高中化学： 第十章氧化还原反应
化学氧化还原反应
化学氧化还原反应化学氧化还原反应（Redox Reaction）是化学反应中常见的一类反应类型，指的是在反应中，物质的电荷状态发生了改变，其中一个物质被氧化，失去电子，另一个物质被还原，获得电子。
氧化和还原两个反应是相互联系、相互作用的过程，是化学反应中重要的一环。
氧化反应是指物质失去电子并与氧原子（或者其他电子受体）结合的过程。
在氧化反应中，物质的氧化数增加，即物质带正电的能力增强。
例如常见的金属与氧气反应生成金属氧化物：4Na + O2 → 2Na2O还原反应是指物质获得电子并减少氧化数的过程。
在还原反应中，物质的氧化数减少，即物质带负电的能力增强。
例如二氧化锰与硫酸反应生成锰离子和二氧气：2MnO2 + 4H2SO4 → 2MnSO4 + 2H2O + O2↑氧化还原反应中的一个重要概念是氧化数（Oxidation Number），也称为氧化态或氧化值。
氧化数描述了原子在化合物或离子中的带电状态。
根据一定的规则，我们可以通过氧化数的变化来判断氧化还原反应的过程。
在氧化还原反应中，存在着一种重要的反应类型，即还原剂和氧化剂。
还原剂是指在反应中能够给予其他物质电子的物质，它自身被氧化。
而氧化剂是指在反应中能够从其他物质获得电子的物质，它自身被还原。
例如在以下反应中，氧化剂是铁离子（Fe3+），而还原剂是锌金属（Zn）：2Fe3+ + 2e- → 2Fe2+Zn → Zn2+ + 2e-氧化还原反应在生活中有着广泛的应用。
例如，腐蚀反应中物质与氧气的反应被视为氧化还原反应。
电池的工作原理也是基于氧化还原反应。
此外，许多化学合成、分解、电解以及生物学中的代谢过程都与氧化还原反应密切相关。
在实际的化学实验中，我们可以通过观察氧化还原反应的发生来判断反应是否进行。
常用的实验方法有观察气体生成、溶液颜色变化、固体物质颜色变化等。
同时，我们也可以通过平衡氧化还原反应方程式来计算物质的反应量，从而实现定量分析。
高中化学氧化还原反应
高中化学氧化还原反应氧化还原反应是化学中常见的重要反应类型之一，也是我们在高中化学学习中的重点内容。
本文将从氧化还原反应的基本概念、反应的分类以及实际应用等方面展开论述。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指在化学反应中，物质的电子转移导致其氧化态和还原态发生变化的过程。
氧化是指物质丧失电子，氧化态数值增加；还原是指物质获得电子，氧化态数值减少。
在氧化还原反应中，被氧化的物质称为还原剂，起到给予电子的作用；而被还原的物质称为氧化剂，起到接收电子的作用。
二、氧化还原反应的分类1. 电子转移反应：在反应中，物质的电子发生转移，产生氧化和还原两个反应。
例如：2Na + Cl2 -> 2NaCl在这个反应中，氯原子从0氧化态到-1氧化态，被还原，同时钠原子从0氧化态到+1氧化态，被氧化。
2. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在生产和实际应用中具有广泛的用途，下面以几个具体例子进行说明。
（1）电池中的氧化还原反应电池工作的基本原理就是氧化还原反应。
例如，常见的锌锰电池中，锌被氧化为离子态、释放电子，对应的反应为：Zn -> Zn2+ + 2e-而同样的反应中，二价锰离子被电子还原为更低价的一价锰离子：Mn2+ + 2e- -> Mn+这个反应过程产生的电子在电路中流动，从而实现了电能的转化。
（2）金属的腐蚀现象金属材料在空气中长期暴露会发生氧化还原反应，导致金属腐蚀。
例如，铁在潮湿的环境中会和氧气反应生成氧化铁（锈），反应方程式为：4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3这种反应对于金属制品的保护和防腐具有重要意义。
三、氧化还原反应的例子1. 锌和硫酸铜的反应Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu在这个反应中，锌离子还原为锌原子，硫酸铜被氧化为硫酸根离子。
这个反应在实验室中常用于制备金属铜。
2. 高锰酸钾的还原KMnO4 + 3H2SO4 -> K2SO4 + MnSO4 + 3H2O + [O]在此反应中，高锰酸钾（KMnO4）是氧化剂，会释放出氧气；硫酸（H2SO4）参与反应但不发生氧化还原。
