大学化学之电化学基础 (2).ppt
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×2) MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O + ×5) SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
2MnO4-＋5SO32-＋6H＋ = 2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O
例2 配平下列氧化还原反应：
H2S + H2SO3 → S + H2O H2S - 2e → S + 2H+ ① H2SO3 + 4H+ + 4e → S + 3H2O ②
37
标准电极电势与氧化还原反应的关系
2）判断标准态时氧化还原反应自发进行方向： 强Ox + 强Red → 弱Ox + 弱Red
电极电势愈高，氧化还原电对中的氧化态得 到电子变成其还原态的趋势愈强；
电极电势愈低，氧化还原电对中的还原态失 去电子变成其氧化态的趋势愈强。
氧化还原反应的方向：电极电势高的电对的 氧化态氧化电极电势低的电对的还原态。
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。
39
例7 判断标准状态下反应Ag+ + Fe2+ Fe3+ 自发进行的方向。
Ag +
解 将此氧化还原反应拆成两个半反应，并 查出两个电对的标准电极电势：
若为正极，则其标准电极电势 E+Θ ＝EΘ + EH+/H2Θ ＝EΘ
若为负极，则其标准电极电势 E- Θ ＝ EH+/H2Θ - EΘ ＝ - EΘ
EOx/RedΘ定义为给定电极的标准电极电势(相对值）。
33
标准电极电势的测定
例5 简述测定Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)的标准电极 电势的方法及结果。 解 将Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)与标准氢电极组 成电池。从实验电流的方向确定此待测电极为 正极，标准氢电极为负极。 测得电动势为0.771V，则 EΘ＝ E+Θ - E- Θ ＝ EΘFe3+ /Fe2+ - EΘH+/H2
②
MnO4- / Mn2＋； CO2 /H2C2O4
9
5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法
1.配平原则：
①电荷守恒：反应过程中氧化剂与还原剂 得失电子数相等。
②质量守恒：反应前后各元素的原子总数相 等。
2.配平的具体步骤：
（1）写出离子方程式： MnO4-＋SO32- ＋ H＋ → Mn2＋ ＋ SO42- ＋H2O
2.原电池的构成 ⑴电势不同的两个电极； ⑵盐桥； ⑶外电路（检流计）。
18
3.Daniell电池
e
—
+
图1 Daniell电池
电子由Zn极流向Cu极： Zn极电势低，为负极；Cu极电势高，为正极。
19
4.特征 正极：氧化剂(Cu2+)被还原，半电池反应为： Cu2+ + 2e → Cu 负极：还原剂(Zn)被氧化，半电池反应为： Zn → Zn 2+ + 2e 电池反应为： Cu2+ + Zn → Cu + Zn 2+
（2）将反应拆分为氧化和还原两个半反应式： 还原反应： MnO4-→ Mn2＋ 氧化反应： SO32- → SO42-
(3) 配平：使半反应两边的原子数和电荷数相等
MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
11
（4） 使两个半反应得失电子数为其最小公倍 数，合并成一个配平的离子反应式：
23
5.2.3 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。（在接近零电流下所测定的电势差） 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。
思考：为什么手电筒电光愈用愈暗？
因为其电池电动势愈用愈低。
24
5.2.4 电极类型
1.金属-金属离子电极：Zn | Zn2+(c) 电极反应 Zn2+ + 2e → Zn
3Cl2（g）+ 6OH- = 5Cl- + ClO3-+ 3H2O 3Cl2（g）+ 6NaOH = 5NaCl + NaClO3+ 3H2O
5.2 原电池 5.2.1 原电池的概念 5.2.2 原电池的符号 5.2.3 电池电动势 5.2.4 电极类型
17
5.2.1 原电池的概念
1.定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。
25
5.3 电极电势 5.3.1 电极电势的产生 5.3.2 标准电极电势 5.3.3 Nernst方程式
26
5.3 电极电势
5.3.1 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
Ag+ + e Fe3++ e
