课堂教学多媒体教案：第十一章氧化还原反应

1、11-1 基本概念 11-2 氧化还原反应方程式的配平 11-3 电极电势 11-4 电势图解及其应用 11-5 电解,第十一章 氧化还原反应,11-1 基本概念,参加反应的物质之间有电子转移或偏移的一类反应称氧化还原反应。 一、原子价（化合价）和氧化数 1.原子价 元素原子能够化合或置换一价原子（H）或一价基团（OH）的数目。 例： NH3、HCI、H2O、PCI5。 N：-3；CI：-1；O：-2；P：+5,2021/3/21,3,表示化合物中某原子成键的数目。 离子化合物：离子价数即离子的电荷数（NaCI) 共价化合物：原子价数为其形成的共价单键数。 O=C=O C：4 SiF4 Si:

2、4 2.氧化数 化合物中某元素所带的形式电荷数,确定氧化数的规则 单质中元素的氧化数为零。如：H2，O2，S8。 氢的氧化数一般为+1，在活泼金属氢化物中为-1。如：NaH,CaH2 。 氧的氧化数一般为-2，在过氧化物中为-1。如H2O2 、Na2O2 ；在超氧化物中为-1/2，如KO2 ； 在氧的氟化物中为+1或+2，如：OF2 、O2F2。 离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子所带的电荷数。如：NaCI,共价型化合物中，共用电子对偏向于得电子能力强的原子 ，两原子的形式电荷数即为它们的氧化数，如：HCI。 中性分子中，各元素原子氧化数的代数和为零。复杂离子中，各元素原子氧化数的代数和=

3、离子的总电荷。 Fe3O4 3x+(-2)4=0 x=+8/3,S4O62,4x+(-2)6=-2 x=2.5,H5IO6,I:+7,S2O32,S:+2,氧化数可为整数，也可是分数或小数,3.原子价与氧化数的区别 离子化合物中二者数值一般相等，NaCI、KNO3。 共价化合物中二者差别较大 CH4 C2H4 C2H2 C的原子价 4 4 4,C的氧化数,4,2,1,二、氧化还原反应的特征,Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ Cu氧化数：+20,得电子，被还原,氧化数降低,还原过程。Cu2+做氧化剂。 Zn氧化数：0+2,氧化数升高,失电子，被氧化,氧化过程。Zn做还原剂。 整个氧化还

4、原反应可看成由2个半反应构成 还原半反应：Cu2+2-Cu 氧化半反应：ZnZn2+2- 氧化反应和还原反应总是同时发生，相辅相成,自氧化还原反应：氧化数的升和降都发生在同一个化合物中的氧化还原反应。 2KCIO3=2KCI+3O2 歧化反应：同一物质中，处于同一氧化态的同一元素（三同），其氧化数发生相反变化的自氧化还原反应。 CI2+H2O=HCIO+HCI 4KCIO3=3KCIO4+KCI,三、氧化还原电对,在氧化还原半反应中（Cu2+2-Cu），同一元素的不同氧化态物质可构成氧化还原电对。电对中高氧化态物质称氧化型，低氧化态物质称还原型。 电对通式：氧化型/还原型 Cu2+/Cu ;Z

5、n2+/Zn ;H+/H2 ; O2/OH- 说明: 电对不需配平 氧化型或还原型物质必须是能稳定存在的,MnO4-/MnO2(,MnO4-/Mn4+(,一个氧化还原电对 对应一个半反应 H+/H2 2H+2- H2 Zn2+/Zn Zn2+2- Zn 一个氧化还原反应是由两个或两个以上的氧化还原电对共同作用的结果。 Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 一个电对中，氧化型的氧化能力越强，则其共轭还原型的还原能力越弱；如还原型的还原能力越强，则其共轭氧化型的氧化能力越弱,如 MnO4-/Mn2+ 和SO42-/SO32- 在酸性介质中 MnO4-+8H+ +5- Mn2+4H2O SO4

