第7章氧化还原反应

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1、第第7章章 氧氧化化还还原反原反应应第第 7 章章 氧化还原反应氧化还原反应7.1 氧化还原反应与原电池氧化还原反应与原电池7.2 电池反应的热力学电池反应的热力学7.3 影响电极电势的因素影响电极电势的因素7.4 化学电源与电解化学电源与电解7.5 图解法讨论电极电势图解法讨论电极电势7.1 氧氧化化还还原反原反应与应与原原电电池池7.1.1 化合价化合价与氧与氧化化数数化学反应化学反应氧化还原反应，如：燃烧、光合作用、金属冶氧化还原反应，如：燃烧、光合作用、金属冶炼、电解等炼、电解等非氧化还原反应，如：酸碱反应、沉淀反应等非氧化还原反应，如：酸碱反应、沉淀反应等 一种元素一定数目的原子跟其

2、它元素一定数目的原子化合一种元素一定数目的原子跟其它元素一定数目的原子化合的性质，叫做这种元素的的性质，叫做这种元素的化合价化合价。离子化合物离子化合物元素的一个原子得失电子的数目元素的一个原子得失电子的数目 。共价化合物共价化合物元素的一个原子跟其它元素的原子形成的共用元素的一个原子跟其它元素的原子形成的共用电子对的数目。电子对的数目。 S2O32- 根据化学式计算，根据化学式计算，S化合价为化合价为+2。但实际上居中。但实际上居中S显显+4价，价，而与其相连的而与其相连的S为为0价。由于两个价。由于两个S的位置不同，它们之间的共的位置不同，它们之间的共用电子对不会居于中间，实际上可认为居中

3、用电子对不会居于中间，实际上可认为居中S为为+6价，而与其价，而与其相连的相连的S为为-2价。价。 S4O62- S4O62-中的中的S元素根据化学式计算化合价为元素根据化学式计算化合价为+2.5，从微观结，从微观结构来说，可以认为两端硫为构来说，可以认为两端硫为+5价，中间硫为价，中间硫为0价；也可以认为价；也可以认为两端硫为两端硫为+6价，中间硫为价，中间硫为-1价。价。 从物质的微观结构得出的为化合价。从物质的微观结构得出的为化合价。 从化学式出发算得的化合价为从化学式出发算得的化合价为氧化数氧化数。氧化数是指某元氧化数是指某元素的一个原子的形式荷电数。素的一个原子的形式荷电数。 确定氧

4、化数的规则：确定氧化数的规则： （1）在单质中，元素的氧化值为零。）在单质中，元素的氧化值为零。 （2）在单原子离子中，元素的氧化值等于离子所带的电荷数。）在单原子离子中，元素的氧化值等于离子所带的电荷数。如如Cu2+，Na+，Cl-和和S2-，它们的电荷数分别为，它们的电荷数分别为+2，+1，-1和和-2。 （3）在共价键结合的多原子分子或离子中，原子所带的形式）在共价键结合的多原子分子或离子中，原子所带的形式电荷数就是其氧化值。如电荷数就是其氧化值。如CO2，C的氧化值为的氧化值为+4，O的氧化值为的氧化值为-2。 （4）在大多数化合物中，氢的氧化值为）在大多数化合物中，氢的氧化值为+1；

5、只有在金属氢化；只有在金属氢化物中（如）中，氢的氧化值为物中（如）中，氢的氧化值为-1。 （5）通常，在化合物中氧的氧化值为）通常，在化合物中氧的氧化值为-2；但是在；但是在H2O2, Na2O2, Ba2O2等过氧化物中，氧的氧化值为等过氧化物中，氧的氧化值为-1；在氧的氟化物中，；在氧的氟化物中，如如OF2和和O2F2中，氧的氧化值分别为中，氧的氧化值分别为+2和和+1。 （6）在所有的氟化物中，氟的氧化值为）在所有的氟化物中，氟的氧化值为-1。 （7）碱金属和碱土金属的化合物中的氧化值分别为）碱金属和碱土金属的化合物中的氧化值分别为+1和和+2。 （8）在中性分子中，各元素氧化值的代数和

6、为零。在多原子）在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零。在多原子离子中，各元素氧化值的代数和等于离子所带电荷数。例如：离子中，各元素氧化值的代数和等于离子所带电荷数。例如：K2Cr2O7 中中Cr 为为+6，Fe3O4 中，中，Fe为为+8/3，Na2S2O3中，中，S为为+2。 化合价只能是整数；氧化数可以是正、负整数或分数，甚至可化合价只能是整数；氧化数可以是正、负整数或分数，甚至可以大于元素的价电子数。以大于元素的价电子数。元素的最高化合价等于其所在的族数，元素的氧化数可以高于元素的最高化合价等于其所在的族数，元素的氧化数可以高于其所在族数。其所在族数。化合价和氧化数有时相等，有时不等。

7、化合价和氧化数有时相等，有时不等。氧化数与化合价的区别与联系：氧化数与化合价的区别与联系： 凡有元素氧化数升降的化学反应就是氧化还原反应凡有元素氧化数升降的化学反应就是氧化还原反应 。 所含元素氧化数升高的物质是还原剂，所含元素氧化所含元素氧化数升高的物质是还原剂，所含元素氧化数降低的物质是还原剂。数降低的物质是还原剂。氧化态：元素以一定氧化数存在的形式。氧化态：元素以一定氧化数存在的形式。7.1.2 原原电电池池医学电现象医学电现象 金属电（金属电（A Volta） 电堆（即电池）电堆（即电池） 丹尼尔电池丹尼尔电池 （-） Zn Zn2+ 2e- 氧化反应氧化反应（+） Cu2+ + 2e

8、- Cu 还原反应还原反应电池反应式：电池反应式： Zn + Cu2+ Zn2+ +Cu 氧化还原反应：氧化还原反应： Zn + Cu2+ Zn2+ +Cu 将化学能转变为电能的装置将化学能转变为电能的装置 称为原电池。称为原电池。1. 原电池原电池 原电池使化学能转变为电能。原则上，每一个氧化还原反原电池使化学能转变为电能。原则上，每一个氧化还原反应均可以用原电池的方式完成。应均可以用原电池的方式完成。 原电池中与电解质溶液相连的导体称为原电池中与电解质溶液相连的导体称为电极电极。 在电极上发生的氧化或还原反应则称为在电极上发生的氧化或还原反应则称为电极反应或半电池电极反应或半电池反应反应。

