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文档介绍：
探究影响水果电池电动势和内阻的因素_王朝祥探究影响水果电池电动势和内阻的因素_王朝祥
第34卷第4期
PHYSICSTEACHER
Vol.34No.4
探究影响水果电池电动势和内阻的因素
()北京市第八十中学,北京 100102
如苹果、西红柿)的汁液中含有大量的果酸,是水果(
在水果中平行的插入两个电极,就构成水很好的电解质.
果原电池,简称水果电池.
水果电池取材方便、贴近生活,经常出现在高中物理笔者通过实验测量出水果电池的电动势E和和化学课堂.
内阻r,并采用控制变量法探究了水果种类、水果温度、电
极种类、电极间距、电极插入深度等因素对水果电池电动实验成果分享如下.势和内阻的影响,
)实验数据分析.2 (
分析第1、在其他因素相同的情况2组实验数据发现:水果的种类对电池的电动势和内阻有较大影响,苹果下,
电池的电动势和内阻都比西红柿电池大.
分析第2、在电极材料、水果种3、4组实验数据发现:类、水果温度一定的情况下,水果电池的电动势与电极间距、电极插入深度无关;水果电池的内阻与电极间距、电极电极间距越大、电极插的越浅,电池的内阻插入深度有关,越大.
分析第2、在其他因素相同的情5、6组实验数据发现:况下,电极材料对水果电池的电动势有很大影响.第6组实验采用C—Z测得的电动势最大.n电极对,
分析第2、在其他因素相同的情况7组实验数据发现:温度升高,苹果电池的电动势减小,内阻减小.下,
1 实验器材和电路
()实验器材.1
水果:苹果、西红柿.电极:铜片、锌片、碳棒.微安表:,量程0~2内阻r电阻箱(00μA,500Ω.0~99999.9Ω)g=导线,开关等.
()实验电路及测量原理.2
实验电路如图1,根据全电路欧姆定律E=I(r+rg+,整理得=(R)r+rR).g+
如图2,作出距为b,则
电源电动势E=,内阻r=-rg
若图线的斜率为k,纵轴截~R图线.
3 实验结论及理论解释
()影响水果电池电动势的因素有:电极材料、水果种1
水果温度.类、
其两电极应存在金属活动性上①水果电池是原电池,
,正负电极的活动性差异越大(如C—Z的差异.n电极对)水果电池的电动势越大.
水果的pH+浓H值不同.H值越小,②不同水果的p
度越大,水果电池的电动势越大.
查询相关资料得知,苹果的pH值范围是2.9~3.3,西红柿的p苹果的pH值范围是4.H值比西红柿0~4.4,其电动势大.小,
适当提高温度,从而③在不影响细胞活性的条件下,提高酶的活性,能促进水果成熟、加速有机酸的分解(放出、降低H+浓度,从而导致水果电池的电动势减小.CO2)
()水果种类、水果温度、电极间距、电极插入深度等2
2 实验数据分析
()实验数据见表1.1
水果电极电动内阻
温度间距势Er
((℃)(cm)V)(Ω)(cm)
. 0.. 0.. 0.44 2
. 0.. 1.. 0.1
因素对水果电池内阻都有影响.
其汁液(电解液)越多,自①水果内富含有机酸和糖,
由电荷越多,水果电池的内阻越小.能促使溶解性不好的淀粉和糖②适当提高水果温度,类分解,电解液浓度增大,电阻减小./增加电极间距,相当LS可知:③结合电阻定律r=ρ于增加导体长度,水果电池的内阻增大;增加电极插入的深度,相当于增大导体横截面积,水果电池的内阻减小.
说明:受实验条件限制,本实验不探究水果电池内阻与电极材料的关系.
1西红柿Cu-Zn42 234567
苹果苹果苹果苹果苹果苹果
Cu-Zn42 Cu-Zn42 Cu-Zn42 C-Cu42 C-Zn42 Cu-Zn04
4 教学建议
高中物理、化学教师在设计“水果
Vol.34No.4()2013
PHYSICSTEACHER
第34卷第4期
参考线与游标上的0刻线之间的距离为在图2中,
也就是零误差δ=0.将参考线看做游标尺0.1mm,1mm.
,上的“真正的0刻线”在使用这样的游标卡尺进行测量
被测量的物体的准确长度就是主尺上的0刻线与游标时,
真正0刻线”之间的距离,即被测物体准确长度=读上的“
数-零误差.
例如在图3中,主尺0刻线到游标0刻线之间的距离为
所以被测物体的长度L=55.3mm,.3mm-0.1mm=.2mm
2 螺旋测微器
在用螺旋测微器测量前校零时,如果测微螺杆与测
可动刻度左边沿贴近了主尺上的0刻线但可砧接触时,
动刻度的0刻线与固定刻度的刻度线不能完全对齐时(,如图6所示)则要考虑零误差.在此采用的方法还是添加参考线.在可动刻度转筒上添加对齐固定刻度的刻度
,参考线”这个参考线就是可动刻度的“真正零刻度线的“
在图6中,参考线与可动刻度0刻线之间刚好相差一小格,
零误差δ=0.使用图6010mm.这样的螺旋测微器,当测砧与测微螺杆靠拢时被测长度为零而
仪器的读数已经为0.010mm
”了.可动刻度上的“号线实际上相对于参考线只有4小5
格,如此类推.用这种螺旋测微器测小钢球的直径时,直
读数”前面的高考题就是这种径的真实值=“-零误差.
