氧化还原与电极电势
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氧化数可以是正数、负数、分数和 零。
(1)单质中元素的氧化数均为零。
(2)分子化合物中的各元素氧化数的 代数和等于零。
(3) H在化合物中的氧化数一般为 +1，但在活泼金属氢化物（如NaH、 CaH2等）的氧化数为-l。
(4)O在化合物中的氧化数一般为-2， 但在过氧化物（如Na2O2、H2O2等） 中的氧化数为－l，在超氧化物（如 KO2）中的氧化数为－1/2。
（2）对于气体物质，应以相对分压 p/p0写入Nemst方程中；
（3）若电极反应中有H＋或OH一等参 与，尽管其氧化数并无变化，但也 要与相应的氧化态或还原态一并列 入方程；
（4）如果电极反应式中各物质的系 数不等于1时，则其浓度应升到相应 的方次数。
举例说明：
Zn2+ + 2e ＝ Zn
Zn2+/Zn＝
0.0592(O)xm n lg(Rde)q
Nerst方程式表示了电极电势随 浓度的变化关系。
由公式可知，氧化型物质的浓度 愈大或还原性物质的浓度愈小， 值就愈高；反之，氧化型物质浓度 愈小或还原型物质浓度愈大， 值 就愈小。
2. 应用Nemst方程应注意以下几个问 题：
（1）纯固体、纯液体及稀溶液中的 溶剂不写进Nemst方程中； 纯固体或H2O的浓度视作常数处理。
第五章 氧化还原与电极电 势
本章知识点与考核要求 •氧化还原反应 •电极电势 •电极电势的应用
第一节 基本概念
一、氧化数 1. 定义
氧化数是元素的一个原子的形 式荷电数，是将每一个化学键中 的电子指定给电负性较大的原子 而求得。
2.确定氧化数的经验规则
计算氧化数的规则虽然是人为的规 定，但它们是大量实验事实的总结。
影响电极电势的因素主要有： ①构成电极的物质本性（或称得失 电子的能力）； ②溶液的温度； ③溶液中有关离子的浓度； ④气体的分压 。
1. Nernst方程式
电极电势的大小，主要决定于电 对的本性。并受离子的浓度和温度 等条件的影响。
如果温度或浓度改变了，电极电 势也就跟着改变。
电极电势与温度、浓度间的关系 遵从Nernst方程 。
[Ag+] = Ksp/ [Cl － ] =1.8×10 － 10/ 1.0
= 1.8×10－10
Ag+/Ag = 0Ag+/Ag + 0.0592 lg [Ag+] = 0.7998－0.0592lg(1.8×10
－10)
=0.2223 （V）
总结：
一般来说，由于难溶电解质的生 成使氧化态的离子浓度减少时，电 极电势值将变小；若难溶电解质的 生成使还原态的离子浓度减少时， 电极电势值将变大。
3．电极反应
原电池是由两个电极组成的，在两 个电极上分别发生氧化反应和还原 反应。
在原电池中，向外电路输出电子的 电极叫负极，而接受电子的电极叫 正极。
4．电池符号
如：铜－锌原电池 原电池有半电池、电极、盐桥三个部 分组成。
为了起见，原电池的组成常用一 个符号来表示，称为电池符号。
书写电池符号的规定：
规定当溶液的浓度为1.0mol/L，
气体分压为101.3kPa，温度为 298K时，所测的电极电势，称为标 准电极电势，常用符号0表示。
5.测定电极电势的方法
测定其它电极的电极电势，是以 该待测电极作为正极，标准氢电极 为负极组成电池，测其电动势而确 定的。
构成原电池的两极间的电势差称 为原电池的电动势。用符号“E”表 示
例：在298K时，将一根银丝插入 AgNO3溶液中，并在溶液中加入KCl 使溶液中Cl－浓度为1.0mol/L，计 算Ag+/Ag ＝？
(AgCl的Ksp=1.8×10－10)
解：该电极的电极反应为：
Ag+ + e = Ag =0.7996V
0Ag+/Ag
加入KCl生成AgCl沉淀，并有
[Cl-] [Ag+] = Ksp
例：
氧化数由0变为＋1(升高)
CuO ＋ H2＝ Cu ＋ H2O
氧化数由＋2变为0(降低)
氧
还
化
原
剂
剂
第二节 电极电势
一、原电池 原电池是利用氧化还原反应将化
学能转变为电能的装置。 1．原电池的组成
