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高中化学竞赛辅导材料氧化还原反应导学【竞赛大纲】：1.掌握氧化还原的基本概念和氧化数的概念。
2.会判断一些化合物中元素的氧化数3.掌握氧化还原反应方程式的书写与配平方法一、知识整合1．概念、知识网络（1）氧化还原反应的基本规律网络图：（2）氧化性、还原性强弱的判断如何判断氧化剂的氧化性强弱或还原剂的还原性强弱？①根据得失电子的难易程度来判断氧化性和还原性的相对强弱，而并非根据得失电子的多少来判断。
Ⅰ、金属单质的还原性强弱顺序：K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Sn＞Pb＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au对应金属阳离子氧化性强弱顺序：Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞(H+)＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+Ⅱ、非金属单质的氧化性强弱顺序：F2＞O2＞Cl2＞Br2＞I2＞S相应其阴离子的还原性强弱顺序：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-②根据氧化还原反应进行的难易程度、发生反应条件难易等进行判断氧化剂的氧化性大于氧化产物，还原剂的还原性大于还原产物。
③根据元素在周期表中位置判断：一般说来，同周期元素从左到右，单质及同价态化合物的氧化性依次增大。
如最高价含氧酸的氧化性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO4(同浓度下)。
④同一元素不同价态比较：最高价态只有氧化性，最低价态只有还原性，中间价态既有氧化性又有还原性。
⑤外界因素对氧化剂的氧化性，还原剂的还原性的影响浓度：增大氧化剂或还原剂浓度，其氧化性或还原性也增大。
酸碱性：一般氧化物、含氧酸、含氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而氧化性增强。
温度：升温一般有利于反应的进行。
如：热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强。
产物：如产生沉淀或气体等，一般也有利于氧化还原反应的进行。
2．中学化学涉及物质中元素的化合价常见元素化合价K ：+1，H ：+1，-1 Na ：+1，F：-1，Ag：+1Cl：-1，+1，+3，+5，+7 ，Ca：+2，O ：-2、-1、+2等Mg：+2，S：-2，+4，+6 、-1等Ba ：+2， C ：-4，+2，+4 ，Zn：+2，Si：+4，Cu：+1，+2，N ：-3，+1，+2，+3，+4，+5 ，Fe：+2，+3，+6 P：-3，+3，+5，Al：+3 Mn +2，+4，+6，+7。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第10讲氧化还原反应与电化学基础【竞赛要求】氧化态。
氧化还原的基本概念和反应的书写与配平。
原电池。
电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。
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。
电解池的电极符号与电极反应。
电解与电镀。
电化学腐蚀。
常见化学电源。
Nernst方程及有关计算。
原电池电动势的计算。
pH对原电池的电动势、电极电势、氧化还原反应方向的影响。
沉淀剂、络合剂对氧化还原反应方向的影响。
【知识梳理】一、氧化还原反应的基本概念1、氧化数在氧化还原反应中，由于发生了电子转移，导致某些元素带电状态发生变化。
为了描述元素原子带电状态的不同，人们提出了氧化数的概念。
