第五章氧化还原反应课件.ppt

第5章 氧化还原反应,5.1 氧化还原反应的基本概念5.2 氧化还原方程式配平5.3 电极电势5.4 电极电势的应用5.5 元素电势图及其应用,教学目的：1. 掌握氧化还原反应的基本概念，能配平氧化还原反应式。2. 理解电极电势的概念，能用能斯特方程进行有关的计算。3. 掌握电极电势在有关方面的应用。4. 了解原电池电动势与吉布斯自由能变得关系。5. 掌握元素电势图及其应用。,5.1 氧化还原反应的基本概念,5.1.1 氧化和还原氧化：物质失去电子的作用；还原：物质获得电子的作用；5.1.2 氧化数氧化数：指某元素一个原子的表观电荷数。,经验规则： 化合物中各元素氧化数的代数和为零。单质中，原子的氧化数等于零。(N2, H2, O2 等)在中性分子中，所有原子氧化值的代数和为零。 在复杂离子中，所有原子的氧化值代数和等于离子的电荷数。碱金属+1 、碱土金属+2、F-1。氢的氧化值一般为+1，氧的氧化值一般为-2 在卤化物中，卤素为-1O: 1（H2O2); -0.5 (KO2 ）; OF2 +2 ；H: 1， CaH2 、NaH,氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。 氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还原剂”; 还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧化剂”。 氧化过程：元素的氧化数; 还原过程：元素的氧化数。例1：2 Na(s) + Cl2 (g) = 2 Na+Cl-(s) H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl (g),2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2(g) 2 HgO (s) 2 Hg(l) + O2(g) 同一物质，既是氧化剂，又是还原剂，但氧化、还原发生在不同元素的原子上，称为自氧化还原反应 Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq) 同一物质中同一元素的原子，有的氧化数，有的氧化数，称为“歧化反应”。,5.2 氧化还原反应方程式配平,5.2.1 氧化数法*适用于任何氧化还原反应 依据：氧化数增减的数值必须相等（还原剂氧化数的升高总值 = 氧化剂氧化数降低总值 ）,第一步是氧化数的配平 标出氧化剂及其还原产物和还原剂及其氧化产物中相关元素的氧化数，以化学式为单位计算氧化剂和还原剂的氧化数变化，按最小公倍数的原则，并各乘以最小因数（即化学计量系数）使氧化数增减的总数相等。,还原剂As2S3中As、S 两种元素的氧化数均升高，故将其合并考虑2 As：2（5-3）=4 3 S ：3（6-（-2）=24因此，As2S3的氧化数共升高28还原剂HNO3中仅N的氧化数降低HNO3：2 - 5 = -3最小公倍数为84，因此得：,第二步是介质配平,即按介质的酸性、中性、或碱性配平反应式两边氧化数未改变的原子数。得,第三步是按第一步和第二步进行检查,确认无误后将箭头改为双横线。得,KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 A.据反应事实，写出反应产物，注意介质酸性：KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 +Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2OB.调整计量系数，使氧化数升高值 = 降低值: +7 +2KMnO4+5FeSO4 + H2SO4 +2 +3 MnSO4+5/2Fe2(SO4)3 + K2SO4+ H2OC.若出现分数，可调整为最小正整数：2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O,D. 