氧化还原电极
氧化还原电对的条件电极电位是( )
氧化还原电对的条件电极电位是( )1. 电极电位的概念在讨论氧化还原电对的条件电极电位之前，首先需要了解什么是电极电位。
电极电位是指在电化学反应中，电极与电解质溶液界面的电势差，是电化学研究中重要的概念之一。
电极电位的大小可以反映电极上电子转移的能力，也可以用来描述氧化还原反应的方向和速率。
2. 氧化还原电对的条件电极电位氧化还原电对是指在一个氧化还原反应中发生氧化和还原的两个电极。
在特定条件下，氧化还原电对的电极电位可以通过Nernst方程来计算。
Nernst方程可以描述氧化还原反应的电极电位与反应物浓度之间的关系，其表达式如下：E = E0 + (0.0592/n) * log([oxidized]/[reduced])其中，E为电极电位，E0为标准电极电位，n为电子转移数，[oxidized]和[reduced]分别为氧化物和还原物的浓度。
3. 影响氧化还原电对电极电位的因素氧化还原电对的条件电极电位受到多种因素的影响，包括温度、压力、pH值以及溶液中其他离子的影响。
这些因素会改变氧化还原反应的速率和方向，从而影响电极电位的大小。
4. 应用氧化还原电对的条件电极电位在电化学分析和工业生产中具有重要意义。
在电化学分析中，可以通过测量氧化还原电对的电极电位来确定反应物的浓度，从而实现对物质的定量分析。
在工业生产中，氧化还原电对的条件电极电位也被广泛应用于电化学合成和电化学腐蚀防护等领域。
总结氧化还原电对的条件电极电位是描述电极上电子转移能力的重要参数，其大小受到多种因素的影响。
深入了解氧化还原电对的条件电极电位对于理解氧化还原反应的机理和在电化学领域的应用是非常重要的。
希望通过本文的介绍，读者对氧化还原电对的条件电极电位有了更深入的了解。
当我们谈论氧化还原电对的条件电极电位时，我们必须要深入探讨Nernst方程以及其对氧化还原反应的重要性。
Nernst方程是描述氧化还原反应中电极电位与反应物浓度之间关系的基本方程。
第八章氧化还原电极电势(基).
-＞电极电位的测量
（一）标准氢电极
比与溶液中H+可达到以下平衡:
2H+ + 2e- H H2
lOOkPa^气饱和了的钳片和氢离子浓度
为lmolL＞的酸溶液之间所产生的电势
差就是标准氢电极的电极电位，定为零：
SHE： Pt, H2(l««kPa) JI+(m =1)
（二）标准电极电位标准氢电极与其它各种标准状态下的电极组成原电池，标准氨电极
定在左边，用实验方法测得这
个原电池的电动势数值，就是
该电极的标准电极电位。
比较氧化剂或还原剂的强弱
标准电极电势值越大，电对中氧化型得电 子倾向越大，是强氧化剂；其共觇的还原型失 电子倾向越弱。
标准电极电势值越小，电对中 还原型失电子倾向越大，是强还原剂；其共 的氧化型得电子倾向越小。
判断氧化还原反应自发进行的方向.对角线规则
试判断标准态下反应2Fe2++ i2=2Fe3++2厂自 发进行的方向。
两电对中0°值高的氧化型物质为较强的
6
氧化剂，0值低的还原型物质为较强的还原剂。
Fe 2+ (aq) 0(Fe^/Fe^ ) = 0.77 IV
反应将逆向（由右向左）自发进行。
即:
2Feh + 21- = 2Fe2+ +
1
1 ■
强氧化剂| +强还原剂2
弱还原剂| +弱氧化剂2
bU/I )=0.5355^
【2 (s)+
2e" 广
(aq)
Fe*(aq) + e'。
氧化还原及电极电位
2．应用标准电极电位数据，解释下列现象：
（1）为使 Fe2+溶液不被氧化，常放入铁钉。
（2）H2S 溶液，久置会出现浑浊。
（3）无法在水溶液中制备 FeI3 。
（ (Fe3+/Fe2+)＝0.77V， (Fe2+/Fe)＝－0.45V， (S/H2S)＝0.14V， (O2/H2O)＝1.23V，
(I2/I-)＝0.54V ）
解 （1） 正极反应 Cl2(g)+2e- → 2 Cl－ (aq) 属于气体电极
负极反应 Ag(s)+Cl-(aq) → AgCl(s)+e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极
电池反应 2Ag（s）+ Cl2(g) →2AgCl(s) n=2
（2） 正极反应 PbCl2(s)+2e- →Pb(s)+2Cl- (aq) 属于金属-难溶盐-阴离子电极
将 和 数据带入
＝ －1.136 V＝1.358 V－1.136 V＝0.222V，
又由
AgCl(s) + Ag Ag+ + Cl- + Ag
