氧化还原反应1(原电池电极电势)
第四章 氧化还原与电极电势 (1)
φ( AgCl/Ag) =φ(AgCl/Ag) - 0.0592 lg c (Cl-)
NO3- + H2 O + 2e-
2OH- + NO2-
(NO3-/NO2-)
=
(NO3-/NO2-
)
+
0.0592 lg 2
c(NO3- ) c(NO2- )c2 (OH )
[例] 将锌片浸入含有0.01mol/L或4.0 mol/L的Zn2+溶液中，
• 金属（电极极板）与溶液之间的界面用 “│”分开； • 同一相中的不同物质之间，以及电极中的其它相界面用 “ , ”分开； • 当气体或液体不能直接和普通导线相连时，应以不活泼 的惰性导体(如铂或石墨)作电极板起导电作用； • 纯气体、液体和固体，应标出其物理状态并紧靠电极板； • 溶液注明浓度，若为气体应标注分压(单位kPa)。
解: 还原反应: Cl2 + 2e- = 2Cl氧化反应: Fe2+- e- = Fe3+
正极 负极
电极组成: 正极: Cl-(c3) |Cl2(100kPa), Pt 电池符号: 负极: Fe3+(c2), Fe2+(c1) | Pt
(-)Pt | Fe3+(c2), Fe2+(c1) ||Cl-(c3) |Cl2(100kPa), Pt(+)
三、影响电极电势的因素
(一) 能斯特方程式(Nernst equation)
任意电极反应 aOx + ne- bRed
RT ca (Ox)
(Ox/Red) = (Ox/Red) +
R：8.314 J·mo1-1·K-1
nF
ln cb (Red)
氧化还原反应和电极电势
氧化还原反应和电极电势知识点一：氧化还原反应一、基本概念：1、氧化值（氧化数）和原子价（化学价）氧化数：假定把化合物中成键的电子全部归于电负性大的原子后，原子所带的形式电荷数，就叫该元素的氧化数。
它与离子带的电荷表示不一样。
Zn 2+→Zn +2（与化合价表示法类似）。
氧化数与化合价含义不同。
氧化数有许多人为的规定： ①单质中，元素的氧化值为零。
②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数 。
③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。
④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF 2和O 2F 2中，氧的氧化值分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子氧化值的代数和为零；复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
例：56 H I O I 7+的氧化值是；246S O S 2.5-+的氧化值是；氧化数与化合价的区别：a.含义不同，氧化数仅表示了元素原子在化合物中的化合状态；而化合价则表示元素的化合能力（原子个数比）。
b.由于化合价表示在离子化合物中原子得失电子数，共价化合物中共用电子对数，∴它只能是整数，不能是分数；而氧化数实质上是化合物中原子所带有的形式电荷数（表观电荷数），∴它可以是整数，也可以是分数。
2、氧化还原反应在一个反应中，氧化数升高的过程称为氧化；氧化数降低的过程称为还原。
在化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应称为氧化还原反应。
在氧化还原反应中，氧化数降低的物质称氧化剂；氧化数升高的物质称还原剂。
3、氧化还原电对在氧化还原反应中，氧化剂得电子氧化数降低，就变成了氧化数低的还原剂；同样，还原剂失电子后变成了氧化数高的氧化剂，这样就构成了两个共轭的氧化还原电对。
氧化还原反应是两个共轭氧化还原电对共同作用的结果。
如： Cu 2++ Zn Cu + Zn 2+. 氧化剂1 还原剂1 还原剂2 氧化剂2电对中氧化剂氧化能力越强，其共轭还原剂的还原能力越弱；还原剂还原能力越强，其共轭氧化剂的氧化能力越弱。
第6讲 氧化还原与电极电势
26
注
(1) 纯固体纯液体，浓度为常数1 ；气体物
