第七章：氧化还原反应
基本概念
氧化还原反应方程配平
电极电势
电势图及应用
电解
化学电源
§ 7-1 氧化还原反应的基本概念
我们所学过的化学反应，从反应过程中是
否有氧化数变化的角度来看，可分为两类：
一类有电子转移和氧化数的改变，这就是
氧
化还原反应。
另一类无电子转移及氧化数的改变，叫非
氧
化还原反应。
1.原子价和氧化数
（ 1）、原子价又称化合价：
元素中能够化合或置换一价原子（ H）或一价基
团（ OH—）的数目。
共价化合物中表示某原子形成单键的数目，在
离
子化合物中表示离子电荷。
例, HCl, Cl为 1价；
H2O,O为 2价；
NH3, N为 3价；
PCl5, P为 5价。
例, MgCl2,Mg,+2价,Cl为 -1价。
局限性：不能反映化合物结合的真实情况。
例, NH4+从结构上看 N为 -3价，但它确同 4个 H结合,
为了解决这一问题，提出了氧化数的概念。
（ 2）氧化数：
由于化合物中组成元素的电负性不同，原子结合
时电子对总是移向电负性大的一方，从而化合物中组
成元素原子必须带有正 or负电荷。 这种所带形式电荷
的多少就是该原子的氧化数。
简单的说：氧化数是化合物中某元素所带形式电
荷的数值。
例如,
NaCl,Cl电负性大 ∴ Cl 氧化数为 -1,Na为 +1。
氧化数可以是正,负,0 或分数。
确定分子中某原子氧化数是有规则的。
(3).确定氧化数的规则
a,离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子
所带的电荷数 。
b.共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大
的原子,两原子的形式电荷数即为它们的氧化数。
c.单质中，元素的氧化数为零。
d.中性分之中，各元素原子的氧化数的代数和为
零,复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和。
⑸ 氢的氧化数一般为 +1，在金属氢化物中
为 -1，如 。
⑹ 氧的氧化数一般为 -2，在过氧化物中为 -1，
如 在超氧化物中为 -0.5，如
在氧的氟化物中为 +1或 +2，
如
1HNa ?
,ONa OH 212`212 ??
,OK 20.5?
。 F O,FO 22221 ??
例：
3
8
的氧化数为Fe OFe
2, 5 的氧化数为S O S
2 的氧化数为S O S
7 的氧化数为I O IH
43
2
64
2
32
65
?
?
?
?
?
?
(4)原子价和氧化数区别
在离子化合物中数值上相等。在共价化合物中
往往差别较大。例如 CrO5
从结构上看：
Cr,+6价，形成 6个共价单键。
从氧化数上看：为 +10价。
再如 CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4
化合价 4 4 4 4 4
氧化数 -4 -2 0 +2 +4
2.氧化还原反应的特征：
（ 1）、氧化还原过程中，某元素的原子或离子在反应前
后氧化数发生改变 —氧化还原反应。
（ 2）、氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程
称为还原。 反应中氧化和还原同时进行。
（ 3）、假如氧化数升高和降低都发生在同一个化合物中
→自身氧化还原反应。
（ 4）、反应过程中，同一元素氧化数即有升高又有降低
叫 歧化反应。
? 2KClO3 ==== 2KCl + 3O2
+5 -1 0-2
KClO3 ==== KCl + KClO4
+5 -2 -1 +7
3.氧化剂和还原剂
氧化数升高的物质叫还原剂，还原剂被氧化；
氧化数降低的物质叫氧化剂，氧化剂被还原。
NaClO + 2FeSO4 + H2SO4 = NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O
氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物
+1→ -1 +2→+ 3
Cl2 + H2O === HClO + HCl
0 -1+1
歧化反应是自身氧化还原反应的特殊型。
4.氧化还原电对：
氧化剂得电子氧化数降低、被还原，产物具有弱
还原性，是弱还原剂。
氧化剂与被还原产物组成氧化还原电对。
还原剂失电子氧化数升高、被氧化，产物具有弱
