第7章氧化还原反应和电极电势概要
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有机化学：第七章 氧化还原反应和电极电势
Zn
Zn棒逐渐溶解
现象
溶液的天蓝色减退
CuSO4
所发生的反应
Zn - 2e→Zn2+ Cu2++2e →Cu
有红棕色疏松的铜 在Zn棒表面析出 溶液的温度渐升
Zn+ Cu2+ →Cu +Zn2+
34
实验二:
Cu-Zn原电池反应 现象
1、电流表指针发生偏移 2、Zn棒逐渐溶解,Cu棒上有 铜沉积，溶液的天蓝色减退
历 年代 氧化反应 还原反应
认 识
史 18世纪末 与氧化合 从氧化物夺取氧 不
发 19世纪中 化合价升高 化合价降低
断
展 20世纪初 失去电子 得到电子
深 化
7
氧化还原反应的实质？
2e-
Zn + CuSO4 ＝ Cu + ZnSO4 得电子 失电子
H2 + Cl2 ＝
2H
**
C**l
**
**
实质：电子得失或电子偏移
Zn ＋ Cu2+
还原态 氧化态
Zn2+ ＋ Cu
氧化态
还原态
23
氧化态和还原态
注意：氧化态常作氧化剂，还原态常作还
原剂；氧化态和还原态是相对而言的。
如：O2
氧化态
H2O2
氧化态/还原态
H2O
还原态
24
三、半反应与氧化还原电对
根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两个半 反应，或看成由两个半反应构成。
49
三、原电池的电动势与反应的摩尔吉布斯自由 能变的关系
原电池的电动势
(electromotive forces)
无机化学简明教程第7章 氧化还原反应可编辑全文
H+浓度为1mol·L-1的酸溶液中。不断地通入压力为101.3
kPa的氢气流，使铂黑电极上吸附的氢气达到饱和。这时，
H2与溶液中H+可达到以下平衡：
电极反应： 2H (aq) 2e = H2 g
电电对对：：H/H2
E
H /H2
= 0.000V
无机化学
33
表示为: H+ H2(g) Pt
H2←
即: Cr(OH)3 (s) + 5OH- = CrO42- + 4H2O + 3e-
②
①×3+②×2得
2Cr(OH)3 (s) + 3Br2 (l) + 10OH- = 2CrO42- + 6Br- + 8H2O
2Cr(OH)3 (s) + 3Br2 (l) + 10KOH= 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
() Pt Fe2 1.0mol L1 , Fe3 0.1mol L1 ‖ Cl 2.0mol L1 Cl2101325Pa Pt ()
无机化学
21
例2：将反应: SnCl2 +FeCl3 SnCl4 +FeCl2 组成一个原电池，写出其电池组成及正负极的电极反应。
解： <–> Sn2+ – 2e
S4O62S4O62 S的氧S的化氧数化为数 为2.5 2.5 CCHH33CCOOOOHH CC的的氧氧化化数数为为00
无机化学
7
4、氧化还原电对
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu O1 R1 O2 R2
Cu2+ /Cu ， Zn2+ /Zn 称为氧化还原电对 氧化态和还原态成共轭关系:
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。
医学课件第07章氧化还原反应与电极电势ppt课件
注：电子并不是完全失去或完全得到，只是电子对偏移。
氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转 移（电子的得失或电子对的偏移），从而导致 元素的氧化值发生变化。
8
(二) 氧化还原电对 根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两
个半反应，或看成由两个半反应构成。
例如: Zn＋Cu2+
Cu＋Zn 2+
氧化反应： Zn - 2e- → Zn 2+
③ 氧在化合物中的氧化值通常为-2；但在 过氧化物中为 -1, (H2O2） ；而在超氧化物中 为 -1/2 (KO2）。
4
④ 氢在化合物中的氧化值通常为+1，但在 金属氢化物中为-1。 （CaH2 等）。 ⑤ 在中性分子中各元素氧化值的代数和等 于零。 ⑥ 多原子离子中各元素氧化数的代数和等于 离子所带电荷。
/
Re
d）
（Ox
/
Re
d）
RT
ln
(c Re d1
)q
nF (cOx1 )p
(Ox / Re d)
(Ox / Re d)
RT nF
ln
(cOx )p (cRed )q
当温度为 298.15 K 时，将 T, R, F 的量值代入 Nernst 方程，可得:
(Ox / Re d)
(Ox / Re d) 0.05916 lg n
)e )b
E
E
RT nF
ln
(cRed1 )d (cOx2 (cOx1 )a (cRed2
)e )b
—— 电池电动势的Nernst方程式。
28
2．电极电势的Nernst方程式
E = φ+ - φ-
E = φ+ - φ-
氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转 移（电子的得失或电子对的偏移），从而导致 元素的氧化值发生变化。
8
(二) 氧化还原电对 根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两
个半反应，或看成由两个半反应构成。
例如: Zn＋Cu2+
Cu＋Zn 2+
氧化反应： Zn - 2e- → Zn 2+
③ 氧在化合物中的氧化值通常为-2；但在 过氧化物中为 -1, (H2O2） ；而在超氧化物中 为 -1/2 (KO2）。
4
④ 氢在化合物中的氧化值通常为+1，但在 金属氢化物中为-1。 （CaH2 等）。 ⑤ 在中性分子中各元素氧化值的代数和等 于零。 ⑥ 多原子离子中各元素氧化数的代数和等于 离子所带电荷。
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Re
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(Ox / Re d)
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当温度为 298.15 K 时，将 T, R, F 的量值代入 Nernst 方程，可得:
(Ox / Re d)
(Ox / Re d) 0.05916 lg n
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E
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(cRed1 )d (cOx2 (cOx1 )a (cRed2
)e )b
—— 电池电动势的Nernst方程式。
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2．电极电势的Nernst方程式
E = φ+ - φ-
E = φ+ - φ-
医学化学-ch7氧化还原与电极电势
氧化剂:氧化数降低的物质； 还原剂:氧化数升高的物质。
氧化数升高被氧化 Cl2 ＋ 2I- = 2Cl- ＋ I2 氧化数降低 被还原
2I-
I2＋2e-
失e-，氧化半反应
Cl2 ＋ 2e-
2Cl-
得e-，还原半反应
第7章 氧化还原反应与电极电势
氧化还原的基本概念
2、氧化或还原反应与电对 氧化还原电对：由同一种元素的氧化型物质和还原型物 质构成。电对符号记作：氧化型／还原型。
Cu2+ + 2e- →Cu Zn - 2e- →Zn2+
第7章 氧化还原反应与电极电势
原电池与电极电势—— 铜锌原电池
第7章 氧化还原反应与电极电势
原电池与电极电势——组成
每个原电池都是由两个半电池构成。
Zn - 2e- →Zn2+
Cu2+ + 2e- →Cu
Zn2+
Cu2+
(氧化型物质)
原
(氧化型物质)
第7章 氧化还原反应与电极电势
原电池与电极电势——组成
课堂练习
1、Cr2O72-+6Cl-+14H+ → 2Cr3++3Cl2↑+7H2O (-)Pt, Cl2(p)|Cl-(c)||Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3)|Pt(+)
2、 2H2 + O2 → 2H2O (-) Pt, H2(p1) | H+(c1) ||H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
★ 离子型化合物中元素的氧化数等于该离子所带的电荷 数，如NaCl。
★共价型化合物中, 两原子的表观电荷数即为它们的氧 化数，如 HCl。
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。
氧化还原反应和电极电势课件
第七章 氧化还原反应和电极电势
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 电极电势的应用 元素标准电极电势图和电势-pH图
氧化还原反应和电极电势
第一节 氧化还原反应的基本概念
一、氧化值 二、氧化剂和还原剂 三、氧化还原电对 四、氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应和电极电势
