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化学(第五章 氧化还原反应与电极电位)

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氧化还原反应与电极电位

氧化还原反应与电极电位

当H+, OH– 出现在 氧化型时，H+, OH– 写在方程分 子项中， H+, OH– 出现在还原方时，H+, OH –写在 方程中分母项中。
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
从电极电位的Nernst方程可以看出：
❖ 电极电位不仅取决于电极本性，还取决于温度和氧 化剂、还原剂及相关介质的浓度或分压。
电极电位的Nernst方程 p Ox + ne- q Red
Ox/Red O θ x/ReR dnFTlnccR qO pexd
298K时
q 0.059lg2ca(O)x
n cb(Re)d
应用Nernst公式时应注意：
1) 电极反应中固体.纯液体.不写入公式。 2) 对气体，以相对压力代入公式。 3) 除氧化态、还原态物质外，参加电极反应 的其它物质（如H+、 OH-）浓度也应写入。
例：已知:
θ O2/OH
0.40V
求pOH=1, p(O2)=100kPa时, 电极反应(298K)
O2 + 2H2O + 4e = 4OH 的 O2/OH
例：原电池的组成为(－)Zn|Zn2+ (0.001mol·L-1) Zn2+ (1.0mol·L-1)| Zn (＋) 计算298K时，该原电池的电动势。
❖ 当Eθ>0 即θ+> θ－ 正反应能自发进行 ❖ 当Eθ＝0 即θ+＝ θ－ 反应达到平衡 ❖ 当Eθ<0 即θ+< θ－ 逆反应能自发进行
例：判断反应在标准状态下能否自发进行。
‫ ‏‬Pb + Sn2+

化学反应中的氧化还原电位与电极

化学反应中的氧化还原电位与电极

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。

第五章 氧化还原反应和电位

第五章 氧化还原反应和电位
第五章 氧化还 原反应和电位
氧化还原反应是自然界中存在的一大类非常 重要的化学反应，它在生命过程中扮演着十分重 要的角色。如人体动脉血液中的血红蛋白(Hb)同 氧结合形成氧合血红蛋白(HbO2)，通过血液循环 氧被输送到体内各部分，以氧合肌红蛋白(MbO2) 的形式将氧贮存起来，人需要氧的时候，氧合肌 红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
三、非标准态下电极电位的应用示例
2. 因为电池半反应通常是用 Ox + ne− 所以电极电位又可称为还原电位。 Red表示的，


3. 电极电位的数值反映了氧化还原电对得失电子的 趋向，它是一个强度性质，大小与反应方程式的书写 方向无关，也与电极反应中物质的计量系数无关。
（四）、标准电极电位表的应用




1. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱： φθ越高，电对 中氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱； φθ越低，电对中还原态的还原能力越强，氧化态的氧 化能力越弱。 2. 较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用，向生成它 们较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。 3. 判断氧化还原反应进行的方向： 在标准状态下， 电池电动势Eθ ＞0（即φ θ ＋＞φ θ −），则反应按给定 的方向正向进行；若Eθ ＜0（即φ θ ＋＜φ θ −），反应 按给定的方向逆向进行。 4. 选择适当的氧化剂、还原剂。 5. 判断溶液中离子的共存性。

将两个电极组合起来就可构成一个原电池，原电池 的装置可用简易的化学式和符号来表示。如


MnO4− + 8H+ + 5Fe2+
其原电池的电池组成式为
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O ， H+(c4) ，