9、 两个半电池反应合并构成原电池总反应称为两个半电池反应合并构成原电池总反应称为电池反应电池反应。 每个半电池可由同一元素的两种不同状态组成。每个半电池可由同一元素的两种不同状态组成。 工作状态的化学电池同时发生三个过程：工作状态的化学电池同时发生三个过程： 两个电极表面分别发生氧化反应和还原反应两个电极表面分别发生氧化反应和还原反应 电子流过外电路电子流过外电路 离子流过电解质溶液离子流过电解质溶液2. 盐桥盐桥盐桥是一支装满饱和盐桥是一支装满饱和KCl 或或NH4NO3琼脂的琼脂的U管。管。 随着反应随着反应Zn - 2e-= Zn2+ 的进行，左池中的进行，左池中Zn2+过剩，溶液显过剩，

10、溶液显正电性，阻碍半反应的发生；同样，正电性，阻碍半反应的发生；同样， 随着随着Cu2+ + 2e- Cu反应的反应的发生，发生，右池中右池中SO42-过剩，也阻碍半反应的发生。过剩，也阻碍半反应的发生。 如果用盐桥联通两溶液，则作用下如果用盐桥联通两溶液，则作用下K+和和Cl-会发生定向移动，会发生定向移动，使两池中正负电荷得到平衡，恢复中性。于是两个半反应乃至使两池中正负电荷得到平衡，恢复中性。于是两个半反应乃至电池反应得以继续，电流得以维持，这是电池反应得以继续，电流得以维持，这是盐桥的作用盐桥的作用。 另一个作用是消除液接电势（扩散电势）另一个作用是消除液接电势（扩散电势） 。3. 电

11、池符号电池符号 为了科学方便地表示原电池的结构和组成，原电池装置可用为了科学方便地表示原电池的结构和组成，原电池装置可用符号表示。符号表示。()Zn Zn2+ (c/moldm-3)Cu2+ (c/moldm-3 ) Cu(+)如锌如锌- -铜电池可表示为：铜电池可表示为：书写原电池符号的规则书写原电池符号的规则： (1) 负极写在左边，正极写在右边。负极写在左边，正极写在右边。 (2)电极材料写在外面，电解质溶液写在中间。电极材料写在外面，电解质溶液写在中间。 (3) 用用表示电极与离子溶液之间的物相界面，不存在相表示电极与离子溶液之间的物相界面，不存在相界面的用界面的用“，”分开，加上不与

12、金属离子反应的金属惰性电极。分开，加上不与金属离子反应的金属惰性电极。用用“”表示盐桥。表示盐桥。 (4) 表示出相应的离子浓度或气体压力和温度。表示出相应的离子浓度或气体压力和温度。 (5) 若电极反应中无金属导体，则需用惰性电极若电极反应中无金属导体，则需用惰性电极Pt电极或电极或C电极，它只起导电作用，而不参与电极反应，例如：电极，它只起导电作用，而不参与电极反应，例如：() Pt H2(p) H+ (c1)Fe3+(c2)，Fe2+(c2) Pt (+) 例例：根据下列电池反应写出相应的电池符号。：根据下列电池反应写出相应的电池符号。 （1）H2 + 2Ag+ =2H+ + 2Ag；（

13、；（2）Cu2+ + Fe = Cu + Fe2+ （1）() Pt H2(p) H+ (c1)Ag+( c2) Ag (+)（2）() Fe Fe2+(c1) Cu2+ (c2) Cu (+) 解解： 例：例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。 2Fe2+(1.0molL1)+Cl2(101325Pa) 2Fe3+(0.1molL1)+2Cl(2.0molL1)解：解：正极正极 Cl2(g)+2e 2Cl(aq) 负极负极 Fe2+(aq)e Fe3+(aq)()Pt|Fe2+(1.0molL1),Fe3+(0.1molL1)Cl(2.0mo

14、lL1)|Cl2(101325Pa)| |Pt(+)7.1.3 电极电势电极电势和和电动势电动势 Cu-Zn电池中，为什么电子从锌片流向铜片？为什么电池中，为什么电子从锌片流向铜片？为什么Cu片片比比Zn片电势高？片电势高？ 金属晶体里有金属阳离子和自由电子，在一定条件下，当金属晶体里有金属阳离子和自由电子，在一定条件下，当把金属放入含有该金属离子的盐溶液时：把金属放入含有该金属离子的盐溶液时： 过程过程A：M = Mn+ + ne- 溶解溶解 金属带负电荷金属带负电荷 过程过程B：Mn+ + ne- = M 沉淀沉淀 金属带正电荷金属带正电荷 当两个反应的速率相等时，就会达到平衡当两个反应的

15、速率相等时，就会达到平衡M Mn+ + ne-1. 电极电势电极电势 如果如果 M 越活泼越活泼， Mn+越小，金属的越小，金属的溶解趋势大于其离子的沉积趋势，达平衡溶解趋势大于其离子的沉积趋势，达平衡时时M表面带表面带负电荷负电荷，靠近其附近的溶液带，靠近其附近的溶液带正电荷。溶液的电势高于极板（正电荷。溶液的电势高于极板（A）。 如果如果 M 越不活泼越不活泼， Mn+越大，金属越大，金属的溶解趋势小于其离子的沉积趋势，达平的溶解趋势小于其离子的沉积趋势，达平衡时衡时M表面带表面带正电荷正电荷，靠近其附近的溶液，靠近其附近的溶液带负电荷（带负电荷（B）。 这时金属这时金属M与其周围与其周围

16、Mn+溶液之间产生电势差，该电势差称溶液之间产生电势差，该电势差称为金属的电极电势，它的大小与金属的本性、溶液的浓度、温度为金属的电极电势，它的大小与金属的本性、溶液的浓度、温度有关。金属及盐溶液处于标准状态时，称为该电极的标准电极电有关。金属及盐溶液处于标准状态时，称为该电极的标准电极电势。势。Zn-Cu原电池中原电池中 锌电极的标准电极电势为：锌电极的标准电极电势为：E(Zn2+/Zn) = -0.76 V； 铜电极的标准电极电势为：铜电极的标准电极电势为：E(Cu2+/Cu) = +0.34 V。 2. 原电池的电动势原电池的电动势 电极电势电极电势E表示电极中极板和溶液之间的电势差。当

