判断氧化还原反应自发进行的方向（热力学标准态下）E>0,能自发进行G=nFE<0E<0,不能自发进行G=nFE>0对角线法则：电势从低到高排列，左下方的氧化态物种和右上方的还原态物种能自发地发生氧化还原反应。Zn2+(aq)+2e-=Zn(s)E(Zn2+Zn)=-0.7628VCu2+(aq)+2e-=Cu(s)E(Cu2+Cu)=0.34VCu2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)+Zn2+(aq)例如：现有一个酸性的Cl-,Br-,I-的混合溶液，要选择一个氧化剂，使其中的I-氧化成I2而Cl-、Br-不被氧化（仅考虑标准态的情况）。现有下列三个氧化剂可被选择:H2O2、Cr2O72-、Fe3+。已知：E(Cl2/Cl-)=1.36VE(Br2/Br-)=1.07VE(I2/I-)=0.54VE(H2O2/H2O)=1.78VE(Cr2O72-/Cr3+)=1.23VE(Fe3+/Fe2+)=0.77V其中Fe3+离子最合适。例1/P430例15-1（热力学标准态,298.15K）2.3.法拉第定律一个电子的电量，e=1.602189210-19C（库仑）1mol电子的电量定义为法拉第，用F表示F=NAe=96485C/mol法拉第定律：有电流通过时，电极上产生或消耗的某种物质的质量和通过电池的电量成正比。aOx+ne-=bRed产生或消耗氧化态物质的质量：mOx=MoxIta/(Fn)产生或消耗还原态物质的质量：mRed=MRedItb/(Fn)P4353.1.电池电势与自由能变化的关系G=H–TS自由能变化:dG=dH–TdS–SdTH=U+PVdH=dU+PdV+VdPdG=dU+PdV+VdP–TdS–SdT(dU=q+w)dG=q+w+PdV+VdP–TdS–SdTdG=TdS(q)-PdV-w非+PdV+VdP–TdS–SdT(q=TdS,w=-PdV-w非)w非：体系（电池）对环境作的非体积功，即电功dG=–w非+VdP–SdT如果等温、等压条件下：dP=0dT=0dG=–w非所以:GT,P=–w非对电池而言：GT,P=–w电GT,P=–E池nF因为n、F都是正值E池>0GT,P<0E池<0GT,P>0E池=0GT,P=0G=E池nF=–RTlnKa=–RTlnKORlnKOR=E池nF/(RT)或者lgKOR=E池RT)E池=电池的标准电动势n=发生1mol反应得到电子的mol数或失去电子的mol数F=96485C/mol（法拉第常数）R=8.314J·mol-1·K-1T=绝对温度K如果反应在298.15K（25oC）的特定条件下：lgKOR=nE池可以从标准电池电势E池计算氧化还原反应的热力学平衡常数KOR半反应的自由能变化：Ox+ne-=RedE,EGh=nFEGh=nFE例2：已知：E(Fe3+/Fe2+)=0.77VE(Cl2/Cl-)=1.36V反应:2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-在标准状态下能否自发进行？例3：已知：E(Fe3+/Fe2+)=0.77VE(I2/I-)=0.54V计算反应:2Fe3+(aq)+2I-(aq)=2Fe2+(aq)+I2(s)298.15K的平衡常数和G平衡常数只和标准电池电势E有关！实验平衡常数Kc=5.89107(mol/L)-2例4：P439/例15-4电极电势是强度性质，不能相加减！G具有加和性a(3)=b(1)+c(2)an3E3=bn1E1+cn2E2an3E3=bn1E1+cn2E2a(3)=b(1)c(2)an3E3=bn1E1cn2E2an3E3=bn1E1cn2E2E=E正E负E=E正E负3.2.浓度对电极电势的影响---Nernst方程式aOx1+bRed2=cRed1+dOx2E=ER:8.314J•mol-1•K-1,F:96485C/mol,Qa:反应商n:发生1mol反应得到电子的mol数或失去电子的mol数T=298.15KE=E假定所有物质都是水溶液(aq)Qa=CRed1cCOx2d/(COx1aCRed2b)C:mol/LHOAc(aq)+H2O(l)=H3O+(aq)+OAc-(aq)(4)2H2O(l)=H3O+(aq)+OH-(aq),Kw=110-14(1)的另外一种解法：E(Fe3+/Fe2+