无机化学：氧化还原与电极电势
无机化学第六章-氧化还原与电化学
Zn - 2e → Zn2+ Cu2+ + 2e → Cu
3)电池反应: 两半电池反应之和。 Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
4) 原电池的符号表示：
(-)Zn︱Zn2+(aq)‖Cu2+(aq)︱Cu(+)
• 负极在左，正极在右。用符号（-）（+）表示。 • “︱”表示两相之间的界面。 • “‖”表示盐桥。 • 溶液的浓度、气体的压力也应标明。
C 4HNO 3 4NO 2 CO 2 2H2O
二、离子-电子法
MnO4 SO32 Mn 2 SO42
2 MnO4 8H 5e Mn2 4H2O（还原） 5 SO32 H2O 2e SO42 2H (氧化)
2MnO4 5SO32 6H 2Mn2 5SO42 3H 2O
Zn+CuSO4
ZnSO4+Cu
Zn
CuSO4
Cu-Zn原电池装置
原电池：将氧化还原反应的化学能转变 成为电能的装置。
2. 原电池的组成与表示方法
1)半电池(电极): 组成原电池的每个部分叫半电池。
Zn-ZnSO4 锌电极 失电子-负极
Cu-CuSO4 铜电极 得电子+正极
2)半电池反应:半电池中发生的反应。
2KMnO 4 5K 2SO3 3H 2SO 4 2MnSO 4 6K 2SO 4 3H 2O
配平下列反应：
K2Cr2O7+KI+H2SO4 K2SO4+Cr2(SO4)3+I2+H2O
Cl2+NaOH NaCl+NaClO3+H2O
6.2 原电池与电极电势 原电池的组成与表示方法
实验四氧化还原与电化学
实验四氧化还原与电化学
一、实验目的
1. 了解原电池的电动势和电极电势的测定方法
2. 掌握电极电势和氧化还原反应的关系
3. 掌握反应物浓度，介质对氧化还原反应的影响
二、实验原理
1. 电极电势代数值越大，其氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱；反之，代数值越小，其氧化还原能力越弱，还原态的还原能力越强。
2. 根据氧化剂和还原剂所对应电极电势的相对大小，可以判断氧化还原反应进行的方向。
当氧化剂所对应电对的电极电势与还原剂所对应的电极电势的差值：
（ 1 ）大于0 时，反应能自发进行；
（ 2 ）等于0 时，反应处于平衡状态
（ 3 ）小于0 时，反应不能进行。
3. 通常用标准电极电势进行比较，当差值小于0.2 时，则考虑反应物浓度，介质酸碱性的影响，用能斯特方程计算。
4. 原电池是通过氧化还原反应将化学能转化为电能的装置，负极发生氧化反应，给出电子，正极发生还原反应，得到电子，电子通过导线由负极流向正极。
三、仪器和药品
仪器：数字式万用表、温度计、量筒、烧杯、NO2平衡仪
药品：
固体MnO2
酸HCl，H2SO4，
碱NaOH
盐KIO3、KClO3、Na2SO3、KMnO4、CuSO4、ZnSO4
其他KI-淀粉试纸，铜片，锌片
四、实验内容
五、问题、讨论
1. 介质的酸度变化时H2O2、Br2、Fe3+的氧化性有无影响？试从电极电势予以说明。
？。
无机化学中的氧化还原反应和电化学
无机化学中的氧化还原反应和电化学无机化学是研究无机物质结构、性质和变化规律的科学分支。
其中，氧化还原反应和电化学是无机化学中重要且广泛应用的领域。
本文将探讨氧化还原反应和电化学的基本概念、应用和未来发展。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，被氧化的物质失去电子，而被还原的物质获得电子。
这种电子的转移导致了物质的化学变化。
氧化还原反应可以通过氧化态的变化来描述。
在反应中，氧化剂接受电子，其氧化态减少，而还原剂失去电子，其氧化态增加。
例如，氯气（Cl2）和氢气（H2）的反应可以表示为：Cl2 + 2e- -> 2Cl- （氯气被还原，氧化态减少）H2 -> 2H+ + 2e- （氢气被氧化，氧化态增加）氧化还原反应在生活和工业中有广泛的应用。
例如，电池的工作原理就是基于氧化还原反应。
电池中的正极和负极之间发生氧化还原反应，产生电流。
此外，氧化还原反应还可以用于金属的防锈和清洁等领域。
二、电化学的基本概念电化学是研究电与化学反应之间相互关系的学科。
它主要研究电解过程和电化学反应的机理。
在电化学中，电解是指通过外加电压将化学反应逆转的过程。
电解可以分为电解质溶液和电解固体两种情况。
在电解质溶液中，电解质分子或离子在电场的作用下发生氧化还原反应。
而在电解固体中，固体物质通过电子转移发生氧化还原反应。
电化学反应是指在电化学过程中发生的化学反应。
电化学反应可以是氧化还原反应，也可以是非氧化还原反应。
电化学反应的速率和方向可以通过电极电势来控制。
正电势的电极是发生氧化反应的位置，负电势的电极是发生还原反应的位置。
电化学在能源存储和转换、电解水制氢、电镀和电解池等领域有着广泛的应用。
