氧化还原和电极电势
合集下载
氧化还原与电极电势
2．还原反应（过程）：
得电子，氧化数降低的反应叫作 还原反应（过程）。
3．氧化剂：在氧化还原反应中得电子， 氧化数降低的物质叫作氧化剂。
4．还原剂：在氧化还原反应中失电子， 氧化数升高的物质叫作还原剂。
5．氧化性：氧化剂得电子的能力叫作 氧化性或氧化能力。
6．还原性：还原剂失电子的能力叫作 还原性或还原能力。
差称为电极电势，用符号“Mn+/M” 表示。
电极电势的大小反映了金属在水 溶液中得失电子能力的大小。
简单地讲，金属越活泼，溶解成 离子的倾向愈大，离子沉积的倾向 愈小，达到平衡时，电极的金属板 上累积的负电荷就较多，电极电势 越低；相反，金属越不活泼溶解倾 向则愈小，沉积的倾向愈大，电极 电势越高。
H2－2e
2H+
当t=250C，pH2=101.3kPa，
[H+]=1mol/l时，H2和H＋溶液之间所
产生的电势差，就是标准氢电极的
电极电势。
并规定标准氢电极的电极电势为零， 即H+/H2＝0。
4.标准电极电势
由于电极电势的大小，主要取决于 构成电对的本性，同时受温度、浓 度的影响。提出了标准的概念。
(5)单原子离子的氧化数等于离子所 带的电荷数；多原子离子的电荷数 等于所有元素氧化数的代数和。
(6)在一般化合物中碱金属和碱土金 属的氧化数分别为＋1和＋2，卤素 为－1。
(7)一种原子的氧化数可以从同它化 合的其他原子的氧化数计算出来。
例 :计算Na2S4O6中S元素的氧化数。 解：已知O的氧化数为-2，Na的氧 化数为+1，
例：
氧化数由0变为＋1(升高)
CuO ＋ H2＝ Cu ＋ H2O
氧化数由＋2变为0(降低)
得电子，氧化数降低的反应叫作 还原反应（过程）。
3．氧化剂：在氧化还原反应中得电子， 氧化数降低的物质叫作氧化剂。
4．还原剂：在氧化还原反应中失电子， 氧化数升高的物质叫作还原剂。
5．氧化性：氧化剂得电子的能力叫作 氧化性或氧化能力。
6．还原性：还原剂失电子的能力叫作 还原性或还原能力。
差称为电极电势，用符号“Mn+/M” 表示。
电极电势的大小反映了金属在水 溶液中得失电子能力的大小。
简单地讲，金属越活泼，溶解成 离子的倾向愈大，离子沉积的倾向 愈小，达到平衡时，电极的金属板 上累积的负电荷就较多，电极电势 越低；相反，金属越不活泼溶解倾 向则愈小，沉积的倾向愈大，电极 电势越高。
H2－2e
2H+
当t=250C，pH2=101.3kPa，
[H+]=1mol/l时，H2和H＋溶液之间所
产生的电势差，就是标准氢电极的
电极电势。
并规定标准氢电极的电极电势为零， 即H+/H2＝0。
4.标准电极电势
由于电极电势的大小，主要取决于 构成电对的本性，同时受温度、浓 度的影响。提出了标准的概念。
(5)单原子离子的氧化数等于离子所 带的电荷数；多原子离子的电荷数 等于所有元素氧化数的代数和。
(6)在一般化合物中碱金属和碱土金 属的氧化数分别为＋1和＋2，卤素 为－1。
(7)一种原子的氧化数可以从同它化 合的其他原子的氧化数计算出来。
例 :计算Na2S4O6中S元素的氧化数。 解：已知O的氧化数为-2，Na的氧 化数为+1，
例：
氧化数由0变为＋1(升高)
CuO ＋ H2＝ Cu ＋ H2O
氧化数由＋2变为0(降低)
无机化学：氧化还原与电极电势
解:
+2
2Fe
2+
(C1)
+Cl2 (100kPa)
0
→2Fe
+3 3+
(C2)
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
+ 2Cl (C3)
-1
-
氧化反应:Fe2+(C1) - e- → Fe3+(C2) 还原反应:Cl2 (100kPa) + 2e- → 2Cl- (C3)
负极
正极
(-)Pt | Fe3+(C2), Fe2+(C1) ||Cl-(C3) |Cl2(P), Pt(+)
Cu2+ + 2e- → Cu Zn - 2e- → Zn 2+
Ox + ne = Red 共轭关系 HB H+ + B共轭酸碱对
Red - ne = Ox
一个氧化还原反应就是两对氧化还原电对物质之 间的电子转移反应 ne a Ox1 + b Red2 → c Red1 + d Ox2 包含氧化剂的电对称为氧化剂电对； 包含还原剂的电对称为还原剂电对。
氧化数降低的过程称为还原
氧化数升高的物质为还原剂
H2 + Cl2 →
0
0
氧化数升高
+1
氧化数降低
2HCl-1
Cl2 H2
氧化数降低
发生还原反应
氧化剂 氧化数升高 还原剂
发生氧化反应
三、氧化还原电对
任何一氧化还原反应都是由两个半反应组成的，一个 是氧化剂被还原的半反应，另一个是还原剂被氧化的 半反应。 氧化数
总的电池反应：
2e 2+ Cu + Zn
第6讲 氧化还原与电极电势
26
注
(1) 纯固体纯液体，浓度为常数1 ；气体物
质p/ pӨ。物质浓度，用c/cӨ表示。
(2) H+，OH-等以各自计量系数为指数的乘
幂代人方程，H2O数值1代入方程中。
(3) 先写出电极反应式。
27
（二） 浓度对电极电势的影响
0.0591 [氧化型] 氧化型浓度增大或还原 lg n [还原型] 型浓度减小，φ 增大。
24
例6-7：在含有Cl-和I-混合溶液中，为使I氧化为I2而Cl-不被氧化，用Fe2(SO4)3或 KMnO4哪一种？
解：查表得 I2+2e≒2I- φӨ=+0.5355
Fe3++e≒Fe2+ φӨ=+0.771 Cl2+2e≒2Cl- φӨ=+1.3583 MnO4-+5H++5e≒Mn2++4H2O φӨ=+1.51 φӨ ( MnO4-/Mn2+) 值最大，可以氧化Cl-和I-
28
I2+2e≒2I- φӨ=+0.5355V
0.0591 [ I 2 ] 0.0591 1 lg 0.5355 lg 2 0.595 V 2 [I ] 2 0.1
Fe3++e≒Fe2+ φӨ=+0.771V
[ Fe3 ] 0.1 0.0591lg 0.771 0.0591lg 0.830 V 2 [ Fe ] 0.01
因为 φӨ(Cl2/Cl-)φӨ(Fe3+/Fe2+)>φӨ(I2/I-)
2Fe3++2I-≒2Fe2++I2
电极电势与氧化还原反应的关系
电极电势与氧化还原反应的关系1. 电极电势的概念电极电势是指电化学反应中电子在电极上移动所产生的电场势能。
它是一个重要的物理量，可以用来描述化学反应的进行方向和速率。
