④核对方程式两端的原子数和电荷数，加上原来未参与氧化还原的离子，将离子方程式改写为分子方程式，箭头改为等号。

5．2　原电池和电极电势

5．2．1　原电池

氧化还原反应中，化学能可以转变成其他的能量形式。如果氧化还原反应在一个装置内进行，使还原剂失去的电子通过导体间接地传递给氧化剂，则外电路可以观察到电流的产生，此时，反应的化学能转变为电能。这种氧化还原反应产生电流，将化学能转变为电能的装置称为原电池。下面以Cu⁃Zn原电池为例来进行说明。

制作一个装置，如图5．1所示，两个烧杯，一个盛有CuSO4溶液，里面插入铜片，另一个盛有ZnSO4，里面插入锌片，用金属导线把铜片和锌片连接起来，中间串联一个安培计，同时用一个倒置的U形管把两个烧杯连接起来，这种U形管称为盐桥，管内充满饱和氯化钾和琼脂制成的冻胶，溶液中的正负离子可以在U形管内定向迁移，迁移时，胶冻具有防止溶液流出的作用。此装置中Cu⁃Zn原电池由两部分组成，一部分是锌半电池，由Zn片和ZnSO4溶液组成；另外一部分是铜半电池，由Cu片和CuSO4溶液组成。接通电路后，串联在铜片、锌片和导线中的安培计的指针偏向一边，说明导线中有电流通过。Cu⁃Zn原电池中电解质溶液两端不一样，所以产生电势差，于是，电子从Zn所在的负极失去，沿着导线移向Cu所在的正极，也就是说，电子即负电荷沿着连接Cu⁃Zn金属片的导线，从Zn到Cu；中间连接的盐桥中的负电荷即阴离子应该从CuSO4的一端沿着盐桥移向ZnSO4的一端，或者说，盐桥中的正电荷即阳离子就从ZnSO4的一端沿着盐桥移向CuSO4的一端，总之，要保证两端烧杯中的正负电荷守恒。

在原电池中，发生氧化还原反应，且所有原电池都是由两个半电池构成，每一个半电池都有两类物质组成，一类是氧化数比较低的还原型物质，作还原剂，比如：锌半电池中的Zn和铜半电池中的Cu；另一类是氧化数比较高的氧化型物质，可作氧化剂，比如：锌半电池中的Zn2＋和铜半电池中的Cu2＋。

图5．1　铜锌原电池

在原电池中，得到电子的一端称为正极，正极上发生还原反应；释放电子的一端称为负极，负极上发生氧化反应。在Cu⁃Zn原电池中，锌电极上发生氧化反应，锌释放出电子，被氧化成Zn2＋后进入溶液，因而锌电极是负极，负极发生的反应为：

而铜电极上发生还原反应，Cu2＋从铜片上得到电子，还原成金属铜，在铜片表面沉积，因而铜电极是正极。正极发生的反应为：

将上面两个反应式加在一起，则得到Cu—Zn原电池的总反应式：

原电池的装置可用符号来表示，如Cu⁃Zn原电池表示为：

（－）Zn∣ZnSO4（c1）‖CuSO4（c2）︱Cu（＋）

习惯上把负极写在左边，正极写在右边；其中“∣”表示两相的界面；“‖”表示盐桥，两边为两个半电池；c1和c2分别表示ZnSO4溶液和CuSO4溶液的浓度。

从理论上讲，对于任何一个氧化还原反应或者任何两个电对都可以设法构成原电池，原电池的正极发生还原反应，负极发生氧化反应。两个电极反应的和反应即为电池反应（正极负极相加）。同种金属离子氧化态不同时，都可以构成氧化还原电对。例如，Fe3＋和Fe2＋、Sn4＋和Sn2＋、Cl2和Cl－、O2和OH－等。

