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氧化还原反应及电极电位

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氧化还原反应的电位与电势

氧化还原反应的电位与电势

氧化还原反应的电位与电势氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，通过电子的转移改变物质的氧化态和还原态。

在这个过程中，电位和电势起着关键的作用，它们可以帮助我们理解反应的性质和趋势。

本文将详细介绍氧化还原反应的电位和电势，并解释它们在化学反应中的重要性。

一、电位的概念与作用电位，也称为标准电极电位，是指氧化还原反应中，各物质的电极处于标准状态时，与标准氢电极的电位差。

标准氢电极被定义为电极电位为0的标准。

电位可以用来描述一种物质在氧化还原反应中具有氧化（或还原）能力的强弱。

当物质的电位越正，说明它越容易被氧化；当电位越负，说明它越容易被还原。

电位的单位是伏特（V），通常用标准氢电极为参照物进行测量。

电位的测量涉及到电池的两个半反应，具体步骤较为复杂。

通过电位的测量，可以推断物质的氧化还原性质，例如，电位越正的物质在反应中更容易发生氧化反应，而电位越负的物质更容易发生还原反应。

二、电势的概念与计算方法电势是指氧化还原反应中，电子从氧化剂转移到还原剂的趋势或驱动力。

简单来说，电势可以理解为电子从一个物质转移至另一个物质的能力。

当电位差（电势差）越大时，电子转移的能力越强，反应也越容易发生。

电势的单位是伏特（V），可以通过以下公式来计算：电势 = 氧化剂的电位 - 还原剂的电位其中，氧化剂的电位和还原剂的电位分别来自于物质的标准电极电位。

电势的正负号表示了电子向哪个方向转移，正号表示电子从氧化剂转移到还原剂，负号表示反之。

通过计算电势，我们可以预测氧化还原反应的进行方向和强弱。

当电势为正时，反应趋势会向着氧化剂的方向进行；当电势为负时，反应趋势会向着还原剂的方向进行。

三、电位和电势在化学反应中的重要性电位和电势的概念为我们揭示了氧化还原反应的驱动力和方向提供了有力工具。

通过电位，我们可以了解物质的氧化还原能力，进一步推测反应的进行性质。

在化学实验和工业生产中，电位和电势的测定可以帮助我们选择合适的氧化剂和还原剂，优化反应条件，提高反应效率。

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。

氧化还原与电极电位(第八版)

氧化还原与电极电位(第八版)
电极组成式：Zn︱Zn2+(c) 电极反应：Zn2++2e→Zn ②、气体电极（如Cl2/Cl-）： 惰性电极 电极组成式：Pt︱Cl2(p)︱Cl-(c) 电极反应：Cl2+2e→2Cl-
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：AgCl+e→Ag+Cl-
+4 -2
-2
CO2(g) + 2H2O(g)
8e
CH4(g) 2O2(g)
CO2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
氧化剂： O2(g)
还原剂：CH4(g)
2、氧化还原半反应和氧化还原电对：
Zn(s) + 2H+(aq)
Zn2+(aq) + H2(g)
Zn-2e
Zn2+
氧化半反应
2H++2e
H2
还原半反应
Ox + ne
氧 化 型
电 子 转 移
Red Ox/Red
还
原
氧化还原电对
型
Zn2+/Zn，H+/H2。 MnO4- + 5e + 8H+
Mn2+ + 4H2O
溶
液
MnO4-,H+/Mn2+
介
质
◊ 请总结：氧化还原反应和酸碱反应之 间有什么相似的规律？
三、氧化还原反应方程式的配平： 离子－电子法。例：
E=0，ΔrGm=0，反应达到平衡态。
标 态
Eθ>0，ΔrGθm<0，反应正向自发进行。 Eθ<0，ΔrGθm>0，反应逆向自发进行。

