大学化学之电化学基础

电极电势愈高，氧化还原电对中的氧化态得 到电子变成其还原态的趋势愈强； 电极电势愈低，氧化还原电对中的还原态失 去电子变成其氧化态的趋势愈强。 氧化还原反应的方向：电极电势高的电对的 氧化态氧化电极电势低的电对的还原态。
38
例6 判断标准状态时下列氧化还原反应自发 进行的方向：2Fe2++Br2 2Fe3++2Br-。 解 首先，将此氧化还原反应拆成两个半反应， 并查出这两个电对的标准电极电势：
5.3 电极电势
5.3.1 电极电势的产生 5.3.2 标准电极电势 5.3.3 Nernst方程式
26
5.3.1 电极电势的产生 1.电极的双电层结构
5.3
电极电势
-
-
-
-
+++++ +++++
（a）溶解>沉积
图-2 双电层的形成 M（s） Mn+（aq）+ ne
由于在金属与溶液间的界面处形成双电层结构，电 极电势产生了。
36
6. 标准电极电势表及其应用
附录：常见的氧化还原电对的标准电极电势 (1)标准电极电势与氧化还原反应的关系 1）对比两个氧化还原电对的标准电极电势的
大小，便可知道此氧化还原反应在标准态
时谁是氧化剂，谁是还原剂。
37
标准电极电势与氧化还原反应的关系
2）判断标准态时氧化还原反应自发进行方向： 强Ox + 强Red → 弱Ox + 弱Red

Fe3++ e Br2 + 2e
Fe2+ 2Br-
EΘFe3+ /Fe2+ = + 0.771V EΘBr2 /Br- = + 1.087 V


其次，找出标准电极电势高的电对中的氧化态 (Br2 )， 和标准电极电势低的电对中的还原态 (Fe2+ )，此二者应是该自发反应的反应物。 故该反应正向（向右）自发进行。
21
2.应用示例
[例4]将氧化还原反应
2MnO4-＋5H2O2＋6H＋= 2Mn2＋ ＋8H2O ＋5O2↑
拆成两个半电池反应，并写出电极组成和电池组 成表示式。
解 （1）根据正极发生还原反应，负极发生氧化 反应的原则，拆分此氧化还原反应为两个半电 池反应：
正极反应：MnO4- ＋ 8H＋＋5e → Mn2＋＋ 4H2O
电子由Zn极流向Cu极： Zn极电势低，为负极；Cu极电势高，为正极。
19
4.特征 正极：氧化剂(Cu2+)被还原，半电池反应为： Cu2+ + 2e → Cu 负极：还原剂(Zn)被氧化，半电池反应为： Zn → Zn 2+ + 2e 电池反应为： Cu2+ + Zn → Cu + Zn 2+
20
23
5.2.3 电池电动势
1.定义 电池电动势是电池正负极之间的瞬时电势 差。（在接近零电流下所测定的电势差） 2.表示 电池电动势 E＝ E+ - EE+ ─ 某时刻正极的电势， E- ─ 某时刻负极的电势。
思考：为什么手电筒电光愈用愈暗？ 因为其电池电动势愈用愈低。
24
5.2.4 电极类型
1.金属-金属离子电极：Zn | Zn2+(c) 电极反应 Zn2+ + 2e → Zn 2.金属-金属难溶盐-阴离子电极： Ag，AgCl(s) | Cl-(c) 电极反应 AgCl + e → Ag + Cl3. 双离子电对电极： Pt| Fe2+(c1)，Fe3+(c2) 电极反应 Fe3+ + e → Fe2+ 4.气体电极：Pt，Cl2(p) | Cl- (c) 电极反应 Cl2 + 2e → 2Cl25
40
（2）使用标准电极电势表注意事项： 1）电极反应均写成：Ox＋ne Red
无论反应物是电对中的氧化态，还是其还原态， 氧化还原电对的EΘ的符号不变。
5.2.2 原电池的符号表示
1.书写要求 （1） 负极写在左边，正极写在右边； （2）正负极之间用盐桥“‖”相接； （3）电极固体标志用一竖线“│”表示； （4）同相之不同物质间用“，”间隔； （5）若为离子时应注明其活度（浓度亦可）； （6）若电对不含金属导体，则需加一惰性导体； （7）纯气体、液体或固体与惰性电极名称之间以 “，”间隔，并应注明其状态。
32
4.标准电极电势的测定
电池电动势 EΘ＝ E+Θ - E-Θ
首先和标准氢电极组成原电池，其次确定被测电极是正 极还是负极。

