氧化还原与电极电势
氧化还原反应和电极电势
氧化还原反应和电极电势知识点一：氧化还原反应一、基本概念：1、氧化值（氧化数）和原子价（化学价）氧化数：假定把化合物中成键的电子全部归于电负性大的原子后，原子所带的形式电荷数，就叫该元素的氧化数。
它与离子带的电荷表示不一样。
Zn 2+→Zn +2（与化合价表示法类似）。
氧化数与化合价含义不同。
氧化数有许多人为的规定： ①单质中，元素的氧化值为零。
②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数 。
③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。
④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF 2和O 2F 2中，氧的氧化值分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子氧化值的代数和为零；复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
例：56 H I O I 7+的氧化值是；246S O S 2.5-+的氧化值是；氧化数与化合价的区别：a.含义不同，氧化数仅表示了元素原子在化合物中的化合状态；而化合价则表示元素的化合能力（原子个数比）。
b.由于化合价表示在离子化合物中原子得失电子数，共价化合物中共用电子对数，∴它只能是整数，不能是分数；而氧化数实质上是化合物中原子所带有的形式电荷数（表观电荷数），∴它可以是整数，也可以是分数。
2、氧化还原反应在一个反应中，氧化数升高的过程称为氧化；氧化数降低的过程称为还原。
在化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应称为氧化还原反应。
在氧化还原反应中，氧化数降低的物质称氧化剂；氧化数升高的物质称还原剂。
3、氧化还原电对在氧化还原反应中，氧化剂得电子氧化数降低，就变成了氧化数低的还原剂；同样，还原剂失电子后变成了氧化数高的氧化剂，这样就构成了两个共轭的氧化还原电对。
氧化还原反应是两个共轭氧化还原电对共同作用的结果。
如： Cu 2++ Zn Cu + Zn 2+. 氧化剂1 还原剂1 还原剂2 氧化剂2电对中氧化剂氧化能力越强，其共轭还原剂的还原能力越弱；还原剂还原能力越强，其共轭氧化剂的氧化能力越弱。
氧化还原与电极电势
电极导体所构成。
第五类：膜电极—是通过传感膜选择识别能力，感受待测
物质，并产生信号。
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常见电极
甘汞电极 calomelelectrode
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常见电极
氯化银电极 silver— chloride—
— electrode
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常见电极
离子选择电极——膜电极 ion—selective—electrode membrane—electrode
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7.2.2 原电池的组成及其表示
若电极反应无金属导体, 用惰性电极Pt或C (石墨) 纯液体、固体和气体写在靠惰性电极一边, 用“,”分开.
例题: 将反应: 2Fe2+(1.0mol·L-1) + Cl2 (100kPa) → 2Fe3+(0.10mol·L-1) + 2Cl-(2.0mol·L-1)设计成原电池, 并写出电池 符号.
(即——原子表观电荷数).
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7.1 氧化还原反应的基本概念
确定氧化数的规则:
1、单质中元素的氧化数为零; 例如: H2中H的氧化数为0. 2、氢的氧化数一般为+1, 在金属氢化物中为-1; 例如: NaH中H的氧化数为-1. 3、氧的氧化数一般为-2; 在过氧化物中为-1; 在 氧的氟化物中为+1或+2。
加氧氧化 去氧还原
2Cu+O2 =2CuO CuO+H2 =Cu+H2O
加氢还原 去氢氧化
CH3-CO-CH3→CH3-CHOH-CH3 CH3-CH2OH→CH3-CHO
第6讲 氧化还原与电极电势
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注
(1) 纯固体纯液体，浓度为常数1 ；气体物
质p/ pӨ。物质浓度，用c/cӨ表示。
(2) H+，OH-等以各自计量系数为指数的乘
幂代人方程，H2O数值1代入方程中。
(3) 先写出电极反应式。
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（二） 浓度对电极电势的影响
