第十一章电化学基础PPT课件
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《电化学基础》课件
电化学反应速率
总结词
电化学反应速率描述了电化学反应的快 慢程度，是衡量反应速度的重要参数。
VS
详细描述
电化学反应速率与参与反应的物质的浓度 、温度、催化剂等条件有关。在一定条件 下，反应速率可由实验测定，对于一些特 定的电化学反应，也可以通过理论计算来 预测其反应速率。
反应速率常数
总结词
反应速率常数是描述电化学反应速率的重要参数，它反映了电化学反应的内在性质。
详细描述
反应速率常数与参与反应的物质的性质、温度等条件有关。在一定条件下，反应速率常数可以通过实验测定，也 可以通过理论计算得到。反应速率常数越大，表示该反应的速率越快。
反应机理
总结词
电化学反应机理是描述电化学反应过程中各步骤的详细过程和相互关系的模型。
详细描述
电化学反应机理可以帮助人们深入理解电化学反应的本质和过程，从而更好地控制和优化电化学反应 。不同的电化学反应可能有不同的反应机理，同一电化学反应也可能存在多种可能的反应机理。 Nhomakorabea05
电化学研究方法
实验研究方法
01
重要手段
02
实验研究是电化学研究的重要手段，通过实验可以观察和测量电化学 反应的过程和现象，探究反应机理和反应动力学。
03
实验研究方法包括控制电流、电位、电场等电学参数，以及观察和测 量电流、电位、电导等电化学参数。
04
实验研究需要精密的实验设备和仪器，以及严格的操作规范和实验条 件控制。
01
02
03
电池种类
介绍不同类型电池的制造 过程，如锂离子电池、铅 酸电池、镍镉电池等。
电池材料
阐述电池制造过程中涉及 的主要材料，如正负极材 料、电解液、隔膜等。
电化学基础PPT教学课件
[解析] 化学反应符合设计要求．该氧化还原反应可拆 分为如下两个半反应： 氧化反应(负极反应)：Cu－2e－===Cu2＋， 还原反应(正极反应)：2Fe3＋＋2e－===2Fe2＋.
结合原电池构成的条件可确定：负极材料为铜，正极材 料可用石墨，电解质溶液为FeCl3溶液．如果设计不带 盐桥装置的则用一烧杯，如果设计带盐桥装置的要考虑 两个烧杯中反应的特点，设计烧杯中的溶液，负极Cu 应放在CuCl2溶液中，正极碳棒应置于盛放FeCl3溶液的 烧杯中．
◇检查预习◇
2.“记”，古代散文的一种，主要是记载事物， 并通过记事、记物或写景、记人来抒发作者 的感情或见解，即景抒情，托物言志。
• 3.写病梅，疗梅。表达了作者疗梅的愿望和 决心。（表）
• 摧残人才，拯救人才。揭露和抨击了清朝封 建统治阶级，表达渴望人才、追求个性解放 的强烈愿望。（里）
1． 理解文中重要文言实词、虚词的
言志—— 揭露社会黑暗，人
才被埋没、扭曲；要求 政治改革，追求个性解 放。
问题三：概括本文的主题。
• 本文通过谴责人们对梅花的摧残， 形象地揭露和抨击了清朝封建统治阶 级束缚人民思想，压制摧残人才的罪 行，表达了要求改革政治、渴望人才、 追求个性解放的强烈愿望。
总结
谢谢大家 再见！
是与电源正极相连的活性阳极，若电极质量增加， 则该电极一定是与电源负极相连的阴极，此时溶液 中一定存在氧化性强于H＋的金属离子．
3．在电解过程中，若阳极质量不变，则阳极一定是惰 性电极．若阴极质量不变，则此电极上一定有气体 产生，该气体一定是H2.
4．溶液中若阳离子的放电能力强于H＋，而阴离子的放 电能力强于OH－时，电解的实质一定是电解电解质 本身，如CuCl2.