配平各元素原子数（观察法）先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 （1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O（2）配平H+数目 H+：左16，右2，应8H2O 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O（3）配平（或核对）O在原子数目：检查确认已平衡。,对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O,MnO4- 在酸性条件下产物为Mn2+ ；中性条件下为MnO2 碱性条件下为MnO42-。若写为： MnO4- + 3 Fe2+ + 4 H+ = MnO2+ 3 Fe3+ + 2 H2O 错！产物与实验事实不符，不是MnO2，而是Mn2+；若写为：MnO4- +5 Fe2+ + 4 H2O = Mn2+ +5 Fe3+ + 8 OH-错！虽然物料平衡、电荷平衡，但介质不符。,HClO3 + P4 HCl + H3PO4,+ 5 0 -1 +5,HClO3 + P4 HCl + H3PO4,( -1 ) (+5 ) = - 6,( +5 ) 0 4 = + 20,10HClO3 + 3P4 10 HCl + 12H3PO4,10HClO3 + 3P4 + 18 H2O 10 HCl + 12H3PO4,10HClO3 + 3P4 + 18 H2O =10 HCl + 12H3PO4,5.2.2 离子电子法,配平原则: 电荷守恒：得失电子数相等 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。,配平步骤： 把氧化剂中起氧化作用的离子及其还原产物，还原剂中起还原作用的离子及其氧化产物，分别写成两个未配平的离子方程式。 分别将原子数和电荷数配平。 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个半反应式，然后合并，整理，即得配平的离子方程式。,Cr2O72- + HSO3- Cr3+ + SO42-第一步，分别写出两个半反应式：,Cr2O72- Cr3+ （还原） HSO3- SO42-（氧化）第二步，由于反应是在酸性介质中进行的，在第一个半反应式中，产物的氧原子数少于反应物的氧原子数，应在左侧加H+，使所有的氧原子都化合而成H2O，并在左侧加上一定数量的电子使反应前后电荷也相等，即：,Cr2O72- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O （还原）HSO3- + H2O SO42- + 3H+ +2e （氧化）,第三步，根据获得电子和失去电子数必须相等的原则，将两边电子消去，加合而成一个配平了的离子反应式：,Cr2O72- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O3（HSO3- + H2O SO42- + 3H+ +2e）加合 Cr2O72- + 5H+ + 3 HSO3- 2Cr3+ + 4H2O + 3SO42- 检查 Cr2O72- + 5H+ + 3 HSO3- = 2Cr3+ + 4H2O + 3SO42-,1.把反应分为氧化反应, 还原反应(均为“半反应”, “电极反应”): （还原反应） （氧化反应）2.调整两个“半反应”的计量系数，使得电子总数 = 失电子总数.,3. 合并上述2个“半反应”：,MnO4- + SO32- = SO42- + Mn2+(2) MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O SO32- + H2O = SO42- + 2H+ + 2e- (3) 2 + 5得 2MnO4- + 16H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O+) 5SO32- + 5H2O = 5SO42- + 10H+ + 10e- 2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O,书 P 103例题 5-3，5-4,5.3 电极电势,5.3.1 原电池5.3.2 电极电势5.3.3 能斯特方程5.3.4 原电池的电动势与吉布斯自由能的关系,5.3.1 原电池： 借助于氧化还原反应，把化学能转变成电能的装置。 