第五章氧化还原反应与电化学
第五章氧化还原反应与电化学
第五章氧化复原反响与电化学内容1. 氧化数；2.原电池与原电池电动势；3. 金属的腐蚀与防护；4.电解的根本原理及应用。
知识点与考核点1．氧化数某元素的一个原子在化合状态时的形式电荷数．．．．．〔可以为分数〕。
2．电对同一元素氧化数高的状态〔氧化态〕与其氧化数低的状态〔复原态〕构成一个电对。
通常表述为氧化态/复原态，例如，Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Fe3+/Fe2+、Fe2+/Fe、O２／H2O2、H2O2/OH–等。
3．原电池借助氧化复原反响直接．．产生电流的装置。
4．原电池装置的符号表示：〔以铜锌原电池为例〕〔－〕Zn | Zn2+〔c1〕|| Cu2+〔c2〕| Cu〔+〕负极反响：Zn〔s〕→Zn2+〔aq〕+2e–正极反响：Cu2+〔aq〕+2e–→Cu〔s〕电池总反响：Cu2+〔aq〕+ Zn〔s〕= Cu〔s〕+ Zn2+〔aq〕5．原电池装置的符号表示书写规那么〔1〕负极在左侧，正极在右侧，〔2〕两个半电池的中间用盐桥“||〞连接，〔3〕盐桥两侧分别是正、负极的离子“Zn2+〔c1〕||Cu2+〔c2〕〞，溶液需标出离子的浓度。
例：将以下氧化复原反响组成原电池，写出电极反响。
〔1〕Sn2+〔aq〕+2Fe3+〔aq〕= Sn4+〔aq〕+2Fe2+ 〔aq〕解：原电池符号表示式为〔－〕Pt | Sn2+ (c1), Sn4+ (c2) || Fe3+ (c3), Fe2+ (c4) | Pt〔＋〕负极反响：Sn2+〔aq〕→Sn4+〔aq〕+2e–正极反响：2Fe3+〔aq〕+ 2e–→2Fe2+〔aq〕说明：①反响物中氧化剂的复原反响为正极反响，复原剂的氧化反响为负极反响。
②没有金属作为电极，应选用不参与反响、只起导电作用的Pt或石墨等惰性电机作为辅助电极。
〔2〕2HCl〔aq〕+ Zn〔s〕= H2〔g〕+ ZnCl2〔aq〕解：原电池符号表示式为〔－〕Zn| Zn2+ (c1) || H+ (c2) | H2〔p〕，(Pt)〔＋〕正极反响：2H +〔aq 〕 + 2e – → H 2 g 〕 负极反响：Zn 〔s 〕→ Zn 2+〔aq 〕+ 2e –〔3〕2MnO –4(aq)+16H +(aq)+10Cl –(aq)+10Hg(l ) = 2Mn 2+〔aq 〕+5Hg 2Cl 2(s) +8H 2O解：原电池符号表示式为〔－〕Pt ，Hg 〔l 〕| Hg 2Cl 2〔s 〕，Cl –(c 1) || Mn 2+ (c 2), H + (c 3)，MnO –4〔c 4〕| Pt 〔＋〕正极反响：2MnO –4〔aq 〕+ 16H +〔aq 〕+10e–= 2Mn 2+〔aq 〕+ 8H 2O负极反响：10Cl – 〔aq 〕+ 10Hg 〔l 〕 = 5Hg 2Cl 2〔s 〕+10e – 6．电极电势(ϕ)的概念金属(或非金属)与溶液中自身离子到达平衡时双电层的电势差。
氧化还原反应和电化学反应
氧化还原反应和电化学反应氧化还原反应是化学反应中最为重要和常见的反应之一。
它涉及到物质中的电子转移过程。
在氧化还原反应中，物质可以同时发生氧化和还原。
与之相伴随的是电化学反应，电化学反应是指在化学反应中涉及电子的转移和电流的流动的反应。
一、氧化还原反应氧化还原反应中，氧化和还原是同时进行的。
氧化是指物质失去电子；还原则是指物质获得电子。
这一过程中，电子从一个物质转移到另一个物质。
氧化和还原总是同时发生，因为电子不能独立存在。
例如，当铁和氧气发生反应时，铁原子（Fe）失去两个电子，被氧（O2）接受，生成氧化铁（Fe2O3）。
这里，铁原子发生了氧化，而氧气发生了还原。
氧化还原反应在日常生活中非常常见。
例如，金属的生锈、水的电解、电池的工作原理等都是氧化还原反应的例子。
