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高中化学竞赛-电化学PPT课件

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《化学电化学》PPT课件

《化学电化学》PPT课件
① 半电池（电极） ② 导线（通常带有检流计） ③ 盐桥：琼脂 ＋ 强电解质（KCl, KNO3等） 补充电荷、维持电荷平衡
化
2）电极反应：
学
正极（Cu）: 负极（Zn）:
Cu2＋ + 2e = Cu Zn = Zn2+ + 2e
3）电池符号：
原电池符号
• 为了表示方便，我们可用下列简单符号来表示Cu-Zn电池： (-)Zn | Zn2+(c1) || Cu2+(c2) | Cu(+) • 书写电池符号的注意事项： 1)习惯上把负极写在左边，表示由Zn片和Zn2+溶液组成负极； 正极写在右边，表示由Cu片和Cu2+溶液组成正极。
什么联系呢？ 学
氧化还原及电化学基础
普
E与△G之间的关系
• 根据化学热力学，如果在能量转变的过程
中，化学能全部转变为电功而无其他的能量损失， 等于原电池作的最大电功。 Δ rGm =W(最大)
通
则在等温、定压条件下，摩尔吉布斯函数变(Δ rGm)
化
• 电功等于电动势(E)与电量(Q)的乘积：
学
W(最大)=-EQ
化合价升高 失去电子
化合价降低 得到电子
化
学
还原态 = 氧化态 + n e, 电子转移 氧3; , 质子转移)
氧化还原及电化学基础
普
2 氧化数与电子转移 Fe + Cu2+ = Fe2+ + H 2O Cu
2个 “e” 的转 移
通
H2 + 0.5 O2
化
应的电动势也不再是标准电动势。那么，在电解质 溶液的浓度(或气体的分压)变化时，原电池的电动 势将发生怎样的变化呢？

《高中化学》-电化学基础课件

《高中化学》-电化学基础课件

正极 2H+ + 2e－＝H2 反应
负极 Fe － 2e－＝Fe2+ 反应
负极(Pt)：2H2－ 4e-+ 4OH- = 4H2O 正极(Pt)：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-
电极名称：
原电池
相对活泼的电极为负极 相对不活泼的电极为正极 与电源负极相连的电极为阴极
电解池
与电源正极相连的电极为阳极
―负极出电子，电子回正极” 定向移动方向：电子、离子
必发生 失电子 的 氧化反应 原电池
电 极 反 应
溶液 的浓 度
阳极: M－ne－ ＝ Mn+ 阴极: Mn+ + ne－ ＝ M
改变
基本不变
一、原电池原理的应用
化学电池： 1.普通锌锰电池 2.碱性锌锰电池 3.铅蓄电池 4.燃料电池 一次电池 二次电池
介质 电池反应： 2H2 +O2 = 2H2O
酸性
负极
正极
2H2 － 4e－＝ 4H＋ O2 + 4H＋ + 4e－ ＝ 4H2O 2H2 + 4OH－ － 4e－ ＝ 4H2O O2 + 2H2O + 4e－＝ 4OH－
①活动性不同两电极 ②自发的氧化还原反应 ③电解质溶液（有选择性） ④两电极必须插入电解质溶液中 （或两电极相靠）形成闭合回路 负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属(或能导电 的非金属等) ①两电极接直流电源（两电极活 动性可相同，也可不同） ②电解质溶液或者熔融电解质 ③两电极必须插入电解质溶液中 形成闭合回路
形成 条件 电极名称 电极判断
阳极：电源正极相连 阴极：电源负极相连
阳极：发生氧化反应（电极或溶 液中的阴离子移向阳极失电子） 阴极：发生还原反应（溶液中的 阳离子移向阴极失电子） 负极 阴极 ； 阳极 正极

