高中化学竞赛辅导课件-第七章-氧化还原反应-电化学基础
氧化还原反应-电化学基础-无机化学-课件-07
EMF =
E(Cu2+/Cu)= 0.34V 0.34V
(－) Zn Zn2+(1mol· -3) Cu2+ (1mol· -3)Cu (+) dm dm
EMF = 0.34-(-0.76)=1.1V
一、由氧化还原反应设计原电池 如: Zn(s) + Cu2+ (aq) = Zn2+ (aq) + Cu (s)
四、标准电极电势 E(Zn2+/Zn)
(－) Zn Zn2+(1mol· -3) H+(1mol· -3 ) H2( 105Pa) Pt(+ dm dm
EMF = -0.76V E(Zn2+/Zn) = -0.76V
E(Cu2+/Cu)
(－)PtH2( 105Pa)H+(1mol· -3)Cu2+ (1mol· -3)Cu (+) dm dm
2Fe
2
1.0mol L Cl 101325Pa 2Fe 0.1mol L 2Cl 2.0mol L
1 2 3 1 1
解： 正 极 Cl2 (g ) 2e 2 e 负 极 Fe (aq)
2
2Cl (aq) 3 Fe (aq)
盐桥: 饱和的电解质溶液。 如KCl 溶液 保持溶液电中性 由于K ＋ 和Cl － 的定向移动，使两池中过剩的正负 电荷得到平衡，恢复电中性。于是两个半电池反应 乃至电池反应得以继续，电流得以维持。
原电池装置可用简单的符号表示，称为电池图示。
例: Daniell电池的电池图示 (-) Zn | Zn2+(c1) Cu2+(c2) | Cu (+)
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• d区元素的化合物
• 离子极化对ds区元素化合物性质的影响
•
颜色
•
溶解
•
HgF2 HgCl2 HgBr2 HgI2 水解性质
• Hg2+ 与卤素及拟卤离子形成的配合物 HgX42-
• HgNH2X
4) 常见配位化合物及配位数 Cu(I) Cu(NH3)2+ CuCl3- Cu(CN)43Cu(II) 配位数通常为4 CuCl42- Cu(NH3)42+ Cu(CN)42Ag(I) 配位数通常为2 Ag(NH3)2+ Ag(S2O3)23- Ag(CN)2Zn(II) 配位数为4和6 ZnCl42- Zn(NH3)42+ Zn(NH3)62+ Cd(II) 常见配位数为4 Hg(II) 配位数为4 与卤素和类卤离子
• 氢键
•
强弱次序：
F—H ···F > O—H ···O > O—H ···N &g ···Cl > O—H ···S
特点： 是特殊的分子间作用力
具有方向性和饱和性
晶体结构
1. 晶格和点阵、晶胞 晶系：立方 四方 正交 单斜 三斜 三方 六方
2. 金属晶体—堆积 非密置层的堆积：简单立方和体心立方 密堆积：立方密堆—面心立方 六方密堆—六方晶胞 空间利用率及配位数
• 离子晶体 • CsCl 负离子成简单立方堆积，正离子占据立方体间隙。
NaCl 负离子成面心立方堆积，正离子占据八面体体间隙。
ZnS 负离子成面心立方堆积，正离子占据四面体间隙。
• 分子晶体
• 共价晶体
•
金刚石和石墨的结构
• 离子极化 • 离子的极化能力 • 离子的变形性 • 离子极化对键型和晶型的影响
氧化还原反应与电化学课件
氧化还原反应与电化学课件第一部分：氧化还原反应基础氧化还原反应，又称为化学电子转移反应，是化学反应中普遍存在的一种类型。
在氧化还原反应中，物质的氧化态或还原态发生变化，其中一个物质将电子转移给另一个物质。
这种电子转移过程导致原子或离子的氧化态发生改变，因此称为氧化还原反应。
1.1 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，我们需要关注两个重要的概念：氧化和还原。
- 氧化：物质失去电子，氧化态增大。
- 还原：物质获得电子，氧化态减小。
1.2 氧化还原反应的示例举例来说，我们可以观察以下氧化还原反应:Cu + 2Ag+ -> Cu2+ + 2Ag在这个反应中，Cu从0价氧化态变为+2价氧化态，被氧化，而Ag+离子从+1价还原态变为0价还原态，被还原。
在这个反应中，Cu失去了电子，被氧化，而Ag+获得了电子，被还原。
第二部分：电化学基础2.1 电化学的概念电化学是研究化学反应和电流之间相互转化的科学。
它研究物质在电化学过程中的氧化还原反应以及与之相关的电流和电势。