2. 电极电势的测定电极电势可以通过电池或电化学电池进行测定。
在电池的正极和负极之间产生的电势差就是电极电势。
3. 电极电势与氧化还原反应的关系氧化还原反应指的是物质失去电子（氧化）和物质获得电子（还原）的过程。
这些过程会伴随着电化学反应产生电势。
不同的氧化还原反应具有不同的电极电势。
4. 电极电势的计算根据化学反应生成或消耗的电子数目，可以利用法拉第定律和纳迪尔方程来计算电极电势。
这些定律和方程可以帮助我们理解电化学反应中电势的变化。
5. 电极电势与标准电极电势标准电极电势是指在标准状态下（通常指气压为 1 atm，溶液浓度为1 M）测定的电极电势。
它是一种用来比较不同氧化还原反应电势大小的物理量，常用标准氢电极作为参比电极。
6. 电极电势与电化学反应动力学电极电势可以影响氧化还原反应的进行速率。
通常情况下，电极电势越大，氧化还原反应越容易进行，速率越快。
7. 应用电极电势的研究在多个领域有着广泛的应用，例如在燃料电池、电化学传感器、电镀和金属腐蚀等方面都有重要的作用。
通过对电极电势的理解和控制，可以提高这些应用的效率和性能。
总结：电极电势作为电化学领域中的重要物理量，与氧化还原反应有着密切的关系。
通过对电极电势的测定、计算和应用，可以深入理解和控制氧化还原反应的进行和速率，从而推动电化学领域的发展，并促进相关应用的进步和改进。
8. 电极电势与溶液中的化学平衡在电化学反应中，溶液中的化学平衡也会影响电极电势的大小。
根据化学平衡原理，不同物质的浓度对于电极电势也会产生影响。
在有些氧化还原反应中，溶液中的氧化物或还原物质的浓度变化会导致电极电势的变化。
在研究电极电势的时候，需要考虑到溶液中的化学平衡对电极电势的影响，这可以通过应用“Nernst方程”来描述。
化学物质的氧化还原反应与电极电势
化学物质的氧化还原反应与电极电势在化学反应中，氧化还原反应是一种非常重要的反应类型。
氧化还原反应是指物质中某种原子失去电子，被氧化为更高氧化态，同时另一种原子获得电子，被还原为更低氧化态的反应。
这个反应的基础是电子的转移，因此电极电势的概念在氧化还原反应中扮演了关键的角色。
1. 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，发生氧化的物质称为氧化剂，它接受其他物质的电子，并自身被还原。
而发生还原的物质称为还原剂，它将电子转移给其他物质，自身被氧化。
通过电子的流动，原子的氧化态和还原态发生了变化，反应造成了原子之间电荷的重新分配。
2. 电极电势的基本概念电势差是一个用来衡量电场强度的物理量，电势差的存在使得电荷能够在电场中移动。
在氧化还原反应中，电极电势是指某一电极的电位与标准氢电极之间的差异。
标准氢电极被定义为电极电势为0V的参照物。
3. 电极电势的测量方法为了测量电极电势，可以使用电化学电池，其中包括一个被测电极和一个参比电极。
常用的参比电极是标准氢电极，由于标准氢电极的电极电势被定义为0V，因此可以用来测量其他电极的电势差。
在实际测量中，常使用电位计来测量电势差。
4. Nernst方程Nernst方程是描述电极电势与电子浓度之间关系的方程。
根据Nernst方程，电极电势与反应物浓度之间存在着明确的关系。
通过计算Nernst方程中的各项参数，可以得出电极电势的数值。
5. 影响电极电势的因素电极电势不仅与反应物浓度有关，还受到温度、压力和电解质浓度等因素的影响。
在控制这些因素的条件下，可以通过调整反应物的浓度来改变电极电势的数值。
6. 应用举例氧化还原反应和电极电势的研究在多个领域具有广泛的应用。
例如，在电化学电池中，电极电势的变化可以产生电能；在腐蚀领域，电极电势的测量可以帮助了解金属的腐蚀情况；在生物体内，氧化还原反应和电极电势的平衡对维持正常的生理功能至关重要。
总结：氧化还原反应是化学反应中的重要类型，涉及到电子的转移。
第8讲 氧化还原反应和 电极电势
例6：(-) Pt︱H2 ︱H+ Fe3+, Fe2+ ︱Pt (+) 写出电极反应和电池反应
例6：(-) Pt︱H2 ︱H+ Fe3+, Fe2+ ︱Pt (+) 写出电极反应和电池反应 解：氧化反应： H2 - 2e = 2H+
还原反应： Fe3+ + e = Fe2+
总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+
如果用一个灵敏电流计（A）将图6－1中两金属 片联接起来： 电流表指针发生偏移，说明有电流发生。 在铜片上有金属铜沉积上去，而锌片被溶解。 取出盐桥，电流表指针回至零点； 放入盐桥时，电流表指针又发生偏移。说明了 盐桥使整个装置构成通路的作用。
盐桥： U 型管中装满用饱和 KCl 溶液和琼脂 在 混制成的凝胶。这种装满凝胶的 U 型管叫做盐 桥。 盐桥的作用：使 Cl-向锌盐方向移动，K+向铜
极电势的影响。
4、掌握能斯特方程在计算电极电势和电池电动势方面
第二节电极电势 的应用及其判断氧化还原反应进行的方向和程度。
5、自学常用电极的类型 。
一、回顾
▲ 氧化：物质与氧结合的过程 还原：物质失去氧的过程 ▲ 脱H氧化，加H还原 CH3CH2OH → CH3CHO （脱H氧化） CH3COCH3 → CH3CHOHCH3（加H还原） 不能应用到不包括H和O的氧化还原反应
第一节
原电池和电极电势
Zn +Cu2+ = Cu +Zn2+
一、原电池与电极
Zn
CuSO4溶液
1、原电池概念 把一块锌放入 CuSO4 溶液中，锌开始溶解，而铜从溶液 中析出。反应的离子方程式 Zn（s）+ Cu2+（aq） Zn2+（aq）+ Cu（s）
氧化还原反应和电极电势hwn
力
氧化还原反应和电极电势hwn
确定氧化值的规则
（1）单质的氧化值为零。 （2）H在化合物中的氧化值一般是+1，
但在金属氢化物中的氧化值为-1（CaH2） （3）O在化合物中的氧化值一般是-2，
在过氧化物中氧化值为-1（H2O2）； 在超氧化物中氧化值为-1/2（KO2）； 在OF2中为+2。 （4）卤素在卤化物中的氧化值为-1。 （5）碱金属的氧化值是+1。 （6）碱土金属的氧化值是+2。
CO2 (g) ＋2H2O (g)
氧的氧化值：0→-2；氧化值降低，发生了还原反应。 碳的氧化值：-4→+4;氧化值升高，发生了氧化反应。
氧化值降低的物质称为氧化剂（oxidant）， 氧化值升高的物质称为还原剂（reductant）
