第九章氧化还原反应与氧化还原滴定
南农无机及分析化学补充习题9
第九章氧化还原反应与氧化还原滴定一、选择题1、根据查表的标准电极电势值判断下列各组离子在酸性介质不能够共存的是（）A Br2和ClO3-B Fe2+和Sn4+C Fe2+和Pb2+D Sn2+和I22、下列电对的电极电势不受介质酸度影响的是（）A MnO4-/ MnO42-B MnO2/Mn2+C S/H2SD O2/H2O3、已知φΘ（S/ZnS）>φΘ（S/MnS）>φΘ（S/S2-）则（）A K spΘ( ZnS) > K spθ( MnS)B K spΘ( ZnS) < K spΘ( MnS)C K spΘ( ZnS) = K spΘ( MnS)D 不能确定4、已知φΘ（MnO4-/ MnO2）＝1.68 V φΘ（MnO2/ Mn2+）=1.23 V 则φΘ（MnO4-/ Mn2+）为（）A 2.91 VB 0.45VC 1.51VD 1.825V5、下列有关Cu－Zn原电池的叙述中，错误的是（）A 盐桥中的电解质可保持两个半电池的电荷平衡B 盐桥用于维持氧化还原反应的进行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6、原电池Zn|Zn2+(c1)|| Zn2+(c2)|Zn (c1≠c2)，下列叙述中正确的是（）A EΘ≠0 E＝0B EΘ＝0 E≠0C EΘ＝0 E＝0D EΘ≠0 E≠07、下列各组物质可能共存的是（）A Cu2+、Fe3+、Sn4+、AgB Cu2+、Fe2+、Fe、Ag+C Cu2+、Fe、Fe3＋、AgD I-、Fe3+、Sn4+、Fe2+8、下列电极反应中，若将离子浓度减少一半，而其它条件不变，则电极电势增大的是（）A ClO4-＋2H+＋2e = ClO3-＋H2OB Co3+＋e = Co2+C S2O82-＋2e = 2SO42-D 2Hg2+＋2e = Hg22+9、通常配制FeSO4溶液时，加入少量铁钉，其原因与下列反应中的哪一个无关？（）A O2(g) ＋4H+(aq) ＋4e ==2H2O(l)B Fe3+(aq)＋e ==Fe2+C Fe(s)＋2Fe3+(aq)==Fe2+(aq)D Fe3+(aq)＋3e==Fe(s)10、已知φΘ（Pb2+/ Pb）＝-0.126V K spθ( PbCl2) =1.6×10－5，则φΘ（Pb2+/ Pb）为（）A 0.268VB -0.41VC -0.268VD -0.016V11、用0.02 mol·L-1和0.06 mol·L-1KMnO4溶液滴定0.1 mol·L-1Fe2+溶液，两种情况下滴定突跃范围的大小（）A 相同B 浓度大突跃大C 浓度小突跃小D 不能判断突跃大小12、间接碘量法加入淀粉指示剂的最佳时间是（）A 滴定开始前加入B 接近终点时加入C 碘颜色完全褪去时加入D 任意时间均可13、已知φΘ（Ag+/ Ag）=0.799V K sp ( AgCl)= 1.56×10－10，若在半电池Ag+/Ag(1.0 mol·L-1)中加入KCl，使得溶液中KCl的浓度为1.0 mol·L-1，则其电极电势将（）A 增加0.581VB 增加0.220VC 降低0.581VD 降低0.220V14、将反应Fe2++Ag+=Fe3++Ag组成原电池，下列哪种表示符号是正确的（）。
氧化还原滴定法
2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
n = 5 n Na2C2O4 2 2024/10/11
KMnO4
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二、 滴定液旳配制与标定
❖ 2.指示剂：
本身指示剂
❖ 3.条件：
a.酸度 ：0.5～1mol/LH＋ b.温度 ：65℃ c.滴定速度 ：慢－快－慢 d.滴定终点 ：无色－微红
