《无机化学》第五章 氧化还原反应和电化学基础
氧化还原反应和电化学基础
8
⑷ 离子型化合物中，元素的氧化数等于该 ⑸ 离共子价所型带化的合电物荷中数，，共如用：电N子aC对I。偏向于电负性大 的原子 ，两原子的形式电荷数即为它们的氧化数， 如：HCI。 ⑹ 中性分子中，各元素原子氧化数的代数和为9 零。
S4O62- 4x+(-2)×6=-2 x=2.5 H5IO6 I:+7 ; S2O32- S:+2 例：求MnO4-中Mn的氧化值
2×3
0
+5
Zn+ HNO3
+2
+2
Zn(NO3)2+ NO + H2O
3 ×2
56
配系数
先配变价元素，再用观察法配平其 它元素原子的系数。
15
用氧化数表示氧化还原的状态 对于离子化合物的氧化还原反应来说，电 子是完全失去或完全得到的。但是，对于共价化 合物来说，在氧化还原反应中，有电子的偏移， 但还没有完全的失去或得到，因此用氧化数来表 示就更为合理。
16
例如：
H2+Cl2=2HCl 这个反应的生成物是共价化合物，氢原子的电子 没有完全失去，氯原子也没有完全得到电子，只是形成 的电子对偏离氢，偏向氯罢了。用氧化数的升降来表示 就是氯从0到-1，氢从0到+1。这样，氧化数的升高就是 氧化，氧化数的降低就是还原。在氧化还原反应里，一 种元素氧化数升高的数值总是跟另一种元素氧化数降低 的数值相等的。
11
一、氧化值的定义
在氧化还原反应中，电子转移引起某些原子的价 电子层结构发生变化，从而改变了这些原子的带电状 态。为了描述原子带电状态的改变，表明元素被氧化 的程度，提出了氧化态的概念。表示元素氧化态的的 数值称为元素的氧化值，又称氧化数。
大学无机化学第五章 氧化还原
解：① 把此反应改写为离子反应方程式：
2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - ≒ 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O ② 根据离子反应式写出电极反应 正极(还原)： MnO4- + 8H+ + 5e ≒ Mn2+ + 4H2O 负极(氧化)： 2Cl- - 2e ≒ Cl2
3. 标准电极电势表（298.15K，酸性溶液中）
氧化态 电子数 还原态
氧 化 剂 的 氧 化 能 力 增 强 K+ ＋ e Na+ ＋ e Zn2+ ＋2e Fe2+ ＋2e Sn2+ ＋2e Pb2+ ＋2e 2H+ ＋2e Cu2+ ＋2e I2 ＋2e Fe3+ ＋ e Ag+ ＋ e MnO4-+8H+ ＋5e F2 ＋ 2e ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ EΘ/V K -2.931 Na -2.710 Zn - 0.762 Fe - 0.447 Sn - 0.14 Pb - 0.126 H2 ＋0.000 Cu ＋0.342 2I＋0.536 Fe2+ ＋0.771 Ag ＋0.800 Mn2++4H2O ＋1.507 2F＋2.866 还 原 剂 的 还 原 能 力 增 强
(3) 电极符号：Pt(s) ︳H2 (P θ) ︳H+ (c=1)
氢电极作为标准电极，使用条件非常严格，制作和纯化 复杂故在实际测定时，常采用甘汞电极作为参比电极。
饱和甘汞电极：
高职无机化学教案
高职无机化学教案目录•课程介绍与教学目标•原子结构与元素周期律•化学键与分子结构•化学反应速率与化学平衡•氧化还原反应与电化学基础•无机物性质及变化规律•实验技能培养与实践操作训练•课程总结与复习指导PART01课程介绍与教学目标无机化学课程简介无机化学是化学学科的一个重要分支，主要研究无机物质的组成、结构、性质、变化规律以及应用。
本课程将介绍无机化学的基本概念、原理和方法，包括原子结构、化学键合、分子结构、晶体结构、化学反应热力学和动力学、酸碱反应、氧化还原反应、配位化合物等内容。
通过本课程的学习，学生将掌握无机化学的基本知识和实验技能，为后续专业课程的学习打下坚实基础。
掌握无机化学的基本概念、原理和方法，了解无机物质的组成、结构、性质和应用。
