第八章 电化学基础
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《电化学基础》课件
电化学反应速率
总结词
电化学反应速率描述了电化学反应的快 慢程度，是衡量反应速度的重要参数。
VS
详细描述
电化学反应速率与参与反应的物质的浓度 、温度、催化剂等条件有关。在一定条件 下，反应速率可由实验测定，对于一些特 定的电化学反应，也可以通过理论计算来 预测其反应速率。
反应速率常数
总结词
反应速率常数是描述电化学反应速率的重要参数，它反映了电化学反应的内在性质。
详细描述
反应速率常数与参与反应的物质的性质、温度等条件有关。在一定条件下，反应速率常数可以通过实验测定，也 可以通过理论计算得到。反应速率常数越大，表示该反应的速率越快。
反应机理
总结词
电化学反应机理是描述电化学反应过程中各步骤的详细过程和相互关系的模型。
详细描述
电化学反应机理可以帮助人们深入理解电化学反应的本质和过程，从而更好地控制和优化电化学反应 。不同的电化学反应可能有不同的反应机理，同一电化学反应也可能存在多种可能的反应机理。 Nhomakorabea05
电化学研究方法
实验研究方法
01
重要手段
02
实验研究是电化学研究的重要手段，通过实验可以观察和测量电化学 反应的过程和现象，探究反应机理和反应动力学。
03
实验研究方法包括控制电流、电位、电场等电学参数，以及观察和测 量电流、电位、电导等电化学参数。
04
实验研究需要精密的实验设备和仪器，以及严格的操作规范和实验条 件控制。
01
02
03
电池种类
介绍不同类型电池的制造 过程，如锂离子电池、铅 酸电池、镍镉电池等。
电池材料
阐述电池制造过程中涉及 的主要材料，如正负极材 料、电解液、隔膜等。
第08章 电化学基础
∴ E (H+/H2)= -0.28V
2HOAc+2e ⇌2OAc- + H2(g) EӨ =-0.28V
8.3.3 沉淀对电极电势的影响
例 298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaOH时有Fe(OH)3、Fe(OH)2
沉淀生成，假设无其它反应发生，当沉淀反应达到平衡时，保持C(OH-) =1. 0mol· -1 ，求E(Fe3+/Fe2+)为多少？ L
荷过剩，CuSO4溶液中则由于Cu2+的沉积而负电荷过剩。
从而阻止电子从锌极流向铜极，电池反应便会停止，直至 无电流产生。 3:当有盐桥存在时，随着反应的进行，盐桥中的负离子进 入ZnSO4溶液中，正离子进入CuSO4溶液中，以保持溶液的
电中性，使电流连续产生。
原电池的构造是这样的，如何表示原电池呢？
=1.60V 说明：含氧酸盐在酸性介质中氧化性增强。
8.3.3 酸度对电极电势的影响
例 已知电极反应2H++2e =H2(g)，EӨ =0.0V ,向体系中加入NaOAc,使得 C(HOAc)=C(NaOAc)=1. 0mol· -1 ，P(H2)=PӨ，求E(H+/H2)。 L
Ka = 1.8*10-5
确定了标准之后，如何确定其它电极电势呢？
8.3.2 标准电极电势-电极电势的定义
将待测电极与标准氢电极组成一个原电池,测得该原
电池的电动势(E),就可以知道待测电极相对于标准氢
电极的电极电势。
E（电池）= E(待测）- E（标准氢电极）
测定Cu电极的EӨ，组成如下电池：
（-）Pt|H2(g)∣H+(CӨ)‖Cu2+(CӨ)∣Cu（+） EӨ = EӨ(Cu2+/Cu) - EӨ(H+/H2) 0 ∴ EӨ(Cu2+/Cu)=0.340V
第八章电化学分析法
二、电化学分析法的特点
（1）灵敏度、准确度高，选择性好 被测物质的最低量可以达到10-12mol/L数量级。 （2）电化学仪器装置较为简单，操作方便 直接得到电信号，易传递，尤其适合于化工生产中的自动控 制和在线分析。 （3）应用广泛 传统电化学：无机离子分析H+、F-、Cl-、K+； 有机电化学分析：蛋白质、氨基酸 药物分析：磺胺类药物含量分析 活体分析：肌苷含量、酶活性分析
1、直接电位法:电极电位与溶液中电活性物质活度有关，通 过测量溶液的电动势，根据能斯特方程计算被测物质的含量 如饮用水中氟离子含量测定 研制各种高灵敏度、高选择性的电极是电位分析法最活跃的 研究领域之一。目前应用最多、选择性最好的是膜电极
2、理论基础：能斯特方程（电极电位与溶液中待测离子间 的定量关系式）。
对于氧化还原体系： Ox + ne- = Red
O Ox/RedR nFTlnaaROedx
对于金属电极（还原态为金属，活度定为1）：
M On/MR nF TlnaMn