17、用盐桥表示电极中极板和溶液之间的电势差。当用盐桥将两个电极的溶液连通时，若认为两溶液之间的电势差被消除，将两个电极的溶液连通时，若认为两溶液之间的电势差被消除，则两电极的电极电势之差即两极板之间的电势差，也就是原电池则两电极的电极电势之差即两极板之间的电势差，也就是原电池的电动势，用的电动势，用E池池表示。表示。 E池池 = E+ - E-；标准状态下：；标准状态下：E池池 = E+ - E- E池池 = E+ - E- = 0.34 V-(-0.76 V) = 1.10 V 对于对于Zn-Cu原电池：原电池：3. 标准氢电极标准氢电极 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

18、准态条：是指标准电极的电势。凡是符合标准态条件的电极都是标准电极。件的电极都是标准电极。在这里强调以下标准态在这里强调以下标准态: : 所有的气体分压均为所有的气体分压均为1105Pa 溶液中所有物质的活度均为溶液中所有物质的活度均为1molL-1 所有纯液体和固体均为所有纯液体和固体均为1105Pa条件下最稳定或最常见单质条件下最稳定或最常见单质 任何一个电极其电极电势的绝对值是无法测量的（如物质任何一个电极其电极电势的绝对值是无法测量的（如物质的的H、G），但是我们可以选择某种电极作为基准，规定它的电），但是我们可以选择某种电极作为基准，规定它的电极电势为零，通常选择极电势为零，通常选择标

19、准氢电极作为基准标准氢电极作为基准。 E池池 = E+ - E- 标准氢电极在电池符号中可表示为：标准氢电极在电池符号中可表示为： Pt H2(105Pa) H+(1molL-1) 或或 H+(1molL-1) H2( 105Pa) Pt 例例：(-)Pt H2(105Pa) H+(1mol/dm3)Cu2+(1mol/dm3) Cu (+) E池池 = 0.34 V = E+ - E- ，所以有，所以有ECu2+/Cu = E池池 + EH+/H2 = 0.34 V + 0 = 0.34 V。 (-)Zn Zn2+(1mol/dm3) H+(1mol/dm3) H2(105Pa) Pt(+)

20、 E池池 = 0.76 V，所以，所以EZn2+/Zn= EH+/H2 - E池池 = 0-0.76V = -0.76 V。 4. 其它类型的电极其它类型的电极 金属表面涂有该金属的难溶盐（或氧化物），然后浸入与金属表面涂有该金属的难溶盐（或氧化物），然后浸入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成电极。该盐具有相同阴离子的溶液中构成电极。 金属金属- -难溶盐难溶盐- -离子电极离子电极 正极半反应正极半反应：AgCl + e- = Ag + Cl- 正极电池符号：正极电池符号：Cl AgCl(s) Ag正极半反应：正极半反应：Ag2O + H2O + 2e- = 2Ag + 2OH- 金属金属-

21、-氧化物氧化物- -离子电极离子电极 正极电池符号：正极电池符号： OH Ag2O (s) Ag 实际测量中，因为氢气不易纯化、压强不易控制、铂实际测量中，因为氢气不易纯化、压强不易控制、铂黑容易中毒，而且既不能用在含有氧化剂的溶液中，也不黑容易中毒，而且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，所以标准氢电极使用不多。能用在含汞或砷的溶液中，所以标准氢电极使用不多。 Hg2Cl2 + 2e- = 2Hg + 2Cl- 甘汞电极作为正极时的半反应为：甘汞电极作为正极时的半反应为：甘汞电极的电池符号为：甘汞电极的电池符号为： PtHg(l)Hg2Cl2(s)Cl- 或或 Cl-H

22、g2Cl2(s)Hg(l)Pt 标准甘汞电极标准甘汞电极: c(Cl- ) = 1.0 mol L-1；E(Hg2Cl2/ Hg) = 0.2628 V饱和甘汞电极（饱和甘汞电极（KCl饱和溶液）饱和溶液）: c(Cl- ) = 2.8 mol L-1；E(Hg2Cl2/ Hg) = 0.2415 V氧化还原电极氧化还原电极 金属金属- -离子电极、气体离子电极、气体- -离子电极、金属离子电极、金属- -难溶盐难溶盐- -离子电极。离子电极。这三类电极的电极反应具有这三类电极的电极反应具有单质单质参与。参与。 氧化还原电极没有单质参与，该电极为将惰性导电材料放氧化还原电极没有单质参与，该电极

23、为将惰性导电材料放在含有同一元素的两种不同氧化态的离子的溶液中构成的。在含有同一元素的两种不同氧化态的离子的溶液中构成的。 如：将铂丝插入如：将铂丝插入Fe3+，Fe2+共存的溶液中共存的溶液中 半反应：半反应：Fe3+ + e- Fe2+ ；电池符号：；电池符号：Pt Fe3+, Fe2+又如：将铂丝插入又如：将铂丝插入Cr3+，Cr2O72-共存的溶液中共存的溶液中 半反应：半反应：Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 电池符号：电池符号：Pt Cr3+, Cr2O72- 电极的类型电极的类型 金属金属- -金属离子电极金属离子电极 电极反应电极反应 电极

24、符号电极符号Zn2+ + 2e- - ZnZn (s) Zn2+ + (aq) 气体气体- -离子电极离子电极 电极反应电极反应 电极符号电极符号2H+ (aq)+ 2e- - H2(g)Pt H2(g) H+ (aq) 金属金属- -金属难溶盐金属难溶盐- -离子离子电极电极 电极反应电极反应 电极符号电极符号AgCl(s)+ e- - Ag(s)+ Cl- - (ag) Ag- -AgCl (s) Cl- - (aq) 氧化还原电极或浓差电极氧化还原电极或浓差电极 电极反应电极反应 电极符号电极符号Fe 3+ (aq)+ e- - Fe 2+ (ag) Pt Fe 3+ (aq,c1),

25、Fe 2+ (aq, c2)5. 标准电极电势表标准电极电势表 在电极反应中，左侧是氧化数高的物质，称为在电极反应中，左侧是氧化数高的物质，称为氧化型氧化型；右侧；右侧是氧化数低的物质，称为是氧化数低的物质，称为还原型还原型。氧化型和还原型组成一个。氧化型和还原型组成一个氧化氧化还原电对还原电对。 如如：Cu2+/Cu、Cr2O72-/Cr3+（氧化型在斜线左，还原型在右）（氧化型在斜线左，还原型在右） 电极反应的电极电势也经常表示成电对的电极电势。电极反应的电极电势也经常表示成电对的电极电势。如：如：Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O E = 1.23 V

