第五章氧化还原反应与电化学
内容
1. 氧化数；
2.原电池与原电池电动势；
3. 金属的腐蚀与防护；
4.电解的基本原理及应用。
知识点与考核点
1．氧化数
某元素的一个原子在化合状态时的形式电荷数
．．．．．（可以为分数）。
2．电对
同一元素氧化数高的状态（氧化态）与其氧化数低的状态（还原态）构成
一个电对。通常表述为氧化态/还原态，例如，Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Fe3+/Fe2+、Fe2+/Fe、O２／H2O2、H2O2/OH–等。
3．原电池
借助氧化还原反应直接
．．产生电流的装置。
4．原电池装置的符号表示：（以铜锌原电池为例）
（－）Zn | Zn2+（c1）|| Cu2+（c2）| Cu（+）
负极反应：Zn（s）→Zn2+（aq）+2e–
正极反应：Cu2+（aq）+2e–→Cu（s）
电池总反应：Cu2+（aq）+ Zn（s）= Cu（s）+ Zn2+（aq）
5．原电池装置的符号表示书写规则
（1）负极在左侧，正极在右侧，
（2）两个半电池的中间用盐桥“||”连接，
（3）盐桥两侧分别是正、负极的离子“Zn2+（c1）||Cu2+（c2）”，溶液需标
出离子的浓度。
例：将下列氧化还原反应组成原电池，写出电极反应。
（1）Sn2+（aq）+2Fe3+（aq）= Sn4+（aq）+2Fe2+ （aq）
解：原电池符号表示式为
（－）Pt | Sn2+ (c1), Sn4+ (c2) || Fe3+ (c3), Fe2+ (c4) | Pt（＋）
负极反应：Sn2+（aq）→Sn4+（aq）+2e–
正极反应：2Fe3+（aq）+ 2e–→2Fe2+（aq）
说明：①反应物中氧化剂的还原反应为正极反应，还原剂的氧化反应为负极反应。
②没有金属作为电极，故选用不参与反应、只起导电作用的Pt或石墨等惰性电机作为辅助电极。
（2）2HCl（aq）+ Zn（s）= H2（g）+ ZnCl2（aq）
解：原电池符号表示式为
（－）Zn| Zn2+ (c1) || H+ (c2) | H2（p），(Pt)（＋）
正极反应：2H +（aq ） + 2e – → H 2 g ） 负极反应：Zn （s ）→ Zn 2+（aq ）+ 2e –
（3）2MnO –
4(aq)+16H +(aq)+10Cl –
(aq)+10Hg(l ) = 2Mn 2+（aq ）+5Hg 2Cl 2(s) +8H 2O
解：原电池符号表示式为
（－）Pt ，Hg （l ）| Hg 2Cl 2（s ），Cl –
(c 1) || Mn 2+ (c 2), H + (c 3)，MnO –
4（c 4）| Pt （＋）
正极反应：2MnO –4（aq ）+ 16H +（aq ）+10e
–
= 2Mn 2+（aq ）+ 8H 2O
负极反应：10Cl –
（aq ）+ 10Hg （l ） = 5Hg 2Cl 2（s ）+10e – 6．电极电势(?)的概念
金属(或非金属)与溶液中自身离子达到平衡时双电层的电势差。每 个电对都有电极电势,电极电势是强度性质。
因电极电势的绝对值无法测得，为比较方便，人为规定标准氢电极的电极电势
V 0)/H (H 2=+Θ?
7．参比电极
作为对比参考的电极，其电极电势要求相对稳定。 例如甘汞电极： （Pt ）Hg(l ) | Hg 2Cl 2(s)， KCl(c )
电极反应式为 (g)Cl )Hg(2e 2(s)Cl Hg 222+=+-l 25℃, c (KCl)=1mol ?L –1
时，V 268.0/Hg)Cl (Hg 22=Θ?
25℃, c (KCl)为饱和浓度时，V 242.0/Hg)Cl (Hg 22=Θ
?
8．原电池电动势
-+-=??E （Θ
-
Θ+Θ-=??E ） 9．浓度（分压）对电极电势的影响(Nernst 方程) 对电极反应 a 氧化态 + ze – = b 还原态
J lg 0z
0.059
-
=?? （298.15K ）
J 为半反应的“浓度商”，a
b
J ]
[][氧化态还原态= z 为反应转移的电子数。
例如：-
-
=+Cl 2e 2Cl 2 Θ
-Θ
-=p
p c /)](Cl [lg 20.0592Cl 2
?? --=+Cl e Cl 212 2
1
Cl )/()](Cl [lg 10.0592Θ-Θ
-=p p c ??
可以看出：Nernst 方程表达式与化学方程书写方式有关．．，但是计算结果与方程书写方式无．
关．
，因同一反应写法不同，z 也不同。这也表现出?之强度性质的特性。 例：写出下列电池半反应的Nernst 方程表达式 （1）Cu e 2Cu 2=+-+；
答：)
(Cu 1
lg
2+
Θ-
=c z
0.059
?? （2）MnO 2 + 4H +
+ 2e – = Mn 2+
+ 2H 2O ；
答： 4
2)(H )
(Mn lg
2++Θ
-=c c 0.059?? 利用上式可求出不同c （H +）和c （Mn 2+）
时的电极电势值。
（3）参比甘汞电极--+=+Cl Hg 2e 2Cl Hg 22；
答：2)(Cl lg 2
059
.0-Θ
-
=c ??； 例： 计算半反应 O 2 + 2H 2O + 4e – = 4OH –
的电极电势（25℃）
已知 5O 10013.12?=p Pa ，c （OH –
） = 0.010mol ·L –1
，40.0OH O
2
=Θ
-
?（V ）
解 -
OH O
2
? = 0.40 +459.0)1.0(10013.1/10013.1lg 4059.04
5
5=??(V)
例： 求电对MnO -4/Mn 2+
在下述条件下的电极电势（25℃）
， 已知：Θ
+
-
24
Mn MnO ?=1.51V ，pH=2.0，c （Mn 2+
）=c （MnO -4）=1.0 mol ·
L –1
解 此电极反应为MnO -4+ 8H + + 5e – = Mn 2+
+ 4H 2O
)]
(Mn [)](H )][(MnO [lg 5059.028
4++-Θ
+=c c c ?? = 1.51 + 0
.1)100.1(0.1lg 5059.08
2-??= 1.51 – 0.19 = 1.32(V) 10．电极电势的应用
（1）判断氧化剂、还原剂的相对强弱
电极电势大的氧化态物质的氧化能力强； 电极电势小的还原态物质的还原能力强。 例如：Cu
Cu 2+
? > Zn
Zn 2+
? 所以其氧化性Cu 2+ > Zn 2+
； 还原性 Zn > Cu
（2）判断氧化还原反应进行的方向
判据：电极电势大的氧化态和电极电势小的还原态能自发反应
∵Cu
Cu 2+
? > Zn
Zn 2+
? ∴自发反应为 +2Cu +Zn → Cu ++
2Zn
（3）判断氧化还原反应进行的程度
059
.0lg ΘΘ
=E K
z （z 为总．反应转移的电子数） 例：（1）判断MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2O 在标准状态下反应自发进行的方向； （2）判断c (HCl) =10 mol ?L –1
，c （Mn 2+
）=1.0mol ?L –1
,p (Cl 2)=Θp 时的反
应方向；
（3）写出该条件下的电池符号，并求其反应的标准平衡常数。 解：（1）查表 Θ
-
Cl
Cl
2
?= 1.36 V ＞ Θ
+
22
Mn MnO
? = 1.23 V
∴标准条件下反应自发向左进行
（2）用浓HCl （10mol ·L –1
）(其它物质的浓度或压强为标准态)
+
22
Mn MnO
?= Θ
+
22Mn MnO ?
+)]
(Mn [)](H [lg 2059.024+
+c c = 1.23 + 0
.1100.1lg 2059.04? = 1.34 (V) =-
Cl Cl
2
?Θ
-
Cl Cl 2?