＝ =(0.222-0.799 6)V/0.059 16V＝-9.76
Ksp(AgCl) = 1.74×10-10
例 8-3 在 Ag+、Cu2+离子浓度分别为 1.00×10-2mol?L-1 和 1.00mol?L-1 的溶液中加入铁
C. (-) Zn|Zn2+(c)‖Cu2+(0.1c)|Cu (+)
D. (-) Zn|Zn2+(0.1c)‖Cu2+(c)|Cu (+)
E. (-) Zn|Zn2+(2c)‖Cu2+(c)|Cu (+)
氧化还原滴定终点电极电势计算公式
氧化还原滴定终点电极电势计算公式及其应用氧化还原滴定是一种测量物质电极反应后发生变化的方式，是分析化学中经常用到的一种实验技术，其根据试样溶液中氧化物还原物的变化情况进行评价，而其终点电极电势的计算公式主要由以下几种构成，从而阐明其应用意义及其特点：一、电势空白公式：电势空白公式表明在实验过程中，无特定原因的偏离的情况下，采用标准参比溶液配置的反应体系应当保持其稳定性，即空白电位应当可以获得一个固定的值。
该公式可表示为：Ep＝（Et－Erec）/n，其中Ep为空白电位，Et为体系电势，Erec 为反应电势，n为比例系数。
二、电势终点公式：电势终点公式表明在氧化还原滴定实验中，采用标准参比溶液配置体系反应时，电势稳定之前应当先达到一个终点，而这一终点电位是由参比溶液浓度、温度的调整所决定的。
根据这一终点电位可以推算出该体系反应的实际反应电位。
该公式可表示为：Et＝Ep－n＊Erec，其中Et为体系电势，Ep为空白电位，Erec 为反应电势，n为比例系数。
三、电势滴定公式：电势滴定公式表明在氧化还原滴定中，由于体系中存在参考电极的共价参比溶液的存在，被测物质在氧化还原反应过程中存在浓度影响，即随着反应物的浓度的变化，Et和Erec 的大小也会发生变化。
这种变动的特性可以通过电势滴定法求出其反应终点的电势，从而可以推算出参考电极所代表的氧化物还原物的变换情况。
这种滴定法可以以如下公式表示：Et＝Erec－dn＊Erec/NE，其中Et为体系电势，Erec为反应电势，n为比例系数，NE为可量化被测物质的浓度。
应用：氧化还原滴定终点电极电势计算公式应用主要是用于测定氧化物还原物的变化情况，如在磷补充剂、CO2用量调整、水试剂等实验中，都能够实现电极的变化，从而得到更加准确的实验结果。
另外，氧化还原滴定终点电极电势计算公式还可以用来研究各种电极反应的产物的变化情况，即从而作出更好的实验结果。
可见，氧化还原滴定终点电极电势计算公式在当今实验室中非常重要，具有极大的应用价值。
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。
第六章 氧化还原反应及电极电势
例如: φθ (I2/I-) ﹤ φθ(Fe3+/Fe2+ ) 氧化性： 氧化性： Fe3+ ﹥I2， 还原性： I-﹥ Fe2+
二、 判断氧化还原反应进行的方向
在讨论原电池时已经明确，电池中的正 极反应是氧化剂发生的还原反应，负极反应
是还原剂发生的氧化反应。
自发进行的氧化还原反应的电池电动势一 定是E＞0的，一个氧化还原反应被设计成一
个原电池后，若E＜0，则说明反应逆向进行。
例 判断298K时下列氧化还原反应的方向。
2Fe2+（c=0.1mol/L）+I2（s） 2Fe3+ （c=1mol/L）+2I-（c=0.1mol/L）
解 将上式写成两个半反应，并查附表得其标准电极电 位。
θ Fe 3 /Fe 2
0.771 V
3.导线
用以连接两极，才能使浸入电解质溶液
的两极形成闭合回路，组成正在工作的原电池。
【例 】 高锰酸钾与浓盐酸作用制取氯气反
应如下：
2MnO +16HCl =2MnCl2 +5Cl2 +2KCl+8H2O
4
将此反应设计成原电池，写出正负极反应、
电池反应、电极组成式与分类。
解：该反应的离子方程式为：
将气体通入相应离子溶液中，并用
惰性电极（如：石墨或者金属铂）做电极
板所构成的电极。
如：氯电极
电极组成式：Pt︱Cl2 (p) ︱ Cl- (c) 电极反应
Cl2 2e 2Cl
-
-
如Cu—Zn原电池的符号为： Cu Zn
（—）Zn │ Zn SO4（C1） CuSO4（C2）│Cu（+） ―│‖表示两相的界面,― ‖表示盐桥,习惯上负极在左，正极在右。
氧化还原及电极电位
第八章氧化还原反应与电极电位首页难题解析学生自测题学生自测答案章后习题解答难题解析 [TOP]例 8-1 写出并配平下列各电池的电极反应、电池反应，注明电极的种类。
