ZMnO4-(0.001mol·L 0.001mol·L-1) + 8H+(0.1mol·L 0.1mol·L-1 ) +5e Mn2+(0.1 0.1 mol·L-1) + 4H2O 已知：ϕØ (Fe3+/Fe2+) = 0.771v
ϕØ ( MnO4-,H+/ Mn2+) = 1.507v
n -0.1183v o 0.8302v Z 1.389v
2-
14
+
0.05916 − 6 14 = 1.232 + lg(10 ) 6 0.05916 = 1.232 + × ( −6) × 14 6
= 0.4038（v）
例：若在Ag+/Ag电极溶液中加入NaCl，使
其生成AgCl沉淀，保持Cl-浓度为1mol·L-1， 求298.15K时Ag+/Ag电极的电极电位 已知：ϕØ(Ag+/Ag) = 0.7996v Ksp (AgCl) =1.77×10-10
氧化能力：Cr2O72-＞ Cu2+＞ Fe2+＞ Na+ 还原能力：Na ＞ Fe ＞ Cu ＞ Cr3+
5-7：向1L 0.3mol·L-1H3PO4溶液中，加入
6.0g NaOH固体，求溶液的pH值。若在上 述溶液中加入K2Cr2O7和CrCl3，使其浓度 分别为0.16、0.4 mol·L-1，则该溶液能否氧 化1mol·L-1的Br-和Fe2+？ 已知：H3PO4的pKa1= 2.16，pKa2= 7.21 →0.9338v ϕØ(Cr2O72-, H+/Cr3+ ) = 1.232v；
一、电极电位ϕ 的产生
ϕ−
ϕ+
二、电池电动势（electromotive force，E） E = ϕ+ － ϕ−
三、电极电位的测定 1、标准氢电极 (standard hydrogen electrode，SHE)
p = pØ(100kPa)
规定：
ϕØ(H+/H2)= 0.0000v
1mol·L-1 100kPa
∵Ip= c (Ag+) c (Cl-) ≥ Ksp= 1.77×10-10 ∴c (Ag+) = 1.77×10-10 (mol·L-1)
0.05916 + ϕ =ϕ + lg c( Ag ) 1
θ
= 0.7996 + 0.05916 lg(1.77 × 10
= 0.223（v）
−10
)
和银片插入0.10mol·L-1 AgNO3溶液中组成 电池。 c判断电池的正、负极，计算电池电动势 E = 0.4281v d写出电池符号 e写出电极反应式和电池反应式 已知：ϕØ (Cu2+/Cu) = 0.3419v →0.3123v
d e
平衡 平衡时： E = 0
0.05916 [D] [E] lg a b n [A] [B]
Ø
K
nE lg K = 0.05916
计算难溶盐的溶度积Ksp
298K：
Cu2+ + Zn
Zn2+ + Cu
E = ϕ (Cu2+/Cu) -ϕ (Zn2+/Zn)
0.05916 c(Cu ) lg = + 2 c(Cu) 2+ 0 . 05916 c ( Zn ) lg － ϕØ(Zn2+/Zn) + 2 c(Zn)
ϕØ(Ag+/ Ag) = 0.7996v
正极反应
电池符号（电池组成式）
书写原则：

负极（－）—（＋）正极 “‖” —— 盐桥； “︱” —— 两相界面； “，” —— 分隔同一相中的不同物质； “Pt”—— 惰性导体；

注明物质状态：溶液浓度、气体压力等
思考：为什么电流由铜电极流向锌电极？
§2. 电极电位（electrode potential）
c = 1mol·L-1
2、任意电极的电极电位的测定
(－)Pt︱H2(pØ)︱H+(1mol·L-1)‖待测电极(＋)
待测电极
3、标准电极电位（standard electrode potential，ϕØOx/Red）
条件：
T = 298.15K c = 1mol·L-1 p气 = pØ(100kPa)
ϕØ(Cu2+/Cu)
2+
0 . 05916 c ( Zn ) c (Cu) lg = EØ－ 2+ 2 c(Zn) c(Cu )
2+
M(s)
溶解 沉积
Mn+(aq) + ne
电极电位( electrode potential，ϕ）
M
Mn+
氢电极
H2(p)
标准氢电极
p = pØ(100kPa)
