无机化学-第十八讲氧化还原

第七章氧化还原反应7.1氧化还原反应的基本概念7.2电池的电动势和电极电势7.3电池反应的热力学7.4影响电极电势的因素7.5电极电势图解及应用7.6常见重要氧化还原反应公元前600年，古希腊人发现用琥珀摩擦毛皮会使琥珀具有“神奇的吸引力”，能吸起草屑和灰尘。富兰克林的风筝实验17521752年，BenjaminFranklin（1706-1790）证实闪电是电的一种形式。伏特和化学电池组（1800）伏特（隆巴第伯爵）AlessandroGuiseppeAntonioAnastasioVolta,1745-1827意大利物理学家1800年，伏特用银片和锌片组成电池组，金属片之间用盐水浸湿的布（或纸板）隔开。这是世界上第一个化学电池。法拉第：电化学的奠基人法拉第英国化学家,物理学家MichaelFaraday(1791-1867)法拉第的贡献：发明变压器、电动机和发电机电磁感应、磁力线法拉第定律（电功转换）少儿科普读物年代氧化反应还原反应18世纪末与氧结合从化合物中除去氧19世纪中化合价升高化合价降低20世纪失去电子氧化值升高得到电子氧化值降低认识不断深化历史发展化学反应：氧化还原反应和非氧化还原反应。7.1氧化还原反应的基本概念(1)氧化还原反应概念的发展过程假设把每个键中的电子对指定给电负性较大的原子一方。氧化数可看成是元素原子在化合物中的形式电荷数，或称表现荷电数。氧化值(氧化数或氧化态)Fe+Cu2+=Fe2++Cu2个“e”的转移H2+½O2H2O共价键+1–2(反映电子偏移情况)“形式电荷”称为“氧化数”氧化数与化合价以及电荷数有什么关系氧化数和化合价的差异

——中学课本用元素化合价的升降来表示电子转移，那里的化合价其实就是指氧化数。在其他场合化合价的含义更广。如MnO4−中Mn元素的氧化数为+7,但Mn和O之间有4个共价配键，所以从配位的角度看，Mn的化合价为4。氧化数和电荷数的差异

——表明离子电荷数时，正负号放在数字之后，如Mn2+。而此时Mn的氧化数为+2，习惯上用Mn(II)代表其氧化态为+2。电荷数反映离子的带电情况，而氧化数则仅反映电子偏移情况，仅是“形式电荷”。单质中，元素的氧化数等于零。如N2、H2、O2等的氧化值等于零；离子化合物中，元素的氧化值等于该离子的电荷数。NaCl、CaF2的氧化数分别为：+1、–1、+2、–1。共价化合物中，成键电子对偏向电负性大的元素，将共用电子对指定给电负性大的原子后形成的电荷数------形式电荷。经验规则氧元素的氧化数在正常氧化物(如：MgO、P2O5)中为–2；在过氧化物(如：H2O2、Na2O2)中为–1；在氧化氟中为正值，如OF2中，氧元素的氧化数为+2。氢的氧化数在一般化合物(如：H2O、H2SO4)中为+1，在活泼金属氢化物(如：CaH2)中为–1。分子或离子的总电荷数等于各元素氧化数的代数和。分子的总电荷数等于零。例(1)求K2Cr2O7中Cr的氧化数。(2)求Fe3O4中Fe的氧化数。(2)设Fe的氧化数为x，则3x+4×(–2)＝0x＝+8/3(平均氧化数)解：(1)设Cr的氧化数为x，则

1×2+2x

+7×(–2)＝0x＝+6确定氧化数

(1)Na2S2O3(硫代硫酸钠)+2(平均氧化数)Na2S4O6(连四硫酸钠)+2.5(2)K2Cr2O7(重铬酸钾)+6CrO5

+10(3)Fe3O4

+8/3(2个Fe为+3价，1个Fe为+2价)同种元素可有不同的氧化数；氧化数可为正、负和分数等；氧化数不一定符合元素的实际电子转移情况。类似于还原态＝氧化态＋ne−

酸＝碱＋nH+(电子的转移)(质子的转移)2MgO(s)

2Mg(s)+O2(g)(还原剂)

