第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)課件

第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)

第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)1

§8.1氧化還原反應§8.2原電池和電極電勢本章內(nèi)容§8.1氧化還原反應本章內(nèi)容2

§8.1氧化還原反應氧化還原反應：有電子得失或電子轉(zhuǎn)移的反應，被稱為氧化還原反應。8.1.1氧化值和化合價為了表示化合物中各元素的原子同其他原子結(jié)合的能力，19C中葉引入“化合價”的概念。§8.1氧化還原反應氧化還原反應：有電子得失或電子轉(zhuǎn)移3在價鍵理論和電負性的基礎(chǔ)上，為了表示各元素在化合物中所處的化合狀態(tài)，無機化學中引入了氧化值（又稱氧化數(shù)）的概念?；蟽r是表示元素原子能夠化合或置換1價原子（H）或1價集團（OH-）的數(shù)目，也表示化合物中某原子成鍵的數(shù)目。在共價化合物中某原子的原子價數(shù)即為該原子形成的共價單鍵的數(shù)目，在離子型化合物中即為離子的原子價數(shù)。如NH3、PCl5、CO2、NH4+在價鍵理論和電負性的基礎(chǔ)上，為了表示各元素在化合物中所處的化4O

CO1970年國際純粹與應用化學聯(lián)合會（IUPAC）對氧化值作了如下定義：氧化值(又稱氧化數(shù))是某元素一個原子的荷電荷，在化合物中，這種荷電荷把成鍵電子指定給電負性較大的原子而求得。*或：A原子與電負性較大的B原子成鍵時“給出”的電子數(shù)。確定元素氧化數(shù)所遵循的一般原則如下：(1)

任何形態(tài)的單質(zhì)中元素的氧化數(shù)為零。如N2、Zn、S8等物質(zhì)中，N2、Zn、S的氧化數(shù)都為零。OCO1970年國際純粹與應用化學聯(lián)合會5(2)單原子離子的氧化數(shù)等于離子所帶的電荷數(shù)。如Fe3+、Cl－離子中鐵和氯元素的氧化數(shù)分別為+3、－1。（注意離子電荷與氧化數(shù)表示方法不同。）(3)多原子分子中，所有的元素氧化數(shù)的代數(shù)和等于零；多原子離子中各元素氧化數(shù)的代數(shù)和等于該離子所帶的電荷數(shù)。(2)單原子離子的氧化數(shù)等于離子所帶的電荷數(shù)。如Fe3+、C6(4)氫在化合物中的氧化數(shù)一般為+1，但在金屬氫化物，如NaH、CaH2中，氫的氧化數(shù)為－1。氧在化合物中的氧化數(shù)一般為－2，但在過氧化物，如H2O2、BaO2等中，氧的氧化數(shù)為－1。在超氧化物，如KO2中，氧的氧化數(shù)為－1/2。在氟氧化物，如OF2中，氧的氧化數(shù)為+2，氟在化合物中的氧化數(shù)皆為－1。例10-1計算下列物質(zhì)中帶*元素的氧化數(shù)。H2S*O4、S*2O32－、S4*O62－、Mn*O4－、Fe3*O4622.578/3指出下列物質(zhì)中各元素的氧化數(shù)：KClO4、Cu2O、H2O2、NaH+1+7-2+1-2+1-1+1-1(4)氫在化合物中的氧化數(shù)一般為+1，但在金屬氫化物，如Na77.1.2.氧化還原反應的特征氧化：在氧化和還原反應中，元素氧化數(shù)升高的過程稱為氧化。還原：在氧化和還原反應中，元素氧化數(shù)降低的過程稱為還原。

反應中氧化過程和還原過程同時發(fā)生特征:一種元素的氧化數(shù)升高，必有另一種元素的氧化數(shù)降低，且氧化數(shù)升高總數(shù)與氧化數(shù)降低總數(shù)相等。氧化數(shù)升高，被氧化氧化數(shù)降低，被還原氧化劑還原劑7.1.2.氧化還原反應的特征氧化：在氧化和還原反應中，元8氧化劑：得電子的物質(zhì)，氧化數(shù)降低。還原劑：失電子的物質(zhì)，氧化數(shù)升高。氧化反應：失電子即氧化數(shù)升高的過程，還原反應：得電子即氧化數(shù)降低的過程，氧化性：得電子的能力還原性：失電子的能力氧化劑：得電子的物質(zhì)，氧化數(shù)降低。9第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)課件10練習：指出下列反應的氧化劑、還原劑并寫出它們的氧化反應和還原反應。（1）CuO＋H2＝Cu＋H2O

（2）2Cu+＝Cu＋Cu2+

練習：指出下列反應的氧化劑、還原劑并寫出它們的氧化反應和還原11

CuO＋H2＝Cu＋H2O氧化數(shù)由＋2變?yōu)?(降低)氧化數(shù)由0變?yōu)椋?(升高)氧化劑還原劑還原反應:CuO+2H++2e≒Cu+H2O氧化反應:H2+2OH--2e≒2H2OCuO＋H2＝Cu＋H2O氧化數(shù)12氧化還原反應分類：(1)將氧化數(shù)變化發(fā)生在不同物質(zhì)中不同元素間的反應稱為一般氧化還原反應.2KClO3=2KCl+2O2(2)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在同一物質(zhì)中不同元素間的反應稱為自身氧化還原反應。

+5-2-10氧化還原反應分類：(1)將氧化數(shù)變化發(fā)生在不同物質(zhì)中不同元13(4)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在不同物質(zhì)的同一元素間的氧化還原反應稱為反歧化反應。如:Hg2++Hg=Hg22+(3)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在同一物質(zhì)中同一元素的不同原子間的氧化還原反應稱為歧化反應。如:Cu+在水溶液中的反應：2Cu+=Cu+Cu2+(4)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在不同物質(zhì)的同一元素間的氧化還原反14Cl2+2KI=2KCl+I2Cl2+2e=2Cl-2I--2e=I2氧化還原半反應氧化還原半反應式中，氧化數(shù)較高的物質(zhì)稱為氧化型物質(zhì)，氧化數(shù)較低的物質(zhì)稱為還原型物質(zhì)。還原反應氧化反應氧化還原半反應：Cl2+2KI=2KCl+I2氧化還原半反應氧化還原半反應式157.1.3氧化還原電對同一元素的氧化型和還原型構(gòu)成的共軛體系稱為氧化還原電對。用“氧化型/還原型”表示。例：Cl2/Cl-,I2/I-氧化還原電對的書寫形式與反應式有關(guān)。半反應電對MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OMnO4-/Mn2+MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH-MnO4-/MnO2