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四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定 ❖ 例2 焦亚硫酸钠旳含量测定
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四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定
1.原理
O
H OH
C－ C＝ C－ C－ C－ CH ＋ I2
O OH OH H OH H
O
H OH
C－ C－ C－ C－ C－ CH2 ＋ 2HI
碘量法 高锰酸钾法 重铬酸钾法 亚硝酸钠法 溴量法 铈量法
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第二节 指示剂
❖ 一、 本身指示剂 ❖ 二、 特殊指示剂 ❖ 三、 氧化还原指示剂
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一、 本身指示剂
❖ 有些滴定剂或被测物有颜色，滴定产物 无色或颜色很浅，则滴定时不必再滴加 指示剂，本身旳颜色变化起着指示剂旳 作用，称本身指示剂。
❖3.条件
为使碘氧化亚砷酸钠旳反应能定量 进行，一般加入碳酸氢钠，使溶液呈 弱碱性（pH8～9）；
淀粉指示剂在滴定前加入。
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（一）碘滴定液
❖4.浓度计算
cI2
=
2mAs2O3 1000 M V As2O3 I2
9 氧化还原反应与氧化还原滴定 (下)
MnO4-+5Fe2++8H+==Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
2/4/2019
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2. 氧化还原反应的条件平衡常数
• 1) aOx1+bRed2==cRed1+dOx2 • 标准平衡常数：
K
而平衡时，由于发生了 往往用条件稳定常数表
c(Red 1 ) c(Ox a c(Ox 1 ) c(Red
c
2 2
) )
d b
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4. 影响突跃范围的因素：
1) D’ ↗,突跃范围↗,滴定时准确度高
D
D
'
0.3 ~ 0.4V 氧化还原指示剂指示终 点
0.2 ~ 0.3V 电位法指示终点
'
D
'
0.2V 无明显突跃，不能用于 氧化还原滴定
2)采用合适的介质，可增大滴定突跃。
θ
nE F RT ln K
θ θ
θ
E 0 . 059
n (
θ
)
θ
0 . 059
' '
实际电池 lg K K
氧化还原反应与氧化还原滴定法
n11O
n22O
0.059
lg (
n2 n1
n1 n2
)
n11O
n2
O 2
化学计量点电 位的计算公式
sp
n11O
n1
n22O
n2
注意：不适用于有 不对称电对参与的反应
∴ Ce4+标准滴定溶液滴定Fe2+时：
sp
n11O n22O
n1 n2
11.44 1 0.68 11
②、 Na2C2O4标定KMnO4溶液的条件： 反应：2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
温度：75℃~85℃ 酸度：0.5 ~ 1mol/L 滴定速度：开始慢→适当快
0.059 n
指示剂的变色范围为:
θ In
0.059 n
§7 氧化还原滴定法基本原理
选择指示剂的原则： 指示剂的变色范围应全部或部分地落在滴定突
跃范围之内。一般选择变色点的电位 In尽量与 计量点的电位 sp一致，以减小误差。
2．自身指示剂
