第9章 氧化还原反应
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物理化学——第9章-可逆电池复习题
ln K zFE /RT 9.1782 K 9.68 103
2 96485 (0.3402 0.2223) 8.314 298.15
计算题
3. 25℃时，电池 Pt|H2(p )|HCl(0.1molkg-1)|AgCl,Ag 的电动势为0.3522V， （1）求反应H2(g)+2AgCl(s)=2Ag+2H++2Cl- ，在25℃的 标准平衡常数。（已知0.1molkg-1 HCl的 =0.798）； （2）求金属银在1molkg-1 HCl溶液中产生H2的平衡压 力。（已知25℃时1molkg-1 HCl的 =0.809）。
概念简答
4、为什么燃料电池的效率比热机高？ 答： 比较极限值：可逆热机和可逆电池。
Tc 根据热力学第二定律，可逆热机的效率为 1 Th
所以热机效率不可能达到100%。然而可逆电池的 能量转化是可逆的，化学能全部转化为电能，效 率为100%。
选择题
1．25℃时电池反应 H2(g) + ½O2(g) = H2O(l) 对应 的电池标准电动势为 E1ϴ，则反应2H2O(l) = 2H2(g) + O2(g) 所对应的电池的标准电动势 E2 ϴ是： （C） (A) E2 ϴ = - 2 E1 ϴ ； (B) E2 ϴ = 2E1 ϴ ； (C) E2 ϴ = - E1 ϴ ； (D) E2 ϴ = E1 ϴ 。 2. 某电池在标准状况下，放电过程中， （B） 当Qr = -200 J 时，其焓变ΔH为： (A) ΔH = -200 J ； (B) ΔH < -200 J ； (C) ΔH = 0 ； (D) ΔH > -200 J 。
(2) 计算该原电池在25℃时的电动势E；
第九章 氧化还原反应 答案2022
第九章氧化还原反应9.1(1) Cr2O72－＋14H+ ＋6e-= 2Cr3＋+ 7H2O (酸性介质)；(2) MnO4－＋8H+＋5e-= Mn2＋＋4H2O6H+ + 5e-(3) MnO4－＋4H+＋3e-= MnO2＋2H2O(中性介质)；(4) 1/2I2 + 6 OH－= IO3-＋3H2O+ 5e-(碱性介质)；(5) H2C2O4 = 2CO2 + 2H+ + 2e-(酸性介质)；(6) H2O2 = O2 + 2H+ + 2e-(酸性介质)；(7) H2O2 ＋2OH－= O2 + 2H2O + 2e-(碱性介质)；(8) H2O2 ＋2H+ + 2e- = 2H2O(酸性介质)；(9) H2O2 ＋2e- = 2OH－(碱性介质)；(10) Ag + Cl- = Ag Cl + e-9.2(1) 3As2O3 ＋4NO3－+7H2O + 4H+ = 6H3AsO4 ＋4NO(酸性介质)；(2) Cr2O72－＋3H2S + 8H+ = 2Cr3＋+ 3S + 3H2O (酸性介质)；(3) 2MnO4－＋5H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2＋＋10CO2 +8H2O (酸性介质)；(4) 2Cr3＋＋3S2O82－+7H2O = Cr2O72－＋6SO42－+ 14H+ (酸性介质);(5) 2Mn2＋＋5NaBiO3 + 14H+ = 2MnO4－＋5Bi3＋＋5Na+ + 7H2O (酸性介质)；(6) 4Co(NH3)62＋＋O2 +2H2O =4Co(NH3)63＋＋4OH－；(7) 2Cr(OH)4－＋3HO2－=2CrO42－＋OH－+ 5H2O；(8) H3AsO4 ＋2I－=HAsO2 ＋I2 + 2H2O (酸性介质)；(9) 2Cu2＋＋2I－=2CuI ＋I2；(10) Hg2Cl2 ＋NH3 = HgNH2Cl ＋Hg+ HCl;(11) 3MnO42－+ 4H+ = 2MnO4－＋MnO2 ＋2H2O 。
第9章---第1节
菜 单
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高考新课标大一轮总复习 · 配人教版 · 化学 2．(2010·宁德模拟 关于如图所示的原电池，下列说法正确的 ． 宁德模拟)关于如图所示的原电池 宁德模拟 关于如图所示的原电池， ) 是(
基 础 · 回 扣 · 检 验
随 堂 · 分 类 · 练 习
考 点 · 突 破 · 方 法
课 时 · 知 能 · 训 练
菜
单