1970年，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）对氧化数的定义是：氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数是假设把每个化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的。
例如，在NaCl中，钠的氧化数为+1，氯的氧化数为–1。
在SO2中，硫的氧化数为+4，氧的氧化数为–2。
由此可见，氧化数是元素在化合状态时人为规定的形式电荷数。
确定氧化数的规则：（1）在单质中，元素的氧化数为零。
（2）在单原子离子中，元素的氧化数等于离子所带的电荷数。
（3）在大多数化合物中，氢的氧化数为+1，只有在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为–1。
（4）通常，在化合物中氧的氧化数为–2；但在过氧化物（如H2O2、Na2O2、BaO2）中氧的氧化数为–1；而在OF2和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
（5）在所有氟化物中，氟的氧化数为–1。
（6）碱金属和碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1和+2。
（7）在中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。
在多原子原子离子中各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。
根据上述原则，可以确定化合物中某元素的氧化数。
2、氧化还原电对在氧化还原反应中，元素氧化数升高的物质是还原剂，元素氧化数降低的物质是氧化剂。
氧化还原反应与电化学课件第一部分：氧化还原反应基础氧化还原反应，又称为化学电子转移反应，是化学反应中普遍存在的一种类型。
在氧化还原反应中，物质的氧化态或还原态发生变化，其中一个物质将电子转移给另一个物质。
这种电子转移过程导致原子或离子的氧化态发生改变，因此称为氧化还原反应。
1.1 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，我们需要关注两个重要的概念：氧化和还原。
- 氧化：物质失去电子，氧化态增大。
- 还原：物质获得电子，氧化态减小。
1.2 氧化还原反应的示例举例来说，我们可以观察以下氧化还原反应:Cu + 2Ag+ -> Cu2+ + 2Ag在这个反应中，Cu从0价氧化态变为+2价氧化态，被氧化，而Ag+离子从+1价还原态变为0价还原态，被还原。
在这个反应中，Cu失去了电子，被氧化，而Ag+获得了电子，被还原。
第二部分：电化学基础2.1 电化学的概念电化学是研究化学反应和电流之间相互转化的科学。
它研究物质在电化学过程中的氧化还原反应以及与之相关的电流和电势。
2.2 电化学的应用电化学在我们的日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
- 电解池中的电化学过程被应用于电镀、电解和电池等行业。
- 电化学还应用于环境保护，例如电化学处理废水和废气等。
- 电化学还在药物研发和分析仪器等领域有着重要的应用。
第三部分：电池和电解池3.1 电池的概念和分类电池是一种将化学能转化为电能的装置。
根据电池内部反应的性质，电池可以分为干电池和液电池两种类型。
3.2 电解池的概念电解池是一种在外部电流的作用下，将电能转化为化学能的装置。
它是电池的反向过程。
第四部分：课件设计4.1 课件设计的重要性课件设计是教学中不可或缺的一部分。
通过合理的课件设计，可以更好地呈现和组织知识内容，提高学生对氧化还原反应和电化学的理解程度。
4.2 课件设计的要点在氧化还原反应与电化学课件的设计中，应注意以下要点：- 简洁明了的页面布局，避免信息过载。
课堂教案氧化还原反应和电化学课堂教案：氧化还原反应和电化学【引言】本次课堂教案将介绍氧化还原反应和电化学的相关概念以及实际应用。
通过深入了解这些知识点，学生将能够理解化学反应背后的原理，并掌握如何运用这些概念解决实际问题。
