常見(jiàn)金屬元素及其化合物-電極電勢(shì)的產(chǎn)生及應(yīng)用

課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：元素電極電勢(shì)圖及其應(yīng)用

許多元素具有多種不同的氧化態(tài)，為了便于比較各種氧化態(tài)的氧化還原性質(zhì)，可以把它們的

從高氧化態(tài)到低氧化態(tài)以圖解方式表示出來(lái)：

A

/VCu2+0.159Cu+0.52Cu

|0.337|

A

表示酸性條件下的元素電勢(shì)圖，

B

表示堿性條件下元素電勢(shì)圖。

(1)比較元素各氧化態(tài)的氧化還原能力

A

/V

B

/V

在酸性介質(zhì)中，MnO4-，MnO42-

，MnO2，Mn3+，都是較強(qiáng)的氧化劑。

MnO42-的

值最大，是最強(qiáng)的氧化劑，Mn的

值最小，是最強(qiáng)的還原劑。(2)判斷元素某氧化態(tài)能否發(fā)生歧化反應(yīng)

右

＜

左

則會(huì)發(fā)生反岐化反應(yīng)

A+C→BA

B

C

左

右

右

＞

左

氧化態(tài)B會(huì)發(fā)生岐化反應(yīng)

B→A+C故Cu+能發(fā)生歧化反應(yīng)。Cu+能否發(fā)生歧化反應(yīng)？（2）求算某電對(duì)未知的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)

通過(guò)已知相鄰的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)，可以計(jì)算另一個(gè)電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)從理論上可以導(dǎo)出下列公式式中n1、n2、n3、n分別為相應(yīng)電對(duì)的電子的電子轉(zhuǎn)移數(shù)，其中n＝n1+n2+n3。例：根據(jù)堿性介質(zhì)中溴的電勢(shì)圖，求φθ(BrO3-/Br-)和φθ(BrO3-/BrO-)。例：已知

A

/VClO4-1.23ClO3-1.21HClO21.64HClO1.63Cl21.36

Cl-。求：

(1)電對(duì)ClO3-/HClO和

ClO3-/Cl2的

。(2)那些氧化態(tài)能發(fā)生岐化？解：(1)ClO4-1.23ClO3-1.21HClO21.64HClO1.63Cl21.36

Cl-

|1.43|1.475

(2)能發(fā)生岐化反應(yīng)的有ClO3-，HClO2

，HClO課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：電極電勢(shì)CuZnSO4CuSO4Zn

原電池的兩極間存在電勢(shì)差，每一個(gè)電極具有各自不同的電勢(shì)。(1)電極電勢(shì)的產(chǎn)生金屬電極板浸入其鹽溶液中，存在相反的過(guò)程，速率相等時(shí)，建立動(dòng)態(tài)平衡：

金屬極板表面上帶有過(guò)剩負(fù)電荷；溶液中等量正電荷的金屬離子受負(fù)電荷吸引，較多地集中在金屬極板附近，形成所謂雙電層結(jié)構(gòu)，其間電位差稱為電極電位。M不活潑：沉積>溶解M活潑：溶解>沉積稀++++++++--------+++濃++++----++++----++++----產(chǎn)生：

金屬M(fèi)與其鹽M+溶液接觸面之間的電勢(shì)差。

沉淀

溶解電極電勢(shì)

(M+/M)：某一電極所具有的電勢(shì)稱電極電勢(shì)。(2)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)

：標(biāo)準(zhǔn)條件下的電極電勢(shì)。

電極電勢(shì)的絕對(duì)值還無(wú)法測(cè)定，故選一電極作為相對(duì)比較標(biāo)準(zhǔn)，而得到電極電勢(shì)的相對(duì)值。目前采用的參比標(biāo)準(zhǔn)為標(biāo)準(zhǔn)氫電極。①標(biāo)準(zhǔn)氫電極構(gòu)成：在鉑片上鍍一層疏松的鉑黑，浸入H+濃度為1mol·L-1的H2SO4中，在指定溫度下，不斷通入壓力為100kPa的純氫氣。

Pt

H2(100kPa)

H+(1mol·L-1)被鉑黑吸附的氫氣與溶液中的H+建立如下平衡：

2H++2e-H2(g)人為規(guī)定：標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢(shì)為零。記為：

(H+/H2)=0②標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的測(cè)定將待測(cè)電極和已知電極組成原電池原電池的電動(dòng)勢(shì)：E=

待測(cè)-

已知

測(cè)

(Zn2+/Zn)