7.1.3氧化還原電對同一元素的氧化型和還原型構(gòu)成的共軛16在氧化還原電對中，氧化型的氧化能力越強，則其共軛還原型的還原能力越弱；反之，還原型的還原能力越強，則其共軛氧化型的氧化能力越弱。氧化還原反應是兩個氧化還原電對共同作用的結(jié)果，反應一般按照較強的氧化劑和較強的還原劑相互作用的方向進行。氧化型物質(zhì)的氧化能力與還原型物質(zhì)的還原能力與共軛酸堿的強弱相似：在氧化還原電對中，氧化型的氧化能力越強，則其共軛還原型的還177.1.4氧化還原反應方程式的配平1.氧化數(shù)法原則：還原劑氧化數(shù)升高數(shù)和氧化劑氧化數(shù)降低數(shù)相等(得失電子數(shù)目相等）寫出化學反應方程式確定有關(guān)元素氧化態(tài)升高及降低的數(shù)值確定氧化數(shù)升高及降低的數(shù)值的最小公倍數(shù)。找出氧化劑、還原劑的系數(shù)。核對，可用H+,OH–,H2O配平。7.1.4氧化還原反應方程式的配平1.氧化數(shù)法18例:As2S3+HNO3H3AsO4+H2SO4+NO氧化數(shù)升高的元素：2As3+→

2As5+升高43S2–

→3S6+升高24N5+→N2+降低33As2S3+28HNO36H3AsO4+9H2SO4+28NO左邊28個H，84個O；右邊36個H，88個O左邊比右邊少8個H，少4個O3As2S3+28HNO3+4H2O

6H3AsO4+9H2SO4+28NO例:As2S3+HNO3H3As19eg.配平反應KMnO4+Na2SO3+H2SO41）寫出兩個半反應

2）分別配平兩個半反應式中的H和O。Mn2++SO42-+H2O2.離子-電子法eg.配平反應KMnO4+Na2SO3+H2SO41203）根據(jù)“氧化劑得電子總和等于還原劑失電子總和”的原則，在兩個半反應前面乘上適當?shù)南禂?shù)相減并約化。

4）檢查質(zhì)量平衡及電荷平衡。

3）根據(jù)“氧化劑得電子總和等于還原劑失電子總和”的原則，在21※酸性介質(zhì)中配平的半反應方程式里不應出現(xiàn)OH–,在堿性介質(zhì)中配平的半反應不應出現(xiàn)H+結(jié)合[o]結(jié)合[o]結(jié)合[o]提供[o]提供[o]提供[o]※酸性介質(zhì)中配平的半反應方程式里不應出現(xiàn)OH–,在堿性介質(zhì)中227.1.5原電池(galvaniccell)和電極電勢鹽橋的作用：構(gòu)成原電池的通路，維持溶液的電中性，消除液體接界電位。鹽橋里面充滿電解質(zhì)溶液(一般用飽和KCl溶液,為使溶液不致流出,常用瓊脂與KCl飽和溶液制成凍膠。)1.原電池——將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。7.1.5原電池(galvaniccell)和電極電勢23兩個半電池由鹽橋接通內(nèi)電路，外電路由導線和安培計連通。鋅半電池──由鋅電極和鋅鹽溶液（ZnSO4）組成。銅半電池──由銅電極和銅鹽溶液（CuSO4）組成。原電池的組成兩個半電池由鹽橋接通內(nèi)電路，外電路由導線和安培計連通。鋅半電24

負極：Zn2+增加，Cl-中和之，以免使反應終止；正極：Cu2+減少，SO42-過剩，K+中和之，以免使反應終止。原電池由兩個半反應組成，每個半反應稱為一個電極，電極的正負可由電子的流向確定。輸出電子的電極為負極，發(fā)生氧化反應；輸入電子的電極為正極，發(fā)生還原反應。將兩個電極反應合并即得原電池的總反應。鋅電極（負極，氧化反應）ZnZn2++2e－銅電極（正極，還原反應）Cu2++2e－Cu原電池反應：Zn+Cu2+=

Zn2++Cu負極：Zn2+增加，Cl-中和之，以免使反應終止；251)電極反應與電池反應電極反應：負極：Zn-2e=Zn2+正極:Cu2++2e=Cu原電池總反應（電池反應）：Zn+Cu2+==Zn2++Cu1)電極反應與電池反應電極反應：26原電池中，每個電極反應（即半反應）都對應一個電對，每個電極中均含有同一元素的具有不同氧化數(shù)的一對物質(zhì)，電對中具有較高氧化數(shù)的物質(zhì)稱為氧化型（氧化態(tài)）物質(zhì)，具有較低氧化數(shù)的物質(zhì)稱為還原型（還原態(tài)）物質(zhì)，電極符號“氧化型/還原型”表示。如Cu2++2e－=Cu電極反應的電對為Cu2+/Cu，電對Zn2+/Zn電極反應是Zn=Zn2++2e－。2）氧化還原電對原電池中，每個電極反應（即半反應）都對應一個電對，每個電273)原電池符號(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)左邊表示負極，右邊表示正極“|”表示界面，“||”表示鹽橋c1,c2表示各溶液濃度，若有氣體，注明氣體分壓。若沒有金屬參加，應用惰性金屬(如Pt)作導體，構(gòu)成電極。3)原電池符號(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(28相同聚集狀態(tài)（相同相態(tài)）的同一元素不同價態(tài)物質(zhì)可組成氧化還原電對如Fe2+(c)和Fe3+(c)，PbSO4(s)和PbO2(s).在電池符號表示中兩者用","號隔開反應：2Fe3++Sn2+=Sn4++2Fe2+

的電池符號為:(-)

Pt|Sn2+(c1),Sn4+(c2)Fe3

+(c3),Fe2+(c4)|Pt(+)相同聚集狀態(tài)（相同相態(tài)）的同一元素不同價態(tài)物質(zhì)可組成氧化還原29例題1MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O電極反應：(-)Fe2+-e=Fe3+(+)MnO4-+8H++5e=Mn2++H2O電池符號：(-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO4-(c3),Mn2+(c4),H+(c5)|Pt(+)凡有參加氧化還原反應及電極反應的物質(zhì)有的自身雖無發(fā)生氧化還原反應，在原電池符號中仍需表示出來.例題1MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++30例題2(-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(c3)||Fe3+(c4),Fe2+(c5)|Pt(+)電極反應：負極：HNO2+H2O-2e=NO3-+3H+正極：Fe3++e=Fe2+電池反應：2Fe3++HNO2+H2O=2Fe2++NO3-+3H+例題2(-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(31氧化半反應：Zn－2e=Zn2+

還原半反應：Cu2++2e=Cu(-)Pt,H2(p)H+(1mol·L-1)

Fe3+(1mol·L-1)，F(xiàn)e2+(1mol·L-1)

Pt(+)1:根據(jù)半反應寫出電池符號:2:根據(jù)電池符號寫出電池反應:解:(-)ZnZn2+(c1)

Cu2+(c2)

Cu(+)解:氧化半反應：H2-2e=2H+還原半反應：Fe3++e-=Fe2+總反應：H2+2Fe3+=2H++2Fe2+氧化半反應：Zn－2e=Zn2323：已知電池符號如下：電池符號：(-)Pt,H2(p)H+(c1mol·L-1)

