第六章 氧化还原平衡 教案.
氧化还原反应配平教案
氧化还原反应配平教案
氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型。
在氧化还原反应中，原子或离子
的氧化态发生变化，同时也发生了电子的转移。
为了描述和平衡氧化还原反应，需要遵循一定的规则和方法。
首先，为了配平氧化还原反应方程式，我们可以按照以下步骤进行：
1. 确定反应方程式中的氧化物和还原物。
氧化剂是接受电子的物质，而还原剂是给出电子的物质。
通过观察反应方程式，我们可以确定氧化物和还原物的存在。
2. 根据氧化态的变化量，确定需要的电子数目。
通过氧化物和还原物的氧化态变化，我们可以确定反应中发生的电子转移数目。
这个数目将成为平衡方程式中电子数目的系数。
3. 使用最小公倍数将反应方程式中的原子数目进行平衡。
通过添加适当的系数，我们可以确保反应方程式中不同元素的原子数目相等，并且满足氧化还原反应中电子转移的需求。
在此过程中，应避免改变氧化态发生变化的原子。
4. 检查方程式，确保反应前后的质量和电荷平衡。
最后，我们需要仔细检查平衡的反应方程式，以确保反应前后质量守恒和电
荷守恒。
通过以上步骤，我们可以配平氧化还原反应方程式，准确描述反应的物质转化
和电子转移过程。
这种方法可以应用于不同的氧化还原反应，并帮助我们更好地理解化学反应的本质。
希望这个教案能够帮助你更好地理解和掌握氧化还原反应的配平方法。
高中化学氧化还原配平教案
高中化学氧化还原配平教案
教学目标：掌握化学氧化还原配平的基本方法和规律，能够顺利完成配平练习。
教学重点：氧化还原反应的基本概念，氧化还原配平的步骤和方法。
教学难点：复杂化学反应的氧化还原配平。
教学步骤：
第一步：复习氧化还原反应的基本概念，引入氧化还原配平的概念和意义。
第二步：介绍氧化还原配平的基本步骤和方法，包括确定氧化数，编写配平方程式等。
第三步：结合实际例题进行讲解和实操，让学生掌握配平的方法和技巧。
第四步：布置练习题，让学生独立完成氧化还原配平的题目。
教学资源：教科书，白板，彩色笔。
教学评估：通过课堂练习和作业检查，检验学生对氧化还原配平的掌握程度。
教学反馈：根据学生的学习情况和问题，及时调整教学方法，帮助学生解决困惑。
教学延伸：引导学生通过实验探究氧化还原反应的本质，加深对配平原理的理解。
教学示例题目：
1.用氧化数法配平下列化学方程式：
Cu + HNO3 -> Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2.用半反应法配平下列化学方程式：
H2O2 + I- -> O2 + I2 + H2O
以上为本次高中化学氧化还原配平教案的范本，希望对您有所帮助。
无机及分析化学第6章氧化还原平衡
aOx=aRed=1时，某电极相对于标准氢电极的电位。
电极电势
aOx和aRed在任意浓度时，电极相对于标准氢电极的电位。
6.2.3 标准电极电势
标准氢电极装置
标准电极电势
()
6.2 电极电势
测定铜电极的标准电极电势 (Cu2+/Cu) ＝ε - (H+/H2) ＝0.337 - 0.000 ＝+0.337 V 标准电极电势的测定 6.2.3 标准电极电势
氧化值法
02
6.1 氧化还原反应的基本概念
离子电子法
配平步骤： 将基本反应式写成离子反应式。 将离子反应式拆解为氧化半反应和还原半反应。 将两个半反应两边的原子数配平，再用电子将两边的电荷数配平。配平的半反应式称为离子电子式。 将两个离子电子式分别乘以适当的系数，使氧化半反应得电子总数与还原半反应失电子总数相等，然后将这两个半反应相加（必要时应消去重复项）得到配平的离子反应式。
(Cr2O72-/Cr3+)＝0.363 V
(Cr2O72-/Cr3+)＝( Cr2O72-/Cr3+) -