用標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的Zn電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池：

(-)Zn

Zn2+(1.0mol·L-1)‖H+(1.0mol·L-1)

H2(100kPa)

Pt(+)

測(cè)原電池的電動(dòng)勢(shì)，可確定Zn電極的電勢(shì)。

用類似的方法可測(cè)出其它電對(duì)的電極電勢(shì)，詳細(xì)的見(jiàn)書后附錄。

實(shí)驗(yàn)測(cè)得電池的電動(dòng)勢(shì)為0.763V，即0.763V=0V－

θ(Zn2+/Zn)

θ(Zn2+/Zn)＝－0.763V半反應(yīng)半反應(yīng)

θ(Ox/Red)

θ(Ox/Red)298K時(shí)酸性水溶液中一些常用的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)幾點(diǎn)說(shuō)明：(1)該表是按

代數(shù)值由小到大的順序排列的。把電極電勢(shì)分成酸表和堿表。(2)由表中數(shù)據(jù)可見(jiàn)：電極電勢(shì)代數(shù)值越小，對(duì)應(yīng)電對(duì)中還原態(tài)物質(zhì)的還原能力越強(qiáng)；電極電勢(shì)代數(shù)值越大，對(duì)應(yīng)電對(duì)中氧化態(tài)物質(zhì)的氧化能力越強(qiáng)。(3)電極電勢(shì)不具有加和性。

Zn2++2e-→

Zn

(Zn2+/Zn)=-0.763V2Zn2++4e-→2Zn

(Zn2+/Zn)=-0.763V（3）電極電勢(shì)的計(jì)算-----能斯特方程式

標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)是在標(biāo)準(zhǔn)條件及溫度通常為298K時(shí)測(cè)得的。如不在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，電極電勢(shì)的大小可通過(guò)能斯特方程式計(jì)算。

上式稱為能斯特方程式。對(duì)任一電極反應(yīng)：氧化態(tài)+ne-還原態(tài)

非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，電極電勢(shì)？

n

為電極反應(yīng)式中轉(zhuǎn)移的電子數(shù);F-法拉第常數(shù)，96500C/mol

a(還原態(tài))、a(氧化態(tài))

，分別代表還原態(tài)和氧化態(tài)物質(zhì)的活度；

當(dāng)溫度為298K時(shí)，將各常數(shù)值代入后得：

稀溶液：a=c/c

；氣體：a=p/p

；固體或純液體物質(zhì)：a=1，能斯特公式中不必列入?；疃鹊姆酱蔚扔谠撐镔|(zhì)在電極反應(yīng)中的化學(xué)計(jì)量數(shù)。例:列出下列電極反應(yīng)在298K時(shí)的電極電勢(shì)計(jì)算式。

(1)I2(s)+2e-2I-

θ=0.535V(2)Cr2O72-+14H++6e-2Cr3++7H2O

θ=1.33V(3)PbCl2(s)+2e-Pb(s)+2Cl-

θ=－0.268V(4)O2(g)+4H++4e-2H2O

θ=1.229V(5)Ag(s)+Cl-

－e-AgCl

θ=0.2221V

有H+或OH-離子參加的反應(yīng)，其濃度應(yīng)列在能斯特方程式中。

在稀溶液中有水參加的反應(yīng)，其濃度不列出。注意例:已知電極反應(yīng)

NO3-+4H++3e-NO+2H2O

θ(NO3-/NO)=0.96V。求c(NO3-)=1.0mol·L-1，p(NO)=100kPa，c(H+)=1.0×10-7mol·L-1時(shí)的電極電勢(shì)。解：

對(duì)于含氧酸根離子，電極電勢(shì)值與溶液中H+濃度有很大的關(guān)系。當(dāng)溶液中H+濃度減小時(shí)，φ減小。4．電極電勢(shì)的變化（1）溶液中各物質(zhì)濃度對(duì)電極電勢(shì)的影響若還原態(tài)物質(zhì)的濃度增大，則電極電勢(shì)減??；若氧化態(tài)物質(zhì)的濃度增大，則電極電勢(shì)增大。

一般認(rèn)為，每一電極都有一個(gè)極限最低濃度，低于這個(gè)濃度，能斯特方程將不能使用。例如金屬電極中金屬離子的濃度一般不能低于1×10-6mol·L-1。

例

計(jì)算c(OH-)=0.1mol/L時(shí)，電對(duì)O2/OH-的電極電勢(shì)。已知p(o2)=100kPa。解：

電極反應(yīng)查表得由能斯特方程求得O2(g)＋2H2O(l)＋4e4OH-(aq)