如果螺旋测微器在校零时出现另外一种情况,如图7所示,则也可以通过添加“参考线”的方法来加以解决
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电极电势与歧化反应的关系.. 10分一般元素的电势图是按氧化态由高到低的排列顺序，即A、B、C的氧化态由高到低。如果a<b，则B到C代表B作氧化剂时，因为氧化态降低，换句话说该电对是正极；而B到A则是B作还原剂时，因为氧化态升高，换句话说该电对是负极；电动势=正极电极电势 - 负性电极电势若电动势大于零则正向进行，这是氧化还原反应判断反应方向的依据。也就是说发生歧化。同理，你自己可以推出，若a>b，则逆歧化（归中）也会进行。
如何看元素电势图? 5分元素电势图要这样看：一般元素的电势图是按氧化态由高到低的排列顺序，即A、B、C的氧化态由高到低。如果a<b，则B到C代表B作氧化剂时，因为氧化态降低，换句话说该电对是正极；而B到A则是B作还原剂时，因为氧化态升高，换句话说该电对是负极；显而易见，一个化学反应： 电动势=正极电极电势 - 负性电极电势若电动势大于零则正向进行，这是氧化还原反应判断反应方向的依据。也就是说发生歧化。同理，你自己可以推出，若a>b，则逆歧化会进行。
Al元素在酸性和碱性介质中的标准电极电势分别是多少 酸性:-1.66，碱性:-2.33Al(III)－(0) Al3++3e－=Al －1.662（酸性溶液）Al(III)－(0) H2AlO3－+H2O+3e－=Al+OH－ －2.33（碱性溶液）这两个电极反应用来解释溶解性还是比较合适的。至于氢氧化铝，不太好吧，毕竟离子和难溶电解质的沉淀的标准电极电势还是有区别的。不过通常标况下的碱性溶液是不会生成氢氧化铝沉淀。至于反应放出氢的标准电极电势H(I)－(0) 2H++2e－=H2 0.0000（酸性溶液）H(I)－(0) 2H2O+2e－=2OH-+H2 -0.83（碱性溶液）标准电极电势相差很大，所以即使浓度对电极电势有影响，但通常不会改变反应的方向。
条件电极电势和标准电极电势有什么不同？影响条件电势的外界因素有哪些 离子强度,生成沉淀的影响,溶液酸度的影响,生成络合物的影响
电极电势有关问题元素电势图中的正负是什么含义?如何利用它判断一些反应的发生电势图中的电势都是左边到右边的电势,比如酸性条件下ClO4-→(1.189V)ClO3-表示ClO4-到ClO3-的电势,即反应ClO4-+2H++2e=ClO3-+H2O的电极电势为1.189V.当正极反应和负极反应加和后,会得到一个总的电极电势差.当这个差值大于0时,正反应可以发生,当差值大于0.2-0.4V时可以认为正反应发生得很彻底.比如说,Cl2+2e=2Cl-,E=1.358V；Fe3++e=Fe2+,E=0.771V.那么总反应2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-,E=0.587V,大于0.4V,所以正反应可以彻底进行.
在标准电极电势表中,碱金属一栏是从锂至铯升高.就是说还原性从锂至铯降低.与元素周期表相反.首先原题的表述有误,在电位序中碱金属并非自锂至铯递增,实际顺序是从钠至铯其代数值递减,但锂极为反常其电极电位最低.按元素周期律的递变规律,碱金属自上而下金属性递增,故衡量其在水溶液中还原能力的电极电势也递减,但锂的不规则是由于其对应阳离子的半径小极化力较大,在水溶液中极易同水分子结合形成水合离子,这种强烈的倾向能释放出较大的水合能,总效应超过了需要激发时需补偿的较高电离能和升华热等能量变化,使锂在水溶液中的还原能力大大提高,电极电势显著下降；而其它碱金属由于没有这样较特殊的效应存在,故其电极电位和周期律上还原性的递变规律较一致.