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基 础 · 回 扣 · 检 验
二、常见的化学电源 1．一次电池(以碱性锌锰电池为例 ．一次电池 以碱性锌锰电池为例 以碱性锌锰电池为例) 总反应为： ＋ 总反应为：Zn＋2MnO2＋2H2O＝2MnOOH＋Zn(OH)2 ＝ ＋ 负极： 负极： Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 。 ＋
随 堂 · 分 类 · 练 习
考 点 · 突 破 · 方 法
中两电极相同； 【解析】 依据构成原电池的三个条件分析：A中两电极相同；C 解析】 依据构成原电池的三个条件分析： 中两电极相同 中没有构成闭合回路； 中酒精是非电解质 只有B符合条件 中酒精是非电解质； 符合条件。 中没有构成闭合回路；D中酒精是非电解质；只有 符合条件。 答案】 【答案】 B
【解析】 解析】 A 项中电池放电时正极应发生还原反应，电极反应为：
考 点 · 突 破 · 方 法
PbO2＋4H＋＋SO2－＋2e－===PbSO4＋2H2O；C 项中电池充电时硫酸的 4 浓度应不断增大，D 项充电时阳极应发生氧化反应：PbSO4 －2e － ＋ 2H2O===PbO2＋SO2－＋4H＋。 4
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高考新课标大一轮总复习 · 配人教版 · 化学 2．(2010·宁德模拟 关于如图所示的原电池，下列说法正确的 ． 宁德模拟)关于如图所示的原电池 宁德模拟 关于如图所示的原电池， ) 是(
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单
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二、常见的化学电源 1．一次电池(以碱性锌锰电池为例 ．一次电池 以碱性锌锰电池为例 以碱性锌锰电池为例) 总反应为： ＋ 总反应为：Zn＋2MnO2＋2H2O＝2MnOOH＋Zn(OH)2 ＝ ＋ 负极： 负极： Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 。 ＋
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中两电极相同； 【解析】 依据构成原电池的三个条件分析：A中两电极相同；C 解析】 依据构成原电池的三个条件分析： 中两电极相同 中没有构成闭合回路； 中酒精是非电解质 只有B符合条件 中酒精是非电解质； 符合条件。 中没有构成闭合回路；D中酒精是非电解质；只有 符合条件。 答案】 【答案】 B
【解析】 解析】 A 项中电池放电时正极应发生还原反应，电极反应为：
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PbO2＋4H＋＋SO2－＋2e－===PbSO4＋2H2O；C 项中电池充电时硫酸的 4 浓度应不断增大，D 项充电时阳极应发生氧化反应：PbSO4 －2e － ＋ 2H2O===PbO2＋SO2－＋4H＋。 4
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第9-1章+土壤酸碱性和氧化还原反应
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
土壤学
Chapter 9. 土壤酸碱性和氧化还原反应 Soil acid－base and redox reaction §9.1 土壤酸度 §9.2 土壤碱度 §9.3 土壤氧化还原反应 §9.4 土壤缓冲性 §9.5 土壤酸碱性和氧化还原状况与生物环境
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
土壤学
交换酸度exchange acidity 用中性盐溶液(1mol/L
KCl、0.06mol/L BaCl2等)处理酸性土壤时, 土壤胶体 上交换性的阳离子大部分被浸提剂中的阳离子交换 下来进入溶液。此时，交换性氢离子可使溶液酸性 增加，而交换性Al3+因水解, 也使溶液酸性增加。
性酸。
xH+
colloid
colloid
(x－y)H+来自+ yH+
潜在酸的产生
2. 土壤胶体上吸附性氢离子被其他离子所代换 当施用硫铵、石灰或其他肥料时，土壤溶液盐基 离子浓度增加，吸附性H+离子部分被交换出 来进入溶液，土壤酸度随之变化。