二、电化学反应电化学反应是指在化学反应中涉及电子的转移和电流的流动的反应。
它是由氧化还原反应导致的。
电化学反应可以分为两种类型：电解反应和电池反应。
1. 电解反应电解反应是指在电解池中，通过外加电压使化学反应发生。
在电解过程中，正极（阳极）接受电子，发生氧化反应；负极（阴极）释放电子，发生还原反应。
电解反应在工业生产和实验室中广泛应用。
例如，电解盐水时，氯离子（Cl-）在阳极上接受电子，发生氧化反应生成氯气（Cl2），而阳离子（Na+）在阴极上释放电子，发生还原反应生成氢气（H2）。
2. 电池反应电池反应是指在电化学电池内，将化学能转化为电能的反应。
电池由两个半电池组成，每个半电池都有一个氧化反应和一个还原反应。
半电池之间通过电子流进行电荷平衡。
常见的电池包括干电池、蓄电池和燃料电池等。
干电池是通过将氧化剂和还原剂隔离，以阻止反应直接进行，并通过电子在电路中流动来提供电能。
蓄电池是通过可逆的氧化还原反应来存储和释放电能。
燃料电池是通过将燃料和氧气直接反应生成电能。
总结：氧化还原反应和电化学反应密切相关，涉及到电子转移和电流的流动。
氧化还原反应是物质中的电子转移过程，分为氧化和还原。
氧化还原反应与电化学课件
氧化还原反应与电化学课件第一部分：氧化还原反应基础氧化还原反应，又称为化学电子转移反应，是化学反应中普遍存在的一种类型。
在氧化还原反应中，物质的氧化态或还原态发生变化，其中一个物质将电子转移给另一个物质。
这种电子转移过程导致原子或离子的氧化态发生改变，因此称为氧化还原反应。
1.1 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，我们需要关注两个重要的概念：氧化和还原。
- 氧化：物质失去电子，氧化态增大。
- 还原：物质获得电子，氧化态减小。
1.2 氧化还原反应的示例举例来说，我们可以观察以下氧化还原反应:Cu + 2Ag+ -> Cu2+ + 2Ag在这个反应中，Cu从0价氧化态变为+2价氧化态，被氧化，而Ag+离子从+1价还原态变为0价还原态，被还原。
在这个反应中，Cu失去了电子，被氧化，而Ag+获得了电子，被还原。
第二部分：电化学基础2.1 电化学的概念电化学是研究化学反应和电流之间相互转化的科学。
它研究物质在电化学过程中的氧化还原反应以及与之相关的电流和电势。
2.2 电化学的应用电化学在我们的日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
- 电解池中的电化学过程被应用于电镀、电解和电池等行业。
- 电化学还应用于环境保护，例如电化学处理废水和废气等。
- 电化学还在药物研发和分析仪器等领域有着重要的应用。
第三部分：电池和电解池3.1 电池的概念和分类电池是一种将化学能转化为电能的装置。
根据电池内部反应的性质，电池可以分为干电池和液电池两种类型。
3.2 电解池的概念电解池是一种在外部电流的作用下，将电能转化为化学能的装置。
它是电池的反向过程。
第四部分：课件设计4.1 课件设计的重要性课件设计是教学中不可或缺的一部分。
通过合理的课件设计，可以更好地呈现和组织知识内容，提高学生对氧化还原反应和电化学的理解程度。
4.2 课件设计的要点在氧化还原反应与电化学课件的设计中，应注意以下要点：- 简洁明了的页面布局，避免信息过载。
《无机化学》第五章 氧化还原反应和电化学基础
二、氧化还原反应方程式的配平
1. 氧化值法
配平原则：氧化剂中元素氧化值降低的总数等 于还原剂中元素氧化值升高的总数。
配平步骤： （1）写出反应方程式，标出氧化值有变化 的元素，求元素氧化值的变化值。
（2）根据元素氧化值升高总数和降低总数相等 的原则，调整系数，使氧化值变化数相等。
（3）用观察法使方程式两边的各种原子总数相 等。
酸表。
（4）E是电极处于平衡状态时表现出来的特
征，与反应速率无关。
（5）E仅适用于水溶液。