(氧化剂)氧化还原反应

2MgO2+4e−2Mg2+

+4e−

2O2−氧化半反应(失去电子)还原半反应(得到电子)(2)氧化剂、还原剂及氧化还原反应相关概念氧化态、还原态的共轭关系氧化还原电对氧化剂氧化值降低

生成具有较低氧化值的弱还原剂；氧化剂与其还原产物构成一个电对；还原剂

氧化值升高

生成具有较高氧化值的弱氧化剂；还原剂与其氧化产物构成一个电对。Fe+2H+==H2+Fe2+氧化剂H+与其还原产物H2组成电对：H+/H2；还原剂Fe与其氧化产物Fe2+组成电对：Fe2+/Fe。氧化剂中某元素的氧化数降低的趋势越强

氧化能力越强

共轭还原剂氧化数升高的趋势就越弱，还原能力越弱。还原剂中某元素的氧化数升高的趋势越强

还原能力越强

共轭氧化剂降低氧化数的趋势就越弱，氧化能力越弱。氧化型物质：高氧化值的物质，为氧化剂。还原型物质：低氧化值的物质，为还原剂。两性物质：元素处于中间价态的物质。如HClO、SO2等。在氧化还原反应中，—般是较强的氧化剂与另一个较强还原剂反应生成—个较弱的还原剂和一个较弱的氧化剂。2MnO4–+5SO32–+H+=2Mn2++5SO42–+3H2O(强氧化剂)(强还原剂)(弱还原剂)(弱氧化剂)例如：一般氧化还原反应自身氧化还原反应：氧化值的升高或降低发生在同一物质的不同元素上。歧化反应：氧化值的升高或降低发生在同一物质的同一元素上。氧化还原反应的类型2Mg(s)+O2(g)==2MgO(s)Mg：0+2氧化值升高，被氧化，为还原剂O：0–2氧化值降低，被还原，为氧化剂自身氧化还原反应：KClO3(s)==KCl(s)+³/2

O2(g)O：–2

0氧化值升高，KClO3为还原剂Cl：+5

–1氧化值降低，KClO3为氧化剂一般氧化还原反应：Cl：0+1氧化值升高(Cl2HClO)Cl：0

–1氧化值降低(Cl2HCl)歧化反应：Cl2+H2O==HClO+HCl氧化还原反应

——涉及有电子转移的反应。原电池

——利用自发氧化还原反应产生电流的装置。电解电池

——利用电流促使非自发氧化还原反应发生。生的装置。化学电池

——原电池和电解电池的统称。电化学

——研究化学电池中氧化还原反应过程以及化学能和电能相互变换规律的化学分支。配平原则：质量守恒(方程式两边各种元素的原子数必须相等)；氧化值升高和降低总值相等。配平方法：氧化值法；离子–电子法。（3）氧化还原反应方程式的配平氧化值法步骤：根据实验事实写出主要反应物和产物；标出元素的氧化值，求出氧化值的变化值；根据氧化值升高和降低总数相等的原则，配平氧化剂、还原剂前的计量数；根据反应条件，配平其它元素的原子数，可用H+，OH–，H2O配平；检查，确定方程式是否配平。例：写出HClO把Br2氧化成HBrO3而自身被还原成HCl的反应方程式。解：(1)根据事实写出主要反应物和产物HClO+Br2

HBrO3+HCl(2)标出元素的氧化值，求出氧化值的变化HClO+Br2HBrO3+HCl氧化值升高5氧化值降低2+10

+5–15HClO+Br2

2HBrO3+5HCl(4)配平其它元素的原子数5HClO+Br2

+

H2O==2HBrO3+5HCl(5)检查方程式是否已经配平。HClO+Br2

HBrO3+HCl5×22×5(3)根据氧化值升高和降低总数相等的原则，配平氧化剂、还原剂的计量数，例：写出黄铁矿燃烧生成二氧化硫配平的化学反应方程式。解：(1)写出主要反应物和产物FeS2+O2

Fe2O3+SO2根据物质的存在形式，先配一定系数：2FeS2+O2Fe2O3+4SO2(2)标出元素的氧化值，求出氧化值的变化铁的氧化值升高2×

1硫的氧化值升高4×52FeS2+O2

Fe2O3+4SO2氧的氧化值降低

2

+2+2–10+3–2+4–2(3)根据氧化值升高和降低总数相等的原则，求最小公倍数，配平氧化剂、还原剂的计量数。(4)调整系数后的方程式为4FeS2+11O2

2Fe2O3+8SO2(5)检查方程式是否配平2FeS2+O2—————Fe2O3+4SO2升高(2×1+4×5)×2降低4×11例：配平As2S3+HNO3

H3AsO4+H2SO4+NO的反应解：(1)标出有关原子的氧化数As2S3+HNO3

H3AsO4+H2SO4+NO+3–2

+5+5+6+2(2)计算氧化数的改变量，确定基本系数，使氧化值降低和升高总数相等As2(5–3)=+4×3=+84S3[6–(–2)]=+24N2–5=–3×28=–84反应式中在各物质的化学式前配上系数3As2S3+28HNO3

