氧化还原反应与电化学分析

1、氧化还原反应与电化学氧化还原反应与电化学 电化学是研究电能和化学能之间相互电化学是研究电能和化学能之间相互转化及转化过程中有关规律的科学。电转化及转化过程中有关规律的科学。电化学工业已成为国民经济的重要组成部化学工业已成为国民经济的重要组成部分。分。 简简 介介 氧化还原反应是化学反应中最重要的氧化还原反应是化学反应中最重要的一类一类, 反应的基本特点是在反应物之间发反应的基本特点是在反应物之间发生电子的传递，即反应物的原子或离子生电子的传递，即反应物的原子或离子发生氧化数改变发生氧化数改变 。 1. 氧化还原及氧化数的基本概念；氧氧化还原及氧化数的基本概念；氧化还原反应方程式的配平；化还原反

2、应方程式的配平； 2.电极的种类及表示方法；电极反应电极的种类及表示方法；电极反应方程式的书写；方程式的书写； 3.原电池及电解池的表示方法；原电原电池及电解池的表示方法；原电池及电解池中电极符号；电池反应的书池及电解池中电极符号；电池反应的书写方法；写方法； 4.电解过程法拉第定律，电流效率及电解过程法拉第定律，电流效率及有关计算；有关计算； 本部分所要掌握的主要内容本部分所要掌握的主要内容 5.电极电势及标准电极电势的概念及电极电势及标准电极电势的概念及影响因素；影响因素； 6.氧化剂、还原剂强弱的判断；氧化氧化剂、还原剂强弱的判断；氧化还原反应方向的判断；还原反应方向的判断； 7. 电解

3、与电镀过程的基本概念，电解电解与电镀过程的基本概念，电解过程析出物质的顺序；过程析出物质的顺序； 8. 一些常见化学电源一些常见化学电源 9. 金属电化学腐蚀的原理及基本防腐金属电化学腐蚀的原理及基本防腐方法。方法。本部分所要掌握的主要内容本部分所要掌握的主要内容2. 氧化还原电对氧化还原电对 把一个还原型物种把一个还原型物种(电子给体电子给体)和一个氧化型物种和一个氧化型物种(电子受体电子受体)称为氧化还原电对：称为氧化还原电对： 在书写半反应时，要把电对的在书写半反应时，要把电对的氧化型物种写在左边，氧化型物种写在左边，还原型物种写在右边。还原型物种写在右边。氧化型氧化型+ ze- 还原型

4、还原型Fe3+(aq)+e- Fe2+(aq)Fe2+(aq)+2e- Fe(s) 一、氧化还原反应一、氧化还原反应1.氧化与还原氧化与还原 任何一个氧化还原反应都可看作是任何一个氧化还原反应都可看作是两个半反应之和两个半反应之和。例如，铜的氧化反应可以看成是两个半反应的结果：例如，铜的氧化反应可以看成是两个半反应的结果：Cu(s)-2e- =Cu2+ O2(g)+2e- =O2-确定氧化数的一般原则是：确定氧化数的一般原则是： a. 任何形态的单质中元素的氧化数等于零。任何形态的单质中元素的氧化数等于零。 b. 多原子分子中，所有元素的氧化数之和等于多原子分子中，所有元素的氧化数之和等于零。

5、零。 c. 单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数。单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数。多原子离子中所有元素的氧化数之和等于该离多原子离子中所有元素的氧化数之和等于该离子所带的电荷数。子所带的电荷数。 3. 元素的氧化数元素的氧化数 指某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是假设把每个指某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是假设把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 d. 在共价化合物中，可按照元素电负性的在共价化合物中，可按照元素电负性的大小，把共用电子对归属于电负性较大的那大小，把共用电子对归属于电负性较大的那个原子，然后再由各原子的电荷数

6、确定它们个原子，然后再由各原子的电荷数确定它们的氧化数。的氧化数。 e. 氢在化合物中的氧化数一般为氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在，但在金属氢化物中，氢的氧化数为金属氢化物中，氢的氧化数为-1。氧在化合。氧在化合物中的物中的 氧化数一般为氧化数一般为-2，但在过氧化物为，但在过氧化物为-1, 在超氧化物中为在超氧化物中为-1/2。 f. 氟在化合物中的氧化数皆为氟在化合物中的氧化数皆为-1 。 4. 氧化还原方程式的配平氧化还原方程式的配平二、原电池和电极二、原电池和电极1. 原电池原电池 在硫酸铜溶液中放入一片锌，将发在硫酸铜溶液中放入一片锌，将发生下列氧化还原反应：生下列氧化还原反应

