第八章氧化还原反应与电极电位
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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。
分析首先根据电池电动势和已知的标准电极电位，由Nernst方程求出 AgCl/Ag 。其次：AgCl的平衡AgCl(s) Ag+ (aq)+ Cl-(aq)，方程式两侧各加Ag：
AgCl(s) + Ag(s) Ag+ (aq)+ Cl-(aq) + Ag(s)
AgCl与产物Ag组成AgCl/Ag电对；反应物Ag与Ag+组成Ag+/Ag电对。AgCl(s)的溶度积常数为： = 。
解由电池表达式：
正极反应 Cl2 (g)+ 2e- → 2 Cl-(aq)， = + lg
负极反应 Ag(s) + Cl-(aq) → AgCl(s) + e-， = ＋ lg
电池反应 Cl2(g) + 2Ag(s) → 2AgCl(s)
E ＝ -
＝( + lg )-( ＋ lg )
＝1.136V，
将和数据带入
＝－1.136 V＝1.358 V－1.136 V＝0.222V，
又由 AgCl(s) + Ag Ag+ + Cl- + Ag
＝ =(0.222-0.799 6)V/0.059 16V＝-9.76
Ksp(AgCl) = 1.74×10-10
例 8-3 在Ag+、Cu2+离子浓度分别为1.00×10-2mol?L-1和1.00mol?L-1的溶液中加入铁粉，哪一种金属离子先被还原析出？当第二种金属离子被还原析出时，第一种金属离子在溶液中的浓度为多少？已知 ( Cu2+/Cu)=0.341 9V， (Ag+/Ag)=0.799 6V。
分析首先根据电极电位判断物质氧化性或还原性的相对强弱。氧化能力强的氧化型物质将首先被还原。随着反应进行，被还原金属离子浓度降低，电极电位减小，当减小到与第二种金属离子的电极电位相等时，第二种金属离子才能被还原。
解 = ＋ 0.059 16Vlog[Ag+]
＝ 0.799 6V + 0.059 16Vlg(1.00×10-2) = 0.681 3 V
= = 0.341 9 V
由于＞，Ag+是较强氧化剂，当加入还原剂铁粉时首先被还原。
当 = 时，Cu2+离子被还原。则
= 0.799 6V+ 0.059 16Vlg[Ag+] = 0.341 9V
[Ag+] = 1.82×10-8（mol?L-1）
例8-4 298K时电池 (-) Pt(s)│H2(100kp)│NaOH(sln)│HgO(s)│Hg(l) (+) 的 =0.926V，反应H2(g)+ O2(g) = H2O(l)的△rHm = -285.84kJ ?mol-1。又：
H2(g) O2(g) H2O(l) Hg(l) HgO(s)
Sθ/J?mol-1?K-1 130.5 205.03 69.94 77.4 70.29
试求分解反应 HgO(s) Hg(l) + O2(g)
(1) 在298K时氧的平衡分压；
(2) 假定反应热与温度无关，HgO在空气中能稳定存在的最高温度是多少？
解给定的电池反应：HgO(s)+ H2 → Hg(l) +H2O(l) 且n＝2 ……（1式）
△rGmθ= -nFEθ= -2×96 500C?mol-1×0.926V＝-178 718 J?mol-1
由 H2(g) + O2(g)＝H2O(l) ……（2式）
△rGmθ[H2O (l)]＝△rHmθ－T×△rSmθ
＝-285 840J?mol-1-298K×(69.94-130.5 - ×205.03) J?mol-1?K-1
＝-237 244 J?mol-1
1式－2式得 HgO(s) → Hg(l) + O2(g) ……（3式）
△rGmθ＝-178 718 J?mol-1-(-237 244 J?mol-1)＝58 526 J?mol-1
(1) 由△rGmθ＝－RTlnKp，
lnKp= -△rGmθ/RT = -58 526 J?mol-1/(8.314 J?mol-1?K-1×298K) = -23.62
Kp=5.5×10-11=
= Kp2 =3.03×10-21atm = 3.07×10-19kPa
(2) 反应 HgO(s) → Hg(l) + O2(g) 的
△rSmθ =77.4 J?mol-1?K-1+ ×205.03 J?mol-1?K-1-70.29 J?mol-1?K-1
=109.6 J?mol-1?K-1
△rHmθ = △rGmθ + T△rSmθ
=58 526 J?mol-1＋298K×109.6 J?mol-1?K-1 = 91 187 J?mol-1
当HgO在空气中能稳定存在时， =0.2 atm，Kp= = 0.447
再由 =
=
计算得 T2＝784.2K
学生自测题 [TOP] 判断题选择题填空题问答题计算题
一、判断题（对的打√，错的打×）
1． CH4中C与4个H形成四个共价键，因此C的氧化值是4。（）
2．浓差电池Ag|AgNO3(c1)||AgNO3(c2)|Ag，c1< c2, 则左端为负极。（）
3．组成原电池的两个电对的电极电位相等时，电池反应处于平衡状态。（）
4．氢电极的电极电位是0.0000伏。（）
5．增加反应I2 + 2e- 2I-中有关离子的浓度，则电极电位增加。（）
二、选择题（将每题一个正确答案的标号选出） [TOP]
1．下列关于氧化值的叙述中，不正确的是（）
A. 单质的氧化值为0
B. 氧的氧化值一般为-2
C. 氢的氧化值只能为+1
D. 氧化值可以为整数或分数
E. 在多原子分子中，各元素的氧化值的代数和为0
2．下列原电池中，电动势最大的是（）
A. (-) Zn|Zn2+(c)‖Cu2+(c)|Cu (+)
B. (-) Zn|Zn2+(0.1c)‖Cu2+(0.2c)|Cu (+)
C. (-) Zn|Zn2+(c)‖Cu2+(0.1c)|Cu (+)
D. (-) Zn|Zn2+(0.1c)‖Cu2+(c)|Cu (+)
E. (-) Zn|Zn2+(2c)‖Cu2+(c)|Cu (+)
3．已知 (Zn2+/Zn)=－0.76V， (Ag+/Ag)=0.80V，将这两电对组成原电池，则电池的标准电动势为 ( )
A. 2.36V
B. 0.04V
C. 0.84V
D. 1.56V
E. 1.18V
4．对于电池反应Cu2+ + Zn＝Cu + Zn2+，下列说法正确的是（）
A. 当c(Cu2+)＝c(Zn2+)时，电池反应达到平衡。
B. 当 (Zn2+/Zn)＝ (Cu2+/Cu) 时，电池反应达到平衡。
C. 当Cu2+，Zn2+均处于标准态时，电池反应达到平衡。
D. 当原电池的标准电动势为0时，电池反应达到平衡。
E. 当原电池的电动势为0时，电池反应达到平衡。
5．已知 (Fe2+/Fe)＝－0.45V， (Ag+/Ag)＝0.80V， (Fe3+/Fe2+)＝0.77V，标准状态下，上述电对中最强的氧化剂和还原剂分别是 ( )
A. Ag+，Fe2+
B. Ag+，Fe
C. Fe3+，Fe
D. Fe2+，Ag
E. Fe3+，Fe2+
三、填空题 [TOP]
1．Fe3O4中Fe的氧化值为 (1) ； Na2O2中O的氧化值为 (2) 。
2．在氧化还原反应中，电极电位值愈负的电对，其还原型物质 (3) 电子的倾向愈大，是愈强的 (4) 剂。
3．对于电极反应Mn++Xe- M(n-x)+，若加入M (n-x)+的沉淀剂或络合剂，则此电极的电极电位将 (5) ，Mn+的氧化性将 (6) 。
四、问答题 [TOP]
1．随着溶液pH的升高，下列物质的氧化性有何变化？
MnO ，Cr2O ，Hg ，Cu2+，H2O2，Cl2
2．应用标准电极电位数据，解释下列现象：
（1）为使Fe2+溶液不被氧化，常放入铁钉。
（2）H2S溶液，久置会出现浑浊。
（3）无法在水溶液中制备FeI3 。
（ (Fe3+/Fe2+)＝0.77V， (Fe2+/Fe)＝－0.45V， (S/H2S)＝0.14V， (O2/H2O)＝1.23V，(I2/I-)＝0.54V ）
五、计算题 [TOP]
1．设计一原电池，计算AgCl的溶度积常数Ksp，并写出原电池的组成式。
2．已知 (Cu2+/Cu)＝0.340V， (Ag+/Ag)＝0.799V，将铜片插入0.10mol?L-1 CuSO4 溶液中，银片插入0.10mol?L-1 AgNO3 溶液中组成原电池。