2.2 电化学的应用电化学在我们的日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
- 电解池中的电化学过程被应用于电镀、电解和电池等行业。
- 电化学还应用于环境保护，例如电化学处理废水和废气等。
- 电化学还在药物研发和分析仪器等领域有着重要的应用。
第三部分：电池和电解池3.1 电池的概念和分类电池是一种将化学能转化为电能的装置。
根据电池内部反应的性质，电池可以分为干电池和液电池两种类型。
3.2 电解池的概念电解池是一种在外部电流的作用下，将电能转化为化学能的装置。
它是电池的反向过程。
第四部分：课件设计4.1 课件设计的重要性课件设计是教学中不可或缺的一部分。
通过合理的课件设计，可以更好地呈现和组织知识内容，提高学生对氧化还原反应和电化学的理解程度。
4.2 课件设计的要点在氧化还原反应与电化学课件的设计中，应注意以下要点：- 简洁明了的页面布局，避免信息过载。
高中化学竞赛辅导课件-第七章-氧化还原反应-电化学基础
* 7.2.2 电解池与Faraday定律
1.电解池 利用电能发生氧化还原反应的装置被称
为电解池。
2. Faraday定律 1834年，M. Faraday 提出电化学过程
的定量学说： ①在电化学电池中，两极所产生或消耗的
物质B的质量与通过电池的电量成正比。
解C ： 2+ l2e =2C l
①
C 2 + 1 l 2 = 2 O C 3 + H 62 lO H + O 1 0 ②
①×5+②得：
6 2 + C 12 l = 1 O 0 + 2 C H C 3 + 6 ll 2 O H
化简得：Βιβλιοθήκη 32 + C 6 O l = 5 H + C C 3 + ll 3 O 2 O H
32 + C 6N l= 5a N + O N a 3 H a + C 3 C 2 O H l
第十页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
例3：配平方程式
A 2 S 3 ( s ) + H s 3 ( a ) N H q 3 A 4 ( a ) + O H s 2 S q 4 ( a O ) + O N q ( g )
第十四页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
7.2.1 原电池的构造
Cu-Zn原电池装置
第十五页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
负极 (电子流出 ) ：Zn(s) 2e Zn 2+ (aq) 氧化反应
正极 (电子流入 ) ：Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) 还原反应
高中化学竞赛辅导素材 氧化还原课件68PPT
Xe
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
0.7 0.9 1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2
教学基本要求：
1.掌握氧化值的定义，能熟练确定元素的氧化值。 2.掌握氧化还原反应的基本概念。 3.掌握电极反应的Nernst方程，会用Nernst方程进 行有关计算。
4.掌握用电极电势判断氧化剂与还原剂的相对强弱 ，判断氧化还原反应进行的方向和程度。
5.熟练地写出原电池正、负极的电极反应式，电池 符号。
Cl 反应后氧化值降低，被还原，发生了还原 反应，称为氧化剂（ oxidizing agent ）
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12
三、氧化还原电对（ redox couple ）
氧化型物质: Ox 还原型物质: Red 氧化还原电对:
氧化型物质/还原型物质
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Ox／ Red
例如：Cu2+／Cu、 Zn2+／Zn
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E （Br2/Br -） = +1.0774V
Br2 （l） + 2 e- 2 Br-（aq）
1/2 Br2 + e-
Br-
2 Br-