第五章 氧化还原与电位

第五章 氧化还原与电位

*在一给定浓度的溶液中，若金属失去电子的溶 解速度大于金属离子得到 电子的沉积速度，达 到平衡时，金属带负电，溶液带正电。溶液中 的金属离子并不是均匀分布的，由于静电吸引， 较多地集中在金属表面附近的液层中。这样在 金属和溶液的界面上形成了双电层，产生电位 差。
*反之，如果金属离子的沉积速度大于金属的溶 解速度，达到平衡时，金属带正电，溶液带负 电。金属和溶液的界面上也形成双电层，产生 电位差。 *金属与其盐溶液界面上的电位差称为金属的电 极电位，常用符号φ表示。
三、标准电极电位
（一） 标准氢电极
H2
100Ka
Pt 2H+ (aq) +2e H2(g)
H+=1mol· -1 L
标准氢电极示意图
电极表示：H+(1mol.L-1),H2(100kPa)│Pt
（二） 标准电极电位
通常将测定温度为298K，组成电极的各离子 浓度为1mol· -1，各气体压力为100KPa时的状态 L 称为电极的标准状态。（用上标“θ”表示）
4.标准电极电位为298.15K时测定，但电极电 位随温度变化不大。
5.φθ值愈高，表示该电对的氧化型愈容易接受电 子，氧化能力愈强，它本身易被还原，是一个强 氧化剂，而它的还原能力愈弱； φθ值愈低，表示该电对的还原型愈容易放出电子， 还原其它物质的能力愈强，它本身易被氧化， 是一个强还原剂，而它的氧化型的氧化能力愈弱。
⑴正确书写反应物和生成物的分子式或离子式；
例： P4+HClO3 HCl+H3PO4
还原剂P4
H3PO4， 氧化剂HClO3
HCl
⑵找出还原剂分子中所有原子的氧化数总升高值和氧化剂 分子中所有原子的氧化数总降低值 例 P4：4×（+5-0）＝+20； Cl：-1-（+5）＝-6 ⑶找出⑵中两值的最小公倍数，求出各反应物系数 得 3P4+10HClO3 10HCl+12H3PO4 ⑷质量守恒定律检查反应中各元素原子数目是否相等

第五章--氧化还原反应与电化学

第五章--氧化还原反应与电化学

第五章--氧化还原反应与电化学————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：第五章 氧化还原反应与电化学习题与解答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，只有氢标准氢电极的电极电势为零，其它不为零。

（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Θϕ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 bz ][][lg059.0氧化态还原态-=Θϕϕ； 如果电极反应为 na 氧化态 + nze - = nb 还原态，则有nanb nz ][][lg 059.0氧化态还原态-=Θϕϕ = a b z ][][lg 059.0氧化态还原态-Θϕ，与上式相同。

而Θϕ是指氧化态与还原态都是单位浓度（或标准态压力）时的ϕ，因此与电极反应方程式写法无关，ϕ也是如此。

因Δr G m = J RT G m r ln +Θ∆，而∑=BBm 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，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 ）。

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。

大学实验化学 氧化还原反应与电极电位

大学实验化学 氧化还原反应与电极电位

氧化还原反应与电极电位难题解析[TOP]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θϕ( Cl2/Cl-)=1.358V, θϕ( Ag+/Ag)=0.799 6V，求AgCl的溶度积。

氧化还原反应与电极电势


2Fe2++Sn4+
22
第三节 电极电势
一、电极电势的产生 把金属插入含有该金属离子的溶液中，当金 属的溶解速率与金属离子的沉积速率相等时， 建立了如下平衡：
M(s)
2019/1/7
溶解 沉积
M (aq)+ne23
n+
电极表面双电层(doublecharge layer)结构 影响电极电势的因素： 氧化态还原态得失电子的能力，浓度，温度
2019/1/7
ZnSO4+Cu Zn2+ + Cu
18
Zn + Cu2+
原电池
(-) Zn│ZnSO4(c) ‖CuSO4(c') │Cu (+)
4.原电池组成式书写原则： (1)原电池的负极写在左边，正极写在右边，两电极以盐桥相 连，用“‖”表示，在盐桥两侧是两个电极的电解质溶液。 (2)电极板与电极其余部分(电解质溶液)的界面用 “∣”分开。 同一相中不同物质之间，及电极中其它相界面用“，”分开。 (3)当气体或液体不能直接与普通导线相连时，应以不活泼的 惰性金属（如铂）或石墨作电极板起导电作用。 (4)纯气体、纯液体和固体，如H2(g)、O2(g)、I2(s)、Br2(l)， 需紧靠电极板，并注明以何种状态存在。 (5)溶液注明浓度，气体注明分压。标准状态下浓度表示为cθ。 标准状态下的铜锌原电池的电池符号表示为：
在单质或化合物中假设把每个化学键中的电子指定给所连接的两原子中电负性较大的一个原子这样所得的某元素一个原子的电荷数就是该元素的氧化数即氧化数是某元素一个原子的形式荷电数表观荷电数apparentchargenumber这种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得