6、2-+2H+ +2- SO32-+H2O 2MnO4-+6H+ +5SO32-= 2Mn2+5SO42- +3H2O,11-2 氧化还原反应方程式的配平,一、氧化数法 配平原则：氧化数的升降值相等 反应前后各元素的原子总数相等。 配平步骤： 写出基本反应式 找出元素原子氧化数的升降值 调整系数使氧化数变量相等 用观察法配平氧化数未改变的元素原子数目,S + HNO3 SO2 + NO + H2O,3S + 4HNO3 = 3SO2 +4NO +2H2O,KCIO3+FeSO4+H2SO4KCI+Fe2（SO4）3,KCIO3+32FeSO4+H2SO4=KCI+3Fe2（SO4）3+3H2O,

7、6）1,1）2 3,NH4）2Cr2O7=N2+Cr2O3+4H2O,3)2,3)2,NH4）2Cr2O7N2+Cr2O3+H2O,二、离子-电子法 配平原则 (1)电荷守恒：得失电子数相等。 (2)质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。 配平步骤 （1）用离子式写出主要反应物和产物（气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式）。 （2）将反应分解为两个半反应式，并配平两个半反应的电荷数和原子数,3）根据电荷守恒，调整两式系数使得失电子数相等，然后两式合并，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,KMnO4+K2SO3MnSO4+K2SO4(酸性溶液中,1) MnO4-+SO

8、32-SO42-+Mn2+ (2) MnO4-+8H+5-=Mn2+4H2O SO32-+H2O=SO42-+2H+2- (3) 2MnO4-+16H+10-=2Mn2+8H2O +) 5SO32-+5H2O=5SO42-+10H+10,2MnO4-+5SO32-+6H+= 2Mn2+5SO42-+3H2O,2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4= 2MnSO4+6K2SO4+3H2O,KMnO4+C6H12O6+H2SO4MnSO4+CO2+K2SO4 （练习） MnO4-+C6H12O6Mn2+CO2 (1) MnO4-+8H+5-=Mn2+4H2O (2) C6H12O6+6H2O=6

9、CO2+24H+24- (1)24+（2）5 24MnO4-+5C6H12O6+72H+=24Mn2+30CO2+66H2O 24KMnO4+5C6H12O6+36H2SO4 =24MnSO4+30CO2+66H2O+12K2SO4,H、O配平规律 酸性介质： 一边多n个O，加2n个H+，另一边加n个H2O 碱性介质： 一边多n个O，加n个H2O，另一边加2n个OH- 中性介质： 左边多n个O，加n个H2O，右边加2n个OH- 右边多n个O，加2n个H+，左边加n个H2O 总之：酸中加H+和H2O；碱中加OH-和H2O；中性溶液，左加水，右加H+或OH,11-3 电极电势,一、原电池和电极电势

10、 二、电动势E与G的关系 三、影响电极电势的因素 四、电极电势的应用,一、原电池和电极电势,1.原电池,Cu2+Zn=Cu+Zn2+ 整个装置接通后，可观察到下列实验现象 (1)伏特表指针发生偏转 导线上有电流 电子由Zn片经导线到Cu片 (2)取出盐桥,表针回零;放回,表针重又偏转。 盐桥沟通整套装置成通路 (3)Zn片溶解，Cu片上有Cu沉积 Zn比Cu易失电子，Cu2+比Zn2+易得电子,规定,电子流出的极为负极（-）（阳极） 电子流入的极为正极（+）（阴极,2021/3/21,23,电极反应 负极（Zn)：Zn=Zn2+ + 2- , 氧化反应 正极（Cu): Cu2+2- = Cu

11、，还原反应 电池反应： Cu2+Zn=Zn2+Cu 盐桥的作用：整个反应发生后，Zn半电池溶液中，由于Zn2+增加，正电荷过剩；Cu半电池中，Cu2+减小，SO42-相对增加，负电荷过剩。 盐桥的主要成分是KCI饱和溶液，其作用就是消除两个半电池中由于电极反应发生的非电中性现象,即SO42-和盐桥中的CI-（主）向Zn半电池移动，Zn2+和盐桥中的K+（主）向Cu半电池移动。从而维持了溶液的电中性，使反应继续进行。 这种使化学能变为电能的装置叫做原电池。 2.电极的类型与原电池的表示方法 (1)金属-金属离子电极 金属置于含有同一金属离子的盐溶液中构成 Zn2+/Zn 电极符号：Zn(s)Zn

