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第9章 氧化还原反应

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物理化学——第9章-可逆电池复习题

物理化学——第9章-可逆电池复习题

ln K zFE /RT 9.1782 K 9.68 103
2 96485 (0.3402 0.2223) 8.314 298.15
计算题
3. 25℃时，电池 Pt|H2(p )|HCl(0.1molkg-1)|AgCl,Ag 的电动势为0.3522V， （1）求反应H2(g)+2AgCl(s)=2Ag+2H++2Cl- ，在25℃的 标准平衡常数。（已知0.1molkg-1 HCl的 =0.798）； （2）求金属银在1molkg-1 HCl溶液中产生H2的平衡压 力。（已知25℃时1molkg-1 HCl的 =0.809）。
概念简答
4、为什么燃料电池的效率比热机高？ 答： 比较极限值：可逆热机和可逆电池。
Tc 根据热力学第二定律，可逆热机的效率为 1 Th
所以热机效率不可能达到100%。然而可逆电池的 能量转化是可逆的，化学能全部转化为电能，效 率为100%。
选择题
1．25℃时电池反应 H2(g) + ½O2(g) = H2O(l) 对应 的电池标准电动势为 E1ϴ，则反应2H2O(l) = 2H2(g) + O2(g) 所对应的电池的标准电动势 E2 ϴ是： （C） (A) E2 ϴ = - 2 E1 ϴ ； (B) E2 ϴ = 2E1 ϴ ； (C) E2 ϴ = - E1 ϴ ； (D) E2 ϴ = E1 ϴ 。 2. 某电池在标准状况下，放电过程中， （B） 当Qr = -200 J 时，其焓变ΔH为： (A) ΔH = -200 J ； (B) ΔH < -200 J ； (C) ΔH = 0 ； (D) ΔH > -200 J 。
(2) 计算该原电池在25℃时的电动势E；

第九章 氧化还原反应 答案2022

第九章 氧化还原反应 答案2022

第九章氧化还原反应9.1(1) Cr2O72－＋14H+ ＋6e-= 2Cr3＋+ 7H2O (酸性介质)；(2) MnO4－＋8H+＋5e-= Mn2＋＋4H2O6H+ + 5e-(3) MnO4－＋4H+＋3e-= MnO2＋2H2O(中性介质)；(4) 1/2I2 + 6 OH－= IO3-＋3H2O+ 5e-(碱性介质)；(5) H2C2O4 = 2CO2 + 2H+ + 2e-(酸性介质)；(6) H2O2 = O2 + 2H+ + 2e-(酸性介质)；(7) H2O2 ＋2OH－= O2 + 2H2O + 2e-(碱性介质)；(8) H2O2 ＋2H+ + 2e- = 2H2O(酸性介质)；(9) H2O2 ＋2e- = 2OH－(碱性介质)；(10) Ag + Cl- = Ag Cl + e-9.2(1) 3As2O3 ＋4NO3－+7H2O + 4H+ = 6H3AsO4 ＋4NO(酸性介质)；(2) Cr2O72－＋3H2S + 8H+ = 2Cr3＋+ 3S + 3H2O (酸性介质)；(3) 2MnO4－＋5H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2＋＋10CO2 +8H2O (酸性介质)；(4) 2Cr3＋＋3S2O82－+7H2O = Cr2O72－＋6SO42－+ 14H+ (酸性介质);(5) 2Mn2＋＋5NaBiO3 + 14H+ = 2MnO4－＋5Bi3＋＋5Na+ + 7H2O (酸性介质)；(6) 4Co(NH3)62＋＋O2 +2H2O =4Co(NH3)63＋＋4OH－；(7) 2Cr(OH)4－＋3HO2－=2CrO42－＋OH－+ 5H2O；(8) H3AsO4 ＋2I－=HAsO2 ＋I2 + 2H2O (酸性介质)；(9) 2Cu2＋＋2I－=2CuI ＋I2；(10) Hg2Cl2 ＋NH3 = HgNH2Cl ＋Hg+ HCl;(11) 3MnO42－+ 4H+ = 2MnO4－＋MnO2 ＋2H2O 。