6H3AsO4+9H2SO4+28NO检查两边的氢原子数，左边少8个H、4个O，说明有H2O参加反应，左边补4个H2O，使方程式配平3As2S3+28HNO3+4H2O

==6H3AsO4+9H2SO4+28NO离子–电子法步骤：用离子方程式写出反应的主要物质；根据元素氧化值的变化，将反应分为两个半反应，一个是氧化反应，一个是还原反应；调整半反应中物质的系数，使其两端的原子数相等；用电子来配平两边的电荷数；根据氧化剂和还原剂得失电子数相等的原则，将两个半反应合并(消去式中的电子)，即得配平的反应式。(也称半反应法)当出现反应物和产物原子数不等的情况时，应根据反应的条件，用H2O、H+、OH–来调节。

酸性介质：可用H2O、H+来配平，但不能出现OH–；

碱性介质：可用H2O、OH–来配平，但不能出现H+；

中性介质：反应物一侧用H2O，生成物一侧可以是H+或OH–，但在同一反应中，不能同时出现H+和OH–。例：写出酸性介质中，高锰酸钾与草酸反应的方程式。解：(1)用离子方程式写出主要反应物、产物：MnO4–+H2C2O4

Mn2++CO2(2)将反应分成两个半反应：氧化反应：

H2C2O4

CO2还原反应：MnO4–Mn2+(3)配平半反应的原子数：H2C2O4

2CO2

+2H+MnO4–

+8H+Mn2+

+4H2O(4)用电子配平电荷数：H2C2O4

2CO2+2H+

+2eMnO4–+8H+

+5e

Mn2++4H2O(5)合并两个半反应，消去电子(分别乘以5和2)5H2C2O4+2MnO4–+6H+

==2Mn2++10CO2+8H2O例：用离子—电子法配平KMnO4与Na2SO3反应的方程式(近中性条件)。解：(1)用离子方程式写出主要反应物、产物：MnO4–+SO32–

MnO2+SO42–

(2)将反应分成两个半反应：氧化反应：

SO32–

SO42–

还原反应：MnO4–MnO2(3)配平半反应的原子数、电子数：SO32–+2OH–

SO42–+H2O+2eMnO4–+2H2O+3eMnO2+4OH–(4)合并两个半反应，消去电子，配平：2MnO4–+3SO32–+H2O==2MnO2+3SO42–+2OH–例：碱性溶液中，H2O2与Na[Cr(OH)4]反应生成Na2CrO4，写出配平的反应方程式。解：(1)用离子方程式写出主要反应物、产物：H2O2+[Cr(OH)4]–

CrO42–+OH–

(2)将反应分成两个半反应：氧化反应：

[Cr(OH)4]–

CrO42–

还原反应：H2O2

OH–

(3)配平半反应的原子数、电子数：[Cr(OH)4]–+4OH–

CrO42–+4H2O+3e

H2O2+2e2OH–

(4)合并两个半反应，消去电子，配平：2[Cr(OH)4]–+3H2O2+2OH–==2CrO42–+8H2O例：写出I2在碱性介质歧化为IO3–和I–的反应式。解：(1)用离子方程式写出主要反应物、产物：I2+OH–

IO3–+I–(2)将反应分成两个半反应：氧化反应：

I2

IO3–

还原反应：I2

I–(3)配平半反应的原子数、电子数：½I2+6OH–

IO3–

+3H2O+5e

½I2+eI–

(4)合并两个半反应，消去电子，配平：3I2

+6OH–

==IO3–

+3H2O+5I–

小结：氧化数法：不仅可以配平分子反应方程式，还可以配平离子反应式，但需要计算氧化数，较复杂，适用于任何条件下的氧化还原反应的配平。离子－电子法：只适用于水溶液的反应，优点：可避免计算氧化数的麻烦，对有机化合物参加的反应的配平是很方便的。不适用分子反应。碱性介质：用OH–、H2O配平方程两边的O、H原子数。酸性介质：用H+、H2O配平方程两边的O、H原子数。酸性介质：多n个O加2n个H+，另一边加n个H2O碱性介质：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一般是最简单的H+、OH–和H2O很难配平，参考方法：离子—电子法更能表现出反应的实质，也便于熟悉半电池的反应。在有些时候，离子—电子法用起来更为简单。氧化数法不能完全代替离子—电子法。但对于在熔融状态或气体反应，用氧化数法配平方程式为好。7.2电池的电动势和电极电势Zn2+