原电池是由两个半电池组成的， 两个半电池之间由盐桥沟通。
2.氧化还原电对
每一个半电池中含有同一元素的不 同氧化数两种物质构成。
H2－2e
2H+
当t=250C，pH2=101.3kPa，
[H+]=1mol/l时，H2和H＋溶液之间所
产生的电势差，就是标准氢电极的
电极电势。
并规定标准氢电极的电极电势为零， 即H+/H2＝0。
4.标准电极电势
由于电极电势的大小，主要取决于 构成电对的本性，同时受温度、浓 度的影响。提出了标准的概念。
2．还原反应（过程）：
得电子，氧化数降低的反应叫作 还原反应（过程）。
3．氧化剂：在氧化还原反应中得电子， 氧化数降低的物质叫作氧化剂。
4．还原剂：在氧化还原反应中失电子， 氧化数升高的物质叫作还原剂。
5．氧化性：氧化剂得电子的能力叫作 氧化性或氧化能力。
6．还原性：还原剂失电子的能力叫作 还原性或还原能力。
锌电极为负极，铜电极为正极。
正、负电极分别发生如下反应：
正极：Cu2+ + 2e 应）
Cu(还原反
负极：Zn 应）
Zn2+ + 2e (氧化反
二、电极电势
1.电极电势 产生于电极表面与溶液间的电势
差称为电极电势，用符号“Mn+/M” 表示。
电极电势的大小反映了金属在水 溶液中得失电子能力的大小。
简单地讲，金属越活泼，溶解成 离子的倾向愈大，离子沉积的倾向 愈小，达到平衡时，电极的金属板 上累积的负电荷就较多，电极电势 越低；相反，金属越不活泼溶解倾 向则愈小，沉积的倾向愈大，电极 电势越高。
1.电极电势的高低反映了氧化还原电 对得失电子的难易。
电极电势愈高，表明氧化还原电 对中的氧化态愈易得电子变成它的 还原态，而电对中的还原态愈难失 电子变成它的氧化态。
电极电势愈低，表明氧化还原电 对中的还原态愈易失电子变成它的 氧化态，而电对中的氧化态愈难得 电子变成它的还原态。
例如： F－/F2＝2.87
E＝(+) － (－)
(-)Pt，H2 | H+(1mol/L) || 待测电极
(+)
E＝(+) － H+/H2
由于H+/H2＝0
故 E＝ (+)
即电池的E就是待测电极的电极电势。
例如： SHE || Cu2+(1mol/L)| Cu(+)
测得 E＝＋0.337V
则
Cu2+/Cu= 0.337V
6.电极电势的意义及特点
(5)单原子离子的氧化数等于离子所 带的电荷数；多原子离子的电荷数 等于所有元素氧化数的代数和。
(6)在一般化合物中碱金属和碱土金 属的氧化数分别为＋1和＋2，卤素 为－1。
(7)一种原子的氧化数可以从同它化 合的其他原子的氧化数计算出来。
例 :计算Na2S4O6中S元素的氧化数。 解：已知O的氧化数为-2，Na的氧 化数为+1，
第三节 电极电势的应用
➢电极电势值是一极为重要的数据。 ➢电极电势的应用：
①定量比较氧化剂和还原剂的强弱； ②判断氧化还原反应的方向； ③判断氧化还原反应的限度—计算 平衡常数K。
一、比较氧化剂和还原剂的强弱
I20/ I. 010m.0o25l/9L2lg
1 [I-]2
-0.540.0592lg 1 0.66 2 (0.01)2
例3：
（1）电极电势的高低反映了氧还电 对———的难易，当电对中的氧化 态形成沉淀时，电极电势值将—— —。
（2）在氧化还原反应中，还原剂是 值——的电对中的———物质。
2．酸度对电极电势的影响
当H＋或OH－离子参与电极反应时， 溶液pH的变化往往对电极电势产生 很大影响。
例：当PH=3，C(MnO4－ )=C(Mn2+ )
=1mol/L 时 , 电 极 电 位 EMnO4 － /Mn2+ 是
多少?问酸度变化时对氧化型物质的 氧化能力有何影响？
解：MnO4- +8H+ +5e = Mn2+ +4H2O 0 MnO4－/Mn2+ = + 1.51 V
表明F2＋2e
2பைடு நூலகம்－的反应是
非常容易向右进行，F2容易得电子
是强氧化剂。
2.电极电势和温度、密度等物理量一 样，是一个强度性质，因此它的数 值与物质的数量无关。
Zn2+ + 2e Zn
0.76
Zn2+/Zn＝
2Zn2+ + 4e 2Zn 0.76
