第7章 第2节 原电池及电动势
原电池电动势的测定
原电池电动势的测定概述原电池电动势的测定是电化学实验中的一项重要内容。
电池电动势是指电池在断路条件下产生的电势差，是衡量电池内部化学反应的能力的一个重要指标。
通过测定电池的电动势，可以评估电池的性能并进行比较。
本文将介绍两种常用的方法测定原电池电动势，分别是基于伽利略原理的开路电动势测定方法和基于极限电流的极化电流法。
同时，还将介绍测定过程中需要注意的事项和可能发生的误差。
方法一：开路电动势测定方法开路电动势测定方法是一种基于伽利略原理的测定电池电动势的方法。
其原理是通过测量电池的内阻和电路中的电流来求得电动势。
实验步骤1.准备好所需实验材料，包括原电池、导线、电阻、电流表和电压表等。
2.按照电路连接图将电路搭建起来，确保连接正确。
3.在电路的输入端接入一个合适的电阻，以限制电流的大小。
4.接通电路，记录下电流表和电压表的测量值。
5.根据伽利略原理的公式，计算出电池的开路电动势。
注意事项•在搭建电路时，要确保电路连接正常，避免接错导线或接触不良。
•选择适当的电阻，以保证电流在一定范围内，既能保证电动势的准确测量，又能保护实验设备的安全。
可能存在的误差•电路接触不良会导致电流和电压的测量不准确。
•电池的内阻可能会影响电路中电流的流动，从而影响测量结果。
•温度的变化会对电池的电动势产生影响，因此在实验过程中要注意温度的变化。
方法二：极化电流法极化电流法是一种基于极限电流的测定电池电动势的方法。
其原理是通过测量电池在极限电流下的电压来求得电动势。
实验步骤1.准备好所需实验材料，包括原电池、导线、电阻、电流表和电压表等。
2.按照电路连接图将电路搭建起来，确保连接正确。
3.在电路的输出端接入一个合适的电阻，以限制电流的大小。
4.测量电流表和电压表的测量值，并记录下来。
5.根据极限电流的公式，计算出电池的电动势。
注意事项•在搭建电路时，要确保电路连接正常，避免接错导线或接触不良。
•选择适当的电阻，以保证电流在一定范围内，既能保证电动势的准确测量，又能保护实验设备的安全。
第七章-氧化还原反应与电化学基础
§7.2 电化学电池
5. 正负极
• 电子的流出极叫负极：Zn极 • 电子的流入极叫正极：Cu极
6. 阴阳极
• 阳极(Positive Electrode)： 凡是进行氧化反应的电极叫阳极。
• 阴极(Negative Electrode)： 凡是进行还原反应的电极叫阴极。
第七章 氧化还原反应与电化学基础
在超氧化物中（KO2），氧的氧化数 为 1 ；
2
在氧的氟化物（OF2，O2F2）中，氧的 氧化数分别为+2和+1。
❖ 在所有的氟化物中氟的氧化数为-1。
第七章 氧化还原反应与电化学基础
§7.1 基本概念
例：
SiO2： Si的氧化数为+4； Cr2O72-：Cr的氧化数为+6； Fe3O4： Fe的氧化数为 8 ；
Mz+(aq)+ze-
–
离子电极
2OH-(aq) Pt | O2(p)|OH-(c)
金属-难 溶盐电极
AgCl(s) +e-
Ag(s) +Cl-(aq) Ag|AgCl|Cl-
§7.3 电极电势
(Electrode Potential)
7.3.1 电极电势的产生 7.3.2 电极电势的意义 7.3.3 电池电动势 7.3.4 标准电极电势 7.3.5 标准电极电势表 7.3.6 Nernst方程式 7.3.7 Nernst 方程式的应用
MgCl2(s)
第七章 氧化还原反应与电化学基础
§7.1 基本概念
2. 失去电子的过程叫氧化，得到电子的
过程叫还原
Zn(s) Zn2+(aq)+2eCu2+(aq)+2e- Cu(s) 局限性：形成共价分子的氧化过程不
第七章 电极电势知识点
第七章电极电势知识点一、解释并记忆1.氧化数（又称氧化值）：是某元素一个原子的荷电数，该荷电数（即原子所带的净电荷数）的确定是把成键电子指定给电负性较大的原子而求得。
2.氧化反应：失去电子使元素氧化数升高的过程叫氧化反应。
3.还原反应：得到电子使元素氧化数降低的过程叫还原反应。
4.氧化还原电对：在氧化还原反应中，氧化剂与它的还原产物、还原剂与它的氧化产物组成的体系，称为氧化还原电对，简称电对。
5.氧化型物质：在氧化还原电对中，氧化数较高的物质称为氧化型物质。
6.还原型物质：7.氧化还原半反应：电对物质间的共轭关系式又称氧化还原半反应。
9.原电池：借助于氧化还原反应产生电流的装置称为原电池。
10．电动势（符号E）：是指正、负极之间没有电流通过时的电极电势差。
11.电极的标准状态：通常将温度为298K，组成电极的各离子浓度为1mol/L，各气体压力为100kPa 时的状态，称为电极的标准状态(用上标“θ”表示)二、简答题1.简述确定氧化数的规则。
答：确定氧化数的规则有：1）单质中元素的氧化数为零。
2）氢在化合物中的氧化数一般为＋1；在二元金属氢化物中氢的氧化数为－1。