的氧化性是弱的氧化剂。
还原剂与被氧化的产物组成氧化还原电对。
例 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
氧化剂 还原剂 被氧化物 被还原物
氧化型物质
还原型物质Cu2+ / Cu
氧化剂 弱还原剂
Zn2+ / Zn
弱氧化剂 还原剂
氧化剂氧化能力越强则共轭还原剂还原能力就弱。
例,MnO4-/Mn2+
MnO4- 氧化能力很强； Mn2+ 还原能力弱。
还原剂还原能力越强，则共轭氧化剂氧化能
力弱 例,Sn4+/Sn2+
Sn4+ 强还原剂； Sn2+ 弱氧化剂。
氧化剂与它的共轭还原剂、还原剂和它的共轭
氧化剂之间的关系可用氧化还原半反应式表示。
例,Cu2+/Cu
Cu2+ + 2e ＝ Cu
Zn2+/Zn
Zn2+ + 2e ＝ Zn
MnO4-/Mn2+,
MnO4- + 8H+ + 5e ＝ Mn2+ + 4H2O
SO42-/SO32-,
SO42- + 2H+ +2e ＝ SO32- + H2O
§ 7—2 氧化还原反应方程式的配平
配平原则,物料平衡（原子数相等）
电荷平衡（氧化数升高和降低数值相等）
常用的方法有两种：氧化数法、离子电子法。
氧化数法：
原则：氧化数升高值 = 氧化数降低值；
或电子得失数相等。
步骤：（ 1）写出基本反应式：
HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
（ 2）找出氧化剂中元素氧化数降低数值和还原剂中元素
氧化数升高值,
HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
+5 0 -1 +5
6
5X4=20
（ 3）按照最小公倍数的原则，使氧化数升高值等于氧
化数降低值。
最小公倍数,60
HClO3 (+5) → HCl(-1)
P4 (0) → H3PO4 (+5) 20
6 X10
X3
（ 4）将找出系数，并使方程两边有关的原子数相等：
10HClO3 + 3P4 →10HCl + 12H3PO4
（ 5）检查反应式两边的氢原子数。找出参加反应的
水分子数。
10HClO3 + 3P4 + 18H2O → 10HCl + 12H3PO4
(6) 核对氧原子数，将 — 改为 ＝ 。
配平举列：
例 1,Cu＋ HNO3→Cu(NO3)2＋ NO
2
3
Cu,(0) → Cu (NO3)2 Cu:(+2) ↑2
HNO3,N(+5) →NO,N (+2) ↓3
最小公倍数,6
3Cu＋ 2HNO3→3Cu(NO3)2＋ 2NO
∵ 3Cu(NO3)2还需有 6个 HNO3做为介质，右边补
4H2O
∴ 3Cu＋ 8HNO3 === 3Cu(NO3)2＋ 2NO＋ 4H2O
X3
X2
例 2,KClO3→KClO4＋ KCl
为方便,KClO3＋ KClO3→KClO4＋ KCl
+5 +5 +7 -1
2
6
KClO3→KClO4 ↑2
KClO3→KCl ↓6
最小公倍数,6
X3
X1
∴ 3KClO3＋ KClO3→3KClO4＋ KCl
核对氧,4KClO3 == 3KClO4＋ KCl
As+32S-23＋ HN+5O3→H3As+5O4＋ H2S+6O4＋ N+2O
例 3,↑2× 2=4 ↓3
↑8× 3=24
As2＋ 3→＋ 5 ↑ 2× 2=4As
2S3
S3:-2→＋ 6 ↑ 8× 3=24 ↑28
HN+5O3→N+2O, ＋ 5→＋ 2 ↓3
× 3
× 28
∴ 3As2S3＋ 28HNO3→6H3AsO4＋ 9H2SO4＋ 28NO
检表 H,左边加 4个 H2O
3As2S3＋ 28HNO3＋ 4H2O=>6H3AsO4＋ 9H2SO4＋ 28NO
核对 O配平
例 4,MnO4-＋ Cl-＋ H＋ →Mn2＋ ＋ Cl2＋ H2O
MnO4-＋ Cl-＋ H＋ →Mn2＋ ＋ Cl2＋ H2O
↓5
↑1× 2=2
⑴标出氧化数,
⑵找最小公倍数
MnO4-→Mn2＋ ↓5 × 2
2Cl-→Cl2° ↑ 1× 2=2 × 5
∴ 2MnO4-＋ 10Cl-＋ H＋ →2Mn2＋ ＋ 5Cl2＋ H2O
⑶ 检电荷,以 H＋ 补齐：左 -12,右边 +4, 左边加 16H＋
补齐, 右边以 H2O补 H。
2MnO4-＋ 10Cl-＋ 16H＋ →2Mn2＋ ＋ 5Cl2＋ 8H2O.
