第六章 氧化还原反应
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无机化学第六章-氧化还原与电化学
Zn - 2e → Zn2+ Cu2+ + 2e → Cu
3)电池反应: 两半电池反应之和。 Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
4) 原电池的符号表示：
(-)Zn︱Zn2+(aq)‖Cu2+(aq)︱Cu(+)
• 负极在左，正极在右。用符号（-）（+）表示。 • “︱”表示两相之间的界面。 • “‖”表示盐桥。 • 溶液的浓度、气体的压力也应标明。
C 4HNO 3 4NO 2 CO 2 2H2O
二、离子-电子法
MnO4 SO32 Mn 2 SO42
2 MnO4 8H 5e Mn2 4H2O（还原） 5 SO32 H2O 2e SO42 2H (氧化)
2MnO4 5SO32 6H 2Mn2 5SO42 3H 2O
Zn+CuSO4
ZnSO4+Cu
Zn
CuSO4
Cu-Zn原电池装置
原电池：将氧化还原反应的化学能转变 成为电能的装置。
2. 原电池的组成与表示方法
1)半电池(电极): 组成原电池的每个部分叫半电池。
Zn-ZnSO4 锌电极 失电子-负极
Cu-CuSO4 铜电极 得电子+正极
2)半电池反应:半电池中发生的反应。
2KMnO 4 5K 2SO3 3H 2SO 4 2MnSO 4 6K 2SO 4 3H 2O
配平下列反应：
K2Cr2O7+KI+H2SO4 K2SO4+Cr2(SO4)3+I2+H2O
Cl2+NaOH NaCl+NaClO3+H2O
6.2 原电池与电极电势 原电池的组成与表示方法
第六章 氧化还原反应及电极电势
例如: φθ (I2/I-) ﹤ φθ(Fe3+/Fe2+ ) 氧化性： 氧化性： Fe3+ ﹥I2， 还原性： I-﹥ Fe2+
二、 判断氧化还原反应进行的方向
在讨论原电池时已经明确，电池中的正 极反应是氧化剂发生的还原反应，负极反应
是还原剂发生的氧化反应。
自发进行的氧化还原反应的电池电动势一 定是E＞0的，一个氧化还原反应被设计成一
个原电池后，若E＜0，则说明反应逆向进行。
例 判断298K时下列氧化还原反应的方向。
2Fe2+（c=0.1mol/L）+I2（s） 2Fe3+ （c=1mol/L）+2I-（c=0.1mol/L）
解 将上式写成两个半反应，并查附表得其标准电极电 位。
θ Fe 3 /Fe 2
0.771 V
3.导线
用以连接两极，才能使浸入电解质溶液
的两极形成闭合回路，组成正在工作的原电池。
【例 】 高锰酸钾与浓盐酸作用制取氯气反
应如下：
2MnO +16HCl =2MnCl2 +5Cl2 +2KCl+8H2O
4
将此反应设计成原电池，写出正负极反应、
电池反应、电极组成式与分类。
解：该反应的离子方程式为：
将气体通入相应离子溶液中，并用
惰性电极（如：石墨或者金属铂）做电极
板所构成的电极。
如：氯电极
电极组成式：Pt︱Cl2 (p) ︱ Cl- (c) 电极反应
Cl2 2e 2Cl
-
-
如Cu—Zn原电池的符号为： Cu Zn
（—）Zn │ Zn SO4（C1） CuSO4（C2）│Cu（+） ―│‖表示两相的界面,― ‖表示盐桥,习惯上负极在左，正极在右。
第六章 氧化还原滴定法
lg
COx2 CRe d2
反应达平衡时：1 2
1
'
0.059 n1
lg
COx1 CRe d1
2 '
0.059 n2
lg
COx2 CRe d2
lg
K
'
lg
C n2 Re d1
C n2 Ox1
n1
COx2 n1 CRe d2
n(1 ' 2 ' )
0.059
n '
0.059
n:为两半反应电子得失数n1与n2的最小公
解：已知φθ’Fe3+/Fe2+=0.68V, φθ’Sn4+/Sn2+=0.14V
对于反应 2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+ 则，
lg K ' n1 n2 1 ' 2 ' 2 0.68 0.14 18.3
0.059
0.059