(1) 计算原电池的电动势。
(2) 写出电极反应、电池反应和原电池符号。
(3) 计算电池反应的平衡常数。
学生自测答案 [TOP]
一、判断题
1. ×
2. √
3. √
4. ×
5. ×
二、选择题
1.C
2.D
3.D
4.E
5.B
三、填空题
1．(1) (2) －1
2．(3) 失去 (4) 还原
3． (5) 增大 (6) 增强
四、简答题
1．MnO ，Cr2O 和H2O2作为氧化剂的半反应分别为：
MnO ＋8H+＋5e- Mn2+＋4H2O
Cr2O ＋14 H+＋6e- 2Cr3+＋7H2O
H2O2＋2H+＋2e- 2H2O
当pH升高时，H+浓度降低，相应电对的电极电位减小，上述半反应正向进行的趋势减弱，因此MnO 、Cr2O 和H2O2的氧化性均减弱。
Hg 、Cu2+和Cl2作为氧化剂的半反应分别为：
Hg ＋2e- 2Hg
Cu2+＋2e- Cu
Cl2＋2e- 2Cl-
由于H+没有参与上述半反应，因此在酸性范围内pH升高时，对上述三个半反应没有影响，Hg 、Cu2+和Cl2的氧化性不变。
2． (1)由于 (O2/H2O)＞ (Fe3+/Fe2+)，所以溶液中Fe2+易被氧化成Fe3+。当有铁钉存在时，(Fe2+/Fe)＜ (Fe3+/Fe2+)，低电极电位的还原剂能够还原高电极电位的氧化剂，所以Fe能将Fe3+还原成Fe2+，反应式为：2 Fe3+＋Fe＝3Fe2+。
(2) 因为 (O2/H2O)＞ (S/H2S)，所以反应H2S＋ O2＝H2O＋S↓可自发进行，久置常出现浑浊。
(3) 因为 (Fe3+/Fe2+)＞ (I2/I-)，溶液中的Fe3+和I-能自发进行反应。
五、计算题
1．设计以Ag电极和Ag-AgCl电极组成的原电池
（－） Ag(s)|AgNO3||KCl|AgCl(s) |Ag （＋）
正极反应AgCl(s)＋e- → Ag＋Cl- V
负极反应 Ag → Ag+＋e- V
电池反应 AgCl(s) →Ag+＋Cl- （此反应的平衡常数即为Ksp）
＝0.223V－0.799V＝－0.576V
＝－9.74
Ksp＝
2．(1) (Cu2+/Cu)＝ (Cu2+/Cu)＋ lg
＝0.340V＋ lg0.10＝0.310 V
(Ag+/Ag)＝ (Ag+/Ag)＋ lg
＝0.799V＋0.05916Vlg0.10＝0.740 V
所以银电极为正极，铜电极为负极
电池的电动势E＝ 0.430 V。
(2) 正极反应 Ag+＋e- → Ag
负极反应 Cu → Cu2+＋2e-
电池反应 2Ag+＋Cu → 2Ag＋Cu2+
原电池符号为（－）Cu|Cu2+(0.1 mol?L-1) || Ag+(0.1 mol?L-1)|Ag（＋）
(3) ＝0.459V，n＝2，＝15.52，＝3.3×1015
章后习题解答 [TOP]
1、指出下列化合物中划线元素的氧化值：K2CrO4、Na2S2O3、Na2SO3、ClO
2、N2O5、NaH、K2O2、K2MnO4
解划线元素的氧化值分别为：＋6；＋2；＋4；＋4；＋5；－1；－1；＋6。
2、利用离子-电子法配平下列各反应方程式：
(1) MnO4-(aq) + H2O2(aq) + H+(aq)→ Mn2+(aq)+ Ｏ2 (g)+ H2O(l)
(2) Cr2O72- (aq)+ SO32-(aq)+ H+(aq)→ Cr3+(aq)+ SO42-(aq)+ H2O(l)
(3) As2S3 (s)+ ClO3-(aq)+ H+(aq) → Cl-(aq)+ H2AsO4(sln) + SO42-(aq)-
解 (1) 2MnO4-(aq) + 5H2O2(aq) + 6H+(aq)→2 Mn2+(aq)+ 5Ｏ2 (g)+8 H2O(l)
(2) Cr2O72- (aq)+ 3SO32-(aq)+ 8H+(aq)→ 2Cr3+(aq)+ 3SO42-(aq)+4 H2O(l)
(3) As2S3 (s)+ 5ClO3-(aq) ＋5H2O(l)→ 5Cl-(aq)+ 2AsO42-(sln) +3SO42-(aq)- +10H+(aq) 3、在原电池中盐桥的作用是什么？是否可以取消？
解盐桥的主要作用是：离子导体及中和半电池中的电荷，维持电中性。
盐桥不能取消。
4、根据标准电极电位（强酸性介质中），按下列要求排序：
(1)按氧化剂的氧化能力增强排序：Cr2O72- 、MnO4- 、MnO2 、Cl2 、Fe3+ 、Zn2+
(2)按还原剂的还原能力增强排序：Cr3+ 、Fe2+ 、Cl- 、Li 、H2
解（1）氧化剂能力增强顺序：Zn2+、Fe3+、MnO2、Cr2O72-、Cl2、MnO4-
(2) 还原剂能力增强顺序： Cl-、Cr3+、Fe2+、H2、Li
5、根据标准电极电位，判断标态时下列反应的自发方向是否正确，并写出正确的电池组成式。
(1) Zn(s) + Ag+(aq) Zn2+(aq) + Ag(s)
(2) Cr3+(aq) +Cl2(g) Cr2O72- + Cl-(aq)
(3) IO3-(aq) + Fe2+(aq) Fe3+(aq) + I2(s)
解 (1)（－） Zn(s)│Zn2+(aq)‖Ag+(aq) │Ag(s) （＋）
(2)（－） Pt(s)│Cr3+(aq) , Cr2O72-(aq), H+(aq) ‖Cl-(aq) │Cl2(g)│Pt(s) （＋）
(3)（－） Pt(s)│Fe2+(aq), Fe3+(aq) ‖IO3-(aq),H+(aq) │I2(s) │Pt (s) （＋）
6、根据标准电极电位，分别找出满足下列要求的物质（在标态下）：
(1)能将Co2+还原成Co，但不能将Zn2+还原成Zn；
(2)能将Br-氧化成Br2，但不能将Cl-氧化成Cl2。
解只要找到的氧化还原电对的电极电位处于两个电对的电极电位之间即可。
如（1）Fe粉; (2) MnO2
7、根据下列半反应，说明在标态下H2O2能否自发分解成H2O和O2 。
H2O2(aq)＋ 2 H+(aq) ＋2e－1 2 H2O (l) = 1.776V
O2 (g) ＋ 2 H+ (aq)＋2e－1 H2O2 (aq) = 0.695V
解将以上两个电极组成电池，电极电位高的作正极，
正极发生还原反应：H2O2(aq) ＋ 2 H+(aq) ＋2e－1 2 H2O(l)
负极发生氧化反应：H2O2(aq) O2(g) ＋ 2 H+ (aq)＋2e－1
电池反应为： 2 H2O2 (aq) O2 (g) + 2 H2O (l) >0
说明在标准状态下H2O2能自发分解成H2O和O2 。
8、根据标准电极电位和电极电位Nernst方程计算下列电极电位：
(1) 2H+(0.10 mol?L-1) + 2 e- H2(200kPa),
(2) Cr2O72-(1.0 mol?L-1) +14 H+(0.0010 mol?L-1) + 6e- 2Cr3+(1.0mol?L-1) + 7H2O,
(3) Br2(l) +2e- 2 Br—(0.20 mol?L-1)
解 (1) n=2， + = -0.068 V
(2) n=6， + = 1.232v-0.414v＝0.818 V
(3) n=2， + = 1.066v+0.0414v＝1.1074 V
9、设溶液中MnO4-离子和Mn2+离子的浓度相等(其它离子均处于标准状态)，问在下列酸度：(1) pH = 0.0， (2) pH = 5.5， MnO4- 离子能否氧化 I- 和 Br- 离子。
解已知（MnO4-/Mn2+）=1.507V， (Br2/Br-)=1.066V， (I2/I-)=0.5355V
(1) pH=0.0 时，即为标准状态，MnO4-离子能氧化 I- 和 Br- 离子。
(2) pH=5.5 时 (MnO4-/Mn2+)＝ (MnO4-/Mn2+)+
＝1.507 V－0.059 16 V×5.5×8/5＝0.986 V
故此时，MnO4-离子只能氧化 I-离子不能氧化Br-离子。
10、二氧化氯常作为消毒剂用于水的净化处理，
(1) 二氧化氯的生成反应为：2NaClO2(sln) + Cl2(g) = 2ClO2(g)+ 2NaCl(sln)，
已知： ClO2 (g)+ e- ClO2- (aq) =0.954V
Cl2 (g)+ 2e- 2Cl- (aq) =1.358V , 计算该反应的E 、和。
(2) 二氧化氯的消毒作用在于：ClO2(g) ClO3-(aq) + Cl-(aq)，请配平该反应式。
