氧化还原反应电化学
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元素的氧化数=电荷数； ③ 多原子离子中，
各元素的氧化数之和=电荷数； ④ 中性分子中，
各元素的氧化数之和为零；
3
⑤ 化合物中，一般： H — +1（-1）； O — -2（-1，+1，+2）； MⅠ— +1；MⅡ—+2。
例如： CO CO2 CH4 C2H5OH 碳的氧化数 +2 +4 -4 -2 又如： S2O32- S2O82- S4O62- Fe3O4 硫和铁的氧化数 +2 +7 +5/2 +8/3
③ 使用标准氢电极不方便，
常用甘汞电极：Pt∣Hg∣Hg2Cl2∣Cl-
当b（KCl）为饱和时，
16
E
y=0.2415V
4 标准电极电势表
利用上述方法,可以测得各个电对的标 准电极电势,构成标准电极电势表。
电 对 电 极 反 应 电极电势(V)
K+/K K++e- K -2.931 Zn2+/Zn Zn2++2e- Zn -0.7618 H+/H 2H++2e- H2 0.0000 Cu2+/Cu Cu2++2e-Cu +0.3419
负极反应：Zn-2e- Zn2+ 氧化半反应
正极反应：Cu2++2e- Cu 还原半反应
电池反应: Cu2++Zn
Zn2++Cu
盐桥的作用：
沟8 通二溶液中的电荷保证反应继续进行
电池符号 规定： 负在左，正在右； 离子在中间，导体在外侧；
固-液有界面（|），液-液有盐桥（‖）
如： （-）Zn∣Zn2+(b1)‖Cu2+(b2)∣Cu（+）
4
Biblioteka Baidu
再如：
P I3
N I3
各元素的氧化数 +3 -1 -3 +1
因为电负性是 2.1 2.5 3.0 2.5
氧化还原反应就是 氧化数发生变化的反应。
如： Cl2+H2==2HCl
虽然没有电子的转移，仍然是氧化还
原反应。
5
一触即爆
干燥的NI3黑色粉末对接触或振动是很敏感的， 用一根羽毛轻微的接触就可以引起爆炸， 又引发另一个 爆炸。反应产物 之一是紫色的碘 蒸气。
19
2OH-与O2+2H2O+4e-
4OH-同
6 影响电极电势的因素
⑴ 浓度的影响—Nernst方程式 对于电极反应：氧化态+ze- 还原态 有： EEyzRFTlnbb（ ( 氧 还化 原态 //态 byby） ）
25℃时:
EEy0
氧化还原反应电化学
其中:高氧化值者 Cu2+、Zn2+ 称氧化态; 低氧化值者 Cu、 Zn 称还原态。
二 氧 化 数(值）
概念：化合物中某元素的形式荷电数。 规定：某元素的一个原子的荷电数，
可由假设把每个键的电子指定 给电负性较大的原子而求得。
2
计数规则： ① 单质中，元素的氧化数为零； ② 单原子离子中，
（-）Pt∣Fe3+，Fe2+‖Cl-∣Cl2∣Pt（+） 9 （-）Zn∣H2SO4∣Cu（+）
3 几个概念 由图及符号可见：
(1)原电池是由两个半电池组成的；半电 池中的反应就是半反应,即电极反应 所以半电池又叫电极（不是电极导体）。 (2)半反应（电极反应）涉及同一元素 的氧化态和还原态：
氧化态+ne- 还原态
同时： Mn++ne-→M
当溶解和沉积二过程平
衡时，金属带负电荷，
溶液带正电荷.两种电
荷集中在固-液界面附近.形成了双电层。
13
2 电极电势 双电层的电势差即该电极的平衡电势, 称为电极电势,记为:E(氧化态/还原态)
如:E(Zn2+/Zn)，E(Cu2+/Cu),E(O2/OH-) E(MnO4-/Mn2+), E(Cl2/Cl-)等。
18
如: (Cl2/Cl-)=1.3583V,
(Br2/Br-)=1.066V， (I2/I-)=0.5355V。 可知：Cl2氧化性较强，而I-还原性较强。
(2) 值与电极反应方向(正、逆)无关。
Zn-2e- Zn2+与Zn2++2e- Zn 值相同
(3) 值与半反应写法无关。即：
1 2
O2+H2O+2e-
4 四类常见电极
电极类型 电 对 电 极
Me-Men+电极 Zn2+/Zn Zn∣Zn2+
A-An-电 极 Cl2/Cl-
Cl-∣Cl2∣Pt
氧化还原电极 Fe3+/Fe2+ Fe3+,Fe2+∣Pt
Me-难溶盐电极 AgCl/Ag Ag∣AgCl∣Cl-
12
二 电极电势
1 能斯特理论
金属置于其盐溶液时： M-ne-→Mn+
*金属越活泼(易失电子),E值越低(负)； *金属越不活泼(易得电子), E值越高(正) 如: E(Zn2+/Zn)= -0.7618V 14 E(Cu2+/Cu)= 0.3419V
3 电极电势的测定
标准氢电极的标准电极电势：
※标准条件：
E y(H+/H2)=0.0000V
b(H+)=1.0mol·kg-1
F2/F F2+2e- 2F- +2.866
17
此表的特点： 电极电势值由上→下 增大 电对的还原态 ——还原性递减； 电对的氧化态 ——氧化性增强.