Br2 + 2 e-
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第三节 电极电势和原电池的电动势
一、电极电势的产生 二、原电池的电动势 三、标准电极电势 六、能斯特方程
[工学]07第七章 氧化还原反应 电化学基础
![[工学]07第七章 氧化还原反应 电化学基础](https://img.taocdn.com/s3/m/df19b60427d3240c8447efcb.png)
( b )
h
11
⑷根据两个半反应得失电子的最小公倍数，将两个 半反应分别乘以相应的系数后，消去电子，得到配 平的离子方程式。(a)式×2加(b)式×5得：
2 M n O 4 1 6 H 1 0 e 2 M n 2 8 H 2 O
)
5 S O 3 2 5 H 2 O 5 S O 4 2 1 0 H 1 0 e
属1。的氢化物（如NaH、CaH2、LiAlH4)中，氢的氧化值为★ 通常，在化合物中氧的氧化值为-2；但在过氧化物（如
HO22OF22中，，Na氧2O的2，氧B化aO值2)分中别氧为的+氧2和化+值1为。-1；而在OF2和 ★ 在所有氟化物中，氟的氧化值为-1。 ★ 碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为+1和+2。 ★ 在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零。在多原子
有电子转移或得失的反应称为氧化还原 反应。
表示元素氧化态的代数值称为元素的氧 化值（氧化数）。
IUPAC定义氧化数——某元素一个原子 的核电荷数。
h
4
确定氧化值的规则（七条）：
★ 在单质中，元素的氧化值为零。 ★ 在单原子离子中，元素的氧化值等于离子所带的电荷数。 ★ 在大多数化合物中，氢的氧化值为+1，只有在活泼金
试写出上述反应组成的原电池的符号表达式为：
若半电池中没有电极，应借助于辅助电极： 铂电极或石墨电极
( ) P t|S n 2 ( c 1 ) ， S n 4 ( c 1 ) ||F e 2 ( c 2 ) ， F e 3 ( c 2 ) |P t ( )
同一相中，两物种的离子以“，”分开。
解：(1)写出主要反应物和产物的离子式：
M n O 4 S O 3 2 M n 2 S O 4 2
化学竞赛培训讲义：氧化还原反应与电化学基础
氧化还原反应与电化学基础【竞赛要求】氧化态。
氧化还原的基本概念和反应的书写与配平。
原电池。
电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。
标准电极电势。
用标准电极电势判断反应的方向及氧化剂与还原剂的强弱。
电解池的电极符号与电极反应。
电解与电镀。
电化学腐蚀。
常见化学电源。
Nernst方程及有关计算。
原电池电动势的计算。
pH对原电池的电动势、电极电势、氧化还原反应方向的影响。
沉淀剂、络合剂对氧化还原反应方向的影响。
【知识梳理】一、氧化还原反应的基本概念1、氧化数在氧化还原反应中，由于发生了电子转移，导致某些元素带电状态发生变化。
为了描述元素原子带电状态的不同，人们提出了氧化数的概念。
1970年，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）对氧化数的定义是：氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数是假设把每个化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的。
例如，在NaCl中，钠的氧化数为+1，氯的氧化数为–1。
在SO2中，硫的氧化数为+4，氧的氧化数为–2。
由此可见，氧化数是元素在化合状态时人为规定的形式电荷数。
确定氧化数的规则：（1）在单质中，元素的氧化数为零。
（2）在单原子离子中，元素的氧化数等于离子所带的电荷数。
（3）在大多数化合物中，氢的氧化数为+1，只有在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为–1。
（4）通常，在化合物中氧的氧化数为–2；但在过氧化物（如H2O2、Na2O2、BaO2）中氧的氧化数为–1；而在OF2和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