3）氧在化合物中的氧化数一般为－2；在过氧化物中的氧化数为－1；在氟氧键中氧的氧化数为＋2，如OF2中。
4）简单离子的氧化数等于该离子的电荷数。
5）共价化合物中元素的氧化数等于原子在化合态时的“形式电荷”数。
6）在中性分子中，各元素氧化数的代数和为零；复杂离子（即多原子离子）所带的电荷数等于各元素氧化数的代数和。
2.简述氧化数法配平氧化还原反应方程式的原则。
答：（1）得失电子守恒，即氧化剂中元素氧化数降低的总数等于还原剂中元素氧化数升高的总数。
（2）质量守恒定律，即方程式两边各元素的原子或离子总数相等。
3.应用能斯特方程时需注意哪些事项？答：应注意：1)计算前，首先配平电极反应式。
2)组成电极的物质中若有纯固体、纯液体(包括水)则不必代人方程中；若为气体则用分压表示(气体分压代人公式时，应除以标准态压力100kPa)。
原电池电动势与电极电位
第三类电极及其反应
电极
电极反应
Fe3+(a1), Fe2+(a2)|Pt Cu2+(a1), Cu+(a2)|Pt Sn4+(a1), Sn2+(a2)|Pt
Fe3+(a1)+e- →Fe2+(a2) Cu2+(a1)+e- →Cu+(a2) Sn4+(a1)+2e- →Sn2+(a2)
4. 可逆电极
例如： ① H2( p )+Cl2( p )→2H+(a+)+2Cl-(a-) ② 1/2H2( p )+1/2Cl2( p )→H+(a+)+Cl-(a-)
E1 E
RT 2F
ln
a2a2
rGm (1) 2EF
E2 E
RT F
ln
a a
E1 E2
rGm (2) EF rGm (1) 2rGm (2)
表面电势Χ
从10-4cm将单位正电荷通过界面移到物相内部所作的功。 无法测量。
内电位
把单位正电荷在真空中从无穷远处移到离带电物相内部所 作的功，无法测量。
1. 内电位与外电位
它们之间的关系：
Φ=Ψ +X
表面电势是由于液相中极性 分子在带电物相表面定向形成 偶极层引起的。 或者由于金属表面层中电子密 度不同出现的偶极层造成的。
丹尼尔电池
可逆电池电能的来源—— 电化学与热力学的联系
桥梁公式:
( r G)T ,P,R Wf,max nEF
( r Gm )T ,P,R
nEF
zEF
可逆电池电能的来源—— 电化学与热力学的联系
07章_可逆电池的电动势及其应用
8 8 2Cd( 汞齐) SO 4 H 2O(l) CdSO 4 H 2O(s) 2e 3 3
阴极:
8 8 电池反应 : Cd( 汞齐) Hg 2SO 4 (s) H 2O(l) 2Hg(l) CdSO 4 H 2O(s) 3 3
上一内容 下一内容 回主目录
' r , max
当可逆电池的反应进度=1mol时
下一内容 回主目录
返回
2016/1/6
化学反应设计成电池做功和热机做功区别
根据热力学原理，恒温恒压下，1mol反应进度放热化学反应对外能 放出的热是Qm为反应的摩尔反应焓变 r Hm 。
这一热量通过热机对外做 功或发电
目前最高能量转化 率40 %
上一内容 下一内容 回主目录
返回
2016/1/6
可逆电池可逆电池的必备条件
实际上并不是所有的电池都是可逆的 当电池电动势E >E外 ，电池对外放电， 其反应为： 正极反应： 2H＋ ＋2e → H2 负极反应： Zn －2e → Zn2＋ 电池反应： Zn ＋2H＋ → Zn2＋ ＋ H2 当E < E外 ，对电池充电，其反应为： 正极反应： Cu－2e → Cu2＋ 负极反应： 2H＋ ＋2e → H2 电池反应： Cu＋2H＋ → Cu2＋＋ H2
由 rGm和rSm 两个量，就可以容易地求得：
E Δr H m ΔrGm TΔr Sm zFE zFT T p (7.6.5)
E
这个rHm 是在没有非体积功的情况下，恒温恒压反应热。 因为电动势容易精确测定，所以按上式求
Zn
Cu
HCl 不满足充、放 电反应互为可逆 反应，因此，这 个电池不是可逆 电池。 P-319
7.电池电动势及极化现象
阴极 ( 正极 ) 反应：Cu 2+ (a2 ) + 2e → Cu(s) ( 还原，得电子 )
Ø满足物质的量平衡及电量平衡； Ø纯液体或纯固体应标明相态； Ø离子或电解质溶液应标明活度，气体应标明压力。
11
电极和电池的国际惯例表示法
Zn(s) | ZnSO4(a1)┆CuSO4(a2) | Cu(s) Ø负极写在左边，正极写在右边；并按顺序应用化学 式从左到右依次排列各个相的物质、组成(a或p)及相 态(g、l、s) Ø符号“｜”表示电极与连接溶液的接界； Ø符号“┆”表示可混液相之间的接界； Ø符号“”表示液体接界电势已用盐桥等方法消除。 Ø当同一液相中有一种以上不同物质存在时，其间用 逗号“ , ”隔开。
