判断氧化还原反应进行的方向查标准电极电势表得共74页文档
标准电极电势
标准电极电势
标准电极电势是指在标准状况下，电极与氢气电极之间的电势差。
标准电极电势表示了电极在标准条件下的氧化还原反应倾向性。
标准电极电势通常用E表示，单位是伏特（V）。
标准状况是
指气体的压强为1 atm，溶液中物质的浓度为1 mol/L。
氢气电极被定义为标准电极，其标准电势被定义为0 V。
标准电极电势有助于我们了解溶液中的氧化还原反应的方向和强度。
正的标准电极电势表示该电极更容易被还原，反应趋向于发生还原反应；负的标准电极电势表示该电极更容易被氧化，反应趋向于发生氧化反应。
标准电极电势是通过比较氧化还原反应中的两个电极来确定的。
当两个电极连接在一起，并通过一根导线和一个盐桥连接时，就会发生氧化还原反应。
此时，两个电极之间会发生电子转移，产生电势差。
标准电极电势的测量通常是通过电池电势测量仪来进行的。
电池电势测量仪通过将待测电极与参比电极（如银/银离子电极）连接起来，测量两个电极之间的电势差来确定标准电极电势。
标准电极电势的值是通过实验测量得到的，常用的一些标准电极电势包括铜电极（Cu/Cu2+）的标准电极电势为0.34 V，铁
电极（Fe/Fe2+）的标准电极电势为-0.44 V，银电极（Ag/Ag+）的标准电极电势为0.80 V等。
标准电极电势可以用来预测氧化还原反应是否会发生以及反应的方向。
当两个电极之间的电势差大于0时，氧化还原反应会发生；当电势差小于0时，反应不会发生。
总之，标准电极电势是表示电极在标准条件下发生氧化还原反应的倾向性的物理量。
它的应用广泛，可以用于预测氧化还原反应的方向和强度，有助于我们理解化学反应的基本原理。
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。
7-6 氧化还原反应方向和程度的判断,特殊平衡常数的求算
第7 讲电化学基础知行合一、经世致用7.6 氧化还原反应方向和程度的判断，特殊平衡常数的求算7.6 Judgment of REDOX reaction direction and limit, Special equilibrium constant calculation本次课主要内容：氧化还原反应的方向的判断氧化还原反应的程度的判断特殊平衡常数的求算氧化还原反应方向的判断1. 标准态下氧化还原反应方向的判断-决定氧化还原反应方向的本质因素是吉布斯自由能变化ΔG，若在标准态下，则为ΔGӨ。
标准态下：ΔGӨ= –nFEӨ•若ΔGӨ <0，则EӨ >0时，反应自发。
-故标准态下，氧化还原反应方向的判断规则为：EӨ>0 反应正向自发进行EӨ=0 反应处于平衡状态EӨ<0反应逆向自发进行而EӨ>0 ，即EӨ=EӨ氧化剂–EӨ还原剂>0 。
-当给定的反应物中氧化剂电对的EӨ大于给定的反应物中还原剂电对的EӨ时，反应才能正向自发进行。
-这样，就可用标准电极电势EӨ 表的对角线规则来直接判断标准态下氧化还原反应自发进行的方向。
2. 非标准态下氧化还原反应方向的判断非标准态下：ΔG= –nFE•若ΔG<0，则E>0时，反应自发。
-故非标准态下，氧化还原反应方向的判断规则为：E>0 反应正向自发进行E=0 反应处于平衡状态E<0反应逆向自发进行而E>0 ，即E=E氧化剂–E还原剂>0 。
-当给定的反应物中氧化剂电对的E大于给定的反应物中还原剂电对的E时，反应才能正向自发进行。
而非标准态下的E 值，则必须用能斯特方程计算。
在电化学中，判断非标准态下氧化还原反应的方向，有没有更简便的方法呢？对于非标准态下的反应，有个粗略判断方法，即：-若EӨ> 0.2V，一般可认为E> 0，反应正向进行；-若EӨ< –0.2V，一般可认为E< 0，反应逆向进行；-若–0.2V < EӨ< 0.2V，则只能根据能斯特方程计算出E的实际大小来进行判断。
氧化还原反应与电极电势
redox reaction and electrode potential
第九章 氧化还原反应与电极电势
review
第一节 原电池 一种表示方法 五种电极类型
一种电层理论
第二节
电极电势
一种电极电势
第九章 氧化还原反应与电极电势
contents
第三节 电极电势的Nernst 方程式及影响因素 第四节 电势法测定溶液pH 第五节 传感器
K
K=106时，反应基本完成.