Zn2+/Zn＝
3.电极电势值与电极反应方向和书写 方式无关。
2.电极电势的测定
由于电极电势绝对值无法测定， 只能通过比较来求得各电极电势的 相对值，所以电极电势的数值是相 对的。
其方法是人为选定某种电极作为 标准，其它电极与选定电极作比较 而求得其相对的电极电势值。
3.标准氢电极（SHE）
IUPAC选定标准氢电极作为电极电 势的共同比较标准。
标准氢电极由电对H＋/H2构成，
氧化数高的物质称为氧化态或氧化
型，以Ox表示。
氧化数低的物质称为还原态或还原 型，以Red表示。
另外，习惯上也将一个半电池称为 一个电极，因此，也可以说原电池 是由两个电极组成的。
每个电极由同种元素的氧化态和还 原态物质组成，称为一个氧化还原 电对（简称电对）。
电对以符号“氧化型/还原型”或
“Ox/Red”表示。
对于任意一个电极反应：
mOx＋ne = qRed
其电极电势的Nemst方程为：
02.3n0R FTlg((O Rd)exm )q
式中：R－气体常数，8.314J/mol K F－法拉弟常数，
96.500J/Vmol
T－绝对温度，
n-电极反应中转移的电子数。
如果只考虑在室温下（T=298K） 进行的反应，将有关常数代入上式， 则Nerst方程式 ：
负极写在左侧，正极写在右侧， “｜”表示相界面，“||”表示盐桥， 同一相中的两种物质间用“，”隔 开，注明物质的浓度或分压（标准 态除外），如电对中没有导电极板， 应另加惰性金属（如Pt）作为电极 极板。
上述铜－锌原电池可表示为：
(-)Zn|Zn2+(xmol/L)|| Cu2+(ymol/L)|Cu(+)
0.76Z2n /Zn Z2 n/Zn0.025l9g2 [2 Z ] n
M2M nHOn 2 2/OM 2O (2 s n)+ 4MH2 n/M +O2 n +20.e02=5Ml9g n[[22 M +H 2 ]+ 4]n
3. Nemst方程的应用
（1）离子浓度的改变对的影响
例1：求在298K时，将金属锌放在 0.1mol/LZnSO4溶液中的电极电势？
设S元素的氧化数为x，则有：
2 (+ 1) ＋ 4x ＋ 6 (一 2)
＝0
x21 2
二、氧化还原反应
在反应前后物质的某些元素的氧化 数发生变化的反应称为氧化还原反 应。
氧化还原反应的实质是发生了电子 的转移或偏移。
在氧化还原反应中的概念：
1．氧化反应（过程）：
失电子，氧化数升高的反应叫作 氧化反应（过程）。
解：电极反应 Zn2+ + 2e ＝ Zn
Zn2
/Zn
Zn2/
Zn
0.059l2g[Z2n] 2
-0.760.059lg20.10.79 2
例2：求非金属碘（I2）在 0.1mol/LKI溶液中，298K时的电 极电势。
解： I2 ＋ 2e = 2I－
并且 I2/I－＝0.54V
I2(/II－) =
A 、 上 升 0.38V 0.047V
B、上升
C、下降0.38V D、下降 0.047V
E、无变化
3．生成沉沉淀对电极电势的影响
当电极反应中有沉淀生成时，由于 溶液中有关离子的浓度会发生急剧 变化，也会对电极电势产生很大的 影响。
由于沉淀的生成而使电极电势改变 的数值可以依据Nemst方程和难溶 电解质的Ksp定量计算。
PH=5，[H＋]＝10－5mol/l
Mn4O/Mn2
M n4O/ M2n
0.0n59l2g[M[M n-4O]2n[]H]8
1.510.059l2g1( 05)8 5
1.026
例：已知298K时，电对
MnO4－ + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
0=1.51V ， 此 时 H ＋ 浓 度 由 1.0mol/L减小至1.0×10－4mol/L， 则该电对的电极电势（ ）
Zn2+ + 2e
Zn
4.同一种物质在某一电对中是氧化态， 在另一电对中可能是还原态。
如 ： Fe2+ 在 Fe3+/Fe2+电 对 是 氧 化 剂，而在Fe3+/Fe2+电对是还原剂。
5.电极电势是在水溶液中测定的，它 不适用于非水溶液体系。
