氧化还原及电极电位
氧化还原反应与电极电位
当H+, OH– 出现在 氧化型时，H+, OH– 写在方程分 子项中， H+, OH– 出现在还原方时，H+, OH –写在 方程中分母项中。
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
从电极电位的Nernst方程可以看出：
❖ 电极电位不仅取决于电极本性，还取决于温度和氧 化剂、还原剂及相关介质的浓度或分压。
电极电位的Nernst方程 p Ox + ne- q Red
Ox/Red O θ x/ReR dnFTlnccR qO pexd
298K时
q 0.059lg2ca(O)x
n cb(Re)d
应用Nernst公式时应注意：
1) 电极反应中固体.纯液体.不写入公式。 2) 对气体，以相对压力代入公式。 3) 除氧化态、还原态物质外，参加电极反应 的其它物质（如H+、 OH-）浓度也应写入。
例：已知:
θ O2/OH
0.40V
求pOH=1, p(O2)=100kPa时, 电极反应(298K)
O2 + 2H2O + 4e = 4OH 的 O2/OH
例：原电池的组成为(－)Zn|Zn2+ (0.001mol·L-1) Zn2+ (1.0mol·L-1)| Zn (＋) 计算298K时，该原电池的电动势。
❖ 当Eθ>0 即θ+> θ－ 正反应能自发进行 ❖ 当Eθ＝0 即θ+＝ θ－ 反应达到平衡 ❖ 当Eθ<0 即θ+< θ－ 逆反应能自发进行
例：判断反应在标准状态下能否自发进行。
Pb + Sn2+
化学反应中的氧化还原电位与电极
化学反应中的氧化还原电位与电极氧化还原反应是化学反应中非常重要的一种类型。
在氧化还原反应中，电子的转移导致了原子或离子的氧化和还原。
这种电子转移过程涉及到电极和氧化还原电位的概念。
一、电极电极是指在氧化还原反应中起着电子转移的作用的物质。
电极分为两种类型，即负极和正极。
负极又称为还原电极，它是氧化还原反应中接受电子的地方，通常是由还原剂构成。
正极又称为氧化电极，它是氧化还原反应中提供电子的地方，通常是由氧化剂构成。
二、氧化还原电位氧化还原电位是评估氧化还原反应中电子转移的能力的物理量。
它反映了氧化剂和还原剂进行氧化还原反应的趋势和力量。
氧化还原电位用E表示，单位为伏特（V）。
氧化还原电位是通过比较参与氧化还原反应的两种物质在标准状态下的电极电势差来确定的。
标准氧化还原电位用E°表示，单位仍然是伏特（V）。
在标准氧化还原电位中，参与反应的物种的浓度被规定为1mol/L，在温度为298K的情况下进行测量。
三、氧化还原电位与反应方向根据氧化还原电位的值，可以判断氧化还原反应的方向。
当两个物质的氧化还原电位的差值（ΔE）大于0时，反应会向着具有较正电位的物质发生。
反之，当ΔE小于0时，反应会向着具有较负电位的物质发生。
根据这个原理，可以预测氧化还原反应的进行方向，并判断哪个物质是氧化剂，哪个物质是还原剂。
氧化剂是具有较正氧化还原电位的物质，它会接受电子。
还原剂是具有较负氧化还原电位的物质，它会提供电子。
四、应用氧化还原电位在许多化学反应中具有重要的应用价值。
它可以用于计算电池电势，评估电池的性能。
电池电势是通过将正极和负极的氧化还原电位之差（ΔE）计算得到的。
较大的电势差意味着更强的电池，因为它产生了更大的电流。
此外，氧化还原电位还可以用于研究化学反应的速率。
具有较大氧化还原电位差的氧化还原反应通常具有更快的速率，因为电子的转移更容易发生。
总结：化学反应中的氧化还原电位与电极密切相关。
电极在氧化还原反应中起着电子转移的作用，其中氧化电极提供电子，还原电极接受电子。
氧化还原反应与电极电位
氧化还原反应与电极电位氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，它涉及到电子的传递和原子、离子之间的电荷转移。
在氧化还原反应中，物质可以同时发生氧化和还原的过程，其中一个物质被氧化，失去电子，另一个物质则被还原，获得电子。
这种反应可以通过电极电位来描述和测量。
一、电极电位的定义电极电位是指电极与溶液中某特定物种（如氢离子）之间的电势差。
它是描述氧化还原能力的物理量，以标准氢电极为参照。
标准氢电极的电极电位定义为0V，其他电极与标准氢电极之间的电位差可以正负表示。
正值表示该电极的氧化还原能力较强，负值表示能力较弱。
二、氧化还原反应中的电位变化在氧化还原反应中，电子的转移会导致电极电位的变化。
当物质被氧化时，它的电极电位会升高，而当物质被还原时，电极电位会降低。
这是因为被氧化的物质失去了电子，所以电极电位增高；而被还原的物质获得了电子，所以电极电位降低。
三、电极电位的测量方法测量电极电位的方法有很多种，其中较常用的是电化学法。
电化学法利用电池的原理，将待测电极与参比电极连接在一起，通过测量其间的电势差来得到电极电位。
常见的参比电极有标准氢电极、银/银离子电极等。
四、电极电位对氧化还原反应的影响电极电位可以影响氧化还原反应的进行程度和方向。
当两个电极电位之间的差异较大时，电子会从电位较负的一侧传递到电位较正的一侧，从而反应更为剧烈。
根据电极电位的高低，氧化还原反应可以被分为自发反应和非自发反应。