26、可表示成：可表示成： E Cr2O72-/Cr3+=1.23 V电极反应的通式为：氧化型电极反应的通式为：氧化型 + ze- = 还原型还原型 将各种电极反应按照其将各种电极反应按照其E增大的顺序从上到下排列成表，增大的顺序从上到下排列成表，称为标准电极电势表。称为标准电极电势表。 氢以上为负，氢以下为正氢以上为负，氢以下为正 原则上，表中任何两个电极反应所表示的电极都可以组成原则上，表中任何两个电极反应所表示的电极都可以组成原电池。原电池。 E池池 = E+ - E- 电池反应中：电池反应中： 正极的氧化型是氧化剂，它被还原成其还原型；而负极的还正极的氧化型是氧化剂，它被还原成其还原型；而负

27、极的还原型是还原剂，被氧化成其氧化型。原型是还原剂，被氧化成其氧化型。如：如：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu中，正极的氧化型中，正极的氧化型Cu2+是氧化剂，被还原成是氧化剂，被还原成Cu；负极的还原型；负极的还原型Zn是还原剂，被氧化成是还原剂，被氧化成Zn2+。 碱性介质中另有一张标准电极电势表碱性介质中另有一张标准电极电势表 如：如： 2H2O + 2e- = H2 + 2OH- E = -0.83 V Cu(OH)2 + 2e- = Cu + 2OH- E = -0.22 V 电极反应的通式为：氧化型电极反应的通式为：氧化型 + ze- = 还原型还原型 要点：要点：E (

28、氧化型氧化型/还原型还原型) ，表示氧化型物质氧化性，表示氧化型物质氧化性； E (氧化型氧化型/还原型还原型) ，表示还原型物质还原性，表示还原型物质还原性。 标准电极电势表标准电极电势表使用时的几点说明：使用时的几点说明： (1) 标准电极电势的符号是正或负，不因电极反应的写法而改变。标准电极电势的符号是正或负，不因电极反应的写法而改变。Zn2+ + 2e- = Zn E ( Zn2+ Zn)= - 0.763VZn - 2e- = Zn2+ E ( Zn2+/Zn)= - 0.763V(2) 标准电极电势仅适用于水溶液中，对非水溶液、高温反应、标准电极电势仅适用于水溶液中，对非水溶液、高

29、温反应、固相反应不适用。固相反应不适用。 (3) E是热力学数据，与反应速率无关。是热力学数据，与反应速率无关。(4) 标准电极电势的大小与电极反应式的计量系数无关。标准电极电势的大小与电极反应式的计量系数无关。(5) 一些电极在不同的介质中，电极反应和电极电势不同。一些电极在不同的介质中，电极反应和电极电势不同。 例例： 下下列列三三对对电电对对中中，在在标标准准状状态态下下哪哪个个是是最最强强的的氧氧化化剂剂？ MnO4- -/Mn2+、Hg2+/Hg、Cl2/Cl- - 解解： 查教材附录查教材附录12，得，得 E (MnO4- -/Mn2+) = + 1.49 V， E (Hg2+/H

30、g) = + 0.851 V， E (Cl2/Cl- -) = +1.3583 V E (MnO4- -/Mn2+)E (Cl2/Cl- -)E (Hg2+/Hg) 氧化剂由强到弱的顺序氧化剂由强到弱的顺序 MnO4- - Cl2 Hg2+ 7.1.4 电极电极反反应应式的配平式的配平离子离子-电电子法子法 氧化还原电对一般只写出其中氧化数有变化的物质，如：氧化还原电对一般只写出其中氧化数有变化的物质，如：Cu2+/Cu、Cr2O72-/Cr3+。电极反应式的配平就是要在氧化还原。电极反应式的配平就是要在氧化还原电对的基础上写出完整的电极反应式，这对电极电势和电动势电对的基础上写出完整的电极反

31、应式，这对电极电势和电动势的计算极其重要。的计算极其重要。 配平原则：配平原则： （1）电荷守恒：反应中氧化剂所得电子数必须等于还原剂）电荷守恒：反应中氧化剂所得电子数必须等于还原剂所失去的电子数；所失去的电子数； （2）质量守恒：根据质量守恒定律，方程式两边各种元素）质量守恒：根据质量守恒定律，方程式两边各种元素的原子总数必须各自相等，各物种的电荷数的代数和必须相等。的原子总数必须各自相等，各物种的电荷数的代数和必须相等。 例：例： 在酸性介质中配平电对在酸性介质中配平电对Cr2O72-/Cr3+的电极反应式。的电极反应式。 解：解：(1) 将氧化还原电对的氧化型写在左边，还原型写在右边将氧

32、化还原电对的氧化型写在左边，还原型写在右边Cr2O72- Cr3+ (2) 将氧化数有变化的元素的原子（和氧化数不变的非氢、将氧化数有变化的元素的原子（和氧化数不变的非氢、氧原子）配平氧原子）配平Cr2O72- 2Cr3+ (3) 在缺少在缺少n个氧原子的一侧加上个氧原子的一侧加上n个个H2O，以平衡氧原子，以平衡氧原子Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O (4) 在缺少在缺少n个氢原子的一侧加上个氢原子的一侧加上n个个H+，以配平氢原子，以配平氢原子Cr2O72- + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O (5) 加电子以平衡电荷，完成电极反应的配平加电子以平衡电荷，完成电极反应的配平Cr

33、2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 例例： 在酸性介质中配平电对在酸性介质中配平电对BiOCl/Bi的电极反应式。的电极反应式。 解：解：(1) 将氧化还原电对的氧化型写在左边，还原型写在右边将氧化还原电对的氧化型写在左边，还原型写在右边BiOClBi (2) 将氧化数有变化的元素的原子（和氧化数不变的非氢、将氧化数有变化的元素的原子（和氧化数不变的非氢、氧原子）配平氧原子）配平BiOClBi + Cl- (3) 在缺少在缺少n个氧原子的一侧加上个氧原子的一侧加上n个个H2O，以平衡氧原子，以平衡氧原子BiOClBi + Cl- + H2O (4) 在缺少在缺少