12、2+ Cu2+/Cu 电极符号：Cu(s)Cu2+ “”表示两相界面 Cu,Zn本身是导体，可做电极,2)气体-离子电极 2H+2-=H2 电极反应中无导体，需借助于惰性电极（铂或石墨）来完成电对电子的转移。 电极符号：PtH2(g)H+ (3)金属-金属难溶盐或氧化物-阴离子电极 金属表面涂上该金属的难溶盐(或氧化物)，然后将它浸在与该盐具有相同阴离子的溶液中。 AgCI+-=Ag+CI- 电极符号: AgAgCI(s)CI,甘汞电极: 在金属Hg的表面覆盖一层氯化亚汞（Hg2CI2），然后注入氯化钾溶液。 电极反应：1/2Hg2CI2+-=Hg(l)+CI- 电极符号： HgHg2CI2(

13、s)CI,4) “氧化还原”电极 Fe3+-=Fe2+ PtFe3+,Fe2+ 两种不同的电极组合起来即构成原电池。每个电极叫半电池。原电池也可用简易的电池符号表示出来。 Cu-Zn原电池符号 (-)ZnZnSO4(C1)CuSO4(C2)Cu(+) (-)PtH2（1.01310-5Pa)H+(1moldm-3) Cu2+(c)Cu(,2021/3/21,29,将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示 2Fe2+(1.0moldm-3)+ CI2(101325Pa)= 2Fe3+(0.1 0moldm-3)+2CI- (2.0moldm-3) 正极:CI2+2-2CI- 负极:Fe2+ Fe

14、3+- 电池符号: (-)PtFe2+(1.0moldm-3), Fe3+(0.1 0moldm-3) CI-(2.0moldm-3)CI2(101325Pa),Pt(,书写原电池符号的规则 负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“”表示。 半电池中两相界面用“”分开，同相不同物种用“,”分开，溶液、气体要注明C，P。 纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“,”或“”分开。盐桥两边为溶液。 组分物质为参与电子转移的氧化还原电对。不包含H+和OH-离子等,练习：电池反应如下 Hg2CI2(s)+Zn=Zn2+2Hg(s)+2CI- 写出电极反应式及原电池符号,电极反应,负极: 正极,电池符号

15、 （-）ZnZn2+(c1)CI-(c2)Hg2CI2Hg (,3.电极电势的产生 在铜-锌原电池中，把两个电极用导线连起来就有电流产生，这说明在原电池两电极间存在电势差，或者说原电池的两极各存在一个电势电极电势。 金属晶体中有金属离子和自由电子，当把金属M放入其盐溶液中时，在金属与其盐溶液的接触界面上会发生两个不同的过程,溶解沉积,a)金属M表面构成晶格的金属离子Mn+受到极性水分子的吸引，有在金属M上留下电子而自身以水合离子Mn+(ag)的形式进入溶液的倾向。金属越活泼，溶液越稀，这种倾向越大,a,b)盐溶液中的Mn+(ag)又有一种从金属M表面获得电子而沉积在金属表面上的倾向，而使金属带

16、正电。金属越不活泼，溶液越浓，这种倾向越大,沉积溶解,b,两种倾向在一定条件下达到暂时的平衡,在某一给定浓度的溶液中，若失电子倾向得电子倾向，到达平衡时的最后结果将是金属棒上带负电，靠近金属棒的溶液带正电。如(a)所示。 反之若得电子倾向失电子倾向，则到达平衡时的最后结果将是金属棒上带正电，靠近金属棒的溶液带负电。如(b)所示,这时在金属和盐溶液之间就产生了电位差，这种产生在金属和它的盐溶液之间的电位差叫做金属的电极电势。 用符号(Mn+/M)表示,氧化还原电对） 如： (Zn2+/Zn)， (Cu2+/Cu) 不同的电极产生的电势不同，将两个不同的电极组成原电池时，原电池两极间就必然存在电势