解：溶液的电极电位就是Cr2O72-/Cr3+电极电 位 。 其 半 反 应 为 ： Cr2O72+14H++6e=2Cr3++7H2O 当0.100mol/LK2Cr2O7被还原至一半时：
cCr(VI)c=CC(0VrI().II/5IC)×=(III02) .×1010..030m35V0o0l/mL=ol0/.L0=500.01m00oml/Lol/L
HAsO2
[H ] Ka [H ]
HAsO2的Ka 5.11010
27
[H ] 5mol / L
HAsO2 1.0,H3AsO4 1.0
0.60V ' H3AsO4 HAsO2
化学初中一年级上册第六章氧化还原反应的认识与运用
化学初中一年级上册第六章氧化还原反应的认识与运用氧化还原反应是化学学科中的重要内容，在初中一年级上册的化学课程中，也是必不可少的一章。
本文将对初中一年级上册第六章氧化还原反应的认识与运用进行论述。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质在化学反应中，电子的转移与分配所引起的相互转化。
在氧化还原反应中，一种物质失去电子称为氧化反应，而另一种物质得到电子称为还原反应。
例如，当铁和氧气发生反应时，铁失去电子转化为氧化铁，氧气得到电子转化为氧化氧。
二、氧化还原反应的表示方法氧化还原反应可以通过方程式表达出来。
方程式的左边表示还原反应，右边表示氧化反应。
例如，2Na + Cl2 → 2NaCl，表明钠发生氧化反应，氯发生还原反应。
三、氧化还原反应的实际应用1. 腐蚀反应：铁的腐蚀是一种常见的氧化还原反应。
当铁与空气中的氧气发生反应时，会生成铁(III)氧化物，即铁锈。
2. 电池反应：电池的工作原理是基于氧化还原反应的。
例如，锌-铜电池中，锌发生氧化反应，铜发生还原反应，从而产生电流。
3. 发酵反应：发酵是一种生物化学反应过程，也包含氧化还原反应。
例如，葡萄糖发酵产生乙醇的反应中，葡萄糖被氧化，生成乙醇，同时还有氧化剂参与反应。
四、氧化还原反应的学习方法1. 掌握氧化还原反应的基本概念和表示方法是学好本章内容的基础。
通过反复练习、思考，加深对概念的理解和方程式的运用能力。
2. 应用于生活实例的学习。
在学习氧化还原反应时，可以结合生活中的实际例子，例如电池、金属腐蚀等，加深对反应机理的理解。
3. 实验探究与讨论。
可以通过参加实验课程，观察和分析氧化还原反应的现象。
通过实验结果的观察和讨论，培养学生的实践能力和探究精神。
五、氧化还原反应的拓展应用1. 高级化学课程的基础。
氧化还原反应是许多高级化学知识的基础，例如电化学、配位化学等。
因此，对初中阶段的学生来说，学好氧化还原反应是为将来的学习做好准备。
2. 环境保护的应用。
第六章 氧化还原
4、根据氧化剂和还原剂得失电子数相等的原则， 找出最小公倍数，合并成一个配平的离子方程式。
①×2 ② ×5 2MnO4-＋16H+＋10e10Cl- - 10e5Cl2 2Mn2++ 5Cl2 + 8H2O
14
2Mn2+＋8H2O
两式相加 2MnO4-+16H++10Cl-
5、将配平的离子方程式写为分子方程式。注意反 应前后氧化值没有变化的离子的配平。
21
常用电极类型： 常用的电极(半电池)，通常有四种类型： 1. 金属-金属离子电极：将金属插入到其盐溶液中构 成的电极。如：银电极（ Ag+ / Ag ） 。 电极组成式：Ag|Ag+ (c) 电极反应： Ag+＋eAg
2. 金属-难溶盐-阴离子电极： 将金属表面涂有其金属 难溶盐的固体，浸入与该盐具有相同阴离子的溶液 中所构成的电极。 如: Ag-AgCl电极。 电极组成式：Ag | AgCl(s) | Cl- (c) 电极反应： AgCl + eAg + Cl22
8
又如： Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
锌失去电子，氧化值升高，被氧化，称为还原
剂(reducing agent),又称电子的供体(electron donor)。 HCl中的H+得到电子，氧化值降低，被还原, HCl称为氧化剂(oxidizing agent),又称电子的受体 (electron acceptor)。 氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转移 （电子的得失或电子云的偏移），从而导致元素的 氧化值发生变化。