第十一章 电化学基础1
Zn 极
Zn —— Zn2+ + 2 e
（ 1）
电子留在 Zn 片上，Zn2+ 进入溶液，发生氧化
Cu 极
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 2）
通过外电路从 Zn 片上得到电子，使 Cu2+ 还原成 Cu，沉积在 Cu 片上。
Zn —— Zn2+ + 2 e
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 1）
价，将从化学式出发算得的化合价定义为 氧化数。 S2O32－ 中的 S 元素的氧化数为 2，
S4O62－ 中的 S 元素的氧化数为 2.5。
前面的讨论中我们看到，从物质的微观
结构出发得到的化合价只能为整数，但氧化
数却可以为整数也可以为分数。 一般来说元素的最高化合价应等于其所 在族数，但是元素的氧化数却可以高于其所 在族数。
电池中电极电势 大的电极为正极，故 电池的电动势 E 的值为正。
有时计算的结果 E池 为负值，这说明计 算之前对于正负极的设计有特殊要求。
（–）Zn Zn2+（1mol· dm－3） Cu2+（1mol· dm－3）Cu（+）
E池 ＝ + － －
＝ 0.34 V －（－ 0.76 V） ＝ 1.10 V
价为正； 得到电子的原子带负电，这种元素的化合 价为正。
在共价化合物里，元素化合价的数值，就
是这种元素的一个原子与跟其他元素的原子形 成的共用电子对的数目。 化合价的正负由电子对的偏移来决定。
由于电子带有负电荷，电子对偏向哪种元
素的原子，哪种元素就为负价；电子对偏离哪
种元素的原子，哪种元素就为正价。
电化学基础-PPT课件
35
3. 氢镍电池是近年开发出来的可充电电池，
它可以取代会产生镉污染的镉镍电池。氢镍
电池的总反应式是：
1/2H2+NiO(OH)
Ni(OH)2
CD
据此反应判断，下列叙述中正确的是（ ）
A. 电池放电时，负极周围溶液的pH不
断增大
B. 电池放电时，镍元素被氧化
C. 电池充电时，氢元素被还原
D. 电池放电时，H2是负极
Ag
电解质溶液Y是__A_g_N__O_3_溶__液_；
(2)银电极为电池的___正_____极，CuSO4溶液 Y
发生的电极反应为__A_g_＋__＋__e_－__=_A__g___
X电极上发生的电极反应为
__C_u___-2__e_－___=__C__u_2_＋__________；
(3)外电路中的电子是从__负__(_C_u_电) 极流向
14
６. 双液原电池的工作原理（有关概念）
（１）盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的 胶冻，胶冻的作用是防止管中溶液流出
（２）盐桥的作用是什么？
可提供定向移动的阴阳离子，
使由它连接的两溶液保持电
中性，盐桥保障了电子通过
外电路从锌到铜的不断转移
，使锌的溶解和铜的析出过 程得以继续进行。
盐桥的作用： （1）形成闭合回路。
？思考
1、银器皿日久表面逐渐变黑色，这是由于生成硫
化银，有人设计用原电池原理加以除去，其处理方 法为：将一定浓度的食盐溶液放入一铝制容器中， 再将变黑的银器浸入溶液中，放置一段时间后，黑 色会褪去而银不会损失。 试回答：在此原电池反应中，负极发生的反应
为 Al -3e- = Al3＋ ； 正极发生的反应为 Ag2S+2e- = 2Ag；+S2-
3. 氢镍电池是近年开发出来的可充电电池，
它可以取代会产生镉污染的镉镍电池。氢镍
电池的总反应式是：
1/2H2+NiO(OH)
Ni(OH)2
CD
据此反应判断，下列叙述中正确的是（ ）
A. 电池放电时，负极周围溶液的pH不
断增大
B. 电池放电时，镍元素被氧化
C. 电池充电时，氢元素被还原
D. 电池放电时，H2是负极
Ag
电解质溶液Y是__A_g_N__O_3_溶__液_；
(2)银电极为电池的___正_____极，CuSO4溶液 Y
发生的电极反应为__A_g_＋__＋__e_－__=_A__g___
X电极上发生的电极反应为
__C_u___-2__e_－___=__C__u_2_＋__________；
(3)外电路中的电子是从__负__(_C_u_电) 极流向
14
６. 双液原电池的工作原理（有关概念）
（１）盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的 胶冻，胶冻的作用是防止管中溶液流出
（２）盐桥的作用是什么？
可提供定向移动的阴阳离子，
使由它连接的两溶液保持电
中性，盐桥保障了电子通过
外电路从锌到铜的不断转移
，使锌的溶解和铜的析出过 程得以继续进行。
盐桥的作用： （1）形成闭合回路。
？思考
1、银器皿日久表面逐渐变黑色，这是由于生成硫
化银，有人设计用原电池原理加以除去，其处理方 法为：将一定浓度的食盐溶液放入一铝制容器中， 再将变黑的银器浸入溶液中，放置一段时间后，黑 色会褪去而银不会损失。 试回答：在此原电池反应中，负极发生的反应
为 Al -3e- = Al3＋ ； 正极发生的反应为 Ag2S+2e- = 2Ag；+S2-
电化学基础课件
H2 + 2AgCl
放电 充电
2Ag + 2H + 2Cl
+
−
Zn|H2SO4 (0.1 Zn + Cu +
Zn +
+→ 2H +→ 2H
-1)|Cu mol⋅kg ⋅
2+ + Zn 2+ + Cu
H2 放电 H2 充电
+→ 2H
2+ + Zn
H2 局部化学反应
2. 电池在十分接近平衡状态下工作
El = E有 − E无
(a RT (ai )1 = (t+ − t− ) ln F (ai ) 2
ai ≈ a ± 代之
盐桥的作用
盐桥 El(1) El(2)
溶液(2)
ClK+
饱和 KCl
ClK+
溶液(1)
液接电势降至1 液接电势降至 mV
Q
E l (1 ) = ( t K +
E l (2 ) = (t K +
硫酸
1111-10 化学能与电能 化学能转化为 热能和电能的 二个不同的途径
(1) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 自发反应放热