检查 O,配平 。
2.离子电子法
在有些反应中, 元素的氧化数难以确定 。 ∴ 采用
氧化数法配平比较困难, 故采用离子电子法配平 。
方法：将反应改写为半反应, 先将半反应配平, 然
后加合, 消去电子 。
步骤,⑴ 写出离子反应式
Fe2＋ ＋ Cl2→Fe3＋ ＋ Cl-
⑵ 写出两个半反应
Fe2＋ →Fe3＋
Cl2→Cl-
⑶ 调整计量数,并加一定数目的电子, 使半反应两边
原子数,电荷数相等：
Fe2＋ == Fe3＋ ＋ e （ 氧化半反应 ）
Cl2＋ 2e == 2Cl- （ 还原半反应 ）
(4) 根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数
必须相等的原则, 将两个半反应加合为一个配平的离
子反应 。 2Fe2＋ =Fe3＋ ＋ 2e
Cl2＋ 2e=2Cl-
2Fe2＋ ＋ Cl2=2Fe3＋ ＋ 2Cl-
注意, 如果半反应中, 反应物与产物中氧原子数不等,
可根据反应介质, 在半反应式中加 H＋ or OH-,使两侧
氧原子数, 电荷数相等 。
例 1,配平,MnO4-＋ SO32-→Mn2＋ ＋ SO42- (酸介 )
⑴写出半反应,MnO4-→Mn2＋ （ 还原）
SO32-→SO42- （ 氧化）
⑵配氧：酸介中：第一个左边＋ 8H＋,右边＋ H2O，
并加 e使电荷数平。
MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
SO32-＋ H2O→SO42-＋ 2H＋ ＋ 2e
⑶ 根据电子得失数相等, 分别乘系数后加合 。
× 2) MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
＋ × 5) SO32-＋ H2O→SO42-＋ 2H＋ ＋ 2e
2MnO4-＋ 5SO32-＋ 6H＋ = 2Mn2＋ ＋ 5SO42-＋ 3H2O
例 2：配平 ClO-＋ Cr(OH)4-→Cl-＋ CrO42- （ 碱介 ）
⑴ 写出半反应,ClO-→Cl-
Cr(OH)4-→CrO42-
⑵ 配 O,H,配电荷：
ClO-＋ H2O＋ 2e→Cl-＋ 2OH－
Cr(OH)4-＋ 4OH－ →CrO42-＋ 4H2O＋ 3e
⑶ 乘系数使电子得失相等：
× 3) ClO-＋ H2O＋ 2e→Cl-＋ 2OH－
＋ × 2) Cr(OH)4-＋ 4OH－ →CrO42-＋ 4H2O＋ 3e
3ClO-＋ 2Cr(OH)4-＋ 2 OH－ = 3Cl-＋ 2CrO42-＋ 5H2O
例 3.配平：
MnO4-＋ C3H7OH→Mn2＋ ＋ C2H5COOH （ 酸介 ）
⑴ 写出半反应,MnO4-→Mn2＋
C3H7OH→C2H5COOH
⑵ 配 O,H,配电荷：
MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
C3H7OH＋ H2O→C2H5COOH＋ 4H＋ ＋ 4e
不能＋ OH－ (因为酸介 )
⑶ 乘系数, 加合：
× 4) MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
＋ × 5)C3H7OH＋ H2O→C2H5COOH＋ 4H＋ ＋ 4e
4MnO4-＋ 5C3H7OH＋ 12H＋ ===
4Mn2＋ ＋ 5C2H5COOH+11H2O
配平反应方程式两种方法均可, 关键在于熟练 。