解 (1) 反应的离子方程式为：2ClO2－(aq)+Cl2(g) = 2ClO2(g)+2Cl－(aq)
E = + - －＝1.358V-0.954V = 0.404V
＝－nF E ＝－2×96 500 C?mol-1×0.404V＝－77 972 J?mol-1
lg = n E /0.05916v = 2×0.404V/0.059 16V， = 4.5×1013
(2) 配平得：6ClO2(g)+ 3H2O == 5ClO3-(aq) + Cl-(aq) +6H+(aq)
11、已知：Co3+(aq) +3e- Co(s) =1.26V；Co2+(aq)+ 2e- Co(s) = -0.28V, 求： (1)当钴金属溶于1.0 mol?L-1硝酸时，反应生成的是Co3+还是Co2+（假设在标准状态下）； (2)如改变硝酸的浓度可以改变(1)中的结论吗？已知（NO3-/NO）= 0.96V。
解 (1) 标准状态下，当钴金属溶于1.0 mol?L-1硝酸时，反应生成的是Co2+ 。
(2) 电极电位相差0.3V，故改变硝酸的浓度也难改变(1)中的结论。
12、实验测得下列电池在298.15K时，E = 0.420V。求胃液的pH值（SCE的电极电位为0.2412V）。（－） Pt(s) │H2(100KPa) │胃液│SCE （＋）
解 + ，
E= =0.241 2V－0.059 16V(-pH) = 0.420 V
得 pH＝3.02。
13、在酸性介质中，随pH值升高，下列氧化型物质中，哪些离子（物质）的氧化能力增强？哪些离子（物质）的氧化能力减弱？哪些离子（物质）的氧化能力不变？
Hg22+、Cr2O72-、MnO4-、Cl2、Cu2+、H2O2。
解 pH升高，H＋浓度下降。
在半反应中，没有H+参与的电对氧化能力不变；Hg22+、Cl2、Cu2+ ；
H＋在氧化型一边的电极电位下降，氧化能力减弱；Cr2O72-、MnO4-、H2O2；
H＋在还原型一边的电极电位上升，氧化性增强。
14、求298.15K，下列电池的电动势，并指出正、负极：
Cu(s) │ Cu2+(1.0 10-4 mol?L-1)‖Cu2+(1.0 10-1 mol?L-1) │ Cu(s)
解右＝ (Cu2+/ Cu)+ (1.0 10-1)＝ (Cu2+/ Cu)－0.029 6V
左＝ (Cu2+/ Cu)+ (1.0 10-4)＝ (Cu2+/ Cu)－0.118 4V
右边为正极，左边为负极。
E = 0.118 4V－0.029 6V = 0.088 8 V
15、已知298.15K下列原电池的电动势为0.388 4V：
（－）Zn(s)│Zn2+(x mol?L-1) ‖Cd2+(0.20 mol?L-1) │Cd (s)（＋）
则Zn2+离子的浓度应该是多少？
解查表知 (Cd2+/Cd) = - 0.403V； (Zn2+/Zn) = - 0.762V
＝ (Cd2+/Cd) - (Zn2+/Zn) = -0.403V - (-0.762V) = 0.359V
由E＝ - Q ＝0.388 4V = 0.359V -
得 [Zn2+] = 0.021 mol?L-1
16、298.15K， Hg2SO4(s) + 2e- 2Hg(l) + SO42- (aq) =0.6125 V
Hg22+ (aq) + 2e- 2Hg(l) = 0.7973 V
试求Hg2SO4的溶度积常数。
解将两个电极组成原电池；Hg22+ （aq）+ SO42－（aq）＝ Hg2SO4(s)
＝0.7973V-0.6125V＝0.185v , n=2
lg = 2× /0.059 16v， = 1.8×106
Ksp = = 5.6×10-7
17、已知298.15K下列电极的标准电极电位
Hg2Cl2(s) + 2e- 2Hg（l） + 2Cl- (aq) = 0.268V
问当KCl的浓度为多大时，该电极的 = 0.327V。
解 (Hg2Cl2/Hg) = (Hg2Cl2/Hg) +
0.327V＝0.268V＋
解得 [Cl-] = 0.1 mol?L-1
18、在298.15K，以玻璃电极为负极，以饱和甘汞电极为正极，用pH值为6.0的标准缓冲溶
液组成电池，测得电池电动势为0.350V；然后用活度为0.01 mol?L-1某弱酸（HA）代替标
准缓冲溶液组成电池，测得电池电动势为0.231V。计算此弱酸溶液的pH值，并计算弱酸的
解离常数Ka。
解根据
＝4.0
H+]= 1.0×10-4 mol?L-1
又 c = 0.01 mol?L-1
Ka = = 1.0×10-6
Exercises
1. What is the value of the equilibrium constant at 25℃ for the reaction (refer to the table of standard electrode potential): I2(s) + 2Br－(aq) 2I-(aq) + Br2(l)？Solution ( I2/ I-)=0.5355V； ( Br2/ Br-)=1.066V
lg = nF /RT = ＝-17.94
= 1.15×10-18
2. What is and at 25℃ of a redox reaction for which n=1 and equilibrium constant
= 5 ×103 ？
Solution = -RTln K = - 8.314J?K-1?mol-1×298K×ln(5×103)= -21100J?mol-1
=-nF , n=1, = - = 0.219V
3. Balance the following aqueous skeleton reactions and identify the oxidizing and reducing agents:
(1) Fe(OH)2(s) + MnO4-(aq) → MnO2(s) + Fe(OH)3(s) (basic)
(2) Zn(s) + NO3-(aq) → Zn2+(aq) + N2(g) (acidic)
Solution (1) 3 Fe(OH)2(s)+ MnO4-(aq) + 2H2O＝MnO2(s)+3Fe(OH)3(s)＋OH-(aq)
MnO4-(aq) is the oxidizing agent
(2) 5Zn(s) + 2NO3-(aq)＋12H+ ＝ 5Zn2+(aq) + N2(g) +6H2O
NO3-(aq) is the oxidizing agent
4. Write the cell notation for the voltaic cells that incorporate each of the following redox reactions:
(1) Al(s) + Cr3+(aq) → Cr(s) +Al 3+(aq )
(2) Cu2+(aq) + SO2(g) + 2H2O(l) → Cu(s) +SO42-(aq) +4H+(aq)
Solution (1) (－) Al(s) │Al3+(c1) ‖Cr3+(c2) │Cr(s) (+)
(2) (－) Pt(s)│SO2(g) │SO42-( c1), H+( c2) ‖Cu2+(c3) │Cu(s) (+)
5. A primary cell consists of SHE (as an anode) and a Cu2+/Cu electrode. Calculate [Cu2+] when Ecell = 0.25V.
Solution (Cu2+/Cu)=0.342V
(Cu2+/Cu)＝ (Cu2+/Cu)+
E = ( Cu2+/Cu)－（SHE）
0.25 V＝0.342V＋ - 0.000V
[Cu2+]＝7.8×10－4 mol?L-1
6. A primary cell consists of Ni2+/Ni and Co2+/Co half cells with the following initial concentrations: [Ni2+]=0.8mol?L-1; [Co2+]=0.2 mol?L-1. (If the volume of solution is the same)
(1) What is the initial E? (2) What is E when [Co2+] reaches 0.4 mol?L-1?