+2Cl )]
)
(lg 2059.02-(Cl [c Θ
p p = 1.36 +
2
100.11
lg 2059.0?= 1.30(V) ∵+
22
Mn MnO
?> -
Cl Cl
2
?,∴反应自发向右进行，实验室可以用浓盐酸与二氧化锰反
应制备氯气。
（3）原电池符号表示式为
(–)Pt,Cl 2(Θ
p )|Cl –
(10 mol ?L –1
)||Mn 2+ (1mol ?L –1
),H +(10mol ?L –1
)|MnO 2(s),Pt （+）
059.0)]
/Cl (Cl )/Mn (MnO [lg 222-+-=ΘΘΘ
??z K
=
059
.0)
36.123.1(2-?4.4-=；
=ΘK 4.410- = 3.9×10–5 （其平衡常数很小，所以不能在标准状态下制取氯气）
例：反应MnO -4+ 8H +
+ 5Fe 2+
= Mn 2+
+ 4H 2O + 5Fe 3+
（1）判断标准状态时，反应进行的方向。
（2）上述反应进行的限度（或Θ
K ）。 （3）用符号表示相应的原电池。
解 （1）查表Θ
+
-
24
Mn
MnO ?=1.51V, Θ
+
+
23Fe Fe ?= 0.77V 。
?大的氧化态能与?小的还原态自发反应, 所以标准状态下自发向右进行。
（2）059.0lg Θ=E K z =7.62059
.0)77.051.1(5=-?； K 值非常大，反应很完全。
（3）（–）Pt | Fe 3+ (c Θ)，Fe 2+(c Θ)|| H +(c Θ)，Mn 2+(c Θ)，MnO -4(c Θ
) | Pt(+)
11．原电池电动势与吉布斯函数变
nFE G -=? （ΘΘ-=?nFE G ）
F （法拉第常数）= 96485C ·mol –1
，其意义是1mol 电子的电量。
例 ：计算（–）Zn|Zn 2+(1mol·L –1)||H +(1mol·L –1)|H 2（100kPa ）Pt (+)的吉布斯函数变（25℃）。 解：/Zn)(Zn )/H (H 22+Θ+ΘΘ-=??E
= 0 – (– 0.7618) = 0.7618(V)
ΘΔG = – ΘzFE = –2×96485 C ·mol –1 ×0.7618V –1
= –147004 (J ·mol –1
) 显见该反应的推动力较大。 12．化学腐蚀
金属与干燥气体或非电解质直接发生反应而引起的腐蚀。 13．电化学腐蚀
金属在水溶液或潮湿的空气中发生氧化还原反应引起的腐蚀。(腐蚀电流为 短路、杂散电流，不可利用)
14．析氢腐蚀
在酸性介质中，由阴极以反应 2H e 2H 2=+-
+
引起的腐蚀。 金属越活泼、酸性越强、湿度越大，金属的析氢腐蚀速度就越快。
15．吸氧腐蚀
在中性或碱性介质中，由阴极以反应-
-
=++OH 4e 4O H 2O 222引起的腐蚀。 16．差异充气腐蚀
金属表面因氧气浓度分布不均匀而引起的电化学腐蚀，是吸氧腐蚀的一种。 17．牺牲阳极保护法
将较活泼的金属或合金与被保护的金属形成原电池，活泼金属作为电池的
阳极被腐蚀，而阴极“器件”则被保护。
18．外加电源保护法
将被保护的金属（阴极）与另一附加电极（阳极）形成原电池，在外电源 的作用下，阴极受到保护。
19．放电
得、失电子的过程。 20．电解池
将电能转变为化学能的装置。（例如，以惰性电极电解Na 2SO 4水溶液） 阳极：与外电源正极相连（发生氧化反应）， --++↑=e 4O H 2O OH 422 阴极：与外电源负极相连（发生还原反应）， ↑=+-+2H e 2H 2 注意电解池与原电池的不同
（原电池：由氧化还原反应直接产生电流的装置 ）
正极、?高、 发生还原反应；
负极、?低、 发生氧化反应。 21．极化
电极电势偏离平衡电势的现象。 22．浓差极化
由于电极表面的放电速度大于溶液本体向电极表面扩散的速度，使得电极 附近的离子浓度与溶液本体浓度不同所引起的极化。
23．电化学极化
电解产物析出过程中的某个步骤的速度迟缓所引起的极化。 24．超电势
实际放电的电势与平衡电势之差。 阳极极化后使电极电势升高： 阳η??+=r ir 阴极极化后使电极电势降低： 阴η??-=r ir
25．理论分解电压
在电解时，克服理论反向反向电动势所需的电压，用理E 表示。 26．实际分解电压
使电解反应得以顺利进行的最低电压，用实E 表示。 27．电解产物影响因素 （1）放电物质的标准电极电势； （2）离子浓度；
（3）放电物质在电极上的超电势（金属离子的超电势较小，一般可以忽略，而生成气体时的超电势较大，应充分考虑）。
28．电解产物的规律
阳极发生氧化反应， ?小的还原态物质容易被氧化，所以阳．极先放电的是电极电势小．的还．
原态物质；； 阴极发生还原反应， ?大的氧化态容易被还原，所以阴．极先放电的是电极电势大．的氧．化态物质。
在实际应用此判据时，要考虑超电势。
一般分析：用惰性电极时，在阳极析出Cl 2、O 2， 阴极析出H 2。
若阳极为可溶性（较活泼）金属，如Cu 、Zn 、Ni 等时，则阳极溶解或腐蚀，而产生的金属离子如Cu 2+
、Zn 2+
、Ni 2+
等常移向阴极放电、形成电镀层。
29．法拉第(Faraday)电解定律
Q = n F ； Q = It ； F It F Q M W n ===
；放电物质质量F
t
I M W ??= 思考题与习题解答
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，参比电极（也称为二级标准电极，例如甘汞电极等）的电极电势不为零。 （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Θ
?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
b
z ]
[][lg 059.0氧化态还原态-=Θ
??； 如果电极反应为 na 氧化态 + nze –
= nb 还原态，则有
na nb nz ][][lg 059.0氧化态还原态-=Θ
?? = a
b z ]
[][lg 059.0氧化态还原态-Θ
?，与上式相同。 而Θ
?是指氧化态与还原态的浓度或压强都为标准态时的?，因此与电极反应 方程式写法无关，?也是如此。
因Δr G m =
J RT G m r ln +Θ
?，而∑=B
B m 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，按差充气腐蚀理论，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．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。 （1）的正确答案是①。
（2）极化的结果总是使（ ）。 ①．正极的电势升高，负极的电势降低；
②．原电池的实际工作电压小于其电动势； ③．电解池的实际分解电压大于其理论分解电压。 （2）的正确答案是② ③。
3．试比较下列情况下铜电极电位的高低，并说明依据。 （1）铜在0.01mol ·L –
1CuSO 4溶液中；
（2）铜在加有Na 2S 的0.01mol ·L –
1CuSO 4溶液中。
解：电极电势与Cu 2+ 的关系可表示为
]lg[Cu 2
059
.0/Cu)(Cu )Cu Cu (222++Θ++
=??，而S 2—+Cu 2+ = CuS ↓，使c (Cu 2+)降低，进而导致?降低。所以（2）中的电极电势较低。
4．试说明下列现象产生的原因。 （1）硝酸能将铜氧化，而盐酸却不能；
答：因为
/NO)(NO 3-
Θ? >/Cu)(Cu 2+Θ?>/H)(H +Θ?（Θ??>0.2V ）
说明：由Nernst 方程 a
b
z ]
[][lg 059.0氧化态还原态-=Θ
??可以看出，浓度的影响在对数项中；影响不太大，一般情况下V 2.0>?Θ
?
