電池反應(yīng)都是自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)。因此電池反應(yīng)的方向即氧化還原反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向時，可將反應(yīng)拆為兩個半反應(yīng)，求出電極電位。然后根據(jù)電位高的為正極起還原反應(yīng)，電位低的為負(fù)極起氧化反應(yīng)的原則，就可以確定反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。如果兩個電對的值相差較大（即E^φ)，濃度的變化對電位的影響不大，不致于使反應(yīng)改變方向。因此，當(dāng)E^φ<0.2V　時，即使不處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，也可直接用  值的大小確定反應(yīng)方向。否則，必須考慮濃度和酸度的影響，用能斯特方程式計(jì)算出電對的值，用E＞0作為判斷確定反應(yīng)進(jìn)行的方向，若E＞0，正向反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行；E＜0，正向反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行，其逆向反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。

　　例9　判斷298K時下列反應(yīng)進(jìn)行的方向：

　　解：將上述反應(yīng)寫成兩個半反應(yīng)，并查出它們的標(biāo)準(zhǔn)電極是位：

　　標(biāo)準(zhǔn)電動勢為：E^φ＝_２－_１＝0.4402-(-0.4402)

　　=0.7804(V)。

　　因?yàn)镋^φ<0.2V，可直接用值判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向。_２>_１，表明Ｃu2+是比Fe2+更強(qiáng)的氧化劑，F(xiàn)e是比Ｃu更強(qiáng)的還原劑所以上述反應(yīng)可自發(fā)地向右進(jìn)行。

　　為了證明這個結(jié)論的正確性，我們可以按非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的電池反應(yīng)計(jì)算電動勢。

　　電池電動勢為：E=_２－_１＝0.1923-(-0.4402)

　　=0.6325(V)

　　因?yàn)镋<0，上述反應(yīng)可自發(fā)地向右進(jìn)行。

　　例10　判斷298K時反應(yīng)

　　當(dāng)[HAsO₂]=[H₃AsO₄]=1mol.L^-1,[I^-]=1mol.L^-1,在中性和酸性（[H⁺]=1mol.L^-1)溶液中反應(yīng)進(jìn)行的方向。

　　解：將上述反應(yīng)寫成兩個半反應(yīng)，并查出它們的標(biāo)準(zhǔn)電極電位：

　　在中性溶液中，[H⁺]=1.0*10^-71mol.L^-1。

　　1＝1＝＋0.535V

　　=0.559+0.059161g[H⁺]

　　=0.559+0.059161g10^-7

　　^=0.559+0.414

　　^=0.145(V)

　　　因?yàn)?₁₂,所以Ｉ₂是比H₃AsO₄更強(qiáng)的氧化劑，而HAsO₂是比I^-更強(qiáng)的還原

　　劑。因而上述反應(yīng)能自發(fā)地向右進(jìn)行。即

HAsO₂＋I(xiàn)₂＋2H₂O→H₃AsO₄＋2I^-＋2H⁺

　　當(dāng)溶液中氫離子濃度為1mol.L^-1時，

_1＝１=＋0.535V

_2＝２=＋0.559V

　　　因?yàn)?IMG src="/edu/UploadFiles_9467/200708/20070831113315910.jpg">₁< ₂,所以H₃AsO₄是比Ｉ₂更強(qiáng)的氧化劑，而I^-更強(qiáng)的還原劑。因而上

　　述反應(yīng)能自發(fā)地向右進(jìn)行。即

H_３AsO_４＋2I^-＋2H⁺→HAsO₂＋I(xiàn)₂＋2H₂O

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