2+ + + = M − Ag + Ag − Ag ,sln + Ag ,sln − Zn ,sln ) φ φ φ φ φ φ ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( 右
{ −{ φ ( M
=
φ ( Zn 2+ ,sln ) − φ ( Zn ) + φ ( Zn ) − φ ( M 左 ) + 系统研究的内容
电化学反应的平衡 研究电化学系统中没有电流通过时系统的性质，即 有关电化学反应平衡的规律。 Nernst方程 电化学反应的速率 研究电化学系统中有电流通过时系统的性质，即有 关电化学反应速率的规律。 超电势
1
法拉第定律
def ∆nB ∆ξ νB
通电于电解质溶液，电极反应的反应进度的改变量 Δξ 与通过的电量Q成正比，与反应电荷数z成反比。
2+ − + − φ Zn φ Zn φ Zn ( ) ( ) ) ( 左
07章2_可逆电池
又因为电动势的测量精确度高，所以由此计算 的热力学函数的变化值远较直接量热法测得准确。 因而在热力学研究中，对于可安排成电池的化 学反应，总是通过测量E和(∂E/∂T)p以求得△rGm ， △rHm ，△rSm。
上一内容 下一内容 回主目录 返回
2013-1-2
(-) H2(p)→2H+(aH+)+2e(+) Cl2(p)+2e-→2Cl-(aCl-) →2HCl(a)（2）
净反应：H2(p)+Cl2(p)→2H+(aH+)+ 2Cl-(aCl-)（1）
能斯特方程:
E1 E
$
RT zF
ln
aH aCl
2
2
aH aCl
2
2
aB a a a v v m a m
RT RT vB E ln( aB )平 ln K B zF zF
G zE F $ G RT ln K
$ r m $ r m $
$ $
RT $ E ln K zF
$
$ $
$ r Gm 将两者从数值上联系在 处于平衡态，只是
E 与 K 所处的状态不同， 处于标准态， E K
v v v
返回
2013-1-2
上一内容
下一内容
回主目录
E与a(活度)的关系
(1)
a a
2 H
2 Cl
aH aCl
2
a m m
一起。
上一内容 下一内容 回主目录 返回
2013-1-2
E ， rGm 和 K $ 与电池反应的关系
物理化学电子课件第七章电化学基础
第二节 电解质溶液
六、电导测定的应用
2. 难溶盐或微溶盐在水中的溶解度很小，很难用普通的滴定方法测 定出来，但是可以用电导的方法测定。用一已预先测定了电导率的高 纯水，配置待测微溶或难溶盐的饱和溶液，测定此饱和溶液的电导率 κ，则测出值为盐和水的电导率之和，故
第二节 电解质溶液
3. 在科学研究及生产过程中，经常需要纯度很高的水。例如，半导 体器件的生产和加工过程，清洗用水若含有杂质会严重影响产品质量 甚至变为废品。
第二节 电解质溶液
表7－2 25 ℃时几种浓度KCl水溶液的电导率
第二节 电解质溶液
四、摩尔电导率与浓度的关系
科尔劳施 (Kolrausch)对电解质溶液的摩尔电导率进行了深入的 研究，根据实验结果得出结论：在很稀的溶液中，强电解质的摩尔电 导率Λm与其浓度c的平方根呈直线关系，即科尔劳施经验式：
第七章 电化学基础
第一节 电化学的基本概念 第二节 电解质溶液第三节 可逆电池及原电池热力学 第四节 电极电势 第五节 不可逆电极过程 第六节 电化学的基本应用
第一节电化学的基本概念
一、电解池与原电池
电化学的根本任务是揭示化学能与电能相互转换的规律，实现这 种转换的特殊装置称为电化学反应器，分为电解池和原电池两类。电 解池是将电能转化为化学能的装置，而原电池是将化学能转化为电能
第三节 可逆电池及原电池热力学
四、可逆电池的热力学 1.可逆电池的电动势E与电池反应的摩尔反应吉布斯函数ΔrGm的关
在恒温、恒压且电池可逆放电过程中，系统吉布斯函数的变化量等 于系统与环境间交换的可逆电功，即等于电池的电动势E与电量Q的乘积。 根据法拉第定律，每摩尔电池反应的电量为zF，故
第三节 可逆电池及原电池热力学
物理化学第七章电化学
第七章电化学7.1电极过程、电解质溶液及法拉第定律原电池：化学能转化为电能（当与外部导体接通时，电极上的反应会自发进行，化学能转化为电能，又称化学电源）电解池：电能转化为化学能(外电势大于分解电压，非自发反应强制进行）共同特点：（1)溶液内部:离子定向移动导电(2)电极与电解质界面进行的得失电子的反应----电极反应（两个电极反应之和为总的化学反应，原电池称为电池反应，电解池称为电解反应）不同点：（1）原电池中电子在外电路中流动的方向是从阳极到阴极，而电流的方向则是从阴极到阳极，所以阴极的电势高，阳极的电势低，阴极是正极，阳极是负极；（2）在电解池中，电子从外电源的负极流向电解池的阴极，而电流则从外电源的正极流向电解池的阳极，再通过溶液流到阴极，所以电解池中，阳极的电势高，阴极的电势低，故阳极为正极，阴极为负极。
