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第十一章 电化学基础

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《电化学基础》课件

《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。
(完整版)电化学基础知识点总结

(完整版)电化学基础知识点总结

(完整版)电化学基础知识点总结电化学是研究化学变化与电能之间的相互转化关系的科学，是现代化学的一个重要分支。

以下是关于电化学基础知识点的一篇完整版总结，字数超过900字。

一、电化学基本概念1. 电化学反应：指在电池或其他电解质系统中，化学反应与电能之间的相互转化过程。

2. 电化学电池：将化学能转化为电能的装置。

电池分为原电池和电解池两大类。

3. 电池的电动势（EMF）：电池两极间的电势差，表示电池提供电能的能力。

4. 电解质：在水溶液中能够导电的物质，分为强电解质和弱电解质。

5. 电解质溶液：含有电解质的溶液，具有导电性。

6. 电极：电池中的导电部分，分为阳极和阴极。

二、电化学基本原理1. 法拉第电解定律：电解过程中，电极上物质的得失电子数量与通过电解质的电量成正比。

2. 欧姆定律：电解质溶液中的电流与电阻成反比，与电势差成正比。

3. 电池的电动势与电极电势：电池的电动势等于正极电极电势与负极电极电势之差。

4. 电极反应：电极上发生的氧化还原反应。

5. 电极电势：电极在标准状态下的电势，分为标准电极电势和非标准电极电势。

6. 活度系数：溶液中离子浓度的实际值与理论值之比。

三、电极过程与电极材料1. 电极过程：电极上发生的化学反应，包括氧化还原反应、电化学反应和电极/电解质界面反应。

2. 电极材料：用于制备电极的物质，分为活性物质和导电物质。

3. 活性物质：在电极过程中发生氧化还原反应的物质。

4. 导电物质：提供电子传递通道的物质。

5. 电极结构：电极的形状、尺寸和组成。

四、电池分类与应用1. 原电池：不能重复充电的电池，如干电池、铅酸电池等。

2. 电解池：可重复充电的电池，如镍氢电池、锂电池等。

3. 电池应用：电池在通信、交通、能源、医疗等领域的应用。

五、电化学分析方法1. 电位分析法：通过测量电极电势来确定溶液中离子的浓度。

2. 伏安分析法：通过测量电流与电压的关系来确定溶液中离子的浓度。

3. 循环伏安分析法：通过测量电流与电压的关系来研究电极过程。

第十一章 电化学基础 习题

第十一章 电化学基础 习题

第十一章 电化学基础1已知下列电对的A ϕ值：电对 Fe 2+ / Fe H + / H 2 Cu 2+ / Cu I 2 / I - O 2 / H 2O 2 ϕ/ V -0.44 0 0.34 0.54 0.68电对 Fe 3+ / Fe 2+ NO -3/ NO Br 2 / Br - H 2O 2 / H 2Oϕ/ V 0.77 0.96 1.08 1.77回答下列问题，并写出有关离子反应方程式。

(1)为什么FeCl 3溶液能腐蚀铜板?(2)Fe 2+ 离子应保存在酸性介质中，能否给亚铁盐溶液中加一些HNO 3?(3)在Br - 和I - 离子的混合溶液中，只使I - 氧化，应选择氧化剂H 2O 2和Fe 2(SO 4)3中的哪一种?(4) 铁分别与足量稀盐酸和稀硝酸反应，得到的产物有何不同? 2从锰在酸性溶液中的元素电势图MnO -4─── MnO -24 ─── MnO 2 ─── Mn 3+ ─── Mn 2+──── Mn在酸性介质中会发生歧化反应的物质是…………………………………（ ）(A) MnO -4 (B) MnO -24 (C) MnO 2 (D) Mn 2+3已知 [H +] = 1.0 mol ·dm -3 时，锰的元素电位图 ( ϕ/ V)：MnO -4─── MnO -24─── MnO 2 ─── Mn 3+ ─── Mn 2+ ─── Mn (1) 指出哪些物质在酸性溶液中会发生歧化反应； (2) 求 ϕ(MnO 4-/Mn 2+)；(3) 写出用电对Mn 2+/Mn 与标准氢电极组成原电池的电池符号及该电池的自发反应的方程式。

4根据下面电势图 (在酸性介质中) ：BrO -4─── BrO -3─── HBrO ─── Br 2─── Br - (1) 写出能发生歧化反应的反应方程式；(2) 计算该反应的m r G ∆；(3) 计算该反应在298K 时的平衡常数K 。