式中：n=5，氧化态为MnO4-和8H+，还原态为Mn2+ (H2O是溶剂,不包括在内)。
第六章氧化还原滴定法
§6.2 氧化还原反应进行的程度
§6.2.1 条件平衡常数 n2Ox1 + n1Red2 n2Red1 + n1Ox2
氧化还原反应进行的程度，可用什么来衡量？ 氧化还原反应进行的程度，可用什么来衡量？
Ox1 + n1eOx2 + n2eRed1 Red2
Ε1 = Ε
O' 1
c Ox1 0 . 059 + lg c Red1 n1 c 0 . 059 lg Ox2 n2 c Red2
4+ 3+ θ′
(1mol·L-1 H2SO4) ϕ (Fe /Fe )=0.68 V
3+ 2+
θ′
滴定反应： 滴定反应： Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+ 对于滴定的每一点，达平衡时有： 对于滴定的每一点，达平衡时有：
ϕ(Fe3+/Fe2+)=ϕ(C 4+/C 3+) e e
分析 滴定前， 未知， 滴定前，Fe3+未知，不好计算
第六章 氧化还原滴定法
§6.1 氧化还原反应平衡 §6.2 氧化还原反应进行的程度 §6.3 氧化还原反应的速率与影响因素 §6.4 氧化还原滴定曲线及终点的确定 §6.5 氧化还原滴定法中的预处理 §6.6 高锰酸钾法 §6.7 重铬酸钾法 §6.8 碘量法 §6.9 其它氧化还原滴定法 §6.10 氧化还原滴定结果的计算
HClO4 0.75
HCl 0.70
ϕθ'(Fe3+ /Fe2+)
与Fe3+的络合作用增强
氧化态形成的络合物更稳定， 氧化态形成的络合物更稳定，结果是电位降低 计算pH pH为 NaF浓度为 浓度为0.2 mol/l时 P136 例2 计算pH为3.0, NaF浓度为0.2 mol/l时, Fe3+/ Fe 的条件电位。在此条件下，用碘量法测 Fe2+的条件电位 在此条件下， 的条件电位。 Fe 铜时，会不会干扰测定？ pH改为 改为1.0 铜时，会不会干扰测定？若pH改为1.0 时，结果又 如何？ 如何？
第六章 氧化还原滴定法
条件电位
条件电位是校正了各种外界因素影响后得到的电对电 位，反映了离子强度及各种副反应影响的总结果。
当缺乏相同条件下的值时，可采用条件相近的值。在 无 φө′ 值时，可根据有关常数估算值，以便判断反应 进行的可能性及反应进行方向和程度。
五、电极电位的应用
1、判断氧化还原反应的方向
电对1 ：Ox1 + ne = Red1 电对2：Red2 - ne = Ox2 φ1ө> φ2ө ，当体系处于标准状态时，电对1 中的氧化 态是较强的氧化剂，电对2中的还原态是较强的还原 剂，它们之间能够发生氧化还原反应，氧化还原反 应的方向为： Ox1 + Red2 = Red1 + Ox2
2Cu2+ + 4I-⇌2CuI↓ + I2 有关反应电对为：Cu2+ + e ⇌ Cu+ φCu2+/Cu+ө = 0.16V I2 + 2e ⇌ 2IφI2/I-ө = 0.54V 从电对的标准电极电位来判断，应当是I2氧化Cu+。 但事实上，Cu2+氧化I-的反应进行的很完全。这是由 于CuI沉淀的生成，使溶液中[Cu+]极小，Cu2+/Cu+电 对的条件电位显著升高， Cu2+ 的氧化能力显著增强 的结果。
3、催化剂对反应速率的影响 催化剂可以从根本上改变反应机制和反应速率，使用 催化剂是改变反应速率的有效方法。能加快反应速率 的催化剂称为正催化剂，能减慢反应速率的催化剂称 为负催化剂。
第三节 氧化还原滴定原理
一、氧化还原滴定曲线
1、滴定开始前 FeSO4 溶液中可能有极小量的 Fe2+ 被空气和介质氧化 生成 Fe3+ ，组成 Fe3+/Fe2+ 电对，但 Fe3+ 的浓度未知， 故滴定开始前的电位无法计算。
无机及分析化学第三版第章
Zn-2e→Zn2+ Cu 2++2e →Cu
Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
化学能转化为热能
实验二: Zn-Cu原电池反应
装置
Zn
e-
A
KCl
Zn SO4
现象