colloid
xH + Ca2＋
colloid
Ca (x－2)H
Acid drops movement
Acid lake
2. 土壤中铝的活化
氢离子进入土壤吸收复合体后，随着阳离子交换作用的进行， 土壤盐基饱和度下降，氢饱和度提高，胶粒晶体结构破坏， 铝八面体解体，铝离子成为活性铝离子，吸附后成交换性 Al3+离子，交换进入土壤溶液，溶液中的铝离子和阴离子形 成的盐类多为非中性盐，解离产生H+离子。
土壤酸碱反应是土壤重要的化学性质，直 接影响作物的生长和微生物的活动以及土 壤的其他性质。
土壤学
Chapter 9. 土壤酸碱性和氧化还原反应 Soil acid－base and redox reaction §9.1 土壤酸度 §9.2 土壤碱度 §9.3 土壤氧化还原反应 §9.4 土壤缓冲性 §9.5 土壤酸碱性和氧化还原状况与生物环境
吉林大学植物科学学院农业资源与环境系
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土壤学
交换酸度exchange acidity 用中性盐溶液(1mol/L
KCl、0.06mol/L BaCl2等)处理酸性土壤时, 土壤胶体 上交换性的阳离子大部分被浸提剂中的阳离子交换 下来进入溶液。此时，交换性氢离子可使溶液酸性 增加，而交换性Al3+因水解, 也使溶液酸性增加。
性酸。
xH+
colloid
colloid
(x－y)H+来自+ yH+
潜在酸的产生
2. 土壤胶体上吸附性氢离子被其他离子所代换 当施用硫铵、石灰或其他肥料时，土壤溶液盐基 离子浓度增加，吸附性H+离子部分被交换出 来进入溶液，土壤酸度随之变化。
colloid
xH + Ca2＋
colloid
Ca (x－2)H
Acid drops movement
Acid lake
2. 土壤中铝的活化
氢离子进入土壤吸收复合体后，随着阳离子交换作用的进行， 土壤盐基饱和度下降，氢饱和度提高，胶粒晶体结构破坏， 铝八面体解体，铝离子成为活性铝离子，吸附后成交换性 Al3+离子，交换进入土壤溶液，溶液中的铝离子和阴离子形 成的盐类多为非中性盐，解离产生H+离子。
土壤酸碱反应是土壤重要的化学性质，直 接影响作物的生长和微生物的活动以及土 壤的其他性质。
09 第九章 氧化还原反应
化学与材料科学学院
殷焕顺
2.离子--电子法（ion－electron method)
配平原则：整个反应中氧化剂和还原剂得失电子 数相等；反应前后各元素的原子总数相等。
例如：酸性条件下 K2Cr2O7 与KI反应 (1) 写出基本离子反应 (氧化还原产物) Cr2O72- + I- → Cr3+ + I2 (2) 把离子方程式分成氧化和还原两个半反应 氧化半反应：2I- →I2 还原半反应：Cr2O72- → 2Cr3＋
化学与材料科学学院
殷焕顺
练习：写出电池符号。 Cu(s)+Cl2(105Pa) = Cu2+(1mol· -1)+Cl-(1mol· -1) L L (-) Cu | Cu2+(1mol/L) || Cl-(1mol/L) | Cl2(105Pa) | Pt (+) 写出原电池的电极反应和电池反应 (-) Pt| H2 (105Pa)| H＋(1.0M)||Ag＋(1.0 M)|Ag(+) 正极: Ag＋＋e ⇌ Ag（还原反应） 负极: H2 ⇌ 2H＋ +2e （氧化反应） 电池反应: 2Ag＋＋H2 ⇌ 2H＋＋2Ag
化学与材料科学学院
殷焕顺
三、氧化还原反应式的配平 (balancing of oxidation-reduction equation ) 两种方法：
氧化数法
(the oxidation number method)
离子——电子法
（ion－electron method)
化学与材料科学学院
殷焕顺
化学与材料科学学院
殷焕顺
从电势看金属活性顺序
电对
K+/ K Ca 2+/Ca Na+/Na Mg2+/Mg Al3+/Al Zn2+/Zn Fe2+/Fe Sn2+/Sn
第九章氧化还原反应
Tollens试剂氧化
Tollens试剂氧化醛生成酸和银镜。
托伦斯试剂(Tollens) ：硝酸银的氨溶液
CH=CHCHO
托伦试剂
CH=CHCOOH
CH2CHO Ag(NH3)2OH
CH2COOH
次氯（溴）酸氧化甲基酮—卤仿反应
甲基酮用次氯（溴）酸氧化得到少一个碳的羧酸。