质p/ pӨ。物质浓度，用c/cӨ表示。
(2) H+，OH-等以各自计量系数为指数的乘
幂代人方程，H2O数值1代入方程中。
(3) 先写出电极反应式。
27
（二） 浓度对电极电势的影响
0.0591 [氧化型] 氧化型浓度增大或还原 lg n [还原型] 型浓度减小，φ 增大。
24
例6-7：在含有Cl-和I-混合溶液中，为使I氧化为I2而Cl-不被氧化，用Fe2(SO4)3或 KMnO4哪一种？
解：查表得 I2+2e≒2I- φӨ=+0.5355
Fe3++e≒Fe2+ φӨ=+0.771 Cl2+2e≒2Cl- φӨ=+1.3583 MnO4-+5H++5e≒Mn2++4H2O φӨ=+1.51 φӨ ( MnO4-/Mn2+) 值最大，可以氧化Cl-和I-
28
I2+2e≒2I- φӨ=+0.5355V
0.0591 [ I 2 ] 0.0591 1 lg 0.5355 lg 2 0.595 V 2 [I ] 2 0.1
Fe3++e≒Fe2+ φӨ=+0.771V
[ Fe3 ] 0.1 0.0591lg 0.771 0.0591lg 0.830 V 2 [ Fe ] 0.01
因为 φӨ(Cl2/Cl-)φӨ(Fe3+/Fe2+)>φӨ(I2/I-)
2Fe3++2I-≒2Fe2++I2
氧化还原反应——电极电势：原电池
氧化
Cr2O27- +14H++ 6e- → 2Cr3++7H2O 还原
原电池符号
(-)Pt, Cl2(p) Cl-(c) H+(c2), Cr2O27-(c1), Cr3+(c3) Pt(+)
原电池的表示方法课堂练习
2H2 + O2 → 2H2O
电极反应
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
低氧化态离子靠近电极，中间 用“,”分开。
Sn4+/Sn2+ Sn4+(c1), Sn2+(c2) | Pt (+)
2.原电池的表示方法
注 电极反应中的其它的物质也应 意 写入电池符号,Cr2O72-/Cr3+, O2/OH-
Cr2O72-+14H++ 6e- → 2Cr3++7H2O
H+(c2), Cr2O72(- c1), Cr3+(c3) | Pt (+)
原电池符号
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
注 组成电极中的气体物质应靠近 意 电极，在括号内注明压力。
H+/H2
H+(c1) | H2(p), Pt(+)
(-)Zn | Zn2+(c1) H+(c1) | H2(p), Pt(+)
O2/OH- (-)Pt, O2(p) | OH- (c1)
2.原电池的表示方法
注 电极中含有不同氧化态同种离 意 子时，高氧化态离子靠近盐桥，
09 第九章 氧化还原反应
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殷焕顺
2.离子--电子法（ion－electron method)
配平原则：整个反应中氧化剂和还原剂得失电子 数相等；反应前后各元素的原子总数相等。
例如：酸性条件下 K2Cr2O7 与KI反应 (1) 写出基本离子反应 (氧化还原产物) Cr2O72- + I- → Cr3+ + I2 (2) 把离子方程式分成氧化和还原两个半反应 氧化半反应：2I- →I2 还原半反应：Cr2O72- → 2Cr3＋
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练习：写出电池符号。 Cu(s)+Cl2(105Pa) = Cu2+(1mol· -1)+Cl-(1mol· -1) L L (-) Cu | Cu2+(1mol/L) || Cl-(1mol/L) | Cl2(105Pa) | Pt (+) 写出原电池的电极反应和电池反应 (-) Pt| H2 (105Pa)| H＋(1.0M)||Ag＋(1.0 M)|Ag(+) 正极: Ag＋＋e ⇌ Ag（还原反应） 负极: H2 ⇌ 2H＋ +2e （氧化反应） 电池反应: 2Ag＋＋H2 ⇌ 2H＋＋2Ag