+2e−Cu2+

+2e−CuZn+Cu2+

＝Cu+Zn2+在溶液中发生的普通氧化还原反应不能产生定向移动的电流，但可以通过适当的设计，使电流能够定向移动，这种装置称为原电池或伽伐伲(LuigiGalvani,1737-1798)电池。右图为锌-铜电池(也叫Daniel电池，早期曾是普遍实用的化学电源)的基本构成。ZnZnZnSO4溶液CuCuSO4溶液(1)从氧化还原反应到化学电池氧化还原反应的本质反应过程中元素的氧化值发生变化(或发生电子转移)，电子转移是通过氧化剂和还原剂的热运动，发生有效碰撞实现的。Zn+Cu2+=Zn2++Cu通过Zn和Cu2+的热运动，发生有效碰撞，Zn将电子转移给Cu2+。证明氧化还原反应中电子转移的装置……原电池。原电池(Primarycell)：让化学反应中转移的电子定向流动，产生电流的装置。即借助氧化还原反应将化学能转变成电能的装置。Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu原电池原电池的组成、表示方法Cu–Zn原电池示意图原电池由两个半反应组成，每个半反应为一个电极。根据电子运动方向确定正、负极。锌极(负极)：氧化反应(给出电子)

Zn–2e=Zn2+铜极(正极)：还原反应(接受电子)

Cu2+

+2e=Cu总反应：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu安培计盐桥(KCl，琼脂中)K+Cl––+原电池的组成：电极导体：如铜片、锌片，还有不参加反应的导电物质，如Pt、石墨电极等。两极分开。电解质：参加反应或不参加反应(介质如H+，OH–等)，由两对氧化还原电对构成。盐桥：导线：盐桥(saltbrige)：把琼脂和饱和KCl或KNO3溶液混合加热，趁热将溶液装入U形管中，冷却后。琼脂发生凝聚，将KCl固定在其中。盐桥的作用：将发生氧化还原反应的两个容器连接起来，沟通两个半电池，保持电荷平衡(保持溶液电中性)。随着反应的进行，ZnSO4溶液因Zn2+进入而带正电荷，而Cu2+沉积到电极上，使CuSO4溶液带负电荷。通过盐桥使Cl–向ZnSO4溶液中运动，而K+向CuSO4溶液中运动，分别平衡其正、负电性，保持溶液的电中性，并接通电流。电极和电对电极：包括参加反应的所有物质。电对：电极中氧化型物质及其还原产物。如，电极反应：MnO4–+5e+8H+==Mn2++4H2O电对：MnO4–/Mn2+

电极：MnO4–、8H+、Mn2+、4H2O氧化还原电对：由某一种元素高低不同的氧化态组成，通常以“氧化型/还原型”方式来表示。如：Zn2+/Zn，Cu2+/Cu，O2/OH–，H+/H2。每个电对都对应一个电极反应，每个电极反应中也必有一个电对与之对应。原电池符号原电池装置可以用电池符号表示，如铜锌原电池：(–)Zn(s)|Zn2+(c1)║Cu2+(c2)|Cu(s)(+)其中“|”：相界，Zn/Zn2+(固/液)、H2/H+(气/液)、Pt/H2(固/气)“||”：盐桥盐桥两边表示两个电极(半电池)；c1，c2：电解质溶液的浓度(mol·L–1)(IUPAC国际纯粹和应用化学联合会)负极(氧化反应)在左边，正极(还原反应)在右边；半电池中两相界面用“|”分开，盐桥用“‖”表示。用化学式表示电池物质的组成，并注明物质的状态。气体注明其分压、溶液要注明浓度，同相不同物种用“,”分开。纯液体(Hg)、固体(Cu(OH)2)和气体(O2)写在惰性电极一边，用“|”或“,”分开。有两种离子参与电极反应或电极物质含有气体，将惰性电极和电极反应物用“|”分开。书写原电池符号的规则：例：写出下列电池反应对应的电池符号。5Fe2++MnO4–+8H+==5Fe3++Mn2++4H2OSn2++HgCl2==Sn4++2Hg+2Cl–解：(1)根据总反应式判断正、负极。原电池符号：(–)Pt|Fe2+(c1)，Fe3+(c2)‖MnO4–