2） （2）(-) 阳极 2H2 +
-4OH
4e → 4H2O
(+) 阴极 O2 + 2H2O + 4e → 4OH2H2 + O2 → 2H2O
恒温恒压下， 恒温恒压下，电池的三种放电途径
∆rH和∆rS均有确定值， 和 均有确定值， 均有确定值 过程热效应Q与途径有关 过程热效应 与途径有关 外电源 1. 可逆放电
无机化学第11章 电化学基础
正极：Cu2+ + 2e- → Cu
二、半电池/原电池符号、电极的分类
• 原则上，任何氧化还原半反应都可以设计成半 电池。 • 两个半电池连通，都可以形成原电池。 • 原电池符号： 习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中 “︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示 溶液的浓度。
(-) Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱Cu (+)
五、能斯特方程
∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ 对氧化还原反应:
RT EE ln J nF
能斯特方程
对电极反应:
RT [还原型] RT [氧化型] ln 或 ln nF [氧化型] nF [还原型]
活泼金属或浓度小
金属溶解的趋势小于 离子沉积的趋势，达 平衡时金属表面带正 电荷，靠近金属附近 溶液带负电荷。 Cu2++2eCu(s)
在原电池中做正极
不活泼金属 或浓度大
金属的平衡电极电势
• 产生在金属与其盐溶液之间的电势差称为 该金属的平衡电极电势（） • 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶 液浓度、温度等因素有关 • 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） • 电动势 E = 正 - 负
例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它 的原电池符号。
2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L)
负极: Fe2+-e-=Fe3+
正极: Cl2+2e- =2Cl原电池符号:
电化学基本概念ppt课件
i i
两相间建立平衡电势
电极（Electrode)
电极材料/电解质
Zn|Zn2+, SO42Pt|H2,H+ Fe|Fe3O4|Fe2O3|水溶液
电极（Electrode)
电极材料/电解质 •传递电荷
Zn|Zn2+,SO42-,
•氧化或还原反应
Pt|H2,H+
的地点
•“半电池”
Fe|Fe3O4|Fe2O3|水溶液
法拉弟定律的几个要点
1. 电和化学反应相互作用的定量关系 2. 不受电极、外界条件的影响 3. 适用于多个电化学装置的多个反应（串联）
e-
i
H2
Cl2
Na+
Cl-
Ag
Ag+
ei
Ag+
Ag+
H+
OH-
阴极
阳极
H+
NO3-
银阴极 银阳极
法拉弟定律的几个要点
1. 电和化学反应相互作用的定量关系 2. 不受电极、外界条件的影响 3. 适用于多个电化学装置的多个反应（串联） 4. 适用于单个电化学装置的多个反应（并联）
I
负极 e
e 正极
-2e Pb
Pb2+ PbSO4
H2O H+
SO4= SO4= H+
硫酸
+2e PbO2
Pb2+ PbSO4
铅酸蓄电池 (1860年--)
充电
(吸收电能)
负极 e
e 正极
Pb2+ PbSO4
+2e
Pb
Pb2+
H2O
PbSO4
Chapter11 电化学基础
H 一般为 ，PH3； 在NaH中为－ 1。 一般为+1， 中为－ 。 中为 离子化合物中， 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中， 共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 总电荷数=各元素氧化数的代数和 各元素氧化数的代数和。 总电荷数 各元素氧化数的代数和。 例：K2 Cr2O7中， Cr为+6 为 Fe3 O4 中，Fe为+8/3 为 Na2 S2 O3中，S 为+2 Na2 S4 O6中， 平均为2.5 个 二个S为 平均为 (2个S 为0, 二个 为+5)
E = ϕ+ − ϕ−
现在的问题在于，用什么电极作为参比电极， 现在的问题在于，用什么电极作为参比电极，参比电极的电 极电势如何得知。 极电势如何得知。 电化学和热力学上规定， 电化学和热力学上规定，标准氢电极 如图，铂丝连接着涂满铂黑（ 如图，铂丝连接着涂满铂黑（一种极 的铂片，作为极板， 细的铂微粒 ）的铂片，作为极板，插入到 溶液中， 标准态的 H + （1 mol·dm － 3）溶液中，并 向其中通入标准态的 H2（1.013 × 10 5 Pa） ） 构成标准氢电极。 构成标准氢电极。 离子电极。 氢电极属于气体 — 离子电极。 氢电极作为电池的正极时的半反应为 2 H + + 2 e- —— H2 标准氢电极作为负极时， 标准氢电极作为负极时，可以表示为 Pt | H2（1.013 × 10 5 Pa）| H +（1 mol·dm － 3 ） ）
ϕθ
H+ / H2
= 0 V
标准氢电极与标准铜电极组成的原电池， 标准氢电极与标准铜电极组成的原电池，用电池符号表示为 (－) Pt|H2 ( pθ ) |H + (1 mol·dm－3 )‖Cu 2 +( 1 mol·dm－3 )|Cu ( + ) ‖ 测得该电池的电动势 E θ = 0.34 V， ， 由公式 E θ = ϕ θ − ϕ θ ， 得 ϕ θ + − +
大学化学基础电化学基础和氧化还原平衡
例
I
时，
E Fe(CN)36/Fe(CN)64
Fe(CN)63-/Fe(CN)64-电对在不同离子强度下的条件电势如下：
I
0.00064 0.0128 0.112
1.6
Eө´ 0.3619 0.3814 0.4094 0.4584