在氧化还原滴定中利用标准溶液本身的颜色变化指示终 点的，叫做自身氧化还原指示剂。例如KMnO4作滴定剂滴 定无色或浅色的还原物质溶液时。
§7 氧化还原滴定法基本原理
KMnO4法的优点是： (1)氧化能力强，可直接或间接测定许多物质。如
利用KMnO4可以直接测定许多还原性物质。如Fe2+ 、As3+、Sb3+、H2O2、C2O42-、TiO2+；也可以用返 滴定法测定某些氧化性物质，如MnO2、PbO2或 Pb3O4等。
原电池和氧化还原反应
电池的电动势和 r Gm 的关系
( r Gm )T , p zEF
rG m zE F
式中，z是电池的氧化还原反应式中传递的电子数， F是法拉第常数，即1mol电子所带的电量，其值为 96485C· mol 。这是联系热力学和电化学的重要公 式。
-1
原电池反应的标准平衡常数
表示电极电势的能斯特方程
(r Gm )T , p r G (T ) RT ln (aB )T , p
m B
B
zEF zE F RT ln (aB )T , p
B
B
RT B EE ln (aB )T , p zF B
0.059V B EE lg (aB ) T, p z B
罗马数字表示它的氧化态，写成Fe(III)。
氧化还原氧化还原方程式的配平——氧化数法
原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低 数相等。 1. 确定反应物和产物的化学式； 2. 找出氧化剂和还原剂，确定它们氧化数的变化 ；
3. 根据氧化数升高及降低的数值的最小公倍数，
写出并配平稀H2SO4介质下KMnO4与NaCl的反应
2KMnO4 +10NaCl+8H 2SO 4 =2MnSO 4 +5Cl2 +K 2SO 4 +5Na 2SO 4 +8H 2 O
氧化还原方程式的配平——离子电子法
原则：还原剂和氧化剂得失电子数目相等。
1. 确定氧化剂、还原剂和相应的产物（离子形式）；
• 氟在化合物中的氧化数为-1。
氧化还原的基本概念——氧化数
例： K2Cr2O7 Fe3O4 Na2S2O3 Cr ----- +6 Fe ----- +8/3 S ------ +2
氧化还原反应与氧化还原滴定法
第九章氧化还原反应与氧化还原滴定法§ 9-1 氧化还原反应教学目的及要求：1. 了解氧化数的定义。
2. 掌握氧化还原反应方程式的配平。
教学重点：氧化还原反应方程式的配平。
教学难点：氧化还原反应方程式的配平。
一、氧化数氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数可由假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。
确定氧化数的规则如下：(1) 在单质中，元素的氧化数为零。
(2) 在中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零，单原子离子中元素的氧化数等于离子所带电荷数，在复杂离子中各元素的氧化数的代数和等于离子的电荷数。
(3) 某些元素在化合物中的氧化数：通常氢在化合物中的氧化数为+ 1，但在活泼金属(I A和n A)氢化物中氢的氧化数为一1;通常氧的氧化数为一2,但在过氧化物如H2O2中为—1,在氟氧化物如O2F2和OF2中分别为+ 1和+ 2;氟的氧化数皆为—1 ;碱金属的氧化数皆为＋1,碱土金属的氧化数皆为＋2。
二、氧化还原反应1. 氧化剂和还原剂氧化剂和还原剂是同一物质的氧化还原反应,称为自身氧化还原反应。
某物质中同一元素同一氧化态的原子部分被氧化、部分被还原的反应称为歧化反应。
2. 氧化还原电对和半反应在氧化还原反应中，表示氧化还原过程的方程式，分别叫氧化反应和还原反应，统称为半反应，每个氧化还原反应是由两个半反应组成的。
三、氧化还原反应方程式的配平.离子一电子法例写出酸性介质中，高锰酸钾与草酸反应的方程式。