29．在298.15K、标准状态下,电对Cu2+/Cu、Fe3+/Fe2+、Sn4+/Sn2+、Cl2/Cl-中最强的还原剂是 （ ）（θ（Cu2+/Cu）=0.3419V,θ(Fe3+/Fe2+)=0.771V,θ(Sn4+/Sn2+)=0.151V,θ(Cl2/Cl-)=1.358V）A．Cl2 B．Cu 选D,电极电势越小的还原性越强参考电极电势一,电极电势的产生 — 双电层理论德国化学家能斯特（H．W．Nernst）提出了双电层理论（electron double layer 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(electron double layer),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（electrode potential）,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(伏). 如锌的电极电势以EZn2+/ Zn 表示, 铜的电极电势以ECu2+/Cu 表示.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.2．标准电极电势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.1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议,采用标准氢电极作为标准电极,并人为地规定标准氢电极的电极电势为零.（1）标准氢电极 电极符号: Pt|H2(101.3kPa)|H+(1mol.L-1)电极反应: 2H+ + 2e = H2（g）EφH+/ H2 ＝ 0 V右上角的符号“φ”代表标准态.标准态要求电极处于标准压力（101.325kPa）下,组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为101.325kPa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol.L-1（严格的概念是活度）.通常测定的温度为298K.(2) 标准电极电势 用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池,测得该电池的电动势值,并通过直流电压表确定电池的正负极,即可根据E池 = E（+）－ E（-）计算各种电极的标准电极电势的相对数值.例如在298k,用电位计测得标准氢电极和标准zn电极所组成的原电池的电动势（E池）为0.7628v,根据上式计算Zn2+/Zn电对的标准电极为-0.7628v.用同样的办法可测得Cu2+/Cu电对的电极电势为+0.34v.电极的 E?为正值表示组成电极的氧化型物质,得电子的倾向大于标准氢电极中的H+,如铜电极中的 Cu2+；如电极的为负值,则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H+,如锌电极中的Zn2+.实际应用中,常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池,求得其它电极的电势.饱和甘汞电极的电极电势为0.2412V.银-氯化银电极的电极电势为0.2223V.3. 标准电极电势表将不同氧化还原电对的标准电极电势数值按照由小到大的顺序排列,得到电极反应的标准电极电势表.其特点有：（l）一般采用电极反应的还原电势,每一电极的电极反应均写成还原反应形式,即：氧化型 ＋ ne = 还原型；（2）标准电极电势是平衡电势,每个电对E?值的正负号,不随电极反应进行的方向而改变.（3）Eφ值的大小可用以判断在标准状态下电对中氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的相对强弱,而与参与电极反应物质的数量无关.例如：I2＋2e =2I- Eφ= +0.5355V1/2I2＋e = I- Eφ= +0.5355V（4）Eφ值仅适合于标准态时的水溶液时的电极反应.对于非水、高温、固相反应,则不适合.二,电极电势的应用（一）、判断氧化剂和还原剂的相对强弱在标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱,可直接比较Eφ值的大小.Eφ值较小的电极其还原型物质愈易失去电子,是愈强的还原剂,对应的氧化型物质则愈难得到电子,是愈弱的氧化剂.Eφ值愈大的电极其氧化型物质愈易得到电子,是较强的氧化剂,对应的还原型物质则愈难失去电子,是愈弱的还原剂.在标准电极电势表中, 还原型的还原能力自上而下依次减弱,氧化型的氧化能力自上而下依次增强.[例1] 在下列电对中选择出最强的氧化剂和最强的还原剂.并指出各氧化态物种的氧化能力和各还原态物种的还原能力强弱顺序.MnO4-/Mn2+、Cu2+/Cu、Fe3+ /Fe2+、I2/I-、Cl2/Cl-、Sn4+/Sn2+（二）、判断氧化还原反应的方向1．根据Eφ值,判断标准状况下氧化还原反应进行的方向.通常条件下,氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行.从电极电势的数值来看,当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时,反应才可以进行.反应以“高电势的氧化型氧化低电势的还原型”的方向进行.