电极电位表
(一)在酸性溶液中
(二)在碱性溶液中
标准电极电位
https://www.360docs.net/doc/6c7505651.html,/view/439955.htm 标准电极电位 科技名词定义 中文名称：标准电极电位 英文名称：standard electrode potential 定义：半电池的所有反应物质活度为1mol时，电极相对于标准氢电极电位的电位值，即该电极与标准氢电极组成的电池的电动势。对给定的电极说，其标准电极电位是一个常数。 应用学科：机械工程（一级学科）；分析仪器（二级学科）；电化学式分析仪器-电化学式分析仪器一般名词（三级学科） 本内容由全国科学技术名词审定委员会审定公布 目录 概况 概念 相关问题 概况 标准电极电位是以标准氢原子作为参比电极，即氢的标准电极电位值定为0，与氢标准电极比较，电位较高的为正，电位较低者为负。如氢的标准电极电位H2←→H+ 为0.000V，锌标准电极电位Zn ←→Zn2+ 为-0.762V,铜的标准电极电位Cu ←→Cu2+为+0.337V。 金属浸在只含有该金属盐的电解溶液中，达到平衡时所具有的电极电位，叫做该金属的平衡电极电位。当温度为25℃，金属离子的有效浓度为1mol/L（即活度为1）时测得的平衡电位，叫做标准电极电位。 概念 什么叫标准电极电位
电极电位是表示某种离子或原子获得电子而放还原的趋势。如将某一金属放入它的溶液中（规定溶液中金属离子的浓度为lm），在25℃时，金属电极与标准氢电极（电极电位指定为零）之间的电位差，叫做该金属的标准电极电位。表7-2列出一些金属、非金属以及同一种金属具有不同价态的离子的标准电极电位，这些数值都是与标准氢电极比较而得出的。 相关问题 为了能正确使用标准电极电位表（课本或化学手册上均有较详细的表），现将有关的一些问题叙述如下： (1)在M+ + ne-→ M电极反应中，M叫做物质的还原态。M+ 叫做物质的氧化态，物质的还原态和氧化态构成氧化还原电对。电对也常用符号来表示，例如Zn／Zn是一个电对，Cu／Cu也是一个电对等。 (2)在表中所列的标准电极电位的正、负数值，不因电极反应进行的方向而改变。例如，不管电极反应是按Zn+2e=Zn，还是按Zn=Zn+2e的方式进行，电对（Zn／Zn 或Zn／Zn）的标准电极电位总是负号， (3)在表中，物质的还原态的还原能力自下而上依次增强；物质的氧化态的氧化能力自上而下依次增强。具体地说，电对的电极电位数值越小，在表中的位置越高，物质的还原态的还原能力越强，电对的电极电位数值越大，在表中的位置越低，物质的氧化态的氧化能力越强。例如电对Zn／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。 (4)物质的还原态的还原能力越强，其对应的氧化态的氧化能力就越弱；物质氧化态的氧化能力越强，其对应的还原态的还原能力就越弱。例如表7—2中K是最强的还原剂，其对应的K则是最弱的氧化剂，F2是最强的氧化剂，其对应的F则是最弱的还原剂。 (5)只有电极电位数值较小的物质的还原态与电极电位数值较大的物质的氧化态之 间才能发生氧化还原反应，两者电极电位的差别越大，反应就进行得越完全。
标准电极电势表
标准电极电势表 标准电极电势可以用来计算化学电池或原电池的电化学势或电极电势。本表中所给出的电极电势以标准氢电极为参比电极，溶液中离子有效浓度为1mol/L ，气体分压为100kPa ，温度为298K ，所有离子的数据都在水溶液中测得。[1][2][3][4][5][6][7][8][9]单击每栏上方的符号可将数据按元素符号或标准电极电势值排序。 注：(s ) – 固体；(l ) – 液体；(g ) – 气体；(aq ) – 水溶液；(Hg ) – 汞齐。 半反应 E° (V)[注 1] 来源 Ba + + e ? Ba(s ) ?4.38 [10][1][3] Sr + + e ? Sr(s ) ?4.10 [11][1][3] Ca + + e ? Ca(s ) ?3.8 [11][1][3] Pr 3+ + e ? Pr 2+ ?3.1 [11] ?N 2(g ) + H + + e ? HN 3(aq ) ?3.09 [6] Li + + e ? Li(s ) ?3.0401 [5] N 2(g ) + 4?H 2O + 2?e ? 2?NH 2OH (aq ) + 2?OH ? ?3.04 [6] Cs + + e ? Cs(s ) ?3.026 [5] Ca(OH) 2(s ) + 2?e ? Ca(s ) + 2 OH ? ?3.02 [11] Rb + + e ? Rb(s ) ?2.98 [4] K + + e ? K(s ) ?2.931 [5]
半反应E° (V)[注 1]来源Mg+ + e? Mg(s) ?2.93 [10] Ba2+ + 2?e? Ba(s) ?2.912 [5] ? La(s) + 3OH??2.90 [5] La(OH) Fr+ + e? Fr(s) ?2.9 [11] Sr2+ + 2?e? Sr(s) ?2.899 [5] ? Sr(s) + 2?OH??2.88 [11] Sr(OH) Ca2+ + 2?e? Ca(s) ?2.868 [5] Eu2+ + 2?e? Eu(s) ?2.812 [5] Ra2+ + 2?e? Ra(s) ?2.8 [5] Yb2+ + 2?e? Yb(s) ?2.76 [11][1] Na+ + e? Na(s) ?2.71 [5][9] Sm2+ + 2?e? Sm(s) ?2.68 [11][1] No2+ + 2?e? No(s) ?2.50 [11] ?Hf(s) + 4?OH??2.50 [11] HfO(OH)