H+(c)
ϕØ (Fe3+/Fe2+) = 0.771v →0.8893v
E = 0.208v
例：比较下列物质的氧化性和还原性
ϕØ（Na+/ Na）= - 2.714v ϕØ（Cu2+/ Cu）= + 0.340v ϕØ（Fe2+/ Fe ）= - 0.447v ϕØ（Cr2O72-, H+/ Cr3+）= + 1.232v
a
Hale Waihona Puke 电极反应转移的电子数0.05916 [氧化型 ]a lg ϕ = ϕØ + b n [还原型 ]
注意：
配平电极反应 [氧化型]、[还原型] 溶液 → c 气体 → p/pØ 固体、液体 →c = 1 参与电极反应的[H+]、[OH-] 必须代入 计算
0 . 05916 [ 氧化型 ] lg ϕ = ϕØ + b n [还原型]
例：电极反应
Cr2O72- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7H2O
ϕØ = 1.232v
若Cr2O72-和Cr3+的浓度均为1mol·L-1，求 298.15K，pH = 6时的电极电位
0.05916 c(Cr2O 7 )c ( H ) ϕ =ϕ + lg 2 3+ c (Cr ) 6
θ
Oxidation-Reduction Reaction and Electrode Potential
本章要求
y 掌握电极电位的概念、标准电极电 位、电极电位的Nernst 方程及其计算 y 掌握电极电位和电池电动势的应用 自主性学习： §1. 氧化还原反应 §2. 一、原电池 §5. 电位法测定溶液的pH
作业
思考题 习题
Exercises p152：3、4 p153：5、8、9、14 p154：3、4
自主性学习要点
原电池：化学能 ÎÎÎ电能 组成：半电池（电极） — 导体 — 盐桥
电池反应、电极反应 氧化还原反应 还原半反应 （氧化还原电对）
氧化半反应 （氧化还原电对）
负极反应 电池反应
注意： ϕØ 不适用于非水溶液、高温体系
ϕØ与电极反应的系数无关 ϕØ与电极反应的书写方式无关
四、非标准状态电极电位的计算 ——电极电位的Nernst方程 a [氧化型] + ne b [还原型]
a
氧化型 RT [ ] ln Nernst方程： ϕ = ϕØ + nF [还原型]b
0 . 05916 [ 氧化型 ] lg T = 298K： ϕ = ϕØ + n [还原型]b
c = 1mol·L-1
298.15K：
标准电极电位 ϕ Ø (Cu2+/Cu) = 0.342v
298.15K：
ϕØ(Zn2+/Zn) = －0.762v
5-5：计算下列电极的电极电位 (298K)
nH2(100kPa) -2e 0.01mol·L-1) 2H+(0.01mol·L Fe2+(0.01mol·L 0.01mol·L-1) o Fe3+(0.1mol·L 0.1mol·L-1) + e
a
五、影响电极电位的因素 浓度的影响 酸度的影响 生成沉淀的影响 生成弱酸(弱碱)的影响
§3. 电极电位的应用
判断电池的正、负极，计算电池电动势
ϕ 值大的 ϕ 值小的
E = ϕ+ － ϕ−
正极 负极
判断氧化剂、还原剂的相对强弱
ϕ 越大： 氧化能力越强
还原能力越弱
[氧化型] / [还原型]
ϕØ(Br2/Br-)= 1.066v ; ϕØ(Fe3+/Fe2+ )= 0.77v
例：298K时，判断电池 Ag + Fe3+
c 标准状态； E = - 0.0286v
Ag+
+ Fe2+在下列条件下反应自发进行的方向。
d [Fe2+] = 0.1mol·L-1 ，[Fe3+]=1mol·L-1 ， [Ag+]=1mol·L-1 E = 0.03056v 已知：ϕØ(Fe3+/Fe2+)= 0.771v →0.8302v
ϕ 越小：氧化能力越弱
还原能力越强
注意：
比较氧化能力，氧化型和氧化型相比 比较还原能力，还原型和还原型相比
判断氧化还原反应进行的方向
ϕ+ ＞ϕ−，E＞0 ϕ+ ＝ϕ−，E＝0 ϕ+ ＜ϕ−，E＜0
反应正向自发进行 处于平衡状态 反应逆向自发进行
求平衡常数，判断氧化还原反应进行的 程度 298K： aA + bB EØdD + eE