氧化还原反应和电极电势
电极电势与氧化还原反应的关系
电极电势与氧化还原反应的关系1. 电极电势的概念电极电势是指电化学反应中电子在电极上移动所产生的电场势能。
它是一个重要的物理量，可以用来描述化学反应的进行方向和速率。
2. 电极电势的测定电极电势可以通过电池或电化学电池进行测定。
在电池的正极和负极之间产生的电势差就是电极电势。
3. 电极电势与氧化还原反应的关系氧化还原反应指的是物质失去电子（氧化）和物质获得电子（还原）的过程。
这些过程会伴随着电化学反应产生电势。
不同的氧化还原反应具有不同的电极电势。
4. 电极电势的计算根据化学反应生成或消耗的电子数目，可以利用法拉第定律和纳迪尔方程来计算电极电势。
这些定律和方程可以帮助我们理解电化学反应中电势的变化。
5. 电极电势与标准电极电势标准电极电势是指在标准状态下（通常指气压为 1 atm，溶液浓度为1 M）测定的电极电势。
它是一种用来比较不同氧化还原反应电势大小的物理量，常用标准氢电极作为参比电极。
6. 电极电势与电化学反应动力学电极电势可以影响氧化还原反应的进行速率。
通常情况下，电极电势越大，氧化还原反应越容易进行，速率越快。
7. 应用电极电势的研究在多个领域有着广泛的应用，例如在燃料电池、电化学传感器、电镀和金属腐蚀等方面都有重要的作用。
通过对电极电势的理解和控制，可以提高这些应用的效率和性能。
总结：电极电势作为电化学领域中的重要物理量，与氧化还原反应有着密切的关系。
通过对电极电势的测定、计算和应用，可以深入理解和控制氧化还原反应的进行和速率，从而推动电化学领域的发展，并促进相关应用的进步和改进。
8. 电极电势与溶液中的化学平衡在电化学反应中，溶液中的化学平衡也会影响电极电势的大小。
根据化学平衡原理，不同物质的浓度对于电极电势也会产生影响。
在有些氧化还原反应中，溶液中的氧化物或还原物质的浓度变化会导致电极电势的变化。
在研究电极电势的时候，需要考虑到溶液中的化学平衡对电极电势的影响，这可以通过应用“Nernst方程”来描述。
化学物质的氧化还原反应与电极电势
化学物质的氧化还原反应与电极电势在化学反应中，氧化还原反应是一种非常重要的反应类型。
氧化还原反应是指物质中某种原子失去电子，被氧化为更高氧化态，同时另一种原子获得电子，被还原为更低氧化态的反应。
这个反应的基础是电子的转移，因此电极电势的概念在氧化还原反应中扮演了关键的角色。
1. 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，发生氧化的物质称为氧化剂，它接受其他物质的电子，并自身被还原。
而发生还原的物质称为还原剂，它将电子转移给其他物质，自身被氧化。
通过电子的流动，原子的氧化态和还原态发生了变化，反应造成了原子之间电荷的重新分配。
2. 电极电势的基本概念电势差是一个用来衡量电场强度的物理量，电势差的存在使得电荷能够在电场中移动。
在氧化还原反应中，电极电势是指某一电极的电位与标准氢电极之间的差异。
标准氢电极被定义为电极电势为0V的参照物。
3. 电极电势的测量方法为了测量电极电势，可以使用电化学电池，其中包括一个被测电极和一个参比电极。
常用的参比电极是标准氢电极，由于标准氢电极的电极电势被定义为0V，因此可以用来测量其他电极的电势差。
在实际测量中，常使用电位计来测量电势差。
4. Nernst方程Nernst方程是描述电极电势与电子浓度之间关系的方程。
根据Nernst方程，电极电势与反应物浓度之间存在着明确的关系。
通过计算Nernst方程中的各项参数，可以得出电极电势的数值。
5. 影响电极电势的因素电极电势不仅与反应物浓度有关，还受到温度、压力和电解质浓度等因素的影响。
在控制这些因素的条件下，可以通过调整反应物的浓度来改变电极电势的数值。
6. 应用举例氧化还原反应和电极电势的研究在多个领域具有广泛的应用。
例如，在电化学电池中，电极电势的变化可以产生电能；在腐蚀领域，电极电势的测量可以帮助了解金属的腐蚀情况；在生物体内，氧化还原反应和电极电势的平衡对维持正常的生理功能至关重要。
总结：氧化还原反应是化学反应中的重要类型，涉及到电子的转移。
氧化还原反应与电极电势
2Fe2++Sn4+
22
第三节 电极电势
一、电极电势的产生 把金属插入含有该金属离子的溶液中，当金 属的溶解速率与金属离子的沉积速率相等时， 建立了如下平衡：
M(s)
2019/1/7
溶解 沉积
M (aq)+ne23
n+
电极表面双电层(doublecharge layer)结构 影响电极电势的因素： 氧化态还原态得失电子的能力，浓度，温度
2019/1/7
ZnSO4+Cu Zn2+ + Cu
18
Zn + Cu2+
原电池
(-) Zn│ZnSO4(c) ‖CuSO4(c') │Cu (+)