电位滴定法的原理和装置
电位滴定法的原理和装置 电位滴定法与直接电 位法的不同在于，它是以 测量滴定过程中指示电极 的电极电位（或电池电动 势）的变化为基础的一类 滴定分析方法。滴定过程Array中，随着滴定剂的加入， 发生化学反应，待测离子 或与之有关的离子活度 （浓度）发生变化，指示 电极的电极电位（或电池 电动势）也随着发生变化， 在化学计量点附近，电位 （或电动势）发生突跃， 由此确定滴定的终点。因 此电位滴定法与一般滴定 分析法的根本不同是确定 终点的方法不同。 电位滴定法的装置由 四部分组成，即电池、搅 拌器、测量仪表、滴定装 置，如图2.17所示。 滴定终点的确定:有作图法和二级微商计算法两种 1. 作图法
―― 作φ～V 曲线（即一般的滴定曲线），以 测得的电位φ（或电动势E ）对滴定的体 积V 作图得到图2.18（a ）的曲线，曲线 的突跃点（拐点）所对应的体积为终点的 滴定体积V e 。 ―― 作△φ/△V ～V 曲线（即一级微分曲线）， 对于滴定突跃较小或计量点前后滴定曲线 不对称的，可以用△φ/△V （或△E /△V ） 对△V 相应的两体积的平均值( 即 )作图，得到图2.18（b ）的 曲线，曲线极大值所对应的体积为V e 。 ―― 作△2φ/△V 2 ～V 曲线（即二级微商曲线）， 以△2φ/△V 2 （或 △2E /△V 2）对二次体积的平均值(即)作图，得到 图2.18(c)曲线，曲线与V 轴交点，即 △2φ/△V 2 ＝0所对应的体积为V e 。 ―― 作△V /△φ～V 曲线，只要在计量点前后 取几对数据，以△V /△φ 对V 作图，可得 到两条直线，图2.18（d ）所示，其交点 所对应的体积为V e 。 2. 二级微商计算法 从二级微商曲线可见，当△2φ/△V 2 的两个相邻值出现相反符号时，两个滴定体积V 1,V 2之间，必有△2φ/△V 2＝0的一点，该点对应的体积为V e 。用线性内插法求得φe 、V e:
常用金属的电极电位
标准电极电位是以标准氢原子作为参比电极，即氢的标准电极电位值定为0，与氢标准电极比较，电位较高的为正，电位较低者为负。如氢的标准电极电位H2←→H+ 为 一般标准电极电位以298K（即25摄氏度） 常见金属的标准电极电位: 石墨的标准电极电位为 + V 一价金Au+ +e = Au原子价标准电极电位为 + 1．692 V 三价金Au3+ + 3e=Au原子价标准电极电位为 + 1．498 V 钯Pd2+2e=Pd的标准电极电位为 + 0．830 V 三价铑 Rh3+ + 3e=Rh 的标准电极电位为 + 0．800 V 银 Ag+ +e=Ag的标准电极电位为 + 0．799 V 钌Rh3+ + 3e = Rh的标准电极电位为 + 0．790 V 汞 Hg2/2+ + 2e 的标准电极电位为 + 0. 789 V 铜 Cu2+ + 2e 的标准电极电位为 + V 氯化银的标准电极电位为 + 0. 222 V 氢2H+ + 2e = H2的标准电极电位为V
铁Fe3++3e=Fe的标准电极电位为- V 铅 Pb2+ + 2e=Pb 的标准电极电位为- V 锡 Sn2+ + 2e=Sn 的标准电极电位为- V 钼 Mo3+ + 3e=Mo 的标准电极电位为- V 镍 Ni2+ + 2e=Ni 的标准电极电位为- V 钴 Co2+ + 2e=Co 的标准电极电位为- V 铟 In3+ + 3e=In 的标准电极电位为- V 镉 Cd2+ + 2e 的标准电极电位为- V 铁 Fe2+ + 2e=Fe的标准电极电位为- V 镍硼Ni-B镀层的自腐蚀电位为，比Ni-B-PTFE的自腐蚀电位要高,而Ni-B-PTFE复合镀层的自腐蚀电位为左右 铬 Cr3+ + 3e = Cr 的标准电极电位为-0. 74 V 锌Zn2+ + 2e 的标准电极电位为-0. 763 V 钨 W 的标准电极电位为- 1. 05 V 锰 Mn2+ + 2e 的标准电极电位为- V 钛 Ti2+ + 2e 的标准电极电位为- V 铝 Al3+ + 3e 的标准电极电位为- V 镁 Mg2+ + 2e 的标准电极电位为- V 钕 Nd 是一种活性极强的金属,标准平衡电位为- V 1氢 H 3锂Li 4铍Be 5硼 B 6碳 C
电位滴定法测定水中氯离子的含量
电位滴定法测定水中氯离子的含量 一实验目的：学习电位滴定法的基本原理和操作技术 掌握了解氯离子的测定过程和现象 二实验原理 利用滴定分析中化学计量点附近的突跃，以一对适当的电极对监测滴定过程中的电位变化，从而确定滴定终点，并由此求得待测组分的含量的方法称为电位滴定法。本实验根据Nerst方程E = Eθ- RT/nF lgC Cl- ,滴定过程中，Cl- + Ag+ = AgCl↓，使得氯离子浓度降低，电位发生改变，接近化学计量点时，氯离子浓度发生突变，电位相应发生突变，而后继续加入滴定剂，溶液电位变化幅度减缓。以突变时滴定剂的消耗体积（mL）来确定滴定终点（AgNO3标准溶液的体积）。 三仪器和试剂 酸度计（mv计），磁力搅拌器，转子。KNO3甘汞参比电极，银电极，滴定管，烧杯（电解池），·L-1NaCl，·L-1AgNO3，KNO3固体 四实验内容和步骤 1 ·L-1AgNO3标准溶液的标定 准确移取标准溶液于烧杯中，加蒸馏水20mL，KNO3固体2g，搅拌均匀。 开启酸度计，开关调在mv位置，加入滴定剂，记录溶液电位随滴定剂的体积变化情况。