第十一章 氧化还原反应要点
最全氧化还原反应知识点总结
一、氧化还原基本概念1、四组重要概念间的关系(1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。
氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。
(2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高(或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子)的反应称为还原反应。
(3)氧化剂、还原剂是指反应物。
所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂。
(4)氧化产物、还原产物是指生成物。
所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。
关系：口诀：化合价升．高，失．电子，被氧．化，还．原剂，氧．化反应；（升失氧还氧）化合价降．低，得．电子，被还．原，氧．化剂，还．原反应；（降得还氧还）2、氧化还原反应与四种基本反应类型注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。
二、氧化还原反应的有关计算1．氧化还原中的电子转移表示法(1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如注意：○1线桥从方程式的左侧指向右侧；○2箭头不表示得失，只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。
(2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂，具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。
如三、氧化还原反应的类型1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。
例如：2．部分氧化还原反应此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外，还伴随非氧化还原反应。
例如3．自身氧化还原反应自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。
氧化还原知识点归纳总结
氧化还原知识点归纳总结1.了解氧化还原反应的本质是电子转移；2. 能正确理解氧化还原反应的概念及概念间的相互关系；3.能用单、双线桥正确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目；4.能正确判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
5.掌握氧化还原反应方程式的配平方法和技巧；6.灵活运用电子转移守恒法进行氧化还原反应的相关计算。
一、氧化还原反应的相关概念 1．本质和特征2．有关概念及其相互关系例如：反应4HCl(浓)＋MnO 2=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，氧化产物是Cl 2，还原剂是HCl ，还原产物是MnCl 2；生成1 mol Cl 2时转移电子的物质的量为2_mol ，被氧化的HCl 的物质的量是2_mol 。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：(2)单线桥法请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：4．常见的氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
如：(3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性具有中间价态的物质氧化产物还原产物Fe2＋Fe3＋FeSO2－3SO2－4SH2O2O2H2O其中：Fe2＋、SO2－322二、物质氧化性、还原性强弱的比较1．氧化性、还原性的判断(1)氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。
(2)氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。
如：Na －e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
(3)从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl－、S2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2＋、S、Cl2等。