高中化学中的氧化还原反应知识点总结
高中化学中的氧化还原反应知识点总结！一、氧化还原反应的基本概念1.氧化还原反应的本质：有电子转移（得失）氧化还原反应概念图2.氧化还原反应的特征：元素化合价的变化应用：在化学方程式中标出各物质组成元素的化合价，只要有一种元素的化合价发生了变化，即可说明该反应是氧化还原反应。
口诀：升失氧氧还原剂，降得还还氧化剂（化合价上升，失电子，发生氧化反应，被氧化得到氧化产物，在反应中做还原剂；化合价下降，得电子，发生还原反应，被还原得到还原产物，在反应中做氧化剂）。
3.化学反应的分类我们把化学反应按是否发生电子转移分成两大类：氧化还原反应和非氧化还原反应。
下面我们来介绍氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：①置换反应置换反应是单质与化合物反应生成新单质和新化合物，该过程一定伴随着电子得失，故一定是氧化还原反应。
如我们熟悉的Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu，铁失2个电子生成亚铁离子，同时，铜离子得两个电子生成铜单质。
②复分解反应与置换反应性质完全相反地，复分解反应是两种化合物互相交换成分，并不存在电子转移，故一定不是氧化还原反应。
如HCl + NaOH == NaCl + H2O.③化合反应和分解反应而化合反应和分解反应既可能是氧化还原反应，如：C + O2 =点燃= CO2；2H2O2 =(MnO2)= 2H2O + O2↑；又可能是非氧化还原反应，如：CaO + H2O == Ca(OH)2；2NaHCO3=△= Na2CO3 + H2O + CO2↑.④当然，我们可以将上述关系用Venn图表示：氧化还原反应与四种基本反应关系图4.有关氧化还原的判断①判断氧化性和还原性I. 元素处于最高价态时，只有氧化性；II. 元素处于最低价态时，只有还原性；•特殊地，金属的最低价态为0价，没有负价，故金属单质只有还原性；III.元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。
②判断氧化剂和还原剂I. 常见的氧化剂及其对应的还原产物i. 活泼非金属单质• X2 → X-（X表示F、Cl、Br、I等卤素）•O2→O2- / OH- / H2Oii. 具有处于高价态元素的化合物•MnO2→ M n2+•H2SO4→ SO2 / S•HNO3→ NO / NO2•KMnO4(酸性条件) → M n2+•FeCl3→ F e2+ / Feiii.其他•H2O2→ H2OII. 常见的还原剂及其对应的氧化产物i. 活泼的金属单质•Na → Na+•Al → A l3+ii. 活泼的非金属单质•H2→ H2O•C → CO / CO2iii.具有处于低价态元素的化合物•CO → CO2•SO2→ SO3 / SO42-•H2S → S / SO2•HI → I2•Na2SO3→ SO42-•FeCl2→ Fe3+III.特殊情况i. 在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可能是同一种物质，氧化产物和还原产物也可能是同一种物质，如歧化反应和部分归中反应。
高中化学化学反应中的氧化还原反应与解题技巧
高中化学化学反应中的氧化还原反应与解题技巧氧化还原反应（redox reaction）是化学反应中的一类重要反应类型。
它涉及到物质电子的转移，即氧化剂（接受电子）与还原剂（提供电子）之间的相互作用。
在高中化学中，理解和掌握氧化还原反应以及相关的解题技巧对于学生来说至关重要。
一、氧化还原反应的基础概念氧化还原反应通常涉及氧原子的转移和电子的转移。
其中，氧化是指某物质失去电子或增加氧原子而发生的反应，而还原则是指某物质获得电子或减少氧原子的反应。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，还原剂提供电子。
具体来说，氧化剂的氧原子数目增加，而还原剂的氧原子数目减少。
二、氧化还原反应的解题技巧了解氧化还原反应的基础概念是解题的前提，但在具体的解题过程中，还需要掌握一些技巧和方法。
