第五章-氧化还原电化学
氧化还原反应及其电化学性质
氧化还原反应及其电化学性质氧化还原反应是化学中最基本的反应类型之一，也是电化学研究的核心内容。
它涉及到物质的电荷转移和能量变化，对于人类生活和工业生产具有重要意义。
本文将着重讨论氧化还原反应及其与电化学性质的关系。
氧化还原反应是一种电子转移的过程，其中一个物质失去电子被氧化，而另一个物质则接受电子被还原。
在反应中，电子的转移在离子或分子间进行，伴随着能量的变化。
氧化还原反应可以是不可逆的，也可以是可逆的。
对于不可逆的氧化还原反应，电子的转移是一次性的，反应达到平衡后不再发生任何变化。
而可逆的氧化还原反应则可以在合适的条件下逆转。
氧化还原反应的电化学性质可以通过电位来描述。
电位是电化学中用来衡量物质在电化学反应中电子转移能力的指标。
在一种溶液中，当氧化剂和还原剂达到平衡时，它们之间的电势差称为标准电动势。
标准电动势的符号和数值可以用来判断反应是放电还是充电过程。
具有正的标准电动势的反应是放电过程，而具有负的标准电动势的反应是充电过程。
在实际应用中，电位的测定对于电化学研究和工业生产都具有重要意义。
例如，在电池中，正极和负极之间的电位差是电池放电的动力来源。
而在腐蚀过程中，金属与溶液中的氧或其他化学物质发生氧化还原反应，产生电位差使金属被腐蚀。
通过测定电位可以评估金属的耐蚀性和寿命。
除了电位，电荷转移速率也是电化学性质的重要指标。
在氧化还原反应中，电子转移过程有时会受到电极表面的阻碍，导致反应速率变慢。
为了加快反应速率，可以引入催化剂。
催化剂是一种能够提高反应速率的物质，它们通过降低反应活化能，增强反应效率。
电化学中的许多领域都依赖于催化剂的使用，比如燃料电池、电解水制氢等。
总结起来，氧化还原反应是一种涉及物质电荷转移和能量变化的基本反应。
它的电化学性质通过电位和电荷转移速率来描述。
电位衡量物质在氧化还原反应中的电子转移能力，电荷转移速率则决定反应速率。
电化学的研究和应用领域广泛，涵盖了电池、腐蚀、燃料电池等众多领域，为人类生活和工业生产带来了诸多便利。
第五章 氧化还原与电化学
电子做有规则的定向流动
2. 原电池的组成：
（1）半电池和电极
锌半电池：锌片，锌盐－负极
铜半电池：铜片，铜盐－正极
正、负极也可以是惰性电极， 如：Pt、石墨等，只起导电作用。
（2）外电路 用金属导线把一个灵敏电流计 与两个半电池中的电极串连起来。 电子由锌 → 铜，电流由铜 → 锌。 （3）盐桥（是一种电解质溶液： 饱和KCl和琼胶） 加入盐桥，才能使电流完整，产生电流。 作用：沟通电路，使溶液中体系保持中性，使电极反 应得以继续进行。
液写离子; 4) 不同相用竖线“∣”隔开，同相用“，”
隔开，两个半电池用双竖线“‖”隔开 .
写出下列电池反应所对应的电池符号： Cu2+ + Zn ←→ Cu + Zn2+
( - ) Zn | Zn2+ (c1) || Cu2+(c2) | Cu ( + )
Cl2+2Fe2+ ←→ 2Fe3+ +2Cl( - )C | Fe2+(c1),Fe3+ (c2)||Cl-(c3)|Cl2(p)|C ( + )
2MnO4- +16H++ 10e 5SO32- + 5H2O
2MnO4- + 5SO32- + 6H+
2Mn2++8H2O 5SO42- +10H++10e +)
2Mn2+ + 5SO42- +3H2O
5）检查原子个数、电荷数，使之相等并还原 为分子反应式 。
2KMnO4 + 5K2SO3+ 3H2SO4 2MnSO4+ 6K2SO4 +3H2O
无机化学中的氧化还原反应和电化学
无机化学中的氧化还原反应和电化学无机化学是研究无机物质结构、性质和变化规律的科学分支。
其中，氧化还原反应和电化学是无机化学中重要且广泛应用的领域。
本文将探讨氧化还原反应和电化学的基本概念、应用和未来发展。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，被氧化的物质失去电子，而被还原的物质获得电子。
这种电子的转移导致了物质的化学变化。
氧化还原反应可以通过氧化态的变化来描述。
在反应中，氧化剂接受电子，其氧化态减少，而还原剂失去电子，其氧化态增加。
例如，氯气（Cl2）和氢气（H2）的反应可以表示为：Cl2 + 2e- -> 2Cl- （氯气被还原，氧化态减少）H2 -> 2H+ + 2e- （氢气被氧化，氧化态增加）氧化还原反应在生活和工业中有广泛的应用。
例如，电池的工作原理就是基于氧化还原反应。
电池中的正极和负极之间发生氧化还原反应，产生电流。
此外，氧化还原反应还可以用于金属的防锈和清洁等领域。
二、电化学的基本概念电化学是研究电与化学反应之间相互关系的学科。