（5）在所有氟化物中，氟的氧化数为–1。
（6）碱金属和碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1和+2。
（7）在中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。
在多原子原子离子中各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。
根据上述原则，可以确定化合物中某元素的氧化数。
2、氧化还原电对在氧化还原反应中，元素氧化数升高的物质是还原剂，元素氧化数降低的物质是氧化剂。
高中化学竞赛课件：氧化还原反应和原电池
二、原电池和电极——2.原电池的表示方法
原电池的表示的一般方法为：
a. 负极在左，正极在右； b. 单垂线“│”表示界面； c. 双垂线“”׀׀表示盐桥； d. 标注温度和压力； e. 标注所有影响电极电势（电动势）的 因素，如物质状态，电解质浓度等。
f. 氟在化合物中的氧化数皆为-1 。
一、氧化还原反应——4. 氧化还原方程式的配平
4. 氧化还原方程式的配平
以高锰酸钾和氯化钠在硫酸溶液中的 反应为例，说明用氧化数法配平氧化还 原反应方程式的具体步骤。
a. 根据实验确定反应物和产物的化学 式：
KMnO4+ NaCl + H2SO4
→Cl2 +MnSO4+K2SO4+Na2SO4 + H2O
化学夏令营
氧化还原反应与电化学
简介
氧化还原反应是化学反应中最重要的一类, 反应的基本特点是在反应物之间发生电子的 传递，即反应物的原子或离子发生氧化数的 改变 。
电化学是研究电能和化学能之间相互转化 及转化过程中有关规律的科学。电化学工业 已成为国民经济的重要组成部分。
二者的关系：电极反应必为氧化或还原， 但总反应不一定是氧化还原反应。
三、电极电势及其应用——3. 氢标准还原电极电势
3. 氢标准还原电极电势
规定：将标准氢电极作为负极，待 测电极为正极（发生还原反应），组成 电池：
Pt|H2(p0)| H+ (a=1) | |待测电极
此电池的电动势即为待测电极的氢标准 还原电极电势。
三、电极电势及其应用——3. 氢标准还原电极电势
一、氧化还原反应——4. 氧化还原方程式的配平
安徽安徽高中化学竞赛无机化学第七章 氧化还原反应和电化学基础
安徽安徽高中化学竞赛无机化学第七章氧化还原反应和电化学基础Cl－的定向移动，使两池中过剩的正负电荷得到平衡，恢复电中性。
于是两个半电池反应乃至电池反应得以继续，电流得以维持。
这就是盐桥的作用。
7. 1. 04 电池符号：原电池可以用电池符号表示。
上面的丹尼尔Cu－Zn 电池可表示如下（–）Zn ∣Zn2+（1mol·dm－3）‖Cu2+（1mol·dm－3）∣Cu（+）左边为负极，右边为正极，Cu，Zn 表示极板材料。
离子的浓度，气体的压力要在（）内标明。
“∣”代表界面，这里是固体和溶液之间的界面，“‖”代表盐桥。
7. 1. 05 电极电势：金属M插入其盐M z+的溶液中，即构成“金属—金属离子电极”。
这时在金属与金属离子的界面上有两种过程可能发生：M = M z++ z e （1）金属表面的一些原子受到溶剂水分子的吸引，变成溶剂化离子进入溶液，将电子留在金属上，致使金属的电势低于溶液。
M z++ z e = M （2）溶液中的离子与金属上的电子结合，沉积到金属表面上，致使金属带上正电荷，从而电势高于溶液。
本教材定义的金属—金属离子电极的电极电势E（M Z+ / M），是指金属电势E（M）高出溶液电势E（M Z+）的值，即E（M Z+ / M）= E（M）－E（M Z+）7. 1. 06 标准电极电势：当金属M和金属离子M Z+ 溶液均处于标准态时，这个电极电势称为金属—金属离子电极的标准电极电势，用E⊖（M Z+ / M）。
例如锌电极的标准电极电势可以表示为：E⊖（Zn2+ / Zn）= －0.76 V铜电极的标准电极电势可以表示为：E⊖（Cu2+ / Cu）= + 0.34 V7. 1. 07 原电池的电动势：原电池两极板之间的电势差，就是原电池的电动势，用E表示之。
原电池池的电动势与两极电极电势的关系为E池= E+－E－若两电极的各物质均处于标准状态，则原电池具有标准电动势E⊖池的值为正。
化学竞赛辅导资料——氧化还原反应
氧化还原反应竞赛专题讲义一．什么叫标准电极电位？在使用标准电极电位表时应了解哪些问题？电极电位是表示某种离子或原子获得电子而放还原的趋势。