（3）利用最小公倍数确定氧化剂和还原剂的 化学计量数。
（4）配平氧化值没有变化的元素原子，并将 箭号改成等号。
例题
氧化还原反应和电极电势
（二）离子－电子法
先将两个半反应配平， 再将两个半反应合并 为氧化还原反应的方法称为离子-电子法。 离子电子法的配平步骤如下：
(1) 写出氧化还原反应的离子方程式； (2) 将氧化还原反应分为两个半反应； (3) 分别配平两个半反应； (4) 将两个半反应分别乘以相应系数，使其 得、失电子数相等，再将两个半反应合并为一个 配平的氧化还原反应的离子方程式。 最后，在配平的离子方程式中添加不参与反
原电池由两个半电池组成。半电池又称电极， 每一个电极都是由电极导体和电解质溶液组成。
分别在两个半电池中发生的氧化反应或还原 反应，称为半电池反应或电极反应。原电池的两 极所发生的总的氧化还原反应称为电池反应。
氧化还原反应和电极电势
氧化还原反应和电极电势
在原电池中，流出电子的电极称为负极， 负极发生氧化反应；流入电子的电极称为正极， 正极发生还原反应。
(1) 在半电池中用“ | ”表示电极导体与电解 质
溶液之间的界面。
(2) 原电池的负极写在左侧,正极写在右侧， 并用“＋”、“－”标明正、负极, 把正极与负极 用盐桥连接，盐桥用“ ”表示, 盐桥两侧是两个 电极的电解质溶液。若溶液中存在几种离子时,离 子间用逗号隔开。
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 电极电势的应用 元素标准电极电势图和电势-pH图
氧化还原反应和电极电势
第一节 氧化还原反应的基本概念
一、氧化值 二、氧化剂和还原剂 三、氧化还原电对 四、氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应和电极电势
（3）利用最小公倍数确定氧化剂和还原剂的 化学计量数。
（4）配平氧化值没有变化的元素原子，并将 箭号改成等号。
例题
氧化还原反应和电极电势
（二）离子－电子法
先将两个半反应配平， 再将两个半反应合并 为氧化还原反应的方法称为离子-电子法。 离子电子法的配平步骤如下：
(1) 写出氧化还原反应的离子方程式； (2) 将氧化还原反应分为两个半反应； (3) 分别配平两个半反应； (4) 将两个半反应分别乘以相应系数，使其 得、失电子数相等，再将两个半反应合并为一个 配平的氧化还原反应的离子方程式。 最后，在配平的离子方程式中添加不参与反
原电池由两个半电池组成。半电池又称电极， 每一个电极都是由电极导体和电解质溶液组成。
分别在两个半电池中发生的氧化反应或还原 反应，称为半电池反应或电极反应。原电池的两 极所发生的总的氧化还原反应称为电池反应。
氧化还原反应和电极电势
氧化还原反应和电极电势
在原电池中，流出电子的电极称为负极， 负极发生氧化反应；流入电子的电极称为正极， 正极发生还原反应。
(1) 在半电池中用“ | ”表示电极导体与电解 质
溶液之间的界面。
(2) 原电池的负极写在左侧,正极写在右侧， 并用“＋”、“－”标明正、负极, 把正极与负极 用盐桥连接，盐桥用“ ”表示, 盐桥两侧是两个 电极的电解质溶液。若溶液中存在几种离子时,离 子间用逗号隔开。
7第七章 氧化还原反应和电极电势6
标准氢电极的电极电势：
标准压力的氢气饱和了的铂片和H＋浓 度为1mol·L－1溶液间的电势差，电化 学上规定为零，即
EΘ H H2
0.00V
图10－2 标准氢电极
标准氢电极装置图
测定某给定电极的标准电极电势时，可将待 测标准电极与标准氢电极组成下列原电池：
====
(-)标准氢电极 待测标准电极(+)
二、氧化剂和还原剂
元素的氧化值发生变化的反应称为氧化还原反应。 在氧化还原反应中，元素的氧化值升高的过程称为氧化；
元素的氧化值降低的过程称为还原。 氧化过程和还原过程总是同时发生的。 在氧化还原反应中，组成元素的氧化值升高的物质称为
还原剂，它的反应产物称为氧化产物。 组成元素的氧化值降低的物质称为氧化剂，它的反应产
分别配平两个半反应：
2I I2 +2e
Cr2O72 14H 6e 2Cr3 7H2O 根据得、失电子数相等的原则，将两个半反应合
并，写出配平的离子方程式：
Cr2O72 6I 14H
2Cr3 3I2 7H2O
最后写出配平的氧化还原反应方程式：
K2Cr2O7 6KI 7H2SO4
Cr2 (SO4 )3+4K2SO4 +3I2 +7H2O
测定出这个原电池的电动势，就是待测电极的标 准电极电势。
当把金属放入其盐溶液中时， 在金属与其盐溶液的接触面上就 会发生两个相反的过程：
①金属表面的离子由于自身的热运动及 溶剂的吸引，会脱离金属表面，以水合 离子的形式进入溶液，电子留在金属表 面上。②溶液中的金属水合离子受金属 表面自由电子的吸引，重新得到电子， 沉积在金属表面上.