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三、氧化还原反应式的配平 (balancing of oxidation-reduction equation ) 两种方法：
氧化数法
(the oxidation number method)
离子——电子法
（ion－electron method)
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从电势看金属活性顺序
电对
K+/ K Ca 2+/Ca Na+/Na Mg2+/Mg Al3+/Al Zn2+/Zn Fe2+/Fe Sn2+/Sn
氧化还原反应和电极电势(hwn)
与上述相反，电解质浓度的减小会使离子浓度减小，离子间的相互碰撞次数减少 ，使得电子的传递速率减慢。同时，电解质浓度的减小也会使得物质中的电子离 域能增加，使得电子更难从物质中逸出，从而使得电极电势减小。
电极材料的影响
电极材料性质影响电极电势
电极材料的性质如导电性、化学稳定性等都会影响电极电势。一般来说，导电性好、化学稳定性高的电极材料具 有较低的电极电势。
还原态
02
物质在氧化还原反应中获得电子的状态。
确定氧化态和还原态的方法
03
根据元素周期表中的金属活动性顺序，判断物质在反应中的得
失电子情况。
电极电势在氧化还原反应中的应用
01
电极电势是衡量氧化还原反应进行方向的重要参数。
02
电极电势高代表该物质具有较高的氧化能力，电极电势低则代
表该物质具有较高的还原能力。
氧化还原反应和电极电势(HWN)
目 录
• 氧化还原反应概述 • 电极电势的基本概念 • 氧化还原反应与电极电势的关系 • 电极电势的影响因素 • 氧化还原反应和电极电势的应用实例
01 氧化还原反应概述
定义与特点
定义
氧化还原反应是一种电子转移过程， 其中原子或分子获得电子成为还原剂， 而另一些原子或分子失去电子成为氧电极电势可以用于预测和控制电化学反应的可能性、速率和方向。
电池设计
电极电势可以用于设计电池，以实现高效的能量转换和储存。
环境监测
电极电势可以用于监测水体、土壤等环境中的重金属离子污染情况。
03 氧化还原反应与电极电势 的关系
氧化态与还原态的确定
氧化态
01
物质在氧化还原反应中失去电子的状态。
氧化还原反应与电极电位最终版
又如： 2Fe3+ ＋Sn2+
2 Fe2+ ＋Sn4+
还原半反应： Fe3+ + e- → Fe2+ 氧化半反应： Sn2+ →Sn4+ + 2e-
氧化还原电对为：Fe3+ /Fe2+ ；Sn4+ /Sn2+
三、氧化还原方程式的配平 两种配平方法：
1. 氧化值法 根据氧化剂和还原剂氧化 值相等的原则配平（见中学化学）。 2. 离子-电子法(或半反应法) 根据氧化 剂和还原剂得失电子数相等的原则配平。
Fe2+
例子
根据下列化学反应，写出电池表达式
Cu + FeCl3 还原半反应： 氧化半反应：
原电池组成式：
CuCl(s)+ FeCl2 Fe3+ + e → Fe2+ Cu0 → Cu+ + 2e
(-) Cu , CuCl(S)∣Cl- (c1) ‖ Fe3+ (c2), Fe2+ (c3) ∣Pt(+)
反应，也适用于在水非溶液和高温下进行的反应。
第二节 原电池与电极电位
( Primary Cell and Electrode Potential )
一、电化学（Electrochemistry）概述
电化学的起源
• 1600年：吉尔白特观察到, 用毛皮擦过的琥珀 有吸引其它轻微物体的能力。
• 1799年：伏打从银片、锌片交替的叠堆中成功 地产生了可见火花，才提供了用直流电源进行 广泛研究的可能性。
正极反应为还原反应：
MnO4-＋8H+＋5e-
Mn2+＋4H2O
氧化还原反应和原电池
Cu-Zn原电池
电流方向的动画
第五章 氧化还原反应和原电池
电极反应：
Zn片（负极）：Zn(s) ＝ Zn2+ (aq) + 2e （氧化反应）
Cu片（正极）：Cu2+(aq) + 2e ＝ Cu （还原反应）
电池反应：
Zn + Cu2+ (aq) ＝ Zn2+(aq) + Cu
