氧化还原与电极电势-补充
氧化还原反应和电极电势(hwn)
M活泼 ++++若 若 -+ -+ -+ -+
M不活泼 - ++- ++Mn+稀 Mn+浓
金属活泼 离子浓度小 金属不活泼 离子浓度大
，则溶解的趋势大，电势越低； ，则沉积的趋势大，电势越高.
二、原电池的电动势
产生原因：电极都有不同的电极电势。
例如：Cu电极＞Zn电极
定义：两个电极的电极电势之差称为原电池的电动
6
一、电极电势的产生
金属：金属原子 + 金属离子 + 自由电子
M(s) → Mn+(aq) +ne-
溶解
Mn+(aq)+ne-→M(s)
溶解
沉积
M(s)
沉积
Mn+(aq) + ne-
溶解
M(s)
沉积
Mn+(aq) + ne-
溶解 > 沉积 双电层 沉积 > 溶解
金属与溶液形成 双电层而产生的电势差 叫做Mn+/M电对的 电极电势，用符号 φ (Mn+/M) 表示。
电极反应：2H+ + 2e- H2(g)
测定电极电势
(－)Pt|H2(100kPa) |H+(a=1) ||待测电极(＋) 电势：E＝ φ待测－ φSHE ＝ φ待测
（二） 标准电极电势
定义：以SHE为负极，其他标态下的电极为正极组
成电池所测得的电动势。φθOx/Red
例：测定标准铜电极的电极电势
氯电极Cl2/Cl-： Pt|Cl2(p)|Cl-(c)
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。
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
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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
电极电势和氧化还原反应的关系
电极电势和氧化还原反应的关系
通常条件下，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。
从电极电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。
反应以“高电势的氧化型氧化低电势的还原型”的方向进行。
扩展资料：
电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差。
为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池，通过测定电池的电动势，而确定各种不同电极的相对电极电势E值。
1953年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。
【学案】学案电极电势与氧化还原高中学习补充
一、氧化还原的半反应式：任何一个氧化还原反应都可以分写成两个半反应：一个是还原反应，表示氧化剂被还原；一个是氧化反应，表示还原剂被氧化。
利用半反应式不仅可以明确看出半电池中的物质变化，还可以用来配平氧化还原反应（称为半反应式法或离子-电子法），以及计算不同浓度下电极的电势。
【例】：把2Fe3+ + Cu=2Fe2+ + Cu2+拆成半反应，可分成氧化反应：Cu - 2e- = Cu2+，还原反应：2Fe3++ 2e-=2Fe2+，而一般半反应式的书写格式是统一的，即高价态总是写在左边，低价态总是写在右边，半反应式的电子总是写在等式左边，半反应式从左到右相当于氧化剂得到电子生成其共轭还原剂，反之，从右到左，相当于还原剂失去电子生成其共轭氧化剂，以上关系可称为氧化还原共轭关系，常用Cu2+/Cu这样的符号表达上述半反应，称之为“电对”，半反应式的正向和逆向都有发生的可能，究竟向哪个方向要视具体反应而定，当两个半反应式链接成一个氧化还原反应时，是“相反相成的”，即一个半反应式向右进行，另一个半反应式向左进行。
二、电极电势的产生：1.理论的提出：德国化学家能斯特提出了双电层理论（electrical double layers theory）解释电极电势的产生的原因。
当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。
金属性质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。
在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层，双电层的厚度虽然很小（约为10-8厘米数量级），但却在金属和溶液之间产生了电势差。
通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势，并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。
2.电极电势（1）定义和表达：电极电势是电极中极板与溶液之间的电势差，用E或φ表示，单位为V，如锌的电极电势以E(Zn2+/Zn) 表示，铜的电极电势以E(Cu2+/Cu) 表示。
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。
氧化还原和电极电势
（2）H2压力维持 100kPa；
（3）H+活度为1 （1.184mol·L-1）；
（4） EθH+/ H2 =0.0000V
15
（5）标准氢电极的组成式
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
16
3、标准电极电势
（1）定义 处于标准态下的电极的电势称为该电极
差。 2、表示
电池电动势 E＝ E+ - EE+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
11
第三节 电极电势
一、电极电势的产生
1、电极的双电层结构
