大学化学一道计算电动势的问题?

这道题目考的是HESS定律～因此，如果要求标准的话，自然K也是标准平衡常数～这样就可以将所有的标准都进行计算～结果就得到标准了～～～dG=-nEF=-RTlnK 因此就可以将它们求出来了～你如果对电势的运算不了解～可以将全部都变成热力学方程，然后1-2+3就可以得到要求的了～

首先，用能斯特方程分别计算出正极负极的电势，zn电势=-0.7621+lg0.2=-1.461同理可得银电极的电势=0.7991+lg0.2=0.100，电池电动势等于正极电势减负极=1.561

E=E+-E- E>0 则能发生化学反应 负极 : 2Cl- - 2e- = Cl2 正极 : MnO2+ 2e- + 4H+ = Mn2+ + 2H2O E- = E标(Cl2/Cl-) + 0.0592/2 lg(1/ [Cl-]^2 ) E+ = E标(MnO2/Mn2+) + 0.0592/2 lg( [H+]^4 / [Mn2+] )

1、电池电动势=E（+）-E(-)=氢电极的电极电势-锌的电极电势，其中氢的电极电势=0 2、根据奈斯特方程，写出锌的电极电势与锌离子浓度的关系，这里输入公式不方便，自己查找一下奈斯特方程吧。3、计算过程不复杂 。

标准态下的电动势只能求标准态下的电极电位。因此你所需要的解释是不存在的。非标准态下的是不可能由标准态取得的。能斯特方程已经告诉了。电极电势＝标准电极电势－RT/ZFLN活度。电对Fe3+/Fe2+的电极电位为0.77V，我查了下表。这是标准电极电位的值，而非你自认为的非标准下的值~因此你的问题...

铁的电位E1=E+0.059log(C(Fe3+)/C(Fe2+))=0.771+0.059x1=0.8300V 碘的电位E2=E+0.059l/2log(C(I2)/C(I-))=0.5355+(-2)x0.059/2=0.4765V E1-E2=0.3535V

标准电动势Eθ= φθ(Cl2/Cl-)-φθ(Cu2+/Cu)=1.358V - 0.337V=1.021V 总反应:Cu +Cl2 =Cu2+ +2 Cl- lgKθ=2× 1.021V÷0.0591V=34.55 Kθ=3.6× 10^34 由于Cu2+浓度不是标准 因此φ(Cu2+/Cu)=φθ(Cu2+/Cu)+0.0591V÷2×lg{[Cu2+]/cθ} =0.337V+0....

]/[K稳定(FeCN)63-)]=0.771v+0.0591V *lg(10^35/10^42)=0.357v 2[Fe(CN)6]3- +2I-=2[Fe(CN)6]4- +I2 正极:[Fe(CN)6]3- + e-=[Fe(CN)6]4- 负极:I2 +2e-=2I- 电动势=E0{[Fe(CN)6]3-/[Fe(CN)6]4- }-E0(I2/2I-) <0 正向不能进行,逆向进行 ...

才能得到最大的电动势（电势差）。题目所给的四种情况，（a）为强酸，c(H+)=c(HCl)=0.1mol/L （b）为缓冲溶液，大量Ac-的存在抑制了HAc的解离，溶液中c(H+)比（c）0.1mol/L HAc的要小，也比（a）要小。（d）为三元弱酸，c(H+)应略大于0.1mol/L 所以本题应选（b）。

14H+ +Cr2O7 2- +6Fe2+ ---6Fe3+ +7H2O + 2Cr3+ E=1.33-0.771+0.0592/6*Lg(0.1(14)*0.1*0.1(6) /(10-5)6*(10-5)2 ) =0.746V △rG=-ZEF=-0.746*6*96500=-432.2KJ/mol