2. 原电池表示方法
Mn2+ + 4H2O 2F－
Mnn/Mn /V
-3.024 -2.931 -2.710 -0.447 0.0000 0.3419 0.5355 0.771 1.232 1.3595 1.51 2.656
三、电极电势及其应用
1.判断氧化剂和还原剂的强弱
（1）根据标准电极电势的大小，可以判断该物质的氧化还 原能力的强弱。
（2）标准电极电势值越大，其氧化型Mn+越容易得到电子， 氧化性越强。
（3）标准电极电势值越小，其还原型M越容易失去电子， 还原性越强。
2.判断氧化还原反应进行的方向
在标准状态下，如果电池的标准电动势E ＞0， 则电池反应 能自发进行；如果电池的标准电动势E ＜0， 则电池反应不
能自发进行。
在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。氧化剂的 电极电势必须大于还原剂的电极电势，才能满足 E ＞0的条 件。
第五章 氧化还原反应和原电池
（2）氧化还原反应的3种类型
分子间的氧化还原反应
Zn + CuSO4 分子内的氧化还原反应
ZnSO4 + Cu
2KMnO4
自身氧化还原反应
K2MnO4 + MnO2 + O2↑
氧化还原和电极电势
（2）H2压力维持 100kPa；
（3）H+活度为1 （1.184mol·L-1）；
（4） EθH+/ H2 =0.0000V
15
（5）标准氢电极的组成式
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
16
3、标准电极电势
（1）定义 处于标准态下的电极的电势称为该电极
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。
11
第三节 电极电势
一、电极电势的产生
1、电极的双电层结构
+++++ +++++
+++++ +++++
----- -----
-----
---
（a）溶解>沉积
（b）沉积>溶解
图-2 双电层的形成
由于在金属与溶液间的界面处形成双电层结构，电 极电势产生了。
其次，找出标准电极电势高的电对中的氧化态 (Br2 )， 和标准电极电势低的电对中的还原态 (Fe2+ )，此二者应是该自发反应的反应物。
故该反应正向（向右）自发进行。
19
第四节 影响电极电势的因素—Nernst方程式 一、 Nernst方程式及浓度对EOx/Red及E的影响 标准电极电势：只考虑电极本性的影响，故只
EΘ值愈低，表示该电对中还原剂失电子的 能力愈强，是较强的还原剂。
34
例12 要选择一种氧化剂能使Cl-和Br-的混合溶液中的Br氧化成Br2，但Cl-不变化，试确定在常用的氧化剂 KMnO4和K2Cr2O7中，选择何种为宜？ 解：查标准电极电势表
氧化还原与电极电势(1)
4、观察平：用观察法配平其他物质的化学计量数，配平。
6.2.1 原电池 -
6.2 电极电势
Zn + Cu2+＝Cu + Zn2+
+
1、Zn片溶解; 2、Cu片上有新的单质Cu沉积; 3、导线中有电流产生。
Cu-Zn原电池
6.2 电极电势
章氧化还原与电极电势
节氧化还原的基本概念 节电极电势 节电池电动势的应用
6.1 氧化还原的基本概念
氧化还原反应 失去电子的过程称为氧化（oxidation)； 得到电子的过程称为还原（reduction)；
+2eCu2+ + Zn → Cu + Zn2+
-2e-
Zn - 2e = Zn2+，氧化反应 Cu2+ + 2e = Cu，还原反应
半反应中两边的物质构成一对氧化还原电对
氧化值高的物质称为氧化型物质，用Ox表示； 氧化值低的物质称为还原型物质，用Red表示。
一对氧化还原电对写成Ox/Red。
Cu2+/Cu
Zn2+/Zne3+ + Sn2+＝2Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + e- → Fe 2+ 还原反应 Sn2+－2 e- → Sn4+ 氧化反应
又如：1/2H O + Fe2+ + H+ → H O + Fe3+
22
2
氧化反应：