随着AgNO3标准溶液的滴入，电位读数将不断变化，读数间隔可先大些（1-2mL），至一定量后，电位读数变化较大，则预示临近终点，此时应逐滴加入AgNO3标准溶液（），并记录电位变化，直至继续加入AgNO3标准溶液后电位变化不再明显为止。做E(mv)-V(mL)曲线，求得终点时所消耗AgNO3标准溶液的确切体积。 2水中氯离子含量的测定 准确移取水样于烧杯中，加蒸馏水20mL，KNO3固体2g，搅拌均匀。加入滴定剂，记录溶液电位随滴定剂的体积变化情况。同标定的步骤，做E(mv)-V(mL)曲线，求出与水样中氯离子反应至终点所消耗的AgNO3标准溶液的确切体积。 五数据处理 根据实验数据做E(mv)-V(mL)曲线，从两个图中获得终点所消耗的AgNO3标准溶液体积，从而根据物质反应平衡公式C Cl-V Cl-=V Ag+C Ag+计算求出水中氯离子的
电极电位表
1 在酸性溶液中 (298K) 电对方程式 Eq/V Li(I)－(0) Li＋＋e－＝Li －3.0401 Cs(I)－(0) Cs＋＋e－＝Cs －3.026 Rb(I)－(0) Rb＋＋e－＝Rb －2.98 K(I)－(0) K＋＋e－＝K －2.931 Ba(II)－(0) Ba2＋＋2e－＝Ba －2.912 Sr(II)－(0) Sr2＋＋2e－＝Sr －2.89 Ca(II)－(0) Ca2＋＋2e－＝Ca －2.868 Na(I)－(0) Na＋＋e－＝Na －2.71 La(III)－(0) La3＋＋3e－＝La －2.379 Mg(II)－(0) Mg2＋＋2e－＝Mg －2.372 Ce(III)－(0) Ce3＋＋3e－＝Ce －2.336 H(0)－(－I) H2(g)＋2e－＝2H－－2.23 Al(III)－(0) AlF63－＋3e－＝Al＋6F－－2.069 Th(IV)－(0) Th4＋＋4e－＝Th －1.899 Be(II)－(0) Be2＋＋2e－＝Be －1.847 U(III)－(0) U3＋＋3e－＝U －1.798 Hf(IV)－(0) HfO2＋＋2H＋＋4e－＝Hf＋H2O －1.724 Al(III)－(0) Al3＋＋3e－＝Al －1.662 Ti(II)－(0) Ti2＋＋2e－＝Ti －1.630 Zr(IV)－(0) ZrO2＋4H＋＋4e－＝Zr＋2H2O －1.553 Si(IV)－(0) [SiF6]2－＋4e－＝Si＋6F－－1.24 Mn(II)－(0) Mn2＋＋2e－＝Mn －1.185 Cr(II)－(0) Cr2＋＋2e－＝Cr －0.913 Ti(III)－(II) Ti3＋＋e－＝Ti2＋－0.9 B(III)－(0) H3BO3＋3H＋＋3e－＝B＋3H2O －0.8698 *Ti(IV)－(0) TiO2＋4H＋＋4e－＝Ti＋2H2O －0.86 Te(0)－(－II) Te＋2H＋＋2e－＝H2Te －0.793 Zn(II)－(0) Zn2＋＋2e－＝Zn －0.7618 Ta(V)－(0) Ta2O5＋10H＋＋10e－＝2Ta＋5H2O －0.750 Cr(III)－(0) Cr3＋＋3e－＝Cr －0.744 Nb(V)－(0) Nb2O5＋l0H＋＋10e－＝2Nb＋5H2O －0.644 As(0)－(－III) As＋3H＋＋3e－＝AsH3 －0.608 U(IV)－(III) U4＋＋e－＝U3＋－0.607 Ga(III)－(0) Ga3＋＋3e－＝Ga －0.549 P(I)－(0) H3PO2＋H＋＋e－＝P＋2H2O －0.508 P(III)－(I) H3PO3＋2H＋＋2e－＝H3PO2＋H2O －0.499 *C(IV)－(III) 2CO2＋2H＋＋2e－＝H2C2O4 －0.49 Fe(II)－(0) Fe2＋＋2e－＝Fe －0.447 Cr(III)－(II) Cr3＋＋e－＝Cr2＋－0.407
标准电极电势表(全)
在酸性溶液中(298K) 电对方程式E/V Li(I)－(0)Li＋＋e－＝Li－Cs(I)－(0)Cs＋＋e－＝Cs－Rb(I)－(0)Rb＋＋e－＝Rb－ K(I)－(0)K＋＋e－＝K－Ba(II)－(0)Ba2＋＋2e－＝Ba－Sr(II)－(0)Sr2＋＋2e－＝Sr－Ca(II)－(0)Ca2＋＋2e－＝Ca－Na(I)－(0)Na＋＋e－＝Na－La(III)－(0)La3＋＋3e－＝La－Mg(II)－(0)Mg2＋＋2e－＝Mg－Ce(III)－(0)Ce3＋＋3e－＝Ce－ H(0)－(－I)H2(g)＋2e－＝2H－－Al(III)－(0)AlF63－＋3e－＝Al＋6F－－Th(IV)－(0)Th4＋＋4e－＝Th－Be(II)－(0)Be2＋＋2e－＝Be－ U(III)－(0)U3＋＋3e－＝U－Hf(IV)－(0)HfO2＋＋2H＋＋4e－＝Hf＋H2O－Al(III)－(0)Al3＋＋3e－＝Al－Ti(II)－(0)Ti2＋＋2e－＝Ti－Zr(IV)－(0)ZrO2＋4H＋＋4e－＝Zr＋2H2O－Si(IV)－(0)[SiF6]2－＋4e－＝Si＋6F－－Mn(II)－(0)Mn2＋＋2e－＝Mn－Cr(II)－(0)Cr2＋＋2e－＝Cr－Ti(III)－(II)Ti3＋＋e－＝Ti2＋－ B(III)－(0)H3BO3＋3H＋＋3e－＝B＋3H2O－*Ti(IV)－(0)TiO2＋4H＋＋4e－＝Ti＋2H2O－Te(0)－(－II)Te＋2H＋＋2e－＝H2Te－Zn(II)－(0)Zn2＋＋2e－＝Zn－Ta(V)－(0)Ta2O5＋10H＋＋10e－＝2Ta＋5H2O－Cr(III)－(0)Cr3＋＋3e－＝Cr－Nb(V)－(0)Nb2O5＋l0H＋＋10e－＝2Nb＋5H2O－As(0)－(－III)As＋3H＋＋3e－＝AsH3－ U(IV)－(III)U4＋＋e－＝U3＋－Ga(III)－(0)Ga3＋＋3e－＝Ga－