不过在溶液内部阳离子总是向阴极移动，而阴离子则向阳极移动。
两种导体：第一类导体（又称金属导体，如金属，石墨）；第二类导体（又称离子导体，如电解质溶液，熔融电解质）法拉第定律:描述通过电极的电量与发生电极反应的物质的量之间的关系=Fn=FzQξ电F -- 法拉第常数; F = Le =96485.309 C/mol = 96500C/molQ --通过电极的电量；z -- 电极反应的电荷数（即转移电子数），取正值；ξ--电极反应的反应进度；结论： 通过电极的电量，正比于电极反应的反应进度与电极反应电荷数的乘积，比例系数为法拉第常数。
依据法拉第定律，人们可以通过测定电极反应的反应物或产物的物质的量的变化来计算电路中通过的电量。
相应的测量装置称为电量计或库仑计coulometer,通常有银库仑计和铜库仑计 。
7.2 离子的迁移数1. 离子迁移数:电解质溶液中每一种离子所传输的电量在通过的总电量中所占的百分数，用 tB 表示1=∑±=-++t 或显然有1:t t离子的迁移数主要取决于溶液中离子的运动速度，与离子的价数无关，但离子的运动速度会受到温度、浓度等因素影响。
原电池电动势的测定和应用
原电池电动势的测定和应用原电池电动势的测定和应用引言：原电池电动势是指在没有电流通过时，电池两个极之间的电压差。
它是电池内部的化学反应产生的电势差，也是电池提供电能的基础。
准确测定和充分利用原电池电动势，对于电池的设计和应用具有重要意义。
本文将介绍原电池电动势的测定方法和其在实际应用中的一些典型案例。
一、原电池电动势的测定方法1. 电池伏特计法电池伏特计法是最常用的测定原电池电动势的方法。
具体操作步骤如下：（1）将待测电池与标准电池连接成串联电路；（2）用电压表测量串联电路的总电压；（3）通过改变待测电池与标准电池的连接方式（正负极对换），多次测量总电压；（4）通过计算得到待测电池的电动势。
2. 静态电位法静态电位法是一种利用电位差计测量电动势的方法。
具体操作步骤如下：（1）将待测电池的两个极分别连接到两个电位计的电极上；（2）通过调整电位计的电位差，使得两个电位计的读数相等；（3）记录下电位计的电位差，即为待测电池的电动势。
二、原电池电动势的应用1. 电池选型在进行电池选型时，原电池电动势是一个重要的考虑因素。
不同应用场景对电池的电动势要求不同，如需要提供大电流的应用通常需要较高的电动势，而对于低功耗设备，则可以选择电动势较低的电池。
因此，准确测定原电池电动势可以帮助工程师选择适合的电池。
2. 电池的寿命预测电池的寿命与其电动势密切相关。
通过测量电池的电动势变化，可以预测电池寿命的变化趋势。
当电动势降低到一定程度时，就意味着电池即将达到寿命极限，需要进行更换或充电。
3. 电池状态监测电池状态监测是指实时监测电池的电动势变化，以判断电池的工作状态。
通过测量电动势的变化，可以判断电池是否正常工作，是否需要维护或更换。
这对于一些关键设备的运行非常重要，如医疗设备、航天器等。
4. 电池的充放电控制电池的充放电控制是指根据电池的电动势变化来控制充放电过程。
通过测量电动势的变化，可以判断电池的电量情况，从而控制充放电的时机和速度，以保证电池的安全和有效使用。
实验二原电池电动势的测定及应用
在实验过程中，每隔一段时间 记录一次电压表和电流表的读
数，以便后续数据处理。
数据记录与处理
01
02
03
数据整理
将实验过程中记录的电压 表和电流表的读数整理成 表格，以便进行后续分析。
数据处理
根据实验数据，计算原电 池的电动势和内阻等参数， 并分析其变化趋势。
结果分析
根据数据处理结果，分析 不同类型原电池的电动势 和内阻差异，以及影响因 素。
测量仪器
电压表、电流表等用于测量原 电池的电动势和电流。
原电池
不同种类和组成的原电池，以 便进行对比实验。
实验操作
准备实验设备
确保电源、导线、测量仪器和 原电池都已准备好，并检查其
正常工作状态。
连接电路
按照实验要求，使用导线将电 源、原电池和测量仪器正确连 接起来，形成完整的电路。
启动实验
打开电源，观察原电池的工作 状态，并记录电压表和电流表 的读数。
实验结果较为准确，误差在可接受范围内，实验操作和数据处理方法有待进一步优 化。
实验中存在的问题与改进建议
1
实验操作过程中存在一定的人为误差，如电极放 置不准确、溶液搅拌不均匀等。建议加强实别数据存在异常值。建议在 实验过程中增加数据采集的频次，以获取更准确 的数据。
03 原电池电动势测定的应用
原电池电动势与氧化还原反应的关系
总结词
原电池电动势与氧化还原反应密切相关，电动势的大小可以反映氧化还原反应进行的程度和方向。
详细描述
原电池电动势的产生是由于氧化和还原反应分别在两个电极上发生，从而产生电位差。电动势的大小 与氧化还原反应的平衡常数、反应物浓度和温度等因素有关，可以用来判断反应进行的程度和方向。
第七章 可逆电池的电动势及其应用#(精选.)