自发反应是指电极电位差足够大，反应能够自行进行；非自发反应是指电极电位差不足以驱动反应发生，需要外部提供电势差来促使反应进行。
五、电极电位在实际应用中的意义电极电位在许多领域具有广泛的应用价值。
在电化学电池中，电极的电位差决定了电池的工作状态和输出电压。
在腐蚀、电解和电镀等工艺中，电极电位的变化影响着反应速率和产物的选择。
而在生物体内，电极电位的平衡和调节对细胞的正常功能也具有重要作用。
总结：氧化还原反应与电极电位密切相关。
氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的推导
氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的推导氧化还原反应是化学中常见的重要反应之一。
在氧化还原反应中，物质发生氧化的过程称为氧化反应，而同时发生还原的过程称为还原反应。
作为探究氧化还原反应的一个重要指标，标准电极电位在研究中起着重要的作用。
本文将探讨氧化反应的标准电极电位以及氧化还原反应的推导。
1. 标准电极电位标准电极电位是指在标准状态下，电极与溶液中电离浓度均为1mol/L时，测得的电解电位。
标准状态是指所有反应物的活度均为1。
标准电极电位可以通过电位差测量仪器来测量，并被用来评估元素或化合物的氧化还原能力。
2. 氧化反应的标准电极电位氧化反应涉及到被氧化物质失去电子，因此其标准电极电位是正值，表示其具有氧化能力。
例如，标准氢电极的电位被定义为0 V，而其他电极的电位相对于标准氢电极进行比较和测量。
3. 氧化还原反应的推导氧化还原反应的推导可以通过以下步骤进行。
a. 确定氧化和还原反应物首先需要明确参与反应的氧化物质和还原物质。
氧化反应中，物质被氧化，因此被氧化的物质是氧化剂，而还原反应中，物质被还原，因此被还原的物质是还原剂。
b. 确定氧化态和还原态确定氧化反应物和还原反应物的氧化态和还原态。
根据反应物和产物中元素的氧化态的变化来推导反应的方程式。
c. 平衡反应方程式根据确定的氧化态和还原态，平衡氧化还原反应方程式中的反应物和产物的个数。
确保反应方程式中的总电荷和总质量都平衡。
d. 计算电极电位利用标准电极电位表，查找反应中涉及的各个物质的标准电极电位，并按照反应方程式的系数进行计算。
计算得到的标准电极电位之差就是氧化还原反应的标准电极电位。
4. 应用和意义氧化还原反应的标准电极电位可以用来比较和评估不同物质的氧化还原能力。
通过测量不同反应物的标准电极电位，可以推导出一系列反应的相对强弱，从而指导相关实验的设计和反应条件的选择。
此外，标准电极电位的研究对于电化学、电池和腐蚀等领域的发展也具有重要意义。
氧化还原及电极电位
第八章氧化还原反应与电极电位首页难题解析学生自测题学生自测答案章后习题解答难题解析 [TOP]例 8-1 写出并配平下列各电池的电极反应、电池反应，注明电极的种类。
（1） (-) Ag(s)│AgCl(s) │HCl(sln)│Cl2(100kp)│Pt(s) (+)（2） (-) Pb(s)│PbSO4(s)│K2SO4(sln)‖KCl(sln)│PbCl2(s)│Pb(s) (+)（3） (-) Zn(s)│Zn2+(c1)‖MnO4-(c2), Mn2+(c3), H+(c4)│Pt(s) (+)（4） (-) Ag(s) | Ag+ (c1) ‖Ag+(c2) │Ag(s) (+)分析将所给原电池拆分为两个电极。
负极发生氧化反应，正极发生还原反应，写出正、负极反应式，由正极反应和负极反应相加构成电池反应。
解（1）正极反应 Cl2(g)+2e- → 2 Cl－ (aq) 属于气体电极负极反应 Ag(s)+Cl-(aq) → AgCl(s)+e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极电池反应 2Ag（s）+ Cl2(g) →2AgCl(s) n=2（2）正极反应 PbCl2(s)+2e- →Pb(s)+2Cl- (aq) 属于金属-难溶盐-阴离子电极负极反应 Pb(s)+SO42-(aq) →PbSO4(s)+2e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极电池反应 PbCl2(s) +SO42- (aq)→PbSO4(s) +2Cl-(aq) n=2（3）正极反应 MnO4-(aq) +8H+(aq)+5e- →Mn2+(aq)+ 4H2O(l) 属于氧化还原电极负极反应 Zn(s) → Zn2+(aq)+2e- 属于金属-金属离子电极电池反应2MnO4- (aq)+16H+(aq)＋5Zn(s)→2Mn2+(aq)＋8H2O(l)＋5Zn2+ (aq) n=10 （4）正极反应 Ag+(c2) +e- → Ag(s) 属于金属-金属离子电极负极反应 Ag(s) → Ag+ (c1) + e- 属于金属-金属离子电极电池反应 Ag+(c2) → Ag+ (c1) n=1例 8-2 25℃时测得电池 (-) Ag(s)│AgCl(s)│HCl(c)│Cl2(100kp)│Pt(s) (+) 的电动势为1.136V，已知 ( Cl2/Cl-)=1.358V, ( Ag+/Ag)=0.799 6V，求AgCl的溶度积。