如将某一金属放入它的溶液中（规定溶液中金属离子的浓度为lm），在25℃时，金属电极与标准氢电极（电极电位指定为零）之间的电位差，叫做该金属的标准电极电位。
表7-2列出一些金属、非金属以及同一种金属具有不同价态的离子的标准电极电位，这些数值都是与标准氢电极比较而得出的。
为了能正确使用标准电极电位表（课本或化学手册上均有较详细的表），现将有关的一些问题叙述如下：(1)在M n++ne M电极反应中，M叫做物质的还原态。
M n+叫做物质的氧化态，物质的还原态和氧化态构成氧化还原电对。
电对也常用符号来表示，例如Zn2+／Zn是一个电对，Cu2+／Cu也是一个电对等。
(2)在表中所列的标准电极电位的正、负数值，不因电极反应进行的方向而改变。
例如，不管电极反应是按Zn2++2e=Zn，还是按Zn=Zn2++2e的方式进行，电对（Zn2+／Zn或Zn／Zn2+）的标准电极电位总是负号，(3)在表中，物质的还原态的还原能力自下而上依次增强；物质的氧化态的氧化能力自上而下依次增强。
具体地说，电对的电极电位数值越小，在表中的位置越高，物质的还原态的还原能力越强，电对的电极电位数值越大，在表中的位置越低，物质的氧化态的氧化能力越强。
例如电对Zn2+／Zn的标准电极电位的数值为-0.76伏较Cu2+数值+0.34伏为小，所以Zn原子较Cu原子容易失去电子，即Zn是较强的还原剂。
(4)物质的还原态的还原能力越强，其对应的氧化态的氧化能力就越弱；物质氧化态的氧化能力越强，其对应的还原态的还原能力就越弱。
例如表7—2中K是最强的还原剂，其对应的K+则是最弱的氧化剂，F2是最强的氧化剂，其对应的F-则是最弱的还原剂。
(5)只有电极电位数值较小的物质的还原态与电极电位数值较大的物质的氧化态之间才能发生氧化还原反应，两者电极电位的差别越大，反应就进行得越完全。
安徽高中化学竞赛-无机-7-第七章 氧化还原反应和电化学基础(PPT)
3. 标准氢电极
至此，我们定义了电极电势 E ⊖ 和 E，也定义了电池的电动 势 E池⊖和 E池。
电池的电动势可以测得，这将 在物理化学实验和普通物理学实验 中学习。
但是电极电势 E 值的测定中 仍有一些问题需要说明。
测 E 值必须组成一个电路，组成 电路就必须有两个电极，其中一个是 待测电极，而另一个应该是已知 E 值 的参比电极。
达成平衡时，一般认为是 Cu2+ 沉积在铜片上，即发生过程（2）
Mz+ + z e —— M （2）
所以铜片的电势高于溶液 的电势，故铜电极的电极电势 E 为正值。
当 Cu 和 Cu2+ 溶液均处于 标准态时，这个电极电势称为铜 电极的标准电极电势。
E ⊖（Cu2+ / Cu）= + 0.34 V
金属 — 氧化物 — 离子电极
金属 — 氧化物 — 离子电极
该电极作为正极时的半反应是 Ag2O + H2O + 2 e —— 2 Ag + 2 OH－
金属 — 氧化物 — 离子电极
该电极作为负极时可表示为 Ag | Ag2O（s）| OH－（c）
它的标准态应是 c（OH－）= 1 mol•dm－3
为测定锌电极的标准电极电势， 组成原电池
(－) Zn|Zn2+ ( 1 mol·dm－3 )‖ H+ (1 mol·dm－3 ) | H2 ( p⊖)|Pt ( + )
测得该原电池的电动势 E池⊖= 0.76 V
由公式 E池⊖ = E+⊖－ E－⊖
得 E－⊖ = E+⊖－ E池⊖ E ⊖（Zn2+ / Zn）=E ⊖（H+ / H2）－E⊖池
第七章氧化还原反应 电化学基础PPT课件
Volta电池的构造
Cu-Zn原电池装置
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负极 (电子流出 )：Zn 2e Zn2+ 氧化反应 正极 (电子流入 )：Cu2+ + 2e Cu 还原反应 电池反应： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
氧化型 + Ze 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
3
一、氧化值（数）
Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu
得失电子
H2(g）+ Cl2（g） 2HCl（g） 电子偏移
氧化数：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。
