化學(xué)期中考試資料整理

1、第1章 氣體與溶液1. 、掌握理想氣體狀態(tài)方掌程及其應(yīng)用；2 、掌握道爾頓分壓定律；3 、掌握稀溶液的依數(shù)性及其應(yīng)用；4 、熟悉溶膠的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、穩(wěn)定性及聚沉作用；5 、了解大分子溶液與凝膠。1.1 氣體理想氣體（ideal gas）：分子本身不占體積，分子間沒有相互作用力的氣體。 理想氣體狀態(tài)方程： pV=nRT 1.1.2 道爾頓分壓定律 混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和。(所謂某組分的分壓力是指該組分在同一溫度下單獨(dú)占有混合氣體的容積時所產(chǎn)生的壓力無機(jī)及分析化學(xué))道爾頓分壓定律:p=p1+p2+一混合氣體有i個組分:(說明氣體狀態(tài)方程不僅適用于某一純凈氣體，也適用于氣體混合物)摩

2、爾分?jǐn)?shù)：（混合氣體中某組分的分壓力等于該組分的摩爾分?jǐn)?shù)與混合氣體總壓力的乘積）A+B=1（理想氣體 低壓和高溫）1.2 溶液1.2.1 分散系分子分散系又稱溶液 1.2.2 稀溶液的依數(shù)性1.2.2.1 蒸氣壓下降拉烏爾定律： 在一定溫度下，難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降與溶質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)成正比，與溶質(zhì)的本性無關(guān)。（只適用于稀溶液）溶液蒸氣壓下降p：拉烏爾定律表達(dá)式也可用質(zhì)量摩爾濃度來表示： p=Kb即在一定溫度下，難揮發(fā)的非電解質(zhì)的稀溶液的蒸氣壓下降近似地與溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度成正比。1.2.2.2 沸點(diǎn)升高 Tb=Kb b 1.2.2.3 凝固點(diǎn)下降TfKf b （ Kb、Kf的大小

3、只取決于溶劑的本性，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。)1.2.2.4 滲透壓 滲透壓與濃度和溫度的關(guān)系: VnRT cRT ( 也可用b代替c進(jìn)行近似計(jì)算) 在一定溫度下，稀溶液的滲透壓與溶液中所含溶質(zhì)的粒子數(shù)目成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。1.2.2.5 稀溶液的通性小結(jié)*溶液的蒸氣壓下降，沸點(diǎn)升高，凝固點(diǎn)降低和滲透壓是難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的通性。它們的大小都與溶液中溶質(zhì)的量有關(guān)，與溶質(zhì)的本性無關(guān)，此性質(zhì)稱為難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的依數(shù)性。*符合依數(shù)性規(guī)律的溶液應(yīng)該是理想溶液，在這種溶液中，溶質(zhì)和溶劑分子間作用力和溶劑分子間作用力可以等同看待。*濃溶液質(zhì)點(diǎn)間作用力比較復(fù)雜，不符合依數(shù)性規(guī)律。*如果溶質(zhì)是電解

4、質(zhì)，溶液的性質(zhì)不僅和電離后溶液中的粒子數(shù)有關(guān)，同時還和離子間的靜電引力有關(guān)，不適用于依數(shù)性的定量關(guān)系。只有很稀的溶液，溶液中粒子數(shù)目換算為質(zhì)量摩爾濃度，才近似符合依數(shù)性規(guī)律。*揮發(fā)性溶質(zhì)對溶液依數(shù)性影響更為復(fù)雜（p.10例子，乙醇水溶液）1.3 膠體溶液1.3.1 溶膠的制備1.3.2 溶膠的性質(zhì)動力學(xué)性質(zhì)布朗運(yùn)動：不規(guī)則的熱運(yùn)動光學(xué)性質(zhì)丁達(dá)爾效應(yīng)：區(qū)別溶膠和溶液電學(xué)性質(zhì)電泳：外加電場下，膠體粒子在分散介質(zhì)中的定向移動。膠粒的帶電性與制備方法有關(guān)。1.3.3 膠團(tuán)結(jié)構(gòu)1.3.4 膠體的電動電勢 熱力學(xué)電勢，表示從膠粒固相表面到液體內(nèi)部的電勢差；只與膠粒固相直接吸附離子的數(shù)量有關(guān)。1.3.5 溶