Cl–(c2

mol·L-1)Cl2(p),Pt(+)寫出該電池的電極反應和電池反應。解:負極：H2-2e-=2H+正極：Cl2

+2e-=2Cl–

電池反應：H2+Cl2

=2H++2Cl–

3：已知電池符號如下：解:負極：H2-2e-=334)常用的電極：①金屬－金屬離子電極：是由金屬和其離子的鹽溶液構(gòu)成。如Cu與其鹽溶液構(gòu)成的電極，其電極反應為：電極符號:Cu(s)|Cu2+(c)Cu2++2e-Cu②氣體－離子電極：是由惰性金屬(通常為Pt)浸入由氣體和對應離子所組成的溶液中構(gòu)成。惰性金屬只作導體，不參加電極反應。如氫電極，其電極反應為：2H++e-H2電極符號:Pt|H2(p)|H+(c)見課本P2494)常用的電極：①金屬－金屬離子電極：是由金34③金屬－金屬難溶鹽電極-陰離子電極：是由金屬表面涂以該金屬的難溶鹽，再將其浸在與該鹽具有相同陰離子的鹽溶液中構(gòu)成。如甘汞電極，其電極反應為：電極符號:Pt|Hg|Hg2Cl2(s)|Cl-(c)AgCl電極:電極符號:Ag|AgCl(s)|Cl-(c)③金屬－金屬難溶鹽電極-陰離子電極：是由金屬表面涂以該金屬的35④氧化還原電極：是由惰性金屬鉑插入含有同一元素不同氧化數(shù)的兩種離子的混合液中構(gòu)成。如Pt插入到含F(xiàn)e2+、Fe3+的溶液中構(gòu)成的電極，其電極反應為：電極符號:Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)④氧化還原電極：是由惰性金屬鉑插入含有同一元素不同氧化數(shù)的兩36原電池能產(chǎn)生電流，說明原電池兩電極間存在電勢差，這個電勢差稱為原電池的電動勢，用符號E表示，單位為V（伏）。則有E=2.電極電勢1)電極電勢的產(chǎn)生

在銅鋅原電池中，電子由鋅極（負極）經(jīng)外電路流向銅極（正極），在電路的內(nèi)部電子經(jīng)正極流向負極，而電流的方向則與之相反，在外電路中，電流是從銅極（正極）流向鋅極（負極）。電極電勢的不同是由于電極物質(zhì)的氧化還原能力（得失電子能力）不同而引起的。原電池能產(chǎn)生電流，說明原電池兩電極間存在電勢差，這個37II+-II+-38金屬晶體是由金屬原子、金屬離子和自由電子組成的。當把金屬插入其鹽溶液中時，金屬表面的離子與溶液中極性水分子相互吸引而發(fā)生水化作用。這種水化作用可使金屬表面上部分金屬離子進入溶液而把電子留在金屬表面上，這是金屬溶解過程。金屬越活潑，溶液越稀，金屬溶解的傾向越大。另一方面，溶液中的金屬離子有可能碰撞金屬表面，從金屬表面上得到電子，還原為金屬原子沉積在金屬表面上。這個過程為金屬離子的沉積。金屬越不活潑，溶液濃度越大，金屬離子沉積的傾向越大。雙電層示意圖M(s)M2+(aq)+ne溶解沉淀金屬晶體是由金屬原子、金屬離子和自由電子組成的。當把39若溶解傾向大于沉積傾向，達到平衡時，金屬帶負電，溶液帶正電。這樣在金屬和溶液的界面上形成了雙電層(圖a)。反之，如果沉積傾向大于溶解的傾向，達到平衡時，金屬帶正電，溶液帶負電。金屬和溶液的界面上也形成雙電層(圖b)，產(chǎn)生電勢差。金屬與其鹽溶液界面上的電勢差稱為金屬的電極電勢。若溶解傾向大于沉積傾向，達到平衡時，金屬帶負40++++++++++++++++++++活潑金屬:Zn-2e=Zn2+如：當金屬電極(Zn)放入該金屬鹽離子溶液中時，存在兩種反應傾向：Zn—→Zn2++2e<1>Zn2++2e—→Zn<2>如果反應(1)大于反應(2)，則金屬電極表面積累負電荷，電極表面附近溶液積累正電荷，如右圖所示，結(jié)果電極與溶液之間產(chǎn)生了電勢差；金屬越活潑,電極表面積累的負電荷越多，電極的電勢越低,反之,則越高。++++++++++++++++++++活潑金屬:Zn-41

如果反應(2)大于反應(1)，則產(chǎn)生的電勢差符號相反。例如金屬電極(Cu)++++++++++++++++++++++++不活潑金屬:Cu2++2e=Cu由于雙電層的形成，金屬和它的鹽溶液之間就產(chǎn)生了電勢差，這種電勢差稱為該電極的電極電勢。單位是伏特（V）如果反應(2)大于反應(1)，則產(chǎn)生的電勢差符號相反。例如42規(guī)律：金屬的活潑性越強、溶液濃度越稀，其離子的沉積傾向就越小，金屬帶負電荷越多，平衡時電極電勢越低—負極。金屬活潑性越小、溶液濃度越濃，其離子沉積的傾向就大，金屬帶負電荷數(shù)越少，電極電勢越高——正極。

規(guī)律：43

國際規(guī)定參與電極反應的所有各物質(zhì)均處于熱力學標準態(tài)（離子或分子濃度均為1mol·L-1;氣體分壓為100kPa；固體、液體則均為純凈物質(zhì)）下測定的電極電勢稱為標準電極電勢。如果原電池的兩個電極均為標準電極，這時的電池稱為標準電池，其電動勢為標準電池電動勢，用表示：規(guī)定：298K時(H+/H2)＝0.0000V2)標準電極電勢和標準氫電極國際規(guī)定參與電極反應的所有各物質(zhì)均處于熱力學標準態(tài)（離子442H+(1mol·l-1)+2eH2(100KPa)將鉑黑電極(鉑片表面鍍上多孔的鉑黑)放入氫離子濃度為１mol·l-1的酸溶液中(如鹽酸),通入壓力為100kPa的氫氣，使上述氫電極反應達到平衡。Pt|H2(100kPa)|H+(1mol.L-1)規(guī)定:2H+(1mol·l-1)+2eH45(-)Zn│Zn2+(1mol·L-1)||H+(1mol·L-1)│H2(100kPa)Pt,(+)Eθ(Zn2+/Zn)＝-0.760V要測定某電極的標準電極電勢，可將待測的標準電極與標準氫電極組成原電池，在298K下，用電位計測定原電池的標準電動勢，即可求出待測電極的標準電極電勢。如：測得則：(-)Zn│Zn2+(1mol·L-1)||H+(146甘汞電極:Hg2Cl2+2e2Hg+2Cl-電極符號:Pt|