Eө = 0.355 V
实 际 计 算 中 ， 忽 略 离 子 强 度 的 影 响
lgK =
0.059 3(n1+n2) n
n1=n2=1 n1=1,n2=2 n1=n2=2
n=1, n=2, n=2,
lg K ≥ 6， E ≥ 0.35 V lg K ≥ 9， E ≥ 0.27 V lg K ≥ 6， E ≥ 0.18 V
E 越大 K越大
对于下面滴定反Biblioteka ，欲使反应的完全度达99.9％以上，
E至少为多少？
n2Ox1 + n1Red2
n2Red1 + n1Ox2
(99.9%) n1(99.9%) n2
lgK = lg
≈ lg103n1 103n2= 3(n1 + n2 )
(0.1%) n1(0.1%) n2
E =
0.059 n
b 酸效应 [H+]或[OH-] 参加氧化还原反应中,影响氧化还原 态物质的分布情况，并直接出现在能斯特方程中， 影响电势值。 c 生成络合物
氧化态形成的络合物更稳定，使电势降低，还 原性增加，反之则电势升高，氧化性增加。
d 生成沉淀 氧化态生成沉淀，使电势降低，还原性增加 还原态生成沉淀，则电势升高，氧化性增加
不对称电对：氧化态与还原态系数不同 Cr2O72-/Cr3+, I2/I- 等
电化学基础和氧化还原平衡
E = 1.36V
E = 1.36V
1 Cl2 (g) e 2
Cl (aq)
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： B E
标准电极电势 (298K, 在酸性溶液中)
标准电极电势 (298K, 在碱性溶液中)
第十一章
氧化还原反应
§11.1 基本概念 §11.2 电极电势和电池电动势
特征:反应中氧化过程和还原过程同时发生。
0 +2 Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ +2 0
自氧化–还原反应:反应过程中氧化数的升高
和降低发生在同一化合物（又称歧化反应） +5 +7 –1 4KClO3 = 3KClO4 + KCl
+5 +5 +7 –1
3KClO3 + KClO3
3KClO4 + KCl
Cl 2.0mol L ‖
2Cl (aq ) 3 Fe (aq )
) Pt Fe2 1.0mol L1 , Fe3 0.1mol L1 (
·
1
Cl 101325Pa︱Pt ()
2Leabharlann 二、 电极的类型(a) 金属–金属离子电极
如: Zn2+/Zn电对所组成的电极 电极反应: 电极符号: Zn2+ + 2e– Zn(s) | Zn2+ Zn
半反应的原子数及电荷数。
③根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两
个 半反应式，然后合并，整理，即得配平的 离子方程式；有时根据需要可将其改为分子 方程式。
例: 配平MnO4– + SO32– Mn2+ + SO42–(酸性介质) 解: 2) MnO4– + 5e– + 8H+ Mn2+ + 4H2O 5) SO32– + H2O SO42– + 2e– + 2H+ +) 2MnO4– + 6H+ + 5SO32– = 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O
《电化学基础》课件
学习储能装置和电池技术的原 理，如锂离子电池和太阳能电 池。
燃料电池和电化学传感器
燃料电池
探索燃料电池的原理与应用，如氢燃料电池和燃料电池汽车。
电化学传感器
了解电化学传感器的工作原理，以及其在环境监测和医学诊断中的应用。
《电化学基础》PPT课件
本PPT课件将介绍电化学的基础理论、动力学、电池与电解池、电化学表征技 术以及电化学的应用领域，带你深入了解这个令人着迷的领域。
电化学基础理论
1 电化学基础概念
2 电化学反应的基本
学习电化学的基础概念，
特征和实验表征方 法
包括电解质、离子和电
探索电化学反应的特征
子传输。
以及实验方法，包括溶
了解反应速率和速率常数的 定义及其在动力学研究中的 重要性。
电池和电解池
1
电池和电解池的基本概念
探索电池与电解池的原理和应用，包
奥姆定律和纳尔斯特方程
2
括电子转移和离子传输过程。
学习奥姆定律和纳尔斯特方程，揭示
电池和电解池中电流与电势之间的关
系。
3
活性质量、化学放电和电化学 效率
和计时电流法
深入了解线性扫描伏安法和循环伏安法的 原理和应用。
探索电位阶跃法和计时电流法在电化学研 究中的重要性。
电化学应用
电催化和电极催化反应
电化学合成和电化学分析 储能装置和电池技术
了解电催化和电极催化反应的 应用，如催化转化和废水处理。
探索电化学合成和电化学分析 在化学工业和实验室中的应用。
电解和电沉积过程
4
响，以及化学放电和电化学效率的计
算。
了解电解和电沉积在电化学中的应用
以及相关实验和工业过程。
第十一部分电化学基础学案33原电池化学电源教学-.ppt
2021/1/4
二､原电池的电极判断及电极反应式的书写;原电池中电子的 流向及溶液中离子的移动方向
2021/1/4
(1)如图所示的原电池,在氧化还原反应的过程中,在外电路 (H2SO4溶液以外),电子(负电荷)由锌片经导线(包括电流表和 其他用电器)流向铜片｡由电性作用原理可知,在内电路(电解 质溶液中),阳离子(带正电荷)向正极移动,阴离子(带负电荷)向 负极移动,这样就形成了电荷连续定向移动｡
Zn OH 2
2021/1/4
2.二次电池(可充电,可多次重复使用) 铅蓄电池可放电亦可充电,具有双重功能,它的正极材料是 PbO2,负极材料是Pb,放电时的电极反应式为:
负 极:PbSO2 42ePbSO4 正 极:PbO2SO2 44H2ePbSO42H2O 总 反 应:PbPbO22H2SO42PbSO42H2O
2021/1/4
(2)原电池正负极的判断方法 负极总是失去电子,化合价升高,发生氧化反应,正极总是得到 电子,化合价降低,发生还原反应｡ 电子流出的一极是负极,电子流入的一极是正极｡ 一般活泼的金属为负极,活泼性较弱的金属或能导电的非金 属为正极｡
