物理化学电化学优秀课件.ppt
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物理化学电化学优秀课件,原电池种类,电池1：
单液电池两个第一类导体共用电解质溶液电池2：
双液电池，通过盐桥或素烧陶瓷相联电极1+电解质液1:
电极2电解质液2阴阳极分别置于不同溶液中的电池,单液电池,双液电池,7.4.1原电池电极反应及原电池图示方法,电极反应与电池反应以Cu-Zn电池（又称丹尼尔电池）为例：
Cu|Zn|ZnSO4（1molkg-1）CuSO4（1molkg-1）|Cu,电极反应：
负极：
ZnZn2+2e-（氧化）正极：
Cu2+2e-Cu（还原）电池反应：
两电极反应之和Zn+Cu2+Zn2+Cu,
（1）书写电极反应和电池反应时，必须符合物质的量和电荷量守恒。
（2）离子或电解质溶液应标明活度，气体应标明压力，纯液体或固体应标明相态（l，s）,注意,2.原电池图示方法,图示规则负极（阳极）写在左边；正极（阴极）写在右边。
（2）相界面表示：
“”-液相间的界面,以Cu-Zn电池为例：
Cu|Zn|ZnSO4（1molkg-1）CuSO4（1molkg-1）|Cu,“”-表示盐桥,消除接界电势,“|”-表示一般可分相界面，-表示无法区分的相界面,图示规则续,（3）从左到右，按顺序书写。
（4）气、液不能直接作电极，需加一惰性电极（如Pt）。
例：
Pt|H2（p1）|HCl（a）|H2（p1）|Pt（5）注明浓度和压力。
温度不注明时表示为298K。
7.4.2可逆电池,可逆电池：
能进行无限次充电和放电的电池基本条件：
1.电极反应充放电可逆。
2.电池中进行的其它过程可逆。
注意：
（1）实际电池不可逆，因存在不可逆的扩散等
（2）充放电流I越趋于0，电池可逆性越好。
若I0时充放电性能较好，可认为是可逆电池。
市售干电池为不可逆（一次性）电池镉镍、氢镍、锂离子可充放电池是可逆电池,Cu-Zn电池是否为可逆电池?
例7.4.1,答：
不是可逆电池，因为Zn电极：
放电：
ZnZn2+2e-充电：
Zn2+2e-Zn2H+2e-H2充放电电极反应不可逆。
（2）不同电解质液接处存在扩散，具有液接界电势：
放电：
Cu2+向ZnSO4液扩散充电：
Zn2+向CuSO4液扩散,Pt|H2（p）|HCl（b）|AgCl（s）|Ag电池是否为可逆电池?
例7.4.2,放电,充电,答,是可逆电池，因为H2电极：
放电：
（1/2）H2（g，p）H+（b）+e-电解：
H+（b）+e-（1/2）H2（g，p）Ag|AgCl（s）|Cl-电极：
放电：
AgCl（s）+e-Ag（s）+Cl-（b）电解：
Ag（s）+Cl-（b）AgCl（b）+e-电极反应可逆，不存在不可逆的扩散等问题。
7.4.3电池电动势及其测定方法（了解）,电池电动势：
I0时电池两电极之间的电势差电池对外输出的最高电压,测定：
波根多夫（Poggendorff）对消法,AB:
均匀电阻丝EN:
标准电池Ex:
待测电池,波根多夫对消法测电池电动势,步骤：
（1）电钥与EN连，滑动C使检流计中无电流，有ENAC,所以Ex=EN（AC/AC）线段长度AC和AC可测，EN已知,ExAC,
（2）电钥与Ex连，滑动C使检流计中无电流，有,7.4.4韦斯顿标准电池,特点：
高度可逆,电池电动势极其稳定随温度改变很小的原电池应用：
配合电位计测定其它原电池的电动势,韦斯顿标准电池,图示式:
12.5Cd（Hg）|CdSO4（8/3）H2O（s）|CdSO4（饱和）|Hg2SO4（s）|Hg（l）|Pt,电极反应：
阳极（负极）：
Cd（汞齐）Cd2+2e-Cd（Hg）+SO42-+（8/3）H2O（l）CdSO4（8/3）H2O（s）+2e-阴极（正极）：
Hg2SO4（s）+2e-2Hg（l）+SO42-,电池反应：
Cd（Hg）+Hg2SO4（s）+（8/3）H2O（l）=CdSO4（8/3）H2O+2Hg（l）,7.5原电池热力学,7.5.1电池反应rGm与E的关系7.5.2E与组分的关系能斯特方程7.5.3原电池其它热力学量的计算,7.5.1电池反应DrGm与E的关系,原理:
电池恒T，p可逆放电，1mol反应,摩尔电池反应：