6.2.5 能斯特方程
计算原电池电动势
例7 某电极电势待定的原电池符号为 Cu︱Cu2+(0.020 molL-1) Sn4+(3.0 molL-1)，Sn2+(0.05 molL-1)︱Pt 计算该原电池在298 K时的电动势，标明正负极。
氧化反应： H2C2O4 2CO2 ＋2H＋＋2e- 还原反应: MnO4- + 8H+ +5e- Mn2++ 4H2O
2 (MnO4- + 8H+ +5e- Mn2++ 4H2O) + 5 (H2C2O4 2CO2 ＋2H＋＋2e-)
氧化还原反应方程式的配平教案
氧化还原反应方程式的配平教案本篇文章介绍了氧化还原反应方程式的配平目标和方法。
配平依据包括电子守恒、质量守恒和电荷守恒。
化合价升降法是配平的方法，而配平的步骤包括划好价、列变化、求总数和配化学计量数。
在配平基本技能方面，全变从左边配和自变从右边配是两种常见的方法。
归中从左边配和部分变由两边配也是可行的方法。
在配平方面，需要注意氧化剂和还原剂中某元素化合价全变的情况，一般从左边反应物着手配平。
自身氧化-还原反应（包括分解、歧化）一般从右边着手配平。
归中反应（反歧化，化合型氧化-还原反应）一般从左边着手配平。
在某些情况下，部分变由两边配也是可行的方法。
总之，理解氧化还原反应配平的有关方法及有关类型，以及能正确书写氧化还原反应的方程式是非常重要的。
一、化学计量数的计算在发生氧化还原反应的物质中，化学计量数应该是被氧化和未被氧化的物质的和。
例如：HCl + KMnO4 → KCl +MnCl2 + Cl2↑+ H2O（HCl的化学计量数应该是被氧化和未被氧化的HCl之和）。
同样地，对于发生还原反应的物质，化学计量数应该是被还原和未被还原的物质的和。
例如：Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O（HNO3的化学计量数应该是被还原和未被还原的HNO3之和）。
二、氧化还原反应方程式的书写例如：（1）氢氧化亚铁、氢氧化铁与稀HNO3反应的方程式是Fe(OH)2 + 2Fe(OH)3 + 6HNO3 → 3Fe(NO3)2 + 8H2O。
在这个反应中，Fe(OH)2和Fe(OH)3被氧化，HNO3被还原。
2）某一反应体系中共有As2S3、HNO3、H2SO4、NO、HAsO4、H2O六种物质。
已知As2S3是反应物之一，反应方程式可以写为As2S3 + 18HNO3 → 2H3AsO4 + 3NO + 3S8 + 18H2O。
在这个反应中，As2S3被氧化，HNO3被还原。
氧化产物是S8.能力培养】1：配平反应方程式：An + By → Ax + Bm例如：KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 +O2↑+ H2OHClOx + P + CuSO4 → H3PO4 + Cu3P + HCl2P + 6HNO3 + 3CuS → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O + 2S2：0.3 mol硫化亚铜与稀硝酸反应，若生成硫元素变为S 单质1）反应方程式为Cu2S + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO↑+ S↓+ 2H2O2）在参加反应的硝酸中，未被还原的mol数是0.3 mol。
氧化还原反应配平教案
氧化还原反应配平教案【篇一：《氧化还原反应方程式的配平》教学设计】《氧化还原反应方程式的配平》教学设计教学目标知识目标使学生掌握用化合价升降法配平氧化还原反应方程式。
能力目标培养学生配平氧化还原反应方程式的技能。
情感目标通过对各种氧化还原反应方程式的不同配平方法的介绍，对学生进行辩证思维的训练。
