第十一章电化学基础-PPT精品
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电化学基础-PPT课件
Cu
√E
F
M
N
CCuu2SS OO 44
酒精
N a C l溶 液
H 2SO 4 H 2SO 4
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
例2. 在盛有稀H2SO4的烧杯中放入用 导线连接的锌片和铜片，下列叙述正
确的是( D )
(A)正极附近的SO42 －离子浓度逐渐增大 (B)电子通过导线由铜片流向锌片
知识结构
电化学基础
氧化还 原反应
§1原电池
化学能转化 §3电解池
为电能，自
§2化学电源
发进行
电能转化为
化学能，外
§4金属的电化学腐蚀与防护 界能量推动
一、原电池原理
把化学能转变为电能的装置叫 原电池
要解决的问题： 1. 什么是原电池？ 2. 原电池的工作原理？ （电子的流向、电流的流向、离子的流向、形 成条件、电极的判断、电极反应的写法）
(1) 热敷袋使用时，为什么会放出热量？ 利用铁被氧气氧化时放热反应所放出的热量。
(2)碳粉的主要作用是什么？氯化钠又起了什么作 用？碳粉的主要作用是和铁粉、氯化钠溶液一起
构成原电池，加速铁屑的氧化。 氯化钠溶于水，形成了电解质溶液。
(3)试写出有关的电极反应式和化学方程式。
负极：2Fe - 4e- = 2Fe2+ 正极：O2+2H2O + 4e- = 4OH总反应：4Fe+3O2+6H2O = 4Fe(OH)3
反应过程中产生臭鸡蛋气味的气体，原电池总反 应方程式为
3Ag2S+2Al+6H2O=6Ag+2Al(OH)3↓+3H2S↑
2.熔融盐燃料电池具有高的发电效率， 因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的 熔融盐混合物做电解质，CO为阳极燃气， 空气与CO2的混合气为阴极助燃气，制 得在650℃下工作的燃料电池，完成有关 的电池反应式：
《电化学基础》课件
电化学反应速率
总结词
电化学反应速率描述了电化学反应的快 慢程度，是衡量反应速度的重要参数。
VS
详细描述
电化学反应速率与参与反应的物质的浓度 、温度、催化剂等条件有关。在一定条件 下，反应速率可由实验测定，对于一些特 定的电化学反应，也可以通过理论计算来 预测其反应速率。
反应速率常数
总结词
反应速率常数是描述电化学反应速率的重要参数，它反映了电化学反应的内在性质。
详细描述
反应速率常数与参与反应的物质的性质、温度等条件有关。在一定条件下，反应速率常数可以通过实验测定，也 可以通过理论计算得到。反应速率常数越大，表示该反应的速率越快。
反应机理
总结词
电化学反应机理是描述电化学反应过程中各步骤的详细过程和相互关系的模型。
详细描述
电化学反应机理可以帮助人们深入理解电化学反应的本质和过程，从而更好地控制和优化电化学反应 。不同的电化学反应可能有不同的反应机理，同一电化学反应也可能存在多种可能的反应机理。 Nhomakorabea05
电化学研究方法
实验研究方法
01
重要手段
02
实验研究是电化学研究的重要手段，通过实验可以观察和测量电化学 反应的过程和现象，探究反应机理和反应动力学。
03
实验研究方法包括控制电流、电位、电场等电学参数，以及观察和测 量电流、电位、电导等电化学参数。
04
实验研究需要精密的实验设备和仪器，以及严格的操作规范和实验条 件控制。
01
02
03
电池种类
介绍不同类型电池的制造 过程，如锂离子电池、铅 酸电池、镍镉电池等。
电池材料
阐述电池制造过程中涉及 的主要材料，如正负极材 料、电解液、隔膜等。
第十一章 电化学基础1
Zn 极
Zn —— Zn2+ + 2 e
（ 1）
电子留在 Zn 片上，Zn2+ 进入溶液，发生氧化
Cu 极
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 2）
通过外电路从 Zn 片上得到电子，使 Cu2+ 还原成 Cu，沉积在 Cu 片上。
Zn —— Zn2+ + 2 e
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 1）
价，将从化学式出发算得的化合价定义为 氧化数。 S2O32－ 中的 S 元素的氧化数为 2，
S4O62－ 中的 S 元素的氧化数为 2.5。
前面的讨论中我们看到，从物质的微观
结构出发得到的化合价只能为整数，但氧化
数却可以为整数也可以为分数。 一般来说元素的最高化合价应等于其所 在族数，但是元素的氧化数却可以高于其所 在族数。
电池中电极电势 大的电极为正极，故 电池的电动势 E 的值为正。
有时计算的结果 E池 为负值，这说明计 算之前对于正负极的设计有特殊要求。
（–）Zn Zn2+（1mol· dm－3） Cu2+（1mol· dm－3）Cu（+）
E池 ＝ + － －
＝ 0.34 V －（－ 0.76 V） ＝ 1.10 V
价为正； 得到电子的原子带负电，这种元素的化合 价为正。
在共价化合物里，元素化合价的数值，就
是这种元素的一个原子与跟其他元素的原子形 成的共用电子对的数目。 化合价的正负由电子对的偏移来决定。
由于电子带有负电荷，电子对偏向哪种元
素的原子，哪种元素就为负价；电子对偏离哪