标准电极电势表
标准电极电势表 目录[隐藏] 电极电势的产生—双电层理论 定义 公式 电极电势内容 标准电极电势表 [编辑本段] 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 lay er 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。金属性质越活泼，这种趋势就越大；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越大，这种趋势也越大。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。 [编辑本段] 定义 标准电极电势是可逆电极在标准状态及平衡态时的电势，也就是标准态时的电极电势. 标准电极电势有很大的实用价值，可用来判断氧化剂与还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应的进行方向，计算原电池的电动势、反应自由能、平衡常数，计算其他半反应的标准电极电势，等等。将半反应按电极电势由低到高排序，可以得到标准电极电势表，可十分简明地判断氧还反应的方向. [编辑本段] 公式
标准电极电位表
标准电极电位表 电极反应E0（V）F2(g) + 2H+ + 2e = 2HF 3.06 O3 + 2H+ + 2e = O2 + 2H2O 2.07 S2O82– + 2e = 2SO42– 2.01 H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O 1.77 MnO4– + 4H+ + 3e = MnO2(s) + 2H2O 1.695 PbO2(s) + SO42– + 4H+ + 2e = PbSO4(s) + 2H2O 1.685 HClO2 + H+ + e = HClO + H2O 1.64 HClO + H+ + e = 1/2 Cl2 + H2O 1.63 Ce4+ + e = Ce3+ 1.61 H5IO6 + H+ + 2e = IO3– + 3H2O 1.60 HBrO + H+ + e = 1/2 Br2 + H2O 1.59 BrO3– + 6H+ + 5e = 1/2 Br2 + 3H2O 1.52 MnO4– + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 1.51 Au(III) + 3e = Au 1.50 HClO + H+ + 2e = Cl– + H2O 1.49 ClO3– + 6H+ + 5e = 1/2 Cl2 + 3H2O 1.47 PbO2(s) + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2O 1.455 HIO + H+ + e = 1/2 I2 + H2O 1.45 ClO3– + 6H+ + 6e = Cl– + 3H2O 1.45 BrO3– + 6H+ + 6e =Br – + 3H2O 1.44 Au(III) + 2e = Au(I) 1.41 Cl2(g) + 2e = 2Cl- 1.3595
电极电位表
ELECTROCHEMICAL SERIES Petr Vany′sek There are three tables for this electrochemical series. Each table lists standard reduction potentials, E° values, at 298.15 K (25°C), and at a pressure of 101.325 kPa (1 atm). Table1is an alphabetical listing of the elements, according to the symbol of the elements. Thus, data for silver (Ag) precedes those for aluminum (Al). Table 2 lists only those reduction reactions which have E° values positive in respect to the standard hydrogen electrode. In Table 2, the reactions are listed in the order of increasing positive potential, and they range from 0.0000 V to + 3.4 V. Table 3 lists only those reduction potentials which have E° negative with respect to the standard hydrogen electrode. In Table 3, the reactions are listed in the order of