（1） (-) Ag(s)│AgCl(s) │HCl(sln)│Cl2(100kp)│Pt(s) (+)（2） (-) Pb(s)│PbSO4(s)│K2SO4(sln)‖KCl(sln)│PbCl2(s)│Pb(s) (+)（3） (-) Zn(s)│Zn2+(c1)‖MnO4-(c2), Mn2+(c3), H+(c4)│Pt(s) (+)（4） (-) Ag(s) | Ag+ (c1) ‖Ag+(c2) │Ag(s) (+)分析将所给原电池拆分为两个电极。
负极发生氧化反应，正极发生还原反应，写出正、负极反应式，由正极反应和负极反应相加构成电池反应。
解（1）正极反应 Cl2(g)+2e- → 2 Cl－ (aq) 属于气体电极负极反应 Ag(s)+Cl-(aq) → AgCl(s)+e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极电池反应 2Ag（s）+ Cl2(g) →2AgCl(s) n=2（2）正极反应 PbCl2(s)+2e- →Pb(s)+2Cl- (aq) 属于金属-难溶盐-阴离子电极负极反应 Pb(s)+SO42-(aq) →PbSO4(s)+2e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极电池反应 PbCl2(s) +SO42- (aq)→PbSO4(s) +2Cl-(aq) n=2（3）正极反应 MnO4-(aq) +8H+(aq)+5e- →Mn2+(aq)+ 4H2O(l) 属于氧化还原电极负极反应 Zn(s) → Zn2+(aq)+2e- 属于金属-金属离子电极电池反应2MnO4- (aq)+16H+(aq)＋5Zn(s)→2Mn2+(aq)＋8H2O(l)＋5Zn2+ (aq) n=10 （4）正极反应 Ag+(c2) +e- → Ag(s) 属于金属-金属离子电极负极反应 Ag(s) → Ag+ (c1) + e- 属于金属-金属离子电极电池反应 Ag+(c2) → Ag+ (c1) n=1例 8-2 25℃时测得电池 (-) Ag(s)│AgCl(s)│HCl(c)│Cl2(100kp)│Pt(s) (+) 的电动势为1.136V，已知 ( Cl2/Cl-)=1.358V, ( Ag+/Ag)=0.799 6V，求AgCl的溶度积。
氧化还原反应的电动势和标准电极电位
氧化还原反应的电动势和标准电极电位氧化还原反应是化学反应中非常重要的一类反应，它涉及到电子的转移与交换。
在氧化还原反应中，电子从一个物质转移到另一个物质，导致物质的氧化与还原。
在这类反应中，我们经常使用电动势和标准电极电位来描述反应的性质和方向。
一、电动势的定义电动势是指一个电池或电化学反应中电子从负极向正极移动的推动力。
它常用符号E表示，单位为伏特(V)。
电动势可以通过测量两个电极之间的电压来得到。
电动势的正负表示了电子转移的方向，正电动势表示电子从负极流向正极，负电动势则相反。
当一个电池的正负极分别接触到一个外部电路时，电动势将推动自由电子在外部电路中流动，从而完成一个电化学反应。
二、标准电极电位的定义标准电极电位是指一个氧化还原反应中，电极与溶液中特定离子的相互作用下所达到的平衡状态的电势。
标准电极电位常用符号E0表示，单位也是伏特(V)。
标准电极电位是基于一组标准条件来确定的，即温度为298K（25摄氏度），浓度为1mol/L，压力为1 atm。
标准电极电位可以通过将待测电极与参比电极连接成电池，然后测量两者之间的电动势来得到。
参比电极往往选取标准氢电极（SHE），将其标准电极电位定义为0V，其他电极的标准电极电位则是相对于标准氢电极的电势。
三、电动势与标准电极电位的关系电动势与标准电极电位的关系可以通过以下公式得到：E = E(正极) - E(负极)其中，E表示电动势，E(正极)表示正极的标准电极电位，E(负极)表示负极的标准电极电位。
这个公式说明了电动势是由正极和负极的标准电极电位差决定的。
当正极的标准电极电位高于负极时，电动势为正，反应可进行；当正极的标准电极电位低于负极时，电动势为负，反应不可进行。
四、应用举例1. 锌和铜的氧化还原反应在锌和铜的氧化还原反应中，锌的标准电极电位为-0.76V，铜的标准电极电位为+0.34V。
根据公式计算可知，反应的电动势为：E = E(正极) - E(负极) = 0.34V - (-0.76V) = 1.10V由于电动势为正，这个反应是可进行的。
氧化还原电位电极校正
一般来说ORP出产时就已经校正好的，基本客户不用再校正，不过在使用过程中更换新的ORP电极就必须要校正才能稳定数据。