O R C CH3 + NaOH + X2 (H) (NaOX) O R C CX3 (H) OH CHX3 + RCOONa 卤仿
Birch还原——钠把电子转移给芳香环 溶剂化电子
自由基负离子
环己二烯自由基 环己二烯负离子
1.4－环己二烯
4.形成脂的中间体历程
很少有机物的氧化作用生产了酯的中间体，再由酯中间体进一步裂解生成 氧化产物。这种酯中间体一般为无机酸酯。
例：伯醇被铬酸氧化成铜
5.加成—消除反应历程
氧化剂与底物加成，氧化剂的一部分发生离去。 二氧化硒氧化酮
氧化范围：烃（烯烃、炔烃、芳烃侧链）、醇。
例 1：
℃ 油酸（9-十八碳烯酸）
（ KMnO4、H2O，碱性，低温得邻二醇） 加入冠醚（相转移催化剂）氧化活性增强，断碳链得羧酸。
例 2：
℃
例3：
仲醇得混合物
b. MnO2
MnO2/60% H2SO4:温和氧化剂
活性MnO2：温和高选择性氧化剂 例：
℃
℃
(二）有机氧化剂：
1、有机过氧酸：C6H5COOOH,CH3COOOH,CF3COOOH等。 2、CrO3—吡啶络合物。
3、Pb（OCOCH3）4，CH3SOCH3
1、有机过氧酸：
1)
3)
第九章 氧化-还原反应
2020/11/22
第28张共79张
例5:根据电池符号写出电池反应式
(-) Pt | H2(1kPa) | H+(0.1mol·dm-3)|| Fe3+(0.1mol·dm-3), Fe2+(1mol·dm-3) Pt(+)
解:
2 Fe3+ (1mol.dm-3) + H2(1kPa)
2Fe2+(1mol·dm-3) + 2H+(0.1mol·dm-3)
2020/11/22
第32张共79张
请分析以下两个电极的金属板上 带什么电荷？
2020/11/22
第33张共79张
三、标准(参比)电极电势( θ)
• 热力学标准态是如何规定的？
–所有离子、分子a＝1 ( c1mol/L) –所有气体为pө ( ＝100 kPa) –纯液体、纯固体组分。
2020/11/22
2020/11/22
第29张共79张
• 为什么两个合适电极相连，回路上有 电流产生？
二、电极电势(electrode potential)
1. 电极电势的产生：
Zn
Nernst双电层理论
溶解（氧化）
M
Mn+ + ne
沉积（还原）
2020/11/22
第30张共79张
ZnSO4溶液
活泼金属
绝对电极电势
第34张共79张
1.标准氢电极
2H+ + 2e
H2
规定：在任何温度下
θ(H+/H2)= 0.0000V
2020/11/22
第35张共79张
2020/11/22
第九章 氧化还原滴定法
第九章 氧化还原滴定法一 、内容提要本章讨论了氧化还原电对的电极电位计算，判断氧化还原反应次序的基本规则和氧化还原反应进行的程度，以及氧化还原滴定曲线和常用的指示剂，并重点阐述了碘量法和高锰酸钾法。
氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础，以氧化剂或还原剂作为标准溶液得滴定分析方法。
当两个氧化还原电对的电极电位不相等时，一般来说，电位高的电对的氧化型可能氧化电位低的电对的还原型。
电对的电极电位可用Nernst 方程式计算：式中的E ox/Red 为电对Ox/Red 的电极电位，E 0ox/Red 为Ox/Red 的标准电极电位；n 为电对氧化还原半反应（半电池反应）中转移的电子数；a ox ，a Red 为电对Ox/Red 氧化型和还原型的活度。
当考虑离子强度和副反应对电对的影响，以浓度C 代替活度进行电极电位的计算时，应采用下式：式中'0Re ,dOx E 为电对Ox/Red 的条件电极电位，亦称克式量电极电位或式量电极电位。
当无电对的'0Re ,dOx E 时，可用下式对电对的电极电位进行计算：（近似式） 式中[Ox]，[Red] 为电对Ox/Red 氧化型和还原型的平衡浓度。
判断氧化还原反应次序的基本规则是：电极电位相差最大的两电对的氧化型、还原型首先进行反应。
氧化还原反应进行的程度，可通过下式进行定性的判断：(25℃) Oxdd Ox d Ox a a nF RT E E Re 0Re ,Re ,log 303.2-=Oxdd Ox d Ox C C nF RT E E Re '0Re ,Re ,log 303.2-=][][Re lg 05915.00)Re ,()Re ,(Ox d n E E d Ox f d Ox f -=059.0log '0E m n K ∆⨯=式中的n ，m 为氧化还原半反应中转移的电子数；'0E 为两电位的条件电极电位之差；K 为氧化还原反应的平衡常数。
