第四章 氧化还原反应
无机化学---第四章 氧化还原反应
（2）反应前后各元素的原子
总数相等
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
MnO4 + SO32 +H+ → Mn2+ + SO42
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+ SO32 → SO42
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等
MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
10HClO3+3P +18 H2O → 10HCl+12H3PO4
例
(1)写出未配平的反应方程式
PbO2+MnBr2+HNO3 →Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (2)找出元素原子氧化数降低值与元素
原子氧化数升高值
(+7)-(+2)=(+5) 0-(-1)=(+1)
+4 +2 -1
(-2)×7=14
(4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目
7PbO2+2MnBr2+14HNO3 →
7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O
氧化数法* 优点
简单、快捷
水溶液 适用于
氧化还原反应
非水体系
4-1-2 离子-电子法
原则
（1）反应过程中氧化剂得到
的电子数等于还原剂失
去的电子数
2. 配平方法 配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 (2) 总数等于元素原子氧化 (3) 数降低的总数
高中化学：《高中化学》必修二第四章《氧化还原反应》
高中化学：《高中化学》必修二第四章《氧化还原反应》氧化还原反应作为化学中的重要反应之一，具有广泛的应用领域。
在《高中化学》必修二第四章《氧化还原反应》中，学生将通过实验和探究，深入理解氧化和还原的概念，认识氧化还原反应的特征和意义，掌握常见氧化还原反应的平衡方程式以及电子转移过程中的电子数变化等内容，提高科学思维和实验技能。
本章相关知识点：1、氧化和还原的概念、化学符号表示和电子转移过程中的电子数变化。
2、氧化还原反应的特征和意义。
3、氧化剂和还原剂的概念及其判断方法。
4、常见氧化还原反应的平衡方程式和化学实验的探究，提高实验技能和科学思维。
下面是本章的练习题：一、选择题：1、将Na转变成Na+，则它的氧化数由（）变成（）。
A、0，+1B、0，−1C、+1，02、用Cu2+溶液处理Zn的表面，此时Zn的（）。
A、氧化数增加B、氧化数不变C、氧化数减小3、SO2气体遇到KMnO4溶液，能使KMnO4氧化为（）。
A、MnO2B、MnO4−C、Mn2+4、下列物质不可以作为还原剂的是（）。
A、ZnB、CuC、Al2O35、设化学反应：Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O，那么Fe2O3的氧化数是（）。
A、+2B、+3C、+6二、填空题：1、Zn与Cu2+溶液反应时，Zn被氧化，Cu2+离子被（）。
2、NO在HNO3中发生氧化反应，NO的氧化数从（）变为（）。
三、解答题：1、请给出下列反应的电子转移方程式和氧化还原反应类型：a）Cu + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + H2Ob）Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + SO2↑ + S↓ + H2O2、在化学实验中，如何判断一种物质是还原剂或氧化剂？参考答案：一、选择题：1、B2、A3、B4、C5、B二、填空题：1、还原2、+2，+3三、解答题：1、a）Cu → Cu2+ + 2e−HNO3 + 3e− → NO2↑ + 2H2O氧化还原反应类型：还原反应b）Na2S2O3 → 2Na+ + S2O32−2H+ + 2e− → H2↑氧化还原反应类型：还原反应2、根据化学实验的结果，能够判断一种物质是还原剂或氧化剂。
第四章氧化还原反应和电化学概要
MnO
4
SO32
Mn2
SO42
（酸性介质）
（1）氧化：
SO
2 3
SO42
还原：MnO4 Mn2 （2）配平原则：
酸性介质中：多氧的一边加H＋，少氧的一边加H2O ； 碱性介质中：多氧的一边加H2O，少氧的一边加OH－ ； 中性介质中：左边加H2O，右边根据需要加H＋或OH－。
SO
3
H 2O
Cu2 | Cu
电对符号
电极符号
30 构成电极的物质，有时须注明状态。如气体分压
液体浓度等。
两个半电池中进行的反应称为半电池反应或者电极反应。
根据正负极的规定，我们可以知道：负极进行的是氧化 反应(失去电子）；正极进行的是还原反应（得到电子)。
对于Cu－Zn原电池来说，它的电极反应为：
负极：Zn = Zn2+ + 2e－ 正极：Cu2＋ + 2e－＝Cu
氧化： CrO2 CrO42 CrO2 4OH CrO42 2H2O 3e
还原： H2O2 2e 2OH 整理： 2CrO2 3H2O2 2OH 2CrO42 4H2O
§4.2 原电池与电极电势
（Primary cell and electrode potential）
3) 2I I2 2e
2) MnO4 2H2O 3e MnO2 4OH
——————————————————————————
2MnO4 6I 4H2O 2MnO2 3I2 8OH ★ 特例：H2O2
酸性介质中 氧化：H2O2 O2 2H 2e（作还原剂）
还原：H2O2 2H 2e 2H2O（作氧化剂）
Fe2 Fe3 e
Fe 3 Fe 2
第四章氧化还原反应
电极的类型：
(1)金属-金属离子电极 金属置于含有同一金属离子的盐溶液中构成 电极符号：Zn(s)│Zn2+ “│”表示两相界面