知识目标能力目标素质目标具备分析和解决无机化学问题的能力，能够进行简单的无机化学实验操作和数据处理。
培养学生的科学素养和创新精神，提高学生的实践能力和综合素质。
030201教学目标与要求教材及参考书目教材《无机化学》（高职高专化学教材）参考书目《无机化学》（本科化学教材）、《无机化学实验》（高职高专化学实验教材）等。
PART02原子结构与元素周期律提出原子是一个带正电荷的球体，电子镶嵌在其中，即“枣糕模型”。
汤姆生模型根据α粒子散射实验，提出原子的核式结构模型，即原子中心有一个带正电的原子核，电子绕核运动。
卢瑟福模型引入量子化概念，提出电子在特定轨道上运动，能级跃迁时吸收或发射光子。
波尔模型原子结构模型元素周期表与周期律元素周期表将元素按照原子序数递增的顺序排列，具有相同电子层数的元素排在同一横行，称为一个周期；具有相同最外层电子数的元素排在同一纵列，称为一个族。
元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，包括原子半径、电离能、电子亲合能、电负性等。
原子半径电离能电子亲合能电负性原子性质及变化规律01020304同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大。
高中无机化学知识点总结
高中无机化学知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物：单质和化合物- 混合物：由两种或两种以上物质组成2. 原子结构- 原子核与电子- 原子序数、同位素- 电子排布规律3. 化学式与化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应5. 化学计量- 摩尔概念- 物质的量与质量的关系- 气体定律（波义耳定律、查理定律、盖-吕萨克定律） - 理想气体状态方程二、元素与化合物1. 周期表- 周期与族的划分- 元素周期律2. 主族元素- 碱金属- 碱土金属- 硼族元素- 碳族元素- 氮族元素- 氧族元素- 卤素- 稀有气体3. 过渡金属- d区元素的特性- 金属的活性与金属活动性序列- 配合物4. 非金属元素- 氢、氧、氮的特性- 非金属的氧化物、酸、碱5. 无机化合物- 氧化物、硫化物、氯化物、硝酸盐 - 酸碱盐、基本盐、酸性盐- 矿物与矿石三、溶液与化学平衡1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的浓度表示方法2. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论3. 酸碱平衡- 酸碱指示剂- pH值- 缓冲溶液4. 沉淀-溶解平衡- 溶度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解5. 氧化还原反应- 氧化数- 氧化还原反应的平衡四、热化学与电化学1. 热化学- 热化学方程式- 反应热与焓变2. 电化学基础- 电解质溶液- 电化学电池- 伏打电堆与电化学系列3. 电化学平衡- 标准电极电势- Nernst方程五、无机化学实验1. 常见无机化学实验操作 - 溶液的配制- 酸碱滴定- 氧化还原滴定2. 安全与环保- 实验室安全规则- 化学废料的处理六、无机化学的应用1. 材料科学- 金属与合金- 陶瓷与玻璃2. 环境科学- 水处理- 空气污染控制3. 生物无机化学- 酶的金属辅因子- 微量元素与健康本总结涵盖了高中无机化学的主要知识点，旨在为学生提供一个清晰的学习框架，帮助他们理解和掌握无机化学的基本概念、原理和应用。
氧化还原反应 电化学基础
电池反应 Sn2++ 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+