时即可以根据Θ?的相对大小判断反应方向。
（2）Sn 2+与Fe 3+不能在同一溶液中共存；
答：因为
)/S n (S n )/Fe (Fe 2423++Θ++Θ-??>0.2V ，Fe 3++Sn 2+= Fe 2++Sn 4+，
所以Sn 2+与Fe 3+不能在同一溶液中共存。 （3）氟不能用电解含氟化合物的水溶液制得。
答：)/F (F 2-?很高，氟的氧化性非常强，能将水分解，释放氧气，同时生成氟化氢。 5．利用电极电势的概念解释下列现象。 （1）配好的Fe 2+溶液要加入一些铁钉；
答：（V 77.023Fe
Fe =Θ
+
+
?；V 41.0/Fe
Fe 2-=Θ
+
?；）因发生归一反应（歧化反应 的逆反应），即++=+23Fe 3Fe Fe 2，加入铁钉可以减缓Fe 2+被氧化为Fe 3+的速度，（即使加入铁钉也不能完全防止Fe 2+被氧化为Fe 3+）。
（2）H 2SO 3溶液不易保存，只能在使用时临时配制；
答：17.0)/S
O (S O 2324=--Θ?V ，V 41.0)/OH (O 2=-
Θ?可以看出，-
23SO 很容易被空气中的氧气所氧化，难以保存。
（3）海上船舰常镶嵌镁块、锌块或铝合金块，防止船壳体的腐蚀。
答：被镶嵌的镁、锌、铝合金都比较活泼，电势都较低，与船体相连后作为腐蚀电池的阳极被腐蚀，而将作为阴极的船体保护起来。
6．铜制水龙头与铁制水管接头处，哪个部位容易遭受腐蚀？这种腐蚀现象与钉入木头的铁钉的腐蚀在机理上有什么不同？试简要说明之。
答：铜与铁在水中能形成腐蚀原电池，铁作为阳极被腐蚀，铜为阴极促进了铁的腐蚀，发生析氢腐蚀或吸氧腐蚀，使其与铜接触的部位首先被腐蚀。而钉入木材的铁钉的腐蚀是差异充气腐蚀（？？）。 7．填充题
（1）由标准氢电极和标准镍电极组成原电池，测得其电动势为 0.23V ，则该原电池的正极为 标准氢电极 ， 负极为标准镍电极（查表） ，此电池的反应方向为 2H + + Ni = H 2 + Ni 2+，镍电极的标准电极电势为 –0.23 ，当c （Ni 2+）降到0.01mol ·L –1
时，原电池电动
势 降低 。
答案为（标准氢电极）（负极为标准镍电极）（2H + + Ni = H 2 + Ni 2+）（–0.23） （降低）。
8．写出下列物质中元素符号右上角标 * 元素的氧化数。
KCl *O 3 Cu 2*O Na 2O 2* S 8* Na 2S 2*O 3 Na 2S 4*O 6 O *F 2 K 2Cr 2*O 7 N 2*O N *H +
4 Pb *3O 4 N 2*H 4（肼） AlN *（氮化铝）
答：
9．如果将下列氧化还原反应装配成电池，试用符号表示所组成的原电池。 （1）Zn （s ）+ Ag +（aq ） = Zn 2+（aq ）+ Ag （s ） （2）Cu （s ）+FeCl 3（aq ） = CuCl （aq ）+ FeCl 2（aq ） （3）Sn 2+（aq ）+2Fe 3+（aq ） = Sn 4+（aq ）+ 2Fe 2+（aq ） （4）Zn （s ）+2HCl （aq ） = ZnCl 2（aq ）+ H 2（g ）
（5）MnO 4–（0.1mol·L –1）+8H +（10–4mol·L –1）+ 5Fe 2+（0.1mol·L –1） =
Mn 2+（0.1mol·L –1）+ 5Fe （0.1mol·L –1）+ 4H 2O （l ）
解：(1) (–) Zn | Zn 2+ (C 1) || Ag + (C 2) | Ag (+) (2) (–) Cu | Cu + (c 1) || Fe 3+ (c 2), Fe 2+ (c 3) | Pt (+) (3) (–) Pt | Sn 2+ (c 1), Sn 4+ (c 2) || Fe 3+ (c 3), Fe 2+ (c 4) | Pt (+) (4) (–) Zn | Zn 2+ (c 1) || H + (c 2) | H 2 （p ），(Pt) (+) (5) (–) Pt | Fe 2+ (0.1 mol·L –1), Fe 3+ ( 0.1mol·L –1) ||
MnO –4 (0.1mol·L –1), Mn 2+ (0.1mo1·L –1), H + (10–4 mo1·L –1) | Pt (+)
10．下列物质SnCl 2、FeCl 2、KI 、Zn 、H 2、Mg 、Al 、HS – 在一定条件下都可以做还原剂。试根据标准电极电势数据，把这些物质按其还原能力递增顺序重新排列，并写出它们对应的氧化产物。
解：还原能力由低到高的排列顺序（氧化产物写在括号中）是：
FeCl 2 (Fe 3+), KI (I 2), SnCl 2 (Sn 4+), H 2 (H +),S 2–
（S ），Zn (Zn 2+), Al (Al 3+)，Mg (Mg 2+)。
11．．判断下列反应在标准态时进行的方向，如能正向进行，试估计进行的程度大小。 已知0.44V /Fe)(Fe 2Θ-=+
?
（1）Fe （s ）+ 2Fe 3+（aq ） = 3Fe 2+（aq ）
（2）Sn 4+（aq ）+2Fe 2+（aq ） = Sn 2+（aq ）+ 2Fe 3+（aq ）
解：（1）
）
（++Θ23/F e Fe ? > ）/Fe Fe 2+
Θ（? ∴反应正向进行。 1g K 41059
.0)]
44.0(77.0[2059.0=--?==ΘΘ
nE
K Θ
=1041 ; ∴反应进行程度很大。
（2）∵)/Fe (Fe )/S n (S n
2324++Θ++
Θ
12．在pH 分别为3和6时，KMnO 4能否氧化I
–
和Br – [假设MnO 4–
被还原成Mn 2+，
且c （MnO 4–
）= c （Mn 2+
）= c （I –）=c （Br –
）=1mol ·L –
1]。
解： ① pH=3时，反应式为
O H 8)(Mn e 5)(H 8)(MnO 224+=+++-+-aq aq aq
?(MnO 4 / Mn 2+) = 1.507+ g 15059.0)
(Mn )(H )(MnO 284
+
+
-?c c c = 1.507 +
241015
059
.0-g = 1.507 + 0.283 = 1.224V （ 已知：Θ?（Br 2 / Br –
）=1.066V ,
Θ?(I 2 / I – ) = 0.536V ）
∵1.224V >
Θ?( Br 2 / Br –) > Θ? (I 2 / I –)； ∴可以氧化溴离子和碘离子。
② pH = 6 中性应该还原成MnO 2，
反应式为 )(HO 4(s)MnO e 3O H 2)(MnO 224aq aq -
--+=++
Θ
?(+
-
24
/Mn MnO ) = 0.509 + g 13059.0)
(OH )(MnO 44-
-c c 若设还原产物为Mn 2+，可按①中的关系式算出?(MnO 4 / Mn 2+) = 0.941
Θ?(Br 2 / Br – ) > 0.941 > Θ?(I 2 / I – ) ∴可氧化碘离子，不能氧化溴离子。
13．今有一种含有Cl –
、Br –
、I –
三种离子的混合溶液，欲使I
–
氧化成I 2，又不使
Br –、Cl – 离子氧化，在常用氧化剂Fe 2(SO 4)3和KMnO 4中应选哪一种？
解：查表：Θ?( Br 2 / Br –
) =1.066V ,
Θ?( I 2 / I –)=0.535V ,
Θ?(C12 / C1–)=1.358V ； Θ?(Fe 3+ / Fe 2+) = 0.77V,
Θ?(MnO 4– / Mn 2+) = 1.507V ； ∵Θ?(MnO 4 / Mn 2+) > Θ?(C12 / C1–) > Θ? (Br 2 / Br
–
) >
Θ?(Fe 3+ / Fe 2+) > Θ?(I 2 / I –), ∴标态下, 只能选用硫酸铁。
14．由标准钴电极和标准氯电极组成原电池，测得其电动势为1.63V ，此时钴为负极，
现知氯的标准电极电势为+1.36V ，问： （1）此电池的反应方向？ （2）钴的电极电势为多少？
（3）当氯气的分压增大时，电池电动势将如何变化？ （4）当c （Co 2+）降到0.01mol ·L
–1
时，通过计算说明电动势又将如何变化？
解：（1）电池总反应：Co + C12 = Co 2+
+ 2C1–
∵E Θ
=1.63V > 0 ∴正向进行。 （2）E Θ= Θ?(C12 / C1– ) –Θ?(Co 2+ / Co)
Θ?(Co 2+ / Co) = 1.36 ― 1.63 = – 0.27 V
(3) ?(C12 / C1–
)=Θ?(C12 / C1–
) + )
(Cl /12059.02
2
Cl
-Θ
c p p g E =?(C12 / C1– ) ―
Θ?(Co 2+ / Co)
∴若氯气分压增大，则?(C12 / C1–
)增加, 电动势将增大。 （4）?(Co 2+ / Co) =
Θ?(Co 2+ / Co) +
)](Co [12
059
.02+c g = – 0.27 +
g 12
059
.00.01 = 0.329 V, 若c (Co 2+)降低，则Θ?(Co 2+ / Co)降低, ∴ 电动势升高。 15．由两个氢半电池
Pt ，H 2（Θp ）∣H +（0.1mol ·L –
1）和Pt ，H 2（Θp ）∣H +（x mol ·L –
1）组成一原电池，
测得该原电池的电动势为0.016V ，若Pt ，H 2（Θp ）∣H +（x mol ·L –
1）作为该原电池的正
极，问组成该半电池的溶液中H +浓度是多少？
解： E =
?（H + / H 2）正 – ?（H + / H 2）负