例如，锂离子电池和燃料电池是电化学能源存储和转换的重要设备。
它们利用氧化还原反应将化学能转化为电能，实现能源的高效利用。
三、氧化还原反应和电化学的应用氧化还原反应和电化学在生活、工业和环境保护等领域有着广泛的应用。
无机化学：第九章 氧化还原与电极电位
• 氧化还原电极，如Fe3+/Fe2+电极 • 电极组成式 Pt(s) | Fe2+(c1), Fe3+(c2) • 电极反应 Fe3++ e- = Fe2+
• 金属-难溶盐-阴离子电极，如Ag-AgCl电极 • 电极组成式 Ag(s) | AgCl(s) | Cl-(c) • 电极反应 AgCl + e- = Ag + Cl-
CrO5：+10
• C在下列化合物中的氧化值分别为
CH3OH HCHO
-2
0
• C的化合价都是4。
HCOOH +2 （被氧化）
• 氧化还原反应：氧化值发生变化。 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
• 氧化值升高：氧化反应，如Zn→Zn2+ ； • 氧化值降低：还原反应，如Cu2+→Cu 。 • 失去电子：还原剂，如 Zn； • 得到电子：氧化剂，如Cu2+。
------
+ + + + + +
------
+ + + + + +
+ + + + + +
------
• 电极电位绝对值无 法直接测定，
• 使用的是相对值， 以标准氢电极 ( SHE)为参照。
(二) 电极电势的测定
1、标准（参比）电极
①标准氢电极 2H+ + 2
• 它与金属的本性、温度及 离子浓度有关。
双电层
溶解
M(s) 沉淀 Mn (aq) ne
《无机化学》第五章 氧化还原反应和电化学基础
二、氧化还原反应方程式的配平
1. 氧化值法
配平原则：氧化剂中元素氧化值降低的总数等 于还原剂中元素氧化值升高的总数。
配平步骤： （1）写出反应方程式，标出氧化值有变化 的元素，求元素氧化值的变化值。
（2）根据元素氧化值升高总数和降低总数相等 的原则，调整系数，使氧化值变化数相等。
（3）用观察法使方程式两边的各种原子总数相 等。
酸表。
（4）E是电极处于平衡状态时表现出来的特
征，与反应速率无关。
（5）E仅适用于水溶液。
5.饱和甘汞电极：
Hg | Hg2Cl2(s) |KCl (饱和)
Hg2Cl2 (s) + 2e
2Hg(l) +2Cl-
E (Hg2Cl2/Hg)=0.245V
三、 影响电极电势的因素
1.影响 因素
(1)电极的本性：即电对中氧化型或还 原型物质的本性。
还原型：在电极反应中同一元素低氧化值的物质。）
电对：氧化型/还原型
例：MnO2 +4H+ + 2e
Mn2+ +2H2O
电对：MnO2 / Mn2+
（2）E与电极反应中的化学计量系数无关。
例：Cl2 + 2e 1/2Cl2 + e
2Cl- E(Cl2/Cl-)=1.358V Cl-
（3）电极反应中有OH- 时查碱表，其余状况查
（3）分别配平两个半反应，使等号两边的原子 数和电荷数相等。
（4）根据得失电子数相等的原则，给两个半 反应乘以相应的系数，然后合并成配平的离子 方程式。
（5）将离子方程式写成分子方程式。
离子电子法配平时涉及氧原子数的增加和减 少的法则：
修改版——浅谈电极电势的理解和应用
编号： 119060141011内蒙古民族大学化学化工学院本科生学年论文题目：浅谈对电极电势的理解和应用专业：化学年级： 2011级姓名：郭学良指导教师：赵玉英导师完成日期： 2013 年 6 月 1 日浅谈对电极电势的理解和应用郭学良摘要化学反应可以分为两大类：氧化还原反应和非氧化还原反应，因此可以说氧化还原反应是无机化学学习中最重要的一类反应；而标准电极电势是氧化还原反应很好的定量标度，因此我们就有必要对标准电极电势进行必要的解析和研究。
而对于初入门的化学学习者来说，深入的了解电极电势可以从电极电势与电动势的关系、电极电势的能特斯方程、影响电极电势的因素、电极电势的图示法……这几方面入手，接下来我们就从这几方面展开讨论。
关键词：标准电极电势氧化还原反应拉提莫图能特斯方程引言标准电极电势是氧化还原反应很好的定量标度，氧化还原反应是无机化学学习中最重要的一类反应，对了解各种元素及其物质的性质及其联系有着重要的意义。
因此我们就有必要对标准电极电势进行必要的解析和研究。
而对于初入门的化学学习者来说，深入的了解电极电势可以从电极电势与电动势的关系、电极电势的能特斯方程、影响电极电势的因素、电极电势的图示法……这几方面入手，接下来我们就从这几方面展开讨论。
浅谈对电极电势的理解和应用一、电极电势与电动势的关系要想了解电极电势与电动势的关系，首先需要明白这两者的概念；1)电动势：大小等于非静电力把单位正电荷从电源的负极，经过电源内部移到电源正极所作的功。
如设W为电源中非静电力(电源力)把正电荷量q从负极经过电源内部移送到电源正极所作的功，则电动势大小为E=W/q。