5、膠的穩(wěn)定性和聚沉1.3.6 膠體的應(yīng)用第2章 化學(xué)熱力學(xué)初步1 了解熱力學(xué)能、焓、熵和吉布斯自由能等狀態(tài)函數(shù)的概念；2 理解熱力學(xué)第一、第二和第三定律的基本內(nèi)容；3 掌握化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變的各種計(jì)算方法；4 掌握化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變和標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計(jì)算方法；5 會用吉布斯自由能G來判斷化學(xué)反應(yīng)的方向，并了解溫度對G的影響；6 理解Vant Hoff等溫方程，了解壓力和濃度對G的影響。2.1 熱力學(xué)常用術(shù)語2.1.1 熱力學(xué)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)氣態(tài)物質(zhì)：p=100kPa，分壓力為標(biāo)準(zhǔn)壓力溶液：p=100kPa時，濃度1molL-1，稀溶液1molkg-1，即c=b固體或純液體：在標(biāo)準(zhǔn)壓力下理

6、想的該純物質(zhì)（不涉及溫度，只與壓力/濃度有關(guān)。）2.1.2 系統(tǒng)和環(huán)境2.1.3 狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)：狀態(tài)函數(shù)的重要性質(zhì)是狀態(tài)函數(shù)的變化只取決于體系的初始狀態(tài)和終止?fàn)顟B(tài)，而與變化途徑無關(guān)。2.1.4 過程和途徑等壓過程(p=0)，壓力恒定不變的狀態(tài)變化過程。等容過程(V=0)，體系體積恒定不變的狀態(tài)變化過程。等溫過程(T=0)，此過程只要求始態(tài)和終態(tài)溫度相同。絕熱過程(Q=0)，體系和環(huán)境沒有能量交換。2.1.5 熱和功功和熱的相同點(diǎn)：都是能量，在體系獲得能量后，便不再區(qū)分熱和功。都不是體系的狀態(tài)函數(shù)，與過程相聯(lián)系的物理量。功是有序運(yùn)動的結(jié)果，熱是無序運(yùn)動的結(jié)果。功能完全變熱，而熱不能完全轉(zhuǎn)換為功

7、。2.2 熱力學(xué)第一定律2.2.1 熱力學(xué)能：系統(tǒng)內(nèi)部所蘊(yùn)藏的總能量叫作熱力學(xué)能2.2.2 熱力學(xué)第一定律 能量守恒與轉(zhuǎn)化定律：能量具有不同的形式。在任何過程中，能量是不會自生自滅的，它只能由一種形式轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N形式，在轉(zhuǎn)變過程中，能量的總值保持不變。U=U2-U1=Q+W 2.2.3 可逆過程和最大功如果氣體等溫膨脹按可逆的方法進(jìn)行，系統(tǒng)對環(huán)境做最大體積功。同時系統(tǒng)從環(huán)境中吸收了最多的熱。2.3 熱化學(xué)2.3.1 等容反應(yīng)熱、等壓反應(yīng)熱和焓的概念等容反應(yīng)熱： UQv等壓反應(yīng)熱: QpH等壓過程中 :HUpV H =U+nRT ( 有氣體參加反應(yīng) ) 2.3.2 熱化學(xué)方程式2.3.3 蓋斯定

8、律：恒溫恒壓條件下，總反應(yīng)的熱效應(yīng)（H）只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)（包括溫度、反應(yīng)物和生成物的量及聚集狀態(tài)等）有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)。2.3.4 生成焓在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和指定溫度(通常為298K)下，由元素的指定單質(zhì)(通常是穩(wěn)定單質(zhì))生成1mol(化合物或轉(zhuǎn)變?yōu)槠渌问絾钨|(zhì))某物質(zhì)時的熱效應(yīng)，稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，用fHm,298表示。任何指定的穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓都是零。應(yīng)用注意事項(xiàng)：1 rHm是狀態(tài)函數(shù)，其值為生成物的fHm減去反應(yīng)物的fHm；2 fHm具有容量性質(zhì)（加合性），系數(shù)不可遺漏，且有正(+)/負(fù)(-)號；3 fHm隨物質(zhì)所處的溫度及聚集狀態(tài)不同而變，溫度一定時，聚集狀態(tài)需要考慮

9、（g、l、s、aq）；4 同一化學(xué)反應(yīng)，化學(xué)方程式的寫法不同，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)焓變不同。因此化學(xué)方程式和反應(yīng)焓變必須一一對應(yīng)。5 如果體系溫度不是298.15K，反應(yīng)焓變有些改變，但一般變化不大。2.3.5 由鍵能估算反應(yīng)熱2.4 熱力學(xué)第二定律2.4.1 化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性：有兩種因素影響過程的自發(fā)性：一是能量變化，系統(tǒng)將趨向最低能量；二是混亂度變化，系統(tǒng)將趨向最高混亂度。2.4.2 熵： 定量地描述系統(tǒng)的混亂度2.4.3 熱力學(xué)第二定律：在孤立系統(tǒng)的任何自發(fā)過程中，系統(tǒng)的熵總是增加的。2.4.4 標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和指定溫度下，1mol物質(zhì)的熵的絕對值稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，用Sm表示，單位J