17、差，从而产生电流,整个原电池的最大电势差即原电池的电动势 E= (+)- (,4.标准氢电极和标准电极电势 电极电势的绝对值无法测得,通常选一标准电极,标准氢电极 a(H+)=1molkg-1 P(H2)=100kPa 电极反应,(H+/H2)=0.00V,标准状态：组成电极的溶液中离子、分子浓度为1moldm-3，气体分压为100KPa，液体或固体为纯净物。标准电极电势符号 。 用标准氢电极与其它各种标准状态下的电极组成原电池，测得这些电池的电动势（E），从而计算各种电极的标准电极电势。 E=(+)- (,2021/3/21,39,Zn+2H+=Zn2+H2 E=0.0-(Zn2+/Zn )

18、=0.7628V (Zn2+/Zn)=-0.7628V “-” 做负极；Zn失电子的倾向大于H2,2021/3/21,40,) PtH2(P)H+（1.0moldm-3) Cu2+(1.0moldm-3)Cu (+) Cu2+H2=Cu+2H+ E=(正极)- （负极） 0.34= (Cu2+/Cu)- （H+/H2) (Cu2+/Cu)=+0.34V “+”做正极,Cu失电子的倾向小于H2,用类似方法可测得一系列电对电极电势。见附表(七)。 查表注意事项： (1)查表方法： 电极反应中有H+出现，皆查酸表（ A）； 电极反应中有OH-出现，皆查碱表（ B）； 电极反应中无H+或OH-，可从存

19、在状态考虑， (Fe3+/Fe2+）,Fe3+-=Fe2+ ,查酸表； (ZnO22-/Zn） ZnO22-+2H2O +2-=Zn+4OH-,查碱表； （CI2/CI-）等无介质参与电极反应,查酸表,2) 的符号，本书用还原电势。在H+/H以上0。 电极反应写法：氧化型+n-=还原型 (3) 无加和性。 Zn2+2-=Zn ， (Zn2+/Zn）=-0.7628V 2Zn2+4-=2Zn ， (Zn2+/Zn）=-0.7628V (4)只适合于标准状态下的水溶液，在此条件下，可直接根据值判断物质氧化还原能力的大小。非水溶液、非标准状态不适用。如：C+O2CO2，Cu+浓H2SO4,值越小，电

20、对对应的还原型物质的还原能力越强，氧化型物质的氧化能力越弱；反之， 值越大，电对对应的氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱。 (Ag+/Ag)=+0.7999V; (Zn2+/Zn)=-0.7628V 氧化性：Ag+ Zn2+ 还原性：ZnAg 反应方向：Ag+ Zn= Ag+Zn2+ 强氧化剂1+强还原剂2弱还原剂1+弱氧化剂2,2021/3/21,45,补充：浓差电池 一般将电池分为化学电池和浓差电池。电池总反应是某种化学反应的电池，称为化学电池（前面所学）。而浓差电池中，净结果是一种物质从高浓度向低浓度的迁移。 1.电极浓差电池 PtH2（p1）HCI() H2（p2）Pt

21、 电极反应: 负极 H2(p1)2H+()+2- 正极 2H+()+2-H2(p2) 电池反应: H2(p1)H2(p2,2021/3/21,46,2.电解质浓差电池 PtH2(p)HCI(1)HCI(2)H2(p)Pt 电极反应：负极 H2(p)2H+(1)+2- 正极 2H+(2)+2-H2(p) 电池反应: H+(2)H+(1,二、电动势E与G的关系,可逆过程： rG=-W非 （P272） 原电池反应：rG=-W非=-W（电池电功） W（电池电功）=EQ =En1.610-196.021023 =nEF(F=96500Cmol-1) rG=-nFE (-nF) 标准状态时：rG=-nFE

