能斯特方程的應用範圍？

1樓：遇翔

一、離子濃度改變時電極電勢的變化。

根據能斯特方程可以求出離子濃度改變時電極電勢變化的數值。

二、離子濃度改變對氧化還原反應方向的影響。

非標準狀態下對於兩個電勢比較接近的電對，僅用標準電勢來判斷反應方向是不夠的，應該考慮離子濃度改變對反應方向的影響。

三、介質酸度對氧化還原反應的影響及ph電勢圖。

2樓：零航呵

化學反應實際上經常在非標準狀態下進行，而且反應過程中離子濃度也會改變。例如，實驗室氯氣的製備方法之一，是用二氧化錳與濃鹽酸反應；在加熱的情況下，氯氣可以不斷發生。但是利用標準電極電勢來判斷上述反應的方向，卻會得出相反的結論。

能斯特方程中的引數。

mno2+4hcl=mncl2+cl2+2h2o

還原劑的電極反應：

cl2+2e-=2cl- φ標準)=

氧化劑的電極反應：

mno2+4h++2e-=mn2++2h2o φ(標準)=

e(標準)=<0

所以反應不能自發地向右進行。

用φ(標準)判斷結果與實際反應方向發生矛盾的原因在於：鹽酸不是1mol/l，cl2分壓也不一定是，加熱也會改變電極電勢的數值。

由於化學反應經常在非標準狀態下進行，這就要求研究離子濃度、溫度等因素對電極電勢的影響。

但是由於反應通常皆在室溫下進行，而溫度對電極電勢的影響又比較小，因此應著重討論的將是溫度固定為室溫(298k)，在電極固定的情況下，濃度對電極電勢的影響。

離子濃度改變對電極電勢的影響可以通過cu-zn原電池的例項來討論。

假若電池反應開始時，zn2+和cu2+的濃度為1mol/l，測定電池的電動勢應該是標準狀態的電動勢。

zn(s)+cu2+(1mol/l)=zn2+(1mol/l)+cu(s) e＝(標準)

當電池開始放電後，反應不斷向右進行，zn2+濃度增大而cu2+濃度減少。隨著反應物和產物離子濃度比的變化，[zn2+]/cu2+]逐漸增大，反應向右進行的趨勢會逐漸減小，電池電動勢的測定值也會隨之降低。如圖。

圖1(1)所示，橫座標為[zn2+]和[cu2+]之比的對數值，縱座標為電池的電動勢濃度增大，cu2+濃度減小時，電池電動勢由直線下降，直到反應達到平衡狀態。

反應達到平衡狀態時，電池停止放電，電池電動勢降低到零；[zn2+]和[cu2+]的比值就等於平衡常數k=[zn2+]/cu2+]=10∧37，lg k=37。電池電動勢為零時，直線與橫座標相交，相交點橫座標的值約為37。

除上述通過反應的進行可使[zn2+]/cu2+]改變以外，還可有多種改變離子濃度比的方法。如往鋅半電池中加可溶性鋅鹽，用水稀釋或加s2-使cu2+沉澱濃度降低等等。無論怎樣操作總會發現，只要[zn2+]/cu2+]增加，電池電動勢就會下降；相反，離子濃度比減小，電池電動勢公升高。