在判断氧化还原反应能否自发进行时,通常指的是正向反应.2．根据电池电动势Eφ池值,判断氧化还原反应进行方向.任何一个氧化还原反应,原则上都可以设计成原电池.利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向.由氧化还原反应组成的原电池,在标准状态下,如果电池的标准电动势 ＞0, 则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势 ＜0, 则电池反应不能自发进行.在非标准状态下,则用该状态下的电动势来判断.从原电池的电动势与电极电势之间的关系来看,只有 ＞ 时,氧化还原反应才能自发地向正反应方向进行.也就是说,氧化剂所在电对的电极电势必须大于还原剂所在电对的电极电势,才能满足E ＞0的条件.从热力学讲电池电动势是电池反应进行的推动力.当由氧化还原反应构成的电池的电动势Eφ池大于零时,则此氧化还原反应就能自发进行.因此,电池电动势也是判断氧化还原反应能否进行的判据.电池通过氧化还原反应产生电能,体系的自由能降低.在恒温恒压下,自由能的降低值（－△G）等于电池可能作出的最大有用电功（W电）：－△G＝W电＝QE＝nFE池即△G＝－nFE池在标准状态下,上式可写成：△Gφ ＝ －nFEφ池当Eφ池 为正值时,△Gφ为负值,在标准状态下氧化还原反应正向自发进行；当Eφ池为负值时,△Gφ为正值,在标准状态下反应正向非自发进行,逆向反应自发进行.E或Eφ愈是较大的正值,氧化还原反应正向自发进行的倾向愈大.E池或Eφ池愈是较大的负值,逆向反应自发进行的倾向愈大.[例2] 试判断反应 Br + 2Fe 2Fe +2Br 在标准状态下进行的方向.解:查表知：Fe + e Fe ＝ +0.771VBr + 2e 2Br ＝ +1.066V由反应式可知：Br 是氧化剂,Fe 是还原剂.故上述电池反应的 ＝ +1.066-0.771＝0.295V＞0（三）．判断反应进行的限度——计算平衡常数一个化学反应的完成程度可从该反应的平衡常数大小定量地判断.因此,把标准平衡常数Kφ和热力学吉布斯自由能联系起来.△Gφ＝－2.303RTlgKφ△Gφ＝－nFEφ则： －nFEφ ＝ 2.303RTlgKφ标准平衡常数Kφ和标准电动势Eφ之间的关系式为：－nFEφlgKφ = ————————2.303RTR为气体常数,T为绝对温度,n为氧化还原反应方程中电子转移数目,F为法拉第常数.该式表明,在一定温度下,氧化还原反应的平衡常数与标准电池电动势有关,与反应物的浓度无关.Eφ越大,平衡常数就越大,反应进行越完全.因此,可以用Eφ值的大小来估计反应进行的程度.一般说,Eφ≥0.2～0.4V的氧化还原反应,其平衡常数均大于106( K>106 ),表明反应进行的程度已相当完全了.Kφ值大小可以说明反应进行的程度,但不能决定反应速率.三,影响电极电势的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；四,元素电势图及其应用大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化值,各氧化值之间都有相应的标准电极电势.可将其各种氧化值按高到低（或低到高）的顺序排列,在两种氧化值之间用直线连接起来并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值,以这样的图形表示某一元素各种氧化值之间电极电势变化的关系图称为元素电势图,因是拉特默（Latimer）首创,故又称为拉特默图.根据溶液pH值的不同,又可以分为两大类： （A表示酸性溶液）表示溶液的pH＝0； （B表示碱性溶液）表示溶液的pH＝14.书写某一元素的电势图时,既可以将全部氧化值列出,也可以根据需要列出其中的一部分.〖例如氯的元素电势图〗.在元素电位图的最右端是还原型物质,如Cl ,最左端是氧化型物质,如ClO .中间的物质,相对于右端的物质是氧化型,相对于左端的物质是还原型,例如Cl 相对于Cl 是氧化型,相对于ClO 是还原型.元素电势图在主要应用：1．判断歧化反应是否能进行所谓歧化反应,就是在同一个元素中,一部分原子（或离子）被氧化,另一部分原子（或离子）被还原的反应.若在下列元素电势图中Eφ左 Eφ右A —— B —— C若Eφ右＞Eφ左 ,其中间价态B可自发地发生岐化反应,生成A和C.且Eφ池越大,歧化反应程度越大.相反地,若Eφ右＜Eφ左,则不能发生歧化反应.〖举例〗：2．计算未知标准电极电势根据元素电势图可从几个相邻氧化态电对的已知标准电极电势,求算不相邻氧化态电对的未知标准电极电势.例如某元素电势图为：Eφ1 Eφ2A —— B —— C│ Eφ │不同电对的标准电极电势关系：n1 Eφ1 + n2Eφ2Eφ= ————————N1、什么叫元素电势图例：已知：φ(O2/H2O2) = 0.682V, φ(H2O2/H2O) = 1.77V,φ(O2/H2O) = 1.229V元素电势图氧元素)0 -1 -2O2 0.682 H2O2 1.77 H2O1.229将元素不同氧化态,按氧化数由高到低顺序排列成行；（与电对的表示相一致）在两物质间用直线连接表示一个电对；在直线上标明此电对的标准电极电势.2、元素电势图的应用从元素电势图可清楚看出某元素各氧化态的氧化还原性以及介质对氧化还原性的影响；1.56 1.49φθA ClO4— +1.19 ClO3— +1.21 HClO2 +1.64 HClO +1.63 Cl2 +1.36 Cl—1.37 1.450.76 0.89φθB ClO4— +0.36 ClO3— +0.33 ClO2— +0.66 ClO— +0.42 Cl2 +1.36 Cl—0.52 0.62φθA＞ 1V ；除φθ（Cl2/Cl—）外,φθB＜ 1V∴氯的含氧酸作氧化剂时,应在酸性介质中进行；作还原剂时,应在碱性介质中进行.3、判断歧化反应能否自发进行元素的一种氧化态同时向较高和较低的氧化态转化的过程称为歧化反应.