高中化学竞赛辅导课件-第七章-氧化还原反应-电化学基础

高中化学竞赛辅导课件-第七章-氧化还原反应-电化学基础
第十八页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
* 7.2.2 电解池与Faraday定律
1.电解池 利用电能发生氧化还原反应的装置被称
为电解池。
2. Faraday定律 1834年，M. Faraday 提出电化学过程
的定量学说： ①在电化学电池中，两极所产生或消耗的
物质B的质量与通过电池的电量成正比。
解C ： 2+ l2e =2C l
①
C 2 + 1 l 2 = 2 O C 3 + H 62 lO H + O 1 0 ②
①×5+②得：
6 2 + C 12 l = 1 O 0 + 2 C H C 3 + 6 ll 2 O H
化简得：Βιβλιοθήκη 32 + C 6 O l = 5 H + C C 3 + ll 3 O 2 O H
32 + C 6N l= 5a N + O N a 3 H a + C 3 C 2 O H l
第十页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
例3：配平方程式
A 2 S 3 ( s ) + H s 3 ( a ) N H q 3 A 4 ( a ) + O H s 2 S q 4 ( a O ) + O N q ( g )
第十四页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
7.2.1 原电池的构造
Cu-Zn原电池装置
第十五页，编辑于星期二：二十点 二十七分。
负极 (电子流出 ) ：Zn(s) 2e Zn 2+ (aq) 氧化反应
正极 (电子流入 ) ：Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) 还原反应

高中化学竞赛《电化学》课件

高中化学竞赛《电化学》课件

3.6金属的电化学腐蚀
(1)析氢腐蚀 酸性介质中 H+在阴极上还原成氢气析出。
H+
e
1 2
H2 (g)
E(H+|H2 )
RT F
ln
aH2 aH+
设 aH2 1, aH+ 107 ， 则 E(H+|H2 ) 0.413 V
铁阳极氧化，当 a(Fe2+ ) 106 时认为已经发生腐蚀，
E(Fe2+|Fe) E
对甲醇燃料电池 2CH3OH(l)+3O2 (g) CO2 (g)+4H2O(l)
G (298K) [2394 4 237 2 (163 38)]kJ mol-1=-1334kJ mol-1
E 1334000 V=1.15V 12 96500
燃料电池
对甲烷燃料电池 CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(l)
（b）
EPb 2
Pb
0.13
0.0591 lg 2
CPb2+
0.16V
EFe3 Fe2
0.77 0.0591 lg
CFe3 CFe2
0.65V
E(电池) =0.81V
H2S H2 S
G 0
2Fe3 H2 2Fe2 2H G 0
2Fe3 H2S 2Fe2 2H +S G 0
3.2电极反应
AgCl(s)→Ag++ClAg(s)|Ag+(aq)||HCl(aq)|AgCl(s)|Ag(s)
验证： (-) Ag(s) →Ag++e(+) AgCl(s)+e-→Ag(s)+Cl净反应： AgCl(s)→Ag++Cl-

高中化学竞赛参考资料第十讲：电化学课件(28张ppt)

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5、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。
【知识点击】
一、氧化还原反应的基本概念
1、氧化数
【定义】：氧化数是某元素一个原子的荷电数，它是假设把每个 化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的。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）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） 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。
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。 氧化还原反应是由还原剂被氧化和氧化剂被还原两个半 反应所组成的。例如： Zn(s) + Cu2+(aq) = Zn2+(aq) + Cu(s) 是由半反应： Zn(s) = Zn2+ + 2e－ Cu2+ + 2e－= Cu(s) 组成。 在半反应中，同一元素的两个不同氧化数的物种组成了 电对，其中，氧化数较大的物种称为氧化型，氧化数较小的物种 称为还原型。通常电对表示成 ：氧化型 / 还原型。 例如：氧化还原反应是由两个电对构成的反应系统。可 以表示为： 还原型（1）+氧化型（2）= 氧化型（1）+ 还原型（2）