(3)如图所示的原电池中,正极为Cu,发生的电极反应为 2H++2e-===H2↑;负极为Zn,发生的电极反应为Zn-2e===Zn2+｡
2021/1/4
体验热身
2021/1/4
1.(2019·山东枣庄)将铜棒和铝棒用导线连接后插入浓硝酸溶 液中,下列叙述中正确的是( ) A.该装置能形成原电池,其中铝是负极 B.该装置能形成原电池,其中铜是负极 C.该装置不能形成原电池 D.以上说法均不正确
答案:B 解析:铝在浓硝酸中钝化,铜失电子做负极｡
2021/1/4
二､原电池的电极判断及电极反应式的书写;原电池中电子的 流向及溶液中离子的移动方向
2021/1/4
(1)如图所示的原电池,在氧化还原反应的过程中,在外电路 (H2SO4溶液以外),电子(负电荷)由锌片经导线(包括电流表和 其他用电器)流向铜片｡由电性作用原理可知,在内电路(电解 质溶液中),阳离子(带正电荷)向正极移动,阴离子(带负电荷)向 负极移动,这样就形成了电荷连续定向移动｡
Zn OH 2
2021/1/4
2.二次电池(可充电,可多次重复使用) 铅蓄电池可放电亦可充电,具有双重功能,它的正极材料是 PbO2,负极材料是Pb,放电时的电极反应式为:
负 极:PbSO2 42ePbSO4 正 极:PbO2SO2 44H2ePbSO42H2O 总 反 应:PbPbO22H2SO42PbSO42H2O
2021/1/4
(2)原电池正负极的判断方法 负极总是失去电子,化合价升高,发生氧化反应,正极总是得到 电子,化合价降低,发生还原反应｡ 电子流出的一极是负极,电子流入的一极是正极｡ 一般活泼的金属为负极,活泼性较弱的金属或能导电的非金 属为正极｡
(3)如图所示的原电池中,正极为Cu,发生的电极反应为 2H++2e-===H2↑;负极为Zn,发生的电极反应为Zn-2e===Zn2+｡
2021/1/4
体验热身
2021/1/4
1.(2019·山东枣庄)将铜棒和铝棒用导线连接后插入浓硝酸溶 液中,下列叙述中正确的是( ) A.该装置能形成原电池,其中铝是负极 B.该装置能形成原电池,其中铜是负极 C.该装置不能形成原电池 D.以上说法均不正确
答案:B 解析:铝在浓硝酸中钝化,铜失电子做负极｡
2021/1/4
第十一章 电化学基础
第十一章
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。 掌握配平氧化还原方程式的方法 配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、 理解电极电势的概念，以及浓度、 电极电势的概念 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原 掌握应用电极电势判断氧化还原 反应进行的方向和限度及其计算。 反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。 了解元素电势图及其运用 元素电势图及其运用。
21
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 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 表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似： ），配平步骤类似 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number） ）
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法 规定： （1）规定： 单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－ 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， 氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5， 中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。 一般为+1 +1， 但在NaH LiAlH4中为 NaH、 中为－ c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。 掌握配平氧化还原方程式的方法 配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、 理解电极电势的概念，以及浓度、 电极电势的概念 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原 掌握应用电极电势判断氧化还原 反应进行的方向和限度及其计算。 反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。 了解元素电势图及其运用 元素电势图及其运用。
21
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 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 表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似： ），配平步骤类似 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number） ）
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法 规定： （1）规定： 单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－ 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， 氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5， 中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。 一般为+1 +1， 但在NaH LiAlH4中为 NaH、 中为－ c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