大学化学 电化学基础

大学化学 电化学基础


①
②
2MnO4- + 16H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O
+) 5SO32- + 5H2O = 5SO42- + 10H+ + 10e2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
8
7.2.2 半反应法（离子—电子法）
(the half-reaction method: ionelectron)
(1) 配平原则
● 电荷守恒：得失电子数相等 ● 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等
(2) 配平步骤
● 用离子式写出主要反应物和产物（气体、纯液 体、固体和 弱电解质则写分子式）. ● 将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的原子数及 电荷数. ● 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个 半反应式，然后 合并，整理，即得配平的离子方程式；有时根据需要可将其 改为分子方程式.
5
半反应式的规律:
1、半反应式的书写格式是统一的——还原反应。如，Cu2+ + 2e
2、半反应式中同一元素的不同氧化态之间的关系如Cu2+ /Cu ， Zn2+ /Zn 称为氧化还原电对，氧化态和还原态构成氧化还原共轭 关系. 3、半反应式必须是配平的.配平的原则相同于通常的化学方程式. 4、半反应式中的物质存在形态要与溶剂相适应. 5、一个半反应中发生氧化态变动的元素只有一种.如：
还原态构成氧化还原共轭关系.
第十一章 电化学基础1

第十一章 电化学基础1


Zn 极
Zn —— Zn2+ + 2 e
（ 1）
电子留在 Zn 片上，Zn2+ 进入溶液，发生氧化
Cu 极
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 2）
通过外电路从 Zn 片上得到电子，使 Cu2+ 还原成 Cu，沉积在 Cu 片上。
Zn —— Zn2+ + 2 e
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 1）
价，将从化学式出发算得的化合价定义为 氧化数。 S2O32－ 中的 S 元素的氧化数为 2，
S4O62－ 中的 S 元素的氧化数为 2.5。
前面的讨论中我们看到，从物质的微观
结构出发得到的化合价只能为整数，但氧化
数却可以为整数也可以为分数。 一般来说元素的最高化合价应等于其所 在族数，但是元素的氧化数却可以高于其所 在族数。
电池中电极电势 大的电极为正极，故 电池的电动势 E 的值为正。
有时计算的结果 E池 为负值，这说明计 算之前对于正负极的设计有特殊要求。
（–）Zn Zn2+（1mol· dm－3） Cu2+（1mol· dm－3）Cu（+）
E池 ＝ + － －
＝ 0.34 V －（－ 0.76 V） ＝ 1.10 V
价为正； 得到电子的原子带负电，这种元素的化合 价为正。
在共价化合物里，元素化合价的数值，就
是这种元素的一个原子与跟其他元素的原子形 成的共用电子对的数目。 化合价的正负由电子对的偏移来决定。
由于电子带有负电荷，电子对偏向哪种元
素的原子，哪种元素就为负价；电子对偏离哪
种元素的原子，哪种元素就为正价。
电化学基础-PPT课件

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3. 氢镍电池是近年开发出来的可充电电池，
它可以取代会产生镉污染的镉镍电池。氢镍
电池的总反应式是：
1/2H2+NiO(OH)
Ni(OH)2
CD
据此反应判断，下列叙述中正确的是（ ）
A. 电池放电时，负极周围溶液的pH不
断增大
B. 电池放电时，镍元素被氧化
C. 电池充电时，氢元素被还原
D. 电池放电时，H2是负极
Ag
电解质溶液Y是__A_g_N__O_3_溶__液_；
(2)银电极为电池的___正_____极，CuSO4溶液 Y
发生的电极反应为__A_g_＋__＋__e_－__=_A__g___
X电极上发生的电极反应为
__C_u___-2__e_－___=__C__u_2_＋__________；
(3)外电路中的电子是从__负__(_C_u_电) 极流向
14
６. 双液原电池的工作原理（有关概念）
（１）盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的 胶冻，胶冻的作用是防止管中溶液流出
（２）盐桥的作用是什么？
可提供定向移动的阴阳离子，
使由它连接的两溶液保持电
中性，盐桥保障了电子通过
外电路从锌到铜的不断转移
，使锌的溶解和铜的析出过 程得以继续进行。
盐桥的作用： （1）形成闭合回路。
？思考
1、银器皿日久表面逐渐变黑色，这是由于生成硫
化银，有人设计用原电池原理加以除去，其处理方 法为：将一定浓度的食盐溶液放入一铝制容器中， 再将变黑的银器浸入溶液中，放置一段时间后，黑 色会褪去而银不会损失。 试回答：在此原电池反应中，负极发生的反应
为 Al -3e- = Al3＋ ； 正极发生的反应为 Ag2S+2e- = 2Ag；+S2-
无机化学第11章 电化学基础

无机化学第11章 电化学基础


正极：Cu2+ + 2e- → Cu
二、半电池/原电池符号、电极的分类
• 原则上，任何氧化还原半反应都可以设计成半 电池。 • 两个半电池连通，都可以形成原电池。 • 原电池符号： 习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中 “︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示 溶液的浓度。
(-) Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱Cu (+)
五、能斯特方程
∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ 对氧化还原反应:
RT EE ln J nF