5.饱和甘汞电极：
Hg | Hg2Cl2(s) |KCl (饱和)
Hg2Cl2 (s) + 2e
2Hg(l) +2Cl-
E (Hg2Cl2/Hg)=0.245V
三、 影响电极电势的因素
1.影响 因素
(1)电极的本性：即电对中氧化型或还 原型物质的本性。
还原型：在电极反应中同一元素低氧化值的物质。）
电对：氧化型/还原型
例：MnO2 +4H+ + 2e
Mn2+ +2H2O
电对：MnO2 / Mn2+
（2）E与电极反应中的化学计量系数无关。
例：Cl2 + 2e 1/2Cl2 + e
2Cl- E(Cl2/Cl-)=1.358V Cl-
（3）电极反应中有OH- 时查碱表，其余状况查
（3）分别配平两个半反应，使等号两边的原子 数和电荷数相等。
（4）根据得失电子数相等的原则，给两个半 反应乘以相应的系数，然后合并成配平的离子 方程式。
（5）将离子方程式写成分子方程式。
离子电子法配平时涉及氧原子数的增加和减 少的法则：
第五章--氧化还原反应与电化学
第五章--氧化还原反应与电化学————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：第五章 氧化还原反应与电化学习题与解答1．下列说法是否正确？如不正确，请说明原因。
（1）．氧化数就是某元素的一个原子在化合态时的电荷数。
答：不确切，氧化数是某元素的一个原子在化合态时的形式电荷数。
（2）．所有参比电极的电极电势皆为零。
答：错，只有氢标准氢电极的电极电势为零，其它不为零。
（3）．因为Δr G m 的值与化学反应计量方程式的写法（即参与反应物质的化学计量数）有关，因此Θϕ也是如此。
答：错，因电极电势的数值反映物种得失电子的倾向，这种性质应当与物质的量无关，因此与电极反应式的写法无关。
对电极反应a 氧化态 + z e - = b 还原态则有a bz ][][lg059.0氧化态还原态-=Θϕϕ； 如果电极反应为 na 氧化态 + nze - = nb 还原态，则有nanb nz ][][lg 059.0氧化态还原态-=Θϕϕ = a b z ][][lg 059.0氧化态还原态-Θϕ，与上式相同。
而Θϕ是指氧化态与还原态都是单位浓度（或标准态压力）时的ϕ，因此与电极反应方程式写法无关，ϕ也是如此。
因Δr G m = J RT G m r ln +Θ∆，而∑=BBm f B m r G G ΘΘ∆ν∆,，所以Δr G m 与化学计量数有关，故Θ∆m r G 也是如此，与化学反应方程式写法有关。
（4）．插入水中的铁棒，易被腐蚀的部位是水面以下较深部位。
答：错，水面下的接近水线处的铁棒容易被腐蚀。
（5）．凡是电极电势偏离平衡电极电势的现象，都称之为极化现象。
答：对。
2．选择题（将正确答案的标号填入空格内，正确答案可以不止一个） （1）为了提高Fe 2(SO 4)3的氧化能力，可采用下列那些措施（ ① ）。
①．增加Fe 3+的浓度，降低Fe 2+的浓度； ②．增加Fe 2+的浓度，降低Fe 3+的浓度； ③．增加溶液的pH 值；④．降低溶液的pH 值。
第五章 氧化还原反应与电化学2
解：MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) + 5e
MnO4-/Mn2+ = 1.507 – (0.059/5)lg
KMnO4能氧化Br–
Ө = 1.317 V > Br2/Br- = 1.07 V
结论：介质的酸碱性对 的影响较大，在电极反应中有 H+ 或 OH- 参加时，应在 Nernst 方程中体现
解： Cd2+ +2e- ↔ Cd
Cd2+/Cd = ӨCd2+/Cd – (0.059/2)lg[1/ (cCd2+/c Ө)]
= - 0.403 + (0.059/2)lg0.01 = - 0.462 V 结论：浓度对金属电极的 影响较小
