E = 1.36V
E = 1.36V
1 Cl2 (g) e 2
Cl (aq)

④ 一些电对的 E 与介质的酸碱性有关
酸性介质： EA ；碱性介质： B E
标准电极电势 (298K, 在酸性溶液中)
标准电极电势 (298K, 在碱性溶液中)
第十一章
氧化还原反应
§11.1 基本概念 §11.2 电极电势和电池电动势
特征:反应中氧化过程和还原过程同时发生。
0 +2 Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ +2 0
自氧化–还原反应:反应过程中氧化数的升高
和降低发生在同一化合物（又称歧化反应） +5 +7 –1 4KClO3 = 3KClO4 + KCl
+5 +5 +7 –1
3KClO3 + KClO3
3KClO4 + KCl
Cl 2.0mol L ‖

2Cl (aq ) 3 Fe (aq )

) Pt Fe2 1.0mol L1 , Fe3 0.1mol L1 (
·


1
Cl 101325Pa︱Pt ()
2Leabharlann 二、 电极的类型(a) 金属–金属离子电极
如: Zn2+/Zn电对所组成的电极 电极反应: 电极符号: Zn2+ + 2e– Zn(s) | Zn2+ Zn
半反应的原子数及电荷数。
③根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两
个 半反应式，然后合并，整理，即得配平的 离子方程式；有时根据需要可将其改为分子 方程式。
例: 配平MnO4– + SO32– Mn2+ + SO42–(酸性介质) 解: 2) MnO4– + 5e– + 8H+ Mn2+ + 4H2O 5) SO32– + H2O SO42– + 2e– + 2H+ +) 2MnO4– + 6H+ + 5SO32– = 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O
在氧化还原反应中, 反应一般按较强的氧化
剂和较强的还原剂相互作用的方向进行
氧化还原半反应式
Cu2+ / Cu Zn2+ / Zn
MnO4– / Mn2+
SO42– / SO32–
Cu2+ + 2e–
Zn
Cu
Zn2+ + 2e–
Mn2+ + 4H2O SO32– + H2O
MnO4– + 8H+ + 5e– SO42– + 2H+ 2e–
固体导体: Pt, 石墨
(c) 金属–金属难溶盐或氧化物–阴离子电极 氯化银电极: 涂有AgCl的银丝插入HCl溶液 电极反应: AgCl + e– Ag + Cl– 电极符号: Ag–AgCl(s) | Cl
–
甘汞电极: 金属汞的表面覆盖Hg2Cl2, 然后 注入KCl溶液 1 Hg Cl + e– 电极反应: 2 2 2 Hg(l) + Cl– 电极符号: Hg–Hg2Cl2(s) | Cl–
§11.3 氧化还原平衡 §11.4 影响电极电势的因素 §11.5 元素电势图及其应用 §11.6 氧化还原滴定法
一、原电池
工作状态的化学电池同时发生三个过程： 1.两个电极表面分别发生氧化反应和还原反应； 2.电子流过外电路； 3.离子流过电解质溶液。
盐桥：通常内盛饱和KCl溶液（以琼胶做成冻胶） 作用：1.让溶液始终保持电中性使电极反应得以
解: 3)
+)
ClO–+ 2e– + H2O Cl– + 2OH–
2) Cr(OH)4– + 4OH– CrO42– + 3e– + 4H2O
3ClO– + 2OH– + 2 Cr(OH)4– = 3Cl– + 2CrO42– + 5H2O
第十一章
氧化还原反应
§11.1 基本概念
§11.2 电极电势和电池电动势
例：
H5I O6 I的氧化值 7
2 3 2 6
S2 O
S的氧化数 2
S的氧化值为 2.5
8 Fe的氧化值为 3
S4 O
Fe3O 4
(3) 氢在化合物中的氧化数一般为+1, 但在活 泼金属的氢化物中为–1。
(4) 氧在化合物中的氧化数一般为–2; 在过氧
化物中为–1; 在超氧化物中为–1/2 (KO2) ;
= ECu /Cu EH /H 0.34 = ECu /Cu 0
2+ + 2+
2
= ECu
2+/Cu
EZn