能斯特方程
对电极反应:
RT [还原型] RT [氧化型] ln 或 ln nF [氧化型] nF [还原型]
活泼金属或浓度小
金属溶解的趋势小于 离子沉积的趋势，达 平衡时金属表面带正 电荷，靠近金属附近 溶液带负电荷。 Cu2++2eCu(s)
在原电池中做正极
不活泼金属 或浓度大
金属的平衡电极电势
• 产生在金属与其盐溶液之间的电势差称为 该金属的平衡电极电势（） • 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶 液浓度、温度等因素有关 • 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） • 电动势 E = 正 - 负
例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它 的原电池符号。
2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L)
负极: Fe2+-e-=Fe3+
正极: Cl2+2e- =2Cl原电池符号:
《电化学基础 》课件

《电化学基础 》课件

电化学基础
电化学基础是研究电化学原理与应用的基础知识。电化学研究从化学反应中 产生电压、电流和电功率之间的相互作用，为科学和工业界提供了广泛的应 用。
定义
1 电化学
电化学是研究电流、电 势和电解过程中化学反 应的分支领域。
2 电感耦合
一个电子器件、传感器 或转换器用磁性耦合原 理将信号从一个电路传 送到另一个电路。
应用案例
1
节能灯
电化学领域的典型应用之一，催化层的材料选择是节能灯的成本决定因素。
2
肝素
肝素制备的中间体是一种糖，用电化学方法可以制备这种糖。
3
锂离子电池
锂离子电池正极材料由氧化物和其他元素经过多次烧结制备而成。
学习方法
1 精读重点内容
化学和物理的基础课程 是学习电化学重要的基 础。
2 参加相关学术会议
电化学池
可控制体系内离子的浓度，以适用于电化学 研究。
扫描电子显微镜
可通过成像和分析的手段观察样品形态、尺 寸、形貌等信息。
反应动力学
反应速率
电极反应性能
电化学反应速率可能受到温度、 电流密度、电极表面等因素的 影响。
电极表面材料和形貌会影响反 应动力学。
动力学基础
对电分析反应进行研究，可为 其他电化学研究领域提供理论 基础。
3 电池
一种能将化学能转化为 电能的设备。
重要性
能源
电化学研究为制造更高效、更 环保的能源提供了理论基础。
医学
电化学技术在医学领域中有潜 在的广阔应用领域。
电子产品
电化学原理及材料，如半导体、 电容器等，应用广泛于电子产 品中。
交通运输
电化学技术正在推动电动汽车 和混合动力汽车的发展。
电化学基础

电化学基础


化剂和还原剂的化学计量数.
● 平衡还原原子和氧化原子之外的其他原子，在多数情况 下是H原子和O原子.
● 最后将箭头改为等号.
Example 1
用氧化值法配平氯酸与磷作用生成氯化氢和磷酸的反应 . Solution +5 0 -1 +5 ● HClO3 + P4 → HCl + H3PO4 ( -1 ) – ( +5 ) = - 6 ● HClO3 + P4 → HCl + H3PO4 [( +5 ) – 0] ×4 = + 20 ● 10HClO3 + 3P4 →10 HCl + 12H3PO4 ● 10HClO3 + 3P4 + 18 H2O →10 HCl + 12H3PO4 ● 10HClO3 + 3P4 + 18 H2O =10 HCl + 12H3PO4
2 半反应法(离子—电子法)
(the half-reaction method: ionelectron)
任何氧化还原反应都可看作由两个半反应组成， 例如：
2 Na(s) + Cl2(g)
可分为： 2 Na Cl2 + 2 e
–
2 NaCl(s)
2 Na+ + 2e– 2 Cl
–
（氧化半反应) （还原半反应)
(c) 2(+1)+2(x 3)+8(-2)=0 (d) 1(x 4)+3(-2)=-2 (e) 4(x 5)+6(-2)=-2
x 3=+7 x 4=+4 x 5=+2.5
Question 2
什么是“氧化数”？它与“化合价”有否区别？
Chapter11 电化学基础