解： 正 极 Cl2 (g) + 2e 2Cl (aq) 负 极 Fe2+ (aq) e Fe3+ (aq)
() Pt Fe2+ 1.0mol L1 , Fe3+ 0.1mol L1 ‖ Cl 2.0mol L1 Cl2101325Pa (Pt) (+)
E = +
Eθ = +θ θ
标准电极电势的测定
将待测电极与标准氢电极组成电池，测其电动势
()(Pt ) H2(pθ ) H +(1.0mol dm 3 ) Cu2+(1.0mol dm 3 ) Cu +
Cu2+ (1.0moldm3) + H2 (100kPa) = Cu(s)+ 2H+ (1.0moldm3)
③ ①×2+② ×3得
2MnO
4
+
3SO32 +
H2O
=
2MnO2
+
3SO
2 4
+
2OH-
例4：配平
Cl 2 (g) + NaOH(aq) Δ NaCl(aq) + NaClO(aq)
无机化学课件：第四章(应化专业)
电池反应
Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
氧化还原电对：
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物质
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型物质，还原型物质 如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+
(-)Pt, Cl2(p) Cl-(c) Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) Pt(+)
原电池的表示方法课堂练习
2H2 + O2 → 2H2O
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
而伽伐尼的朋友伏打则认为 他可以用任意两个金属和一 种潮湿的物质（食盐水）重 复上述现象，用伏打自己的 话来说：金属是真正的电流 激发者，而神经是被动的。 从而发明了伏打堆。 这一发现引起了极大地震动， 因为这是第一个可以产生持 续电流的装置。
公元1799年，伏打发明伏打電池。
一种利用两种不同的金属夹着盐水湿过的纸张、布片 的多种构造。相当于数个电池串联，故又称为伏打电 堆。
= 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
3. 标准电极电势的意义
待测电极处于标准态时
物质皆为纯净物 有关物质的浓度为1mol·L-1 涉及到的气体分压为100kPa 此时测得的电极电势即为标准电极电势
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-
OK 第四章 氧化还原反应(电势符号与食品课本对应)
例：
HClO3 + P4 HCl + H3PO4
Cl5+ Cl– 氧化态降低 6 P4 4PO43– 氧化态升高20
10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4
10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4
E H
H2
0
标准氢电极
E Zn2 /Zn
0.76V
锌电极
(-)(Pt) H2( 105Pa)H+(1mol·dm-3)Cu2+ (1mol·dm-3)Cu (+)
总反应：
H2 + 2Fe3+ = 2H+ + 2Fe2+
(－) Pt H2(p)H+(c1) Fe3+(c2) ，Fe2+ (c3) Pt(+)
例：将Fe2+(aq)+Ag+(aq) Fe3+(aq)+Ag组 成原电池，用电池图解式表示。
解：电对 氧化反应 还原反应
Fe3+/Fe2+ Ag+/Ag
Zn(s)+CuSO4(aq)
ZnSO4(aq)+Cu(s)
ΔrGm = -212.55kJ·mol-1 < 0
反应可自发进行。
-ΔrGm = Wmax , 可以对外做最大有用功
现把上述反应设计成一种装置，使 ΔrGm 的减少转变为电能。
装置1: 将Zn片直接插入CuSO4溶液中 现象：Zn片溶解，Cu析出。
氧化还原反应与电化学
• 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
第四章 氧化还原反应与电化学
• 其中：氧化还原电对为：
• MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O 还原反应 • SO32- + H2O = SO42- + 2H+ + 2e- 氧化反应 • 每一个半反应均表示某一元素的两种氧化数物质之 间的转化。常将氧化数高的物质称为氧化态（或氧 化型），将氧化数低的物质称为还原态（或还原 型）。
第四章 氧化还原反应与电化学
确定元素原子氧化数的一般规则：
• 1） 单质的氧化数为零。如在O2分子中， O的氧化数为0。
• 2） 由于化合物整体是中性分子，因此在 化合物中各元素氧化数的代数和等于零。 而在多原子离子中各元素原子氧化数的代 数和等于离子所带的电荷数。如在AlCl3分 子中，Al的氧化数为+3，Cl的氧化数为-1； 在SO42-离子中，S的氧化数为+6，O的氧 化数为-2。
第四章 氧化还原反应与电化学
• 同一元素的氧化态物质和还原态物质组成氧化还 原电对，简称“电对”，表示方法如下：
• Zn2+ / Zn
Cu2+ / Cu
• [氧化态] [还原态] [氧化态] [还原态]
• 氧化态与还原态之间的关系为：
• [氧化态] + ne- = [还原态]
• 由于氧化还原反应是由氧化半反应和还原半反应 组成，因此，一个氧化还原反应至少有两个电对。 例如：
• 3． 氧化剂、还原剂与被氧化、被还原
• 在氧化还原反应中，常将发生还原的反应物 称为氧化剂，氧化剂具有使另一种物质氧化 的能力；发生氧化的反应物称为还原剂，还 原剂具有使另一种物质还原的能力。