2)电极电势：当金属放入盐溶液中，溶液中的金属离子受到金属表面电子的吸引而在金属表面面积形成双电层，双电层之间的电势差就是相应电极的电极电势。
3)标准电极电势：单个电极的的电极电势是无法测定的，根据IUPAC建议采用标准氢作为标准电极，给定电极电势与标准电极电势所组成的原电池的电动势即为该电极的标准电极电势。
无机化学第4章 氧化还原反应
∵ E- =E (H+/H2) = 0.000V
∴ E = E+ = E待测
例如：测定Zn2+/Zn电极的标准电极电势 将Zn2+/Zn与SHE组成电池
(-)Pt,H2(100kPa)|H+(1mol· -3)||Zn2+(1mol· -3)|Zn(+) dm dm 298.15K时， E = -0.76V E (Zn2+/Zn) = -0.76V 又如：测定Cu2+/Cu电极的标准电极电势 将Cu2+/Cu与SHE组成电池
1. 标准氢电极(SHE)
电极反应：
2H+(aq) + 2e
电对：H+/H2 电极电势(规定):
H2(g)
H+ 标准氢电极装置图
E (H+/H2）= 0.000V
电极符号：
Pt ，H2(100kPa) | H+ (1.0mol· -3) dm
2. 电极电势的测定
将标准氢电极与待测电极组成电池： ( - )标准氢电极 || 待测电极( + ) E = E+ - E-
Cr2O72- (c1)， Cr3+(c3) ，H+(c2) | Pt (+)
例题4-1 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。 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 解： 原电池的正极： Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 负极： Fe2+ = Fe3+ + e-
无机化学(人卫版)第五章_氧化还原反应以及电极电势
M活泼
M不活泼
M 稀
n+
M 浓
n+
溶解 〉沉积
电极电势：E M /M
(
沉积 〉溶解
n+
)
电池电动势： MF E ( + ) E ( ) E
标准氢电极和甘汞电极 标准电极电势和标准电动势 浓度对电极电势的影响 ——Nernst方程式
一、标准氢电极和甘汞电极
1. 标准氢电极
电极反应 ： + 2e 2 H ( aq) 电对： H /H 2 E (H + /H 2 ) 0 .000 V
6Fe2＋ ＋ Cr2O72- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ +7H2O
三、半反应和氧化还原电对
1、半反应
对反应：Zn ＋ Cu2+ = Zn2+ + Cu
半反应：Zn = Zn2+ + 2e-
Cu2+ +2e- =Cu
2、氧化还原电对
Zn2+/Zn, Cu2+/Cu
氧化型/还原型
( Cu
(
+ 2H+ Cu
2+
2+
/Cu 0.337V
)
)
( /H ) 0.337V H
+ 2
如：测Zn2+/Zn标准电极的 Eθ(Zn2+/Zn）=？ 使其与标准氢电极组 成原电池，测得：Eθ =0.7626V（由电子流动方向确定正、负极） 。 根据 Eθ = E －E ∴E =-0.7626V
2+
2Cl
无机化学-电池电动势和电极电势
标准甘汞电极(NCE) 1.0 mol / L +0.2828
饱和甘汞电极(SCE) 饱和溶液 +0.2438
温度校正，对于SCE，t ℃时的电极电势为：
t= 0.2438- 7.6×10-4(t-25) （V）
电池符号： (－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl (1 mol·dm-3) Mn+ (1 mol·dm-3 ) M (+)
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
2. 题中给出总反应方程式，要能够写出电池符号和半反应
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。
二、原电池与电极电位 （一）、原电池的概念
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 原电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应
负极： Zn － 2e = Zn2+ （氧化态升高）
正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化态降低）
盐桥(Salt bridge)
通常内盛饱和 KCl 溶液或 NH4NO3 溶液(以琼胶 作成冻胶)。
作用： ● 让溶液始终保持电中性 ,使电极反应得以继续进行 ● 消除原电池中的液接电势（或扩散电势）
（二）、原电池的表达式