Zn+CuSO4(aq) = ZnSO4(aq)+Cu,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电子流过外电路。离子流过电解质溶液,锌-铜原电池（Daniell Cell电池）发生的反应：Zn极（负极）： Zn - 2e = Zn2+Cu极（正极）： Cu2+ + 2e = Cu原电池总反应： Zn(s) + Cu2+(aq) = Zn2+(aq) + Cu(s),盐桥(饱和KCl(aq) + 琼脂)的作用：作为正、负离子通道，使两个“半电池”的溶液都保持电中性。原电池：负极: 电势低, 电子流出, 发生氧化反应;正极: 电势高, 电子流入, 发生还原反应。,原电池符号：原电池的装置可以用符号表示，通常对符号作如下规定： 半电池的两相之间的界面用“”表示，同相的不同物种用“，”隔开。 两个半电池之间的盐桥或隔膜用“”表示。 负极写在左边，正极写在右边，分别用符号(-)和(+)表示。 表示出相应的离子浓度或气体压力。 (-) Zn(s) | ZnSO4 (1 mol.L-1) | CuSO4 (1 mol.L-1) | Cu(s) (+),练习用原电池符号表示以下反应Sn4+(0.1mol/L) + Cd = Sn2+ (0.01mol/L) + Cd2+(0.1mol/L),【例题】根据原电池符号写出电极反应和电池反应方程式(-)(Pt), H2(100kPa) | H+(1molL-1) | Fe3+(1molL-1) , Fe2+(1 molL-1) | Pt(+)负极：氧化反应 H2 - 2e = 2H+正极：还原反应 Fe3+ + e = Fe2+ 放电总反应： H2 + 2Fe3+ = 2H+ + 2Fe2+,给出电池符号，要能够写出半反应(电极反应)和电池反应方程式。 给出总反应方程式，要能够设计为原电池，写出电池符号和半反应(电极反应)方程式. 研究化学电池中氧化还原反应过程以及化学能与电能互相转变规律的化学分支，称为“电化学”。 化学电池原电池（即化学能电能的装置 ）和电解池（电能化学能的装置 ）,电解池是使用直流电促使非自发的氧化还原反应发生的装置， 例：电解精炼铜 . 电解池: 阳极(Anode)-与原电池正极连接,总是发生氧化反应: Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e (阳极为粗铜)阴极(Cathode)-与原电池负极连接,总是发生还原反应: Cu2+(aq) + 2e = Cu(s) (阴极为精铜),M活泼,M不活泼,稀,溶解 沉积 沉积 溶解,-,+,+,-,-,+,+,-,-,浓,双电层理论,5.3.2 电极电势, 金属-金属离子电极 电极反应Zn2+ + 2e = Zn 电极符号Zn (s) Zn2+ + (aq) 气体-离子电极 电极反应2H+ (aq)+ 2e = H2(g) 电极符号Pt H2(g) H+ (aq),电极的类型, 金属-金属难溶盐电极 电极反应AgCl(s)+ e = Ag(s)+ Cl- (ag) 电极符号Ag-AgCl (s) Cl- (aq) 氧化还原电极或浓差电极 电极反应Fe 3+ (aq)+ e = Fe 2+ (ag) 电极符号PtFe 3+ (aq,c1), Fe 2+ (aq, c2),标准电极电势 ：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.,(2) 标准氢电极：标准电极电势的绝对值是无法测定的.于是建立了标准氢电极。,Pt | H2(100kPa) | H+(1mol.L-1),(3)参比电极甘汞电极,电极反应 : Hg2Cl2(s) + 2e = Hg(l) +2Cl- (KCl)电极符号: Pt, Hg (l) l Hg2Cl2 (s) l Cl- (2.8 mol L-1) E (Hg2Cl2(s)/Hg(l) ,饱和) = +0.2415 V电极符号: Pt, Hg (l) l Hg2Cl2 (s) l Cl- (1 mol L-1) E (Hg2Cl2(s)/Hg(l) ) = +0.2628 V,(4)指示电极 金属-金属离子电极；金属-金属难溶盐电极；浓差电极（玻璃电极，离子选择电极）,(5) 标准电极电势的测定,标准电极电位的物理意义: 表示相应电对的氧化型/还原型物质在标准状态下在水溶液中得失电子的能力，也即氧化 性/还原性的相对强弱。