化学初中教材第四章氧化还原反应与电化学
化学初中教材第四章氧化还原反应与电化学氧化还原反应与电化学是化学领域中的重要概念，也是初中化学课程中的一部分。
本文将从氧化还原反应和电化学两个方面来探讨这一章节的内容。
一、氧化还原反应氧化还原反应是化学中常见的一类反应，也是化学反应的基本类型之一。
在氧化还原反应中，物质的原子氧化数发生改变，称为氧化反应；同时，其他物质的原子受到电子的损失，称为还原反应。
例如，将铁丝放在氯水中，可以观察到铁丝逐渐变为红色的铁离子，而氯水则变为无色。
这是因为在该反应中，铁原子失去了电子，发生了氧化反应，而氯元素接受了铁原子失去的电子，发生了还原反应。
氧化还原反应具有以下的特征：1. 氧化反应和还原反应是同时进行的，无法单独发生。
2. 氧化剂是能够引起其他物质氧化的物质，而还原剂是能够引起其他物质还原的物质。
3. 氧化剂和还原剂经历了氧化还原反应后，自身也发生了相应的变化。
二、电化学电化学是研究电与化学之间相互转化关系的学科。
它包括两个主要方面：电化学反应和电解。
在电化学反应中，化学物质与电能之间进行了相互转化。
一种常见的电化学反应是电池的工作原理。
比如，将锌板和铜板浸泡在含有酸的溶液中，通过导线连接锌板和铜板，就可以观察到电流的产生。
这是因为锌会逐渐溶解，释放出电子，发生氧化反应；而铜则接受了电子，发生还原反应。
电解是通过外加电压将化学物质分解为离子的过程。
在电解中，电流通过电解质溶液或熔融的电解质中，正负两极的离子分别向阳极和阴极移动，发生氧化和还原反应。
电解在实际生活中具有广泛的应用，如电镀、电解水等。
三、实验探究除了理论的探讨，对氧化还原反应和电化学的实验探究也是学习这个章节的关键。
通过实验，我们可以更加直观地理解和掌握氧化还原反应和电化学的原理和应用。
例如，可以进行金属与酸的反应实验。
将不同的金属与酸反应，观察反应产物的变化，可以判断金属的活泼性，进一步了解氧化还原反应的特性。
同时，也可以进行电化学实验，如制作简单的电池和进行电解实验，加深对电化学的认识。
氧化还原反应教案优秀5篇
氧化还原反应教案优秀5篇《氧化还原反应》教学设计篇一一、教材分析氧化还原反应是穿插在高一化学第四章囟素中进行学习的，这节内容的学习，在中学化学中占有很重要的地位，因为中学化学学习过程中有很多与氧化还原反应密切相关的反应、理论及应用。
如：金属的冶炼与防护，化学电池等。
只有掌握了氧化还原反应的基本概念、直观地理解反应的本质，才能更好地学习更多的相关知识，形成知识系统的良性循环，所以本节内容在中学化学中既是重点，又是难点。
二、教学内容分析1、本节教材包括两节内容：氧化还原反应的概念和氧化还原的本质，其中的氧化反应、还原反应，氧化剂、还原剂，被氧化、被还原、氧化产物、还原产物等几种概念极容易混淆。
如按教材的授课顺序，不能最好地突出重点和难点，解决本节课的主要问题，所以本人在授课过程中，以教材为基础，重组了新的知识网络：通过从三个角度分析教材，从而掌握四组概念，理解氧化还原反应本质。
三个角度：得氧失氧的角度、化合价升降的角度、得失电子的角度。
体现了在二期课改过程中，教师的课程观要发生相应的改变。
从传统的“教教材”向“用教材教”转变。
2、化学反应的本质是反应物分子通过断裂旧的化学键形成原子或原子团，原子或原子团再重新组合形成新的化学键，从而形成新生成物分子的过程。
这是一个微观世界的反应行为，人的肉眼是看不到了，反应速度也是极快的，为了让微观的世界行为以宏观的形式反应出来，使学生更形象，更直观，更生动地理解反应过程，体现信息技术与学科的有效整合，结合多媒体教学，体现多媒体教学的功能，帮助学生更好地掌握本节内容。
3、氧化还原理论，是进行辩证唯物主义教育的好题材，氧化和还原是一对典型矛盾，既是相反的又是相互依存的，通过认真引导使学生逐步理解对系统规律在自然现象中的体现，又会帮助学生用正确的观点和方法学习化学知识。
三、学情分析结合我校学生知识基础较薄弱、解决问题能力较差的弱势，适当地创设问题情境，问题的提出，不仅要激发学生的学习兴趣，产生求知的欲望，启发学生的思维，同时也要注意让学生“跳一跳够得着”，不能对所要回答的问题失去信心。
氧化还原反应与电化学
第四章 氧化还原反应与电化学习题【 选择题 】1、标准状态下，反应Cr 2O 72-+6Fe 2++14H +=2Cr 3++6Fe 3++7H 2O 正向进行，则最强的氧化剂及还原剂分别为：A 、Fe 3+、Cr 3+B 、Cr 2O 72-、Fe 2+C 、Fe 3+、Fe 2+D 、Cr 2O 72-、Cr3+2、下列电对的ϕ值不受介质pH 值影响的为：A 、MnO 2/Mn 2+B 、H 2O 2/H 2OC 、S/H 2SD 、Br 2/Br -3、已知Θϕ(A/B)＞Θϕ(C/D)在标准状态下自发进行的反应为： A 、A+B→C+D B 、A+D→B+C C 、B+C→A+D D 、B+D→A+C4、根据Θϕ(Ag +/Ag ）=0.7996V ，Θϕ(Cu 2+/Cu ）=0.3419V ，在标准态下，能还原Ag +但不能还原Cu 2+的还原剂，与其对应氧化态组成电极的Θϕ值所在范围为： A 、Θϕ ＞0.7996V ，Θϕ<0.3419V B 、Θϕ ＞0.7996VC 、Θϕ ＜0.3419VD 、0.7996V ＞Θϕ＞0.3419V5、将反应Zn+2Ag +=2Ag+Zn 2+组成原电池，在标态下，该电池的电动势为：A 、Θε=2Θϕ(Ag +/Ag)-Θϕ(Zn 2+/Zn)B 、Θε=[Θϕ(Ag +/Ag)]2-Θϕ(Zn 2+/Zn) C 、Θε=Θϕ(Ag +/Ag ）-Θϕ(Zn 2+/Zn ） D 、Θε=Θϕ(Zn 2+/Zn ）-Θϕ(Ag +/Ag ） 6、下列物质中，硫具有最高氧化数的是：A 、S 2－B 、S 2O 32-C 、SCl 4D 、H 2SO 47、已知Θϕ（Cl 2/Cl －）= +1.36V ，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是：A 、Cl 2+2e= 2Cl －B 、2Cl －－2e=Cl 