溶液中氧化态离子浓度变小，则 减小,还原态 还原能力增强
例：用符号表示标准H电极与标准Cd电极构成的原电 池，写出电池反应，并计算电池反应的ΔrG Өm 。 (T=298K) 解: H+/H2 Ө = 0.0000 V 正极 正极反应 2H+ +2e → H2
Cd2+/CdӨ = - 0.4026 V
负极 负极反应 Cd –2e → Cd2+
(-) Cd│Cd2+ (1mol· -1)‖H+ (1mol· -1)│H2(pӨ), Pt (+) L L
Fe3+/Fe2+Ө = 0.77 V
Ce4+/Ce3+Ө = 1.60 V
② 判断电池正负极，求 E, 判断氧化还原反应的方向
高者为正极， 低者为负极，E = 正 - 负
例:有原电池 (-) Zn│Zn2+ (1M)‖ Zn2+ (0.001M)│ Zn (+),
氧化还原反应与电化学
氧化还原反应与电化学氧化还原反应和电化学是化学学科中两个重要的概念。
氧化还原反应是指化学物质之间电子的转移过程，是化学反应的一种基本类型。
而电化学研究的是电能与化学能之间的相互转化关系，通过电化学实验可以对化学反应进行研究和控制。
本文将详细介绍氧化还原反应和电化学的基本概念、原理与应用。
一、氧化还原反应氧化还原反应是电子转移过程的化学反应。
在氧化还原反应中，物质可以失去电子（被氧化）或者获得电子（被还原）。
氧化还原反应可以用电子的流动来描述，在反应过程中产生电流。
氧化还原反应的关键参数是氧化剂和还原剂。
氧化剂是指可以接受电子的物质，它在反应中发生还原。
还原剂是指可以给予电子的物质，它在反应中发生氧化。
氧化还原反应的基本表达式是：氧化剂 + 还原剂→ 还原剂 + 氧化剂氧化还原反应对于生命的存在和能量交换起着重要作用。
例如，细胞呼吸过程中发生的有机物的氧化就是一个氧化还原反应。
此外，氧化还原反应还广泛应用于电池、金属腐蚀以及化学合成等领域。
二、电化学的基本概念与原理电化学研究的是电能和化学能之间的相互转化关系。
它研究了电解过程、电池的工作原理、电化学平衡等内容。
电化学反应是指利用电流来引发的化学反应。
电解池是进行电化学反应的装置，它由阳极、阴极和电解质溶液组成。
在电解过程中，阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。
电化学反应的基本原理是法拉第定律和电极电势。
法拉第定律描述了通过电解质溶液的电流与产生的化学反应之间的关系。
电极电势是反应进行的动力学参数，它可以通过电位差和电子传递速率来描述。
电化学还包括电化学平衡和电化学动力学。
电化学平衡是指电解过程中正反应和逆反应达到动态平衡的状态。
电化学动力学研究的是电化学反应速率与外部电势、浓度和温度等因素之间的关系。
三、氧化还原反应与电化学的应用氧化还原反应和电化学在生活和工业中有广泛的应用价值。
其中最常见的应用是电池。
电池是将化学能转化为电能的装置，包括干电池、蓄电池和燃料电池等。
第五章 氧化还原反应和电化学
左边
右边
酸性 多O缺H时，多一个O加2个 加相应的H2O 介质 H+, 缺1个H加1个H+
碱性 多H缺O时，多一个H加1个 加相应的H2O 介质 OH– ，缺1个O加2个OH –
中性 多 n 个 O 加 n个 H2O 介质 加 n 个 H2O
加 2n 个 OH– 多 n个 O 加 2n 个H+
酸性介质中配平的半反应方程式不应出现OH–，在 碱性介质中配平的半反应不应出现H+
氧化值和化合价
• 氧化值是元素在化合状态时的形式电荷，按一定 规则得到，不仅可有正、负值，而且可为分数。 • 化合价是指元素在化合时原子的个数比，它只能 是整数。
1. 多数情况下二者数值相同，也可混用，但它们在 数值上也有不一致的情况 2. 在离子化合物中元素的氧化值等于其离子单原子 的电荷数 3. 在共价化合物中元素的氧化值和共价数常不一致