经验规则反应物中介质种类-------------------------------------------------------------------多一个氧原子[0] 少一个氧原子[0]酸性介质2H结合［0S H2O H2O提供[0]> 2H碱性介质H2O结合［0］> 20H —20H -提供[0]> H20中性介质H20结合［0］.. ：20H -H20提供[0]> 2H§ 9-2 电极电势教学目的及要求：掌握影响电极电势的因素。
高中化学必修三第九章知识点总结
高中化学必修三第九章知识点总结（原创版）目录一、高中化学必修三第九章概述二、重点知识点梳理1.氧化还原反应2.离子反应3.化学平衡4.电离平衡5.氧化还原滴定6.化学动力学基础7.化学热力学基础正文一、高中化学必修三第九章概述高中化学必修三第九章是高中化学课程中的重要组成部分，本章主要涉及氧化还原反应、离子反应、化学平衡、电离平衡、氧化还原滴定等知识点，为学生后续学习化学相关课程打下坚实的基础。
二、重点知识点梳理1.氧化还原反应氧化还原反应是本章的重点内容之一。
氧化还原反应指的是物质中电子的转移过程，包括氧化和还原两个过程。
氧化是指物质失去电子的过程，而还原则是指物质得到电子的过程。
氧化还原反应中涉及到的概念有氧化数、还原数、氧化剂、还原剂等。
2.离子反应离子反应是指在反应过程中，离子之间发生交换或结合的反应。
离子反应的实质是离子间的电荷转移。
离子反应的特点是反应速度快、反应条件温和，因此在实际应用中具有广泛的应用。
3.化学平衡化学平衡是指在一个封闭体系中，正反两个反应的速率相等，各种物质的浓度保持不变的状态。
化学平衡是一个动态平衡过程，当体系中某一条件发生变化时，平衡会发生移动，以达到新的平衡状态。
4.电离平衡电离平衡是指在水溶液中，离子与未离子化分子之间达到平衡状态的过程。
电离平衡涉及到的概念有电离常数、酸碱度等。
5.氧化还原滴定氧化还原滴定是一种定量分析方法，用于测定物质中氧化还原反应的终点。
氧化还原滴定中涉及到的概念有滴定度、滴定终点、指示剂等。
6.化学动力学基础化学动力学是研究化学反应速率和反应条件的科学。
化学动力学基础主要包括反应速率与反应条件的关系、反应速率与浓度的关系、反应速率与温度的关系等。
7.化学热力学基础化学热力学是研究化学反应中能量变化的科学。
化学热力学基础主要包括热力学第一定律、热力学第二定律、标准状态下的能量变化等。
综上所述，高中化学必修三第九章涵盖了氧化还原反应、离子反应、化学平衡、电离平衡、氧化还原滴定等众多知识点，这些知识点对于学生学习化学课程具有重要意义。
氧化还原反应与氧化还原滴定法
氧化还原反应与氧化还原滴定法摘要:氧化还原反应是一类反应物之间有电子交换的反应,其特征是反应物元素的氧化数发生了变化。
一个氧化还原反应由氧化反应和还原反应两个半反应(也叫电极反应)组成,其中物质失去电子的反应是氧化反应,物质得到电子的反应是还原反应。
关键词:氧化还原反应氧化还原滴定法一、氧化还原反应中几个重要概念1.氧化还原反应氧化还原反应是一类反应物之间有电子交换的反应,其特征是反应物元素的氧化数发生了变化。
一个氧化还原反应由氧化反应和还原反应两个半反应(也叫电极反应)组成,其中物质失去电子的反应是氧化反应,物质得到电子的反应是还原反应。
2.氧化数不同元素的原子在组成分子时,由于元素的电负性不同,分子中的电荷分布则会不均匀。
氧化数为某元素的原子所具有的形式电荷数。
形式电荷数是通过假设把每个键中的电子指定给电负性大的原子而求得的。
规定单质中的元素的氧化数为零,氢元素和氧元素一般情况下为+1和—2.电负性较大的元素的氧化数为负值,电负性较小的元素的氧化数为正值。
化合物分子中的各元素的氧化数的代数和为零。
这些规则可以计算复杂化合物分子或离子中个元素的氧化数。
3.氧化剂和还原剂在氧化还原反应中得到电子的物质是氧化剂,失去电子的物质是还原剂,反应中,氧化剂中的元素的氧化数降低,还原剂中的元素的氧化数升高,并且氧化剂的氧化数降低的总数等于还原剂的氧化数升高的总数。