(－) (Pt) H2(pθ)H+(1mol·dm-3) Fe3+(1mol·dm-3) , Fe2+ (1 mol·dm-3) Pt(+) 负极，氧化反应： 负极，氧化反应： H2 － 2e = 2H+ 正极，还原反应： 正极，还原反应： Fe3+ + e = Fe2+ 电池反应： 电池反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+
(Pt)H2(p)H+(1 mol·dm-3) Cl2(p)Cl– (c mol·dm-3)Pt
负极，氧化反应： 负极，氧化反应： H2 － 2e = 2H+ 正极，还原反应： 正极，还原反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 电池反应： 电池反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
二、确定氧化态的规则 (the rules for the determination of oxidation state) 1. 离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子所 离子型化合物中， 带的电荷数 2. 共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大 共价型化合物中， 的原子 ，两原子的形式电荷数即为它们的氧化数 3. 单质中，元素的氧化数为零； 离子 n-氧化数为 单质中，元素的氧化数为零； 离子X n4. 中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为 中性分子中， 零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 氧化反应 Zn = Zn2+ + 2e Cu2+ + 2e = Cu 还原反应
无机化学(人卫版)第五章_氧化还原反应以及电极电势
M活泼
M不活泼
M 稀
n+
M 浓
n+
溶解 〉沉积
电极电势：E M /M
(
沉积 〉溶解
n+
)
电池电动势： MF E ( + ) E ( ) E
标准氢电极和甘汞电极 标准电极电势和标准电动势 浓度对电极电势的影响 ——Nernst方程式
一、标准氢电极和甘汞电极
1. 标准氢电极
电极反应 ： + 2e 2 H ( aq) 电对： H /H 2 E (H + /H 2 ) 0 .000 V
6Fe2＋ ＋ Cr2O72- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ +7H2O
三、半反应和氧化还原电对
1、半反应
对反应：Zn ＋ Cu2+ = Zn2+ + Cu
半反应：Zn = Zn2+ + 2e-
Cu2+ +2e- =Cu
2、氧化还原电对
Zn2+/Zn, Cu2+/Cu
氧化型/还原型
( Cu
(
+ 2H+ Cu
2+
2+
/Cu 0.337V
)
)
( /H ) 0.337V H
+ 2
如：测Zn2+/Zn标准电极的 Eθ(Zn2+/Zn）=？ 使其与标准氢电极组 成原电池，测得：Eθ =0.7626V（由电子流动方向确定正、负极） 。 根据 Eθ = E －E ∴E =-0.7626V
2+
2Cl
无机化学-氧化还原反应与电极电势
腐蚀类型
包括均匀腐蚀、点蚀、缝 隙腐蚀和应力腐蚀等。
防护措施
采用涂层、电镀、合金化 等手段，降低金属与环境 之间的反应速率，延长金 属使用寿命。
电池的工作原理
原电池
将化学能转化为电能的装置，由正负两个电极和 电解质组成。
电解池
将电能转化为化学能的装置，通过外电源迫使电 子和离子分别在正负电极上聚集。
氧化还原反应基础
氧化与还原的定义
氧化
失去电子的过程，物质从较低氧化态变为较高氧化态。
还原
得到电子的过程，物质从分子在氧化还原反应中的氧化态。
规则
单质中各元素的氧化数为0；在化合物中，氢的氧化数为+1，氧的氧化数为-2；在 化合物中，正价元素取正值，负价元素取负值。
02
判断氧化还原反应 的方向
电极电势的相对大小可以用来判 断氧化还原反应自发进行的方向。
03
计算电子转移数
根据电极电势的变化，可以计算 氧化还原反应中电子转移的数量。