34、n个氢原子的一侧加上个氢原子的一侧加上n个个H+，以配平氢原子，以配平氢原子BiOCl + 2H+ Bi + Cl- + H2O (5) 加电子以平衡电荷，完成电极反应的配平加电子以平衡电荷，完成电极反应的配平BiOCl + 2H+ + 3e- = Bi + Cl- + H2O 例：例： 在碱性介质中配平电对在碱性介质中配平电对Ag2O/Ag的电极反应式。的电极反应式。 解：解：(1) 氧化型写在左边，还原型写在右边氧化型写在左边，还原型写在右边Ag2O Ag (2) 将氧化数有变化的元素的原子（和氧化数不变的非氢、将氧化数有变化的元素的原子（和氧化数不变的非氢、氧原子）配平氧原子）配平Ag2

35、O 2Ag (3) 在缺少在缺少n个氧原子的一侧加上个氧原子的一侧加上n个个H2O，以平衡氧原子，以平衡氧原子Ag2O2Ag + H2O (4) 在缺少在缺少n个氢原子的一侧加上个氢原子的一侧加上n个个H2O，同时在另一侧加，同时在另一侧加上上n个个OH-，以配平氢原子，以配平氢原子 Ag2O + 2H2O2Ag + H2O + 2OH- 即：即：Ag2O + H2O2Ag + 2OH- (5) 加电子以平衡电荷，完成电极反应的配平加电子以平衡电荷，完成电极反应的配平Ag2O + H2O + 2e- = 2Ag + 2OH- 注意介质条件注意介质条件：在酸性介质中不应出现碱性物质，如：在酸性介

36、质中不应出现碱性物质，如OH-、S2-等；在碱性介质中不应出现酸性物质，如等；在碱性介质中不应出现酸性物质，如H+、Zn2+等。等。 离子离子-电子法的关键电子法的关键：把氧化还原反应式表示成两个半反应式。：把氧化还原反应式表示成两个半反应式。在分别配平这两个半反应后，将其合并成为一个配平的氧化还在分别配平这两个半反应后，将其合并成为一个配平的氧化还原反应。原反应。 例：例： 配平氧化还原反应方程式配平氧化还原反应方程式MnO4- + H2SO3 Mn2+ + SO42- 解：从解：从H2SO3的存在形式，可以判断反应的介质是酸性。的存在形式，可以判断反应的介质是酸性。 (1) 将反应写成两个

37、电对将反应写成两个电对 MnO4- Mn2+ SO42- H2SO3 (2) 分别配平这两个电极反应分别配平这两个电极反应 MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O SO42- + 4H+ + 2e- = H2SO3 + H2O (3) 调整化学计量数，使两式中调整化学计量数，使两式中e-的计量数相等的计量数相等 2： 2MnO4- + 16H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O 5： 5SO42- + 20H+ + 10e- = 5H2SO3 + 5H2O(4) 两式相减，得两式相减，得 2MnO4- + 5 H2SO3 = 2Mn2+ + 5SO42- +

38、4H+ + 3H2O 例：例： 配平配平MnO4- + SO32- MnO42- + SO42- 解：从解：从SO32-的存在形式，可以判断反应的介质为碱性。的存在形式，可以判断反应的介质为碱性。 (1) MnO4- MnO42- SO42- SO32- (2) 分别配平这两个电极反应分别配平这两个电极反应 MnO4- + e- = MnO42- SO42- + H2O + 2e- = SO32- + 2OH- (3) 2-，得，得2MnO4- + 2e- = 2MnO42-SO42- + H2O + 2e- = SO32- + 2OH-2MnO4- + SO32- + 2OH- = 2MnO

39、42- + SO42- + H2O 7.2 电电池反池反应应的的热热力力学学 7.2.1 电动势电动势E和和电电池反池反应应的的rGm的的关关系系 化学反应化学反应Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu在烧杯中进行时，虽有电在烧杯中进行时，虽有电子转移，但生电流，属于恒温恒压无非体积功的过程。其自发子转移，但生电流，属于恒温恒压无非体积功的过程。其自发进行的判据为：进行的判据为：rG W电功等于电量与电势差之积，即：电功等于电量与电势差之积，即：W = qE 当反应进度为当反应进度为时，转移时，转移n摩尔电子，其电量摩尔电子，其电量q = nF（F = 96500 C/mol 法拉第常数）

40、，所以电功为：法拉第常数），所以电功为： W = nEF 一般认为电池反应的进行方式是可逆的，所以有：一般认为电池反应的进行方式是可逆的，所以有： -rG = W，即，即rG = - nEF 式子两边均除以反应进度式子两边均除以反应进度得：得： rG /= - nEF /，即：，即：rGm = - zEF 当各反应物均处于标准状态时有当各反应物均处于标准状态时有:rGm = - zEF E 0说明氧化还原反应可以以原电池的方式完成，由此可说明氧化还原反应可以以原电池的方式完成，由此可以计算出以计算出rGm 0，说明了该氧化还原反应在恒温恒压不做非，说明了该氧化还原反应在恒温恒压不做非体积功的条

41、件下可以自发进行。体积功的条件下可以自发进行。 7.2.2 E和和电电池反池反应应的的K的的关关系系由由rGm = -RTln K 和和rGm = - zEF可得：可得： zEF = RTln K 故：故： 换底得：换底得： 298 K时，可以写成：时，可以写成： 从而可以由从而可以由E求得氧化还原反应的平衡常数求得氧化还原反应的平衡常数K，以讨论反，以讨论反应进行的程度和限度。应进行的程度和限度。 例：例： 求反应求反应 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 298 K时的时的K。 解：利用电化学的方法，先将反应设计成原电池，求出电动势解：利用电化学的方法，先将反应设计成原电池，求出电

42、动势E，再求出，再求出K。 将反应分解成两个将反应分解成两个“半反应半反应”，并从表中查出其，并从表中查出其E。 Cu2+ + 2e- Cu E+ = +0.34 VZn2 + 2e- Zn E- = -0.76 VE池池 = E+ - E- 0.34 V (0.76V) = 1.10 V 因为因为 解得解得：K 2.01037 一些非氧化还原反应也可以设计成原电池，以求其一些非氧化还原反应也可以设计成原电池，以求其K。 例：例： 求反应求反应 AgCl Ag+ + Cl- 298 K时的时的K。 解：关键是设计原电池反应。解：关键是设计原电池反应。在反应式的两边各引进一个相关物质在反应式的两