1、电流表指针发生偏移 2、Zn棒逐渐溶解,铜棒上有铜沉积 3、取出盐桥,指针回零;放入盐桥,指针偏转 Cu
原理
CuSO4 Zn - 2e →Zn2+ Cu 2++2e →Cu
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
298.15K 下:
注意！
0.0n59lg[[氧 还化 原态 态]]ab
1) 如果电对中的某一物质是固体或液体，则它们的 浓度均为常数，常认为是1。
2) 如果电对中的某一物质是气体，其浓度用分压来 表示，分压的单位为：大气压（atm）
例如
碳的氧化数 CO CO2 CH4 C2H5OH +2 +4 -4 -2
硫或铁的氧化数 S2O32- S2O82- Fe3O4 +2 +7 +8/3
example
试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值
解： 设Cr的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则：
2x + 7×(-2) = -2 x = +6
3. 两个半反应相加，消去电子
2 × （ M n 0 4 － + 8 H + + 5 e ＝ M n 2 + + 4 H 2 O ）
＋
5 × （ 2 C l－ ＝ C l2 + 2 e ）
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o
o
+
8
2) 浓度对电极电势的影响
例 1）求当 Zn2+ 浓度为0.5 mol/L时 Zn2+/Zn
Zn2+ 2e Zn
o Zn
2+
/Zn
-0.7618V
Zn
2+
/Zn
0.0592 lg cZn 2+ c o 2 0.0592 -0.7618 lg 0. 5 0.771V 2
离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 离子总电荷数 = 各元素氧化数的代数和。 中性化合物，各元素氧化数的代数和为0。 例： K2Cr2O7 Cr为+6 Fe3O4 中，Fe为+8/3 Na2S2O3中，S 为+2 Na2S4O6中， 平均为+ 2.5 (2个S 为0, 二个S为+5)
2+ 4+
Fe e Fe
3+
2+
氧化剂/还原产物
例5-2：
总反应：
H2 2Fe 2H 2Fe
3+ +
2+
负极反应： 正极反应：
H2 2H+ 2e 还原剂被氧化
Fe e Fe
3+
2+
氧化剂被还原
-
H2 Cl2 2H 2Cl
+
负极反应：
H2 2H+ 2e
0.0592 O x lg n Re d
o
注：[Red]和[Ox]分别为参加电极反应的还原态和氧化
态一方所有物质的浓度以其指数为幂的乘积
例
Cu 2e Cu
2+
Cu
2+
/Cu
Байду номын сангаас
o Cu 2+ /Cu
0.0592 1 lg 2+ 2 C u 0.0592 2+ lg Cu 2
2. 化学方程式配平
4）按照得失电子数相同原则，两个半反应乘以适当 系数后相加，得配平了的离子反应方程式
MnO 8H 5e Mn 4H2O ×2 2+ SO H2O SO4 2H+ 2e ×5
4 23 + 2+ 222MnO-4 5SO3 6H+ =2Mn 2+ 5SO4 +3H2O
正极反应：
Cl2 2e 2Cl
-
Ag Cl AgCl(s)
+ -
Ag Ag Cl Ag AgCl(s)
+ -
负极： Ag Cl- AgCl e 正极： Ag e Ag
+
2、电极电势
1） 电极电势的产生
原电池能产生电流，说明电极间存在电势差。 每个电极都有一定的电势，即为电极电势。
5）加上其他离子，配平，写成分子反应方程式 2KMnO4 5K2SO3 3H2SO4 2MnSO4 6K2SO4 3H2O 6）核对
三、 原电池与电极电势
1、原电池
1、原电池的组成与工作原理
Zn Cu
2+
Zn Cu
2+
直接反应∶产生热量，不 能直接观察到电子转移； 原电池中∶产生电能， 能观察到有电子转移。
o
3) 标准电极电势表及使用注意事项
i）明确 对应的电对和电极反应。如
o