Fe2+ - e- → Fe3+
还原反应：
氧化还原反应与电极电势
实验六氧化还原反应与电极电势一、实验目的1.熟悉电极电势与氧化还原反应的关系。
2.了解浓度、酸度、温度对氧化还原反应的影响。
3.了解原电池的装置和原理。
二、实验原理氧化还原反应的实质是物质间电子的转移或电子对的偏移。
氧化剂、还原剂得失电子能力的大小，即氧化还原能力的强弱，可根据它们相应电对的电极电势的相对大小来衡量。
电极电势的数值越大，则氧化态的氧化能力越强，其氧化态物质是较强的氧化剂。
电极电势的数值越小，则还原态的还原能力越强，其还原态物质是较强的还原剂。
只有较强的氧化剂和较强的还原剂之间才能够发生反应，生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂，故根据电极电势可以判断反应的方向。
= φ+-φ-，根据能斯利用氧化还原反应产生电流的装置称原电池。
原电池的电动势E池特方程，当氧化型或还原型物质的浓度、酸度改变时，电极电势的数值会随之发生改变。
本实验利用伏特计测定原电池的电动势来定性比较浓度、酸度等因素对电极电势及氧化还原反应的影响。
三、仪器和试药仪器：试管、烧杯、表面皿、培养皿、U形管、伏特计、水浴锅、导线、砂纸、鳄鱼夹。
试药：HCl (2mol·L-1)、HNO3 (1mol·L-1, 浓)、H2SO4 (1, 3mol·L-1)、HAc (3mol·L-1)、H2C2O4 (0.1mol·L-1)、NH3·H2O (浓)、NaOH (6 mol·L-1, 40%)、ZnSO4 (1mol·L-1)、CuSO4 (1mol·L-1)、KI (0.1mol·L-1)、KBr (0.1mol·L-1)、AgNO3 (0.1, 0.5mol·L-1)、FeCl3 (0.1mol·L-1)、Fe2(SO4)3 (0.1mol·L-1)、FeSO4(0.4,1mol·L-1)、K2Cr2O7(0.4mol·L-1)、KMnO4(0.001mol·L-1)、Na2SO3 (0.1mol·L-1)、Na3AsO3 (0.1mol·L-1)、MnSO4 (0.1mol·L-1)、KSCN (0.1mol·L-1)、溴水(Br2)、碘水(I2)、CCl4、NH4F (1mol·L-1、固体)、KCl(饱和溶液)、SnCl2 (0.5mol·L-1)、CuCl2 (0.5mol·L-1)、(NH4)2C2O4 (饱和溶液)、锌粒、小锌片、小铜片、琼脂、电极(锌片、铜片、铁片、碳棒)、红色石蕊试纸。
氧化还原反应与电池电动势计算
氧化还原反应与电池电动势计算氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，也是电池电动势计算的基础。
本文将介绍氧化还原反应的概念、特点及其与电池电动势计算之间的关系。
一、氧化还原反应的概念与特点氧化还原反应是指物质中原子失去或获得电子的过程，其中至少一个物质氧化而另一个物质还原。
在氧化还原反应中，常常出现电子转移的现象，即电子从被氧化物质转移到被还原物质上。
氧化还原反应具有以下特点：1. 电子转移：在氧化还原反应中，电子的转移是不可或缺的，它导致了物质的氧化和还原。
2. 氧化：物质失去电子被称为氧化，通常伴随着氧元素的结合或更多氧原子的结合。
3. 还原：物质获得电子被称为还原，通常伴随着氧元素的脱离或更多氢原子的结合。
二、氧化还原反应与电池电动势计算之间存在着密切的关系。
电池电动势是用来衡量电池中化学能转化为电能的能力，而这种转化过程正是通过氧化还原反应实现的。
为了计算电池的电动势，需要了解氧化还原反应中的两个关键概念：标准电动势和电子转移数。
1. 标准电动势标准电动势是指在标准状态下，即浓度为1 mol/L、压强为1 atm、温度为298 K时，氧化还原反应所对应的电动势。
标准电动势常用E°表示。
标准电动势的正负值决定了氧化还原反应的方向，正值表示反应是自发进行的，负值表示需要外界提供能量才能进行。
2. 电子转移数电子转移数指的是在氧化还原反应中参与电子转移的每个物种转移的电子的数量。
电子转移数可以通过氧化还原反应的化学方程式来确定。