第9章---第1节

第9章---第1节
菜 单
课 时 · 知 能 · 训 练
高考新课标大一轮总复习 · 配人教版 · 化学 2．(2010·宁德模拟 关于如图所示的原电池，下列说法正确的 ． 宁德模拟)关于如图所示的原电池 宁德模拟 关于如图所示的原电池， ) 是(
基 础 · 回 扣 · 检 验
随 堂 · 分 类 · 练 习
考 点 · 突 破 · 方 法
课 时 · 知 能 · 训 练
菜
单
高考新课标大一轮总复习 · 配人教版 · 化学
基 础 · 回 扣 · 检 验
二、常见的化学电源 1．一次电池(以碱性锌锰电池为例 ．一次电池 以碱性锌锰电池为例 以碱性锌锰电池为例) 总反应为： ＋ 总反应为：Zn＋2MnO2＋2H2O＝2MnOOH＋Zn(OH)2 ＝ ＋ 负极： 负极： Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 。 ＋
随 堂 · 分 类 · 练 习
考 点 · 突 破 · 方 法
中两电极相同； 【解析】 依据构成原电池的三个条件分析：A中两电极相同；C 解析】 依据构成原电池的三个条件分析： 中两电极相同 中没有构成闭合回路； 中酒精是非电解质 只有B符合条件 中酒精是非电解质； 符合条件。 中没有构成闭合回路；D中酒精是非电解质；只有 符合条件。 答案】 【答案】 B
【解析】 解析】 A 项中电池放电时正极应发生还原反应，电极反应为：
考 点 · 突 破 · 方 法
PbO2＋4H＋＋SO2－＋2e－===PbSO4＋2H2O；C 项中电池充电时硫酸的 4 浓度应不断增大，D 项充电时阳极应发生氧化反应：PbSO4 －2e － ＋ 2H2O===PbO2＋SO2－＋4H＋。 4
考 点 · 突 破 · 方 法 随 堂 · 分 类 · 练 习

第9-1章+土壤酸碱性和氧化还原反应

第9-1章+土壤酸碱性和氧化还原反应
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
土壤学
Chapter 9. 土壤酸碱性和氧化还原反应 Soil acid－base and redox reaction §9.1 土壤酸度 §9.2 土壤碱度 §9.3 土壤氧化还原反应 §9.4 土壤缓冲性 §9.5 土壤酸碱性和氧化还原状况与生物环境
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
土壤学

交换酸度exchange acidity 用中性盐溶液(1mol/L
KCl、0.06mol/L BaCl2等)处理酸性土壤时, 土壤胶体 上交换性的阳离子大部分被浸提剂中的阳离子交换 下来进入溶液。此时，交换性氢离子可使溶液酸性 增加，而交换性Al3+因水解, 也使溶液酸性增加。
性酸。
xH+
colloid
colloid
(x－y)H+来自+ yH+
潜在酸的产生
2. 土壤胶体上吸附性氢离子被其他离子所代换 当施用硫铵、石灰或其他肥料时，土壤溶液盐基 离子浓度增加，吸附性H+离子部分被交换出 来进入溶液，土壤酸度随之变化。
colloid
xH + Ca2＋
colloid
Ca (x－2)H
Acid drops movement
Acid lake
2. 土壤中铝的活化
氢离子进入土壤吸收复合体后，随着阳离子交换作用的进行， 土壤盐基饱和度下降，氢饱和度提高，胶粒晶体结构破坏， 铝八面体解体，铝离子成为活性铝离子，吸附后成交换性 Al3+离子，交换进入土壤溶液，溶液中的铝离子和阴离子形 成的盐类多为非中性盐，解离产生H+离子。