氧化还原反应和电极电势hwn
失电子，氧化值升高，发生氧化反应，做还原剂 得电子，氧化值降低，发生还原反应，做氧化剂
原电池的特点
定义：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。 电池反应：Zn +Cu2+ Cu+Zn2+ 组成：原电池由两个 半电电极池 组成。
负极：Zn
正极：Cu
电极反应：Zn- 2e- →Zn2+ 电极反应： Cu2++2e-→Cu
氧化反应
还原反应
还原剂
氧化剂
氧化还原反应和电极电势hwn
二、电池的书写方式
③注明物质状态：溶液注明浓度；气体注明分压。 （1mol/L与一个标准大气压可不标注）
④如果电极中没有电极导体，应以不活泼的惰性导 体（如铂或石墨）做极板。
溶液紧靠盐桥书写。
氧化还原反应和电极电势hwn
例8.1：将下列氧化还原反应设计成原电池，写出电极 反应及电池符号。（1）Cl2 + 2I- = 2Cl- + I2
氧化还原反应与电极电势
氧化还原反应与电极电势
氧化还原反应与电极电势是一种国际公认的形式，用来描述电池的工作原理和发电的
过程，可以更加清楚地了解电池电极间的电子传递过程。
氧化还原反应是一种化学过程，它描述了一种元素通过氧化过程将另一种元素转化为
氧化物的反应过程。
它也是电池有效发电的关键，使得电极区域中的元素生成和分解氧化物。
电极上的氧化反应在电极电势的作用下发生，该电位是由电极的外界条件决定的，如
溶液的离子浓度、电极表面的激活性など。
电极电势是一个对称性参数，描述了电极之间的电势差异，是极细胞发生氧化还原反
应的基础。
不同类型的电极电势会带有不同的符号，表述同一种离子在两种不同电极间的
电势不平衡。
通常来说，负载氧化还原反应一般涉及正负两股电流，正电极上会产生氧化
反应，而负电极上则会发生还原反应。
电极电势的增加会促使电极间的氧化还原反应的速度加快，而降低会使氧化还原反应
停止，其原理在于—此刻电极间的电位差已经不足以承担有电荷离子穿过时所需的能量需求，使得电荷离子无法迁移，从而影响氧化还原反应的速度。
电极之间的氧化还原反应是电池有效发电的关键，对电极电势的检测和控制至关重要，可以更加准确地进行电极间的电子传递，可以保证极细胞的正常发电，维持池内的压力平衡，最终获得更高的性能和可靠的发电效果。
氧化还原反应与电极电势
实验六氧化还原反应与电极电势一、实验目的1.熟悉电极电势与氧化还原反应的关系。
2.了解浓度、酸度、温度对氧化还原反应的影响。
3.了解原电池的装置和原理。
二、实验原理氧化还原反应的实质是物质间电子的转移或电子对的偏移。
氧化剂、还原剂得失电子能力的大小，即氧化还原能力的强弱，可根据它们相应电对的电极电势的相对大小来衡量。
电极电势的数值越大，则氧化态的氧化能力越强，其氧化态物质是较强的氧化剂。
电极电势的数值越小，则还原态的还原能力越强，其还原态物质是较强的还原剂。
只有较强的氧化剂和较强的还原剂之间才能够发生反应，生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂，故根据电极电势可以判断反应的方向。
= φ+-φ-，根据能斯利用氧化还原反应产生电流的装置称原电池。
原电池的电动势E池特方程，当氧化型或还原型物质的浓度、酸度改变时，电极电势的数值会随之发生改变。
本实验利用伏特计测定原电池的电动势来定性比较浓度、酸度等因素对电极电势及氧化还原反应的影响。
三、仪器和试药仪器：试管、烧杯、表面皿、培养皿、U形管、伏特计、水浴锅、导线、砂纸、鳄鱼夹。
试药：HCl (2mol·L-1)、HNO3 (1mol·L-1, 浓)、H2SO4 (1, 3mol·L-1)、HAc (3mol·L-1)、H2C2O4 (0.1mol·L-1)、NH3·H2O (浓)、NaOH (6 mol·L-1, 40%)、ZnSO4 (1mol·L-1)、CuSO4 (1mol·L-1)、KI (0.1mol·L-1)、KBr (0.1mol·L-1)、AgNO3 (0.1, 0.5mol·L-1)、FeCl3 (0.1mol·L-1)、Fe2(SO4)3 (0.1mol·L-1)、FeSO4(0.4,1mol·L-1)、K2Cr2O7(0.4mol·L-1)、KMnO4(0.001mol·L-1)、Na2SO3 (0.1mol·L-1)、Na3AsO3 (0.1mol·L-1)、MnSO4 (0.1mol·L-1)、KSCN (0.1mol·L-1)、溴水(Br2)、碘水(I2)、CCl4、NH4F (1mol·L-1、固体)、KCl(饱和溶液)、SnCl2 (0.5mol·L-1)、CuCl2 (0.5mol·L-1)、(NH4)2C2O4 (饱和溶液)、锌粒、小锌片、小铜片、琼脂、电极(锌片、铜片、铁片、碳棒)、红色石蕊试纸。
氧化还原与电极电势
[图-1]
- Zn
Cl-
KCl K+
Cu
+
↓
ZnБайду номын сангаасO4
↓
CuSO4
[图-2]
- Zn
负 极
Cl-
KCl K+
Cu +
-
Zn
+
Cu
↓
ZnSO4
↓
CuSO4
正 极
负 极
ZnSO4
多 孔 隔 膜
正 极
CuSO4
*盐桥（salt bridge）：内 充的琼脂凝胶将饱和的KCl (KNO3 或NH4NO3)固定其中， 沟通两个半电池，保持电荷 平衡，消除液接电位。
从理论上讲：任一自发的氧化还原反应都可以 设计成一个原电池。 思考 下列反应如何设计成原电池呢？
2Fe3+ ＋Sn2+ Cu+ FeCl3 2 Fe2+ ＋Sn4+ CuCl(s)+ FeCl2
电池符号的书写方法
( ) Zn Zn 2 (1.0mol L1 ) ‖ Cu 2 (1.0mol L1 ) Cu ( )
半反应的通式为：氧化态 + neOx + ne-
还原态
Red
氧化还原反应中，氧化态物质(电子受体)及其对 应的还原态物质(电子供体)组成氧化还原电对。 记为：氧化态/还原态；或 (Ox / Red)。 如： MnO4-/Mn2+；Cu2+/Cu；Zn2+ /Zn； 又如： 2Fe3+ ＋Sn2+ 2 Fe2+ ＋Sn4+
则： 2x + 7×(-2) = -2 x = +6 设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，