Chapter11 电化学基础


H 一般为 ，PH3； 在NaH中为－ 1。 一般为+1， 中为－ 。 中为 离子化合物中， 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中， 共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 总电荷数=各元素氧化数的代数和 各元素氧化数的代数和。 总电荷数 各元素氧化数的代数和。 例：K2 Cr2O7中， Cr为+6 为 Fe3 O4 中，Fe为+8/3 为 Na2 S2 O3中，S 为+2 Na2 S4 O6中， 平均为2.5 个 二个S为 平均为 (2个S 为0, 二个 为+5)
E = ϕ+ − ϕ−
现在的问题在于，用什么电极作为参比电极， 现在的问题在于，用什么电极作为参比电极，参比电极的电 极电势如何得知。 极电势如何得知。 电化学和热力学上规定， 电化学和热力学上规定，标准氢电极 如图，铂丝连接着涂满铂黑（ 如图，铂丝连接着涂满铂黑（一种极 的铂片，作为极板， 细的铂微粒 ）的铂片，作为极板，插入到 溶液中， 标准态的 H + （1 mol·dm － 3）溶液中，并 向其中通入标准态的 H2（1.013 × 10 5 Pa） ） 构成标准氢电极。 构成标准氢电极。 离子电极。 氢电极属于气体 — 离子电极。 氢电极作为电池的正极时的半反应为 2 H + + 2 e- —— H2 标准氢电极作为负极时， 标准氢电极作为负极时，可以表示为 Pt | H2（1.013 × 10 5 Pa）| H +（1 mol·dm － 3 ） ）
ϕθ
H+ / H2
= 0 V
标准氢电极与标准铜电极组成的原电池， 标准氢电极与标准铜电极组成的原电池，用电池符号表示为 (－) Pt|H2 ( pθ ) |H + (1 mol·dm－3 )‖Cu 2 +( 1 mol·dm－3 )|Cu ( + ) ‖ 测得该电池的电动势 E θ = 0.34 V， ， 由公式 E θ = ϕ θ − ϕ θ ， 得 ϕ θ + − +
第11章 电化学基础教案资料

第11章 电化学基础教案资料

碱性介质（中性介质): 多n个O,+n个H2O，另一边 +2n个OH-
8H+ + MnO4- + 5e → Mn2+ + 4H2O 碱性介质: SO42- / SO32SO42- + H2O + 2e → SO32- + 2OH-
2020/7/17
Cr2O72- + 14H++6e →2Cr3++7H2O (酸性)
第11章 电化学基础
基本要求
1.理解氧化还原反应的实质，掌握配平氧化还 原方程式的方法。
2.理解电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸 度等对电极电势的影响。
3.掌握应用电极电势判断氧化还原反应进行的 方向和限度及其计算。
4.了解元素电势图及其运用。
2020/7/17
11-1 氧化还原反应 氧化：与氧化合。 还原：金属氧化物变成金属单质。 如：Fe氧化：Fe +1/2O2 = FeO
ClO3-+ 3H2O+6e →Cl- + 6OH- (碱性)
NO3- + 3H+ + 2e → HNO2 + H2O (酸性) 4、半反应中的非氧化还原部分主要有: a、酸碱组分： H+只出现在氧化态一侧；OH-只出现在还 原态一侧。
2020/7/17
b、沉淀剂和难溶物组分： 如Ag+/Ag中加入Cl-： AgCl/Ag 半反应： AgCl+e=Ag+Clc、配合物的配体： 如Ag+/Ag中加入NH3：Ag(NH3)2+/Ag 半反应： Ag(NH3)2++e=Ag+2NH3 d、氧化物或含氧酸根中的O2-（但不能单独在