种元素的原子，哪种元素就为正价。
无机化学第11章 电化学基础
正极：Cu2+ + 2e- → Cu
二、半电池/原电池符号、电极的分类
• 原则上，任何氧化还原半反应都可以设计成半 电池。 • 两个半电池连通，都可以形成原电池。 • 原电池符号： 习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中 “︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示 溶液的浓度。
(-) Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱Cu (+)
五、能斯特方程
∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ 对氧化还原反应:
RT EE ln J nF
能斯特方程
对电极反应:
RT [还原型] RT [氧化型] ln 或 ln nF [氧化型] nF [还原型]
活泼金属或浓度小
金属溶解的趋势小于 离子沉积的趋势，达 平衡时金属表面带正 电荷，靠近金属附近 溶液带负电荷。 Cu2++2eCu(s)
在原电池中做正极
不活泼金属 或浓度大
金属的平衡电极电势
• 产生在金属与其盐溶液之间的电势差称为 该金属的平衡电极电势（） • 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶 液浓度、温度等因素有关 • 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） • 电动势 E = 正 - 负
例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它 的原电池符号。
2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L)
负极: Fe2+-e-=Fe3+
正极: Cl2+2e- =2Cl原电池符号:
《电化学基础 》课件
电化学基础
电化学基础是研究电化学原理与应用的基础知识。电化学研究从化学反应中 产生电压、电流和电功率之间的相互作用，为科学和工业界提供了广泛的应 用。
定义
1 电化学
电化学是研究电流、电 势和电解过程中化学反 应的分支领域。
2 电感耦合
一个电子器件、传感器 或转换器用磁性耦合原 理将信号从一个电路传 送到另一个电路。
应用案例
1
节能灯
电化学领域的典型应用之一，催化层的材料选择是节能灯的成本决定因素。
2
肝素
肝素制备的中间体是一种糖，用电化学方法可以制备这种糖。
3
锂离子电池
锂离子电池正极材料由氧化物和其他元素经过多次烧结制备而成。
学习方法
1 精读重点内容
化学和物理的基础课程 是学习电化学重要的基 础。
2 参加相关学术会议
电化学池
可控制体系内离子的浓度，以适用于电化学 研究。
扫描电子显微镜
可通过成像和分析的手段观察样品形态、尺 寸、形貌等信息。
反应动力学
反应速率
电极反应性能
电化学反应速率可能受到温度、 电流密度、电极表面等因素的 影响。
电极表面材料和形貌会影响反 应动力学。
动力学基础
对电分析反应进行研究，可为 其他电化学研究领域提供理论 基础。
3 电池
一种能将化学能转化为 电能的设备。
重要性
能源
电化学研究为制造更高效、更 环保的能源提供了理论基础。
医学
电化学技术在医学领域中有潜 在的广阔应用领域。
电子产品
电化学原理及材料，如半导体、 电容器等，应用广泛于电子产 品中。
交通运输
电化学技术正在推动电动汽车 和混合动力汽车的发展。
电化学基础是研究电化学原理与应用的基础知识。电化学研究从化学反应中 产生电压、电流和电功率之间的相互作用，为科学和工业界提供了广泛的应 用。
定义
1 电化学
电化学是研究电流、电 势和电解过程中化学反 应的分支领域。
2 电感耦合
一个电子器件、传感器 或转换器用磁性耦合原 理将信号从一个电路传 送到另一个电路。
应用案例
1
节能灯
电化学领域的典型应用之一，催化层的材料选择是节能灯的成本决定因素。
2
肝素
肝素制备的中间体是一种糖，用电化学方法可以制备这种糖。
3
锂离子电池
锂离子电池正极材料由氧化物和其他元素经过多次烧结制备而成。
学习方法
1 精读重点内容
化学和物理的基础课程 是学习电化学重要的基 础。
2 参加相关学术会议
电化学池
可控制体系内离子的浓度，以适用于电化学 研究。
扫描电子显微镜
可通过成像和分析的手段观察样品形态、尺 寸、形貌等信息。
反应动力学
反应速率
电极反应性能
电化学反应速率可能受到温度、 电流密度、电极表面等因素的 影响。
电极表面材料和形貌会影响反 应动力学。
动力学基础
对电分析反应进行研究，可为 其他电化学研究领域提供理论 基础。
3 电池
一种能将化学能转化为 电能的设备。
重要性
能源
电化学研究为制造更高效、更 环保的能源提供了理论基础。
医学
电化学技术在医学领域中有潜 在的广阔应用领域。
电子产品
电化学原理及材料，如半导体、 电容器等，应用广泛于电子产 品中。
交通运输
电化学技术正在推动电动汽车 和混合动力汽车的发展。
电化学基本概念ppt课件
i i
两相间建立平衡电势
电极（Electrode)
电极材料/电解质
Zn|Zn2+, SO42Pt|H2,H+ Fe|Fe3O4|Fe2O3|水溶液