它主要研究电解过程和电化学反应的机理。
在电化学中，电解是指通过外加电压将化学反应逆转的过程。
电解可以分为电解质溶液和电解固体两种情况。
在电解质溶液中，电解质分子或离子在电场的作用下发生氧化还原反应。
而在电解固体中，固体物质通过电子转移发生氧化还原反应。
电化学反应是指在电化学过程中发生的化学反应。
电化学反应可以是氧化还原反应，也可以是非氧化还原反应。
电化学反应的速率和方向可以通过电极电势来控制。
正电势的电极是发生氧化反应的位置，负电势的电极是发生还原反应的位置。
电化学在能源存储和转换、电解水制氢、电镀和电解池等领域有着广泛的应用。
例如，锂离子电池和燃料电池是电化学能源存储和转换的重要设备。
它们利用氧化还原反应将化学能转化为电能，实现能源的高效利用。
三、氧化还原反应和电化学的应用氧化还原反应和电化学在生活、工业和环境保护等领域有着广泛的应用。
《无机化学》第五章 氧化还原反应和电化学基础
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：
第五章 电化学基础
0.05917 lg 0.10 0.05917 lg 0.010
0.10 E 0.05917 lg 0.05917 (V) 0.010
二. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱
越大 电极的 氧化型物质氧化能力↑
共轭还原型物质还原能力↓
还原型物质还原能力↑ 共轭氧化型物质氧化能力↓
（1）Mn2+ + 2e
2
Mn
2
(Mn / Mn) (Mn
0.05917 / Mn) lg c(Mn 2 ) 2
（2）2H2O + 2e
H2 + 2OH0.05917 1 (H 2O / H 2 ) (H 2O / H 2 ) lg 2 p(H 2 ) {c(OH )}2 Ag + Br-
∵ ∴
(H / H 2 ) 0.00 V
E 待测
例如：测定Zn2+/Zn电极的标准电极电势
将Zn2+/Zn与SHE组成电池
(-)Pt,H2(100kPa)|H+(1mol· -1)||Zn2+(1mol· -1)|Zn(+) L L
298.15K时， E =-0.763V，
电池反应：
二、原电池符号
(-)Zn | Zn2+(c1) || Cu2+(c2) | Cu(+) 相界面 盐桥
电极导体
溶液
同相不同物种用“，”分开，
负极“ - ”在左边，正极“ + ”在右边； 溶液、气体要注明cB，pB ，固体浓度忽略
纯液体、固体和气体写在惰性电极(Pt)一边用“ , ”分开。
例1：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 100kPa
第五章--氧化还原反应与电化学
第五章--氧化还原反应与电化学————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：第五章 氧化还原反应与电化学习题与解答1．下列说法是否正确？如不正确，请说明原因。
（1）．氧化数就是某元素的一个原子在化合态时的电荷数。
答：不确切，氧化数是某元素的一个原子在化合态时的形式电荷数。
（2）．所有参比电极的电极电势皆为零。
答：错，只有氢标准氢电极的电极电势为零，其它不为零。
（3）．因为Δr G m 的值与化学反应计量方程式的写法（即参与反应物质的化学计量数）有关，因此Θϕ也是如此。
答：错，因电极电势的数值反映物种得失电子的倾向，这种性质应当与物质的量无关，因此与电极反应式的写法无关。
对电极反应a 氧化态 + z e - = b 还原态则有a bz ][][lg059.0氧化态还原态-=Θϕϕ； 如果电极反应为 na 氧化态 + nze - = nb 还原态，则有nanb nz ][][lg 059.0氧化态还原态-=Θϕϕ = a b z ][][lg 059.0氧化态还原态-Θϕ，与上式相同。
而Θϕ是指氧化态与还原态都是单位浓度（或标准态压力）时的ϕ，因此与电极反应方程式写法无关，ϕ也是如此。
因Δr G m = J RT G m r ln +Θ∆，而∑=BBm f B m r G G ΘΘ∆ν∆,，所以Δr G m 与化学计量数有关，故Θ∆m r G 也是如此，与化学反应方程式写法有关。
（4）．插入水中的铁棒，易被腐蚀的部位是水面以下较深部位。
答：错，水面下的接近水线处的铁棒容易被腐蚀。
（5）．凡是电极电势偏离平衡电极电势的现象，都称之为极化现象。
答：对。
2．选择题（将正确答案的标号填入空格内，正确答案可以不止一个） （1）为了提高Fe 2(SO 4)3的氧化能力，可采用下列那些措施（ ① ）。