10、mol-1K-1熱力學(xué)第三定律：絕對零度時，任何純凈完美的晶態(tài)物質(zhì)的熵值規(guī)定為零2.5 吉布斯自由能及其應(yīng)用2.5.1 吉布斯自由能： GHTS GHTS 2.5.2 反應(yīng)G與有用功 G0不自發(fā) G=0 平衡態(tài)注意事項(xiàng)： 1 G與參加反應(yīng)的物質(zhì)的量有關(guān)(容量性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù))，方程式與G一一對應(yīng)；2 正反應(yīng)和逆反應(yīng)的G大小相等，符號相反；3 H、S隨溫度變化不明顯，但溫度、壓力變化顯著影響G。G的物理意義：它代表在等溫等壓過程中，能被用來做有用功（即非體積功）的最大值。2.5.3 標(biāo)準(zhǔn)生成自由能和反應(yīng)自由能變標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能是指在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)和指定溫度時，由指定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)（化合物或非穩(wěn)定

11、單質(zhì)）的吉布斯自由能fGm，在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)和指定溫度(298.15K)下，指定的穩(wěn)定單質(zhì)的吉布斯自由能為零fGm = fGm (產(chǎn)物)fGm (反應(yīng)物)2.5.4 G與溫度的關(guān)系將非自發(fā)的反應(yīng)變成自發(fā)的反應(yīng)，這個轉(zhuǎn)變溫度稱為轉(zhuǎn)向溫度: T轉(zhuǎn)=2.5.5 范托夫等溫方程:rGrGRTlnQ 氣體反應(yīng)，ap/p溶液反應(yīng)，ac/c復(fù)相反應(yīng):固相和純液相均為單位活度第3章 化學(xué)平衡和化學(xué)反應(yīng)速率1 了解化學(xué)平衡的特征；掌握標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)和標(biāo)準(zhǔn)自由能變之間的關(guān)系；2 能寫出不同類型反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式；并能利用標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)進(jìn)行有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算；3 能運(yùn)用多重平衡規(guī)則求標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)；了解溫度對標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的

12、影響；4 掌握化學(xué)平衡移動的定性判斷以及移動程度的定量計(jì)算；5 了解化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其實(shí)驗(yàn)測定方法；6 掌握質(zhì)量作用定律；知道應(yīng)如何確定基元反應(yīng)的速率方程；7 掌握溫度對反應(yīng)速率影響的阿累尼烏斯經(jīng)驗(yàn)式；8 能用活化分子、活化能等概念解釋外界因素對反應(yīng)速率的影響。3.1 化學(xué)平衡3.1.1 化學(xué)平衡的特征當(dāng)反應(yīng)推動力為0 時（包括正向和逆向），即G0，反應(yīng)就達(dá)到了平衡狀態(tài)。3.1.2 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)及其有關(guān)計(jì)算rGRTlnK（K稱為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)）對于bBdDeEfF （ 方括號代表平衡時的濃度。）1 K表示在一定條件下反應(yīng)進(jìn)行的限度。 K越大，表明平衡時產(chǎn)物越多，反應(yīng)進(jìn)行得越完全。2 K也是與

13、過程無關(guān)的特征函數(shù)。3 K除取決于反應(yīng)的本性外，還受溫度的影響，但與反應(yīng)物的濃度無關(guān)。4 利用K可以進(jìn)行一些有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算。已知某一反應(yīng)的平衡常數(shù)，可以從起始反應(yīng)的反應(yīng)物的量，計(jì)算出達(dá)到平衡時各反應(yīng)物和生成物的量，以及反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。5 不難看出，平衡時才能有最大轉(zhuǎn)化率。3.1.3 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與Gibbs自由能變r(jià)G =2.303RTlg(Q/K)（Q是反應(yīng)起始狀態(tài)（非平衡態(tài)）的活度商）QK，Q/K1，rGK，Q/K1，rG0 逆反應(yīng)自發(fā)3.1.4 多重平衡規(guī)則：如果某反應(yīng)可以由幾個反應(yīng)相加（或相減）得到，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于幾個反應(yīng)平衡常數(shù)之積（或商）。rG3rG1rG2 K3K1K