电极（Electrode)
电极材料/电解质 •传递电荷
Zn|Zn2+,SO42-,
•氧化或还原反应
Pt|H2,H+
的地点
•“半电池”
Fe|Fe3O4|Fe2O3|水溶液
法拉弟定律的几个要点
1. 电和化学反应相互作用的定量关系 2. 不受电极、外界条件的影响 3. 适用于多个电化学装置的多个反应（串联）
e-
i
H2
Cl2
Na+
Cl-
Ag
Ag+
ei
Ag+
Ag+
H+
OH-
阴极
阳极
H+
NO3-
银阴极 银阳极
法拉弟定律的几个要点
1. 电和化学反应相互作用的定量关系 2. 不受电极、外界条件的影响 3. 适用于多个电化学装置的多个反应（串联） 4. 适用于单个电化学装置的多个反应（并联）
I
负极 e
e 正极
-2e Pb
Pb2+ PbSO4
H2O H+
SO4= SO4= H+
硫酸
+2e PbO2
Pb2+ PbSO4
铅酸蓄电池 (1860年--)
充电
(吸收电能)
负极 e
e 正极
Pb2+ PbSO4
+2e
Pb
Pb2+
H2O
PbSO4
Chapter11 电化学基础
H 一般为 ，PH3； 在NaH中为－ 1。 一般为+1， 中为－ 。 中为 离子化合物中， 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中， 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 各元素氧化数的代数和。 总电荷数 各元素氧化数的代数和。 例：K2 Cr2O7中， Cr为+6 为 Fe3 O4 中，Fe为+8/3 为 Na2 S2 O3中，S 为+2 Na2 S4 O6中， 平均为2.5 个 二个S为 平均为 (2个S 为0, 二个 为+5)
E = ϕ+ − ϕ−
现在的问题在于，用什么电极作为参比电极， 现在的问题在于，用什么电极作为参比电极，参比电极的电 极电势如何得知。 极电势如何得知。 电化学和热力学上规定， 电化学和热力学上规定，标准氢电极 如图，铂丝连接着涂满铂黑（ 如图，铂丝连接着涂满铂黑（一种极 的铂片，作为极板， 细的铂微粒 ）的铂片，作为极板，插入到 溶液中， 标准态的 H + （1 mol·dm － 3）溶液中，并 向其中通入标准态的 H2（1.013 × 10 5 Pa） ） 构成标准氢电极。 构成标准氢电极。 离子电极。 氢电极属于气体 — 离子电极。 氢电极作为电池的正极时的半反应为 2 H + + 2 e- —— H2 标准氢电极作为负极时， 标准氢电极作为负极时，可以表示为 Pt | H2（1.013 × 10 5 Pa）| H +（1 mol·dm － 3 ） ）
ϕθ
H+ / H2
= 0 V
标准氢电极与标准铜电极组成的原电池， 标准氢电极与标准铜电极组成的原电池，用电池符号表示为 (－) Pt|H2 ( pθ ) |H + (1 mol·dm－3 )‖Cu 2 +( 1 mol·dm－3 )|Cu ( + ) ‖ 测得该电池的电动势 E θ = 0.34 V， ， 由公式 E θ = ϕ θ − ϕ θ ， 得 ϕ θ + − +
第11章 电化学基础教案资料
碱性介质（中性介质): 多n个O,+n个H2O，另一边 +2n个OH-
8H+ + MnO4- + 5e → Mn2+ + 4H2O 碱性介质: SO42- / SO32SO42- + H2O + 2e → SO32- + 2OH-
2020/7/17
Cr2O72- + 14H++6e →2Cr3++7H2O (酸性)
第11章 电化学基础
基本要求
1.理解氧化还原反应的实质，掌握配平氧化还 原方程式的方法。
2.理解电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸 度等对电极电势的影响。
3.掌握应用电极电势判断氧化还原反应进行的 方向和限度及其计算。
4.了解元素电势图及其运用。
2020/7/17
11-1 氧化还原反应 氧化：与氧化合。 还原：金属氧化物变成金属单质。 如：Fe氧化：Fe +1/2O2 = FeO
ClO3-+ 3H2O+6e →Cl- + 6OH- (碱性)
NO3- + 3H+ + 2e → HNO2 + H2O (酸性) 4、半反应中的非氧化还原部分主要有: a、酸碱组分： H+只出现在氧化态一侧；OH-只出现在还 原态一侧。
2020/7/17
b、沉淀剂和难溶物组分： 如Ag+/Ag中加入Cl-： AgCl/Ag 半反应： AgCl+e=Ag+Clc、配合物的配体： 如Ag+/Ag中加入NH3：Ag(NH3)2+/Ag 半反应： Ag(NH3)2++e=Ag+2NH3 d、氧化物或含氧酸根中的O2-（但不能单独在
8H+ + MnO4- + 5e → Mn2+ + 4H2O 碱性介质: SO42- / SO32SO42- + H2O + 2e → SO32- + 2OH-
2020/7/17
Cr2O72- + 14H++6e →2Cr3++7H2O (酸性)
第11章 电化学基础
基本要求
1.理解氧化还原反应的实质，掌握配平氧化还 原方程式的方法。
2.理解电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸 度等对电极电势的影响。
3.掌握应用电极电势判断氧化还原反应进行的 方向和限度及其计算。