【1. 氧化还原反应的概念】氧化还原反应是化学中常见的一类反应，其中涉及原子、离子或分子的电荷转移。
通过氧化还原反应，物质的氧化态和还原态发生变化，同时伴随着电子的转移过程。
这类反应具有重要的意义，常见的例子包括金属和非金属的反应、还原剂和氧化剂的相互作用等。
【2. 氧化还原反应的基本原理】氧化还原反应的基本原理可以从电子转移的角度进行理解。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，同时还原，而还原剂失去电子，同时被氧化。
这种电荷转移导致物质的氧化态和还原态发生改变。
【3. 氧化还原反应的实际应用】氧化还原反应在多个领域都有实际应用。
例如，在工业生产中，氧化还原反应被广泛应用于电镀、电解和合成化学等过程中。
此外，在生活中，我们也能够感受到氧化还原反应的应用，比如电池的工作原理就是基于氧化还原反应。
【4. 电化学的概念】电化学是研究电能与化学反应之间相互转化的科学领域。
它研究电解过程中的各种现象和规律，并应用于电池、电解和电镀等技术中。
通过电化学的研究，我们能够更好地理解化学反应中的电荷转移过程。
【5. 电化学反应的基本原理】电化学反应包括两种基本类型：电解和电池反应。
电解反应指的是通过外加电势将化学反应逆向进行，从而使得反应物转变为产物。
而电池反应则是通过回路中的电流驱动氧化还原反应进行。
【6. 电化学的实际应用】电化学的应用广泛涵盖了绿色能源、电镀、电解等多个领域。
例如，电池作为一种能源储存装置，在航天、交通、家电等方面都有广泛应用。
此外，电镀技术也借助于电化学的原理实现对金属表面的镀层处理。
【结语】通过本次课堂教案，学生们将深入了解氧化还原反应和电化学的相关概念及应用。
这些知识将帮助他们更好地理解化学反应中的电荷转移过程，并为今后学习和实践化学领域的知识奠定基础。
专题二 电化学基础【竞赛要求】原电池。
电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。
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。
电解池的电极符号与电极反应。
电解与电镀。
电化学腐蚀。
常见化学电源。
Nernst 方程及有关计算。
原电池电动势的计算。
pH 对原电池的电动势、电极电势、氧化还原反应方向的影响。
沉淀剂、络合剂对氧化还原反应方向的影响。
一、电极电势 1、原电池 （1）原电池的组成将锌片插入硫酸铜溶液中会自发地发生氧化还原反应： Zn(s) + Cu 2+(aq)Zn 2+(aq) + Cu(s) △r )298(0K H m = – 281.66 kJ ·mol －1随着反应的进行，金属铜不断地沉淀在锌片上，同时锌片不断地溶解。
反应是放热的，化学能转变为热能。
如何将化学能转变为电能而产生电流呢？1863年，J.E.Daniell 将锌片插入ZnSO 4溶液中，用这两个半电池组成了一个电池，称为Daniell 电池。
后来，经过改进，用充满含有饱和KCl 溶液的琼脂胶冻的倒置U 型管作盐桥将两个半电池联通，在锌片和铜片间串联一个安培计。
采用这样的铜–锌原电池获得了电流。
锌片为负极，发生氧化反应：Zn(s)Zn 2+ + 2e －铜片为正极，发生还原反应：Cu 2+ + 2e－Cu(s)氧化和还原反应分别在两处进行，还原剂失去电子经外电路转移给氧化剂形成了电子的有规则定向流动，产生了电流。
这种借助于自发的氧化还原反应产生电流的装置称为原电池。
在原电池中，两个半电池中发生的反应叫做半电池反应或电极反应。
总的氧化还原反应叫做电池反应。
铜–锌原电池反应为：Zn(s) + Cu 2+(aq)Zn 2+(aq) + Cu(s)原电池可以用简单的符号表示，称为电池符号（或电池图示）。
例如铜–锌原电池的符号为：Zn(s)∣ZnSO 4(1c )‖CuSO 4(2c )∣Cu(s)在电池符号中，将负极写在左边，正极写在右边，用单竖线表示相与相间的界面，用双竖线表示盐桥。
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。