在用Fe3＋和Fe2＋、Sn4＋和Sn2＋、Cl2和Cl－、O2和OH－等氧化还原电对作半电池时，可以用惰性导体材料作电极，如金属铂或石墨等，它们本身不参与氧化还原反应，只是起到导体的作用。例如，一个烧杯中装有含Fe3＋和Fe2＋的溶液，另一个烧杯中装有含Sn4＋和Sn2＋的溶液；都没有金属参与氧化还原反应，不能构成电极，但如果分别插入金属铂片，即有电流产生，可构成电极，形成原电池。在两极发生的反应分别为：

负极：Sn2＋Sn4＋＋2e（氧化反应）

正极：Fe3＋＋e Fe2＋（还原反应）

电池反应：Sn2＋＋2Fe3＋Sn4＋＋2Fe2＋

电池符号表示为：

（－）Pt∣Sn2＋（c1），Sn4＋（c2）‖Fe3＋（c3），Fe2＋（c4）︱Pt（＋）

5．2．2　电极电势

1）电极反应的电势

在由两个电极组成的原电池中，电子可以发生转移，产生电流，这是因为原电池的两个电极之间电势不同，存在电势差，为什么会产生这种差异？电极电势又是怎样产生的？这主要由金属和其盐溶液之间的相互作用决定。

当把金属插入该金属离子的盐溶液中时，金属和其盐溶液的接触面上会有两种不同的过程发生：一种是金属表面的阳离子受到溶液中极性溶剂水分子的吸引，有离开金属表面进入溶液的趋势，金属越活泼，溶液中金属离子的浓度越小，这种趋势就越大。另一种是溶液中的金属离子由于受到金属表面电子的吸引，有离开溶液向金属表面沉积的趋势，金属越不活泼，溶液中金属离子的浓度越大，这种趋势就越明显。这两种相反的趋势，在一定条件下，可以建立起一个动态平衡：

M M n＋＋n e－

在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层。如果金属溶解的趋势大于金属沉积的趋势，达到平衡后，金属表面带负电，而溶液带正电；相反，如果金属溶解的趋势小于金属沉积的趋势，达到平衡时，金属表面带正电，而溶液带负电，如图5．2。这种带不同电荷的双电层的厚度虽然很小，但却在金属和溶液之间产生了电势差。通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势，简称电极电势，并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。电极电势以符号E表示，单位为V（伏）。如锌的电极电势以表示，铜的电极电势以表示。

图5．2　两种双电层示意图
（a）金属表面带负电，溶液带正电；（b）金属表面带正电，溶液带负电

以上理论可以解释原电池产生电流的原因，如Cu⁃Zn原电池：由于金属锌比金属铜失去电子的趋势大，故金属锌上的电子过盛，而金属铜上的电子缺少。锌片和铜片被导线连接起来后，电子就从锌转移到铜。电子从锌片流出后，金属锌和溶液中锌离子间的平衡被破坏，锌离子不断地进入溶液；同样道理，电子转移到铜片上后，和溶液中的铜离子结合生成金属铜，并在铜片上沉积下来。因而，电子从锌片不断地流向铜片，电流就产生了。

电极电势的大小不仅取决于电极的性质，而且受温度、介质和离子浓度等因素的影响。

2）标准电极电势

原电池有两个电极，正极和负极，它们之间密不可分，有正极必有负极，反之亦然。截至目前，还无法用实验的方法测定单个电极反应的电势的绝对值，只能用比较的方法测定其相对值。为了统一标准，可以选一个电极作为比较的标准，而且在比较时需要规定它是作正极还是作负极，它的电极反应的电势的数值是多少，以此作为参照，叫参比电极，并与其他电极组成原电池，测出其电动势，从而求出各电对电极电势的相对值。目前广泛使用的参比电极是标准氢电极。

（1）标准氢电极

标准氢电极的构造如图5．3所示。在铂片上先镀上一层海绵状的铂黑，然后插入氢离子浓度为1mol/L的酸溶液中，在298 K时不断通入压力为100 kPa的纯氢气流，使铂黑电极上吸附的氢气达到饱和。这时，H2与溶液中H＋可达到如下平衡：