2C 、1/2Cl 2+e = Cl －D 、都是8、下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是A 、K 2Cr 2O 7B 、PbO 2C 、O 2D 、FeCl 39、下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是：A 、Sn 4+ + 2e- = Sn 2+B 、Cl 2 + 2e- = 2ClC 、Fe - 2e- = Fe 2+D 、2H + + 2e- = H 210、已知Θϕ（Fe 3+/ Fe 2+）= +0.77V ,Θϕ（Cl 2/Cl -）= +1.36V , 正确的原电池符号是： A 、Fe 2+ | Fe 3+ || Cl － | Cl 2 | PtB 、Pt | Fe 2+ , Fe 3+ || Cl －| Cl 2C 、Pt | Fe 2+ , Fe 3+ || Cl － | PtD 、Pt | Fe 2+ , Fe 3+ || Cl 2 |Cl － | Pt11、为防止配制的SnCl 2 溶液中Sn 2+ 被完全氧化，最好的方法是： （ ）A 、加入Sn 粒B 、加Fe 屑C 、通入H 2D 、均可12、Θϕ(Ag +/Ag ）=0.7996V ，Θϕ(Cu 2+/Cu ）=0.3419V ，借助盐桥把0.1mol·dm -3AgNO 3 溶液中的 Ag 丝与含有Cu 丝的0.5mol·dm -3 的Cu(NO 3)2 溶液相连组成电池，其电动势为：A 、0.42VB 、0.41VC 、0.47VD 、0.48V13、Θϕ(Zn 2+/Zn ）＝－0.7618V ，Θϕ（Ni 2+/Ni ）＝－0.2570V ，以反应Zn(s) + Ni 2+ → Zn 2++ Ni (s) 为基础构成电化学电池，若测的电池的电动势为0.54 V ，且Ni 2+的浓度为1.0 mol·dm -3，则Zn 2+的浓度为多少？A 、0.02B 、0.06C 、0.08D 、0.1014、Θϕ(Zn 2+/Zn)＝－0.7618V ，反应Zn (s) + 2H + → Zn 2++ H 2 (g)的平衡常数是A 、2×10-33B 、1×10-13C 、1×10-12D 、6×102515、铜锌原电池中，向锌电极中通入H 2S 气体，其电动势将A 、增大B 、减小C 、不变D 、无法判定16、对于电池（－）（Pt ）Fe 2+，Fe 3+‖Cl -︱Cl 2（Pt ）（＋），若想增大电池的电动势，应当A 、增大[Fe 3+]，降低P Cl2B 、降低[Fe 2+]，增大[Cl ＿]C 、降低[Fe 2+]，降低P Cl2D 、降低[Fe 3+] ，增大P Cl217、对于电对Zn 2+/Zn ，增大Zn 2+的浓度，其标准电极电势A 、增大B 、减小C 、不变D 、无法判定18、以电对MnO 4－/Mn 2+和Fe 3+ /Fe 2+组成原电池，已知Θϕ（MnO 4－/Mn 2+）＞Θϕ（Fe 3+ /Fe 2+），则反应产物为A 、MnO 4－和Fe 2+B 、MnO 4－和Fe 3+C 、Mn 2+和Fe 3+D 、Mn 2+和Fe 2+19、电对MnO 4－/Mn 2+和Fe 3+ /Fe 2+组成原电池中，增大溶液酸度，原电池的电动势将A 、增大B 、减小C 、不变D 、无法判定20、已知电极反应Fe 3＋＋e = Fe 2＋的φ0为0.771伏，则电极反应2Fe 3＋＋2e = 2Fe 2＋的Θϕ为 A 、0.771V B 、0.385 V C 、1.542 V D 、0.593 V21、在碱性条件下，MnO 4－被还原的产物应当是A 、MnB 、Mn 2+C 、MnO 2D 、MnO 42－22、在反应4P + 3KOH + 3H 2O → 3KH 2PO 2 + PH 3中A 、磷仅被还原B 、磷仅被氧化C 、磷既未被还原，也未被氧化D 、磷被歧化23、K 2Cr 2O 7 + HCl → KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2O 在完全配平的反应方程式中Cl 2的系数是：A 、1B 、2C 、3D 、424、电解时，氧化反应发生在：A 、阳极B 、 阴极C 、阳极或阴极D 、阳极和阴极25、根据下列反应设计的原电池，不需要惰性电极的反应是：A 、H 2 + Cl 2 == 2HCl(aq)B 、Ce 4+ + Fe 2+ == Ce 3+ + Fe 3+C 、Zn + Ni 2+ == Zn 2+ + NiD 、2Hg 2+ + Sn 2+ +2Cl - == Hg 2Cl 2(s) + Sn 4+26、下列半反应的配平系数从左至右依次为A 、1,4,1,8,1,1B 、1,2,2,3,4,2C 、1,4,1,8,1,8D 、2,8,2,16,2,827、根据下列反应构成原电池，其电池符号为A 、B 、C 、D 、28、根据下列反应：判断电极电势最大的电对是A 、Fe 3+/Fe 2+B 、Cu 2+/CuC 、Mn 2+/MnO 4－D 、MnO 4－/ Mn 2+29、下列叙述中正确的是 A 、因为的 为－0.23V ，故 的 为－0.46VB 、含氧酸根的氧化能力通常随溶液的pH 值减小而增加C 、因为所以绝不能用MnO 2与盐酸作用制取Cl 2 D 、已知Zn 2+/Zn 和Cu 2+/Cu 的Θϕ各为-0.76V 和0.34V 。
无机化学第四章 氧化还原反应参考答案
第4章 氧化还原反应 习题参考答案1．解：S 的氧化数分别为-2、0、2、4、5、6。