0.0591 [氧化型] 氧化型浓度增大或还原 lg n [还原型] 型浓度减小，φ 增大。
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例6-7：在含有Cl-和I-混合溶液中，为使I氧化为I2而Cl-不被氧化，用Fe2(SO4)3或 KMnO4哪一种？
解：查表得 I2+2e≒2I- φӨ=+0.5355
Fe3++e≒Fe2+ φӨ=+0.771 Cl2+2e≒2Cl- φӨ=+1.3583 MnO4-+5H++5e≒Mn2++4H2O φӨ=+1.51 φӨ ( MnO4-/Mn2+) 值最大，可以氧化Cl-和I-
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I2+2e≒2I- φӨ=+0.5355V
0.0591 [ I 2 ] 0.0591 1 lg 0.5355 lg 2 0.595 V 2 [I ] 2 0.1
Fe3++e≒Fe2+ φӨ=+0.771V
[ Fe3 ] 0.1 0.0591lg 0.771 0.0591lg 0.830 V 2 [ Fe ] 0.01
因为 φӨ(Cl2/Cl-)φӨ(Fe3+/Fe2+)>φӨ(I2/I-)
2Fe3++2I-≒2Fe2++I2
电极电势与氧化还原反应的关系
电极电势与氧化还原反应的关系1. 电极电势的概念电极电势是指电化学反应中电子在电极上移动所产生的电场势能。
它是一个重要的物理量，可以用来描述化学反应的进行方向和速率。
2. 电极电势的测定电极电势可以通过电池或电化学电池进行测定。
在电池的正极和负极之间产生的电势差就是电极电势。
3. 电极电势与氧化还原反应的关系氧化还原反应指的是物质失去电子（氧化）和物质获得电子（还原）的过程。
这些过程会伴随着电化学反应产生电势。
不同的氧化还原反应具有不同的电极电势。
4. 电极电势的计算根据化学反应生成或消耗的电子数目，可以利用法拉第定律和纳迪尔方程来计算电极电势。
这些定律和方程可以帮助我们理解电化学反应中电势的变化。
5. 电极电势与标准电极电势标准电极电势是指在标准状态下（通常指气压为 1 atm，溶液浓度为1 M）测定的电极电势。
它是一种用来比较不同氧化还原反应电势大小的物理量，常用标准氢电极作为参比电极。
6. 电极电势与电化学反应动力学电极电势可以影响氧化还原反应的进行速率。
通常情况下，电极电势越大，氧化还原反应越容易进行，速率越快。
7. 应用电极电势的研究在多个领域有着广泛的应用，例如在燃料电池、电化学传感器、电镀和金属腐蚀等方面都有重要的作用。
通过对电极电势的理解和控制，可以提高这些应用的效率和性能。
总结：电极电势作为电化学领域中的重要物理量，与氧化还原反应有着密切的关系。
通过对电极电势的测定、计算和应用，可以深入理解和控制氧化还原反应的进行和速率，从而推动电化学领域的发展，并促进相关应用的进步和改进。
8. 电极电势与溶液中的化学平衡在电化学反应中，溶液中的化学平衡也会影响电极电势的大小。
根据化学平衡原理，不同物质的浓度对于电极电势也会产生影响。
在有些氧化还原反应中，溶液中的氧化物或还原物质的浓度变化会导致电极电势的变化。
在研究电极电势的时候，需要考虑到溶液中的化学平衡对电极电势的影响，这可以通过应用“Nernst方程”来描述。
化学物质的氧化还原反应与电极电势
化学物质的氧化还原反应与电极电势在化学反应中，氧化还原反应是一种非常重要的反应类型。
氧化还原反应是指物质中某种原子失去电子，被氧化为更高氧化态，同时另一种原子获得电子，被还原为更低氧化态的反应。
这个反应的基础是电子的转移，因此电极电势的概念在氧化还原反应中扮演了关键的角色。
1. 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，发生氧化的物质称为氧化剂，它接受其他物质的电子，并自身被还原。
而发生还原的物质称为还原剂，它将电子转移给其他物质，自身被氧化。
通过电子的流动，原子的氧化态和还原态发生了变化，反应造成了原子之间电荷的重新分配。
2. 电极电势的基本概念电势差是一个用来衡量电场强度的物理量，电势差的存在使得电荷能够在电场中移动。
在氧化还原反应中，电极电势是指某一电极的电位与标准氢电极之间的差异。
标准氢电极被定义为电极电势为0V的参照物。
3. 电极电势的测量方法为了测量电极电势，可以使用电化学电池，其中包括一个被测电极和一个参比电极。
常用的参比电极是标准氢电极，由于标准氢电极的电极电势被定义为0V，因此可以用来测量其他电极的电势差。
在实际测量中，常使用电位计来测量电势差。
4. Nernst方程Nernst方程是描述电极电势与电子浓度之间关系的方程。
根据Nernst方程，电极电势与反应物浓度之间存在着明确的关系。
通过计算Nernst方程中的各项参数，可以得出电极电势的数值。
5. 影响电极电势的因素电极电势不仅与反应物浓度有关，还受到温度、压力和电解质浓度等因素的影响。
在控制这些因素的条件下，可以通过调整反应物的浓度来改变电极电势的数值。