第七章 可逆电池的电动势及其应用教学目的：通过本章学习能熟练掌握可逆电池的热力学，能熟练、正确地写出所给电池的电极反应和电池反应并能计算电动势。
教学要求：明确电动势与m r G ∆的关系。
熟悉标准电极电势表的应用。
对于所给的电池能熟练、正确地写出电极反应和电池反应并能计算电动势。
明确温度对电动势的影响及了解m r H ∆和m r S ∆的计算。
了解电动势产生的机理及电动势测定法的一些应用。
教学重点和难点电动势和能斯特方程式，用电化学法测定并计算热力学函数平衡常数。
教学方法：讲授法和讨论法相结合，双边交流教学用具：多媒体教学内容：第一节 可逆电池和可逆电极应用热力学原理来研究电池，必须首先区别电池反应是可逆过程还是不可逆过程。
当电池的反应是可逆过程时，热力学原理才能应用于研究电池的问题。
一、可逆电池和不可逆电池根据力学可逆过程的定义，可逆电池必须满足下面两个条件。
1．电极上的化学反应可以向正反两个方向进行，对应的放电反应与充电反应必须互为逆反应。
E>E 外时作为原电池，发生的是放电反应;E<E 外时作为电解池，发生的是充电反应2．可逆电池在放电或充电时所通过的电流必须无限小，以使电池在接近平衡状态下工作。
此时，若作为原电池它能做出最大有用功，若作为电解池它消耗的电能最小。
换言之，如果设想能把电池放电时所放出的能量全部储存起来，则用这些能量充电，就恰好可以使体系和环境均恢复原状。
3.电池中没有不可逆的液体接界存在。
只有同时满足上述三个条件的电池才是可逆电池，即可逆电池在充电和放电时不仅物质转变是可逆的（即总反应可逆），而且能量的转变也是可逆的（即电极上的正、反向反应是在平衡状态下进行的）。
若不能同时满足上述两个条件的电池均是不可逆电池。
不可逆电池两电极之间的电势差E ′将随具体工作条件而变化，且恒小于该电池的电动势，此时△G T, p ＜－nFE ′。
研究可逆电池十分重要，因为从热力学来看，可逆电池所作的最大有用功是化学能转变为电能的最高极限，这就为我们改善电池性能提供了一个理伦依据，另一方面在研究可逆电池电动势的同时，也为解决热力学问题提供了电化学的手段和方法。
第七章氧化还原反应和电极电势案例
Mn2++ BiO3-+H+→ MnO4- + Bi3+ （2）拆成两个半反应 还原半反应：BiO - →Bi3+ 3 氧化半反应：Mn2+→ MnO4-
（3）配平两个半反应
A. 原子配平——配平反应式两边的原子个数
BiO3-+6H+=Bi3++3H2O BiO3- → Bi3+ Mn2+ → MnO4- Mn2++4H2O=MnO4-+8H+
[例]计算K2Cr2O7中Cr和Fe3O4中Fe的氧 化值。 [解] K2Cr2O7
2(+1)+ 2x+ 7(-2) = 0
x=+6 Fe3O4
3x+ 4（-2）= 0
8 x=+ 3
二、氧化剂和还原剂
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn→Zn2+, 失去电子 氧化值0→+2升高，被氧化 还原剂： 氧化值升高的物质
测得298.15K E=0.3419V -E E E= + - = 0.3419 E(Cu2+/Cu)= 0.3419(V) 测E(Zn2+/Zn)
(-)ZnZn2+(1molL-1)||H+(1molL-1)H2(100kPa),pt (+)
298.15K E=0.7618V 氢正极 锌负极 -E 2+ E E= + - =0.7618 = 0-E Zn /Zn E(Zn2+/Zn)=-0.7618(V)
酸性介质 反应物 碱性(中 性) 反应物 少1个O加1个H2O，生成2个H+ 多1个O加2个H+，生成1个H2O 多1个O加1个H2O，生成2个OH-
无机化学课件第7章 氧化还原反应
第一节
第一章
2、离子-电子法
现以 KMnO Na SO +H SO MnSO +K SO +H O反
4
2
3
2
4
4
2
4
2
应为例，用离子- 电子法配平其方程。
⑴ 以离子反应式表示氧化还原反应：
rGm ≤ W′
如果反应是热力学可逆，上式取等号；如果反应是自 发进行的，取小于号。即系统对环境所做的最大功的 绝对值不会超过| rGm | ， 只能小于等于| rGm | 。
第二节
第一章
在298.15 K和标准状态下进行的化学反应：
Zn(s)+Cu2+ ===Zn2+ +Cu(s)
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 找出氧化剂和还原剂反应前后氧化数的变化：
2×（3-6）= -6
+6
+2
+3
+3
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3
3-2=1
第二节
第一章
锌-铜原电池
原电池是由两个半电池组成，每个半电池又称作一个电极， 电极包括传导电子的金属及组成半电池的溶液。
第二节
第一章
2、电极反应 负极： Zn Zn2+ (aq)+2e (氧化反应) 正极： Cu2+ (aq)+2e Cu (还原反应)
第七章 氧化还原与电极电势
上式通过△rGm 和E 将热力学和电化学联系起来， 两者都可作为氧化还原反应自发性的判椐： △rGm＜0，E ＞0，反应正向自发进行； △rGm＞0 ，E ＜ 0，反应逆向自发进行； △rGm = 0，E = 0，反应达到平衡。 非标准态下，△rGm和E作为氧化还原反应自发性的 判据。 例 根据附录的标准电极电位，计算反应 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3&断反应在标态下是否自发进行。