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳一、概念1、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应2、氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力3、氧化产物：氧化后的生成物还原产物：还原后的生成物。
4、被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程5、氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原性：还原剂具有的失电子的能力6、氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移口诀：失．电子，化合价升．高，被氧．化（氧化反应），还原剂；得．电子，化合价降．低，被还．原（还原反应），氧化剂；7、氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法（1）双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。
用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．化合价降低+ne－被还原氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物化合价升高－ne－被氧化（2）单线桥法：表示反应物中氧化剂、还原剂间电子转移的方向和数目。
在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．二、物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。
氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。
1、根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。
氧化还原反应知识点详解
氧化还原反应一、重要概念间的关系1.氧化还原反应的本质是反应过程中有特征是反应前后有2.把握好两条线二、常见的氧化剂和还原剂1.常见氧化剂2.常见还原剂三、氧化还原反应的配平氧化还原反应方程式配平的一般方法步骤:“二选、二标、三定”1.二选：选定物质：升高线、降低线中各选定一个物质2.二标：选定物质算变价原子化合价差值x变价原子角标3.三定：通过求最小公倍数使化合价升降总数相等。
一定选定物质化学计量数，观察配另外两个物质计量数；二定电荷守恒，三定其他物质和化学计量数。
四、氧化还原反应的规律1、氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物2、归中规律高变高，低变低题组一1.高炉炼铁中存在反应: 。
下列说法正确的是( )A.CO是氧化剂B.CO是还原剂C.CO既是氧化剂又是还原剂D.CO既不是氧化剂又不是还原剂2.工业上制备硝酸的一个重要反应为: 下列有关该反应的说法正确的是( )A.O2是还原剂B.NH3是氧化剂C.O2失去电子D.NH3发生氧化反应3.下列变化过程中,加入氧化剂才能实现的是( )A.Cl2→C l-B.I-→I2C.SO2→SO32-D.CuO→Cu4.下列物质应用时,起还原作用的是( )A明矾作净水剂B.甘油作护肤保湿剂C.漂粉精作消毒剂D.铁粉作食品袋内的脱氧剂5.下列实验中的颜色变化，与氧化还原反应无关的是( )7.下列变化中，气体被还原的是( )A.二氧化碳使Na2O2固体变白B.氯气使KBr溶液变黄C.乙烯使Br2的四氯化碳溶液褪色D.氨气使AlCl,溶液产生白色沉淀8.下列判断不正确的是[双选]( )A. 向CuSO4溶液中加入铁粉,有红色固体析出。
说明:Fe2的氧化性强于Cu2+的氧化性B. 1 mol甲烷完全燃烧转移的电子数为8NAD.2Na2O2+2H2O= 4NaOH+O2↑与Cl2+H2O= HCl+HCIO，均为水作还原剂的氧化还原反应反应2Cu2++ 5I-= 2Cul↓+ I3-,中的氧化剂为10.Fe2O3与FeS2混和物在缺氧条件下焙烧生成Fe3O4和SO2理论上完全反应消耗的n(FeS2): n(Fe2O3)=题组二1.[16全国11,28]写出“煅烧“偏钒酸铵(NH4VO3)得到V2O5的化学方程式:2.[15全国1,27]写出Mg2B2O5·H2O与硫酸反应制备硼酸(H3BO3)的化学方程式:3.[15全国I ,27]以硼酸(H3BO3)和金属镁为原料在加热条件下可制备单质硼,用化学方程式表示制备过程:4.[15全国1I,37] 单质Cl2与湿润的Na2CO3反应可制备Cl2O,其化学方程式为:5.[17全国I ,27]钛铁矿(FeTiO3)用盐酸“酸浸"后,钛主要以TiOCl42-形式存在,写出相应反应的离子方程式:6.[18全国II, 28] SiHCl3在常温常压下为易挥发的无色透明液体，遇潮气时发烟生成(HSiO)2O等，写出该反应的化学方程式7.(18全国1,27] Na2S2O5可用作食品的抗氧化剂，可用碘标准液滴定。