14、23.2 化學(xué)平衡的移動假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一，平衡就向減弱這個改變的方向移動。溫度與K的定量關(guān)系式：1 對于吸熱反應(yīng)，rHm0，當(dāng)T2T1時， K2K1，平衡常數(shù)隨溫度升高而增大，升溫有助于正反應(yīng)的進(jìn)行。2 對于放熱反應(yīng)，rHmT1時， K20的反應(yīng)，催化劑則無能為力；3 催化劑同等改變正、逆反應(yīng)速率，加速化學(xué)平衡的達(dá)到，但不改變化學(xué)平衡的位置，即無法改變平衡常數(shù)的數(shù)值；4 催化劑在參與反應(yīng)前后質(zhì)量和組成不變（化學(xué)性質(zhì)），但某些物理性質(zhì)可能發(fā)生變化（如晶態(tài)粉末等）第四章 解離平衡1 了解近代酸堿理論（重點(diǎn)是酸堿質(zhì)子論）的基本概念；2 掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡和多元弱酸、弱堿的分級解離

15、平衡的計(jì)算；3 了解活度、活度系數(shù)、離子強(qiáng)度等概念；4 理解同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)對解離平衡的影響；5 了解緩沖作用原理以及緩沖溶液的組成和性質(zhì)，掌握緩沖溶液pH的計(jì)算；6 理解難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡的特點(diǎn)，會運(yùn)用溶度積規(guī)則判斷沉淀溶解平衡的移動以及有關(guān)的計(jì)算。4.1 酸堿理論4.1.1 酸堿質(zhì)子論1 酸/堿可以是中性、正離子或負(fù)離子，模糊了鹽的概念；2 酸堿之間存在著H+得失的相互依存關(guān)系，稱為酸堿的共軛關(guān)系，HB和B稱為共軛酸堿對。3 既能釋放H+又可接受H+的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。4 酸越強(qiáng)，越容易釋放H+，則其共軛堿越弱；5 酸堿在溶液中表現(xiàn)出來的強(qiáng)度，不僅與酸堿本性有關(guān)，同時與溶劑的本性有關(guān)

16、6 酸堿在水溶液中表現(xiàn)出來的相對強(qiáng)度可用解離常數(shù)來表征。7 強(qiáng)酸強(qiáng)堿制弱酸弱堿8 共軛酸堿對中弱酸的Ka與其共軛堿的Kb存在如下定量關(guān)系： KaKbKw 4.1.2 酸堿電子理論：凡是能夠接受外來電子對的分子、基團(tuán)或離子為酸；凡是能夠提供電子對的分子、基團(tuán)或離子為堿4.1.3 硬軟酸堿理論：硬酸體積小，正電荷高，極化性低；硬堿極化性低，電負(fù)性高，難氧化，“硬親硬，軟親軟，軟硬交界就不管”4.2 強(qiáng)電解質(zhì)溶液4.2.1 離子氛概：離子間平均距離較小，由于靜電引力相互作用，正離子周圍負(fù)離子數(shù)目大于正離子數(shù)目，而負(fù)離子周圍較多地分布著正離子。在每一離子周圍形成一個帶相反電荷的離子氛。由于離子氛的存在

17、，離子的運(yùn)動受到了牽制，所以表現(xiàn)出來的離子濃度小于強(qiáng)電解質(zhì)全部解離時應(yīng)有的濃度。表觀解離度：強(qiáng)電解質(zhì)由實(shí)驗(yàn)測得的解離度，并非真正的解離度4.2.2 活度和活度系數(shù)4.2.2 活度和活度系數(shù) afc4.2.3 離子強(qiáng)度：（在電解質(zhì)溶液的各種平衡計(jì)算中，嚴(yán)格說都應(yīng)該用活度，只有在很稀的離子溶液中才允許用濃度代替活度。）4.3 弱酸、弱堿的解離平衡4.3.1 一元弱酸、弱堿的解離平衡 c/Ka400 H+2=Kac 類似地，可以推導(dǎo)出一元弱堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)Kb和OH-4.3.2 多元弱酸、弱堿的電離平衡1 在計(jì)算多元弱酸中的H+時，可近似用一級解離的H+代替。2 在比較多元弱酸的相對強(qiáng)度時，只要比較