4.原电池组成式书写原则： (1)原电池的负极写在左边，正极写在右边，两电极以盐桥相 连，用“‖”表示，在盐桥两侧是两个电极的电解质溶液。 (2)电极板与电极其余部分(电解质溶液)的界面用 “∣”分开。 同一相中不同物质之间，及电极中其它相界面用“，”分开。 (3)当气体或液体不能直接与普通导线相连时，应以不活泼的 惰性金属（如铂）或石墨作电极板起导电作用。 (4)纯气体、纯液体和固体，如H2(g)、O2(g)、I2(s)、Br2(l)， 需紧靠电极板，并注明以何种状态存在。 (5)溶液注明浓度，气体注明分压。标准状态下浓度表示为cθ。 标准状态下的铜锌原电池的电池符号表示为：
在单质或化合物中假设把每个化学键中的电子指定给所连接的两原子中电负性较大的一个原子这样所得的某元素一个原子的电荷数就是该元素的氧化数即氧化数是某元素一个原子的形式荷电数表观荷电数apparentchargenumber这种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得
氧化还原反应和电极电势
常见元素电负性（鲍林标度）
氢 2.1 锂 1.0 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 4.0
钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫
2.58 氯 3.16
钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜
1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴
2.96
铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金
2.54 铅 2.33
一般来说，电负性大于1.8的是非金属元素，
小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金
确定氧化值的方法如下： (1) 在单质中，元素的氧化值为零。 (2) O 元素的氧化值，在正常氧化物中皆为 -2； 但在过氧化物中为 -1；在 OF2 中为 +2。 (3) H 元素在一般化合物中的氧化值为 +1；但 在金属氢化物中为 -1。 (4) 在简单离子中，元素的氧化值等于该元素离 子的电荷数；在复杂离子中，元素的氧化值代数和 等于离子的电荷数。 (5) 分子中所有元素氧化值代数和等于零。
2H+ (aq) 2e H2 (g)
这种产生在 100 kPa H2 饱和了的铂 片与 H+ 活度为１的酸溶液之间的电势 差，称为标准氢电极的电极电势。规 定标准氢电极的电极电势为零：
E (H /H2 ) 0.0000 V
(二) 标准电极电势的测量 （-）标准氢电极 待测标准电极（+）
====
三、氧化还原电对
任何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，一个是还原剂被氧化的半反应。
氧化还原反应和电极电势hwn
力
氧化还原反应和电极电势hwn
确定氧化值的规则
（1）单质的氧化值为零。 （2）H在化合物中的氧化值一般是+1，
但在金属氢化物中的氧化值为-1（CaH2） （3）O在化合物中的氧化值一般是-2，
在过氧化物中氧化值为-1（H2O2）； 在超氧化物中氧化值为-1/2（KO2）； 在OF2中为+2。 （4）卤素在卤化物中的氧化值为-1。 （5）碱金属的氧化值是+1。 （6）碱土金属的氧化值是+2。
CO2 (g) ＋2H2O (g)
氧的氧化值：0→-2；氧化值降低，发生了还原反应。 碳的氧化值：-4→+4;氧化值升高，发生了氧化反应。
氧化值降低的物质称为氧化剂（oxidant）， 氧化值升高的物质称为还原剂（reductant）
氧化还原反应和电极电势hwn
失电子，氧化值升高，发生氧化反应，做还原剂 得电子，氧化值降低，发生还原反应，做氧化剂
原电池的特点
定义：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。 电池反应：Zn +Cu2+ Cu+Zn2+ 组成：原电池由两个 半电电极池 组成。
负极：Zn
正极：Cu
电极反应：Zn- 2e- →Zn2+ 电极反应： Cu2++2e-→Cu
氧化反应
还原反应
还原剂
氧化剂
氧化还原反应和电极电势hwn
二、电池的书写方式
③注明物质状态：溶液注明浓度；气体注明分压。 （1mol/L与一个标准大气压可不标注）
④如果电极中没有电极导体，应以不活泼的惰性导 体（如铂或石墨）做极板。
溶液紧靠盐桥书写。
氧化还原反应和电极电势hwn