Ag Fe2+
EΘAg+ /Ag = + 0.7996 V EΘFe3+ /Fe2+ = + 0.771V
反应系统中较强的氧化剂是Ag+ ，较强的 还原剂是Fe2+ ，故反应正向（向右）进行。
40
（2）使用标准电极电势表注意事项：
1）电极反应均写成：Ox＋ne
Red
“，”间隔，并应注明其状态。
21
2.应用示例
[例4]将氧化还原反应
2MnO4-＋5H2O2＋6H＋= 2Mn2＋ ＋8H2O ＋5O2↑
拆成两个半电池反应，并写出电极组成和电池组 成表示式。
解 （1）根据正极发生还原反应，负极发生氧化 反应的原则，拆分此氧化还原反应为两个半电 池反应：
正极反应：MnO4- ＋ 8H＋＋5e → Mn2＋＋ 4H2O 负极反应： H2O2 → 2H＋ ＋ O2 ＋ 2e
M（s）
Mn+（aq）+ ne
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。
27
双电层结构的电极电势为绝对电极电势。
2.影响电极电势的因素 电极电势的大小与以下因素有关：
（1）电极物质的本性； （2）电极物质离子的浓度或气体的分压； （3）温度。
28
5.3.2 标准电极电势
1.标准氢电极的作用 无法直接测出表面电势和相间电势→不能确
氧化
6
5.1.2 氧化还原电对
1.电对 Ox + ne → Red
同种元素的氧化态与还原态构成了氧 化还原电对，记作Ox / Red。
如Sn4+/Sn2+ ，Fe3+/Fe2+，一个氧化还原 反应由两个氧化还原电对组成。
7
2.电极反应
任何氧化还原反应都可拆分为两个氧化还 原电对的半反应（半电池反应，电极反应）：
22
（2）电极组成：
正极：Pt│MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） 负极：Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）
（3）电池符号：
（-）Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）‖ MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） │ Pt（+）
Fe3+ + e → Fe2+ Sn2+ → Sn4+ + 2e 氧化－还原反应的实质： 两个共轭电对之间的电子转移反应。
8
3.电对拆分：
2MnO4-＋5H2C2O4 ＋ 6H＋ → 2Mn2＋ ＋ 10CO2 ＋ 8H2O
MnO4- ＋ 8H＋ ＋ 5e → Mn2＋ ＋ 4H2O ①
H2C2O4 → 2CO2 ＋ 2H＋ ＋ 2e
定电极电势的绝对值。 实际中选定一个标准电极，将其电极电势定
义为零，即可确定其它电极的电极电势。 IUPAC规定，采用标准氢电极作为基准电极。
29
2.标准氢电极的组成
Standard Hydrogen Electrode, SHE
（1）海绵状铂黑作电 极导体；
（2）H2压力维持 100kPa；
（3）H+活度为1 （1.184mol·L-1）；
20
5.2.2 原电池的符号表示
1.书写要求 （1） 负极写在左边，正极写在右边； （2）正负极之间用盐桥“‖”相接； （3）电极固体标志用一竖线“│”表示； （4）同相之不同物质间用“，”间隔； （5）若为离子时应注明其活度（浓度亦可）； （6）若电对不含金属导体，则需加一惰性导体； （7）纯气体、液体或固体与惰性电极名称之间以
第五章
电化学基础
1
电化学
电化学是ຫໍສະໝຸດ Baidu究化学能和电能相互转 化的一门科学.
化学能 电能, G 0 电能 化学能, G 0
2
人类一切生产和生命活动：能量供应问题。
煤、石油等燃烧发热
营养物质的消化吸收 体内的生物化学反应
氧化还原过程
生物电现象(心电、脑电)
3
主要内容 5.1 氧化还原反应 5.2 原电池 5.3 电极电势 5.4 原电池热力学 5.5 电解与电化学技术 5.6 金属的腐蚀与防护
无论反应物是电对中的氧化态，还是其还原态，
氧化还原电对的EΘ的符号不变。
2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+
EΘ Fe3+ /Fe2+ = + 0.771V
38
例6 判断标准状态时下列氧化还原反应自发
进行的方向：2Fe2++Br2
2Fe3++2Br-。
解 首先，将此氧化还原反应拆成两个半反应，
并查出这两个电对的标准电极电势：
Fe3++ e
Fe2+
EΘFe3+ /Fe2+ = + 0.771V
Br2 + 2e
2Br- EΘBr2 /Br- = + 1.087 V
标准电极电势(standard electrode potential)， 用符号Eθ表示。 （2）标准态
溶液活度为1 , 或气体压力为100kPa , 液体 和固体为纯净物。
32
4.标准电极电势的测定 电池电动势 EΘ＝ E+Θ - E-Θ
首先和标准氢电极组成原电池，其次确定被测电极是正 极还是负极。
EΘFe3+/Fe2+ ＝EΘ ＝0.771V.