高三氧化还原知识点总结
高三氧化还原知识点总结氧化还原反应是化学反应中一种重要的类型。
在氧化还原反应中，原子、离子或分子丧失或获得电子，从而产生电荷变化。
在高三阶段，学生们需要掌握氧化还原反应的基本概念、平衡方程式、氧化剂和还原剂的定义以及相关的应用等知识点。
1. 氧化还原反应概念氧化还原反应是指在反应中原子、离子或分子的电子转移过程。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，同时发生的氧化和还原反应称为氧化还原对。
氧化还原反应通过电子数的增加或减少来体现。
2. 氧化还原反应的平衡方程式氧化还原反应通常通过平衡方程式来描述。
平衡方程式在化学方程两侧同时增加电子数，使得正负电荷数相等。
举例来说，我们可以用以下方程式表示锌与硫酸反应产生氢气：Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H23. 氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，氧化剂接受物质的电子，而还原剂提供电子。
氧化剂自身被还原，还原剂自身被氧化。
氧化剂的特征是能氧化其他物质，而还原剂的特征是能被氧化。
4. 氧化还原反应的应用氧化还原反应广泛应用于许多领域。
例如，在工业上，金属的氧化是造成金属腐蚀的主要原因之一。
另外，燃烧反应也是一种氧化还原反应，它产生热能和光能。
在生物体内，氧化还原反应是维持生命活动的重要过程之一。
5. 氧化数的计算在氧化还原反应中，通过计算氧化数可以判断某个物质是否被氧化或还原。
氧化数是指反应物原子所带电荷的大小。
一般来说，原子的氧化数可以根据元素的共价价电子数和离子价电子数来确定。
6. 氧化还原反应的红ox和蓝Red反应红ox反应指的是具有氧化性的物质和具有还原性的物质发生反应，使其中一种物质的颜色发生变化，红色物质消失。
蓝Red反应则是相反的过程，即具有还原性的物质和具有氧化性的物质发生反应，使其中一种物质的颜色发生变化，蓝色物质消失。
7. 电位和电势在氧化还原反应中，电位是指电池的两个电极之间产生的电压。
电势差是指电位的差异，也是衡量氧化还原反应的驱动力。
氧化还原反应(要点知识归纳总结)氧化还原反应与元素化合价变化
• 写出Zn与CuSO4溶液反应 的离子方程式，并比较： • 还原性： > ;氧 化性： >
• 4、反应先后规律 • 当有多种氧化性或多 种还原性物质时，氧 化性越强的氧化还原 反应的先后顺序
• 在向由Zn、Fe组成的 混合物中加入过量的 稀H2SO4溶液后，先 发生反应为 后发生 反应为 。
高一化学 备课组
• 5、正易逆难规律 • 越容易失去电子的物 质，失去电子后就越 难得到电子；越容易 得到电子的物质，得 到电子后就越难失去 电子。
• 如何根据氧化还原反 应的规律判断物质氧 化性、还原性的强弱 的一般方法
高一化学 备课组
物质氧化性、还原性相对强弱判断 的一般方法
1、根据金属活动顺序表
高一化学 备课组
氧化还原反应的基本规律及作用
• 1、电子守恒规律 • 还原剂失电子总数（或物 质的量）=氧化剂得电子 总数（或物质的量） • 作用：有关氧化还原反应 的计算 • 配平氧化还原反应方程式 • 2、表现性质规律 • 元素处于最高价，只有氧 化性；元素处于最低价， 只有还原性；元素处于中 间价，既 氧化性又有还原 性。 • 作用：判断物质的氧化性、 还原性 • 金属单质只有还原性，非 金属单质大多数既有氧化 性又有还原性
氧化还原反应 （要点知识归纳总结）
• 氧化还原反应与元素化合 价变化的关系 • 物质所含元素化合价升高 的反应是氧化反应 • 物质所含元素化合价降低 的反应是还原反应 • 有元素化合价升降的化学 反应是氧化还原反应 • 没有元素化合价升降的化 学反应是非氧化还原反应 • 失去（或偏离）电子的反 应叫做氧化反应 • 得到（或偏向）电子的反 应叫做还原反应 • 有电子转移（得失或偏移） 的反应是氧化还原反应 • 没有电子转移（得失或偏 移）的反应是非氧化还原 反应
化学氧化还原反应知识要点
氧化还原反应知识要点1.有关氧化还原反应的概念(1)氧化反应和还原反应 (2)氧化还原反应(3)氧化剂和还原剂 (4)氧化产物和还原产物小结：在氧化还原反应中有五对既对立又联系的概念：常见还原剂常见氧化剂 (1)活泼金属单质，如K 、Na 、Mg 、Al 等 (1)活泼非金属单质，如：F 2、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、O 3等(2)非金属离子，含低价态元素的化合物和某些非金属单质，如S 2－、H 2S 、SO 23、I －、HI 、HCl 、NH 3、CO 、H 2、Si 、C 等(2)含较高价态元素的化合物如：HNO 3、H 2SO 4、KClO 3、KMnO 4、MnO 2、HClO 、NO 2等 (3)低价阳离子，如Fe 2＋、Cu ＋、Sn 2＋等 金属性较弱的正高价阳离子，如：Fe 3＋、Cu 2＋、Ag ＋、Sn 4＋ 某些物质既可作氧化剂又可作还原剂，如：Na 2O 2、H 2O 23.氧化还原反应实质的表示方法(1)电子得失法即双线桥法在化学方程式中表示原子或离子得失电子的结果，在线上标出得失电子的数目。