E (氧化型/还原型) ，表示氧化型物质氧化性E (氧化型/还原型) ，表示还原型物质还原性 电对 Cu2+/Cu H+/H2 Zn2+/ZnE / V +0.34 0 -0.76 氧化性 Cu2+ H+ Zn2+ 还原性 Cu H2 Zn,氧化态 + ne- 还原态 Eq/v,氧化态的氧化性增强,还原态的还原性增强,-3.045-0.763 0.000 0.337 1.36 2.87,Li+ + e- = LiZn2+ + 2e- = Zn 2H+ + 2e- = H2 Cu2+ + 2e- = Cu Cl2 + 2e- = 2Cl- F2 + 2e- = 2F-,标准电极电势的代数值越小，该电对的还原型的还原性越强；标准电极电势的代数值越大，该电对的氧化型的氧化性越强,标准电极电位是强度性质其值与电极反应式的计量系数的写法无关：,电极反应式 E / V G / kJ.mol-1 Cl2(g) + e = Cl-(aq) 1.36 -131Cl2(g) + 2e = 2Cl-(aq) 1.36 -2623Cl2(g) + 6e = 6Cl-(aq) 1.36 -786 G , H , S 为广度(容量)性质，其值与电极反应计量系数写法有关。 因此，写 E (Cl2/Cl-), 不写 E (Cl2/2Cl-).,一些电对的E与介质的酸碱性有关, 因此有表和表 EA和EB,标准电极电位的应用,A 判断氧化剂和还原剂的强弱：电极电势越小，还原性越强；电极电势越大，氧化性越强。B 配平氧化还原反应方程式：首先找出相应的电对；判断何为氧化剂，何为还原剂；用电子数法配平。C 判断反应的方向；反应进行的方向与多种因素有关，如反应物的本性，浓度、温度、酸度等。当外界条件一定时，反应进行的方向就决定于反应物的本质。强氧化型 + 强还原型 = 弱氧化型 + 弱还原型D 求平衡常数,例：氧化还原反应自发的方向,强氧化剂1 + 强还原剂2 弱还原剂1 + 弱氧化剂2,（X = Cl、Br）,例：合理选择氧化剂或还原剂,有一混合溶液含I-、Br -、Cl-各1 molL-1，欲使I-氧化而不使Br-、Cl-氧化，试从Fe2(SO4)3和KMnO4中选出合理的氧化剂。,解：查出各E 值/V : E (I2/I-) 0.535, E (Br2/Br-) 1.07, E (Cl2/Cl-) 1.36, E (Fe3+/Fe2+) 0.77, E(MnO4-/Mn2+) 1.51 Fe3+是合适的氧化剂 : 2 Fe3+ + 2 I- = 2Fe2+ + I2 Fe3+不会把 Br-, Cl-氧化. MnO4- 会把 I -、Br -、Cl -都氧化，不合要求。, 和电极电势的关系,电极电势的理论计算,F为法拉第常数 96485.309C mol-1 （1 mol 电子的电量）,F = 1.60217733 10-19 C 6.0221367 1023 mol-1 设一原电池电动势为E ，输送n mol电子所做的电功为： W = Q E = nF E 标态: W = Q E = nF E n是原电池放电总反应电子转移的计量系数，无量纲。,在等温、等压、只做电功的条件下，原电池体系的Gibbs自由能降低值全部用于做电功，即： - rG = W (热力学-电化学桥梁)标态: - rG = W = nF E - rG = RT lnK 整理，对数换底，得： lgK = nF E /(2.303RT ) E =(2.303RT lgK )/ nF E =E+ - E-,应用,例：利用E 计算下列反应在298 K的平衡常数。 2 Cu(s) + 2 HI (aq) = 2 CuI (s) + H2 (g),解：（1）把题示反应设计为一个原电池 :负极（氧化反应）：2 Cu(s) + 2 I- (aq) = 2 CuI (s) + 2 e正极（还原反应）：2 H+(aq) + 2 e = H2 (g)相应的电池符号为： (-) Cu(s), CuI(s)| HI (1 mol.dm-3)| H2 (1 p), Pt (+) E = E + - E - = E (H+/H2) - E (CuI/Cu) = 0 (-0.1852) = + 0.1852 V,lg K = nFE / (2.303 RT) = (2 96485 0.1852 ) / (2.303 8.314 298K) = 6.263 K = 1.83 106,例：利用有关标准电极电位值，求AgCl(s)在298K的溶度积常数。