(-) Zn|Zn2+ (C1) ‖ Cu2+ (C2)|Cu (+)
1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用，分开。 4、用表示盐桥 5、在有气体参加的电池中还要表明气的压力，溶液要表 明浓度。
无机化学-氧化还原反应与电极电势
腐蚀类型
包括均匀腐蚀、点蚀、缝 隙腐蚀和应力腐蚀等。
防护措施
采用涂层、电镀、合金化 等手段，降低金属与环境 之间的反应速率，延长金 属使用寿命。
电池的工作原理
原电池
将化学能转化为电能的装置，由正负两个电极和 电解质组成。
电解池
将电能转化为化学能的装置，通过外电源迫使电 子和离子分别在正负电极上聚集。
氧化还原反应基础
氧化与还原的定义
氧化
失去电子的过程，物质从较低氧化态变为较高氧化态。
还原
得到电子的过程，物质从分子在氧化还原反应中的氧化态。
规则
单质中各元素的氧化数为0；在化合物中，氢的氧化数为+1，氧的氧化数为-2；在 化合物中，正价元素取正值，负价元素取负值。
02
判断氧化还原反应 的方向
电极电势的相对大小可以用来判 断氧化还原反应自发进行的方向。
03
计算电子转移数
根据电极电势的变化，可以计算 氧化还原反应中电子转移的数量。
电极电势与反应自发性的关系
电极电势差值决定反应方向
当电极电势差值大于0时，反应自发向正向进行；当电极电势 差值小于0时，反应自发向逆向进行。
电极电势与反应速率的关系
电极电势的大小影响氧化还原反应的速率，电极电势越高， 反应速率越快。
04
氧化还原反应的配平与计算
氧化还原反应的配平方法
观察法
通过观察反应物和生成物的化合 价变化，找出化合价变化的原子 个数，从而确定反应物和生成物 的系数。
离子-电子法
适用于溶液中的氧化还原反应， 通过列出反应物和生成物的离子 方程式，根据得失电子守恒原则 配平。
电池种类
包括干电池、铅酸蓄电池、锂离子电池等，每种 电池的工作原理和特点不同。
无机化学第九章-氧化还原与电极电势
显然，标准状态是理想状态
为了研究实际情况，德国物理化学家能斯特提出 了能斯特方程：研究离子浓度和温度对电极电势 的影响的能斯特方程式。
半反应中同一元素的两个不同氧 化值的物种组成了氧化还原电对
研究同 一元素
φ氧化型/还原型
（氧化数高）氧化型 + ne-
或
Ox + ne-
还原型（氧化数低） Red
还原半反应
电对
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH-
通过自发的氧 化还原反应产 生电流的装置 叫原电池。
锌电极(-) 铜电极(+) Zn ＋ Cu2+ ═ Zn2+ ＋ Cu
(Zn2+/Zn) (Cu2+/Cu)
Zn - 2e → Zn2+ Cu2+＋2e → Cu (氧化反应) (还原反应)
负极：流出电子的一端 正极：流入电子的一端 电子从负极流向正极 电流从正极流向负极
Mn2+/MnO4MnO4-/MnO2
电极 电势
视频：用多少橙子可以给 iPhone 充电？
锌片插入ZnSO4溶液中 铜片插入CuSO4溶液中
(-) 锌片
盐桥
(+) 铜片
现象
ZnSO4
无机化学知识点学习笔记 (4)
《无机化学》学习笔记四第四章氧化还原反应与应用电化学1.了解氧化数的概念，初步会用氧化数法和离子电子法配平氧化还原反应式。
2.了解原电池的构成及表示方法。
熟悉氧化还原平衡和理解电极电势的概念，能通过计算说明分压、浓度（含酸度）对电极电势的影响。
3.会用电极电势来判断氧化剂(或还原剂)的相对强弱，计算原电池的电动势。
会用∆r G m、E判断氧化还原反应进行的方向。
4.熟悉元素的标准电极电势图的应用。
知识点:1.氧化还原反应参加反应的物质之间有电子转移的化学反应−−称为氧化还原反应。
电化学是研究化学能与电能之间相互转换的一门科学,这些转换也是通过氧化还原反应实现的。
氧化还原反应中的电子转移包括电子得失或电子偏移。
2.氧化数1970年国际纯粹和应用化学联合会(IUPAC)定义，元素的氧化数是元素的一个原子的形式荷电数,这个荷电数可由假设把每个键中的电子指定给电负性较大的原子而求得。
氧化数可以是正数、负数、整数、分数、零。
3.氧化还原的概念一个氧化还原反应包含氧化和还原两个半反应(两个过程)。
氧化数升高的过程叫氧化，氧化数降低的过程叫还原。
氧化数升高的物质被氧化，氧化数降低的物质被还原。
氧化数升高的物质叫还原剂，氧化数降低的物质叫氧化剂。
在一个氧化还原反应中，氧化和还原两个过程总是同时发生，4.氧化还原电对同种元素的不同氧化数的两种物质均可构成一个氧化还原电对，简称电对。
电对的写法：高氧化数(态)物质在前，低氧化数(态)物质在后，中间划一左斜线。
如：Cu2+/Cu,Cr2O72-/Cr3+,Fe3+/Fe2+,Fe2+/Fe。
高氧化数(态)物质叫氧化型物质，低氧化数(态)物质叫还原型物质。