倍数。找出氧化剂、还原剂的系数。 4. 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例题 (1)
HClO3 + P4 HCl + H3PO4 氧化值升高的元素：
Cl5+ Cl–
氧化值降低 6
P4 4PO43– 氧化值升高20 10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子，应 在左边加18个H2O
配平 Cl2 (g) + NaOH → NaCl + NaClO3 解： 半反应
Cl2 (g) + 2e－ =2Cl－
(1)
Cl2 (g) + 12OH－ = 2ClO3－ + 6H2O + 10 e－ (2)
氧化还原反应与电化学
氧化还原反应与电化学氧化还原反应（简称氧化反应或还原反应）是化学反应的一种重要类型，也是电化学研究的基础。
电化学研究了物质在电场和电流的作用下的性质和变化规律，将电能与化学变化联系起来。
本文将着重介绍氧化还原反应与电化学之间的关系，探讨电流与氧化还原反应的本质联系，以及电化学在实际应用中的重要性。
1. 氧化还原反应的基本概念和原理氧化还原反应是指物质中的原子、离子或分子失去电子的过程为氧化反应，而得到电子的过程称为还原反应。
在氧化还原反应中，存在着氧化剂和还原剂两个参与物质，氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
这一过程可以用化学方程式表示，例如：2Na + Cl2 → 2NaCl。
在这个反应中，钠（Na）失去了电子，发生了氧化反应；氯气（Cl2）接受了钠的电子，发生了还原反应。
2. 电流与氧化还原反应的联系氧化还原反应离不开电流的存在。
电流是指电荷在单位时间内通过导体横截面的量，其方向由正电荷流动的方向确定。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，必须有电子从还原剂中流向氧化剂，才能维持反应的进行。
这个电子的流动过程形成了电流。
因此，可以说氧化还原反应是电流流动的结果，电流的存在促使了氧化还原反应的进行。
3. 电化学的研究内容电化学研究了物质在电场和电流的作用下的性质和变化规律。
其研究内容主要包括三个方面：电解学、电池学和电化学分析。
（1）电解学：电解学研究了物质在电解过程中的行为和特性。
电解是指将电能转化为化学能的过程，通过电解可以将化合物分解成对应的离子，或将离子还原为相应的化合物。
例如，通过电解水可以将水分解为氢气和氧气。
（2）电池学：电池学研究了电化学电池的工作原理和特性。
电化学电池是指利用氧化还原反应转化化学能为电能的装置。
电池由正极、负极和电解质组成，正极发生氧化反应，负极发生还原反应，通过电路和外部载荷与电解质之间的电子流动将化学能转化为电能。
（3）电化学分析：电化学分析是利用氧化还原反应进行分析的一种方法。
氧化还原反应与电化学
氧化还原反应与电化学氧化还原反应（Redox Reaction）是化学反应中常见的一种类型，也是电化学的基础。
在氧化还原反应中，物质会发生电荷转移过程，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）。
这种电荷转移过程伴随着电流的流动，因此氧化还原反应与电化学密切相关。
1. 氧化还原反应的基本原理在氧化还原反应中，常常可以观察到电子的转移与氧原子的参与。
在一些反应中，物质会失去电子，被称为氧化剂（Oxidizing Agent），而另一些物质则会获得电子，被称为还原剂（Reducing Agent）。
这种电子的转移与氧原子的参与使得物质的氧化态和还原态发生变化。
2. 氧化还原反应的重要性氧化还原反应在生活和工业中具有广泛的应用。
例如，我们所熟悉的腐蚀现象就是一种氧化还原反应。
金属物质在与氧气接触时会发生氧化反应，形成金属氧化物。
此外，氧化还原反应还被广泛应用于电池、电解、电镀等方面。