式中E 的右下角注明了参加电极反应物质的氧 化态和还原态，上角的Θ表示标准状态。
34
又：标准锌电极与标准氢电极组成原电池： (-) Zn | Zn2+(1.0)‖H+(1.0) | H2（100kPa）, Pt (+) 测得此原电池的电动势EΘ =0.7618 V，由于
① × 2 + ② 得:
2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O
例3：配平Cl2(g) + NaOH Δ NaCl + NaClO3
解： Cl2（g）+ 2e = 2Cl-
①
Cl2（g）+ 12OH- = 2ClO3-+ 6H2O +10e ②
①×5 + ② 得：
6Cl2（g）+ 12OH- = 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O 化简得：
EΘ ＝ E+Θ － E- Θ ＝ EΘ H＋／H2－ EΘ Zn2＋／Zn ＝ 0 － EΘ Zn2＋／Zn
∴ EΘ Zn2＋／Zn ＝- 0.7618 V。
35
5.标准电极电势的物理意义： 标准电极电势表中，以标准氢电极为界，氢
以上电极的EΘ 均为负值，氢以下电极的EΘ均为 正值。
某电极的EΘ代数值愈小，表示此电对中还 原态物质愈易失去电子，即还原能力愈强，是较 强的还原剂；
若电极的EΘ代数值愈大，表示此电对中氧 化态物质愈易得到电子，即氧化能力愈强，是较 强的氧化剂。
36
6. 标准电极电势表及其应用
附录：常见的氧化还原电对的标准电极电势 (1)标准电极电势与氧化还原反应的关系 1）对比两个氧化还原电对的标准电极电势的
大小，便可知道此氧化还原反应在标准态 时谁是氧化剂，谁是还原剂。
4
5.1 氧化还原反应 5.1.1 氧化还原反应 5.1.2 氧化还原电对 5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
5
5.1.1 氧化还原反应
1.定义
元素的氧化值发生了变化的化学反应。
2.特点
Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+
（1）存在着氧化剂与还原剂；
（2）存在着氧化态与还原态。
Ox（氧化态）＋ ne 还原 Red（还原态）
（4） EθH+/ H2 =0.0000V
30
（5）标准氢电极的组成式（电极符号）
铂黑上吸附的H2与溶液中的H＋建立如下动 态平衡：
2H＋(aq) + 2e
H2(g)
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
31
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的
2.金属-金属难溶盐-阴离子电极：
Ag，AgCl(s) | Cl-(c) 电极反应 AgCl + e → Ag + Cl-
3. 双离子电对电极：
Pt| Fe2+(c1)，Fe3+(c2) 电极反应 Fe3+ + e → Fe2+
4.气体电极：Pt，Cl2(p) | Cl- (c) 电极反应 Cl2 + 2e → 2Cl-
2MnO4-＋5SO32-＋6H＋ = 2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O
例2 配平下列氧化还原反应：
H2S + H2SO3 → S + H2O H2S - 2e → S + 2H+ ① H2SO3 + 4H+ + 4e → S + 3H2O ②
37
标准电极电势与氧化还原反应的关系
2）判断标准态时氧化还原反应自发进行方向： 强Ox + 强Red → 弱Ox + 弱Red
电极电势愈高，氧化还原电对中的氧化态得 到电子变成其还原态的趋势愈强；
电极电势愈低，氧化还原电对中的还原态失 去电子变成其氧化态的趋势愈强。
氧化还原反应的方向：电极电势高的电对的 氧化态氧化电极电势低的电对的还原态。
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。
39
例7 判断标准状态下反应Ag+ + Fe2+ Fe3+ 自发进行的方向。
Ag +
解 将此氧化还原反应拆成两个半反应，并 查出两个电对的标准电极电势：
若为正极，则其标准电极电势 E+Θ ＝EΘ + EH+/H2Θ ＝EΘ
若为负极，则其标准电极电势 E- Θ ＝ EH+/H2Θ - EΘ ＝ - EΘ
EOx/RedΘ定义为给定电极的标准电极电势(相对值）。
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标准电极电势的测定
例5 简述测定Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)的标准电极 电势的方法及结果。 解 将Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)与标准氢电极组 成电池。从实验电流的方向确定此待测电极为 正极，标准氢电极为负极。 测得电动势为0.771V，则 EΘ＝ E+Θ - E- Θ ＝ EΘFe3+ /Fe2+ - EΘH+/H2
②
MnO4- / Mn2＋； CO2 /H2C2O4
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5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法
1.配平原则：
①电荷守恒：反应过程中氧化剂与还原剂 得失电子数相等。
②质量守恒：反应前后各元素的原子总数相 等。
2.配平的具体步骤：
（1）写出离子方程式： MnO4-＋SO32- ＋ H＋ → Mn2＋ ＋ SO42- ＋H2O
2.原电池的构成 ⑴电势不同的两个电极； ⑵盐桥； ⑶外电路（检流计）。
18
3.Daniell电池