22、(-nF) rG0,反应正向自发进行. 例: (P432) 11-8，11-9，11-10,三、影响电极电势的因素,影响电极电势的因素主要有： (1)电极的本性，它决定了的大小； (2)溶液中离子的浓度、气体压强; (3)温度（常温下影响较小,=-0.7628V =+0.77V,电极反应:氧化型+n-=还原型,上式为电极电势的奈斯特方程式 :某浓度下的电极电势，:标准电极电势 n是电极反应中得到或失去的电子数,氧化型电极反应中,氧化型一边所有物种相对浓度（c/c)或相对压力(p/p)幂次的乘积； 还原型电极反应中,还原型一边所有物种相对浓度（c/c)或相对压力(p/p)幂次的乘积； 注意：浓度

23、单位：moldm-3 ；压力单位：Pa 固体或纯液体或水的浓度视为1 练习：写出下列各电极反应的奈斯特方程表达式,1.氧化型、还原型离子浓度对的影响 例1.已知 Fe3+-=Fe2+, =0.771V 求：Fe3+/Fe2+取不同值时的值 解：=+0.0591lgFe3+/Fe2+ 比值 10-2 10-1 1 10 100 (V) 0.65 0.71 0.77 0.83 0.88,结论：增大氧化型物质的浓度或降低还原型物质的浓度，值增大。氧化型物质的氧化能力增强，稳定性减弱；还原型物质的还原能力减弱，稳定性增强,2.酸度对的影响 例2 :Cr2O72-+14H+6-=2Cr3+7H2O =1

24、.33V 求:当Cr2O72-=Cr3+=1moldm-3，H+取不同值时的值,含氧酸盐的氧化能力随溶液酸性的增强而增强,解:H+=10-3 moldm-3 (Cr2O72-/ Cr3+)=0.92V H+=10 moldm-3 (Cr2O72-/ Cr3+)=1.47V,KMnO4 ,K2Cr2O7 ,KCIO3 ,KIO3 等在强酸性介质中均为强氧化剂。 K2Cr2O7+浓HCICI2 +NaCI(稀HCI）不反应 KIO3+KI+H2O不反应 +H2SO4I2（大量棕黑色沉淀） 实验室制CI2 : KMnO4 K2Cr2O7 MnO2 HCI 反应进行所需的HCI浓度各不相同,例3：已知

25、 2H+2-=H2 ，= 0.00 V； 求算HAc=0.1moldm-3,P(H2)=100kPa时氢的电极电势 （H+/H2） 解：C/Ka400， H+=（CKa）1/2=1.310-3 moldm-3,3.沉淀生成对的影响 例4.已知（Ag+/Ag)=0.7999V,在Ag-Ag+半电池中，加入NaCI至平衡时CI-=1.0 moldm-3. 求：（Ag+/Ag) 解：Ag+CI-=AgCI (Ag+-=Ag) Ag+=KSP/CI-=1.810-10moldm-3 （Ag+/Ag)= （Ag+/Ag)+0.0591lgAg+ =0.7999+0.0591lg1.810-10 =0.2

26、21(V,上反应转换为电极反应：AgCI+-=Ag + CI- CI-=1.0 moldm-3，为标准状态下的电极反应 （AgCI/Ag)=（Ag+/Ag) = 0.221(V) （AgBr/Ag)= 0.071(V) （AgI/Ag) =-0.152(V,结论：氧化型物质生成沉淀，则沉淀物的KSP越小，它的就越小，氧化型物质越稳定；相反，如还原型物质生成沉淀，则沉淀物的KSP越小，电对的就越大，还原型物质越稳定,四、电极电势的应用,1.判断氧化剂和还原剂的强弱 值越大，对应电对的氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱。 （I2/I-）=0.54V ；(Fe3+/Fe2+)=0.7