43、边各引进一个相关物质Ag，方程式变成：，方程式变成： AgCl + Ag Ag+ + Ag + Cl- 分成为：分成为： AgCl + e- Ag + Cl- E+ +0.222 V Ag+ + e- Ag E- +0.800 V E池池 = E+ - E- 0.222V 0.800 V= -0.578 V 解得：解得：K 1.5810-10，这个就是，这个就是AgCl的的Ksp。7.2.3 E和和E的关系的关系Nernst方程方程1. 电动势的电动势的Nernst方程方程对于电池反应对于电池反应 aA + bB cC + dD 有化学等温式有化学等温式 rGm rGm + RTlnQ 其中：

44、其中： 将将rGm = - zEF 和和 rGm = - zEF 代入上式，得：代入上式，得： -zEF - zEF + RTlnQ故有故有换底得：换底得： 298K时 电动势的电动势的Nernst方程方程 电动势的电动势的Nernst方程反应了方程反应了298K时非标准电动势和时非标准电动势和标准电动势的关系，亦即在非标准浓度时电极电势标准电动势的关系，亦即在非标准浓度时电极电势偏离标准值的状况。偏离标准值的状况。 2. 电极电势的电极电势的Nernst方程方程将电池反应将电池反应 aA + bB cC + dD 分成两个电对的半反应分成两个电对的半反应: 正极正极 aA cC A：氧化性：

45、氧化性 C：还原型：还原型负极负极 dD bB D：氧化性：氧化性 B：还原型：还原型 其电子转移数为其电子转移数为z，则电池反应电动势的，则电池反应电动势的Nernst方程为：方程为： 将其改写为如下形式将其改写为如下形式 将正极和负极的数据分别归在一起，得：将正极和负极的数据分别归在一起，得： 对应有对应有 一般关系为：一般关系为： 电极电势的电极电势的Nernst方程方程 反应了反应了298K时非标准电极电势和标准电极电势的关系，或时非标准电极电势和标准电极电势的关系，或者说反映了电极电势与浓度的关系。者说反映了电极电势与浓度的关系。 注意：注意：Nernst方程中的方程中的氧化型氧化型

46、还原型还原型必须严格地必须严格地按着电极反应式写。按着电极反应式写。 使用使用Nernst 方程的规则：方程的规则： (1) 氧化型、还原型为参与电极反应的所有物质的相对浓度，氧化型、还原型为参与电极反应的所有物质的相对浓度，且浓度方次为其在电极反应中的系数。气体用相对分压表示。且浓度方次为其在电极反应中的系数。气体用相对分压表示。 (2) 电对中的固体、纯液体浓度为电对中的固体、纯液体浓度为1，不写出。，不写出。 (3) 浓度单位为浓度单位为molL-1；分压为；分压为KPa 由电极反应的能斯特由电极反应的能斯特Nernst方程可以看出：方程可以看出：c(氧化型氧化型)或或p(氧氧化型化型)

47、增大，电极电势增大；增大，电极电势增大；c(还原型还原型)或或p(还原型还原型)增大，电极电增大，电极电势减小。势减小。 例：例： Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 的的Nernst方程为：方程为： 298 K时反应时反应 2H+ + 2e- H2的的Nernst方程为方程为 例：写出下列电对的能斯特方程。例：写出下列电对的能斯特方程。 （1）Cu2+/Cu 电极反应电极反应 Cu2+ + 2e- = Cu （2）MnO2/Mn2+ 电极反应电极反应 MnO2 + 4H+ + 2e- = 2H2O + Mn2+ （3）O2/H2O 电极反应电极反应 O2

48、+ 4H+ + 2e- = 2H2O （4）AgCl/Ag电极反应电极反应 AgCl + e- = Ag + Cl- 例：已知例：已知:E(O2/OH-) = 0.4 V, 求求pH=13，pO2= 100kPa，10kPa时时电极反应电极反应(298K) O2 + H2O + 4e- = 4OH-的的E。 解：解： pOH = 1, OH-= 0.1 moldm-3 = 0.40 + 0.0592 = 0.459V 7.2.4 水溶液中离子的水溶液中离子的热热力力学学函函数数7.3 影影响电极电势响电极电势的因素的因素从电极电势的从电极电势的Nernst方程方程 可以看出，若电对可以看出，若

49、电对氧化型氧化型增大，则增大，则E增大，比增大，比E大；若电对大；若电对还原型还原型增大，则增大，则E减小，比减小，比E小。所以影响小。所以影响氧化型氧化型和和还原型还原型的因素，都将影响电极电势的值。的因素，都将影响电极电势的值。 7.3.1 酸度酸度对电极电势对电极电势的影的影响响 显然，若电极反应中若出现显然，若电极反应中若出现H+或或OH-时，酸度则会影响电极时，酸度则会影响电极的电极电势的电极电势E。 例：例： 标准氢电极的电极反应为：标准氢电极的电极反应为：2H+ + 2e- = H2 E = 0 V。若。若H2的分压保持不变，将溶液换成的分压保持不变，将溶液换成1.0 mol/L

50、 HAc，求其电极电势，求其电极电势E。 解：解：因为因为H2的分压保持不变，所以关键在于的分压保持不变，所以关键在于H+。 H+ = (cKa)1/2 = (1.01.810-5)1/2 代入代入Nernst方程得方程得： 解得：解得：E = -0.14 V。 例：例： 计算下面原电池的电动势。计算下面原电池的电动势。 (-) Pt H2(p) H+(10-3 molL-1)H+(10-2molL-1) H2(p) Pt (+) 正极和负极的反应均为：正极和负极的反应均为：2H+ + 2e- = H2 解：解：由公式由公式 得：得： 所以电动势为：所以电动势为： 因为正负极都为氢电极，所以因

51、为正负极都为氢电极，所以E+ = E- = 0 V，故，故E池池 = 0.059 V。 上面提到的电池的正极和负极都是氢电极，两极之间的上面提到的电池的正极和负极都是氢电极，两极之间的不同仅在于溶液的浓度有差别，这种电池为浓差电池。不同仅在于溶液的浓度有差别，这种电池为浓差电池。 正极进行的反应为正极进行的反应为 2H+（浓溶液中的）（浓溶液中的） + 2e- = H2负极进行的反应为负极进行的反应为 H2 = 2H+（稀溶液中的）（稀溶液中的） + 2e- 电池反应为：电池反应为：H+（浓溶液中的）（浓溶液中的）= H+（稀溶液中的）（稀溶液中的）即即H+从从浓溶液向稀溶液转移，当两池浓度相