(O2/OH-)=0.401V

(O2/OH-)＝(O2/OH-)–

=0.401–=0.460V若介質(zhì)中的H+和OH-參加了電極反應(yīng)，溶液pH的變化可影響電極電勢(shì)。例

電極反應(yīng)：Cr2O72-+14H++6e-2Cr3++7H2O

=1.232V，若Cr2O72-和Cr3+濃度均為1mol·L-1，求298.15K，pH=6時(shí)的電極電勢(shì)。（2）酸度對(duì)電極電勢(shì)的影響解Cr2O72-+14H++6e-2Cr3++7H2O,c(Cr2O72-)=c(Cr3+)=1mol·L-1，pH=6，c(H+)=1×10-6mol·L-1，n=6所以

在氧化還原電對(duì)中沉淀生成將顯著地改變氧化型或還原型物質(zhì)濃度，使電極電勢(shì)發(fā)生變化。例已知Ag++e-Ag，

=0.7996V若在電極溶液中加入NaCl生成AgCl沉淀，并保持Cl-濃度為1mol·L-1，求298.15K時(shí)的電極電勢(shì)（已知AgCl的Ksp=1.77×10-10）。（3）沉淀的生成對(duì)電極電勢(shì)的影響解

Ag++e-Agn=1Ag++Cl-

AgCl[Ag+]=Ksp/[Cl-]=1.77×10-10=0.7996V-0.577V=0.223V（4）配合物對(duì)電極電勢(shì)的影響

通過(guò)濃度而改變。

已知電對(duì)當(dāng)在該體系中加入氨水時(shí)溶液中Cu2+離子濃度降低，因而電極電勢(shì)值也隨之下降。Cu2++2eCu，＝+0.3419V。Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+

＝-0.065V課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：氧化還原反應(yīng)的基本概念起先2Mg(s)+O2(g)=2MgO(s)

與氧結(jié)合后來(lái)Mg→Mg2++2e

電子轉(zhuǎn)移現(xiàn)在2P(s)+2Cl2(g)=2PCl3(l)

電子偏移1、氧化還原概念的發(fā)展覆蓋范圍擴(kuò)大H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)

在反應(yīng)過(guò)程中并沒(méi)有電子得失，但共用電子對(duì)偏向氯這一邊。氧化還原反應(yīng)一定要有電子得失？

有共用電子對(duì)偏移的反應(yīng)也屬于氧化還原反應(yīng)。

2.氧化數(shù)（值）IUPAC規(guī)定：氧化值是某元素一個(gè)原子的表觀電荷數(shù)，這種表觀電荷數(shù)是假設(shè)把每個(gè)鍵中的電子指定給電負(fù)性較大的原子而求得。氧化(oxidation)：氧化數(shù)增加的過(guò)程還原(reduction)：氧化數(shù)降低的過(guò)程氧化劑(oxidizingagent)：得到電子的物質(zhì)還原劑(reducingagent)：提供電子的物質(zhì)

氧化還原反應(yīng)：指電子由還原劑向氧化劑轉(zhuǎn)移的反應(yīng)。

物質(zhì)獲得電子的反應(yīng)。

Cu2++2e-→Cu還原反應(yīng)物質(zhì)失去電子的反應(yīng)。

Zn→Zn2++2e-

氧化反應(yīng)Zn+Cu2+=Zn2++Cu

半反應(yīng)確定元素氧化數(shù)的規(guī)則：(1)

在單質(zhì)中元素的氧化值為零，如H2、Cl2等；(2)

中性分子中，所有原子的氧化數(shù)代數(shù)和為零；(3)

單原子離子的氧化數(shù)等于它所帶的電荷數(shù)；(4)復(fù)雜離子中，所有原子的氧化數(shù)代數(shù)和等于離子電荷；(5)除過(guò)氧化物(如H2O2)、超氧化物(如KO2)和含有F－O鍵的化合物(如OF2)外，化合物中O原子的氧化數(shù)均為-2，例如H2O中的O原子。(6)在大多數(shù)化合物中氫的氧化值為+1，但在活潑金屬的氫化物中，如NaH，H的氧化值為-1。

例：求MnO4-中Mn的氧化值

求KMnO4中Mn的氧化值求H2S4O6

（連四硫酸）中S的氧化值。Solution

設(shè)題給化合物中S原子的氧化數(shù)依次為x1,x2,x3,x4和x5,

根據(jù)上述有關(guān)規(guī)則可得:

(a)2(+1)+1(x1)+4(-2)=0x1=+6(b)2(+1)+2(x2)+3(-2)=0x2=+2(c)2(+1)+2(x3)+8(-2)=0x3=+7(d)1(x4)+3(-2)=-2x4=+4(e)4(x5)+6(-2)=-2x5=+2.5Question

確定下列化合物中S原子的氧化數(shù)：(a)H2SO4；(b)Na2S2O3；(c)K2S2O8；(d)；(e)。在許多化合物中，氧化數(shù)和化合價(jià)數(shù)值相同。但在一些化合物中兩者并不相同。如：Fe3O4、H2S4O6等?；蟽r(jià)都是整數(shù)，但氧化值可以是分?jǐn)?shù)?；蟽r(jià)和氧化值區(qū)別？

化合價(jià)是元素相結(jié)合時(shí)的原子個(gè)數(shù)比，只能是整數(shù)，不能是分?jǐn)?shù)；

氧化值是一種按一定規(guī)則指定的形式電荷的數(shù)值，沒(méi)有確切的物理意義，是人為的，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。

氧化劑和還原劑是同一物質(zhì)的氧化還原反應(yīng)，稱為自身氧化還原反應(yīng)。如：

某物質(zhì)中同一元素同一氧化態(tài)的原子部分被氧化、部分被還原的反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。歧化反應(yīng)是自身氧化還原反應(yīng)的一種特殊類型。如：2KClO32KCl+3O2Cl2+H2OHClO+HCl3、氧化還原反應(yīng)的類型氧化還原反應(yīng)可以根據(jù)電子的轉(zhuǎn)移，由兩個(gè)氧化還原半反應(yīng)構(gòu)成：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+一個(gè)半反應(yīng)是氧化反應(yīng)：Zn-2e-

→Zn2+

；一個(gè)半反應(yīng)為還原反應(yīng)：Cu2++2e-

→

Cu。氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)同時(shí)存在，在反應(yīng)過(guò)程中得失電子的數(shù)目相等。4.氧化還原半反應(yīng)和氧化還原電對(duì)②氧化還原半反應(yīng)用通式寫做氧化型+ne-

還原型或Ox+ne-

Red

式中n為半反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目。

Ox

表示氧化值相對(duì)較高的氧化型物質(zhì)；

Red表示氧化值相對(duì)較低的還原型物質(zhì)。

溶液中的介質(zhì)參與半反應(yīng)時(shí)，雖然它們?cè)诜磻?yīng)中未得失電子，也應(yīng)寫入半反應(yīng)中。如半反應(yīng)

MnO4-+8H++5e-Mn2++4H2O氧化型包括MnO4-和H+，還原型為Mn2+(溶劑H2O不包括)。

氧化還原電對(duì)：

同一元素的不同氧化值物質(zhì)所構(gòu)成的整體，稱氧化還原電對(duì)。

氧化態(tài)物質(zhì):氧化值高的物質(zhì)，如Cu2+等，表示它可以得到電子而起氧化劑的作用；

還原態(tài)物質(zhì):

氧化值低的物質(zhì)，如Cu，表示它可以失去電子而起還原劑的作用。

氧化還原電對(duì)通常表示為：氧化態(tài)物質(zhì)/還原態(tài)物質(zhì)如：Cu2+/Cu；Zn2+/Zn；MnO4-/Mn2+課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：氧化還原方程式的配平配平原則：整個(gè)反應(yīng)被氧化的元素氧化數(shù)的升高總數(shù)與被還原的元素氧化數(shù)的降低總數(shù)相等。

配平步驟：

第一步：寫出未配平的化學(xué)方程式。●氧化數(shù)配平法

HClO3+P4HCl+H3PO4第二步：確定有關(guān)元素氧化數(shù)的變化值。第三步：計(jì)算相關(guān)原子氧化數(shù)上升和下降的數(shù)值。求出氧化數(shù)升高和降低的最小公倍數(shù)，以確定氧化劑和還原劑的化學(xué)計(jì)量數(shù)。

+50-1+5

HClO3+P4HCl+H3PO4第二步：確定有關(guān)元素氧化數(shù)的變化值。第三步：計(jì)算相關(guān)原子氧化數(shù)上升和下降的數(shù)值。求出氧化數(shù)升高和降低的最小公倍數(shù)，以確定氧化劑和還原劑的化學(xué)計(jì)量數(shù)。

