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求〔Zn2+〕=0.0001mol/L时,锌电对的电极电位。+(E0=+-0.76V)
1、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0.76v，根据上式计算Zn2+/Zn电对的标准电极为-0.76v。用同样的办法可测得Cu2+/Cu电对的电极电势为+0.34v。
2、如氢的标准电极电位H 2 ←→H + 为0.000V，锌标准电极电位Zn ←→Zn 2+ 为-0.762V，铜的标准电极电位Cu ←→Cu 2+ 为+0.342V。
3、例如电对Zn^+2/Zn的标准电极电位的数值为-0.76伏较Cu数值+0.34伏为小，所以Zn原子较Cu原子容易失去电子，即Zn是较强的还原剂。
标准电极电势如何计算?
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。
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。
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。
标准电动势计算公式：E=W/q（公式中W表示电源力将正电荷从负极移动到正极时所做的功，单位是焦耳；q表示电荷，单位是库伦（c）；大写字母E表示电动势，单位为伏特。
电极电势是如何计算的?
1、电极电势计算公式：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。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、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。
3、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。
4、确定标准氢电电势（E°H+）的值，该值通常为0.00V。 确定氢离子（H+）的活度。活度（a）是溶液中物质的有效浓度，可以近似等于物质浓度。在可逆氢电极中，H+的活度通常取为1。
5、度时甘汞电极相对于标准氢电极电势为0.2412，把数据加上0.2412就是标准氢电极的电极电势。电极是原电池的基本组成部分。
6、任何温度下标准氢电极的标准电极电势值都为0，但其他电极电势值会受到温度影响。
条件电极电位的计算方法
1、电极电位公式：φ(Ox/Red)=φθ(Ox/Red)+(RT/nF)ln。无论是电子导体还是离子导体，根据物理化学理论，凡是固相颗粒同液相接触，在其界面上必定产生偶电层，它是一封闭的均匀的偶电层，因而不形成外电场。
2、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。
3、，标准电极电位：标准温度，理想状况下的半反应的电极电位。如：Fe3+ +e=Fe2+ 标准电极电位+0.77V。但在0.5mol/LHCl溶液中，条件电位=0.71V 在实际应用中，必须考虑条件影响。
4、电极电势计算公式：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。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。
5、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。
电极电位怎么求?
解：在银电极溶液中加入NaCl，使其生成AgCl沉淀并维持C(Cl-)=0mol·L-1，且大大的降低了Ag+离子的浓度，计算这时银电极的电极电位。
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。
Zn2+ + 2e- - Zn 根据奈斯特方程，锌电极的电极电势E可以表示为：E = E0 + (RT / 2F)ln([Zn2+]/1)其中，R是理想气体常数，T是温度（单位为开尔文），F是法拉第常数，[Zn2+]是锌离子的浓度。
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