①．增加Fe 3+的浓度，降低Fe 2+的浓度； ②．增加Fe 2+的浓度，降低Fe 3+的浓度； ③．增加溶液的pH 值；④．降低溶液的pH 值。
第五章 氧化还原反应与电化学2
解：MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) + 5e
MnO4-/Mn2+ = 1.507 – (0.059/5)lg
KMnO4能氧化Br–
Ө = 1.317 V > Br2/Br- = 1.07 V
结论：介质的酸碱性对 的影响较大，在电极反应中有 H+ 或 OH- 参加时，应在 Nernst 方程中体现
解： Cd2+ +2e- ↔ Cd
Cd2+/Cd = ӨCd2+/Cd – (0.059/2)lg[1/ (cCd2+/c Ө)]
= - 0.403 + (0.059/2)lg0.01 = - 0.462 V 结论：浓度对金属电极的 影响较小
溶液中氧化态离子浓度变小，则 减小,还原态 还原能力增强
例：用符号表示标准H电极与标准Cd电极构成的原电 池，写出电池反应，并计算电池反应的ΔrG Өm 。 (T=298K) 解: H+/H2 Ө = 0.0000 V 正极 正极反应 2H+ +2e → H2
Cd2+/CdӨ = - 0.4026 V
负极 负极反应 Cd –2e → Cd2+
(-) Cd│Cd2+ (1mol· -1)‖H+ (1mol· -1)│H2(pӨ), Pt (+) L L
Fe3+/Fe2+Ө = 0.77 V
Ce4+/Ce3+Ө = 1.60 V
② 判断电池正负极，求 E, 判断氧化还原反应的方向
高者为正极， 低者为负极，E = 正 - 负
例:有原电池 (-) Zn│Zn2+ (1M)‖ Zn2+ (0.001M)│ Zn (+),
第五章-氧化还原电化学-精选.ppt
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
（3）配平（或核对）O 原子数目：已平衡。 Nhomakorabea注意
1物料平衡 2电荷平衡 3介质酸碱性
2021/1/3
注意
• 若写为： • MnO4- + 3 Fe2+ + 4 H+ = MnO2↓+ 3 Fe3+ + 2
H2O • 错！产物与实验事实不符，不是MnO2↓，而是
Mn2+； • 若写为： • MnO4- +5 Fe2+ + 4 H2O = Mn2+ +5 Fe3+ + 8
OH• 错！虽然物料平衡、电荷平衡，但介质不符。
2021/1/3
例2：歧化反应方程式配平
I2 (s) + OH- → I- + IO3I2 既是氧化剂，又是还原剂，可分开写 :
的总电荷。
如 氧化数
2021/1/3
Cr2O27Cr O x -2 +6
2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、
负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与化合价不同 ？
2021/1/3
化合价和氧化数的区别
1. 化合价具有特定的，确切的含义，而氧化数则是按 规则经 验指定的一个数值。 2.数值有区别
不同元素
（三）歧化反应
同一元素
例： 0
+1
-1
Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq) 同一物质中同一元素的原子，有的氧化数↑，有的氧化数↓
生物 第五章 氧化还原和电化学
E0 = 0(+) – 0 (-)
如测定半电池: Cu2+(1mol.L-)/Cu(298K)与标准氢电极相 连时为正极,并得 E0=0.34 V. 则 E0 = 0(+) –
0 (-)
0.34= 0 (Cu2+/Cu)- 0(H+/H2)
0.34= 0 (Cu2+/Cu)- 0.0000 0 (Cu2+/Cu)=+0.34 (V)
= 0 + 0.0592 ———— ———lg [氧化型] n [还原型]
式中:(1) n—电极反应中的电子转移数
(2) [氧化型] 中括号里表示的是半反应式中的
[还原型]
各物质浓度次方的乘积
(3) . 纯液体,纯固体的浓度为常数,作1处理, 气体用分压表示.具体写法举例:
(1) Fe 3+ + e-
化合价升高物质称还原剂(Fe)
还原性
5-2
如：
氧化还原半反应式
Cu2+ + Fe = Cu + Fe2 + (还原反应） (氧化反应）
任何氧化还原反应方程式都可以分解成两个半反应式，
Cu2+ + 2e = Cu Fe - 2e = Fe2 +
1. 半反应式由同一元素的两种不同氧化数物种组成。 2. 表示：氧化型 / 还原型 == 电对 3. 标准电极电势表中就是按半反应式 的格式列表的.