+50-1+5

HClO3+P4HCl+H3PO4第四步：用觀察法平衡還原原子和氧化原子之外的其他原子,在多數(shù)情況下是H原子和O原子。

10HClO3+3P4+18H2O10HCl+12H3PO4配平銅與稀硝酸反應(yīng)的方程式:Cu+HNO3→Cu(NO3)2+NOSolution

3Cu+2HNO33Cu(NO3)2+2NO平衡N原子：

3Cu+2HNO3+6HNO33Cu(NO3)2+2NO

反應(yīng)式左邊多出8個(gè)H原子，右邊應(yīng)添加4個(gè)H2O分子,并將HNO3的系數(shù)合并，而且檢查O原子也平衡的：

3Cu+8HNO33Cu(NO3)2+2NO+4H2OQuestion

在酸性介質(zhì)中鉍酸鈉可將MnSO4氧化為NaMnO4，寫出配平了的離子方程式。檢查電荷數(shù)：只有在左邊添加14個(gè)正電荷才能保持電荷平衡。電荷的補(bǔ)充通過(guò)添加H+離子完成，右端缺少的H原子再由添加的H2O分子補(bǔ)充：

最后檢查O原子的數(shù)目，以確保反應(yīng)式已配平。

SolutionQuestion+Mn2++Bi3+5+2Mn2++14H3O+2+5Bi3++21H2O●離子-電子法第一步：寫出未配平的離子方程式。配平原理：氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等，反應(yīng)前后各原子數(shù)目相等。第二步：把離子方程式改寫成兩個(gè)氧化還原半反應(yīng)式，并分別配平原子數(shù)及電荷數(shù)。第三步：兩個(gè)半反應(yīng)式各乘以適當(dāng)系數(shù)，使其得失電子數(shù)相等，將兩式相加，消去電子及重復(fù)項(xiàng)，即得配平的離子方程式。例：KMnO4+HCl→MnCl2+Cl2+KCl+H2O寫出離子方程式MnO4-+Cl-+H+→Mn2++Cl2+H2O根據(jù)氧化還原電對(duì)，拆成兩個(gè)半反應(yīng)還原反應(yīng)：MnO4-+H+

→Mn2++4H2O氧化反應(yīng)：Cl-

→Cl2物料平衡，使半反應(yīng)式兩邊各原子的數(shù)目相等。如果O原子數(shù)目不等，可選擇適當(dāng)?shù)慕橘|(zhì)如H+和H2O，或OH-和H2O來(lái)配平。MnO4-+8H+

→Mn2++4H2O2Cl-

→Cl2電荷平衡MnO4-+8H++5e-Mn2++4H2O①2Cl--2e-Cl2

②配平氧化還原方程式（得失電子數(shù)相等）①×2：2MnO4-+16H++10e-2Mn2++8H2O②×5：10Cl--10e-5Cl2

2MnO4-+16H++10Cl-2Mn2++5Cl2+

8H2OMnO4-+Cl-+H+→Mn2++Cl2+H2O離子電子法配平時(shí)很重要的一點(diǎn)是氧原子數(shù)的配平，不同介質(zhì)條件下，配平氧原子數(shù)的規(guī)則是：介質(zhì)條件

多氧的一邊

少氧的一邊酸性H+H2O堿性H2OOH-中性H+

或H2OH2OOH-

在酸性條件下反應(yīng)式中不應(yīng)出現(xiàn)OH-；在堿性條件下反應(yīng)式中不應(yīng)出現(xiàn)H+。

用離子-電子法配平下列氧化還原反應(yīng)：解：先寫成離子反應(yīng)式：將離子反應(yīng)式分成兩個(gè)半反應(yīng)：分別配平兩個(gè)半反應(yīng)：

根據(jù)得、失電子數(shù)相等的原則，將兩個(gè)半反應(yīng)合并，寫出配平的離子方程式：最后寫出配平的氧化還原反應(yīng)方程式：用半反應(yīng)法配平下列反應(yīng)方程式SolutionQuestion++6H+=2Mn2+++3H2O+=+Mn2+(2)+8H++5e-=Mn2++4H2O①+H2O=+2H++2e-

②(3)①×2+②×5得

+16H++10e-=2Mn2++8H2O+)+5H2O=+10H++10e-SolutionCl2(g)+NaOHNaCl+NaClO3用半反應(yīng)法配平QuestionCl2(g)+2e-=2Cl-①Cl2(g)+12OH-=+6H2O+10e-②①×5+②得