教学建议教学重点：氧化还原反应方程式配平的原则和步骤。
教学难点：氧化还原反应方程式配平的一些可借鉴的经验。
教材分析：氧化还原反应方程式的配平是正确书写氧化还原反应方程式的一个重要步骤，也是侧重理科学生所应掌握的一项基本技能。
配平氧化还原反应方程式的方法有多种，本节介绍的“化便谷升降法”就是其中的一种。
教材从化学反应中的物质变化遵守质量守恒定律引入，说明氧化还原反应方程式可以根据质量守恒定律来配平，但对于较复杂的氧化还原反应，根据质量守恒定律来配平不太方便，进而引出用“化合价升降法”解决这一问题的有效措施。
本节教材通过三个典型的例题，对三种不同类型的氧化还原反应进行细致分析；介绍了三种不同的配平方法，培养了学生灵活看待氧化还原反应方程式的配平能力，训练了学生的辩证思维。
教材还通过问题讨论，将学生易出错误的氧化还原反应的离子方程式，用配平时应遵循的原则—化合价升降总数相等，进行分析判断，强化了配平的关键步骤—使反应前后离子所带的电荷总数相等的原则，培养了学生的能力。
教法建议教学中应注重新旧知识间的联系，利用学生所学的氧化还原反应概念和接触的一些氧化还原反应，学习本节内容。
教学中应采用精讲精练、讲练结合的方法，使学生逐步掌握氧化还原反应的配平方法。
不能使学生一步到位，随意拓宽知识内容。
1．通过复习，总结配平原则教师通过以学生学习过的某一氧化还原反应方程式为例，引导学生分析电子转移及化合价的变化，总结出氧化还原反应方程式的配平原则—化合价升降总数相等。
2．配平步骤[例1]、[例2]师生共同分析归纳配平基本步骤：（1）写出反应物和生成物的化学式，分别标出变价元素的化合价，得出升降数目。
氧化还原反应配平教案
氧化还原反应配平教案教案标题：氧化还原反应配平教案教案目标：1. 理解氧化还原反应的基本概念和原理。
2. 学会使用配平方法平衡氧化还原反应方程式。
3. 掌握常见氧化还原反应的配平技巧。
教学准备：1. 教师准备：教师应熟悉氧化还原反应的基本概念和配平方法，并提前准备好相关实验、示意图、教学资源等。
2. 学生准备：学生需要提前了解化学方程式的基本概念和化学符号的使用。
教学过程：引入：1. 引发学生对氧化还原反应的兴趣，可以通过展示一些氧化还原反应的实例或者与日常生活中的氧化还原反应相关的现象，如金属生锈、果汁变色等。
2. 引导学生思考氧化还原反应的定义和特点，以及为什么需要配平反应方程式。
知识讲解：1. 介绍氧化还原反应的基本概念和原理，包括氧化和还原的定义、电子的转移等。
2. 解释为什么需要配平氧化还原反应方程式，以及配平的意义和目的。
配平方法讲解：1. 介绍配平氧化还原反应方程式的常用方法，包括半反应法和电荷平衡法。
2. 详细讲解半反应法的步骤和原理，包括确定氧化态变化、平衡氧原子、平衡氢原子和平衡电子数等。
3. 示范使用半反应法平衡一个简单的氧化还原反应方程式。
配平实践：1. 提供多个氧化还原反应的方程式，要求学生使用半反应法进行配平。
2. 学生独立或小组合作进行配平实践，并记录下自己的解题过程和答案。
3. 教师逐个检查学生的答案，并提供指导和反馈。
拓展应用：1. 引导学生思考和讨论氧化还原反应在生活和工业中的应用，如蓄电池、电镀等。
2. 提供更复杂的氧化还原反应方程式，要求学生使用半反应法进行配平，并解释配平过程。
总结：1. 总结氧化还原反应配平的基本方法和技巧。
2. 强调理解氧化还原反应的概念和原理对于配平的重要性。
3. 鼓励学生在日常学习中多加练习和应用配平技巧。
教学评估：1. 在课堂上进行配平实践的过程中，教师观察学生的参与度和解题能力，及时给予指导和反馈。
2. 布置课后作业，要求学生完成更多的氧化还原反应方程式的配平，并提交答案。
氧化还原平衡教学案例
职教工作案例课题：氧化还原平衡科目：分析化学教学对象：职业高中课时： 2一、教学内容分析氧化还原滴定是以氧化还原反应为基础的一种滴定方式，是滴定分析中应用较广泛的分析方法之一。