（完整word版）无机化学之电化学基础题目+答案

（完整word版）⽆机化学之电化学基础题⽬+答案第11章电化学基础1．(0702)⼄酰氯(CH3COCl)中碳的氧化数是…………………………………………………（C）(A)IV (B)II (C)0 (D)-IV2．(3752)对于反应I2+2ClO-3=2IO-3+Cl2，下⾯说法中不正确的是………………………（B）(A)此反应为氧化还原反应(B)I2得到电⼦，ClO-3失去电⼦(C)I2是还原剂，ClO-3是氧化剂(D)碘的氧化数由0增⾄+5，氯的氧化数由+5降为03．(4303)NH4NO2中N的氧化数是………………………………………………………………（D）(A)+1，-1 (B)+1，+5 (C)-3，+5 (D)-3，+3 4．(6731)由下列反应设计的电池不需要惰性电极的是………………………………………（C）(A)H2(g)+Cl2(g)=2HCl(aq)(B)Ce4++Fe2+=Ce3++Fe3+(C)Zn+Ni2+=Zn2++Ni(D)Cu+Br2=Cu2++2Br-5．(3790)已知：Fe3++e-=Fe2+ ?=0.77V;Cu2++2e-=Cu ?=0.34V Fe2++2e-=Fe ?=-0.44V;Al3++3e-=Al ?=-1.66V则最强的还原剂是……………………………………………………………………………………（D）(A)Al3+(B)Fe2+(C)Fe (D)Al 6．(3794)向原电池Zn│Zn2+(1mol·dm-3)‖Cu2+(1mol·dm-3)│Cu的正极中通⼊H2S⽓体，则电池的电动势将………………………………………………………………………………………（B）(A)增⼤(B)减⼩(C)不变(D)⽆法判断7．(6732)⽤Nernst⽅程式计算Br2/Br-电对的电极电势，下列叙述中正确的是……………（B）(A)Br2的浓度增⼤，?增⼤(B)Br-的浓度增⼤，?减⼩(C)H+浓度增⼤，?减⼩(D)温度升⾼对?⽆影响8．(1202)电解⾷盐⽔，在阴、阳电极上产⽣的是……………………………………………………（B）(A)⾦属钠，氯⽓(B)氢⽓，氯⽓(C)氢氧化钠，氯⽓(D)氢氧化钠，氧⽓9．(6748)使下列电极反应中有关离⼦浓度减少⼀半，⽽电极电势值增加的电极反应是…………（B）(A)Cu2++2e-=Cu(B)I2+2e-=2I-(C)2H++2e-=H2(D)O2+4H++4e-=2H2O10．(0711)已知铜的相对原⼦质量为63.55，在0.50mol·dm-3CuSO4⽔溶液中通过4.825?104库仑电量后，可沉积出Cu约为…………………………………………………………………………（B）(A)7.94g(B)15.89g(C)31.78g(D)63.55g11．(0719)已知， ?(Sn4+/Sn2+)=0.14V， ?(Fe3+/Fe2+)=0.77V，则不能共存于同⼀溶液中的⼀对离⼦是…………………………………………………………………………………………（B）(A)Sn4+，Fe2+(B)Fe3+，Sn2+(C)Fe3+，Fe2+(D)Sn4+，Sn2+ 12．(6749)在Cu-Zn原电池中下列叙述不正确的是………………………………………………（D ）(A)盐桥中的电解质可保持两个半电池中的电荷平衡(B)盐桥为原电池构成⼀个闭合回路，使两电极反应能继续进⾏(C)盐桥中的电解质不能参与电池反应(D)电⼦通过盐桥流动13．(4544)已知：Ag ++e -=Ag ?=0.80V ，K sp (AgCl)=2.8?10-10.在25℃时，AgCl+e -=Ag+Cl -的1?为…………………………………………………………（A ）(A) 1?= ?+0.059lg K sp (AgCl)(B) 1?= ?-0.059lg K sp (AgCl)(C)1?=0.059lg K sp (AgCl)(D)1?=0.059(AgCl)lg spK14．2分(3717)根据铬在酸性溶液中的元素电势图可知，(Cr 2+/Cr)为……………………（B ）Cr 3+─────Cr 2+─────Cr(A)-0.58V(B)-0.91V(C)-1.32V (D)-1.81V 15．(0704)如果将7.16?10-4mol 的XO(OH)+2溶液还原到较低价态，需要⽤26.98cm 3的0.066mol ·dm -3的Na 2SO 3溶液，那么X 元素的最终氧化态为……………………………………………（C ）(A)-2 (B)-1 (C)0 (D)+1 16．(6747)有⼀个原电池由两个氢电极组成，其中有⼀个是标准氢电极，为了得到最⼤的电动势，另⼀个电极浸⼊-0.41 V -0.74 V的酸性溶液为………………………………………………………………………（D）(A)0.1mol·dm-3HCl (B)0.1mol·dm-3H3PO4(C)0.1mol·dm-3HAc(D)0.1mol·dm-3HAc+0.1mol ·dm-3NaAc17．