6Cl2(g)+12OH-=10Cl-+

+6H2O化簡(jiǎn)得：

3Cl2(g)+6OH-=5Cl-++3H2O3Cl2(g)+6NaOH

=5NaCl

+NaClO3+3H2OSolution用半反應(yīng)法配平方程式Cr(OH)3(s)+Br2(l)+KOHK2CrO4+KBrQuestionCr(OH)3(s)+Br2(l)+Br–Br2(l)+2e–=2Br–①Cr(OH)3(s)+8OH–=+3OH–+4H2O+3e–即:

Cr(OH)3(s)+5OH–=+4H2O+3e–②①×3+②×2得2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10OH–=+6Br–+8H2O2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10KOH=2K2CrO4+6KBr+8H2O●歧化反應(yīng)的配平配平步驟：高價(jià)減中間價(jià)態(tài)所得的差值為低價(jià)態(tài)化學(xué)式前的系數(shù)；中間價(jià)態(tài)減低價(jià)態(tài)所得的差值為高價(jià)態(tài)化學(xué)式前的系數(shù)；兩系數(shù)之和為中間價(jià)態(tài)的原子個(gè)數(shù)。最后用觀察法配平氧化數(shù)未發(fā)生變化的其他原子。3Cl20＋6NaOH→5NaCl-1＋NaCl+5O3＋3H2O課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：原電池1.原電池利用氧化還原反應(yīng)將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。原電池組成兩個(gè)電極，正極和負(fù)極。電解質(zhì)溶液。鹽橋。外電路鹽橋：通常內(nèi)盛飽和KCl溶液或NH4NO3溶液(以瓊膠作成凍膠)。

作用：

●

讓溶液始終保持電中性,使電極反應(yīng)得以繼續(xù)進(jìn)行

●

消除原電池中的液接電勢(shì)（或擴(kuò)散電勢(shì)）半電池Zn2+/Zn半電池Cu2+/Cu電極板電極板鹽橋(1)

半電池：原電池可看作由兩個(gè)半電池組成。如上例中：Zn—ZnSO4

組成Zn半電池

Cu—CuSO4

組成Cu半電池在每一個(gè)半電池中均包含同一元素不同氧化值物質(zhì)組成的電對(duì)。幾個(gè)基本概念(2)

電極：組成原電池的導(dǎo)體。如Cu—Zn原電池中的Cu片和Zn片，它們不僅起導(dǎo)電作用還參加氧化還原反應(yīng)。另有一類電極僅起導(dǎo)電作用而不參加氧化還原反應(yīng)，如Pt石墨等，這類電極稱為惰性電極。(3)

原電池的正負(fù)極負(fù)極：電子流出的一極；正極：電子流入的一極。(4)

電極反應(yīng)（也稱半電池反應(yīng)）：在半電池中進(jìn)行的氧化或還原反應(yīng)。如Cu—Zn原電池中：負(fù)極(Zn電極)：Zn→Zn2++2e-

氧化反應(yīng)正極(Cu電極)：Cu2++2e-→

Cu還原反應(yīng)(5)

電池反應(yīng)：原電池中所進(jìn)行的氧化還原總反應(yīng)。

Zn+Cu2+=Zn2++Cu(6)

電池符號(hào)：原電池習(xí)慣上用如下符號(hào)表示

(-)Zn

ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)

Cu(+)

①將負(fù)極寫在左邊，正極寫在右邊。固體電極在兩邊，電解質(zhì)溶液在中間。

②“

”表示相界面；“‖”表示鹽橋；

③電解質(zhì)溶液標(biāo)濃度；氣體標(biāo)壓力。④氣體或金屬不等價(jià)離子做電極時(shí)，必須輔以惰性電極如（Pt，石墨）。從理論上說(shuō)，根據(jù)任何一個(gè)氧化還原反應(yīng)都可設(shè)計(jì)成一個(gè)原電池，使該氧化還原反應(yīng)在原電池中進(jìn)行。如：Sn2++2Fe3+=Sn4++2Fe2+

負(fù)極：氧化反應(yīng)Sn2+→

Sn4++2e-

正極：還原反應(yīng)Fe3++e-→Fe2+

氧化還原反應(yīng)可設(shè)計(jì)成如下原電池，電池符號(hào)為

(-)Pt

Sn4+，Sn2+‖F(xiàn)e3+，F(xiàn)e2+

Pt(+)(1)Sn4+、Sn2+；Fe3+、Fe2+分別在同一溶液中，故無(wú)相界面。(2)電對(duì)中沒(méi)有金屬作導(dǎo)體時(shí)，可用Pt或其它導(dǎo)體作惰性電極。類似的還有：