一般失电子的一方写在上面，得电子的一方写在下面，一定要写出得失电子总数。
箭头由反应物指向失3×2e －(化合价升高被氧化))如：3Cu ＋8HNO 3====3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋4H 2O物质 性质 过程 反应 产物 氧化剂得电子 失电子 还原剂 还原性 氧化性 化合价降低 化合价升高 被还原 被氧化 还原反应 氧化反应 还原产物 氧化产物具有 具有 发生 发生 表象 实质 本身 本身 生成 生成(2)电子转移法即单线桥法在化学方程式中表示原子或离子间电子转移情况，在线上标出电子转移总数，但不写得、失。
如：3Cu ＋8HNO 3====3Cu(NO 3)2＋2NO↑＋4H 2O箭头由反应物指向反应物，即箭头由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。
氧化还原反应知识点总结
氧化还原反应【知识清单】知识点一、氧化还原反应的基本概念及相互关系1、氧化还原反应的实质是存在电子的转移（电子的得失或电子对的偏移），特征是反应前后元素化合价的变化；判断某反应是否属于氧化还原反应可根据反应前后化合价是否发生了变化这一特征。
2、基本概念（1）氧化反应：元素化合价升高的反应；还原反应：元素化合价降低的反应。
（2）氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力（3）氧化产物：氧化后的生成物；还原产物：还原后的生成物。
（4）被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程；被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程。
口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂。
剂性相同，其他相反。
3．氧化还原反应的表示方法(1)双线桥法箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。
箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。
在“桥”上标明电子的“得到”与“失去”，且得失电子总数应相等。
如：(2)单线桥法箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。
箭头方向表示电子转移的方向。
在“桥”上标明转移的电子总数。
4．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系(1)有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应；(2)有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应；(3)置换反应一定是氧化还原反应；(4)复分解反应一定不是氧化还原反应。
知识点二、常见的氧化剂和还原剂（1）常见的氧化剂：①活泼的非金属单质：F2、O2、O3、Cl2等；②含有高价态元素的化合物：HNO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4等；③某些金属元素的高价态离子：Fe3+、Cu2+等；④其它：H2O2、Na2O2、HClO等。
（2）常见的还原剂：①活泼的金属单质：K、Na、Fe、Mg等；②含有低价态元素的化合物：H2S、HI、CO2、SO2、H2SO3等；③某些非金属单质：H2、C等。
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1-2 氧化还原反应 1） 氧化与还原 氧化：氧化数升高的过程。 还原：氧化数降低的过程。
还原
Cu2+＋Zn
氧化
Zn2+＋Cu
1
2） 氧化剂与还原剂 氧化剂：使其它物质氧化，反应中自身被还原。 还原剂：使其它物质还原，反应中自身被氧化。
2FeCl3 + 2KI 氧化剂 还原剂 2FeCl2 + I2 + 2KCl
H2S S:-2
O2
Sn2+ Sn:+2
+
Cl2
3） 氧化还原电对 Cu2+/Cu , Zn2+/Zn， H+/H2
通式为： 氧化型/还原型 称为氧化还原电对。
氧化型+ze-
还原型还原反应方程式的配平
2-1 氧化数法(略) 2-2 离子电子 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。 步骤：
2Cr3++7H2O
2
4. 使两个半反应电子得失数相等后相加。 Fe2+ - e Cr2O72+ 6e Fe3+ +14H+ 2Cr3+ ×6 +7H2O ×1
