大学普通化学《氧化还原与电化学》专题课件

氧化还原与电化学氧化数·电极电势·电池·腐蚀2026课程导览01氧化还原基础氧化数与半反应02电极电势与能斯特方程定量分析反应03原电池与电解池两类电化学体系04金属腐蚀与防护电化学原理应用05电化学应用前沿拓展与综合01氧化还原基础从氧化数到半反应，建立电化学的语言氧化还原反应的判断依据Q

氧化还原反应的本质是什么？A

电子转移，表现为元素氧化数变化。判据是反应前后氧化数是否改变——升高者被氧化，降低者被还原。Q

氧化数是什么？氧化数A

按特定规则分配的形式电荷，非真实电荷，用于标出电子偏移方向。结论先行：判断氧化还原反应，只需比较反应前后各元素氧化数的变化；氧化数升高——被氧化，降低——被还原。氧化数确定的基本规则基准规则4项单质单质中元素氧化数为

0化合物化合物中氢通常为

+1，氧通常为

-2中性分子中性分子：各元素氧化数代数和为

0离子离子：氧化数代数和等于离子所带电荷例外处理过氧化物中氧为

-1遇例外时以规则整体一致性为准氧化剂与还原剂的辨识判断必须回到具体反应，看氧化数的实际变化，不能背记固定物质名单。判据：氧化数降低→得电子→氧化剂；氧化数升高→失电子→还原剂。核心判据2条氧化数降低→得电子→氧化剂自身被还原，同时使对方氧化氧化数升高→失电子→还原剂自身被氧化，同时使对方还原得电子失电子角色不固定同一元素，身份可变同一元素在不同反应中可作氧化剂，也可作还原剂，角色由具体反应中氧化数的变化方向决定。氧化还原半反应的书写任一氧化还原反应可拆为两个半反应——氧化半反应写还原剂失电子，还原半反应写氧化剂得电子。先写反应物与产物明确反应双方→按介质补H⁺/OH⁻/H₂O酸性补H⁺，碱性补OH⁻→用电子配平电荷使两侧电荷相等关键约束：两个半反应电子数必须相等，相加消去电子得总反应。离子电子法配平反应四步配平①

拆半反应把总反应拆成氧化、还原两个半反应②

配原子数先配平除H、O外的原子③

补介质酸性加H₂O与H⁺，碱性加H₂O与OH⁻④

配电荷补电子使两侧电荷相等，再乘系数使电子数相同后相加例题酸性介质中MnO₄⁻氧化Fe²⁺规律：电子守恒，得失电子数必相等还原半反应MnO₄⁻+8H⁺+5e⁻→Mn²⁺+4H₂O氧化半反应Fe²⁺→Fe³⁺+e⁻总反应MnO₄⁻+5Fe²⁺+8H⁺→5Fe³⁺+4H₂O氧化数的计算练习规则先行氧取

-2，钾取

+1，整体电荷守恒解出目标元素。熟练后，判断氧化剂与还原剂只需数秒。硫酸H₂SO₄硫元素+6硫的氧化数为

+6高锰酸钾KMnO₄锰元素+7锰的氧化数为

+7重铬酸钾K₂Cr₂O₇铬元素+6铬的氧化数为

+602电极电势与能斯特方程用电势定量判断反应的方向与限度电极电势的物理含义Q：金属浸入自身离子溶液后，界面会形成什么？界面形成双电层并产生电势差，这就是电极电势的物理来源。Q：如何根据电势高低判断还原性？电势越低，还原态越易失电子，还原性越强。Q：如何根据电势高低判断氧化性？电势越高，氧化态越易得电子，氧化性越强。标准氢电极与标准电极电势单个电极的绝对电势无法直接测量，故需选定一个基准电极来定义相对值。问题单电极绝对电势无法直接测量电极电势依赖参比电极，需约定统一基准→对策选定标准氢电极为基准，规定其标准电极电势为零−0.76V+0.34V锌电极（相对值）铜电极（相对值）标准电极电势表的使用查表规则电对按E°

从小到大排列表中电对按

E°

从小到大

排列，自左至右或自上而下数值递增。位置越靠下，氧化态氧化性越强位置越靠下，氧化态氧化性越强，还原态还原性越弱。E°排序强弱比较数值大者为正极任意两对电对，数值大者为正极，作还原反应的电极。数值小者为负极任意两对电对，数值小者为负极，作氧化反应的电极。正极负极自发性判断氧化剂电对电势高于还原剂氧化剂对应电对的电势

