大学化学之电化学基础课件
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（2）将反应拆分为氧化和还原两个半反应式： 还原反应： MnO4-→ Mn2＋ 氧化反应： SO32- → SO42-
(3) 配平：使半反应两边的原子数和电荷数相等
MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
11
（4） 使两个半反应得失电子数为其最小公倍 数，合并成一个配平的离子反应式：
氧化
6
5.1.2 氧化还原电对
1.电对 Ox + ne → Red
同种元素的氧化态与还原态构成了氧 化还原电对，记作Ox / Red。
如Sn4+/Sn2+ ，Fe3+/Fe2+，一个氧化还原 反应由两个氧化还原电对组成。
7
2.电极反应
任何氧化还原反应都可拆分为两个氧化还 原电对的半反应（半电池反应，电极反应）：
2.原电池的构成 ⑴电势不同的两个电极； ⑵盐桥； ⑶外电路（检流计）。
18
3.Daniell电池
e
—
+
图1 Daniell电池
电子由Zn极流向Cu极： Zn极电势低，为负极；Cu极电势高，为正极。
19
4.特征 正极：氧化剂(Cu2+)被还原，半电池反应为： Cu2+ + 2e → Cu 负极：还原剂(Zn)被氧化，半电池反应为： Zn → Zn 2+ + 2e 电池反应为： Cu2+ + Zn → Cu + Zn 2+
3Cl2（g）+ 6OH- = 5Cl- + ClO3-+ 3H2O 3Cl2（g）+ 6NaOH = 5NaCl + NaClO3+ 3H2O
5.2 原电池 5.2.1 原电池的概念 5.2.2 原电池的符号 5.2.3 电池电动势 5.2.4 电极类型
17
5.2.1 原电池的概念
1.定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。
Fe3+ + e → Fe2+ Sn2+ → Sn4+ + 2e 氧化－还原反应的实质： 两个共轭电对之间的电子转移反应。
8
3.电对拆分：
2MnO4-＋5H2C2O4 ＋ 6H＋ → 2Mn2＋ ＋ 10CO2 ＋ 8H2O
MnO4- ＋ 8H＋ ＋ 5e → Mn2＋ ＋ 4H2O ①
H2C2O4 → 2CO2 ＋ 2H＋ ＋ 2e
×2) MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O + ×5) SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
2MnO4-＋5SO32-＋6H＋ = 2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O
例2 配平下列氧化还原反应：
H2S + H2SO3 → S + H2O H2S - 2e → S + 2H+ ① H2SO3 + 4H+ + 4e → S + 3H2O ②
23
5.2.3 电池电动势
1.定义 电池电动势是电池正负极之间的瞬时电势
差。（在接近零电流下所测定的电势差） 2.表示
电池电动势 E＝ E+ - EE+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
思考：为什么手电筒电光愈用愈暗？
因为其电池电动势愈用愈低。
24
5.2.4 电极类型
1.金属-金属离子电极：Zn | Zn2+(c) 电极反应 Zn2+ + 2e → Zn
大学化学之电化学基础
1
电化学
电化学是研究化学能和电能相互转 化的一门科学.