(3) What is the equilibrium constant ?
(4) What is the value of [Ni2+]/[Co2+] when E=0.025V
Solution (1) (Co2+/Co)= - 0.28V, (Ni2+/Ni) = - 0.257V
(Co2+/Co)= (Co2+/Co)+ 0.2＝－0.300V
(Ni2+/Ni)= (Ni2+/Ni)+ 0.8＝－0.260V
The initial E = - 0.260V – (- 0.300V) = 0.040V
Cell reaction: Ni2+ (aq)+ Co → Co2+ (aq) + Ni , n=2
(2) When [Co2+] = 0.4mol?L-1，[Ni2+] = 0.6mol?L-1;
(Co2+/Co)= (Co2+/Co)+ 0.4＝－0.292V
(Ni2+/Ni)= (Ni2+/Ni)+ 0.6＝－0.264V
E = - 0.264V – (- 0.292V) = 0.028V
(3) ＝－0.257V– (- 0.28V)＝0.023V , and n=2
lgK = n /0.05916v = = 0.778, K= 6.0
(4)
0.025V=0.023V+
＝1.17
7. A concentration cell consists of two hydrogen electrodes. Electrode A has H2 at 0.9 atm bubbling into 0.1 mol?L-1 HCl， Electrode B has H2 at 0.5atm bubbling into 2.0 mol?L-1 HCl. Which electrode is the anode? What is the E? What is the equilibrium constant ?
Solution hydrogen electrode half-reaction 2H+(aq) + 2e－ H2 ， n=2 Electrode A： A= A + ＝-0.058V
Electrode B： B= B + ＝0.0267V
Electrode A is the anode.
E = 0.0267V – (- 0.058V) = 0.0847V
∵＝0.0V， lgK = n /0.05916V
∴ K=1.
8. In a test of a new reference electrode, a chemist constructs a primary cell consisting of a Zn2+/Zn electrode and the hydrogen electrode under the following conditions: [Zn2+]=0.01 mol?L-1; [H+]=2.5 mol?L-1; pH2 =30 kPa, Calculate the E at 25℃.
Solution ( Zn2+/Zn)= - 0.762V
(Zn2+/Zn)= (Zn2+/Zn)+ 0.01＝－0.821V
(H+/H2)= (H+/H2) + ＝0.039V
E ＝0.039V－(－0.821V)＝0.860V
氧化还原反应与电位的测定 氧化还原反应是化学反应中常见的一类反应，其中涉及到电子的转 移和氧化态的改变。电位的测定则是通过测量氧化还原反应中电子转 移的能力来确定化学物质的还原能力或氧化能力的一种方法。本文将 介绍氧化还原反应的基本概念和电位的测定原理。 一、氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应是指化学反应中发生的电子传递过程，其中一种物质 失去电子，发生氧化反应，称为氧化剂；另一种物质获得电子，发生 还原反应，称为还原剂。氧化还原反应的核心是电子的转移，有时候 还伴随着氢离子或氧原子的转移。 例如，常见的金属与酸反应的氧化还原反应可以表示为： M + 2H+ -> M2+ + H2↑ 在这个反应中，金属M（如铁）失去两个电子，被还原剂还原成 M2+；同时，酸中的氢离子接受了这两个电子，被氧化剂氧化成氢气。 二、电位的测定原理 电位是指物质与标准氢电极之间的电势差，用于描述物质的还原能 力或氧化能力。标准氢电极的电位被定义为0V，其他物质与标准氢电 极之间的电位差被称为标准电极电位，通常表示为E。 电位的测定可以通过比较待测物质与标准电极之间的电势差来进行。一种常用的标准电极是标准氢电极，它的电位被定义为0V。因此，我
们可以将标准氢电极作为参照，测量待测物质与标准氢电极之间的电 势差，从而确定待测物质的电位。 三、电位测定实验步骤 1. 准备实验所需的材料和仪器，包括待测物质、标准氢电极、盐桥、电位计等。 2. 将标准氢电极连接至电位计的阳极端，待测物质连接至电位计的 阴极端。 3. 使用盐桥将两个电极连接起来，保证电解质溶液的离子传递。 4. 打开电位计，调节至合适的量程，并记录初始电位。 5. 向待测物质中添加适量的还原剂或氧化剂，观察电位变化，并记 录最终电位。 6. 根据电位的变化计算出待测物质的电位与标准氢电极的电位之间 的差值，即待测物质的标准电极电位。 四、电位测定实验注意事项 1. 实验过程中要保持电位计和电极的清洁，并避免触碰电极以免影 响实验结果。 2. 在测定电位前，要先进行标定，将电位计的读数与已知电位的物 质进行比对，确保准确性。 3. 实验时应注意控制温度，因为温度的变化可能对电位的测定结果 造成影响。
化学物质的氧化还原反应与电位化学物质的氧化还原反应是化学中非常重要的一类反应，它涉及到 电子的转移和电荷的变化。在这种反应中，氧化剂会接受电子，而还 原剂会捐赠电子，从而实现电子的转移。氧化还原反应的进行与电位 的概念密切相关。本文将介绍氧化还原反应的基本概念，以及电位在 其中的作用。 1. 氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应是指化学物质中电子的转移过程。在这样的反应中， 氧化剂会接受电子，而还原剂会捐赠电子。氧化剂的还原程度由其氧 化态变化表示，而还原剂的氧化程度由其还原态变化表示。氧化还原 反应可以通过构建半反应方程来表示。 半反应方程通常以电子转移的方式呈现。例如，考虑将铜离子还原 为铜金属的反应。铜离子（Cu2+）在这个反应中接受两个电子，变为 铜金属（Cu），可以写为以下的半反应方程： Cu2+ + 2e- → Cu 这个过程中，铜离子从+2的氧化态还原为0价的金属铜。 2. 电位的概念 电位是描述氧化还原反应中电子转移的驱动力的物理量。在化学中，电位通常通过电极电势表示。电极电势指的是将某种物质与标准氢电 极（SHE）进行比较时的电势差。
标准氢电极被定义为电极电势为0的电极。通过与标准氢电极的比较，可以确定其他物质的电势。根据惰性电极和离子电极的不同，可 以将电势扩展到不同的体系中。 3. 氧化还原反应与电位的关系 氧化还原反应的进行与反应物的电位有密切的关系。反应物的电位 决定了电子转移的动力学。在氧化还原反应中，电子从电位较低的物 质转移到电位较高的物质。 当某个物质具有较负的电位时，它更容易捐赠电子，成为还原剂； 而具有较正的电位的物质则更容易接受电子，成为氧化剂。 4. 应用举例 氧化还原反应与电位的概念在许多实际应用中发挥着重要作用。以 下是一些典型的应用例子： (1) 电池：电池是氧化还原反应的重要应用之一。在电池中，化学 能被转化为电能。电池中发生的氧化还原反应使得电荷从负极流向正极，实现电流的产生。 (2) 腐蚀：腐蚀也是一种氧化还原反应。当金属表面暴露在氧气和 水中时，氧化还原反应会导致金属表面的腐蚀。金属作为还原剂，氧 气和水作为氧化剂。 (3) 化学分析：氧化还原反应的电位可以用于化学分析中。通过测 定样品溶液中物质的电位，可以确定其浓度或者其他相关的物化性质。