O 2 4H 4e 2H 2O O 2 4H + 2e 2H 2O 2 Fe 2+ +2e Fe Fe3+ +e Fe 2+
+
o O2 /H 2 O o O2 /H 2 O2 o Fe2+ / Fe o Fe3+ / Fe2+
o o + o -
o +
(－) Pt H2( 100kPa)H+ (1mol/L) Zn2+(1mol/L) Zn (+) 测得 E 0.76V
o
o Zn o E o H + /H
则
2+
/Zn
2
注：标准电极电势
测定时，参加电极反 应的所有物质都处于 标准状态。否则为非 标准电极电势 。
o Zn 2+ /Zn
2）求当pCl2=100kPa,cCl-=0.01 mol/L时 Cl2/Cl-
Cl2 2e 2Cl-
o Cl 1.3583 /Cl
2 -
Cl /Cl
2
-
0.0592 lg 2 o 2 cCl- c 0.0592 1 1.3583 lg 1.48V 2 2 0.01
电极反应：
负极： 正极：
Zn Zn 2+ 2e
Cu 2e Cu
2+
氧化反应 还原反应
给出总反应方程式，要能够设计出原电池，写 出电极反应
2FeCl3 SnCl2 2FeCl2 SnCl4
写出电对半反应，以发生氧化反应的为负极 负极： 正极：
Sn Sn 2e 氧化产物/还原剂
四、电极电势的应用
判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强 弱
一、基本概念
1、氧化数的概念
为判断和便于配平氧化还原反应，人为地引 入了氧化数的概念。 氧化数的定义∶元素的一个原子的电荷数， 这种电荷数有时是人为地将成键电子指定结 电负性较大的原子而求得的。
规定：
单质中，元素的氧化数为零，如∶H2、 Cl2、 Fe 、 S8 、O2 、O3 正常氧化物中，O的氧化数为－2， 过氧化物 (如 H2O2 和Na2O2)中O为－ 1， 超氧化物(如 KO2)中O的氧化数为－ 0.5， 臭氧化物(如 KO3)中O的氧化数为－ 1/3， 氟的氧化物(如 OF2 )中O的氧化数为+2。 H 一般为+1。 如非金属氢化物 H2O、PH3 中 ， H 为+1 在金属氢化物 (如NaH、CaH2)中为－1。
规定： 298.15K下标准氢电极的电极电势为零 H+（1mol/L） H2(100 kPa) Pt
o H 0.0000V /H
+ 2
2H 2e H2
+
对于任意标准电极，可作为正极，与作为负极的 标准氢电极组成下列原电池： （-）氢电极 || 指定电极（+）
E
注意：酸性介质中配平的半反应式里不应出现
OH –，在碱性介质中配平的半反应不应出现H+。 左边 酸性 多O缺H时，多一个O加2 介质 个H+, 缺1个H加1个H+ 碱性 多H缺O时，多一个H加1 介质 个OH – ，缺1个O加2个 OH右边 加相应的 H2O 加相应的 H2O
例5-1：
MnO4-/MnO2 电对在碱性介质中的半反应式
电极电势 (电位)的符号
电极电势
o Mn /M
M
o -
n
/M
如
o zn 2+ /Zn
标准电极电势 非标准电极电势
氧化还原电对
电池电动势 E 的形成及符号
E
o o +
标准电池电动势 非标准电池电动势
E + -
、E 单位伏特（V）
值查P342附录五
o
2) 标准电极电势的测定
4
MnO Mn
4
2+
1）配平两边氧化数发生变化原子的数目，及氧化数变 化总值与得失电子的数目
MnO 5e Mn
2+
2）根据介质的不同在反应式两边加上适当的H+或OH-以 配平电荷数，最后加 H2O 使两边H、O平衡。 3）检查配平其他元素
MnO-4 8H+ 5e Mn 2+ 4H2O
o Cu 2+ /Cu
2H 2e H2
+
H /H o
+ 2
H+/H2
c c + 0.0592 lg H 2 pH2 / p o
o
2
MnO 8H 5e Mn 4H2O
4 + 2+
MnO /Mn
4 2+
o
2+ MnO4/Mn
cMnO- c cH c 0.0592 4 lg 5 cMn 2+ c o
3、氧化还原电对
Zn Cu 2+ Zn 2+ Cu
还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物
氧化还原电对： Cu2+/Cu