2．解：（1）3Cu + 8HNO 3(稀) → 3Cu(NO 3)2+2 NO ↑ + 4H 2O（2）4Zn + 5H 2SO 4(浓) →4ZnSO 4 +H 2S ↑ + 4H 2O（3）KClO 3 + 6 FeSO 4 + 3H 2SO 4 → KCl +3 Fe 2 (SO 4)3 + 3H 2O（4）Cu 2S + 22HNO 3 → 6Cu (NO 3)2 + 3H 2SO 4 + 10NO↑ +8 H 2O3．解：（1） 12I - 2e → I 2--+) 1H 2O 2+ 2H + + 2e → 2H 2O -2I + H 2O 2+ 2H + → I 2+2H 2O -（2） 1Cr 2O + 14H + + 6e → 2Cr 3+ + 7H 2O 27--+) 3H 2S - 2e → S + 2H +-Cr 2O + 3H 2S + 8H + → 2Cr 3+ + 3S↓ + 7H 2O27-（3） 1ClO + 6H + + 6e → Cl - + 3H 2O 3--+) 6Fe 2+-e →Fe 3+-ClO + 6Fe 2++ 6H + → Cl - +6Fe 3+3H 2O3-（4）1/2Cl 2+ 2e →2Cl - -+) 1/2Cl 2 + 4OH - 2e →2ClO -+ 2H 2O --Cl 2 + 2OH →Cl -+ClO -+ H 2O -（5）1Zn + 4OH - 2e →[Zn (OH)4]2---+) 1ClO -+ H 2O +2e →Cl -+ 2OH --Zn + ClO -+2OH + H 2O→[Zn (OH)4]2- + Cl --（6）2MnO + e → MnO 4--24- +) 1SO + OH - 2e →SO + H 2O 23---24- 2MnO +SO + 2OH →2 MnO +SO + H 2O4-23--24-24-4．解：（1）（-）Pt ，I 2(s)∣I (c 1)‖Cl -(c 2)∣Cl 2(P ), Pt （+）- （2）（-）Pt ∣Fe 2+, Fe 3+ (c 3)‖MnO (c 3), Mn 2+(c 4)，H +(c 5)∣Pt （+）4-（3）（-）Zn ∣ZnSO 4 (c 1)‖CdSO 4 (c 2)∣Cd （+）5．解：由于E (F 2/HF)＞E (S 2O /SO 42-)＞E (H 2O 2/H 2O)＞E (MnO /Mn 2+)＞E (PbO 2/Pb 2+) 28- 4- ＞E (Cl 2/Cl -)＞E (Br 2/Br -)＞E (Ag +/Ag)＞E (Fe 3+/Fe 2+)＞E (I 2/I -) 故氧化能力顺序为F 2 ＞S 2O ＞ H 2O 2＞ MnO ＞PbO 2＞Cl 2 ＞Br 2 ＞ Ag +＞Fe 3+＞I 2。
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。
人卫版无机化学第四章无机化学氧化还原反应
Zn
Cu
ZnSO4 图: Cu
CuSO4 Zn 原电池
2、每个原电池都可分为两个对称部分，每个部分称为一个“半 电池”。 如: （Zn+ ZnSO4）——Zn半电池（即一个电极） （Cu+CuSO4）——Cu半电池
在每一个半电池中都含有同一元素不同氧化数的两种物质，其 中高氧化数的称氧化型（氧化态）物质；低氧化数的称还原型（还 原态）物质，这两种物质配合在一起就构成一个氧化还原电对，如 Zn2+/Zn、Cu2+/Cu等。
2FeS2+30HNO3→Fe2(SO4)3+30NO2+H2SO4+14H2O
氧化数法简单、快速，即适用于水溶液，又适用于非水 体系的氧化还原反应。
4.1.2 离子-电子法 配平原则： ①反应中得、失电子数相等； ②反应前后各元素的原子总数相等。 例1： K2Cr2O7+Na2SO3+H2SO4→? 配平步骤： （1）根据反应规律写出未配平的离子反应式； Cr2O72-+SO32-+H+→Cr3++SO42（2）写出并配平两个半反应式； 氧化反应： SO32-+H2O - 2e→SO42- + 2H+ 还原反应：Cr2O72-+14H++6e→2Cr3++7H2O
0.0592 0.7626 lg 0.01 0.8218 V 2
可见: 金属离子浓度越小，则该金属还原性越强。
如为气体， 例: O2+2H2O+4e
E(O
/ OH )
4OH-
2
0.0592 [ P(O2 ) / P ] E(O / OH ) lg 2 4 [c(OH ) / c ]4
土壤学第四章-土壤酸碱性和氧化还原反应
第二节 土壤氧化还原反应
一.土壤中的氧化还原体系
1、主要的体系：
Mn2+
Mn4+
锰
Fe3+
Fe2+
铁
O-2
O0
氧
S-2
S+6
硫
N-3
N+4
N+6 氮
H0
H+
氢
C-4
C+4
（有机）碳
2、主要的氧化剂和还原剂：
主要的氧化剂是土壤空气中的氧气当土壤中
的氧被消耗完后，依次NO-3、Mn4+、Fe3+、 SO42-作为电子受体被还原，这种依次被还原的 现象叫顺序还原作用.
三、土壤酸碱性和氧化还原状况与有毒物质的积 累：
1.强酸性土壤中Al3+、Mn2+的胁迫与毒害：
Al：PH<5.5 Al3+被活化， [Al3+]≥0.2 cmol/kg农作物受害，特别是幼苗。 PH5.5~6.3 可消除Al3+的毒害。
Mn：PH<5.5 [Mn2+]≥2~9cmol/kg、或植株干重 中含量为１０００mg/kg时产生锰毒。
二、土壤碱性的形成： 1. 碱性形成机理： 土壤中碱性盐的水解是形成碱性反应的主要
机理 Ca Mg Na的CO32-和HCO3-以及吸附交换 性Na+
①CaCO3的水解： 石灰性土壤上交换性Ca2+占优势的土壤
CaCO3、CO2、H2O处于同一平衡体系中
CaCO3+H2O
Ca2++HCO3-+OH-
1>各种养分有效度较高的PH范围在6.5~7.5
第四章答案
第四章氧化还原反应思考题1. 分别将元素Mn、N在下列两组物质中的氧化数按高到低顺序排列。
(1) ⑤KMnO4, ③MnO2, ④K2MnO4, ①MnSO4, ②MnO(OH)(2) ②N2,⑦N2O5, ③N2O, ⑤N2O3,⑥NO2, ④NO, ①NH32. 试分别写出碳在下列各物质中的共价键数目和氧化数.CH3Cl（-2）, CH4（-4）, CHCl3（+2）, CH2Cl2（0）, CCl4（+4）(共价键数目均为4)3. 指出下列各物质中各元素的氧化数。