4.了解元素电势图及其运用。
2020/7/17
11-1 氧化还原反应 氧化：与氧化合。 还原：金属氧化物变成金属单质。 如：Fe氧化：Fe +1/2O2 = FeO
ClO3-+ 3H2O+6e →Cl- + 6OH- (碱性)
NO3- + 3H+ + 2e → HNO2 + H2O (酸性) 4、半反应中的非氧化还原部分主要有: a、酸碱组分： H+只出现在氧化态一侧；OH-只出现在还 原态一侧。
2020/7/17
b、沉淀剂和难溶物组分： 如Ag+/Ag中加入Cl-： AgCl/Ag 半反应： AgCl+e=Ag+Clc、配合物的配体： 如Ag+/Ag中加入NH3：Ag(NH3)2+/Ag 半反应： Ag(NH3)2++e=Ag+2NH3 d、氧化物或含氧酸根中的O2-（但不能单独在
第11章电化学基础[北]PPT课件
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2(g) = 2PCl3(l)
电子偏移
（2）氧化值和氧化态（氧化数）（IUPAC1970年定义）
指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一 化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的.
氧化：氧化值增加的过程 还原：氧化值降低的过程 氧化剂：electron acceptor 还原剂：electron donor
4
(3) 确定氧化值的规则
(the rules for the determination of oxidation number)
a. 离子型化合物中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷 数；
b.共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大的原子 ，两
原子的形式电荷数即为它们的氧化值（举例Al2O3 、PCl3）；
11.4 有关电解的几个问题
Spontaneity of redox reactions in aqueous solution and electrode potential
3
11.1 氧化还原反应
11.1.1 氧化值和氧化态(oxidization number)
（1）氧化还原概念的发展
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 后来 Mg → Mg2+ + 2e
酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶液中时，查碱表。
8
11.1.3 氧化还原方程式的配平
(balancing of oxidation-reduction equation )
氧化值（氧化数）法(the oxidation number method)
(1) 配平原则
整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被还 原的元素氧化值的降低总数相等.
电子偏移
（2）氧化值和氧化态（氧化数）（IUPAC1970年定义）
指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一 化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的.
氧化：氧化值增加的过程 还原：氧化值降低的过程 氧化剂：electron acceptor 还原剂：electron donor
4
(3) 确定氧化值的规则
(the rules for the determination of oxidation number)
a. 离子型化合物中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷 数；
b.共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大的原子 ，两
原子的形式电荷数即为它们的氧化值（举例Al2O3 、PCl3）；
11.4 有关电解的几个问题
Spontaneity of redox reactions in aqueous solution and electrode potential
3
11.1 氧化还原反应
11.1.1 氧化值和氧化态(oxidization number)
（1）氧化还原概念的发展
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 后来 Mg → Mg2+ + 2e
酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶液中时，查碱表。
8
11.1.3 氧化还原方程式的配平
(balancing of oxidation-reduction equation )
氧化值（氧化数）法(the oxidation number method)
(1) 配平原则
整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被还 原的元素氧化值的降低总数相等.