0值是氧化剂、还原剂在标准态和 水溶液中强弱的标度。
三、影响电极电势的因素
(1)单质中元素的氧化数均为零。
(2)分子化合物中的各元素氧化数的 代数和等于零。
(3) H在化合物中的氧化数一般为 +1，但在活泼金属氢化物（如NaH、 CaH2等）的氧化数为-l。
(4)O在化合物中的氧化数一般为-2， 但在过氧化物（如Na2O2、H2O2等） 中的氧化数为－l，在超氧化物（如 KO2）中的氧化数为－1/2。
（2）对于气体物质，应以相对分压 p/p0写入Nemst方程中；
（3）若电极反应中有H＋或OH一等参 与，尽管其氧化数并无变化，但也 要与相应的氧化态或还原态一并列 入方程；
（4）如果电极反应式中各物质的系 数不等于1时，则其浓度应升到相应 的方次数。
举例说明：
Zn2+ + 2e ＝ Zn
Zn2+/Zn＝
0.0592(O)xm n lg(Rde)q
Nerst方程式表示了电极电势随 浓度的变化关系。
由公式可知，氧化型物质的浓度 愈大或还原性物质的浓度愈小， 值就愈高；反之，氧化型物质浓度 愈小或还原型物质浓度愈大， 值 就愈小。
2. 应用Nemst方程应注意以下几个问 题：
（1）纯固体、纯液体及稀溶液中的 溶剂不写进Nemst方程中； 纯固体或H2O的浓度视作常数处理。
第五章 氧化还原与电极电 势
本章知识点与考核要求 •氧化还原反应 •电极电势 •电极电势的应用
第一节 基本概念
一、氧化数 1. 定义
氧化数是元素的一个原子的形 式荷电数，是将每一个化学键中 的电子指定给电负性较大的原子 而求得。
2.确定氧化数的经验规则
计算氧化数的规则虽然是人为的规 定，但它们是大量实验事实的总结。
影响电极电势的因素主要有： ①构成电极的物质本性（或称得失 电子的能力）； ②溶液的温度； ③溶液中有关离子的浓度； ④气体的分压 。
1. Nernst方程式
电极电势的大小，主要决定于电 对的本性。并受离子的浓度和温度 等条件的影响。
如果温度或浓度改变了，电极电 势也就跟着改变。
电极电势与温度、浓度间的关系 遵从Nernst方程 。
[Ag+] = Ksp/ [Cl － ] =1.8×10 － 10/ 1.0
= 1.8×10－10
Ag+/Ag = 0Ag+/Ag + 0.0592 lg [Ag+] = 0.7998－0.0592lg(1.8×10
－10)
=0.2223 （V）
总结：
一般来说，由于难溶电解质的生 成使氧化态的离子浓度减少时，电 极电势值将变小；若难溶电解质的 生成使还原态的离子浓度减少时， 电极电势值将变大。
3．电极反应
原电池是由两个电极组成的，在两 个电极上分别发生氧化反应和还原 反应。
在原电池中，向外电路输出电子的 电极叫负极，而接受电子的电极叫 正极。
4．电池符号
如：铜－锌原电池 原电池有半电池、电极、盐桥三个部 分组成。
为了起见，原电池的组成常用一 个符号来表示，称为电池符号。
书写电池符号的规定：
规定当溶液的浓度为1.0mol/L，
气体分压为101.3kPa，温度为 298K时，所测的电极电势，称为标 准电极电势，常用符号0表示。
5.测定电极电势的方法
测定其它电极的电极电势，是以 该待测电极作为正极，标准氢电极 为负极组成电池，测其电动势而确 定的。
构成原电池的两极间的电势差称 为原电池的电动势。用符号“E”表 示
例：在298K时，将一根银丝插入 AgNO3溶液中，并在溶液中加入KCl 使溶液中Cl－浓度为1.0mol/L，计 算Ag+/Ag ＝？
(AgCl的Ksp=1.8×10－10)
解：该电极的电极反应为：
Ag+ + e = Ag =0.7996V
0Ag+/Ag
加入KCl生成AgCl沉淀，并有
[Cl-] [Ag+] = Ksp
例：
氧化数由0变为＋1(升高)
CuO ＋ H2＝ Cu ＋ H2O
氧化数由＋2变为0(降低)
氧
还
化
原
剂
剂
第二节 电极电势
一、原电池 原电池是利用氧化还原反应将化
学能转变为电能的装置。 1．原电池的组成
原电池是由两个半电池组成的， 两个半电池之间由盐桥沟通。
2.氧化还原电对