5 标准电极电势的意义
(1) E y的意义 :电对的电极电势代数值越
大，其氧化态越易得电子，氧化性越强； 电对的电极电势代数值越小，其还原态
越易失电子，还原性越强。
p(H2)=100.00kPa
测定:以标准氢电极为
参比电极,待测电极与
之组成原电池,测其电动势。
15
如：Zn-H2在标准条件下组成电池， 已知Zn为负极，如前图。
测得电动势: E y=0.7618V。 以Ey=E即y+-可E求y- 得待测电极的标
准电极电势E y E(yZn2+/Zn)=-0.7618V
6
第二节 原电池和电极电势 一 原电池
Cu2++Zn→Zn2++ΔCrHumy =-218.66kJ·mol-1 1 原电池结构： 根据检流计指针偏转方向 知电流方向： Cu→Zn
可知,电势: Zn—低,Cu—高 因而电极名:Zn—负,Cu—正
7
2. 电极反应和电池符号
由电流方向知两极反应:
e-
10
(3)这种共轭关系，称为氧化还原电对，
记为：“氧化态/还原态” 如： Zn2+/Zn， H+/H2， Fe3+/Fe2+， O2/OH-， Hg2Cl2/Hg， MnO4-/Mn2+ , 等。
任一自发的氧化还原反应都可以组成 一个原电池。如：
Cu+ FeCl3 CuCl+ FeCl2 1(1-)Cu∣CuCl(S)∣Cl-‖Fe3+,Fe2+∣Pt(+)
各元素的氧化数之和=电荷数； ④ 中性分子中，
各元素的氧化数之和为零；
3
⑤ 化合物中，一般： H — +1（-1）； O — -2（-1，+1，+2）； MⅠ— +1；MⅡ—+2。
例如： CO CO2 CH4 C2H5OH 碳的氧化数 +2 +4 -4 -2 又如： S2O32- S2O82- S4O62- Fe3O4 硫和铁的氧化数 +2 +7 +5/2 +8/3
③ 使用标准氢电极不方便，
常用甘汞电极：Pt∣Hg∣Hg2Cl2∣Cl-
当b（KCl）为饱和时，
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E
y=0.2415V
4 标准电极电势表
利用上述方法,可以测得各个电对的标 准电极电势,构成标准电极电势表。
电 对 电 极 反 应 电极电势(V)
K+/K K++e- K -2.931 Zn2+/Zn Zn2++2e- Zn -0.7618 H+/H 2H++2e- H2 0.0000 Cu2+/Cu Cu2++2e-Cu +0.3419
负极反应：Zn-2e- Zn2+ 氧化半反应
正极反应：Cu2++2e- Cu 还原半反应
电池反应: Cu2++Zn
Zn2++Cu
盐桥的作用：
沟8 通二溶液中的电荷保证反应继续进行
电池符号 规定： 负在左，正在右； 离子在中间，导体在外侧；
固-液有界面（|），液-液有盐桥（‖）
如： （-）Zn∣Zn2+(b1)‖Cu2+(b2)∣Cu（+）
4
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再如：
P I3
N I3
各元素的氧化数 +3 -1 -3 +1
因为电负性是 2.1 2.5 3.0 2.5
氧化还原反应就是 氧化数发生变化的反应。
如： Cl2+H2==2HCl
虽然没有电子的转移，仍然是氧化还
原反应。
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一触即爆
干燥的NI3黑色粉末对接触或振动是很敏感的， 用一根羽毛轻微的接触就可以引起爆炸， 又引发另一个 爆炸。反应产物 之一是紫色的碘 蒸气。
19
2OH-与O2+2H2O+4e-
4OH-同
6 影响电极电势的因素
⑴ 浓度的影响—Nernst方程式 对于电极反应：氧化态+ze- 还原态 有： EEyzRFTlnbb（ ( 氧 还化 原态 //态 byby） ）
25℃时:
EEy0
氧化还原反应电化学
其中:高氧化值者 Cu2+、Zn2+ 称氧化态; 低氧化值者 Cu、 Zn 称还原态。
二 氧 化 数(值）