nE lg K 0.05916
第九章 氧化还原反应与电极电势
第三节 电极电势Nernst方程式及影响因素
求298K下,Zn+Cu2+=Cu+Zn2+反应的标准平 实 衡常数，并判断反应是否进行完全。 例 分 解：查表得： (Cu 2 / Cu ) 0.3419V , 析 4 2
5
1
第九章 氧化还原反应与电极电势
第三节 电极电势Nernst方程式及影响因素
0.05916 pH 2 / 100 (H / H 2 ) lg 2 c2H 0.05916 100 / 100 0.0000 lg 0.2810V 5 2 2 (1.76 10 ) ( Pb2 / Pb) 0.1262V
(Zn / Zn) 0.7618V ,
2
E (Cu / Cu) (Zn / Zn)
2
0.3419 (0.7618) 1.1037V
第九章 氧化还原反应与电极电势
第三节 电极电势Nernst方程式及影响因素
nE 2 1.1037 lg K 37.3124 0.05916 0.05916
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课件
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节
氧化还原反应的基本概念 原电池 电极电势 电极电势的应用 元素标准电极电势图和电势-pH图
氧化还原反应和电极电势
第一节 氧化还原反应的基本概念
一、氧化值 二、氧化剂和还原剂 三、氧化还原电对 四、氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应和电极电势
（3）利用最小公倍数确定氧化剂和还原剂的 化学计量数。
（4）配平氧化值没有变化的元素原子，并将 箭号改成等号。
例题
氧化还原反应和电极电势
（二）离子－电子法
先将两个半反应配平， 再将两个半反应合并 为氧化还原反应的方法称为离子-电子法。 离子电子法的配平步骤如下：
(1) 写出氧化还原反应的离子方程式； (2) 将氧化还原反应分为两个半反应； (3) 分别配平两个半反应； (4) 将两个半反应分别乘以相应系数，使其 得、失电子数相等，再将两个半反应合并为一个 配平的氧化还原反应的离子方程式。 最后，在配平的离子方程式中添加不参与反
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。
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。
氧化还原反应和电极电势
氧化还原反应和电极电势
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。
(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。
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。
化学氧化还原反应的电极电势
化学氧化还原反应的电极电势化学氧化还原反应是化学中常见的一种反应类型，其中电极电势是其中一个重要的概念。
本文将探讨化学氧化还原反应的电极电势及其相关原理和应用。
一、电极电势的概念电极电势是指在电化学反应中，电极与电解质溶液界面上的电势差。
在化学氧化还原反应中，电极电势是指电极上所发生氧化或还原反应的趋势。
二、电极电势的原理电极电势与化学反应的进行是息息相关的。
根据势差产生的方向，电极电势可以分为标准电极电势和电动势。
1. 标准电极电势标准电极电势是指在标准状况下（温度为298K，浓度为1mol/L），相对于标准氢电极而言，其他电极所产生的电势差。
标准电极电势可以通过电池电势计进行测量。
2. 电动势电动势是指在非标准条件下，电极发生氧化还原反应产生的电势差。
电动势会受到温度、浓度、压力等因素的影响。
三、电极电势的计算方法电极电势的计算方法基于标准电极电势和Nernst方程。
1. 标准电极电势计算方法标准电极电势可以通过与标准氢电极配对进行测量得到。
标准氢电极的电极电势被规定为0V，其他电极的电势则是相对于标准氢电极的值。
2. Nernst方程Nernst方程是计算非标准电极电势的公式，其表达式为：E = E° - (RT/nF) ln(Q)其中，E是电动势，E°是标准电极电势，R是气体常量，T是温度，n是电子转移的摩尔数，F是法拉第常数，Q是反应物浓度的乘积。
通过Nernst方程可以计算非标准电极电势。
四、电极电势的应用电极电势在化学和生物学领域有着广泛的应用。
1. 电池电池是一种将化学能转化为电能的装置，其中涉及化学氧化还原反应和电极电势的运用。
电池中正极和负极的电极电势差可以产生电流。
2. 腐蚀与防腐蚀金属的腐蚀过程也涉及到电极电势的概念。
