大学化学-第4章-电化学原理及应用
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电化学原理及其应用 课件
电解池
能量转 化方式
化学能→电能
自发的氧化还原反应
电能→化学能
自发/非自发的 氧化还原反应均可
反应类型及 是否自发
对比分析
负 Fe 正 极 Mg 极 A
角度二：装置构成和电极判断 正 C 负 Al 极 极 阴 极 阳 C 极
Fe
NaCl溶液 NaOH溶液
原电池
NaCl溶液
电解池 有外加直流电源
装置不同
电子流向
离子流向
负极→正极 阳离子→正极； 阴离子→负极
对比分析
A Fe
角度四：电极反应和放电顺序
C
Fe
C
NaCl溶液
原电池 负极→氧化反应 正极→还原反应
NaCl溶液
电解池 阳极→氧化反应 阴极→还原反应
电极反 应类型 放电 顺序
阳极：活性阳极> S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>……
阴极：Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>……
（2008·山东理综) 29、以丙烷为燃料制作新型燃料电池，电池的正极 通入CO2和O2时，电解质是熔融下的碳酸盐，CO32-移向电池的 （填 正或负）极
（2012·山东理综)以CuSO4溶液为电解质溶液进行粗铜(含Al、Zn、 Ag、Pt、Au等杂质)的电解精炼，下列说法正确的是 a．电能全部转化为化学能 b．粗铜接电源正极，发生氧化反应 c．溶液中Cu2＋向阳极移动 d．利用阳极泥可回收Ag、Pt、Au等金属 （2012·山东理综) 电解NaCl溶液得到22.4LH2(标准状况)，理论上需 要转移NA个电子(NA表示阿伏加德罗常数)
总结提升
本专题思维导图
能量转 化方式
化学能→电能
自发的氧化还原反应
电能→化学能
自发/非自发的 氧化还原反应均可
反应类型及 是否自发
对比分析
负 Fe 正 极 Mg 极 A
角度二：装置构成和电极判断 正 C 负 Al 极 极 阴 极 阳 C 极
Fe
NaCl溶液 NaOH溶液
原电池
NaCl溶液
电解池 有外加直流电源
装置不同
电子流向
离子流向
负极→正极 阳离子→正极； 阴离子→负极
对比分析
A Fe
角度四：电极反应和放电顺序
C
Fe
C
NaCl溶液
原电池 负极→氧化反应 正极→还原反应
NaCl溶液
电解池 阳极→氧化反应 阴极→还原反应
电极反 应类型 放电 顺序
阳极：活性阳极> S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>……
阴极：Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>……
（2008·山东理综) 29、以丙烷为燃料制作新型燃料电池，电池的正极 通入CO2和O2时，电解质是熔融下的碳酸盐，CO32-移向电池的 （填 正或负）极
（2012·山东理综)以CuSO4溶液为电解质溶液进行粗铜(含Al、Zn、 Ag、Pt、Au等杂质)的电解精炼，下列说法正确的是 a．电能全部转化为化学能 b．粗铜接电源正极，发生氧化反应 c．溶液中Cu2＋向阳极移动 d．利用阳极泥可回收Ag、Pt、Au等金属 （2012·山东理综) 电解NaCl溶液得到22.4LH2(标准状况)，理论上需 要转移NA个电子(NA表示阿伏加德罗常数)
总结提升
本专题思维导图
电化学原理及应用智慧树知到课后章节答案2023年下北方民族大学
电化学原理及应用智慧树知到课后章节答案2023年下北方民族大学北方民族大学第一章测试1.电解池的正极对应于（）A:阴极 B:不确定 C:阳极答案:阳极2.影响离子运动速度的主要因素不包括:（）A:离子的本性 B:温度 C:溶剂黏度 D:溶液pH答案:溶液pH3.第一个化学电源是1799年由物理学家（）。
A:法拉第 B:伽伐尼 C:伏打答案:伏打4.电池放电时正极对应于（）。
A: 不确定 B:阳极 C:阴极答案:阳极5.目前电化学的测量方法有（）。
A:示差法 B: 稳态法 C:暂态法 D:补偿法答案: 稳态法;暂态法6.（）属于电化学研究范畴。
A:腐蚀 B:电解池 C:电池 D:磨损答案:腐蚀;电解池 ;电池7.石墨中能够导电的载流子是（）。
A:电子B: 等离子体 C:其余选项都不对D:离子答案:电子8.对电化学学科做出重大贡献的人物有（）A:塔菲尔 B:牛顿 C:法拉第 D: 能斯特答案:塔菲尔;法拉第; 能斯特9.现代电化学研究的主体对象是（）。
A:电极过程动力学 B: 电化学热力学 C:电解质溶液理论 D:其余选项都不对答案:电极过程动力学10.第一类导体的载流子是（）A:空穴 B:正离子 C:电子 D:负离子答案:空穴;电子第二章测试1.相间电位产生主要的原因是（）A:偶极子双电层 B:吸附双电层 C:离子双电层 D:表面电位答案:离子双电层2.最精确和合理的测量电池电动势的方法是 ( )A:电容法 B:补偿法 C:示差法 D:伏安法答案:补偿法3.伽伐尼电位差又称为（）A:化学位差 B:电化学位差 C:内电位差 D:外电位差答案:内电位差4.（）是可测可控的。
A:绝对电位 B:外电位 C:内电位 D:相对电位答案:外电位;相对电位5.所有的电极都能建立平衡电势。
A:对 B:错答案:错6.298 K时，电池反应H2(g)+1/2 O2 = H2O(g)的标准电池电动势为E1，那么电池反应2H2(g)+O2 = 2H2O(g) 所对应的电动势为E2（）A: E1=1/2E2 B: E1=E2 C:无法确定 D: E1=2E2答案: E1=E27.盐桥能（）消除液接电位。