二、离子选择性电极种类、结构与原理 1、种类
离子选择性电极(又称膜电极)。
1976年IUPAC基于膜的特征，推荐将其分为以下几类： 重点使用 原电极（primary electrodes）
电池工作时，电流必须在电池内部和外 部流过，才能构成回路。
溶液中的电流：正、负离子的移动。
1、原电池
负极：发生氧 化反应的电极。
正极：发生还 原反应的电极。
电极电位较高 的为正极
电极电位较低 的为负极
电池总反应是 两个电极反应 的加合
2、电解电池
阳极：与直流 电源正极相连 的一段，发生 氧化反应。
电化学分析的学习参考资料
高考化学大二轮复习 专题8 电化学基础
3原电池中的活泼金属不一定都做负极，如Mg－NaOH溶 液－Al构成的原电池中，Al能自发地与NaOH溶液发生氧化反 应，做负极。
课件ppt
4错误认为电解质溶液导电的原因是电子通过了电解质溶 液，在原电池内部和电解池内部，都没有电子的流动，而是离 子的移动。实际上在闭合的电路中电子只走“陆路”导线或电 极，离子只走“水路”电解质溶液。
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2. 电解池：
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(1)电解时，a 极是 阴 极，电极反应式为Cu2＋＋2e－===Cu； b 极发生氧化反应，电极反应式为 4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ ； 电解总反应化学方程式为
电解 2CuSO4＋2H2O=====2Cu＋O2↑＋2H2SO4 。
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(2)电解完成后，若溶液的体积为 2 L，整个电解过程中共转 移 0.2 mol e－，则溶液的 pH 为 1 ，若使电解质溶液复原，需 加入 CuO 的物质的量为 0.1 mo
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课件ppt
Z主干整合•认知盲区清
课件ppt
一、原电池和电解池 1. 原电池：
[串联拾忆]
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(1)上述装置中能形成原电池的是 B ，该原电池工作时， 负极发生 氧化反应 ，电极反应式为 Fe－2e－===Fe2＋；
正极发生 还原反应，电极反应式为2Ag＋＋2e－===2Ag； 电池总反应式为 Fe＋2Ag＋===Fe2＋＋2Ag 。
答案：A
课件ppt
电化学原理中易忽视的问题 (1)错误地根据“异性相吸”的电性理论，认为在原电池中 电解质溶液中的阳离子移向负极，阴离子移向正极。其实在原 电池工作时，阳离子移向正极，阴离子移向负极。在电解池 中，电子由电源负极流向阴极，由阳极流向电源正极。
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4错误认为电解质溶液导电的原因是电子通过了电解质溶 液，在原电池内部和电解池内部，都没有电子的流动，而是离 子的移动。实际上在闭合的电路中电子只走“陆路”导线或电 极，离子只走“水路”电解质溶液。
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2. 电解池：
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(1)电解时，a 极是 阴 极，电极反应式为Cu2＋＋2e－===Cu； b 极发生氧化反应，电极反应式为 4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ ； 电解总反应化学方程式为
电解 2CuSO4＋2H2O=====2Cu＋O2↑＋2H2SO4 。
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(2)电解完成后，若溶液的体积为 2 L，整个电解过程中共转 移 0.2 mol e－，则溶液的 pH 为 1 ，若使电解质溶液复原，需 加入 CuO 的物质的量为 0.1 mo
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Z主干整合•认知盲区清
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一、原电池和电解池 1. 原电池：
[串联拾忆]