1. 确定氧化剂和还原剂在解题过程中，确定反应物中哪一个物质发生了氧化，哪一个物质发生了还原非常重要。
通常，我们可以通过考察物质的氧化态的变化情况来判断。
氧化剂会使某物质的氧化态变大，而还原剂则会使某物质的氧化态变小。
2. 平衡化学方程式在氧化还原反应中，电子的转移会导致化学方程式的不平衡。
因此，平衡化学方程式是解析化学中的基本任务。
在平衡化学方程式时，一般先平衡氧原子的数量，然后平衡氢原子的数量，最后再平衡电子数目。
3. 应用氧化数氧化数是指化学元素在化合物中的电荷状态。
掌握氧化数的计算方法和应用能够帮助我们更好地理解氧化还原反应。
在解题中，我们可以通过考察氧化数的变化情况来判断哪一个物质是氧化剂，哪一个物质是还原剂。
4. 使用反应类型参考表反应类型参考表是学习和掌握氧化还原反应的有效工具。
通过参考表，我们可以找到常见的氧化还原反应类型，了解典型氧化剂和还原剂的信息，从而更好地进行解题。
5. 熟练掌握氧化还原反应的例题只有通过反复练习和解析氧化还原反应的例题，我们才能更好地掌握解题技巧。
在解题过程中，我们应该注重提炼问题的关键信息，运用所学知识和方法，有条理地进行解答。
高中化学知识——氧化还原反应
高中化学知识——氧化还原反应1.氧化还原反应（1）定义：凡是有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应，没有电子转移的反应就是非氧化还原反应。
（2）实质：有电子转移(得失或偏移)。
（3）特征：反应前后元素的化合价有变化。
在氧化还原反应中，电子转移（得失或偏移）和化合价升降的关系如图所示，由于氧化还原反应与元素化合价的升降有密切相关，元素化合价的升降又是由元素原子得失电子（或共用电子对偏移）所决定的。
凡是有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
判断的依据就是寻找整个反应过程是否有元素化合价在反应前后发生变化。
（4）氧化还原反应与化合价的关系：最高价只有氧化性，如Fe3+、HNO3分子中+5价的氮元素；最低价只有还原性，如Fe、S2-等；中间价既有氧化性又有还原性。
（5）氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：2.氧化剂和还原剂（1）氧化剂和还原剂:得到电子(所含某元素化合价降低)的反应物是氧化剂；失去电子（所含某元素化合价升高）的反应物是还原剂。
①常常见的氧化剂:活波的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；含高价金属阳离子的化合物CuCl2等；含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
②常见的还原剂：活波或较活波的金属：K、Cu、Na、Al、Mg、Zn等；较低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；某些非金属单质：C、H2等；含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
③在含有可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可以做氧化剂，又可以做还原剂，如Cl2、S、SO2、H2SO3等。
（2）氧化产物和还原产物：氧化产物是发生氧化反应的物质的生成物；还原产物是发生还原反应的物质的生成物。
（3）氧化反应和还原反应：失去电子（或元素化合价升高）的反应是氧化反应；得到电子（或元素化合价降低）的反应是还原反应。
（4）氧化性和还原性：物质得到电子的能力或性质是氧化性；物质失去电子的能力或性质是还原性。
高中化学知识点总结氧化还原反应
高中化学知识点总结氧化还原反应高中化学知识点总结——氧化还原反应氧化还原反应是化学反应中最重要的一类反应，也是高中化学中的重要知识点之一。
本文将对氧化还原反应进行总结，包括氧化还原反应的定义、氧化还原反应的特征、氧化还原反应的基本理论和氧化还原反应的应用。
一、氧化还原反应的定义氧化还原反应又称为电子转移反应，是指化学反应过程中原子、离子或分子之间电子的转移。