27、71v (Br2/Br-)=1.07V 还原性：I-Fe2+ Br- 氧化性：Br2Fe3+I2 非标准状态下用奈斯特方程求出，再比较,2.判断原电池的正负极，求算E,例：将下列氧化还原反应：Cu+CI2Cu2+2CI- 组成原电池。已知:P（CI2）=101325Pa, C(Cu2+)=C(CI-)=0.1moldm-3,写出原电池符号，并计算原电池电动势。 解：(Cu2+/Cu)=0.30745v (CI2/CI-)=1.4186v 值大的CI2/CI-电对做正极，值小的Cu2+/Cu 电对做负极,）CuCu2+(0.1moldm-3) CI-(0.1moldm-3)CI2（101325P

28、a)Pt(+) E=(+)- (-) =(CI2/CI-)-（Cu2+/Cu) =1.4186-0.30745=1.11(V,3.判断氧化还原反应进行的方向 反应自发进行的条件为 rGm = nFE0 即 E 0 反应正向自发进行 E 0 反应逆向自发进行 反应方向是：强氧化剂(1)+强还原剂(2) 弱还原剂(1)+弱氧化剂(2) 即值大的电对的氧化型物质可氧化值小的电对的还原型物质。 例：(Cu2+/Cu)=0.337V （Zn2+/Zn)=-0.763V 反应方向：Cu2+ +ZnCu+Zn2,例：判断反应2Fe3+Cu=2Fe2+Cu2+在标准状态下能否自发向右进行？ E=（+）-（-）

29、 =0.771-0.337=0.434(V)0 标准状态下反应可以自发向右进行。 即FeCI3能腐蚀铜板,2021/3/21,64,例：判断下列各组物质能否共存？为什么？ (1)Fe3+和Sn2+; (2)Fe2+和Cr2O72-(酸性介质）; (3)CI- 、Br-和I-; (4)Fe2+和Sn4+; (5)I2和Sn2+; (6)Fe2+和MnO4- (酸性介质,如反应是在非标准状态下进行，则需用奈斯特方程计算出E后再判断。 若两电对的E0.2V，一般情况下，浓度虽然会影响到 ，但不会使E的正负号改变。在此情况下，可直接用E判断。 如E值太小，则浓度的改变可能导致反应方向的改变,例：判断下

30、列氧化还原反应进行的方向,解:(1)E=(Pb2+/Pb)-(Sn2+/Sn) =-0.1262-(-0.1375) =0.0113(v)0 反应自发向右进行 (2)E=(Pb2+/Pb)-(Sn2+/Sn) =-0.1558-(-0.1375) =-0.0183(v)0 反应逆向自发进行,4.判断氧化还原反应进行的程度,反应进行的程度可由K的大小来衡量 rGm=-2.303RTlgK (1) rGm=-nFE (2) （n为电池反应中得失电子数） T=298K时 2.303RTlgK= nFE,例：计算298K时，反应 Cr2O72-+6Fe2+14H+=2Cr3+6Fe3+7H2O的标准平

31、衡常数 解：E=（Cr2O72-/Cr3+）-（Fe3+/Fe2+） =1.33-0.771 =0.559（V） lgK=nE/0.0591=60.559/0.0591=56.66 K=4.571056 反应正向进行程度很大,根据E的大小，可以判断反应进行的方向（E0）和程度（热力学），但不能说明反应的快慢（动力学）。 2MnO4-+5Zn+16H+=2Mn2+5Zn2+8H2O E=1.51-(-0.7628)=2.27（V） K=1.2410384 实际在酸性介质中纯Zn与KMnO4反应速率极慢，Fe3+可催化反应,5.求溶度积常数和弱电解质的解离常数 例：已知 （PbSO4/Pb)=-0

32、.356v （Pb2+/Pb)=-0.126V，求KSP（PbSO4） 解：电极反应 PbSO4+2-= Pb+SO42- Pb2+ + 2-= Pb （PbSO4/Pb)= （Pb2+/Pb) = （Pb2+/Pb)+(0.0591/2)lgPb2+ -0.356=-0.126+0.02955lgPb2+ Pb2+=1.610-8 KSP=Pb2+SO42- KSP=1.610-81=1.610-8,例：已知（HCN/H2）=-0.545V， 求：Ka（HCN） 解：电极反应 2HCN+2-=H2+2CN,11-4 电势图解及其应用,一、元素电势图 把同一元素的不同氧化态物质，按氧化数由高到

