6-16] 已知298K時，氯元素在鹼性溶液中的電勢圖，試求出 [ClO /Cl ]， [ClO /ClO ]， [ClO /Cl ]的值。
解：298K時氯元素在鹼性溶液中的電勢圖

❼ 銀/氧化銀電極電勢是多少

一價銀的氧化銀電池，正極是氧化銀粉加入了百分之幾的石墨粉（用以增加導電性能），摻入少許粘合劑，用模具壓成葯片形狀的正極片，負極是鋅粉加入百分之幾的氧化汞，摻入少量粘合劑，也壓成葯片形。使用鋅粉為的是使電極多孔，加入氧化汞為的是降低鋅粉的腐蝕反應。正、負兩極之間有隔膜和阻擋層。電解液用氫氧化鉀或氫氧化鈉與蒸餾水配製而成。電池外殼和電池蓋都是用薄鋼片沖壓製成，然後鍍鎳或金。

氧化銀電池為什麼能放電，這個問題較為復雜。粗略地講，是因為鋅原子在鹼性溶液中，有自發失去電子的趨勢，進行氧化反應：
Zn+20H→ZnO+H2 O+2Θ

這時鋅電極的電勢為－1．26伏；而氧化銀在鹼性溶液中有自發得到電子的趨勢，其反應式為
Ag2 O+H2 O+2Θ→2Ag+20H￣

此時氧化銀電極在鹼溶液中的電勢為0．34伏。正極與負極間的電勢差為1．60伏，這就是氧化銀電池的電動勢。綜合上述兩個反應式，可得一個總的反應式為
Zn+Ag2 O→ZnO+2Ag

由此可以看出，這種電池的放電產物是氧化鋅和銀。由於正極有銀生成，所以正極的導電性能愈來愈好。

氧比銀電池的電動勢為1．55～1．60伏，工作電壓一般穩定在1．5伏。採用氫氧化鉀電解液時，連續輸出電流可達幾個毫安；間歇放電時，電流可達幾十毫安。採用氫氧化鈉電解液時，工作電流不宜大於1毫安。
顏色為銀灰色。

❽ 飽和銀氯化銀電極的電極電勢怎麼算

氯化銀ksp=1.8x10^-10，標准狀態，ccl-=1moll-，氯化銀溶液中cag+=1.8x10^-10，φ(ag+/ag)標准=0.7996v，所以φ(agcl/ag)標准=φ(ag+/ag)標准+0.0592lg[ag+]=0.223v

❾ 有那幾種標准電極電勢

1.標准氫電極電極符號: Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1) 電極反應: 2H+ + 2e = H2（g） E�6�2H+/ H2 ＝ 0 V 右上角的符號「�6�2」代表標准態。 標准態要求電極處於標准壓力（100kPa或1bar）下，組成電極的固體或液體物質都是純凈物質；氣體物質其分壓為100kPa；組成電對的有關離子（包括參與反應的介質）的濃度為1mol.L-1（嚴格的概念是活度）。通常測定的溫度為298K。 2. 標准電極電勢用標准氫電極和待測電極在標准狀態下組成電池，測得該電池的電動勢值，並通過直流電壓表確定電池的正負極，即可根據E池 = E（+）－ E（-）計算各種電極的標准電極電勢的相對數值。 例如在298k，用電位計測得標准氫電極和標准Zn電極所組成的原電池的電動勢（E池）為0.76v，根據上式計算Zn2+/Zn電對的標准電極為-0.76v。用同樣的辦法可測得Cu2+/Cu電對的電極電勢為+0.34v。 電極的 E�6�2為正值表示組成電極的氧化型物質，得電子的傾向大於標准氫電極中的H+，如銅電極中的 Cu2+；如電極的為負值，則組成電極的氧化型物質得電子的傾向小於標准氫電極中的H+，如鋅電極中的Zn2+。 實際應用中,常選用一些電極電勢較穩定電極如飽和甘汞電極和銀-氯化銀電極作為參比電極和其它待測電極構成電池，求得其它電極的電勢。飽和甘汞電極的電極電勢為0.24V。銀-氯化銀電極的電極電勢為0.22V。 3. 標准電極電勢表將不同氧化還原電對的標准電極電勢數值按照由小到大的順序排列，得到電極反應的標准電極電勢表。其特點有： （l）一般採用電極反應的還原電勢，每一電極的電極反應均寫成還原反應形式，即：氧化型 ＋ ne =還原型； （2）標准電極電勢是平衡電勢，每個電對E�6�2值的正負號，不隨電極反應進行的方向而改變。 （3）E�6�2值的大小可用以判斷在標准狀態下電對中氧化型物質的氧化能力和還原型物質的還原能力的相對強弱，而與參與電極反應物質的數量無關。例如： I2＋2e =2I- E�6�2= +0.5355V 1/2 I2＋e = I- E�6�2= +0.5355V （4）E�6�2值僅適合於標態時的水溶液時的電極反應。對於非水、高溫、固相反應，則有一定局限性。而對於非標態的反應可用Nernst方程轉化。

❿ 銀硝酸銀的標准電極電勢

一般建立一個原電池，以AgCl為例子。

AgCl的電離平衡方程是AgCl=Ag++Cl-，把這個做為原電池的總反應。

正極反應AgCl+e=Ag+Cl-電極就是表面帶有AgCl沉澱的銀插到1mol/L的Cl-溶液中。

負極反應Ag-e=Ag+電極就是銀插到1mol/L的硝酸銀溶液中。

這樣得由正負極的標准電極電勢差查表得到，或者由實驗數據可以得到原電池的電動勢E=E正-E負，由dG=-nEF=-RTln［Ag+］［Cl-］，Ksp=［Ag+］［Cl-］=e^（nEF/RT）。

物理性質

無色透明斜方晶系片狀晶體，易溶於水，溶於乙醚和甘油，微溶於無水乙醇，幾乎不溶於濃硝酸。其水溶液呈弱酸性。硝酸銀溶液由於含有大量銀離子，故氧化性較強，並有一定腐蝕性，醫學上用於腐蝕增生的肉芽組織，稀溶液用於眼部感染的殺菌劑。熔化後為淺黃色液體，固化後仍為白色。