18、Ka1的大小就可以了。3 計(jì)算二元弱酸中的H+，可作一元弱酸處理；4 二元弱酸溶液中，酸根離子濃度近似等于Ka2；5 當(dāng)需要較大濃度酸根離子時，往往用多元弱酸的鹽而不用酸。4.3.3 兩性物質(zhì)的解離平衡既可給出質(zhì)子又可接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)4.3.4 同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1、同離子效應(yīng)：由于在弱電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，而使弱電解質(zhì)解離度降低的效應(yīng)2、鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度增大的效應(yīng)（同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)會同時存在，但同離子效應(yīng)的影響比鹽效應(yīng)的影響大得多，因此，此時大多只考慮同離子效應(yīng)。）4.4 緩沖溶液：這種能對抗少量外來強(qiáng)酸、強(qiáng)堿

19、或水的稀釋而保持pH基本不變的混合溶液4.4.1 緩沖作用原理4.4.2 緩沖溶液H+濃度的計(jì)算4.4.3 緩沖能力1、緩沖容量1）緩沖容量與緩沖溶液總濃度的關(guān)系：當(dāng)c(堿)/c(酸)1時，總濃度越大，緩沖能力越大。（2）緩沖容量與緩沖對濃度比值的關(guān)系1 共軛酸堿對濃度差越小，緩沖能力越大。pHlgc(堿)/c(酸)2 為了獲得最大緩沖容量，選擇的緩沖對其弱酸的pKa應(yīng)正好等于所要求配制的pH，但一般實(shí)驗(yàn)中無法達(dá)到。3 當(dāng)c(酸)/c(堿)10或c(酸)/c(堿)0.1，一般認(rèn)為就不具有緩沖能力，所以緩沖溶液的有效范圍為pHpKa1。4.5 沉淀溶解平衡4.5.1 溶度積和溶度積規(guī)則1、溶度積

20、：KspAg+Cl-對于AnBm型難溶電解質(zhì)，溶度積的表達(dá)式為KspAm+nBn-m其意義為：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)在其飽和溶液中各離子濃度冪的乘積為一常數(shù)不同類型的難溶電解質(zhì)不能簡單地用Ksp來判斷溶解度的大小。在進(jìn)行Ksp和s之間換算時，要考慮下述兩個因素：(1)難溶電解質(zhì)的離子在溶液中不發(fā)生任何副反應(yīng)。(2)難溶電解質(zhì)要一步完全解離2、溶度積規(guī)則Q為任一情況下離子濃度冪的乘積（活度商）Q=Ksp：平衡狀態(tài)，溶液達(dá)到飽和；QKsp：過飽和溶液，沉淀析出4.5.2 沉淀的生成和溶解1、沉淀的生成1 溶液中沉淀溶解平衡總是存在的。在一定溫度下，Ksp為一常數(shù)。2 通常分析天平能稱準(zhǔn)到10-4

21、g(0.1mg)，所以在定量分析中，溶液中殘留離子的濃度10-6 molL-1可認(rèn)為沉淀完全。3 人的肉眼可觀察到渾濁現(xiàn)象的下限是10-5 gmL-1，因此定性分析中溶液中殘留離子濃度10-5molL-1可認(rèn)為沉淀完全。4 沉淀劑一般以過量20%50%為宜。2、 沉淀的溶解（1）難溶弱酸鹽與強(qiáng)酸反應(yīng)生成弱酸；（2）難溶氫氧化物與酸反應(yīng)生成水；（3）難溶物與硝酸發(fā)生氧化還原反應(yīng)；（4）難溶物與某些物質(zhì)發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)。4.5.3 沉淀的轉(zhuǎn)化和分步沉淀第五章 氧化還原與電化學(xué)1 掌握氧化還原反應(yīng)的基本概念，能配平氧化還原方程式；2 理解電極電勢的概念，能用能斯特方程進(jìn)行相關(guān)計(jì)算；3 掌握電極電勢在有關(guān)

22、方面的應(yīng)用；4 了解原電池電動勢與吉布斯自由能變的關(guān)系；5 掌握元素電勢圖及其應(yīng)用。5.1 氧化還原反應(yīng)的基本概念5.1.1 氧化和還原5.1.2 氧化數(shù)：元素的一個原子的表觀電荷數(shù)化合價(jià)：原子參與成鍵的電子對的數(shù)目5.2 氧化還原方程式配平5.2.1 氧化數(shù)法5.2.2 離子電子法5.2.3 代數(shù)和法，解方程5.3 電極電勢5.3.1 原電池原電池表示符號(-)負(fù)極|電解質(zhì)溶液(濃度)|電解質(zhì)溶液(濃度)|正極(+)5.3.2 電極電勢1 在指定溫度下(298K)，金屬和該金屬離子濃度為1molL-1(嚴(yán)格意義上應(yīng)為單位活度)的溶液所產(chǎn)生的電勢稱為該金屬的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢，用表示。2 金屬電極電勢