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(1)上述装置中能形成原电池的是 B ，该原电池工作时， 负极发生 氧化反应 ，电极反应式为 Fe－2e－===Fe2＋；
正极发生 还原反应，电极反应式为2Ag＋＋2e－===2Ag； 电池总反应式为 Fe＋2Ag＋===Fe2＋＋2Ag 。
答案：A
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电化学原理中易忽视的问题 (1)错误地根据“异性相吸”的电性理论，认为在原电池中 电解质溶液中的阳离子移向负极，阴离子移向正极。其实在原 电池工作时，阳离子移向正极，阴离子移向负极。在电解池 中，电子由电源负极流向阴极，由阳极流向电源正极。
物理化学 电化学
能导电的物质称为导电体，通常分为两类： 第一类导体又称电子导体，如金属、石墨等 第一类导体的特点是： A. 自由电子作定向移动而导电 B. 导电过程中导体本身不发生变化 C. 温度升高，电阻也升高
D. 导电总量全部由电子承担
第二类导体又称离子导体，如电解质溶液、熔 融电解质等 第二类导体的特点是： A. 正、负离子作反向移动而导电 B. 导电过程中有化学反应发生 C. 温度升高，电阻下降
阳极上发生氧化作用
2 H 2 O l O 2 (g ) 4 H 4 e
-
电源 +
-
Pt
e
e
+
-
阴极上发生还原作用
2H
Pt
aq 2 e H 2 (g )
N a 2S O 4
电解池
电极上的反应次序由 离子的活泼性决定
在电解池中， 都用铜作电极
阳极上发生氧化作用
发生氧化作用的极称为阳极。 在原电池中，阳极是负极；在 电解池中，阳极是正极。 发生还原作用的极称为阴极。
阴极：
在原电池中，阴极是正极；在 (Cathode) 电解池中，阴极是负极。
在原电池中
负载电阻
阳离子迁向阴极
正 极 -
负 极
在阴极上发生还原的是
Cu
2
Zn
e
-
Cu
2+
e
aq 2e
l A
1
面 积 =A
单位长方体
m
1
电导率
电导率也就是电阻率的倒数：
R k 1
(a )
电导率的定义
电导率与电解质性质、浓度、溶液浓度有关。
物理化学核心教程(第二版)思考题习题答案—第8章 电化学
第八章电化学一．基本要求1．理解电化学中的一些基本概念，如原电池和电解池的异同点，电极的阴、阳、正、负的定义，离子导体的特点和Faraday 定律等。
2．掌握电导率、摩尔电导率的定义、计算、与浓度的关系及其主要应用等。
了解强电解质稀溶液中，离子平均活度因子、离子平均活度和平均质量摩尔浓度的定义，掌握离子强度的概念和离子平均活度因子的理论计算。
3．了解可逆电极的类型和正确书写电池的书面表达式，会熟练地写出电极反应、电池反应，会计算电极电势和电池的电动势。
4．掌握电动势测定的一些重要应用，如：计算热力学函数的变化值，计算电池反应的标准平衡常数，求难溶盐的活度积和水解离平衡常数，求电解质的离子平均活度因子和测定溶液的pH等。
5．了解电解过程中的极化作用和电极上发生反应的先后次序，具备一些金属腐蚀和防腐的基本知识，了解化学电源的基本类型和发展趋势。
二．把握学习要点的建议在学习电化学时，既要用到热力学原理，又要用到动力学原理，这里偏重热力学原理在电化学中的应用，而动力学原理的应用讲得较少，仅在电极的极化和超电势方面用到一点。
电解质溶液与非电解质溶液不同，电解质溶液中有离子存在，而正、负离子总是同时存在，使溶液保持电中性，所以要引入离子的平均活度、平均活度因子和平均质量摩尔浓度等概念。
影响离子平均活度因子的因素有浓度和离子电荷等因素，而且离子电荷的影响更大，所以要引进离子强度的概念和Debye-Hückel极限定律。
电解质离子在传递性质中最基本的是离子的电迁移率，它决定了离子的迁移数和离子的摩尔电导率等。
在理解电解质离子的迁移速率、电迁移率、迁移数、电导率、摩尔电导率等概念的基础上，需要了解电导测定的应用，要充分掌握电化学实用性的一面。
电化学在先行课中有的部分已学过，但要在电池的书面表示法、电极反应和电池反应的写法、电极电势的符号和电动势的计算方面进行规范，要全面采用国标所规定的符号，以便统一。
会熟练地书写电极反应和电池反应是学好电化学的基础，以后在用Nernst方程计算电极电势和电池的电动势时才不会出错，才有可能利用正确的电动势的数值来计算其他物理量的变化值，如：计算热力学函数的变化值，电池反应的标准平衡常数，难溶盐的活度积，水的解离平衡常数和电解质的离子平均活度因子等。
08电化学基础与氧化还原平衡习题解答
(Ag2CrO4/Ag)
< >
Eθ (Ag2CrO4/Ag) Eθ (AgCl/Ag)