? § 7-3 电极电势
? ⑴ 原电池
? ↓
? ⑵ 电极电势的产生
? ↓
? ⑶ 电极电势大小的衡量
? ↓
? ⑷ 电极类型
? ↓
? ⑸ 影响电极电势的因素 →能斯特方程
? ↓
? ⑹ 电极电势的应用
1.原电池和电极电势
⑴ 原电池
定义：使化学能转变为电能的装置叫原电池
Cu
-
Zn
原
电
池
装置
盐 桥,饱和 KCl+硅胶 →冻胶, 中和电荷 。
若将盐桥放入两个烧杯中时, 检流计指针立
即偏转方向, 表明导线中有电流通过 。
同时, Zn片溶解, Cu片中有 C u析出 。
当 Zn→Zn2+溶于溶液中时, 盐桥中的 Cl-及溶
液中的 SO42-通过盐桥向 Zn盐烧杯中移动 。 电子由
导线从 Zn流向 Cu极 。
∴ 当 Cu2++2e→Cu沉积在 Cu片上时, 则盐桥中
的 K+及溶液中的 Zn2+通过盐桥向 Cu盐烧杯中移
动 。 使两溶液一直保持电中性, 使 Zn溶解和 Cu析
出得以继续进行, 电流得以通过 。
电池中进行的化学反应：
Zn+Cu2+=Zn2++Cu
在上述反应中：
(－ )Zn－ 2e→Zn2+
电子流出,失去电子,氧化数升高 →氧化
(＋ )Cu2+＋ 2e=>Cu
得到电子,氧化数降低 →还原
原电池充分说明，氧化还原反应的本质是电子转移
⑵ 电极电势的产生：
? ? ? ? ?? ? neaqM sM n
M活泼 M不活泼
?nM
+
+
+
+
-
-
-
-
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
M与溶液之间产生电位差。
当把金属 M棒放在它的盐溶液中时,
一方面,
金属 M表面上的原子与 H2O分子相互吸引 。
有一种将电子留在棒表面而自身以水合离子 Mn+aq
的形式进入溶液的倾向 。 金属 →活泼 溶液越稀,
这种倾向越大；
另一方面,
盐溶液中的 Mn+aq离子又有一种从金属表面获
得电子而沉积在金属表面的倾向，金属越不活泼，
溶液越浓，这种倾向越大,
当这两种对立的倾向达到平衡时，
有,M=Mn+aq+ne－
在某给定浓度的溶液中, 若失去电子的倾向大
于获得电子的倾向, 则最终的结果是 Mn+进入溶液
使 M棒带负电,靠近 M的溶液带正电 。 如图所示, M
与溶液之间产生电位差 。
定义：这种产生在金属和它的盐溶液之间的电势叫做
金属的电极电势 。
电极电势与 金属本身 的 活泼性 和金属离子在溶液
中的 浓度 有关, 与溶液的 温度 有关 。
在铜锌原电池中，电子从 Zn片流向 →Cu片。说明
Zn片上的电子比 Cu片上的多,
即 Zn2+/Zn电极比 Cu2+/Cu电极更负一些。
由于两电极电势不同，所以连以导线，就有电流通过。
电极电势的绝对值无法测量, 只能选定某种电
极电势作标准, 其他电极电势与之比较, 求出电极
电势的相对值, 这个标准电极电势就是氢电极 。
标准氢电极的构成：
镀铂黑的铂片置于氢离子浓度（活泼）为
1.0mol/kg的硫酸溶液中，不断通入 1.013× 105Pa的
H2。 使 Pt黑吸附 H2达饱和，形成标准电极。
⑶,标准氢电极和标准电极电势：
电极周围产生如下平衡：
H2→2H++2e
此时在标准氢电极中, 产生在 Pt片上吸附的 H2和
H2SO4溶液之间的电极电势叫做氢的标准电极电势,
令其 =0.00 Φ?(H+/H2)=0.00 理想电极
标准氢电极 标
准
氢
电
极
装
置
图
? ?
