【电极电势计算公式】在电化学中，电极电势是衡量一个电极在特定条件下发生氧化或还原反应能力的物理量。电极电势的计算对于理解电池反应、腐蚀过程以及电解反应等具有重要意义。本文将对常见的电极电势计算公式进行总结，并通过表格形式直观展示。
一、基本概念
电极电势（Electrode Potential）是指在标准条件（温度25℃，压力1 atm，浓度为1 mol/L）下，某电极与标准氢电极（SHE）组成的原电池的电动势。根据能斯特方程（Nernst Equation），电极电势可以随浓度、温度等因素变化。
二、主要计算公式
1. 标准电极电势（E°）
标准电极电势是在标准条件下的电极电势，通常由实验测定并列于标准电极电势表中。例如：
- Zn²⁺/Zn：E° = -0.76 V
- Cu²⁺/Cu：E° = +0.34 V
- Ag⁺/Ag：E° = +0.80 V
这些数值可用于判断氧化还原反应的方向和自发性。
2. 能斯特方程（Nernst Equation）
能斯特方程用于计算非标准条件下的电极电势，其表达式如下：
$$
E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q
$$
其中：
- $ E $：实际电极电势
- $ E^\circ $：标准电极电势
- $ R $：气体常数（8.314 J/mol·K）
- $ T $：绝对温度（单位：K）
- $ n $：转移的电子数
- $ F $：法拉第常数（96485 C/mol）
- $ Q $：反应商，即产物浓度除以反应物浓度的幂次乘积
简化后可表示为：
$$
E = E^\circ - \frac{0.0592}{n} \log Q \quad (\text{当 } T = 298\,K)
$$
三、常见电极电势计算示例
| 电极反应 | 标准电极电势（V） | 能斯特方程表达式 | 示例计算 |
| Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn | -0.76 | $ E = -0.76 - \frac{0.0592}{2} \log [Zn^{2+}] $ | 若[Zn²⁺] = 0.1 M，则E ≈ -0.79 V |
| Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu | +0.34 | $ E = 0.34 - \frac{0.0592}{2} \log [Cu^{2+}] $ | 若[Cu²⁺] = 0.01 M，则E ≈ 0.34 - 0.0592 × 1 = 0.28 V |
| Ag⁺ + e⁻ → Ag | +0.80 | $ E = 0.80 - 0.0592 \log [Ag^+] $ | 若[Ag⁺] = 0.001 M，则E ≈ 0.80 + 0.1776 = 0.9776 V |
四、应用与注意事项
- 方向判断：电极电势越高，越容易被还原；反之则易被氧化。
- 浓度影响：浓度变化会显著影响电极电势，特别是在低浓度时。
- 温度依赖性：能斯特方程中的温度项表明电极电势随温度变化而变化。
- 实际测量：在实验中需使用参比电极（如饱和甘汞电极）来测量电极电势。
五、总结
电极电势的计算是电化学研究的基础之一，掌握标准电极电势和能斯特方程是理解和分析电化学反应的关键。通过合理运用这些公式，可以预测和控制电化学过程，为电池设计、金属防腐等领域提供理论支持。
附录：常用电极电势表（部分）
| 电极反应 | 标准电极电势（V） |
| Li⁺ + e⁻ → Li | -3.05 |
| K⁺ + e⁻ → K | -2.92 |
| Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca | -2.87 |
| Na⁺ + e⁻ → Na | -2.71 |
| Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg | -2.37 |
| Al³⁺ + 3e⁻ → Al | -1.66 |
| Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn | -0.76 |
| Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe | -0.44 |
| Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb | -0.13 |
| 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ | 0.00 |
| Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu | +0.34 |
| Ag⁺ + e⁻ → Ag | +0.80 |
| Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ | +1.36 |
| F₂ + 2e⁻ → 2F⁻ | +2.87 |
以上内容基于电化学基本原理整理而成，适用于教学、科研及工程应用参考。