氧化还原反应竞赛专题讲义一．什么叫标准电极电位？在使用标准电极电位表时应了解哪些问题？电极电位是表示某种离子或原子获得电子而放还原的趋势。
如将某一金属放入它的溶液中（规定溶液中金属离子的浓度为lm），在25℃时，金属电极与标准氢电极（电极电位指定为零）之间的电位差，叫做该金属的标准电极电位。
表7-2列出一些金属、非金属以及同一种金属具有不同价态的离子的标准电极电位，这些数值都是与标准氢电极比较而得出的。
为了能正确使用标准电极电位表（课本或化学手册上均有较详细的表），现将有关的一些问题叙述如下：(1)在M n++ne M电极反应中，M叫做物质的还原态。
M n+叫做物质的氧化态，物质的还原态和氧化态构成氧化还原电对。
电对也常用符号来表示，例如Zn2+／Zn是一个电对，Cu2+／Cu也是一个电对等。
(2)在表中所列的标准电极电位的正、负数值，不因电极反应进行的方向而改变。
例如，不管电极反应是按Zn2++2e=Zn，还是按Zn=Zn2++2e的方式进行，电对（Zn2+／Zn或Zn／Zn2+）的标准电极电位总是负号，(3)在表中，物质的还原态的还原能力自下而上依次增强；物质的氧化态的氧化能力自上而下依次增强。
具体地说，电对的电极电位数值越小，在表中的位置越高，物质的还原态的还原能力越强，电对的电极电位数值越大，在表中的位置越低，物质的氧化态的氧化能力越强。
例如电对Zn2+／Zn的标准电极电位的数值为-0.76伏较Cu2+数值+0.34伏为小，所以Zn原子较Cu原子容易失去电子，即Zn是较强的还原剂。
(4)物质的还原态的还原能力越强，其对应的氧化态的氧化能力就越弱；物质氧化态的氧化能力越强，其对应的还原态的还原能力就越弱。
例如表7—2中K是最强的还原剂，其对应的K+则是最弱的氧化剂，F2是最强的氧化剂，其对应的F-则是最弱的还原剂。
(5)只有电极电位数值较小的物质的还原态与电极电位数值较大的物质的氧化态之间才能发生氧化还原反应，两者电极电位的差别越大，反应就进行得越完全。
高二化学氧化还原反应与电化学基础在高二化学的学习中，氧化还原反应和电化学基础是两个至关重要的部分。
它们不仅是化学学科的核心概念，还与我们的日常生活以及许多工业生产过程紧密相连。
首先，让我们来深入了解一下氧化还原反应。
氧化还原反应的本质是电子的转移。
在化学反应中，某些物质失去电子，被氧化；而另一些物质得到电子，被还原。
这就像是一场电子的“拔河比赛”，哪边的力量更强，电子就往哪边跑。
比如说，铁与硫酸铜溶液的反应，铁原子失去电子变成亚铁离子，铁被氧化；而铜离子得到电子变成铜原子，铜离子被还原。
在这个过程中，我们可以通过化合价的变化来判断氧化和还原的发生。
化合价升高的元素发生了氧化反应，化合价降低的元素发生了还原反应。
那么，如何判断一个反应是否是氧化还原反应呢？其实很简单，只要看反应前后元素的化合价有没有发生变化。
如果有，那就是氧化还原反应；如果没有，那就不是。
氧化还原反应有着广泛的应用。
在金属的冶炼中，通过氧化还原反应将矿石中的金属元素还原成金属单质。
例如，用一氧化碳还原氧化铁来制取铁。
在电池中，氧化还原反应为我们提供了源源不断的电能。
比如常见的干电池，锌筒发生氧化反应，释放出电子；而二氧化锰发生还原反应，接受电子，从而形成电流。
接下来，我们说一说电化学基础。
电化学主要研究电能和化学能之间的相互转化。
其中包括原电池和电解池这两个重要的概念。
原电池是将化学能转化为电能的装置。
它的工作原理基于氧化还原反应。
以铜锌原电池为例，锌片失去电子发生氧化反应，是原电池的负极；铜片上铜离子得到电子发生还原反应，是原电池的正极。
在这个过程中，电子从负极通过导线流向正极，从而产生了电流。
电解池则是将电能转化为化学能的装置。
在外加电源的作用下，溶液中的离子发生定向移动，在电极上发生氧化还原反应。
例如，电解饱和食盐水可以制取烧碱、氯气和氢气。
在电化学中，还有一个重要的概念——电极电势。
电极电势的大小反映了电极得失电子的能力。
高中化学竞赛《电化学基础》高中化学竞赛《大纲—13 电化学基础》大纲要求：电化学。
氧化态。
氧化还原的基本概念和反应的书写和配平。