标准电极电势是重要的化学参数.有多种理论价 值和实用价值,如:
(1)判断氧化剂和还原剂的强弱 电极电势负值越小，还原型物质的还原性越强； 电极电势正值越大，氧化型物质的氧化性越强。 Zn2+ +2eZn 0 =-0.76 V Cl2 +2e2Cl0 =1.3883 V
电化学中的氧化还原
电化学中的氧化还原氧化还原反应是电化学中的重要概念，也是许多电化学过程的基础。
在电化学中，氧化还原反应是指物质失去电子的过程称为氧化，而物质获得电子的过程称为还原。
这种反应涉及电子的转移，因此也被称为电子转移反应。
氧化还原反应在电化学中具有广泛的应用，包括电池、电解、电镀等领域。
本文将介绍电化学中的氧化还原反应的基本概念、原理和应用。
1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，发生氧化的物质失去电子，而发生还原的物质获得电子。
氧化还原反应可以用化学方程式表示，其中氧化反应和还原反应分别写在方程式的左右两侧，通过电子的转移实现物质的氧化和还原。
在氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子的物质，而还原剂是指能够给出电子的物质。
氧化还原反应中的电子转移过程是通过电子传导体实现的。
在电化学中，常用的电子传导体包括金属导体、电解质溶液和离子传导体等。
通过这些电子传导体，氧化还原反应中的电子可以在物质之间传递，实现物质的氧化和还原。
2. 氧化还原反应的原理氧化还原反应的原理基于物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，发生氧化的物质失去电子，而发生还原的物质获得电子。
这种电子的转移过程导致物质的化学性质发生变化，从而实现氧化还原反应。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂给出电子，通过这种电子的转移实现物质的氧化和还原。
氧化还原反应的原理还涉及电子传导体的作用。
在氧化还原反应中，电子传导体起着至关重要的作用，它们提供了电子传递的通道，使得氧化还原反应能够顺利进行。
不同的电子传导体对氧化还原反应的速率和效率都会产生影响，因此在设计和优化氧化还原反应过程时需要考虑电子传导体的选择和性能。
3. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在电化学中具有广泛的应用。
其中最常见的应用之一是电池。
电池是利用氧化还原反应产生电能的装置，通过氧化剂和还原剂之间的氧化还原反应释放出电子，从而产生电流。
氧化还原电位
氧化半反应： H2 = 2H+ + 2e 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+
二 电极电势 φ 1 产生：以M—Mn＋为例：金属晶体内有金属原子;金 属阳离子和共用电子; M放入Mn＋中：
⑤中性分子中;各元素原子的氧化数的代数和为零 ; 复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和;
例：
H5IO6
S2 O32 S4 O62
Fe3O4
I的氧化+值 7 为
S的氧化值 +2为 S的氧化+值 2.5为 F的 e 氧化+值 8 为
3
5 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;
6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
2 离子电子法
写出相应的离子反应式 将反应分成两部分;即还原剂的氧化反应 和 氧化剂的还原反应; 配平半反应 确定二个半反应的系数得失电子数相等的原 则 根据反应条件确定反应的酸碱介质;分别加 入H+; OH; H2O; 使方程式配平;
例 114 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3
一方面;金属表面构成晶格的金属离子和极性大的 H2O分子相互吸引;从而使金属具有一种以水合离子的形 式进入金属表面附近的溶液中的倾向;
M M n+(aq)+ne-+aq离子又有一种从金属表面 获得电子而沉积在金属表面的倾向：
M n+(aq)+ne- M
伽伐尼偶然发现挂在窗前铁栅栏的铜钩上的青蛙腿肌肉;每当碰到铁 栅栏就猛烈地收缩一次; 这偶然的现象并没有被伽伐尼放过;经不懈 的探索和思考;第一个提出了动物电的见解; 他认为：青蛙神经和肌 肉是两种不同的组织;带有相反电荷;所以两者存在着电位差;一旦用 导电材料将两者接通;就有电流通过;铁栅栏和铜钩在此接通了电路; 于是有电流产生;由于有动物电流的刺激;蛙腿肌肉发生收缩;