DrGm=-zFE,z:
1mol反应时电极上交换电子物质的量,单位：
（1mol电子）（1mol反应）-1，一般不写,DrGm=Wr（可逆电功）DrGm0，系统可对外做非体积（电）功:
1mol电池反应的电荷量Q=zFWr=-QE=-zFE故DrG=Wr=-zFE,注意,
（1）标准态时：
写成（1/2）Zn+Ag+（1/2）Zn2+Ag,DrGm,1，z1=1或Zn+2Ag+Zn2+2Ag,DrGm,2=2DrGm,1，z2=2（3）电动势与反应的写法无关E=-DrGm,2/z2F=-DrGm,1/z1F,7.5.2E与组分的关系能斯特方程,能斯特方程:
E=E-（RT/zF）ln,原理：
反应等温方程：
电池:
DrGm=-zFE,25时:
E=E-（0.05916/z）lg（）V,7.5.3原电池其它热力学量的计算,DrSm=zF（E/T）p,（E/T）p：
电池电动势温度系数,热力学基本方程:
dG=-SdT+Vdp,dp=0,dG=-SdT,用于反应过程,dDrGm=-DrSmdT,移项,DrSm=-（DrGm/T）p,DrGm=-zFE,1.DrSm与（E/T）p的关系,讨论：
（1）（E/T）p=0,Qr，m=0，电池反应不吸（放）热；
（2）（E/T）p0,Qr,m0，电池从环境吸热;（3）（E/T）p0,Qr,m0，电池向环境放热。
注意：
虽恒压，Qr,mDrHm,因W0。
电池反应的可逆热，不是该反应的可逆热，因为通常反应热要求过程无体积功，电池可逆热非体积功。
2.电池反应可逆热Qr与（E/T）p的关系,Qr,m=TDrSm=zFT（E/T）p,3.电池反应焓DrHm,DrHm=-zFE+zFT（E/T）p,恒T：
DrGm=DrHm-TDrSm,移项,DrHm=DrGm+TDrSm,DrGm=-zFEDrSm=zF（E/T）p,4.标准平衡常数K,注意知E，算K；反之亦然,能斯特方程：
K=exp（zFE/RT）,反应平衡时：
DrGm=0得E=0所以,
（2）,（3）不能用E代替E计算K,解：
DrHm=Qp，m=QV，m+SvB（g）RT,已知反应H2（p）+Ag2O（s）=2Ag（s）+H2O（l）在298K时的恒容反应热QV，m=-252.79kJmol-1,将该反应设计成电池，测得（E/T）p=-5.04410-4VK-1。
求该反应在此电池中进行时的DrHm、DrSm、DrGm、E、Qr,m。
例7.5.1,=-252.79+（-1）8.31510-3298kJmol-1=-255.27kJmol-1,DrSm=zF（E/T）p,=296500（-5.04410-4）JK-1mol-1=-97.35JK-1mol-1DrGm=DrHm-TDrSm=-255.27-298（-97.3310-3）kJmol-1=-226.26kJmol-1E=E=-DrGm/zF=-（-226260）/（296500）V=1.1723VQr,m=TDrSm=298（-97.35）Jmol-1=-29.01kJmol-1,7.6电极电势与电极的种类,7.6.1电池电动势与电极电势7.6.2标准电极电势7.6.3电极的种类7.6.4电池电动势的计算,7.6.1电池电动势与电极电势,电池电动势E:
I0时两极间的电势差构成：
电池各相界面产生电势差的代数和,Cu|Zn|ZnSO4（1molkg-1）CuSO4（1molkg-1）|CuDy1Dy2Dy3Dy4,金属接触电势,阳极电势差,液接电势或扩散电势,阴极电势差,铜-锌电池,E=Dy1+Dy2+Dy3+Dy4,注意,
（1）实验可测电池电动势，但不能测Dy1、Dy2、Dy3和Dy4。
（2）阴极电势差和阳极电势差与电解质溶液浓度有关。
（3）金属接触电势值取决于两种金属，而与接此两种金属的导线种类无关。
（4）液体接界电势可通过盐桥使之降低到可以忽略不计。
单液电池不存在液接电势。
问题,答：
无法确定！
但可选一个电极作基准（称标准电极），其它电极与标准电极组成电池的电动势即为该电极的电势，称为相对电极电势。
利用相对电极电势的数值，可以计算出任意两个电极所组成的电池的电动势。
单个电极电势差的绝对值（即绝对电极电势）是否可以测定?