三、计算题 1.将下面的电池反应用电池符号表示之， 将下面的电池反应用电池符号表示之， 将下面的电池反应用电池符号表示之
Cu(s)+2H+(0.01mol·L-1) = Cu2+ (0.1mol·L-1)+H2(0.9×1.013×105Pa) × ×
15.使下列电极反应中有关离子浓度减小一半， 使下列电极反应中有关离子浓度减小一半， 使下列电极反应中有关离子浓度减小一半 而E值增加的是 值增加的是 （A）Cu2+ +2e = Cu ） （B）I2+2e = 2I） （C）2H+ +2e = H2 ） （D）Fe3+ +e = Fe2+ ） （ B ）
(-)Cu(s)|Cu2+(1mol·L-1)||H+(1mol·L-1)|H2(1.013×105Pa)|Pt(+) ×
E池θ=EθH /H - EθCu2+/Cu =-0.34 v < 0 。
2 +
nE池 lg K = = −11.5, K ө=2.98×10-12 × 0.059
θ
θ
θ × ∆rGmθ = -nFE池 = 6.56×104J·mol-1>0。
-
2.将下列反应设计成原电池时，不用惰性电 将下列反应设计成原电池时， 将下列反应设计成原电池时 极的是 （A）H2+Cl2 = 2HCl ） （B）2Fe3+ +Cu = 2Fe2+ +Cu2+ ） （C）Ag+ +Cl－ = AgCl ） （D）2Hg2+ +Sn2+ = Hg22+ +Sn4+ ） （C）
< >
Eθ (Ag2CrO4/Ag) Eθ (AgCl/Ag)
三、计算题 1.将下面的电池反应用电池符号表示之， 将下面的电池反应用电池符号表示之， 将下面的电池反应用电池符号表示之
Cu(s)+2H+(0.01mol·L-1) = Cu2+ (0.1mol·L-1)+H2(0.9×1.013×105Pa) × ×
15.使下列电极反应中有关离子浓度减小一半， 使下列电极反应中有关离子浓度减小一半， 使下列电极反应中有关离子浓度减小一半 而E值增加的是 值增加的是 （A）Cu2+ +2e = Cu ） （B）I2+2e = 2I） （C）2H+ +2e = H2 ） （D）Fe3+ +e = Fe2+ ） （ B ）
(-)Cu(s)|Cu2+(1mol·L-1)||H+(1mol·L-1)|H2(1.013×105Pa)|Pt(+) ×
E池θ=EθH /H - EθCu2+/Cu =-0.34 v < 0 。
2 +
nE池 lg K = = −11.5, K ө=2.98×10-12 × 0.059
θ
θ
θ × ∆rGmθ = -nFE池 = 6.56×104J·mol-1>0。
-
2.将下列反应设计成原电池时，不用惰性电 将下列反应设计成原电池时， 将下列反应设计成原电池时 极的是 （A）H2+Cl2 = 2HCl ） （B）2Fe3+ +Cu = 2Fe2+ +Cu2+ ） （C）Ag+ +Cl－ = AgCl ） （D）2Hg2+ +Sn2+ = Hg22+ +Sn4+ ） （C）
第八章 电化学基础第八节 电极电势
解：电极反应 Co3+ + e- Co2+ EΘ(Co3+/ Co2+) = +1.80V [c(Co3 )]
E(Co3+/ Co2+) = EΘ(Co3+/ Co2+) + 0.05917lg [c(Co2 )] （1）E(Co3+/ Co2+) = (1.80+ 0.05917lg 0.10) V = 1.74V
离子2023浓/2/2度0 的影响更显著
12
三、 沉淀的生成对电极电势的影响
●概况 电对的氧化态或还原态物质生成沉淀，会使物质浓度
减小，电极电势变化
例 8.10 在含有Ag+/Ag电对的系统中，若加入NaCl溶液，当c(Cl)=1.0 moldm-3时，求E(Ag+/Ag)的值。
解：电极反应：Ag++eAg(s)；EΘ(Ag+/Ag)=+0.7999V，加入NaCl 溶液，产生AgCl沉淀：Ag++Cl-AgCl
●测定原理（自学）
例1，铜电极标准电极电势，组成电池
（-）Pt| H2(100kPa) | H+(aH+ = l) || Cu2+(aCu2+ = l) | Cu (+) 此 电 池 的 电 动 势 就 是 铜 电 极 的 标 准 电 极 电 势 。 298.15K 时 EΘ(Cu2+/Cu) = 0.34 V。铜为正极，实际进行还原反应
电极反应式
KspΘ
c(Ag+)
EΘ/V
Ag+ + e ⇋ Ag(s)
AgCl(s) + e ⇋ Ag(s) + Cl-
E(Co3+/ Co2+) = EΘ(Co3+/ Co2+) + 0.05917lg [c(Co2 )] （1）E(Co3+/ Co2+) = (1.80+ 0.05917lg 0.10) V = 1.74V