本节主要讲述氧化还原平衡中的有关概念和应用，主要包括标准电极电位、条件电极电位的概念和应用、能斯特方程的应用等二、教学目标1、理解标准电极电位、条件电极电位的概念和应用2、理解能斯特方程的应用三、学习者特征分析分析化学是职业高中二年级开设的学科，学生已对氧化还原反应已有了初步的认识，但理解并不深刻，鉴于中职学生基础知识薄弱，电极电位概念的引入对学生来说，既陌生又抽象，所以我从学生熟知的事物入手，采用类比的方法引入，以期收到良好的教学效果。
四、教学策略选择与设计从司空见惯的水往低处流入手，引出电位的概念以及氧化还原反应发生的根本原因，之后使用教学案让学生参与教学，再由学生课堂展示所学内容，最后由老师总结指正。
即我们平时使用的自主、合作、探究的教学模式。
五、教学重点及难点电极电位的概念标准电极电位的概念六、教学过程教师活动学生活动设计意图播放近年来大江大河汛期水位、警戒水位的报道，并分析原因，揭示水往低处流的现象观看视频抓住学生思路，引起学生兴趣分别从力学的角度和能量的角度解释水往低处流的原因讨论、听课教给学生分析问题的方法让学生回忆氧化还原反应的有关概念，写出几个常见的氧化还原反应离子方程式，让学生标出其中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物，抢答老师所提问题，在黑板上写出问题答案复习旧知识，为新内容做铺垫采用类比的方法，引出电位的概念，并解释氧化还原反应发生的根本原因听课带着问题听课，让学生有恍然大悟的感觉，使学生有兴趣学下面的内容分发教学案，布置学生自学的任务、之后分小组课堂展示所学内容，并由老师总结指正阅读课本，讨论、查阅资料、完成教学案，然后进行课堂展示提升学生自学能力七、教学评价设计采用司空见惯的现象引入，将抽象的内容形象化，牢牢抓住学生的思路，激发起学生学习新知识的兴趣和动力。
高中化学： 第六章氧化还原反应平衡
第六章氧化还原反应平衡1．条件电极电位的大小，反映了在外界因素影响下，氧化还原电对的实际氧化还原能力，应用条件电极电位能更准确地判断氧化还原反应的方向，次序和反应完成的程度。
√离子强度相对于副反应影响较小，一般可以忽略。
副反应：在氧化还原反应中，常利用沉淀反应和配位反应使电对的氧化态或还原态的浓度发生改变，从而改变电对的电极电位。
其中当氧化态生成沉淀时电对的电极电位降低，而还原态生成时升高。
酸度的变化也直接影响电极电位。
√2．银的条件电极电位=银的标准电极电位+0.059lgKsp(AgCl)/(Cl-)=0.22v查表知铁离子的条件电极电位=0.68v > 0.22v , Ti(IV)的=-0.04v < 0.22v 。
所以银可以还原Fe3+,不能还原Ti(IV)。
√3．两个电对的条件电极电位差越大，反应进行的越完全；不是平衡常数大的都能用于氧化还原滴定中，当条件电极电位〉0.4时，才可以，此时反应完全程度达99.99%以上。
4．反应物的浓度，温度，催化剂，诱导作用。
√加速反应的完成一般可以：加大反应物浓度，升高溶液的温度，使用催化剂，有些情况可以使用诱导作用，如酸性KMnO4与Fe2+的反应加速了KMnO4氧化Cl-的反应。
5．（1）加入氯水后，溶液的I-先被还原为I2使呈紫色：继续加氯水，I-已被还原完全，剩下的Br-被还原为Br2，且I2被氯水进一步氧化为IO3-，因而溶液中剩余的Br2使呈红褐色。
（2）原因是I-与Cu2+生成了难溶解的CuI沉淀，从而使Cu2+的条件电极电位升高，故为氧化。
√（3）KMnO4与C2O4 2-的反应为自动催化反应。
√（4）KMnO4与Fe2+的诱导反应使亚铁离子的存在起到加速的作用。
√（5）不能，√因为硫代硫酸钠的标定宜在中性或弱酸性条件下进行，而重铬酸钾作为氧化剂只能在酸性条件下进行。