Cs+,（+1） F-,（-1） NH4+,（-3，+1） H3O+,（+1，-2） H2O2,（+1，-1） Na2O2（+1，-1）, KO2,（+1，-1／2） CH3OH,（-2，+1，-2） Cr2O72-,（+6，-2） KCr(SO4)2·12H2O（+1，+3，+6，-2，+1）4. 判断下列氧化还原反应方程式书写是否正确,并把错误予以改正。
(1) 3Ag2S + 8HNO3─→ 6AgNO3+ 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O√(2) 4MnO4- + 4H+─→ 4M nO2 + （3）2O2↑+ 2H2O×(3) （2）NO2- + （4）2H+ + 2I-─→（2）NO + I2 + （2）H2O×(4) K2Cr2O7 + 6Fe2+ + 14H+─→2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O + 2K+×Cr2O7 + 6Fe2+ + 14H+─→2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O(5) FeS + 4HNO3 ─→ Fe(NO3)3 + S↓+ NO↑ + 2H2O√(6) （3）Fe2+ + NO3- + 4H+─→（3）Fe3++ NO↑+ 2H2O×5. 指出下列各原电池符号的表示式是否正确, 并把错误的予以改正。
(1) 氧化还原反应: Fe(s) + Ag+(aq) ─→ Fe2+(aq) + Ag(s)原电池符号: (-)Ag∣Ag+‖Fe2+│Fe(+)×(-)Fe∣Fe2+（c1）‖Ag+（c2）│Ag (+)(2) 氧化还原反应: Fe3+(aq) + 2I-(aq) ─→ Fe2+(aq) + I2(s)原电池符号: (-)Pt,I2(s)∣I-(c1)‖Fe2+(c2)│Fe3+(c3) (+)×(-)Pt,I2(s)∣I-(c1)‖Fe3+ (c2)，Fe2+ (c3) ∣Pt (+)(3) 氧化还原反应:2Fe2+(0.010mol·L-1) + Cl2(100kPa)=2Fe3+(0.10mol·L-1) +2Cl-(2.0mol·L-1)原电池符号:(-)Pt∣Fe2+(mol·L-1),Fe3+(0.10mol·L-1)‖Cl2(100kPa)∣Cl-(2.0mol·L-1),Pt(+)×(-)Pt∣Fe2+(0.01mol·L-1),Fe3+(0.10mol·L-1)‖Cl-(2.0mol·L-1)∣Cl2(100kPa),Pt (+)6. 氧化还原电对当氧化型或还原型物质发生下列变化时,电极电势将发生怎样的变化?(1) 氧化型物质生成沉淀；↓(2) 还原型物质生成弱酸。
第四章 氧化还原与电极电势
（二）、标准电极电势
标准电极电势(standard electrode potential) (-) 标准氢电极‖待测电极 (+)
(-) Pt, H２(100kPa) | H+ (1mol·L-１) ‖Cu2+(1mol·L-１) | Cu (+)
E＝
+
－
-
+(待测)＝ +＝ E
原电池
盐桥：(salt bridge) 一充满饱和KCl溶液和琼脂制成的凝胶的U形管。 作用： 1) 通过K+ 和C1- 向两池扩散构成电流通路； 2) 保证两个半电池溶液的电中性; 3) 消除液接电位差。
一、原电池
Cu-Zn原电池（Daniell电池）
锌片：流出电子的电极为负极(cathode)。 铜片：流入电子的电极为正极(anode)。
解: 还原反应: Cl2ห้องสมุดไป่ตู้+ 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(+)
2H+(aq) + 2e- H2(g)
(H+/H2 )
θ (H+/H2 )
0.0592 lg 2
c2 (H ) pH2 / pθ
应用能斯特方程式时应注意
(3) 若有H+、OH-或Cl- 等介质参加电极反应，其浓度必须
D 第四章 氧化还原反应与应用电化学
原子数，最后配平电子数
左边 酸性介质 多 O 缺 H 时，多一个 O 加 2
个 H +, 缺 1 个 H 加 1 个 H +
右边
加相应的 H2O
多 H 缺 O 时，多一个 H+ 加 1 碱性介质 加相应的 H2O – 个 OH ，缺 1个 O 加 2 个 OH
※
酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现OH–, 在碱性介质中配平的半反应不应出现 H+。
如：Fe3O4，从化合价而言，其中二个铁是 +3 价，一个铁
是+2 价。Cr2O72-,铬的化合价是 +6 ，氧的化合价是 -2 。 而按照教材中，氧化数的计算法： Fe3O4 中，铁的氧化
数为：+8/3。
S4O62- 中，硫的氧化数为：+5/2 。
基本概念
离子化合物
元素氧化数 = 该元素原子的离子电荷数。
第四章
氧化还原反应 与应用电化学
相对于其它化学反应类型，氧化还原反应机理最为 复杂，大多数为非基元反应。其反应种类繁多、反应速 度慢且副反应多，反应条件难以控制。 因此，本章没有列表给出氧化还原反应平衡常数， 只给出标准电极电位数值。要求同学牢固掌握电极电位 的概念，并能通过标准电极电位计算化学平衡常数。
叫做氧化还原电对。一般表示为：氧化态/还原态(Ox/Red)。
如： Cl2/Cl-； H+/H2 ； Cr2O72-/Cr3+；
ClO3-/Cl2
★ 氧化还原电对只表示氧化态和还原态的组成， 而不代表 氧化态和还原态的个数比。
基本概念
有些具有变价的原子，如：Fe，Sn，Cl 等。其中间价态既 有氧化性，又有还原性（类似于酸碱中的两性物质）。因此有些 状态下是氧化态，另一状态下可能是还原态。如：
初中化学第四章《氧化还原反应方程式的配平》
例2、配平：
4 3 Cu2S+ 16 + HNO3—— 6 Cu（NO3）2 + 3S+ 4 NO↑+ 8 H2O 12 Cu +1 +2 -2*1e Cu2S -4e ×3 -2 0 S -2e
+5 +2
+1 -2