在氧化还原反应中电子转移的总数n=6 △rGm = -nFE = -6× 96485C·mol-1 × 0.461V = -2.669 ×105J ·mol-1 =-266.9kJ ·mol-1 ＜ 0 故反应正向自发进行。
27
电极电位的Nernst方程式 及影响电极电位的因素 一、Nernst方程式 1．电池电动势的Nernst方程式 热力学等温方程式: △rGm = △rGm + RTlnQ 把 △rGm = -nFE
解：先写成离子反应式：
2 Cr2O7 +I +H+ Cr 3+ +I2 +H2O
将离子反应式分成两个半反应：
I I2
Cr2O +H Cr +H2O
+ 3+
2 7
分别配平两个半反应：
10
2I =I2 +2e
2 Cr2O7 14H 6e 2Cr3 7H2O
第七章 氧 化 还 原与电极电势
1
第一节
一、氧化值 1、氧化值的定义
基本概念
氧化值定义为某元素一个原子的荷电数，这 种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电 负性较大的原子而求得。 某元素在化合时，该元素一个原子失去多少电 子或有多少电子向其它原子偏移，则该原子的氧化 值即为正多少；反之，一个原子得到多少电子或其 它原子有多少电子向它偏移，则该原子的氧化值即 为负多少。如：NH3
第七章 氧化还原反应 电化学基础
Eθ =1.229V
解（1） EBr2 / Br （2） E MnO
0.0592 2 = 1.065 lg cBr 2
2+
2 / Mn
0.0592 cMn 2+ = 1.228 lg 4 4 cH +
（3） EO2 / H 2O
0.0592 1 = 1.229 lg 4 4 cH + pO2
第七章 氧化还原反应 电化学基础
§7.1 氧化还原反应的基本概念 §7.2 电化学电池
§7.3 电极电势
§7.4 电极电势的应用
§ 7.1 氧化还原反应的基本概念
7.1.1 氧化值 7.1.2 氧化还原反应方程式的配平
7.1.1 氧化值
有电子得失或电子转移的反应，被称为 氧化还原反应。
Cu (aq) + Zn(s) Zn (aq) + Cu(s) 得失电子 H 2 (g）+ Cl2（ ） 2HCl（ ） g g 电子偏移 氧化值：是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。
2KMnO + 5K2SO3 + 3H2SO4 4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
配平的难点是未发生电子得失的原子的配平 在进行未发生电子得失的H和O原子数配平时,有 下列规律:
(1) 反应在酸性介质中进行,则方程式两边根据需要均可 出现H+或H20,但绝不能出现OH-.如果反应前氧原子数小 于反应后的,则在左边加上H20,右边生成H+;反之,则左边 加H+,右边生成H20. (2) 反应在碱性介质中进行,则方程式两边根据需要均可 出现OH-或H20,但绝不能出现H+.如果反应前氧原子数小 于反应后的,则在左边加上0H-,右边生成H2O;反之,则左 边加H20,右边生成0H-. (3)反应在中性介质中进行,则左边加H20,右边(产 物)根据需要均可出现H+或OH-.
原电池电动势的测定
原电池电动势的测定电动势是电池的重要参数，它表示电池内部反应的驱动力。
测定电池的电动势可以帮助我们了解电池的性能与状态。
下面，本文将介绍电动势的测定方法。
一、理论背景1.1 电动势的概念电动势指的是电源或电池内部产生电场力的驱动力，并不等于电流强度。
电动势的单位为伏特（V）。
电池的电动势可以通过一下公式表示：e = Ecell - I*r其中，e表示电池的电动势，Ecell表示电池的静电电势，I表示电流强度，r表示电阻。
1.3 受到内部与外部因素的影响电池的电动势受到许多因素的影响，如电池的容量、温度、电解液、电极材料、使用时间等。
另外，外部因素如外界温度、压力、化学物质等也会影响电动势的稳定性。
二、实验仪器与材料仪器：标准电池、万用表、滑动变阻器、电源、导线、千分表。
材料：鳄鱼夹三、实验过程3.1 实验前准备将电源接通，先对万用表和滑动变阻器进行自测，试查看万用表和滑动变阻器是否正常。
将导线和鳄鱼夹接好，放在电源的电极端面。
3.2 实验步骤（1）将标准电池的正极和待测电池的负极接好，然后将待测电池的正极与滑动变阻器的中间端口相连。
（2）依次改变滑动变阻器的阻值，不断记录下读数。
如表1，数据记录如下：表1 测量数据滑动变阻器阻值/Ω 电动势大小1 1.05 V2 1.03 V3 1.01 V4 0.99 V5 0.97 V6 0.95 V7 0.93 V8 0.91 V9 0.89 V10 0.87 V（3）测量标准电池的电动势与待测电池的电动势，这两个数值的差值即为待测电池电动势的大小。
实验数据如下：标准电池电动势： 1.019V3.3 实验注意事项（1）如果滑动变阻器的接线不正确会影响测量结果，因此需要仔细检查。
（2）在调节滑动变阻器时需要缓慢转动，以小步长的方式移动到下一个阻值。
（3）除非特别需要，通常可以选择一个比标准电池电动势稍大的电流强度，否则可能会导致电池真实电动势的下降。
（4）测量结束后，需要关闭电源和万用表、滑动变阻器等仪器。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
(Hg2Cl 2 / Hg) 0.2415V.