7、： 这个反应同时有热量放出，这是化学这个反应同时有热量放出，这是化学能转变为热能的结果。这一反应也可在能转变为热能的结果。这一反应也可在图图1所示的装置中进行。所示的装置中进行。 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu图图1 铜锌原电池铜锌原电池这种装这种装置能将置能将化学能化学能转变成转变成为电能，为电能，称为原称为原电池。电池。KCl(aq) 在两电极上进行的反应分别是：在两电极上进行的反应分别是： 负负极反应：极反应：Zn = Zn2+ + 2e- (氧化氧化反应反应)正正极反应：极反应：Cu2+ + 2e- = Cu (还原还原反应反应)电池反应电池反应 Zn + Cu2+ = Z

8、n2+ + Cu 正极和负极：正极和负极：根据电位高低来判断，电位根据电位高低来判断，电位高的为正极，低的为负极，电流方向由正极高的为正极，低的为负极，电流方向由正极向负极，电子由负极向正极移动。向负极，电子由负极向正极移动。阴极和阳极：阴极和阳极：根据电极反应判断，发生氧化根据电极反应判断，发生氧化反应的为阳极，发生还原反应的为阴极。反应的为阳极，发生还原反应的为阴极。2. 原电池的表示方法原电池的表示方法 原电池由两个半电池组成，在上述铜原电池由两个半电池组成，在上述铜锌原电池中，烧杯锌原电池中，烧杯中的锌和锌盐溶液中的锌和锌盐溶液组成一个半电池，烧杯组成一个半电池，烧杯 中的铜和铜盐中的

9、铜和铜盐溶液组成另一个半电池，溶液组成另一个半电池，两个半电池用两个半电池用盐桥连接盐桥连接。为了方便，在电化学中通常。为了方便，在电化学中通常表示为：表示为： Cu)L/mol1 (CuSO)L/mol1 (ZnSOZn44a.负极在左，正极在右；负极在左，正极在右；b. 单垂线单垂线“”表示界面；表示界面；c. 双垂线双垂线“?”表示盐桥；表示盐桥；e. 标注所有影响电极电势（电动势）的标注所有影响电极电势（电动势）的因素，如物质状态，电解质浓度等。因素，如物质状态，电解质浓度等。d. 标注温度和压力；标注温度和压力；原电池的表示的一般方法为：原电池的表示的一般方法为：Cu)L/mol1

10、(CuSO)L/mol1 (ZnSOZn443. 电极及电极种类电极及电极种类 原电池总是由两个半电池组成，半原电池总是由两个半电池组成，半电池又可称为电池又可称为电极电极。常见电极可分为。常见电极可分为三大类：三大类： 第一类电极：第一类电极：金属与其阳离子组成的电极金属与其阳离子组成的电极氢电极氢电极氧电极氧电极卤素电极卤素电极汞齐电极汞齐电极 第二类又称难溶盐电极：第二类又称难溶盐电极：第三类又称氧化第三类又称氧化-还原电极：还原电极： 书写电极反应和电池反应时，书写电极反应和电池反应时，应注意应注意物量和电量的同时平衡物量和电量的同时平衡。例如原电池：。例如原电池：(-) (Pt) I

11、2(s)I-(a1)Fe3+(a2), Fe2+(a3) (Pt) (+) Fe3+(a2) + 2I-(a1) I2(s) + Fe2+(a3) 电池反应：电池反应： 而应是而应是 2Fe3+(a2) + 2I-(a1) I2(s) + 2Fe2+(a3)是不正确的，是不正确的，三、电极电势及其应用三、电极电势及其应用电流方向电流方向锌锌电极电极电势较电极电极电势较低低铜铜电极电极电势较电极电极电势较高高 (Cu2+/Cu) (Zn2+/Zn) 1. 电极电势电极电势 原电池中有电流，表明原电池有电位差原电池中有电流，表明原电池有电位差(即电池即电池电动势电动势)构成两电极的电位不等构成两电