《电化学基础》课件
学习储能装置和电池技术的原 理，如锂离子电池和太阳能电 池。
燃料电池和电化学传感器
燃料电池
探索燃料电池的原理与应用，如氢燃料电池和燃料电池汽车。
电化学传感器
了解电化学传感器的工作原理，以及其在环境监测和医学诊断中的应用。
《电化学基础》PPT课件
本PPT课件将介绍电化学的基础理论、动力学、电池与电解池、电化学表征技 术以及电化学的应用领域，带你深入了解这个令人着迷的领域。
电化学基础理论
1 电化学基础概念
2 电化学反应的基本
学习电化学的基础概念，
特征和实验表征方 法
包括电解质、离子和电
探索电化学反应的特征
子传输。
以及实验方法，包括溶
了解反应速率和速率常数的 定义及其在动力学研究中的 重要性。
电池和电解池
1
电池和电解池的基本概念
探索电池与电解池的原理和应用，包
奥姆定律和纳尔斯特方程
2
括电子转移和离子传输过程。
学习奥姆定律和纳尔斯特方程，揭示
电池和电解池中电流与电势之间的关
系。
3
活性质量、化学放电和电化学 效率
和计时电流法
深入了解线性扫描伏安法和循环伏安法的 原理和应用。
探索电位阶跃法和计时电流法在电化学研 究中的重要性。
电化学应用
电催化和电极催化反应
电化学合成和电化学分析 储能装置和电池技术
了解电催化和电极催化反应的 应用，如催化转化和废水处理。
探索电化学合成和电化学分析 在化学工业和实验室中的应用。
电解和电沉积过程
4
响，以及化学放电和电化学效率的计
算。
了解电解和电沉积在电化学中的应用
以及相关实验和工业过程。
(完整版)《高中化学》-电化学基础课件
形成 条件
电极名称 电极判断
①活动性不同两电极 ②自发的氧化还原反应 ③电解质溶液（有选择性） ④两电极必须插入电解质溶液中 （或两电极相靠）形成闭合回路
负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属(或能导电 的非金属等)
负极（内电路为阳极）： 电极反应 发生氧化反应（失电子）
正极（内电路为阴极）： 得失电子 发生还原反应（溶液中的阳离
例题3 将0.2mol AgNO3、0.4mol Cu(NO3)2和0.6mol KCl溶于水，配成100mL混合液，用惰性电极电 解一段时间后，在一极上析出0.3mol铜，此时另
一极上收集到的气体的体积为(标况)。 （ B ）
A.4.48L B. 5.6L C. 6.72L D. 7.84L
解析：溶于水后，生成0.2mol AgCl沉淀，溶液中存在 1mol NO3－、0.4molCu2+、0.6molK+ 、 0.4molCl－ 。 当一极上析出0.3mol铜时，转移电子共0.6mol，所以 另一极先放出0.2mol氯气，接着OH－放电，0.2mol OH－放电生成0.05mol氧气，故另一极共收集到气体 0.25mol，相当于标况下5.6L。
电极名称：
原电池 电解池
相对活泼的电极为负极 相对不活泼的电极为正极 与电源负极相连的电极为阴极 与电源正极相连的电极为阳极
“负定极向出移电动子方，向电子：回电子正、离极子”
必发生 失电子
的 氧化反应
原电池
必发生 得电子
的 还原反应
电解池
必发生 失电子
的 氧化反应
思考：写出下列原电池的电极反应式。
负极 阴极 ； 阳极 正极
池 型
电解池
电镀池
第十一部分电化学基础学案33原电池化学电源教学-.ppt
2021/1/4
二､原电池的电极判断及电极反应式的书写;原电池中电子的 流向及溶液中离子的移动方向
2021/1/4
(1)如图所示的原电池,在氧化还原反应的过程中,在外电路 (H2SO4溶液以外),电子(负电荷)由锌片经导线(包括电流表和 其他用电器)流向铜片｡由电性作用原理可知,在内电路(电解 质溶液中),阳离子(带正电荷)向正极移动,阴离子(带负电荷)向 负极移动,这样就形成了电荷连续定向移动｡
Zn OH 2
2021/1/4
2.二次电池(可充电,可多次重复使用) 铅蓄电池可放电亦可充电,具有双重功能,它的正极材料是 PbO2,负极材料是Pb,放电时的电极反应式为:
负 极:PbSO2 42ePbSO4 正 极:PbO2SO2 44H2ePbSO42H2O 总 反 应:PbPbO22H2SO42PbSO42H2O
2021/1/4
(2)原电池正负极的判断方法 负极总是失去电子,化合价升高,发生氧化反应,正极总是得到 电子,化合价降低,发生还原反应｡ 电子流出的一极是负极,电子流入的一极是正极｡ 一般活泼的金属为负极,活泼性较弱的金属或能导电的非金 属为正极｡
(3)如图所示的原电池中,正极为Cu,发生的电极反应为 2H++2e-===H2↑;负极为Zn,发生的电极反应为Zn-2e===Zn2+｡
2021/1/4
体验热身
2021/1/4
1.(2019·山东枣庄)将铜棒和铝棒用导线连接后插入浓硝酸溶 液中,下列叙述中正确的是( ) A.该装置能形成原电池,其中铝是负极 B.该装置能形成原电池,其中铜是负极 C.该装置不能形成原电池 D.以上说法均不正确
答案:B 解析:铝在浓硝酸中钝化,铜失电子做负极｡
2021/1/4
二､原电池的电极判断及电极反应式的书写;原电池中电子的 流向及溶液中离子的移动方向
2021/1/4
(1)如图所示的原电池,在氧化还原反应的过程中,在外电路 (H2SO4溶液以外),电子(负电荷)由锌片经导线(包括电流表和 其他用电器)流向铜片｡由电性作用原理可知,在内电路(电解 质溶液中),阳离子(带正电荷)向正极移动,阴离子(带负电荷)向 负极移动,这样就形成了电荷连续定向移动｡
Zn OH 2
2021/1/4
2.二次电池(可充电,可多次重复使用) 铅蓄电池可放电亦可充电,具有双重功能,它的正极材料是 PbO2,负极材料是Pb,放电时的电极反应式为:
负 极:PbSO2 42ePbSO4 正 极:PbO2SO2 44H2ePbSO42H2O 总 反 应:PbPbO22H2SO42PbSO42H2O
2021/1/4
(2)原电池正负极的判断方法 负极总是失去电子,化合价升高,发生氧化反应,正极总是得到 电子,化合价降低,发生还原反应｡ 电子流出的一极是负极,电子流入的一极是正极｡ 一般活泼的金属为负极,活泼性较弱的金属或能导电的非金 属为正极｡
(3)如图所示的原电池中,正极为Cu,发生的电极反应为 2H++2e-===H2↑;负极为Zn,发生的电极反应为Zn-2e===Zn2+｡
2021/1/4
体验热身
2021/1/4
1.(2019·山东枣庄)将铜棒和铝棒用导线连接后插入浓硝酸溶 液中,下列叙述中正确的是( ) A.该装置能形成原电池,其中铝是负极 B.该装置能形成原电池,其中铜是负极 C.该装置不能形成原电池 D.以上说法均不正确