原电池。
电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。
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。
电解池的电极符号与电极反应。
电解与电镀。
电化学腐蚀。
常见化学电源。
pH、络合剂、沉淀剂对氧化还原反应的影响的定性说明。
一、氧化态（一）化合价（或原子价）：是表示元素原子能够化合或置换一价原子（H）或一价基团（OH—）的数目。
在离子化合物中离子的价数即为离子的电荷数。
在共价化合物中某原子的价数即为该原子形成的共价单键数目。
但随着化学结构理论的发展，原子价的经典概念已经不能正确地反映化合物中原子相互结合地真实情况。
如：NH4+中N为—3价，可是它却同4个H结合（四个共价单键）；SiF4中Si为+4价，但是在K2SiF6中Si却同6个F结合（6个共价单键）。
（二）氧化数1948年在价键理论和电负性的基础上提出氧化数的概念。
现在一般认为，由于化合物中组成元素的电负性的不同，原子结合时的电子对总要移向电负性大的一方，从而化合物中组成元素原子必然带有正或负电荷。
这种所带形式电荷的多少就是该原子的氧化数。
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）判断是否发生氧化还原反应：氧化数升高、氧化反应、还原剂；氧化数降低、还原反应、氧化剂（2）配平氧化──还原反应方程式（3）分类化合物，如Fe（Ⅲ）、（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，实现上述三点。
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P4、S8、Cl2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：，，，。
专题二 电化学基础【竞赛要求】原电池。
电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。
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。
电解池的电极符号与电极反应。
电解与电镀。
电化学腐蚀。
常见化学电源。
Nernst 方程及有关计算。
原电池电动势的计算。
pH 对原电池的电动势、电极电势、氧化还原反应方向的影响。
沉淀剂、络合剂对氧化还原反应方向的影响。
一、电极电势 1、原电池 （1）原电池的组成将锌片插入硫酸铜溶液中会自发地发生氧化还原反应： Zn(s) + Cu 2+(aq)Zn 2+(aq) + Cu(s) △r )298(0K H m = – 281.66 kJ ·mol －1随着反应的进行，金属铜不断地沉淀在锌片上，同时锌片不断地溶解。
反应是放热的，化学能转变为热能。
如何将化学能转变为电能而产生电流呢？1863年，J.E.Daniell 将锌片插入ZnSO 4溶液中，用这两个半电池组成了一个电池，称为Daniell 电池。
后来，经过改进，用充满含有饱和KCl 溶液的琼脂胶冻的倒置U 型管作盐桥将两个半电池联通，在锌片和铜片间串联一个安培计。
采用这样的铜–锌原电池获得了电流。
锌片为负极，发生氧化反应：Zn(s)Zn 2+ + 2e －铜片为正极，发生还原反应：Cu 2+ + 2e－Cu(s)氧化和还原反应分别在两处进行，还原剂失去电子经外电路转移给氧化剂形成了电子的有规则定向流动，产生了电流。
这种借助于自发的氧化还原反应产生电流的装置称为原电池。
在原电池中，两个半电池中发生的反应叫做半电池反应或电极反应。
总的氧化还原反应叫做电池反应。
铜–锌原电池反应为：Zn(s) + Cu 2+(aq)Zn 2+(aq) + Cu(s)原电池可以用简单的符号表示，称为电池符号（或电池图示）。
例如铜–锌原电池的符号为：Zn(s)∣ZnSO 4(1c )‖CuSO 4(2c )∣Cu(s)在电池符号中，将负极写在左边，正极写在右边，用单竖线表示相与相间的界面，用双竖线表示盐桥。