52、等，即浓度差消失时，浓溶液向稀溶液转移，当两池浓度相等，即浓度差消失时，E池池 = 0。 上例中电动势也可以直接用电动势的上例中电动势也可以直接用电动势的Nernst方程计算。方程计算。 7.3.2 电势电势-pH图图 因为电极反应式中有因为电极反应式中有H+或或OH-时，其电极电势时，其电极电势E要受要受pH的的影响。以影响。以pH为横坐标，为横坐标，E值为纵坐标作图，即得该电极反应的值为纵坐标作图，即得该电极反应的电势电势-pH图图。 电对电对H3AsO4/H3AsO3的电极反应为：的电极反应为： H3AsO4 + 2H+ + 2e- = H3AsO3 + H2O E = 0.56 V 其

53、其Nernst方程为：方程为： 当当H3AsO4和和H3AsO3均处于标准状态时，有：均处于标准状态时，有： E = E + 0.059VlgH+ 即即：E = 0.056 - 0.059VpH 1电势电势-pH图的基本概念图的基本概念在在As线的上方电极电势高于电线的上方电极电势高于电对对H3AsO4/H3AsO3的的E值，所以值，所以H3AsO3将被氧化成将被氧化成H3AsO4；在；在在在As线的下方电极电势低于电线的下方电极电势低于电对对H3AsO4/H3AsO3的的E值，所以值，所以H3AsO4将被还原成将被还原成H3AsO3。所。所以以As线的上方氧化型线的上方氧化型H3AsO4稳稳

54、定，定，As线的下方还原型线的下方还原型H3AsO3稳定。稳定。 结论：结论：电对的电势电对的电势pH线的上方，是该电对的氧化型的稳定区。线的上方，是该电对的氧化型的稳定区。电对的电势电对的电势pH线的下方，是该电对的还原型的稳定区。线的下方，是该电对的还原型的稳定区。 同样对于电对同样对于电对I2/I-的电极反应为：的电极反应为：I2 + 2e- = 2I- E = 0.54 V 由图可显著看出：由图可显著看出： 当当pH=0或在更强的酸性介质中，电或在更强的酸性介质中，电对对H3AsO4/H3AsO3的电极电势高于电对的电极电势高于电对I2/I-的电极电势。体系将发生的反应是的电极电势。体

55、系将发生的反应是H3AsO4氧化氧化I-，还原产物为，还原产物为H3AsO3，氧，氧化产物为化产物为I2。 当当pH=1或在或在pH更大些的介质中，更大些的介质中，电对电对H3AsO4/H3AsO3的电极电势低于电的电极电势低于电对对I2/I-的电极电势。体系将发生的反应的电极电势。体系将发生的反应是是H3AsO3还原还原I2，还原产物为，还原产物为I-，氧化，氧化产物为产物为H3AsO4。 2. H2O体系的电势体系的电势-pH图图 一种物质可能出现在几个不同的电对中，若将这几个点点一种物质可能出现在几个不同的电对中，若将这几个点点的电势的电势-pH图画在同一个坐标系中，便可以得到这种物质的

56、较图画在同一个坐标系中，便可以得到这种物质的较为全面的电势为全面的电势-pH图。图。 电对电对H2O/H2的电极反应为：的电极反应为：2 H+ +2e- = H2 E = 0 V 当当H2处于标准状态时，该电极的处于标准状态时，该电极的Nernst方程为：方程为： 即即：E = E + 0.059VlgH+ = - 0.059VpH。 O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O E = 1.23 V 当当 O2处于标准状态时，处于标准状态时，该电极的该电极的Nernst方程为方程为： 电对电对O2/H2O的电极反应为：的电极反应为：即即：E = E + 0.059VlgH+ = E - 0.0

57、59VpH = 1.23 V- 0.059VpH。 由于动力学原因，由于动力学原因，H2O的稳定区比的稳定区比a线和线和b线所规定的区线所规定的区域要大。实际区域是域要大。实际区域是a线向下，线向下，b线向上各移动线向上各移动0.5 V，即即a和和b所规定的区域。所规定的区域。 添加两个电极反应的电势添加两个电极反应的电势-pH图图 F2 + 2e- = 2F- E = 2.87 V (F线)Ca2+ + 2e- = Ca E = -2.87 V (Ca线) F线在氧线的上方，所以电对线在氧线的上方，所以电对F2/F-的氧的氧化型可以化型可以F2将电对将电对O2/H2O的还原型氧的还原型氧化成

58、化成O2，而自身被还原为，而自身被还原为F-。即。即2F2 + H2O = 4H+ + O2。 Ca线在氢线的下方，所以电对线在氢线的下方，所以电对H2O/H2的氧化型的氧化型H2O可以将电可以将电对对Ca2+/Ca的还原型的还原型Ca氧化成氧化成Ca2+，而自身被还原为，而自身被还原为H2。 F2和和Ca在水中是不能稳定存在的。所以尽管在水中是不能稳定存在的。所以尽管F2和和Ca是很强的氧化剂和还原剂，但不能在水溶液中使用。是很强的氧化剂和还原剂，但不能在水溶液中使用。 而而KMnO4/Mn2+的电对的电极电势的电对的电极电势E = 1.51 V，这个值落在，这个值落在了了a和和b之间的区域

59、内，所以之间的区域内，所以KMnO4在水中可作为重要的氧化在水中可作为重要的氧化剂使用。但由于没有落在剂使用。但由于没有落在a和和b之间所规定的热力学稳定区内，之间所规定的热力学稳定区内，故故KMnO4在水溶液中不能稳定存在。在水溶液中不能稳定存在。 3. 铬体系的电势铬体系的电势-pH图图7.3.3 沉淀生成沉淀生成对电极电势对电极电势的影的影响响 由于沉淀剂的加入，使得电对中的物质浓度因沉淀生成而由于沉淀剂的加入，使得电对中的物质浓度因沉淀生成而发生变化，必将引起电极电势的变化。发生变化，必将引起电极电势的变化。 例：例： 向标准向标准 Ag+ Ag电极中加入电极中加入KCl，使得，使得C