答案:B 解析:铝在浓硝酸中钝化,铜失电子做负极｡
2021/1/4
第十一章电化学基础-PPT精品
半反应式加合为一个配平的离子反应式。
2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl➢ 如果在半反应中反应物和产物中的氧原子数不同，可在半反应式中加H+(
酸性)或OH-(碱性)和H2O，使两侧的氧原子数和电荷数均相等。 ➢ 除了正确的配平方法外，必须熟悉该反应的基本化学事实。
2020/6/5
例：用离子-电子法配平
这类电极中氢电极特别重要。
2020/6/5
例如 (-) Pt|H2(100KPa)|H+(1.0mol·L-1)‖Cr2O72-(10mol ·L-
1),Cr3+(1.0mol·L-1), H+(1.010-2mol ·L-1)|Pt (+) 负极: H2 ⇌ 2H+ + 2e正极: Cr2O72- +14H+ +6e- ⇌ 2Cr3++7H2O 总反应:Cr2O72- + 13H2 + 8H+ = 2Cr3+ +7H2O
10HClO3 + 3P4 + 18H2O === 10HCl + 12H3PO4 ➢ 如果反应反程式两边的氧原子数相等，即证明反应反程式已配平。
再如： 3As2S3 + 28HNO3 = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
2020/6/5 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
(3) 若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
第十一章 电化学基础
第十一章
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。 掌握配平氧化还原方程式的方法 配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、 理解电极电势的概念，以及浓度、 电极电势的概念 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原 掌握应用电极电势判断氧化还原 反应进行的方向和限度及其计算。 反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。 了解元素电势图及其运用 元素电势图及其运用。
21
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 表示（更简洁）， ），配平步骤类似 表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似： ），配平步骤类似 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number） ）
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法 规定： （1）规定： 单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－ 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， 氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5， 中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。 一般为+1 +1， 但在NaH LiAlH4中为 NaH、 中为－ c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。 掌握配平氧化还原方程式的方法 配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、 理解电极电势的概念，以及浓度、 电极电势的概念 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原 掌握应用电极电势判断氧化还原 反应进行的方向和限度及其计算。 反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。 了解元素电势图及其运用 元素电势图及其运用。
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对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 表示（更简洁）， ），配平步骤类似 表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似： ），配平步骤类似 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number） ）
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法 规定： （1）规定： 单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－ 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， 氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5， 中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。 一般为+1 +1， 但在NaH LiAlH4中为 NaH、 中为－ c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
第十一章电化学基础.ppt
④确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。 将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、 失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧 化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分e2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(4) 配平各元素原子数（观察法）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18