Hg

|Hg2Cl2(s)Cl-(c)當c(Cl-)=1mol·L-1該電極的E=0.2802V當Cl-飽和時

該電極的E=0.2415V因標準氫電極使用不方便,常用飽和甘汞電極作參比電極.甘汞電極:Hg2Cl2+2e2Hg+247標準電極電勢是一個很重要的物理常數(shù)，它將物質(zhì)在水溶液中的氧化還原能力定量化.附錄12P569標準電極電勢高，說明電對中氧化型物質(zhì)在標準態(tài)下氧化能力強，還原型物質(zhì)的還原能力弱。標準電極電勢低，說明標準態(tài)下，電對中還原型物質(zhì)的還原能力強，氧化型物質(zhì)的氧化能力弱。MnO4-、Cl2是強氧化劑，MnO4-氧化能力最強；Mn2+還原能力最弱。標準電極電勢是一個很重要的物理常數(shù)，它將物質(zhì)在水溶液中的氧化48氧化性增強還原性增強

常用電對的標準電極電勢(298.15K)

半反應Eθ/VZn2++2eZn-0.7681Fe2++2eFe-0.447Sn2++2eSn-0.1375Pb2++2ePb-0.12622H++2eH20.0000Cu2++2eCu0.3419I2+2e2I-0.5355O2+2H++2eH2O20.695Fe3++eFe2+0.771Cl2+2e2Cl-1.35827F2+2e2F-2.866氧化態(tài)物質(zhì)還原態(tài)物質(zhì)E值增大氧化性增強還原性增強常用電49Zn→Zn2++2eZn2++2e→Zn

E(Zn2+/Zn)＝-0.760VE值的大小反映物質(zhì)得失電子的能力，是強度性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù)，與參加電極反應的物質(zhì)數(shù)量無關(guān)。

不適應于非水溶液系統(tǒng)。E值的大小與反應速率無關(guān)。Cl2+2e=2Cl-

1/2Cl2+e=Cl-E(Cl2/Cl-)＝1.36V在使用標準電極電勢時應注意以下幾點：

E值與電極反應進行的方向無關(guān)；

.標準電極電勢的大小與介質(zhì)環(huán)境有關(guān)。Zn→Zn2++2e50例：在酸性介質(zhì)中，比較下列電對的氧化還原能力：氧化性強弱的順序為：MnO4->Cl2>Fe3+還原性強弱的順序為：Fe2+>Cl->Mn2+例：在酸性介質(zhì)中，比較下列電對的氧化還原能力：氧化性強弱的順51例：在Cl-,Br-,I-的混合溶液中，欲使I-氧化成I2，而不使Cl-,Br-氧化，應選擇Fe2(SO4)3和KMnO4哪一種氧化劑？

解：電對Cl2/Cl-Br2/Br-I2/I-Fe3+/Fe2+

MnO4-/Mn2+

E

q(V)1.3581.0650.5350.7711.51可見，MnO4-氧化能力最強,可分別將Cl-、Br-、I-氧化，故MnO4-不符合要求。Fe3+的氧化能力強于I2，弱于Cl2,Br2，故Fe3+可氧化I-，而不能將Cl-,Br-氧化.例：在Cl-,Br-,I-的混合溶液中，欲使I-氧化成I2，52例：標準狀態(tài)下，下列反應自發(fā)進行：Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+可推斷，Eθ

最大的電對為還原性最強的是Cr2O72-/Cr3+Sn2+例：標準狀態(tài)下，下列反應自發(fā)進行：Cr2O72-/Cr3+537.2.1

Eθ和ΔrGmθ的關(guān)系等溫等壓下，體系吉布斯自由能的減少，等于體系所做的最大有用功(非膨脹功)。在電池反應中，如果非膨脹功只有電功一種，那么反應過程中吉布斯自由能的降低就等于電功，即：

ΔG＝－W＝－nEF

當電池中所有物質(zhì)都處于標準態(tài)時，電池的電動勢就是標準電動勢Eq，即ΔGθ＝－nEθF

十分重要關(guān)系式(F=96485C.mol-1或J.mol-1.V-1，F(xiàn)aradayConstant)

§7.2電池反應的熱化學7.2.1Eθ和ΔrGmθ的關(guān)系等溫等壓下，體系吉布541．計算原電池的電動勢Eθ或ΔrGmθ例：試計算下列電池的Eθ和ΔrGmθ：(－)Zn(s)|ZnSO4(1mol·L-1)||CuSO4(1mol·L-1)|Cu(s)(＋)解：該電池的氧化還原反應為Cu2++Zn＝Cu+Zn2+查表知，＝-0.762V，＝0.342VΔrGmθ

＝－nEθF＝－（2×1.104×96485）＝－2.13×105J·mol-11．計算原電池的電動勢Eθ或ΔrGmθ例：試計算下列電池的E55例：已知298K時反應H2+2AgCl=2H++2Cl- +Ag的

ΔrHmθ=-80.80kJ.mol-1，

ΔrSmθ=-127.20J.K-1.mol-1，計算EθAgCl/Ag。例：已知298K時反應56解：ΔrGmθ=-80.80-298×(-127.20)×10-3=-42.89kJ.mol-1-42.89×103=-2×96485×[Eθ(AgCl/Ag)-0]Eθ(AgCl/Ag)=0.222V注意法拉第常數(shù)F的值和單位F=96485J.mol-1.V-1解：ΔrGmθ=-80.80-298×(-127.20)572.判斷氧化還原反應進行的方向：定溫定壓時：

氧化還原反應總是在較強的氧化劑和較強的還原劑之間發(fā)生，故E

值大的電對中的氧化型可以與E小的電對中的還原型反應。即即即正反應自發(fā)平衡狀態(tài)逆反應自發(fā)

2.判斷氧化還原反應進行的方向：定溫定壓時：58如果在標準狀態(tài)下，則用Eθ進行判斷：當Eθ>0即Eθ+>Eθ－正反應能自發(fā)進行當Eθ＝0即Eθ+＝Eθ－反應達到平衡當Eθ<0即Eθ+<Eθ－逆反應能自發(fā)進行如果在標準狀態(tài)下，則用Eθ進行判斷：59解:例:求下列電池在298K時的電動勢Eq和DrGmq,并寫出反應式,回答此反應是否能夠進行?(–)Cu(s)|Cu2+(1mol·L–1)||H+(1mol·L–1)|H2(pq)|Pt(+)電池的氧化–還原反應式:Cu(s)+2H+(1mol·L–1)Cu2+(1mol·L–1)+H2(pθ)負極反應:CuCu2++2e–正極反應:2H++2e–H2EH+/H2=+0.34VEH+/H2=0VE==ECu2+/Cu=65.6kJ·mol–1=0–0.34=–0.34VDrG=–nFE=–2(–0.34)9648510－3E負E正ECu2+/Cu<0>0正反應不能進行,逆反應能自發(fā)進行.解:例:求下列電池在298K時的電動勢Eq和DrGmq,60

298K時例.