化学反应中的氧化还原电位与标准电极电势在化学反应中，氧化还原反应是一种常见的反应类型。氧化还原反应涉及到电子的转移，其中的氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。氧化还原电位是反应物参与氧化还原反应时的电势差异，它决定了反应的方向和速率。标准电极电势则是在标准条件下，氧化还原电位的测量值。 一、氧化还原电位的概念及测量方法 氧化还原电位是指在标准条件下，一个半电池中氧化剂和还原剂之间的电势差。它是衡量氧化还原反应的强弱和方向的重要参数。氧化还原电位可以通过将待测体与标准氢电极相连，并与参比电极进行测量，来测定。 常见的参比电极有标准氢电极、饱和甘汞电极和银/银离子电极等。标准氢电极作为氧化还原电位测量的基准，其氧化还原电位被定义为0V。其他电极相对于标准氢电极的电势差即为其氧化还原电位。 二、标准电极电势的定义及重要性 标准电极电势是指在标准条件下，一个半电池相对于标准氢电极的电势差。标准电极电势的大小可以用来衡量化学物质参与氧化还原反应的倾向性。较正标准电极电势的正值表示氧化剂的强性增加，而较负的值则表示还原剂的强性增加。
标准电极电势的计算可以使用Nernst方程来实现。Nernst方程将标 准电极电势与温度、反应的浓度以及反应的活度之间的关系联系起来。通过Nernst方程，可以预测在非标准条件下的电极电势变化。 标准电极电势是研究电化学反应和构建电池等领域中的重要参数。 它能够用来预测反应的进行方向、确定电池的正负极以及判断电池的 电势等。 三、氧化还原电位与标准电极电势的关系 氧化还原电位和标准电极电势之间存在一定的关系。氧化还原电位 可以通过测量半电池与标准氢电极之间的电势差来确定。而标准电极 电势则是将该半电池与标准氢电极进行比较得到的。 标准电极电势是指在标准条件下，一个半电池相对于标准氢电极的 电势差。而氧化还原电位是指在标准条件下一个半电池中氧化剂和还 原剂之间的电势差。因此，氧化还原电位等于标准电极电势减去氧化 剂和还原剂之间的电势差。 氧化还原电位和标准电极电势之间的关系可以用以下公式表示： E = E° - (RT/nF)ln(Q) 其中，E为氧化还原电位，E°为标准电极电势，R为气体常数，T 为温度，n为电子转移数，F为法拉第常数，Q为反应物的活度积。 通过这个公式，可以得出氧化还原电位和标准电极电势的数值关系。
氧化还原反应与电位 一、引言 氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，涉及到物质的电荷转移过程。在氧化还原反应中，物质可以失去或者获取电子，从而改变其氧化态。电位则是衡量氧化还原反应中电子流动的能力，是反映物质氧化还原性质的一个参数。本文将探讨氧化还原反应与电位之间的关系，并举例说明其在实际应用中的重要性。 二、氧化还原反应的基本原理 1. 氧化与还原 在氧化还原反应中，一些物质会失去电子，被氧化成为更高的氧化态，我们称这个过程为氧化；而另一些物质则会获取电子，被还原成为更低的氧化态，我们称之为还原。氧化与还原是氧化还原反应中不可或缺的两个过程。 2. 电子转移与电荷平衡 氧化还原反应中，电子的转移至关重要。当一个物质被氧化时，它会失去电子，而这些电子会被另一个物质接受。这种电子转移的过程需要保持电荷平衡。例如，当金属铜与溶液中的二价铁离子发生反应时，铁离子会获取两个电子，并还原成单价的铁离子，而铜则会失去两个电子，被氧化成为两价铜离子。通过电子的转移，氧化还原反应得以进行。
3. 氧化还原反应的标志物 在氧化还原反应中，我们通常用氧化态的变化来描述反应过程。氧 化态是指物质中原子的电荷状态，通过电子转移而改变。在一个氧化 还原反应中，我们可以观察到某个物质的氧化态发生变化，从而判断 它是否发生了氧化或还原。例如，当二价铁离子被还原成一价铁离子时，我们可以说它发生了还原。 三、电位的概念与意义 1. 电位的定义 电位是衡量氧化还原反应中电子流动能力的一个物理量。简单地说，电位就是用电子流动的能力来衡量一个物质的氧化还原性质。电位的 单位通常为伏特（V）。 2. 电极电位与标准电极电位 在电化学中，我们通常使用电极来测量电位。电极由纯度高的金属 制成，将它与参比电极（通常使用标准氢电极）相连，通过测量电极 与参比电极之间的电势差来确定电位。这个电势差称为电极电位。标 准电极电位是指在标准条件下，即温度为25摄氏度、浓度为1摩尔/升 时的电极电位。 3. 使用电位进行反应预测与控制 电位的测量与计算可以帮助我们预测氧化还原反应的进行方向与强弱。如果一个物质的电位高于另一个物质，那么它更容易被还原，反 之则更容易被氧化。通过测量电位，我们可以判断哪些物质更容易失
化学物质的氧化还原反应与电极电位计算 氧化还原反应是化学中一种常见的反应类型，也是许多重要化学过 程的基础。在这篇文章中，我们将讨论氧化还原反应的基本概念以及 如何利用电极电位计算反应的电势。 一、氧化还原反应概述 氧化还原反应是指化学物质中的原子、离子或分子失去或获得电子 的过程。在氧化还原反应中，有一个物质被氧化而失去电子，同时另 一个物质被还原而获得电子。氧化还原反应常常涉及到电荷的转移， 其中电子的转移十分重要。 例如，我们熟知的腐蚀反应就是一种典型的氧化还原反应。铁的腐 蚀过程中，铁原子失去电子转化为两个氧化铁离子（Fe3+），同时电 子被转移给氧气分子，还原成氧化铁（Fe2O3）中的氧原子。 在氧化还原反应中，一个物质的氧化还必然伴随着其他物质的还原，反之亦然。这是因为原子、离子或分子之间的电荷守恒原则。 二、电极电位的概念 在氧化还原反应中，我们可以根据物质失去或获得的电子数量来比 较其氧化还原强度。而电极电位就是衡量物质氧化还原强度的指标。 电极电位是指相对于标准氢电极（SHE）而言，一个半电池中半反应 所具有的趋向性。
标准氢电极被定义为具有0电位的电极，其他物质的电极电位可以与标准氢电极进行比较。在实际实验中，常用参比电极（如银/银离子电极、铜/铜离子电极等）来测量待测电极的电势。 根据电势的定义，正的电极电位表示反应是自发进行的，而负的电极电位则表示反应不是自发进行的。 三、电极电位计算 在进行电极电位计算时，需要利用一些相关的热力学数据和电势公式。以下是常用的两个电势公式： 1. Nernst方程 Nernst方程用于计算由化学反应引起的电极电位变化。它的表达式为： E = Eo + (RT/nF)lnQ 其中，E为电极电位，Eo为标准电极电位，R为普适气体常数，T 为温度，n为反应物的电子转移数，F为法拉第常数，Q为反应的反应物之间的物质浓度比。 2. Gibbs自由能变化 Gibbs自由能变化可以通过电势差来计算。它的表达式为： ∆G = -nFE 其中，∆G为反应的Gibbs自由能变化，E为电极电势，F为法拉第常数，n为电子转移数。
化学反应中的氧化还原电位与电极电势 化学反应中的氧化还原（Redox）电位与电极电势是研究电化学过程中的重要概念。在化学反应中，电子转移过程是氧化还原反应的核心。了解和掌握氧化还原电位及电极电势的概念对于理解电化学现象和反应机理具有重要意义。本文将介绍氧化还原电位与电极电势的基本概念、测量方法和相关应用。 一、氧化还原电位的定义与计算 氧化还原电位是指在标准态下，反应物的氧化半反应和还原半反应之间的电势差。氧化还原电位可以通过标准电极电势来计算。标准电极电势是指在标准态下，与氢电极（标准氢电极）相比，电极上的电势差。标准氢电极的电极电势定义为零，其他电极的电势都是相对于标准氢电极而言的。 计算氧化还原电位可以使用Nernst方程，即：E = E0 - (RT/nF)lnQ 其中，E表示氧化还原电位，E0表示标准电极电势，R表示理想气体常数，T表示温度，n表示电子的转移数，F表示法拉第常数，Q表示反应物的活度积。 二、电极电势的测量方法 电极电势是指电极与电解质溶液之间的电势差。测量电极电势常用的方法有两种：直接测量法和表观电极电势法。