土壤酸碱反应是土壤重要的化学性质，直 接影响作物的生长和微生物的活动以及土 壤的其他性质。

09 第九章 氧化还原反应

09 第九章 氧化还原反应

化学与材料科学学院
殷焕顺
2.离子--电子法（ion－electron method)
配平原则：整个反应中氧化剂和还原剂得失电子 数相等；反应前后各元素的原子总数相等。
例如：酸性条件下 K2Cr2O7 与KI反应 (1) 写出基本离子反应 (氧化还原产物) Cr2O72- + I- → Cr3+ + I2 (2) 把离子方程式分成氧化和还原两个半反应 氧化半反应：2I- →I2 还原半反应：Cr2O72- → 2Cr3＋
化学与材料科学学院
殷焕顺
练习：写出电池符号。 Cu(s)+Cl2(105Pa) = Cu2+(1mol· -1)+Cl-(1mol· -1) L L (-) Cu | Cu2+(1mol/L) || Cl-(1mol/L) | Cl2(105Pa) | Pt (+) 写出原电池的电极反应和电池反应 (-) Pt| H2 (105Pa)| H＋(1.0M)||Ag＋(1.0 M)|Ag(+) 正极: Ag＋＋e ⇌ Ag（还原反应） 负极: H2 ⇌ 2H＋ +2e （氧化反应） 电池反应: 2Ag＋＋H2 ⇌ 2H＋＋2Ag
化学与材料科学学院
殷焕顺
三、氧化还原反应式的配平 (balancing of oxidation-reduction equation ) 两种方法：
氧化数法
(the oxidation number method)
离子——电子法
（ion－electron method)
化学与材料科学学院
殷焕顺
化学与材料科学学院
殷焕顺
从电势看金属活性顺序
电对
K+/ K Ca 2+/Ca Na+/Na Mg2+/Mg Al3+/Al Zn2+/Zn Fe2+/Fe Sn2+/Sn

第九章氧化还原反应

第九章氧化还原反应

Tollens试剂氧化
Tollens试剂氧化醛生成酸和银镜。
托伦斯试剂(Tollens) ：硝酸银的氨溶液
CH=CHCHO
托伦试剂
CH=CHCOOH
CH2CHO Ag(NH3)2OH
CH2COOH
次氯（溴）酸氧化甲基酮—卤仿反应
甲基酮用次氯（溴）酸氧化得到少一个碳的羧酸。
O R C CH3 + NaOH + X2 (H) (NaOX) O R C CX3 (H) OH CHX3 + RCOONa 卤仿
Birch还原——钠把电子转移给芳香环 溶剂化电子
自由基负离子
环己二烯自由基 环己二烯负离子
1.4－环己二烯
4.形成脂的中间体历程
很少有机物的氧化作用生产了酯的中间体，再由酯中间体进一步裂解生成 氧化产物。这种酯中间体一般为无机酸酯。
例：伯醇被铬酸氧化成铜
5.加成—消除反应历程
氧化剂与底物加成，氧化剂的一部分发生离去。 二氧化硒氧化酮
氧化范围：烃（烯烃、炔烃、芳烃侧链）、醇。
例 1：
℃ 油酸（9-十八碳烯酸）
（ KMnO4、H2O，碱性，低温得邻二醇） 加入冠醚（相转移催化剂）氧化活性增强，断碳链得羧酸。
例 2：
℃
例3：
仲醇得混合物
b. MnO2
MnO2/60% H2SO4:温和氧化剂
活性MnO2：温和高选择性氧化剂 例：
℃
℃
(二）有机氧化剂：
1、有机过氧酸：C6H5COOOH,CH3COOOH,CF3COOOH等。 2、CrO3—吡啶络合物。
3、Pb（OCOCH3）4，CH3SOCH3
1、有机过氧酸：
1)
3)

第九章 氧化-还原反应


2020/11/22
第28张共79张
例5:根据电池符号写出电池反应式
(-) Pt | H2(1kPa) | H+(0.1mol·dm-3)|| Fe3+(0.1mol·dm-3), Fe2+(1mol·dm-3) Pt(+)
解:
2 Fe3+ (1mol.dm-3) + H2(1kPa)
2Fe2+(1mol·dm-3) + 2H+(0.1mol·dm-3)
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第32张共79张
请分析以下两个电极的金属板上 带什么电荷？
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第33张共79张
三、标准(参比)电极电势( θ)
• 热力学标准态是如何规定的？
–所有离子、分子a＝1 ( c1mol/L) –所有气体为pө ( ＝100 kPa) –纯液体、纯固体组分。
2020/11/22
2020/11/22
第29张共79张
• 为什么两个合适电极相连，回路上有 电流产生？
二、电极电势(electrode potential)
1. 电极电势的产生：
Zn
Nernst双电层理论
溶解（氧化）
M
Mn+ + ne
沉积（还原）
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第30张共79张
ZnSO4溶液
活泼金属
绝对电极电势
第34张共79张
1.标准氢电极
2H+ + 2e
H2
规定：在任何温度下
θ(H+/H2)= 0.0000V
2020/11/22
第35张共79张
2020/11/22