氧化还原反应与电极电位

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。

氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的推导

氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的推导氧化还原反应是化学中常见的重要反应之一。

在氧化还原反应中，物质发生氧化的过程称为氧化反应，而同时发生还原的过程称为还原反应。

作为探究氧化还原反应的一个重要指标，标准电极电位在研究中起着重要的作用。

本文将探讨氧化反应的标准电极电位以及氧化还原反应的推导。

1. 标准电极电位标准电极电位是指在标准状态下，电极与溶液中电离浓度均为1mol/L时，测得的电解电位。

标准状态是指所有反应物的活度均为1。

标准电极电位可以通过电位差测量仪器来测量，并被用来评估元素或化合物的氧化还原能力。

2. 氧化反应的标准电极电位氧化反应涉及到被氧化物质失去电子，因此其标准电极电位是正值，表示其具有氧化能力。

例如，标准氢电极的电位被定义为0 V，而其他电极的电位相对于标准氢电极进行比较和测量。

3. 氧化还原反应的推导氧化还原反应的推导可以通过以下步骤进行。

a. 确定氧化和还原反应物首先需要明确参与反应的氧化物质和还原物质。

氧化反应中，物质被氧化，因此被氧化的物质是氧化剂，而还原反应中，物质被还原，因此被还原的物质是还原剂。

b. 确定氧化态和还原态确定氧化反应物和还原反应物的氧化态和还原态。

根据反应物和产物中元素的氧化态的变化来推导反应的方程式。

c. 平衡反应方程式根据确定的氧化态和还原态，平衡氧化还原反应方程式中的反应物和产物的个数。

确保反应方程式中的总电荷和总质量都平衡。

d. 计算电极电位利用标准电极电位表，查找反应中涉及的各个物质的标准电极电位，并按照反应方程式的系数进行计算。

计算得到的标准电极电位之差就是氧化还原反应的标准电极电位。

4. 应用和意义氧化还原反应的标准电极电位可以用来比较和评估不同物质的氧化还原能力。

通过测量不同反应物的标准电极电位，可以推导出一系列反应的相对强弱，从而指导相关实验的设计和反应条件的选择。

此外，标准电极电位的研究对于电化学、电池和腐蚀等领域的发展也具有重要意义。

医用化学氧化还原与电极电位


第一节 氧化还原反应
中学关于氧化还原反应的概念。 氧化(反应)：失去电子（化合价升高）的过程。 还原(反应)：得到电子（化合价降低）的过程。 氧化剂：反应时获得电子（化合价降低），使别的物 质氧化的物质，自身还原。
还原剂：反应时失去电子（化合价升高），使别的物 质还原的物质，自身氧化。
•
较强氧化剂对应的还原剂型物质的还原能力较弱， 较强还原剂对应的氧化剂型物质的氧化能力较弱。
MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O 2Cl- → Cl2
4.
电荷平衡 MnO4- + 8H+ + 5eMn2+ + 4H2O ①
2Cl- - 2e5.
Cl2 2Mn2+ + 8H2O
5Cl2
②
配平氧化还原方程式（得失电子数相等） 10Cl- - 10e-
①×2：2MnO4- + 16H+ + 10e②×5： 2MnO4- + 16H+ + 10Cl-
3.
氧化还原半反应和氧化还原电对
④ 写氧化还原半反应时，所有参与半反应的物质，
虽然它们在反应中未得失电子，也应写入半反应
中。如半反应 MnO4- + 8H+ + 5e氧化型包括MnO4-和H+， 还原型为Mn2+ (溶剂H2O不包括)。 Mn2+ + 4H2O
三、氧化还原反应方程式的配平（略） （半反应式配平法，也称离子－电子法）
该电池有一个缺陷：没有自身材料做导线。一般可 用铂做导线；有时也用干电池的碳芯。
电池组成式 (-) Pt|Fe3+,Fe2+ | | MnO4-,Mn2+,H+|Pt (+)
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1. 写出离子方程式 MnO4- + H+ + Cl- → Mn2+ + Cl2 ＋H2O 2. 根据氧化还原电对，拆成两个半反应 还原反应：MnO4- + H+ → Mn2+ + H2O 氧化反应： Cl- → Cl2
14