例8.1：将下列氧化还原反应设计成原电池，写出电极 反应及电池符号。（1）Cl2 + 2I- = 2Cl- + I2
氧化还原反应与电极电势
氧化还原反应与电极电势
氧化还原反应与电极电势是一种国际公认的形式，用来描述电池的工作原理和发电的
过程，可以更加清楚地了解电池电极间的电子传递过程。
氧化还原反应是一种化学过程，它描述了一种元素通过氧化过程将另一种元素转化为
氧化物的反应过程。
它也是电池有效发电的关键，使得电极区域中的元素生成和分解氧化物。
电极上的氧化反应在电极电势的作用下发生，该电位是由电极的外界条件决定的，如
溶液的离子浓度、电极表面的激活性など。
电极电势是一个对称性参数，描述了电极之间的电势差异，是极细胞发生氧化还原反
应的基础。
不同类型的电极电势会带有不同的符号，表述同一种离子在两种不同电极间的
电势不平衡。
通常来说，负载氧化还原反应一般涉及正负两股电流，正电极上会产生氧化
反应，而负电极上则会发生还原反应。
电极电势的增加会促使电极间的氧化还原反应的速度加快，而降低会使氧化还原反应
停止，其原理在于—此刻电极间的电位差已经不足以承担有电荷离子穿过时所需的能量需求，使得电荷离子无法迁移，从而影响氧化还原反应的速度。
电极之间的氧化还原反应是电池有效发电的关键，对电极电势的检测和控制至关重要，可以更加准确地进行电极间的电子传递，可以保证极细胞的正常发电，维持池内的压力平衡，最终获得更高的性能和可靠的发电效果。
氧化还原反应与电极电势
实验六氧化还原反应与电极电势一、实验目的1.熟悉电极电势与氧化还原反应的关系。
2.了解浓度、酸度、温度对氧化还原反应的影响。
3.了解原电池的装置和原理。
二、实验原理氧化还原反应的实质是物质间电子的转移或电子对的偏移。
氧化剂、还原剂得失电子能力的大小，即氧化还原能力的强弱，可根据它们相应电对的电极电势的相对大小来衡量。
电极电势的数值越大，则氧化态的氧化能力越强，其氧化态物质是较强的氧化剂。
电极电势的数值越小，则还原态的还原能力越强，其还原态物质是较强的还原剂。
只有较强的氧化剂和较强的还原剂之间才能够发生反应，生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂，故根据电极电势可以判断反应的方向。
= φ+-φ-，根据能斯利用氧化还原反应产生电流的装置称原电池。
原电池的电动势E池特方程，当氧化型或还原型物质的浓度、酸度改变时，电极电势的数值会随之发生改变。
本实验利用伏特计测定原电池的电动势来定性比较浓度、酸度等因素对电极电势及氧化还原反应的影响。
三、仪器和试药仪器：试管、烧杯、表面皿、培养皿、U形管、伏特计、水浴锅、导线、砂纸、鳄鱼夹。
试药：HCl (2mol·L-1)、HNO3 (1mol·L-1, 浓)、H2SO4 (1, 3mol·L-1)、HAc (3mol·L-1)、H2C2O4 (0.1mol·L-1)、NH3·H2O (浓)、NaOH (6 mol·L-1, 40%)、ZnSO4 (1mol·L-1)、CuSO4 (1mol·L-1)、KI (0.1mol·L-1)、KBr (0.1mol·L-1)、AgNO3 (0.1, 0.5mol·L-1)、FeCl3 (0.1mol·L-1)、Fe2(SO4)3 (0.1mol·L-1)、FeSO4(0.4,1mol·L-1)、K2Cr2O7(0.4mol·L-1)、KMnO4(0.001mol·L-1)、Na2SO3 (0.1mol·L-1)、Na3AsO3 (0.1mol·L-1)、MnSO4 (0.1mol·L-1)、KSCN (0.1mol·L-1)、溴水(Br2)、碘水(I2)、CCl4、NH4F (1mol·L-1、固体)、KCl(饱和溶液)、SnCl2 (0.5mol·L-1)、CuCl2 (0.5mol·L-1)、(NH4)2C2O4 (饱和溶液)、锌粒、小锌片、小铜片、琼脂、电极(锌片、铜片、铁片、碳棒)、红色石蕊试纸。
氧化还原反应与标准电极电势
+2 -2
0
0
+1 -2
CuO +
氧化剂[氧化性]
还H原2 剂=[=还=原=性=]=
Cu +
还原产物
H氧2化O产物
化合价升高， 失去e-，得到氧，被氧化，发生氧化反应
归 氧化剂→氧化性→得电子→化合价降低→被还原→还原反应→还原产物 纳 还原剂→还原性→失电子→化合价升高→被氧化→氧化反应→氧化产物 总 氧化还原反应的特征（判断方法）：化合价升降 结 氧化还原反应的实质：电子的转移（得失、偏移）
1、标准氢电极
电极组成式：
Pt | H2(100kPa) | H+(c) 电极反应：
2H+(aq) + 2e
H2(g)
氧化还原电对：H+/H2
标准电极电势：
E(H+/H2)=0.0000V
标准氢电极装置图