3. 电化学的基本概念电化学是研究化学反应与电流之间关系的学科。
它主要涉及电解反应（Electrolysis）和电化学电池（Electrochemical Cell）两个方面。
3.1 电解反应电解反应是在外加电压的作用下，将化学反应逆转的过程。
电解反应的基本原理是利用外部电压提供能量，使得自发不利反应变得可逆，从而实现物质的分解或转化。
3.2 电化学电池电化学电池是将化学能转化为电能的装置。
它由两个半电池组成，分别包含一个氧化反应和一个还原反应。
这两个半电池通过电解质溶液（Electrolyte）或电解质桥（Salt Bridge）连接起来，形成一个闭合的电路。
4. 电化学电池的工作原理电化学电池中，氧化反应和还原反应在两个半电池中同时进行。
在氧化反应中，电子流从还原剂移动到电解质溶液中；而在还原反应中，电子从电解质溶液流向氧化剂。
这一过程中，电子的流动经过外部电路，形成了电流。
根据电化学电池反应的性质和电流的方向，我们可以将电化学电池分为两类：电解池（Electrolytic Cell）和电池（Galvanic Cell）。
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第五章氧化还原反应与电化学内容1. 氧化数；2.原电池与原电池电动势；3. 金属的腐蚀与防护；4.电解的基本原理及应用。
知识点与考核点1．氧化数某元素的一个原子在化合状态时的形式电荷数．．．．．（可以为分数）。
2．电对同一元素氧化数高的状态（氧化态）与其氧化数低的状态（还原态）构成一个电对。
通常表述为氧化态/还原态，例如，Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Fe3+/Fe2+、Fe2+/Fe、O２／H2O2、H2O2/OH–等。
3．原电池借助氧化还原反应直接．．产生电流的装置。
4．原电池装置的符号表示：（以铜锌原电池为例）（－）Zn | Zn2+（c1）|| Cu2+（c2）| Cu（+）负极反应：Zn（s）→Zn2+（aq）+2e–正极反应：Cu2+（aq）+2e–→Cu（s）电池总反应：Cu2+（aq）+ Zn（s）= Cu（s）+ Zn2+（aq）5．原电池装置的符号表示书写规则（1）负极在左侧，正极在右侧，（2）两个半电池的中间用盐桥“||”连接，（3）盐桥两侧分别是正、负极的离子“Zn2+（c1）||Cu2+（c2）”，溶液需标出离子的浓度。
例：将下列氧化还原反应组成原电池，写出电极反应。
（1）Sn2+（aq）+2Fe3+（aq）= Sn4+（aq）+2Fe2+ （aq）解：原电池符号表示式为（－）Pt | Sn2+ (c1), Sn4+ (c2) || Fe3+ (c3), Fe2+ (c4) | Pt（＋）负极反应：Sn2+（aq）→Sn4+（aq）+2e–正极反应：2Fe3+（aq）+ 2e–→2Fe2+（aq）说明：①反应物中氧化剂的还原反应为正极反应，还原剂的氧化反应为负极反应。
②没有金属作为电极，故选用不参与反应、只起导电作用的Pt或石墨等惰性电机作为辅助电极。
（2）2HCl（aq）+ Zn（s）= H2（g）+ ZnCl2（aq）解：原电池符号表示式为（－）Zn| Zn2+ (c1) || H+ (c2) | H2（p），(Pt)（＋）正极反应：2H +（aq ） + 2e – → H 2 g ） 负极反应：Zn （s ）→ Zn 2+（aq ）+ 2e –（3）2MnO –4(aq)+16H +(aq)+10Cl –(aq)+10Hg(l ) = 2Mn 2+（aq ）+5Hg 2Cl 2(s) +8H 2O解：原电池符号表示式为（－）Pt ，Hg （l ）| Hg 2Cl 2（s ），Cl –(c 1) || Mn 2+ (c 2), H + (c 3)，MnO –4（c 4）| Pt （＋）正极反应：2MnO –4（aq ）+ 16H +（aq ）+10e–= 2Mn 2+（aq ）+ 8H 2O负极反应：10Cl –（aq ）+ 10Hg （l ） = 5Hg 2Cl 2（s ）+10e – 6．电极电势(ϕ)的概念金属(或非金属)与溶液中自身离子达到平衡时双电层的电势差。