根据氧化还原反应的方程式及电子转移数，可以计算出反应的电动势。
根据热力学原理，电池电动势的计算公式为：Ecell = E°cathode - E°anode其中，Ecell表示电池电动势，E°cathode表示还原反应的标准电动势，E°anode表示氧化反应的标准电动势。
当Ecell的值大于0时，表示反应是自发进行的；当Ecell的值小于0时，表示反应是非自发进行的。
氧化还原反应中的电极电势测量
氧化还原反应中的电极电势测量氧化还原反应是化学中重要的基本反应之一，也被广泛应用于电化学领域。
在氧化还原反应中，电极电势是一个重要的物理量，用来描述反应的进行程度和倾向性。
本文将介绍氧化还原反应中的电极电势测量方法和相关原理。
前言氧化还原反应是一类化学反应，涉及原子或分子的电子转移，其中一个物质发生氧化，即失去电子，而另一个物质发生还原，即获得电子。
电极电势是描述电化学反应进行方向和倾向的物理量，在氧化还原反应中起到关键作用。
一、标准氢电极标准氢电极（简称SHE）是电化学测量中常用的参考电极之一。
它的电极电势被定义为零，作为其他电极的参照。
标准氢电极由氢气（1 atm）在酸性溶液中的反应与铂电极构成。
通过测量与标准氢电极之间的电势差，可以确定其他电极的电势。
二、麦克斯韦电池麦克斯韦电池是另一种常见的参考电池。
它由两个半电池构成，其中一个半电池是标准氢电极，另一个是特定反应的电极。
麦克斯韦电池可以根据反应的自发性来确定一个物质的电势。
三、电动势的计算公式在氧化还原反应中，电极电势可以通过计算得出。
电动势（Ecell）可以使用以下公式计算：Ecell = Ecathode - Eanode其中，Ecathode是还原反应（半电池）的电极电势，Eanode是氧化反应（半电池）的电极电势。
根据电动势的正负，可以判断反应的进行方向和强弱。
四、电极电势测量方法1. 直接测量法直接测量法是最常见的电极电势测量方法之一。
它通过将待测电极与参比电极连接，使用电压表或电位计测量两电极之间的电势差。
可根据电动势公式计算待测电极的电势。
2. 分析法分析法是另一种电极电势测量的方法。
它基于庞特定律（Potentiometric method）。
在庞特定律中，电势与溶液中物质的活性有关。
通过测量待测电极与参比电极之间的电势差，可以推算出溶液中特定物质的活性系数及浓度。
五、电极电势的应用电极电势测量在化学、生物、环境等多个领域有重要应用。
电极电势与氧化还原反应方向的关系
电极电势与氧化还原反应方向的关系通常条件下，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。
从电极电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。
反应以“高电势的氧化型氧化低电势的还原型”的方向进行。
氧化还原反应
氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。
根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。
[2]氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。
反应中，发生氧化反应的物质，称为还原剂，生成氧化产物；发生还原反应的物质，称为氧化剂，生成还原产物。
氧化产物具有氧化性，但弱于氧化剂；还原产物具有还原性，但弱于还原剂。
用通式表示即为：
氧化还原反应的发生条件，从热力学角度来说，是反应的自由能小于零；从电化学角度来说，是对应原电池的电动势大于零。
氧化还原反应——电极电势：电极电势的应用
电极反应： Pb2+ + 2e- Pb
E(Pb2+/Pb)=E
(Pb2+/Pb)+
0.0592V 2
lg
[c(Pb2+)/c
]
电极反应： PbSO4 + 2e- Pb + SO42-
E(PbSO4/Pb)=E (PbSO4/Pb) +0.05292Vlg[c(SO421-)/c ]
E (PbSO4/Pb) = E(Pb2+/Pb)
]2
E(HCN/H2) = E(H+/H2)
3.