4.氧化还原方程式的配平氧化还原方程式的配平需要满足两个原则:一是反应前后物质是守恒的;二是反应中氧化剂和还原剂的氧化数的变化的代数和为零。
常用两种方法进行:(1)氧化数法。
配平的原则是反应中氧化剂中元素氧化数降低的总数等于还原剂中元素氧化数升高的总数;(2)离子电子法。
配平的原则是氧化剂得到的电子数等于还原剂失去的电子数。
此法用于配平在溶液中进行的氧化还原反应。
5.氧化还原点对氧化剂或还原剂各自在反应中与其相应的还原产物或氧化产物所构成的物质对称为氧化还原电对,氧化还原电对中元素氧化数高的物质称为氧化态,氧化数低的物质称为还原态。
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第九章氧化还原反应与氧化还原滴定第九章氧化还原反应与氧化还原滴定讲课安排：由于书中“二”知识学生在中学已学过，所以改为“一”先讲。
导入：每年世界将有1/3的钢铁被锈蚀，而金属的锈蚀都是一个氧化过程，究竟什么是氧化，它与那些因素有关，我们如何控制它将是本章主要讨论的内容。
①氧化还原反应②氧化剂和还原剂③特殊的氧化反应④酸碱性对氧化还原反应的影响⑤氧化态和还原态⑥氧化还原的强弱关系⑦氧化数导入⑧氧化数定义、正数、负数、数值可为分数、零。
⑨氧化数规则⑩练习(多媒体课件展示)第一节氧化还原反应的基本概念一、氧化数根据1970年国际纯化学和应用化学学会的定义：(又叫氧化性)是某元素的一个原子的电荷数,这种电荷数是由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得.确定氧化数的规则：①在离子型化合物中,元素原子的氧化数等于该原子离子电荷②在共价化合物中,氧化数是原子在化合状态时的一种“形式电荷数”a．在单质中，元素的氧化数为零b．各元素的氧化数的代数和等于分子或离子的总电荷数c．氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为-1d．氧在化合物中的氧化数一般为-2，但在过氧化物（H2O2，BaO2）中央的氧化数为-1，在超氧化物KO2中氧化数为-1/2，在OF2中氧化数为+2 氧化数是一个有一定人为性的经验概念，表征元素在化合状态时形式电荷数，与化合价概念不同，化合价原意是原子个数比，不为分数。
结论：氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程称为还原。
讲课安排：①选基础好，能说的同学来讲解“三”②总结③请同学们将书实验内容中相关的反应式配平二、氧化与还原(一)氧化反应和还原反应本质是电子的得失(或偏移)。
氧化还原反应的定义为：有电子得失(或偏移)的反应称为氧化还原反应。
(二)氧化剂和还原剂失去电子，氧化数升高的过程称为氧化，氧化数升高的物质叫做还原剂，具有还原性，使另一种物质还原，本身被氧化。
得到电子，氧化数降低的过程称为还原，氧化数降低的物质叫做氧化剂，具有氧化性，使另一种物质氧化，本身被还原。
如：2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 === 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4氧化剂还原剂1．同一物质在不同反应中，有时做氧化剂，有时做还原剂。
2．有些物质在同一反应中，既是氧化剂，又是还原剂。
3．氧化剂、还原剂的氧化还原产物与反应条件有关，反应条件不同，氧化还原的产物也不同。
4．由于得失电子的能力不同，氧化剂和还原剂也有强弱之分。
容易得到电子的为强氧化剂；容易失去电子的为强还原剂。
5．氧化数高的物质叫氧化型物质，氧化数低的物质叫还原型物质，氧化还原电对中，氧化型物质氧化能力越强，则其共轭还原剂的还原能力越弱MnO4-/Mn2+。
同理，还原剂的还原能力越强，则其共轭氧化剂的氧化能力越弱Sn4+/Sn2+。