氧化还原反应与标准电极电势
化合价降低， 得到e-，失去氧，被还原，发生还原反应
+2 -2
0
0
+1 -2
CuO +
氧化剂[氧化性]
还H原2 剂=[=还=原=性=]=
Cu +
还原产物
H氧2化O产物
化合价升高， 失去e-，得到氧，被氧化，发生氧化反应
归 氧化剂→氧化性→得电子→化合价降低→被还原→还原反应→还原产物 纳 还原剂→还原性→失电子→化合价升高→被氧化→氧化反应→氧化产物 总 氧化还原反应的特征（判断方法）：化合价升降 结 氧化还原反应的实质：电子的转移（得失、偏移）
1、标准氢电极
电极组成式：
Pt | H2(100kPa) | H+(c) 电极反应：
2H+(aq) + 2e
H2(g)
氧化还原电对：H+/H2
标准电极电势：
E(H+/H2)=0.0000V
标准氢电极装置图
2.标准电极电势的测定
将待测电极在标准态下与标准氢电极组成一
个原电池，测出该电池的标准电动势（E），就可
三 影响电极电势的因素
（一）能斯特方程
对于任一电极反应：
Ox+ne-
Re
使用能斯特方程应注意： *适用于任意状态，标准状态和非标准状态； *若电极反应中除了[Ox]和[Red]外还有其他物质， 则必须将其考虑进去； *纯固体、纯液体物质和溶剂不写入方程； *若为气体，气体的分压须除以100kPa。 （二）浓度对电极电势的影响 （三）酸度对电极电势的影响
归 氧化剂→氧化性→得电子→氧化值降低→被还原→还原反应→还原产物 纳 还原剂→还原性→失电子→氧化值升高→被氧化→氧化反应→氧化产物 总 氧化还原反应的特征（判断方法）：氧化值升降 结 氧化还原反应的实质：电子的转移（得失、偏移）
+2 -2
0
0
+1 -2
CuO +
氧化剂[氧化性]
还H原2 剂=[=还=原=性=]=
Cu +
还原产物
H氧2化O产物
化合价升高， 失去e-，得到氧，被氧化，发生氧化反应
归 氧化剂→氧化性→得电子→化合价降低→被还原→还原反应→还原产物 纳 还原剂→还原性→失电子→化合价升高→被氧化→氧化反应→氧化产物 总 氧化还原反应的特征（判断方法）：化合价升降 结 氧化还原反应的实质：电子的转移（得失、偏移）
1、标准氢电极
电极组成式：
Pt | H2(100kPa) | H+(c) 电极反应：
2H+(aq) + 2e
H2(g)
氧化还原电对：H+/H2
标准电极电势：
E(H+/H2)=0.0000V
标准氢电极装置图
2.标准电极电势的测定
将待测电极在标准态下与标准氢电极组成一
个原电池，测出该电池的标准电动势（E），就可
三 影响电极电势的因素
（一）能斯特方程
对于任一电极反应：
Ox+ne-
Re
使用能斯特方程应注意： *适用于任意状态，标准状态和非标准状态； *若电极反应中除了[Ox]和[Red]外还有其他物质， 则必须将其考虑进去； *纯固体、纯液体物质和溶剂不写入方程； *若为气体，气体的分压须除以100kPa。 （二）浓度对电极电势的影响 （三）酸度对电极电势的影响
归 氧化剂→氧化性→得电子→氧化值降低→被还原→还原反应→还原产物 纳 还原剂→还原性→失电子→氧化值升高→被氧化→氧化反应→氧化产物 总 氧化还原反应的特征（判断方法）：氧化值升降 结 氧化还原反应的实质：电子的转移（得失、偏移）
氧化还原反应和电极电势(hwn)
电解质浓度减小，电极电势减小
与上述相反，电解质浓度的减小会使离子浓度减小，离子间的相互碰撞次数减少 ，使得电子的传递速率减慢。同时，电解质浓度的减小也会使得物质中的电子离 域能增加，使得电子更难从物质中逸出，从而使得电极电势减小。
电极材料的影响
电极材料性质影响电极电势
电极材料的性质如导电性、化学稳定性等都会影响电极电势。一般来说，导电性好、化学稳定性高的电极材料具 有较低的电极电势。
还原态
02
物质在氧化还原反应中获得电子的状态。
确定氧化态和还原态的方法
03
根据元素周期表中的金属活动性顺序，判断物质在反应中的得
失电子情况。
电极电势在氧化还原反应中的应用
01
电极电势是衡量氧化还原反应进行方向的重要参数。
02
电极电势高代表该物质具有较高的氧化能力，电极电势低则代
表该物质具有较高的还原能力。
氧化还原反应和电极电势(HWN)
目 录
• 氧化还原反应概述 • 电极电势的基本概念 • 氧化还原反应与电极电势的关系 • 电极电势的影响因素 • 氧化还原反应和电极电势的应用实例
01 氧化还原反应概述
定义与特点
定义
氧化还原反应是一种电子转移过程， 其中原子或分子获得电子成为还原剂， 而另一些原子或分子失去电子成为氧电极电势可以用于预测和控制电化学反应的可能性、速率和方向。
电池设计
电极电势可以用于设计电池，以实现高效的能量转换和储存。
环境监测
电极电势可以用于监测水体、土壤等环境中的重金属离子污染情况。
03 氧化还原反应与电极电势 的关系
氧化态与还原态的确定
氧化态
01
物质在氧化还原反应中失去电子的状态。
与上述相反，电解质浓度的减小会使离子浓度减小，离子间的相互碰撞次数减少 ，使得电子的传递速率减慢。同时，电解质浓度的减小也会使得物质中的电子离 域能增加，使得电子更难从物质中逸出，从而使得电极电势减小。
电极材料的影响
电极材料性质影响电极电势
电极材料的性质如导电性、化学稳定性等都会影响电极电势。一般来说，导电性好、化学稳定性高的电极材料具 有较低的电极电势。
还原态
02
物质在氧化还原反应中获得电子的状态。
确定氧化态和还原态的方法
03
根据元素周期表中的金属活动性顺序，判断物质在反应中的得
失电子情况。
电极电势在氧化还原反应中的应用
01
电极电势是衡量氧化还原反应进行方向的重要参数。
02
电极电势高代表该物质具有较高的氧化能力，电极电势低则代
表该物质具有较高的还原能力。
氧化还原反应和电极电势(HWN)
目 录
• 氧化还原反应概述 • 电极电势的基本概念 • 氧化还原反应与电极电势的关系 • 电极电势的影响因素 • 氧化还原反应和电极电势的应用实例
01 氧化还原反应概述
定义与特点
定义
氧化还原反应是一种电子转移过程， 其中原子或分子获得电子成为还原剂， 而另一些原子或分子失去电子成为氧电极电势可以用于预测和控制电化学反应的可能性、速率和方向。
电池设计
电极电势可以用于设计电池，以实现高效的能量转换和储存。
环境监测
电极电势可以用于监测水体、土壤等环境中的重金属离子污染情况。
03 氧化还原反应与电极电势 的关系