0.016=[Θ?(H +/H 2)+g 12059.0c 2(H +)]正―[Θ?(H +/H 2)+g 12
059
.0c 2(H +)]负 0.016 = 0 +
g 12059.00.12 – 0 + g 12059
.0c 2（H +） ―0.043 =
g 12059
.0c 2(H +) 1g c (H +) = 059
.0041
.0- = ―0.729 ；
c (H +) = 0.187 mol ·L –
1
16．根据下列反应（假设离子浓度均为1mol ·L –
1）
Ni （s ）+ Sn 2+（aq ） = Ni 2+（aq ）+ Sn （s ） Cl 2（g ）+2Br –
（aq ） = Br 2（g ）+ 2Cl –
（aq ） 试分别计算：
（1）它们组成原电池的电动势，并指出正负极； （2）25℃时的平衡常数；
（3）反应的标准吉布斯函数变Θ
m r ΔG 。
解：（1）反应方程式： Ni(s) + Sn 2+ (aq) = Ni 2+ (aq) + Sn(s)
E Θ
=Θ?(Sn 2+ / Sn) ―Θ
?( Ni 2+ / Ni) = ―0.1375 ―(― 0.257) = 0.1195 (V) > 0
∴ 锡电极为正极：镍电极为负极。
1g K Θ
=059
.0ΘnE =059.01195.02?= 4.05 K Θ
=1.122×104
Δr G m Θ= ―RT In K Θ= ―8.314×10
– 3
×298×In(1.122×104) = ―23.1 kJ ?mol –
1
（2）反应方程式：C12 + 2Br –
= Br 2 + 2C1
–
E Θ
=Θ?(C12 / C1–
) ―
Θ?(Br 2 / Br – ) = 1.358 ― 1.066 = 0.292 (V)
∴正极：(Pt)C12, 负极：(Pt)Br 2
1g K Θ
=059
.0ΘnE =059.0292
.02? = 9.90
K Θ
= 7.9×10 9
Δr G m Θ= – RT In K Θ= –8.314 ×10
– 3
× 298× In (7.9×10 9) = – 56.5 kJ ?mol —
1
17．对于由电对MnO –
4/Mn 2+
与Zn 2+
/Zn 组成的原电池
（1）计算298K 下，当c (MnO –
4) = c (Mn 2+) = c (Zn 2+) =1mol ·L –
1，c (H +
) = 0.1mol ·L
–1
时，该电池的电动势，该氧化还原反应的m r ΔG ，并说明该氧化还原反应进行的方向。
（2）求该氧化还原反应在298K 时的lg K
Θ
。
（3）当温度升高时，该反应的K Θ
是增大还是减小？为什么？
解；（1）反应方程式：
2MnO 4–(aq)+16H +(aq)+5Zn(s)=5Zn 2+(aq)+2Mn 2+(aq)+8H 2O(l )
=ΘE /Zn)(Zn )
(Mn )(H )(MnO lg 5059.0)/Mn (MnO 228424+Θ++-+
-Θ-?+??c c c =1.507+
5
059
.0lg (0.1)8 ―（―0.7618） = 2.1744V △r G m = ―nFE = ―10×96485×2.1744 = – 2099 kJ ·mol —1反应正向进行
(2) 5.384059
.0)]
7618.0(507.1[10059.0lg =--?==
ΘΘ
nE K ； 5
.38410=ΘK
(3) =+++-Zn 5H 16MnO 24 ++
2Zn 5 O H 8Mn 222++
θ
?m
f H /（kJ ?mol –1）–541 0 0 –153.9 –220.8 –285.8
Θ
?m
r H 1mol kJ 5.2415)541()9.153()8.220(8.285-?-=---+-+-= Θ
?m
r H ＜0放热 (也可以根据△r G m = ―2099 kJ ·mol —
1 << 0, 推论m r H ?＜0
∵
m r H ?＜0, 是放热反应, ∴ T 升高时, K 减小。
实验五氧化还原反应与电极电势 一、实验目的 1、掌握电极电势对氧化还原反应的影响。 2、定性观察浓度、酸度对电极电势的影响。 3、定性观察浓度、酸度、温度、催化剂对氧化还原反应的方向、产物、速度的影响。 4、通过实验了解原电池的装置。 二、实验原理 氧化剂和还原剂的氧化、还原能力强弱，可根据她们的电极电势的相对大小来衡量。电极电势的值越大，则氧化态的氧化能力越强，其氧化态物质是较强氧化剂。电极电势的值越小，则还原态的还原能力越强，其还原态物质是较强还原剂。只有较强的氧化剂才能和较强还原剂反应。即φ氧化剂-φ还原剂﹥0时，氧化还原反应可以正方向进行。故根据电极电势可以判断氧化还原反应的方向。 利用氧化还原反应而产生电流的装置，称原电池。原电池的电动势等于正、负两极的电极电势之差：E = φ正-φ负。根据能斯特方程： 其中[氧化型]/[还原型]表示氧化态一边各物质浓度幂次方的乘积与还原态一边各物质浓度幂次方乘积之比。所以氧化型或还原型的浓度、酸度改变时，则电极电势φ值必定发生改变，从而引起电动势E将发生改变。准确测定电动势是用对消法在电位计上进行的。本实验只是为了定性进行比较，所以采用伏特计。浓度及酸度对电极电势的影响，可能导致氧化还原反应方向的改变，也可以影响氧化还原反应的产物。 三、仪器和药品 仪器：试管，烧杯，伏特计，表面皿，U形管 药品：2 mol·L-1 HCl，浓HNO3， 1mol·L-1 HNO3，3mol·L-1HAc，1mol·L-1 H2SO4，3mol·L-1 H2SO4，0.1mol·L-1 H2C2O4，浓NH3·H2O（2mol·L-1），6mol·L- 1NaOH，40%NaOH。 1mol·L-1 ZnSO4，1mol·L-1 CuSO4，0.1mol·L-1KI，0.1mol·L-
3 氧化还原与电化学 一、实验目的 1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定； 2.认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响； 3．认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4.了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 二、实验原理 1.原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极氧化反应 正极还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势应为 2.浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 （1）浓度对电极电势的影响 例如： （2）介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (a) 2Zn e -2Zn +=22Cu e Cu ++=E E ??=正 - 负 22Zn e Zn +-=2220.059 Zn /Zn Zn /Zn lgc(Zn )2+θ++?=?+ 32C 1O 6H 6e C 13H O -+- +++? 1.45V θ?=3 3 63 C1O /C1C1O /C1[c(C1O )/c ][c(H )/c ]0.0591g 6[c(C1)/c ] - - -- - +-=+θθθ ??
(b) (c) (d) 3．物质的氧化还原性 例如 4.电化学腐蚀及其防止 吸氧腐蚀阳极 阴极 差异充气腐蚀 表面处高大，为阴极； 深处低，小，为阳极。 防腐蚀可用牺牲阳极法、外加电流法、缓蚀剂法。乌洛托品（六次甲基四胺）可作钢铁在酸性介质中的缓蚀剂。 三、仪器和药品 1.仪器 直流伏特计（0~3 V ）（公用）盐桥（公用）① 242MnO 8H 5e Mn 4H O -++ +++?22448 42MnO /Mn MnO /Mn [c(MnO )/c ][c(H )/c ]0.0591g 5[c(Mn )/c ] -+-+ -θ+θθ +θ?=? +422MnO 2H O 3e MnO (s)4OH -- +++?MnO /MnO 4 2 4 2 44 MnO /MnO [c(MnO )/c ]0.0591g 3[c(OH )/c ]---θ θ -θ?=?+()244MnO e MnO --????→+←????强碱介质224 444 42MnO /MnO MnO /MnO 4[c(MnO )/c ]0.0591g [c(MnO )/c ] -----θ θ -θ?? +?2242PbS 4H O HAcPbSO ()4H O +↓+白色2422222MnO 6H 5H O 2Mn 5O 8H O -++ ++=++2Fe Fe 2e + =+22O 2H O 4e 4OH - ++=22 2O 4 O /OH O /OH p /p 0.059 1g 4[c(OH )/c ]- - θθ -θ?=? +2 O p 2 /O OH ?- 2 O p 2 /O OH ?-