33、低的顺序排列，每两种氧化态物质之间以直线相连，直线上标明对应电对的,这种表示同一元素不同氧化态物质之间变化的关系图，称元素的标准电极电势图。简称元素电势图,元素电势图的应用 1.由已知电对的，求未知电对的,例1,解：20.49=1+10.545 = 20.49-0.545=+0.44（V,2.判断歧化反应能否进行,B若能歧化 即 BA+C 则 E= (+)- (-) = (右)- (左)0 (右) (左) 若 (右) (左) A+CB,右)(左)，所以酸性溶液中Cu+不稳定，2Cu+=Cu2+Cu 思考：Cu2SO4晶体溶于水有何现象,右) (左) ，Fe2+不能发生歧化反应 但有 Fe3+F

34、e=2Fe2+ ,歧化反应的逆反应,二、电势-pH图及其应用 在等温等浓度条件下，以电对的电极电势（）为纵坐标，溶液的pH值为横坐标，绘出 随pH变化的关系图，即是电势-pH图。 许多氧化还原反应都是在水溶液中进行的，水本身也具有氧化还原性，且与速度有关。 水的氧化还原性与两个电极反应有关,以pH对（H2O/H2）作图，得一直线A,1）水做氧化剂被还原为氢气,2）水做还原剂被氧化放出氧气,据此方程可得直线B,由于动力学等因素的影响，实际测得值比理论值偏差0.5V，因此A线、B线各向外推出0.5V，实际为a,b虚线,11-5 电解,一、原电池和电解池 原电池中的氧化还原反应是通过电子自发地从负极

35、流向正极来实现。原电池所得到的最大功恰好等于体系吉布斯自由能的减少。 rGm=-nFE Ni+CI2=Ni2+2CI- E=1.61V， rGm=-311kJ.mol-1 电池中电子将自发地从镍电极流向氯电极，反之，上述逆反应不可能自发进行,对一些不能自发进行的氧化还原反应，可利用外加电压迫使其发生反应，这样电能就能转化为化学能。这种利用外加电压迫使氧化还原反应进行的过程称为电解。实现电解过程的装置称为电解池,2021/3/21,83,阳极是电子流出的电极，发生的是氧化反应；阴极是电子流入的电极，发生的是还原反应,分解电压,电流密度,理论分解电压：理论上求得使电解开始所必需的最小的外加电压,分

36、解电压是实际上某电解质溶液能顺利发生电解反应的最小外加电压。它大于理论分解电压,2021/3/21,85,本章小结 11-1 基本概念 一、原子价（化合价）和氧化数 1.原子价 元素原子能够化合或置换一价原子（H）或一价基团（OH）的数目。 表示化合物中某原子成键的数目。 2.氧化数 化合物中某元素所带的形式电荷数。 二、氧化还原反应的特征 三、氧化还原电对 电对通式：氧化型/还原型 电对不需配平 氧化型或还原型物质必须是能稳定存在的,2021/3/21,86,11-2 氧化还原反应方程式的配平 一、氧化数法 配平原则：(1)氧化数的升降值相等 (2)反应前后各元素的原子总数相等。 二、离子-电子法 配平原则：(1)电荷守恒：得失电子数相等。 (2)质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。 11-3 电极电势 一、原电池和电极电势 1.原电池 电子流出的极为负极（-） 电子流入的极为正极（,2021/3/21,87,2.电极的类型与原电池的表示方法 (1)金属-金属离子电极 Zn(s)Zn2+ (2)气体-离子电极 PtH2(g)H+ (3)金属-金属难溶盐或氧化物-阴离子电极 AgCI+-=Ag+CI- 电极符号: AgAgCI(s)