2.标准电极电势的测定
将待测电极在标准态下与标准氢电极组成一
个原电池，测出该电池的标准电动势（E），就可
三 影响电极电势的因素
（一）能斯特方程
对于任一电极反应：
Ox+ne-
Re
使用能斯特方程应注意： *适用于任意状态，标准状态和非标准状态； *若电极反应中除了[Ox]和[Red]外还有其他物质， 则必须将其考虑进去； *纯固体、纯液体物质和溶剂不写入方程； *若为气体，气体的分压须除以100kPa。 （二）浓度对电极电势的影响 （三）酸度对电极电势的影响
归 氧化剂→氧化性→得电子→氧化值降低→被还原→还原反应→还原产物 纳 还原剂→还原性→失电子→氧化值升高→被氧化→氧化反应→氧化产物 总 氧化还原反应的特征（判断方法）：氧化值升降 结 氧化还原反应的实质：电子的转移（得失、偏移）
氧化还原反应和电极电势(hwn)
与上述相反，电解质浓度的减小会使离子浓度减小，离子间的相互碰撞次数减少 ，使得电子的传递速率减慢。同时，电解质浓度的减小也会使得物质中的电子离 域能增加，使得电子更难从物质中逸出，从而使得电极电势减小。
电极材料的影响
电极材料性质影响电极电势
电极材料的性质如导电性、化学稳定性等都会影响电极电势。一般来说，导电性好、化学稳定性高的电极材料具 有较低的电极电势。
还原态
02
物质在氧化还原反应中获得电子的状态。
确定氧化态和还原态的方法
03
根据元素周期表中的金属活动性顺序，判断物质在反应中的得
失电子情况。
电极电势在氧化还原反应中的应用
01
电极电势是衡量氧化还原反应进行方向的重要参数。
02
电极电势高代表该物质具有较高的氧化能力，电极电势低则代
表该物质具有较高的还原能力。
氧化还原反应和电极电势(HWN)
目 录
• 氧化还原反应概述 • 电极电势的基本概念 • 氧化还原反应与电极电势的关系 • 电极电势的影响因素 • 氧化还原反应和电极电势的应用实例
01 氧化还原反应概述
定义与特点
定义
氧化还原反应是一种电子转移过程， 其中原子或分子获得电子成为还原剂， 而另一些原子或分子失去电子成为氧电极电势可以用于预测和控制电化学反应的可能性、速率和方向。
电池设计
电极电势可以用于设计电池，以实现高效的能量转换和储存。
环境监测
电极电势可以用于监测水体、土壤等环境中的重金属离子污染情况。
03 氧化还原反应与电极电势 的关系
氧化态与还原态的确定
氧化态
01
物质在氧化还原反应中失去电子的状态。
氧化还原反应和电极电势
在生物领域的应用
生物氧化还原反应
生物体内的氧化还原反应是维持生命活动的基础，如呼吸作用和 光合作用等。
药物合成
许多药物合成过程中涉及到氧化还原反应，如某些抗生素和抗癌药 物的合成。
生物传感器
利用氧化还原反应的原理制备生物传感器，用于检测生物体内的物 质含量或环境中的有害物质。
谢谢
THANKS
热能是氧化还原反应中伴 随能量释势的影响因素
CHAPTER
温度的影响
温度升高，电极电势增大
随着温度的升高，分子运动速度加快， 离子迁移率提高，导致电极电势增大。
VS
温度降低，电极电势减小
随着温度的降低，分子运动速度减慢，离 子迁移率降低，导致电极电势减小。
电解质浓度的影响
电极表面的粗糙度影响电极电势
粗糙的电极表面可以提供更多的反应活性位点，从而提高电极电势。
05 氧化还原反应的实际应用
CHAPTER
在能源领域的应用
01
02
03
燃料电池
燃料电池利用氢气和氧气 之间的氧化还原反应产生 电能，具有高效、清洁的 优点。
金属-空气电池
金属-空气电池利用金属与 氧气之间的氧化还原反应 产生电能，具有高能量密 度和环保的优点。
氧化还原反应和电极电势
目录
CONTENTS
• 氧化还原反应 • 电极电势 • 氧化还原反应与电极电势的关系 • 电极电势的影响因素 • 氧化还原反应的实际应用
01 氧化还原反应
CHAPTER
定义与特性
定义
氧化还原反应是一种化学反应，其中 电子在反应过程中从一个原子或分子 转移到另一个原子或分子。
太阳能电池
太阳能电池利用光能激发 电子进行氧化还原反应产 生电能，具有可再生、无 污染的优点。
氧化还原反应和电极电势
例题
第二节 原 电 池
一、原电池的组成 二、原电池的表示方法 三、原电池的电动势与反应的摩尔吉布斯
自由能变的关系
一、原电池的组成
利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装 置称为原电池。从理论上讲，任何自发进行的氧 化还原反应都可以设计成原电池。
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电解质溶液组成。
在元素电势图中：
A E左 B E右 C
若 E右 E左 ，B 将发生歧化反应：
B A+ C