e
—
+
图1 Daniell电池
电子由Zn极流向Cu极： Zn极电势低，为负极；Cu极电势高，为正极。
19
4.特征 正极：氧化剂(Cu2+)被还原，半电池反应为： Cu2+ + 2e → Cu 负极：还原剂(Zn)被氧化，半电池反应为： Zn → Zn 2+ + 2e 电池反应为： Cu2+ + Zn → Cu + Zn 2+
（2）将反应拆分为氧化和还原两个半反应式： 还原反应： MnO4-→ Mn2＋ 氧化反应： SO32- → SO42-
(3) 配平：使半反应两边的原子数和电荷数相等
MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
11
（4） 使两个半反应得失电子数为其最小公倍 数，合并成一个配平的离子反应式：
23
5.2.3 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。（在接近零电流下所测定的电势差） 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。
思考：为什么手电筒电光愈用愈暗？
因为其电池电动势愈用愈低。
24
5.2.4 电极类型
1.金属-金属离子电极：Zn | Zn2+(c) 电极反应 Zn2+ + 2e → Zn
3Cl2（g）+ 6OH- = 5Cl- + ClO3-+ 3H2O 3Cl2（g）+ 6NaOH = 5NaCl + NaClO3+ 3H2O
5.2 原电池 5.2.1 原电池的概念 5.2.2 原电池的符号 5.2.3 电池电动势 5.2.4 电极类型
17
5.2.1 原电池的概念
1.定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。
25
5.3 电极电势 5.3.1 电极电势的产生 5.3.2 标准电极电势 5.3.3 Nernst方程式
26
5.3 电极电势
5.3.1 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
Ag+ + e Fe3++ e
Ag Fe2+
EΘAg+ /Ag = + 0.7996 V EΘFe3+ /Fe2+ = + 0.771V
反应系统中较强的氧化剂是Ag+ ，较强的 还原剂是Fe2+ ，故反应正向（向右）进行。
40
（2）使用标准电极电势表注意事项：
1）电极反应均写成：Ox＋ne
Red
“，”间隔，并应注明其状态。
21
2.应用示例
[例4]将氧化还原反应
2MnO4-＋5H2O2＋6H＋= 2Mn2＋ ＋8H2O ＋5O2↑
拆成两个半电池反应，并写出电极组成和电池组 成表示式。
解 （1）根据正极发生还原反应，负极发生氧化 反应的原则，拆分此氧化还原反应为两个半电 池反应：
正极反应：MnO4- ＋ 8H＋＋5e → Mn2＋＋ 4H2O 负极反应： H2O2 → 2H＋ ＋ O2 ＋ 2e
M（s）
Mn+（aq）+ ne
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。
27
双电层结构的电极电势为绝对电极电势。
2.影响电极电势的因素 电极电势的大小与以下因素有关：
（1）电极物质的本性； （2）电极物质离子的浓度或气体的分压； （3）温度。
28
5.3.2 标准电极电势
1.标准氢电极的作用 无法直接测出表面电势和相间电势→不能确
氧化
6
5.1.2 氧化还原电对
1.电对 Ox + ne → Red
同种元素的氧化态与还原态构成了氧 化还原电对，记作Ox / Red。
如Sn4+/Sn2+ ，Fe3+/Fe2+，一个氧化还原 反应由两个氧化还原电对组成。
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2.电极反应
任何氧化还原反应都可拆分为两个氧化还 原电对的半反应（半电池反应，电极反应）：
22
（2）电极组成：
正极：Pt│MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） 负极：Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）
（3）电池符号：
（-）Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋ （c3）‖ MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋ （c3） │ Pt（+）
Fe3+ + e → Fe2+ Sn2+ → Sn4+ + 2e 氧化－还原反应的实质： 两个共轭电对之间的电子转移反应。
8
3.电对拆分：
2MnO4-＋5H2C2O4 ＋ 6H＋ → 2Mn2＋ ＋ 10CO2 ＋ 8H2O
MnO4- ＋ 8H＋ ＋ 5e → Mn2＋ ＋ 4H2O ①
H2C2O4 → 2CO2 ＋ 2H＋ ＋ 2e
定电极电势的绝对值。 实际中选定一个标准电极，将其电极电势定
义为零，即可确定其它电极的电极电势。 IUPAC规定，采用标准氢电极作为基准电极。
29
2.标准氢电极的组成
Standard Hydrogen Electrode, SHE
（1）海绵状铂黑作电 极导体；
（2）H2压力维持 100kPa；
（3）H+活度为1 （1.184mol·L-1）；
20
5.2.2 原电池的符号表示
1.书写要求 （1） 负极写在左边，正极写在右边； （2）正负极之间用盐桥“‖”相接； （3）电极固体标志用一竖线“│”表示； （4）同相之不同物质间用“，”间隔； （5）若为离子时应注明其活度（浓度亦可）； （6）若电对不含金属导体，则需加一惰性导体； （7）纯气体、液体或固体与惰性电极名称之间以
第五章
电化学基础
1
电化学
电化学是ຫໍສະໝຸດ Baidu究化学能和电能相互转 化的一门科学.