第五章 氧化还原反应和电化学
左边
右边
酸性 多O缺H时，多一个O加2个 加相应的H2O 介质 H+, 缺1个H加1个H+
碱性 多H缺O时，多一个H加1个 加相应的H2O 介质 OH– ，缺1个O加2个OH –
中性 多 n 个 O 加 n个 H2O 介质 加 n 个 H2O
加 2n 个 OH– 多 n个 O 加 2n 个H+
酸性介质中配平的半反应方程式不应出现OH–，在 碱性介质中配平的半反应不应出现H+
氧化值和化合价
• 氧化值是元素在化合状态时的形式电荷，按一定 规则得到，不仅可有正、负值，而且可为分数。 • 化合价是指元素在化合时原子的个数比，它只能 是整数。
1. 多数情况下二者数值相同，也可混用，但它们在 数值上也有不一致的情况 2. 在离子化合物中元素的氧化值等于其离子单原子 的电荷数 3. 在共价化合物中元素的氧化值和共价数常不一致
倍数。找出氧化剂、还原剂的系数。 4. 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例题 (1)
HClO3 + P4 HCl + H3PO4 氧化值升高的元素：
Cl5+ Cl–
氧化值降低 6
P4 4PO43– 氧化值升高20 10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子，应 在左边加18个H2O
配平 Cl2 (g) + NaOH → NaCl + NaClO3 解： 半反应
Cl2 (g) + 2e－ =2Cl－
(1)
Cl2 (g) + 12OH－ = 2ClO3－ + 6H2O + 10 e－ (2)
第五章 氧化还原反应
金属-金属难溶盐电极 电极反应 AgCl(s)+ eAg(s)+ Cl- (aq)
电极符号
Ag-AgCl (s)∣ Cl- (aq)
氧化还原电极或浓差电极
电极反应 Fe 3+ (aq)+ e电极符号 Fe 2+ (aq)
Pt∣Fe 3+ (aq, c1), Fe 2+ (aq, c2)
12
原电池的表示法(The notation of galvanic cell)
(一) Pt︱H2(105Pa)∣H+ (lmol · -1)‖Cu2+ (lmol · -1)∣Cu(s)(+) L L 界面 界面 c1 盐桥 c2 界面
原电池的电动势 E池 ＝E正－E负 ＝E阴－E阳
13
标准电极电势
Cl 2 (g ) 2e 2Cl (aq) , E θ = 1.36V
1 Cl 2 (g) e Cl (aq) , E θ = 1.36V 2 θ 一些电对的 Eo与介质的酸碱性有关, 因此有 E A 表和
θ E B表之分。
19
Question 11 Solution
10
电极类型(The various types of electrodes )
金属-金属离子电极 电极反应 Zn2+ + 2e-
Zn
电极符号 Zn (s) ∣ Zn2+ (aq)
气体-离子电极 电极反应 2H+ (aq)+ 2e电极符号 Pt ∣ H2(g) ∣ H+ (aq)
11
H2(g)
标准电极电势
指标准电极的电势。凡是符合标准态条件的电极都是标
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
氧化还原反应与电化学
氧化还原反应与电化学氧化还原反应（简称氧化反应或还原反应）是化学反应的一种重要类型，也是电化学研究的基础。
电化学研究了物质在电场和电流的作用下的性质和变化规律，将电能与化学变化联系起来。
本文将着重介绍氧化还原反应与电化学之间的关系，探讨电流与氧化还原反应的本质联系，以及电化学在实际应用中的重要性。
1. 氧化还原反应的基本概念和原理氧化还原反应是指物质中的原子、离子或分子失去电子的过程为氧化反应，而得到电子的过程称为还原反应。
在氧化还原反应中，存在着氧化剂和还原剂两个参与物质，氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
这一过程可以用化学方程式表示，例如：2Na + Cl2 → 2NaCl。
在这个反应中，钠（Na）失去了电子，发生了氧化反应；氯气（Cl2）接受了钠的电子，发生了还原反应。
2. 电流与氧化还原反应的联系氧化还原反应离不开电流的存在。
电流是指电荷在单位时间内通过导体横截面的量，其方向由正电荷流动的方向确定。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，必须有电子从还原剂中流向氧化剂，才能维持反应的进行。
这个电子的流动过程形成了电流。