Cr2O72-+6Fe2+ +14H+ 5．核对等式两边电荷数 +24 = +24
2Cr3++6Fe3+ +7H2O
例：MnO4- + SO32- → MnO42- + SO42（碱性介质） 氧化反应：SO32-+2OH--2e SO42-+H2O ×1 ×2 还原反应：MnO4- + e MnO422MnO4-+SO32-+2OH核对: 2MnO42-+SO42-+H2O
常见氧化剂： KMnO4 、 K2Cr2O7、 Fe2(SO4)3 、HNO3 氧化数： Mn:+7 、 Cr:+6 、 Fe:+3 、 常见还原剂： H2 Zn 氧化数： H:0 Zn:0
H2O2 还原剂
H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ 氧化剂 2Fe3+ + 2H2O
N:+5
CO C:+2
2HCl +
反应物少一个氧原子 +H2O＝2H+ +2OH-＝H2O +H2O＝2H+
-6 = -6
介质 反应物多一个氧原子 酸性 碱性 中性 +2H+ = H2O +H2O = 2OH+H2O＝2OH-
例：配平方程式
As2S3 (s) HNO3 (aq) H3 AsO4 (aq) H 2SO 4 (aq) NO (g)
计算H2S、H2SO4、H2SO3、Na2S2O3中 S 的氧化数。 H2 S -2; H2SO3 +4; H2SO4 Na2S2O3 +6; +2
计算K2Cr2O7中Cr的氧化数 2(+1)+2Cr +7(-2) =0 Cr = +6
计算Fe3O4中Fe 的氧化数 3Fe + 4(-2) = 0 Fe = +8/3
e (-)
KCl+琼脂 Zn Cu
(+)
ZnSO4溶液
3
CuSO4溶液
使化学能转变为电能的装置叫原电池 负极（氧化反应）： Zn - 2e Zn2+ 正极（还原反应）： Cu2+ + 2e Cu
电池反应(氧化还原反应)： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
锌与锌离子（铜与铜离子）构成的电极又叫半电池。
第十一章 氧化还原反应
§11-1 氧化还原的基本概念 两类反应： 非氧化还原反应：如酸碱反应、沉淀反应、配位反应。 氧化还原反应： 有电子得失或电子转移的反应. 1-1 氧化数 元素的氧化数是指该元素的一个原子与其它原子形成分子或离子时转移或偏移的 电子数。 如：离子化合物： 共价化合物 NaCl Na：+1 Cl：-1 HCl H：+1 Cl：-1 BaO Ba：+2 O：-2 H2O H：+1 O：-2 Al2O3 Al：+3 O：-2 As2S3 As：+3 S ：-2 具体规则如下： 1) 单质中元素的氧化数为 0,如 H2、N2、O2 中 H、N、O 的氧化数为 0。 2) 中性分子元素的氧化数的代数和为 0，如 As2S3 2（+3）+3（- 2） ）= 0 3) 多原子离子中元素氧化数的代数和等于离子电荷，如 NO3 ：+5+3(- 2)= - 1 4) 氢一般为+1，与活泼金属(NaH、CaH2)化合时为 -1。 5) 氧一般为-2，在过氧化物中（H2O2）为-1，在超氧化物（NaO2）中为-1/2，在 OF2 为+2。 6) 氟的氧化数为-1。
解：As2S3 NO3 H3 AsO4 SO 2 4 NO NO3 4H 3e NO 2H2 O
①
As2S3 6H 20H2 O 2H3 AsO4 3SO 2 4 40H 28e ② 即： As2S3 20H2 O 2H3 AsO4 3SO 2 4 34H 28e
①×28+②×3得
28NO 3 3As2S3 4H2 O 10H 6H3 AsO4 9SO 2 4 28NO
3As2S3 28HNO 3 4H2 O 6H3 AsO4 9H2SO 4 28NO
§11-3 电极电势 3-1 原电池和电极电势 1 原电池 将锌片放入硫酸铜溶液中，反应如下： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
1．写出离子反应方程式 Cr2O72- + Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+ + H2O 2. 写成两个半反应 氧化反应： Fe2+ → Fe3+ 还原反应： Cr2O72- →Cr3+ 3. 配平两个半反应 氧化反应 ： Fe2+ - e Fe3+ 还原反应 :Cr2O72-+6e+14H+
电极反应即半反应：氧化态+ne 还原态- ne
还原态 氧化态
原电池符号的表示： ( - ) Zn | Zn2＋( cZn2 )‖Cu2＋( cCu2 ) | Cu (+)
1．“ | ”表示两相的界面，“‖ ”表示盐桥； 2．负极(negative pole)/阳极(anode)在左，正极(positive pole)/阴极(cathode)在右。 3．应注明溶液的浓度，气体的压力，反应的温度. 如不注明则为标准状态, 即浓度 为 1mol/L, 压力为 100kPa、温度为 25℃.