第4章应用电化学
θ +
Zn(s)
θ -
Zn2+ (aq) + 2e-
-
= 0. 3419 - ( - 0.7618 ) = 1.1037V
2+) 0.05917 C(Zn E = Eθ lg n C(Cu2+) 0.05917 = 1.1037 lg 0.03 = 1.0985 V 2 0.02
方法二
(Cu2+/Cu ) =
方法：
氧化态物质( 1) + 还原态物质( 2) b. 组成原电池： 指定正、负极 氧化剂 1 + 还原剂 2
E= 1 - 2 > 0 E= 1 - 2 < 0
自发
氧化剂 2 + 还原剂 1
自 发 逆向自发
例题2 有一氧化还原反应： 2MnO4- + 16H+ +10Cl2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
H2(101.325kPa)
欲测某电极的电极电势，可将待测电极与标准氢电 极组成原电池，用电位差计测其电动势E，然后根据： E = φ正－φ负，便可知道待测电极的电极电势。
例如，欲测定标准铜电极Cu︱Cu2+(1.0 mol· L-1)的 电极电势，则组成如图4-3的原电池，其电池符号如 下：
(－) Pt︱H2(101.325kPa) ︱H＋(1.0 mol· L-1)‖Cu2+(1.0 mol· L-1)︱Cu (＋)
298.15K时：
0.05917 EE lg Q n
电池反应： Zn + 2H+ 电极反应 E = Eθ -
Zn 2+ + H2 H2 Zn 2+ + 2e-
Zn(s)
θ -
Zn2+ (aq) + 2e-
-
= 0. 3419 - ( - 0.7618 ) = 1.1037V
2+) 0.05917 C(Zn E = Eθ lg n C(Cu2+) 0.05917 = 1.1037 lg 0.03 = 1.0985 V 2 0.02
方法二
(Cu2+/Cu ) =
方法：
氧化态物质( 1) + 还原态物质( 2) b. 组成原电池： 指定正、负极 氧化剂 1 + 还原剂 2
E= 1 - 2 > 0 E= 1 - 2 < 0
自发
氧化剂 2 + 还原剂 1
自 发 逆向自发
例题2 有一氧化还原反应： 2MnO4- + 16H+ +10Cl2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
H2(101.325kPa)
欲测某电极的电极电势，可将待测电极与标准氢电 极组成原电池，用电位差计测其电动势E，然后根据： E = φ正－φ负，便可知道待测电极的电极电势。
例如，欲测定标准铜电极Cu︱Cu2+(1.0 mol· L-1)的 电极电势，则组成如图4-3的原电池，其电池符号如 下：
(－) Pt︱H2(101.325kPa) ︱H＋(1.0 mol· L-1)‖Cu2+(1.0 mol· L-1)︱Cu (＋)
298.15K时：
0.05917 EE lg Q n
电池反应： Zn + 2H+ 电极反应 E = Eθ -
Zn 2+ + H2 H2 Zn 2+ + 2e-
电化学原理及应用-PPT课件
【变式1】(2010·江苏卷)下图是 一种航天器能量储存系统原理 示意图。下列说法正确的是( )
A．该系统中只存在3种形式的能量转化 B．装置Y中负极的电极反应式为： O2＋2H2O＋4e－ 4OH－ C．装置X能实现燃料电池的燃料和氧化剂再生 D．装置X、Y形成的子系统能实 现物质的零排放，并能实现化学能与电能间的完全转 化
解析：图2是原电池，其中A(负极)电极反应式为： BH－—8e－＋8OH－ BO＋6H2O，B(正极)电极反应式为： H2O2＋2e－ 2OH－，故Na＋应往正极区迁移，A错B对；
C 项 所 对 应 的 情 况 是 Zn － C － ZnSO4 原 电 池 ( 吸 氧 腐 蚀)，负极(Zn板)电极反应式为：Zn－2e－ Zn2＋，正极 (铅笔)电极反应式为：O2＋4e－＋2H2O 4OH－，C对；
3．对于二次电池反应，需要看清“充电、放电” 的方向，放电的过程为原电池，充电的过程为电 解池。 4．电解质溶液中的离子(如H+、OH-)，若电极反 应的产物能与之反应，则要写在反应式中。
【典型例题1】 以葡萄糖为燃料的微生物燃料电池结 构示意图如图所示。关于该电池的叙述正确的是( B) A．该电池能够在高温下工作 B．电池的负极反应为： C6H12O6＋6H2O－24e－ 6CO2↑＋24H＋ C．放电过程中，H＋从正极区向负极区迁移 D．在电池反应中，每消耗1 mol氧气，理论上能生成 标准状况下CO2 44.8 L
答案：A、B
与原电池正极相连的电极为电解池的 阳极，与负极相连的电极为电解池的阴极。 在阳极处为阴离子放电，在阴极处为阳离 子放电，根据题中的现象，可以得出阴、 阳极，进而得出正、负极。
【变式2】(2011·苏锡常镇二模)图1是在金属锌板上贴 上一张用某溶液浸湿的滤纸，图2是NaBH4/H2O2燃料 电池；
电化学工作站原理及应用
内容
恒电位仪的原理
1、溶液等效电路与三电极体系 2、电子线路基础 3、恒电位仪典型电路与结构 4、恒电位仪主要技术参数
法国雷氏恒电位仪voltalab50
恒电位仪
EG&G PARC
263
2263
273
2273
Autolab
BAS 100W
恒电位仪 WE RE CE