电极电势与反应自发性的关系
电极电势差值决定反应方向
当电极电势差值大于0时，反应自发向正向进行；当电极电势 差值小于0时，反应自发向逆向进行。
电极电势与反应速率的关系
电极电势的大小影响氧化还原反应的速率，电极电势越高， 反应速率越快。
04
氧化还原反应的配平与计算
氧化还原反应的配平方法
观察法
通过观察反应物和生成物的化合 价变化，找出化合价变化的原子 个数，从而确定反应物和生成物 的系数。
离子-电子法
适用于溶液中的氧化还原反应， 通过列出反应物和生成物的离子 方程式，根据得失电子守恒原则 配平。
电池种类
包括干电池、铅酸蓄电池、锂离子电池等，每种 电池的工作原理和特点不同。
无机化学 氧化还原反应
图5-1原电池
二、原电池的表达式
1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用“，” 分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
（1）写出化学反应方程式 （2）确定有关元素氧化态升高及降低的数值 （3）确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。 找出氧化剂、还原剂的系数。 （4）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例1 ： HClO3+ P4 HCl+ H3PO4 Cl5+ Cl–
P4 4PO43–
氧化数降低 6
4
Sn 2
0.15 0.72
3
Fe 2
E 根据 > 0，反应正向自发进行
三、电对的电极电势 1.电极电位的形成 （见P105图）
金属晶体组成：是由金属原子、 金属离子和一定数量的自由电子。
M(s）
Mn+ (aq）+ n e
金属离子进入溶液中，金属带多余的负电荷。 金属离子回到金属表面，带正电荷。
电极电势：金属与其盐溶液间的电势差就是该金属的电极电势。 （其绝对值不可知）
例 4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应方
程式 解：第一步:MnO4–+SO32–+ H+ Mn2+ + SO42– 第二步: 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 第三步:配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ (1) MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O (2) 第四步: (1)×5+(2)×2
无机化学氧化还原反应及电化学基础
2 电极的类型和电池符号：
B 气体-离子电极
组成：由惰性导体(如铂和石墨)，气体和相应气体元素
的离子盐溶液组成;
惰性导体与接触的气体和溶液均不发生反应；
例：氢电极(H+/H2)和氯电极(Cl2/Cl-)电极
电极反应：2H2eH2 C2l2e2Cl
电极符号：Pt, H2︱H+ (c)
Pt, Cl2(p)︱Cl- (c)
Hale Waihona Puke 11-1 氧化数与氧化还原反应方程式配平
b）不同类型化合物氧化数值确定原则： 3）不同化合物确定的经验和总规则： 3.1 单质中元素的氧化数为零； 3.2 氧的氧化数一般为-2；过氧化物中，为-1;超氧化物 中，为-1/2; 3.3 氢的氧化数一般为+1,但在金属氢化物中，为-1; 3.4 化合物中所有元素氧化数的代数和为零
“︱”表示气体与溶液之间的界面，即气液界面
(p) 表示压力；
6-2 原电池
2 电极的类型和电池符号： C 离子电极 组成：由同一种元素的不同氧化态的两种离子的溶液; 例：Fe3+/Fe2+电极
电极反应：F3ee F2e
电极符号： Pt︱Fe2+ (c1), Fe3+(c2) “︱”表示金属与溶液之间的界面，即固液界面， (c) 表示离子浓度
氧化数降低 还原反应 氧化剂(氧化数降低的物质)
11-1 氧化数与氧化还原反应方程式配平