化学能 电能, G 0 电能 化学能, G 0
2
人类一切生产和生命活动：能量供应问题。
煤、石油等燃烧发热
营养物质的消化吸收 体内的生物化学反应
氧化还原过程
生物电现象(心电、脑电)
3
主要内容 5.1 氧化还原反应 5.2 原电池 5.3 电极电势 5.4 原电池热力学 5.5 电解与电化学技术 5.6 金属的腐蚀与防护
②
MnO4- / Mn2＋； CO2 /H2C2O4
9
5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法
1.配平原则：
①电荷守恒：反应过程中氧化剂与还原剂 得失电子数相等。
②质量守恒：反应前后各元素的原子总数相 等。
2.配平的具体步骤：
（1）ຫໍສະໝຸດ Baidu出离子方程式： MnO4-＋SO32- ＋ H＋ → Mn2＋ ＋ SO42- ＋H2O
22
（2）电极组成：
正极：Pt│MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） 负极：Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）
（3）电池符号：
（-）Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）‖ MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） │ Pt（+）
① × 2 + ② 得:
2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O
例3：配平Cl2(g) + NaOH Δ NaCl + NaClO3
解： Cl2（g）+ 2e = 2Cl-
①
Cl2（g）+ 12OH- = 2ClO3-+ 6H2O +10e ②
①×5 + ② 得：
6Cl2（g）+ 12OH- = 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O 化简得：
20
5.2.2 原电池的符号表示
1.书写要求 （1） 负极写在左边，正极写在右边； （2）正负极之间用盐桥“‖”相接； （3）电极固体标志用一竖线“│”表示； （4）同相之不同物质间用“，”间隔； （5）若为离子时应注明其活度（浓度亦可）； （6）若电对不含金属导体，则需加一惰性导体； （7）纯气体、液体或固体与惰性电极名称之间以
4
5.1 氧化还原反应 5.1.1 氧化还原反应 5.1.2 氧化还原电对 5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
5
5.1.1 氧化还原反应
1.定义
元素的氧化值发生了变化的化学反应。
2.特点
Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+
（1）存在着氧化剂与还原剂；
（2）存在着氧化态与还原态。
Ox（氧化态）＋ ne 还原 Red（还原态）
“，”间隔，并应注明其状态。
21
2.应用示例
[例4]将氧化还原反应
2MnO4-＋5H2O2＋6H＋= 2Mn2＋ ＋8H2O ＋5O2↑
拆成两个半电池反应，并写出电极组成和电池组 成表示式。
解 （1）根据正极发生还原反应，负极发生氧化 反应的原则，拆分此氧化还原反应为两个半电 池反应：
正极反应：MnO4- ＋ 8H＋＋5e → Mn2＋＋ 4H2O 负极反应： H2O2 → 2H＋ ＋ O2 ＋ 2e
(3) 配平：使半反应两边的原子数和电荷数相等
MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
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（4） 使两个半反应得失电子数为其最小公倍 数，合并成一个配平的离子反应式：
氧化
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5.1.2 氧化还原电对
1.电对 Ox + ne → Red
同种元素的氧化态与还原态构成了氧 化还原电对，记作Ox / Red。
如Sn4+/Sn2+ ，Fe3+/Fe2+，一个氧化还原 反应由两个氧化还原电对组成。
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2.电极反应
任何氧化还原反应都可拆分为两个氧化还 原电对的半反应（半电池反应，电极反应）：
2.原电池的构成 ⑴电势不同的两个电极； ⑵盐桥； ⑶外电路（检流计）。
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3.Daniell电池
e
—
+
图1 Daniell电池
电子由Zn极流向Cu极： Zn极电势低，为负极；Cu极电势高，为正极。
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4.特征 正极：氧化剂(Cu2+)被还原，半电池反应为： Cu2+ + 2e → Cu 负极：还原剂(Zn)被氧化，半电池反应为： Zn → Zn 2+ + 2e 电池反应为： Cu2+ + Zn → Cu + Zn 2+
3Cl2（g）+ 6OH- = 5Cl- + ClO3-+ 3H2O 3Cl2（g）+ 6NaOH = 5NaCl + NaClO3+ 3H2O
5.2 原电池 5.2.1 原电池的概念 5.2.2 原电池的符号 5.2.3 电池电动势 5.2.4 电极类型
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5.2.1 原电池的概念
1.定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。
Fe3+ + e → Fe2+ Sn2+ → Sn4+ + 2e 氧化－还原反应的实质： 两个共轭电对之间的电子转移反应。
8
3.电对拆分：
2MnO4-＋5H2C2O4 ＋ 6H＋ → 2Mn2＋ ＋ 10CO2 ＋ 8H2O
MnO4- ＋ 8H＋ ＋ 5e → Mn2＋ ＋ 4H2O ①
H2C2O4 → 2CO2 ＋ 2H＋ ＋ 2e
×2) MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O + ×5) SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
2MnO4-＋5SO32-＋6H＋ = 2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O
例2 配平下列氧化还原反应：
H2S + H2SO3 → S + H2O H2S - 2e → S + 2H+ ① H2SO3 + 4H+ + 4e → S + 3H2O ②
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5.2.3 电池电动势
1.定义 电池电动势是电池正负极之间的瞬时电势
差。（在接近零电流下所测定的电势差） 2.表示
电池电动势 E＝ E+ - EE+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
思考：为什么手电筒电光愈用愈暗？
因为其电池电动势愈用愈低。
24
5.2.4 电极类型
1.金属-金属离子电极：Zn | Zn2+(c) 电极反应 Zn2+ + 2e → Zn
大学化学之电化学基础
1
电化学
电化学是研究化学能和电能相互转 化的一门科学.