氧化还原与电极电位
2
f 两式相加，削去电子e，多余的
H2O和H＋，配平总反应
两式相加，配平总反应：
2MnO4 5SO3 6H 2Mn 5SO 4 3H2O
-时根据实验条件加H2O的原则
酸性介质
半反应式左 侧多O原子 右侧+H2O 左侧+H+
中性介质
左侧+H2O 右侧+OH左侧+H2O 右侧H+
Zn Zn2++2e
2 2
电池反应是:
Zn Cu Zn Cu
(2)半反应（电极反应）涉及同一元素 的氧化态和还原态：
氧化态+ne-
还原态
这种共轭关系，称为氧化还原电对，
记为：“氧化态/还原态” 如：
Zn2+/Zn， H+/H2， Fe3+/Fe2+， O2/OH-，
Hg2Cl2/Hg， MnO4-/Mn2+ , 等。
0.05916 0.7628 lg 0.0010 2
0.8220 V) (
Mn2++4H2O 例题2 求电极反应MnO4-+8H++5e 在pH＝5时的电极电位，其它条件与标准状态相同。 解： 已知条件： pH＝5，即［H+］＝1.0×10-5 mol· -1 L ［ MnO4-］＝ ［ Mn2+］＝1 mol· -1 L 转移了n＝5个电子
氧化半反应：SO
23
＋H2O SO 4 ＋2H
2＋ 2
＋
还原半反应：MnO4
＋8H Mn ＋4H2O
d 在两个半反应中分别加上相应数目 的电子e，以使半反应左右两边的电 荷数相同
氧化还原和电极电位
=
Mn 2
4H
O
2
设c(MnO 4
)=c(Mn
2
)
1.00mol.L1,
=1.507V,
求PH=5,250C时的(MnO
4
/Mn
2
).
解
电极反应为
MnO +8H +5e 4
=
Mn 2
4H
O
2 Nhomakorabea0.05916 5
lg
c(MnO
4
)c(H
)8
c(Mn2 )
)=0.535V
(Br 2
/Br
)=1.087V
(Cl 2
/Cl
)=1.358V
(Fe3 /Fe2 )=0.770V
(MnO 4
/Mn
2
)=1.507V
选择 Fe (SO ) /Fe2 )更合理. 2 43
11:25
21
4.4.3判断氧化还原反应方向
可以直接用电极电位来判断氧化还原反应自发 进行的方向，即：
11:25
2
4.2 原电池 4.2.1原电池
11:25
3
原电池——将氧化还原反应的化学能转变为电能 的装置。
原电池由电极组成，原电池的化学反应由电极反 应组成，规定：
发生氧化反应的为负极，发生还原反应的为正极。
铜锌电池的反应为：
正极反应： Cu2+(c1) + 2e → Cu(s) 负极反应： Zn (s) → Zn2+(c2) + 2e 总反应为： Cu2+(c1) + Zn (s) → Zn2+(c2) + Cu(s)
氧化还原反应的电极电位计算电极电位与氧化还原反应的驱动力计算
氧化还原反应的电极电位计算电极电位与氧化还原反应的驱动力计算氧化还原反应是化学中非常重要的一类反应，涉及到电子的转移与传递。
在氧化还原反应中，电极电位是一个关键参数，用来描述电极上发生氧化还原反应的趋势和方向。
本文将介绍如何计算氧化还原反应的电极电位以及电极电位与氧化还原反应的驱动力之间的关系。
一、氧化还原反应的电极电位计算方法在氧化还原反应中，电极电位可以通过计算标准电极电位和非标准电极电位来确定。
标准电极电位是指在标准状况下（浓度为1 mol/L，温度为298K），电极上的氧化还原反应的电位。
非标准电极电位是指在非标准状况下，电极上的氧化还原反应的电位。
1. 计算标准电极电位标准电极电位的计算可以通过标准氧化还原电位表来实现。
标准氧化还原电位表列出了各个氧化还原对的标准电极电位值。
对于给定的氧化还原对，其标准电极电位可以通过两个半反应的标准电极电位之差来计算。
2. 计算非标准电极电位非标准电极电位可以通过涉及到的各种因素来确定，例如浓度、温度和电子传递系数等。
在实际应用中，可以使用尼尔斯特方程来计算非标准电极电位：E = E0 - (0.0592/n) * logQ其中，E是非标准电极电位，E0是标准电极电位，n是电子传递的电子数目，Q是反应物浓度之比的电子指数。
二、电极电位与氧化还原反应的驱动力计算方法氧化还原反应的驱动力可以通过计算电极电位之差来确定。
具体而言，氧化还原反应的驱动力等于电子传递的能力与电子转移的能力之间的差异。
根据热力学理论，氧化还原反应的驱动力可以通过以下公式计算：ΔG = -nFΔE其中，ΔG是氧化还原反应的自由能变化，n是电子传递的电子数目，F是法拉第常数，ΔE是氧化还原反应的电极电位差。
根据上述公式，我们可以通过计算氧化还原反应的电极电位差来确定反应的驱动力。
如果电极电位差为正值，说明反应是自发进行的，驱动力大；如果电极电位差为负值，反应是不自发进行的，驱动力小。
电极电位与氧化还原反应
通常规 定 温 度 为
。
2
5
℃
,
有 气体 参 加 电 极反 应 时
,
1 大 气压
这 样测 得的 电极 电位称 为 标 准 电极 电 位 标 准 电极 电位 表 (
2
标 准 电极 电位 表
5 ℃
,
在 酸 性溶 液 中 )
电极 电位 E
.