若 E右 E左 , B 不能发生歧化反应，而 A 与 C 能 发生逆歧化反应：
A+ C B
二、电势- pH 图
许多氧化还原反应是在水溶液中进行的,当 H+
或 OH－ 参与电极反应时，溶液 pH 的改变能引起
确定氧化值的规则如下： (1) 在单质中，元素的氧化值为零。 (2) O 的氧化值一般为 -2；在过氧化物中为 -1；在超氧化物中为 -1/2；在 OF2 中为 +2。
(3) H 的氧化值一般为+1；在金属氢化物中 为 -1。
(4) 在单原子离子中，元素的氧化值等于离 子的电荷数；在多原子离子中，各元素的氧化值 代数和等于离子的电荷数。
zH+[a(H ) 1] vR Re d(aR )
该电池反应的摩尔吉布斯自由能变为：
rGm
(T
)
rGm
(T
)
RT
ln
(aR )vR (aO )|vO|
由上式得：
EE
RT zF
ln
(aR )vR (aO )|vO|
按规定，E 和 E 分别是给定电极的电极电势和
化学反应中的氧化还原电位与电极电势
化学反应中的氧化还原电位与电极电势化学反应中的氧化还原（Redox）电位与电极电势是研究电化学过程中的重要概念。
在化学反应中，电子转移过程是氧化还原反应的核心。
了解和掌握氧化还原电位及电极电势的概念对于理解电化学现象和反应机理具有重要意义。
本文将介绍氧化还原电位与电极电势的基本概念、测量方法和相关应用。
一、氧化还原电位的定义与计算氧化还原电位是指在标准态下，反应物的氧化半反应和还原半反应之间的电势差。
氧化还原电位可以通过标准电极电势来计算。
标准电极电势是指在标准态下，与氢电极（标准氢电极）相比，电极上的电势差。
标准氢电极的电极电势定义为零，其他电极的电势都是相对于标准氢电极而言的。
计算氧化还原电位可以使用Nernst方程，即：E = E0 - (RT/nF)lnQ 其中，E表示氧化还原电位，E0表示标准电极电势，R表示理想气体常数，T表示温度，n表示电子的转移数，F表示法拉第常数，Q表示反应物的活度积。
二、电极电势的测量方法电极电势是指电极与电解质溶液之间的电势差。
测量电极电势常用的方法有两种：直接测量法和表观电极电势法。
直接测量法是通过连接一个参比电极和待测电极，通过电压表等仪器对电势差进行直接测量。
参比电极的电势是已知的，可以与待测电极进行比较，得到待测电极的电势值。
表观电极电势法是通过浸泡不同浓度的电解质溶液中的电极，测量得到的电势变化来推算电极电势。
这种方法可以用于分析电极表面的活性和浓度等信息。
三、氧化还原电位与自发反应氧化还原电位与反应的自发性有密切关系。
在电化学中，氧化还原反应是否自发进行可以通过比较氧化还原电位来判断。
当氧化还原电位为正时，反应是自发的；当氧化还原电位为负时，反应是非自发的。
而当氧化还原电位为零时，反应处于平衡状态。
通过对氧化还原电位的测量，可以了解反应物之间电子转移的方向和自发性，从而推断反应过程中的能量变化和反应机理。
四、氧化还原电位与电化学应用氧化还原电位的概念在电化学领域具有广泛的应用。
高等化学 氧化还原反应与电极电势
EO x Red
(3) 标准电极电势的测定
() Pt ,
H2
θ
p
H 1.0mol L1
Cu 2 1.0mol L1 Cu
电极的分类
1、金属电极
电对通式：Mn+/M
2、气体电极
电极组成通式：M︱ Mn+（c）
氢电极：H＋/H2，氧电极：O2/OH－，氯电极：Cl2/Cl－ 电极组成：Pt︱H2(p)︱ H+（c）
3、金属－金属难溶盐电极
银－氯化银电极：AgCl/Ag 电极组成：Ag︱AgCl（s）︱ Cl－（c）
4、氧化还原电极
盐桥
a. 合闸时，安培计指针偏转。
b. Cu棒变粗，锌棒变细。
c. 盐桥取出，指针回零，放回又偏转。即盐桥起连 通电路作用。
现象分析(a)(b)：
Zn棒（负极）: Zn - 2e- →Zn2+ （锌棒变细） Cu棒 (正极): Cu2+ + 2e- →Cu （Cu棒变粗）
现象分析(c)： 盐桥连通电路的原因: (1) 盐桥组成: KCl + 琼脂 (2) 盐桥作用: K+ 和Cl–分别平衡两个半电池中的电荷。
2H物2 物 0
Cu质 的
质 的
0.340
O2X/HeF2O的氧化O性2+最4H强+ + 4e- 2H氧2O还 1.229
ClX2/eC的l- 还原性最Cl2弱+ 2e-
2Cl化- 原 1.229 能能
F2/HF(aq) F2+2H+ +2e- 2HF(a力q) 力 3.053
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
第7章 氧化还原反应和电极电势
惰性电极
惰性电极 惰性电极
A. H2 + Cl2 = 2HCl
(-)Cu︱Cu2+ (c1)