3. 物料平衡，使半反应式两边各原子的数目相 等。如果O原子数目不等，可选择适当的介质 如H+和H2O，或OH-和H2O来配平。 MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O 2Cl- → Cl2
Gm = W电功, 最大 = -qE = - nFE ‫ ‏‬n是转移电子的物质的量，单位mol；电动势 E 单位 V。法拉第常数F = 96 485 C· mol-1。W 单位 J。 • 当电池中各物质均处于标准态时 Gm= - nFE
31
二、用电池电动势判断氧化还原反应的自发性
对于一个氧化还原反应：
25
•
1. IUPAC规定标准氢电极
2. 电极电位的测定
• •
•
将待测电极和已知电极组 成原电池 原电池的电动势：
E = E待测 - ESHE IUPAC 建议电极电位应是 下述电池的平衡电动势：
Pt | H2(100kPa) |H+(a=1)‖Mn+(a) |M
铜电极电极电位的测定 E (Cu 2 /Cu ) SHE (Cu 2 /Cu ) 0.00000 V (Cu 2 /Cu )
28
标准电极电位表(298.15K)
半反应 Na++eNa Zn2++2eZn Pb2++2ePb 2H++2eH2 Cu2++2eCu O2+2H++2eH2 O2 Cl2+ 2e2ClMnO4-+8H++5eMn2++4H2O E /V -2.71 -0.7618 -0.1262 0.00000 0.3419 0.695 1.35827 1.507
教材P85例5-3
21
4. 常用电极类型 ① 金属-金属离子电极 如：Zn2+/Zn电极，
• 电极组成式 Zn | Zn2+(c)
• 电极反应 ② 气体电极 如：氯气电极， • 电极组成式 Pt | Cl2(p) | Cl- (c) • 电极反应 Cl2 + 2e2Cl22
Zn2+ + 2e-
Zn
9
2. 不同类型的氧化还原反应
① 电子转移
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
② 电子偏移
C + O2 = CO2
10
3.
氧化还原半反应和氧化还原电对
① 氧化还原反应可以根据电子的转移，由两个氧 化还原半反应构成：
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ • ‫‏‬ 一个半反应是氧化反应：Zn - 2e- → Zn2+ ； 一个半反应为还原反应：Cu2+ + 2e- → Cu 。
23
二、电极电位的产生
• 金属电极板浸入其盐溶液中，存在相反的过程，速 率相等时，建立动态平衡：
溶解 析出
M (s)
Mn+ (aq) + ne-
• 金属极板表面上带有过剩负电荷；溶液中等量正电 荷的金属离子受负电荷吸引，较多地集中在金属极 板附近，形成所谓双电层结构，其间电位差称为电 极电位。
24
• E (Ox1/Red1) < E (Ox2/Red2)，E < 0，Gm > 0, 反应逆向自发； • E (Ox1/Red1) = E (Ox2/Red2)，E = 0，Gm= 0, 反应达到平衡。
1. 原电池的组成
① 两个半电池（或电极）。半电池包括电极材料（电极 板）和电解质溶液，电极板是电池反应中电子转移的 导体，氧化还原电对的电子得失反应在溶液中进行。 ② 盐桥连接两个半电池，沟通原电池的内电路。
盐桥 电极板 半电池 Zn2+/Zn Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
18
电极板 半电池 Cu2+/Cu
1
第五章 氧化还原反应和电极电位
Oxidation-Reduction Reactions and Electrode Potential
2
内容提要
1. 氧化还原反应 ① 氧化值 ② 氧化还原反应 ③ 氧化还原反应方程式的配平 2. 原电池与电极电位 ① 原电池 ② 电极电位的产生 ③ 标准电极电位 3. 电池电动势与Gibbs自由能 ① 电池电动势与化学反应自由能变的关系 ② 用电池电动势判断氧化还原反应的自发性 4. 能斯特方程式及影响电极电位的因素
12
Ox + ne-
Red
溶液中的介质参与半反应时，虽然它们在反 应中未得失电子，也应写入半反应中。如半反应
MnO4- + 8H+ + 5e-
Mn2+ + 4H2O
• 氧化型包括MnO4-和H+， • 还原型为Mn2+ (溶剂H2O不包括)。
13
三、氧化还原反应方程式的配平 例： KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