氧化态与还原态的确定
氧化态
01
物质在氧化还原反应中失去电子的状态。
氧化还原反应和电极电势
在生物领域的应用
生物氧化还原反应
生物体内的氧化还原反应是维持生命活动的基础，如呼吸作用和 光合作用等。
药物合成
许多药物合成过程中涉及到氧化还原反应，如某些抗生素和抗癌药 物的合成。
生物传感器
利用氧化还原反应的原理制备生物传感器，用于检测生物体内的物 质含量或环境中的有害物质。
谢谢
THANKS
热能是氧化还原反应中伴 随能量释势的影响因素
CHAPTER
温度的影响
温度升高，电极电势增大
随着温度的升高，分子运动速度加快， 离子迁移率提高，导致电极电势增大。
VS
温度降低，电极电势减小
随着温度的降低，分子运动速度减慢，离 子迁移率降低，导致电极电势减小。
电解质浓度的影响
电极表面的粗糙度影响电极电势
粗糙的电极表面可以提供更多的反应活性位点，从而提高电极电势。
05 氧化还原反应的实际应用
CHAPTER
在能源领域的应用
01
02
03
燃料电池
燃料电池利用氢气和氧气 之间的氧化还原反应产生 电能，具有高效、清洁的 优点。
金属-空气电池
金属-空气电池利用金属与 氧气之间的氧化还原反应 产生电能，具有高能量密 度和环保的优点。
氧化还原反应和电极电势
目录
CONTENTS
• 氧化还原反应 • 电极电势 • 氧化还原反应与电极电势的关系 • 电极电势的影响因素 • 氧化还原反应的实际应用
01 氧化还原反应
CHAPTER
定义与特性
定义
氧化还原反应是一种化学反应，其中 电子在反应过程中从一个原子或分子 转移到另一个原子或分子。
太阳能电池
太阳能电池利用光能激发 电子进行氧化还原反应产 生电能，具有可再生、无 污染的优点。
无机化学第九章-氧化还原与电极电势
有什么用？不同电极的电极电势不同，标准电极电势的大小与该 氧化还原电对有关。电对的标准电极电势越大，其氧化型φ氧物化质型的/还型 氧化能力越强，其还原型物质的还原性越弱。可以通过标准电极 电势判断氧化型物质的氧化能力的相对强弱；可以判断氧化还原 反应的自发方向及程度。
显然，标准状态是理想状态
为了研究实际情况，德国物理化学家能斯特提出 了能斯特方程：研究离子浓度和温度对电极电势 的影响的能斯特方程式。
半反应中同一元素的两个不同氧 化值的物种组成了氧化还原电对
研究同 一元素
φ氧化型/还原型
（氧化数高）氧化型 + ne-
或
Ox + ne-
还原型（氧化数低） Red
还原半反应
电对
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH-
通过自发的氧 化还原反应产 生电流的装置 叫原电池。
锌电极(-) 铜电极(+) Zn ＋ Cu2+ ═ Zn2+ ＋ Cu
(Zn2+/Zn) (Cu2+/Cu)
Zn - 2e → Zn2+ Cu2+＋2e → Cu (氧化反应) (还原反应)
负极：流出电子的一端 正极：流入电子的一端 电子从负极流向正极 电流从正极流向负极
Mn2+/MnO4MnO4-/MnO2
电极 电势
视频：用多少橙子可以给 iPhone 充电？
锌片插入ZnSO4溶液中 铜片插入CuSO4溶液中
(-) 锌片
盐桥
(+) 铜片
现象
ZnSO4
显然，标准状态是理想状态
为了研究实际情况，德国物理化学家能斯特提出 了能斯特方程：研究离子浓度和温度对电极电势 的影响的能斯特方程式。
半反应中同一元素的两个不同氧 化值的物种组成了氧化还原电对
研究同 一元素
φ氧化型/还原型
（氧化数高）氧化型 + ne-
或
Ox + ne-
还原型（氧化数低） Red
还原半反应
电对
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH-
通过自发的氧 化还原反应产 生电流的装置 叫原电池。
锌电极(-) 铜电极(+) Zn ＋ Cu2+ ═ Zn2+ ＋ Cu
(Zn2+/Zn) (Cu2+/Cu)
Zn - 2e → Zn2+ Cu2+＋2e → Cu (氧化反应) (还原反应)
负极：流出电子的一端 正极：流入电子的一端 电子从负极流向正极 电流从正极流向负极
Mn2+/MnO4MnO4-/MnO2
电极 电势
视频：用多少橙子可以给 iPhone 充电？
锌片插入ZnSO4溶液中 铜片插入CuSO4溶液中
(-) 锌片
盐桥
(+) 铜片
现象
ZnSO4
氧化还原和电极电势
（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）；
（4） EθH+/ H2 =0.0000V
15
（5）标准氢电极的组成式
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
16
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
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。
11
第三节 电极电势
一、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
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。
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。
19
第四节 影响电极电势的因素—Nernst方程式 一、 Nernst方程式及浓度对EOx/Red及E的影响 标准电极电势：只考虑电极本性的影响，故只
EΘ值愈低，表示该电对中还原剂失电子的 能力愈强，是较强的还原剂。
34
例12 要选择一种氧化剂能使Cl-和Br-的混合溶液中的Br氧化成Br2，但Cl-不变化，试确定在常用的氧化剂 KMnO4和K2Cr2O7中，选择何种为宜？ 解：查标准电极电势表
（2）H2压力维持 100kPa；
（3）H+活度为1 （1.184mol·L-1）；
（4） EθH+/ H2 =0.0000V
15
（5）标准氢电极的组成式
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
16
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