例1： φθB ClO— 0.42 Cl2 1.36 Cl—φθB2ClO— + 2H2O + 2e =Cl2 + 4OH— 0.42Cl2 + 2e =2Cl— 1.36∴歧化反应能够进行.Cl2 + 2 OH— —→ ClO—+ Cl— + H2O例2： Cu2+ 0.159 Cu+ 0.52 Cu2 Cu+ —→ Cu2+ + Cu∴φθ右＞φθ左,歧化反应能够自发进行.4、判断歧化反应的逆反应能否自发进行例3：φθA HClO 1.63 Cl2 1.36 Cl—φθACl2 + 2e =2Cl— 1.362HClO + 2H+ + 2e =Cl2 + 2H2O 1.63HClO + Cl— + H+ —→ Cl2 + H2O∴φθ左＞φθ右,歧化反应的逆反应能够自发进行.即：A B Cφθ左＜φθ右,B —→A + C,歧化反应φθ左＞φθ右,A ＋ C —→ B,歧化反应的逆反应Sn4+ 0.154 Sn2+ -0.136 SnSn4+ + Sn —→ 2Sn2+Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe2Fe3+ + Fe —→ 3Fe2+元素电势图的用途：1．判断歧化反应是否能够进行歧化反应即自身氧化还原反应：它是指在氧化还原反应中,氧化作用和还原作用是发生在同种分子内部同一氧化值的元素上,也就是说该元素的原子（或离子）同时被氧化和还原.由某元素不同氧化值的三种物质所组成两个电对,按其氧化值高低排列为从左至右氧化值降低.假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组成的电池电动势：B变成C是获得电子的过程,应是电池的正极；B变成A是失去电子的过程,应是电池的负极,所以＝ － ＞ 0 即 ＞假设B不能发生歧化反应,同理:＝ － ＜ 0 即 ＜〖两例歧化反应〗由上两例可推广为一般规律：在元素电势图 中,若 ＞ ,物质B将自发地发生歧化反应,产物为A和C；若 ＜ ,当溶液中有A和C存在时,将自发地发生歧化反应的逆反应,产物为B.2．从已知电对求未知电对的标准电极电势假设有一元素的电势图：根据标准自由能变化和电对的标准电极电势关系：ΔG ＝ -n FΔG ＝ -n FΔG ＝ -n Fn 、n 、n 分别为相应电对的电子转移数,其中n ＝ n + n + n 则ΔG ＝ - n F ＝ -(n + n + n ) F按照盖斯定律,吉布斯自由能是可以加合的,即：ΔG ＝ ΔG ＋ΔG ＋ΔG于是整理得：-(n + n + n ) F ＝ (- n F )+（- n F ）+（- n F ）若有i个相邻电对,则根据此式,可以在元素电势图上,很直观地计算出欲求电对的 值.[例6-16] 已知298K时,氯元素在碱性溶液中的电势图,试求出 [ClO /Cl ], [ClO /ClO ], [ClO /Cl ]的值.298K时氯元素在碱性溶液中的电势图
分子的活波性的排行 元素活泼性顺序表指的是对元素的活动性经过一定规律的排列出的顺序表。金属活动性顺序的主要判断依据为该金属在中性溶液中的半反应的标准电极电势大小，（通俗地说，标准电极电势基准为298K下含1mol/L浓度的H+溶液，1标准压力的氢气的电极电势，大小规定为0），标准电极电势越小，该金属活动性越强，（非金属相反）标准电极电势>0（即活动性低于氢）时，金属不与非氧化性酸反应，标准电极电势<0时，可与非氧化性酸反映。标准电极电势较小的金属可从标准电极电势较大的金属的盐的水溶液中置换出后者。如金属锂在中性溶液中的标准电极电势为 —3.045V，为活动性最强，而铜（+0.342V）、汞（+0.851V）、银（+0.7996V）、铂（+1.200V）、金（1.691V）都大于0，故一般不与非氧化性酸反应》。金属活动铯、铷、钾、镭、钡、锶、钙、钠、锂、锕、镧、铈、镨、钕、钷、钐、铕、钆、铽、钇、镁、镅、镝、钬、铒、铥、镱、镥、（氢）、钪、钚、钍、镎、铍、铀、铪、铝、钛、锆、钒、锰、铌、锌、铬、镓、铁、镉、铟、铊、钴、 镍、钼、锡、铅、（氘分子）、（氢分子）、铜、锝、钋、汞、银、铑、钯、铂、金元素活泼性顺序表描述金属大概是这样：由强到弱 铯最强 然后是稀土、钡、铷、再然后是钾〉钙〉钠〉镁〉铝〉铍〉锰〉锌〉铁〉钴〉镍〉锡〉铅〉(氢)〉铜〉汞〉银〉铂〉金。初中阶段应该掌握：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au、Mn、I。由强到弱的 了解金属活动性顺序表可以判断置换反应是否发生。如氢前面的金属可以把酸中的氢置换出来。位置在前的金属可把在后的金属置换出来。位置差距越大置换反应越容易发生。但K ,Ca,Na 首先与水反应，生成对应的碱。元素活泼性顺序表非金属非金属是这样：因为非金属一般都是若干原子构成的分子，而分子是非金属常见形态，所以这里排的是分子顺序表，比较实用： 氟>氧>氯>溴>氮>硫>氢>红磷>碘>碳>砷>硒>硼>硅[氧和氯可对换，常温下氯的活动性强于氧，高温下氧的活动性远强于氯] 稀有气体 ：Xe>Kr>Ar>Ne>He 总之元素周期表里非金属性越是左下方越弱，越是右上方越强。惰性气体不算。原电池电动势及溶液pH值的测定(更正5)-海文库