高于

还原剂对应电对。反应即可自发进行满足该条件时，反应即可自发进行，无需外加电能。自发反应能斯特方程的推导电极电势随浓度、温度变化，由能斯特方程定量描述。方程结构NernstEquation电极电势=标准电极电势−修正项修正项与反应商的对数成正比25℃简化式常温数值电极电势=标准电极电势−0.0592

÷

转移电子数

×

lg

反应商浓度对电极电势的影响浓度→电势正向调节离子浓度升高，电极电势升高。反向调节浓度降低，电势下降。浓度影响十倍规律0.0592/nV浓度每改变10倍电势约变动值浓度每改变

10倍，电势约变动

0.0592/nV。0.0592/n方向可调改变溶液浓度，可以改变反应的自发方向。浓度⇄电势方向可调电极电势与反应方向判断核心关系ΔG=−nFE电动势的符号直接给出反应方向的答案，热力学判据由此转化为可测量的电学量。判断依据E>0→ΔG<0→反应正向自发E<0→ΔG>0→反应不能自发结论先行电动势的符号直接给出反应方向的答案，无需绕道计算ΔG。电动势与平衡常数25°C定量关系：E°=(0.0592÷n)×lgKE°：标准电动势n：转移电子数K：平衡常数应用：由标准电极电势推算K→判断反应完成程度标准电动势越大，平衡常数越大，反应进行得越完全。能斯特方程的应用例题标准态判断查表判自发查表得铜电极+0.34V、锌电极−0.76V。电动势为正，反应自发。浓度改变方向非标态调方向当锌离子浓度远大于铜离子时，电动势可能由正转负，反应方向反转。临界浓度计算定量求反转点代入能斯特方程，定量求出反应恰好反转时的浓度比。03原电池与电解池从自发反应到强制反应，理解电能与化学能的转化原电池的基本构成原电池4要件两个电极负极发生氧化反应提供电子，正极发生还原反应接收电子电解质溶液承载离子迁移，连通电极反应导线电子沿外电路由负极流向正极，形成电流盐桥离子通过盐桥迁移，维持溶液电荷平衡电池符号与电极反应符号是电池的电路图，半反应是它的说明书符号是电池的电路图，半反应是它的说明书书写规则负极负极在左，正极在右盐桥双竖线

||

表示盐桥固液相同一电极的固相与液相用单竖线

|

分隔铜锌原电池示例电池符号Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu负极半反应Zn→Zn²⁺+2e⁻正极半反应Cu²⁺+2e⁻→Cu总反应Zn+Cu²⁺→Zn²⁺+Cu原电池电动势的计算统一公式：E°电池=E°正极−E°负极铜锌原电池·电动势计算统一公式：E°电池=E°正极−E°负极正极：Cu²⁺/Cu，E°=+0.34V负极：Zn²⁺/Zn，E°=−0.76V电动势：1.10V标准态下

1.10V

直接反映该电池对外做功能力。原电池与热力学的联系电动势直接反映反应的自发程度，不只是电流方向电动势

自发程度电动势反映自发程度电动势直接反映反应的自发程度，不只是电流方向测定与预测测电动势→获取热力学数据；热力学数据→预测电动势电动势

平衡常数越大越彻底电动势越大，平衡常数越大反应更加彻底反应进行得越彻底电解池与原电池的对比自发与强制，只在一念之间自发与强制，只在一念之间原电池自发反应供能，化学能→电能自发供能化学能→电能电解池外加电源驱动非自发反应，电能→化学能外加电源驱动电能→化学能阳极与阴极的放电顺序阴极氧化性强者先放电，阳极还原性强者先放电。阴极放电顺序2项金属活动顺序相反阳离子放电顺序与金属活动顺序相反氢离子位置居中氢离子位置介乎常见金属离子之间阳极放电顺序2项惰性电极放电顺序由阴离子决定活泼金属电极电极本身优先被氧化法拉第定律与电解计算核心关系电解产物的量与通过的电量成正比。法拉第常数96500C转移1mol电子计算路径3步01电量电流

×

时间02物质的量电量

÷96500÷

电子数03产物质量物质的量

×

摩尔质量电解计算例题

电解产物的量与通过的电量成正比，依据法拉第定律定量计算析出质量计算路径3步①

电量→电子物质的量通入电量除以法拉第常数，得转移电子物质的量②

电子→析出铜阴极反应：每还原

1mol

铜离子需转移

2mol