离子2023浓/2/2度0 的影响更显著
12
三、 沉淀的生成对电极电势的影响
●概况 电对的氧化态或还原态物质生成沉淀，会使物质浓度
减小，电极电势变化
例 8.10 在含有Ag+/Ag电对的系统中，若加入NaCl溶液，当c(Cl)=1.0 moldm-3时，求E(Ag+/Ag)的值。
解：电极反应：Ag++eAg(s)；EΘ(Ag+/Ag)=+0.7999V，加入NaCl 溶液，产生AgCl沉淀：Ag++Cl-AgCl
●测定原理（自学）
例1，铜电极标准电极电势，组成电池
（-）Pt| H2(100kPa) | H+(aH+ = l) || Cu2+(aCu2+ = l) | Cu (+) 此 电 池 的 电 动 势 就 是 铜 电 极 的 标 准 电 极 电 势 。 298.15K 时 EΘ(Cu2+/Cu) = 0.34 V。铜为正极，实际进行还原反应
电极反应式
KspΘ
c(Ag+)
EΘ/V
Ag+ + e ⇋ Ag(s)
AgCl(s) + e ⇋ Ag(s) + Cl-
《电化学基础》课件
学习储能装置和电池技术的原 理，如锂离子电池和太阳能电 池。
燃料电池和电化学传感器
燃料电池
探索燃料电池的原理与应用，如氢燃料电池和燃料电池汽车。
电化学传感器
了解电化学传感器的工作原理，以及其在环境监测和医学诊断中的应用。
《电化学基础》PPT课件
本PPT课件将介绍电化学的基础理论、动力学、电池与电解池、电化学表征技 术以及电化学的应用领域，带你深入了解这个令人着迷的领域。
电化学基础理论
1 电化学基础概念
2 电化学反应的基本
学习电化学的基础概念，
特征和实验表征方 法
包括电解质、离子和电
探索电化学反应的特征
子传输。
以及实验方法，包括溶
了解反应速率和速率常数的 定义及其在动力学研究中的 重要性。
电池和电解池
1
电池和电解池的基本概念
探索电池与电解池的原理和应用，包
奥姆定律和纳尔斯特方程
2
括电子转移和离子传输过程。
学习奥姆定律和纳尔斯特方程，揭示
电池和电解池中电流与电势之间的关
系。
3
活性质量、化学放电和电化学 效率
和计时电流法
深入了解线性扫描伏安法和循环伏安法的 原理和应用。
探索电位阶跃法和计时电流法在电化学研 究中的重要性。
电化学应用
电催化和电极催化反应
电化学合成和电化学分析 储能装置和电池技术
了解电催化和电极催化反应的 应用，如催化转化和废水处理。
探索电化学合成和电化学分析 在化学工业和实验室中的应用。
电解和电沉积过程
4
响，以及化学放电和电化学效率的计
算。
了解电解和电沉积在电化学中的应用
以及相关实验和工业过程。
电化学基础及电化学分析
电化学基础及电化学分析电化学是研究电荷转移过程及其与化学反应之间相互转化关系的学科。
它在现代化学、能源储存和转换、材料科学以及环境和生物科学等领域中具有重要应用。
本文将介绍电化学的基础知识，并重点探讨电化学分析的原理和应用。
一、电化学基础1. 电化学中的基本概念电化学研究的核心是电荷转移过程，该过程包括氧化反应和还原反应。
基本概念包括电势、电流、电解质和电极。
电势是物质中电荷移动的驱动力，电流是单位时间内通过导电体的电荷量。
电解质是能在溶液中形成离子的物质，它们可以导电。
电极是用于充当电流的进出口的物质或表面。
2. 电化学电池电化学电池是将化学能转化为电能的装置。
它由两个电极（阳极和阴极）和一个电解质组成。
阳极是发生氧化反应的电极，阴极是发生还原反应的电极。
电化学电池可以分为原电池和电解池。
原电池利用化学反应自发向电能转化，而电解池则利用外加电势将电能转化为化学反应。
二、电化学分析电化学分析利用电化学技术来检测和定量分析样品中的化学物质。
它具有灵敏度高、选择性好和响应速度快等优点，因此被广泛应用于环境、食品、生物医学和工业领域。
1. 伏安法伏安法是最常用的电化学分析技术之一。
它通过测量电流和电势之间的关系，定量分析样品中的物质。
伏安法可以进一步分为直接伏安法和间接伏安法。
直接伏安法是直接测量电流和电势的关系，而间接伏安法利用电化学反应的峰值电流和电势之间的关系进行分析。
2. 极谱法极谱法是利用电极上产生的电流和电势之间的关系来分析物质。
它可以用于定量分析和定性分析。
常用的极谱法包括线性扫描伏安法（LSV），循环伏安法（CV）和差分脉冲伏安法（DPV）等。
3. 电化学阻抗谱法电化学阻抗谱法是一种研究电化学界面和电解质中离子传递过程的分析方法。
它可以通过测量交流电压下的阻抗变化来监测界面的特性和反应的动力学过程。