WE:工作电极/研究电极 RE: 参比电极 CE: 辅助电极/对电极
④ 汞滴表面积可准确测量，S 0 .0 0 8 5 2 m 2 3 t2 3/cm2，
m为滴汞流速(mg/s)，t为时间(s)
滴Hg电极的缺点
➢ 被测体系的浓度有一定的限制
浓度不能太小，若<10-5 M，汞滴面积变化引起的电容电 流影响较大； 浓度也不能太大，若>0.1 M，汞滴不宜滴落； 合适的浓度范围是：0.01<[C]<0.1 M
Hg|Hg2SO4|SO42-
H g 2 S O 4 2 e 2 H g S O 4 2
0
RT 2F
ln aSO42
亚汞不稳定，高温时易变成Hg2+，受温度影响大。防止Hg2SO4水解，应选 高浓度的SO42-，<40℃。
参比电极
常见的参比电极
③ 汞-氧化汞电极；
Hg|HgO|OH-
H g O H 2 O 2 e H g 2 O H
太小：研究体系浓度变化；太大：浪费
浓度变化：J0 nFkc，可见c与J0有关→η。
三电极体系中各组成部分的作用和要求
③ 鲁金Luggin毛细管距离；
太近：电位测不准；太远：较大的欧姆压降；
距离(管直径) l d 0 .1 ~ 0 .3 m m ，这是半定性半定量关系；
电化学原理及应用 PPT
阳极。 ( )
分析:电解精炼铜时,用纯铜作阴极,电极反应为Cu2++2e-====Cu。 ×
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
(4)(2012·福建高考)Cu(CuSO4)-Zn(ZnSO4)通过盐桥构成的原 电池装置中,Cu电极上发生氧化反应。 ( × ) 分析:Cu(CuSO4)-Zn(ZnSO4)电池中,Cu作正极,发生还原反应; 要注意判断原电池装置中正、负极及明确两极发生的反应类型。 (5)(2012·四川高考)乙醇酸性燃料电池的负极反应式为
D.片刻后可观察到滤O纸24 b点变红色
【解题探究】 (1)电解质溶液导电的实质是什么?电子能通过电解质溶液吗? 提示:电解质溶液在电极电场的作用下,溶液中的阳、阴离子分 别向阴极和阳极移动,这时就在电解质溶液中产生了电流,所以 电解质溶液就导电了。 电解质溶液导电的过程中电子是不能通过电解质溶液的。
× 分析:电解过程中,溶液中的阳离子Cu2+向阴极移动,阴离子向 阳极移动。 (9)(2012·海南高考)锌与稀硫酸反应时,要加大反应速率可滴 加少量硫酸铜。 ( )
分析:锌与硫酸铜反应√生成铜,锌、铜与稀硫酸形成原电池,可 使反应速率加快。
(10)(2012·海南高考)肼(N2H4)—空气燃料电池是一种碱性电 池,该电池放电时,负极的反应式为N2H4-4e-====4H++ N2↑。
(3)若用该装置给铁钉镀铜,则应用铜作_____,用铁钉作_____,
电解质溶液应为_____溶液。
阳极
阴极
CuSO4
二、金属的腐蚀与防护 1.电化学腐蚀(以钢铁的腐蚀为例):
表面水膜酸性很弱,呈中性 表面水膜酸性较强
或碱性
Fe-2e-====Fe2+
分析:电解精炼铜时,用纯铜作阴极,电极反应为Cu2++2e-====Cu。 ×
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
(4)(2012·福建高考)Cu(CuSO4)-Zn(ZnSO4)通过盐桥构成的原 电池装置中,Cu电极上发生氧化反应。 ( × ) 分析:Cu(CuSO4)-Zn(ZnSO4)电池中,Cu作正极,发生还原反应; 要注意判断原电池装置中正、负极及明确两极发生的反应类型。 (5)(2012·四川高考)乙醇酸性燃料电池的负极反应式为
D.片刻后可观察到滤O纸24 b点变红色
【解题探究】 (1)电解质溶液导电的实质是什么?电子能通过电解质溶液吗? 提示:电解质溶液在电极电场的作用下,溶液中的阳、阴离子分 别向阴极和阳极移动,这时就在电解质溶液中产生了电流,所以 电解质溶液就导电了。 电解质溶液导电的过程中电子是不能通过电解质溶液的。
× 分析:电解过程中,溶液中的阳离子Cu2+向阴极移动,阴离子向 阳极移动。 (9)(2012·海南高考)锌与稀硫酸反应时,要加大反应速率可滴 加少量硫酸铜。 ( )
分析:锌与硫酸铜反应√生成铜,锌、铜与稀硫酸形成原电池,可 使反应速率加快。
(10)(2012·海南高考)肼(N2H4)—空气燃料电池是一种碱性电 池,该电池放电时,负极的反应式为N2H4-4e-====4H++ N2↑。
(3)若用该装置给铁钉镀铜,则应用铜作_____,用铁钉作_____,
电解质溶液应为_____溶液。
阳极
阴极
CuSO4
二、金属的腐蚀与防护 1.电化学腐蚀(以钢铁的腐蚀为例):
表面水膜酸性很弱,呈中性 表面水膜酸性较强
或碱性
Fe-2e-====Fe2+
大学化学第4章 电化学原理及应用
4
Ⅱ条件
任何自发进行的氧化还原（oxidation-reduction） 反应，只要设计适当，都可以设计成原电池用 以产生电流。
Ⅲ构成
将Zn浸入CuSO4溶液中 (△rGm =-271kJ/mol<0)。 可知反应能够自发发生，但不能形成电流。 原因：设计不合理。 但如果设计合理可以形成电流，A.Volta电池
法拉第
(Michael Faraday 1791－1867)