×6．两电对的条件电极电位相差越大化学计量点附近电位突跃越长；滴定的介质不同，突跃的大小和范围也会不同。
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第六章氧化还原平衡与氧化还原滴定法(Redox Equilibrium and Redox Titration)学习要求：1.掌握氧化还原反应的基本概念.能配平氧化还原方程式。
2.理解电极电势的概念.能用能斯特公式进行有关计算。
3.掌握电极电势在有关方面的应用。
4.了解原电池电动势与吉布斯自由能变的关系。
5.掌握元素电势图及其应用。
6.掌握氧化还原滴定的基本原理及实际应用。
化学反应一般可以分为两大类:一类是在反应过程中,反应物之间没有电子的转移,如酸碱反应、沉淀反应及配位反应等；另一类是在反应过程中，反应物之间发生了电子的转移，这一类反应就是氧化还原反应（redox reaction）。
此类反应对于制备新物质、获取化学热能和电能都有重要的意义。
本章首先讨论有关氧化还原反应的基本知识，在此基础上，判断氧化还原反应进行的方向与程度，并应用于滴定分析，测定各种氧化性和还原性物质。
6．1 氧化还原反应的基本概念6·1·1 氧化值为了便于讨论氧化还原反应，需引入元素的氧化值（又称氧化数，oxidation number）的概念。
1970年国际纯粹和应用化学联合会（IUPAC）较严格地定义了氧化值的概念：氧化值是指某元素一个原子的表观电荷数(apparent charg number)，这个电荷数的确定，是假设把每一个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。
确定氧化值的一般规则如下：•在单质中（如Cu,O3等等），元素的氧化值为零。
•在中性分子中各元素的正负氧化值代数和为零。
在多原子离子中各元素原子正负氧值代数和等于离子电荷。
•在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性大的元素的原子，原子的“形式电荷数”即为它们的氧化值，如HCl中H的氧化值为+1，Cl为-l。
•氧在化合物中的氧化值一般为-2；在过氧化物（如H2O2、Na2O2等）中为-1；在超氧化合物（如KO2）中为-1/2、；在OF2中为+2。
氢在化合物中的氧化值一般为+1，仅在与活泼金属生成的离子型氢化物（如NaH、CaH2）中为-1。
•所有卤化合物中卤素的氧化数均为-1；碱金属、碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1、+2。
根据氧化值的定义及有关规则可以看出，氧化值是一个有一定人为性的、经验性的概念，用以表示元素在化合状态时的形式电荷数。
例6-1 求NH4+中N的氧化值。
解：已知H的氧化值为+1。
设N的氧化值为x。
根据多原子离子中各元素氧化值代数和等于离子的总电荷数的规则可以列出：x +（+1）×4= +1x = －3所以N的氧化值为-3。
例6-2 求Fe3O4中Fe的氧化值。
解: 已知O的氧化值为-2。
设Fe的氧化值为x，则3x ＋4×（- 2）＝0x = +8/3所以Fe的氧化值为+8/3由此可知，氧化值可以是整数，但也有可能是分数或小数。
必须指出，在共价化合物中，判断元素原子的氧化值时，不要与共价数（某元素原子形成的共价键的数目）相混淆。
例如，在CH4、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3和CCl4中，碳的共价数为4，但其氧化值则分别为-4、-2、0、+2和+4。
6．1．2氧化与还原根据氧化值的概念，凡化学反应中，反应前后元素的原子氧化值发生了变化的一类反应称为氧化还原反应，氧化值升高的过程称为氧化，氧化值降低的过程称为还原。