4. 恒流电位法恒流电位法是一种基于恒流条件下测量电势变化的电化学分析技术。
它可以用于研究电化学反应动力学，以及测量样品中的特定物质。
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数。找出氧化剂、还原剂的系数。 （4）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例：HClO3 + P4 HCl + H3PO4
（1）确定氧化值升高及降低的数值。 （2）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。 （3）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
Cl5+ Cl– 氧化值降低 6
氧化剂的还原反应。
（3）配平半反应。 （4）确定二个半反应的系数是根据得失电子数相
等的原则。
（5）根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
例: 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–
❖ 负极（锌电极）： Zn ⇌ Zn2+ + 2e-
➢利用自发的氧化还原反 应，使化学能直接转变为 电能的装置叫原电池。 ➢盐桥连接两个半电池， 沟通原电池的内电路。
1. 半电池
(Electrode)
进行氧化反应和还原反应的两个不同的区 域，称为半电池。
Zn－ZnSO4 组成锌半电池
组成C铜u－半C电u池SO4
P4 4PO43– 氧化值升高20
最小公倍数60
10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4
10HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4
方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子， 应在左边加18个H2O。
2、离子--电子法或半反应法 （1）写出相应的离子反应式。 （2）将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和
左边
右边
酸性介质 多O时，加H+ 少O时，加H2O
加相应的H2O 加相应的H+
碱性介质 多O时，加H2O 少O时，加OH-
加相应的OH加相应的H2O
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+。
11-2 原电池与电极电势
原电池: Zn片插入ZnSO4溶液中,Cu片插入CuSO4 溶液中，两烧杯用一倒置的U形管连通——盐桥。 两金属用导线相连，中间连一个检流计。
Cu2+ + 2e = Cu
任何一个半反应都应含有由元素氧化态及还原 态组成的氧化还原电对。通常写成：
氧化型/还原型（Ox/Red），
如：Cu2+/Cu；Zn2+/Zn
三、 氧化还原反应方程式的配平
1、氧化值法： 原则：还原剂氧化值升高数和氧化剂氧化值降
低数相等(得失电子数目相等） （1）写出化学反应方程式 （2）确定有关元素氧化值升高及降低的数值 （3）确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍
第八章 氧化还原反应
8-1 氧化还原反应
一、 氧化值（氧化数、氧化态）的概念
氧化值是元素一个原子的表观荷电数，这种荷 电数是将成键电子指定给电负性较大的原子求 得。
规定： （1）单质中，元素的氧化值为为-2， （3）过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化值为-1。 （4）超氧化物如KO2中氧 的氧化值为-0.5。 （5）H 一般为+1，如PH3； 但在NaH中为- 1。
2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ =
2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
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。
结论：该装置使氧化反应和还原反应分 在两个不同的区域进行；电子转移通过 外电路实现，于是有了电子的定向流动， 从而产生电流，实现了化学能向电能的 转化。
这种借助自发的氧化还原反应将化学能 转变为电能的装置称原电池(Primary Cell)。
一、原电池的概念
❖ 正极（铜电极）： Cu2+ + 2e- ⇌ Cu