英国物理学家、化学家，也是著名的自学成才的科学家。出生在一 个贫苦铁匠家庭。仅上过几年小学，13岁时便在一家书店里当学徒。 在 此读到许多科学书籍。在送报、装订等工作之余，自学化学和电 学，并动手做简单的实验，验证书上的内容。利用业余时间听自然 哲学讲演，因而受到了自然科学的基础教育。1813年3月由戴维举荐 到皇家研究所任实验室助手。这是法拉第一生的转折点，从此他踏 上了献身科学研究的道路。同年10月戴维到欧洲大陆作科学考察， 讲学，法拉第作为他的秘书、助手随同前往。历时一年半，先后经 过法国、瑞士、意大利、德国、比利时、荷兰等国，结识了安培、 盖.吕萨克等著名学者。沿途法拉第协助戴维做了许多化学实验，这 大大丰富了他的科学知识，增长了实验才干，为他后来开展独立的 科学研究奠定了基础。1824年1月当选皇家学会会员，1825年2月任 皇家研究所实验室主任，1833----1862任皇家研究所化学教授。1846 年荣获伦福德奖章和皇家勋章。1867年8月25日逝世。
5
eA -Zn +Cu
Zn2+ SO42-
KCl饱 和溶液 胶冻
Cu2+ SO42-
铜-锌原电池
6
Ⅳ原电池的图示（cell diagram）表示 1负极(anode)写左边，正极(cathode)写右边；
电化学原理及应用习题答案
作业：
R - ne →O
* R
cR (0, t ) = c (1 − ( ) )
1/ 2
t
τ
τ 1/ 2
* cR nfA(πDR )1/ 2 = 2i
DR 1/ 2 t 1/ 2 * 1 t 1/ 2 * co (0, t ) = ( ) ( ) cR = ( ) cR τ ξ τ Do
ξ = ( Do / DR )1/ 2
Z re = RΩ + Rct = 31.25 Ω 2 2 1 + ω 2Cd Rct
2 ωCd Rct = 41.56 Ω Z im = 2 2 1 + ω 2Cd Rct
得，Rct=103 Ω 交换电流: i0=RT/(nFRct)= 8.314x298/(96500x102.51)=2.5x10-4 A 标准速率常数：k0=i0/(nFAc01-acRa)=2.5x10-4/(96500x1 cm2x0.001/1000 mol.cm3)=2.59x10-3 cm/s
独立组分中由式1212cnfad12120onfad2ico02i可得1212nfad2ic0pb2pbo2273259121mmmas12mm1212cd2nfad2ic0cdo21364212069mmmas12mm因?pb2pb?cd2cd所以判定pb2发生还原对于混合溶液708s属于单一pb2pb反应170s属于pb2pb和cd2cd反应共同参与2前者表现极限电流pb2
nF|Φ|
ΔGa
ΔGa,o
Φ<0
ΔGc=ΔGc,0-nF|Φ| + (1-a)nF|Φ|=ΔGc,0-anF|Φ|=ΔGc,0+anFΦ ΔGa=ΔGa,0 + (1-a)nF|Φ|=ΔGa,0-(1-a)nFΦ
R - ne →O
* R
cR (0, t ) = c (1 − ( ) )
1/ 2
t
τ
τ 1/ 2
* cR nfA(πDR )1/ 2 = 2i
DR 1/ 2 t 1/ 2 * 1 t 1/ 2 * co (0, t ) = ( ) ( ) cR = ( ) cR τ ξ τ Do
ξ = ( Do / DR )1/ 2
Z re = RΩ + Rct = 31.25 Ω 2 2 1 + ω 2Cd Rct
2 ωCd Rct = 41.56 Ω Z im = 2 2 1 + ω 2Cd Rct
得，Rct=103 Ω 交换电流: i0=RT/(nFRct)= 8.314x298/(96500x102.51)=2.5x10-4 A 标准速率常数：k0=i0/(nFAc01-acRa)=2.5x10-4/(96500x1 cm2x0.001/1000 mol.cm3)=2.59x10-3 cm/s
独立组分中由式1212cnfad12120onfad2ico02i可得1212nfad2ic0pb2pbo2273259121mmmas12mm1212cd2nfad2ic0cdo21364212069mmmas12mm因?pb2pb?cd2cd所以判定pb2发生还原对于混合溶液708s属于单一pb2pb反应170s属于pb2pb和cd2cd反应共同参与2前者表现极限电流pb2
nF|Φ|
ΔGa
ΔGa,o
Φ<0
ΔGc=ΔGc,0-nF|Φ| + (1-a)nF|Φ|=ΔGc,0-anF|Φ|=ΔGc,0+anFΦ ΔGa=ΔGa,0 + (1-a)nF|Φ|=ΔGa,0-(1-a)nFΦ
第四章电化学基础
(3)可充电电池电极反应式的书写 在书写可充电电池的电极反应式时，由于电极都参加反 应，且正方向、逆方向反应都能进行，所以要明确电池和电 极，放电时为原电池，充电时为电解池。原电池的负极反应 为放电方向的氧化反应；原电池的正极反应为放电方向的还 原反应。 (4)给出电极反应式书写总反应式 根据给出的两个电极反应式，写出总反应式时，首先要 使两个电极反应式的得失电子数相等后，再将两式相加，然 后消去反应物和生成物中相同的物质即可。注意，若反应式 同侧出现不能大量共存的离子，如H＋和OH－、Pb2＋和SO， 要写成反应后的物质即H2O和PbSO4。
名师解惑 一、电极反应式的书写 1．书写要遵循的原则 (1)遵循质量守恒、电子守恒及电荷守恒。 (2)弱电解质、气体和难溶物均写成化学式，其余的以离 子符号表示。 (3)正极反应产物、负极反应产物可根据题意或化学方程 式确定，还要注意电解质溶液的成分对电极产物的影响。 2．电极反应式的书写类型 (1)根据装置书写电极反应式 首先判断该电池所依据的化学反应，从而确定两个半反 应，即电极反应。 (2)给出总反应式，写电极反应式