概念：化合物中某元素的形式荷电数。 规定：某元素的一个原子的荷电数，
可由假设把每个键的电子指定 给电负性较大的原子而求得。
2
计数规则： ① 单质中，元素的氧化数为零； ② 单原子离子中，
（-）Pt∣Fe3+，Fe2+‖Cl-∣Cl2∣Pt（+） 9 （-）Zn∣H2SO4∣Cu（+）
3 几个概念 由图及符号可见：
(1)原电池是由两个半电池组成的；半电 池中的反应就是半反应,即电极反应 所以半电池又叫电极（不是电极导体）。 (2)半反应（电极反应）涉及同一元素 的氧化态和还原态：
氧化态+ne- 还原态
同时： Mn++ne-→M
当溶解和沉积二过程平
衡时，金属带负电荷，
溶液带正电荷.两种电
荷集中在固-液界面附近.形成了双电层。
13
2 电极电势 双电层的电势差即该电极的平衡电势, 称为电极电势,记为:E(氧化态/还原态)
如:E(Zn2+/Zn)，E(Cu2+/Cu),E(O2/OH-) E(MnO4-/Mn2+), E(Cl2/Cl-)等。
18
如: (Cl2/Cl-)=1.3583V,
(Br2/Br-)=1.066V， (I2/I-)=0.5355V。 可知：Cl2氧化性较强，而I-还原性较强。
(2) 值与电极反应方向(正、逆)无关。
Zn-2e- Zn2+与Zn2++2e- Zn 值相同
(3) 值与半反应写法无关。即：
1 2
O2+H2O+2e-
4 四类常见电极
电极类型 电 对 电 极
Me-Men+电极 Zn2+/Zn Zn∣Zn2+
A-An-电 极 Cl2/Cl-
Cl-∣Cl2∣Pt
氧化还原电极 Fe3+/Fe2+ Fe3+,Fe2+∣Pt
Me-难溶盐电极 AgCl/Ag Ag∣AgCl∣Cl-
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二 电极电势
1 能斯特理论
金属置于其盐溶液时： M-ne-→Mn+
*金属越活泼(易失电子),E值越低(负)； *金属越不活泼(易得电子), E值越高(正) 如: E(Zn2+/Zn)= -0.7618V 14 E(Cu2+/Cu)= 0.3419V
3 电极电势的测定
标准氢电极的标准电极电势：
※标准条件：
E y(H+/H2)=0.0000V
b(H+)=1.0mol·kg-1
F2/F F2+2e- 2F- +2.866
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此表的特点： 电极电势值由上→下 增大 电对的还原态 ——还原性递减； 电对的氧化态 ——氧化性增强.
5 标准电极电势的意义
(1) E y的意义 :电对的电极电势代数值越
大，其氧化态越易得电子，氧化性越强； 电对的电极电势代数值越小，其还原态
越易失电子，还原性越强。
p(H2)=100.00kPa
测定:以标准氢电极为
参比电极,待测电极与
之组成原电池,测其电动势。
15
如：Zn-H2在标准条件下组成电池， 已知Zn为负极，如前图。
测得电动势: E y=0.7618V。 以Ey=E即y+-可E求y- 得待测电极的标
准电极电势E y E(yZn2+/Zn)=-0.7618V
6
第二节 原电池和电极电势 一 原电池
Cu2++Zn→Zn2++ΔCrHumy =-218.66kJ·mol-1 1 原电池结构： 根据检流计指针偏转方向 知电流方向： Cu→Zn
可知,电势: Zn—低,Cu—高 因而电极名:Zn—负,Cu—正
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2. 电极反应和电池符号
由电流方向知两极反应:
e-
10
(3)这种共轭关系，称为氧化还原电对，
记为：“氧化态/还原态” 如： Zn2+/Zn， H+/H2， Fe3+/Fe2+， O2/OH-， Hg2Cl2/Hg， MnO4-/Mn2+ , 等。
任一自发的氧化还原反应都可以组成 一个原电池。如：
Cu+ FeCl3 CuCl+ FeCl2 1(1-)Cu∣CuCl(S)∣Cl-‖Fe3+,Fe2+∣Pt(+)