60、l- = 0.01 mol/L，求，求E值。值。 解：解： 由反应由反应AgCl = Ag+ + Cl-得：得：Ksp = Ag+Cl- = 1.7710-10 所以：所以：Ag+ = Ksp/Cl- = 1.7710-10/0.01 = 1.7710-8 将将Ag+代入电极反应代入电极反应Ag+ + e- = Ag的的Nernst方程方程 得：得：E = E + 0.059Vlg1.7710-8 = 0.343V。 例：例： 已知已知Ag+ + e- = Ag的的E = 0.800 V，Ksp(AgI) = 8.5210-17求求AgI + e- = Ag + I-的的E值。值。 解：解：

61、由反应由反应 AgI = Ag + I-得：得：Ksp = Ag+I- = 8.5210-17 所以：所以：Ag+ = Ksp/I- = 8.5210-17/1 = 8.5210-17。 将将Ag+代入电极反应代入电极反应Ag+ + e- = Ag 的的Nernst方程中，得：方程中，得： E = E + 0.059VlgAg+ = 0.800V + 0.059Vlg8.5210-17 = -0.148V。 氧化型与沉淀剂结合生成沉淀，氧化型与沉淀剂结合生成沉淀，氧化型氧化型变小，导致变小，导致E值值减小；若氧化型生成类型相同的沉淀，则沉淀物的减小；若氧化型生成类型相同的沉淀，则沉淀物的Ksp

62、越小，越小，会导致会导致E值便得越小。值便得越小。 若还原型生成沉淀，其浓度变小，若还原型生成沉淀，其浓度变小，E值增大。若氧化型和值增大。若氧化型和还原型同时生成沉淀，则需通过计算得知还原型同时生成沉淀，则需通过计算得知E值的变化情况。值的变化情况。 由于某物质的加入，使得电对中的物质浓度因配位化合由于某物质的加入，使得电对中的物质浓度因配位化合物的生成而发生变化，也将引起物的生成而发生变化，也将引起E值的改变。值的改变。 7.4 化化学电学电源源与电与电解解7.5 图图解法解法讨论电极电势讨论电极电势7.4.1 化化学电学电源源简简介介7.4.2 分解分解电压与电压与超超电压电压7.5.1

63、 元素元素电势图电势图 当某元素可以形成三种或三种以上氧化值的物种时，这些物当某元素可以形成三种或三种以上氧化值的物种时，这些物种可以组成多种不同的电对，各电对的标准电极电势可用图的种可以组成多种不同的电对，各电对的标准电极电势可用图的形式表示出来，这种图叫做元素电势图。形式表示出来，这种图叫做元素电势图。 在特定的在特定的pH条件下（经常以条件下（经常以pH = 0和和pH = 14两条件）将两条件）将元素各种氧化数的存在形式依氧化数降低的顺序从左到右写出元素各种氧化数的存在形式依氧化数降低的顺序从左到右写出来，各不同氧化数物种之间用直线连接起来，在直线上标明两来，各不同氧化数物种之间用直线

64、连接起来，在直线上标明两种不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势，种不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势，E。便得到。便得到该元素的元素电势图，也叫拉提莫（该元素的元素电势图，也叫拉提莫（Latimer）图。）图。 如溴在酸和碱性溶液中的电势图分别为：如溴在酸和碱性溶液中的电势图分别为： 1酸性的强弱酸性的强弱 可根据元素各氧化数存在的形式判断酸的强弱。可根据元素各氧化数存在的形式判断酸的强弱。 2电对的电极电势电对的电极电势 相邻氧化态构成的电对的电极电势在元素电势图中直接读相邻氧化态构成的电对的电极电势在元素电势图中直接读出。但图中不相邻两个氧化态的电对的电极电势如何求得？出。但图中

65、不相邻两个氧化态的电对的电极电势如何求得？ 例如：例如： 已知：已知：IO3- + 5H+ + 4e- = HIO + 2H2O (1) E1 = 1.14 V HIO + H+ + e- = 1/2 I2 + H2O (2) E2 = 1.45 V IO3- + 6H+ + 5e- = 1/2 I2 + 3H2O (3) E3 = ? 由于电极反应（由于电极反应（3）=（1）+（2），故有：），故有： rGm (3) = rGm (1) +rGm (2) 类似于电动势的公式类似于电动势的公式rGm = - zEF，可以写出电极电势的公式，可以写出电极电势的公式: rGm = - zEF 于是

66、有：于是有： rGm (3) = - 5E3F； rGm (1) = - 4E1F；rGm (2) = - E2F 将上面三式代入将上面三式代入rGm (3) = rGm (1) +rGm (2)得：得： - 5E3F =（- 4E1F）+（- E2F）整理得：）整理得： E3不能通过不能通过E1 和和E2的简单相加得到，而要利用的简单相加得到，而要利用G进行转进行转换，才能得到正确的结果。换，才能得到正确的结果。 结论：结论：对于对于 3判断某种氧化态的稳定性判断某种氧化态的稳定性对于氯元素的对于氯元素的EB/V图的一部分图的一部分ClO- + H2O + e- = 1/2 Cl2 + 2O

67、H- E1 = 0.40 V （1）1/2 Cl2 + e- = Cl- E2 = 1.36 V （2）意味着：意味着： 若由这两个电极组成原电池，因若由这两个电极组成原电池，因E1 E(左左)，则，则B会发生歧化反应，会发生歧化反应，B不稳定。但不稳定。但如果如果E(右右) k（右）（右） 即电对即电对I2/I-的电极电势大于电对的电极电势大于电对IO- /I2的电极电势，相当于的电极电势，相当于: 若某一个氧化态位于两侧两个氧化态的连线的上方，则该若某一个氧化态位于两侧两个氧化态的连线的上方，则该氧化态不稳定，将发生歧化反应；相反，若某一个氧化态位于氧化态不稳定，将发生歧化反应；相反，若某一个氧化态位于两侧两个氧化态的连线的下方，则该氧化态稳定，而位于两侧两侧两个氧化态的连线的下方，则该氧化态稳定，而位于两侧的两氧化态将发生逆歧化反应。的两氧化态将发生逆歧化反应。 1 1. . 氧化还原反应氧化还原反应氧化还原反应氧化还原反应2 2. . 电极电势电极电势电极电势电极电势 原电池原电池 电极电势的产生、测定、理论计算、影响电极电势电极电势的产生、测定、理论计算、影响电极电势的因素和电极电势的应用的因素和电极电势的应用3 3. . 元素标准电极电势图及其应用元素标准电极电势图及其应用元素标准电极电势图及其应用元素标准电极电势图及其应用本章小本章小结结