在这样的情况下，就需要校正液，通常我们是不提供校正液，只提供PH的校正粉，需要客户自己买蒸溜水２５０ｍｌ调配粉末，这样调配好的液体可以保存一年，方便中途再次校正使用。
校正ORP就需要醌氢醌的配合，需要客户购买，因为价格较贵，也更为了节省醌氢醌的使用量，请倒出调配好的PH校正液（注，最好是用牙签筒这么大小的罐子）加入醌氢醌直到饱和为止，然后方可校正ORP电极。
使用完后用瓶子装好盖紧盖子，可以保存一周。
MV档测的是氧化还原电位（ORP），一般的PH计也可以测量ORP值，不过要有ORP电极ORP是英文Oxidation-Reduction Potential的缩写,它表示溶液的氧化还原电位。
ORP值是水溶液氧化还原能力的测量指标,其单位是mv。
它由ORP复合电极和mv计组成。
ORP电极是一种可以在其敏感层表面进行电子吸收或释放的电极,该敏感层是一种惰性金属,通常是用铂和金来制作。
参比电极是和pH电极一样的银/氯化银电极。
在自然界的水体中,存在着多种变价的离子和溶解氧,当一些工业污水排入水中,水中含有大量的离子和有机物质,由于离子间性质不同,在水体中发生氧化还原反应并趋于平衡,因此在自然界的水体中不是单一的氧化还原系统,而是一个氧化还原的混合系统。
测量电极所反映的也是一个混合电位,它具有很大的试验性误差。
另外,溶液的pH值也对ORP值有影响。
因此,在实际测量过程中强调溶液的绝对电位是没有意义的。
我们可以说溶液的ORP值在某一数值点附近表示了溶液的一种还原或氧化状态,或表示了溶液的某种性质(如卫生程度等),但这个数值会有较大的不同,你无法对它作出定量的确定,这和pH测试中的准确度是两个概念。
另外,影响ORP值的温度系数也是一个变量,无法修正,因此ORP计一般都没有温度补偿功能。
二.适用范围1.工业污水处理使用于水处理上的氧化还原系统,主要是铬酸的还原与氰化物的氧化。
氧化还原反应与电极电位
E=待测-已知
铜电极电极电位的测定
E (Cu2/Cu) SHE (Cu2/Cu) 0.00000V (Cu2/Cu)
氧化还原反应与电极电位
3）标准电极电位及应用
① 标准态下测得的氧化还原电对的电极电位就是
标准电极电位，符号qox/red。
② 是热力学标准态下的电极电位；
• 负极反应 Zn → Zn2+ + 2e- （氧化反应）
• 正极反应 Cu2+ + 2e- → Cu （还原反应）
由正极反应和负极反应所构成的总反应，称为 电池反应(cell reaction)。
Zn + Cu2+
Cu + Zn2+
氧化还原反应与电极电位
3）原电池组成式
① “|” 表示相界面 ，同一相 的不同物质用“,”隔开。
❖ 氧化还原电对的书写形式与反应式有关。
半反应
电对
MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O MnO4-/Mn2+
MnO4-+2H2O氧化+还原3反e应与=电极M电位nO2+4OHMnO4-/MnO2
二、 原电池和电极电位
1、原电池
❖ 将氧化还原反应的化学能转 化成电能的装置称为原电池 (primary cell)，简称电池。
氧化还原反应与电极电位
❖ 按确定元素氧化数规则的先后顺序，就能正确确定 化合物中各元素的氧化值。 例：KMnO4，先确定K，+1； 再确定O，-2； 最后确定Mn，+7
❖ 氧化数可为整数，也可为分数。 例： Fe3O4 中，Fe：+8/3
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——电极电势：电极电势的产生
O2/H与2O标准氢O2电+4极H+组+ 4成e-电池2H时2O为负1极.229
F2C/发Hl2F/生C(al氧-q) 化F2反+2C应Hl2+，++2E2ee--
(Zn22C+/lZ- n) 为负1.2值29
2HF(aq) 3.053
XeF/Xe(g) XeF + e- Xe(g) + F- 3.4
2. 电极电势的测定
例2. 测定E(Zn2+/Zn)
设计原电池
() Zn | Zn2+(1molL-1) || H+(1molL-1) | H2(100kPa), Pt (+)
测得原电池电动势：E = 0.7626 V
E = E(+) - E(-) = E (H+/H2) - E(Zn2+/Zn) E(Zn2+/Zn) =E (H+/H2) - E = 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
E(M+/M)。