2. 氧化反应方程式的配平： 1）氧化数法： A 根据实验事实写出反应物和生成物，并注明反应条件； B 标出氧化剂和还原剂反应前后的氧化数的变化； C 按照氧化还原反应同时发生，氧化数升高和降低总数相
等的原则，首先配平氧化剂和还原剂的系数； D 根据反应的实际情况，用H+、OH-和H2O等配平氧化数
《无机化学》电子教案
《无机化学》电子教案第一章：绪论1.1 课程介绍了解《无机化学》课程的重要性及其在化学科学中的地位。
理解无机化学的基本概念和研究方法。
1.2 无机化学的发展简史回顾无机化学的起源和发展过程。
了解著名无机化学家及其主要贡献。
1.3 无机化学的研究内容掌握无机化合物的分类和性质。
了解无机化学的研究领域和应用。
1.4 学习方法指导掌握正确的无机化学学习方法和技巧。
培养学生的实验操作能力和科学思维。
第二章：元素周期律与元素周期表2.1 原子结构与元素周期律理解原子结构的基本原理。
掌握元素周期律的规律。
2.2 元素周期表的结构与特点熟悉元素周期表的排列方式。
了解周期表中各个区的特点。
2.3 元素的主要性质掌握主族元素的性质及其规律。
了解过渡元素和稀有气体的性质。
2.4 学习方法指导培养学生的元素周期表应用能力。
引导学生通过实例分析元素性质的规律。
第三章：原子结构与元素性质3.1 原子核外电子的排布理解原子的电子排布规律。
掌握原子轨道的填充原理。
3.2 元素周期律的实质理解元素周期律的微观解释。
掌握元素周期律的应用。
3.3 元素的主要化合价熟悉元素的化合价及其变化规律。
理解化合价的电子转移原理。
3.4 学习方法指导培养学生的元素性质分析能力。
引导学生通过实例理解元素性质的变化规律。
第四章：化学键与分子结构4.1 化学键的类型理解离子键、共价键和金属键的特点。
掌握化学键的判定方法。
4.2 分子的几何构型熟悉分子的VSEPR模型。
理解分子的立体构型与键角的关系。
4.3 键的极性与分子的极性掌握键的极性判断方法。
理解分子的极性与分子性质的关系。
4.4 学习方法指导培养学生的分子结构分析能力。
引导学生通过实例理解化学键与分子结构的关系。
第五章：氧化还原反应5.1 氧化还原反应的基本概念理解氧化还原反应的定义及其特征。
掌握氧化数的概念及变化规律。
5.2 电子转移与电荷守恒理解电子转移的原理。
掌握电荷守恒定律在氧化还原反应中的应用。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(课后习题详解 氧化还原反应电化学基础)
EM F E (Cl2 / Cl ) E (Fe3 / Fe2 ) 1.36V 0.769V 0.591V
则 E (In / In) E (In3 / In ) 需大于零，由查表知 E (In / In) E (In3 / In ) 0.125V (0.445V ) 0.32V 0
所以能发生歧化反应，则：
（2）查阅表得 E (Tl3 / Tl ) 1.280V ， E (Tl / Tl) 0.336V ，若发生歧化，则 E (Tl / Tl) E (Tl3 / Tl ) 需大于零， 由查表知 E (Tl / Tl) E (Tl3 / Tl ) 0.336V 1.280V 1.616V 0
解：电对的标准电极电势越小，对应的还原型的还原能力越强。查阅电极电势表可 知还原剂的还原性顺序由强到弱为： Zn, Sn, H2S, Sn2 , SO32 , Cu , I , Fe2 , Hg22 , Br 。
9. 根据各物种相关的标准电极电势，判断下列பைடு நூலகம்应能否发生；如果能发生反应，完成 并配平有关反应方程式：
10. 根据附表六中能查到的相关电对的标准电极电势的数据，判断下列物种能否歧化，
确定其最稳定的产物，并写出歧化反应的离子方程式，计算 298K 下反应的标准平衡常数。
在碱性溶液中。
解：（1）查阅表得 E (In3 / In ) 0.445V ， E (In / In) 0.125V ，若发生歧
化，
2
2
3. 完成并配平下列在酸性溶液中所发生反应的方程式。