直接测量法是通过连接一个参比电极和待测电极，通过电压表等仪 器对电势差进行直接测量。参比电极的电势是已知的，可以与待测电 极进行比较，得到待测电极的电势值。 表观电极电势法是通过浸泡不同浓度的电解质溶液中的电极，测量 得到的电势变化来推算电极电势。这种方法可以用于分析电极表面的 活性和浓度等信息。 三、氧化还原电位与自发反应 氧化还原电位与反应的自发性有密切关系。在电化学中，氧化还原 反应是否自发进行可以通过比较氧化还原电位来判断。当氧化还原电 位为正时，反应是自发的；当氧化还原电位为负时，反应是非自发的。而当氧化还原电位为零时，反应处于平衡状态。 通过对氧化还原电位的测量，可以了解反应物之间电子转移的方向 和自发性，从而推断反应过程中的能量变化和反应机理。 四、氧化还原电位与电化学应用 氧化还原电位的概念在电化学领域具有广泛的应用。通过调节电极 的电势，可以实现氧化还原反应的控制和促进。例如，在电池中，正 极和负极的电极电势差可以驱动电子在电池中流动，产生电能。此外，氧化还原电位还应用于腐蚀、电解和电解合成等工业过程中。 结语 本文介绍了化学反应中的氧化还原电位与电极电势的概念、测量方 法和相关应用。了解和掌握氧化还原电位及电极电势对于深入理解电
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。氧化还原电位则用于评估氧化剂和还原剂之间电子转移的能力。根据 氧化还原电位的不同，可以确定反应的方向，并判断氧化剂和还原剂 的身份。氧化还原电位的应用包括计算电池电势和研究化学反应速率等。
氧化还原反应的电动势和标准电极电位 氧化还原反应是化学反应中非常重要的一类反应，它涉及到电子的 转移与交换。在氧化还原反应中，电子从一个物质转移到另一个物质，导致物质的氧化与还原。在这类反应中，我们经常使用电动势和标准 电极电位来描述反应的性质和方向。 一、电动势的定义 电动势是指一个电池或电化学反应中电子从负极向正极移动的推动力。它常用符号E表示，单位为伏特(V)。 电动势可以通过测量两个电极之间的电压来得到。电动势的正负表 示了电子转移的方向，正电动势表示电子从负极流向正极，负电动势 则相反。 当一个电池的正负极分别接触到一个外部电路时，电动势将推动自 由电子在外部电路中流动，从而完成一个电化学反应。 二、标准电极电位的定义 标准电极电位是指一个氧化还原反应中，电极与溶液中特定离子的 相互作用下所达到的平衡状态的电势。标准电极电位常用符号E0表示，单位也是伏特(V)。 标准电极电位是基于一组标准条件来确定的，即温度为298K（25 摄氏度），浓度为1mol/L，压力为1 atm。
标准电极电位可以通过将待测电极与参比电极连接成电池，然后测量两者之间的电动势来得到。 参比电极往往选取标准氢电极（SHE），将其标准电极电位定义为0V，其他电极的标准电极电位则是相对于标准氢电极的电势。 三、电动势与标准电极电位的关系 电动势与标准电极电位的关系可以通过以下公式得到： E = E(正极) - E(负极) 其中，E表示电动势，E(正极)表示正极的标准电极电位，E(负极)表示负极的标准电极电位。 这个公式说明了电动势是由正极和负极的标准电极电位差决定的。当正极的标准电极电位高于负极时，电动势为正，反应可进行；当正极的标准电极电位低于负极时，电动势为负，反应不可进行。 四、应用举例 1. 锌和铜的氧化还原反应 在锌和铜的氧化还原反应中，锌的标准电极电位为-0.76V，铜的标准电极电位为+0.34V。根据公式计算可知，反应的电动势为： E = E(正极) - E(负极) = 0.34V - (-0.76V) = 1.10V 由于电动势为正，这个反应是可进行的。 2. 锌和银的氧化还原反应
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。
氧化还原反应的电位与电势 氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，通过电子的转移改变 物质的氧化态和还原态。在这个过程中，电位和电势起着关键的作用，它们可以帮助我们理解反应的性质和趋势。本文将详细介绍氧化还原 反应的电位和电势，并解释它们在化学反应中的重要性。 一、电位的概念与作用 电位，也称为标准电极电位，是指氧化还原反应中，各物质的电极 处于标准状态时，与标准氢电极的电位差。标准氢电极被定义为电极 电位为0的标准。电位可以用来描述一种物质在氧化还原反应中具有 氧化（或还原）能力的强弱。当物质的电位越正，说明它越容易被氧化；当电位越负，说明它越容易被还原。 电位的单位是伏特（V），通常用标准氢电极为参照物进行测量。 电位的测量涉及到电池的两个半反应，具体步骤较为复杂。通过电位 的测量，可以推断物质的氧化还原性质，例如，电位越正的物质在反 应中更容易发生氧化反应，而电位越负的物质更容易发生还原反应。 二、电势的概念与计算方法 电势是指氧化还原反应中，电子从氧化剂转移到还原剂的趋势或驱 动力。简单来说，电势可以理解为电子从一个物质转移至另一个物质 的能力。当电位差（电势差）越大时，电子转移的能力越强，反应也 越容易发生。 电势的单位是伏特（V），可以通过以下公式来计算：
电势 = 氧化剂的电位 - 还原剂的电位 其中，氧化剂的电位和还原剂的电位分别来自于物质的标准电极电位。电势的正负号表示了电子向哪个方向转移，正号表示电子从氧化剂转移到还原剂，负号表示反之。 通过计算电势，我们可以预测氧化还原反应的进行方向和强弱。当电势为正时，反应趋势会向着氧化剂的方向进行；当电势为负时，反应趋势会向着还原剂的方向进行。 三、电位和电势在化学反应中的重要性 电位和电势的概念为我们揭示了氧化还原反应的驱动力和方向提供了有力工具。通过电位，我们可以了解物质的氧化还原能力，进一步推测反应的进行性质。 在化学实验和工业生产中，电位和电势的测定可以帮助我们选择合适的氧化剂和还原剂，优化反应条件，提高反应效率。同时，电位和电势的测量还有助于预测电池的电动势以及化学电源的性能。 此外，电位和电势还与电子传递的动力学过程相关。较高的电位差可以促进电子的转移速率，加快反应速度。对于研究电化学反应机理和催化过程，电位和电势的研究也具有重要意义。 总结： 本文详细介绍了氧化还原反应的电位和电势的概念、计算方法和在化学反应中的重要性。电位可以描述物质在反应中的氧化还原性质，而电势则可以预测反应的进行方向和强弱。电位和电势的研究对于选
氧化还原电对的条件电极电位是氧化还原电对的条件电极电位是指氧化还原反应在标准状况下在 电极上产生的电动势。电动势是指单位正电荷在电场中受到的力所做 的功，也可以理解为电势能的差异。电动势的大小取决于氧化还原反 应的进行程度，反应进行得越彻底，电动势就越大。 在氧化还原反应中，有两类电极参与其中，即氧化电极和还原电极。氧化电极发生氧化反应，即原子或离子失去电子，成为正离子； 还原电极发生还原反应，即原子或离子接受电子，成为负离子。氧化 和还原反应同时进行，形成氧化还原电对。 对于一个氧化还原电对来说，在标准状况下，即温度为298K、活 度为1M和气压为1atm的情况下，可以根据标准氧化还原电势表获取 电对的标准电势。标准氧化还原电势表列举了常见物质的标准电势值，可以对于各种氧化还原电对进行比较。表中标记的参考物质是氢离子 和氢气，其标准电势被定义为0V，其他物质的标准电势则相对于氢离 子和氢气进行测定。