,解：Ag+ + Cl- = AgCl (s) K = 1/Ksp是非氧化还原反应，但可改写为： Ag+ + Cl- + Ag(s) = AgCl (s) + Ag(s) 设计为原电池 : (-) Ag(s), AgCl(s) | Cl-(1 mol.dm-3)| | Ag+(1 mol.dm-3)| Ag(s) (+),则：负极反应：,正极反应：,显然，n = 1，原电池放电总反应为：E =E (Ag+/Ag) - E ( AgCl /Ag) = 0.7996 0.2223 = 0.5773 V,5.3.3 能斯特方程影响电极电势的因素,对电极反应: 氧化态 + ze- 还原态,能斯特方程式：,电极反应: 氧化态 + ze- 还原态,温度为298K时，能斯特方程式：,书 P 108 ，例 5-5， 例 5-6,5.3.3.1 浓度对电极电势的影响,例: 求(H+) = 10.0 mol.L-1及(H+) = 1.0010-3 mol.L-1时电对 Cr2O72- / Cr3+ 的电极电位：解： Cr2O72- + 14 H+ + 6 e = 2 Cr3+ + 7 H2O (1) 当 (H+) = 10.0 mol.dm-3 时, 代入Nernst方程：E(Cr2O72- / Cr3+)= E (Cr2O72- / Cr3+) + 0.0592/6 lg (Cr2O72-)(H+)14/(Cr3+) = 1.23 + 0.0592/6 lg11014 / 1 = 1.23 + 0.14 = 1.37 V,（2）当 (H+) = 1.0010-3 mol.L-1 时， 同法得 E (Cr2O72- / Cr3+) = 0.82 V,ox包括H+,5.3.3.2 沉淀的生成对电极电势的影响,Ag,减小,减小,减小,电对 E /v,E ,c(Ag)+,AgI(s) + e- = Ag + I- -0.152,AgBr(s) + e- = Ag + Br- +0.071,AgCl(s) + e- = Ag + Cl- +0.221,Ag+ + e- = Ag +0.799,可以看出，沉淀的生成对电极电势的影响是很大的！,氧化型形成沉淀 ，E ，还原型形成沉淀 ，E ,5.3.3.3 弱电解质的生成对电极电势的影响,5.3.3.4 酸度对电极电势的影响,E - pH图(酸表P459和碱表P461),E - pH图 ：反映各电对E随溶液pH的变化趋势。作图方法：与H2O有关的2个氧化-还原反应 1. 2 H2O(l) + 2 e = H2(g) + 2 OH- （H2O被还原） E (H2O / H2) = - 0.828 V2. O2(g) + 4 H+ + 4 e = 2 H2O （H2O被氧化） E (O2 / H2O) = + 1.23 V,应用能斯特方程E( H2O/H2) = 0.592 pH 为一直线方程，斜率为-0.0592，截距为0,E (O2 / H2O) = 1.23 0.592 pH ,其他电对的E - pH图同法作出,O2稳定区，落入此区内的电对的氧化型物质可把H2O氧化为O2。例：2. H2O稳定区：落入此区内的电对，不论氧化型或还原型物质均不与H2O反应，故可稳定存在。例： Cu2+/Cu, I2/I-H2稳定区：落入此区内的电对的还原型物质可把H2O还原为H2。 例：各电对E随 pH的变化趋势也可以很方便地从图看出。,5.3.3.5 配位反应对电极电势的影响,例: Co2+和Co3+分别与NH3(aq)反应生成Co(NH3)62+和Co(NH3)63+, 求E Co(NH3)63+/Co(NH3)62+,并判断Co(NH3)62+在空气中是否稳定。已知： E (Co3+/Co2+) = 1.82 V, E (O2/OH-)= 0.401 V , 6 Co(NH3)63+=1.601035 , 6 Co(NH3)62+= 1.28105,Co3+ + 6 NH3 = Co(NH3)63+ 6 Co(NH3)63+=1.601035Co2+ + 6 NH3 = Co(NH3)62+ 6 Co(NH3)62+=1.28105 可见，氨配合物的生成使(Co3+) ， 远超过使(Co2+) .