无机化学(周祖新)习题解答-第五章
第五章氧化-还原反应无机化学习题解答（5）思考题1．什么是氧化数？如何计算分子或离子中元素的氧化数？氧化数是某一原子真实或模拟的带电数。
若某一原子并非真实得到若失去电子而带电荷，可以认为得到与之键合的电负性小于它的原子的电子或给予与之键合的电负性大于它的原子电子，然后计算出来的带电情况叫氧化数。
已知其他原子的氧化数，求某一原子的氧化数时可用代数和的方法，中性分子总带电数为零；离子总带电数为离子的电荷。
2．指出下列分子、化学式或离子中划线元素的氧化数：As2O3KO2NH4+Cr2O72-Na2S2O3Na2O2CrO5Na2PtCl6 N2H2Na2S5 2．As2O3 +3，KO2 +1，NH4+ -3，Cr2O72-+3，Na2S2O3 +2，Na2O2 -1，CrO5 +10，Na2PtCl6 +4，N2H2 -1，Na2S5 -2/5，3．举例说明下列概念的区别和联系：⑴氧化和氧化产物⑵还原和还原产物⑶电极反应和原电池反应⑷电极电势和电动势3．⑴氧化是失去电子氧化数升高，所得氧化态较高产物即为氧化产物。
⑵还原是得到电子氧化数降低，所得氧化态较较产物即为还原产物。
⑶在某个电极上发生的反应为电极反应，分为正极的还原反应和负极的氧化反应，总反应为原电池反应。
⑷固体电极材料与所接触的溶液间的电势差即为该原电池的电极电势。
两电极构成原电池时两电极间的电势差为该原电池的电动势。
4．指出下列反应中何者为氧化剂，它的还原产物是什么？何者为还原剂，它的氧化产物是什么？⑴2FeCl3+Cu→FeCl2+CuCl2⑵Cu+CuCl2+4HCl→2H2[CuCl3]⑶Cu2O+H2SO4→Cu+CuSO4+H2O4．⑴氧化剂：FeCl3，还原产物：FeCl2，还原剂：Cu，氧化产物：CuCl2。
⑵氧化剂：CuCl2，还原产物：2H2[CuCl3]，还原剂：Cu，氧化产物：2H2[CuCl3]。
⑶氧化剂：Cu2O，还原产物：Cu，还原剂：Cu2O，氧化产物：CuSO4。
无机化学基础实验.
（2）氧化 将铝片做作阳极、 铅片作阴极，浸入H2SO4中（铝 片露出1/3-1/4）按图接好电路、 通电并调节电阻使电流密度达
到10-15mA·cm-2，电解槽温度 15-25℃，氧化时间约20min， 然后切断电源，取出铝片，用
化态氧化电极电势较低的还原态。
2.金属的电化学腐蚀： 不纯金属被放置在水溶液中或潮湿的大气中，
金属表面会形成一种微电池,也称腐蚀电池。活泼金 属原子的电子发生转移使其成为金属离子而剥离。若 令两种金属（例如锌和铜）紧密接触，锌上电子将会 部分转移到铜上而形成电偶,如有电解质存在，则形 成腐蚀电池，这样铜就得到保护（腐蚀电池的阴极）， 而锌被腐蚀。
其它：I2溶液(0.5mol / L ) 砂纸、导线、淀粉KI—试 纸 、碳棒、鳄鱼夹连导线、铝片、铅片、竹夹子、
pH试纸、盐桥）、铜片、锌片。
四、实验内容
1.自行设计两例常用氧化剂、还原剂间的反应 可参考电极电势表，选出两种常见的氧化剂和还原剂、 写式。
水冲洗干净，随即进行染色。
铝氧化装置示意图
（3）着色 铝氧化着色分染色和电解着色两类，根据 染色染料的性质，可分为无机染料和有机染料，而用 有机染料进行染色时，既可单色，又可配色，从而得 各种鲜艳的色泽，因此大多采用有机染料染色。
倒插一根U型管盐桥相连接、测定原电池的电势差、 并指出原电池的正、负极。
在Na3AsO4—Na3AsO4混合溶液中、在搅拌下滴加盐 酸2mL，测定原电池的电势差，并指出原电池的正、 负极。再在此混合溶液中加入40%氢氧化钠溶液3mL、 测定原电池的电势差。
6.金属的化学腐蚀—腐蚀电池 （1）在100mL烧杯中按Pb(NO3 )2 、 HAc、Na2SiO3、 的体积比为1:11:10配制成60~70mL混合溶液，使其成 弱酸性（pH≈5）。 （2）将混合溶液放在水浴上缓慢加热至约90ºC，直至 形成硅胶。
第五章氧化还原反应 (3)
2 q 是强度性质, 与得失电子数 多少无关，
即与电极半反应 计量系数无关， 与电极 半反应的方向 无关.