decreasing potential and range from 0.0000 V to –4.10 V. The reliability of the potentials is not the same for all the data. Typically, the values with fewer significant figures have lower reliability. The values of reduction potentials, in particular those of less common reactions, are not definite; they are subject to occasional revisions. Abbreviations: ac = acetate; bipy=2,2′-dipyridine, or bipyridine; en=ethylenediamine; phen=1,10-phenanthroline. REFERENCES 1.G. Milazzo, S. Caroli, and V. K. Sharma, Tables of Standard Electrode Potentials, Wiley, Chichester, 1978. 2. A. J. Bard, R. Parsons, and J. Jordan, Standard Potentials in Aqueous Solutions, Marcel Dekker, New York, 1985. 3.S. G. Bratsch, J. Phys. Chem. Ref. Data, 18, 1—21, 1989. TABLE 1 Alphabetical Listing Reaction E°/V Ac3+ + 3 e 1 Ac–2.20 Ag+ + e 1 Ag0.7996 Ag2+ + e 1 Ag+ 1.980 Ag(ac) + e 1 Ag + (ac)–0.643 AgBr + e 1 Ag + Br–0.07133 AgBrO3 + e 1 Ag + BrO3–0.546 Ag2C2O4 + 2 e 1 2 Ag + C2O42–0.4647 AgCl + e 1 Ag + Cl–0.22233 AgCN + e 1 Ag + CN––0.017 Ag2CO3 + 2 e 1 2 Ag + CO32–0.47 Ag2CrO4 + 2 e 1 2 Ag + CrO42–0.4470 AgF + e 1 Ag + F–0.779 Ag4[Fe(CN)6] + 4 e 1 4 Ag + [Fe(CN)6]4–0.1478 AgI + e 1 Ag + I––0.15224 AgIO3 + e 1 Ag + IO3–0.354 Ag2MoO4 + 2 e 1 2 Ag + MoO42–0.4573 AgNO2 + e 1 Ag + 2 NO2–0.564 Ag2O + H2O + 2 e 1 2 Ag + 2 OH–0.342 Ag2O3 + H2O + 2 e 1 2 AgO + 2 OH–0.739 Ag3+ + 2 e 1 Ag+ 1.9 Ag3+ + e 1 Ag2+ 1.8 Ag2O2 + 4 H+ + e 1 2 Ag + 2 H2O 1.802 2 AgO + H2O + 2 e 1 Ag2O + 2 OH–0.607 AgOCN + e 1 Ag + OCN–0.41 Ag2S + 2 e 1 2 Ag + S2––0.691 Ag2S + 2 H+ + 2 e 1 2 Ag + H2S–0.0366 AgSCN + e 1 Ag + SCN–0.08951 Ag2SeO3 + 2 e 1 2 Ag + SeO42–0.3629 Ag2SO4 + 2 e 1 2 Ag + SO42–0.654 Ag2WO4 + 2 e 1 2 Ag + WO42–0.4660 Al3+ + 3 e 1 Al–1.662 Al(OH)3 + 3 e 1 Al + 3 OH––2.31Al(OH)4– + 3 e 1 Al + 4 OH––2.328 H2AlO3– + H2O + 3 e 1 Al + 4 OH––2.33 AlF63– + 3 e 1 Al + 6 F––2.069 Am4+ + e 1 Am3+ 2.60 Am2+ + 2 e 1 Am–1.9 Am3+ + 3 e 1 Am–2.048 Am3+ + e 1 Am2+–2.3 As + 3 H+ + 3 e 1 AsH3–0.608 As2O3 + 6 H+ + 6 e 1 2 As + 3 H2O0.234 HAsO2 + 3 H+ + 3 e 1 As + 2 H2O0.248 AsO2– + 2 H2O + 3 e 1 As + 4 OH––0.68 H3AsO4 + 2 H+ + 2 e–1 HAsO2 + 2 H2O0.560 AsO43– + 2 H2O + 2 e 1 AsO2– + 4 OH––0.71 At2 + 2 e 1 2 At–0.3 Au+ + e 1 Au 1.692 Au3+ + 2 e 1 Au+ 1.401 Au3+ + 3 e 1 Au 1.498 Au2+ + e –1 Au+ 1.8 AuOH2+ + H+ + 2 e 1 Au+ + H2O 1.32 AuBr2– + e 1 Au + 2 Br–0.959 AuBr4– + 3 e 1 Au + 4 Br–0.854 