(Co3+) 和(Co2+)由配位平衡决定。 E Co(NH3)63+/ Co(NH3)62+对应的电极反应为: Co(NH3)63+ + e = Co(NH3)62 标态 标态 (Co3+) 和(Co2+)不在标态, 由配位平衡决定。,碱性介质中,在氨水介质中不稳定，会被空气中的氧气氧化为,5.3.4 原电池的电动势与吉布斯自由能变的关系,书 P 109， 例 5-7，例 5-8,5.4 电极电势的应用,5.4.1 计算原电池的标准电动势和电动势,5.4.2 判断氧化还原反应进行的方向,5.4.3 选择氧化剂和还原剂,5.4.4 判断氧化还原反应进行的次序,5.4.5 判断氧化还原反应进行的程度,5.4.6 测定某些化学常数,查表知：,NO3- + 3H+ + 2e - = HNO2 + H2O = 0.94 V,Fe3+ + e - = Fe2+ = 0.771 V,计算下列原电池在298K时的电动势，指出正、负极，写出电池反应式,Pt | Fe2+ (1.0 mol.L-1), Fe3+ (0.10 mol.L-1) | NO3- (1.0 mol.L-1), HNO2(0.010 mol.L-1), H+(1.0 mol.L-1) | Pt,5.4.1 计算原电池的电动势,由于,电池反应式：,= 0.94 - 0.771 = 0.169V,(NO3- /HNO2) (Fe3+ /Fe2+ ),NO3- + 3H+ + 2Fe 2+ = HNO2 + H2O +2Fe3+,-,将各物质相应的浓度代入能斯特方程式,非标准态下电极电势：,非标准态下电池的电动势：,负极电极电势：,正极电极电势：,= 1.00 - 0.712 = 0.288V,电池电动势：,书 P 110例 5-9例 5-10,判断反应 2Fe3+ + Cu 2Fe2+ + Cu2+ 能否自发由左向右进行？,因为 , 还原性Cu Fe2+, 氧化性Fe3+ Cu2+，故上述反应 可由左向右自发进行。,查标准电极电势表得：,在标准态下,5.4.2 判断氧化还原反应进行的方向,5.4.3 选择氧化剂和还原剂一种氧化剂可以氧化几种还原剂时，首先氧化最强的还原剂；同理，还原剂首先还原最强的氧化剂.,例 有一含有Cl - 、Br - 、I -的混合溶液，欲使I -氧化为I2，而Br -和Cl -不发生变化. 在常用的氧化剂 H2O2、Fe2(SO4)3 和 KMnO4中选择哪一种合适？,解 查标准电极电势表得：,书 P 114 例 5-13,5.4.4 判断氧化还原反应进行的次序当氧化还原反应速率足够快时，氧化剂首先氧化最强的还原剂；还原剂首先还原最强的氧化剂。 5.4.5 判断氧化还原反应进行的程度,求下列反应在298 K时的平衡常K0,查标准电极电势表得：,Zn + Cu2+ (1.0 mol/L) = Zn2+ (1.0mol/L)+Cu,书 P 115，例 5-14,求：PbSO4的溶度积常数,已知 PbSO4 + 2e- = Pb + SO42- = - 0.359 V,Pb2+ + 2e- = Pb = - 0.126 V,把以上两电极反应组成原电池，则电极 Pb2+ /Pb为正极， PbSO4 /Pb为负极，电池反应为：,所以,K0 = 5.56 107 (此即氧化还原反应的平衡常数),5.4.6 测定某些化学常数,书 P 116，例 5-15,5.5 元素电势图及其应用,标准电极电势图：又叫元素电势图。是将某元素各物种按氧化态从高到低的方向自左至右顺序排列，并用短线将有关物种连接，横线上方注明两物种构成的电对的 (Ox/Red)值。,（1） 比较元素各氧化态的氧化还原能力, 同一氧化态物种，在酸性和碱性介质中的氧化还原能力是不同的； 酸性介质中，MnO42-的标准电极电势最大，是最强氧化剂，Mn 2+的最小，是最强还原剂。,0.337V,（2） 判断元素某氧化态能否发生歧化反应,(zx),（3）用来从几个相邻电对已知的电极电势，求算电对的未知电极电势,例：已知 Br 的元素电势图如下,0.52V,0.76V,(b),显然，,(a),书 P 119，例 5-17,小 结,能斯特方程式：,从几个相邻电对已知的电极电势，求算电对的未知电极电势,作 业,书 P 120-122，习题2 : (2), (6), (7), (8)8， 20， 25， 26,