有些原电池需要用铂片或石墨作电极。
例如：Pt ∣Sn 2+(1c ),Sn 4+('1c )‖Fe 3+(2c ), Fe 2+('2c )∣Pt相应的电池反应为：2Fe 3+(aq) + Sn 2+(aq)Fe 2+(aq) + Sn 4+(aq)（2）原电池的电动势原电池的两极用导线连接时有电流通过，说明两极之间存在着电势差。
在外电路电流趋于零时，用电位计测定正极与负极间的电势差，用MF E 表示原电池的电动势等于正极的电极电势与负极的电极电势之差：MF E =)(+E －)(-E （10-1）原电池的电动势与系统的组成有关。
当原电池中的各物质均处于标准态时，测得的原电池的电动势称为标准电动势，用0MF E 表示。
0MF E =0)(+E －0)(-E （10-2）例如，25℃在铜–锌原电池中，当c (Cu 2+) =1.0 mol·L －1, c (Zn 2+) =1.0 mol·L－1时，测得的电池电动势0MF E =1.10 V 。
（3）原电池的电动势与反应的Gibbs 函数变热力学研究表明，在恒温恒压下，反应系统Gibbs 函数变等于系统能做的最大有用功，即：△r m G =max W （10-3）对于原电池反应来说，系统所能做的最大有用功就是电功。
根据物理学原理，电功等于通过的电量Q 与电动势的乘积：max W = – MF QE = –MF zFE （10-4）式中，F 为Faraday 常量，F = 96485 C·mol －1，z 为电池反应转移的电子数。
由上述两式得：△r m G = –MF zFE （10-5）如果电池反应是在标准状态下进行，则△r 0m G = –0MF zFE （10-6）根据（10-5），若已知电池电动势MF E ，可以求出电池反应的Gibbs 函数△r m G ；反之亦然。
2、电极电势 （1）电极电势的产生原电池的电动势是组成原电池的两个电极电势之差。
每个电极的电势是如何产生的呢？以金属电极为例，将金属浸入其盐溶液时，在金属与其盐溶液接触的界面上会发生金属溶解和金属离子沉淀两个不同的过程：当这两个过程速率相等时，达到动态平衡。
如果是较活泼的金属(如锌)，金属表面带负电荷，而靠近金属的溶液带正电荷，形成了双电层，产生了电势差，称为电极电势。
对于不活泼的金属(如铜)，则情况刚好相反，金属表面带正电荷，而靠近金属的溶液带负电荷。
但也形成双电层，产生电极电势。
电极电势的绝对值尚无法测定。
通常要选定一个参比电极，以其电极电势为基准，与其他电极相比较，从而确定其他电极的电极电势相对值。
通常选取的参比电极是标准氢电极。
（2）标准电极的确定 ①标准氢电极将镀有一层海绵状铂黑的铂片浸入H +浓度为1.0 mol ·l－1的酸性溶液中，不断通入压力为100 kPa 的纯净氢气。
铂黑吸附氢气达到饱和。
这样的氢电极即为标准氢电极，电极反应为：2H +(aq) +H 2(g)规定在298.15 K 时，其标准电极电势为零，即0)/(2H H E += 0 ②甘汞电极实际应用中常常使用甘汞电极作参比电极。
甘汞电极的电极反应为：Hg 2Cl 2(s) + 2e－2Hg(l) + 2Cl －(aq)饱和甘汞电极的电极电势为0.2415 V 。
③其他标准电极电势的确定通过实验测定某电极标准电极电势的方法是：以标准氢电极为负极，待测标准电极为正极组成原电池，测定该电池的标准电池电动势。
由于标准氢电极电势为零，所以测得的标准电池电动势在数值上就等于待测电极的标准电极电势。
例如，将标准氢电极与标准铜电极组成原电池：Pt ∣H 2(100kPa)∣H +(1.0 mol ·l －1)‖Cu 2+(1.0 mol ·l －1)∣Cu(s)测得标准电池电动势0MF E = 0.340 V由于 0MF E =0)(+E －0)(-E =0)/(2Cu Cu E +－0)/(2H H E +=0)/(2Cu Cu E +所以 0)/(2Cu Cu E += 0.340 V由于铜电极为正极，其电极反应为还原反应：M(s)M 2+(aq) + z e －Cu 2+(aq) + 2e－Cu(s)所以实验测得的标准电极电势为标准还原电极电势。