試估計反應：

Cu2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)+Zn2+(aq.)在298K標準狀況下反應進行的限度。

7.2.2

Eθ和電池反應Kθ的關(guān)系298K時例.試估計反應：

Cu2+(aq)+61解：

Cu2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)+Zn2+(aq)解：

Cu2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)62

將同一種元素的各種氧化態(tài)按氧化數(shù)從高到低的順序排列，在兩種氧化態(tài)之間用聯(lián)線連接，并在聯(lián)線上標明相應電對的標準電極電勢值，這種圖形稱為元素電勢圖。.Fe3+Fe2+Fe0771-0.441-0.0377.2.3元素電勢圖

將同一種元素的各種氧化態(tài)按氧化數(shù)從高到低的63計算電對的標準電極電勢計算電對的標準電極電勢64例：試從下列元素電勢圖中已知標準電極電勢，求值。

EA/VE例：試從下列元素電勢圖中已知標準電極電勢，求65判斷歧化反應能否自發(fā)進行B將自發(fā)發(fā)生歧化反應，生成A和C。B→A+C若

在元素電勢圖中,ABCE右qE左q判斷歧化反應能否自發(fā)進行B將自發(fā)發(fā)生歧化反應，生成A和C66例題：已知Br的元素電勢圖如下0.6126的例題：已知Br的元素電勢圖如下0.6126的67解：(1)0.6126解：(1)0.6126680.51960.7665(2)0.51960.7665(2)69第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)課件70將Ox/Red電極與標準氫電極組成原電池aOx+n/2H2=bRed+nH+由

§7.3

E與Eθ的關(guān)系7.3.1

能斯特方程將Ox/Red電極與標準氫電極組成原電池aOx+n/2H71aOx+ne-=bRed298K時aOx+ne-=bRed298K時72

1)電極反應中固體、純液體，不寫入公式。2)對氣體，以相對分壓代入公式。3)除氧化態(tài)、還原態(tài)物質(zhì)外，參加電極反應的其它物質(zhì)（如H+、OH－）濃度也應寫入。

應用Nernst公式時應注意：1)電極反應中固體、純液體，不寫入公式。應用Nerns73MnO4

+8H++5e=Mn2++4H2O4)有H+、OH–參與時，當H+、OH–與氧化型物質(zhì)同側(cè)時，H+、OH–寫在方程分子項中，

H+、OH–出現(xiàn)在還原型物質(zhì)一側(cè)時，H+、OH–寫在方程的分母項中。5)

Nernst方程說明電極電勢與溫度有關(guān)。MnO4+8H++5e=Mn2+74例：O2/H2O電極反應：O2+4H++4e=2H2O

例：O2/H2O電極反應:H2O(l)-2e=1/2O2+2H+例：O2/H2O例：O2/H2O751.溶液酸度對電極電勢的影響例.計算298K時，100KPa的H2在0.1mol·L-1的HAc溶液中的電極電勢。7.3.1

能斯特方程的應用=1.3310-3mol.l-1E(H+/H2)=0+(0.059/2)lg(1.33×10-3)2=-0.17Vc(H+)=Ka.c(HAc)cθ=1.75×10-5×0.1×1解：c(HAc)/(cθKa)>4001.溶液酸度對電極電勢的影響例.計算298K時，100K76例.計算298K時，電對Cr2O72-/Cr3+在中性離子濃度均為1mol·L-1)溶液中的電極電勢（假設(shè)除H+以外，其它的例.計算298K時，電對Cr2O72-/Cr3+在中性離77解：電極反應：Cr2O72-+14H++6e

=2Cr3++7H2O在中性溶液中：=0.265V<Eθ

(1.232V)在反應式中出現(xiàn)H+或OH-時，酸度會影響電極電勢和電動勢的值。解：電極反應：Cr2O72-+14H++6e=278

例.在電對Ag+/Ag的溶液中加入NaCl，設(shè)平衡后c(Cl-)=1.0mol.L-1,計算電對的電極電勢。2.生成沉淀對電極電勢的影響在電對溶液中加入沉淀劑，若使氧化態(tài)物質(zhì)生成沉淀，則電極電勢降低，若還原態(tài)物質(zhì)生成沉淀，則電極電勢升高。例.在電對Ag+/Ag的溶液中加入NaCl，設(shè)平79解：溶液中加入Cl-后，生成AgCl，設(shè)平衡時，c(Cl-)=1mol·L-1c(Ag+)=/c(Cl-)=1.8×10-10mol·L-1∴E(Ag+/Ag)=E

q+0.059×lg1.8×10-10=0.800+0.059lg1.8×10-10=0.223v解：溶液中加入Cl-后，生成AgCl，設(shè)平衡時，c(Cl-80例：已知:求pOH=1,p(O2)=100kPa時,電極反應(298K)O2+2H2O+4e=4OH的解：pOH=1,c(OH)=101mol·L1

3.利用Nernst方程求非標準狀況下的電極電勢例：已知:3.利用Nernst方程求非標準狀況下的電極電勢81例：原電池的組成為(－)Zn|Zn2+(0.001mol·L-1)Zn2+(1.0mol·L-1)|Zn(＋)計算298K時，該原電池的電動勢。＝－0.762V解：電極反應為：Zn2++2e＝Zn電池的電動勢：E＝E+－E－＝－0.762－（－0.851）＝0.089VE+＝EZn2+/Zn=E－＝EZn2+/Zn=lgc（Zn2+）＝－0.762lg10-3=－0.851V＝－0.762V例：原電池的組成為(－)Zn|Zn2+(0.001mol·L824.濃度對電極電勢的影響

例：電對Fe3+/Fe2+，若溶液中c(Fe3+)/c(Fe2+)=10，則E=E

θ+0.059lg[c(Fe3+)/c(Fe2+)]=E

θ+0.059>E

θ增大電對中氧化型的濃度，電極電勢增大,反之亦然。4.濃度對電極電勢的影響增大電對中氧化型的濃度，電極電勢83例：298K時，判斷下列兩種情況下反應自發(fā)進行的方向：Pb+Sn2+(1mol·L-1)=Pb2+(0.1mol·L-1)+SnPb+Sn2+(0.1mol·L-1)=Pb2+(1mol·L-1)+Sn解(1)E+＝Eθ(Sn2+/Sn)=－0.138E－＝E(Pb2+/Pb)=－0.126+因為：E+>E－，所以反應正向自發(fā)進行5.判斷反應方向例：298K時，判斷下列兩種情況下反應自發(fā)進行的方向：5.84（2）E+＝E(Sn2+/Sn)=－0.138+E－＝Eθ(Pb2+/Pb)=－0.126v因為：E+<E－，所以反應逆向自發(fā)進行

（2）E+＝E(Sn2+/Sn)=－0.138+856生成配合物對電極電勢的影響

在電對Mn+/M溶液中加入配位劑，若使Mn+生成配離子，則電極電勢降低，Mn+的氧化能力減弱，M還原性增強。6生成配合物對電極電勢的影響在電對Mn+/M溶86§7.1基本概念本章小結(jié)1.學會確定任意給定物質(zhì)中某元素的氧化數(shù)2.氧化還原反應的分類：