+++++ +++++
+++++ +++++
----- -----
-----
---
（a）溶解>沉积
（b）沉积>溶解
图-2 双电层的形成
由于在金属与溶液间的界面处形成双电层结构，电 极电势产生了。
其次，找出标准电极电势高的电对中的氧化态 (Br2 )， 和标准电极电势低的电对中的还原态 (Fe2+ )，此二者应是该自发反应的反应物。
故该反应正向（向右）自发进行。
19
第四节 影响电极电势的因素—Nernst方程式 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
EΘ值愈低，表示该电对中还原剂失电子的 能力愈强，是较强的还原剂。
34
例12 要选择一种氧化剂能使Cl-和Br-的混合溶液中的Br氧化成Br2，但Cl-不变化，试确定在常用的氧化剂 KMnO4和K2Cr2O7中，选择何种为宜？ 解：查标准电极电势表
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
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-
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氧化还原反应实验报告实验十二氧化还原反应一、实验目的1．理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。
2．加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。
3．进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。
[教学重点]电极电势和氧化还原反应的关系。
[教学难点]原电池、电解及电化学腐蚀等知识。
[实验用品]仪器：低压电源、盐桥、伏特计药品：0.5 mol·L-1Pb(NO3)2、(0.5、1 mol·L-1)CuSO4、0.5 mol·L-1 ZnSO4、0.1 mol·L-1KI、0.1 mol·L-1FeCl3、0.1 mol.L-1KBr、0.1 mol·L-1FeSO4、(1、3 mol·L-1) H2SO4、6 mol·L-1HAc、(2 mol·L-1、浓)HNO3、(0.01、0.1 mol·L-1)KMnO4、6 mol·L-1NaOH、0.1 mol·L-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒）二、实验内容（一）电极电势和氧化还原反应1．2Fe3++ 2I-= 2Fe2++ I2 I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色2．Fe3++ Br-不起反应，CCl4层无色3．Cl2+ 2Br-= 2Cl-+ Br2 Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色（二）浓度和酸度对电极电势影响1．浓度影响在两只50m L烧杯中，分别注入30mL 0.5mol·L-1 ZnSO4和0.5mol·L-1 CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。
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。
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
第九章 氧化还原和电极电势
二、氧化数与原子价 判断氧化还原反应的依据－－是否发生电子得 失 2+ 2+ Zn + Cu = Zn + Cu 在这个反应中发生了电子得失，所以是氧化还 原反应。 失电子过程——氧化 得电子过程——还原
在另一些反应中，如 Ｃ ＋ Ｏ２＝ ＣＯ２ 在反应过程中并没有明显的电子得失，仅仅是 生成的共价键中共用电子对有偏移。再用电子得失 来判断显得牵强。 为了解决这个矛盾，引进一个新概念—— 氧化 数 定义： 氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电 数可由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的 元素而求得。
2
4 H 2O
电池反应:
MnO 8 H 4
5Fe
2
Mn
+
2
5Fe
3
4 H 2O
电池符号: (-)
2+ Pt︱Fe
(c1),
3+ Fe (c
) ‖ MnO (c ), 2 4 3
+ H (c
2+ ),Mn (c ) ︱ Pt 4 5
(+)
二、 电极电势
在铜锌原电池中，电流从铜电极流向锌电极，表明铜电极电势高，锌电极 电势低。 或者说，当金属浸入对应的离子溶液中，产生了电势，有的电势高，有的 电势低。 1889年，德国科学家能斯特提出了一个双电层理论。 双电层理论认为：金属晶体是由金属原子、金属离子和自由电子所组成 , 如果把金属放在其盐溶液中,在金属与其盐溶液的接触界面上就会发生两个不 同的过程；一个是金属表面的阳离子受极性水分子的吸引而进入溶液的过程； 另一个是溶液中的水合金属离子在金属表面，受到自由电子的吸引而重新沉积 在金属表面的过程。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： M（s） ＝ Mn+（aq） ＋ne
氧化还原与电极电势(1)
4、观察平：用观察法配平其他物质的化学计量数，配平。
6.2.1 原电池 -
6.2 电极电势
Zn + Cu2+＝Cu + Zn2+
+
1、Zn片溶解; 2、Cu片上有新的单质Cu沉积; 3、导线中有电流产生。
Cu-Zn原电池
6.2 电极电势
章氧化还原与电极电势