5.氧化还原反应方程式的配平用氧化数法和离子电子法配平氧化还原反应方程式。
6.原电池一种把化学能转变成电能的装置。
7.原电池符号用原电池符号表示原电池。
原电池符号写法的一些规定： 1.负极写在左边，并注明(－)；正极写在右边，并注明(+);盐桥在中间，用“||”表示；用“|”表示相与相之间的界面。
无机化学 氧化还原反应
E 与反应计量系数无关，无加和性 与反应式的书写方向无关
Fe3+ + e-＝Fe2+ E = 0.771 V 2Fe3++ 2e-＝2Fe2+ E = 0.771 V， 而非0.771×2 Fe2+ - e- ＝Fe3+ E = 0.771V， Fe2+ ＝Fe3+ ＋ e- 而非 - 0.771 V
第六章 氧化还原
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第一节 氧化还原反应 第二节 电池的电动势和电极电势 第三节 氧化还原平衡 第四节 影响电极电势的因素 第五节 元素电势图
电负性：元素的原子在分子中吸引电子能力的相对大小
元素电负性的周期性变化与金属性、非金属性的一致
金属－金属离子电极
金属－金属难溶盐－阴离子电极
氧化还原电极
气体－离子电极
三、常用电极类型氧Leabharlann 还原电对： Ag+ / Ag
电极组成式： Ag+(c) | Ag(s)
电极反应：
由金属板插入到该金属的盐溶液中构成
01
03
02
04
例：银电极
1.金属－金属离子电极
将金属表面涂渍上其金属难溶盐的固体，然后浸入到与该电解质具有相同阴离子的溶液中构成的电极
(1) 两个半电池反应分别为： 正极 MnO4-+ 8H+ + 5e-＝Mn2+ + 4H2O 负极 H2O2＝2H+ + O2 + 2e- (2)电极组成为： 正极 MnO4- (c1), Mn2+ (c2), H+ (c3) | Pt (s) 负极 H+ (c4), H2O2 (c5) | O2 (p) | Pt (s) (3)电池组成式为： (-) Pt |O2 (p) | H2O2 (c5), H+ (c4)‖MnO4- (c1), Mn2+(c2), H+(c3) | Pt (+)
理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质
氧化还原反应一、教学目的1、理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。
2、加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。
3、学会装配原电池。
二、实验题要氧化还原过程也就是电子的转移过程。
氧化剂在反应中得到了电子，还原剂失去了电子。
这种得、失电子能力的大小或者说氧化、还原能力的强弱，可用它们的氧化态—还原态（例如Fe3+-Fe2+，I2-I-，Cu2+-Cu）所组成的电对的电极电势的相对高低来衡量。
一个电对的电极电势（以还原电势为准）代数值愈大，其氧化态的氧化能力愈强，其还原态的还原能力愈弱。
反之亦然。
所以根据其电极电势（φ）的大小（可从附录中查得），便可判断一个氧化还原反应的进行方向。
根据热力学原理△r G mӨ<0，反应自发进行，对于氧化还原反应：△r G mӨ＝－n FEӨ可见，若φӨ + >φӨ -，反应正向进行；φӨ +＝φӨ -反应处于平衡状态；φӨ +<φӨ-反应逆向进行。
如果两电对的标准电极电位相差不太大，则应考虑浓度对电极电位的影响。
非标准状态下的电极电势可以用能斯特方程求出。
φ=φӨ + ·lg{[氧化态]/[还原态]}改变物质的浓度会引起电极电势的变化，有时甚至可以改变反应的方向。
影响氧化还原反应的主要因素有：电极电势、介质酸度、反应物浓度等。
三、实验用品仪器：低压电源、盐桥、伏特计药品：0.5 mol·L-1 Pb(NO3)2、(0.5、1 mol·L-1 )CuSO4、0.5 mol·L-1 ZnSO4、0.1 mol·L-1 KI、0.1 mol·L-1 FeCl3、0.1 mol.L-1 KBr、0.1 mol·L-1 FeSO4、(1、3 mol·L-1)H2SO4、6 mol·L-1 HAc、(2 mol·L-1、浓)HNO3、(0.01、0.1 mol·L-1 )KMnO4、6 mol·L-1 NaOH、0.1 mol·L-1 K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒）四、实验内容㈠电极电势与氧化还原反应1、取1支试管，加入0．5cm3 0．1mol·dm-3KI和2滴0.1mol·dm-3FeCl3摇匀后陇南师专生化系·无机化学实验加入CCl4，观察CCl4层颜色有何变化。
电极电势在氧化还原反应中的应用
l g1/ [ H+] 20 ≥ 0