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。

氧化还原及电极电位

氧化还原及电极电位

Mn + 4 H2O
2+
(－) Pt|Fe3+，Fe2+ | | MnO4-，Mn2+，H+|Pt (+) －
作两极， 例：Cu、Fe作两极，稀硫酸作电解质溶液的原 、 作两极 电池中： 电池中：①Cu作____极, ②Fe作____极 作 正 极 作 负极 负极____________ 电极反应式 ：负极 Fe-2e- Fe2+ Fe正极_____________ ↑ 正极 2H++2eH2 如将稀硫酸改为浓硝酸则： 如将稀硫酸改为浓硝酸则： ①Cu作____极, ②Fe作____极 作 负 极 作 正 极 负极____________ 2+ 电极反应式 ：负极 Cu-2eCuCu 正极_____________________ 正极 2NO3-+4H++2e2NO2↑+2H2O
第一节 氧化还原反应
一、氧化值（oxidationumber） 氧化值（ ） 1970年，IUPAC（国际纯粹和应用化学协会） 年 （ 氧化值： 氧化值：某元素一个原子的表观荷电 数，这种荷电数由假设把每个键中的 电子指定给电负性较大的原子而求得。 电负性较大的原子而求得 电子指定给电负性较大的原子而求得。 例： NH3 N -3 H +1
第二节 原电池和电极电位
二、电极电位的产生
将金属放入其盐溶液中时有两种倾向存在： 将金属放入其盐溶液中时有两种倾向存在：
溶解 M 在极板上 沉积 Mn+ + ne 在溶液中 留在极板上
金属越活泼(易失e 溶液越稀，溶解倾向越大； 金属越活泼(易失e-)，溶液越稀，溶解倾向越大； 反之沉积倾向越大。 反之沉积倾向越大。

氧化还原及电极电位

第八章氧化还原反应与电极电位首页难题解析学生自测题学生自测答案章后习题解答难题解析 [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 ( Cl2/Cl-)=1.358V, ( Ag+/Ag)=0.799 6V，求AgCl的溶度积。

第五章--氧化还原反应和电位要点


3．离子−电子法配平的关键：(1) 每个半反应两 边的电荷数与电子数的代数和相等；(2)原子数 相等；(3)正确添加介质。
氧化值法不仅适用于在水溶液中进行 的反应，而且适用于在非水溶液和高 温下进行的反应；离子−电子法仅适用 于在水溶液中进行的反应。
第二节 原电池和电极电位
一、原电池 (一)、原电池的概念 图5−1原电池结构示意图
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+
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
其原电池的电池组成式为
(−)Pt∣Fe2+(c1) ， Fe3+(c2) Mn2+(c5) ∣Pt(+)；
Pt为辅助电极。
‖MnO4−
红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
第一节 氧化还原反应
一、氧化值 为表示各元素在化合物中所处的化合状态，
无机化学中引进了氧化值的概念，氧化值又 称为氧化数。1970年纯粹和应用化学国际联 合会（International Union of Pure and Applied Chemistry , 缩写为IUPAC）。
电池电动势Eθ＞0（即φθ＋＞φθ−），则反应按给 定的方向正向进行；若Eθ＜0（即φθ＋＜φθ−），
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。
第三节 能斯特方程式
一、能斯特方程式
在aOx +neb
Red ：
(Ox/Red)
θ (Ox/Red)
(二)、沉淀的生成对电极电位的影响

电极电位与氧化还原反应


通常规 定 温 度 为
。
2
5
℃
,
有 气体 参 加 电 极反 应 时
,
1 大 气压
这 样测 得的 电极 电位称 为 标 准 电极 电 位 标 准 电极 电位 表 (
2
标 准 电极 电位 表
5 ℃
,
在 酸 性溶 液 中 )
电极 电位 E
.
电
对 式
L i
+
氧 化态 / 还 原 态
L+ i K B C N
+
C
u
“+
,
也 即是
Z
n
和 Zn
“+
离子 组 成 一 个 锌 电 极
和
离子组成 一个 铜 电极
,
。
这 里 所 指的 电 极与 过 去 所 提
。
到 的 电极 在概 念 上 有所 不 同
这 里讲 的 电极 是 由一 种 元 素
,
的氧 化 态 和 还 原 态所 组成
C 和 C
u u
Z 十
即所 谓 一 对氧 化 还 原 电 对
( 伏 )
一 一 一
/
Li
+ +
e
e
哥之 Li
K
二
二
二
3 2 2 2 2
`
0 45
/K /B /C
a
十
K
B
a a
十
经 二二
。
92 5 90 87 714 37
a “十
卜
Z十
+ +
e
Ze ` 布 B a Z 兰= 于 C
e a
。