12、极的电位不等(电极电势之差电极电势之差)：E 0 = 0(+) 0 (-) = 0(Cu2+/Cu) 0 (Zn2+/Zn)原电池电动势原电池电动势等于两电极的电极电势之差：等于两电极的电极电势之差：E = (+) (-)= (Cu2+/Cu) (Zn2+/Zn) 当电极反应中所涉及的物质处于当电极反应中所涉及的物质处于标标准态准态时时(各物质的浓度为各物质的浓度为1个单位，气体个单位，气体的压力为的压力为1标准压力，固体为纯态标准压力，固体为纯态)，此，此时电极电势为时电极电势为“标准电极电势标准电极电势”( 0 )2. 标准氢电极标准氢电极标准氢电极标准氢电极规定：氢气压力为规定：氢气压力

13、为1标准压力、溶液标准压力、溶液中中H+活度为活度为1时的氢电极。时的氢电极。Pt|H2(p0)|a(H+)=1 规定标准氢规定标准氢电极的电极电极的电极电势为零。电势为零。电极反应电极反应 2H+ + 2e = H2 3. 标准电极电势标准电极电势 规定规定：将标准氢电极作为负极，待测电极为正极，组成：将标准氢电极作为负极，待测电极为正极，组成电池电池.Pt|H2(p0)|a(H+)=1| |待测电极待测电极此电池的电动势即为待测电极的电极电势。此电池的电动势即为待测电极的电极电势。 标准电极电势标准电极电势：待测电极中各反应组分均处待测电极中各反应组分均处于各自的标准态时的电极电势。于各自

14、的标准态时的电极电势。E 0 = 0(Cu2+/Cu) - 0 H+/H2)= +0.340 V 0(Cu2+/Cu) = 0.340 V标准电极电势表标准电极电势表二类标准电极二类标准电极氢电极使用不方便，用有确定电极势的甘汞电极作二级标准电极。Cl-(aCl-)|Hg2Cl2|HgHg2Cl2 + 2e 2Hg+2Cl-应用能斯特方程式时，注意：应用能斯特方程式时，注意： 式中式中氧化型氧化型 、还原型还原型的浓度应包括半的浓度应包括半反应中的所有物质；反应中的所有物质； 浓度或分压上要有与计量数相同的指数；浓度或分压上要有与计量数相同的指数； 气体用压力表示，纯固体、纯液体的浓度气体用压

15、力表示，纯固体、纯液体的浓度作为常数作为常数 (数值为数值为1)处理。处理。 = 0 +n0.0592lg氧化型氧化型还原型还原型当当T298.15 K时时 (25oC)nFRTln氧化型氧化型还原型还原型 = 0 +能斯特方程能斯特方程 :4. 4. 外因对电极电势的影响外因对电极电势的影响( (物质浓度的影响物质浓度的影响) )如对于如对于Fe3+ + eFe2+ 或电对或电对 Fe3+/Fe2+ 的的电极电势电极电势 (Fe3+/Fe2+) = 0(Fe3+/Fe2+)+ (0.0592/1)lgc(Fe3+)/c(Fe2+) = 0 +n0.0592lg氧化型氧化型还原型还原型c(Fe

16、3+)/c(Fe2+)的比值的比值改变，可使改变，可使 改变改变(-) Pt| Fe3+(0.001 M),Fe2+(1M) | | Fe3+(1M) ,Fe2+(0.001M)|Pt (+)0.3552 VMnO4-5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O 0 + lg0.05925 MnO4 H+8Mn2+ AgCl(s) + e = Ag + Cl-(m)AgClClAg0ccclnFRTCl0clnFRT5. 电极电势的应用电极电势的应用(1) 判断氧化剂、还原剂的相对强弱。判断氧化剂、还原剂的相对强弱。 值越大，电对中氧化型物质值越大，电对中氧化型物质(氧化剂氧化剂)的氧的氧化能