(c3)，Mn2+(c4)，H+(c5)|Pt(+)正极反应(得电子)：MnO4–

+5e

==Mn2+负极反应(失电子)：5Fe2+–5e

==5Fe3+(2)根据总反应式判断正负极。原电池符号：(–)Pt|Sn2+(c1)，Sn4+(c2)‖Cl–

(c3)，HgCl2，Hg(+)或：(–)Pt|Sn2+(c1)，Sn4+(c2)‖Cl–

(c3)

|

HgCl2，Hg(+)正极反应(还原反应)：HgCl2+2e

==Hg+2Cl–

负极反应(氧化反应)：Sn2+–2e

==Sn4+例：写出电池符号为(–)PtSn2+，Sn4+Ti3+，Ti+Pt(+)所对应的化学反应。解：负极上发生氧化反应(失电子)：Sn2+

–2e=Sn4+正极上发生还原反应(得电子)：Ti3++2e=Ti+电池所对应的化学反应：Ti3++Sn2+=Ti++Sn4+（2）电池电动势和电极电势电流的产生说明电极之间存在电势差。原电池的电动势(ε)：原电池正、负两极之间的电势差。ε=φ+–φ–φ

为电极电势。电极电势的产生－双电层理论溶解趋势沉积趋势溶解趋势沉积趋势金属电极电势：在金属和溶液之间由于形成双电层而产生的电势差。金属离子脱离金属表面，金属水合离子进入溶液，溶液带正电，电子留在金属表面。溶解M(s)Mn++ne沉积溶液中金属水合离子受金属表面自由电子吸引，沉积在金属表面，溶液带负电。电极本性、温度、介质、离子浓度等。当外界条件一定时，电极电势取决于电极本性。影响电极电势的因素：金属电极电势的高低，能反映金属在水溶液中的活泼性：

金属越活泼，溶解成离子的趋势越大，离子沉积趋势越小，平衡时电极电势越低；

金属越不活泼，溶解成离子的趋势越小，离子沉积趋势越大，平衡时电极电势越高。不同电极具有不同的φ，两个不同的电极组成原电池，就会产生ε。标准电极电势标准电极：参加反应的物质均处于标准状态时的电极。标准电极电势(φӨ)：单位：V标准电池：原电池的两个电极都处于标准状态。标准电动势(εө)：标准电池对应的电动势，单位：V。εө=φ+Ө–φ–Ө电极反应：2H+(aq)+2e==H2(g)规定：φӨH+/H2=0.0000V表示为：H＋|H2(g),Pt标准氢电极：φ的绝对值无法测定，使用电极电势的相对值，以标准氢电极作为参比电极。通常的电极电势为相对电极电势。以标准氢电极作参比。标准电极电势的测定将待测电极与标准氢电极组成原电池；用电位差计测定原电池的电动势；用检流计来确定原电池的正、负极。标准锌电极与标准氢电极组成原电池，测得εӨ=0.763V锌为负极，标准氢电极为正极。εӨ=φӨH+/H2

–φӨZn2+/ZnφӨZn2+/Zn=εӨ–φӨH+/H2

=–0.763V标准电动势：εӨ=φӨCu2+/Cu

–

φӨH+/H2=0.337V+－()Pt，H2(pӨ)H+(cӨ)Cu2+(cӨ)Cu(+)铜电极的标准电极电势：标准铜电极与标准氢电极组成原电池，测其电动势。铜为正极，标准氢电极为负极。通过实验可测得电对的标准电极电势，从上到下数值越来越大，氧化型的氧化能力由上至下增强。电对电极反应电极电势(V)K+/KK++e==K(s)–2.93Zn2+/ZnZn2++2e==Zn(s)–0.763H+/H22H++2e==H2(g)0.0000Cu2+/CuCu2++2e==Cu(s)+0.337F2/F–F2(g)+2e==2F–