基础化学 第八章 氧化还原反应与电极电位


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。
6
例1：试计算Na2S2O3(硫代硫酸钠)和Na2S4O6 (连四硫酸钠)中硫的氧化数。
解：Na2S2O3中S的氧化数为： （＋1）× 2＋3×(-2）＋2X＝0, X＝＋2
4
（二）确定元素氧化值的规则
日本化学教授桐山良一（在1952年）和美国著名化学家 鲍林（1975年）等人分别发表论说，对确定元素氧化数的 方法制定了一些规则。
(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 数。例如Na+离子中Na的氧化值为＋1。 (3)化合物中，氧的氧化值一般为-2，
14
（2）计算氧化数升（降）总数，并按照最小公倍 数原则确定系数
+2-5=-3
+5
0 +5
+2
HNO3 + P H3PO4 + NO
+5+0=+5 5 H N O 3+ 3 P3 H 3 P O 4+ 5 N O
（3）最后配平H、O原子
= 5 H N O 3+ 3 P + 2 H 2 O 3 H 3 P O 4+ 5 N O
9
Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
其中，锌失去电子，氧化值升高，被氧化，称为
还原剂(reducing agent)，又称电子的供体(electron
donor)。HCl中的H+得到电子，氧化值降低，被还
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ZMnO4-(0.001mol·L 0.001mol·L-1) + 8H+(0.1mol·L 0.1mol·L-1 ) +5e Mn2+(0.1 0.1 mol·L-1) + 4H2O 已知：ϕØ (Fe3+/Fe2+) = 0.771v
ϕØ ( MnO4-,H+/ Mn2+) = 1.507v
n -0.1183v o 0.8302v Z 1.389v
2-
14
+
0.05916 − 6 14 = 1.232 + lg(10 ) 6 0.05916 = 1.232 + × ( −6) × 14 6
= 0.4038（v）
例：若在Ag+/Ag电极溶液中加入NaCl，使
其生成AgCl沉淀，保持Cl-浓度为1mol·L-1， 求298.15K时Ag+/Ag电极的电极电位 已知：ϕØ(Ag+/Ag) = 0.7996v Ksp (AgCl) =1.77×10-10
氧化能力：Cr2O72-＞ Cu2+＞ Fe2+＞ Na+ 还原能力：Na ＞ Fe ＞ Cu ＞ Cr3+
5-7：向1L 0.3mol·L-1H3PO4溶液中，加入
6.0g NaOH固体，求溶液的pH值。若在上 述溶液中加入K2Cr2O7和CrCl3，使其浓度 分别为0.16、0.4 mol·L-1，则该溶液能否氧 化1mol·L-1的Br-和Fe2+？ 已知：H3PO4的pKa1= 2.16，pKa2= 7.21 →0.9338v ϕØ(Cr2O72-, H+/Cr3+ ) = 1.232v；
一、电极电位ϕ 的产生
ϕ−
ϕ+
二、电池电动势（electromotive force，E） E = ϕ+ － ϕ−
三、电极电位的测定 1、标准氢电极 (standard hydrogen electrode，SHE)
p = pØ(100kPa)
规定：
ϕØ(H+/H2)= 0.0000v
1mol·L-1 100kPa
∵Ip= c (Ag+) c (Cl-) ≥ Ksp= 1.77×10-10 ∴c (Ag+) = 1.77×10-10 (mol·L-1)
0.05916 + ϕ =ϕ + lg c( Ag ) 1
θ
= 0.7996 + 0.05916 lg(1.77 × 10
= 0.223（v）
−10
)
和银片插入0.10mol·L-1 AgNO3溶液中组成 电池。 c判断电池的正、负极，计算电池电动势 E = 0.4281v d写出电池符号 e写出电极反应式和电池反应式 已知：ϕØ (Cu2+/Cu) = 0.3419v →0.3123v
d e
平衡 平衡时： E = 0
0.05916 [D] [E] lg a b n [A] [B]
Ø
K
nE lg K = 0.05916
计算难溶盐的溶度积Ksp
298K：
Cu2+ + Zn
Zn2+ + Cu
E = ϕ (Cu2+/Cu) -ϕ (Zn2+/Zn)
0.05916 c(Cu ) lg = + 2 c(Cu) 2+ 0 . 05916 c ( Zn ) lg － ϕØ(Zn2+/Zn) + 2 c(Zn)
ϕØ(Ag+/ Ag) = 0.7996v
正极反应
电池符号（电池组成式）
书写原则：