名师解惑 一、原电池正、负极的判断方法 原电池有两个电极，一个是正极，一个是负极，判断正 极和负极的方法有： 1．由组成原电池两极的电极材料判断：一般是活泼的 金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。 2．根据电流方向或电子流动方向判断：电流是由正极 流向负极；电子流动方向是由负极流向正极。 3．根据原电池的电解质溶液中离子定向移动的方向判 断：在原电池的电解质溶液中，阳离子移向的极是正极，阴 离子移向的极是负极。 4．根据原电池两极发生的变化来判断：原电池的负极 总是失电子发生氧化反应,其正极总是得电子发生还原反应。 5．依据现象判断：溶解的一极为负极，增重或者有气 泡放出的一极为正极。
大学化学原理 第四章
+) 3×) ClO- + H2O + 2e- = Cl- + 2OH-
2CrO2- + 8OH- + 3ClO- + 3H2O = 2CrO42- + 4H2O
+ 3Cl- + 6OH整理: 2CrO2- + 3ClO- + 2OH- = 2CrO42- + 3Cl- + H2O
注意
配平同一方程式中，不能在反应式两边 同时出现H+和OH-。
5. 掌握金属的电化学腐蚀及防腐原理。
化学电源
电 解
电 镀 电极
心电图
本章我们主要以电极电势为核心，讨论有关 电化学的基本原理和氧化还原平衡的一般规律。 首先，我们介绍一下氧化还原反应的基本概
念和氧化还原方程式的配平。
§4.1 氧化还原反应的基本概念
( The primary concepts of redox reaction )
氧化剂：使其他物质氧化，本身被还原，元素氧化数降低。 (oxidant — electron acceptor) 还原剂：使其他物质还原，本身被氧化，元素氧化数升高。 (reductant — electron donor)
多数氧化还原反应都是在水溶液中进行的。
这样的反应我们可以把氧化过程和还原过程分开 来写：Zn+Cu2+ =Zn2++Cu
差而造成的。
氧化态物质得电子能力越强，电极电势越高； 还原态物质失电子能力越强，电极电势越低。
如果把两个电极电势不同的电极组成原电池，电子 就会从低电势处流到高电势处，形成电流。电极电势低 的一极就是负极，电极电势高的一极就是正极。原电池 的电动势也就是两极的 之差：
2CrO2- + 8OH- + 3ClO- + 3H2O = 2CrO42- + 4H2O
+ 3Cl- + 6OH整理: 2CrO2- + 3ClO- + 2OH- = 2CrO42- + 3Cl- + H2O
注意
配平同一方程式中，不能在反应式两边 同时出现H+和OH-。
5. 掌握金属的电化学腐蚀及防腐原理。
化学电源
电 解
电 镀 电极
心电图
本章我们主要以电极电势为核心，讨论有关 电化学的基本原理和氧化还原平衡的一般规律。 首先，我们介绍一下氧化还原反应的基本概
念和氧化还原方程式的配平。
§4.1 氧化还原反应的基本概念
( The primary concepts of redox reaction )
氧化剂：使其他物质氧化，本身被还原，元素氧化数降低。 (oxidant — electron acceptor) 还原剂：使其他物质还原，本身被氧化，元素氧化数升高。 (reductant — electron donor)
多数氧化还原反应都是在水溶液中进行的。
这样的反应我们可以把氧化过程和还原过程分开 来写：Zn+Cu2+ =Zn2++Cu
差而造成的。
氧化态物质得电子能力越强，电极电势越高； 还原态物质失电子能力越强，电极电势越低。
如果把两个电极电势不同的电极组成原电池，电子 就会从低电势处流到高电势处，形成电流。电极电势低 的一极就是负极，电极电势高的一极就是正极。原电池 的电动势也就是两极的 之差：
无机化学—第四章电化学
电极电势j及原电池的电动势 E的关系： E = j正 - j负
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零.
即 j (H+/H2)= 0 V
19
2-1 标准电极电势
标准氢电极
j (H+/H2)= 0 V
H2←
H2(100kpa) →
Pt →
←H+(1mol·L-1)
20
2-1 标准电极电势
准态时反应自发进行的方向。
电对
j /V
Pb2+/Pb Sn2+/Sn
>
-0.126V -0.136V
反应自发向右进行
38
非标准态时：先根据Nernst方程求出j(电对), 再计算电动势E 或比较j (电对)。
例 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+，在c(P
b2+) /c(Sn2+)=0.1/1.0 时反应自发进行的方向。
EE
RT ln cG nF cA
c g cD c a cB
c d c b
平衡时: E
=0
cG c g cD c d cA c a cB c b K
平衡时 E 0.05917 lg K 0
(298K):
n
lg K nE 0.05917
(4.3b) 17
§4-2 电极电势
18
2-1 标准电极电势
j 越大,电对中氧化态物质的氧化能力越强，
还原态物质的还原能力越弱
强氧化剂对应弱还原剂 弱氧化剂对应强还原剂
类似酸碱共轭关系 酸 === 质子 + 碱
氧化还原反应的规律：
较强
较强
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零.