电
对 式
L i
+
氧 化态 / 还 原 态
L+ i K B C N
+
C
u
“+
,
也 即是
Z
n
和 Zn
“+
离子 组 成 一 个 锌 电 极
和
离子组成 一个 铜 电极
,
。
这 里 所 指的 电 极与 过 去 所 提
。
到 的 电极 在概 念 上 有所 不 同
这 里讲 的 电极 是 由一 种 元 素
,
的氧 化 态 和 还 原 态所 组成
C 和 C
u u
Z 十
即所 谓 一 对氧 化 还 原 电 对
( 伏 )
一 一 一
/
Li
+ +
e
e
哥之 Li
K
二
二
二
3 2 2 2 2
`
0 45
/K /B /C
a
十
K
B
a a
十
经 二二
。
92 5 90 87 714 37
a “十
卜
Z十
+ +
e
Ze ` 布 B a Z 兰= 于 C
e a
。
氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的判断
氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的判断氧化还原反应是化学反应中最重要的类型之一，它涉及到电子的转移和化学物质的氧化与还原。
在氧化还原反应中，标准电极电位是一个重要的概念，用于判断反应的进行方向和强弱。
本文将探讨氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的判断方法。
一、氧化还原反应的概念氧化还原反应是指在化学反应中，原子、离子或分子中的电子从一个物质转移到另一个物质的过程。
其中，氧化是指物质失去电子或氢原子，而还原则是物质获得电子或氢原子。
典型的氧化还原反应包括金属被酸溶解、金属腐蚀、燃烧等。
二、标准电极电位的概念标准电极电位是用来衡量氧化还原反应的强弱的物理量，通常用E0表示。
标准电极电位是指在标准条件下，将某个氧化还原对中的氧化剂或还原剂与标准氢电极（E0=0V）之间建立电池，测得的电位差。
三、标准电极电位的判别在氧化还原反应中，标准电极电位可用于判断反应的进行方向和强弱。
标准电极电位越正，说明反应的氧化能力越强，即越容易接受电子；标准电极电位越负，说明反应的还原能力越强，即越容易失去电子。
判断方法如下：1. 比较标准电极电位：将两个氧化还原对的标准电极电位进行比较，标准电极电位较正的物质是氧化剂，较负的物质是还原剂。
2. 使用电位差计算电动势：将氧化剂和还原剂构成一个电池，通过测量电动势来判断反应的进行方向和强弱。
正电动势表示反应进行，负电动势表示反应不进行。
3. 应用电化学系列：通过查阅电化学系列（即电位序列），可以根据氧化还原电位的大小来判断反应的进行方向和强弱。
在电化学系列中，标准电极电位越正的物质越容易接受电子。
四、应用实例1. 锌和铜的氧化还原反应：锌离子（Zn2+）具有较强的氧化能力，标准电极电位为-0.76V；铜离子（Cu2+）具有较强的还原能力，标准电极电位为+0.34V。
因此，在锌和铜之间，氧化反应发生在锌上，还原反应发生在铜上。
2. 高锰酸钾和硫酸的氧化还原反应：高锰酸钾（KMnO4）是一种强氧化剂，标准电极电位为+1.51V；硫酸（H2SO4）不具备还原能力，标准电极电位为0V。
五章氧化还原与电极电位
3、2Fe2+(0.05)+MnO2+4H+(0.1) 2Fe3+ (0.5) +Mn2+(0.01)+2H2O 负极 Fe2+Fe3++e正极 MnO2 +4H+ +2e- Mn2+ +2H2O (-) Pt Fe3+(0.5) , Fe2+(0.05) Mn2+(0.01) , H+ (0.1) MnO2 , Pt (+)
0.05916 c（MnO4 ）c （H ) lg 5 c( Mn2 ) 0.05916 6 8 (MnO4-/Mn2+)= 1.507+ lg(10 ) =0.939(V) 5
pH↑,[H+] ↓, φ ↓, pH↓,[H+]↑, φ ↑,
a 0 . 05916 c (Ox) (Ox/Red)= (Ox/Red)+ lg b n c (Re d )
T=298.15K
注意事项：(Ox/Red)=(Ox/Red)+
0.05916 C a (Ox) lg b n C (Re d )
1、c(Ox)，c(Red)分别代表电极反应式中各物质浓度的乘积（如 有 H+ 、 OH- 参与反应，应包括在其中），如果氧化剂、还原剂 前的计量系数不是1，则应以该化学计量数作为其浓度的指数。 2、电极中氧化型或还原型物质是固体, 纯液体或稀溶液中的 溶剂时，其浓度规定为1，故不必列入Nernst方程。
体，紧靠电极板