（1）一般氧化還原反應（2）自身氧化還原反應（3）歧化反應（4）反歧化反應3.氧化還原電對書寫：氧化型/還原型4.氧化還原方程式的配平重點掌握離子—電子法§7.1基本概念本章小結(jié)1.學會確定任意給定物質(zhì)中某元素的87※酸性介質(zhì)中配平的半反應方程式里不應出現(xiàn)OH–,在堿性介質(zhì)中配平的半反應不應出現(xiàn)H+結(jié)合[o]結(jié)合[o]結(jié)合[o]提供[o]提供[o]提供[o]※酸性介質(zhì)中配平的半反應方程式里不應出現(xiàn)OH–,在堿性介質(zhì)中885.原電池——將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。6.電池符號的書寫原則：（重點掌握）（1）給出電池反應要會寫出它的電極反應和電池符號（2）給出電池符號要會寫出它的電極反應和電池反應7.電極的分類：（1）金屬—金屬離子電極（2）氣體－離子電極（3）金屬－金屬難溶鹽-陰離子電極（4）氧化還原電極5.原電池——將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。6.電池符號的書寫原898.

標準電極電勢和標準氫電極規(guī)定：298K時Eθ

(H+/H2)＝0.0000V標準電極電勢高，說明電對中氧化型物質(zhì)在標準態(tài)下氧化能力強，還原型物質(zhì)的還原能力弱。標準電極電勢低，說明標準態(tài)下，電對中還原型物質(zhì)的還原能力強，氧化型物質(zhì)的氧化能力弱。8.標準電極電勢和標準氫電極規(guī)定：298K時Eθ(H90

§7.2電池反應的熱化學

ΔG＝－nEF

1.Eθ和ΔrGmθ的關(guān)系ΔGθ＝－nEθF

（1）學會利用該公式計算原電池的電動勢Eθ或ΔrGmθ（2）學會判斷氧化還原反應進行的方向§7.2電池反應的熱化學ΔG＝－nEF1.Eθ912.Eθ和電池反應Kθ的關(guān)系

298K時3.元素電勢圖

計算電對的標準電極電勢2.Eθ和電池反應Kθ的關(guān)系298K時3.元素電勢圖92

§7.3E與Eθ的關(guān)系aOx+ne-=bRed298K時1.

能斯特方程§7.3E與Eθ的關(guān)系aOx+ne-=bR93

1)電極反應中固體、純液體，不寫入公式。2)對氣體，以相對分壓代入公式。3)除氧化態(tài)、還原態(tài)物質(zhì)外，參加電極反應的其它物質(zhì)（如H+、OH－）濃度也應寫入。

應用Nernst公式時應注意：4)有H+、OH–參與時，當H+、OH–與氧化型物質(zhì)同側(cè)時，H+、OH–寫在方程分子項中，

H+、OH–出現(xiàn)在還原型物質(zhì)一側(cè)時，H+、OH–寫在方程的分母項中。5)

Nernst方程說明電極電勢與溫度有關(guān)。1)電極反應中固體、純液體，不寫入公式。應用Nerns94在電對溶液中加入沉淀劑，若使氧化態(tài)物質(zhì)生成沉淀，則電極電勢降低，若還原態(tài)物質(zhì)生成沉淀，則電極電勢升高。2.掌握能斯特方程的應用（相關(guān)計算）增大電對中氧化型的濃度，電極電勢增大,反之亦然。（1）溶液酸度對電極電勢的影響（2）生成沉淀對電極電勢的影響（3）利用Nernst方程求非標準狀況下的電極電勢（4）濃度對電極電勢的影響在電對溶液中加入沉淀劑，若使氧化態(tài)物質(zhì)生成沉淀，95（5）判斷反應方向（6）生成配合物對電極電勢的影響

在電對Mn+/M溶液中加入配位劑，若使Mn+生成配離子，則電極電勢降低，Mn+的氧化能力減弱，M還原性增強。（5）判斷反應方向（6）生成配合物對電極電勢的影響96第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)

第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)97

§8.1氧化還原反應§8.2原電池和電極電勢本章內(nèi)容§8.1氧化還原反應本章內(nèi)容98

§8.1氧化還原反應氧化還原反應：有電子得失或電子轉(zhuǎn)移的反應，被稱為氧化還原反應。8.1.1氧化值和化合價為了表示化合物中各元素的原子同其他原子結(jié)合的能力，19C中葉引入“化合價”的概念?！?.1氧化還原反應氧化還原反應：有電子得失或電子轉(zhuǎn)移99在價鍵理論和電負性的基礎(chǔ)上，為了表示各元素在化合物中所處的化合狀態(tài)，無機化學中引入了氧化值（又稱氧化數(shù)）的概念。化合價是表示元素原子能夠化合或置換1價原子（H）或1價集團（OH-）的數(shù)目，也表示化合物中某原子成鍵的數(shù)目。在共價化合物中某原子的原子價數(shù)即為該原子形成的共價單鍵的數(shù)目，在離子型化合物中即為離子的原子價數(shù)。如NH3、PCl5、CO2、NH4+在價鍵理論和電負性的基礎(chǔ)上，為了表示各元素在化合物中所處的化100O

CO1970年國際純粹與應用化學聯(lián)合會（IUPAC）對氧化值作了如下定義：氧化值(又稱氧化數(shù))是某元素一個原子的荷電荷，在化合物中，這種荷電荷把成鍵電子指定給電負性較大的原子而求得。*或：A原子與電負性較大的B原子成鍵時“給出”的電子數(shù)。確定元素氧化數(shù)所遵循的一般原則如下：(1)

任何形態(tài)的單質(zhì)中元素的氧化數(shù)為零。如N2、Zn、S8等物質(zhì)中，N2、Zn、S的氧化數(shù)都為零。OCO1970年國際純粹與應用化學聯(lián)合會101(2)單原子離子的氧化數(shù)等于離子所帶的電荷數(shù)。如Fe3+、Cl－離子中鐵和氯元素的氧化數(shù)分別為+3、－1。（注意離子電荷與氧化數(shù)表示方法不同。）(3)多原子分子中，所有的元素氧化數(shù)的代數(shù)和等于零；多原子離子中各元素氧化數(shù)的代數(shù)和等于該離子所帶的電荷數(shù)。(2)單原子離子的氧化數(shù)等于離子所帶的電荷數(shù)。如Fe3+、C102(4)氫在化合物中的氧化數(shù)一般為+1，但在金屬氫化物，如NaH、CaH2中，氫的氧化數(shù)為－1。氧在化合物中的氧化數(shù)一般為－2，但在過氧化物，如H2O2、BaO2等中，氧的氧化數(shù)為－1。在超氧化物，如KO2中，氧的氧化數(shù)為－1/2。在氟氧化物，如OF2中，氧的氧化數(shù)為+2，氟在化合物中的氧化數(shù)皆為－1。例10-1計算下列物質(zhì)中帶*元素的氧化數(shù)。H2S*O4、S*2O32－、S4*O62－、Mn*O4－、Fe3*O4622.578/3指出下列物質(zhì)中各元素的氧化數(shù)：KClO4、Cu2O、H2O2、NaH+1+7-2+1-2+1-1+1-1(4)氫在化合物中的氧化數(shù)一般為+1，但在金屬氫化物，如Na1037.1.2.氧化還原反應的特征氧化：在氧化和還原反應中，元素氧化數(shù)升高的過程稱為氧化。還原：在氧化和還原反應中，元素氧化數(shù)降低的過程稱為還原。