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。
11
第三节 电极电势
一、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
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。
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。
19
第四节 影响电极电势的因素—Nernst方程式 一、 Nernst方程式及浓度对EOx/Red及E的影响 标准电极电势：只考虑电极本性的影响，故只
EΘ值愈低，表示该电对中还原剂失电子的 能力愈强，是较强的还原剂。
34
例12 要选择一种氧化剂能使Cl-和Br-的混合溶液中的Br氧化成Br2，但Cl-不变化，试确定在常用的氧化剂 KMnO4和K2Cr2O7中，选择何种为宜？ 解：查标准电极电势表
氧化还原与电极电势
负极（电子流出）：Zn(s) -2e 正极(电子流入): Cu2+(aq)+2e
Zn2+ 氧化反应 Cu(s) 还原反应
电池反应： Zn(s) Cu2 (aq)
Zn2 (aq) Cu(s)
每一电极由一对氧化还原电对构成 （两个电极可构成电池）
Cu2+/Cu: Cu2++2e Cu
Zn2+/Zn: Zn2++2e Zn
氧化型 /还原型
Cu2++2e
Cu
Zn2++2e
Zn
氧化型 +ne 氧化型1 +ne 还原型2 ne
还原型 还原型1 氧化型2
分类
Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
普通氧化还原反应 2Pb(NO3) 2PbO+4NO2 ↑+O2↑
氧化反应（O被氧化） ，还原反应（N被还原） 氧化与还原过程发生在同一种物质中的反应称为自身氧化还原 反应。
(-)Pt,H2(Pө) |H+(1mol·L-1)║Cu2+(1mol·L-1)|Cu(+)
测得该电池的电动势Eө=0.34V,所以
EөCu2+/Cu=0.34V
电对为 Cl2/Cl-， MnO-4 Mn2+ 原电池符号为：
(-)Pt,Cl2 (p)|Cl- (c1) H+ (c2 ),Mn2+ (c3),MnO-4 (c4 )|Pt(+)
电极的类型
1.金属-金属离子电极 Mn|Mn+
Mn++ne
M
第七章 氧化还原与电极电势
25
上式通过△rGm 和E 将热力学和电化学联系起来， 两者都可作为氧化还原反应自发性的判椐： △rGm＜0，E ＞0，反应正向自发进行； △rGm＞0 ，E ＜ 0，反应逆向自发进行； △rGm = 0，E = 0，反应达到平衡。 非标准态下，△rGm和E作为氧化还原反应自发性的 判据。 例 根据附录的标准电极电位，计算反应 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3&断反应在标态下是否自发进行。
在氧化还原反应中电子转移的总数n=6 △rGm = -nFE = -6× 96485C·mol-1 × 0.461V = -2.669 ×105J ·mol-1 =-266.9kJ ·mol-1 ＜ 0 故反应正向自发进行。
27
电极电位的Nernst方程式 及影响电极电位的因素 一、Nernst方程式 1．电池电动势的Nernst方程式 热力学等温方程式: △rGm = △rGm + RTlnQ 把 △rGm = -nFE
解：先写成离子反应式：
2 Cr2O7 +I +H+ Cr 3+ +I2 +H2O
将离子反应式分成两个半反应：
I I2
Cr2O +H Cr +H2O
+ 3+
2 7
分别配平两个半反应：
10
2I =I2 +2e
2 Cr2O7 14H 6e 2Cr3 7H2O
第七章 氧 化 还 原与电极电势
1
第一节
一、氧化值 1、氧化值的定义
基本概念
氧化值定义为某元素一个原子的荷电数，这 种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电 负性较大的原子而求得。 某元素在化合时，该元素一个原子失去多少电 子或有多少电子向其它原子偏移，则该原子的氧化 值即为正多少；反之，一个原子得到多少电子或其 它原子有多少电子向它偏移，则该原子的氧化值即 为负多少。如：NH3
上式通过△rGm 和E 将热力学和电化学联系起来， 两者都可作为氧化还原反应自发性的判椐： △rGm＜0，E ＞0，反应正向自发进行； △rGm＞0 ，E ＜ 0，反应逆向自发进行； △rGm = 0，E = 0，反应达到平衡。 非标准态下，△rGm和E作为氧化还原反应自发性的 判据。 例 根据附录的标准电极电位，计算反应 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3&断反应在标态下是否自发进行。
在氧化还原反应中电子转移的总数n=6 △rGm = -nFE = -6× 96485C·mol-1 × 0.461V = -2.669 ×105J ·mol-1 =-266.9kJ ·mol-1 ＜ 0 故反应正向自发进行。
27
电极电位的Nernst方程式 及影响电极电位的因素 一、Nernst方程式 1．电池电动势的Nernst方程式 热力学等温方程式: △rGm = △rGm + RTlnQ 把 △rGm = -nFE
解：先写成离子反应式：
2 Cr2O7 +I +H+ Cr 3+ +I2 +H2O
将离子反应式分成两个半反应：
I I2
Cr2O +H Cr +H2O
+ 3+
2 7
分别配平两个半反应：
10
2I =I2 +2e
2 Cr2O7 14H 6e 2Cr3 7H2O
第七章 氧 化 还 原与电极电势
1
第一节
一、氧化值 1、氧化值的定义
基本概念
氧化值定义为某元素一个原子的荷电数，这 种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电 负性较大的原子而求得。 某元素在化合时，该元素一个原子失去多少电 子或有多少电子向其它原子偏移，则该原子的氧化 值即为正多少；反之，一个原子得到多少电子或其 它原子有多少电子向它偏移，则该原子的氧化值即 为负多少。如：NH3
高等化学 氧化还原反应与电极电势