M+ + e- M
4-2-3 电极电势的测定
电极电势的绝对值现还无法测知 但可用比较方法确定它的相对值
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零 即E (H+/H2)= 0 V
1. 标准氢电极(动画演示)
E (H+/H2) = 0 V H2←
Pt →
H2(100kpa) →
测其电动势(E ) 即可得待测电极的电极电势
2. 电极电势的测定
例1. 测定E(Cu2+/Cu)
设计原电池
() Pt, H2(100kPa) | H+(1molL-1) || Cu2+(1molL-1) | Cu (+)
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。
氧化还原和电极电势PPT课件
（1）当 [H＋] ＝ 0.10 mol·L-1 时 E ＝ 1.51＋ ──── lg 0.10 8 ＝1.42V
0.05916
5
E ＝ E Θ＋ ──── lg ──────
一、 Nernst方程式及浓度对EOx/Red及E的影响 标准电极电势：只考虑电极本性的影响，故只能用于标准态下的氧化还原反应。 非标准态下，EOx/Red：考虑电极本性、反应物浓度、温度以及溶液的酸度等因素。 Nernst方程式：综合了上述影响因素的计算EOx/Red及E的公式。
1、电极电势的Nernst方程式
（2）电极组成： 正极： Cu │Cu2+ （c1） 负极： Zn │ Zn 2+ （c2） （3）电池组成表示式： （-） Zn │ Zn 2+ （c2） ‖ Cu2+ （c1） │ Cu （+）
三、电池电动势
1、定义 电池电动势是电池正负极之间的瞬时电势差。 2、表示 电池电动势 E＝ E+ - E- E+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
对于任一电极反应
aOx + ne bRed
其电极电势的Nernst方程式为：
E = EΘ + ── ln ───
RT [Ox]a
nF [Red]b
上式─电极电势的Nernst方程式 式中E ─电极电势（V） EΘ ─标准电极电势（V） R ─气体常数(8.314 J·K-1·mol-1) F ─ Faraday常数(96 485 C·mol-1) T ─绝对温度（K） n─电极反应中得（失）电子数（mol） [Ox]a ─电极反应中电对氧化态浓度幂的乘积 [Red]b ─电极反应中电对还原态浓度幂的乘积 电极反应中的固体或纯液体，其活度视为1，气体的浓度用其分压表示 。
氧化还原电极电位
第八章氧化还原反应与电极电位氧化还原反应(oxidation-reduction reaction or redox reaction)是一类十分重要的化学反应，它广泛存在于化学反应和生命过程中。
氧化还原反应中伴随的能量变化与人们的日常生活、工业生产及生命过程息息相关，如：各种燃料的燃烧、各类电池的使用、电镀工业、金属的腐蚀和防腐、生物的光合作用、呼吸过程、新陈代谢、神经传导、生物电现象（心电、脑电、肌电）等等。
氧化还原反应及电化学是十分重要和活跃的研究领域，具有非常广泛的应用。
本章将介绍氧化还原反应的一般特征；重点讨论电极电位产生的原因、影响电极电位的因素和电极电位对氧化还原反应的影响，并简单介绍与此相关的电位法测定溶液的pH、电化学及生物传感器。
第一节氧化还原反应一、氧化值在18世纪末，人们把与氧化合的反应称为氧化反应，从氧化物中夺取氧的反应称为还原反应。
到19世纪中期，借助化合价的概念回避?人们把化合价升高的过程称为氧化，化合价降低的过程称为还原。
20世纪初，由于化合价的电子理论的发展，人们把失电子的过程称为氧化，得电子的过程称为还原。
例如Fe + Cu2+ = Fe2+ +Cu 的反应中，Fe失电子被氧化，Cu2+得电子被还原。
但是在反应H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) 中,却没有明显的电子得失关系，因此人们提出用“氧化值”来描述元素的氧化或还原状态以及氧化还原反应中电子的转移关系。
氧化值(oxidation number)又称为氧化数，用来表示元素的原子在单质或化合物中的氧化或还原状态。
1970年IUPAC对其给出的定义是：氧化值是某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是假设把每个化学键中的成键电子对指定给电负性较大的原子而求得。