根据标准氧化还原电势表，可以知道氧化还原电对的标准电势是 正数，表示反应是自发进行的，具有较高的电化学活性。标准电势的 大小取决于氧化还原电对中参与反应的物质的特性，如化学成分、电荷、活度等。更正式地说，条件电势是指在非标准状况下，即温度、 活度和气压等条件与标准状况不同的情况下，电对产生的电动势。 要计算条件电势，可以使用奈尔斯特方程，该方程将条件电势与 标准电势之间的关系联系起来。奈尔斯特方程的数学形式如下： E = E0 - (0.0592/n)logQ 其中，E是条件电势，E0是标准电势，0.0592是自然对数的常数，n是电子的转移数，log是以10为底的对数运算，Q是反应物浓度的乘积，反应物是氧化剂和还原剂。 从奈尔斯特方程可以看出，在非标准状况下，条件电势与标准电 势之间存在一个对数关系。当Q等于1时，条件电势等于标准电势， 这是因为在标准状况下，反应物的活度为1M，满足奈尔斯特方程。当 Q小于1时，条件电势大于标准电势，表示反应物浓度较低；当Q大于 1时，条件电势小于标准电势，表示反应物浓度较高。
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。因此，氧化反 应发生在高锰酸钾上，还原反应不发生。 结论：
氧化还原反应与电位 氧化还原反应（Redox reactions）是化学反应中最为重要和常见的类型之一。它涉及到电子的转移过程，并在化学反应中产生了许多有趣的现象。而电位（Electrode potential）则是衡量氧化还原反应进行方向和强度的物理量。本文将探讨氧化还原反应与电位之间的关系及其应用。 一、氧化还原反应的基本概念 1. 氧化与还原 氧化指的是物质失去电子或氢原子，同时增加氧原子或氧化价，还原则相反。在氧化还原反应中，氧化和还原是相互耦合的。 2. 氧化还原反应的基本特征 氧化还原反应中，电子的转移是关键的特征。在氧化反应中，物质接受电子，被还原；在还原反应中，物质失去电子，被氧化。氧化和还原两个半反应同时进行，构成完整的氧化还原反应。 二、电位的基本概念 1. 电位的定义 电位是指在特定条件下，半电池中电子的迁移能力。它是衡量一个电化学系统中氧化还原反应进行方向和强度的物理量。 2. 电位的测量
电位可以通过电池电解质溶液与标准氢电极之间的电位差进行测量。标准氢电极被定义为0V，其他电极的电位以标准氢电极为参比。 三、氧化还原反应与电位的关系 1. Nernst方程 Nernst方程描述了氧化还原反应与电位之间的关系。它可以用于计 算方程式中各种物质浓度对电位的影响。 2. 标准电位 标准电位指的是在标准状态下，物质的氧化还原反应产生的电位。 标准电位是衡量氧化还原反应强弱的重要指标。 3. 关于电位的计算 电位的计算需要考虑反应的热力学性质、反应速率以及电子迁移的 能力等因素。通过电位的计算，我们可以预测氧化还原反应发生的方 向以及强度。 四、氧化还原反应与电位的应用 1. 电化学电池 电池是利用氧化还原反应产生电能的装置。通过将氧化还原反应与 电位的关系应用于电池的设计与制造，可以实现各种类型的电池，如 锂电池、铅酸电池等。 2. 腐蚀与防腐措施
氧化还原反应的电位与标准电极电势氧化还原反应是化学中十分重要的一类反应，在许多化学和生物过 程中起着关键作用。在这些反应中，电子的转移是一个核心步骤，而 电子的转移程度取决于氧化还原反应的电位。本文将介绍氧化还原反 应的电位以及标准电极电势，以帮助读者更好地理解这一概念。 一、氧化还原反应的概念及基本原理 氧化还原反应是指物质在化学反应中失去或获得电子的过程。在氧 化还原反应中，通常有一个物质被氧化（失去电子），同时另一个物 质被还原（获得电子）。这种电子的转移导致了物质的化学性质的变化。 在氧化还原反应中，有两个重要的概念需要理解：氧化剂和还原剂。氧化剂是指能够接受电子的物质，它们在反应中发生还原。而还原剂 是指能够提供电子的物质，它们在反应中发生氧化。氧化剂和还原剂 之间的电子转移进一步推动了氧化还原反应的进行。 二、电位与电势的概念 电位是指电荷在电场中由于位置的不同而具有的能量差异。在氧化 还原反应中，我们关注的是电荷的转移过程，因此我们需要引入电势 的概念。电势是指单位正电荷在电场中的势能，它可以用来描述电荷 的状态，并进一步推导出与电势相关的氧化还原反应的性质。 标准电极电势是指在标准状态下，电极与参比电极之间产生的电势差。标准状态下，物质的浓度为1mol/L，温度为25℃，压力为1 atm。
通过与参比电极的比较，我们可以确定氧化还原反应的标准电极电势，进而预测反应的方向和速率。 三、标准电极电势的测量与应用 标准电极电势可以通过电化学电池来测量。电化学电池是由两个电 极构成的系统，其中一个电极是参比电极，而另一个电极则是我们希 望测量电势的电极。在测量过程中，我们将待测电极与参比电极连接，通过测量电路中流过的电流和电势差的变化，可以确定待测电极与参 比电极之间的电势差，即标准电极电势。 标准电极电势的测量结果通常以“标准氢电极”作为参照。标准氢电 极的电势被定义为零，其他电极的电势则以标准氢电极为基准进行比较。通过测量不同电极与标准氢电极之间的电势差，我们可以获得相 应物质的标准电极电势。 标准电极电势对于理解氧化还原反应的方向和速率非常重要。既然 标准电极电势与参比电极的电势差是可以测量的，那么我们就可以根 据反应物的标准电极电势来预测反应的进行方向。一般来说，正的标 准电极电势意味着反应向前进行，负的标准电极电势则意味着反应向 反方向进行。 四、电极反应的影响因素 氧化还原反应的电位与标准电极电势受到多种因素的影响，其中最 主要的因素包括温度、浓度以及反应物的性质。温度升高会导致电势 增加，因为反应速率增加；反应物的浓度增加会使得标准电极电势减
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。电极电位描述了氧化还原能力的大小，是测量和描述氧化还原反应的重要物理量。电极电位的变化决定了反应的进行程度和能否发生，同时也在许多领域具有实际应用的意义。对于研究和理解氧化还原反应以及相关领域的应用，深入了解电极电位的概念和原理是至关重要的。
氧化还原反应和电位 1. 引言 氧化还原反应是化学中最重要的一类反应之一，常见于我们周围的各种化学和生物过程中。在这篇文章中，我们将探讨氧化还原反应的基本概念和原理，并深入了解电位的概念和其在反应中的应用。 2. 氧化还原反应 2.1 氧化还原反应的定义 氧化还原反应是指物质与氧化剂之间电子的转移过程。其中一个物质会失去电子并被氧化，称为氧化剂；另一个物质会获得电子并被还原，称为还原剂。氧化还原反应是通过电子的转移来实现的。 2.2 氧化还原反应的基本示例 一个常见的氧化还原反应是金属与非金属元素结合形成化合物的过程。例如，钠和氯反应生成氯化钠的反应方程式可以表示为：2Na + Cl2 -> 2NaCl 在这个反应中，钠失去一个电子并被氧化为钠离子，充当氧化剂；氯气获得一个电子并被还原为氯离子，充当还原剂。 3. 电位的概念 3.1 电位的定义