AuCl4– + 3 e 1 Au + 4 Cl– 1.002 Au(OH)3 + 3 H+ + 3 e 1 Au + 3 H2O 1.45 H2BO3– + 5 H2O + 8 e 1 BH4– + 8 OH––1.24 H2BO3– + H2O + 3 e 1 B + 4 OH––1.79 H3BO3 + 3 H+ + 3 e 1 B + 3 H2O–0.8698 B(OH)3 + 7 H+ + 8 e 1 BH4– + 3 H2O–0.481 Ba2+ + 2 e 1 Ba–2.912 Ba2+ + 2 e 1 Ba(Hg)–1.570 Ba(OH)2 + 2 e 1 Ba + 2 OH––2.99 Be2+ + 2 e 1 Be–1.847 Be2O32– + 3 H2O + 4 e 1 2 Be + 6 OH––2.63 Reaction E°/V
利用电位滴定法进行含量测定
利用电位滴定法进行含量滴定 1．相关定义及其用途 ⑴电位滴定法主要用于容量分析确定终点或帮助确定终点。 ⑵对于观察终点很不方便的外指示剂法和某些必须过量滴定液才能使指 示剂到达终点的容量分析法，采用电位或永停滴定法能使结果更加准确。 ⑶我们把在非水溶剂中进行滴定的分析方法叫做非水滴定法。非水溶剂指 的是有机溶剂与不含水的无机溶剂。以非水溶剂作为滴定介质，不仅能增大有机化合物的溶解度，而且能改变物质的化学性质，使在水中不能进行完全的滴定能够顺利进行，从而扩大了滴定分析的应用范围。 2．仪器和性能要求 ⑴电位滴定仪及自动电位滴定仪主要用于确定滴定终点，带有电位测定部 分的PH计也可满足要求。 ⑵电极玻璃电极为指示电极，饱和甘汞电极为参比电极 3．试药与试液 ⑴滴定液 配置、标定与贮藏均应按药典规定；酸碱滴定液的标定，应不得少于三 分，酸滴定液标定和复标的RSD≤0.1%,碱滴定液标定和复标的RSD≤ 0.2% ⑵试液及试剂 醋酸汞试液及非水溶液滴定用的各种指示液均按药典规定配置；非水溶 液滴定用试剂的含水量应为0.01 ~ 0.02% 4．含量测定操作方法 ⑴第一法用高氯酸液（0.1mol/l）滴定碱液药物 对高氯酸进行标定→空白效正→精密称取供试品（约消耗滴定液8ml） →10 ~ 30ml冰醋酸溶解→1 ~ 2滴指示剂→高氯酸滴定并记录滴定过程 中消耗的滴定液体积V、电位E，以及颜色变化（注：当电位变化较大 时，应减慢滴定的速度，一般要滴至过量即至颜色不变为止）→处理数 据，（可通过E-V 曲线法、ΔE/ΔV - V 曲线法或Δ2E/ΔV2 - V 曲线 法）确定终点→计算供试品含量
容量、库仑、点位滴定法的比较
容量滴定法、电位滴定法、库仑滴定法的比较容量分析法是化学分析中的一种，而电位分析法和库仑分析法是仪器分析中的一种。容量滴定法、电位滴定法、库仑滴定法都是对物质组成进行分析的方法。容量滴定法和电位滴定法、库仑滴定法在原理、仪器装置、应用范围等方面都存在差异，现比较如下： 1、原理 容量滴定法（又称滴定分析法）原理：滴定分析法是将一种已知准确浓度的试剂溶液，滴加到被测物质的溶液中，直到所加的试剂与被测物质按化学计量定量反应为止，根据试剂溶液的浓度和消耗的体积，计算被测物质的含量。 电位分析法的实质：电位分析是通过在零电流条件下测定两电极间的电位差（电池电动势）所进行的分析测定。 电位分析法包括电位测定法和电位滴定法。 电位测定法依据：能斯特方程。测定了电极电位就可确定离子的活度（或在一定条件下确定其浓度）。 电位滴定法原理：在滴定分析中，滴定进行到化学计量点附近时，将发生浓度的突变。如果在滴定过程中在滴定容器内浸入一对适当的电极，则在化学计量点附近可以观察到电极电位的突变，因而根据电极电位突跃可确定终点的到达。 库仑滴定法的理论基础：法拉第电解定律。 2、主要仪器装置 容量滴定法的仪器装置：移液管、容量瓶、滴定管、锥形瓶、指示剂等。 电位滴定法的仪器装置：参比电极、指示电极、电位差计。 库仑滴定法的仪器装置：电解系统（电解池、计时器、恒电流电源）和指示系统。 3、应用范围 容量滴定法：一般的酸碱滴定、沉淀滴定、氧化还原滴定、配位滴定都可适用，但对滴定反应有一定的要求： （1）反应要按一定的化学方程式进行，即有确定的化学计量关系； （2）反应必须定量进行——反应接近完全（>99.9%）； （3）反应速度要快——有时可通过加热或加入催化剂方法来加快反应速度； （4）必须有适当的方法确定滴定终点——简便可靠的方法：合适的指示剂。 电位滴定法：容量分析法适用的范围，此外，尤为适用于有色的或浑浊的、荧光性的、
标准电极电位表
标准电极电位表 半反应E0（伏） F2(气) + 2H+ + 2e = 2HF 3.06 O3 + 2H+ + 2e = O2 + 2H2O 2.07 S2O82– + 2e = 2SO42– 2.01 H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O 1.77 MnO4– + 4H+ + 3e = MnO2(固) + 2H2O 1.695 PbO2(固) + SO42– + 4H+ + 2e = PbSO4(固) + 2H2O 1.685 HClO2 + H+ + e = HClO + H2O 1.64 HClO + H+ + e = 1/2 Cl2 + H2O 1.63 Ce4+ + e = Ce3+ 1.61 H5IO6 + H+ + 2e = IO3– + 3H2O 1.60 HBrO + H+ + e = 1/2 Br2 + H2O 1.59 BrO3– + 6H+ + 5e = 