因此，可以说氧化还原反应是电流流动的结果，电流的存在促使了氧化还原反应的进行。
3. 电化学的研究内容电化学研究了物质在电场和电流的作用下的性质和变化规律。
其研究内容主要包括三个方面：电解学、电池学和电化学分析。
（1）电解学：电解学研究了物质在电解过程中的行为和特性。
电解是指将电能转化为化学能的过程，通过电解可以将化合物分解成对应的离子，或将离子还原为相应的化合物。
例如，通过电解水可以将水分解为氢气和氧气。
（2）电池学：电池学研究了电化学电池的工作原理和特性。
电化学电池是指利用氧化还原反应转化化学能为电能的装置。
电池由正极、负极和电解质组成，正极发生氧化反应，负极发生还原反应，通过电路和外部载荷与电解质之间的电子流动将化学能转化为电能。
（3）电化学分析：电化学分析是利用氧化还原反应进行分析的一种方法。
大学化学 第5章氧化还原反应课件
21
电化学上规定标准氢电极的电极电势为零，即 φθ(H+/H2) = 0.0000V。
在原电池中，当无电流通过时两电极之间的电势差 称为电池的电动势，用E表示。当两电极均处于标准 状态时称为标准电动势，用Eθ表示，即
E=φ(+) -φ(-) 或者 Eθ=φθ(+) -φθ(-)
例如：将标准锌电极与标准氢电极组成原电池，
氧化能力逐渐增强
φθ (V) -2.714 -0.763 0.0000 0.342 0.401 2.866
2022/5/3
第五章 氧化还原反应
24
5.3.3 原电池电动势与吉布斯函数变
根据热力学原理，恒温恒压下系统吉布斯函数变(rGm)的降低 值等于系统所能作的最大有用功：
G = Wmax 在原电池中，系统在恒温恒压下做的最大有用功即为电功：
电极反应
Na+/Na
Na+(aq)+e Na(s)
Zn2+/Zn
Zn2+(aq)+2e Zn(s)
H+/H2 Cu2+/Cu O2/OH－ F2/F－
2H+(aq)+2e H2 (g) Cu2+(aq)+2e Cu(s) O2(g)+2H2O+4e 4 OH－(aq)
F2(g)+2e 2F－(aq)
第五章
氧化还原反应
2022/5/3
第五章 氧化还原反应
1
学习要求
1. 掌握氧化还原反应的基本概念和氧化还原方 程式的配平方法
2. 理解电极电势的概念，利用能斯特公式计算 不同条件下的电极电势
3. 掌握电极电势在有关方面的应用 4. 掌握原电池电动势与吉布斯自由能变之间的
《物理化学》第五章(电化学)知识点汇总
弱电解质： 电导率随浓度的变化不显著。
c/mol· dm-3
2. 摩尔电导率与浓度的关系 强电解质： 遵从科尔劳许经验关系：
m m (1 c )
m2· mol-1 Λ m/S·
HCl
NaOH AgNO3
Λ m －为极限摩尔电导率 弱电解质：
HAc
c /( mol dm )
3
$ RT aH 2 H / H ln 2 2 2 F aH
Cu
H
2
/ Cu
$ Cu 2 / Cu
aCu RT ln 2F aCu2
/ H2
$ H / H2
RT aH 2 ln 2 2 F aH
氧化态 ze 还原态
m Vm
m
1 Vm c
1mol 电解质
c
电导率
三、电导率、摩尔电导率与浓度的关系
1. 电导率与浓度的关系 强电解质： 浓度增加，电导率增加； 浓度增加到一定值后，低。 m-1 κ/S·
H2SO4
KOH NaOH NaCl HAc
2. 离子迁移数
定义：当电流通过电解质溶液时，某种离子迁移 的电量与通过溶液的总电量的比称为该离子的迁 移数。
Q r Q t ＝ Q r r－ Q Q－
Q t Q
Q－ Q Q－ －
r r r－
2. 摩尔电导率
是把含有1mol电解质的溶液置于相距1m的两个平行 电极之间，溶液所具有的电导。
( HCl ) ( NaAc ) m m m ( NaCl )
§5.4 溶液中电解质的活度和活度系数
氧化还原反应与电化学反应
氧化还原反应与电化学反应氧化还原反应（简称氧化反应或还原反应）和电化学反应是化学领域中重要的两个概念。
尽管它们在某些方面存在联系，但实际上是两个独立的概念，具有不同的定义和特点。
本文将探讨氧化还原反应和电化学反应的概念、区别以及在实际应用中的重要性。
一、氧化还原反应氧化还原反应是指化学反应中物质的氧化态和还原态之间的转变。
在氧化还原反应中，某一物质被氧化，即失去电子，同时另一物质被还原，即获得电子。
典型的氧化还原反应可以表示为以下形式：氧化剂 + 还原剂→ 氧化产物 + 还原产物其中，氧化剂是指能够接受电子的物质，而还原剂是指能够提供电子的物质。
氧化剂在反应中被还原，还原剂在反应中被氧化。
这种电子的转移过程是氧化还原反应的核心。
例如，常见的金属与酸反应产生金属盐和氢气的反应就是典型的氧化还原反应。