【高中化学奥赛课件】电化学部分

【高中化学奥赛课件】电化学部分

负极反应
H 2O2 2e
2H (a) O2 ( g)
正极反应
O2
H ,H2O2
O2
H ,H2O2
RT 2F
ln
[
H
[H2O2 ] ]2 (PO2 / P
)
2.303RT
F 之值在 25℃时为 0.05915.
： 标准电极电势， P 压力下物质活度为 1
时的电极电势，取决于物质的本性和温度。
负极反应
2OH-（a）+H2（g）-2e
2H2O（l）
正极反应
（Pt）O2|OH-，H2O 负极反应
2OH-（a）-2e 正极反应 H2O（l）+O2（g）
（Pt）O2|OH-，H2O2 负极反应
2OH-（a）+H2O2-2e 正极反应2H2O（l）+O2（g） （Pt）O2|H+，H2O 负极反应
使化学能→电能的装置：称为原电池。 由热力学知：（ ）T，P △rGT，P=Wf，max 当非体积功只有电功一种时，则
△rGT，P=-EQ= - ZEF E为可逆电池电动势。Z为电池反应式中电子的转 移数（即电子的计量系数，无量纲）。
5
一、可逆电池和不可逆电池 可逆电池必须具备的条件 （1）放电反应与充电反应互为逆反应。
O2 OH ,H2O2
RT 2F
ln [OH ]2[H2O2 ] (PO2 / P )
(Pt)O2 H (a), H2O
H 2O(l )
2e
负极反应
2H
正极反应
(a)
1 2
O2 (
g)
O2 H
O2 H
RT 2F
ln[ H ]2 ( PO2

高三化学电化学基础ppt课件

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Cu
√E
F
M
N
CCuu2SS OO 44
酒精
N a C l溶 液
H 2SO 4 H 2SO 4
.
例2. 在盛有稀H2SO4的烧杯中放入用 导线连接的锌片和铜片，下列叙述正
确的是( D )
(A)正极附近的SO42 －离子浓度逐渐增大 (B)电子通过导线由铜片流向锌片 (C)正极有O2逸出 (D)铜片上有H2逸出
O2 + 2 H2O + 4 e- = 4 OH④电池放电后，溶液pH升高
A.①②③
B.①③④
C.①②④
D. ①②③④
.
5.“嫦娥一号”的成功发射，标志着我国航天
技术已达到了一个新的领域。在航天技术上使 用的氢氧燃料电池具有高能、轻便、无污染的 优点。氢氧燃料电池有酸式和碱式两种，它们 放电时的总反应都可以表示为2H2+O2=2H2O，酸 式电池中电解质是酸，其负极反应可表示为 2H2-4e-=4H+ ， 则 其 正 极 反 应 式 为 _O_2_+_4_e__-+__4_H_+_=__2H2O _。碱式电池的电解质是 碱，其正极反应式为O2+2H2O+4e-=4OH-，则其负 极反应可表示为__2_H_2-4e-+4OH-=_4_H_2_O____。
正极：2Fe3+ +2e -→2Fe2+
FeCl3溶液
（稀硫酸）负极:Mg -2e-→Mg2+
正极：2H++2e-→H2↑
＋
Mg
（2NAalO+2HO溶H液-+）2H2O=2AlO2-+3H2↑
A－
Al