第五章氧化还原反应与电化学 教学容 1. 氧化数； 2.原电池与原电池电动势； 3. 金属的腐蚀与防护； 4.电解的基本原理及应用。 教学要求 了解氧化数的概念及确定方法；掌握原电池的组成、结构、符号表示、电极反应及电池反应的表示方法；了解电极电势的产生原因和测求方法；掌握浓度对电极电势的影响及Nernst方程的有关计算；了解电解池的结构特点；理解理论分解电压、实际分解电压的概念及产生原因；了解电解的应用；熟悉金属电化学腐蚀的产生原因及析氢腐蚀、吸氧腐蚀的主要特点；了解电化学腐蚀的主要防护方法。 知识点与考核点 1．氧化数 某元素的一个原子在化合状态时的形式电荷数 ．．．．．（可以为分数）。 2．电对 同一元素氧化数高的状态（氧化态）与其氧化数低的状态（还原态）构成 一个电对。通常表述为氧化态/还原态，例如，Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Fe3+/Fe2+、Fe2+/Fe、O２／H2O2、H2O2/OH–等。 3．原电池 借助氧化还原反应直接 ．．产生电流的装置。 4．原电池装置的符号表示：（以铜锌原电池为例） （－）Zn | Zn2+（c1）|| Cu2+（c2）| Cu（+） 负极反应：Zn（s）→Zn2+（aq）+2e– 正极反应： Cu2+（aq）+2e–→Cu（s） 电池总反应： Cu2+（aq）+ Zn（s）= Cu（s） + Zn2+（aq） 5．原电池装置的符号表示书写规则 （1）负极在左侧，正极在右侧， （2）两个半电池的中间用盐桥“||”连接， （3）盐桥两侧分别是正、负极的离子“Zn2+（c1）||Cu2+（c2）”，溶液需标 出离子的浓度。 例：将下列氧化还原反应组成原电池，写出电极反应。 （1）Sn2+（aq）+2Fe3+（aq）= Sn4+（aq）+2Fe2+ （aq） 解：原电池符号表示式为 （－）Pt | Sn2+ (c1), Sn4+ (c2) || Fe3+ (c3), Fe2+ (c4) | Pt（＋）负极反应：Sn2+（aq）→ Sn4+（aq）+2e– 正极反应：2Fe3+（aq）+ 2e–→2Fe2+（aq）
实验七 氧化还原反应与电化学 一．实验目的 1. 了解测定电极电势的原理及方法 2. 掌握用酸度计测定原电池电动势的方法 3. 了解原电池、电解池的装置及作用原理 二．实验原理 1．电极电势的测定 E (Zn 2+/Zn)电极电位的测定 (-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3)??KCl(饱和)?Hg 2Cl 2,Hg (Pt) (+) 测测甘汞E E E E E E E E -=-=-=-=+++-+V 2415.0)/Zn Zn () /Zn Zn (V 2415.0)/Zn Zn ()(222 ()()() ++++ =22O 2Zn lg 216059.0Zn Zn Zn Zn c E E 理论 2.浓度对电极电势的影响 对于任意一个电极反应 氧化型物质 + z e - 还原型物质 )()(lg 05916.0)O/R ()O/R (还原态氧化态c c z E E += c (氧化态)增大或c (还原态)减小，E (O/R)变大；c (氧化态) 减小或c (还原态)增大，E (O/R) 减小。对比下面三个原电池 （1）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) （2）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ [Cu(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ?Cu (+) （3）(-) Zn ?[Zn(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) 电池（2）中正极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则正极的电极电势变小；（3）中负极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则负极的电极电势变小，故电动势 E 3 >E 1 >E 2。 3．酸度对电极电势的影响 含氧酸盐的氧化性随介质溶液的酸度的增加而增强，如 O H 7Cr 2 e 6H 14O Cr 23272+=+++-+- ) Cr ()H ()O Cr (lg 605916.0)/Cr O Cr ()/Cr O Cr (321427232723272++-+-+-?+=c c c E E
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。 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= φ+-φ-，根据能斯特方程，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。 四、实验内容 1.电极电势和氧化还原反应 (1)向试管中加入10滴0.1mol·L-1的KI溶液和2滴0.1mol·L-1的FeCl3溶液后，摇匀，再加入10滴CCl4溶液充分振荡，观察CCl4层颜色的变化，解释原因并写出相应的反应方程式。 (2)用0.1mol·L-1KBr代替KI溶液进行同样实验，观察CCl4层颜色的变化。 (3)用溴水(Br2) 代替FeCl3溶液与0.1mol·L-1的KI溶液作用，又有何现象？ 根据实验结果比较Br2/ Br-、I2/ I-、Fe3+/Fe2+三个电对的电极电势相对大小，指出最强的氧化剂和还原剂，并说明电极电势和氧化还原反应的关系。 2.浓度对电极电势的影响 (1)在两只50mL烧杯中，分别加入25mL 1mol·L-1的ZnSO4溶液和25mL 1mol·L-1的CuSO4溶液，在ZnSO4溶液中插入仔细打磨过的Zn片，在CuSO4溶液中插入仔细打磨过的Cu片，用导线将Cu片、Zn片分别与伏特计的正负极相连，两个烧杯溶液间用KCl盐桥连接好，测量电池电动势。
第十四讲氧化还原反应及电化学 【例题解析】 【例1】(2005年江苏省化学竞赛夏令营选拔赛试题)铝是一种重要的金属材料，广泛用于制作导线、结构材料和日用器皿，铝合金大量用于飞机和其它构件的制造。十九世纪曾以电解熔融氧化铝的方法制备金属铝，当时铝由于价格昂贵而只被贵族用作装饰品。现代工业上是通过在1000℃左右的高温下电解氧化铝和冰晶石(Na3AlF6)的熔融液制备铝的。请回答下列问题： (1) 现代工业电解制备铝过程中正极和负极实际发生的反应分别为：在正极放电产生；在负极放电产生。 (2) 电解反应方程式为。 (3) 以现代工业方法制备的铝价格下降的可能原因是：。 (4) 若电流效率为75％，则制备1kg金属铝需以10A电流电解小时。 (5) 电解NaCl－AlCl3熔融液制备铝比电解Al2O3－Na3AlF6的熔融液制备铝节省电能约30％，为什么现在仍用后一种方法制备铝? 。 【解析】 (1) O2－3+ (2) O O Al 2 (3) 纯氧化铝熔点很高(＞2000℃)，加入Na3AlF6后由于形成共熔体使其熔点大大降低，从而使制备铝成本降低 (4) 397 (5) 由于AlCl3没有天然矿藏，制备AlCl3所需氯气仍需电解制得，电能没有省下。 【例2】(2006年江苏省化学竞赛夏令营选拔赛试题)锂离子电池、金属氢化物-镍电池(MH-Ni)、无水碱性锌-锰电池、燃料电池、太阳能电池等是21世纪理想的绿色环保电源。其中液态锂离子电池是指Li+嵌入化合物为正负电极的二次电池。正极采用锂化合物LiCoO2、LiNiO2或LiMn2O4，负极采用碳电极，充电后成为锂-碳层间化合物Li x C6(0 氧化还原原理在电化学中的应用 ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： 氧化还原原理在电化学中的应用 氧化还原原理在电化学中的应用 摘要：电化学基础在高中阶段是一个知识难点，利用氧化还原原理来进行电化学的教学，有利于学生对该部分知识的理解，反过来又巩固和提高了氧化还原反应知识，更主要是训练了学生的思维，掌握了学习方法。通过研究和实践探索，取得了较好的效果。证明采用氧化还原原理的分析方法是可行的、策略是有效的、措施是可控的、效果是显著的。 关键词：氧化还原；电化学基础；电化学应用 氧化还原原理不仅仅是一个独立的知识点，更是一种工具，是贯穿整个高中化学知识体系的基本原理。体现在众多的知识和题目解释中，例如元素化合物的性质、化学工业流程、化学实验探究、电化学应用等，都会用到氧化还原原理。氧化还原的本质就是电子的转移，原电池的形成原理就是自发的氧化还原反应，在教学过程中，将两者有效的结合起来，能让学生更好的理解电化学，更好的应用电化学的知识和电化学在生活中的应用，并能巩固和提高氧化还原反应知识。 一、问题研究的背景 氧化还原反应在高一（人教版高中必修①）的课本中就已经进行过学习，电化学的基础在高一（人教版高中必修②）的课本开始学习。高一必修②只是简单介绍了电化学，详细的介绍是在高二（人教版高中必修④第四章）学习。很多老师在电化学的教学过程中，简单的提及原电池和电解池与氧化还原反应相关，然后就进行原电池和电解池的教学，导致学生没有从根本上理解电化学的来源和意义。从高一必修②中的Zn-Cu（H2SO4溶液）原电池、锌锰干电池、铅蓄充电电池、燃料电池，到高二选修④中的双液电池、化学电源、电解池，有很多不同 第六章 氧化─还原反应和电化学 Chapt e r 6 Oxidation-Reduction Reactions & Electrochemistry 本章研究另一类化学反应──氧化─ 还原反应（有电子转移的反应） §6-1 氧化─ 还原反应 Oxidation —Reduction Reactions 一、氧化数（Oxidation Number ） 1．氧化数是一个经验值，是一个人为的概念。 2．引入此概念，有以下几方面的应用： (1) 判断是否发生氧化──氧化数升高、氧化反应、还原剂 reducing agent ( reductant )；氧化数降低、还原反应、氧化剂 oxidizing agent ( oxidant )。 (2) 计算氧化──还原当量 (3) 配平氧化──还原反应方程式 (4) 分类化合物，如Fe ( Ⅲ )、Fe (Ⅱ)；Cu (Ⅰ)、Cu (Ⅱ)。 引入氧化数，可以在不用详细研究化合物的结构和反应机理的情况下，实现上述四点。 3．怎样确定氧化数 (1) 在离子化合物中，元素的氧化数等于离子的正、负电荷数。 (2) 在共价化合物中，元素的氧化数为两个原子之间共用电子对的偏移数。 a ．在非极性键共价分子（单质）中，元素的氧化数为零，如P 4、S 8、Cl 2中P 、S 、Cl 的氧化数都为零； b ．在极性键共价分子中，元素的氧化数等于原子间共用电子对的偏移数，例如： 11H :F +-，1 1 11(-2) H :O :H +--+，11 0011(1) H :O :O:H +--+-，11 +11 (0) H ::F O +--。 (3) 具体规定： a ．单质的氧化数为零，例如P 4、S 8中P 、S 的氧化数都为零，因为P －P 和 S －S 键中共用电子对没有偏移； b ．除了在NaH 、CaH 2、NaBH 4、LiAlH 4中氢的氧化数为-1以外，氢的氧 化数为+1； c ．所有氟化物中，氟的氧化数为-1； d ．氧的氧化数一般为-2，但有许多例外，例如2O (1/2)--、22O (1)- -、3O (1/3)--、 21/2O ()++、2OF 2)(+等； 目前元素的最高氧化数达到+8，在OsO 4、RuO 4中，Os 和Ru 的氧化数均 为+8，其它元素的最高氧化数至多达到其主、副族数。例如：Na 2Cr 2O 12和CrO 5 中，Cr 的氧化数为+6，因为这些化合物中有22O - （O 的氧化数为-1）存在； 1.氧化还原反应方程式（含电极反应式）书写策略 (1)三步书写未知氧化还原方程式 第一步根据氧化还原的顺序规律确定谁是氧化性最强的氧化剂及还原性最强的还原剂，确定氧化剂相应的还原产物及还原剂相应的氧化产物，并根据题意及化合价变化规则确定生成物的化合价、进一步列出得失电子情况； 第二步根据电荷守恒及溶液中存在的微粒情况将电荷配平； 第三步根据原子守恒结合溶液中微粒情况配平原子； (2) 四步书写电极反应式 第一步根据氧化还原的顺序规律确定谁是氧化性最强的氧化剂及还原性最强的还原剂，它们分别在两极上发生还原反应与氧化反应，并根据题意及化合价变化规则确定生成物的化合价、生成物的稳定存在形式、并进一步列出得失电子情况； 第二步根据电荷守恒及溶液中存在的微粒情况将电荷配平； 第三步根据原子守恒结合溶液中微粒情况配平原子； 第四步将两极上氧化剂与还原剂得失电子总数配平。 很明显：未知氧化还原方程式的书写与电极反应式的书写方法及技巧基本相同，无非是因为电极反应是在两个不同的场所进行的，书写出来的电极反应式分氧化反应和还原反应两部分，根据氧化还原规律，得失电子数必须相等（第四步）。 例1：完成下列氧化还原方程式的书写。 ①一定条件下，向废水中加入CH3OH，将HNO3还原成N2。若该反应消耗32 g CH3OH 转移6 mol电子，则参加反应的还原剂和氧化剂的物质的量之比是。（2011北京26） ②SO2吸收Br2的离子方程式是。（2009北京28）Na2SO3稀溶液与I2反应的离子方程式是。（2007北京28） ③MnO2在H2O2分解反应中作催化剂。若将适量MnO2加入酸化的H2O2的溶液中， MnO2 溶解产生Mn2+，该反应的离子方程式是。（2007北京27） ④铜屑放入稀硫酸不发生反应，若在稀硫酸中加入H2O2，铜屑可逐渐溶解，该反应的离子方程式是。（2005北京27） 转化为N2的离子方程式是。（2011北京26） ⑤来自电解的淡盐水（含氯水）将NH+ 4 ⑥若FeCO3浊液长时间暴露在空气中，会有部分固体表面变为红褐色，该变化的化学方程式是。（2009北京26） ⑦取硫酸亚铁溶液，调pH约为7，加入淀粉KI溶液和H2O2，溶液呈蓝色并有红褐色沉淀生成。当消耗2mol I-时，共转移3 mol电子，该反应的离子方程式是。（2008北京28） ⑧无色有刺激性气味的气体与含1.5mol氯的一种含氧酸（该酸的某盐常用于实验室制取氧气）的溶液在一定条件下反应，可生成一种强酸和一种氧化物，若有1.5×6.02×1023个电子转移时，该反应的化学方程式是。（2006北京28） ⑨将硫与氯水充分反应可生成两种强酸，该反应的化学方程式是。（2004北京27） (3)如果不是氧化还原反应，也可将三步的第一步改为依据元素守恒及相关信息确定生成物或反应物，其余两步与之相同。 高温 例2：将燃烧黄铁矿的化学方程式补充完整：4 +11O22Fe2O3+8SO2（2009北京28）；将FeSO4溶液与稍过量的NH4HCO3溶液混合，得到含FeCO3的浊液的离子方程式是。（2009北京26） 例3：写出①铜锌原电池②氢氧燃料电池(KOH为电解质)③甲醇燃料电池(KOH为电解质)的电极反应式和总反应的离子方程式。 第7章氧化还原反应电化学基础 一、单选题 1. 下列电对中，Eθ值最小的是： A: Ag+/Ag；B: AgCl/Ag；C: AgBr/Ag；D: AgI/Ag 2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应2 Cu+Cu2+ + Cu的Kθ为： A: 6.93×10-7；B: 1.98×1012；C: 1.4×106； D: 4.8×10-13 3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是： A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2 C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是 4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是： A: K2Cr2O7 B: PbO2 C: O2 D: FeCl3 5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是： A: Sn4+ + 2e- = Sn2+B: Cl2+2e- = 2Cl- C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2 6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是： A: 加入Sn 粒B:. 加Fe 屑 C: 通入H2D: 均可 7. 反应Zn (s) + 2H+→Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？ A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26 二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”） 1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。 3．氢的电极电势是零。 4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。 5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力 都增加。 实验17 氧化还原反应和电化学 一、实验目的 1．了解电极电势与氧化还原反应的关系； 2．试验并掌握浓度和酸度对电极电势的影响。 二、实验原理 原电池是将化学能转变为电能的装置。原电池的电动势可以表示为正极和负极电极电势之差： ε＝ E (+)－E (-) 电动势可以用万用电表测量。 氧化剂和还原剂的强弱，可用电对电极电势的大小来衡量。一个电对的标准电极电势E o 值越大，其氧化型的氧化能力就越强，而还原型的还原能力就越弱；若E o 值越小，其氧化型氧化能力越弱，而还原型还原能力越强。根据标准电极电势值可以判断反应进行的方向。在标准状态下反应能够进行的条件是： εo ＝ E o (+)－E o (-) ＞ 0 例如，E o (Fe 3+/ Fe 2+) ＝ 0.771 V ，E o (I 2/ I -) ＝ 0.535 V ，E o (Br 2/ Br -) ＝ 1.08 V 则在标准状态下，电对Fe 3+/ Fe 2+的氧化型Fe 3+可以氧化电对I 2/ I -的还原型I -，反应式如下： 2Fe 3+ + 2I - ══ 2Fe 2+ + I 2 而反应电对Fe 3+/ Fe 2+的氧化型Fe 3+可以氧化电对Br 2/Br -的还原型Br -，相反的反应则可以 进行： Br 2 + 2Fe 2+ ══ 2Br - + 2Fe 3+ 当然，多数反应都是在非标准状态下进的，这时需要考虑浓度对电极电势的影响，这种影响可用能斯特（Nernst ）方程来表示： 0.059 [] lg []E E n =+ 氧化型还原型 从能斯特方程可以看出，改变电对氧化型、还原型的浓度，将使电极电势值发生相应程度的变化。由于酸碱平衡、沉淀溶解平衡和配位离解平衡能够改变氧化型或还原型浓度，从而影响电对电极电势的大小，它们对于氧化还原反应都有影响；有时影响显著，甚至可能改变反应进行的方向。 