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原电池电动势及溶液pH值的测定(更正5)
原电池电动势 及溶液pH值的测定 一、目的要求：1、加深对可逆电池、可逆电极概念的理解。 2、掌握对消法测定电池电动势的原理及电位差 计的使用方法。 3、学会一种测定溶液pH的方法――醌―氢醌电 极法。 二、预习要求1、掌握电极的制备方法。 2、掌握对消法测定电池电动势。 3、掌握可逆电池电动势的运用。 三、实验原理1、原电池电动势的测量 (1)基础知识 化学电池是由两个“半电池”（即正负电极放在相 应的电解质溶液中）组成的。在电池反应过程中，正 极上起还原反应，负极上起氧化反应。Emf ? ?? ? ??相对电极电势是采用标准氢电极作为参照，使待测 电极与标准氢电极组合成原电池： 标准氢电极ll待测电池 三、实验原理以铜---锌电池为例，它可以表示为： Zn IZnSO4(a1)lI CuSO4(a2)lCu 负极反应为：Zn→Zn2++2e 正极反应为：Cn2++2e → Cu 总电池反应：Zn+Cu2+ → Cu+Zn2+ 其电动势的大小与电极性质及溶液中相关离子的活度的关系可 由能斯特公式求得：E ? E0aZn 2? RT ? ln 2F aCu 2? cZn 2?? ? E ? ? ? Cu 2? / Cu ? ? Zn 2? / ZnaZn 2? ? ? ? , Zn 2? ? aCu 2? ? ? ? ,Cu 2? ?c? cCu 2? c? 三、实验原理原电池的电动势是在原电池的各相间没有带电粒子的转移时各 相间电势差的总和，也就是原电池的开路电压。所谓“开路”，实 际 上就是在测定时没有电流通过原电池。而有外电流通过时，这两极 间的电势差称为电池电压。U ? E ? Ir作为一种近似处理，完全消除了液接的电池可以按可逆电池对 待。因此，电动势的测定必须在可逆条件下进行，否则所得电 动势 没有热力学意义。可逆必须满足： 1）电极反应可逆：电极反应可向正反两个方向进行； 2）能量转化可逆：不论是充电还是放电，所通过的电流必须十 分微小，电池在接近平衡态下工作。可逆电池电动势与参与平衡 的电极反应的各溶液活度之间的关系完全由该反应的能斯特方程 决定。 三、实验原理不能用伏特计直接测定,因为电 池与伏特计相接后,便构成了回路, 有电流通过,发生化学变化、电极被 极化、溶液浓度改变、电池电势不 能保持稳定。且电池本身有内阻， 伏特计所量得的电势降不等于电池 的电动势。对消法可在电池无电流 通过时测得其两极间的电势 差，即为该电池的电动势。 三、实验原理(2)、测定基本原理E ? (R ? r)I 外电路 I相同 U ? RI U R ? E R?r R?? U ? E对消法就是根据上述原理设计的。在外电路加一个方向相反而 电势几乎相同的电池，以对抗原电池的电动势。此时，外电路上差 不多没有电流通过，相当于R为无限大的情形下进行测定。 三、实验原理1）电压补偿法的原理 关于补偿法见书70页（定义、装置组成、分类）。 电压补偿原理就是利用一个电压或电动势去抵消另 一个电压或电动势，其原理可用下图说明。 两个电源 E0和EX并联，其中为E0 为可调标准电源电动势， EX为 待测电源电动势，中间串联一个直流检流计，构成闭和 回路。 三、实验原理调节E0， 使检流计读数为0，电路中没有电流， E0= EX 。这时电路处于补偿状态。为了测量， 关键在于如何获得可调节的标准电源，并要求 这电源（a）大小应便于调节；（b）电压应该很 稳定，能够迅速读出其准确的数值。 三、实验原理2）电位差计的测量原理 根据补偿法测量电位差的实验装置称为电 位差计，其测量原理如图所示。它是一个测量 电压的仪器，产生一个已知电压与被测电压平 衡，该已知电压可以由固定电流流过一个可调 电阻，也可以由可调电流通过一个固定电阻而 获得，或者由它们的组合而获得。 三、实验原理E 外接工作电源 RP 工作电流调节盘电阻 （或限流电阻） RX 测量盘电阻（或补偿 电阻、分压电阻）； RN 温度补偿盘电阻（或 调定电阻、标准电阻） G 平衡指示用检流计 K “标准---未知”开关 EN 外接标准电池电动势 EX 被测电动势 三、实验原理由三部分构成： 工作电流回路：由E、 RP 、 RN 、 RX 等构成，亦 称辅助回路 标准回路：由EN、 RN 、K、G等构成 测量回路：由Ex、 RX 、K、 G等构成，亦称补偿回 路 注意E 与 EN（或Ex ）的连接。 三、实验原理要测量电动势，必须分两步进行： a. 定标 把开关K倒向标准，调节工作电流调节盘 ， 改变 回路①中的电流I，使检流计G指零得：EN ? I ? RN由于EN和RN的数值都能很准确地知道，这样工作电流 回路中的电流也就能被精确地校准为所需要的值。 三、实验原理b.测量Ex 标定结束后，保持工作电流I不变，把开关K倒向 未知，通过调节电阻， 使检流计G指零，又得E x ? I ? Rx E x ? E N ? Rx / RN 三、实验原理? 从中可看出电位差计是一种比例仪器，即用已知电动势（ E ? R ），来确定未知电动势。 ? 被测电动势的准确度主要取决于由电阻元件组成的 比例系数 Rx / RN 、标准电池电动势EN的准确度，检 流计G的灵敏度和电流的稳定度等因素的影响。还有 温度、相对湿度等（影响电阻元件、绝缘层、回路 温差电势） 3）直流电位差计分类见书71页。