在氧化还原反应中，有一种物质失去或获得电子，称为氧化剂和还原剂。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
氧化还原反应可以用化学方程式来表示，其中氧化剂和还原剂以及其产品都要写出来，并标记出在反应中的电子转移过程。
二、氧化还原反应的特征1. 电子转移：氧化还原反应中，发生反应的物质之间发生电子的转移，其中一种物质被氧化失去电子，另一种物质被还原获得电子。
2. 氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，发生氧化反应的物质被称为还原剂，因为它使其他物质还原；发生还原反应的物质被称为氧化剂，因为它使其他物质氧化。
3. 氧化数变化：在氧化还原反应中，物质的氧化数会发生变化。
氧化数是指一个原子在化合物中的电荷数，是衡量氧化程度的指标。
在氧化反应中，氧化剂会使物质的氧化数增加，而还原剂会使物质的氧化数减少。
三、氧化还原反应的基本理论1. 氧化反应和还原反应：氧化还原反应可以分为氧化反应和还原反应。
氧化反应是指物质失去电子的过程，还原反应是指物质获得电子的过程。
2. 氧化还原反应的电子守恒定律：在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间的电子转移必须是电子的守恒，即总得失电子数等于总得到电子数。
3. 氧化还原反应的质子守恒定律：在氧化还原反应中，质子也必须守恒，即总失去质子数等于总得到质子数。
四、氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活中和工业生产中有着广泛的应用，下面列举几个常见的应用场景：1. 腐蚀：金属遭受氧化反应与环境中的氧气发生作用，形成氧化物，导致金属腐蚀。
2. 防锈处理：利用还原剂将金属表面的氧化物还原为金属，形成保护层，起到防止金属进一步氧化的作用，从而防止锈蚀。
高中化学必背知识点：氧化还原反应
高中化学必背知识点：氧化还原反应一氧化还原反应基本概念1．概念本质：凡有电子得失或共用电子对偏移的一类反应称氧化还原反应，得失电子数相等。
特征：是反应前后有元素化合价发生变化的反应。
2. 氧化还原反应电子转移的表示方法①双线桥法：②单线桥法：3. 重要的氧化剂和还原剂物质在反应中是作氧化剂还是作还原剂，表观上可通过元素的化合价来判断。
一般来说，元素处于最高化合价时，只能作为氧化剂；元素处于最低化合价时，只能作还原剂；元素处于中间化合价时，既可作氧化剂，也可作还原剂。
⑴常见的氧化剂常见氧化剂的氧化性顺序为：Fe3+ ＞Cu2+＞H+ ＞Fe2+ ＞Zn2+⑵常见的还原剂有常见还原剂的还原性顺序为：S2-(H2S)＞SO32-(SO2、H2SO3)＞I- ＞Fe2+ ＞Br - ＞Cl-二氧化性、还原性强弱的判断方法和依据氧化性→得电子性（填“得”或“失”），得到电子越容易→氧化性越强；还原性→失电子性（填“得”或“失”），失去电子越容易→还原性越强。
与得失电子的多少无关。
如：还原性：Na＞Mg＞Al ，氧化性：浓HNO3＞稀HNO31. 根据元素在周期表中的位置同周期元素：从左至右，金属性（还原性）逐渐减弱，非金属性（氧化性）逐渐增强；同主族元素：从上至下，金属性（还原性）逐渐增强，非金属性（氧化性）逐渐减弱。
2. 根据金属活动顺序3. 根据非金属活动顺序非金属的活动顺序一般为：F O Cl Br I S 氧化性逐渐减弱；F—O2—Cl—Br—I—S2—还原性逐渐增强。
4. 依据反应式中的反应物和生成物之间的关系氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性还原剂的还原性＞还原产物的还原性5. 氧化性、还原性的强弱与温度、浓度、酸碱性的关系⑴温度：升高温度，氧化剂的氧化性增强，还原剂的还原性也增强。
如：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
若不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)发生反应时，所需温度高低不同，则温度低的氧化性(或还原性)强，反之则弱。
高中化学中的氧化还原反应
高中化学中的氧化还原反应在高中化学中，氧化还原反应（简称氧化反应和还原反应）是一类重要的化学反应。