③氧化反应和还原反应？ 把氧化还原反应分拆成两个半反应，分别称为氧 化反应及还原反应。
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
Cu2+ + 2e = Cu 还原反应（得电子，氧化值降低）
Zn -2e = Zn2+ 氧化反应（失电子，氧化值升高）
④氧化态与还原态？ 同一元素可以具有不同的氧化值，高氧化值的叫氧 化型（简记为Ox），低氧化值的叫还原型（简记 为Red）。
例：
SiO2： Si的氧化值为+4；
Cr2O72-：Cr的氧化值为+6；
Fe3O4：
Fe的氧化值为 8 ；
3
S2O32-： S的氧化值为+2；
S4O62-: S的氧化值为2.5；
二、几组概念
①氧化还原反应？ 反应前后元素氧化值发生变化的反应。
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
②氧化剂和还原剂？ 在氧化还原反应中，反应物中氧化值降低的物 质称为氧化剂，氧化值升高的物质称为还原剂。
半反应
SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+
将反应分成两部分
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+
①
MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ②
① ×5+ ② ×2得： 根据得失电子数相等的原则确定半反应系数
e-
Zn ZnSO4(aq)
-1 1.0mol·L
检流计
盐桥 KCl (aq)
e-
Cu
原电池
CuSO4(a-1q) 1.0mol·L
现象： （1）检流计指针偏转：Zn是负极，Cu是正极； （2）Zn片溶解，Cu片上有Cu析出。
解释：
Zn(s) Zn2+(aq)+2e- （负极） Cu2+(aq)+2e- Cu(s) （正极） Zn(s)+CuSO4(aq) ZnSO4(aq)+ Cu(s)
2. 半反应(电极反应) (Electrode Reaction)
两个半电池中进行的氧化反应和还原反 应就是两个半反应（电极反应）。
❖ 锌电极上的半反应： Zn ⇌ Zn2+ + 2e-
❖ 铜电极上的半反应： Cu2+ + 2e- ⇌ Cu
3. 氧化还原电对 (Redox Couple)
半反应中氧化态（氧化数高的）和相应 的还原态（氧化数低的）物质构成氧化还原 电对，简称电对。
例：HClO3 + P4 HCl + H3PO4
（1）确定氧化值升高及降低的数值。 （2）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。 （3）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
Cl5+ Cl– 氧化值降低 6
氧化剂的还原反应。
（3）配平半反应。 （4）确定二个半反应的系数是根据得失电子数相
等的原则。
（5）根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
例: 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–
❖ 负极（锌电极）： Zn ⇌ Zn2+ + 2e-
➢利用自发的氧化还原反 应，使化学能直接转变为 电能的装置叫原电池。 ➢盐桥连接两个半电池， 沟通原电池的内电路。
1. 半电池
(Electrode)
进行氧化反应和还原反应的两个不同的区 域，称为半电池。
Zn－ZnSO4 组成锌半电池
组成C铜u－半C电u池SO4
P4 4PO43– 氧化值升高20
最小公倍数60
10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4
10HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4
方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子， 应在左边加18个H2O。
2、离子--电子法或半反应法 （1）写出相应的离子反应式。 （2）将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和
左边
右边
酸性介质 多O时，加H+ 少O时，加H2O
加相应的H2O 加相应的H+
碱性介质 多O时，加H2O 少O时，加OH-
加相应的OH加相应的H2O