电极电动势又如何计算?
7.6.2标准电极电势,1.标准电极-标准氢电极p（H2）=100kPa，a（H+）=1图示:
H+a（H+）=1|H2（g,100kPa）|Pt规定：
任意温度，EH+|H2（g）=0V,任意电极与标准氢电极构成电池:
标准电极电势：
电极各组分处于标准态时的电极电势E（任意电极）=E（电池）,E（电池）=E（任意电极）-E（标准氢电极）=E（任意电极）,2电极电势公式,电极反应写成还原形式:
氧化态+ze-还原态电极电势:
E（电极）=E（电极）-（RT/zF）lna（还原态）/a（氧化态）,原因：
电极电势为一般电极（阴极）与标准氢电极（阳极）所组成电池的电动势:
-）标准氢电极一般电极（+,注意,
（1）按严格的写法，E（电极）应写各反应组分如AgCl（s）+e-Ag+Cl-图示：
ECl-|AgCl（s）|Ag简化:
EAgCl（s）|Ag或E（氧化态|还原态）一般只标有价态变化的组分
（2）电极电势为还原电势标准状态下的电极电势E（电极）为标准电极电势，亦称标准还原电极电势，298K时的数值可查表。
25时水溶液中一些电极的标准电极电势表,注意,（3）E电极越高，氧化态越易还原还原态越难氧化例：
从表中可知还原性有LiZnH2Ag氧化性则有Ag+H+Zn2+Li+,注意,（4）电极电势公式中还原态和氧化态的活度实际为各组分的活度幂次积。
如:
铜电极作阴极与标准氢电极组成电池,电极反应：
正极：
Cu2+a（Cu2+）+2e-Cu负极：
H2（g,100kPa）2H+a（H+）=1+2e-电池反应：
Cu2+a（Cu2+）+H2（g,100kPa）Cu+2H+a（H+）=1,Cu-H电池反应:
电极电势,Cu2+a（Cu2+）+H2（g,100kPa）Cu+2H+a（H+）=1,电池电动势与各组分的关系（能斯特方程）:
E=E-（RT/2F）lna（Cu）a（H+）2/a（Cu2+）p（H2）/p,a（H+）=1,p（H2）=p,E=E-（RT/2F）lna（Cu）/a（Cu2+）,E=E（Cu2+/Cu）-E（H+/H2）,E（H+/H2）=0,E（Cu2+/Cu）=E-（RT/2F）lna（Cu）/a（Cu2+）,E（Cu2+/Cu）=E,E（Cu2+/Cu）=E（Cu2+/Cu）-（RT/2F）lna（Cu）/a（Cu2+）,a（Cu）=1,a（Cu2+）=1,标准态：
7.6.3电极的种类,组成：
金属或吸附某种气体的惰性金属置于含有该元素离子的溶液中,如:
金属|离子：
Ag|Ag+金属（惰）|气体|离子:
Pt|H2（g）|H+Pt|Cl2（g）|Cl-,1.第一类电极:
单质与离子溶液构成,电极按氧化还原态及物质状态不同分为三类,氢电极：
H+|H2（g）|Pt电极反应:
2H+2e-H2（g）E=E-（RT/2F）lnp（H2）/p/a（H+）2标准氢电极:
a（H+）=1,p（H2）=pE=0V,
（1）标准氢电极,缺点：
制备麻烦，不能存在氧化剂、汞、砷。
实际常用电极：
甘汞电极、AgCl|Ag电极,OH-，H2O|H2（g）|Pt反应:
2H2O+2e-H2（g）+2OH-EH2O,OH-/H2（g）=EH2O,OH-/H2（g）-（RT/2F）lnp（H2）/pa（OH-）2/a（H2O）2EH2O,OH-/H2（g）=-0.8277V,
（2）碱性氢电极,电极电势表达式:
EO2（g）/OH-=EO2（g）/OH-（RT/4F）lna（OH-）4/a（H2O）2p（O2）/p298K时,EO2（g）|OH-=0.401V,（3）碱性氧电极,O2（g）+2H2O+4e-4OH-,OH-,H2O|O2（g）|Pt,电极反应：
H+，H2O|O2（g）|Pt电极反应:
O2（g）+4H+4e-2H2OEO2（g）|H+=EO2（g）/H+-（RT/4F）lna（H2O）2/p（O2）/pa（H+）4298K时，EO2（g）/H+=1.229V,（4）酸性氧电极,酸性氧电极与碱性氧电极的关系（如何推导？
）:
EO2（g）/H+=EO2（g）/H2O,OH-（RT/F）lnKw,2.第二类电极,金属-难溶盐:
Ag|AgCl（s）|Cl-或Cl-|Hg2Cl2（s）|Hg金属-难溶氧化物:
OH-,H2O|Sb2O3（s）|Sb,
（1）甘汞电极,Cl-|Hg2Cl2（s）|Hg电极反应:
Hg2Cl2（s）+2e-2Hg+2Cl-,EHg2Cl2（s）/Hg=EHg2Cl2（s）/Hg-（RT/2F）lna（Hg）2a（Cl-）2/a（Hg2Cl2）=EHg2Cl2（s）/Hg-（RT/F）lna（Cl-）,甘汞电极特点,E：
与温度和a（Cl-）有关优点：
易制备，电极电势稳定应用：
常作参比电极测电动势,
（2）金属-难溶氧化物电极：
Sb2O3电极（氧化锑）,碱性质:
OH-,H2O|Sb2O3（s）|Sb电极：
Sb2O3（s）+3H2O+6e-2Sb+6OH-EOH-/Sb2O3/Sb=EOH-/Sb2O3/Sb-（RT/6F）lna（Sb）2a（OH-）6/aSb2O3（s）a（H2O）2=EOH-/Sb2O3/Sb-（RT/F）lna（OH-）酸性质:
Sb2O3（s）+6H+6e-2Sb+3H2OEH+/Sb2O3/Sb=EH+/Sb2O3/Sb+（RT/F）lna（H+）特点：
固体电解质，使用方便。
不能用于强酸。
3.第三类电极,氧化还原态均为非单质，常用惰性金属作导体,醌氢醌电极：
对氢离子可逆的氧化还原电极电极反应：
C6H4O2+2H+2e-C6H4（OH）2简记：
Q+2H+2e-H2QE（Q/H2Q）=E（Q/H2Q）-（RT/2F）lna（H2Q）/a（Q）a（H+）2注：
氢醌、醌实际为对苯二酚及氧化物,醌氢醌电极应用,测电动势，求pH：
Q|H2Q|待测液（pH）|KCl（b=1moldm-3）|Hg2Cl2|Hg当pH7.09，pH=（0.4194+E/V）/0.05916特点：
制备和使用简单，不易中毒。
不适用于pH8.5的碱液,电池电动势计算:
（1）用电极电势E=E（右电极）-E（左电极）=E+-E-
（2）按能斯特方程E=E-（RT/zF）lnPaBvB,E=E+-E-（3）由标准平衡常数E=-DrGm/zF=RTlnK/zF注意：
若E0V,说明电池正反应非自发，而逆反应自发，即实际正、负极及反应与所写的刚好相反。
7.6.4电池电动势的计算,例7.6.1,25时，下列电池的电动势为1.227VZn（s）|ZnCl2（b=0.005molkg-1）|Hg2Cl2（s）|Hg（l）请解决如下问题：
（1）写出该电池的电极反应和电池反应;
（2）求电池的标准电动势；（3）计算DrGm。
已知:
计算离子平均活度因子的极限公式中常数A=0.509（molkg-1）-1/2,解:
（1）电极反应：
正极：
Hg2Cl2（s）+2e-2Hg（l）+2Cl-负极：
Zn（s）Zn2+2e-电池反应：
Zn（s）+Hg2Cl2（s）2Hg（l）+ZnCl2（l）
（2）E=E-（RT/2F）lna（ZnCl2）a（ZnCl2）=a3=（gb/b）3b=（b+v+b-v-）1/v=b（2b）21/3=41/3bE=E-（RT/2F）ln4g3（b/b）3,离子强度I=（1/2）SbBzB2,B,=（1/2）（0.00522+20.0051）molkg-1=0.015molkg-1,lgg=-A|z+z-|I1/2=-0.509|21|0.0151/2=-0.125g=0.750E=E+（RT/2F）ln4g3（b/b）3=1.227V+（0.05916V/2）lg（40.75030.0053）=1.030V（3）DrGm=-zFE=-（2965001.030）Jmol-1=-198.8kJmol-1,小结,1.第一类电极:
单质|离子：
如：
H+|H2（g）|Pt，Ag|Ag+,Pt|Cl2（g）|Cl-标准氢电极:
制备复杂，怕氧化剂,使用不便2.第二类电极:
金属（s）|金属难溶盐或氧化物（s）如：
Cl-|Hg2Cl2（s）|Hg或Ag（s）|AgCl（s）|Cl-甘汞电极：
易制备,电势稳定,作参比电极测电动势3.第三类电极：
氧化态（l）,还原态（l）|Pt醌氢醌电极：
Q+2H+2e-H2Q制备和使用简单，不易中毒，不适用于pH8.5碱液,7.7电池设计原理与应用,7.7.1电池设计原理7.7.2浓差电池与液接电势的计算7.7.3求反应平衡常数7.7.4求离子平均活度因子7.7.5其它应用,7.7.1电池设计原理,将物理化学过程设计成原电池的步骤：
例：
2Fe3+Fe3Fe2+1.反应分解成发生氧化和还原两步骤氧化（负极）:
FeFe2+2e-还原（正极）:
2Fe3+2e-2Fe2+2.由负极开始按顺序写各相，直到正极极板若有金属或C，可作极板，否则用惰性Pt,例7.7.1将反应Cu+Cu2+2Cu+设计成电池,有如下三种设计方案：
（A）阳极（氧化极，负极）：
CuCu+e-阴极（还原极，正极）：
Cu2+e-Cu+,（B）阳极：
CuCu2+2e-阴极：
2Cu2+2e-2Cu+,（C）阳极：
2Cu2Cu+2e-阴极：
Cu2+2e-Cu,注意
（1）,同样的反应，可设计成不同电池，且电动势不同如上三个电池,DrGm和电功Wr相同，电荷量不同,故有E=rGm/zFEA=2EB=2EC,注意
（2）,对同元素不同价态间的电势，存在一定关系。
E（B）=E（C）E（Cu2+/Cu+）-E（Cu2+/Cu）=E（Cu2+/Cu）-E（Cu+/Cu）2E（Cu2+/Cu）=E（Cu+/Cu）+E（Cu2+/Cu+）,如电池B和C:
rGm-zFE,同一元素不同价态间电极电势关系,
（1）Mz+z1e-M
（2）M+z2e-M（3）Mz+（z1+z2）e-M电极电势符合关系DrGm-zFE和状态函数DrGm（3）=DrGm
（1）+DrGm
（2）得,（z1+z2）E（Mz+/M）=z1E（Mz+/M）+z2E（M/M）,例7.7.2将反应H2（g）+（1/2）O2（g）H2O（l）设计成电池,燃料电池：
燃烧（氧化）反应设计成的电池设计：
需选碱性或酸性或高温熔盐电介质及Pt作电极,碱介质,阳极：
H2（g）+2OH-2H2O+2e-阴极：
（1/2）O2（g）+H2O+2e-2OH-电池：
Pt|H2（g）|OH-|O2（g）|Pt,酸介质,阳极：
H2（g）2H+2e-阴极：
（1/2）O2（g）+2H+2e-H2O电池：
Pt|H2（g）|H+|O2（g）|Pt,燃料电池,特点：
能量利用率比直接燃烧发热做功发电效率高问题：
将反应C（s）+O2（g）CO2（g）设计成电池解：
类似氢气的氧化反应，若选酸介质，则阳极：
C（s）+2H2O（g）4H+CO2（g）+4e-阴极：
4H+O2（g）+4e-2H2O（g）总反应：
C（s）+O2（g）CO2（g）电池：
C（s）|CO2（g）|H+|O2（g）|Pt,7.7.2浓差电池与液接电势的计算,浓差电池:
将浓差产生的扩散过程设计成的电池1.单液浓差电池：
气体扩散过程H2（g,p1）H2（g,p2）设计：
酸介质，Pt作电极阳极：
H2（g,p1）2H+2e-阴极：
2H+2e-H2（g,p2）电池：
Pt|H2（g,p1）|H+|H2（g,p2）|Pt电池电动势：
E=-（RT/2F）ln（p2/p1）,2.双液浓差电池：
离子扩散过程,H+（a1）H+（a2）设计：
阳极：
（1/2）H2（g,p）H+（a2）+e-阴极：
H+（a1）+e-（1/2）H2（g,p）电池：