在这个反应中，金属被酸氧化失去电子，而酸则被金属还原获得电子。
这种反应过程不仅仅发生在化学实验室中，还存在于自然界的许多过程中，如腐蚀、燃烧等。
二、电化学反应电化学反应是指化学反应中涉及电子转移的反应。
与氧化还原反应类似，电化学反应也涉及物质的氧化态和还原态的转变。
然而，电化学反应更加注重反应过程中的电流和电势差。
电化学反应可以通过电解或电池（包括电解池和电池）进行。
在电解中，外加电势通过电解质中的离子传递，导致氧化还原反应发生。
在电池中，氧化还原反应会产生电流，从而进行能量转换和电化学合成。
电化学反应在许多实际应用中发挥着重要作用。
例如，电解法是一种常用的工业制备金属的方法。
充电电池则是一种广泛使用的能量储存设备。
在电化学反应中，电流和电势差是关键参数，影响反应速率和反应的方向。
三、氧化还原反应与电化学反应的区别尽管氧化还原反应和电化学反应都涉及到物质的氧化态和还原态的转变，但它们在定义、特点和应用方面存在着一些区别。
首先，氧化还原反应是一个广义的概念，而电化学反应则是其中的一种特殊情况。
氧化还原反应可以发生在气相、液相或固相中，而电化学反应通常发生在电解质溶液中。
氧化还原反应与电化学
江苏科技大学无机与分析化学Inorganic and Analytical Chemistry主讲张俊豪Email: jhzhang6@环境工程、新能源材料与器件专业课程第五章氧化还原与电化学§5.1 氧化还原反应的特征5.2氧原反应5.3§5.2 原电池和电极电势5.4§5.3 电极电势的应用§5.5 金属腐蚀及其应用§5.4 元素电势图及其应用§ 5.1.1 基本概念1. 氧化与还原（1）氧化还原概念的发展起先2Mg(s)+O 2(g) = 2MgO(s)与氧结合2+覆盖后来Mg →Mg +2e 电子转移现在2P(s)+2Cl 2(g) = 2PCl 3(l)电子偏移范围扩大（2）氧化数(Oxidation number )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。
每化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。
2. 确定氧化数的规则（1）单质的氧化数为零, 如单质O 2 和S 8中O 原子和S 原子的氧化数均为零。
氧化数均为零（2）单原子离子的氧化数等于离子所带的电荷，例如Al 3+离子的氧化数为＋3, 表示为Al(+3)。
（3）除过氧化物( H O 2、超氧化物( KO 2) F －O 除过氧化物(如2 2 )超氧化物(如 2 )和含有键的化合物( 如OF 2 ) 外，化合物中O 原子的氧化数均为-2，例如H 2O 中的O 原子。
（4）卤化物中卤素原子的氧化数为-1。
（5）除二元金属氢化物(如NaH )外,化合物中H 原子的氧化数均为+1，如H 2SO 4中的H 原子。
）电中性化合物各元素氧化数的代数和等于零多原子（6）电中性化合物各元素氧化数的代数和等于零；多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。
例：确定下列化合物中S 原子的氧化数：(a) H 2SO 4；(b)N ()K 2()S 2Na 2S 2O 3；(c) K 2S 2O 8；(d)SO 32-；(e) S 4O 62-。
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1. 氧化数
规则
(3) H的氧化数一般为+1
但 活泼金属氢化物
如 氧化数
NaH Na H +1 -1
CaH2 Ca H
+2 -1
1. 氧化数
规则
(4) 中性分子中，各元素原
子的氧化数的代数和为零
如 如
FPe23OO54
FPeOO
氧氧化化数数 xx --22 32xx++45××((--22))==00
++85/3
1. 氧化数
规则
(5) 复杂离子中，各元素原子 氧化数的代数和等于离子
的总电荷。
如
Cr2O27-
Cr O
氧化数 x -2
+6
2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、
负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与化合价不同 ？
化合价和氧化数的区别
1. 化合价具有特定的，确切的含义，而氧化数则是按 规则经 验指定的一个数值。
应”): （还原反应） （氧化反应）
M 4 n 8 H O 5 e M 2 4 H n 2 O
F2 e F3 ee
2.调整两个“半反应”的计量系数，使得电子总数 = 失电子总数.