得 [ H+] =[ HCl ] =1 . 4 mol ·L故 中 等浓 度 HC l ( 6 mo l ·L - ) 即 可与 K2Cr 2O7 完全 反应 。 对 反 应 Mn O2+ 2 Cl - + 4 H+ = Mn 2+ + Cl + 2 H2O
j =j q-
池 的电 动 势 E q 越大 , 电 池 反应 的 倾 向和 完 全 程度 越 大。 设 氧化 一 还原 反 应 的通 式 为:
a O +bRed =a′Red R +b′O
(1)
x1
2
21
x2
若 把( 1 ) 式 达平 衡时 生成 物浓 度分 别是
反 应 物浓 度 的 1 0 0 倍 认 为 是 完全 反 应 , 则
下面是几种常用黏度的机油的使用温度范围见表发动机清洁要求这里指的所谓清洁是发动机外表面清洁用燃油和机油的储存运输加注和更换的清洁进气清洁维修保养时的清洁等预防性的清洁工作它对沙漠浮土地区施工的车辆推土机等特种设备尤为重要
工业技术
科技资讯 2008 NO. 25
S CI ENCE & TECHNOLOGY I NFORMATI ON
逆反应。
据 E q 可 判 断氧 化 一 还 原反 应 的 倾 向和
完全 程度 。如 实验 室制 取 Cl 可分 别用 盐酸 2
ห้องสมุดไป่ตู้
和 Mn O 、 K Cr O 、KMn O 等 反应 , 但据 E q:
2
2
27
4
E q= j qMn O4 - / Mn 2+- j qCl / Cl - = 1 . 5 1 2
化学氧化还原反应的电位差与标准电极电势
化学氧化还原反应的电位差与标准电极电势化学氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，常常涉及电子的转移与传递。
在反应过程中，电位差起着至关重要的作用，而标准电极电势则是评价电位差大小的基准。
本文将从电位差与标准电极电势的定义、计算与应用等方面进行探讨。
一、电位差与标准电极电势的定义电位差，简称电势差，是指两个电极之间电势的差值。
在化学氧化还原反应中，电位差代表了反应的驱动力大小。
具体而言，电位差正值表明反应可进行，即有利于产生氧化反应；电位差负值则表明反应不可进行，即有利于产生还原反应。
标准电极电势是指在标准状态下，与标准氢电极之间的电势差。
标准氢电极被规定为电极电势为0V。
其他电极的标准电势则通过相对于标准氢电极的测量得到。
标准电极电势的正负值表明了相应电极与标准氢电极之间的电位关系。
二、电位差与标准电极电势的计算电位差的计算需要确定两个参与反应的电极的电势差。
电位差的计算公式如下所示：电位差 = 电极1的电势 - 电极2的电势其中，电极1和电极2分别代表反应中的两个电极。
标准电极电势的计算需要考虑以下几个因素：1. 标准状态下，电极溶液中气体的分压；2. 溶液中各物质活性的影响。
计算标准电极电势的方法有多种，最常用的方法是根据能量差计算。
具体方法通常基于测量相对于标准氢电极的电势差，以及与已知标准电极电势之间的差值。
三、电位差与标准电极电势的应用电位差与标准电极电势在化学领域有着广泛的应用。
以下是几个具体的应用示例：1. 氧化还原反应倾向性的预测：通过比较不同物质参与的电极电势，可以预测某个物质的氧化还原性质。
电极电势高的物质表明具有较强的氧化性，电极电势低的物质则具有较强的还原性。
2. 电子传递机制的研究：通过测定反应的电位差，可以了解电子在反应中的传递机制。
电位差越大，电子传递过程中的能量损失越小，说明反应过程中电子传递效率较高。
3. 电化学储能技术的开发：电位差与电流密度之间存在一定的关系，利用反应中产生的电位差可以实现电荷的存储与释放，从而促进电化学储能技术的发展。
无机化学第六章氧化还原总结
298.15K,忽略 离子强度时
0.0592 n
lg
Ox Red
n 为电极反应中转移的电子数； 式中： [Ox ]为电极反应中氧化型一侧各物质浓度幂的乘积
注意
[Red]为电极反应中还原型一侧各物质浓度幂的乘积
1）纯液体、固体不出现在方程式中。气体用分压(p/p) 表示；（p以kPa为单位， p＝100kPa)
已知 (Cl2 / Cl-) = 1.36 V, 当[ Cl- ] = 10 mol·L-1 , p(Cl2) = 1.0 kPa 时， (Cl2 / Cl-) 的值是 ( 1.24V )
I2 + 2e- 2I-
(I2/ I )
(I2/ I )
0.0592 1 2 lg [ I ]2
0.535
利用 ´计算 的 Nernst 方程：
/ 0.0592 lg cOx
n
cRe d
2、氧化还原滴定曲线计算(电极电势)
（1）计量点前——根据被滴定电对计算
（2）化学计量点sp
SP
n11 '
n1
n22 '
n2
适用于对称电对——电极反应中 氧化型、还原型前的系数相同。
（3）计量点后——根据滴定剂电对计算
AgI /Ag :
AgI + e- Ag + I- ；
Cl2/Cl- :
Cl2 + 2e- 2Cl-
（-）Ag ︱ AgI (s) | I- (c1) ‖Cl- (c2)︱Cl2 (P ) ，Pt (+)