1/2 Br2 + 3H2O 1.52 MnO4– + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 1.51 Au(III) + 3e = Au 1.50 HClO + H+ + 2e = Cl– + H2O 1.49 ClO3– + 6H+ + 5e = 1/2 Cl2 + 3H2O 1.47 PbO2(固) + 4H+ + 2e = Pb2+ + 2H2O 1.455 HIO + H+ + e = 1/2 I2 + H2O 1.45 ClO3– + 6H+ + 6e = Cl– + 3H2O 1.45 BrO3– + 6H+ + 6e =Br – + 3H2O 1.44 Au(III) + 2e = Au(I) 1.41 Cl2(气) + 2e = 2Cl 1.3595 ClO4– + 8H+ + 7e = 1/2 Cl2 + 4H2O 1.34 Cr2O72– + 14H+ + 6e =2Cr3+ + 7H2O 1.33 MnO2(固) + 4H+ + 2e = Mn2+ + 2H2O 1.23 O2(气) + 4H+ + 4e = 2H2O 1.229 IO3– + 6H+ + 5e = 1/2 I2 + 3H2O 1.20 ClO4– + 2H+ + 2e = ClO3– + H2O 1.19 Br2(水) + 2e = 2Br – 1.087 NO2 + H+ + e = HNO2 1.07 Br3– + 2e = 3Br – 1.05 HNO2 + H+ + e = NO(气) + H2O 1.00 VO2+ + 2H+ + e = VO2+ + H2O 1.00 HIO + H+ + 2e = I– + H2O 0.99 NO3– + 3H+ + 2e = HNO2 + H2O 0.94 ClO– + H2O + 2e = Cl– + 2OH– 0.89 H2O2 + 2e = 2OH– 0.88 Cu2+ + I– + e = CuI(固) 0.86 Hg2+ + 2e = Hg 0.845 NO3– + 2H+ + e = NO2 + H2O 0.80 Ag+ + e = Ag 0.7995 Hg22+ + 2e = 2Hg 0.793
最新最全最实用电极电势表
标准电极电势表 环境：摄氏25度，1标准大气压，离子浓度1摩尔/升，采用氢电极最全最实用电极电势表由xsm18倾情制作，转载请注明来源：https://www.360docs.net/doc/6c7505651.html,/xsm18/home
PbSO4(+2)/Pb PbSO4＋2e－＝Pb＋SO42－-0.3588 PbBr2(+2)/Pb PbBr2＋2e－＝Pb＋2Br－-0.284 Co2+/Co Co2＋＋2e－＝Co-0.28 H3PO4/H3PO3H3PO4＋2H＋＋2e－＝H3PO3＋H2O-0.276 PbCl2(+2)/Pb PbI2＋2e－＝Pb＋2I－-0.2675 Ni2+/Ni Ni2＋＋2e－＝Ni-0.257 CO2/HCOOH(甲酸)CO2(g)＋2H＋＋2e－＝HCOOH(aq)-0.199 CuI(+1)/Cu CuI＋e－＝Cu＋I-0.1852 AgI(+1)/Ag AgI＋e－＝Ag＋I-0.15224 Sn2+/Sn Sn2＋＋2e－＝Sn-0.1375 Pb2+/Pb Pb2＋＋2e－＝Pb-0.1262 C4+/C2+CO2(g)＋2H＋＋2e－＝CO＋H2O-0.12 P/PH3P(白磷)＋3H＋＋3e－＝PH3(g)-0.063气体(g) Hg2I2(+1)/Hg Hg2I2＋2e－＝2Hg＋2I－-0.0405 Fe3+/Fe Fe3＋＋3e－＝Fe-0.037 Ag2S(+1)/Ag Ag2S＋2H＋＋2e－＝2Ag＋H2S-0.0366 H+/H22H＋＋2e－＝H20.00 CuBr(+1)/Cu CuBr＋e－＝Cu＋Br－0.033 AgBr(+1)/Ag AgBr＋e－＝Ag＋Br－0.07133 Si/SiH4Si＋4H＋＋4e－＝SiH40.102 C(石墨)/CH4C＋4H＋＋4e－＝CH40.1316 CuCl(+1)/Cu CuCl＋e－＝Cu＋Cl－0.137 Hg2Br2(+1)/Hg Hg2Br2＋2e－＝2Hg＋2Br－0.13923 S/H2S(aq)S＋2H＋＋2e－＝H2S(aq)0.142水溶液 Sn4+/Sn2+Sn4＋＋2e－＝Sn2＋0.151 Cu2+/Cu+Cu2＋＋e－＝Cu＋0.153 S6+/S4+SO42－＋4H＋＋2e－＝H2SO3＋H2O0.172 AgCl(+1)/Ag AgCl＋e－＝Ag＋Cl－0.2223 As3+/As(亚砷酸)HAsO2(aq)＋3H＋＋3e－＝As＋2H2O0.2476HAsO2.H2O Hg2Cl2/Hg Hg2Cl2＋2e－＝2Hg＋2Cl－0.268 Bi3+/Bi Bi3＋＋3e－＝Bi0.308 Cu2+/Cu Cu2＋＋2e－＝Cu0.337 AgIO3/Ag AgIO3＋e－＝Ag＋IO3－0.354 S6+/S SO42－＋8H＋＋6e－＝S+4H2O0.3572 Ag2CrO4/Ag Ag2CrO4＋2e－＝2Ag＋CrO42－0.447铬酸银 S4+/S H2SO3＋4H＋＋4e－＝S＋3H2O0.449 Ag2C2O4/Ag Ag2C2O4＋2e－＝2Ag＋C2O42－0.4647草酸银 Cu+/Cu Cu＋＋e－＝Cu0.521 I2/I-I2＋2e－＝2I－0.5355 AgBrO3/Ag AgBrO3＋e－＝Ag＋BrO3－0.546 As5+/As3+H3AsO4(aq)＋2H＋＋2e－＝HAsO2＋2H2O0.56水溶液AgNO2/Ag AgNO2＋e－＝Ag＋NO2－0.564 Te4+/Te TeO2＋4H＋＋4e－＝Te＋2H2O0.593