2+/Zn
ECu
2+/Cu
= 0.34V
= 0.34 – (–0.76) = 1.1V
3.标准电极电势表
① 采用还原电势；
② E 小的电对对应的还原型物质还原性强； E 大的电对对应的氧化型物质氧化性强。 ③ E 无加和性（强度性质） 2e Cl2 (g) 2Cl (aq)
氧化数定义:化合物中某元素所带形式电荷
的数目。
由于化合物中组成元素的电负性不同，原子结合 时电子对总要移向电负性大的原子一方，从而化合物 中组成元素的原子必须带正或负电荷（形式电荷）。
确定元素氧化数的规则
(1) 单质的氧化数为零。
(2) 在多原子分子中所有元素氧化数的代数和
等于零; 在多原子离子中所有元素氧化数 的代数和等于离子所带的电荷数。
§11.3 氧化还原平衡
§11.4 影响电极电势的因素 §11.5 元素电势图及其应用 §11.6 氧化还原滴定法
1.电池的电动势和化学反应吉布斯自由能的关系
DrG = –W非体积 = –W电池 W电池 = E Q E = E正极 E负极 1e = 1.60210–19C
1mol e = 1F = 9.65104C
将电池反应分解为两个半反应：
负极反应: Zn 2e = Zn EZn2 / Zn = 0.7628v
溶解 > 沉积
沉积 > 溶解
金属的电极电势：产生在金属和它的盐溶液之间的电势。
两个电极的电势差（电池电动势）是
电池反应的推动力。
E 池 = E(+) – E(-)
2.标准H电极和标准电极电势
标准电极电势 是指标准电极的电势。凡是符
合标准条件的电极都是标准电极。
标准态
● ● ●
所有的气体分压均为标准压强 Pθ(101325P）。 溶液中所有物质的活度均为1mol•L-1。 所有纯液体和固体均为Pθ条件下最稳定的单质。
第十一章
氧化还原反应及其应用
第十一章
氧化还原反应
§11.1 基本概念
§11.2 电极电势和电池电动势 §11.3 氧化还原平衡 §11.4 影响电极电势的因素 §11.5 元素电势图及其应用 §11.6 氧化还原滴定法
氧化数
基 本 概 念
氧化还原反应的特征
氧化还原反应的配平
一、氧化数 (Oxidation mumber)
Q = nF W电池 = nFE
DrG = –nFE
DrG = –nFE
例:试根据下列电池写出反应式并计算在298K
时电池的E 值和ΔrG 值.
(–)Zn|ZnSO4(1mol· –1)||CuSO4(1mol· –1)|Cu(+) L L
解: 电池的氧化–还原反应式:
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
(d) ―氧化还原”电极 组成: 惰性导电材料 (Pt或石墨) 插入含有同 一元素不同氧化数的两种离子的溶液 Fe2+/Fe3+电极 电极反应: Fe3+ + e– 电极符号: Pt | Fe3+, Fe2+ Fe2+
三、电极电势
1.电极电势的产生
双电层
M(s)
溶解 沉淀
Mn+(aq) + ne
0 2Cl2 + H2O
+0 +0
+1 –1 HClO + HCl
2HClO + 2HCl
+1 –1
Cl2 + Cl2 + 2H2O
从电子的角度：
反应中失去电子（氧化数升高）的物质为还原 剂。还原剂能给出电子促使另一物质获得电子而还
原，自身则失去电子而氧化。
反应中得到电子（氧化数降低）的物质为氧化剂。
Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu Zn2+ Zn
共轭的 氧化还 原体系
Cu2+
Cu
(氧化剂) (还原剂) 氧化型物质
电对共同作用的结果
(氧化剂) (还原剂) 还原型物质
氧化还原反应是两个 (或两个以上) 氧化还原
氧化剂降低氧化数的趋势越强, 其氧化能力
越强, 则其共轭还原剂升高氧化数的趋势就 越弱, 还原能力越弱。MnO4– / Mn2+ 还原剂的还原能力越强, 则其共轭氧化剂的 氧化能力越弱Sn4+/Sn2+
配平中的经验处理方法：
酸性介质： O原子多的一边加H+ ，O原子少的一边加 H2O； 碱性介质： O原子多的一边加H2O ，O原子少的一边加 OH ； 中性介质： 左边一律加H2O，右边根据O原子的多少确定加H+或加OH 。