：写出反应 I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62- 所对应的原电池符号： 解：根据反应式可知：
氧化还原反应的电极电势备课教案
氧化还原反应的电极电势备课教案一、引言氧化还原反应是无机化学中的基本概念之一，也是化学实验中常见的实验现象。
了解氧化还原反应的电极电势对于掌握其基本原理和应用具有重要意义。
本教案旨在帮助学生理解氧化还原反应的电极电势，探究其影响因素，并通过实验演示和分析推理的方式加深学生对该概念的理解。
二、教学目标1. 了解氧化还原反应的电极电势的概念和意义；2. 掌握计算氧化还原反应的标准电极电势的方法；3. 理解影响氧化还原反应电极电势的因素；4. 进行实验演示，观察和分析实验现象，推理电极电势的变化；5. 发展科学实验设计和数据分析的能力。
三、教学内容1. 氧化还原反应的电极电势概述- 定义氧化还原反应的电极电势；- 引入标准电极电势的概念；- 解释标准电极电势的意义；- 介绍以标准氢电极为基准的电势表。
2. 计算标准电极电势的方法- 了解标准氢电极和其他电极之间的电势差；- 讲解标准电极电势的计算方法；- 指导学生利用电势表计算标准电极电势；- 引导学生通过计算和比较，理解标准电极电势的大小和有关规律。
3. 影响氧化还原反应电极电势的因素- 介绍影响电极电势的因素：浓度、温度、压强等；- 解释该因素对电极电势的影响机理；- 指导学生设计实验，验证不同因素对电极电势的影响；- 帮助学生观察实验现象，总结实验结果，进行推理和分析。
四、教学方法与学时安排1. 教学方法- 示范法：通过示范计算标准电极电势的方法；- 探究法：引导学生通过实验演示探究电极电势的影响因素；- 讨论法：组织学生进行小组讨论，分享实验结果和推理；- 实践法：鼓励学生亲自设计实验，培养科学实验思维和动手能力。
2. 学时安排- 第一课时：引言 + 氧化还原反应的电极电势概述- 第二课时：计算标准电极电势的方法- 第三课时：影响氧化还原反应电极电势的因素- 第四课时：实验演示 + 总结讨论五、教学评价与作业布置1. 教学评价- 学生实验设计和实验数据记录；- 学生参与课堂讨论和分享的表现；- 学生对标准电极电势计算方法的掌握程度；- 学生对氧化还原反应电极电势概念的理解程度。
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解:
+2
2Fe
2+
(C1)
+Cl2 (100kPa)
0
→2Fe
+3 3+
(C2)
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
+ 2Cl (C3)
-1
-
氧化反应:Fe2+(C1) - e- → Fe3+(C2) 还原反应:Cl2 (100kPa) + 2e- → 2Cl- (C3)
负极
正极
(-)Pt | Fe3+(C2), Fe2+(C1) ||Cl-(C3) |Cl2(P), Pt(+)
Cu2+ + 2e- → Cu Zn - 2e- → Zn 2+
Ox + ne = Red 共轭关系 HB H+ + B共轭酸碱对
Red - ne = Ox
一个氧化还原反应就是两对氧化还原电对物质之 间的电子转移反应 ne a Ox1 + b Red2 → c Red1 + d Ox2 包含氧化剂的电对称为氧化剂电对； 包含还原剂的电对称为还原剂电对。
氧化数降低的过程称为还原
氧化数升高的物质为还原剂
H2 + Cl2 →
0
0
氧化数升高
+1
氧化数降低
2HCl-1
Cl2 H2
氧化数降低
发生还原反应
氧化剂 氧化数升高 还原剂
发生氧化反应
三、氧化还原电对
任何一氧化还原反应都是由两个半反应组成的，一个 是氧化剂被还原的半反应，另一个是还原剂被氧化的 半反应。 氧化数
总的电池反应：
2e 2+ Cu + Zn
Cu + Zn
2+
盐桥的作用是构成原电池的通路和维持溶液的电中性。
+
-
原电池：利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置. 理论上讲,任何一个氧化还原反应，只要是自发进行的，都可以计 计成原电池. 原电池由两个半电池组成。半电池又称电极，每一个电极都是由 电极导体和构成一对氧化还原电对的溶液组成。 分别在两个半电池中发生的氧化反应或还原反应，称为半电池反 应或电极反应。原电池的两极所发生的总的氧化还原反应称为电 池反应。
(4) 如果电极中没有电极导体，必须外加一惰性电极导体， 惰性电极导体通常是不活泼的金属（如铂）或石墨。
如Cu-Zn原电池
(-)
Zn| Zn2+(C1)
|| Cu2+(C2) |Cu
(+)
将反应:2Fe2+(C1) +Cl2 (100kPa) →2Fe3+(C2) + 2Cl-(C3)设 计成原电池,并写出电池符号.