这只是一种假定的理想状态，这种状态下的平衡电势称为标准氢电极的电极电势。由于单个电极的电势无法确定，故规定任何温度下标准状态的氢电极的电势为零，任何电极的电势就是该电极与标准氢电极所组成的电池的电势。氢电极的标准状态是指氢电极的电解液中的氢离子活度为1，氢气的压强为0．1兆帕（约1大气压）的状态。温度未作规定，也就是说，任意温度下，氢标电极的电势均为0。氢标电极的温度系数也因此为零。即

EΘ（H＋/H2）＝0

并以此为标准来确定其他各种电极的标准电极电势值。

图5．3　标准氢电极

氢电极电极电势随温度变化改变得很小，这是它的优点。但是它对使用条件却要求得十分严格，既不能用在含有氧化剂的溶液中，也不能用在含汞或砷的溶液中。因此，在实际应用中往往采用其他电极作为参比电极。如甘汞电极、氯化银电极等。

（2）标准电极电势

在标准状态下，测得电极的电极电势，称为标准电极电势，用EΘ表示。标准状态指溶质的有效浓度为1mol/L，气体压强为100 kPa，温度一般为298 K。用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，称为标准电动势，用EΘ表示。

通过直流电压表确定电池的正负极，即可计算各种电极的标准电极电势的相对数值。一般将标准氢电极作为负极，其他电极作为正极组成原电池，用符号表示为：

Pt∣H2（pΘ）∣H＋（cΘ）‖给定的标准电极

例如在298 K，测定铜电极的标准电极电势，可将铜电极作为正极，标准氢电极作为负极，共同组成原电池，用符号表示为：

（－）Pt∣H2（pΘ）∣H＋（cΘ）‖Cu2＋（cΘ）︱Cu（＋）

用电位计测得所组成的原电池的电动势（εΘ）为0．337 V，根据标准电动势的计算方法可得Cu2＋/Cu电对的电极电势为＋0．337 V。

如测定锌电极的标准电极电势，将锌电极作为负极，标准氢电极作为正极，共同组成原电池，用符号表示为：

（－）Zn∣Zn2＋（cΘ）‖H＋（cΘ）︱H2（pΘ）∣Pt（＋）

用电位计测得标准氢电极和标准Zn电极所组成的原电池的电动势（εΘ）为0．763 V，根据式子计算Zn2＋/Zn电对的标准电极为－0．763 V。

电极的标准电极电势为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H＋，如铜电极中的Cu；如电极的标准电极电势为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H＋，如锌电极中的Zn。

从理论上讲，各种电对的标准电极电势都可以用上面的方法测得，但在实际应用中，氢电极作为标准电极，制备和使用均不方便，因此常用甘汞电极和氯化银电极来作为参比电极，它们在制备、性能和使用方面都比标准氢电极稳定。

附表中列出了一些常用电对的电极电势，因溶液的酸碱性会影响到电极反应的电势，所以表格分为酸表和碱表。下面对附表的使用作几点说明。

①表中的电极反应均为还原反应，用电对“氧化型/还原型”表示电极的组成。表中标准电极电势值的大小表示还原趋势的大小。

②电极电势值的大小与电对中氧化型物质得电子的能力的强弱，即氧化能力的强弱有关。值越大，表明电对中氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱；值越小，表明电对中氧化型物质的氧化能力越弱，还原型物质的还原能力越强。

③标准电极电势是强度性质，其数值与电极反应的计量系数无关。如：

④标准电极电势是指水溶液中的标准电极电势，对于非标准态、非水溶液和固相反应均不适应。标准电极电势值的大小仅表示物质在水溶液中得失电子的能力的大小。

3）影响电极电势的因素

（1）能斯特方程式

影响电极电势大小的因素很多，除了电极的性质以外，还和温度、离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和配合剂等有关。一般情况下，我们用能斯特方程式来表示电极反应的电势和浓度的关系。能斯特（W．Nernst）从理论上推导出电极电势与浓度之间的关系。

对于电极反应：a氧化型＋n e b还原型

这个关系式称为能斯特方程式。方程式中的标准电极电势是在标准状态下测定的。如果改变其条件，则电对的电极电势也随之发生改变。电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势来体现的。其次，溶液中离子浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。它们之间的定量关系可由能斯特方程式来表示。