第十一章电化学基础.ppt
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e2(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
(4) 配平各元素原子数（观察法）
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
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：
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。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
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
(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
(4) 配平各元素原子数（观察法）
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
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：
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。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
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
电化学基础(4).ppt
Zn→Zn2+（aq）+2e另一方面，溶液中的水合离子有从金属表面获得 电子，沉积到金属上的倾向：
Zn2+（aq）+2e-→Zn 金属的溶解和沉积能形成动态平衡。
原电池
如果金属表面附近的溶液中，维持着一定数量的 正离子；在金属表面上，则保留着相应数量的自由 电子（对于不同的电极，可能出现不同的情况）。 这样，在金属和溶液之间就产生了电势差。
氧化还原反应
二、氧化还原反应半式
为了分析氧化还原反应，特别是将氧化还原 反应与电子得失、电流相联系，可以把氧化还 原看做是两个“半反应”连接而成的，即：氧 化还原反应的化学方程式可分解成两个“半反 应式”，例如：
氧化还原反应 Cu2++Zn=Cu+Zn2+
半反应 Cu2++2e-=Cu 还原反应
Zn-2e-=Zn2+ 氧化反映
影响电极电势差的因素有电极的本性、温度、介 质、离子浓度等。
当外界条件一定时，电极电势差的高低就取决于 电极的本性。对于金属电极，则取决于金属离子化 倾向的大小。
MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O 这种配平方法称为离子一电子法，只适于水溶液中
11-2 原电池
一、氧化还原反应和电子转移 1、氧化数变化和电子转移 金属锌置换Cu2+的氧化还原反应如下： Zn+Cu2+===Zn2++Cu Zn和Cu2+在反应中氧化数发生了变化，根据它
原电池
2、原电池
将锌和锌盐溶液与铜和铜盐溶液分开为两个半电 池，即锌半电池和铜半电池；外电路用导线接通， 半电池用盐桥沟通，这样就得到了一个Cu-Zn原电 池。产生电流的方向和大小可由检流计测出。
Zn2+（aq）+2e-→Zn 金属的溶解和沉积能形成动态平衡。
原电池
如果金属表面附近的溶液中，维持着一定数量的 正离子；在金属表面上，则保留着相应数量的自由 电子（对于不同的电极，可能出现不同的情况）。 这样，在金属和溶液之间就产生了电势差。
氧化还原反应
二、氧化还原反应半式
为了分析氧化还原反应，特别是将氧化还原 反应与电子得失、电流相联系，可以把氧化还 原看做是两个“半反应”连接而成的，即：氧 化还原反应的化学方程式可分解成两个“半反 应式”，例如：
氧化还原反应 Cu2++Zn=Cu+Zn2+
半反应 Cu2++2e-=Cu 还原反应
Zn-2e-=Zn2+ 氧化反映
影响电极电势差的因素有电极的本性、温度、介 质、离子浓度等。
当外界条件一定时，电极电势差的高低就取决于 电极的本性。对于金属电极，则取决于金属离子化 倾向的大小。
MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O 这种配平方法称为离子一电子法，只适于水溶液中
11-2 原电池
一、氧化还原反应和电子转移 1、氧化数变化和电子转移 金属锌置换Cu2+的氧化还原反应如下： Zn+Cu2+===Zn2++Cu Zn和Cu2+在反应中氧化数发生了变化，根据它
原电池
2、原电池
将锌和锌盐溶液与铜和铜盐溶液分开为两个半电 池，即锌半电池和铜半电池；外电路用导线接通， 半电池用盐桥沟通，这样就得到了一个Cu-Zn原电 池。产生电流的方向和大小可由检流计测出。
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等于还原剂失电子数。还原剂氧化 值升高数和氧化剂氧化值降低数相 等。
（6）半反应中还有非氧化还原组份，主要包括酸 碱组分、沉淀剂和难溶物组分、配合物的配体等。
（7）对水溶液系统，半反应式常分酸表和碱表来 排列。许多反应在酸性溶液和碱性溶液里都可能发 生，这时在酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶 液中时，查碱表。
例：
酸性溶液：2 H+ +2e- = H2 (H+/H2) 碱性溶液：2H2O + 2e- = H2 + 2OH- (H2O/H2)
五、氧化还原半反应式
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