计算弱电解质解离常数(Ki
)K ⊖ a
例: 已知E (HCN/H2) = -0.545V, 计算Ka (HCN)
E (HCN/H2)=E (H+/H2)
+
0.0592V 2
lg
[c(H+)/c ] p(H2)/p
E
(HCN/H2)=E
(H+/H2)+
氧化还原反应 电极电势
4-2-5 电极电势的应用
1. 判断氧化剂、还原剂的相对强弱
E 越大,电对中氧化型物质的氧化能力越强
还原型物质的还原能力越弱
E 越小,电对中还原型物质的还原能力越强
《药用基础化学》氧化还原与电极电势实验
《药用基础化学》氧化还原与电极电势实验【实验目的】1．了解电极电势与氧化还原反应的关系。
2．了解浓度、酸度、温度、催化剂对氧化还原反应的影响。
3．熟悉常用氧化剂和还原剂的反应，学习选择氧化剂、还原剂的方法。
【实验原理】电极电势可用来衡量物质氧化能力（或还原能力）的相对强度，判断氧化还原反应的方向。
浓度、酸度、温度均影响电极电势的数值。
它们之间的关系可用Nernst 方程式表示：(Ox )(Red)lg θc c n .05920-=ϕϕ【仪器与试剂】仪器：酸度计，盐桥，铜片，锌片，导线，酒精灯，烧杯（50ml ），试管，量筒（50ml ）。
试剂：0.1mol/L KI ，0.1mol/L FeCl 3，CCl 4，0.1mol/L KBr ，0.1mol/L CuSO 4，0.1mol/L ZnSO 4，6mol/L NH ·H 2O ，固体MnO 2，2mol/L HCl ，淀粉-KI 试纸，浓HCl ，3mol/L H 2SO 4，淀粉溶液，6 mol/L HAc ，0.01mol/L KMnO 4，0.1 mol/L H 2C 2O 4，0.1 mol/L MnSO 4 ，(NH 4)2S 2O 8固体，0.1 mol/L AgNO 3，6 mol/LNaOH ，0.1 mol/LNa 2SO 3 【实验内容】（一）电极电势与氧化还原反应的关系1．在1支试管中加入5滴0.1mol/LKI 溶液和2滴0.1mol/LFeCl 3溶液，摇匀后加入5滴CCl 4，充分振荡，观察CCl 4层颜色变化并解释（I 2溶于CCl 4层中显紫红色）。
2．用0.1mol/L KBr 溶液代替上述KI 溶液，进行同样实验，观察并解释（Br 2溶于CCl 4层中显棕黄色）。
根据以上实验结果，定性比较Br2/Br-，I2/I-和Fe3+/Fe2+三个电对的电极电势的相对大小，指出最强的氧化剂和还原剂，进而说明电极电势与氧化还原反应方向有何关系。
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二、氧化还原作用 氧化还原反应: 某些元素氧化态发生改变的反应 氧化过程： 氧化态升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化态降低的过程, 氧化剂 氧化型：高氧化态 氧化剂 还原型：低氧化态 还原剂 中间态： 既可作为氧化剂, 又可做为还原剂 还原型 = 氧化型 + ne
10 HClO3 + 3P4 = 10HCl + 12H3PO4
H 一般为+1，PH3； 在NaH中为－ 1。 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 总电荷数=各元素氧化数的代数和。 例： K2CrO7 Cr为+6 Fe3O4 中，Fe为+8/3 Na2S2O3中，S 为+2 Na2S4O6中， 平均为2.5 (2个S 为0, 二个S为+5) 氧化数与化合价的区别与联系：二者有时相 等，有时不等。 例如：CH4 CH3Cl CH2Cl2 CH3Cl
∵ rGø = － nF ø ∴ n = 1 ø > 0.41V,或 ø < － 0.41 V n = 2 ø > 0.20V,或 ø < － 0.20 V n = 3 ø > 0.138V,或 ø < －0.138 V
p275 例11-7：计算Zn － Cu电池的rGmø 及 ø。
应在左边加18个H2O
例11-2
As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO 氧化数升高的元素： 2As3+ →
3S2–
2As5+
3S6+
→
→
共升高28 升高24
升高 4 降低3
N5+
N2+
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO 左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O 左边比右边少8个H，少4个O
( Mn /M ) A
3.电池电动势的形成及符号 ø = + ø –ø ø、 ø单位：V ø：标准电池电动势 ：非标准电池电动势
4.标准电极电势的测定
(－)(Pt),H2( 105Pa)H+(1mol· -3)Zn2+(1mol· -3) Zn (+) dm dm
ø=
－0.76V H ø = + ø –ø
H2
0
Zn2 /Zn
0.76V
(－)(Pt),H2( 105Pa)H+(1mol· -3)Cu2+ (1mol· -3)Cu (+) dm dm
ø= 0.34V
Cu 2 / Cu
0.34V
※以甘汞电极作为标准电极测定电极电势
例题：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l) 为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号 表示),分别写出电极半反应，并求出它在25℃时 的标准电动势。
电池符号： (－) (Pt),H2(p)OH –(aq)H+ (aq) H2 (p), Pt(+)
负极反应： H2 + OH – –2e = 2H2O 正极反应： 2H+ + 2e = 2 H2 要求：2. 题中给出总反应方程式，要能够写出 电池符号和半反应