化学能 电能, G 0 电能 化学能, G 0
2
人类一切生产和生命活动：能量供应问题。
煤、石油等燃烧发热
营养物质的消化吸收 体内的生物化学反应
氧化还原过程
生物电现象(心电、脑电)
3
主要内容 5.1 氧化还原反应 5.2 原电池 5.3 电极电势 5.4 原电池热力学 5.5 电解与电化学技术 5.6 金属的腐蚀与防护
无论反应物是电对中的氧化态，还是其还原态，
氧化还原电对的EΘ的符号不变。
2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+
EΘ Fe3+ /Fe2+ = + 0.771V
38
例6 判断标准状态时下列氧化还原反应自发
进行的方向：2Fe2++Br2
2Fe3++2Br-。
解 首先，将此氧化还原反应拆成两个半反应，
并查出这两个电对的标准电极电势：
Fe3++ e
Fe2+
EΘFe3+ /Fe2+ = + 0.771V
Br2 + 2e
2Br- EΘBr2 /Br- = + 1.087 V
标准电极电势(standard electrode potential)， 用符号Eθ表示。 （2）标准态
溶液活度为1 , 或气体压力为100kPa , 液体 和固体为纯净物。
32
4.标准电极电势的测定 电池电动势 EΘ＝ E+Θ - E-Θ
首先和标准氢电极组成原电池，其次确定被测电极是正 极还是负极。
EΘFe3+/Fe2+ ＝EΘ ＝0.771V.
式中E 的右下角注明了参加电极反应物质的氧 化态和还原态，上角的Θ表示标准状态。
34
又：标准锌电极与标准氢电极组成原电池： (-) Zn | Zn2+(1.0)‖H+(1.0) | H2（100kPa）, Pt (+) 测得此原电池的电动势EΘ =0.7618 V，由于
① × 2 + ② 得:
2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O
例3：配平Cl2(g) + NaOH Δ NaCl + NaClO3
解： Cl2（g）+ 2e = 2Cl-
①
Cl2（g）+ 12OH- = 2ClO3-+ 6H2O +10e ②
①×5 + ② 得：
6Cl2（g）+ 12OH- = 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O 化简得：
EΘ ＝ E+Θ － E- Θ ＝ EΘ H＋／H2－ EΘ Zn2＋／Zn ＝ 0 － EΘ Zn2＋／Zn
∴ EΘ Zn2＋／Zn ＝- 0.7618 V。
35
5.标准电极电势的物理意义： 标准电极电势表中，以标准氢电极为界，氢
以上电极的EΘ 均为负值，氢以下电极的EΘ均为 正值。
某电极的EΘ代数值愈小，表示此电对中还 原态物质愈易失去电子，即还原能力愈强，是较 强的还原剂；
若电极的EΘ代数值愈大，表示此电对中氧 化态物质愈易得到电子，即氧化能力愈强，是较 强的氧化剂。
36
6. 标准电极电势表及其应用
附录：常见的氧化还原电对的标准电极电势 (1)标准电极电势与氧化还原反应的关系 1）对比两个氧化还原电对的标准电极电势的
大小，便可知道此氧化还原反应在标准态 时谁是氧化剂，谁是还原剂。
4
5.1 氧化还原反应 5.1.1 氧化还原反应 5.1.2 氧化还原电对 5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
5
5.1.1 氧化还原反应
1.定义
元素的氧化值发生了变化的化学反应。
2.特点
Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+
（1）存在着氧化剂与还原剂；
（2）存在着氧化态与还原态。
Ox（氧化态）＋ ne 还原 Red（还原态）
（4） EθH+/ H2 =0.0000V
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（5）标准氢电极的组成式（电极符号）
铂黑上吸附的H2与溶液中的H＋建立如下动 态平衡：
2H＋(aq) + 2e
H2(g)
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
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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的
2.金属-金属难溶盐-阴离子电极：
Ag，AgCl(s) | Cl-(c) 电极反应 AgCl + e → Ag + Cl-
3. 双离子电对电极：
Pt| Fe2+(c1)，Fe3+(c2) 电极反应 Fe3+ + e → Fe2+
4.气体电极：Pt，Cl2(p) | Cl- (c) 电极反应 Cl2 + 2e → 2Cl-