2、原电池的符号表示 （原电池组成式） 负极（-）在 左， 正极（+）在 右， 盐桥用 “||” (-) ZnZn2+(c1) Cu2+(c2)Cu (+)
氧化还原与电极电位
第六章第六章 氧化还原与电极电位氧化还原与电极电位氧化还原与电极电位氧化还原反应(oxidation-reduction reaction)是化学反应中的极为重要的一大类反应,对生命过程具有重要的作用, 因为体内的许多有关糖类、脂肪、蛋白质等营养物质以及诸多药物的代谢反应是属于氧化还原反应的。
学习氧化还原与电极电位的基础理论对于认识生物体系中氧化还原的规律性以及利用氧化还原反应建立生物医学研究方法是必不可少的。
第一节第一节 氧化还原氧化还原一、氧化还原的概念氧化还原的概念在历史上随着人们对氧化还原反应的不断深入理解而不断完善。
最初是以“结合氧为氧化”，“失去氧为还原”来定义氧化还原反应。
但是，许多氧化还原反应不一定有氧参加，如2Na＋Cl 2＝2NaCl是氧化还原反应，但与氧无关。
为了更深入、广泛地认识氢化还原反应，1970年，国际纯化学和应用化学学会(IUPAC)提出了氧化数(oxidation number）的概念：元素的氧化数是该元素一个原子的荷电数，这种荷电数是将成键电子指定给电负性较大的原子而求得的。
按照元素氧化数的定义，可以得出求算元素氧化数的几条规则：(l)在单质分子中，元素的氧化数为0。
因为像 F 2, O 2, Cl 2等单质分子，其成共价键电子无偏向性，因此原子的表观荷电数为零。
(2)在电中性化合物中，所有元素的氧化数总代数和为零。
(3)对于单原子离子，元素的氧化数等于离子的电荷数。
如 S 2－的氧化数为－2，Ca 2＋的为＋2；对于原子团，所有元素的氧化数之和等于离子的电荷数。
根据计算氧化数的规则我们可以方便地计算出下列元素在化合物中的氧化数： 在KMnO 4中，Mn的氧化数为＋7； 在MnO 42-中，Mn的氧化数为＋6；在Na 2S 4O 6 (连四硫酸钠) 中S氧化数为＋2.5氧在化合物中氧化数一般为－2,（如CaO), 但在过氧化物(如H 2O 2)中为－1，在超氧化物(如NaO 2)中为－1/2，在OF 2中为＋2，因为F的电负性比O大。
第八章 氧化还原和电极电位
H2(100kPa)
＋
Ag棒
电池反应: 2Ag+ + H2 = 2Ag + 2H+ Eө = ϕө(Ag+/Ag) - ϕө (H+/H2) = +0.7991V ϕө (Ag+/Ag) = +0.7991V ── 银电极标准电极电势 (相对于ϕө (H+/H2)= 0)
Eө = ϕө(Zn2+/Zn) - ϕө (H+/H2) = -0.762V ϕө(Zn2+/Zn) = -0.762V ── 锌电极标准电极电势 (相对于ϕө (H+/H2)= 0)
Mn2+ + Fe3+ + H2O
×1） MnO4- +8H+ +5e＝ Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 5Fe2++8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
No1
§2 原电池和电极电势
1、定义：把化学能转变为电能的装置叫原电池。
负载
铜 锌 原 电 池 示 意 图
反应。 电极反应： Zn
Cu2++Zn = Zn2++ Cu -1 +1 0 Cl2+H2O=HCl+HClO +5 +7 -1 4KClO3 ＝3KClO4+KCl 一般氧化－还原反应 歧化反应：发生氧化 值改变的只有一种元素
2、氧化和还原 (两过程同时进行)
氧化：元素氧化值升高的过程 还原：元素氧化值降低的过程 Zn=Zn2++2e Cu2++2e=Cu
氧化还原与电极电位的测定
实验 氧化还原与电极电位的测定一、实验目的1．了解电极电位与氧化还原反应的关系以及介质的酸碱性对氧化还原的影响。
2．了解测定电极电位的原理和方法。
3．了解溶液浓度对电极电位的影响。
4．学习使用酸度计测定电动势的方法。
二、实验原理1．氧化还原反应（1）氧化还原反应进行的方向根据标准电极电位，可以判断氧化还原反应进行的方向。
一般地说，作为氧化剂物质的电对的标准电极电位的代数值大于作为还原剂物质的电对的标准电极电位的代数值时，反应可以自发进行。
例如：3FeCl 可能和铜反应。
从电极电位数据值V Fe Fe 77.00/23=++ϕ、V Cu Cu 34.00/2=+ϕ可以看出，0/0/223Cu Cu Fe Fe +++>ϕϕ。
因此，Cu 作还原剂，而FeCl 3作为氧化剂，可以进行如下反应：32222FeCl Cu FeCl CuCl +=+印刷电路筒板能用FeCl 3溶液腐蚀，就是依据这个反应。