N NRx 三、实验原理4)、UJ25型高电势直流电位差计简介UJ-25型电位差计测电动势的范围其上限为600V，下限为 0.000001V，但当测量高于1.911110V以上电压时，就必须配用分压箱 来提高上限。工作电流: 0.0001A。 三、实验原理UJ25型高电势直流电位差计简化线路图 三、实验原理5）直流电位差计配套仪器的选择（见书73页）。 6）数字式电位差计简介 SDC数字电位差综合测试仪是采用对消法测 量原理设计的一种电位测量仪器，它将普通电位 差计、检流计、标准电池及工作电池合为一体， 保持了普通电位差计的的测量结构，并在电路设 计中采用了对称设计，保证了测量的高精确度。 三、实验原理当测量开关置于内标时,拨动精 密电阻箱通过恒电流电路产生电 位数模转换电路送入CPU，由 CPU显示电位，使电位显示为 1V。这时，精密电阻箱产生的 电压信号与1V电压送至测量电 路，由测量电路测量出误差信 号，经数模转换电路再送入CPU， 由检零显示误差值，由采零按钮 控制并记忆误差，以便测量待 测电动势时进行误差补偿。SDC数字电位差综合测试仪工作原理图 三、实验原理?当测量开关置于外标时，由外标标准电池 提供标准电压，拨动精密电阻箱和补偿电位器 产生电位显示和检零显示，测量电路经标定后 即可测量待测电势。 三、实验原理7）电位差计的优缺点 a.优点 ①准确度高，仅依赖于标准电阻、检流计、标准电池。因为电阻可以做 得很准确，检流计灵敏度高，标准电池的电动势准确稳定，故可作为 标准仪器来校验电表。 ②测量范围宽广，灵敏度高，可测量小电压或电压的微小变化。 ③测量回路中电流为零，故可测出电动势。 b.缺点 电位差计在测量过程中，其工作条件易发生变化，因此，每次测量都 必须经过定标和测量两个步骤。扩大量程要用分压器，缩小量程，可 采用分流法。要注意防止泄露电流、静电的干扰。测量低电位差时， 还应注意消除温差电动势等杂散电动势的影响（见书75页）。 8）注意事项（见书75-76页） 三、实验原理标准电池见书76-78页 检流计见书62-69页 高阻抗电位差计是一种测定电动势的新技 术，是发展的必然趋势。 三、实验原理2、电动势法测pH 电动势法可以用来测定溶液的pH值，其原理是将 一个与氢离子活度有关的指示电极与另一参比电极放 在被测溶液中构成电池，然后测定该电池的电动势E。 由于参比电极电势恒定，该电池的电动势的数值就只 与被测溶液中的氢离子活度aH+有关，于是可根据E的 数值求算出溶液pH值，常用的氢离子指示电极有：玻 璃电极，氢电极及醌氢醌电极，本实验用醌氢醌电极 为指示电极。甘汞电极为参比电极(玻璃电极及有关的 内容见教材175-176页) 。 三、实验原理醌氢醌(为等摩尔的醌和氢醌的结晶化合物，紫色晶体)电极的电极反 应为：C6 H 4O2 ? 2 H ? ? 2e ? C6 H 4 (OH ) 2其电极电势为:?Q / H2Q? ?Q/H Q02a H 2Q RT ? ln 2 2F aQ a H ?a H 2Q ? aQ (对苯二酚解离度极小）?Q / H Q ? ? 02Q / H 2Q? ?RT 1 ln 2 2F aH ??Q / H Q ? ? 02Q / H 2Q?Q / H Q ? ? 02Q / H 2QRT ln a H ? F 2.303 RT ? pH F 三、实验原理若用饱和甘汞电极作参比电极，当溶液的pH&7.7时，醌氢醌为 还原电极(正极)，则所组成的电池的电动势为：E ? ? Q / H 2Q ? ? 甘汞（饱和） ? ? Q / H 2Q ? （ 0 pH ? 2.303 RT pH ) ? ? 甘汞 ( 饱和 ) F 0 ? Q / H 2Q ? ? 甘汞 ( 饱和 ) ? E 2.303 RT / F当溶液的pH &7.7时，醌氢醌电极为氧化电极(负极)(此时溶 液pH的公式请读者自行推导)。 由于pH&8.5时，氢醌会发生电离， 碱性溶液中容易氧化，故不能用于pH&8.5的溶液，也不能在含硼酸 盐的溶液中 (生成配合物)和含强氧化剂的溶液中使用。 三、实验原理式中醌氢醌电极的标准电极电势 ? ，饱和甘汞电极的电势 均与温度有关，它们与温度的关系为：0Q / H 2Q?甘汞（饱和）的值0 ?Q / H 2Q ? 0.6994 ? 7.4 ?10 ?4 (t ? 25)?甘汞（饱和） ? 0.2438 ? 7.6 ?10 ?4 (t ? 25) ?甘汞（饱和） ? 0.2412 ? 6.61 ?10 ?4 (t ? 25) ? 1.75 ?10 ?6 (t ? 25) 2 ? 9.16 ?10 ?10 (t ? 25)3 ?甘汞（饱和） ? 0.2412 ? 7.6 ?10 ?4 (t ? 25)t ? ? ? 实验温度 / o C )因此，若测定了电池的电动势，根据0 ?Q / HpH ?2Q? ?甘汞 ( 饱和 ) ? E2.303 RT / F便可求得溶液的pH值。 四、仪器、药品SDC-IIB数字电位差综合测试仪1台 锌电极1支 铜电极1支 铂电极1支 饱和甘汞电极1只 半电池2个 小烧杯8个 吸球1个 pH计（PB-10）1 台 复合电极1支 四、仪器、药品SDC-IIB数字电位差综合测试仪用一体化 设计，将UJ系列电位差计、光电检流计、标准 电池等集为一体，体积小，重量轻、便于携带。 用数字显示。 测量范围0~±5V，测量分辨率 10μV。 四、仪器、药品饱和KCl溶液 0.1000 M ZnSO4溶液 0.1000 M CuSO4溶液 1.0 M HAc溶液 1.0 M NaAc溶液 甲液(每升溶液含11.376克Na2HPO4? 