17、力越强，还原型物质的还原能力越弱。化能力越强，还原型物质的还原能力越弱。 值越小，电对中还原型物质值越小，电对中还原型物质(还原剂还原剂 )的还的还原能力越强，氧化型物质的氧化能力越弱。原能力越强，氧化型物质的氧化能力越弱。 例例:要把要把Fe2+与与Co2+和和Ni2+分离，首分离，首先要把先要把Fe2+氧化为氧化为Fe3+，然后使，然后使Fe3+以黄以黄钠铁矾钠铁矾NaFe(SO4)2 12H20从溶液中沉淀从溶液中沉淀析出。析出。 因而要选择一种只能将因而要选择一种只能将Fe2+氧化为氧化为Fe3+，而不能氧化，而不能氧化Co2+和和Ni2+的氧化剂。的氧化剂。从标准电极电势表查得：从标

18、准电极电势表查得： (ClO-/Cl- )和和 ( ClO3-/Cl-)介于铁电极和钴及镍电极电介于铁电极和钴及镍电极电极电势之间极电势之间; 5. 电极电势的应用电极电势的应用 在酸性溶液中使用氯酸钠或次氯酸在酸性溶液中使用氯酸钠或次氯酸钠作为氧化剂，钠作为氧化剂， Fe2+可被氧化，而可被氧化，而Co2+和和Ni2+则不能。则不能。5. 电极电势的应用电极电势的应用NaClO3+6FeSO4+3H2SO4 = NaCl+3Fe2(SO4)3+3H2ONaClO+2FeSO4+H2SO4 =NaCl+Fe2(SO4)3+H2O H2O2 +2H+ +2e = 2H2O 0 = 1.776V

19、O2 +2H+ +2e = H2O2 0 = 0.595V 判断判断H2O2的氧化性的氧化性用用 (O的价态由的价态由-1减小减小到到-2。H2O2是氧化剂，本身被还原是氧化剂，本身被还原)。(2) 选用不同的电对的电极电势选用不同的电对的电极电势 判断判断H2O2的还原性的还原性用用 (O的价态由的价态由0减小减小到到-1，O2是氧化剂；是氧化剂；H2O2是还原剂是还原剂(态态)。5. 电极电势的应用电极电势的应用 0(+) 0(-) 反应可自发反应可自发(3) 氧化还原反应对应的原电池电动势大于氧化还原反应对应的原电池电动势大于0，反应可以自发进行。，反应可以自发进行。即即 (+) (-)

20、 反应可自发反应可自发E = (+) (-) 0 标准态时标准态时(4) 求氧化还原反应的平衡常数求氧化还原反应的平衡常数 0592.0)()(nKlg000592.0nE0n：电池反应式中的电子转移数，：电池反应式中的电子转移数， 0(+) 、 0(-)为电池中两电极的标准电极电势为电池中两电极的标准电极电势 a. 难溶盐溶解度和溶度积的电化学测定难溶盐溶解度和溶度积的电化学测定方法方法: 将沉淀反应设计成电池反应，通过将沉淀反应设计成电池反应，通过测定电池的电动势，即可求出难溶盐的测定电池的电动势，即可求出难溶盐的溶解度和溶解度和Ksp. 5. 电极电势的应用电极电势的应用lgK= 0.5

21、77/0.0592 = 9.7466Ksp= 1.81010例例: 设计电池计算设计电池计算AgCl(s)的溶解度。的溶解度。() Ag|Ag+(1mol L-1)Cl(1mol L-1)|AgCl|Ag(+) 正极反应正极反应 AgCl(s) + e- = Ag + Cl 负极反应负极反应 Ag = Ag+ + e- 测得电池的电动势测得电池的电动势 E = 0.577VCl可可换为换为X电池反应电池反应 AgCl(s) = Ag+ + ClAgCl(s)的溶解度：的溶解度：c = K1/2 = 1.34105 mol/L 对于这类沉淀反应，一般常常将金属离子对于这类沉淀反应，一般常常将金属

22、离子设为还原反应，含有难溶盐物质的设为氧化设为还原反应，含有难溶盐物质的设为氧化反应。反应。2222ClHgCl2HgHg2e2Hg2222ClHge2Cl2Hg2组成电池为组成电池为Hg)m(Hg)m(Cl) s (ClHgHg222122lgK= lgKsp = nE0/0.0592b. 对于中和反应的平衡常数对于中和反应的平衡常数(水的离子积水的离子积KW)：OHOHH2A. 用氢气电极用氢气电极Pt)p, g(H)m(H)m(OH)p, g(HPt2212正极反应正极反应 2H+ + 2e- H2 负极反应负极反应 H2 + 2OH- - 2e- 2H2OlgK = lgKW = nE