B. 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+
(-)Fe︱Fe2+ (c1)
Fe2+ (c2),Fe3+ (c2)︱ Pt (+) Cu2+ (c2)︱ Cu (+)
C
惰性电极 C. Fe
+ Cu2+ = Fe2+ + Cu
还原反应
氧化态/还原态
每个氧化还原反应是由两个半反应组成的。
四、氧化还原反应方程式的配平
前提 知道氧化剂和还原剂在给定的条件 下反应后，产物是什么。 Mn2+(肉色） MnO2↓(棕) MnO42- (墨绿)
如：MnO4– + SO32酸性条件下还原产物 中性条件下还原产物 碱性条件下还原产物
两个原则： 质量守恒、电荷守恒
负极反应
Fe2+ ＝ Fe3+ + e正极反应 MnO4- + 8H+ + 5e- ＝ Mn2+ + 4H2O
2+(c ),Fe3+(c ) H+(c ), Mn2+(c ) ,MnO -(c ) | Pt (+) (– )Pt|Fe 电池符号 1 2 3 4 4 5
第三节 电极电势和原电池的电动势
思考题： 确定氧化数
Na2S2O3
解
K2Cr2O7
KO2
KO3
【例】计算 Na2S2O3中S元素的氧化值。 在Na2S2O3中，O元素的氧化值为-2，Na 元素的氧化值为 +1。设 S 元素的氧化值为 x。
化学反应的氧化还原反应与电极电势
化学反应的氧化还原反应与电极电势化学反应是物质之间发生相互转化的过程，而氧化还原反应则是其中一种最常见且重要的反应类型。
氧化还原反应是指物质中的原子、离子或分子失去或获得电子的过程。
在氧化还原反应中，物质可以被氧化剂接受电子而被氧化，同时也可以作为还原剂给予电子而被还原。
在这种反应中，电子的转移导致了反应的进行。
在氧化还原反应中，电极电势的概念十分重要。
电极电势是指在电池中，电极上电子供体和电子受体之间转移电子的能力。
由于电子流是从电子供体流向电子受体，因此电子供体在电极上为负电势，而电子受体在电极上为正电势。
电极电势的差异驱动着氧化还原反应的进行。
氧化还原反应中的电极分为两类：氧化电极和还原电极。
氧化电极是指在反应过程中发生氧化反应的电极，而还原电极则是指发生还原反应的电极。
在氧化电极上，物质失去电子并被氧化，而在还原电极上，物质获得电子并被还原。
电极电势的测量往往以标准氢电极为参照。
标准氢电极的电势被定义为零电势，其他电极的电势则相对于标准氢电极来进行测量。
标准氢电极由酸性溶液中的氢气和可溶于溶液中的氯化铂电极构成。
该电极下的氧化还原反应为：2H⁺ + 2e⁻ → H₂其中，酸性溶液中的氢离子被还原成氢气。
标准氢电极被用作电势参照是因为其电位极其稳定，并且在实验中易于操作。
在氧化还原反应中，电极电势的差异决定着反应的进行方向。
如果两个电极的电势差大于零，即氧化电极的电势高于还原电极的电势，那么反应将自发地进行。
反之，如果两个电极的电势差小于零，则反应不会自发地进行。
氧化还原反应的方向也可以通过研究标准电势来预测。
电极电势可以通过测量电池中两个电极的电势差来获得。
标准电势是在标准状态下测量得到的，与物质的浓度、温度等因素无关。
标准电势可以用于判断不同氧化还原对的强弱关系。
根据标准电势，可以把氧化还原反应分为两类：正电势反应和负电势反应。
正电势反应是指具有正标准电势的氧化还原对，其电势差大于零，反应自发进行。
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氧化还原反应和电极电势知识点一：氧化还原反应一、基本概念：1、氧化值（氧化数）和原子价（化学价）氧化数：假定把化合物中成键的电子全部归于电负性大的原子后，原子所带的形式电荷数，就叫该元素的氧化数。
它与离子带的电荷表示不一样。
Zn 2+→Zn +2（与化合价表示法类似）。
氧化数与化合价含义不同。
氧化数有许多人为的规定： ①单质中，元素的氧化值为零。
②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数 。
③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。
④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF 2和O 2F 2中，氧的氧化值分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子氧化值的代数和为零；复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
例：56 H I O I 7+的氧化值是；246S O S 2.5-+的氧化值是；氧化数与化合价的区别：a.含义不同，氧化数仅表示了元素原子在化合物中的化合状态；而化合价则表示元素的化合能力（原子个数比）。