6. 应用举例氧化还原反应和电极电势的研究在多个领域具有广泛的应用。
例如，在电化学电池中，电极电势的变化可以产生电能；在腐蚀领域，电极电势的测量可以帮助了解金属的腐蚀情况；在生物体内，氧化还原反应和电极电势的平衡对维持正常的生理功能至关重要。
总结：氧化还原反应是化学反应中的重要类型，涉及到电子的转移。
医用化学-第五章氧化还原与电极电势
标准电极电势表
Li +│Li
Li + + e ＝ Li - 3.0401
Zn2+│Zn
Zn2+ + 2e ＝ Zn - 0.7618
H+ , H2│Pt 2H + + 2e ＝ H2
Fe3+ , Fe2+│Pt Fe 3+ + e ＝ Fe 2+
F -, F2│Pt
F2 + 2e ＝ 2F -
0.00000 +0.771 +2.866
解:
ω
O
Fe3+/Fe2+
＝
+
0.771
V
Fe2+ → 强Red
ωO Br2/Br -
＝ + 1.0873 V
Br2 → 强Ox
故反应向右自发进行
[例5-7] 判断反应 Fe2+ + Sn4+＝Fe3+ +Sn2+ （1）标态时自发进行的方向。
（2）若[Sn2+]=1.010-4 mol•L-1， [Fe3+]=1.010-4 mol•L-1，判断反应方向。
只与标准态的电池电动势及转移的电 子数有关,而与反应物的浓度无关。
[例8-13] 求298.15K时KMnO4与H2C2O4
的反应平衡常数K。
解：反应方程式为：
2MnO4 - + 5H2C2O4 + 6 H+ ＝ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
2× MnO4 - + 8H+ + 5 e → Mn2+ + 4H2O
氧化还原反应和电极电势
常见元素电负性（鲍林标度）
氢 2.1 锂 1.0 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 4.0
钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫
2.58 氯 3.16
钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜
1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴
2.96
铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金
2.54 铅 2.33
一般来说，电负性大于1.8的是非金属元素，
小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金
确定氧化值的方法如下： (1) 在单质中，元素的氧化值为零。 (2) O 元素的氧化值，在正常氧化物中皆为 -2； 但在过氧化物中为 -1；在 OF2 中为 +2。 (3) H 元素在一般化合物中的氧化值为 +1；但 在金属氢化物中为 -1。 (4) 在简单离子中，元素的氧化值等于该元素离 子的电荷数；在复杂离子中，元素的氧化值代数和 等于离子的电荷数。 (5) 分子中所有元素氧化值代数和等于零。
2H+ (aq) 2e H2 (g)
这种产生在 100 kPa H2 饱和了的铂 片与 H+ 活度为１的酸溶液之间的电势 差，称为标准氢电极的电极电势。规 定标准氢电极的电极电势为零：
E (H /H2 ) 0.0000 V
(二) 标准电极电势的测量 （-）标准氢电极 待测标准电极（+）
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三、氧化还原电对
任何氧化还原反应都是由两个“半反应”组成的，一个是氧化剂被还原的半 反应，一个是还原剂被氧化的半反应。
氧化还原反应与电极电势
氧化还原反应与电极电势
氧化还原反应与电极电势是一种国际公认的形式，用来描述电池的工作原理和发电的
过程，可以更加清楚地了解电池电极间的电子传递过程。
氧化还原反应是一种化学过程，它描述了一种元素通过氧化过程将另一种元素转化为
氧化物的反应过程。
它也是电池有效发电的关键，使得电极区域中的元素生成和分解氧化物。
电极上的氧化反应在电极电势的作用下发生，该电位是由电极的外界条件决定的，如
溶液的离子浓度、电极表面的激活性など。
电极电势是一个对称性参数，描述了电极之间的电势差异，是极细胞发生氧化还原反
应的基础。
不同类型的电极电势会带有不同的符号，表述同一种离子在两种不同电极间的
电势不平衡。
通常来说，负载氧化还原反应一般涉及正负两股电流，正电极上会产生氧化
反应，而负电极上则会发生还原反应。
电极电势的增加会促使电极间的氧化还原反应的速度加快，而降低会使氧化还原反应
停止，其原理在于—此刻电极间的电位差已经不足以承担有电荷离子穿过时所需的能量需求，使得电荷离子无法迁移，从而影响氧化还原反应的速度。