每一个半电池中含有同一元素的不 同氧化数两种物质构成。
H2－2e
2H+
当t=250C，pH2=101.3kPa，
[H+]=1mol/l时，H2和H＋溶液之间所
产生的电势差，就是标准氢电极的
电极电势。
并规定标准氢电极的电极电势为零， 即H+/H2＝0。
4.标准电极电势
由于电极电势的大小，主要取决于 构成电对的本性，同时受温度、浓 度的影响。提出了标准的概念。
2．还原反应（过程）：
得电子，氧化数降低的反应叫作 还原反应（过程）。
3．氧化剂：在氧化还原反应中得电子， 氧化数降低的物质叫作氧化剂。
4．还原剂：在氧化还原反应中失电子， 氧化数升高的物质叫作还原剂。
5．氧化性：氧化剂得电子的能力叫作 氧化性或氧化能力。
6．还原性：还原剂失电子的能力叫作 还原性或还原能力。
锌电极为负极，铜电极为正极。
正、负电极分别发生如下反应：
正极：Cu2+ + 2e 应）
Cu(还原反
负极：Zn 应）
Zn2+ + 2e (氧化反
二、电极电势
1.电极电势 产生于电极表面与溶液间的电势
差称为电极电势，用符号“Mn+/M” 表示。
电极电势的大小反映了金属在水 溶液中得失电子能力的大小。
简单地讲，金属越活泼，溶解成 离子的倾向愈大，离子沉积的倾向 愈小，达到平衡时，电极的金属板 上累积的负电荷就较多，电极电势 越低；相反，金属越不活泼溶解倾 向则愈小，沉积的倾向愈大，电极 电势越高。
1.电极电势的高低反映了氧化还原电 对得失电子的难易。
电极电势愈高，表明氧化还原电 对中的氧化态愈易得电子变成它的 还原态，而电对中的还原态愈难失 电子变成它的氧化态。
电极电势愈低，表明氧化还原电 对中的还原态愈易失电子变成它的 氧化态，而电对中的氧化态愈难得 电子变成它的还原态。
例如： F－/F2＝2.87
E＝(+) － (－)
(-)Pt，H2 | H+(1mol/L) || 待测电极
(+)
E＝(+) － H+/H2
由于H+/H2＝0
故 E＝ (+)
即电池的E就是待测电极的电极电势。
例如： SHE || Cu2+(1mol/L)| Cu(+)
测得 E＝＋0.337V
则
Cu2+/Cu= 0.337V
6.电极电势的意义及特点
(5)单原子离子的氧化数等于离子所 带的电荷数；多原子离子的电荷数 等于所有元素氧化数的代数和。
(6)在一般化合物中碱金属和碱土金 属的氧化数分别为＋1和＋2，卤素 为－1。
(7)一种原子的氧化数可以从同它化 合的其他原子的氧化数计算出来。
例 :计算Na2S4O6中S元素的氧化数。 解：已知O的氧化数为-2，Na的氧 化数为+1，
第三节 电极电势的应用
➢电极电势值是一极为重要的数据。 ➢电极电势的应用：
①定量比较氧化剂和还原剂的强弱； ②判断氧化还原反应的方向； ③判断氧化还原反应的限度—计算 平衡常数K。
一、比较氧化剂和还原剂的强弱
I20/ I. 010m.0o25l/9L2lg
1 [I-]2
-0.540.0592lg 1 0.66 2 (0.01)2
例3：
（1）电极电势的高低反映了氧还电 对———的难易，当电对中的氧化 态形成沉淀时，电极电势值将—— —。
（2）在氧化还原反应中，还原剂是 值——的电对中的———物质。
2．酸度对电极电势的影响
当H＋或OH－离子参与电极反应时， 溶液pH的变化往往对电极电势产生 很大影响。
例：当PH=3，C(MnO4－ )=C(Mn2+ )
=1mol/L 时 , 电 极 电 位 EMnO4 － /Mn2+ 是
多少?问酸度变化时对氧化型物质的 氧化能力有何影响？
解：MnO4- +8H+ +5e = Mn2+ +4H2O 0 MnO4－/Mn2+ = + 1.51 V
表明F2＋2e
2பைடு நூலகம்－的反应是
非常容易向右进行，F2容易得电子
是强氧化剂。
2.电极电势和温度、密度等物理量一 样，是一个强度性质，因此它的数 值与物质的数量无关。
Zn2+ + 2e Zn
0.76
Zn2+/Zn＝
2Zn2+ + 4e 2Zn 0.76
Zn2+/Zn＝
3.电极电势值与电极反应方向和书写 方式无关。