第九章 氧化还原滴定法

第九章 氧化还原滴定法一 、内容提要本章讨论了氧化还原电对的电极电位计算，判断氧化还原反应次序的基本规则和氧化还原反应进行的程度，以及氧化还原滴定曲线和常用的指示剂，并重点阐述了碘量法和高锰酸钾法。

氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础，以氧化剂或还原剂作为标准溶液得滴定分析方法。

当两个氧化还原电对的电极电位不相等时，一般来说，电位高的电对的氧化型可能氧化电位低的电对的还原型。

电对的电极电位可用Nernst 方程式计算：式中的E ox/Red 为电对Ox/Red 的电极电位，E 0ox/Red 为Ox/Red 的标准电极电位；n 为电对氧化还原半反应（半电池反应）中转移的电子数；a ox ，a Red 为电对Ox/Red 氧化型和还原型的活度。

当考虑离子强度和副反应对电对的影响，以浓度C 代替活度进行电极电位的计算时，应采用下式：式中'0Re ,dOx E 为电对Ox/Red 的条件电极电位，亦称克式量电极电位或式量电极电位。

当无电对的'0Re ,dOx E 时，可用下式对电对的电极电位进行计算：（近似式） 式中[Ox]，[Red] 为电对Ox/Red 氧化型和还原型的平衡浓度。

判断氧化还原反应次序的基本规则是：电极电位相差最大的两电对的氧化型、还原型首先进行反应。

氧化还原反应进行的程度，可通过下式进行定性的判断：(25℃) Oxdd Ox d Ox a a nF RT E E Re 0Re ,Re ,log 303.2-=Oxdd Ox d Ox C C nF RT E E Re '0Re ,Re ,log 303.2-=][][Re lg 05915.00)Re ,()Re ,(Ox d n E E d Ox f d Ox f -=059.0log '0E m n K ∆⨯=式中的n ，m 为氧化还原半反应中转移的电子数；'0E 为两电位的条件电极电位之差；K 为氧化还原反应的平衡常数。

高中化学氧化还原章节教案

高中化学氧化还原章节教案
教学目标：了解氧化还原反应的概念，掌握氧化还原反应的基本规律，培养学生分析氧化
还原反应的能力。

教学重点和难点：掌握氧化还原反应的基本规律；能够分析氧化还原反应过程。

教学内容：
1. 氧化还原反应的概念和基本特征
2. 氧化还原反应中的氧化剂和还原剂
3. 氧化还原反应的电子转移理论
教学方法：讲授与实验相结合，引导学生发现问题，让学生进行探究式学习。

教学过程：
1. 导入：通过引入一个实际的氧化还原反应例子，引起学生对氧化还原反应的兴趣。

2. 学习氧化还原反应的概念和基本特征，让学生了解氧化还原反应是电子转移反应的一种，具有电子的失去和获得。

3. 学习氧化还原反应中的氧化剂和还原剂，并通过实验验证氧化剂和还原剂的交替作用。

4. 学习氧化还原反应的电子转移理论，帮助学生理解氧化还原反应的本质。

5. 实验操作：让学生进行一些简单的氧化还原反应实验，体验氧化还原反应的过程和特点。

6. 总结与拓展：总结本节课的重点内容，拓展相关知识，引导学生进一步学习。

教学评价：通过课堂讨论和实验操作，检查学生对氧化还原反应的理解程度，鼓励学生发
表自己的看法和观点。

作业布置：布置相关练习题，巩固学生对氧化还原反应的理解和掌握程度。

教学反思：根据学生的反馈和表现，及时调整教学方法和内容，提高教学效果。

9氧化还原反应

第七章:氧化还原反应 电化学基础主要内容：氧化还原反应的概念原电池 电极电势电极电势的应用重点难点：氧化还原方程式的配平。

原电池的电动势及电极电势。

Nernst 方程式及其有关的简单计算，根据Nernst 方程式分析浓度对电极电势的影响。

浓差电池原理。

元素电势图及其应用，判断氧化剂或还愿剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向，计算标准平衡常数。