23、0/0.0592B. 用氧气电极用氧气电极Pt)p, g(O)m(H)m(OH)p, g(OPt2212正极反应正极反应 4H+ + O2 + 4e- = 2H2O 负极反应负极反应 4OH- - 4e- = 2H2O + O2 lgK = lgKW = nE0/0.0592 如果一种元素有几种氧化态，就可形成如果一种元素有几种氧化态，就可形成多种氧化还原电对。如铁有多种氧化还原电对。如铁有0，+2，+3和和+6等氧化态，因此就有下列几种电对及相应的等氧化态，因此就有下列几种电对及相应的标准电极电势：标准电极电势：6. 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半反应半反应 0 把同

24、种元素不同氧化态间的标准电把同种元素不同氧化态间的标准电极电势按照由高到低的顺序排成图解：极电势按照由高到低的顺序排成图解： 这种表示一种元素各种氧化态之间标这种表示一种元素各种氧化态之间标准电极电势关系的图解叫做元素电势图，准电极电势关系的图解叫做元素电势图，又称拉蒂默又称拉蒂默(Latimer)图。图。6. 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FeFeO42-Fe3+2.20V0.771VFe2+-0.447V0.037V 以锰在酸性以锰在酸性(pH0)和碱性和碱性(pH14)介介质中的电势图为例：质中的电势图为例： (1) 判断氧化剂的强弱判断氧化剂的强弱酸性溶液酸性溶液

25、6. 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1.679V1.507V1.224VMnO4-MnO42-MnO2Mn3+Mn2+0.558V2.24V0.907V1.541VMn-1.185V 碱性溶液碱性溶液-0.045VMnO4-MnO42-MnO2Mn(OH)3Mn(OH)20.558V0.60V-0.2V0.15V0.595VMn-1.55V 电极电势越低，低价态的物质电极电势越低，低价态的物质越容易被氧化；电极电势越高，高越容易被氧化；电极电势越高，高价态的物质越容易被还原。价态的物质越容易被还原。 (2) 判断是否发生歧化反应判断是否发生歧化反应 歧化反应是指元素本身发

26、生氧化还原歧化反应是指元素本身发生氧化还原反应。根据元素电势图可判断能否发生反应。根据元素电势图可判断能否发生歧化反应，一般来说，对于：歧化反应，一般来说，对于：左左右右即能发生歧化反应。即能发生歧化反应。 0左左 0右右ABC 0右右 0左左 例如根据锰的电势图可以判断，在酸例如根据锰的电势图可以判断，在酸性溶液中性溶液中MnO4 2-可以发生歧化反应：可以发生歧化反应： 在碱性溶液中在碱性溶液中Mn(OH)3可发生歧化可发生歧化反应：反应：3MnO42-+4H+=2MnO4-+MnO2+2H2O2Mn(OH)3 = Mn(OH)2+MnO2+2H2O (3) 从相邻电对的电极电势求另一电从

27、相邻电对的电极电势求另一电对的电极电势：对的电极电势：例如，在碱性溶液中溴的电极电势：例如，在碱性溶液中溴的电极电势：0.54V0.45V1.066VBrO3-BrO-Br2Br-？电对电对BrO3-/Br-的半反应：的半反应：BrO3-+3H2O 6e- Br-+ 6OH- 0(BrO3-/Br-)=(40.54)+(10.45)+(11.066)6V 0.61V1. 电解池电解池四、电解及电镀四、电解及电镀负极：负极：Cu22e Cu，发生还原反应，为阴极；发生还原反应，为阴极；正极：正极：4OH4e 2H2OO2，发生氧化反应，为阳极。发生氧化反应，为阳极。 2.法拉第定律内容法拉第定律

28、内容 M z+ +ze-M z是出现在电极反应式中的电子计量系数。此时，若通是出现在电极反应式中的电子计量系数。此时，若通过的电量为过的电量为Q 时，所沉积出该金属的物质的量时，所沉积出该金属的物质的量(法拉第法拉第定律的数字表达式定律的数字表达式) n=Q/zF 或或Q=nzF所沉积的金属的质量为所沉积的金属的质量为m, m=nM=QM/zF 式中，式中，F 称为法拉第常数，称为法拉第常数，F=96484.6Cmol-1 96500 Cmol-1Q 通过电池的总电量通过电池的总电量n 析出物质的析出物质的mol数数Z 电子计量系数（析出物质所带电荷数）电子计量系数（析出物质所带电荷数）3.