标准状态： 凡是组成电极的各物质，处于溶液中其浓度为 1mol·L－1，气体分压为100kPa，液体或固体为各自的 纯净状态。记作
EO x Red
(3) 标准电极电势的测定
() Pt ,
H2
θ
p
H 1.0mol L1
Cu 2 1.0mol L1 Cu
电极的分类
1、金属电极
电对通式：Mn+/M
2、气体电极
电极组成通式：M︱ Mn+（c）
氢电极：H＋/H2，氧电极：O2/OH－，氯电极：Cl2/Cl－ 电极组成：Pt︱H2(p)︱ H+（c）
3、金属－金属难溶盐电极
银－氯化银电极：AgCl/Ag 电极组成：Ag︱AgCl（s）︱ Cl－（c）
4、氧化还原电极
盐桥
a. 合闸时，安培计指针偏转。
b. Cu棒变粗，锌棒变细。
c. 盐桥取出，指针回零，放回又偏转。即盐桥起连 通电路作用。
现象分析(a)(b)：
Zn棒（负极）: Zn - 2e- →Zn2+ （锌棒变细） Cu棒 (正极): Cu2+ + 2e- →Cu （Cu棒变粗）
现象分析(c)： 盐桥连通电路的原因: (1) 盐桥组成: KCl + 琼脂 (2) 盐桥作用: K+ 和Cl–分别平衡两个半电池中的电荷。
2H物2 物 0
Cu质 的
质 的
0.340
O2X/HeF2O的氧化O性2+最4H强+ + 4e- 2H氧2O还 1.229
ClX2/eC的l- 还原性最Cl2弱+ 2e-
2Cl化- 原 1.229 能能
F2/HF(aq) F2+2H+ +2e- 2HF(a力q) 力 3.053
EO x Red
(3) 标准电极电势的测定
() Pt ,
H2
θ
p
H 1.0mol L1
Cu 2 1.0mol L1 Cu
电极的分类
1、金属电极
电对通式：Mn+/M
2、气体电极
电极组成通式：M︱ Mn+（c）
氢电极：H＋/H2，氧电极：O2/OH－，氯电极：Cl2/Cl－ 电极组成：Pt︱H2(p)︱ H+（c）
3、金属－金属难溶盐电极
银－氯化银电极：AgCl/Ag 电极组成：Ag︱AgCl（s）︱ Cl－（c）
4、氧化还原电极
盐桥
a. 合闸时，安培计指针偏转。
b. Cu棒变粗，锌棒变细。
c. 盐桥取出，指针回零，放回又偏转。即盐桥起连 通电路作用。
现象分析(a)(b)：
Zn棒（负极）: Zn - 2e- →Zn2+ （锌棒变细） Cu棒 (正极): Cu2+ + 2e- →Cu （Cu棒变粗）
现象分析(c)： 盐桥连通电路的原因: (1) 盐桥组成: KCl + 琼脂 (2) 盐桥作用: K+ 和Cl–分别平衡两个半电池中的电荷。
2H物2 物 0
Cu质 的
质 的
0.340
O2X/HeF2O的氧化O性2+最4H强+ + 4e- 2H氧2O还 1.229
ClX2/eC的l- 还原性最Cl2弱+ 2e-
2Cl化- 原 1.229 能能
F2/HF(aq) F2+2H+ +2e- 2HF(a力q) 力 3.053
第九章 氧化还原和电极电势
二、氧化数与原子价 判断氧化还原反应的依据－－是否发生电子得 失 2+ 2+ Zn + Cu = Zn + Cu 在这个反应中发生了电子得失，所以是氧化还 原反应。 失电子过程——氧化 得电子过程——还原
在另一些反应中，如 Ｃ ＋ Ｏ２＝ ＣＯ２ 在反应过程中并没有明显的电子得失，仅仅是 生成的共价键中共用电子对有偏移。再用电子得失 来判断显得牵强。 为了解决这个矛盾，引进一个新概念—— 氧化 数 定义： 氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电 数可由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的 元素而求得。
2
4 H 2O
电池反应:
MnO 8 H 4
5Fe
2
Mn
+
2
5Fe
3
4 H 2O
电池符号: (-)
2+ Pt︱Fe
(c1),
3+ Fe (c
) ‖ MnO (c ), 2 4 3
+ H (c
2+ ),Mn (c ) ︱ Pt 4 5
(+)
二、 电极电势
在铜锌原电池中，电流从铜电极流向锌电极，表明铜电极电势高，锌电极 电势低。 或者说，当金属浸入对应的离子溶液中，产生了电势，有的电势高，有的 电势低。 1889年，德国科学家能斯特提出了一个双电层理论。 双电层理论认为：金属晶体是由金属原子、金属离子和自由电子所组成 , 如果把金属放在其盐溶液中,在金属与其盐溶液的接触界面上就会发生两个不 同的过程；一个是金属表面的阳离子受极性水分子的吸引而进入溶液的过程； 另一个是溶液中的水合金属离子在金属表面，受到自由电子的吸引而重新沉积 在金属表面的过程。当这两种方向相反的过程进行的速率相等时，即达到动态 平衡： M（s） ＝ Mn+（aq） ＋ne
第7章 氧化还原反应和电极电势
惰性电极
惰性电极 惰性电极
A. H2 + Cl2 = 2HCl
(-)Cu︱Cu2+ (c1)
B. 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+
(-)Fe︱Fe2+ (c1)
Fe2+ (c2),Fe3+ (c2)︱ Pt (+) Cu2+ (c2)︱ Cu (+)
C
惰性电极 C. Fe
+ Cu2+ = Fe2+ + Cu
还原反应
氧化态/还原态
每个氧化还原反应是由两个半反应组成的。
四、氧化还原反应方程式的配平
前提 知道氧化剂和还原剂在给定的条件 下反应后，产物是什么。 Mn2+(肉色） MnO2↓(棕) MnO42- (墨绿)
如：MnO4– + SO32酸性条件下还原产物 中性条件下还原产物 碱性条件下还原产物
两个原则： 质量守恒、电荷守恒
负极反应
Fe2+ ＝ Fe3+ + e正极反应 MnO4- + 8H+ + 5e- ＝ Mn2+ + 4H2O
2+(c ),Fe3+(c ) H+(c ), Mn2+(c ) ,MnO -(c ) | Pt (+) (– )Pt|Fe 电池符号 1 2 3 4 4 5
第三节 电极电势和原电池的电动势
思考题： 确定氧化数
Na2S2O3
解
K2Cr2O7
KO2
KO3
【例】计算 Na2S2O3中S元素的氧化值。 在Na2S2O3中，O元素的氧化值为-2，Na 元素的氧化值为 +1。设 S 元素的氧化值为 x。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