（2）介质对氧化还原反应的影响介质的酸碱性对含氧酸盐的氧化性影响很大。
例如，KMnO 4在不同介质中还原产物不同，在酸性介质中，4MnO -被还原为2Mn +离子（无红或浅红色），在中性或弱碱性介质中被还原为2MnO （褐色可暗黄色）沉淀；在强碱性介质中还原为24MnO -离子（绿色）。
由此可知，4KMnO 的氧化性随介质酸性减小而减弱。
（3）中间价态化合物的氧化还原性中间价态化合物，一般既可作氧化剂，又可作还原剂，例如，H 2O 2常作为氧化剂而被还原为H 2O 或OH -，但遇到强氧化剂时，即作为还原剂被氧化而放出O 2。
2．电极电位的测定及与浓度的关系（1）电极电位的测定测定电极电位，通常是用标准氢电极作参作电极，与待测电极组成原电池，用电位计测定其电动势。
根据E ϕϕ=-正负，可求得待测电极的电极电位。
由于采用标准氢电极不很方便，因此，常用甘汞电极作为参比电极。
例如测出以锌电极作负极，以饱和甘汞电极（25℃时，电位值为0.2415V ）作为正极的原电池电动势，就可求得锌电极电位EE E Z Z Z Z -==2415.0n/nn/n 22－＝－＝－甘汞甘汞负正＋＋ϕϕϕϕϕϕ（2）电极电位和浓度的关系电极电位与溶液浓度的关系，可用能斯特方程式表示： 25℃时 00.059[]lg n ϕϕ=+氧化态[还原态]一般说来，当金属离子或氢离子浓度减小时，金属或氢电极的电极电位代数值减小，当非金属离子浓度减小时，非金属电极的电极电位代数值增大。
氧化还原标准电极电位
氧化还原标准电极电位1. 引言氧化还原反应（简称为氧化反应和还原反应）是化学中常见的反应类型之一，涉及电子的转移。
氧化还原反应的特点是伴随着电荷的转移过程，其中一个物质失去电子，被氧化；另一个物质获得电子，被还原。
在氧化还原反应中，电子的转移是以电极为媒介进行的。
氧化反应发生在电子从金属或其他物质上转移到溶液中，称为氧化电极；还原反应发生在电子从溶液中转移到金属或其他物质上，称为还原电极。
为了研究氧化还原反应的性质和进行定量分析，需要引入氧化还原标准电极电位这一概念。
2. 氧化还原标准电极电位的定义氧化还原标准电极电位是指在标准状态下，相对于标准氢电极的电位差。
标准状态下，溶液的浓度为1mol/L，气体的压强为1atm，温度为25℃。
标准氢电极被定义为具有零电极电位的电极。
在标准氢电极上，氢气以1atm的压强在酸性溶液中与铂电极反应，反应式为：2H+(aq) + 2e- -> H2(g)标准氢电极的电极电位被定义为0V，其他电极的电极电位相对于标准氢电极确定。
3. 氧化还原标准电极电位的测定氧化还原标准电极电位的测定通常采用电池电位差法。
这种方法将待测电极与标准电极连接成电池，通过测量电池的总电势差来确定待测电极的标准电位。
在实验中，待测电极和标准电极都需要插入相同的电解质溶液中，并保持温度稳定。
通常选择具有彻底可逆性的反应，如单个可溶纳和非溶质的氧化还原对作为参比电极。
根据奥姆定律和法拉第定律，可以通过测量电流和电势差的关系，计算出待测电极的标准电势。
4. 应用与意义氧化还原标准电极电位是研究氧化还原反应的重要参数，对于了解反应的方向、速率和平衡具有重要意义。
在实际应用中，氧化还原标准电极电位可用于确定物质的还原能力和氧化能力。
标准电极电位较正的物质具有较强的还原性，而标准电极电位较负的物质具有较强的氧化性。
氧化还原标准电极电位还常用于构建电化学电池和电化学分析法。
通过合理选择氧化还原对和电解质溶液，可以构建各种不同反应的电池，实现能量转化和储存。
氧化还原与电极电位
电极反应式： 2H+ + 2e-
H2
（三）电池组成式
书写原则： 两个电极组合起来构成原电池 负极在左，正极在右 (-)表示负极、(+)表示正极，紧靠金属导电极板书写 两个半电池之间的盐桥用“ || ”表示
Zn ＋ Cu2+ ＝ Zn2+ ＋ Cu
(－) Zn(s) |Zn2+(1 mol·L-1)‖Cu2+(1 mol·L-1) |Cu(s) (+)
➢ 当氧化还原电对中氧化型浓度降低或还原型
浓度增大时， 将更负，还原型还原能力增强，
氧化型氧化能力减弱
（二）溶液酸度对电极电势的影响
已知电极反应
MnO4－ + 8H+ + e－
Mn2+ + 4H2O ө＝1.507 V
若MnO4－ 、Mn2+仍为标准状态，求298.15K、pH＝ 6时，此电极的电极电势。
难溶电解质：难溶盐、氧化物及氢氧化物
例：氯化银电极
氧化还原电对：AgCl /Ag
电极组成式： Cl－|AgCl(s) , Ag(s)
电极反应式： AgCl + e-
Ag + Cl-