+2.87标准电极电势表标准电极电势表(部分)使用φӨ时，要注明相应的确定的电对。注意：φӨFe2+/Fe=–0.44VφӨFe3+/Fe2+＝0.77V

电极电势的数值反映了物质的得失电子能力，其大小与电极反应的化学计量数无关。如Zn

==Zn2++2e

2Zn

==2Zn2++4eφӨZn2+/Zn=–0.763V实验测得的εӨ总是正值，而电极φӨ是相对于参比电极而言的，可以为正值，也可以为负值。φӨ没有简单加和性。对于：反应1+反应2＝反应3，不存在：φ1Ө+φ2Ө=φ3Ө。Fe2++2eFeφ1Ө=–0.44VFe3++eFe2+

φ2Ө=+0.77VFe3++3eFeφ3Ө=–0.037V

φ1Ө+φ2Ө氧化还原反应常与介质酸度有关，标准电极电势分为酸表和碱表。反应中有H+出现，查酸表，有OH–出现，查碱表。否则根据物质的实际存在状态查表，如Hg2+、Hg2+只能在酸性条件下存在，查酸表。比较物质在水溶液中氧化还原能力的相对强弱；判断氧化还原反应自发进行的方向；选择适当的氧化剂、还原剂。标准电极电势的应用比较物质在水溶液中氧化还原能力的相对强弱φӨ值大，电对中氧化型物质为强氧化剂，对应的还原性物质为弱还原剂；φӨ值小，电对中还原型物质为强还原剂，对应的氧化性物质为弱氧化剂。在标准状态下，氧化型物质的氧化能力由大到小的顺序为：MnO4–>Cl2>Cr2O72–>O2>Br2>Fe3+>I2>Cu2+例：比较标准状态下，下列电对物质氧化还原能力的相对大小：φӨCl2/Cl–

=1.36V；φӨBr2/Br–

=1.07V；φӨI2/I–

=0.53V氧化型物质的氧化能力相对大小：Cl2>Br2>I2。还原型物质的还原能力相对大小：I–>Br–>Cl–。例：已知碱性介质中，φӨCl2/Cl–=1.36V，φӨClO–/Cl2=0.40V，试分析Cl2，Cl–，ClO–三种物质中哪种物质是最强的氧化剂，哪种物质是最强的还原剂？解：由于φӨCl2/Cl–>φӨClO–/Cl2，氧化性能力：Cl2>ClO–

，Cl2是最强的氧化剂；还原能力：Cl2>Cl–，Cl2

也是最强的还原剂。还原型物质的还原能力由大到小的顺序为：Cu>I–>Fe2+>Br–

>H2O>Cr3+>Cl–>Mn2+2）判断氧化还原反应自发进行的方向氧化还原反应自发进行的方向：强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂+弱还原剂氧化型A+还原型B=还原型A+氧化型B正极：氧化型A/还原型A，φӨ正负极：氧化型B/还原型B，φӨ负判断电池正负极：φӨ大的电对作正极，φӨ小的作负极。当φӨ正>φӨ负时，εӨ>0，氧化型A为强氧化剂，还原型B是强还原剂，电池反应自发向右进行；当φӨ正<φӨ负时，εӨ<0，氧化型A为弱氧化剂，还原型B是弱还原剂，电池反应逆向自发进行；当φӨ正=φӨ负时，εӨ=0，反应达到平衡状态。例：由φӨ

值判断反应Fe3++Cu==Fe2++Cu2+自发进行的方向。解：正极：

Fe3++eFe2+，φӨFe3+/Fe2+=0.77V负极：

Cu2++2eCu

，φӨCu2+/Cu=0.34VφӨFe3+/Fe2+>φӨCu2+/CuφӨ正>φӨ负电池反应正向自发。3）选择适当的氧化剂、还原剂例：有一含Br–、I–的混合溶液，需选用一种氧化剂能够氧化I–到I2，但不能氧化Br–，应该选FeCl3还是K2Cr2O7？解：查电极电势表：φӨFe3+/Fe2+=0.77V；φӨCr2O72–/Cr3+=1.33V；φӨBr2/Br–=1.06V；φӨI2/I–=0.54VφӨCr2O72–/Cr3+>φӨBr2/Br–；φӨCr2O72–/Cr3+>φӨI2/I–，Cr2O7–既能氧化Br–又能氧化I–，不能选。而φӨFe3+/Fe2+>φӨI2/I–，但φӨFe3+/Fe2+<φӨBr2/Br–