配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固 体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素 的原子总数各自相等且电荷数相等。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(4) 配平各元素原子数（观察法）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18
配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固 体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素 的原子总数各自相等且电荷数相等。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
电化学基本知识ppt课件
电池过程
阴极
阳极
ZnSO4
CuSO4
Zn
Cu
盐桥
1.1 V
典型电化学过程
e
电化学过程的特点
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s) 半反应: Zn(s) Zn2+ + 2e- 阳极反应 Cu2+ + 2e- Cu(s) 阴极反应 电子不能在离子导体中运动 离子不能在电子导体中运动 即：电子与离子间必定在界面处发生了转化，这个转化就发生在离子导体和电子导体的界面处。
高频区为电极反应动力学（电荷传递过程）控制，低频区由电极反应的反应物或产物的扩散控制。
从图可得体系R、Rct、Cd以及参数，与扩散系数有关，利用它可以估算扩散系数D。由Rct可计算i0和k0。
扩散阻抗的直线可能偏离45，原因：
电极表面很粗糙，以致扩散过程部分相当于球面扩散； 除了电极电势外，还有另外一个状态变量，这个变量在测量的过程中引起感抗。
盐桥
1. 可以同时测量极化电流和极化电位； 2. 三电极两回路具有足够的测量精度。
三电极的优点
1.2.5.1 辅助电极的作用 实现WE导电并使WE电力线分布均匀。 1.2.5.2 辅助电极的要求 ①辅助电极面积大； 为使参比电极等势面，应使辅助电极面积增大，以保证满足研究电极表面电位分布均匀，如是平板电极： ； ②辅助电极形状应与研究电极相同，以实现均匀电场作用。
参比电极
常见的参比电极 ①甘汞电极； Hg|Hg2Cl2|Cl- 由于Hg+→Hg2+ （亚汞不稳定，高温时易变成Hg2+，受温度影响大。<70℃，另外，［Cl-］要饱和，防止 发生变化)。
电化学基础(4).ppt
Zn→Zn2+（aq）+2e另一方面，溶液中的水合离子有从金属表面获得 电子，沉积到金属上的倾向：
Zn2+（aq）+2e-→Zn 金属的溶解和沉积能形成动态平衡。
原电池
如果金属表面附近的溶液中，维持着一定数量的 正离子；在金属表面上，则保留着相应数量的自由 电子（对于不同的电极，可能出现不同的情况）。 这样，在金属和溶液之间就产生了电势差。
氧化还原反应
二、氧化还原反应半式
为了分析氧化还原反应，特别是将氧化还原 反应与电子得失、电流相联系，可以把氧化还 原看做是两个“半反应”连接而成的，即：氧 化还原反应的化学方程式可分解成两个“半反 应式”，例如：
氧化还原反应 Cu2++Zn=Cu+Zn2+
半反应 Cu2++2e-=Cu 还原反应
Zn-2e-=Zn2+ 氧化反映
影响电极电势差的因素有电极的本性、温度、介 质、离子浓度等。
当外界条件一定时，电极电势差的高低就取决于 电极的本性。对于金属电极，则取决于金属离子化 倾向的大小。
MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O 这种配平方法称为离子一电子法，只适于水溶液中
11-2 原电池
一、氧化还原反应和电子转移 1、氧化数变化和电子转移 金属锌置换Cu2+的氧化还原反应如下： Zn+Cu2+===Zn2++Cu Zn和Cu2+在反应中氧化数发生了变化，根据它
原电池
2、原电池
将锌和锌盐溶液与铜和铜盐溶液分开为两个半电 池，即锌半电池和铜半电池；外电路用导线接通， 半电池用盐桥沟通，这样就得到了一个Cu-Zn原电 池。产生电流的方向和大小可由检流计测出。
Zn2+（aq）+2e-→Zn 金属的溶解和沉积能形成动态平衡。
原电池
如果金属表面附近的溶液中，维持着一定数量的 正离子；在金属表面上，则保留着相应数量的自由 电子（对于不同的电极，可能出现不同的情况）。 这样，在金属和溶液之间就产生了电势差。
氧化还原反应
二、氧化还原反应半式
为了分析氧化还原反应，特别是将氧化还原 反应与电子得失、电流相联系，可以把氧化还 原看做是两个“半反应”连接而成的，即：氧 化还原反应的化学方程式可分解成两个“半反 应式”，例如：
氧化还原反应 Cu2++Zn=Cu+Zn2+
半反应 Cu2++2e-=Cu 还原反应
Zn-2e-=Zn2+ 氧化反映
影响电极电势差的因素有电极的本性、温度、介 质、离子浓度等。
当外界条件一定时，电极电势差的高低就取决于 电极的本性。对于金属电极，则取决于金属离子化 倾向的大小。
MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O 这种配平方法称为离子一电子法，只适于水溶液中
11-2 原电池
一、氧化还原反应和电子转移 1、氧化数变化和电子转移 金属锌置换Cu2+的氧化还原反应如下： Zn+Cu2+===Zn2++Cu Zn和Cu2+在反应中氧化数发生了变化，根据它
原电池
2、原电池
将锌和锌盐溶液与铜和铜盐溶液分开为两个半电 池，即锌半电池和铜半电池；外电路用导线接通， 半电池用盐桥沟通，这样就得到了一个Cu-Zn原电 池。产生电流的方向和大小可由检流计测出。
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Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
氧化还原反应式配平课堂练习
(2) K2MnO4+H2O →KMnO4+MnO2+KOH