对于液相半反应：氧化态（aq）＋n e 还原态（aq）

对于有气体参与的半反应：氧化态（aq）＋n e 还原态（aq）

将各常数代入上式，用常用对数替换自然对数，在298 K时，上式可转化为：

能斯特方程式在书写过程中的注意事项：

①氧化态和还原态分别表示电对中氧化态和还原态物质，它既包括有氧化数发生变化的物质，也包括一些氧化剂、还原剂以外的物质参加电极反应而氧化数没有变化的其他物质。在公式中表示时，应该把这些物质的浓度乘以相应的方次。如：

②若参加电极反应的物质有气体，应以该气体的分压代替浓度。如：

③若电极反应中有固态或液态物质时，它们的浓度可以认为不变，皆为常数，不写入能斯特方程式中。如：

（2）浓度的影响

电对中氧化型物质的浓度升高，或还原型物质的浓度降低，电极电势的数值增大，氧化态物质氧化能力增大；电对中氧化型物质的浓度降低，或还原型物质的浓度升高，电极电势的数值减小，还原型物质的还原能力增大。

例题5．3　计算298 K时，EFe3＋/Fe2＋为多少？

（1）cFe3＋＝1．0×10－3mol/L，cFe2＋＝0．1mol/L；

（2）cFe3＋＝0．1mol/L，cFe2＋＝1．0×10－3mol/L。

解：已知电极反应：Fe3＋＋e Fe2＋

例题5．4　将Ni片置于0．01mol/L的NiSO4溶液中和Cu片置于0．1mol/L的CuSO4溶液中组成还原电池。计算电池的电极电势。

（3）介质酸碱性的影响

如果电极反应有H＋或OH－参与，则介质酸碱性对E值有影响。许多物质的氧化还原能力与溶液的酸度有关，例如，KNO3水溶液则没有明显的氧化性，而浓HNO3则是极强的氧化剂，说明的氧化能力随酸度增大而增强；再如Cr3＋在碱性介质中很容易被氧化为Cr4＋，而在酸性溶液中却很稳定。在有H＋或OH－参加反应中，由Nernst公式可知，改变介质的酸度，电极电势必发生改变，从而电对物质的氧化还原能力也随之改变。

例题5．5　已知＋8H＋＋5e Mn2＋＋4H2O，＝1．51 V，求当cH＋＝1．0×10－2mol/L和cH＋＝10mol/L时，各自的电极电势值是多少？（设其他物质均处于标准态）

解：与电极反应对应的Nernst公式为：

其他物质均处于标准态，则有：

当cH＋＝1．0×10－2mol/L时，

当cH＋＝10mol/L时，

从以上结果可以看出，的氧化能力随H＋浓度的增大而明显增大。

（4）生成难溶电解质和配合物的影响

在电极反应中，如果生成难溶性的电解质或者配合物，将使离子浓度发生改变，从而影响电极电势。如果电对中氧化型物质生成沉淀或者配合物，使氧化型物质的浓度随之降低，则电极电势变小；如果电对中还原型物质生成沉淀或者配合物，则还原型物质的浓度随之降低，电极电势变大。

例题5．6　电对Ag＋/Ag的电极反应为：Ag＋（aq）＋e Ag（s），＝0．799 V，若在溶液中加入NaCl溶液，达到平衡时，若cCl－＝1．0mol/L，计算EAg＋/Ag的值。

解：Ag＋是中等强度的氧化剂，当加入NaCl溶液时，生成AgCl沉淀：

当cCl－＝1．0mol/L

由以上例题可以看出，EAg＋/Ag和 相比，EAg＋/Ag下降了0．57 V，原因是AgCl沉淀的生成，降低了Ag＋的浓度，使其氧化能力减弱。由此可见，生成难溶性的电解质，对电极电势的影响较大。同样道理，生成难溶性配合物，也会影响电极电势。