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(2)电对中的固体、纯液体浓度为1，气体为相
对分压。 p / p
(3) 氧化型、还原型的物质系数，做为浓度的方
次写在Nernst方程的指数项中
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
E M n O 4 - /M n 2 + = E
M n O 4 /M n
-
2+
+
0 . 0592 5
Eø= 0.34V
E
Cu
2
/ Cu
0 . 34 V
III.以甘汞电极作为标准电极测定电极电势
甘汞电极,电池介质为KCl
Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl–
EHg2Cl2/Hg = 0.2415 V (KCl 为饱和)
n+/M
E = EM
n+/M
- EHg2Cl2/Hg , EM
生成沉淀后电极电位发生了变化，Ksp越小，电极电位越小
E E
0.059 n
lg
[ 氧化型 ] [ 还原型 ]
x y
I. 沉淀剂使还原型浓度降低时， E ø将更正，氧化型氧化能力增强,还原型还原能力减弱
E Cu 2 /Cu E Cu 2 /CuI E Cu 2 /Cu(CN)
例题：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l) 为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号 表示),分别写出电极半反应，并求出它在25℃时 的标准电动势。
电池符号： (－) (Pt),H2(p)OH –(aq)H+ (aq) H2 (p), Pt(+)
负极反应： H2 + OH – –2e = 2H2O 正极反应： 2H+ + 2e = 2 H2 要求：2. 题中给出总反应方程式，要能够写出 电池符号和半反应
1、原电池的概念
原电池与电极电位
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应 负极： Zn － 2e = Zn2+ （氧化值升高） 正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化值降低）
2、原电池的表达式 1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
例题：已知电池符号如下： 电池符号：(－) (Pt),H2(p)H+(1 mol· -3) dm Cl– (c mol· -3) Cl2(p) , Pt(+) dm 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
D
§9-4 影响电极电位的因素
--奈斯特(Nernst)方程
1。电极电位的影响因素：
I. 浓度对电极电势的影响 II. pH对电极电势的影响 2。奈斯特(Nernst)方程 应用：求非标准状况 下的电极电势
298K时，
应用Nernst方程的注意事项
(1)E的大小决定于[氧化型]/[还原型]浓度的比
1-2 氧化还原反应:
某些元素氧化值发生改变的反应。
例：Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
氧化剂
被还原
还原剂
被氧化
氧化过程： 氧化值升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化值降低的过程, 氧化剂
1.3 .氧化还原反应方程式的配平 1) 氧化值法： 原则：还原剂氧化值升高值和氧化剂氧化值降 低数相等(得失电子数目相等） I. 写出化学反应方程式 II. 确定有关元素氧化值升高及降低的数值 III. 确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍 数。找出氧化剂、还原剂的系数。 IV. 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
3、电对的表示方法: 氧化态/还原态 电对的电极电位: E, (标态下: Eø)
1.电极反应的电势(表示失去电子或得到电子的能力) M = Mn+ + n e 影响金属进入溶液的因素：
金属的活泼性；溶液的浓度, 体系的温度 电动势: 电压差. 等于+ -极电极电位之差.