双电层示意图
由于双电层的存在，使金属与溶液之间产生了电势差，这个
标准压力的氢气饱和了的铂片和H＋浓 度为1mol·L－1溶液间的电势差，电化 学上规定为零，即
EΘ H H2
0.00V
图10－2 标准氢电极
标准氢电极装置图
测定某给定电极的标准电极电势时，可将待 测标准电极与标准氢电极组成下列原电池：
====
(-)标准氢电极 待测标准电极(+)
二、氧化剂和还原剂
元素的氧化值发生变化的反应称为氧化还原反应。 在氧化还原反应中，元素的氧化值升高的过程称为氧化；
元素的氧化值降低的过程称为还原。 氧化过程和还原过程总是同时发生的。 在氧化还原反应中，组成元素的氧化值升高的物质称为
还原剂，它的反应产物称为氧化产物。 组成元素的氧化值降低的物质称为氧化剂，它的反应产
分别配平两个半反应：
2I I2 +2e
Cr2O72 14H 6e 2Cr3 7H2O 根据得、失电子数相等的原则，将两个半反应合
并，写出配平的离子方程式：
Cr2O72 6I 14H
2Cr3 3I2 7H2O
最后写出配平的氧化还原反应方程式：
K2Cr2O7 6KI 7H2SO4
Cr2 (SO4 )3+4K2SO4 +3I2 +7H2O
测定出这个原电池的电动势，就是待测电极的标 准电极电势。
当把金属放入其盐溶液中时， 在金属与其盐溶液的接触面上就 会发生两个相反的过程：
①金属表面的离子由于自身的热运动及 溶剂的吸引，会脱离金属表面，以水合 离子的形式进入溶液，电子留在金属表 面上。②溶液中的金属水合离子受金属 表面自由电子的吸引，重新得到电子， 沉积在金属表面上.
双电层示意图
由于双电层的存在，使金属与溶液之间产生了电势差，这个
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。
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。
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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
氧化还原和电极电势PPT课件
解：由Nernst方程可得
（1）当 [H＋] ＝ 0.10 mol·L-1 时 E ＝ 1.51＋ ──── lg 0.10 8 ＝1.42V
0.05916
5
E ＝ E Θ＋ ──── lg ──────
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。 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。
1、电极电势的Nernst方程式
（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 （+）
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+ - E- E+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
对于任一电极反应
aOx + ne bRed
其电极电势的Nernst方程式为：
E = EΘ + ── ln ───
RT [Ox]a
nF [Red]b
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 。
（1）当 [H＋] ＝ 0.10 mol·L-1 时 E ＝ 1.51＋ ──── lg 0.10 8 ＝1.42V
0.05916
5
E ＝ E Θ＋ ──── lg ──────
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。 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。
1、电极电势的Nernst方程式
（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 （+）
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+ - E- E+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
对于任一电极反应
aOx + ne bRed
其电极电势的Nernst方程式为：
E = EΘ + ── ln ───
RT [Ox]a
nF [Red]b
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 。
无机化学课件：第七章 氧化还原反应与电极电势
5× SO32- + H2O SO42-+2H++ 2e
2MnO4 - +5 SO32-+6H+
2Mn2++5SO42-+3H2O
关于介质及其产物的处理
介质 反应物多一个O 反应物少一个O
酸性 +2H+ 碱性 +H2O 中性 +H2O
H2O 2OH2OH-
+H2O +2OH+H2O
2H+ H2O 2H+
3、在共价化合物中，元素的氧化数是 原子在化合状态时的一种形式电荷数 （将电子的偏向看成是电子的得失）。 例 H-Cl
4、电中性化合物中，所有元素氧化数 之和=0。 多原子离子中所有元素的氧 化数之和=该离子所带的总电荷数。
【例7-1 】求Cr2O72- 中Cr、Fe3O4中Fe和连 四硫酸根离子（S4O62-）中S的氧化数。
2Fe 2+ + Cl2+2e
2Fe 2+ + Cl2
Fe 3++2e 2Cl-
2Fe 3+ + 2Cl-
常见的Redox介质有：酸性（H＋），碱 性（OH－）和中性。
介质：仅是溶液中氧化还原反应的参与者 其元素氧化值在反应前后不变。
MnO4 - + SO32MnO4 -
SO32-
酸性
Mn2+ + SO42- 介质 Mn2+ （还原）
解： Cr2O72- 2x + 7(-2)= -2 x= +6