5eM 和 e 4 的 计 n 8 量H 系 数O 最5 e 小 公M 倍数2 是 54 H n 2 O
元素原子氧化数升高值
(-1)-(+5)=(-6)
+5
0
-1 +5
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+5)
氧化数配平
(3)根据第一条规则，求出各
元素原子氧化数升降值的最小公倍数
(-6)×10=(-60)
+5 0
-1
+5
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
第五章-氧化还原电化学
2e-
Cu2+ (aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe2+ (aq)
电负性
是指分子中元素原子吸引电子的能力
元素原子吸引电子能力越大,其电负性越大 元素原子吸引电子能力越小,其电负性越小
如: H : Cl 共用电子对靠近Cl一边, 电负性 H < Cl
定义
元素的氧化数是指该
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等
MnO-4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
SO23- + H2O → SO42- + 2H+ 右边多 1个O原子，左边加 1个H2O， 右边加2个H+
步骤
(4)整理，即得配平的离子反应方程式
2MnO-4 +5SO23- +6H+ 2Mn2++3H2O+ 5SO42-
例
(1)写出未配平的离子反应方程式
MnO-4 + SO32- →MnO42- + SO42- +OH-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO-4 → MnO42SO23- → SO42-
（三）歧化反应
同一元素
例： 0
+1
-1
Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq) 同一物质中同一元素的原子，有的氧化数↑，有的氧化数↓
5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
观察法 简单反应
氧化数法
离子－电子法 电极反应
电荷、原子数 皆平衡
氧化数法 配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 总数等于元素原子氧化 数降低的总数
5 F 2 eF 3 e e
3.合M 并半4 反 应 5 F n 2 8 O e H M 2 5 F n 2 4 e H 2 O
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
MnO4- + SO32- +H+ → Mn2+ + SO42-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO-4 + H+ → Mn2+ SO23- → SO42-
(2) 反应前后各元素的原子 总数相等
核对H、O等，用H＋ OH－ H2O
最小公倍数法确定氧化、还原剂系数
确定元素氧化数升、降数值
根据反应条件，写出反应物、生成物
+7
+2
+2
+3
2KMnO4 +150FeSO4 +8H2SO4 2MnSO4 + 55/2 Fe2(SO4)3 + K2SO4 +8H2O
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等
MnO-4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O SO23- + H2O → SO42- + 2H+ 2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO-4 + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O SO23- + H2O - 2e- → SO24- + 2H+
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
（3）配平（或核对）O 原子数目：已平衡。
注意
步骤
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加 2 MnO-4 + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O +）5 SO23- + H2O - 2e- → SO24- + 2H+ 2MnO-4 + 16H+ + 5SO32- + 5H2O
→ 2Mn2+ + 8H2O+ 5SO42- +10H+
+4 +2 -1
+2
0 +7
PbO +MnBr +HNO → Pb(NO ) +Br +HMnO +H O
2
2
3
32
2
42
(-2)×7=14
(4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目
7PbO2+2MnBr2+14HNO3 7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O
原则
（1）反应过程中氧化剂得到 的电子数等于还原剂失 去的电子数
氧化数升高
还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧 化剂”。
氧化数降低
（二）自氧化还原反应
例：
2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2(g)
2 HgO (s) 2 Hg(l) + O2(g) 同一物质，既是氧化剂，又是还原剂，
但氧化、还原发生在不同元素的原子上。
不同元素
例
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加
2 MnO4- + e- → MnO42+）1 SO23- + 2OH- - 2e- → SO42- +H2O 2MnO-4 + SO32- + 2OH-
2MnO42- + SO42- +H2O 以上即为配平的离子反应方程式
注意
在配平半反应式,如果反应物、 生成物所含氧原子数不等时, 可根 据介质的酸碱性条件来配平
例
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 SO23M- +nO2O-4 H→- →MnSOO4242-- + H2O
右边多 1个O原子，左边加2个OH- ， 右边加 1个H2O
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO-4 + e- → MnO42SO23- + 2OH- - 2e- → SO42- + H2O
缺O加H2O补
缺H加H＋补
加电子平衡电荷
酸性介质
离子电子法－配平半反应
写出氧化型、还原型
BiOCl——Bi BiOCl——Bi+Cl－
配平氧化数变化的原子 和不变的非H O原子
BiOCl——Bi+Cl－＋H2O BiOCl＋2H＋——Bi+Cl－＋H2O
BiOCl＋2H＋＋3e－ ＝ Bi+Cl－＋H2O
❖ 错！虽然物料平衡、电荷平衡，但介质不符。
例2：歧化反应方程式配平
I2 (s) + OH- → I- + IO3I2 既是氧化剂，又是还原剂，可分开写 :
I2 (s) + 5 I2 (s) + OH- → 10 I- + 2 IO3再配平H、O原子数目： I2 (s) + 5 I2 (s) + 12 OH- → 10 I- + 2 IO3- +6 H2O 合并 I2 ：