MnO42- +H2O → MnO4- + MnO2+ OH-
1 MMnnOO4422--++ 2HH22OO +→2eM- →nOM2+nOO2 +H-4OH-
氧化值升高的过程→氧化 氧化值降低的过程→还原
氧化值升高的物质→还原剂 氧化值降低的物质→氧化剂
11.1.2 氧化还原半反应式 观察半反应式，总结书写规律。
氧 化 型 +ne -
Zn2 + + 2e -
氧 Fe 2 + + 2e -
化 型 的
Ni 2 + + 2e 2 H + + 2e -
氧 化 性
Fe2+ + Cl2 Fe3+ + Cl-
➢ 任何一个氧化还原反应都是由两个半反应组成的，将这个方程式分成两个
未配平的半反应式，一个代表氧化，另一个代表还原。
Fe2+ Fe3+ （氧化）； Cl2 Cl-（还原） ➢ 调整计量数并加一定数目电子使半反应两端的原子数和电荷数相等。
Fe2+ = Fe3+ + e- （氧化）； Cl2 + 2e- = 2Cl-（还原） ➢ 根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，将两个
半反应式加合为一个配平的离子反应式。
2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl➢ 如果在半反应中反应物和产物中的氧原子数不同，可在半反应式中加H+(
酸性)或OH-(碱性)和H2O，使两侧的氧原子数和电荷数均相等。 ➢ 除了正确的配平方法外，必须熟悉该反应的基本化学事实。
例：用离子-电子法配平
No Image
又如：KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 (1) 据反应事实，写出反应产物，注意介质酸性：
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 +Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(2) 调整计量系数，使氧化数升高值 = 降低值:
+7
+2
+2
+3
KMnO4 + 5FeSO4 + H2SO4 MnSO4+ 5/2Fe2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
(3) 若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
二、 离子-电子法
步骤：将反应式改为半反应，先配平半反应，后将半反应加合， 消去电子。
先将反应物的氧化、还原产物以离子形式写出。
例：
➢ 按照最小公倍数的原则对各氧化数的变化值乘以相应的系数，使氧化数降
低值和升高值相等（ 6，20，60）。
➢ 将找出的系数分别乘在氧化剂和还原剂的分子式前面，并使反程式两边的
氯原子和磷原子的数目相等。 10HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 ➢ 检查反应反程式两边的氢原子数目，并找出参加反应的水分子数。
第十一章电化学基础-PPT精品
11.1 氧化还原反应
氧化数：指化合物中某元素所带形式电荷的数值。 由；元素的电负性确定形式电荷。
确定氧化值的规则：
1、单质中元素的氧化值为0；离子化合物中元素 的氧化值等于离子的电荷数；共价化合物中元素的氧 化值等于形式电荷数；
2、所有元素的原子，其氧化值的代数和在多原 子分子中等于零；在离子中等于离子所带的电荷数。
C u2 + + 2e I2 + 2e -
增 2F e3 + + 2e -
强 B r2(l) + 2e C l2 + 2e -
还原型
/V
Zn -0.7628
Fe -0.4402
还
原
Ni
-0.23
型
H 2 0.0000 C u 0.337
的 还 原
2 I-
0.535
性
2F e2 + 0.770
增
2 B r- 1.085
3、氢在化合物中的氧化值一般为+1，但在活泼 金属的氢化物（如NaH、CaH2）中为-1；
4、氧在化合物中的氧化值一般为-2，但在过氧化物 ( 如H2O2、BaO2) 中为-1；在超氧化物 (如KO2) 中为-1/2 ；在臭氧化物 (如KO3) 中为-1/3。
氧化值可以为正，可以为负，可以为0；可以为 整数或分数。
2MnO4- + 6H+ + 5SO32- == 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O
氧化还原反应式配平课堂练习
(1) Cr2O72-+Fe2++H+ → Cr3++Fe3++H2O
1 Cr22O7722--++14HH+++ 6→e- →C2r3C+r+3++H7H2O2O
+) 6
FFee2+2+- e→- →FeF3+e3+
强
2 C l- 1.3583
11.1.3 氧化还原方程式的配平
一、氧化值法
1、配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
➢2、步骤：写出基本反应式，如：HClO3 + P4 HCl + H3PO4 ➢ 找出氧化剂中元素氧化数降低值和还原剂中元素氧化数升高值。
10HClO3 + 3P4 + 18H2O === 10HCl + 12H3PO4 ➢ 如果反应反程式两边的氧原子数相等，即证明反应反程式已配平。
再如： 3As2S3 + 28HNO3 = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
2MnO4- + 10Cl- + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
+) 2
MMnnOO424-2-- e→- →MnMOn4-O4-
MnO42- + 2H2O + 2MБайду номын сангаасO42-
整理
→ MnO2 + 4OH- + 2MnO4-
3MnO42- +2H2O → 2MnO4- +MnO2+4OH-
解：
MnO4 + SO32- Mn2+ + SO42-（酸性介质）
MnO4- Mn2+（还原） SO32- SO42-（氧化） MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O SO32- + H2O = SO42- + 2H+ +2e-
× 2) MnO4- + 8H+ + 5e- == Mn2+ + 4H2O +) × 5) SO32- + H2O == SO42- + 2H+ +2e-