三、实验用品 万用电表、导线、Cu 片、Zn 片、铁电极、碳电极 KI （0.1 mol·L -1）、KBr （0.1 mol·L -1）、Na 2SO 3（0.1 mol·L -1）、FeCl 3（0.1 mol·L -1）、Fe 2(SO 4)3（0.1 mol·L -1）、FeSO 4（0.1 mol·L -1）、NaCl （6 mol·L -1）、KMnO 4（0.01 mol·L -1、0.2 mol·L -1）、Na 2SO 4（1 mol·L -1）、NaHSO 3（1 mol·L -1）、CuSO 4（1 mol·L -1）、ZnSO 4（1 mol·L -1）、H 2SO 4（1 mol·L -1、3 mol·L -1、6 mol·L -1）、HCl （6 mol·L -1）、HAc （6 mol·L -1）、NaOH （6 mol·L -1）、K 2Cr 2O 7（0.4 mol·L -1）、浓NH 3·H 2O （AR ）、NH 4F （10%）、CCl 4、 氯水、溴水、碘水、MnSO 4（0.2 mol·L -1）、H 2C 2O 4（0.2 mol·L -1）、浓HNO 3（AR ）、HNO 3 （0.5 mol·L -1）、奈斯勒试剂、硫酸亚铁铵（AR ） 四、实验内容 （一）电极电势与氧化还原反应的方向 1．向试管中加入几滴0.1 mol·L -1 KI 溶液和少量CCl 4，边滴加0.1 mol·L -1 FeCl 3溶液边振摇试管，观察CCl 4层的颜色变化，写出反应方程式。 以KBr 代替KI 重复进行实验，结果如何？ 2．向试管中滴加几滴Br 2水和少量CCl 4，摇动试管，观察CCl 4层的颜色。再加入约0.5 g 硫酸亚铁铵固体，充分反应后观察CCl 4层颜色有无变化？ 以I 2水代替Br 2水重复进行实验。CCl 4层颜色有无变化？写出反应方程式。 3．在试管中加入几滴KBr 溶液和少量CCl 4，滴加氯水，充分振摇试管，观察CCl 4层的颜色变化。 第一章氧化—还原反应·电化学 1. 已知X的氧化数为+1; +2; +3; +4; +5; +3/4。试写出X在这些氧化数下的氧化物分子式。 2. 写出下列分子或离子中，硫的氧化数： S22－，HSO4－，S2O32－，SO3，H2S，S4O62－，SO2，S8。 3. 写出下列分子或离子中，锰的氧化数： MnF2，K4Mn(CN)6, K2MnO4, Mn2(CO)10, MnO4-, MnO2, Mn2O7, Mn(CO)5I。 4. 写出下列各分子或离子中，P的氧化数： H3PO4，P4O6，P4O10，P4，P2H4，H3PO3，HPO42－，HPO3，PH4+。 5. 用氧化数法配平下列反应方程式： (1) H2S + SO2→S + H2O (2) NH3 + NO →N2 + H2O (3) CuS + HNO3→Cu(NO3)2 + S + NO + H2O (4) CuFeS2 + SO2 + HCl →CuCl2 + FeCl2 + S + H2O (5) Zn + AgO + H2O →Zn(OH)2 + Ag2O (6) I2 + Cl2 + H2O →HIO3 + HCl (7) BaO2 + HCl →BaCl2 + H2O + Cl2 (8) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)2 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O (9) KClO3→KClO4 + KCl (10) As2S3 + HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO 6. 用氧化数法配平： (1) K2CrO4 + S →Cr2O3 + K2SO4 + K2O (2) KMnO4 + C12H22O11→CO2 + MnO2 + H2O + K2CO3 (3) HCNS + KClO3→CO2 + NO + SO2 + KCl + H2O (4) C3H8 + O2→CO2 + H2O (5) KMnO4 + H2C2O4→K2CO3 + MnO2 + H2O + CO2 7. 用离子?电子法配平如下反应方程式： (1) NO2- + Al →NH3 + Al(OH)4-(在OH－中) (2) Cu(NH3)42+ + CN－→Cu(CN)32－+ CNO－+ NH3(在OH－中） (3) HIO →IO3－+ I－+ H2O (在OH－中) (4) CN－+ O2→CO32－+ NH3(在OH－中) (5) MnO4－+ H2O2→Mn2+ + H2O + O2(在H+中） (6) Zn + CNS－→Zn2+ + H2S + HCN (在H+中）8. 用离子?电子法配平下列各反应方程式： (1) MnO4－+ Sn2+→Sn4+ + Mn2+(在H+中) (2) BrO3－+ Br－→Br2(在H+中) (3) Cr2O72－+ SO32－→SO42－+ Cr3+(在H+中) (4) Cr3+ + H2O2→CrO42－+ H2O (在OH－中) (5) Fe + NO2－→FeO22－+ NH3(在OH－中） 氧化还原反应与电化学 一、 实验目的 1. 掌握电极电势对氧化还原反应的影响 2. 了解氧化型或还原型物质浓度、溶液酸度改变对电极电势的影响。 3. 进一步理解氧化还原反应的可逆性 4. 熟练掌握能斯特方程的应用 二、 实验原理 氧化还原过程也就是电子的转移过程。能斯特（Nernst ）方程式 电对的氧化型物质或还原型物质的浓度，是影响其电极电势的重要因素之一，电对在任一离子浓度下的电极电势，可由能斯特方程算出。例如Cu-Zn 原电池，若在铜半电池中加入氨水，由于Cu 2+和NH 3能生成深蓝色的、难解离的四氨合铜（II ）配离子[Cu(NH 3)4]2+，溶液中的Cu 2+浓度就会降低，从而使电极电势降低： Cu 2++4NH 3=[Cu(NH 3)4]2+ (深蓝色) 过氧化氢的氧化还原性(摇摆实验)主要反应方程式: 辅助试剂起到调节（1）、（2）反应速率的作用 已知在酸性介质中元素电势图： 三、 实验仪器与药品 Pb(NO 3)2 (0.5mol · L – 1) CuSO 4 (0.5mol · L –1) ZnSO 4(0.5mol · L –1) 锌片 铅粒 铜片 氨水1:1 A:量取400 ml H 2O 2(30%)稀释到1000mL ； B:称取40g KIO 3和量取40mL H 2SO 4(2 mol · L –1)，稀释到1000mL ；（此溶液相当于HIO 3溶液） C:（辅助试剂）：称取15.5g 丙二酸，3.5g MnSO 4·2H 2O 和0.5g 淀粉（先溶于热水）稀释到1000mL 。 四、 实验内容 a.电极电势与氧化还原反应的关系 分别在5滴 Pb(NO 3)2 (0.5mol · L – 1)和5滴 CuSO 4 (0.5mol · L –1)点滴板穴中，各放入一块表面擦净的锌片，观察锌片表面和溶液颜色有无变化？以表面擦净的铅粒（或铅片）代替锌片，分别与ZnSO 4(0.5mol · L –1)和CuSO 4(0.5mol · L –1)溶液反应，观察有无变化？根据实验结果定性比较Zn 、Pb 、Cu 电极电势的大小。 根据实验结果，说明电极电势与氧化还原反应方向的关系 ,298.15K 时= T 实验十二氧化还原反应 一、实验目的 1．理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。2．加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。 3．进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。 [教学重点] 电极电势和氧化还原反应的关系。 [教学难点] 原电池、电解及电化学腐蚀等知识。 [实验用品] 仪器：低压电源、盐桥、伏特计 药品：0.5 mol·L-1Pb(NO3)2、(0.5、1 mol·L-1)CuSO4、0.5 mol·L-1 ZnSO4、 0.1 mol·L-1KI、0.1 mol·L-1FeCl3、0.1 mol.L-1KBr、0.1 mol·L-1FeSO4、(1、3 mol·L-1) H2SO4、6 mol·L-1HAc、(2 mol·L-1、浓)HNO3、(0.01、0.1 mol·L-1)KMnO4、6 mol·L-1NaOH、0.1 mol·L-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸 材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒） 二、实验内容 （一）电极电势和氧化还原反应 1．2Fe3++ 2I-= 2Fe2++ I2 I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色 2．Fe3++ Br-不起反应，CCl4层无色 3．Cl2+ 2Br-= 2Cl-+ Br2 Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色 （二）浓度和酸度对电极电势影响 1．浓度影响 在两只50m L烧杯中，分别注入30mL 0.5mol·L-1 ZnSO4和0.5mol·L-1 CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。测量两电极之间的电压。 现象：伏特表指针偏到E=0.80处解释：(-)：Zn2++2e-=Zn (+)：Cu2++2e-=Cu CuSO4溶液中加浓NH3.H2O到沉淀溶解为止，形成深蓝色溶液； Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ [Cu2+]下降, E变小，E=0.45V ZnSO4溶液中加浓NH3.H2O至沉淀溶解为止; Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ [Zn2+]下降, E变大，E=0.76V 最后达到平衡, E=0.8V接近初起值. 