三、标准电极电位
•
电极电位符号Eox/red，单位 V。电极电位与电对本性、 温度、浓度有关。
电极电位绝对值无法直接测 定，使用的是相对值，以标 准氢电极( SHE)为参照。 ESHE=0.00000V
2H+(aq) + 2eH2(g) T=298.15K， p(H2)=100kPa c(H2)=1 mol· L-1
6
⑤ 卤族元素。氟的氧化值在所有化合物中为-1。 其它卤原子的氧化值在二元化合物中为-1，但 在卤族的二元化合物中，列在周期表中靠前的 卤原子的氧化数为-1，如Cl在BrCl中；在含氧 化合物中按氧化物决定，如ClO2中Cl的氧化值 为+4。
⑥ 电中性的化合物中所有原子的氧化值的和为零。 多原子离子中所有原子的氧化值的和等于离子 的电荷数。
氧 化 剂 的 氧 化 能 力 增 强
还 原 剂 的 还 原 能 力 增 强
29
•
较强氧化剂和较强还原剂作用，生成较弱的还 原剂和较弱的氧化剂，这是一个自发过程。如 ‫‏‬ Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
‫‏‬
‫‏‬
E (Cu2+/Cu) = 0.341 9V
E (Zn2+/Zn) = -0.761 8V
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
19
3. 原电池组成式
① “|”表示相界面，同一相的不同物质用“,”隔开。
② “||”表示盐桥。
③ 溶质标浓度；气体标压力。
④ 溶液靠盐桥，电极板在两边。
⑤ 负极在左，正极在。
(-) Zn | Zn2+ (c1) || Cu2+ (c2) | Cu (+)
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③ 金属-金属难溶盐-阴离子电极
如：Ag-AgCl电极
• 电极组成式 Ag | AgCl(s) | Cl-(c) • 电极反应 ④ 氧化还原电极 AgCl + eAg + Cl-
如：Fe3+/Fe2+电极
• 电极组成式 Pt | Fe2+(c1), Fe3+(c2) • 电极反应 Fe3++ eFe2+
1. 氧化剂和还原剂
• 元素的氧化值发生了变化的化学反应称为氧化 还原反应。 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
•
‫‏‬ • ‫‏‬
氧化值升高称为氧化反应，例如Zn→Zn2+ ；
氧化值降低称为还原反应，例如Cu2+→Cu 。 电子供体失去电子，称为还原剂，如 Zn； 电子受体得到电子，称为氧化剂，如 Cu2+。
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本章重点
1. 掌握氧化值的概念、 2. 熟悉原电池结构及正、负电极反应的特点， 能正确地将一个氧化还原反应拆成两个半反 应并写出原电池组成式。 3. 了解电极类型、电极电位产生的原因，电动 势与Gibbs自由能的关系 4. 氧化还原反应的方向的判断、电极电位的 Nernst方程式、氧化还原反应的平衡常数。
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2. 确定元素氧化值的规则：
① 单质中原子的氧化值为零。 ② 单原子离子中原子的氧化值等于离子的电荷。 例如Na+离子中Na的氧化值为＋1。 ③ 氧的氧化值在大多数化合物中为 -2，但在过 氧化物中为-1，如在H2O2、Na2O2中；在超 氧化物中为-1/2，如在KO2中。
④ 氢的氧化值在大多数化合物中为+1，但在金 属氢化物中为-1，如在NaH、CaH2中。
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3. 标准电极电位及应用
① 标准态下测得的氧化还原电对的电极电位就是 标准电极电位，符号E ox/red •
• •
是热力学标准态下的电极电位；
反应用 Ox + ne又称为还原电位； Zn2+ + 2e1/ 2+ + eZn 2
Red表示，所以电极电位
电极电位是强度性质，与物质的量无关，如 Zn
1/
(Zn2+/Zn) = -0.761 8V
2+/Zn) = -0.761 8V Zn (Zn 2
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② 标准电极电位的应用
• 判断氧化还原能力的相对强弱