每 个电对都有电极电势,电极电势是强度性质。
因电极电势的绝对值无法测得，为比较方便，人为规定标准氢电极的电极电势V 0)/H (H 2=+Θϕ7．参比电极作为对比参考的电极，其电极电势要求相对稳定。
例如甘汞电极： （Pt ）Hg(l ) | Hg 2Cl 2(s)， KCl(c )电极反应式为 (g)Cl )Hg(2e 2(s)Cl Hg 222+=+-l 25℃, c (KCl)=1mol •L –1时，V 268.0/Hg)Cl (Hg 22=Θϕ25℃, c (KCl)为饱和浓度时，V 242.0/Hg)Cl (Hg 22=Θϕ8．原电池电动势-+-=ϕϕE （Θ-Θ+Θ-=ϕϕE ） 9．浓度（分压）对电极电势的影响(Nernst 方程) 对电极反应 a 氧化态 + ze – = b 还原态J lg 0z0.059-=ϕϕ （298.15K ）J 为半反应的“浓度商”，abJ ][][氧化态还原态= z 为反应转移的电子数。
例如：--=+Cl 2e 2Cl 2 Θ-Θ-=pp c /)](Cl [lg 20.0592Cl 2ϕϕ --=+Cl e Cl 212 21Cl )/()](Cl [lg 10.0592Θ-Θ-=p p c ϕϕ可以看出：Nernst 方程表达式与化学方程书写方式有关．．，但是计算结果与方程书写方式无．关．，因同一反应写法不同，z 也不同。
这也表现出ϕ之强度性质的特性。
例：写出下列电池半反应的Nernst 方程表达式 （1）Cu e 2Cu 2=+-+；答：)(Cu 1lg2+Θ-=c z0.059ϕϕ （2）MnO 2 + 4H ++ 2e – = Mn 2++ 2H 2O ；答： 42)(H )(Mn lg2++Θ-=c c 0.059ϕϕ 利用上式可求出不同c （H +）和c （Mn 2+）时的电极电势值。
（3）参比甘汞电极--+=+Cl Hg 2e 2Cl Hg 22；答：2)(Cl lg 2059.0-Θ-=c ϕϕ； 例： 计算半反应 O 2 + 2H 2O + 4e – = 4OH –的电极电势（25℃）已知 5O 10013.12⨯=p Pa ，c （OH –） = 0.010mol ·L –1，40.0OH O2=Θ-ϕ（V ）解 -OH O2ϕ = 0.40 +459.0)1.0(10013.1/10013.1lg 4059.0455=⨯⨯(V)例： 求电对MnO -4/Mn 2+在下述条件下的电极电势（25℃）， 已知：Θ+-24Mn MnO ϕ=1.51V ，pH=2.0，c （Mn 2+）=c （MnO -4）=1.0 mol ·L –1解 此电极反应为MnO -4+ 8H + + 5e – = Mn 2++ 4H 2O)](Mn [)](H )][(MnO [lg 5059.0284++-Θ+=c c c ϕϕ = 1.51 + 0.1)100.1(0.1lg 5059.082-⨯⨯= 1.51 – 0.19 = 1.32(V) 10．电极电势的应用（1）判断氧化剂、还原剂的相对强弱电极电势大的氧化态物质的氧化能力强； 电极电势小的还原态物质的还原能力强。