+1+5-2
( 3 )根据化合价升高和降低的总数相等，确定相 应物质的系数。 ( 4 )从已确定系数的物质出发，用观察法确定其 它物质的系数。
例1、硫铁矿在沸腾炉里陪烧
4 FeS2 + 11 O2—— 2 ↑1+2*5=11 ↓2*2=4
+2 -1
0
Fe2O3+ 8 SO2
+3 -2
+4 -2
练习
练习：
写出铜与稀硝酸反应的化学方程式并配平。
+2 +5 -2
0
+2-2
+1-2
NO
N
+3e
×4
配平化学方程式
HNO3+ 8 H2O—— 12H3PO4+20NO 3 P4+ 20 H2O——5mHCl+ 2mnH3PO4 5mHClOn+ 2nPm+ 3mn
3、配平关键
（1）要以“化学式”为单位计算化合价的变化 值。 （2）可以从确定氧化剂和还原剂的系数着手， 也可以从确定氧化产物和还原产物的系数着手。
氧化还原反应
方程式的配平
浙江省文成中学
林得胜
二零零一年三月
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第四章氧化还原反应（计划学时数：4）[教学要求] 1．熟练掌握氧化数、氧化还原反应的功能基本概念；2．掌握电极电势的概念；3．掌握电极电势在判断氧化还原反应进行方向、次序方面的应用。
[教学重点] 1．氧化数等基本概念；2．电极电势的概念及其应用。
[教学难点] 电极电势的概念。
[每节时分配] 第一节氧化还原反应的基本概念1节时第二节电极电势2节时第三节电极电势的应用1节时[教学方法] 讲授结合启发式[使用教具] 挂图，投影，多媒体课件[作业] 74页1、4、6、9第一节氧化还原的基本概念（本节关于氧化还原反应的概念初中、高中均有涉及，在原有基础上给出更确切的定义，引出氧化数的概念。
）[提问] 1．回忆氧化还原的概念。
什么是氧化反应？什么是还原反应？2．2Na + Cl2 == 2NaCl H2 + Cl2 ==2HCl以上两个氧化还原反应有何不同？（HCl形成过程中无电子得失，只是电子的重排，没有发生电子得失，难于判断氧化作用还是还原作用。
从而引出“氧化数”。
一、氧化数1．定义假设把化合物中成键的电子归电负性更大的原子，从而求得原子所带得形式电荷数。
此电荷数即是该原子在该化合物中的氧化数。
（有正、负之分）2．确定元素氧化数的规则（1）单质的氧化数等于零。
（2）单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数；多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。
（3）通常氢的氧化数为1，只有活泼金属的氢化物中为-1，氧的氧化数为-2，在过氧化物（H2O2 Na2O2）中为-1; NaO2(-1/2); KO3(-1/3) OF2(+2)（4）中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。
[例题1]计算Fe3O4中Fe的氧化数Fe=+8/3[例题2]计算S4O62-中的氧化数S=+5/23．氧化数与化合价的区别与联系区别：氧化数是人为规定的概念，不考虑分子结构，是一个形式电荷数，它可以是正、负正数和分数，而化合价（某元素一定数目的原子与另一数目的原子相化合的性质）：分子中原子键相互结合的能力，反映了分子的结构；与分子结构有关系，不会是分数。
（化合价分为离子价和共价。
离子价指得失电子的数目，得电子为负，失电子为正；共价指共享电子对数，无正负之分）联系：氧化数是一个在化合价基础上发展起来的一个新概二、氧化还原反应1．氧化还原反应反应前后氧化数发生变化的一类反应叫氧化还原反应。
氧化：反应中氧化数升高的过程还原：反应中氧化数降低的过程氧化剂：含有元素氧化数降低的物质还原剂：含有元素氧化数升高的物质0 -1 -1 0例如：Cl2+2KI=2KCl+I22在氧化还原反应中，若氧化剂和还原剂是同一物质，这种反应称为自身氧化还原反应。
如：2KClO3=2KCl+3O23．歧化反应在自身氧化还原反应中，氧化数升高和降低是同一物质的同一物质的同一元素。
歧化反应是自身氧化还原反应的一个特例。
如：Cl2+H2O=HCl+HClO是一个歧化反应三、氧化还原反应方程式的配平1．氧化数法氧化剂中氧化数降低的总合=还原剂中氧化数升高的总合i.根据事实写出反应物和生成物。
ii.标出氧化数、确定变化值。
iii.求出最小公倍数使升高降低总数相等。
iv.配平整个方程式。
3S+4HNO3→3SO2+4NO+2H2O2．离子电子法还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数（1）以离子形式写出反应物和生成物．MnO4-+SO32-+H+→Mn2++SO42-（2）将反应分为两个半反应: MnO4-→Mn2+SO32-→SO42-（3）配平两个半反应: MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O ×2SO32-+H2O=SO42-+2H++2e ×5（4）将两个半反应分别乘以适当系数使得失电子总数相等，而后相加。
2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O配平半反应时，反应前后原子种类不同时，根据介质条件加H+,OH-或H2O调整。
反应物中氧原子多：酸性介质，反应物中加H+，生成物中加H2O。
中性或弱碱性，反应物中加H2O，生成物中加OH-。
反应物中氧原子少：酸性或中性介质，反应物中加H2O，生成物中加H+。
碱性截止反应物中加OH-，生成物中加H2O。
第二节电极电势一、原电池氧化还原的过程是电子从还原剂转移到氧化剂的过程。
1．原电池的组成以Cu Zn为例说明Zn+Cu2+=Zn2++Cu把氧化和还原过程分开，中间用导线连接电子的转移过程就形成了电流。
（1）原电池的概念这种利用氧化还原反应产生电流，把化学能转变成电能的装置叫原电池（2）原电池的组成有两个半电池（电极）和盐桥组成。