2*．酸度影响 在两只50mL烧杯中，分别注入FeSO4、K2Cr2O7溶液。FeSO4溶液中插入Fe片，在K2Cr2O7 溶液中插入C棒，将Fe片、C棒通过导线分别与伏特表的负极和正极相接,中间用盐桥连接，测量两极电压。 文档冲亿季，好礼乐相随mini ipad移动硬盘拍立得百度书包 现象：测得E=0.61V 解释：(-) Cr2O72-+ 6e- + 14H+ = 2Cr3++ 7H2O (+) Fe2++ 2e- = Fe 在K2Cr2O7中，慢慢加入1mol·L-1H2SO4,再加入6mol·L-1NaOH。 加H+后E = 1.1V 加OH-后E = 0.36V 第七章氧化还原反应电化学基础 一、教学基本要求 1、掌握氧化值，氧化，还原，氧化还原反应，原电池，标准电极电势，标准氢电极，甘汞电极，元素电势图等基本概念。 2、掌握氧化—还原方程式的配平方法。 3、熟练掌握能斯特方程的相关计算，能运用其讨论离子浓度对电极电势的影响。 4、熟练掌握电极电势的应用。 5、掌握元素电势图及其应用。 二、内容要点 本章以原电池作为讨论氧化还原反应的物理模型，重点讨论标准电极电势的概念以及影响电极电势的因素。同时将氧化还原反应与原电池电动势联系起来，判断反应进行的方向和限度。 (一)、氧化还原反应的基本概念。 氧化还原反应是一类有电子转移（或得失）的反应。 1、氧化值 （1）氧化值是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的电子指定给电负性更大的原子而求得的。在化合物分子中，氧化值是元素的电荷数或形式电荷数。 （2）氧化值的确定规则： A 在单质中，元素的氧化值为零。 B 在单原子离子中，等于离子所带的电荷数。 C 大多数化合物中，氢的氧化值为+1：只有在金属氢化物（NaOH,CaH 2 ）中，氢的氧化值为—1。 D 通常，氧的氧化值为—2，但是在H 2O 2 ,NaO 2 ,BaO 2 等过氧化物中，其氧化值为— 1，在氧的氟化物中，如OF 2和O 2 F 2 中，氧的氧化值分别为+2，+1。 E 所有氟化物中，氟的氧化值为—1。 F 碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值为+1和+2。 G 在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零。在多原子离子中，各元素氧化值的代数和等于离子所带电荷数。 2.还原剂和氧化剂： 在氧化还原反应中，失电子的物质是还原剂，即电子给予体。其本身被氧化，其元素氧化值升高；得电子的物质是氧化剂，即电子接受体，其本身被还原，其元素氧化值降低。 3.电对： 氧化还原反应是由还原剂被氧化和氧化剂被还原这两个“半反应”组成。在“半反应”中同一元素高氧化值的物种被称为氧化型，低氧化值的物种被称为还原型，氧化型与还原型组成“电对”，“电对”与“半反应”是相互对应的。 4.氧化还原反应方程式的配平。 配平原则 ①方程式两边各种元素的原子总数必须各自相等，各物种的电荷数之代数和必须相等。 ②反应中氧化剂和还原剂的得失电子数相等。 2006年化学竞赛讲义 氧化还原反应和电化学（初赛版） 化学竞赛大纲对氧化还原反应和电化学知识的要求： 电化学： 1、氧化态。氧化还原的基本概念和反应的书写和配平。 2、原电池。电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。 3、标准电极电势。用标准电极电势判断反应的方向及氧化剂与还原剂的强弱。 4、元素电势图及其应用 5、电解池的电极符号与电极反应。 6、电解与电镀。 7、电化学腐蚀。 8、常见化学电源。 9、pH、络合剂、沉淀剂对氧化还原反应的影响的定性说明。 概述 电化学反应可分为两类： （1）利用自发氧化还原反应产生电流（原电池），反应△G＜0， 体系对外做功。 （2）利用电能促使非自发氧化还原反应发生（电解），反应△G＞0，环境对体系做功。 一、氧化还原反应的基本概念 （一）．氧化还原反应的实质 1．氧化还原反应 无机化学反应一般分为两大类，一类是在反应过程中，反应物之间没有电子的转移或得失，如酸碱反应、沉淀反应，它们只是离子或原子间的相互交换；另一类则是在反应过程中，反应物之间发生了电子的得失或转移，这类反应被称之为氧化还原反应。 氧化还原反应的实质是电子的得失和转移，元素氧化数的变化是电子得失的结果。元素氧化数的改变也是定义氧化剂、还原剂和配平氧化还原反应方程式的依据。 2．氧化数 1970年国际纯化学和应用化学学会（IUPAC）定义氧化数（oxidation number）的概念为：氧化数（又称氧化值）是某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。 确定元素原子氧化数有下列原则： （1）单质的氧化数为零。因为同一元素的电负性相同，在形成化学键时不发生电子的转移或偏离。例如S8中的S，Cl2中的Cl，H2中的H，金属Cu、Al等，氧化数均为零。 （2）氢在化合物中的氧化数一般为I，但在活泼金属的氢化物中，氢的氧化数为－I，如NaH－I。 （3）氧在化合物中的氧化数一般为－Ⅱ，但在过氧化物中，氧的氧化数为－I，如H2O －I 、BaO－I 2；在超氧化物中，氧的氧化数为－I/2，如KO－I/22；在氟的氧化物中，氧的氧2 化数为Ⅱ，如OⅡF2。 （4）单原子离子元素的氧化数等于它所带的电荷数。如碱金属的氧化数为I，碱土金属的氧化数为Ⅱ。 步骤 1.原电池的组成和电动势的粗略测定: 在一只井穴皿的1.2.3.位置分别倒入约1/2容积的0.1Mol*L-1 CuSO4、ZnSO4、(NH4)2Fe(SO4)2,再分别插入相应的金属片组成电极，若在1.2间插入盐桥则组成铜---锌原电池；在2.3间插入盐桥则组成锌----铁原电池；在1.3间插入盐桥则组成铜----铁原电池。分别用PH 计的mv部分去测定其近似的电动势，并与计算值相比较 2.浓度、介质对电动势的影响 （1）浓度对电极电势的影响 在上述实验基础上先往1中滴加2Mol*L-1NH 3 水至生成沉淀又溶解,在测铜---锌原电池的电动势,并与未加氨水前进行比较有什么变化?为什么?然后往2中滴加2 Mol*L-1氨水至沉淀又溶解,并测定其电势,又有什么变化?为什么? (2)介质对电极电势的影响 往井穴皿的1孔中加入适量的 0.1Mol*L-1Cr 2(SO 4 ) 3 和0.1 Mol*L-1K 2Cr 2 O 7 溶液至孔穴容积的一 半左右,往2孔穴中加入质量分数3% 的H 2O 2 溶液至约孔穴容积的1/2左 右,再分别插入石墨和盐桥使组成原电池用PH计的mv部分测其电动 势并记录.再往Cr 2O 7 2-/Cr3+电对中加 入几滴3 Mol*L-1H 2SO 4 ,并测其电动势, 再往Cr 2O 7 2-/Cr3+电对中滴入 6 Mol*L-1NaOH至生成沉淀又溶解,并测定电动势.试简单解释电动势的变化. 现象 1.2之间测量值为1100mv 1.3之间测量值为740mv 2.3之间测量值为300mv 1中先生成蓝色沉淀,后沉淀溶解成 浑蓝色的,PH计读数减小. 2中先生成白色沉淀,后沉淀溶解PH 计读数变大 E =900mv E读数先减小,改变正负极后,增大 E读数先减小,改变正负极后,增大. 解释结论及方程式 ψψ(1)=ψ(Cu2+/Cu） =ψο(Cu2+/Cu)+0.0592/2 *lg(Cu2+) =0.3394-0.0296=0.3098(V) ψ(2)=ψ(Zn2+/Zn） =ψο(Zn2+/Zn)+0.0592/2 *lg(Zn2+) =-0.7917(V) ψ(3)=ψ(Fe2+/Fe） =ψο(Fe2+/Fe)+0.0592/2 *lg(Fe2+) =-0.4385(V) 1.2之间,1为正极,2为负极 ψ=ψ(1)- ψ(2)=1.1015(V) 1.3之间,1为正极,3为负极 ψ=ψ(1)- ψ(3)=0.7483(V) 2.3之间,2为正极,3为负极 ψ=ψ(2)- ψ(3)=0.3532(V) *由于原电池含内阻,测量值比理论值小 加入氨水C(Cu2+)下降ψ(Cu2+/Cu）下 降,E=ψ(Cu2+/Cu) -ψ(Zn2+/Zn)下降 Zn2++2NH4·H2O=Zn(OH)2+2NH4+ Zn(OH) 2 +4NH 3 =[Zn(NH 3 )4]2++2OH- 加入氨水C(Zn2+)下降, ψ(Zn2+/Zn)下降 E=ψ(Cu2+/Cu) -ψ(Zn2+/Zn)上升 负极：Cr2O72-+6e+14H+=2Cr3++7H2O Φ=Φο+0.0592/6 *lg[C(Cr2O72-)*C14(H+)/C2(Cr3+)] =0.363(V) 正极：H2O2+2e+2H+=2H2O Φ=Φο+0.0592/2 *lg[C(H2O2)*C2(H+)]=1.2894(V) 加入H2SO4后,C(H+)增大 Φ(Cr2O72-/ Cr3+)增大 E=Φ(H2O2/H2O)-Φ(Cr2O72-/Cr3+) 读数减小,当Φ(Cr2O72-/Cr3+)大于 Φ(H2O2/H2O)后,正负极相反. 加 NaOH,C(H+)减小,Φ(Cr 2 O 7 2-/Cr3+)减 小, E=Φ(Cr 2 O 7 2-/Cr3+) -Φ(H 2 O 2 /H 2 O) 读数减小,当Φ(Cr 2 O 7 2-/Cr3+)小于 Φ(H2O2/H2O)后，正负极相反氧化还原原理在电化学中的应用_New
高中化学 氧化还原反应和电化学
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