b.由于化合价表示在离子化合物中原子得失电子数，共价化合物中共用电子对数，∴它只能是整数，不能是分数；而氧化数实质上是化合物中原子所带有的形式电荷数（表观电荷数），∴它可以是整数，也可以是分数。
2、氧化还原反应在一个反应中，氧化数升高的过程称为氧化；氧化数降低的过程称为还原。
在化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应称为氧化还原反应。
在氧化还原反应中，氧化数降低的物质称氧化剂；氧化数升高的物质称还原剂。
3、氧化还原电对在氧化还原反应中，氧化剂得电子氧化数降低，就变成了氧化数低的还原剂；同样，还原剂失电子后变成了氧化数高的氧化剂，这样就构成了两个共轭的氧化还原电对。
氧化还原反应是两个共轭氧化还原电对共同作用的结果。
如： Cu 2++ Zn Cu + Zn 2+. 氧化剂1 还原剂1 还原剂2 氧化剂2电对中氧化剂氧化能力越强，其共轭还原剂的还原能力越弱；还原剂还原能力越强，其共轭氧化剂的氧化能力越弱。
Cu 2+氧化能力大于Zn 2+；Zn 还原能力大于Cu 。
它们都趋向于由活泼→不活泼状态。
在氧化还原电对中，氧化值高的叫电对的氧化态，低的叫电对的还原态。
表示为：Cu 2+/Cu 、Zn 2+/Zn 。
上方为氧化态（氧化型），下方为还原态（还原型）。
二、氧化还原反应方程式的配平 1、氧化数升降法配平原则：①氧化数升降数相等；②反应式左右两边原子数相等。
不同介质，在反应式左右两边O 原子数不相等时，配平的经验规律： • 酸性介质多n 个O+2n 个H +，另一边 +n 个H 2O碱性介质 多n 个O+n 个H 2O ，另一边 +2n 个OH －中性介质 左边只能＋H 2O ，右边 +H ＋或OH －配平规则：先配平氧化数再根据左、右O 原子数和介质性质，用H ＋、OH －及H 2O 配平O 原子数。
注意：＋H ＋是为了调整左右H 原子数。
若有弱酸等提供H +者（如HAc 、NH4＋）也可。
2、离子电子法用离子－电子配平法配平氧化还原方程式时，不必算出元素的氧化数。
配平原则：①使氧化剂得电子数与与还原剂失电子数相等（电荷守恒）；②反应前后各元素的原子总数相等（原子守恒）。
如：用离子电子法配平下列反应方程式O H SO Na SO Cr SO K SO H SO Na O Cr K 242342424232722)(+++→++步骤：① 写出离子方程式。
023*******H Cr SO H SO O Cr ++→+++-+--② 分写成氧化－还原两个半反应。
③ 分别配平两个半反应（包括电荷数）。
O H Cr e H O Cr 2327272)6(14+→+++-+-3×)2(224223-+--++→+e H SO O H SO各原子数相等、电荷数相等。
④ 将两个半反应方程式乘适当系数后相加，消去半反应中的电子数。
042383232423272H Cr SO H SO O Cr ++→+++-+--⑤ 检查方程式两边各元素的原子总数及总电荷数。
若二者都相等，则方程式已配平。
⑥ 如要写成分子方程式，可加上不参与反应的离子。
O H SO Na SO Cr SO K SO H SO Na O Cr K 24234242423272243)(43+++=++【练习1 】乙酰氯(CH 3COCl)中碳的氧化态是……………………………………………（ ）+4 B.+2 C.0 D.-4【练习2 】下列化学反应式中，哪一个不是氧化还原反应? ……………………………（ ） A Na 2S 2O 8 + 2HCl ←→ 2NaCl + S↓ + 2O 2↑ + H 2SO 4 B CCl 4 + K 2Cr 2O 7 ←→ 2COCl 2 + CrO 2Cl 2 C ClO - + NO 2- ←→ NO 3- + C l-D (NH 4)2S 2O 8 + 3KI ←→ (NH 4)2SO 4 + KI 3 + K 2SO 4【练习3】下列电对：Sn 2+/Sn 、Cu 2+/Cu 、Fe 2+/Fe 、Ag +/Ag 的θϕ值分别是-0.136V 、0.34V 、-0.44V 、0.799V ，其中最强的氧化剂和最强的还原剂是（ ）。
A ．Cu 2+和FeB ．Ag +和FeC ．Sn 2+和FeD ．Ag 和Sn 【练习4】. 完成并配平下列反应 （1）、Cr 2O 72- + H + + Fe 2+ = （2）、MnO 4- +H 2O 2 + H + = （3）、Fe 3+ +Cu = （4）、Cu 2+ + I - = （5）、AgBr +S 2O 32- =知识点二：原电池与电极电势一、以铜锌原电池为例(1)原理分析负极写在左边，正极写在右边；‘∣’表示电极与液体的相界面，要注明离子浓度；‘‖’表示盐桥。