节氧化还原的基本概念 节电极电势 节电池电动势的应用
6.1 氧化还原的基本概念
氧化还原反应 失去电子的过程称为氧化（oxidation)； 得到电子的过程称为还原（reduction)；
+2eCu2+ + Zn → Cu + Zn2+
-2e-
Zn - 2e = Zn2+，氧化反应 Cu2+ + 2e = Cu，还原反应
半反应中两边的物质构成一对氧化还原电对
氧化值高的物质称为氧化型物质，用Ox表示； 氧化值低的物质称为还原型物质，用Red表示。
一对氧化还原电对写成Ox/Red。
Cu2+/Cu
Zn2+/Zne3+ + Sn2+＝2Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + e- → Fe 2+ 还原反应 Sn2+－2 e- → Sn4+ 氧化反应
又如：1/2H O + Fe2+ + H+ → H O + Fe3+
22
2
氧化反应：
Fe2+ - e- → Fe3+
还原反应：
条件电极电势与氧化还原平衡
和各种副反应对φ的影响。
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6
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特点：1.条件不变时为一常数。 2.离子强度和各种副反应影响。 3.数据较少。如缺乏相同条件的′ 可用相近的′ 甚至用 来代替。
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引入条件电位后，如果给定的条件中 已包括溶液的酸度，在使用条件电位时， 能斯特方程式中不再包含H＋或OH－离子的 浓度项，例如
0.74
5mol/L HCl
0.64
2mol/L H3PO4
0.46
1mol/L HCl
0.70
1mol/L H2SO4
0.68
1mol/LHCl 0.25mol/L
H3PO4
0.51
[ º( Fe3+/Fe2+ )=0.77V]
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13.2.2 氧化还原反应的条件平衡常数
aO 1 bx R 2 c eR d 1 d ed 2 O
epn1 (n 11 n n2 2)2
1.4 40.6 8 1.0V 6 11
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E（V）
1.20 1.10 1.00 0.90 0.80 0.70 0.60
1.06
突跃: 0.86— 1.26V
指示剂的选择：在 此突跃范围内变色 的指示剂
5 10 15 20 25 30 ml
诱导反应增加了MnO4-的消耗量而使分 析结果产生误差
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13.3 氧化还原滴定法的基本原理
13.3.1 滴定曲线 在氧化还原滴定中，是根据有关电对的电
极电位和滴定剂的用量来描绘滴定曲线。
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6C+xLi+ xe
充 放
LixC6
总反应
LiCoO2 6C
充 放
Li1-xCoO2 +LixC6
Li 离子电池的工作原理
正 e 极
e 负 极
锂原子
充 Li电
L放i电
LiCoO2
石墨
Li 离子电池又称为摇椅电池
Li离子电池的优点：
1. 质量轻（从金属壳到塑料壳），能量密度大；
2. 优良、安全，有防暴阀，环境污染较小； 3. 比能量高，循环寿命长； 4. 电压较高（3.6V）,成本相对较低。 Li离子电池的用途： 1. 通讯，如手机； 2. 电子器件，电脑等； 3. 人造器官用电，如心脏起搏器等。
3.质量轻，比能量高
4.稳定性好，可连续工作，可积木式组装，可移动
用于航天事业、汽车工业、应急电源等，是21 世纪首选的清洁能源。
氢氧燃料电池的难点：
氢气的储存 液氢要求高压、低温，有危险性 钢瓶储氢，可使用氢气只占钢瓶质量的1% ，同样有危险性 研制储氢金属和其他储氢材料 研制用太阳能制备氢气
蓄电池
锌筒
金属封顶盖 封口纸 颈圈纸
金属外壳
绝缘纸筒 电芯纸托
底纸
金属底板（－）
燃料电池 又称为连续电池 一般以天然燃料或其他可燃物质如氢气、甲醇、 天然气、煤气等作为负极的反应物质。
以氧气作为正极反应物质组成燃料电池。
氢氧燃料电池 H2 ( pH2) | H+ 或 OH- (aq) | O2 ( pO2) 氢电极：2H2( pH2) → 4H+ + 4e 氧电极：O2+4H++4e - →2H2O 净反应：2H2( pH2) + O2 = 2H2O
在pH 1~14范围内，标准电动势 1.229 V
氢氧燃料电池示意图
e
+
离子交换膜
H2
O2
多孔电极
H2O
4H+ 4e +O2 2H2O H2 2H+ 2e
燃料电池的优点：
1.高效 化学能
热能 机械能 <30%
化学能
电能 机械能 > 80%
2.环境友好 不排放有毒的酸性氧化物，CO2比热电厂少40%， 产物水可利用，无噪音。
第四章
氧化还原反应与电极电势
补充：化学电源
化学电源分类 一次电池
电池中的反应物质进行一次电化学反应放电之 后，就不能再次利用，如干电池、纽扣电池。
这种电池造成严重的材料浪费和环境污染。
一次电池结构示意图
(+)碳电极
电芯 （MnO2 ， C， NH4Cl ，水）
电解液 NH4Cl ，水 ZnCl2 ，淀粉
又称为二次电池，可充电电池 。
这种电池放电后可以充电，使活性物质基本复原， 可以重复、多次利用。
如常见的铅蓄电池和锂离子电池等。
Li 离子电池的工作原理
正极： LiCoO2 , LiNiO2 , LiMn2O4
负极： 石墨，焦炭
正极反应 LLi+ +xe
负极反应