一些半反应的标准电极电势
附表5 一些半反应的标准电极电势（298.15K） 1. 在酸性溶液中 电极反应E/V Ag2+(aq) + e-═Ag+(aq) 1.98 AgBr(s) + e-═Ag(s) + Br- (aq) 0.071 AgCl(s) + e-═Ag(s) + Cl- (aq) 0.222 AgI(s) + e-═Ag(s) + I－(aq) -0.152 Ag2CrO4(aq) + 2e－═2Ag(s) + CrO42- (aq) * 0.447 Al Al3+(aq) + 3e－═Al(s) -1.676 As HAsO2(aq) + 3H+(aq) + 3e－═As(s) + 2H2O(l) 0.240 H3AsO4(aq) + 2H+(aq) + 2e-═HAsO2(aq) + 2H2O(l) *0.560 Au Au3+(aq) + 3e-═Au(s) 1.52 Au3+(aq) + 2e-═Au+(aq) 1.36 AuCl4- (aq) + 3e-═Au(s) + 4Cl -(aq) 1.002 Ba Ba2+(aq) + 2e-═Ba(s) -2.92 Br Br2(l) + 2e-═2Br -(aq) 1.065 2BrO3- (aq) + 12H+(aq) + 10e-═Br2(l) + 6H2O(l) 1.478 C 2CO2(g) + 2H+(aq) + 2e-═H2C2O4(aq) -0.49 Ca Ca2+(aq) + 2e-═Ca(s) -2.84 Cd Cd2+(aq) + 2e-═Cd(s) -0.403 Cl Cl2(g) + 2e-═2Cl -(aq) 1.358 ClO3- (aq) + 6H+(aq) + 6e-═Cl -(aq) + 3H2O(l) 1.450 2ClO3- (aq) + 12H+(aq) + 10e-═Cl2(g) + 6H2O(l) * 1.47 ClO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e-═ClO3- (aq) + H2O(l) 1.189 2HClO(aq) + 2H+(aq) + 2e-═Cl2(g) + 2H2O(l) * 1.611 Co Co2+(aq) + 2e-═Co(s) -0.277 Co3+(aq) + e-═Co2+(aq) * 1.92 Cr Cr2+(aq) + 2e-═Cr(s) -0.90 Cr3+(aq) + e-═Cr2+(aq) -0.424 Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e-═2Cr3+(aq) + 7H2O(l) 1.33 Cs Cs+(aq) + e-═Cs(s) -2.923 Cu Cu+(aq) + e-═Cu(s) 0.52 Cu2+(aq) + e-═Cu+(aq) 0.159 Cu2+(aq) + 2e-═Cu(s) 0.34 Cu2+(aq) + I -(aq) + e-═CuI(s) 0.86
乙酸的电位滴定分析及其离解常数的测定
乙酸的电位滴定分析及其离解常数的测定 一、实验目的 （1）学习电位滴定的基本原理和操作技术。 （2）运用pH-V 曲线法确定滴定终点。 （3）学习弱酸离解常数的测定方法。 二、实验原理 乙酸CH 3COOH （简写为HAc ）为一种弱酸，其p K a = 4.74，当以标准碱溶液滴定乙酸试液时，在化学计量点附近可以观察到pH 值的突跃。 在试液中插入复合玻璃电极，即组成如下工作电池： Hg ,Cl Hg )饱和KCl(试液HAc 玻璃膜/L)HCl(0.1mol AgCl Ag,22 该工作电池的电动势在pH 计上表示为滴定过程中的pH 值，记录加入标准碱溶液的体积V 和相应被滴定溶液的pH 值，然后由pH-V 曲线或（△pH/△V ）-V 曲线来求得终点时消耗的标准碱溶液的体积，也可用二次微分法，于△2pH/△V 2=0处确定终点。根据标准碱溶液的浓度、消耗的体积和试液的体积，即可求得试液中乙酸的浓度或含量。 根据乙酸的离解平衡： -Ac H HAc +=+ 其离解常数： [HAc] ] Ac ][H [K -a += 当滴定分数为50%时，[HAc] =[Ac -]，此时 ]H [K a +=， 即pH pK a = 因此，在滴定分数为50%处的pH 值，即为乙酸的p K a 值。 三、仪器 1. pH 计，复合玻璃电极。 2. 50mL 容量瓶，5mL 移液管，20mL 碱式滴定管。 四、试剂 1. 0.1000 mol/L 草酸标准溶液； 2. 0.1 mol/L NaOH 标准溶液（浓度待标定）； 3. 乙酸试液（浓度约0.1 mol/L ）； 4. 0.05 mol/L 邻苯二甲酸氢钾溶液，pH=4.00（20℃）； 5. 0.05 mol/L Na2HPO4 + 0.05 mol/L KH2PO4混合溶液，pH = 6.88（20℃）。 五、实验步骤 1. 打开pH 计电源开关，预热30min 。接好复合玻璃电极。 2. 用pH=6.88（20℃）和pH=4.00（20℃）的缓冲溶液对pH 计进行两点定位。