反應中氧化過程和還原過程同時發(fā)生特征:一種元素的氧化數(shù)升高，必有另一種元素的氧化數(shù)降低，且氧化數(shù)升高總數(shù)與氧化數(shù)降低總數(shù)相等。氧化數(shù)升高，被氧化氧化數(shù)降低，被還原氧化劑還原劑7.1.2.氧化還原反應的特征氧化：在氧化和還原反應中，元104氧化劑：得電子的物質(zhì)，氧化數(shù)降低。還原劑：失電子的物質(zhì)，氧化數(shù)升高。氧化反應：失電子即氧化數(shù)升高的過程，還原反應：得電子即氧化數(shù)降低的過程，氧化性：得電子的能力還原性：失電子的能力氧化劑：得電子的物質(zhì)，氧化數(shù)降低。105第八章氧化還原反應和電化學基礎(chǔ)課件106練習：指出下列反應的氧化劑、還原劑并寫出它們的氧化反應和還原反應。（1）CuO＋H2＝Cu＋H2O

（2）2Cu+＝Cu＋Cu2+

練習：指出下列反應的氧化劑、還原劑并寫出它們的氧化反應和還原107

CuO＋H2＝Cu＋H2O氧化數(shù)由＋2變?yōu)?(降低)氧化數(shù)由0變?yōu)椋?(升高)氧化劑還原劑還原反應:CuO+2H++2e≒Cu+H2O氧化反應:H2+2OH--2e≒2H2OCuO＋H2＝Cu＋H2O氧化數(shù)108氧化還原反應分類：(1)將氧化數(shù)變化發(fā)生在不同物質(zhì)中不同元素間的反應稱為一般氧化還原反應.2KClO3=2KCl+2O2(2)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在同一物質(zhì)中不同元素間的反應稱為自身氧化還原反應。

+5-2-10氧化還原反應分類：(1)將氧化數(shù)變化發(fā)生在不同物質(zhì)中不同元109(4)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在不同物質(zhì)的同一元素間的氧化還原反應稱為反歧化反應。如:Hg2++Hg=Hg22+(3)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在同一物質(zhì)中同一元素的不同原子間的氧化還原反應稱為歧化反應。如:Cu+在水溶液中的反應：2Cu+=Cu+Cu2+(4)若氧化數(shù)的變化發(fā)生在不同物質(zhì)的同一元素間的氧化還原反110Cl2+2KI=2KCl+I2Cl2+2e=2Cl-2I--2e=I2氧化還原半反應氧化還原半反應式中，氧化數(shù)較高的物質(zhì)稱為氧化型物質(zhì)，氧化數(shù)較低的物質(zhì)稱為還原型物質(zhì)。還原反應氧化反應氧化還原半反應：Cl2+2KI=2KCl+I2氧化還原半反應氧化還原半反應式1117.1.3氧化還原電對同一元素的氧化型和還原型構(gòu)成的共軛體系稱為氧化還原電對。用“氧化型/還原型”表示。例：Cl2/Cl-,I2/I-氧化還原電對的書寫形式與反應式有關(guān)。半反應電對MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OMnO4-/Mn2+MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH-MnO4-/MnO2

7.1.3氧化還原電對同一元素的氧化型和還原型構(gòu)成的共軛112在氧化還原電對中，氧化型的氧化能力越強，則其共軛還原型的還原能力越弱；反之，還原型的還原能力越強，則其共軛氧化型的氧化能力越弱。氧化還原反應是兩個氧化還原電對共同作用的結(jié)果，反應一般按照較強的氧化劑和較強的還原劑相互作用的方向進行。氧化型物質(zhì)的氧化能力與還原型物質(zhì)的還原能力與共軛酸堿的強弱相似：在氧化還原電對中，氧化型的氧化能力越強，則其共軛還原型的還1137.1.4氧化還原反應方程式的配平1.氧化數(shù)法原則：還原劑氧化數(shù)升高數(shù)和氧化劑氧化數(shù)降低數(shù)相等(得失電子數(shù)目相等）寫出化學反應方程式確定有關(guān)元素氧化態(tài)升高及降低的數(shù)值確定氧化數(shù)升高及降低的數(shù)值的最小公倍數(shù)。找出氧化劑、還原劑的系數(shù)。核對，可用H+,OH–,H2O配平。7.1.4氧化還原反應方程式的配平1.氧化數(shù)法114例:As2S3+HNO3H3AsO4+H2SO4+NO氧化數(shù)升高的元素：2As3+→

2As5+升高43S2–

→3S6+升高24N5+→N2+降低33As2S3+28HNO36H3AsO4+9H2SO4+28NO左邊28個H，84個O；右邊36個H，88個O左邊比右邊少8個H，少4個O3As2S3+28HNO3+4H2O

6H3AsO4+9H2SO4+28NO例:As2S3+HNO3H3As115eg.配平反應KMnO4+Na2SO3+H2SO41）寫出兩個半反應

2）分別配平兩個半反應式中的H和O。Mn2++SO42-+H2O2.離子-電子法eg.配平反應KMnO4+Na2SO3+H2SO411163）根據(jù)“氧化劑得電子總和等于還原劑失電子總和”的原則，在兩個半反應前面乘上適當?shù)南禂?shù)相減并約化。

4）檢查質(zhì)量平衡及電荷平衡。

3）根據(jù)“氧化劑得電子總和等于還原劑失電子總和”的原則，在117※酸性介質(zhì)中配平的半反應方程式里不應出現(xiàn)OH–,在堿性介質(zhì)中配平的半反應不應出現(xiàn)H+結(jié)合[o]結(jié)合[o]結(jié)合[o]提供[o]提供[o]提供[o]※酸性介質(zhì)中配平的半反應方程式里不應出現(xiàn)OH–,在堿性介質(zhì)中1187.1.5原電池(galvaniccell)和電極電勢鹽橋的作用：構(gòu)成原電池的通路，維持溶液的電中性，消除液體接界電位。鹽橋里面充滿電解質(zhì)溶液(一般用飽和KCl溶液,為使溶液不致流出,常用瓊脂與KCl飽和溶液制成凍膠。)1.原電池——將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。7.1.5原電池(galvaniccell)和電極電勢119兩個半電池由鹽橋接通內(nèi)電路，外電路由導線和安培計連通。鋅半電池──由鋅電極和鋅鹽溶液（ZnSO4）組成。銅半電池──由銅電極和銅鹽溶液（CuSO4）組成。原電池的組成兩個半電池由鹽橋接通內(nèi)電路，外電路由導線和安培計連通。鋅半電120