即 j (H+/H2)= 0 V
19
2-1 标准电极电势
标准氢电极
j (H+/H2)= 0 V
H2←
H2(100kpa) →
Pt →
←H+(1mol·L-1)
20
2-1 标准电极电势
准态时反应自发进行的方向。
电对
j /V
Pb2+/Pb Sn2+/Sn
>
-0.126V -0.136V
反应自发向右进行
38
非标准态时：先根据Nernst方程求出j(电对), 再计算电动势E 或比较j (电对)。
例 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+，在c(P
b2+) /c(Sn2+)=0.1/1.0 时反应自发进行的方向。
EE
RT ln cG nF cA
c g cD c a cB
c d c b
平衡时: E
=0
cG c g cD c d cA c a cB c b K
平衡时 E 0.05917 lg K 0
(298K):
n
lg K nE 0.05917
(4.3b) 17
§4-2 电极电势
18
2-1 标准电极电势
j 越大,电对中氧化态物质的氧化能力越强，
还原态物质的还原能力越弱
强氧化剂对应弱还原剂 弱氧化剂对应强还原剂
类似酸碱共轭关系 酸 === 质子 + 碱
氧化还原反应的规律：
较强
较强
电化学原理及其应用PPT课件
nFE
nFE
RTln {c(G) {c(A)
c}g{c(D) c}a{c(B)
c}d c}b
E
E
RT nF
ln {c(G) {c(A)
c}g{c(D) c}a{c(B)
c}d c}b
第12页/共54页
E
E
RT nF
ln {c(G) {c(A)
c}g{c(D) c}a{c(B)
c}d c}b
E
解： 由附录7查得：
θ(Cd2+/Cd)= -0.4030V, θ(H+/H2)=0.0000V
Cd为负极，H2为正极 Cd(s)+2H+(aq)=Cd2+(aq)+H2(g) 电池反应
Eθ= θ(正) - θ(负) = 0 – (-0.4030) = 0.4030V
ΔrGmθ= -nFEθ = -2×96500C·mol-1×0.4030V = -77779 J·mol-1 = -77.78 kJ·mol-1
根据能斯特方程式：
E
E0.0592 2来自lgc(Zn2 ) c(Cu2 )
0.0592 c(Zn2 )
1.06 1.1037
lg
2
0.020
c(Zn2+)=0.045mol·dm-3
第14页/共54页
2. 浓度对电极电位的影响 对于电极反应通式：
a(氧化态)+ne-
b(还原态)
RT nF
ln
[c(还 原 态) [c(氧 化 态)
降低到0.01mol·dm-3时，由1.23V降为0.640V。
第23页/共54页
练习 试以反应 H3AsO4+2I-+2H+=H3AsO3+I2+H2O
大学化学2知识点归纳
（1）外层电子构型与周期表中的位置 （2）有效核电荷数，原子半径，电负性
1.主量子数n
描述了原子中电子出现几率最大的区离核的远近。
n值越大，电子出现几率最大的区域离核越远，也可以说电 子离核的平均距离越大。
n值相同的各原子轨道电子离核的平均距离较接近，故常把 具有相同主量子数n的各原子轨道归并称为同一个“电子层”。 n=1,2,3,4,5,6等正整数，电子层分别用K,L,M,N,O,P表示, 称 为电子层的符号。
180 无
120 无
109 28’ 无
107 18’ 104 45’ 有 有
第八章 大气污染与水污染
1. 大气污染物及其防治 2. 水污染： 沉淀法水处理相关，沉淀溶解平衡应用 1×10-5 mol/L
第十章 高分子材料
1. 命名与基本概念：链节,单体,聚合度 2. 柔顺性，影响因素及比较 3. 非结晶高分子材料： 玻璃态，Tg,高弹态，Tf,粘流态
在氢原子中n值越大的电子层，电子的能量越高。但在多电 子原子中，核外电子的能量则由主量子数n和角量子数l两者决 定。
2.角量子数 l
角量子数 l 可表示原子轨道或电子云的形状。
l= 0, 1, 2, 3, …, (n-1)
l=0时（s轨道），原子轨道或电子云呈球形分布； l=1时（p轨道），原子轨道的角度分布图为双球面，电子云 的角度分布的图为两个交于原点的橄榄形曲面； l=2（d轨道）及3（称f轨道）时,原子轨道的形状更为复杂。
分 区 最后一个电子填入的轨道 位 置 s区 s轨道 ⅠA ⅡA p区 p轨道 ⅢA---零族 d区 d轨道 ⅢB---Ⅷ ds区 d轨道 d10 ⅠB ⅡB f区 f轨道 镧系 锕系
外层电子构型 ns1--2 ns2np1--6 (n-1)d1-9ns1-2 (n-1)d10ns1--2 (n-2)f1--14(n-1)d0-2ns2
1.主量子数n
描述了原子中电子出现几率最大的区离核的远近。
n值越大，电子出现几率最大的区域离核越远，也可以说电 子离核的平均距离越大。
n值相同的各原子轨道电子离核的平均距离较接近，故常把 具有相同主量子数n的各原子轨道归并称为同一个“电子层”。 n=1,2,3,4,5,6等正整数，电子层分别用K,L,M,N,O,P表示, 称 为电子层的符号。
180 无
120 无
109 28’ 无
107 18’ 104 45’ 有 有
第八章 大气污染与水污染
1. 大气污染物及其防治 2. 水污染： 沉淀法水处理相关，沉淀溶解平衡应用 1×10-5 mol/L
第十章 高分子材料
1. 命名与基本概念：链节,单体,聚合度 2. 柔顺性，影响因素及比较 3. 非结晶高分子材料： 玻璃态，Tg,高弹态，Tf,粘流态