将待测电极与参比电极组成原电池
参比电极
银-氯化银电极
电极反应: AgCl(s)+e Ag(s)+Cl (aq)
Ag + (aq)+e- Ag(s)
电极符号: Ag∣AgCl∣Cl-
T=298K时，标准电极电势为0.2223V 饱和电极电势为0.2000V
M活泼
M不活泼
如果溶解 > 沉积则如图a； 如果沉积 > 溶解则如图b。 都会形成双电层, 产生电势差, 称之为金属的电极电势。 用 (氧化态/还原态)表示, 例如 (Cu2＋/Cu)等。
双电层
Mn+稀 Mn+浓 溶解 >沉积 沉积 >溶解 M Mn+(aq) +ne-
值越大, 氧化能力越强; 值越小, 氧化能力越弱。
原电池的正、负极之间的电极电势差称为原电池的电动 势，用E 来表示。 规定: 原电池的电动势等于正极的电 极电势减去负极的电极电势。
E = 正－Leabharlann 负Eθ= θ正－θ负三、原电池的电极电势
(4) 标准电极电势的测定:
电极电势的绝对值无法测定，实际应用中只需知 道它们的相对值，我们人为地选择某一电极为标准， 规定电极电势为零，而把其他电极与此标准电极构成 的原电池的电动势，作为该电极的电极电势。
Sn4+(c1)，Sn2+(c2) | Pt (+)
⑥ 参与电极反应的其它物质也应写入电池符号中。
Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) | Pt (+) (-) Pt | O2(p) | H2O，OH- (c1)
半反应与常见电极类型
⑴ 金属及其离子电极 Cu2+ + 2e- = Cu Cu(s)∣Cu2+(c) ⑵ 气体电极，须加惰性电极(Pt or C)
θ rGm =-212.31kJ mol-1
化学能→热能
氧化还原反应都有电子转移，但不能产生定向 移动的电流，能否设计一种装置将其转化为定 向移动的电流，即能否将化学能转化为电能呢?
生活中的电池
普通干电池
充电干电池
钮扣电池
笔记本电脑 专用电池
摄像机 专用电池
手机电池
Cu-Zn原电池装置
接通内电路
Cu2+
/Cu
金属导体如 Cu、Zn 惰性导体如 Pt、石墨棒
原电池的图式表示
如Cu－Zn原电池的电池图式为：
(-) Zn (s)│Zn2+(1.0mol/L) ||Cu2+(1.0mol/L)│Cu (s) (+)
原电池符号(电池图式)的书写方法：
① 负极“(-)”写在左边，正极“(+)”写在右边。 ② 半电池中两相界面用“│”表示; 同相不同物种用“,”分 开; 溶液、气体要注明cB, pB；盐桥用“||”表示 。 ③ 若电极反应无金属导体, 用惰性电极Pt或C (石墨)。
三、原电池的电极电势
(5) 使用标准电极电势表应注意的事项
测定方法：(-)标准氢电极 待测电极(+)
① 规定标准氢电极的电极电势为零，即：
（
H
H2
） 0
② 规定所有电极反应都写成还原反应的形式，即： 氧化态＋ ne- ＝还原态，共同比较电对获得电子的能 力，因此又称标准还原电对。其标准电极电势表示为 θ(氧化态/还原态) 。
2H+ + 2e- = H2 Pt(s)∣H2(p)∣H+(c)
半反应与常见电极类型
⑶ 不同价态的离子电极，须加惰性电极
Fe3+ + e- = Fe2+ Pt(s)∣Fe3+(c1), Fe2+(c2)
⑷ 金属及其难溶盐电极
AgCl + e- = Ag + ClPt
Ag(s)∣AgCl(s)∣Cl-(c)
【例】将标准氢电极与标准银电极组成原电池，经测 量标准氢电极为原电池的负极，原电池的标准电动势 为+0.7996V。试计算标准银电极的电极电势。
解：由题意知： θ负 = θ氢电极= 0.000V
θ正 = θ银电极 根据 Eθ= θ正 - θ负 = θ正 - 0.000V 则有 θ正 = Eθ= +0.7996V
浓差电极
由两种不同浓度的某金属离子的溶液分别与该金属所形 成的两个电极，也可以组成一个原电池，叫浓差电池。
图为由Ni2+浓度分别为1.0010–3 mol/L和1.00 mol/L 的两种溶液组成的浓差电极。
浓差电极
电池反应为： 负极： Ni(s) Ni2+(稀溶液) + 2e 0 2+ (Ni /Ni) 0.28V 2+ 正极： Ni (浓溶液) + 2e Ni(s) 总反应： Ni2+(浓溶液) Ni2+(稀溶液) E 0.0888V