氧化还原反应的方向是较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用向着生成较弱的氧化剂和还原剂的方向进行。
三、氧化还原反应方程式的配平配平原则：还原剂氧化数改变总数(失e)=氧化剂氧化数改变总数等式两边各元素原子数均相等，等式两边各元素电荷总数相等。
（一）氧化数法1．写出反应前后的反应物和生成物的分子式(基本反应式)K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)32．找出氧化剂中原子氧化数降低的数位和还原剂中，原子氧化数升高的数位(找出氧化剂、还原剂、氧化数改变值)+6 +2 +3 +3K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3(3-6)×2=-6(3-2)×2=23．为了使氧化数升高值和降低值相等，按最小公倍数原则确定氧化剂和还原剂分子式前面的系数(调整系数使氧化数变化相等)K2CrO7 + 6FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)34．配平其他物质系数，核定反应式两边的H原子，O原子和H2O分子的数目(配平氧化数未发生变化的原子数)（二）离子—电子法1．写出反应物和生成物的离子式Cr2O72- + Fe2+→Cr3+ + Fe3+2．分成两个半反应，一个表示还原剂被氧化，另一个表示氧化剂被还原Fe2+→Fe3+(氧化) Cr2O72-→2Cr3+3．配平半反应使两边的各种元素原子总数和电荷总数均相等Fe2+ === Fe3++eCr2O72- + 14H+ + 6e === 2Cr3+ + 7H2O两边氧原子数不等时，若在酸性介质条件下，则可在多氧一边加H2O。
若在碱性介质中，则在多氧一边假H2O，少氢一边加OH-，是利用水的电离平衡使两侧的氧原子数和电荷数均相等。
4．根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，确定氧化剂和还原剂离子式前面系数6Fe2+ = 6Fe3+ + 6eCr2O72- + 10H+ + 6e === 2Cr3+ + 7H2O6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ === 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2OClO- + Cr(OH)4-→2Cl- + CrO42- (碱性物质)ClO- + H2O + 2e === Cl- + 2OH- ×3Cr(OH)4- + 4OH- === CrO42- + 4H2O +3e ×22Cr(OH)4- + 2OH- + 3ClO- = 2CrO42-第二节原电池与电极电势一、原电池讲课安排：①导入(原电池多媒体课件)②电极上的反应③电池反应和原电池概念④电极表示及电池表示⑤电极电势⑥电极电势表示，大小⑦电位⑧氢标准电极电势⑨标准电极电势⑩电极电势使用时注意事项图9—1 铜-锌原电池接通电源后，发现(多媒体展示)：1．电流计发生偏转，表明有电流通过。
根据电流计的偏转方向，可以判断锌为负极，铜为正极。
2．锌片溶解而铜片上由铜沉淀。
3．取出盐桥，电流计指针回至零点；放入盐桥，指针又发生偏转。
这种使化学能变为电能的装置，叫做原电池。
由锌极铜极组成的原电池叫铜锌原电池。
原电池中所进行的反应是氧化还原反应负极(Zn)Zn失去电子，氧化数升高，被氧化，是还原剂，负极进行的是氧化反应。
正极(Cu)Cu2+获得电子，氧化数降低，被还原，是氧化剂，正极进行的是还原反应。
原电池证明氧化还原反应的本质是氧化剂和还原剂之间电子转移。
原电池表示法(电池符号)两种不同的电极组合起来，中间用“‖”表示盐桥规定：负极写在左边，正极写在右边，以“‖”表示盐桥，“｜”表示两极之间的接界，若氧化态和还原态为同一相，则用“，”表示。