4
确定氧化数的规则
⑴ 离子型化合物中，元素的氧化数等 于该离子所带的电荷数 。
13
例：配平反应方程式
KMnO4+K2SO3 酸性溶液MnSO4+K2SO4
14
（1）
MnO4
+
SO
2 3
SO
2 4
+ Mn2+
（2） MnO4 + 8H + + 5e Mn2+ + 4H 2O ①
SO
2 3
+
H2O
SO
2 4
+
2H +
+
2e
②
(3) ①×2+②×5得
2MnO
4
+ 16H +
例：配平方程式
Ca3
(PO4
) 2
+
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配平步骤：
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。
E(Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V
7.3.2 标准电极电势
1.标准电极电势和标准电动势
电对的标准电极电势：E (电对) 原电池的标准电动势：EMF = E+ E
2.电极电势的测定
() Pt , H2 ( p ) H+ (1.0mol L1) Cu2+ (1.0mol L1) Cu (+)
2 4
+
NO
NO
3
+
4H +
+ 3e
=
NO
+ 2H 2O
①
As 2S3 + 6H+ + 20H2O
= 2H3AsO4 + 3SO24 + 40H+ + 28e
即：As 2S3
+
20H
2O
=
2H 3AsO4
+
3SO
2 4
+
34H
+
+
28e
②
①×28+②×3得
28NO
3
+
3As 2S3
+
4H2O
+ 10H+
Cu2+ + H2 Cu + 2H+ EMF = E (Cu2+/Cu) E (H+/H2 ) = 0.340V 则 E (Cu2+/Cu) = 0.340V
3.标准电极电势表
① 采用还原电势；
② E 小的电对对应的还原型物质还原性强；
E 大的电对对应的氧化型物质氧化性强。
③ E 无加和性
Cl2 (g) + 2e 2Cl (aq)
1.电解池 利用电能发生氧化还原反应的装置被称
为电解池。 2. Faraday定律
1834年，M. Faraday 提出电化学过程 的定量学说：
①在电化学电池中，两极所产生或消耗 的物质B的质量与通过电池的电量成正比。
②当给定的电量通过电池时，电极上 所产生或消失B的质量正比于它的摩尔质量 被相应转移的电子数除的商。
因为rGm = ZFEMF 所以rGm = ZFE (Cu2+/Cu) = rGm(1) 即 f Gm (Cu2+ , aq) = ZFE (Cu2+/Cu) 电极反应： rGm (电对) = ZFE (电对)
rGm (电对) = ZFE(电对)
例：已知 E (Zn2+/Zn) = 0.7621V 求： f Gm (Zn2+，aq) 。 解： Zn2+ (aq) + 2e Zn(s) rGm = f Gm (Zn2+，aq) rGm = ZFE (Zn2+/Zn) f Gm (Zn2+，aq) = ZFE (Zn2+/Zn) f Gm (Zn2+，aq) = 2×96485C mol1×(0.7621V)
= 6H3AsO4 + 9SO24 + 28NO
3As 2S3 + 28HNO 3+ 4H2O
= 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
例4：配平方程式
Hale Waihona Puke Cr(OH)3(s) + Br2 (l) + KOH K2CrO4 + KBr
解： Cr(OH)3(s) + Br2 (l) CrO24 + Br
EMF — 电动势，可以由数字电压表或 电位差计来测定。
EMF — 标准电动势，例如，铜 锌原电池 EMF = 1.10V。
7.2.4 原电池的最大功与Gibbs函数
电功(J)=电量(C)×电势差(V)
Wmax = ZFE MF 电池反应： rGm = Wmax
rGm = ZFEMF
EMF — 电动势（V） F — 法拉第常数 96485（C·mol-1） Z — 电池反应中转移的电子的物质的量
E = 1.36V
1 2
Cl2
(g)
+
e
Cl (aq)
E = 1.36V
④ 一些电对的 E 与介质的酸碱性有关
酸性介质：EA ；碱性介质：EB