第十一章
氧化还原电化学
§ 11-1 氧化还原的基本概念
一、 氧化数的概念 规定： 单质中，元素的氧化数为零，H2 Cl2 Fe 正常氧化物中，氧的氧化数为－2， 过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－ 1， KO2氧化数为－ 0.5， KO3中氧 化数为－ 1/3， OF2中O为+2。
rGmø ＝ rHmø– TrSmø= – 21.4 kJ · – 1 mol rGø = – nF ø ø = 0.22V (注意单位的统一） ø = + ø– – ø = øAgCl / Ag– H H2 øAgCl / Ag = 0.22V
把氧化还原反应设计成原电池进行平衡常数的计算 例11-9: 试求反应2Ag + 2HI = 2AgI + H2 的平衡常数 2Ag + H+ + I – = 2AgI + H2 负极：Ag + I – = AgI + e (氧化) 正极：2H+ + 2e = H2 (还原)
H H2
0
n lg K 0.059
øAg/AgI = －0.15V ø = 0 － (－ 0.15) = 0.15V
lgK = (2×0.15) / 0.0592 = 5.08
K = 1.2 ×105
把非氧化还原反应设计成原电池进行平衡常数的计算
3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O
2.离子电子法 写出相应的离子反应式 将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应 和 氧化剂的还原反应。 配平半反应 确定二个半反应的系数得失电子数相等的原则 根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
2 2
n
2
2
ε
M /M
n
Hg 2Cl 2 /Hg
电池符号：
(－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl(1 mol· -3) dm
Mn+ (1 mol· -3 ) M (+) dm
5.标准电极电位表
标准电极电位：在电极反应条件下，对某物质氧化型得 电子或还原型失电子能力的量度
求自由能变rGmø 的公式
rGmø(T) ＝ rHmø－ T rSmø
rGø(T) = － RTlnK rGø = － nF ø rGmø ＝ fGmø(生成物) － fGmø(反应物) rGmø(T) = rGmø(T) + RTlnQr
rGmø<－40kJ· – 1 或 > 40kJ· – 1时是单向反应 mol mol
甘汞电极,电池介质为KCl Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl–
Hg Cl /Hg 0.2415 (KCl 为饱和) V = + ø – M / M Hg Cl /Hg Hg 2Cl 2/Hg 0.28V (KCl 为1 mol· -3) dm
D
四、标准电极电位表的应用： 1. 判断氧化剂还原剂的相对强弱 例如： MnO 4 /Mn 2 1.51V Cr2O72/Cr3 1.23V 2. 判断氧化还原反应进行的程度 ø = + ø –ø > 0反应自发向右进行 ø ø单位：V ∵ rGø = nF ø rGø = nF ø F = 96500库仑 · mol – 1 rGø = RTlnK RTlnK = nF ø 3.计算化学反应的平衡常数 在298K 时 RT 2.303 RT n ln K lg K lg K nF nF 0.059 要求：记住公式
氧化半反应： Zn － 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e = Cu (－)ZnZn2+(c1/ mol· -3) dm Cu2+(c2/mol· -3) Cu(+) dm
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol· -3) dm Fe3+(1mol· -3) ,Fe2+ (1 mol· -3) Pt(+) dm dm 氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+ 要求：1. 题中给出电池符号，要能够写出半 反应和总反应方程式
三、 氧化还原反应方程式的配平 1.氧化数法： 原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降 低数相等(得失电子数目相等） 写出化学反应方程式 确定有关元素氧化态升高及降低的数值 确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍 数。找出氧化剂、还原剂的系数。 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例 11-4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3 解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ×5+ ×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
例题：已知电池符号如下： 电池符号：(－) (Pt),H2(p)H+(1 mol· -3) dm Cl2(p) Cl– (c mol· -3) , Pt(+) dm 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
§ 11-2
一、原电池的概念