电极电势差会影响金属与环境中其他物质发生氧化还原反应的趋势，从而导致金属的腐蚀。
通过外加电势或使用防腐剂，可以改变电极电势差，从而防止金属的腐蚀。
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φBr2／Br
电池电动势的测定： (1) 饱和甘汞点击接参比电极接线柱 (2) 选择+mV档，调节仪器读数为0mV。将饱和甘汞电极 和指示电极组装成原电池，可测得该原电池的电动势。 如果是负值，调换原电池的正负极即可。
主要内容
• 实验目的 • 实验原理 • 实验仪器与药品 • 实验内容
实验目的
掌握pSH-2型酸度计测量电池的电动势的方 法
掌握原电池、电极反应、电池反应、电池符 号
了解浓度对电极电势的影响 了解电极电势的应用
实验原理
氧化还原反应是物质得失电子的过程。电极电势 是判断氧化剂和还原剂相对强弱的标准，并可用 以确定氧化还原反应进行的方向。电极电势表是 各物质在水溶液中进行氧化还原反应规律性的总 结，溶液的浓度、温度均影响电极电势的数值。 一般来说，在表中电极电势数值小的还原态是较 强的还原剂，电极电势数值大的氧化态是较强的 氧化剂。
结论
Na2SO3、H+ KMnO4
酸性 （强）
Na2SO3、H2O KMnO4
中性
Na2SO3、 NaOH
KMnO4
碱性 （强）
紫红色褪 去
棕色↓
溶液呈绿 色
2MnO4-+5SO32-+6H+= 2Mn2++5SO42-+3H2O
2MnO4-+3SO32-+H2O= 2MnO2↓+3SO42-+2OH-
选择的 氧化剂
I－ KMnO4 ＋ FeCl3 ＋
Br－ Cl－ 2MnO4-+10X-+16H+=2Mn2++X2 酸性介质
＋ ＋ +8H2O
( X- = I- ,Br- ,Cl- ) (pH>9,I2 岐
氧化还原标准电极电位
氧化还原标准电极电位1. 引言氧化还原反应（简称为氧化反应和还原反应）是化学中常见的反应类型之一，涉及电子的转移。
氧化还原反应的特点是伴随着电荷的转移过程，其中一个物质失去电子，被氧化；另一个物质获得电子，被还原。
在氧化还原反应中，电子的转移是以电极为媒介进行的。
氧化反应发生在电子从金属或其他物质上转移到溶液中，称为氧化电极；还原反应发生在电子从溶液中转移到金属或其他物质上，称为还原电极。
为了研究氧化还原反应的性质和进行定量分析，需要引入氧化还原标准电极电位这一概念。
2. 氧化还原标准电极电位的定义氧化还原标准电极电位是指在标准状态下，相对于标准氢电极的电位差。
标准状态下，溶液的浓度为1mol/L，气体的压强为1atm，温度为25℃。
标准氢电极被定义为具有零电极电位的电极。
在标准氢电极上，氢气以1atm的压强在酸性溶液中与铂电极反应，反应式为：2H+(aq) + 2e- -> H2(g)标准氢电极的电极电位被定义为0V，其他电极的电极电位相对于标准氢电极确定。
3. 氧化还原标准电极电位的测定氧化还原标准电极电位的测定通常采用电池电位差法。
这种方法将待测电极与标准电极连接成电池，通过测量电池的总电势差来确定待测电极的标准电位。
在实验中，待测电极和标准电极都需要插入相同的电解质溶液中，并保持温度稳定。
通常选择具有彻底可逆性的反应，如单个可溶纳和非溶质的氧化还原对作为参比电极。
根据奥姆定律和法拉第定律，可以通过测量电流和电势差的关系，计算出待测电极的标准电势。
4. 应用与意义氧化还原标准电极电位是研究氧化还原反应的重要参数，对于了解反应的方向、速率和平衡具有重要意义。
在实际应用中，氧化还原标准电极电位可用于确定物质的还原能力和氧化能力。
标准电极电位较正的物质具有较强的还原性，而标准电极电位较负的物质具有较强的氧化性。
氧化还原标准电极电位还常用于构建电化学电池和电化学分析法。
通过合理选择氧化还原对和电解质溶液，可以构建各种不同反应的电池，实现能量转化和储存。
氧化还原反应与电极电势实验报告
氧化还原反应与电极电势实验报告
本次实验旨在研究化学反应氧化还原及电极电势的关系，以及实现一定的手段实现化
学反应，绘制其极电势曲线，从而探究电极电势变化规律。
实验过程如下
1、实验准备：本实验需要准备3个100毫升烧瓶，每个烧杯中放入还原剂Na2S2O3，No2-/N2O3-、Cu2+/Cu、Fe/Fe3+共100毫升，恒定干盐酸溶液、萃取液50毫升；2个探头，pH计，口服管，带5个电极的扩展模块等。
2、实验操作：首先，将两个探头分别安装在烧杯中，一个探头用来测量恒定的pH值，另一个探头用来测量模拟反应发生时各烧杯溶液中的pH值。
然后，将扩展模块与电极相连，并将烧杯中的溶液通过口服管导入，时刻注意保持接触电极处溶液的pH值。
在此基
础上，进行电极电势的测量，不断调整电极处pH值，同时将每次测量结果记录到记录表上。
3、实验数据处理：将各烧杯的测定pH值与每次电极电势测量的结果列在一起，拟合