2.电极反应的标准电势
I。标准氢电极：规定: E ø H+/H2 = 0
EO
2 /OH
0.059 4
lg
pO2 [OH
]
4
0.40
0.059 4
lg
100/100 (10
1
)
4
0.40 0.05
9 0.459V
II. 利用Nernst方程计算不同压力下的电对电极电位
例2 ：已知 E Cl2/Cl- =1.36V,求298K下， c(Cl–)=0.01mol· 3, pCl2 = 500kPa时电极的电极电位。 dm 解：Cl2 (g) +2e = 2Cl
例 9-3 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3 解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ ① MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ② ① ×5 + ②×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
氧化半反应： Zn － 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e = Cu (－)ZnZn2+(c1/ mol· -3) dm Cu2+(c2/mol· -3) Cu(+) dm
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol· -3) dm Fe3+(1mol· -3) ,Fe2+ (1 mol· -3) Pt(+) dm dm 氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+ 要求：1. 题中给出电池符号，要能够写出半 反应和总反应方程式
= E + EHg2Cl2/Hg
电池符号： (－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl(1 mol· -3) dm Mn+ (1 mol· -3 ) M (+) dm
5.标准电极电位表:记牢常用的氧化剂，还原 剂及其对应的反应产物．
标准电极电位：在电极反应条件下，对某物质得失电子 能力的量度
E Cl
2 /Cl
E Cl
2 /Cl
0.059 2
lg
p Cl
2
[Cl ]
2
2
1 . 36
0 . 059 2
lg
( 500 / 100 ) ( 0 . 01 )
1.36 0.137 1.50V
IV. 利用Nernst方程计算衍生电对电极电位
例4 ：求AgI(s) + e = Ag(s) + I电极反应的 E øAgI/Ag.。 解：衍生电位 E øAgI/Ag是EøAg+/Ag衍生的 AgI = Ag+ + I 当[I] = 1mol· 3时的电位 dm 此时：[Ag+] = Ksp/ [I] EøAgI/Ag = E øAg+/Ag + 0.059lg[Ag+] = 0.799 + 0.059lgKsp = 0.799 + 0.059lg(8.5×1017) = 0.15V 可置换H+生成H2
半反应：一般先配平 H、O以外的原子数， 然后配平H、O原子数，最后配平电子数
左边
酸性介 多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺1个 质 H加1个H+
右边
加相应的H2O
碱性介 多H缺O时，多一个H加1个OH – ，缺1 加相应的H2O 质 个O加2个OH-
※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现 OH –,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+
§ 9-2 电解 质溶液的导电机理
法拉第定律
当电流通过电解质溶液 时，电极上发生变化的物质的 物质的量与通过的电量成正比，与该物质反应时的电 子数变化成反比。
nB = Q/(nF)
nB 为物质的量，单位mol; Q为电量，单位库仑C n为电子数，F为法拉第常数，F=96485。
§ 9-3
电对的电极电位数值越正，该电对中氧化型 的 氧化能力(得电子倾向)越大， 电对的电极电位数值越负，还原型还原能力越强 E Zn /Zn = -0.76 V, E Cu /Cu = 0.34 V
2+ 2+
要求：根据电对的电极电位，判断金属或离子相对氧 化（还原）能力的强弱
对分压。 p / p
(3) 氧化型、还原型的物质系数，做为浓度的方
次写在Nernst方程的指数项中
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
E M n O 4 - /M n 2 + = E
M n O 4 /M n
-
2+
+
0 . 0592 5
Eø= 0.34V
E
Cu
2
/ Cu
0 . 34 V
III.以甘汞电极作为标准电极测定电极电势
甘汞电极,电池介质为KCl
Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl–
EHg2Cl2/Hg = 0.2415 V (KCl 为饱和)
n+/M
E = EM
n+/M
- EHg2Cl2/Hg , EM
生成沉淀后电极电位发生了变化，Ksp越小，电极电位越小
E E
0.059 n
lg
[ 氧化型 ] [ 还原型 ]
x y
I. 沉淀剂使还原型浓度降低时， E ø将更正，氧化型氧化能力增强,还原型还原能力减弱
E Cu 2 /Cu E Cu 2 /CuI E Cu 2 /Cu(CN)
例题：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l) 为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号 表示),分别写出电极半反应，并求出它在25℃时 的标准电动势。
电池符号： (－) (Pt),H2(p)OH –(aq)H+ (aq) H2 (p), Pt(+)
负极反应： H2 + OH – –2e = 2H2O 正极反应： 2H+ + 2e = 2 H2 要求：2. 题中给出总反应方程式，要能够写出 电池符号和半反应
1、原电池的概念
原电池与电极电位
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应 负极： Zn － 2e = Zn2+ （氧化值升高） 正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化值降低）
2、原电池的表达式 1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
例题：已知电池符号如下： 电池符号：(－) (Pt),H2(p)H+(1 mol· -3) dm Cl– (c mol· -3) Cl2(p) , Pt(+) dm 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
D
§9-4 影响电极电位的因素
--奈斯特(Nernst)方程
1。电极电位的影响因素：
I. 浓度对电极电势的影响 II. pH对电极电势的影响 2。奈斯特(Nernst)方程 应用：求非标准状况 下的电极电势
298K时，
应用Nernst方程的注意事项
(1)E的大小决定于[氧化型]/[还原型]浓度的比
1-2 氧化还原反应:
某些元素氧化值发生改变的反应。
例：Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
氧化剂
被还原
还原剂
被氧化
氧化过程： 氧化值升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化值降低的过程, 氧化剂
1.3 .氧化还原反应方程式的配平 1) 氧化值法： 原则：还原剂氧化值升高值和氧化剂氧化值降 低数相等(得失电子数目相等） I. 写出化学反应方程式 II. 确定有关元素氧化值升高及降低的数值 III. 确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍 数。找出氧化剂、还原剂的系数。 IV. 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
3、电对的表示方法: 氧化态/还原态 电对的电极电位: E, (标态下: Eø)
1.电极反应的电势(表示失去电子或得到电子的能力) M = Mn+ + n e 影响金属进入溶液的因素：
金属的活泼性；溶液的浓度, 体系的温度 电动势: 电压差. 等于+ -极电极电位之差.