电动势：
E=-（RT/F）ln（a2/a1）,注意,
（1）扩散过程设计成电池须有氧化和还原反应对。
（2）浓差电池电动势是阴、阳极浓度差引起的。
阴、阳极相同，其标准电池电动势E=0，电池电动势只取决于两电极的浓度。
（3）浓差电池自发方向：
E0,故p2p1或a2a1,即浓度自发从高到低扩散。
3.液接电势与盐桥,液接电势：
两种不同溶液界面上存在的电势差产生原因：
离子扩散速率不同,用NH4NO3盐桥t+t-,E（液接）0可避免液接电势。
这时EE（浓差）+E（液接）E（浓差）,可导：
E（液接）=（t+/z+）-（t-/|z-|）（RT/F）ln（a,1/a,2）,7.7.3求反应平衡常数,1.求水的解离平衡常数H2OH+OH-Kw=a（H+）a（OH-）用氢电极设计电池:
阳极:
（1/2）H2（g,p）H+e-阴极:
H2O+e-（1/2）H2（g,p）+OH-,E=E（OH-|H2）-E（H+|H2）=-0.8277VK=Kw=exp（zFE/RT）=exp196500（-0.8277）/（8.315298.15）=1.01810-14,求水的解离平衡常数,H2OH+OH-Kw=a（H+）a（OH-）亦可用氧电极设计电池:
阳极:
（1/2）H2OH+（1/4）O2（g,p）+e-阴极:
（1/4）O2（g,p）+（1/2）H2O+e-OH-,注意：
两电极氢气或氧气的压力应相等,AgCl（s）Ag+Cl-Ksp=a（Ag+）a（Cl-）阴极:
AgCl（s）+e-Ag+Cl-阳极:
AgAg+e-,2.计算难溶盐的溶度积,E=E（Cl-|AgCl（s）|Ag）-E（Ag+|Ag）=0.2221V-0.7994V=-0.5773VK=Ksp=exp（zFE/RT）=1.74110-10,例7.7.3,解：
反应2Ag+SO42-Ag2SO4（s）设计成电池,将反应2Ag+SO42-Ag2SO4（s）设计成电池，并求25时Ag2SO4的溶度积Ksp。
已知25时E（Ag2SO4/SO42-,Ag）=0.627V,E（Ag+/Ag）=0.799V。
负极：
2Ag（s）+SO42-（aSO42-）Ag2SO4（s）+2e正极：
2Ag+2e2Ag（s）,E=0.799V-0.627V=0.172VE=（RT/zF）lnK=（RT/zF）ln（1/Ksp）,故Ksp=exp（-zFE/RT）,=exp-2965000.172/（8.315298.15）=1.5310-6,例7.7.4,解：
（1）反应：
AgBrAg+Br-,已知25时AgBr的溶度积Ksp=4.8810-13，EBr2（l）/Br-=1.065V,E（Ag+/Ag）=0.7994V。
试计算25时
（1）银-溴化银的标准电极电势E（AgBr/Ag）。
（2）AgBr（s）的标准生成吉布斯函数DfGm。
正极：
AgBr（s）+e-Ag（s）+Br-负极：
Ag（s）Ag+e-,E=E（AgBr/Ag）-0.7994V,E=（RT/zF）lnK=（RT/zF）lnKsp,故E（AgBr/Ag）=0.7994V+（RT/zF）lnKsp=0.7994V+0.05916Vlg（4.8810-13）=0.0710V
（2）反应Ag（s）+（1/2）Br2（l）AgBr（s）设计成电池正极：
（1/2）Br2（l）+e-Br-负极：
Ag（s）+Br-AgBr（s）+e-DfGm=-zFE=-zF（E+-E-）=-196500Cmol-1（1.065V-0.0710V）=-95921Jmol-1,7.7.4求离子平均活度因子,通过设计与离子相关的电池，可求g如测HCl溶液g，设计电池：
Pt|H2（g，p=100kPa）|HCl（b
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