（3）原电池理论意义：a.它证明氧化还原反应确实发生了电子转移，电子转移是氧化还原反应的实质。
b.它把氧化还原反应与电现象联系起来了，从而产生了电化学这门化学的分支。
c.它可以用来测定电极电对的电极电势。
（4）根据氧化还原反应组成原电池的步骤。
如：2Fe3＋＋Sn2＋→2Fe2＋＋Sn4＋。
①．根据反应式写出两个氧化还原电对。
Fe3＋/Fe2＋、Sn4＋/Sn2＋。
②．根据氧化数的变化确定氧化剂、还原剂。
Sn2＋为还原剂，Fe3＋为氧化剂。
③．根据还原剂对应电对组成负极所在半电池；氧化剂对应电对组成正极所在半电池。
④．写出原电池符号。
(-)Pt︱Sn2＋(C1)、Sn4＋(C2)‖Fe2＋(C3)、Fe3＋(C4)︱Pt(+). 【练习1】标态下有如下反应Zn + Cu2+←→ Zn2+ + Cu 用原电池符号表示为. 【练习2】原电池的负极是移向的极，而电解池的负极是移向的极称为.二、常用电极类型1. 金属电极 将金属浸入含有该金属离子的溶液中，如：铜电极 电极符号： Cu ︱Cu2+电极反应式：Cu 2+（aq ）+2e -==Cu(s)2. 气体电极 将气体通入含有该气体所对应的离子的溶液中，如：氢电极 电极符号：Pt ︱H 2(p)︱H +(c)电极反应式：2H +（aq ）+2e -==H 2(g)3. 金属-金属难溶盐-负离子电极在金属表面覆盖一层该金属的难溶盐，然后浸入含有该难溶盐的相同负离子的溶液 如：将表面涂有AgCl 的银丝插在HCl 溶液中，可得氯化银电极 电极符号：Ag ︱AgCl ︱Cl -(c)电极反应式：AgCl （s ）+e -==Ag(s)+Cl -(aq)4. 氧化-还原电极将惰性导电材料浸入离子型氧化还原电对的溶液中所构成的电极，这种溶液含有同一元素不同氧化态的两种离子如：将Pt 插入含有Fe 3+、Fe 2+溶液中 电极符号：Pt ︱Fe 3+（c 1),Fe 2+（c 2)电极反应式：Fe 3+（aq ）+e -=Fe 2+(aq)三、标准电极电势1、金属晶体中的离子受水分子的吸引进入溶液形成水合离子——溶解。
2、溶液中的水合金属离子受金属表面自由电子的吸引而沉积到金属表面上——沉积。
当这两种方向相反的过程进行的速率相等时，即达到动态平衡。
()n M s M ne +-+ƒ金属越活泼，或溶液中金属离子浓度越小，则金属溶解趋势就大于溶液中金属离子沉积到金属表面的趋势，达平衡时，金属表面自由电子过剩，带负电；而靠近金属附近的溶液由于静电作用带正电。
反之，若金属越不活泼，或溶液中金属离子浓度越大，则金属溶解的趋势就小于金属离子沉积的趋势，达平衡时，金属表面带正电，而与其相邻的溶液带负电荷。
这样，在金属与其盐溶液之间形成了双电层，在双电层间产生了电势差。
金属及其盐溶液之间形成的电势差，叫金属与其盐中离子形成的氧化还原电对的平衡电势。
这就是电对的电极电势。
电极电势实质上是衡量氧化态物质或还原态物质得失电子能力大小的物理量。
但电极电势的绝对值到目前为止，尚无法测得。
规定：标准氢电极为参比电极，将它的电极电势定为0。
将待测的电对组成电极，与标准氢电极组成原电池，然后测定原电池的电动势，即可知电对的电极电势。
标准氢电极：实际上就是标准状态下H ＋/H 2组成的半电池。
如果把处于标准状态的电对组成的电极与标准氢电极组成原电池，然后测得原电池的电动势，就可以知道电对的标准电极电势。
（标准状态：指电对中的物质都是纯物质，溶液中有关的离子浓度为1mol/l,气体的分压为100Ka 。
）标准电极电势的表示符号为θZnZnE +2、θϕZnZn+2、()()22E Zn Zn Zn Zn θ+θ+或ϕ，单位为V （一般是在298K 时测得的）。
其中“E ”指电极电势，“Θ”指标准状态，括号内或右下角指明氧化还原电对。
如：要测θZnZn E +2，我们可将该电对与标准氢电极组成原电池，测得E Θ=0.76V. 从电流流动的方向可知电子转移的方向为从Zn →H 2极， ∴Zn 为负极。
该电池符号如下：()()+⋅⋅--+-+Pt KPa H l mol H l mol Zn Zn ),100()1()1(2112V E V E E E E E ZnZn ZnZn H H 76.0,76.0222)()(-=∴=-=-=+++-+θθθθθθ.注意：“＋”、“－”号首先表示该电对与标准氢电极组成原电池时电极的正负；同时也表示电对电极电势代数值的大小。
代数值越小，该电对电极电势越低，电对的还原态越易失电子，还原性越强；代数值越大，电极电势越大，电对的氧化态得电子能力越强，氧化能力越强。