其符号取决于成键原子电负性的相对大小，电负性较大的氧化值为负，电负性较小的氧化值为正，(元素的电负性是原子在分子中吸引成键电子能力的量度，有关它的概念将在第九章原子结构中讨论)。
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
化学平衡与氧化还原反应的标准电极电位计算
化学平衡与氧化还原反应的标准电极电位计算在化学反应中，平衡是一个十分重要的概念。
化学平衡是指反应物与生成物的浓度达到一个稳定的状态，其中正向反应和逆向反应的速率相等。
在平衡状态下，反应体系的各种物质浓度不再改变，这种状态被称为动态平衡。
平衡定律描述了化学平衡的关系，它可以用数学的方式来表示。
对于一般的化学反应：aA + bB ↔ cC + dD，平衡常数（K）定义为生成物浓度的乘积除以反应物浓度的乘积的比值。
平衡常数是一个与反应物和生成物浓度相关的常数，它能够描述反应的趋势和平衡位置。
平衡常数的数值越大，代表反应向右方向进行得越快，反之亦然。
然而，在某些反应中，平衡常数的数值很难直接测定或计算。
这时，我们可以利用氧化还原反应的标准电极电位来进行计算。
氧化还原反应是一类电子转移反应，其中氧化剂得到电子而还原，而还原剂失去电子而氧化。
在氧化还原反应中，每个参与反应的物种都有一个特定的标准电极电位。
标准电极电位（E0）定义为在标准条件下，电极上的氧化还原反应的电势差。
标准电极电位的计算可以通过参考电极和待测电极之间的电势差来实现。
参考电极是一个已知标准电极电位的电极，我们可以将待测电极与之进行比较以获得标准电极电位。
常用的参考电极是标准氢电极，其标准电极电位被定义为0V。
通过测量待测电极和标准氢电极之间的电势差，我们可以得到待测电极的标准电极电位。
标准电极电位的计算对于了解氧化还原反应的性质和趋势非常重要。
通过比较不同物种之间的标准电极电位，我们可以预测哪种物种会更容易被氧化或还原。
标准电极电位的数值越正，代表物种更易于被还原；反之，数值越负，代表物种更易于被氧化。
需要注意的是，标准电极电位是在标准状态下测定的，即溶液中物质的浓度均为1mol/L、气体的压力为1 atm、温度为25°C。
在实际反应中，溶液的浓度、温度等因素都会影响反应的进行，从而改变标准电极电位的数值。
因此，在实际应用中，我们需要考虑这些因素的影响，进行修正计算。
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对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
(2)调整计量系数，使氧化数升高值 = 降低值:
+7 +2 KMnO4+5FeSO4 + H2SO4 +2 +3 MnSO4+5/2Fe2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数： 2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
左边比右边少8个H，少4个O
3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O = 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
2. 离 子-电子法
只适用于发生在水溶液中的氧化还原反应。
配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
配平步骤：
MnO4-+8H++5e-Mn2++4H2O
AgCl + e- Ag + Cl Zn(OH)42 - +2e- Zn + 4 OH 把半反应式中没有发生氧化态变化的元素称为 “非氧化还原组分”。半反应式中的非氧化还原组分主 要有：酸碱组分、沉淀剂和难溶组分、配合物的配体以 及氧化物或含氧酸根中的O2-。
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。有一定人为性。 2.确定氧化数的方法 （1）规定：
a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60
b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－ 1， KO2氧化数为－ 0.5， KO3中氧 化数为－ 1/3，
例2: As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