=
=
正- 负 + (H /H2) - (Zn2+/Zn) 0.000V-θ(Zn2+/Zn)
∴ (Zn2+/Zn) = -Eθ = - 0.76V 答: (略)。
参比电极
在实际测定中，常用易于制备、使用方便且电极电势稳定的甘汞 电极或氯化银电极等作为电极电势的对比参考，称为参比电极。
国际上统一规定标准氢电极作为标准电 极，并规定任何温度下，其电极电势为零。
三、原电池的电极电势
(4) 标准电极电势的测定:
标准氢电极: 氢电极电极反应: 2H+(aq) + 2e氢电极半电池符号: H2(g) 标 准 氢 电 极 装 置 图
Pt | H2(100kPa) | H+(1.0mol· L-1)
Ag
AgCl
Fe3+ Fe2+
Cl-
例：写出如下原电池的图式
如铜锌原电池
()Zn ZnSO4 (c1 ) CuSO 4 (c2 ) Cu( )
铜银原电池
( )Cu Cu (c1 ) Ag (c 2 ) Ag( )
铜氢原电池
2
( )Pt H 2 (p ) H (c1 ) Cu (c 2 ) Cu( )
若反应写作 Cu2+ + Zn→Cu + Zn2+ EΘ ＝1.1037V； 若反应写作 Cu + Zn2+→Cu2+ + Zn
EΘ ＝–1.1037V；
原电池电动势的正负号代表了氧化还原 反应自发进行的方向。
三、原电池的电极电势
(1) 电极电势 ( )：每个电极上半反应的电位差。
双电层理论： 金属在其盐溶液中, 溶解和沉积形成动态平衡： M(s) 溶解 Mn+(aq) + ne沉积
甘汞电极
电极反应: Hg2Cl2 (s) + 2e2Hg(l)+2Cl-(aq) 电极符号: Pt | Hg(l) | Hg2Cl2(s)|KCl(c)
标准甘汞电极： c(Cl ) 1.0mol L1
(Hg2Cl 2 / Hg) 0.2628V;
饱和甘汞电极： c(Cl ) 2.8mol L1
原电池: 借助于氧化还原反应将化学能转变为电能的装置
Cu-Zn原电池组成
一般由电极、导线、盐桥等组成。
电极: 分为负极和正极。 由电极导体和电解质溶液组成。
负极: Zn片和硫酸锌溶液 失电子即电子流出的一极 如: Zn-2e-＝Zn2+(氧化反应) 正极: Cu片和硫酸铜溶液 得电子即电子流入的一极 如: Cu2++2e-＝Cu(还原反应) 电子流向：锌片(负极) → 铜片(正极) 电流流向：铜片(正极) → 锌片(负极) 溶液中阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
Cu-Zn原电池组成—盐桥
什么是盐桥？ 饱和的KCl溶液和5％琼脂做成的冻胶 (冻胶的作用是防止管中的溶液流出，K+和Cl-能 在冻胶内自由移动。) 盐桥的作用是什么？ ①构成闭合回路，代 替两溶液直接接触 ②平衡电荷(中和Zn2+过剩和SO42-过剩，保持两 个半电池溶液的电中性)。
电极反应与电池反应
三、原电池的电极电势
(5) 使用标准电极电势表应注意的事项
③ φ小的电对对应的还原型物质还原性强； φ大的电对对应的氧化型物质氧化性强。 ④ φ 的大小与半电池反应的写法无关。 例如：Cl ( g) + 2e2 1 Cl2(g) + e2 2Cl - (aq) Cl- (aq) φ ＝1.3583 V φ ＝1.3583 V
2+ －3 0.05917 c (Ni )( 稀 ) 0.05917 1.00 10 E E0 lg lg 0.0888V 2+ n c(Ni )(浓) 2 1.00
酸度计就是利用了浓差电极的原理对溶液中的氢离 子浓度进行测量。
四、电动势E与ΔrGm的关系
研究表明：在恒温恒压下，系统对环境所做的最大 非体积功等于系统的吉布斯自由能变。对于原电池 来说，系统对环境所做的非体积功只有电功。
原电池由两个半电池组成，半电池又称电极。在两电极 上发生的半反应(氧化反应和还原反应)均称为电极反应。 两个电极反应之和即总反应称为电池反应。 Cu - Zn 原电池中： 负极反应：Zn - 2e → Zn2+ (氧化半反应) 正极反应：Cu2+ + 2e → Cu (还原半反应) 电池反应：Zn + Cu2+ ═ Zn2+ + Cu (总反应) 半反应通式： [氧化型]+ ne Zn2+ /Zn 电对 电极 [还原型]