它涉及物质的氧化态和还原态之间的电子转移。
本文将就氧化还原反应的基本概念、反应类型和应用进行论述。
1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指在化学反应中，物质的氧化态和还原态之间发生电子转移的过程。
其中，被氧化的物质失去电子而增加了氧化态，被还原的物质获得电子而减少了氧化态。
这个过程必须同时发生，因为电子不能被独立地释放或吸收。
2. 氧化还原反应的反应类型氧化还原反应可分为单个氧化还原反应和氧化还原反应组成的复合反应。
2.1 单个氧化还原反应单个氧化还原反应是指只发生一次电子转移的反应。
其中，还原剂是被氧化的物质，它将电子转移给氧化剂，从而自身被氧化。
氧化剂是被还原的物质，它从还原剂那里接收电子，从而自身被还原。
例如，2Na + Cl2 → 2NaCl是氯化钠的形成过程，钠被氧化为Na+，氯被还原为Cl-。
2.2 复合氧化还原反应复合氧化还原反应是指由多个单个氧化还原反应组成的反应。
在复合反应中，氧化剂和还原剂可以是元素、离子或化合物。
例如，4N H3 + 5O2 → 4NO + 6H2O是铵水的氧化过程，氨被氧化为氮气，氧气被还原为水。
3. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在生活和工业中具有广泛的应用。
3.1 腐蚀和金属防护金属的腐蚀是氧化还原反应的一种常见应用。
例如，铁的腐蚀是由于氧气和水导致的电子转移过程。
为了保护金属，常常采取镀层、防锈漆等措施。
3.2 电池和电解池电池和电解池是基于氧化还原反应原理工作的重要装置。
电池将化学能转化为电能，而电解池则将电能转化为化学能。
3.3 化学分析和定量分析在化学分析和定量分析中，氧化还原反应被广泛应用于物质浓度测定、滴定等实验中。
通过反应的终点或指示剂的变化，可以确定物质的含量。
4. 总结高中化学中的氧化还原反应是一类重要的化学反应。
它涉及物质的氧化态和还原态之间的电子转移，可分为单个氧化还原反应和复合氧化还原反应。
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第八章氧化还原反应8.1 基本概念8.1.1 氧化数一、定义1970年，国际纯化学和应用化学联合会对氧化数的明确定义：“某元素一个原子的荷电数。
这种荷电数的计算是假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得”。
例HCl, H2O二、氧化数的确定1．离子型化合物：氧化数＝“离子电荷”2．共价化合物：氧化数＝“形式电荷数”3．规定：(1)单质中，元素氧化数＝0。
(2)氧化物中O(-Ⅱ)；过氧化物中O(-Ⅰ)；OF2中O(+Ⅱ)。
(3)一般H (+Ⅰ)，活泼金属氢化物中H(-Ⅰ)。
4．结构未知的化合物中，按下法计算：分子或离子的总电荷数＝各元素氧化数的代数和。
分子的总电荷数＝0K2Cr2O7----Cr(+6)，Fe3O4----Fe(+8/3)，Na2S2O3----S(+2)，C2H2----C(-1)氧化数是按一定规则指定的形式电荷的数值，可以是正、负数；可以是整数、分数或零。
8.1.2 氧化和还原的定义一、基本概念氧化还原反应：有氧化数发生变化的反应。
非氧化还原反应：没有发生氧化数变化的反应。
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu氧化还原反应的实质是元素原子间形式电荷发生偏移(或原子得失电子)，元素氧化数发生改变。
在氧化还原反应中如果物质中某元素原子：氧化数物质反应过程中反应类型降低氧化剂被还原还原反应升高还原剂被氧化氧化反应氧化剂、还原剂为具体的物质，而氧化还原是指反应过程，它们都通过氧化数的改变来认定。
在氧化还原反应中，氧化和还原是同时发生的。
二、氧化还原反应的类型(1) 一般氧化还原反应2KMnO4 + 5K2SO3+ 3H2SO4(稀)＝2MnSO4 + 6K2SO4+ 3H2O(2) 自身氧化—还原反应2NaNO3 2NaNO2 +O2↑一个化合物中的不同元素的氧化数既有升高的又有降低(3) 歧化反应3I2 + 6NaOH NaIO3 + 5NaI + 3H2O若一种物质，同一元素的氧化数既有升高又有降低的反应8.2氧化还原方程式的配平注意两点：(1)氧化数守恒----氧化数变化相等。
