(2)电对中的固体、纯液体浓度为1，气体为相
对分压。 p / p
(3) 氧化型、还原型的物质系数，做为浓度的方
次写在Nernst方程的指数项中
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
E M n O 4 - /M n 2 + = E

M n O 4 /M n
-
2+
+
0 . 0592 5
Eø= 0.34V
E

Cu
2
/ Cu
0 . 34 V
III.以甘汞电极作为标准电极测定电极电势
甘汞电极,电池介质为KCl
Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl–
EHg2Cl2/Hg = 0.2415 V (KCl 为饱和)
n+/M
E = EM
n+/M
- EHg2Cl2/Hg , EM
生成沉淀后电极电位发生了变化，Ksp越小，电极电位越小
E E


0.059 n
lg
[ 氧化型 ] [ 还原型 ]
x y
I. 沉淀剂使还原型浓度降低时， E ø将更正，氧化型氧化能力增强,还原型还原能力减弱
E Cu 2 /Cu E Cu 2 /CuI E Cu 2 /Cu(CN)
例题：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l) 为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号 表示),分别写出电极半反应，并求出它在25℃时 的标准电动势。
电池符号： (－) (Pt),H2(p)OH –(aq)H+ (aq) H2 (p), Pt(+)
负极反应： H2 + OH – –2e = 2H2O 正极反应： 2H+ + 2e = 2 H2 要求：2. 题中给出总反应方程式，要能够写出 电池符号和半反应
1、原电池的概念
原电池与电极电位
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应 负极： Zn － 2e = Zn2+ （氧化值升高） 正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化值降低）
2、原电池的表达式 1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
例题：已知电池符号如下： 电池符号：(－) (Pt),H2(p)H+(1 mol· -3) dm Cl– (c mol· -3) Cl2(p) , Pt(+) dm 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
D
§9-4 影响电极电位的因素
--奈斯特(Nernst)方程
1。电极电位的影响因素：
I. 浓度对电极电势的影响 II. pH对电极电势的影响 2。奈斯特(Nernst)方程 应用：求非标准状况 下的电极电势
298K时，
应用Nernst方程的注意事项
(1)E的大小决定于[氧化型]/[还原型]浓度的比
1-2 氧化还原反应:
某些元素氧化值发生改变的反应。
例：Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
氧化剂
被还原
还原剂
被氧化
氧化过程： 氧化值升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化值降低的过程, 氧化剂
1.3 .氧化还原反应方程式的配平 1) 氧化值法： 原则：还原剂氧化值升高值和氧化剂氧化值降 低数相等(得失电子数目相等） I. 写出化学反应方程式 II. 确定有关元素氧化值升高及降低的数值 III. 确定氧化值升高及降低的数值的最小公倍 数。找出氧化剂、还原剂的系数。 IV. 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
3、电对的表示方法: 氧化态/还原态 电对的电极电位: E, (标态下: Eø)
1.电极反应的电势(表示失去电子或得到电子的能力) M = Mn+ + n e 影响金属进入溶液的因素：
金属的活泼性；溶液的浓度, 体系的温度 电动势: 电压差. 等于+ -极电极电位之差.
2.电极反应的标准电势
I。标准氢电极：规定: E ø H+/H2 = 0
EO

2 /OH


0.059 4
lg
pO2 [OH

]
4
0.40
0.059 4
lg
100/100 (10
1
)
4
0.40 0.05
9 0.459V
II. 利用Nernst方程计算不同压力下的电对电极电位
例2 ：已知 E Cl2/Cl- =1.36V,求298K下， c(Cl–)=0.01mol· 3, pCl2 = 500kPa时电极的电极电位。 dm 解：Cl2 (g) +2e = 2Cl
例 9-3 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3 解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ ① MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ② ① ×5 + ②×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
氧化半反应： Zn － 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e = Cu (－)ZnZn2+(c1/ mol· -3) dm Cu2+(c2/mol· -3) Cu(+) dm
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol· -3) dm Fe3+(1mol· -3) ,Fe2+ (1 mol· -3) Pt(+) dm dm 氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+ 要求：1. 题中给出电池符号，要能够写出半 反应和总反应方程式
= E + EHg2Cl2/Hg
电池符号： (－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl(1 mol· -3) dm Mn+ (1 mol· -3 ) M (+) dm
5.标准电极电位表:记牢常用的氧化剂，还原 剂及其对应的反应产物．
标准电极电位：在电极反应条件下，对某物质得失电子 能力的量度
E Cl
2 /Cl

E Cl

2 /Cl


0.059 2
lg
p Cl

2
[Cl ]
2
2
1 . 36
0 . 059 2
lg
( 500 / 100 ) ( 0 . 01 )
1.36 0.137 1.50V
IV. 利用Nernst方程计算衍生电对电极电位
例4 ：求AgI(s) + e = Ag(s) + I电极反应的 E øAgI/Ag.。 解：衍生电位 E øAgI/Ag是EøAg+/Ag衍生的 AgI = Ag+ + I 当[I] = 1mol· 3时的电位 dm 此时：[Ag+] = Ksp/ [I] EøAgI/Ag = E øAg+/Ag + 0.059lg[Ag+] = 0.799 + 0.059lgKsp = 0.799 + 0.059lg(8.5×1017) = 0.15V 可置换H+生成H2
半反应：一般先配平 H、O以外的原子数， 然后配平H、O原子数，最后配平电子数
左边
酸性介 多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺1个 质 H加1个H+
右边
加相应的H2O
碱性介 多H缺O时，多一个H加1个OH – ，缺1 加相应的H2O 质 个O加2个OH-
※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现 OH –,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+
§ 9-2 电解 质溶液的导电机理
法拉第定律

当电流通过电解质溶液 时，电极上发生变化的物质的 物质的量与通过的电量成正比，与该物质反应时的电 子数变化成反比。


nB = Q/(nF)
nB 为物质的量，单位mol; Q为电量，单位库仑C n为电子数，F为法拉第常数，F=96485。
§ 9-3
电对的电极电位数值越正，该电对中氧化型 的 氧化能力(得电子倾向)越大， 电对的电极电位数值越负，还原型还原能力越强 E Zn /Zn = -0.76 V, E Cu /Cu = 0.34 V
2+ 2+
要求：根据电对的电极电位，判断金属或离子相对氧 化（还原）能力的强弱