2.电极反应的标准电势
I。标准氢电极：规定: E ø H+/H2 = 0
EO
2 /OH
0.059 4
lg
pO2 [OH
]
4
0.40
0.059 4
lg
100/100 (10
1
)
4
0.40 0.05
9 0.459V
II. 利用Nernst方程计算不同压力下的电对电极电位
例2 ：已知 E Cl2/Cl- =1.36V,求298K下， c(Cl–)=0.01mol· 3, pCl2 = 500kPa时电极的电极电位。 dm 解：Cl2 (g) +2e = 2Cl
例 9-3 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3 解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ ① MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ② ① ×5 + ②×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
氧化半反应： Zn － 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e = Cu (－)ZnZn2+(c1/ mol· -3) dm Cu2+(c2/mol· -3) Cu(+) dm
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol· -3) dm Fe3+(1mol· -3) ,Fe2+ (1 mol· -3) Pt(+) dm dm 氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+ 要求：1. 题中给出电池符号，要能够写出半 反应和总反应方程式
= E + EHg2Cl2/Hg
电池符号： (－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl(1 mol· -3) dm Mn+ (1 mol· -3 ) M (+) dm
5.标准电极电位表:记牢常用的氧化剂，还原 剂及其对应的反应产物．
标准电极电位：在电极反应条件下，对某物质得失电子 能力的量度
E Cl
2 /Cl
E Cl
2 /Cl
0.059 2
lg
p Cl
2
[Cl ]
2
2
1 . 36
0 . 059 2
lg
( 500 / 100 ) ( 0 . 01 )
1.36 0.137 1.50V
IV. 利用Nernst方程计算衍生电对电极电位
例4 ：求AgI(s) + e = Ag(s) + I电极反应的 E øAgI/Ag.。 解：衍生电位 E øAgI/Ag是EøAg+/Ag衍生的 AgI = Ag+ + I 当[I] = 1mol· 3时的电位 dm 此时：[Ag+] = Ksp/ [I] EøAgI/Ag = E øAg+/Ag + 0.059lg[Ag+] = 0.799 + 0.059lgKsp = 0.799 + 0.059lg(8.5×1017) = 0.15V 可置换H+生成H2
半反应：一般先配平 H、O以外的原子数， 然后配平H、O原子数，最后配平电子数
左边
酸性介 多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺1个 质 H加1个H+
右边
加相应的H2O
碱性介 多H缺O时，多一个H加1个OH – ，缺1 加相应的H2O 质 个O加2个OH-
※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现 OH –,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+
§ 9-2 电解 质溶液的导电机理
法拉第定律
当电流通过电解质溶液 时，电极上发生变化的物质的 物质的量与通过的电量成正比，与该物质反应时的电 子数变化成反比。
nB = Q/(nF)
nB 为物质的量，单位mol; Q为电量，单位库仑C n为电子数，F为法拉第常数，F=96485。
§ 9-3
电对的电极电位数值越正，该电对中氧化型 的 氧化能力(得电子倾向)越大， 电对的电极电位数值越负，还原型还原能力越强 E Zn /Zn = -0.76 V, E Cu /Cu = 0.34 V
2+ 2+
要求：根据电对的电极电位，判断金属或离子相对氧 化（还原）能力的强弱