2.电极电势的测定
由于电极电势绝对值无法测定， 只能通过比较来求得各电极电势的 相对值，所以电极电势的数值是相 对的。
其方法是人为选定某种电极作为 标准，其它电极与选定电极作比较 而求得其相对的电极电势值。
3.标准氢电极（SHE）
IUPAC选定标准氢电极作为电极电 势的共同比较标准。
标准氢电极由电对H＋/H2构成，
氧化数高的物质称为氧化态或氧化
型，以Ox表示。
氧化数低的物质称为还原态或还原 型，以Red表示。
另外，习惯上也将一个半电池称为 一个电极，因此，也可以说原电池 是由两个电极组成的。
每个电极由同种元素的氧化态和还 原态物质组成，称为一个氧化还原 电对（简称电对）。
电对以符号“氧化型/还原型”或
“Ox/Red”表示。
对于任意一个电极反应：
mOx＋ne = qRed
其电极电势的Nemst方程为：
02.3n0R FTlg((O Rd)exm )q
式中：R－气体常数，8.314J/mol K F－法拉弟常数，
96.500J/Vmol
T－绝对温度，
n-电极反应中转移的电子数。
如果只考虑在室温下（T=298K） 进行的反应，将有关常数代入上式， 则Nerst方程式 ：
负极写在左侧，正极写在右侧， “｜”表示相界面，“||”表示盐桥， 同一相中的两种物质间用“，”隔 开，注明物质的浓度或分压（标准 态除外），如电对中没有导电极板， 应另加惰性金属（如Pt）作为电极 极板。
上述铜－锌原电池可表示为：
(-)Zn|Zn2+(xmol/L)|| Cu2+(ymol/L)|Cu(+)
0.76Z2n /Zn Z2 n/Zn0.025l9g2 [2 Z ] n
M2M nHOn 2 2/OM 2O (2 s n)+ 4MH2 n/M +O2 n +20.e02=5Ml9g n[[22 M +H 2 ]+ 4]n
3. Nemst方程的应用
（1）离子浓度的改变对的影响
例1：求在298K时，将金属锌放在 0.1mol/LZnSO4溶液中的电极电势？
设S元素的氧化数为x，则有：
2 (+ 1) ＋ 4x ＋ 6 (一 2)
＝0
x21 2
二、氧化还原反应
在反应前后物质的某些元素的氧化 数发生变化的反应称为氧化还原反 应。
氧化还原反应的实质是发生了电子 的转移或偏移。
在氧化还原反应中的概念：
1．氧化反应（过程）：
失电子，氧化数升高的反应叫作 氧化反应（过程）。
解：电极反应 Zn2+ + 2e ＝ Zn
Zn2
/Zn
Zn2/
Zn
0.059l2g[Z2n] 2
-0.760.059lg20.10.79 2
例2：求非金属碘（I2）在 0.1mol/LKI溶液中，298K时的电 极电势。
解： I2 ＋ 2e = 2I－
并且 I2/I－＝0.54V
I2(/II－) =
A 、 上 升 0.38V 0.047V
B、上升
C、下降0.38V D、下降 0.047V
E、无变化
3．生成沉沉淀对电极电势的影响
当电极反应中有沉淀生成时，由于 溶液中有关离子的浓度会发生急剧 变化，也会对电极电势产生很大的 影响。
由于沉淀的生成而使电极电势改变 的数值可以依据Nemst方程和难溶 电解质的Ksp定量计算。
PH=5，[H＋]＝10－5mol/l
Mn4O/Mn2
M n4O/ M2n
0.0n59l2g[M[M n-4O]2n[]H]8
1.510.059l2g1( 05)8 5
1.026
例：已知298K时，电对
MnO4－ + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
0=1.51V ， 此 时 H ＋ 浓 度 由 1.0mol/L减小至1.0×10－4mol/L， 则该电对的电极电势（ ）
Zn2+ + 2e
Zn
4.同一种物质在某一电对中是氧化态， 在另一电对中可能是还原态。
如 ： Fe2+ 在 Fe3+/Fe2+电 对 是 氧 化 剂，而在Fe3+/Fe2+电对是还原剂。
5.电极电势是在水溶液中测定的，它 不适用于非水溶液体系。
0值是氧化剂、还原剂在标准态和 水溶液中强弱的标度。
三、影响电极电势的因素