电位是指物质在某种条件下参与氧化还原反应时的电子亲和性或电 子释放性。它可以用于描述化学物质参与氧化还原反应的倾向性。 3.2 电位的测量 电位可通过电解池构建进行测量。电解池由一个被测物质的电极和 一个标准电极（如标准氢电极）组成。测量过程中，测量物质的电极 连接到电位计，标准电极连接到参比电极。通过比较两个电极之间的 电位差，可以确定被测物质的电位。 4. 电位与氧化还原反应的关系 4.1 电位差与反应趋势 根据能量守恒原理，一个物质的电位差越大，其参与氧化还原反应 的趋势越强。当电位差较大时，该物质更有可能发生氧化或还原反应。 4.2 电势图的应用 电势图是用来表示物质电位变化的图表。它可以展示不同物质在氧 化还原反应中的倾向性。通过分析电势图，可以判断某种物质是作为 氧化剂还是还原剂参与反应。 5. 应用案例 5.1 电池 电池是氧化还原反应的重要应用之一。电池中的化学能通过氧化还 原反应转化为电能。例如，常见的干电池是通过锌和二氧化锰的氧化 还原反应来产生电能的。
化学物质的氧化还原电位与电极化学反应中的氧化还原（Redox）过程是所有化学变化中重要的一 种类型，它涉及到电子在化学物质之间的转移。氧化还原电位是衡量 化学物质中氧化还原反应进行方向和程度的物理量，它与电极的材料 以及电解质溶液中的浓度有密切的关系。本文将探讨化学物质的氧化 还原电位与电极之间的关系以及其在化学反应中的重要性。 一、氧化还原电位与电极的基本概念 氧化还原电位是指在标准状态下，氧化剂和还原剂之间电子转移的 趋势和强度大小。氧化剂是指能够氧化其他物质并自身被还原的化学 物质，而还原剂则是指能够还原其他物质并自身被氧化的化学物质。 在氧化还原反应中，电子从还原剂转移到氧化剂，这个过程涉及到电 极的参与。 电极是指能够在电化学反应中接受或释放电子的固体或者液体界面。它可以分为氧化电极和还原电极。氧化电极通常是能够吸收电子的电极，而还原电极则是能够释放电子的电极。在氧化还原反应中，氧化 电极接受电子，而还原电极释放电子，电子从还原电极通过外部回路 流向氧化电极，使得氧化剂得到还原并且还原剂被氧化。 二、影响氧化还原电位的因素 1. 电极的材料 电极的材料直接影响到氧化还原电位的数值。不同的材料具有不同 的电子吸附性和释放性能，因此会导致氧化还原电位的差异。常见的
电极材料包括铜、银、铂等金属，它们具有不同的电子亲和力和电子 亲和力。 2. 电解质溶液的浓度 溶液中电解质的浓度也会影响氧化还原电位的数值。浓度越高，氧 化还原反应进行的越容易，氧化还原电位的数值也会相应增加。这是 因为高浓度的电解质能够提供更多的离子，增加反应速率和电流密度。 3. 温度 温度是一个影响氧化还原电位的重要因素。随着温度的升高，氧化 还原反应的速率和反应性也会增加，从而导致氧化还原电位的变化。 一般来说，随着温度的升高，氧化剂的还原性增加，还原剂的氧化性 增加。 三、化学物质的氧化还原电位的应用 1. 反应方向的确定 化学物质的氧化还原电位可以帮助确定化学反应的方向。根据氧化 还原电位的数值，可以判断出某个物质是氧化剂还是还原剂。氧化剂 的氧化还原电位为正值，而还原剂的氧化还原电位为负值。根据这一 规律，可以确定反应方程式中各组分的电子转移方向。 2. 电池和电解槽的设计 氧化还原反应是电池和电解槽的基础。通过选择合适的氧化剂和还 原剂，并通过调节电极材料和电解质浓度，可以设计出具有特定电压
氧化还原反应的电位与电池氧化还原反应是化学中的一种重要的反应类型，它涉及到原子或离子失去或获得电子的过程。而氧化还原反应的电位则是描述反应中电子转移的趋势和方向的重要指标。电位的大小决定了反应的驱动力和方向，因此对于理解氧化还原反应以及电池的工作原理至关重要。 电位的定义 电位是指在标准条件下，参与氧化还原反应的物质中电力驱动力的大小。我们可以通过比较不同物质中氧化还原反应的电位大小来判断反应的进行方向和强弱。 标准电极电位的测定 在实验中，我们一般是通过测量相对于标准氢电极的电势差来确定不同物质的标准电极电位。标准氢电极的电位被定义为0V，其他物质的标准电极电位则是通过测量实验条件下与标准氢电极之间的电势差得到的。这样，我们就可以建立一个相对的电位表，即标准电极电位表。 电位与反应进行方向的关系 根据电位的定义，我们知道电位越大则驱动力越大，反应进行的趋势越明显。因此，当两个物质进行氧化还原反应时，电位高的物质会在电化学反应中发生还原，而电位低的物质则会在反应中发生氧化。 电池的工作原理
电池是利用氧化还原反应的电位差来产生电能的装置。具体而言， 电池由两个半电池组成，一个半电池负责氧化反应，即负极半电池， 另一个半电池负责还原反应，即正极半电池。正极半电池中的物质具 有较大的正电位，而负极半电池中的物质具有较小的负电位。这样， 在两个半电池之间就产生了电势差，电子会从负极半电池流向正极半 电池，形成电流。当电子在外部电路中流动时，就可以产生电能。 电池的电压和电动势 电池的电压是指两个电极之间的电势差，它是衡量电池性能的一个 重要参数。而电动势则是指电池内部的电势差，它等于正极电势减去 负极电势。电动势反映了电池中氧化还原反应的趋势，当电动势大于 零时，反应是可行的，电流会顺利流动。 电池的类型和应用 基于氧化还原反应的电位差，我们可以将电池分为原电池和电解池 两种类型。原电池是利用氧化还原反应直接产生电能的装置，如干电 池和锂离子电池等。而电解池则是利用外部电源来驱动氧化还原反应，反而产生化学变化的装置，如电解水、电解铜等。 电池广泛应用于我们的日常生活中，例如手机、电脑、电动车、家 用电器等都离不开电池的支持。此外，在工业生产、交通运输、能源 储备等领域也有着重要的应用。 总结
氧化还原反应的电位与电池 电化学是研究电子转移和化学反应之间关系的学科。而氧化还原反 应则是电化学中最基本和普遍的反应类型之一。在氧化还原反应中， 原子、离子或分子失去或获得电子，产生电潜差，即电位差。这种电 位差在电池中被利用，从而产生电能。 一、氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应是指化学反应中原子、离子或者分子的电荷发生变化 的过程。在氧化还原反应中，一方物质失去电子而被氧化，称为氧化剂；另一方物质获得电子而被还原，称为还原剂。 例如，当金属铁与氧气发生反应时，铁原子失去电子被氧气氧化， 生成氧化铁。 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 在这个反应中，铁被氧气氧化，因此是被氧化的。而氧气则还原了，因此是还原剂。 二、电位的概念和测定方法 在氧化还原反应中，物质的氧化或还原程度可以通过电位来表示。 电位是指一个电化学电池中电流的流动能力。电位可以通过电池两个 电极之间产生的电压来测定。较高的电位表示物质更容易被氧化，较 低的电位则表示物质更容易被还原。
电池的电位差可以使用标准电极电位来测量。标准电极电位是指当反应浓度为1摩尔/升时，电池的极限电位。标准电极电位是相对于标准氢电极进行测量的。 标准氢电极的电位被定义为0伏，被作为其他物质电位的参考点。标准电极电位可以通过电化学电池进行实验测量获得。 三、电池的构成和原理 电池是一种将化学能转化为电能的装置。电池由两个或多个不同金属之间通过电解质连接而成。其中，一个电极被称为阳极，另一个电极则被称为阴极。电极之间的连接在电解质中形成离子传导通道。 在电池中，氧化还原反应发生在两个电极上。在阳极上，氧化反应发生；而在阴极上，还原反应发生。当两个反应连在一起时，电子由阳极流向阴极，形成电流。 电池的电势差又叫电动势（E），是指两个电极之间的电位差。电池的电动势取决于两个电极的标准电极电位以及电解质浓度等因素。 电池的电势差可以通过Nernst方程来计算。Nernst方程表示了电池电势与反应物浓度之间的关系。 E = E0 - (RT/nF)ln(Q) 其中，E0是标准电极电位，R是理想气体常数，T是温度，n是电子数，F是法拉第常数，Q是反应物的浓度比值。 四、电池的应用