(2)原子守恒----反应前后原子数相等。
8.2.1 氧化数法例：KMnO4和K2SO3在不同介质中反应产物不同：酸：KMnO4 + K2SO3+ H2SO4(稀)→MnSO4 + K2SO4中性：KMnO4 + K2SO3→MnO2 + K2SO4碱：KMnO4 + K2SO3→K2MnO4 + K2SO4方程式配平的结果：2KMnO4 + 5K2SO3+ 3H2SO4(稀)＝2MnSO4 + 6K2SO4+ 3H2O 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O＝2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH2KMnO4 + K2SO3+2KOH＝2K2MnO4 + K2SO4+ H2O二、离子-电子法氧化还原反应，可用两个半反应式来表示，如：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu①Cu2++2e-Cu；②Zn Zn2++2e–先将半反应式配平，然后将这些半反应加合起来消去电子在酸性介质MnO 4- + Cr3+Mn2+ + Cr2O72-。
解：(1) MnO 4-Mn2+Cr3+Cr2O72-(2) MnO 4-+8H++5e- Mn2++4H2O ×62Cr3++7H 2O Cr2O72-+14H++6e-×5(3) 6MnO 4-+10Cr3++11H2O6Mn2++5Cr2O72-+22H+难点：水溶液中不同介质时H+、OH－、H2O的配平酸介质(不出现OH－) 碱介质(不出现H+) 中性介质多O + H++ H2O + H2O8.3 氧化还原反应和电化学在氧化还原反应中引起氧化数变化的原因是什么？氧化数变化和电子转移有什么关系？怎样证明氧化还原反应中有电子转移？为什么会有电子转移？这些都可从氧化剂和还原剂在原电池中电极电势不同找到原因。
8.3.1 原电池一、氧化数变化和电子转移水溶液中金属锌置换铜离子的反应：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu该反应中：Zn→Zn2+失去电子；Cu2+→Cu得到电子。
即Zn和Cu2+之间发生了电子转移，氧化数随之变化。
在一般化学反应中，氧化剂和还原剂直接有效碰撞而发生电子的转移，但分子的热运动无方向性，所以不会形成电子定向运动的电流，而通常以热能的形式表现出来。
我们可以设计一定的装置让电子转移变成电子的定向移动------原电池，它可以将化学能转变为电能，以证明电子的转移。
二、原电池Cu----Zn原电池：Zn→Zn2+ + 2e 氧化(正电荷过剩Zn2+)Cu2+ + 2e→Cu 还原(负电荷过剩SO42－)盐桥：饱和KCl溶液+琼脂。
它用以沟通两个半电池以保持电荷平衡。
Zn极和Cu极用检流计连接上，这时我们就看到检流计的指针向一方偏转，说明导线中有电流通过，同时发现Zn片在溶解，Cu片上有Cu沉积。
由于有外电路的存在，电子便做定向运动，产生电流。
这种由氧化还原反应产生电流的装置为原电池，它使化学能转变为电能。
锌电极：Zn→Zn2+ + 2e 负极，电子流出。
铜电极：Cu2+ + 2e→Cu 正极，电子流入。
电池反应：Zn＋Cu2+＝Zn2+＋Cu电池表示符号：(－)Zn| Zn2+ (C1)|| Cu2+ (C2)|Cu(＋)在该反应中，铜离子是氧化剂，锌是还原剂。
氧化还原反应后，氧化剂与其还原产物(Cu2+与Cu)，还原剂与其氧化产物(Zn与Zn2+)构成了两个氧化还原电对：Cu2+/Cu，Zn2+/Zn。
此氧化还原反应，就是由这两个氧化还原电对共同作用的结果。
氧化数高的物质称氧化型物质（如Cu2+、Zn2+），氧化数低的物质称还原型物质（如Cu、Zn）。
写氧化还原电对时，氧化型/还原型。
外电路中电流的产生说明两电极上存在电势差，即每个电极上都有自己的电势，称为“电极电势”，用φ表示。
外电路中电子由电势低的一端流向电势高的一端。
原电池中当电流I→0时克服电池内阻消耗的功也趋近于零，这时电池电动势E＝φ(+) - φ(－)理论上任何氧化还原反应都可以设计成一定的原电池以证明电子转移的发生，但实际操作往往很复杂。