分解成两个半反应：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn -2e-
Zn2+
还原反应 氧化反应
Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对， 氧化态和还原态构成氧化还原共轭关系。
通常，氧化剂降低氧化值的趋势越 强，其氧化能力越强，其共轭还原剂氧 化值升高趋势越弱。
（3）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，将两式相加。
（4）再将各物质写成主要存在形态（ 气体、 纯液体、固体和弱电解质则写分子式）， 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。
多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O； 碱性介质：
多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH-；
中性介质：
左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH-；
右边多 n个 O加 2n个 H+，左边加 n个 H2O。
2. 氧化值法：
【1】配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数
二、确定氧化值的规则：
①单质中，元素的氧化值为零；
②非金属氢化物中氢的氧化值为 +1； 金属氢化物中氢的氧化值为 -1，如NaH；
③电中性的化合物各元素的氧化值的总和等于
零，而离子的电荷等于其组成元素氧化值的总
和。
④通常，氧的正常氧化值为-2；但是在过氧化物中， 如Na2O2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。这几种情况中， 氧的氧化值为“非正常氧化值”
七、氧化还原方程式的配平
1.半反应法（离子---电子法）：
【1】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。
【2】配平步骤：
（1）分别写出氧化剂被还原和还原剂 被氧化的半反应。
（2）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。
例：
H5IO6 S2 O32 S4 O62 Fe3O4态 2.5为 F的 e 氧化态 8 为
3
三、氧化还原反应： 某些元素氧化值发生改变的反应。
氧化：元素的氧化值增加的过程。 还原：元素的氧化值降低的过程。 氧化剂：获得电子的物质。 还原剂：失去电子的物质。
)
5SO
2 3
5H 2O
=
5SO
2 4
10H
10e
2MnO4 5SO32 6H = 2Mn2 5SO24 3H2O
或 2KMnO 4 5 K 2SO 3 3 H 2SO 4 = 2MnSO4 6K2SO4 3H2O
往往是最简单的H+、OH-和H2O难 配平，通常做法是：
酸性介质：
3.掌握用能斯特方程式讨论离子浓度 变化时电极电势的改变对氧化还原 反的影响。
本章教学内容
11-1 氧化还原反应 11-2 原电池 11-3 实用电池(自学，了解) 11-4 有关电解的几个问题
(自学，了解)
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。
一、氧化值和氧化态
元素的氧化值又叫氧化数或氧化态，是按一定规则给元素指 定一个数字，以表征元素在各物质中的表观电荷（又叫形式 电荷）数。 在离子化合物中，元素的氧化值等于该元素离子的电荷数。如 在MgCl2中，镁的氧化值是 +2，氯的氧化值是-1。 在共价化合物中，元素的氧化值等于该元素的原子偏离或偏 向的共用电子对数。偏离的那种原子，元素的氧化值是正的， 偏向的元素氧化值是负的。例如在NH3中，氮的氧化值是-3，氢 的氧化值是 +1。 在单质中，相同元素的原子不发生电子的转移或偏移，元素的 氧化值定为O。
（3）半反应式必须是配平的。配平的原则相同于通常的化 学方程式。
（4）对于水溶液系统，半反应式中的物质必须 是它们在水中的主要存在形态，符合通常的离子方 程式的书写规则——易溶强电解质要写成离子。
（5）一个半反应中发生氧化态变动的元素只有 一种。如：
MnO4-+8H++5e = Mn2+ +4H2O
例：配平反应方程式
KM 4 (a)n q K O 2 S3 ( O a)q
酸 性 M 溶液 4 n (a 中 S )q K O 2 S4 O (a)q
① MnO4 8H 5e = Mn2 4H 2 O
②
SO
2 3
H2O
=
SO
2 4
2H
2e
③ ①×2+②×5得
2MnO4 16H 10e = 2Mn 2 8H 2O
反应一般按较强的氧化剂与较强的 还原剂相互作用生成弱氧化剂和弱还原 剂的方向进行。
半反应式是在原电池或电解池某一 电极上发生的氧化或还原反应。
六、半反应式的规律：
（1）半反应式的书写格式是统一的---高价状态总是写在
左边，低价状态总是写在右边，而且电子总在等式左边
如，Cu2+ + 2e
Cu
（2）半反应式中同一元素的不同氧化态之间的关系如 Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对，氧化态和还原态构成 氧化还原共轭关系。
第 11 章 电化学基础
Chapter 11 The basic of electronic-chemistry
本章教学要求
1.掌握氧化还原的基本概念；熟练掌 握氧化还原反应配平的方法；
2.理解标准电极电势的意义，能应用 标准电极电势判断氧化剂和还原剂 的强弱、氧化还原反应的方向和计 算平衡常数；
（6）半反应中还有非氧化还原组份，主要包括酸 碱组分、沉淀剂和难溶物组分、配合物的配体等。
（7）对水溶液系统，半反应式常分酸表和碱表来 排列。许多反应在酸性溶液和碱性溶液里都可能发 生，这时在酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶 液中时，查碱表。