同理，可以确定标准锌电极电势 0)/(2Zn Zn E += – 0.762 V按照此方法，可以测定许多电对的标准还原电极电势。
在无机化学教材的附表或化学手册中可以查到298.15K 时常用标准还原电极电势的数据。
（3）Nernst 方程式及其应用 ①Nernst 方程式影响电极电势的因素有浓度、压力和温度等。
（a ）电池反应的Nernst 方程式 对于原电池反应△r m G (T ) = –MF zFE (T ) △r 0m G (T ) = –0MF zFE (T )代入等温方程式得：△r m G (T ) = △r 0m G (T ) + RT ln J–MF zFE (T ) = –0MF zFE (T ) + RT ln J即MF E (T ) = 0MF E (T ) －J zFRTln （10-7） 此式称为电池反应的Nernst 方程式。
式中，J 为电池反应的反应商，z 为电池反应中转移电子数。
由此式可以看出浓度、压力和温度对电池电动势的影响。
应当注意，0MF E 也随温度的变化而改变。
298.15 K 时，Nernst 方程式为：MF E (298.5 K ) = 0MF E (298.5 K) － J zV lg 0592.0 （10-8）利用此式可以计算298.15 K 时的非标准电池电动势。
（b ）电极反应的Nernst 方程式 对于电极氧化型 + z e －还原型标准状态时 △r 0m G = –0zFE非标准状态时 △r m G = –zFE 代入等温方程式得：)()(ln0还原型氧化型c c zF RT E E -= （10-9）298.15K 时)()(lg0592.0)15.298()15.298(0还原型氧化型c c z V K E K E -= （10-10） 利用此式，可以计算298.15K 时非标准态时的电极电势。
应该注意，z 为电极反应转移电子数。
c (氧化型)包括电极反应中氧化型一侧各物种的浓度幂，c (还原型)包括电极反应中还原型一边各物种的浓度幂。
由电极反应的Nernst 方程式可以看出：c (氧化型)增大，电极电势增大；c (还原型)增大，电极电势减小。
②生成沉淀或配合物对电极电势的影响在电极反应中，加入沉淀试剂或配位剂时，由于生成沉淀或配合物，会使离子的浓度改变，结果导致电极电势发生变化。
（a ）沉淀的生成对电极电势的影响Ag +/Ag 电对为例。
298.15K 时，0)/(Ag Ag E +=0.799 V 相应的电极反应为：Ag +(aq) + e －Ag(s)其Nernst 方程式为：)/(Ag Ag E +=0)/(Ag Ag E ++0.0592 lg 0)(cAg c +若加入NaCl ，生成AgCl 沉淀。
0)(AgCl cp K =1.8×10–10，)(0/)(/)(cCl c K c Ag c AgCl sp -+=代入上述Nernst 方程，0)(0)/()/(/)(ln0592.0c Cl c K V EE AgCl cp Ag Ag Ag Ag -+=++当c (Cl -) = 1.0mol ·l –1时,0)(0)/()/(/)(ln0592.0c Cl c K V EE AgCl cp Ag Ag Ag Ag -+=++= 0.799V + 0.0592 ln1.8×10－10= 0.222 V由此可见，当氧化型生成沉淀时，使氧化型离子浓度减小，电极电势降低。
这里计算所得E (Ag +/Ag)值，实际上是电对AgCl/Ag 的标准电极电势，因为当c (Cl －) = 1.0mol·L－1时，电极反应：AgCl(s) + e –Ag (s) + Cl －(aq)处于标准状态。
由此可以得出下列关系式：)(ln 0592.0)/()/(000AgCl K V Ag Ag E Ag AgCl E sp +=+很显然，由于氧化型生成沉淀，则)/()/(00Ag Ag E Ag AgCl E +当还原型生成沉淀时，由于还原型离子浓度减小，电极电势将增大。
当氧化型和还原型都生成沉淀时，若氧化型）(0sp K ＜还原型）(0sp K ，则电极电势减小。