负极（－）—（＋）正极 “‖” —— 盐桥； “︱” —— 两相界面； “，” —— 分隔同一相中的不同物质； “Pt”—— 惰性导体；

注明物质状态：溶液浓度、气体压力等
思考：为什么电流由铜电极流向锌电极？
§2. 电极电位（electrode potential）
c = 1mol·L-1
2、任意电极的电极电位的测定
(－)Pt︱H2(pØ)︱H+(1mol·L-1)‖待测电极(＋)
待测电极
3、标准电极电位（standard electrode potential，ϕØOx/Red）
条件：
T = 298.15K c = 1mol·L-1 p气 = pØ(100kPa)
ϕØ(Cu2+/Cu)
2+
0 . 05916 c ( Zn ) c (Cu) lg = EØ－ 2+ 2 c(Zn) c(Cu )
2+
M(s)
溶解 沉积
Mn+(aq) + ne
电极电位( electrode potential，ϕ）
M
Mn+
氢电极
H2(p)
标准氢电极
p = pØ(100kPa)
H+(c)
ϕØ (Fe3+/Fe2+) = 0.771v →0.8893v
E = 0.208v
例：比较下列物质的氧化性和还原性
ϕØ（Na+/ Na）= - 2.714v ϕØ（Cu2+/ Cu）= + 0.340v ϕØ（Fe2+/ Fe ）= - 0.447v ϕØ（Cr2O72-, H+/ Cr3+）= + 1.232v
a
Hale Waihona Puke 电极反应转移的电子数0.05916 [氧化型 ]a lg ϕ = ϕØ + b n [还原型 ]
注意：
配平电极反应 [氧化型]、[还原型] 溶液 → c 气体 → p/pØ 固体、液体 →c = 1 参与电极反应的[H+]、[OH-] 必须代入 计算
0 . 05916 [ 氧化型 ] lg ϕ = ϕØ + b n [还原型]
例：电极反应
Cr2O72- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7H2O
ϕØ = 1.232v
若Cr2O72-和Cr3+的浓度均为1mol·L-1，求 298.15K，pH = 6时的电极电位
0.05916 c(Cr2O 7 )c ( H ) ϕ =ϕ + lg 2 3+ c (Cr ) 6
θ
Oxidation-Reduction Reaction and Electrode Potential
本章要求
y 掌握电极电位的概念、标准电极电 位、电极电位的Nernst 方程及其计算 y 掌握电极电位和电池电动势的应用 自主性学习： §1. 氧化还原反应 §2. 一、原电池 §5. 电位法测定溶液的pH
作业
思考题 习题
Exercises p152：3、4 p153：5、8、9、14 p154：3、4
自主性学习要点
原电池：化学能 ÎÎÎ电能 组成：半电池（电极） — 导体 — 盐桥
电池反应、电极反应 氧化还原反应 还原半反应 （氧化还原电对）
氧化半反应 （氧化还原电对）
负极反应 电池反应
注意： ϕØ 不适用于非水溶液、高温体系
ϕØ与电极反应的系数无关 ϕØ与电极反应的书写方式无关
四、非标准状态电极电位的计算 ——电极电位的Nernst方程 a [氧化型] + ne b [还原型]
a
氧化型 RT [ ] ln Nernst方程： ϕ = ϕØ + nF [还原型]b
0 . 05916 [ 氧化型 ] lg T = 298K： ϕ = ϕØ + n [还原型]b
c = 1mol·L-1
298.15K：
标准电极电位 ϕ Ø (Cu2+/Cu) = 0.342v
298.15K：
ϕØ(Zn2+/Zn) = －0.762v
5-5：计算下列电极的电极电位 (298K)
nH2(100kPa) -2e 0.01mol·L-1) 2H+(0.01mol·L Fe2+(0.01mol·L 0.01mol·L-1) o Fe3+(0.1mol·L 0.1mol·L-1) + e
a
五、影响电极电位的因素 浓度的影响 酸度的影响 生成沉淀的影响 生成弱酸(弱碱)的影响
§3. 电极电位的应用
判断电池的正、负极，计算电池电动势
ϕ 值大的 ϕ 值小的
E = ϕ+ － ϕ−
正极 负极
判断氧化剂、还原剂的相对强弱
ϕ 越大： 氧化能力越强
还原能力越弱
[氧化型] / [还原型]
ϕØ(Br2/Br-)= 1.066v ; ϕØ(Fe3+/Fe2+ )= 0.77v
例：298K时，判断电池 Ag + Fe3+
c 标准状态； E = - 0.0286v
Ag+
+ Fe2+在下列条件下反应自发进行的方向。
d [Fe2+] = 0.1mol·L-1 ，[Fe3+]=1mol·L-1 ， [Ag+]=1mol·L-1 E = 0.03056v 已知：ϕØ(Fe3+/Fe2+)= 0.771v →0.8302v
ϕ 越小：氧化能力越弱
还原能力越强
注意：
比较氧化能力，氧化型和氧化型相比 比较还原能力，还原型和还原型相比
判断氧化还原反应进行的方向
ϕ+ ＞ϕ−，E＞0 ϕ+ ＝ϕ−，E＝0 ϕ+ ＜ϕ−，E＜0
反应正向自发进行 处于平衡状态 反应逆向自发进行
求平衡常数，判断氧化还原反应进行的 程度 298K： aA + bB EØdD + eE