高中化学竞赛-电化学

高中化学竞赛-电化学
965C时，在阴上沉积出0.2859g铜，问同时在阴极上有多 少氢气放出？ 解：在阴极上发生的反应为 Cu2＋ ＋ 2e → Cu 2H＋ ＋ 2e → H2 根据法拉第定律，在阴极上析出物质的总量为（以1/2Cu或H 为基本单元）： n = n（1/2Cu） ＋ n（H）
n = Q / F = 965 / 96500 = 0.01000 mol n（1/2Cu）= 0.2859×2/63.54 = 0.008999 mol n（H）= n － n（Cu）= 0.01000 mol －0.008999 mol
导率。
Kcell 的测定可用一已知电导率的溶液，例如各种不同浓度的 KCl溶液，装入电导池中，测定其电阻，按式（6 -1- 5）计算
出电导池常数。
表6-1-1 25℃时KCl水溶液的电导率
c /（mol.dm-3） 1
0.1
κ/（S.m-1）
11.19 1.289
0.01 0.1413
0.001 0.01416
该溶液的电导称为摩尔电导率，用符号Λm表示。若电解溶液的 浓度为c（mol.m-3）则含1mol 电解质溶液的体积为1mol/c，由于
电导率κ是边长为1m，体积为1m3的导体的电导，所以摩尔电导
率Λm为
对含有1mol电解质的溶液：
1m2
当c =1mol.m-3 时，V =1m3,电
导率与摩尔电导率在数值上正
CH3COOH等弱电解质当浓度很小时，其摩尔电导率随的 降低增加很快。这是因为弱电解质的浓度降低离解度增加，导
电的离子增加，使摩尔电导率迅速增加。Λm与不成直线关系。 因此弱电解质的无限稀释摩尔电导率不能通过作图外推得到，
而要由下面的离子独立运动定律得到。
（4）离子独立运动定律

安徽高中化学竞赛-无机-7-第七章 氧化还原反应和电化学基础(PPT)

安徽高中化学竞赛-无机-7-第七章 氧化还原反应和电化学基础(PPT)

3. 标准氢电极
至此，我们定义了电极电势 E ⊖ 和 E，也定义了电池的电动 势 E池⊖和 E池。
电池的电动势可以测得，这将 在物理化学实验和普通物理学实验 中学习。
但是电极电势 E 值的测定中 仍有一些问题需要说明。
测 E 值必须组成一个电路，组成 电路就必须有两个电极，其中一个是 待测电极，而另一个应该是已知 E 值 的参比电极。
达成平衡时，一般认为是 Cu2+ 沉积在铜片上，即发生过程（2）
Mz+ + z e —— M （2）
所以铜片的电势高于溶液 的电势，故铜电极的电极电势 E 为正值。
当 Cu 和 Cu2+ 溶液均处于 标准态时，这个电极电势称为铜 电极的标准电极电势。
E ⊖（Cu2+ / Cu）= + 0.34 V
金属 — 氧化物 — 离子电极
金属 — 氧化物 — 离子电极
该电极作为正极时的半反应是 Ag2O + H2O + 2 e —— 2 Ag + 2 OH－
金属 — 氧化物 — 离子电极
该电极作为负极时可表示为 Ag | Ag2O（s）| OH－（c）
它的标准态应是 c（OH－）= 1 mol•dm－3
为测定锌电极的标准电极电势， 组成原电池
(－) Zn|Zn2+ ( 1 mol·dm－3 )‖ H+ (1 mol·dm－3 ) | H2 ( p⊖)|Pt ( + )
测得该原电池的电动势 E池⊖= 0.76 V
由公式 E池⊖ = E+⊖－ E－⊖
得 E－⊖ = E+⊖－ E池⊖ E ⊖（Zn2+ / Zn）=E ⊖（H+ / H2）－E⊖池