教学目的：熟悉氧化还原反应的基本概念，能熟练地配平氧化还原反应方程式。

了解原电池及其电动势的概念。

掌握电极电势的概念及其影响因素，Nernst 方程式及其有关的简单计算，电极电势的应用。

掌握元素电势图及其应用。

§7.1 氧化还原反应的基本概念应中，得到电子的物质是氧化剂，失去电子的物质是还原剂。

还原剂失去电子被氧化，氧化剂得到电子被还原。

7.1.1 氧化值在氧化还原反应中，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，人们提出了氧化值的概念。

氧化值也叫做氧化数。

氧化：氧化数增加的过程；还原：氧化数降低的过程1970年,国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）对氧化值的定义是：氧化值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，钠的氧化值为+1，氯的氧化值为-1。

在SO2中，硫的氧化值为+4，氧的氧化值为-2。

由此可见，氧化值是元素在化合状态时人为规定的形式电荷数。

确定氧化值的规则：★在单质中，元素的氧化值为零。

★在单原子离子中，元素的氧化值等于离子所带的电荷数。

★在大多数化合物中，氢的氧化值为+1，只有在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2)中，氢的氧化值为-1。

★通常，在化合物中氧的氧化值为-2；但在过氧化物（如H2O2,Na2O2,BaO2)中氧的氧化值为-1；而在OF2和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和+1。

★在所有氟化物中，氟的氧化值为-1。

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(2)电对中的固体、纯液体浓度为1，气体为相
对分压。 p / p
(3) 氧化型、还原型的物质系数，做为浓度的方
次写在Nernst方程的指数项中
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
E M n O 4 - /M n 2 + = E

M n O 4 /M n
-
2+
+
0 . 0592 5
Eø= 0.34V
E

Cu
2
/ Cu
0 . 34 V
III.以甘汞电极作为标准电极测定电极电势
甘汞电极,电池介质为KCl
Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl–
EHg2Cl2/Hg = 0.2415 V (KCl 为饱和)
n+/M
E = EM
n+/M
- EHg2Cl2/Hg , EM
生成沉淀后电极电位发生了变化，Ksp越小，电极电位越小
E E


0.059 n
lg
[ 氧化型 ] [ 还原型 ]
x y
I. 沉淀剂使还原型浓度降低时， E ø将更正，氧化型氧化能力增强,还原型还原能力减弱
E Cu 2 /Cu E Cu 2 /CuI E Cu 2 /Cu(CN)
例题：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l) 为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号 表示),分别写出电极半反应，并求出它在25℃时 的标准电动势。
电池符号： (－) (Pt),H2(p)OH –(aq)H+ (aq) H2 (p), Pt(+)
负极反应： H2 + OH – –2e = 2H2O 正极反应： 2H+ + 2e = 2 H2 要求：2. 题中给出总反应方程式，要能够写出 电池符号和半反应
1、原电池的概念
原电池与电极电位
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应 负极： Zn － 2e = Zn2+ （氧化值升高） 正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化值降低）
2、原电池的表达式 1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
例题：已知电池符号如下： 电池符号：(－) (Pt),H2(p)H+(1 mol· -3) dm Cl– (c mol· -3) Cl2(p) , Pt(+) dm 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
D
§9-4 影响电极电位的因素
--奈斯特(Nernst)方程
1。电极电位的影响因素：
I. 浓度对电极电势的影响 II. pH对电极电势的影响 2。奈斯特(Nernst)方程 应用：求非标准状况 下的电极电势
298K时，
应用Nernst方程的注意事项
(1)E的大小决定于[氧化型]/[还原型]浓度的比
1-2 氧化还原反应:
某些元素氧化值发生改变的反应。
例：Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
氧化剂
被还原
还原剂
被氧化
氧化过程： 氧化值升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化值降低的过程, 氧化剂
1.3 .氧化还原反应方程式的配平 1) 氧化值法： 原则：还原剂氧化值升高值和氧化剂氧化值降 低数相等(得失电子数目相等） I. 写出化学反应方程式 II. 确定有关元素氧化值升高及降低的数值 III. 确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍 数。找出氧化剂、还原剂的系数。 IV. 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
3、电对的表示方法: 氧化态/还原态 电对的电极电位: E, (标态下: Eø)
1.电极反应的电势(表示失去电子或得到电子的能力) M = Mn+ + n e 影响金属进入溶液的因素：
金属的活泼性；溶液的浓度, 体系的温度 电动势: 电压差. 等于+ -极电极电位之差.
2.电极反应的标准电势
I。标准氢电极：规定: E ø H+/H2 = 0
EO