3. 氧化还原电极
将惰性极板浸入含有同一元素的两种不同氧化值 的离子的溶液中构成的电极
例：将Pt铂片插入Fe3+及Fe2+的溶液
(Fe3
/
Fe2
)
0.05916
lg
[Fe3 [Fe2
] ]
0.771 0.05916 lg 1 0.0001
0.771 0.05916 4
1.01V
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Mn + 4 H2O
2+
(－) Pt|Fe3+，Fe2+ | | MnO4-，Mn2+，H+|Pt (+) －
作两极， 例：Cu、Fe作两极，稀硫酸作电解质溶液的原 、 作两极 电池中： 电池中：①Cu作____极, ②Fe作____极 作 正 极 作 负极 负极____________ 电极反应式 ：负极 Fe-2e- Fe2+ Fe正极_____________ ↑ 正极 2H++2eH2 如将稀硫酸改为浓硝酸则： 如将稀硫酸改为浓硝酸则： ①Cu作____极, ②Fe作____极 作 负 极 作 正 极 负极____________ 2+ 电极反应式 ：负极 Cu-2eCuCu 正极_____________________ 正极 2NO3-+4H++2e2NO2↑+2H2O
第一节 氧化还原反应
一、氧化值（oxidationumber） 氧化值（ ） 1970年，IUPAC（国际纯粹和应用化学协会） 年 （ 氧化值： 氧化值：某元素一个原子的表观荷电 数，这种荷电数由假设把每个键中的 电子指定给电负性较大的原子而求得。 电负性较大的原子而求得 电子指定给电负性较大的原子而求得。 例： NH3 N -3 H +1
第二节 原电池和电极电位
二、电极电位的产生
将金属放入其盐溶液中时有两种倾向存在： 将金属放入其盐溶液中时有两种倾向存在：
溶解 M 在极板上 沉积 Mn+ + ne 在溶液中 留在极板上
金属越活泼(易失e 溶液越稀，溶解倾向越大； 金属越活泼(易失e-)，溶液越稀，溶解倾向越大； 反之沉积倾向越大。 反之沉积倾向越大。
原电池组成式书写方法: 原电池组成式书写方法:
负极在左正在右，电极导体放两头, 负极在左正在右，电极导体放两头, 缺少导体用铂、 缺少导体用铂、碳，纯固、液、气体挨极板， 纯固、 气体挨极板， 极板、溶液隔竖线。 极板、溶液隔竖线。 浓度压力莫忘标,物质之间要逗号, 浓度压力莫忘标,物质之间要逗号, 盐桥来将两极联,反应物种除水以外都写到。 盐桥来将两极联,反应物种除水以外都写到。
练习
拆分成两个半反应： 拆分成两个半反应： Fe2+ + Br2 → Fe3+ + BrKI+SnCl4 → SnCl2+I2+KCl AuCl4-+Cu → Au + Cl- + Cu2+ Fe2+ + H+ +O2 → Fe3+ + H2O 配平： 配平： Cr2O72-+I-+H+ → Cr3+ +I2+H2O
第二节 原电池和电极电位
电极分类： 电极分类： （1）气体电极，例 Pt, Cl2 (g) |Cl- (c) ）气体电极， 电极反应：Cl2 + 2e 电极反应： （2）金属 金属离子电极 ）金属—金属离子电极 例 Ag | Ag+ (c) 电极反应： 电极反应： Ag+ + e Ag 2Cl-
第二节 原电池和电极电位
第一节 氧化还原反应
5. 化合物中 氧的氧化值一般为 ， 化合物中,氧的氧化值一般为 氧的氧化值一般为-2， 过氧化物（ 过氧化物（如H2O2）中为 -1, 超氧化物（ 中为-1/2 ， 超氧化物（如KO2）中为 氟氧化物（如OF2）中为 。 中为+2。 氟氧化物（ 例： Fe3O4 Fe：+8/3；S4O62- S：+5/2 ： ； ： 注意：氧化值可为整数，也可为分数。 注意：氧化值可为整数，也可为分数。
第二节 原电池和电极电位
一 、原电池 利用氧化还原反应将化 学能转变成电能的装置 称为原电池 称为原电池 (primary cell)，简称电池。 ，简称电池。
Zn + Cu
2+
Zn + Cu
原电池示意图
2+
普通锌锰电池
碱性电池
镍氢电池 镍 镉 电 池
锂离子电池
小型高性能燃料电池
1. 原电池的组成
2+ 2+
第二节 原电池和电极电位
标准电极电位（ 标准电极电位（ Eθ ）
在热力学标准态下测得的电极电位即为标 热力学标准态下测得的电极电位即为标 准电极电位 （一）SHE‖待测电极（标态）（+） ‖待测电极（标态） Eθ= Eθ(Ox/Red) ( 待测 - Eθ(H+/H2) 待测) 待测) 即 Eθ( Ox/Red) ( 待测 = Eθ
第一节 氧化还原反应