Zn2+/Zn
(氧化剂）（还原产物） （氧化产物）（还原剂）
氧化态/还原态
氧化态：氧化数高的物质 （氧化剂或氧化产物） 还原态：氧化数低的物质 （还原剂或还原产物）
氧化还原电对的半反应
o Cl2 /Cl-
pCl2 p o
在电极反应中， 氧化态一边的各物质浓度(或p)越大， 越大； 还原态一边的各物质浓度(或p)越大， 越小。
MnO 2H2O 3e MnO2 4OH
4
-
SO42-/SO32- 电对在酸性介质中的半反应式
+ 2SO2 2H 2e SO 4 3 H2O 22SO3 H2O SO4 2H+ 2e
H2O2/OH- 电对的半反应式
H2O2 2e 2OH
-
2. 化学方程式配平
第六章 氧化还原反应
o
+
8
2) 浓度对电极电势的影响
例 1）求当 Zn2+ 浓度为0.5 mol/L时 Zn2+/Zn
Zn2+ 2e Zn
o Zn
2+
/Zn
-0.7618V
Zn
2+
/Zn
0.0592 lg cZn 2+ c o 2 0.0592 -0.7618 lg 0. 5 0.771V 2
离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 离子总电荷数 = 各元素氧化数的代数和。 中性化合物，各元素氧化数的代数和为0。 例： K2Cr2O7 Cr为+6 Fe3O4 中，Fe为+8/3 Na2S2O3中，S 为+2 Na2S4O6中， 平均为+ 2.5 (2个S 为0, 二个S为+5)
2+ 4+
Fe e Fe
3+
2+
氧化剂/还原产物
例5-2：
总反应：
H2 2Fe 2H 2Fe
3+ +
2+
负极反应： 正极反应：
H2 2H+ 2e 还原剂被氧化
Fe e Fe
3+
2+
氧化剂被还原
-
H2 Cl2 2H 2Cl
+
负极反应：
H2 2H+ 2e
0.0592 O x lg n Re d
o
注：[Red]和[Ox]分别为参加电极反应的还原态和氧化
态一方所有物质的浓度以其指数为幂的乘积
例
Cu 2e Cu
2+
Cu
2+
/Cu
Байду номын сангаас
o Cu 2+ /Cu
0.0592 1 lg 2+ 2 C u 0.0592 2+ lg Cu 2
2. 化学方程式配平
4）按照得失电子数相同原则，两个半反应乘以适当 系数后相加，得配平了的离子反应方程式
MnO 8H 5e Mn 4H2O ×2 2+ SO H2O SO4 2H+ 2e ×5
4 23 + 2+ 222MnO-4 5SO3 6H+ =2Mn 2+ 5SO4 +3H2O
正极反应：
Cl2 2e 2Cl
-
Ag Cl AgCl(s)
+ -
Ag Ag Cl Ag AgCl(s)
+ -
负极： Ag Cl- AgCl e 正极： Ag e Ag
+
2、电极电势
1） 电极电势的产生
原电池能产生电流，说明电极间存在电势差。 每个电极都有一定的电势，即为电极电势。
5）加上其他离子，配平，写成分子反应方程式 2KMnO4 5K2SO3 3H2SO4 2MnSO4 6K2SO4 3H2O 6）核对
三、 原电池与电极电势
1、原电池
1、原电池的组成与工作原理
Zn Cu
2+
Zn Cu
2+
直接反应∶产生热量，不 能直接观察到电子转移； 原电池中∶产生电能， 能观察到有电子转移。
o
3) 标准电极电势表及使用注意事项
i）明确 对应的电对和电极反应。如
o
O 2 4H 4e 2H 2O O 2 4H + 2e 2H 2O 2 Fe 2+ +2e Fe Fe3+ +e Fe 2+
+
o O2 /H 2 O o O2 /H 2 O2 o Fe2+ / Fe o Fe3+ / Fe2+
o o + o -
o +
(－) Pt H2( 100kPa)H+ (1mol/L) Zn2+(1mol/L) Zn (+) 测得 E 0.76V
o
o Zn o E o H + /H
则
2+
/Zn
2
注：标准电极电势
测定时，参加电极反 应的所有物质都处于 标准状态。否则为非 标准电极电势 。
o Zn 2+ /Zn
2）求当pCl2=100kPa,cCl-=0.01 mol/L时 Cl2/Cl-
Cl2 2e 2Cl-