Cl2 + 2e 2Cl
q Cl2 / Cl
+1.358V
1 2
Cl2
+
e因此，C何l 时查C酸ql2表/ Cl， 何+时1.358V
表示为：
Pt H2(g,p0) H+ (c0)
q H+ / H2
0.0000V
二、电对的电极标电准势电的极绝电对势值如同Oq xH/、ReUd、G一样，迄今无法
准确测量，但可利用一个相对标准，规定一个电
1. 氧化极的还数原值反，应由中他的与标未准知的状电态极组成原电池，测量
p 组成电液极原样一体反或电的个有组应池标氧固了成的的准化体标原电电还离纯准 电动极原子氢池物势就电浓电，质，是对极用度。即常的与电为可用标其位获的准他差c得标电q各计未准极气种（知氢电标专体的电势组准门极.电状 用分.极态来这的电下测样分势的定就压，电电得为这极动到
不能保证动力学性质与热力学性质不发生矛盾.
3—4标准电极电势的应用
1.
标准电极电势
q与D
r
G
q m
之间的关系
等温等压下，体系Gibbs自由能的减少等于体系
所做的最大有用功. 因此
D r G m W nFE
E — 电池的电动势（V）
F — Farady 常数 96484.6 c·mol-1
2MnO4 + 6H3OM+ n+O54-H与2OH22O=2反2应M:n2+ + 5O2 +14 H 2O
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二、氧化还原反应方程式的配平
1. 氧化值法
配平原则：氧化剂中元素氧化值降低的总数等 于还原剂中元素氧化值升高的总数。
配平步骤： （1）写出反应方程式，标出氧化值有变化 的元素，求元素氧化值的变化值。
（2）根据元素氧化值升高总数和降低总数相等 的原则，调整系数，使氧化值变化数相等。
（3）用观察法使方程式两边的各种原子总数相 等。
酸表。
（4）E是电极处于平衡状态时表现出来的特
征，与反应速率无关。
（5）E仅适用于水溶液。
5.饱和甘汞电极：
Hg | Hg2Cl2(s) |KCl (饱和)
Hg2Cl2 (s) + 2e
2Hg(l) +2Cl-
E (Hg2Cl2/Hg)=0.245V
三、 影响电极电势的因素
1.影响 因素
(1)电极的本性：即电对中氧化型或还 原型物质的本性。
还原型：在电极反应中同一元素低氧化值的物质。）
电对：氧化型/还原型
例：MnO2 +4H+ + 2e
Mn2+ +2H2O
电对：MnO2 / Mn2+
（2）E与电极反应中的化学计量系数无关。
例：Cl2 + 2e 1/2Cl2 + e
2Cl- E(Cl2/Cl-)=1.358V Cl-
（3）电极反应中有OH- 时查碱表，其余状况查
（3）分别配平两个半反应，使等号两边的原子 数和电荷数相等。
（4）根据得失电子数相等的原则，给两个半 反应乘以相应的系数，然后合并成配平的离子 方程式。
（5）将离子方程式写成分子方程式。
离子电子法配平时涉及氧原子数的增加和减 少的法则：
介质 酸性 碱性 中性
使反应物减少一 个氧原子
+ 2H+ 结合[O] H2O
（注：纯固体、纯液体物质不列入能斯特方程中，
气体以相对分压表示，p/p )
T=298.15K时
E电极
E电 极
8.314 298 2.303 z 96485
lg
[氧化型 ] p [还原型]q
E电极
E电 极
0.0592 z
[氧化型] p lg [还原型]q
（2）测定方法：将标准氢电极与标准状态下 的待测电极组成原电池，此时两电极的电极电 势差为原电池的标准电动势E（电池）。
E电θ 池 Eθ Eθ
(Eθ、Eθ 为正极和负极的电极电势）
例：欲测定电对Zn2+/Zn的标准电极电势可组成下 列原电池：
(_) Zn | Zn2+(1mol/L) || H+ (1mol/L) | H2 (100kPa) | Pt (+)
2. 离子电子法 配平原则：反应过程中氧化剂所获得的电子总