負極：Zn2+增加，Cl-中和之，以免使反應終止；正極：Cu2+減少，SO42-過剩，K+中和之，以免使反應終止。原電池由兩個半反應組成，每個半反應稱為一個電極，電極的正負可由電子的流向確定。輸出電子的電極為負極，發(fā)生氧化反應；輸入電子的電極為正極，發(fā)生還原反應。將兩個電極反應合并即得原電池的總反應。鋅電極（負極，氧化反應）ZnZn2++2e－銅電極（正極，還原反應）Cu2++2e－Cu原電池反應：Zn+Cu2+=

Zn2++Cu負極：Zn2+增加，Cl-中和之，以免使反應終止；1211)電極反應與電池反應電極反應：負極：Zn-2e=Zn2+正極:Cu2++2e=Cu原電池總反應（電池反應）：Zn+Cu2+==Zn2++Cu1)電極反應與電池反應電極反應：122原電池中，每個電極反應（即半反應）都對應一個電對，每個電極中均含有同一元素的具有不同氧化數(shù)的一對物質(zhì)，電對中具有較高氧化數(shù)的物質(zhì)稱為氧化型（氧化態(tài)）物質(zhì)，具有較低氧化數(shù)的物質(zhì)稱為還原型（還原態(tài)）物質(zhì)，電極符號“氧化型/還原型”表示。如Cu2++2e－=Cu電極反應的電對為Cu2+/Cu，電對Zn2+/Zn電極反應是Zn=Zn2++2e－。2）氧化還原電對原電池中，每個電極反應（即半反應）都對應一個電對，每個電1233)原電池符號(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)左邊表示負極，右邊表示正極“|”表示界面，“||”表示鹽橋c1,c2表示各溶液濃度，若有氣體，注明氣體分壓。若沒有金屬參加，應用惰性金屬(如Pt)作導體，構(gòu)成電極。3)原電池符號(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(124相同聚集狀態(tài)（相同相態(tài)）的同一元素不同價態(tài)物質(zhì)可組成氧化還原電對如Fe2+(c)和Fe3+(c)，PbSO4(s)和PbO2(s).在電池符號表示中兩者用","號隔開反應：2Fe3++Sn2+=Sn4++2Fe2+

的電池符號為:(-)

Pt|Sn2+(c1),Sn4+(c2)Fe3

+(c3),Fe2+(c4)|Pt(+)相同聚集狀態(tài)（相同相態(tài)）的同一元素不同價態(tài)物質(zhì)可組成氧化還原125例題1MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O電極反應：(-)Fe2+-e=Fe3+(+)MnO4-+8H++5e=Mn2++H2O電池符號：(-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO4-(c3),Mn2+(c4),H+(c5)|Pt(+)凡有參加氧化還原反應及電極反應的物質(zhì)有的自身雖無發(fā)生氧化還原反應，在原電池符號中仍需表示出來.例題1MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++126例題2(-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(c3)||Fe3+(c4),Fe2+(c5)|Pt(+)電極反應：負極：HNO2+H2O-2e=NO3-+3H+正極：Fe3++e=Fe2+電池反應：2Fe3++HNO2+H2O=2Fe2++NO3-+3H+例題2(-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(127氧化半反應：Zn－2e=Zn2+

還原半反應：Cu2++2e=Cu(-)Pt,H2(p)H+(1mol·L-1)

Fe3+(1mol·L-1)，F(xiàn)e2+(1mol·L-1)

Pt(+)1:根據(jù)半反應寫出電池符號:2:根據(jù)電池符號寫出電池反應:解:(-)ZnZn2+(c1)

Cu2+(c2)

Cu(+)解:氧化半反應：H2-2e=2H+還原半反應：Fe3++e-=Fe2+總反應：H2+2Fe3+=2H++2Fe2+氧化半反應：Zn－2e=Zn21283：已知電池符號如下：電池符號：(-)Pt,H2(p)H+(c1mol·L-1)

Cl–(c2

mol·L-1)Cl2(p),Pt(+)寫出該電池的電極反應和電池反應。解:負極：H2-2e-=2H+正極：Cl2

+2e-=2Cl–

電池反應：H2+Cl2

=2H++2Cl–

3：已知電池符號如下：解:負極：H2-2e-=1294)常用的電極：①金屬－金屬離子電極：是由金屬和其離子的鹽溶液構(gòu)成。如Cu與其鹽溶液構(gòu)成的電極，其電極反應為：電極符號:Cu(s)|Cu2+(c)Cu2++2e-Cu②氣體－離子電極：是由惰性金屬(通常為Pt)浸入由氣體和對應離子所組成的溶液中構(gòu)成。惰性金屬只作導體，不參加電極反應。如氫電極，其電極反應為：2H++e-H2電極符號:Pt|H2(p)|H+(c)見課本P2494)常用的電極：①金屬－金屬離子電極：是由金130③金屬－金屬難溶鹽電極-陰離子電極：是由金屬表面涂以該金屬的難溶鹽，再將其浸在與該鹽具有相同陰離子的鹽溶液中構(gòu)成。如甘汞電極，其電極反應為：電極符號:Pt|Hg|Hg2Cl2(s)|Cl-(c)AgCl電極:電極符號:Ag|AgCl(s)|Cl-(c)③金屬－金屬難溶鹽電極-陰離子電極：是由金屬表面涂以該金屬的131④氧化還原電極：是由惰性金屬鉑插入含有同一元素不同氧化數(shù)的兩種離子的混合液中構(gòu)成。如Pt插入到含F(xiàn)e2+、Fe3+的溶液中構(gòu)成的電極，其電極反應為：電極符號:Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)④氧化還原電極：是由惰性金屬鉑插入含有同一元素不同氧化數(shù)的兩132原電池能產(chǎn)生電流，說明原電池兩電極間存在電勢差，這個電勢差稱為原電池的電動勢，用符號E表示，單位為V（伏）。則有E=2.電極電勢1)電極電勢的產(chǎn)生

在銅鋅原電池中，電子由鋅極（負極）經(jīng)外電路流向銅極（正極），在電路的內(nèi)部電子經(jīng)正極流向負極，而電流的方向則與之相反，在外電路中，電流是從銅極（正極）流向鋅極（負極）。電極電勢的不同是由于電極物質(zhì)的氧化還原能力（得失電子能力）不同而引起的。原電池能產(chǎn)生電流，說明原電池兩電極間存在電勢差，這個133II+-II+-134金屬晶體是由金屬原子、金屬離子和自由電子組成的。當把金屬插入其鹽溶液中時，金屬表面的離子與溶液中極性水分子相互吸引而發(fā)生水化作用。這種水化作用可使金屬表面上部分金屬離子進入溶液而把電子留在金屬表面上，這是金屬溶解過程。金屬越活潑，溶液越稀，金屬溶解的傾向越大。另一方