o Cl 1.3583 /Cl
2 -
Cl /Cl
2
-
0.0592 lg 2 o 2 cCl- c 0.0592 1 1.3583 lg 1.48V 2 2 0.01
电极反应：
负极： 正极：
Zn Zn 2+ 2e
Cu 2e Cu
2+
氧化反应 还原反应
给出总反应方程式，要能够设计出原电池，写 出电极反应
2FeCl3 SnCl2 2FeCl2 SnCl4
写出电对半反应，以发生氧化反应的为负极 负极： 正极：
Sn Sn 2e 氧化产物/还原剂
四、电极电势的应用
判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强 弱
一、基本概念
1、氧化数的概念
为判断和便于配平氧化还原反应，人为地引 入了氧化数的概念。 氧化数的定义∶元素的一个原子的电荷数， 这种电荷数有时是人为地将成键电子指定结 电负性较大的原子而求得的。
规定：
单质中，元素的氧化数为零，如∶H2、 Cl2、 Fe 、 S8 、O2 、O3 正常氧化物中，O的氧化数为－2， 过氧化物 (如 H2O2 和Na2O2)中O为－ 1， 超氧化物(如 KO2)中O的氧化数为－ 0.5， 臭氧化物(如 KO3)中O的氧化数为－ 1/3， 氟的氧化物(如 OF2 )中O的氧化数为+2。 H 一般为+1。 如非金属氢化物 H2O、PH3 中 ， H 为+1 在金属氢化物 (如NaH、CaH2)中为－1。
规定： 298.15K下标准氢电极的电极电势为零 H+（1mol/L） H2(100 kPa) Pt
o H 0.0000V /H
+ 2
2H 2e H2
+
对于任意标准电极，可作为正极，与作为负极的 标准氢电极组成下列原电池： （-）氢电极 || 指定电极（+）
E
注意：酸性介质中配平的半反应式里不应出现
OH –，在碱性介质中配平的半反应不应出现H+。 左边 酸性 多O缺H时，多一个O加2 介质 个H+, 缺1个H加1个H+ 碱性 多H缺O时，多一个H加1 介质 个OH – ，缺1个O加2个 OH右边 加相应的 H2O 加相应的 H2O
例5-1：
MnO4-/MnO2 电对在碱性介质中的半反应式
电极电势 (电位)的符号
电极电势
o Mn /M
M
o -
n
/M
如
o zn 2+ /Zn
标准电极电势 非标准电极电势
氧化还原电对
电池电动势 E 的形成及符号
E
o o +
标准电池电动势 非标准电池电动势
E + -
、E 单位伏特（V）
值查P342附录五
o
2) 标准电极电势的测定
4
MnO Mn
4
2+
1）配平两边氧化数发生变化原子的数目，及氧化数变 化总值与得失电子的数目
MnO 5e Mn
2+
2）根据介质的不同在反应式两边加上适当的H+或OH-以 配平电荷数，最后加 H2O 使两边H、O平衡。 3）检查配平其他元素
MnO-4 8H+ 5e Mn 2+ 4H2O
o Cu 2+ /Cu
2H 2e H2
+
H /H o
+ 2
H+/H2
c c + 0.0592 lg H 2 pH2 / p o
o
2
MnO 8H 5e Mn 4H2O
4 + 2+
MnO /Mn
4 2+
o
2+ MnO4/Mn
cMnO- c cH c 0.0592 4 lg 5 cMn 2+ c o
3、氧化还原电对
Zn Cu 2+ Zn 2+ Cu
还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物
氧化还原电对： Cu2+/Cu
Zn2+/Zn
(氧化剂）（还原产物） （氧化产物）（还原剂）
氧化态/还原态
氧化态：氧化数高的物质 （氧化剂或氧化产物） 还原态：氧化数低的物质 （还原剂或还原产物）
氧化还原电对的半反应
o Cl2 /Cl-
pCl2 p o
在电极反应中， 氧化态一边的各物质浓度(或p)越大， 越大； 还原态一边的各物质浓度(或p)越大， 越小。
MnO 2H2O 3e MnO2 4OH
4
-
SO42-/SO32- 电对在酸性介质中的半反应式
+ 2SO2 2H 2e SO 4 3 H2O 22SO3 H2O SO4 2H+ 2e
H2O2/OH- 电对的半反应式
H2O2 2e 2OH
-
2. 化学方程式配平
第六章 氧化还原反应