在氢原子中n值越大的电子层，电子的能量越高。但在多电 子原子中，核外电子的能量则由主量子数n和角量子数l两者决 定。
2.角量子数 l
角量子数 l 可表示原子轨道或电子云的形状。
l= 0, 1, 2, 3, …, (n-1)
l=0时（s轨道），原子轨道或电子云呈球形分布； l=1时（p轨道），原子轨道的角度分布图为双球面，电子云 的角度分布的图为两个交于原点的橄榄形曲面； l=2（d轨道）及3（称f轨道）时,原子轨道的形状更为复杂。
分 区 最后一个电子填入的轨道 位 置 s区 s轨道 ⅠA ⅡA p区 p轨道 ⅢA---零族 d区 d轨道 ⅢB---Ⅷ ds区 d轨道 d10 ⅠB ⅡB f区 f轨道 镧系 锕系
外层电子构型 ns1--2 ns2np1--6 (n-1)d1-9ns1-2 (n-1)d10ns1--2 (n-2)f1--14(n-1)d0-2ns2
电化学原理及其应用
9
9
例1.
Zn Zn2+ (1mol.dm-3 ）
Cl-（KCl饱和）Hg2Cl2 (s) Hg(l) Pt
E= E (Hg2Cl2 / Hg) –E(Zn2+/Zn) E(Zn2+/Zn) = E (Hg2Cl2 / Hg) － E
例2. Pt Cl-（KCl饱和）Hg2Cl2 (s) Hg(l) Cu2+ (1mol.dm-3 ） Cu
电池符号(图式): Pt Cl2（pθ）Cl- （c θ ） Mn2+（ c θ ）, MnO4-(c θ ), H+(c θ ) Pt
4
4
３. 电极类型 第一类电极：单质－离子型 ● 金属-金属离子电极 Zn ∣ Zn2+…… ● 气体-离子电极 Pt ∣ H2(g) ∣ H+ (aq)， Cl- (aq) ∣ Cl2(g) ∣Pt ……
θ 已知E θ Cu 2 /Cu 0.337V，K 稳 CuNH 3 4
在 Cu 2 和 Cu组成的标准半电池中，加入氨水，当cNH 3 1.0mol dm 3 , ，E Cu 2 /Cu ? E θ CuNH 3 4 /Cu ?
2
2
10
(2) 标准氢电极
事实上, 标准电极电势的绝对值是无法测定的.于是建立 了标准氢电极, 并规定：
电极反应 : 2 H (aq) 2e H 2 g 电 对 : H /H 2 E θ H /H2 0.0000V
7
标准氢电极的构造图 见Ｐ.78, 图4-3
E= E(Cu2+/Cu)– E (Hg2Cl2 / Hg)
E(Cu2+/Cu) = E + E (Hg2Cl2 / Hg)
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氧化剂与还原剂在反应中的变化规律
氧化剂 得电子 还原剂 失电子
氧化数降低 具有氧化性 使还原剂氧化
本身被还原
氧化数升高 具有还原性 使氧化剂还原
本身被氧化
+1 +2 -1 +3 NaClO + 2FeSO4 + H2SO4 ＝ NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O
氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
氧化-还原电极 电极
Fe3+(c1), Fe2+(c2) | Pt Cu2+(c1), Cu+(c2) | Pt
电极反应
Fe3+(c1) + e- →Fe2+(c2) Cu2+(c1) + e- →Cu+(c2)
Sn4+(c1), Sn2+(c2) | Pt
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
工作原理：Zn比Cu活泼，Zn原子失去电子被氧 化成 Zn2+进入ZnSO4 溶液；电子沿导线流向Cu片，
CuSO4 溶液中的Cu2+ 从 Cu片上获得电子还原成Cu
原子沉积在Cu片上。外电路上电子的定向流动产生 了电流 , 所以指针偏转，原电池对外做了电功。
氧化还原反应 直观的认识(20世纪)：氧化数变化 2e如：电子得失： Zn + Cu2+ 电子偏移： 2H2 + O2 氧化数变化： Zn + Cu2+
0 +2 0 0
本质的认识(19世纪)：电子得失或偏移
Zn2+ + Cu 2H2O
+2 +1 -2
Zn2+ + Cu
0
第 章 电化学原理及应用
4
4.1 氧化还原反应及氧化数
金 M本身的活动性和 属 热运动 表 + 面 溶剂吸引等
Mn+运动碰撞 Mn+(aq) + 金属表面e吸引
趋向溶解
趋向沉积
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
电极表面与其附近溶液之间建立平衡过程中：
若 溶解 > 沉积 （活泼金属）
++++
M
电极表面上: e 过剩 电极附近溶液: 过剩
产生 两者间 电势差 形成 双电层
M n (aq)
-----
++++
若 溶解 < 沉积 （不活泼金属）
电极表面上: 电极附近溶液: (cr) 过剩 两者间 过剩
形成 双电层
M
产生
电势差
M n (aq)
-
-
++++ ++++
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
M
M
M n (aq)
(4) 在单原子离子中：元素的氧化数等于离子所带 的电荷数；
(5) 在多原子分子中：各元素氧化数的代数和为零； 零；在多原子离子中：各元素氧化数的代数和等 于离子所带的电荷数。
例：H5IO6 S2O32S4O62Fe3O4 I的氧化数为+7 S的氧化数为+2 S的氧化数为+2.5 Fe的氧化数为+8/3
(从能量转换观点) 转变