反应中氧化值升高的物质是还原剂（reducing agent），氧化值降低的物质是氧化剂（oxidizing agent）。
6·2 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应往往比较复杂，反应方程式很难用目视法配平。
配平这类反应方程式最常用的有半反应法（也叫离子-电子法）、氧化值法等,这里只介绍半反应法。
任何氧化还原反应都可以看作由两个半反应组成，一个半反应代表氧化，另一个半反应代表还原。
例如钠与氯直接化合生成NaCl的反应的两个半反应是2Na + Cl2(g) 2NaCl氧化半反应2Na 2Na+ +2e还原半反应Cl2 + 2e 2Cl-这样的方程式叫作离子－电子方程式。
半反应法是根据对应的氧化剂或还原剂的半反应方程式，再按以下配平原则进行配平。
•反应过程中氧化剂所夺得的电子数必须等于还原剂失去的电子数。
•根据质量守恒定律，反应前后各元素的原子总数相等。
现以H2O2在酸性介质中氧化I－为例说明配平步骤。
第一步，根据实验事实或反应规律先将反应物、生成物写成一个没有配平的离子反应方程式。
H2O2十I－H2O＋I2第二步，再将上述反应分解为两个半反应，并分别加以配平，使每一半反应的原子数和电荷数相等。
2I－一2e I2 氧化半反应H2O2 ＋2H＋＋2e 2H2O 还原反半应对于H2O2被还原为H2O来说，需要去掉一个O原子，为此可在反应式的左边加上2个H＋（因为反应在酸性介质中进行），使所去掉的O原子变成H2O：H2O2＋2H＋2H2O然后再根据离子电荷数可确定所得到的电子数为2。
则得：H2O2 ＋2H＋＋ 2 e 2 H2O在半反应方程式中，如果反应物和生成物内所含的氧原子数目不同，可以根据介质的酸碱性，分别在半反应方程式中加H＋加OH一或加H2O，并利用水的电离平衡使反应式两边的氧原子数目相等。
不同介质条件下配平氧原子的经验规则见表6－1。
表6－1 配平氧原子的经验规则介质条件比较方程式两边氧原子数配平时左边应加入物质生成物酸性左边O多左边O少H+H2OH2OH+碱性左边O多左边O少H2OOH-OH-H2O中性（或弱碱性）左边O多左边O少H2OH2O（中性）OH- （弱碱性）OH-H+H2O第三步，据氧化剂得到的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，以适当系数乘以氧反应和还原反应，然后将两个半反应方程式相加就得到一个配平了的离子反应方程式。
H2O2 ＋2H＋＋ 2 e 2 H2O＋） 2 I－2e I2H2O2 ＋2I－＋2H＋ 2 H2O ＋I2 由此可见，用离子一电子法配平，可直接产生离子方程式。
6．3电极电势6．3．l原电池我们知道，如果把一块锌放入CuSO4溶液中，则锌开始溶解，而铜从溶液中析出。
反应的离子方程式Zn（s）+ Cu2+（aq）Zn2+（aq）+ Cu（s）这是一个可自发进行的氧化还原反应，由于氧化剂与还原剂直接接触，电子直接从还原剂转移到氧化剂，无法产生电流。
要将氧化还原反应的化学能转化为电能，必须使氧化剂和还原剂之间的电子转移通过一定的外电路，做定向运动，这就要求反应过程中氧化剂和还原剂不能直接接触,因此需要一种特殊的装置来实现上述过程。
如果在两个烧杯中分别放入ZnSO4和CuSO4溶液，在盛有ZnSO4溶液的烧杯中放入Zn片，在盛有CuSO4溶液的烧杯中放入Cu片，将两个烧杯的溶液用一个充满电解质溶液（一般用饱和KCl溶液，为使溶液不致流出，常用琼脂与KCl饱和溶液制成胶冻。
胶冻的组成大部分是水，离子可在其中自由移动）的倒置U形管作桥梁（称为盐桥, salt bridge），以联通两杯溶液，如图6－1所示。
这时如果用一个灵敏电流计（A）将两金属片联接起来，我们可以观察到：•电流表指针发生偏移，说明有电流发生。