化学能 电能, G 0 电能 化学能, G 0
2
人类一切生产和生命活动：能量供应问题。
煤、石油等燃烧发热
营养物质的消化吸收 体内的生物化学反应
氧化还原过程
生物电现象(心电、脑电)
3
主要内容 5.1 氧化还原反应 5.2 原电池 5.3 电极电势 5.4 原电池热力学 5.5 电解与电化学技术 5.6 金属的腐蚀与防护
②
MnO4- / Mn2＋； CO2 /H2C2O4
9
5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法
1.配平原则：
①电荷守恒：反应过程中氧化剂与还原剂 得失电子数相等。
②质量守恒：反应前后各元素的原子总数相 等。
2.配平的具体步骤：
（1）ຫໍສະໝຸດ Baidu出离子方程式： MnO4-＋SO32- ＋ H＋ → Mn2＋ ＋ SO42- ＋H2O
22
（2）电极组成：
正极：Pt│MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） 负极：Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）
（3）电池符号：
（-）Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）‖ MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） │ Pt（+）
① × 2 + ② 得:
2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O
例3：配平Cl2(g) + NaOH Δ NaCl + NaClO3
解： Cl2（g）+ 2e = 2Cl-
①
Cl2（g）+ 12OH- = 2ClO3-+ 6H2O +10e ②
①×5 + ② 得：
6Cl2（g）+ 12OH- = 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O 化简得：
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5.2.2 原电池的符号表示
1.书写要求 （1） 负极写在左边，正极写在右边； （2）正负极之间用盐桥“‖”相接； （3）电极固体标志用一竖线“│”表示； （4）同相之不同物质间用“，”间隔； （5）若为离子时应注明其活度（浓度亦可）； （6）若电对不含金属导体，则需加一惰性导体； （7）纯气体、液体或固体与惰性电极名称之间以
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5.1 氧化还原反应 5.1.1 氧化还原反应 5.1.2 氧化还原电对 5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
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5.1.1 氧化还原反应
1.定义
元素的氧化值发生了变化的化学反应。
2.特点
Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+
（1）存在着氧化剂与还原剂；
（2）存在着氧化态与还原态。
Ox（氧化态）＋ ne 还原 Red（还原态）
“，”间隔，并应注明其状态。
21
2.应用示例
[例4]将氧化还原反应
2MnO4-＋5H2O2＋6H＋= 2Mn2＋ ＋8H2O ＋5O2↑
拆成两个半电池反应，并写出电极组成和电池组 成表示式。
解 （1）根据正极发生还原反应，负极发生氧化 反应的原则，拆分此氧化还原反应为两个半电 池反应：
正极反应：MnO4- ＋ 8H＋＋5e → Mn2＋＋ 4H2O 负极反应： H2O2 → 2H＋ ＋ O2 ＋ 2e