用C表示浓度，导体总是写在电池符号的两侧，外加导电材料常用Pt或石墨。
如：标准铜电极与标准氢电极组成的电池符号(—)Pe｜H2(1atm)｜H+(1m)‖Cu2+(1m)｜Cu(+)二、电极电势(一)电极电势的产生图9-2 金属的电极电势金属棒放入它的盐溶液中存在两种倾向M≒M aq n++ne金属一般达到平衡时最后结果将是金属离子M n+进入溶液，使金属棒带负电，溶液带正电。
这时金属和盐溶液之间产生电位差叫做金属的电极电势。
Zn2+/Zn电极与Cu2+/Cu电极的电极电势不同，Zn2+/Zn的电极电势比Cu2+/Cu电对要负一些，故用导线连接，有电流通过。
三、标准电极电势1．标准氢电极绝对值无法测定，只能求得相对值，通常选定标准氢电极。
标准氢电极的构成：电极(是惰性电极)镀有铂黑的铂片，溶液是氢离子浓度(活度)为1M的硫酸，溶液通以压力为1atm的纯氢气，形成氢电极。
规定：标准氢电极电势为相对值，令其为零。
2．标准电极电势标准状态(与热力学中相同)，气体分压力为1atm，离子浓度(活度)1m，液体和固体是纯的，温度298K，用 Θ表示。
图9-3 测定Zn2+/Zn标准电极电势的装置与标准氢电极用盐桥组成一个原电池，用直流电压表测知电流方向，确定正极和负极。
ε(电动势)在没有电流通过的情况下，两电极电势之差ε=ϕΘ正-ϕΘ负使用标准电极电势表的注意事项：1．表中的电极反应都是以还原反应式表示：M n++ne M 电极反应(M n+为氧化型，M为还原型)标准电极电势写作ϕΘMn+ /M，下标氧化型和还原型前后不能写错。
2．标准电极电势的数值只与电对的种类有关，而与半反应中的系数无关。
Cl2+2e2Cl- ϕΘ=1.358V½Cl2+e Fe2+ϕΘ=1.358V3．标准电极电势可分为两种介质，酸性溶液ϕΘA，碱性溶液ϕΘB。
在电极反应中，无论反应物或产物有H+出现查酸表，有OH-出现查碱表，没有H+或OH-出现的可以从存在状态来考虑Fe3+(H+) ZnO2-(OH-)介质没有参与电极反应也可列在酸表中Cl2+2e2Cl-等。
4．氧化型所对立的ϕΘ值(代数值)越大，氧化能力越强，还原型所对应的ϕΘ值(代数值)越小，还原能力越强，代数值大的氧化剂与代数值小的还原剂反应。
εΘ=ϕΘ正-ϕΘ负四、影响电极电势的因素对于非标准电极电势改如何计算呢？可以用能斯特方程计算。
能斯特(德国科学家)为此还获得1920年诺贝尔化学奖。
1．能斯特方程式(电极电势与溶液中离子浓度气体、压力、温度关系)ϕ=ϕΘ+(RT/nF)ln[氧化型]/[还原型]R——气体常数(8.314Jkmol-1)T——绝对温度(t+273.15K)n ——电极中反应得失电子数 F ——法拉第常数(96487Cmol -1)当温度为298.15K 时，将各常数代入上式，把自然对数换成常用对数，可简化为：ϕ=ϕΘ+(0.0591/n)lg[氧化型]/[还原型]ϕ是求算在温度为298.15K ，氧化型和还原型浓度均不为1mol/L 时的电极电势。
ϕΘ是标准电极电势。
n 是反应中得或失的电子数。
[氧化型]是表示半反应中反应物这边各离子浓度幂次方的乘积。
[还原型]是表示半反应中生成物这边各离子浓度幂次方的乘积。
电极反应中得失电子数 [氧化型][还原型]是体积摩尔浓度以上方程根据能斯特方程讨论在298.15K 时影响氧化剂和还原剂电极电势大小的因素：①氧化还原电对的性质决定ϕΘ大小。
是决定电极电势高低的主要因素。
②氧化型和还原型及有关离子(包括H +)浓度大小和其比值会影响电极电势。
③氧化还原电对的环境温度会影响电极电势。
举例见书。
五 能斯特方程式的应用1、判断氧化剂和还原剂的强弱 电极电势的大小，反映了氧化还原电对中氧化型和还原型物质氧化还原能力的强弱。
电对中ϕΘ越大，其氧化型获得电子倾向越大，是强的氧化剂，而其还原型则是越弱的还原剂。
如果是在非标准情况下，必须用能斯特方程进行计算，求出相应条件下的电极电势值，再进行比较。