(6745)K2Cr2O7与浓盐酸发⽣如下反应的理由△是……………………………………………（D）K2Cr2O7+14HCl?→2CrCl3+3Cl2+2KCl+7H2O(A)因为 ?(Cr O2-/Cr3+)=1.33V< ?(Cl2/Cl-)=1.37V27(B)由于⽤的是浓盐酸，Cl-浓度增⼤使 ?(Cl2/Cl-)增⼤，从⽽使电动势E增⼤(C)由于加热使反应物的动能增加(D)⽤的是浓盐酸，使 ?(Cr O2-/Cr3+)增⼤，同时使27(Cl2/Cl-)减⼩，从⽽电动势E>018．(6743)已知下列反应的原电池的电动势为0.46V，且(Zn2+/Zn)=-0.76V，则氢电极溶液中的pH 为………………………………………………………………………………………………（D）Zn(s)+2H+(x mol·dm-3)?→Zn2+(1mol·dm-3)+H2(101325Pa)(A)10.2 (B)2.5 (C)3 (D)5.1 19．(3795)电池反应：H2(g，100kPa)+2AgCl(s)?→?2HCl(aq)+2Ag(s)E =0.220V ，当电池的电动势为0.358V 时，电池溶液的pH 为…………………………………（B ） (A)2H p E E-(B)059.0220.0358.0-(C)059.02220.0358.0?- (D)0 20．(3796)已知： ?(Fe 3+/Fe 2+)=0.77V ， ?(Br 2/Br -)=1.07V ，(H 2O 2/H 2O)=1.78V ，(Cu 2+/Cu)=0.34V ， ?(Sn 4+/Sn 2+)=0.15V 则下列各组物质在标准态下能够共存的是…………………………………………………………（B ）(A)Fe 3+，Cu (B)Fe 3+，Br 2 (C)Sn 2+，Fe 3+ (D)H 2O 2，Fe 2+21．(6703)使Cr 2+离⼦能放出氢的⽔溶液是…………………………………………………（C ）(已知： ?(Cr 3+/Cr 2+)=-0.40V ，(O 2/H 2O)=1.23V)(A)pH=0(B)pH=10(C)pH=0⽆氧(D)pH=7⽆氧 22．(3784)下列电对的电极电势与pH 值⽆关的是………………………………………………（D ）(A)MnO -4/Mn 2+ (B)H 2O 2/H 2O (C)O 2/H 2O 2 (D)S 2O -28/SO -2423．(0791)反应3A 2++2B ─→3A+2B 3+在标准状态下电池电动势为1.8V ，某浓度时，反应的电池电动势为1.6V ，则此时该反应的lgK值为…………………………………………………（D ） (A)059.08.13?(B)059.06.13?(C)059.06.16? (D)059.08.16? 24．(3775)当pH=10时，氢电极的电极电势是………………………………………………（A ）(A)-0.59V (B)-0.30V (C)0.30V (D)0.59V25．(3747)下⾯氧化还原电对的电极电势不随酸度变化的是…………………………………（D ）(A)NO -3-HNO 2 (B)SO -24-H 2SO 3(C)Fe(OH)3-Fe(OH)2 (D)MnO -4-MnO -2426．(3705)⽤Ne -rnst ⽅程式?=][][lg 0591.0还原剂氧化剂z + ?，计算MnO 4-/Mn 2+的电极电势?，下列叙述不正确的是…………………………………………………………………………………（C ）(A)温度应为298K (B)Mn 2+浓度增⼤则?减⼩(C)H +浓度的变化对?⽆影响 (D)MnO -4浓度增⼤，则?增⼤ 27．(0717)已知⾦属M 的下列标准电极电势数据：(1)M 2+(aq)+e -=M +(aq) 1?=-0.60V(2)M 3+(aq)+2e -=M +(aq) 2?=0.20V则M 3+(aq)+e -=M 2+(aq)的是…………………………………………………………………（D ）(A)0.80V(B)-0.20V(C)-0.40V (D)1.00V 28．(0716)已知 ?(Fe 3+/Fe 2+)=+0.77V ， ?(Fe 2+/Fe)=-0.44V ，则(Fe 3+/Fe)的值为…（A ）(A)-0.037V(B)+0.55V(C)+0.40V (D)+1.65V 29．(0713)A 、B 、C 、D 四种⾦属，将A 、B ⽤导线连接，浸在稀硫酸中，在A 表⾯上有氢⽓放出，B 逐渐溶解；将含有A 、C 两种⾦属的阳离⼦溶液进⾏电解时，阴极上先析出C ；把D 置于B 的盐溶液中有B 析出。