2 /OH


0.059 4
lg
pO2 [OH

]
4
0.40
0.059 4
lg
100/100 (10
1
)
4
0.40 0.05
9 0.459V
II. 利用Nernst方程计算不同压力下的电对电极电位
例2 ：已知 E Cl2/Cl- =1.36V,求298K下， c(Cl–)=0.01mol· 3, pCl2 = 500kPa时电极的电极电位。 dm 解：Cl2 (g) +2e = 2Cl
例 9-3 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3 解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ ① MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ② ① ×5 + ②×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
氧化半反应： Zn － 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e = Cu (－)ZnZn2+(c1/ mol· -3) dm Cu2+(c2/mol· -3) Cu(+) dm
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol· -3) dm Fe3+(1mol· -3) ,Fe2+ (1 mol· -3) Pt(+) dm dm 氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+ 要求：1. 题中给出电池符号，要能够写出半 反应和总反应方程式
= E + EHg2Cl2/Hg
电池符号： (－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl(1 mol· -3) dm Mn+ (1 mol· -3 ) M (+) dm
5.标准电极电位表:记牢常用的氧化剂，还原 剂及其对应的反应产物．
标准电极电位：在电极反应条件下，对某物质得失电子 能力的量度
E Cl
2 /Cl

E Cl

2 /Cl


0.059 2
lg
p Cl

2
[Cl ]
2
2
1 . 36
0 . 059 2
lg
( 500 / 100 ) ( 0 . 01 )
1.36 0.137 1.50V
IV. 利用Nernst方程计算衍生电对电极电位
例4 ：求AgI(s) + e = Ag(s) + I电极反应的 E øAgI/Ag.。 解：衍生电位 E øAgI/Ag是EøAg+/Ag衍生的 AgI = Ag+ + I 当[I] = 1mol· 3时的电位 dm 此时：[Ag+] = Ksp/ [I] EøAgI/Ag = E øAg+/Ag + 0.059lg[Ag+] = 0.799 + 0.059lgKsp = 0.799 + 0.059lg(8.5×1017) = 0.15V 可置换H+生成H2
半反应：一般先配平 H、O以外的原子数， 然后配平H、O原子数，最后配平电子数
左边
酸性介 多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺1个 质 H加1个H+
右边
加相应的H2O
碱性介 多H缺O时，多一个H加1个OH – ，缺1 加相应的H2O 质 个O加2个OH-
※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现 OH –,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+
§ 9-2 电解 质溶液的导电机理
法拉第定律

当电流通过电解质溶液 时，电极上发生变化的物质的 物质的量与通过的电量成正比，与该物质反应时的电 子数变化成反比。


nB = Q/(nF)
nB 为物质的量，单位mol; Q为电量，单位库仑C n为电子数，F为法拉第常数，F=96485。
§ 9-3
电对的电极电位数值越正，该电对中氧化型 的 氧化能力(得电子倾向)越大， 电对的电极电位数值越负，还原型还原能力越强 E Zn /Zn = -0.76 V, E Cu /Cu = 0.34 V
2+ 2+
要求：根据电对的电极电位，判断金属或离子相对氧 化（还原）能力的强弱