高中化学电化学公开课精品ppt课件

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•改变
•不变
•铜的精炼池 •(应用电解原理)
•阳极：粗铜(含Zn、Fe、Ni、 Ag、Pt、Au等) •阴极：精铜 •电解液：CuSO4溶液
•阳极：Cu－2e－＝Cu2＋ (Zn－ 2e－＝Zn2＋，Fe－2e－＝Fe2＋等) •阴极：Cu2＋＋2e－＝Cu(Ag、 Pt、Au以金属单质沉积于阳极， 成为“阳极泥”)
例２熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而受到 重视。可用 Li2CO3 和 Na2CO3 的熔融盐混合物作电解质，CO 为阳极燃气，空气与 CO2 的混合气为阴极助燃气，制得在 6500 ℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：
阳极反应式：_2_C_O__＋__2_C_O__23－_→__4_C__O_2_＋__4_e_－_；阴极反 应式：O2＋2CO2＋4e＝2CO23－
(2)甲烷燃料电池(用 KOH 溶液作电解质溶液) 负极：CH4＋10 OH－===CO23－＋7H2O＋8e－ 正极：2O2＋4H2O＋8e－===8OH－ 总反应式：CH4＋2O2＋2KOH===K2CO3＋3H2O (3)甲醇燃料电池(强碱作为电解质溶液) 负极：2CH3OH＋16OH－===2CO32－＋12H2O＋12e－ 正极：3O2＋6H2O＋12e－===12OH－ 总反应式：2CH3OH＋3O2＋4OH－===2CO32－＋6H2O
•基本不变
要点热点探究 ► 探究点一 原电池原理及重要应用
2．原电池工作时粒子流向 电子：负极→导线→正极。 (电解质溶液中)离子：阳离子向正极移动，阴离子向 负极移动。 3．原电池可加快氧化还原反应的反应速率。 4．原电池反应是能源开发的一个重要的发展方向。
例１图1－9－1是一种染料敏化太阳能电池的示意图。 电池的一个电极由有机光敏燃料(S)涂覆在TiO2纳米 晶体表面制成，另一电极由导电玻璃镀铂构成，电池中发 生的反应为：

-高中化学竞赛第章电分析化学导论课件

-高中化学竞赛第章电分析化学导论课件

︱ ︱ ＜ ︱ ︱ A．原子半径：X＞Y＞Q＞W
AC．．“ b和血f的液氧透化析物”都和能“溶静j于电水除尘中”利性用盐了胶体︱的中不同性性盐质
j 中性盐 ︱强酸或强碱
因为H ，OH 淌度＞其它离子淌度 B．参加反应的氯气的物质的量等于 a mol
+ - D．Y和Z的简单离子不能在水中化合形成化合物Y2Z3
扩散电流
第八章 电分析化学导论
要点
8-3 液接界电位与传质过程
1. 液接界电位的来源 、定义、符号规定。 组成、浓度对液接电位值的影响。
2. 盐桥只能降低液接界电位，无法消除 全部液接界电位。
3. 传质过程的类型、成因及相应的电流 类型。
“电分析化学导论” 结束
NaOH(1) | KCl(0.1) -45
KOH(0.1) | KCl(0.1) -34
HCl(0.1) | KCl(0.1) +27
H2SO4(0.05)| KCl(0.1) +25
界面
j（mV）
KCl(0.1) | KCl(3.5) +0.6
NaCl(0.1) | KCl(3.5) -0.2
8-1 电化学电池
原电池
化学能
电能
（﹣）负极
半电池反应
Zn
Zn 2+ + 2e
氧化反应 阳极
（﹢）正极
半电池反应 Ag + +e 还原反应
Ag
阴极
电池 反应
Zn + 2 Ag +
Zn 2+ + 2 Ag
第8章 电分析化学导论
电解池
8-1 电化学电池
化学能
电能
（﹣）负极