数等于还原剂失去的电子总数。 配平步骤：
（1） 将主要的反应物和产物（即氧化值变 化的物质）写成离子式(注：气体、纯液体、 固体和弱电解质则写分子式)。
（2） 将上述离子方程式写成二个半反应。一 个是氧化剂的还原反应，一个是还原剂的氧化 反应。
2.电极反应：
负极： Zn - 2 e 正极： Cu2+ + 2 e
Zn2+ 失电子，氧化反应 Cu 得电子，还原反应
电池反应： Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
（ 注： 盐桥沟通两个半电池，保持电荷中性， 使反应继续进行。）
3.原电池符号：
(_) Zn │ZnSO4 (c1) || CuSO4 (c2) | Cu (+) 注：⑴负极写在左边，正极写在右边；
实测该原电池的电动势为0.7618V。
E电θ 池 Eθ Eθ Eθ (H/H2 ) Eθ (Zn 2/Zn) 0 Eθ (Zn 2/Zn)
Eθ (Zn2/Zn) 0.7618V
4.标准电极电势表：
（1）表中的电极反应都是还原反应的形式
氧化型 + ze
还原型
（注：氧化型：在电极反应中同一元素高氧化值的物质。
第五章 氧化还原反应 和电化学
5.1 氧化还原反应 5.2原电池和电极电势
第一节 氧化还原反应
一、氧化还原反应
氧化值升高，被氧化
2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+
氧化值降低，被还原
1.氧化剂：氧化还原反应中氧化值降低（即得 到电子）的物质。
2.还原剂：氧化还原反应中氧化值升高（即失 去电子）的物质。
结合[O]
+H2O
2OH-
结合[O]
+H2O
2OH-
使反应物增加 一个氧原子
提供[O]
+H2O
2H+
提供[O]
+ 2OH-
H2O
提供[O]
+H2O
2H+
在酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现OH-； 在碱性介质中配平的半反应方程式里不应出现H+。
第二节 原电池和电极电势
一、原电池
将化学能转变为电能的装置
(2) 离子的浓度（或气态物质的分压）
(3) 温度；
2.能斯特（Nernst）方程式
P 氧化型 + z e
q 还原型
E电极
E电 极
RT zF
[氧化型] p ln [还原型]q
[氧化型]p 表示电极反应中氧化型这一侧各物 [还原型]q 质相对浓度或相对压力的方次数乘积与
还原型这一侧各物质相对浓度或相对压 力的方次数乘积之比。
（-）： H2 - 2 e
2H+
（+）：Fe3+ + e
Fe2+
电池反应： 2Fe3+ + H2
2Fe2+ + 2H+
二、电极电势
1.电极电势的产生——双电层理论
M(s)
溶解 沉积
Mn+(aq) + ne
M活泼
M不活泼
+- -+ +- -+ +- -+ +- -+
-
- + +- + +- + +- + +-
溶解 > 沉积
溶解 < 沉积
金属的电极电势就是金属和其溶液之间因形 成双电层所产生的电势差。其绝对值不可测。
2.标准氢电极
(100KPa)
如图：H2压力为100KPa c(H+)=1mol/L
T=298.15K 电极反应：
2H+ + 2 e
H2
E(H+/H2)=0.000V
3.标准电极电势
（1）定义：电极处于标准状态（即电极反 应中固体或液体均为纯物质，气体的分压为 100kPa ，溶液中离子浓度为1mol·L-1，温度 通常为25℃）时的电极电势称为标准电极电势， 用符号E（电极）表示，单位为伏特(V)。
⑵“︱”表示相界面，“‖”表示盐桥。
⑶电解质溶液应注明浓度，若气体应注明 压力。
⑷若为惰性电极也须注明。 (注:电极反应中涉及的物质为气体或离子 时,肯定要用惰性电极作导体来传递电子)
例： (_) Pt | H2 (p1) | H+ (c1)|| Fe3+ (c2), Fe2+ (c3) | Pt(+)