5．3　电极电势的应用

电极电势的应用非常广泛，可以比较氧化剂和还原剂的相对强弱，也可以用来判断氧化还原反应进行的方向和程度。

5．3．1　计算原电池的电动势

原电池的电动势ε＝E＋－E－，用能斯特方程式分别计算出原电池中正极和负极的电极电势，即得到原电池的电动势。

例题5．7　以电池反应Zn＋Cu2＋Zn2＋＋Cu组成原电池，已知，cCu2＋＝0．1mol/L，cZn2＋＝0．01mol/L，计算其298 K时的电动势。

所以，该原电池的电动势为1．13 V。

5．3．2　比较氧化剂和还原剂的相对强弱

电极电势描述的是电极得失电子能力的相对强弱，主要指的是电对中氧化型物质得到电子能力的强弱和还原型物质失去电子能力的强弱。电极电势数值越大，则该电对中氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱；电极电势数值越小，则该电对中氧化型物质的氧化能力越弱，还原型物质的还原能力越强。

例题5．8　判断下列电对中氧化剂和还原剂的强弱，并列出氧化型物质氧化能力和还原型物质还原能力的强弱顺序。

I2/I－，，Ag＋/Ag，Co3＋/Co2＋，Fe3＋/Fe2＋，Cu2＋/Cu＋

解：从附表中查出各电对的标准电极电势

电对的EΘ值越大，氧化型物质的氧化能力越强；Eθ值越小，还原型物质的还原能力越强。

所以，各氧化型物质的氧化能力由强到弱的顺序为：

各还原型物质的还原能力由强到弱的顺序为：

5．3．3　判断氧化还原反应进行的方向

可以用EΘ或εΘ值来判断氧化还原反应进行的方向。

1）根据EΘ值，可以判断标准状况下氧化还原反应进行的方向

氧化还原反应是争夺电子的反应，在氧化剂和还原剂之间进行，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。从电极电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。在判断氧化还原反应能否自发进行时，通常指的是正向反应。

例题5．9　判断反应Zn＋Cu2＋Zn2＋＋Cu进行的方向。

解：查附表得到有关电对的EΘ值：

比较两电对的EΘ值可知，Cu2＋是比Zn2＋强的氧化剂，Zn是比Cu强的还原剂，所以，反应由左至右正向自发进行。

2）根据电池电动势εΘ池值，判断氧化还原反应进行方向

任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向。由氧化还原反应组成的原电池，在标准状态下，如果电池的标准电动势＞0，则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势＜0，则电池反应不能自发进行。在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。

从原电池的电动势与电极电势之间的关系来看，只有εΘ＞0时，氧化还原反应才能自发地向正反应方向进行。也就是说，氧化剂所在电对的电极电势必须大于还原剂所在电对的电极电势，才能满足εΘ＞0的条件。