Fe3O4 3x + 4(-2)=0 x= +8/3
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氧化剂与它的还原产物及还原剂与它的氧化产物。
Zn2+ + Cu2+ +
2e– = 2e– =
Zn Cu
Zn2+ /Zn
Cu2+ /Cu
氧化还原电对
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu
半反应
氧化反应
氧化态 + ne– → 还原态
Fe – 2e–→ Fe2+
Cu2+ + 2e–→ Cu
Cu2+/Cu Fe2+/Fe
第七章 氧化还原反应和电极电势
第一节 氧化还原反应的基本概念 第二节 原电池
第三节 电极电势和原电池的电动势
第四节 电极电势的应用 第五节 直接电势法测定溶液的pH
第一节 氧化还原反应的基本概念
• 氧化值 • 氧化剂和还原剂 • 氧化还原反应方程式的配平 历史发展
年代 18世纪末 19世纪中 20世纪初 氧化反应 与氧化合 化合价升高 失去电子 还原反应 从氧化物夺取氧 化合价降低 得到电子
二、氧化剂和还原剂
失e ，氧化数↑，氧化反应
Zn + Cu2+
=
Zn2+ + Cu
得e ，氧化数↓，还原反应 还原剂 氧化剂 分析
NaClO + 2FeSO4 + H2SO4 = NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O 氧化剂: NaClO 还原剂: FeSO4 介质: H2SO4
三、氧化还原电对 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 氧化态 + ne– = 还原态 氧化还原 半反应 电对表示
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。
则有 2 ( 1) 2 x 3 ( 2) 0
x 2
在 Na2S2O3 中，S 元素的氧化值为+2。
• 氧化还原电对
一、氧化值 某元素一个原子的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。 规 则 在单质中，元素的氧化值为零。 O元素的氧化值，在正常氧化物中皆为 -2；在过氧 化物中为 -1；在超氧化物中为 -1/2；在OF2中为+2。 H 元素在一般化合物中的氧化值为+1；在金属氢化 物中为-1。 在简单离子中，元素的氧化值等于该元素离子的电 荷数；在复杂离子中，元素的氧化值代数和等于离 子的电荷数。 在中性分子中，所有元素的氧化值代数和等于零。
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
ClO3– + 6H+ + 6e – → Cl– + 3H2O
Fe2+ = Fe3+ + e– )×6 +) 6e- + 6H+ + ClO3- = Cl- + 3H2O 6Fe2+ + 6H+ + ClO3- = 6Fe3+ + Cl- + 3H2O
例
配平碱性条件下的反应 NaClO + NaCrO2 → Na2CrO4 + NaCl ClO- + CrO2- → CrO4 2- + Cl-
离子—电子法 确定产物，写出未配平的离子式。 配平原则——在氧化还原反应中，氧化剂 得电子数必定等于还原剂失电子数。 H2O2 + I- → H2O + I2 分成两个半反应。 2I- - 2e- = I2 氧化反应 H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O 还原反应 得失电子数相等，产生离子方程式 2I- - 2e- = I2 +） H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O H2O2 + 2I- + 2H+ = 2H2O + I2
例 KClO FeSO 离子 电子法配平化学反应方程式 3 +— 4 → KCl + Fe2(SO4)3 (稀H2SO4中）
ClO3- + Fe2+ → Cl- + Fe3+ 步骤 ★ 弱电解质、沉淀要以分子形式给出。 氧化反应：Fe2+→Fe3+ 还原反应：ClO3–→ Cl– Fe2+ → Fe3+ + e–
Cr2O 14H 6e 2Cr 7H2O
2 7
3
2I =I 2 +2e
Cr2O 14H 6e 2Cr 7H2O
配平的离子方程式
2 7 3
Cr2O 6I 14H 2Cr 3I 2 7H2O
最后写出配平的氧化还原反应方程式。
ClO-+ H2O + 2e- → Cl- + 2OH- ) ×3 +) CrO2- + 4OH- → CrO4 2-+ 2H2O+ 3e- ) ×2 3ClO- + 2CrO2- + 2OH- = 2CrO4 2- + 3Cl- + H2O
3NaClO + 2NaCrO2 + 2NaOH
= 2Na2CrO4 + 3NaCl + H2O
化学能
直接
第二节 原电池
电能
沉没之谜
2+ 二十世纪初， Zn - 2e-→ Zn “阿那吉纳”号货 2+ Cu + 2e →Cu
【例】用离子-电子法配平下列氧化还原反应。
K2Cr2O7 +KI+H2SO4 K2SO4 +Cr2 (SO4 )3 +I2 +H2O
解：先写成离子反应式。
Cr2O +I +H Cr +I2 +H2O
+ 3+
2 7
将离子反应式分成两个半反应。 2 + 3+ I I2 Cr2O7 +H Cr +H2O 分别配平两个半反应。 2I =I 2 +2e
2 7
3
K2Cr2O7 6KI 7H2SO4 =
Cr2 (SO4 )3 +4K 2SO4 +3I2 +7H2O
小诀窍
★ 酸性介质中：多氧的一边加H+；少氧一边加H2O
★ 碱性介质中：多氧的一边加H2O ；少氧的一边加OH-
应注意！
酸性介质中，反应式两边不能出现OH 碱性介质中，反应式两边不能出现H+ 中性介质中，根据情况，可加H+ 或者 OH 弱电解质、难溶电解质要写分子式。