出极电势曲线。
对于一种化学反应，极电势具有唯一性，绘制出反应的极电势曲线可用来
判断所进行反应的特性。
4、实验结果及分析：由实验得到的极电势曲线及曲线图可知，pH值较低时，表明氧
化还原反应偏向氧化反应；而当pH值较高时，表明反应趋于还原，可用来确定反应的方向。
实验结果表明，不同反应的极电势有所不同，但都是一定的，即同一种反应的极电势
曲线是唯一的。
氧化还原电极
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e == 2H2O (H2O2/H2O) = 1.776V O2(g) + 2H+(aq) + 2e == H2O2(aq)
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4.2.2 电极电势的能斯特方程式
对于任意给定的电极，电极反应通式为
a(氧化态)+ne-
b(还原态)
离子浓度对电极电势的影响，可从热力学推导而得如 下结论: RT [c(氧化态） / c ]a ln (4.4a) b
φ (Br2/Br-)=1.066V， φ (I2/I-)=0.5355V。 可知：Cl2氧化性较强，而I-还原性较强。
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一
(2) φ 代数值与电极反应中化学计量数的选配无关
φ 代数值是反映物质得失电子倾向的大小，它与 物质的数量无关。 如：Zn2++2e- = Zn 与 2Zn2++4e- = 2Zn φ 数值相同 (3) φ 代数值与半反应的方向无关。 IUPAC规定，表中电极反应以还原反应表示（故 有称之谓“还原电势”），无论电对物质在实际反应 中的转化方向如何，其φ 代数值不变。 如Cu2++2e- = Cu与Cu = Cu2++2e φ 数值相同
氧化还原电极 Fe3+/Fe2+
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4.1.2 原电池的热力学
1.电池反应的△Gm与电动势E的关系 对电动势为E的电池反应： Cu2++Zn→Zn2++Cu
判断氧化还原反应进行的方向查标准电极电势表得PPT学习教案
正极：Cu2+ + 2e-） 负极：Zn2+ + 2e-
电池反应： Cu2+ + Zn
Cu Zn
Cu + Zn2+
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总之： 每一个氧化还原反应都可以设计成 一个原电池，每一个原电池都由两个 半电池组成，每一个半电池都对应一 个半反应（电极反应）。
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2. 原电池符号：
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上述反应如果在下列装置中分开进行：
这种装置能将化学能转变为电能，称 为原电池（Primary Cell）。
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盐桥： 在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼
胶作成的冻胶。
盐桥的作用： 使Cl-向锌盐方向移动，K+向铜盐方向
移动，使Zn盐和Cu盐溶液一直保持电中性 ，从而使电子不断从Zn极流向Cu极。
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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OF2 和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和 +1。 ⑤中性分子中，各元素原子的氧 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。
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例：
H5I O6
S2 O32 S4 O62
判断氧化还原反应进行的方向查标准电 极电势表得
会计学
1
电化学： 研究电能与化学能相互转化规律的科
学。 转化条件：
1. 涉及的化学反应必须有电子的转 移 ——氧化还原反应。
2. 化学反应必须在电极上进行 ——原电池或电解池。
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1 氧化还原反应
1-1 氧化值和氧化态 1-2 氧化还原半反应 1-3氧化还原方程式的配平