•在铜片上有金属铜沉积上去，而锌片被溶解。
•取出盐桥，电流表指针回至零点；放入盐桥时，电流表指针又发生偏移。
说明了盐桥使整个装置构成通路的作用。
这种借助于氧化还原反应产生的装置，叫做原电池(primary cell)。
在原电池中，组成原电池的导体（如铜片和锌片）称为电极，同时规定电子流出的电极称为负极（negative electrode），负极上发生氧化反应；电子进入的电极称为正极（positive electrode），正极上发生还原反应。
例如，在Cu －Zn原电池中：图6-1 锌铜原电池负极（Zn）：Zn（s）一2e Zn2＋（aq）发生氧化反应正极（Cu）：Cu2+（aq）＋2e Cu（s）发生还原反应Cu－Zn原电池的电池反应为Zn（s）＋Cu2+ （aq）Zn2＋（aq）十Cu（s）在Cu－Zn原电池中所进行的电池反应，和Zn置换Cu2+的化学反应是一样的。
只是原电池装置中，氧化剂和还原剂不直接接触，氧化、还原反应同时分别在两个不同的区域内进行，电子不是直接从还原剂转移给氧化剂，而是经导线进行传递，这正是原电池利用氧化还原反应能产生电流的原因所在。
上述原电池可以用下列电池符号表示：（一）Zn∣ZnSO4（c l）║CuSO4（c2）∣Cu（＋）习惯上把负极（一）写在左边，正极（＋）写在右边。
其中“∣”表示金属和溶液两相之间的接触界面，“‖”表示盐桥，c表示溶液的浓度，当溶液浓度为1mol·L－1时，可不写。
每一个“半电池”又都是由同一种元素不同氧化值的两种物质所构成。
一种是处于低氧化值的可作为还原剂的物质（称为还原态物质），例如锌半电池中的Zn、铜半电池中的Cu；另一种是处于高氧化值的可作氧化剂的物质（称为氧化态物质），例如锌半电池中的Zn2＋、铜半电池中的Cu2+。
这种由同一种元素的氧化态物质和其对应的还原态物质所构成的整体，称为氧化还原电对（oxidation－reduction couples）。
氧化还原电对习惯上常用符号[氧化态]／[还原态]来表示，如氧化还原电对可写成Cu2+／Cu、Zn2＋／Zn和Cr2O72-／Cr3+，非金属单质及其相应的离子，也可以构成氧化还原电对，例如H+／H2和O2／OH－。
在用Fe3+／Fe2+、Cl2／Cl一、O2／OH一等电对作为半电池时，可用金属铂或其他惰性导体作电极。
以氢电极为例，可表示为H+（c）∣H2∣Pt。
氧化态物质和还原态物质在一定条件下，可以互相转化；氧化态(Ox) 十n e 还原态( Red)式中n表示互相转化时得失电子数。
这种表示氧化态物质和还原态物质之间相互转化的关系式，称为半电池反应或电极反应。
电极反应包括参加反应的所有物质，不仅仅是有氧化值变化的物质。
如电对Cr 2O72-／Cr3+，对应的电极反应为Cr2O72-＋6e＋14H+Cr3+＋7H2O。
例6-3将下列氧化还原反应设计成原电池，并写出它的原电池符号。
(1)Sn2＋+ Hg2Cl2 Sn4+ + 2Hg + 2Cl-(2)Fe2+ (0.10 mol·L－1)＋Cl2（100kPa）Fe3+ (0.10mol·L－1 ) + 2Cl- (2.0mol·L－1 )解：(1) 氧化反应（负极）Sn2+Sn4+ +2e还原反应（正极）Hg2Cl2 + 2e 2Hg +2Cl-（－）Pt∣Sn2+ (c1),Sn4+ (c2)‖Cl－(c3)∣Hg2Cl2,Hg (＋)(2) 氧化反应（负极）Fe2+Fe3+ +e还原反应（正极）Cl 2 + 2e +2Cl-(－) Pt∣Fe2+ ,Fe3+ (0.1mol·L－1)‖Cl－(2.0mol·L－1),Cl2(100kPa)∣Pt (＋)6．3．2电极电势在Cu－Zn原电池中，把两个电极用导线连接后就有电流产生，可见两个电极之间存在一定的电势差。