8.3.2 电极电势的产生----“双电层理论”原电池中电子流动是由于两极间电势不同造成的，且电子是由低电势端流向高电势端，那么两极间电势到底是怎样产生的？电极电势产生的原因------双电层理论(德国化学家Nernst, H.W.)：(1)M（S）==== M n+(aq) + ne M n+(aq) + ne ==== M（S）①溶剂水分子作用，金属极板原子生成溶剂化正离子进入溶液----溶解；②M n+(aq)受极板电子的吸引沉积到极板上的趋势----析出；两种趋势建立起平衡。
金属越活泼，倾向①进行的程度就越大；金属越不活泼，倾向②进行的程度越大。
(2) 对于Zn-Zn2+电极，金属失去电子的倾向大，金属以离子的形式进入溶液，而金属本身带上负电，在金属片附近的溶液带有正电，这样在金属片和溶液的界面上形成“双电层”。
双电层之间的电势差，就是Zn-Zn2+电极的电极电势，用φ表示。
一般双电层之间的电势差统一指金属高出溶液的电势差，所以Zn-Zn2+电极的电极电势为负值。
当Zn和Zn2+溶液均处于标准态时，这个电极电势称为锌电极的标准电极电势。
(3) 铜电极的“双电层”结构与锌电极的相反。
达平衡时，对于Cu-Cu2+电极来说，Cu2+沉积在极板上的倾向大，铜片上的正电荷过剩，故极板的电势高于溶液，即Cu-Cu2+电极的电极电势为正值。
电极电势的高低主要取决于金属的本性，即金属的活泼程度。
在Cu----Zn原电池中，当两极相连时，电子将由外电路从锌板流向铜板。
8.3.3 标准电极电势当离子浓度、温度等外界因素一定时，电极电势的高低取决于金属离子化倾向的大小。
如果测出金属电极的电势，可用来比较金属失电子或金属离子得电子能力的强弱，从而判断溶液中氧化剂、还原剂的强弱。
电极电势的绝对值是无法测量的，怎么办？我们可选用一个标准电极测它们的相对值。
一、标准氢电极电极的构成：将镀上多孔铂黑的铂片放入[H+]＝1mol/L的酸溶液中，不断通入压力为100 kPa的氢气流，使铂黑电极上吸附的氢气达到饱和。
当达到平衡后：2H+ + 2e = H2氢电极可表示为：Pt︳H2(g) ︳H+此时铂片和酸溶液之间所产生的电势差就是标准氢电极的电极电势，现规定为零，即φ°(H+/H2)=0二、标准电极电势将标准氢电极与其它标准电极组成原电池，实验测得该原电池的电动势就可得该电极的标准电极电势φ°。
例：(-)Pt, H2|H+||Cu2+|Cu(+)E°=φ°(Cu2+/Cu)-φ°(H+/H2) =φ°(Cu2+/Cu) = +0.3419V (-)Zn|Zn2+ ||H+ |H2, Pt (+)E°=φ°(H+/H2)-φ°(Zn2+/Zn) = -φ°(Zn2+/Zn) = 0.7628Vφ°(Zn2+/Zn) =- 0.7628V这里所说的标准态是指组成电极的离子浓度为1mol·L-1,气体的分压为100kPa，溶液和固体都是纯净的。
标准氢电极要求的条件严格，一般难于达到。
在实际测定时，常常使用甘汞电极作为参比电极。
甘汞电极的内部底端是由少量汞和少量甘汞和氯化钾溶液制成的琼脂状物，上部是饱和的甘汞和氯化钾。
三、电极类型一个电极必由同一元素的两种不同氧化态所组成，我们称之为电对。
Zn2+/Zn，Cu2+/Cu，H+/H2 等，电极电势φ(氧化型/还原型)。
(1)金属----金属离子电极金属插入到金属盐溶液中。
电极(半电池)反应：Zn2+ + 2e = Zn Cu2++ 2e = Cu 半电池符号：Zn| Zn2+ (c)，Cu| Cu2+ (c)(2)气体----离子电极H2---酸溶液；Cl2---Cl－离子溶液等。
此类电极需要一固体导电体作电极材料，常以Pt或石墨为电极(惰性电极)。
半电池反应：2H+ + 2e = H2Cl2+ 2e =2 Cl－半电池符号：Pt| H2 (g)| H+ (c)；Pt| Cl2 (g)| Cl－(c)(3)金属(金属难溶盐)----阴离子电极电极表面涂有该金属的难溶盐，再浸入与该盐具有相同阴离子的溶液中。
*Ag-AgCl电极：Ag丝涂上AgCl，浸入盐酸。
半电池反应：AgCl + e = Ag + Cl－半电池符号：Ag-AgCl(s)|Cl－(c) φ°(AgCl/Ag)*甘汞电极：Hg上涂有Hg2Cl2，浸入一定浓度KCl溶液中。