29、电流效率（电能效率）电流效率（电能效率） 指电解过程中析出一定数量的某物质指电解过程中析出一定数量的某物质理论所需电量（电流）与实际消耗电量理论所需电量（电流）与实际消耗电量（电流）之比。（电流）之比。 4.分解电压分解电压 使用Pt电极电解H2O，加入中性盐用来导电，实验装置如图所示。逐渐增加外加电压，由安培计G和伏特计V分别测定线路中的电流强度I 和电压E，画出I-E曲线。外加电压很小时，几乎无电流通过，阴、阳极上无H2气和氧气放出。随着E的增大，电极表面产生少量氢气和氧气，但压力低于大气压，无法逸出。所产生的氢气和氧气构成了原电池，外加电压必须克服这反电动势，继续增加电压，I 有少许增加

30、，如图中1-2段。当外压增至2-3段，氢气和氧气的压力等于大气压力，呈气泡逸出，反电动势达极大值 Eb,max。再增加电压，使I 迅速增加。将直线外延至I =0处，得E(分解)值，这是使电解池不断工作所必需外加的最小电压，称为分解电压。 电解质溶液发生电解时所必须加的最小电压，称电解质溶液发生电解时所必须加的最小电压，称为分解电压为分解电压。 分解电压产生的原因：分解电压产生的原因：4H+(aq) + 4e- 2H2(g)4OH- 2H2O(l) + O2(g) + 4e-PtH2(p0) H2SO4(1molL-1) O2(p0）PtH2(g) 2H+(aq) +2e-O2(g) + 2H2

31、O(l) + 4e-4OH-(aq) 实际实际 测得的分解电压是测得的分解电压是1.67 V，比理论分解电压，比理论分解电压高很多，这种现象称为极化作用。高很多，这种现象称为极化作用。=0.401V+0.059 lg 1013 = 1.229V20OH20H2/10O0H0/P/PP/Plg2059.022ccccEE 原电池中进行的电极反应，是电解池中电极上原电池中进行的电极反应，是电解池中电极上进行反应的逆过程，电动势与外加电压数值相等进行反应的逆过程，电动势与外加电压数值相等而方向相反。要使电解顺利地进行，外加电压必而方向相反。要使电解顺利地进行，外加电压必须超过这一相反方向的电动势。因

32、此，理论上的须超过这一相反方向的电动势。因此，理论上的分解电压可通过原电池电动势计算出来：分解电压可通过原电池电动势计算出来： 电解产物的判别：电解时若阳极和阴极可能发电解产物的判别：电解时若阳极和阴极可能发生多种反应，则阳极优先析出析出电势低的物质；生多种反应，则阳极优先析出析出电势低的物质；阴极优先析出析出电势高的物质。阴极优先析出析出电势高的物质。 极化作用是指实际析出电势偏离理论析出电势的现象。极化作用是指实际析出电势偏离理论析出电势的现象。一般来说，固体极化作用很小；而气体的极化作用很大。一般来说，固体极化作用很小；而气体的极化作用很大。5.极化作用及电解产物的判别极化作用及电解产物

33、的判别6.电镀电镀 电镀是电解的实际应用的一种，电镀的典型应电镀是电解的实际应用的一种，电镀的典型应用主要有以下几种：用主要有以下几种：金属的电镀：防腐及增加机械强度等；金属的电镀：防腐及增加机械强度等；铝及其合金的电化学氧化及表面着色；铝及其合金的电化学氧化及表面着色；塑料电镀塑料电镀 1、一次电池、一次电池普通锌锰电池普通锌锰电池锌筒锌筒石墨棒石墨棒MnO2和和C普通锌普通锌- -锰干电池的结构锰干电池的结构NH4Cl、ZnCl2 和和 H2O等等负极负极正极正极电池反应：电池反应：（Zn）：）：Zn = Zn 2+ + 2e- （MnO2和和C）：）：MnO2(s)+2NH4+(aq)+2e- = Mn2O3(s)+2NH3+H2OZn+MnO