《电化学基础》课件


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4
响，以及化学放电和电化学效率的计
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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。

第十一章电化学基础.ppt

④确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。 将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、 失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧 化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分e2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(4) 配平各元素原子数（观察法）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18
配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固 体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素 的原子总数各自相等且电荷数相等。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O

电化学基础(4).ppt

Zn→Zn2+（aq）+2e另一方面，溶液中的水合离子有从金属表面获得 电子，沉积到金属上的倾向：
Zn2+（aq）+2e-→Zn 金属的溶解和沉积能形成动态平衡。
原电池
如果金属表面附近的溶液中，维持着一定数量的 正离子；在金属表面上，则保留着相应数量的自由 电子（对于不同的电极，可能出现不同的情况）。 这样，在金属和溶液之间就产生了电势差。
氧化还原反应
二、氧化还原反应半式
为了分析氧化还原反应，特别是将氧化还原 反应与电子得失、电流相联系，可以把氧化还 原看做是两个“半反应”连接而成的，即：氧 化还原反应的化学方程式可分解成两个“半反 应式”，例如：
氧化还原反应 Cu2++Zn=Cu+Zn2+
半反应 Cu2++2e-=Cu 还原反应
Zn-2e-=Zn2+ 氧化反映
影响电极电势差的因素有电极的本性、温度、介 质、离子浓度等。
当外界条件一定时，电极电势差的高低就取决于 电极的本性。对于金属电极，则取决于金属离子化 倾向的大小。
MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O 这种配平方法称为离子一电子法，只适于水溶液中
11-2 原电池
一、氧化还原反应和电子转移 1、氧化数变化和电子转移 金属锌置换Cu2+的氧化还原反应如下： Zn+Cu2+===Zn2++Cu Zn和Cu2+在反应中氧化数发生了变化，根据它
原电池
2、原电池
将锌和锌盐溶液与铜和铜盐溶液分开为两个半电 池，即锌半电池和铜半电池；外电路用导线接通， 半电池用盐桥沟通，这样就得到了一个Cu-Zn原电 池。产生电流的方向和大小可由检流计测出。
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(3) 若出现分数，可调整为最小正整数： 2KMnO4+10FeSO4+H2SO4－2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O O原子。 2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4=2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+8H2O
(4) 配平各元素原子数(观察法)－先配平非H、O原子，后配平H、
(3) 按照最小公倍数的原则对各氧化数的变化值乘以相应的系数，
(5)检查两边的氢原子数目，并找出参加反应的水分子数。
10HClO3 + 3P4 + 18H2O ＝ 10HCl + 12H3PO4 (6)两边的氧原子数相等，证明反应方程式已配平。
再如： KMnO4 + FeSO4 + H2SO4
(3)金属(金属难溶盐)— 阴离子电极 金属表面涂有该金属的难溶盐，然后浸入与该盐具有相同 阴离子的溶液中。如： Ag-AgCl ∣Cl – 甘汞电极：Hg-Hg2Cl2｜Cl–（饱和） 电极反应: Hg2Cl2 + 2e (4) ―氧化还原”电极 石墨或铂，放在含有同一元素的两种不同氧化 态的离子的溶液中。 Fe 3+ + e → Fe 2+ 2Hg + 2Cl –
浓度、溶液酸度变化时电极电势和氧化还原反应的变化情况； 4. 了解pH电势图的应用，掌握元素标准电势图的应用； 5. 了解原电池及电解的基本原理。
11-1 氧化还原反应 (Oxidation-Reduction Reactions)
11-1-1 氧化值(数、态)(Oxidation Number)
第11章 电化学基础 (Electrochemistry)
本章教学目标：
1. 掌握氧化还原的概念及氧化还原反应方程式的配平方法； 2. 理解标准电极电势的意义，掌握应用标准电极电势判断氧化 剂和还原剂的强弱，氧化还原反应的方向，计算电动势、平衡 常数等；
3. 掌握影响电极电势的因素，能用能斯特方程计算和讨论离子
适应。
(5)原则上只适用于热力学标态和常温298K下的反应。
标准电极电势表的应用
1、判断氧化剂和还原剂的强弱
(氧化型/还原型) ↑，表示氧化型物质氧化性↑ (氧化型/还原型) ↓，表示还原型物质还原性↑
2、判断氧化还原反应自发进行的方向 强氧化剂2 + 强还原剂1 → 弱还原剂2 + 弱氧化剂1
3. 电极反应的书写规律：高价在左，低价在右，电子在左边，
配平，符合离子方程式书写规则；
4. 分为酸表和碱表。 例如：酸性溶液中：MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 电对MnO4- /Mn2+，Mn(VII)-(II)，H+和H2O是非氧化还原组分
11-1-3 氧化还原反应方程式的配平
标准电极电势
指定温度298K，浓度Ci均为1 mol/dm3，气体的分压pi都 是标准压力100 kPa, 固体及液体都是纯净物状态下的电极电
势，用 Ө来表示。