高中化学电化学与金属腐蚀竞赛课件.ppt

高中化学电化学与金属腐蚀竞赛课件.ppt

§ 4.5 电解
电解 电镀
§ 4.6 金属的腐蚀及防护
腐蚀 阴极保护法
∵ øFe3＋/Fe2＋> øI2 /I－ ∴Fe3+可以氧化 I－。
② 在上述体系中加入KCN，使cCN-=1.0
K稳[Fe(CN)6]3－= 1.0×1042 , K稳[Fe(CN)6]4－= 1.0×1035 此时反应能否自发？
此时cFe3+=
cFe(CN)36
cC6 N K稳III
1 K稳III
lgKø =n Eø/0.0592 =2×0.430/0.0592=14.55
Kø ＝ 3.6×1014
例：
求溶度积 Ksp 如：AgCl ←→ Ag＋＋ Cl－
解：据反应设计电池 (-) Ag ︱Ag＋ ‖Cl－ ︱ AgCl︱Ag (+)
Eø = ø正极－ø负极＝øAgCl /Ag － ø Ag＋/Ag =0.222－0.799＝－0.577
＝0.36 V
还原剂I2/I- ＝ øI2 /I - ＝0.54 > Fe3＋/Fe2+ ∴此时Fe3+不能氧化I－
三、反应程度—Kø的求法
ΔrG ø ＝ －RT·lnK ø
ΔrG ø ＝ － nFE ø
RT·lnK ø ＝ nFE ø → 2.303 RT·lgKø ＝nFE ø
298K时
lgK
②氯化银电极：AgCl(s)+e＝Ag (s)+Cl－ 标准态时：cCl-＝1.0 ø AgCl /Ag=0.2223 V
二、电极电势Nernst方程
E ＝ E ø－RT/nF ·lnQ
298K时： E ＝ E ø－0.0592/n ·lgQ
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2.法拉第定律
法拉第（Faraday)在总结大量实验结果的基础上于1833年提出
了著名的法拉第定律，该定律内容如下：
1）在电极上发生电极反应的物质的量与通过溶液的电量成
正比。
2）对于串联电解池，每一个电解池的每一个电极上发生电
极反应的物质的量相等。
.
6
谈到物质的量必须规定基本单元，这里规定的基本单元是 M/z或A/z，M为分子，A为原子，z为发生电极反应时电荷变化 数。例如电解CuCl2溶液时，电极反应为
极是以电位的高低来区分的，电位高的为正极，电位低的为负极。
.
5
而阴、阳极则是以电极反应来区分的，发生氧化反应（失
去电子的反应）的电极称为阳极，发生还原反应（得到电子的
反应）的电极称为阴极。
在电解池中正极发生氧化反应，正极是阳极，负极发生还
原反应，负极是阴极。以后将会看到，在原电池中正极发生还
原反应，正极是阴极，负极发生氧化反应，负极是阳极。
.
2
§-1 电解质溶液
电解质溶液是指溶质在溶剂剂中溶解后完全或部分离解成 离子的溶液，该溶质则称为电解质。在溶液中完全离解的电解 质，称为强电解质。在溶液中只有部分离解，即便在较稀的溶 液中都有未离解成离子的电解质，称为弱电解质。
1.电解质溶液的导电机理 导体分类：
第一类导体：如金属及其某些化和物，是由于电子在电场作 用下移动而传导电流，在导电过程中，导体本身不发生变化， 且温度升高，其导电能力下降。
极
极
两个氢原子结合成氢分子。C1-则向 正极移动，把电子留在正极上变成
C1- → ← H+
氯原子，两个氯原子结合成氯分子。
HC1溶液
由此可见电解质溶液在传导电流的同时，在两极发生得、失电
子的电极反应，即
正极： 2C1- - 2e → C12
阳极，氧化反应
负极： 2H+ + 2e → H2
阴极，还原反应
为基本单元）：
n = n（1/2Cu） ＋ n（H）
.
8
n = Q / F = 965 / 96500 = 0.01000 mol
n（1/2Cu）= 0.2859×2/63.54 = 0.008999 mol
n（H）= n － n（Cu）= 0.01000 mol －0.008999 mol
= 0.00100 mol