铜锌原电池中，根据检流计指针偏转的方向判断电子的流向。
Zn负极Zn→Zn2++2e 氧化反应Cu正极Cu2++2e→Cu 还原反应总电池反应：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+原电池是由两个半电池组成的，每个半电池就是一个电极（电极反应，半电池反应简称半反应）；每一个电极都是由同一元素的两种不同氧化态的物质组成，（3）基本概念半电池：Zn－ZnSO4，Cu－CuSO4氧化态：氧化数低的物质称氧化态，还原态：氧化数高的物质称还原态氧化还原电对：同一元素的氧化态和还原态所构成的整体叫氧化还原电对。
表示为：氧化态/还原态。
如Zn2+/Zn\、Cu+2/Cu、Fe2+/Fe、Cl-/Cl氧化态+ne = 还原态2．原电池的表示方法（1）画图：复杂（2）符号表示：Cu－Zn电池中，有两个电极，即Zn/Zn2+与Cu/Cu2+。
这两个不同的电极组合起来，即构成原电池，其中每一电极叫半电池。
原电池的结构可以用简易的电池符号表示：（－）Zn|ZnSO4（c1）||CuSO4（c2）|Cu（+）[说明] 1．负极在左侧，正极在右侧；2．两个电极在两侧，盐溶液在中间；3．若是溶液应表明溶液的浓度，若是气体应标明其分压；4．“︱”表示相接口、“||”表示盐桥[练习] 写出下列反应的电池符号：1．Cu(s) + Cl2(1atm) ⇔Cu2+(1mol·L-1) + 2Cl-(1mol·L-1)2．H2 + Cu2+⇔2H+ + Cu3．对电池反应：a Sn2+ + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Sn4+电池符号: :(-)Pt |Sn 2+(c 1) ,Sn 4+(c 2) ⎪⎪ Fe 3+(c 3) ,Fe 2+(c 4) | Pt(+)b Zn + 2H + = H 2 + Zn 2+电池符号:(-) Zn | Zn 2+ (c 1) ⎪⎪ H + (c 2) | H 2 (p)，Pt (+)正确书写电池符号的步骤：a 分析电子的得失情况以确定氧化剂、还原剂；b 写出半电池反应（电极反应）确定正、负极（正极得电子）；c 金属既参加反应，又是导体，故直接作电极；气体参加反应，但不是导体，需选用导体做电极（惰性电极），如Pt 。
3．组成电极的材料（1）金属电极： 如Zn +２/Zn 、 Cu +2 /Cu 、Fe +2/Fe 金属既参加电极反应，本身又为导体。
（2）非金属电极：如H +/H 2、Cl 2/Cl -、O 2/OH -（3）不同价态的金属离子构成的电极：如Fe 3+/Fe 2+ 、 Cu 2+ /Cu +注意：在（2）、（3）中需另加惰性材料（Pt ）做电极。
且在电极中应表示出来。
（2）中的电极表示为： Pt ，H +（c ） H 2(P)、 Pt ，Cl 2（c ） Cl -(P)（3）中的电极表示为： Pt Fe 3+ （c 1） ，Fe 2+ （c 2）、Pt Cu 2+ （c 1） ， Cu + （c 2） 从理论上讲任何能自发进行的氧化还原反应都可构成原电池，但有些只有理论意义而无实际应用。
4．原电池中盐桥的作用盐桥的作用是：为了维持两个半电池的电中性，以保证原电池的正常工作。
第二节电极电势[引出] 为什么电子是从Zn原子转移给铜离子，而不是相反方向呢？这与金属在溶液中的情况有关。
一、电极电势（以金属为例说明）把金属M插入含有该金属离子的盐溶液中有以下两个相反的过程发生：M+neM在M n+M n+与水结合进入溶液，金属棒上留下过剩的电子，金属越活泼，越容易脱离表面；溶液中离子获得电子沈积与金属棒表面，金属越不活泼，越容易沉积。
即：M ==M n+ + ne 若失电子倾向大，最终M n+进入溶液，棒上带负电（如图）；若得电子倾向大，最终金属沉积表面，棒带正电。
总之，金属与盐溶液间存在双电层，产生电势差，称为金属得电极电势。
1．定义电极电势用符号E表示。
某一电对的电极电势可表示为E氧化态/还原态如：Cu 2+/Cu 电极的电极电势可写为：E Cu 2+/CuZn2+/Zn 电极的电极电势可写为：E Zn2+/Zn2．影响因素（1）金属本身得活泼性；（2）溶液的浓度c（3）温度T（4）介质(pH)3．意义衡量金属在水中的失电子能力的大小不同电极的电极电势值不同，金属越活泼，越易失去电子，E也越小，反之其金属离子越不易失去电子；即：电对的E值越小，该电对中还原态的还原性越强，其氧化态的氧化性越弱。
[讲解] 两个不同电极电势的氧化还原电对组成原电池（如Zn2+/Zn与Cu2+/Cu），电子由Zn 电极流向铜电极，说明Zn片上留下的电子比铜片上多，Zn2+/Zn电极的上述平衡比Cu2+/Cu 电对的电极电势要负一些。
如果能得电对得电极电势，不需实际操作，便可判断电池得正负极。
二、标准氢电极和标准电极电势（电极电势的绝对值无法测量，只能寻找标准，求得相对值。
）1．标准氢电极(1)构成：把镀有铂黑的铂片置于H+为1mol．L-的硫酸溶液中，在298．15 K时不断通入压力为101．325KPa的纯氢气，使铂黑上吸附的氢气达到饱和，就组成了标准氢电极。
(2)电极反应：2H+ + 2e ⇔H2(3)电极符号：Pt，H2（101325Pa）∣H+（1mol·L-1）(4)电极电势；EΘH+/H2 = 0．00(5)将标准氢电极作为标准，其它电极与其组成电池，便可测得响应电极得电极电势。
2．标准电极电势（1）标准电极电势的概念标准状态下的电极电势称为标准电极电势，用E o表示．所谓标准态是指组成电极的物质，气体的分压为101．325KPa，离子的浓度为1mol ．L-，温度为298．15K。
（2）标准电极电势的测定用标准氢电极与标准状态下的其它电极组成原电池，测量该原电池的电动势，即可求得各电对的相对电极电势，称为该电极的标准电极电势。
原电池的标准电动势为E o =E o(+)-E o(-)例如：标准锌电极电势的测定：将纯净的锌片插入C Zn2+= 1mol ．L-的ZnSO4溶液中，然后与标准氢电极组成原电池，用直流电压表确定锌电极为负极，氢电极为正极。