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+。
11-2 原电池与电极电势
原电池: Zn片插入ZnSO4溶液中,Cu片插入CuSO4 溶液中，两烧杯用一倒置的U形管连通——盐桥。 两金属用导线相连，中间连一个检流计。
Cu2+ + 2e = Cu
任何一个半反应都应含有由元素氧化态及还原 态组成的氧化还原电对。通常写成：
氧化型/还原型（Ox/Red），
如：Cu2+/Cu；Zn2+/Zn
三、 氧化还原反应方程式的配平
1、氧化值法： 原则：还原剂氧化值升高数和氧化剂氧化值降
低数相等(得失电子数目相等） （1）写出化学反应方程式 （2）确定有关元素氧化值升高及降低的数值 （3）确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍
第八章 氧化还原反应
8-1 氧化还原反应
一、 氧化值（氧化数、氧化态）的概念
氧化值是元素一个原子的表观荷电数，这种荷 电数是将成键电子指定给电负性较大的原子求 得。
规定： （1）单质中，元素的氧化值为为-2， （3）过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化值为-1。 （4）超氧化物如KO2中氧 的氧化值为-0.5。 （5）H 一般为+1，如PH3； 但在NaH中为- 1。
2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ =
2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
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。
结论：该装置使氧化反应和还原反应分 在两个不同的区域进行；电子转移通过 外电路实现，于是有了电子的定向流动， 从而产生电流，实现了化学能向电能的 转化。
这种借助自发的氧化还原反应将化学能 转变为电能的装置称原电池(Primary Cell)。
一、原电池的概念
❖ 正极（铜电极）： Cu2+ + 2e- ⇌ Cu
③氧化反应和还原反应？ 把氧化还原反应分拆成两个半反应，分别称为氧 化反应及还原反应。
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
Cu2+ + 2e = Cu 还原反应（得电子，氧化值降低）
Zn -2e = Zn2+ 氧化反应（失电子，氧化值升高）
④氧化态与还原态？ 同一元素可以具有不同的氧化值，高氧化值的叫氧 化型（简记为Ox），低氧化值的叫还原型（简记 为Red）。
例：
SiO2： Si的氧化值为+4；
Cr2O72-：Cr的氧化值为+6；
Fe3O4：
Fe的氧化值为 8 ；
3
S2O32-： S的氧化值为+2；
S4O62-: S的氧化值为2.5；
二、几组概念
①氧化还原反应？ 反应前后元素氧化值发生变化的反应。
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
②氧化剂和还原剂？ 在氧化还原反应中，反应物中氧化值降低的物 质称为氧化剂，氧化值升高的物质称为还原剂。
半反应
SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+
将反应分成两部分
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+
①
MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ②
① ×5+ ② ×2得： 根据得失电子数相等的原则确定半反应系数
e-
Zn ZnSO4(aq)
-1 1.0mol·L
检流计
盐桥 KCl (aq)
e-
Cu
原电池
CuSO4(a-1q) 1.0mol·L
现象： （1）检流计指针偏转：Zn是负极，Cu是正极； （2）Zn片溶解，Cu片上有Cu析出。
解释：
Zn(s) Zn2+(aq)+2e- （负极） Cu2+(aq)+2e- Cu(s) （正极） Zn(s)+CuSO4(aq) ZnSO4(aq)+ Cu(s)
2. 半反应(电极反应) (Electrode Reaction)
两个半电池中进行的氧化反应和还原反 应就是两个半反应（电极反应）。
❖ 锌电极上的半反应： Zn ⇌ Zn2+ + 2e-
❖ 铜电极上的半反应： Cu2+ + 2e- ⇌ Cu
3. 氧化还原电对 (Redox Couple)
半反应中氧化态（氧化数高的）和相应 的还原态（氧化数低的）物质构成氧化还原 电对，简称电对。