例如：CuCu 2+ϕ > ZnZn 2+ϕ 所以其氧化性Cu 2+ > Zn 2+； 还原性 Zn > Cu（2）判断氧化还原反应进行的方向判据：电极电势大的氧化态和电极电势小的还原态能自发反应∵CuCu 2+ϕ > ZnZn 2+ϕ ∴自发反应为 +2Cu +Zn → Cu ++2Zn（3）判断氧化还原反应进行的程度059.0lg ΘΘ=E Kz （z 为总．反应转移的电子数） 例：（1）判断MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2O 在标准状态下反应自发进行的方向； （2）判断c (HCl) =10 mol •L –1，c （Mn 2+）=1.0mol •L –1,p (Cl 2)=Θp 时的反应方向；（3）写出该条件下的电池符号，并求其反应的标准平衡常数。
解：（1）查表 Θ-ClCl2ϕ= 1.36 V ＞ Θ+22Mn MnOϕ = 1.23 V∴标准条件下反应自发向左进行（2）用浓HCl （10mol ·L –1）(其它物质的浓度或压强为标准态)+22Mn MnOϕ= Θ+22Mn MnO ϕ+)](Mn [)](H [lg 2059.024++c c = 1.23 + 0.1100.1lg 2059.04⨯ = 1.34 (V) =-Cl Cl2ϕΘ-Cl Cl 2ϕ+2Cl )])(lg 2059.02-(Cl [c Θp p = 1.36 +2100.11lg 2059.0⨯= 1.30(V) ∵+22Mn MnOϕ> -Cl Cl2ϕ,∴反应自发向右进行，实验室可以用浓盐酸与二氧化锰反应制备氯气。
（3）原电池符号表示式为(–)Pt,Cl 2(Θp )|Cl –(10 mol •L –1)||Mn 2+ (1mol •L –1),H +(10mol •L –1)|MnO 2(s),Pt （+）059.0)]/Cl (Cl )/Mn (MnO [lg 222-+-=ΘΘΘϕϕz K=059.0)36.123.1(2-⨯4.4-=；=ΘK 4.410- = 3.9×10–5 （其平衡常数很小，所以不能在标准状态下制取氯气）例：反应MnO -4+ 8H ++ 5Fe 2+= Mn 2++ 4H 2O + 5Fe 3+（1）判断标准状态时，反应进行的方向。
（2）上述反应进行的限度（或ΘK ）。
（3）用符号表示相应的原电池。
解 （1）查表Θ+-24MnMnO ϕ=1.51V, Θ++23Fe Fe ϕ= 0.77V 。
ϕ大的氧化态能与ϕ小的还原态自发反应, 所以标准状态下自发向右进行。
（2）059.0lg Θ=E K z =7.62059.0)77.051.1(5=-⨯； K 值非常大，反应很完全。
（3）（–）Pt | Fe 3+ (c Θ)，Fe 2+(c Θ)|| H +(c Θ)，Mn 2+(c Θ)，MnO -4(c Θ) | Pt(+)11．原电池电动势与吉布斯函数变nFE G -=∆ （ΘΘ-=∆nFE G ）F （法拉第常数）= 96485C ·mol –1，其意义是1mol 电子的电量。
例 ：计算（–）Zn|Zn 2+(1mol·L –1)||H +(1mol·L –1)|H 2（100kPa ）Pt (+)的吉布斯函数变（25℃）。
解：/Zn)(Zn )/H (H 22+Θ+ΘΘ-=ϕϕE= 0 – (– 0.7618) = 0.7618(V)ΘΔG = – ΘzFE = –2×96485 C ·mol –1 ×0.7618V –1= –147004 (J ·mol –1) 显见该反应的推动力较大。
12．化学腐蚀金属与干燥气体或非电解质直接发生反应而引起的腐蚀。
13．电化学腐蚀金属在水溶液或潮湿的空气中发生氧化还原反应引起的腐蚀。
(腐蚀电流为 短路、杂散电流，不可利用)14．析氢腐蚀在酸性介质中，由阴极以反应 2H e 2H 2=+-+引起的腐蚀。
金属越活泼、酸性越强、湿度越大，金属的析氢腐蚀速度就越快。
15．吸氧腐蚀在中性或碱性介质中，由阴极以反应--=++OH 4e 4O H 2O 222引起的腐蚀。
16．差异充气腐蚀金属表面因氧气浓度分布不均匀而引起的电化学腐蚀，是吸氧腐蚀的一种。
17．牺牲阳极保护法将较活泼的金属或合金与被保护的金属形成原电池，活泼金属作为电池的阳极被腐蚀，而阴极“器件”则被保护。