无法测定其绝对值，只有相对值。 规定标准氢电极的电极电势：Ө (H+/H2)= 0。 例：(-)Pt, H2(105Pa)H+(1mol/dm3)Cu2+(1mol/dm3)Cu (+) EӨ = 0.34 V，则Ө (Cu2+ / Cu ) = 0.34V
SO32- SO42-（氧化） SO32- + H2O = SO42- + 2H+ +2e
×2) MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O × 5) SO32- + H2O = SO42- + 2H+ +2e 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- = 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O
11-2 原电池（Primary Cell）
11-2-1 原电池
定义：通过氧化还原反应产生电流的装置，它使化学能转
变为电能。 组成：原电池由两个半电池组成 ，半电池的组成以及在产 生电流时发生的变化可以用半反应式（电极反应）表达： 例如，锌－铜电池(Daniell Cell电池)： 负极：Zn→Zn2+ + 2e 氧化
表示为：Pt∣Fe 3+, Fe 2+
例：已知电池符号如下：
(–) Pt,H2(p)H+(1 mol· dm-3) Cl2(p) Cl– (c mol· dm-3) , Pt(+)
写2 – 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2e = 2Cl–
总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
11-2-3 电动势 标准氢电极 标准电极电势
双电层理论： M(s) Mn+(aq) + ne 溶液中 电极表面
形成双电层，金属及其盐溶液 间产生电势差，即电极电势。 影响电极电势的因素有电极的本性、 温度、介质、离子浓度等。
电池的电动势：
E＝+－–
(-)ZnZn2+(1mol/dm3)H+(1mol/dm3)H2(105Pa), Pt(+)
EӨ = 0.76 V，则Ө (Zn2+ / Zn ) = -0.76V
使用标准电极电势表数据时注意：
(1)标准电极电势的数值是正或负，不因半反应(电极反应) 的写法而改变。 (2)半反应的计量系数不会改变电极电势的数值。 (3)标准电极电势是热力学数据，与反应速率无关。 (4)本表数据对于非水溶液体系、高温反应、固相反应不
H :F
1 1
1 1 1 1
H : O : H
(-2)
H : O : O: H
1
1 1 0 0 1
1
(3) 具体规定： a．单质的氧化值为零，例如P4、S8中P、S的氧化值都为零，
因为P－P和S－S键中共用电子对没有偏移；
b．在非金属氢化物中氢的氧化值为+1，如NH3，在金属氢化 物如NaH、CaH2、NaBH4、LiAlH4中氢的氧化值为1；
c．所有氟化物中，氟的氧化值为1；
d．氧的氧化值一般为2，但有例外，如O22-(-1)、O2-(-1/2)、
O3-(-1/3)、O2+(1/2)、OF2(+2)等；
目前元素的最高氧化值达到+8，在OsO4、RuO4中，Os和 Ru的氧化值均为+8，其它元素的最高氧化值至多达到其主、 副族数。例如：CrO5中，Cr的氧化值为+6。
正极：Cu2+ + 2e →Cu 还原
电池反应：Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
11 – 2 – 2 半电池 原电池符号 电极的分类 电池符号：(–)ZnZn2+(c1) Cu2+(c2) Cu(+)
规定：
(1)负极写在左边，正极写在右边； (2)用“∣”隔开电极和电解质溶液(相界面)。 (3)用“”隔开两个半电池(通常为盐桥)。 (4)若不存在相界面，用“,‖分开，加上惰性电极。 (5) 溶液要标明浓度，在有气体参加的电池中还要标明气体 的压力。
(1) 据反应事实，写出反应产物，注意介质酸性： KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 +Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O (2) 调整计量系数，使氧化数升高值＝降低值:
+7 +2 +2 +3
KMnO4+5FeSO4 + H2SO4 MnSO4+5/2Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O
配平过程的关键步骤是求氧化剂和还原剂有关元素氧化 数的变化相等，但难点却常在于非氧化还原组分的配平。当 介质不同时，加什么物质，生成什么物质，可按如下经验方 法处理。 反 介质种类 多1 个氧原子
结合［O］
应
物
中 少1 个氧原子
提供［O］
酸性介质
碱性介质 中性介质
+ 2H+
+ H2O
H2 O
结合［O］
电极类型： (1)金属－金属离子电极 ，如：Zn|Zn2+ (c) (2)气体－离子电极，如：2H+ + 2e→H2 以 Pt 为惰性电极 ( 铂黑电极 ) ，起导电作用，不参加反应， 铂电极涂铂黑能提高氢在电极上的吸附，催化电极反应。 表示为 Pt, H2 ∣H +
标准氢电极：
298K，Pt, H2(100 kPa)|H+(1.0 mol· L-1)
方法2： 电动势法：以给定的反应式为方向设计成原电池，反应物中失 去电子的电对为负极，得到电子的电对为正极。 E＝+－–
若E>0，则反应自发正向进行；若E<0，则反应逆向进行。
如上例： E= 0.54 - 0.77 <0，所以反应逆向进行。 例: 试解释在标准状态下，三氯化铁溶液为什么可以溶解铜板? 解：(Cu2+/Cu)=0.34V， (Fe3+/Fe2+)=0.77V
×1) Cl2 + 2e- 2Cl- （还原）
将两个半反应式加合为一个配平的离子反应式。 2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl-
酸性介质中配平的反应方程式里不应出现OH–，在碱性介 质中配平的反应方程式不应出现H+。如果在半反应中反应物和 产物中的氧原子数不同，可在半反应式中加H+(酸性)或OH-(碱 性)和H2O，使两侧的氧原子数和电荷数均相等。 例：配平MnO4- + SO32- — Mn2+ + SO42-（酸性介质） MnO4- Mn2+（还原） MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O