电极之间的氧化还原反应是电池有效发电的关键，对电极电势的检测和控制至关重要，可以更加准确地进行电极间的电子传递，可以保证极细胞的正常发电，维持池内的压力平衡，最终获得更高的性能和可靠的发电效果。
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氧化还原与电极电势
一、基本概念
氧化还原反应发生的重要标志就是反应中发生了电子的得失或偏移。
氧化态：化合物或单质中，元素所呈现的带电状态称为氧化态。
它是用一定数值表示的。
氧化数：表示元素氧化态的代数值称为氧化数（或称为氧化值）。
二、原电池电动势
利用氧化还原反应获得电流的装置叫原电池。
原电池有半电池、电极、盐桥三个部分组成。
构成原电池的两极间的电势差称为原电池的电动势。
影响电池电动势的主要因素有两个：一是体系中物质的浓度；二是体系所处的温度。
标准状态下原电池的电动势称为标准电池电动势，此时两极各物质均处于标准状态。
三、电极电势（ϕ）
标准电极电势----由于电极电势绝对数值的不可测性，所以电极电势的数值是相对的。
它是以氢电极作为标准，并规定以标准状态下的氢电极的电极电势为零来作参考。
标准氢电极----标准状态下的氢电极称为标准氢电极，且此时其标准氢电极为零。
即
θϕ2
H H
+
=0。
Nerst 方程式：
还原态氧化态
lg 0592.0n +
=θϕϕ (T =298.15K)
四、氧化还原反应进行的方向和程度
（1）利用ϕ可判断氧化剂、还原剂的相对强弱
ϕ大的电对中的氧化型物质的氧化能力强于ϕ小的电对中的氧化型物质。
同理，ϕ小的电对中的还原型物质的还原能力强于ϕ大的电对中的还原型物质的还原能力。
（2）判断氧化还原反应的方向
反应总是向由强氧化剂和强还原剂反应生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂的方向进行。
若反应是在标准状态进行，可直接由θ
ϕ来判断反应进行的方向。
若反应不在标准状态进行，一般需要通过Nerst 方程式计算出ϕ，在进行判断。
综合练习
例1：根据下列氧化还原反应-22Cl 2Cu Cl Cu +→++组成原电池。
已知：
Pa 1013252Cl =p ，-1Cu L mol 10.02⋅=+c ，-1
Cl L mol 10.0-⋅=c ，试写出此原电池符号，
并计算原电池的电动势。
（V 34.0Cu
/Cu
2=+
θ
ϕ，V
36.1-
2
Cl /Cl
=θ
ϕ）
分析：首先应根据Nerst 方程式由θ
ϕ及各物质浓度求出这两个点对构成的两个电极电
势，然后确定原电池的正负极。
最后计算原电池的电动势。
由Nerst 方程式计算
0.31V lg 20592
.034.022Cu Cu
/Cu
=+
=++
c ϕ
1.42V )(lg 2059
2.036.12
Cl Cl Cl Cl Cl /Cl
--2
2-
2
=+=θθ
ϕc c p p
由此可知电对Cu Cu 2+
构成了电池的负极，另一极则为正极。
原电池符号为：
)Pt(,(101325Pa)Cl |)L (0.01mol Cl ||)L (0.10mol Cu |Cu )(2-1--12+⋅⋅-+
原电池的电动势 V 11.131.042.1E =-+=负正ϕϕ
例2
：已知反应
2Ag +2+(ag)，开始时 +Ag 和+2Zn 的浓度分别为-1L mol 10.0⋅和-1L mol 30.0⋅，求达到平衡时，溶液中剩余的
+
Ag 浓度是多少？（已知：V 76.0 V 799.0Z n 2Zn Ag Ag -==+
+
θ
θϕϕ，）
解：
2Ag +2+(ag) 起始浓度（-1
L mol ⋅） 0.10 0.30 平衡浓度（-1
L mol ⋅） x
20.10.30x -+
当达到平衡时：
Z n
2Zn Ag
Ag
+
+
=ϕϕ
所以
)(Z n Zn
2Z n 2lg 20592
.0++
+
c θ
ϕ+
++=Ag Ag Ag lg 0592.0c θϕ x
x lg 0592.0799.0)2)
(0.1lg(0.3020592.076.0+=-++-
解之 27
102.2-⨯=x ，即)L (mol 102.2127)(Ag --⋅⨯=+c
也可直接用电池的Nerst 方程式求算：
2)(Ag Zn
lg 20592
.0++-
=c c E E θ 当反应达到平衡时：0=E
=
θ
E )
V (559.1)76.0(799.0Z n
2Zn Ag
Ag
=--=-+
+
θ
θϕϕ
2
)
(Ag 35
.0lg 20592.0559.10+-
=c
解之：
)
L (mol 10
2.2127
)(Ag --⋅⨯=+c
分析：解本题的关键是反应达平衡时，两电极的电极电势相等，即0=E ，然后找出达平衡时)
(Zn 2+c 为多少？这里设反应达平衡时+Ag 全部还原成Ag ，在考虑Ag 氧化为+
Ag ，
故
)
(Zn 2+c 为原溶液中的
1
1L mol 20.1L 0.30mol --⋅-⋅x
加上。
这些关系弄清楚后代入Nerst
方程式就可解出达平衡时，溶液中剩余+
Ag 浓度。