例题5．10　试判断反应Br2＋2Fe2＋2Fe3＋＋2Br－在标准状态下进行的方向。

解：查表知：＝＋0．77 V，＝＋1．07 V

由反应式可知：Br是氧化剂，Fe是还原剂。

上述电池反应的εΘ＝＋1．07－0．77＝0．29 V＞0。

故反应能自发向右进行。

5．3．4　判断氧化还原反应进行的程度

一个化学反应的完成程度可从该反应平衡常数的大小定量地判断。因此，氧化还原反应进行的程度也是由氧化还反应的标准平衡常数KΘ来判断。

在298 K时，对于任何氧化还原反应，其标准平衡常数与对应的电对的电极电势值可用下式表示：

或

式中　n——氧化还原反应中转移的电子总数。

例题5．11　氧化还原反应：2Fe3＋＋Cu 2Fe2＋＋Cu2＋在标准状态下进行，计算其标准平衡常数KΘ。

解：该电池反应为：2Fe3＋＋Cu 2Fe2＋＋Cu2＋

反应的标准平衡常数为：KΘ＝

查表得：＝0．337 V

从反应方程式可得到n＝2

所以，lg KΘ＝＝37．3 V

故，KΘ＝1．6×1037

KΘ值很大，由此可见，此反应在平衡时进行得非常完全。

由此可见，氧化还原反应的两个电对的电极电势相差越大，反应的标准平衡常数越大，反应进行得越彻底。

知识拓展

燃料电池

燃料电池利用氢气或甲烷等燃料的氧化还原反应直接获得电能，能量转换效率高，减少大气污染是其优点，长期以来一直是人们研究的热点。燃料电池用途广泛，既可应用于军事、空间、发电厂领域，也可应用于机动车、移动设备、居民家庭等领域。早期燃料电池发展焦点集中在军事空间等专业应用以及千瓦级以上分散式发电上。电动车领域成为燃料电池应用的主要方向，市场已有多种采用燃料电池发电的自动车出现。另外，透过小型化的技术将燃料电池运用于一般消费型电子产品也是应用发展方向之一，在技术的进步下，未来小型化的燃料电池将可用以取代现有的锂电池或镍氢电池等高价值产品，作为用于笔记本电脑、无线电电话、录像机、照相机等携带型电子产品的电源。近20多年来，燃料电池经历了碱性、磷酸、熔融碳酸盐和固体氧化物等几种类型的发展阶段，燃料电池的研究和应用正以极快的速度在发展。在所有燃料电池中，碱性燃料电池（AFC）发展速度最快，主要为空间任务，包括为航天飞机提供动力和饮用水；质子交换膜燃料电池（PEMFC）已广泛作为交通动力和小型电源装置来应用；磷酸燃料电池（PAFC）作为中型电源应用进入了商业化阶段，是民用燃料电池的首选；熔融碳酸盐型燃料电池（MCFC）也已完成工业试验阶段；起步较晚的固态氧化物燃料电池（SOFC）作为发电领域最有应用前景的燃料电池，是未来大规模清洁发电站的优选对象。

本意小结

一、氧化还原反应

1．氧化还原反应的基本概念：氧化数是表征元素在化合状态时的形式电荷数。在化学反应中，元素失去电子氧化数升高的过程叫氧化，得到电子氧化数降低的过程叫还原。氧化还原的过程伴随着电子的转移和氧化数的变化。

2．氧化还原反应方程式配平

氧化还原反应方程式两种方法：氧化数法和离子电子法。

氧化数法的配平原则：①氧化还原反应中氧化数升高的总数等于降低的总数。②反应前后各元素的原子个数相等。

氧化数法配平氧化还原反应方程式的步骤：

（1）写出化学反应方程式。

（2）计算出氧化剂中氧化数的降低值和还原剂中氧化数的升高值，根据氧化数降低值和升高值相等的原则将氧化剂和还原剂的氧化值乘以适当的系数。

（3）配平所有原子的原子数，使方程两边各原子的总数相等。

离子电子法的配平原则：①氧化剂获得的电子总数和还原剂失去的电子总数相等。②反应前后各元素的原子个数相等。

离子电子法配平的步骤：

（1）把氧化还原反应以离子方程式的形式列出。

（2）将未配平的离子方程式分为两个半反应式，一个表示氧化剂的还原反应，另一个表示还原剂的氧化反应。半反应式两端的电子数和电荷数要相等，如不相等，就先配平半反应式，方法是，先配平原子数，再配平电荷数；如电荷数不相等，则应加入一定数目的电子。

（3）根据氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数相等的原则，将两个半反应各乘以适当的系数，然后将两个半反应相加，就可以得到配平的离子方程式。

（4）核对方程式两端的原子数和电荷数，加上原来未参与氧化还原的离子，将离子方程式改写为分子方程式，箭头改为等号。

二、原电池和电极电势

1．原电池

将化学能转变为电能的装置称为原电池。原电池都是由两个半电池构成，每一个半电池都有两类物质组成，一类是还原型物质，可作还原剂，另一类是氧化型物质，可作氧化剂。

在原电池中，得到电子的一端称为正极，正极上发生还原反应；释放出电子的一端称为负极，负极上发生还原反应。

原电池的装置可用符号来表示，如Cu⁃Zn原电池可表示为：

（－）Zn∣ZnSO4（c1）‖CuSO4（c2）︱Zn（＋）

2．电极电势

人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势，简称电极电势。电极电势的大小不仅取决于电极的性质，而且受温度、介质和离子浓度等因素的影响。