2O) 12H 乙液(每升溶液含9.078克KH2PO4) 醌氢醌晶体 五、实验步骤(1)、电极制备及电池组合 1)锌电极及锌半电池。用细砂纸打磨，用蒸馏水 淋洗，用滤纸擦干，再将处理好的锌电极，插入清洁 的半电池管内并塞紧，将虹吸管管口浸入有 0.1000M ZnSO4溶液的烧杯内，用吸球自支管吸入 ZnSO4，夹上螺旋夹，注意虹吸管内不能有气泡，也 不能有漏液现象。 2)铜电极及铜半电池；同法制备。 五、实验步骤(3)电池组合：将饱和KCI溶液注入25mL小烧杯中，制成盐桥，将上述 的锌半电池的虹吸管和铜半电池虹吸管插入烧杯中，所组成的电池为： 电池1： Zn|Zn2+(0.1000mol? -1)||Cu2+(0.1000mol? -1)|Cu L L 分别与甘汞电极组成的电池为： 电池2： Zn|Zn2+(0.1000mol? -1)||KCl(饱和)|Hg2Cl2(s)|Hg(l) L 电池3： Hg(l)|Hg2Cl2(s)|KCl(饱和)||Cu2+(0.1000mol? -1)|Cu L 五、实验步骤：(2)、电动势的测定： 1) 分别估算待测电池的电动势。 2)仔细阅读综合测试仪使用说明书的有关部 分。 3)分别测定各待测电池的电动势，重复三 次，取平均值。 五、实验步骤：测定电动势一般应注意： 1)连接线路时，切勿将标准电池、工作电池、待测电池的正、 负极接反。 2)刚组成的电池电动势不稳定，应待3～5分钟后再测定。当工 作电池刚接入电路时，电动势稍有下降。因此在电池接入电路后， 应稍等几分钟再操作。 3)测试时必须先按电位差计上“粗”按钮，经调节使检流计示零 后，再按“细”按钮调节使检流计示零，以免检流计偏转过猛而损 坏。 按按钮时间要短，不超过1s，以防止过多电荷量通过标准电池和待 测电池，造成严重极化现象，破坏电池的电化学可逆状态（避免 在寻找平衡点的过程中，原电池发生极化现象 ）。 4)在整个测量过程中，因工作回路有电流通过，故工作电池的 电动势会略有改变，因此，每测定一次就要校正一次。 五、实验步骤5)为了判断所测量的电动势是否为平衡电 势，一般应在15分钟左右的时间内，等间隔地 测量7-8个数据。若这些数据是在平衡值附近 摆动，偏差小于±0.5mV，则可认为已达平衡， 记录最后三个数据，取平均值作为该电池的电 动势。 五、实验步骤3、电动势法测溶液的pH值。 (1)配制下列溶液 ①取1.0mol? -3HAC及1.0mol? -3 NaAC溶液各5.0mL混合后用蒸馏 dm dm 水稀释到20.0mL作待测液1。 ②取甲液1.0mL，乙液19.0mL混合，作待测液2。 ③取甲液14.0mL，乙液6.0mL混合，作待测液3。 将适量(黄豆大小)醌氢醌分别加在各待测溶液中，用玻璃棒搅均匀让其 充分溶解形成饱和溶液，然后将光亮铂电极和饱和甘汞电极分别插入待测 溶液 ① 、② 、③中组成下列电池。 HgIHg2Cl2l KCl(饱和)ll待测溶液IQ―H2Q IPt (2)测定上述溶液的电动势 用电位差计分别测定上述电池的电动势，重复三次。 再以蒸馏水冲洗 铂电极及甘汞电极外壁，并用滤纸拭干，浸入其余各待测溶液中组成电池， 分别测定电动势，重复三次。 在测定时，一定要让醌氢醌充分溶解，真 正形成饱和溶液之后进行测定，所得之值才能达到稳定。 4、用pH计测定上述溶液的pH值。 六、数据处理表 1、 三个组合电池电动势测量数据 室温: 大气压：原电池 电动势/V铜―锌锌―甘汞铜―甘汞1 2 3 平均值 六、数据处理室温:原电池项目表 2、三种待测液的电动势及 pH 数据 大气压： 待测液 1 待测液 2 待测液 3E/V一 二 三 平均 斜 率 一 二 三 一 pH 二 三 平均测定 pH由电动势计算 pH 五、数据处理1、根据公式计算Cu一Zn电池电动势的理论值， 并与实验进行比较，讨论产生误差的原因。下列数 据也可用书177-178页上的。0 0 ?T ? ? 298 ? ? (T ? 298 ) ?0.1mol ? dm?31 ? (T ? 298 ) 2 2 298 .15 K ? ? ? ? Cu 2? ? 0.16? ? ? ? Zn ? 0.152?电极电极反应? ? 10 3 /(V / K )-0.016 0.100? ? 10 6 /(V / K 2 )___ 0.620 ? 298 / VCu 2? / CuZn 2? / Zn (Hg)Cu2?? 2e ? Cu2? ??0.7(Hg) Zn ? 2e ? Zn (Hg) 六、数据处理? 2、根据公式计算未知溶液的pH值，与酸度计测定值进行比较。 七、注意事项1、不要损坏复合电极。 2、注意饱和甘汞电极内氯化钾溶液是否饱和溶 液，溶液量是否充足。 八、思考题l、 原电池的电动势能用伏特计进行测定吗?为什么? 2、用对消法测定原电池的电动势的原理是什么?在测量时电位差计 中有无电流通过? 3、对消法测定电池电动势的装置中，电位差计、工作电源、标准电 池及检流计各起什么作用？ 4、测量过程中，若检流计光点总往一个方向偏转，可能是哪些原因 引起的？ 5、测电动势为何要用盐桥？ 如何选用盐桥以适合不同系统？ 6、如何用电化学方法测定溶液的pH值? 7、怎样用醌氢醌电极测定溶液的pH值? 8、电动势的测量方法属于平衡测量，在测量过程中尽可能地做到在 可逆条件下进行。为此，应注意些什么？ 9、阅读书178-179页上的讨论。
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