求算元素氧化值的规则： 求算元素氧化值的规则： 1.单质中，元素的氧化值皆为0 1.单质中，元素的氧化值皆为0 。 单质中 2.化合物中所有元素的氧化值代数和为零 2.化合物中所有元素的氧化值代数和为零 3.离子中 离子中， 3.离子中，元素的氧化值代数和等于离子 的电荷数。 的电荷数。 4.化合物中 氢的氧化值一般为+1( 化合物中, +1(金属氢 4.化合物中,氢的氧化值一般为+1(金属氢 化物如NaH例外为NaH例外为 化物如NaH例外为-1) 。
电极电位的测定
IUPAC建议电极电位应是下述电池的平衡电动势 建议电极电位应是下述电池的平衡电动势： 建议电极电位应是下述电池的平衡电动势 Pt | H2(100kPa) |H+(a=1)‖Mn+(a) |M ‖
铜电极电极电位的测定 E = E (Cu /Cu ) − ESHE = E (Cu 2+ /Cu ) − 0.00000V = E (Cu /Cu )
半反应由含同一元素原子的不同氧化值组成， 半反应由含同一元素原子的不同氧化值组成，其 氧化值组成 中氧化值高的为氧化态,氧化值低的为还原态。 中氧化值高的为氧化态,氧化值低的为还原态。
第一节
氧化还原反应
氧还半反应与氧化还原电对
氧化态+ ne
-
还原态
Ox +ne Red 氧化还原电对通常写成：氧化态/还原态 氧化还原电对通常写成：氧化态 还原态 Ox/Red 例： Cu2+/Cu， 2+/Zn， Zn ， ， Fe2+/Fe， Fe3+/Fe2 ，
金属难溶盐—阴离子电极 （3）金属 金属难溶盐 阴离子电极， ）金属—金属难溶盐 阴离子电极， 例 ： Ag,AgCl(s) | Cl- (c) 电极反应： 电极反应： AgCl+e （4）氧化还原电极 ） 例 Pt | Fe2+ (c1) ，Fe3+ (c2) 电极反应： 电极反应： Fe3++eFe2+ Cl- +Ag
MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O 2Cl- → Cl2 4. 电荷平衡 Mn2+ + 4H2O MnO4- + 8H+ + 5e① 2Cl- - 2eCl2 ② 5. 配平氧化还原方程式（得失电子数相等） 配平氧化还原方程式（得失电子数相等） 2Mn2+ + 8H2O ①×2：2MnO4- + 16H+ + 10e： 5Cl2 ②×5： 10Cl- - 10e②× ： 2MnO4- + 16H+ + 10Cl2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
Cu2++2e Cu Cu2+ Cu + 2e Eθ= + 0.3402 V Eθ= + 0.3402 V
第二节 原电池和电极电位
Eθ的意义： 的意义： 其大小表示电对中氧化态氧化能力的强弱或 还原态还原能力的强弱。 还原态还原能力的强弱。 Eθ越大 Ox氧化能力越强，Ox是较强氧化剂 越大, 氧化能力越强， 是较强氧化剂 是较强氧化剂, 氧化能力越强 Red还原能力越弱。 还原能力越弱。 还原能力越弱 Eθ越小，Red还原能力越强，Red是较强还 越小， 还原能力越强， 还原能力越强 是较强还 原剂。 氧化能力越弱。 原剂。 Ox氧化能力越弱。 氧化能力越弱
第九章 氧化还原和电极电位
Oxidation-Reduction Reaction and Electrode Potential
目的要求
见教材
主要内容
氧化还原反应* 第一节 氧化还原反应* 原电池与电极电位* 第二节 原电池与电极电位* 第三节 Nernst方程式及影响电极电位因素* Nernst方程式及影响电极电位因素 方程式及影响电极电位因素* 电池电动势及其应用* 第四节 电池电动势及其应用* 电位法测定溶液的pH 自学) pH(自学 第五节 电位法测定溶液的pH 自学 *
第二节 原电池和电极电位
标准氢电极(SHE) 标准氢电极
（standard hydrogen electrode ）
规定： 规定： 298.15K时， 时 Pt , H2(100 kPa) | H+(1.00 mol·L-1) Eθ(H+/H2) = 0.00000 v
2H+(aq) + 2eH2(g) T=298.15K， ， p(H2)=100kPa c(H2)=1 mol·L-1
负极： 负极：氧化反应 Zn → Zn2+ + 2e e
第二节 原电池和电极电位
正极： 正极：还原反应 Cu2+ + 2e - → Cu
Zn2+/Zn
电对： 电对：电极 半电池
Cu2+/Cu
anode Zn 电池反应： 电池反应： + Cu
2+
cathode Zn + Cu
2+