例：
酸性溶液：2 H+ +2e- = H2 (H+/H2) 碱性溶液：2H2O + 2e- = H2 + 2OH- (H2O/H2)
五、氧化还原半反应式
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
分解成两个半反应：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn -2e-
Zn2+
还原反应 氧化反应
Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对， 氧化态和还原态构成氧化还原共轭关系。
通常，氧化剂降低氧化值的趋势越 强，其氧化能力越强，其共轭还原剂氧 化值升高趋势越弱。
（3）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，将两式相加。
（4）再将各物质写成主要存在形态（ 气体、 纯液体、固体和弱电解质则写分子式）， 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。
多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O； 碱性介质：
多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH-；
中性介质：
左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH-；
右边多 n个 O加 2n个 H+，左边加 n个 H2O。
2. 氧化值法：
【1】配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数
二、确定氧化值的规则：
①单质中，元素的氧化值为零；
②非金属氢化物中氢的氧化值为 +1； 金属氢化物中氢的氧化值为 -1，如NaH；
③电中性的化合物各元素的氧化值的总和等于
零，而离子的电荷等于其组成元素氧化值的总
和。
④通常，氧的正常氧化值为-2；但是在过氧化物中， 如Na2O2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。这几种情况中， 氧的氧化值为“非正常氧化值”
七、氧化还原方程式的配平
1.半反应法（离子---电子法）：
【1】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。
【2】配平步骤：
（1）分别写出氧化剂被还原和还原剂 被氧化的半反应。
（2）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。
例：
H5IO6 S2 O32 S4 O62 Fe3O4态 2.5为 F的 e 氧化态 8 为
3
三、氧化还原反应： 某些元素氧化值发生改变的反应。
氧化：元素的氧化值增加的过程。 还原：元素的氧化值降低的过程。 氧化剂：获得电子的物质。 还原剂：失去电子的物质。
)
5SO
2 3
5H 2O
=
5SO
2 4
10H
10e
2MnO4 5SO32 6H = 2Mn2 5SO24 3H2O
或 2KMnO 4 5 K 2SO 3 3 H 2SO 4 = 2MnSO4 6K2SO4 3H2O
往往是最简单的H+、OH-和H2O难 配平，通常做法是：
酸性介质：
3.掌握用能斯特方程式讨论离子浓度 变化时电极电势的改变对氧化还原 反的影响。
本章教学内容
11-1 氧化还原反应 11-2 原电池 11-3 实用电池(自学，了解) 11-4 有关电解的几个问题
(自学，了解)
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。
一、氧化值和氧化态
元素的氧化值又叫氧化数或氧化态，是按一定规则给元素指 定一个数字，以表征元素在各物质中的表观电荷（又叫形式 电荷）数。 在离子化合物中，元素的氧化值等于该元素离子的电荷数。如 在MgCl2中，镁的氧化值是 +2，氯的氧化值是-1。 在共价化合物中，元素的氧化值等于该元素的原子偏离或偏 向的共用电子对数。偏离的那种原子，元素的氧化值是正的， 偏向的元素氧化值是负的。例如在NH3中，氮的氧化值是-3，氢 的氧化值是 +1。 在单质中，相同元素的原子不发生电子的转移或偏移，元素的 氧化值定为O。
（3）半反应式必须是配平的。配平的原则相同于通常的化 学方程式。
（4）对于水溶液系统，半反应式中的物质必须 是它们在水中的主要存在形态，符合通常的离子方 程式的书写规则——易溶强电解质要写成离子。
（5）一个半反应中发生氧化态变动的元素只有 一种。如：
MnO4-+8H++5e = Mn2+ +4H2O
例：配平反应方程式
KM 4 (a)n q K O 2 S3 ( O a)q
酸 性 M 溶液 4 n (a 中 S )q K O 2 S4 O (a)q
① MnO4 8H 5e = Mn2 4H 2 O
②
SO
2 3
H2O
=
SO
2 4
2H
2e
③ ①×2+②×5得
2MnO4 16H 10e = 2Mn 2 8H 2O
反应一般按较强的氧化剂与较强的 还原剂相互作用生成弱氧化剂和弱还原 剂的方向进行。
半反应式是在原电池或电解池某一 电极上发生的氧化或还原反应。
六、半反应式的规律：
（1）半反应式的书写格式是统一的---高价状态总是写在
左边，低价状态总是写在右边，而且电子总在等式左边
如，Cu2+ + 2e
Cu
（2）半反应式中同一元素的不同氧化态之间的关系如 Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对，氧化态和还原态构成 氧化还原共轭关系。
第 11 章 电化学基础
Chapter 11 The basic of electronic-chemistry
本章教学要求
1.掌握氧化还原的基本概念；熟练掌 握氧化还原反应配平的方法；
2.理解标准电极电势的意义，能应用 标准电极电势判断氧化剂和还原剂 的强弱、氧化还原反应的方向和计 算平衡常数；