3．标准电极电势

在标准状态下，测得电极的电极电势，称为标准电极电势，用EΘ表示。标准状态意味着：溶质的有效浓度为1mol/L，气体压强为100 kPa，温度一般为298 K。用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，称为标准电动势，用εΘ表示。

4．能斯特方程式

目标检测

一、填空题

1．写出下列化合物中元素的氧化数：Fe2O3中的Fe是________，中的Mn是________，Na2O2中的O是________，O2F2中的O是________。

2．在原电池反应中，________能转变为________能。

3．在原电池中，连接两个半电池反应的U形管称为________，其成分是________________。

4．能斯特方程式描述的是________________和________________的关系。

5．在氧化还原反应的电对中，电极电势数值减小，则该电对中还原型物质的还原性________，氧化型物质的氧化性________；电极电势数值增大，该电对中还原型物质的还原性________，氧化型物质的氧化性________。

6．Cu丨CuSO4（aq）和Zn丨ZnSO4（aq）用盐桥连接构成原电池。电池的正极是________，负极是________。在CuSO4溶液中加入过量氨水，溶液颜色变为________，这时电动势________；在ZnSO4溶液中加入过量氨水，这时电池的电动势________。

7．镍⁃镉电池的总放电反应为2Ni（OH）3（s）＋Cd（s）2Ni（OH）2（s）＋CdO（s）＋H2O（l）

它所涉及的两个半反应是：正极________________，负极________________。

8．电池反应Cu（s）＋Cl2（g）Cu2＋（aq）＋2Cl－（aq）的电池符号为：。

二、判断题

1．一个氧化还原反应由一个氧化半反应和一个还原半反应组成。（　　）

2．原电池正极发生还原反应，负极发生氧化反应。（　　）

3．氧化还原反应中两个电对的电极电势的差值，决定了氧化还原反应的速率。（　　）

4．电对的电极电势越大，其还原型失电子的倾向越大，是越强的还原剂。（　　）

5．在氧化还原反应中，金属Fe能置换Cu2＋，Fe3＋能溶解金属Cu。（　　）

三、问答题

1．什么是氧化还原反应？它的实质是什么？

2．什么是标准电极电势？它有哪些重要作用？

3．能斯特方程式在计算过程中有哪些注意事项？

四、计算题

1．配平下列方程式：

（1）KMnO4＋H2O2＋HCl MnCl2＋KCl＋H2O＋O2

（2）H2S＋H2SO3S＋H2O

（3）Cu＋H2SO4（浓）CuSO4＋SO2＋H2O

2．已知电池：

Pt，H2（pΘ）│HAc（1mol/dm3），NaAc（1mol/dm3）‖KCl（饱和）│Hg2Cl2│Hg ＝0．24 V，测得此电池的电动势为0．52 V。写出电极反应和电池反应。

当cPb2＋＝0．100mol/dm3，cSO24－＝1．00mol/dm3时，由PbSO4/Pb和Pb2＋/Pb两个半电池组成原电池。写出该原电池的符号及电池反应方程式，并计算原电池的电动势。

（1）K2Cr2O7在酸性介质中能氧化哪些物质？写出反应方程式。

（2）欲使在碱性介质中氧化，选择哪种氧化剂为好？写出反应方程式。

（3）K2Cr2O7在1mol/dm3 HCl中能否使Cl－氧化？为什么？如在12mol/dm3浓HCl中，反应能否进行？通过计算说明。

5．已知：＝1．065 V，＝1．20 V

（1）写出标准状态下自发进行的电池反应式。

（2）若cBr－＝0．000 1mol/L，而其他条件不变，反应将如何进行？

（3）若调节溶液pH＝4，其他条件不变，反应将如何进行？

6．根据下列反应组成电池，写出电池组成式，计算298 K时的电动势，并判断反应自发进行的方向。

（1）2Ag（s）＋Cu（NO3）2（0．01mol/L）2AgNO3（0．1mol/L）＋Cu（s）

（2）2Cr3＋（0．01mol/L）＋2Br－（0．1mol/L）2Cr2＋（1mol/L）＋Br2（l）