的自发氧化还原反应， 电能，
借助于原电池将化学能
如化学电源等。
(2)利用外加电流，借助于电解池等 推动 的非自发氧化还原反应
进行，将电能
转变
化学能，例如
电解、电镀、电解精炼、电铸等等。
第 章 电化学原理及应用
4
4.1 氧化还原反应及氧化数
4.1 氧化还原反应及氧化数
最初的认识(18世纪)：得氧失氧
OH-(c)|Ag2O|Ag(s) H+(c)|Ag2O(s)|Ag(s) Cl-(c)|Hg2Cl2(s)|Hg(l)
电极反应
AgCl(s)+e- →Ag(s)+Cl-(c)
Ag2O(s)+H2O+2e- →2Ag(s)+2OH-(c) Ag2O+2H+(c)+2e- →2Ag(s)+H2O Hg2Cl2 (s)+2e- →2Hg(l)+2Cl-(c)
第 章 电化学原理及应用
4
4.1 氧化还原反应及氧化数
氧化还原反应
——有电子得失或电子转移的反应；或反 应前后氧化数发生变化的反应。 氧化(反应)——元素的氧化数升高的过程。 还原(反应)——元素的氧化数降低的过程。
还原剂
氧化剂
氧化产物 还原产物
第 章 电化学原理及应用
4
4.1 氧化还原反应及氧化数
的作用。
(－ )
e
e
(＋ )
锌 半 电 池
Zn
盐 桥
Cl－
Zn2＋ K＋
Cu
Cu2＋
铜 半 电 池
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
2. 电极和电极反应
原电池中 负极反应——氧化反应 正极反应——还原反应
如Cu-Zn原电池:
氧化反应 半电池是由含有
同一种元素不同 还原反应 氧化数的两种物 质构成。
4
4.2 原电池与电极电势
按下图装置进行反应：
(c) 电极： 电池中发生 (－ ) 氧化还原反 应的场所
(a)外电路：负载， 电流的外部通路
e
e
含有琼脂的饱和 KCl溶液 (＋ ) 作用：接通内电 路，保持溶液电 中性。
Cu
锌 半 电 池
Zn Cl－ Zn2＋
盐 桥
K＋
(b)盐桥：电流的 内部通路
Cu2＋
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
3. 原电池反应及电池符号
电池反应——原电池放电过程所发生的化学反应， 为两电极上的电极反应之和。 原电池符号：
(－) 负极 | 电解质溶液(c1) 电解质溶液(c2) | 正极 (＋)
相界面 盐 桥或第 章 Nhomakorabea电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
OH-(c) | O2(p) | Pt
Cl- (c)| Cl2(p) | Pt
O2(p) + 2H2O + 4e- → 4OH-(c)
Cl2(p) + 2e- → 2Cl-(c)
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
• 金属-难溶盐电极 • 金属-氧化物电极
电极
Cl-(c)|AgCl(s)|Ag(s)
H+(c2) | H2(p) | Pt (＋) 2FeCl2 + SnCl4 Sn4+ Sn4+/ Sn2+ 2Fe2+ Fe3+/Fe2+ Fe2+(c3), Fe3+(c4) | Pt (＋)
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
(3) 电池反应：
2MnO4- + 10I- + 16H+ 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O I 2/ I
-----
M n (aq)
-
-
这种电极(金属或非金属)与溶液中自身离子
达到平衡时，因形成双电层而产生的电势差就是
该电极的电极电势，常用符号 E 表示，单位: V。
电极的本性
产生 原电池两电极间存在电势差(外电路) 电流(
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
4.2 原电池与电极电势
4.2.1 原电池
1. 原电池的组成及原理
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
直接反应(将Zn片放入CuSO4溶液)：
现象：Zn片减少，Cu析出，溶液颜色变浅且温度升高。
e直接 Zn Cu2+ 说明：
无序
化学能
热能
第 章 电化学原理及应用
电极反应：
(－) 2I - 2e
I2
+
(＋ )
MnO4-
+ 8H +5e
Mn + 4H2O
2+
MnO4+/Mn2+
(－) Pt | I2 | I-(c1)
MnO4-(c2), Mn2+(c3), H+(c4) | Pt (＋)
原则上讲，任意一个自发的氧化还原反应都可 以设计成原电池。由于氧化剂、还原剂的物质种类 不同，两个半电池的电极可以是各种类型。
负极(e-流出)： Zn(s) - 2e正极(e-流入)： Cu2+(aq) + 2e电池反应：Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq)
Cu(s)
氧化反应
还原反应
Zn2+(aq) + Cu(s)
【归纳】
负极 —氧化型1 还原型1 —氧化反应
原电池
(负极半反应)
氧化还原反应
正极 —氧化型2 还原型2 —还原反应
第 章 电化学原理及应用
4
4.2 原电池与电极电势
电极的种类
组成半电池的电极必须具备两个条件：电对和导体。 常见的电极分四类： （1）金属电极：如电对 Zn2+ / Zn
电极符号：(－)Zn | Zn2+ (c)