标准电极电势中,已知φ（Cu2+/Cu）=x,那么φ（Cu/Cu2+）=

看“标准电极电势”没用
得看实际组成电池的电极电势

Cu2+/CuCl最低,Cu2+/CuI最高.
因为溶解度：CuCl > CuBr > CuI,降低还原型浓度,电极电势增大.

因为E=E（标准）-(0.059/n)*lg[Red]/[Ox] (但实际计算时要包含方程式中各物质浓度) 这里铁的氢氧化物是固态,不存在浓度问题,OH-是标准浓度就行了

原电池由两个半电池相互组合.原电池的电动势可以很方便地和很准确地测定.但无法测出每个电极的电极电势绝对值.国际上通常采用标准氢电极,人为地规定其电极电势为零.然后将任一电极与标准氢电极组成原电池,测定电动势,为该电极的电极电势j.

这与还原电势和氧化电势的规定有关.若将标准氢电极作为发生氧化反应的负极,待测电极作为发生还原反应的正极,组成一个原电池,这时测得的电池电动势即为待测电极的电极电势.由于假定待测电极发生还原反应,所以所得的电极电势称为还原电势.还原电势为正值,说明其电势比标准氢电极高；反之,还原电势为负值,说明其电势比标准氢电极低.这是IUPAC对标准电极电势的规定,也与欧洲惯例一致.另外还有一种美洲惯例,其规定待测电极与标准氢电极组成原电池,若电流由此待测电极进入溶液（即电子由电极进入外电路,发生氧化反应）,则此待测电极的电极电势为正,反之为负.由此得到的电极电势称为氧化电势,其数值正负号正好与还原电势相反.上面的数据前者应为还原电势,后者为氧化电势.实际应用时都可以,但只能用一套数据,不能两者混用.还原电势数据可能用的较多.

逆向进行
采用浓盐酸并不断逸出氯气

标准电极电势数值的高低代表了该氧化-还原电对的得失电子能力.
标准电极电势数值越高,该氧化-还原电对种氧化态得电子能力越强,还原态失电子能力越弱；数值越低,该氧化-还原电对种氧化态得电子能力越弱,还原态失电子能力越强；
如：
E (Zn2+/Zn)=—0.76
E (Cu2+/Cu)=0.34
那么Zn比Cu更易失电子,Cu2+比Zn2+更易的电子

有很多非金属

是用标准氢电极或者饱和甘汞电极作为基准测出来的.规定标准氢电极的还原电极电势为零.在标准状态下,将所测物种与标准氢电极组成原电池,用电压表测出电池的电动势并确定正极和负极,然后推算出电极的标准电极电势.
大哥,你为什么不相信我呢

设所求电极电势是x,则
(x-0.60)/2=0.20,所以x=1.00

是浓差电池
从能斯特方程可知:φ(Fe2+/Fe)=φ0(Fe2+/Fe)+ 0.0591 V /2 *lg[Fe2+]/C0
其中C0=1.0mol/kg =约=1mol/L
负极电极电势:φ- (Fe2+/Fe)=φ0(Fe2+/Fe)+ 0.0591 V /2 *lg c1/C0
正极电极电势:φ+ (Fe2+/Fe)=φ0(Fe2+/Fe)+ 0.0591 V /2 *lg c2/C0
电池电动势 E=0.0591 /2 * lgc2/c1
自发放电,说明电池电动势大于0 则E=0.0591 /2 * lgc2/c1>0
则:c2/c1>1
即c1比c2__小__,
此时电池的电动势为(0.0591 /2 * lgc2/c1 )V .
标准电动势为___0___V,
放电停止,则此时电极电势为0 V,
相应的氧化还原方程式的标准平衡常数K=1.
△G0=-RTln K0 =-n*F*E0 而浓差电池的E0 =0
因此平衡常数K0=1
平衡常数只与E0有关,与浓度无关,也就是说浓差电池的平衡常数K0都为1

M3+(aq) +2e = M+(aq) E= 0.20 V
M3=M-o.4V
M2+(aq) +e = M+ (aq) E= -0.60 V
M2=M+0.6V
M3+e =M2
M-0.4V+e=M+0.6V
e=1.00V
所以选D

1是对的,2是错的,仅仅作为参考

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+] )

因为半反应中不涉及H+和OH-,即酸堿性无影响.

A可以看做是标准电极电势φ（θ）,其他可按条件电极电势计算φ,公式为ψ=φ（θ）+（0.059/n)×lg[c(X)/Ksp]（近似）,其中n为转移电子数,c(X)为卤素例子浓度,认为是1mol/l,Ksp为溶度积常数,计算的结果是沉淀的生成增...