2As3+ →
3S2– → N5+ →
2As5+
3S6+ N2+
共升高 28 升高24
升高 4
降低3
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO 左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O
11-1-3
1. 氧化数法
氧化还原反应方程式的配平
依据：还原剂氧化数的升高总值 = 氧化剂氧化数降低总值
例1：KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 (1)据反应事实，写出反应产物，注意介质酸性：
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 +Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固 体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。 ③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素 的原子总数各自相等且电荷数相等。 ④确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。 将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、 失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧 化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分子 方程式。
OF2中O为+2。
c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
(2) 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数
共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 （3）电中性的化合物各元素的氧化态的代数和=零。 离子的总电荷数=各元素氧化数的代数和。 例： K2Cr2O7 Cr为+6
Fe3O4 中，Fe为+8/3
Na2S2O3中，S 为+2 Na2S4O6中，平均为2.5 (2个S 为0, 二个S为+5) 但 CrO5中Cr为+6，而不习惯认为10。 3. 与化合价的区别与联系
二者有时相等，有时不等。
11-1-2 氧化还原半反应式
任何氧化还原反应方程式都可以分解成两个半反应式，如： Cu2+ +Fe=Cu+Fe2 + Cu2+ +2e=Cu (还原反应） Fe - 2e= Fe2 + (氧化反应） 1. 半反应式由同一元素的两种不同氧化数物种组成。 2. 表示：氧化型/还原型=>电对 3. 注意： （1）配平 （2） 酸表：在酸性溶液中存在如Fe3 + / Fe2 + 或H +或 OH未 参与半反应的。 如Cl2/Cl - 。 （3）碱表：在碱性溶液中存在的 。如Zn(OH)42 -）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2）配平H+数目
H+：左16，右2，应×8H2O 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O 3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
第11章
电化学基础
(Electrochemistry)
研究化学电池中氧化还原反应过程以及化学能与电能互相
转变规律的化学分支，称为“电化学”。
11-1 氧化还原反应
11-2 原电池
11-3 标准电极电势 11-4 影响电极电势的因素 11-5 实用电池 11-6 电解原理
11-1 氧化还原反应
11-1-1 氧化数（值、态） （Oxidation number）
1物料平衡 注 意 2 电荷平衡 3介质酸碱性
若写为：
MnO4- + 3 Fe2+ + 4 H+ = MnO2↓+ 3 Fe3+ + 2 H2O
错！产物与实验事实不符，不是MnO2↓，而是Mn2+； 若写为： 错！虽然物料平衡、电荷平衡，但介质不符。
MnO4- +5 Fe2+ + 4 H2O = Mn2+ +5 Fe3+ + 8 OH-