上述反应发生在电极与溶液的界面处，称为电极反应。由此可
见电解质溶液导电是由正、负离子在电场作用下定向移动和在电
极和溶液的界面处发生得失电子. 的电极反应来完成的。 4
原电池：如图所示，将铜电极插
入硫酸铜溶液，锌电极插入硫酸锌
-
+
溶液，组成一电池，外电路接一负
阳
阴
载，即可对处做电功。负极锌溶解
极
极
进入溶液，成为锌离子，正极铜离
V(H2)
nH2RT
p
0 00 8 1 30 1 2 04 9 1m 8 5 3 0 01 d3 2 m 2 2 10 31 25
3. 电解质溶液的导电性质
1）电导、电导率和摩尔电导率
（1）定义 电导即电阻的倒数，用符号G 表示，即
G=1/R
.
（6-1-1）9
电导的单位为S或Ω-1。电解质溶液的电导与两电极间的距离l成 反比，与电极的横截面积成正比，即
若通过溶液的电量为1F，则电路中每一个电极上都要发生得或
失1摩尔电子的电极反应。根据法拉第定律，通过溶液的电量与
电极上发生电极反应的物质的量. 之电极反应的物质的量可以确定通过溶液的电量，
实现这种测量的装置称为电量计。例如将两个银电极插入硝酸银
溶液中就构成了银电量计，若阴极沉积了107.88g银，则通过溶
Zn
Cu
子得电子变为铜在电极上析出。外
电路中电子由负极流向正极。
Zn2+
Cu2+
由此可见电解质溶液在传导电流的同时，在两极发生得、失
电子的电极反应，即
正极： Cu2+ + 2e → Cu
阴极，还原反应
负极： Zn - 2e → Zn2+
阳极，氧化反应
电化学的讨论中常用到正、负极和阴、阳极的概念。正、负
第二类导体：如电解质溶液和熔融电解质，是由于正、负离 子在电场作用下定向移动而传导电流，第二类导体在传导电流 的同时在两极发生电极反应，且温度升高其导电能力增大。
.
3
电解池：如图所示，由联结外电 源的两个电极插入HC1溶液构成，
-+
在外电场的作用下，H+向负极移动，
阴
阳
并在负极上得到电子，变成氢原子，
化学竞赛之电化学专题
电化学是研究电能与化学能之间相互转化及其规律的科学。
实现电能与化学能之间相互转化的装置是电解池和原电池，把
电能转变为化学能的装置称为电解池，而把化学能转变为电能
的装置则称为原电池。
本专题的内容包括以下四个部分：
电解质溶液：导电及溶液中电解质的热力学性质
可逆电池热力学：在有非体积功的条件下化学反应的热力
学问题；
不可逆电极过程：非平衡条件下的电极过程；
电化学的应用：……
.
1
推荐参考书：
1.傅献彩等.物理化学(下册).第四版.北京：高 等教育出版社，1990. 2. 北师大等三校合编.无机化学(上册).第四版. 北京：高等教育出版社，2002. 3.印永嘉等.物理化学简明教程.第三版.北京： 高等教育出版社，1992
正极： 2Cl- - 2e → Cl2 负极： Cu2+ + 2e→ Cu 在上面的反应中基本单元为Cl2/2或Cu/2。 一摩尔质子的电荷（ 一摩尔电子的电荷的绝对值）称为法拉 第常数，用F 表示，即
F =L e = 6.023×1023mol-1×1.6022×10－19C F = 96484.4C.mol-1 = 96500C.mol-1
液的电量为1F。
例 6-1 25℃、101.325kPa下电解CuSO4溶液，当通入的电量为 965C时，在阴上沉积出0.2859g铜，问同时在阴极上有多
少氢气放出？
解：在阴极上发生的反应为
Cu2＋ ＋ 2e → Cu
2H＋ ＋ 2e → H2 根据法拉第定律，在阴极上析出物质的总量为（以1/2Cu或H
G A
l
（6-1-2）
式中κ称为电导率，其单位为S.m-1。对于电解质溶液，是将电
解质溶液置于面积为1m2，相距为1m的两平行电极之间的电导就
是电导率。
由于电解质溶液的浓度不同所包含的离子数不同，因此不能
用电导率来比较电解质的导电能力，需要引入摩尔电导率的概
念。在相距为1m的两平行电极之间，放入含1mol 电解质的溶液，