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
ห้องสมุดไป่ตู้
Br2 + 2e
2Br- EΘBr2 /Br- = + 1.087 V
其次，找出标准电极电势高的电对中的氧化态
氧化还原和电极电势
3
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）：
Fe3+ + e → Fe2+ Sn2+ → Sn4+ + 2e
氧化还原和电极电势
4
第二节 原电池
一、原电池的概念 二、原电池的组成式 三、电池电动势
氧化还原和电极电势
5
一、原电池的概念
氧化还原和电极电势
13
二、标准电极电势的测定
1、标准氢电极的作用 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。 采用标准氢电极作为基准电极。
氧化还原和电极电势
14
2、标准氢电极的组成
（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）；
（4） EθH+/ H2
=0.0000V
氧化还原和电极电势
15
（5）标准氢电极的组成式
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
氧化还原和电极电势
16
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
的标准电极电势，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。
(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。
氧化还原和电极电势
19
第四节 影响电极电势的因素—Nernst方程式
一、 Nernst方程式及浓度对EOx/Red及E的影响 标准电极电势：只考虑电极本性的影响，故只
能用于标准态下的氧化还原反应。
氧化还原和电极电势
10
三、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。
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。
氧化还原和电极电势
11
第三节 电极电势
一、电极电势的产生
1、电极的双电层结构
+++++ +++++
+++++ +++++
1、定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。
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）。
氧化还原和电极电势
6
3、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：
氧化还原和电极电势
17
4、标准电极电势的物理意义： 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。
氧化还原和电极电势
18
例6 判断标准状态时下列氧化还原反应自发进
─R─T nF
ln
─[[R─Oe─xd]]ab
氧化还原和电极电势
21
上式─电极电势的Nernst方程式 式中E ─电极电势（V） EΘ ─标准电极电势（V） R ─气体常数(8.314 J·K-1·mol-1) F ─ Faraday常数(96 485 C·mol-1) T ─绝对温度（K） n─电极反应中得（失）电子数（mol） [Ox]a ─电极反应中电对氧化态浓度幂的乘积 [Red]b ─电极反应中电对还原态浓度幂的乘积 电极反应中的固体或纯液体，其活度视为1， 气体的浓度用其分压表示 。
第四章 氧化还原反应与电极电势
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节
氧化还原反应的基本概念 原电池 电极电势 影响电极电势的因素 电池电动势的应用
第一节 氧化还原反应的基本概念
一、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。 Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+
2、特点 （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）
氧化
氧化还原和电极电势
2
二、氧化还原电对
ox（氧化态）＋ ne 还原 red（还原态）
氧化
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。
Cu2+ + Zn → Cu + Zn 2+
氧化还原和电极电势
7
二、原电池的组成式
1、书写要求
氧化还原和电极电势
8
2、应用示例
[例4]将氧化还原反应 Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
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：
----- -----
-----
---
（a）溶解>沉积
（b）沉积>溶解
图-2 双电层的形成
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。
氧化还原和电极电势
12
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
（1）金属的本性；
（2）金属离子的浓度；
（3）温度
有关。
正极反应： Cu2+ + 2e → Cu
负极反应： Zn → Zn 2+ + 2e
氧化还原和电极电势
9
（2）电极组成： 正极： Cu │Cu2+ （c1） 负极： Zn │ Zn 2+ （c2）
（3）电池组成表示式： （-） Zn │ Zn 2+ （c2） ‖ Cu2+ （c1） │ Cu （+）
非标准态下，EOx/Red：考虑电极本性、反应物 浓度、温度以及溶液的酸度等因素。
Nernst方程式：综合了上述影响因素的计算 EOx/Red及E的公式。
氧化还原和电极电势
20
1、电极电势的Nernst方程式
对于任一电极反应
aOx + ne
bRed
其电极电势的Nernst方程式为：
E
=
EΘ
+