四、电极电势的产生
在Cu-Zn原电池中
电子 Zn片 电势低 Cu片 电势高
两个电极的电势差是如何形成的呢？
M(s) -ne
溶解
Mn+(aq)
沉积
金属的本性 与温度有关
溶解的 倾向
金属的本性
沉积的 倾向 金属离子的浓度 与温度有关
溶解 >沉积
带负电荷 带正电荷
为负 为正
沉积 >溶解
双电层 双电层间的电势 差，称为电极电 势，（用“”表 示，单位“V”） 的大小是由溶解与沉积两种倾向 的相对大小所决定的。
Ox电对
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
Red电对
第二节
原
电
池
一、原电池的组成
2e 2+ Cu + Zn Cu + Zn
2+
是一个自发反应
1、Zn片溶解
2、Cu片上有新的单质Cu沉积
2+
3、导线中有电流产生，电子从Zn流向Cu。 锌片发生氧化反应. Zn - 2e- → Zn
2+
铜片发生还原反应. Cu + 2e- → Cu
+2eCu2+ + Zn → Cu + Zn2+ -2e失去电子
Zn
被氧化
发生氧化反应
得到电子
还原剂
氧化产物
产物Zn
2+
Cu
2+
被还原
发生还原反应
氧化剂
还原产物
产物Cu
H2 + Cl2 → 2HCl
电子偏移
氧化数的变化
二、氧化数
氧化数是某元素一个原子的荷电数
离子型化合物
共价型化合物
等于该元素一个离子所带的 真实电荷数，例如：NaCl中 Na的氧化数为+1；Cl的氧化 数为-1。
氧化数是某元素一个原子所带的电荷数（真实或形式） 氧化数发生变化是由于发生电子的转移或偏移
氧化数升高 氧化数降低
是因为 是因为
失去电子 得到电子
或言电子偏离 或言电子偏向
凡反应前后元素氧化数发生变化的反应为氧化还原反应。 凡反应前后元素氧化数没有发生变化的反应为非氧化还 原反应。 氧化数升高的过程称为氧化 氧化数降低的物质为氧化剂
金属越活泼
金属越不活泼
0 +2 2+ Cu + Zn → Cu + Zn2+ 0 氧化数 +2 Cu
2+
氧化数降低 降低
升高
还原半反应
氧化数升高
Cu2+ + 2e- → Cu Zn - 2e- → Zn 2+
Zn
氧化半反应
半反应中两边的物质构成一对氧化还原电对Ox/Red
氧化数高的物质称为氧化型物质，用Ox表示； 氧化数低的物质称为还原型物质，用Red表示。
无机化学
氧化还原与电极电势
氧化还原与电极电势
第一节 氧化还原反应的基本概念 第二节 原电池
第三节 电极电势
第四节 电极电势的应用
第五节 元素标准电极电势图和电势-PH图
7.1 氧化还原反应的基本概念
一、氧化还原反应 得氧 失氧 本质
氧化
还原 电子的得失
失氢 得氢
凡是反应前后有电子得失的反应 失去电子的过程称为氧化（oxidation) 得到电子的过程称为还原（reduction)
在原电池中，流出电子的电极称为负极，负极发生氧化 反应；流入电子的电极称为正极，正极发生还原反应。
发生氧化反应. 2+ Zn - 2e- → Zn 发生还原反应. Cu2+ + 2e- → Cu
负极
正极
二、原电池的表示方法
为简便起见，原电池装置常用原电池符号表示。书写原 电池符号的规则如下：
(1) 在半电池中用“ | ”表示电极导体与电解质溶液之间的界面 (2) 原电池的负极写在左侧,正极写在右侧，并用“＋”、 “－”标明正、负极, 把正极与负极用盐桥连接，盐桥用 “||”表示, 盐桥两侧是两个电极的电解质溶液。若溶液中 存在几种离子时,离子间用逗号隔开。 (3) 溶液要注明浓度，气体要注明分压力
等于该元素一个原子所 带的形式电荷数，例如： HCl中H的氧化数为+1； Cl的氧化数为-1。
例题:求NH4+中N的氧化数. 例题:求Fe3O4中Fe的氧化数. 解: H的氧化数为+1， 设N的氧化数为x x + (+1)×4 = +1 解得: x = -3
解:
O的氧化数为-2， 设Fe的氧化数为x， 3x + (-2)×4 = 0 解得: x = 8/3