若为正极，则其标准电极电势 E+Θ ＝EΘ + EH+/H2Θ ＝EΘ

若为负极，则其标准电极电势
E- Θ ＝ EH+/H2Θ - EΘ ＝ - EΘ

EOx/RedΘ定义为给定电极的标准电极电势(相对值）。
2MnO4-＋5SO32-＋6H＋ = 2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O
例2 配平下列氧化还原反应： H2S + H2SO3 → S + H2O H2S - 2e → S + 2H+ ①
H2SO3 + 4H+ + 4e → S + 3H2O
①
×
②
2 + ② 得:
2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O
(3) 配平：使半反应两边的原子数和电荷数相等
MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O
SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
11
（4） 使两个半反应得失电子数为其最小公倍 数，合并成一个配平的离子反应式：
×2) MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋ ＋4H2O + ×5) SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
35
5.标准电极电势的物理意义： 标准电极电势表中，以标准氢电极为界，氢 以上电极的EΘ 均为负值，氢以下电极的EΘ均为 正值。 某电极的EΘ代数值愈小，表示此电对中还 原态物质愈易失去电子，即还原能力愈强，是较 强的还原剂； 若电极的EΘ代数值愈大，表示此电对中氧 化态物质愈易得到电子，即氧化能力愈强，是较 强的氧化剂。
9
5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法
1.配平原则： ①电荷守恒：反应过程中氧化剂与还原剂 得失电子数相等。
②质量守恒：反应前后各元素的原子总数相 等。
2.配平的具体步骤：
（1）写出离子方程式： MnO4-＋SO32- ＋ H＋ → Mn2＋ ＋ SO42- ＋H2O
（2）将反应拆分为氧化和还原两个半反应式： 还原反应： 氧化反应： MnO4-→ Mn2＋ SO32- → SO42-
33
标准电极电势的测定
例5 简述测定Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)的标准电极 电势的方法及结果。 解 将Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)与标准氢电极组 成电池。从实验电流的方向确定此待测电极为 正极，标准氢电极为负极。 测得电动势为0.771V，则 EΘ＝ E+Θ - E- Θ ＝ EΘFe3+ /Fe2+ - EΘH+/H2
5.2
原电池
5.2.1
5.2.2 5.2.3 5.2.4
原电池的概念
原电池的符号 电池电动势 电极类型
17
5.2.1 原电池的概念
1.定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。 2.原电池的构成 ⑴电势不同的两个电极； ⑵盐桥；
⑶外电路（检流计）。
18
3.Daniell电池
e
—
+
图1 Daniell电池
EΘFe3+/Fe2+ ＝EΘ ＝0.771V. 式中E 的右下角注明了参加电极反应物质的氧 化态和还原态，上角的Θ表示标准状态。
34
又：标准锌电极与标准氢电极组成原电池： (-) Zn | Zn2+(1.0)‖H+(1.0) | H2（100kPa）, Pt (+)
测得此原电池的电动势EΘ =0.7618 V，由于 EΘ ＝ E+Θ － E- Θ ＝ EΘ H＋／H2－ EΘ Zn2＋／Zn ＝ 0 － EΘ Zn2＋／Zn ∴ EΘ Zn2＋／Zn ＝- 0.7618 V。
标准氢电极的组成式可表示为: Pt，H2（100kPa）∣H＋（a=1）
31
3.标准电极电势
（1）定义 处于标准态下的电极的电势称为该电极的 标准电极电势(standard electrode potential)， 用符号Eθ表示。 （2）标准态 溶液活度为1 , 或气体压力为100kPa , 液体 和固体为纯净物。
Δ 例3：配平Cl2(g) + NaOH NaCl + NaClO3
解： Cl2（g）+ 2e = 2Cl①×5 + ② 得：
①
Cl2（g）+ 12OH- = 2ClO3-+ 6H2O +10e ②
6Cl2（g）+ 12OH- = 10Cl- + 2ClO3-+ 6H2O 化简得： 3Cl2（g）+ 6OH- = 5Cl- + ClO3-+ 3H2O 3Cl2（g）+ 6NaOH = 5NaCl + NaClO3+ 3H2O
Sn2+ → Sn4+ + 2e
氧化－还原反应的实质：