4.
r
Gm
与电极电势的关系
(+) Cu2+ (aq) + 2e Cu(s)
() 2H+ (aq) + 2e H2 (g)
Gr m(1) r Gm(2)
②半电池中两相界面用“ ”分开，同 相不同物种用“,”分开，溶液、气体要注明 cB，pB 。
③纯液体、固体和气体写在惰性电极一 边用“,”分开。
例：将下列反应设计成原电池并以原电池 符号表示。
2Fe2+ 1.0mol L1 + Cl2 101325Pa 2Fe3+ 0.1mol L1 + 2Cl 2.0mol L1
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。
Cu2+ (aq) + Zn(s) Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子
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。
例： H5I O6
S2
O
2 3
S4
O
2 6
Fe3O4
I的氧化值为 + 7
S的氧化值为 + 2 S的氧化值为 + 2.5 Fe的氧化值为+ 8
3
7.1.2 氧化还原反应方程式的配平
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。
2Cr(OH)3(s) + 3Br2 (l) +10KOH
= 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
小结： 酸性介质：
多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O 碱性介质：
多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH-
§ 7.2 电化学电池
7.2.1 原电池的构造 * 7.2.2 电解池与Faraday定律
7.2.3 原电池电动势的测定 7.2.4 原电池的最大功与Gibbs函数
7.2.1 原电池的构造
Cu-Zn原电池装置
负极 (电子流出 ) ：Zn(s) 2e Zn 2+ (aq) 氧化反应 正极 (电子流入 ) ：Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) 还原反应 电池反应： Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
2MnO
4
+ 16H +
+ 10e
=
2Mn 2+
+ 8H 2O
+)
5SO
2 3
+ 5H 2O
=
5SO
2 4
+ 10H +
+ 10e
2MnO4 + 5SO32 + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO24 + 3H2O 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4
= 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
=
5Cl
+
ClO
3
+ 3H 2O
3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2O
例3：配平方程式
As2S3 (s) + HNO 3 (aq) H3AsO4 (aq) + H2SO 4 (aq) + NO (g)
解 ：As 2 S3
+
NO
3
H 3 As O4
+
SO
例：MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O
EMnO4/Mn2+ =
氧化型 + Z e 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
金属导体如 Cu、Zn
电极 惰性导体如 Pt、石墨棒
原电池符号(电池图示)：
() Zn Zn2+ (1.0mol L1) ‖ Cu2+ (1.0mol L1) Cu (+)
书写原电池符号的规则： ①负极“-”在左边，正极“+”在右边， 盐桥用“‖”表示。
例1：配平反应方程式
KMnO4 (aq) + K2SO3(aq) 酸性溶液中 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq)
①
MnO
4
+
SO