? ? V000.0/HH
/HH 电对：
gH 2eaq )(H2
：
2
0
2
2
??
??
?
?
??
电极反应
表示为, Pt︱ H2(g) ︱ H+
标准状态,指组成电极的离子浓度为 1.0mol/dm3,
气体压强为 1.013× 105Pa
测量温度 298K，
液体和固体都是纯净物质 。
例：标准 Zn电极,Zn2+=1.0 mol/cm3,测量温度 298K。
电极电势的测定：
标准 Zn2+/Zn电极和标准 H+/H2电极组成电池：
用电位计测定知电流从氢电极 →锌电极 。
∴ Φ?(Zn2+/Zn)为负极, Φ?(H+/H2)为正极 。
测定原电池电动势,
E° =Φθ正 － Φθ负
=Φθ(H+/H2)－ Φθ(Zn2+/Zn)
0.7628=0－ Φθ(Zn2+/Zn)
∴ Φθ(Zn2+/Zn)= - 0.7628V
例 如：
测定 Φ° Cu2+/Cu：
只要将标准铜电极与标准氢电极组成电池 。 用
电表测定电流方向 。 知,Cu电极为正极, H2电极为
负极 。
原电极电动势：
Eθ=0.34=Φθ(Cu2+/Cu) - Φθ(H+/H2)
0.34=Φθ(Cu2+/Cu) – 0.0
Φθ(Cu2+/Cu)=0.34
注意,
,- ‖ 表示电对中还原态失电子倾向大于 H2,
‖+‖ 表示电对中氧化态得电子倾向大于 H+。
标准电极电势已由前人测出, 并列表表示, 我们
使用时可以查表 。
关于电极电势表的使用说明：
a,表中的电极电势均以,
氧化型 + ne ?还原型的形式给出 。
在讨论问题时, 注意不要选错电极电势 。
例如：与 Fe3+有关的电极电势：
Fe2++2e=Fe（ ΦθFe2+/Fe=-0.44V）
Fe2+在该电对中做氧化剂 。
在 Fe3++e-?Fe2+（ ΦθFe3+/Fe2+=+0.771） 中
Fe2+做还原剂 。
所以在讨论 Fe2+做还原剂时就应该选择
ΦθFe3+/Fe2+=+0.771电极电势 。
在讨论 Fe2+做氧化剂时就应该选择
ΦθFe2+/Fe=-0.44V电极电势 。
b.电极电势表中从上 →下, Φθ→增大, 表明电对氧化
型物质从上 →下, 氧化能力增大 。 还原能力从下 →
上增强 。
c.标准电极电势和得失电子数无关 。
例：
Cl2+2e?2Cl-,ΦθCl2/Cl-=1.358 ；
1/2Cl2+e?Cl-,ΦθCl2/Cl-=1.358不变 。
⑷,电极的类型与原电池的表示方法：
四种电极电势的类型：
(a).金属 —金属离子电极,M(s)︱ Mn+
将金属插入含有相同金属离子的盐溶液中
例如：
Zn2+/Zn 电对组成的电极：
Mn+氧化型, M还原型 。
电极反应,Zn2+＋ 2e= Zn
电极符号,Zn(s)︱ Zn2+
“︱,表示有固, 液界面 。
S表示固体 。
(b).气体－离子电极：
氢电极, 氯电极 。 固体导体插入相应离子
溶液中, 并通气体 。
电极反应,2H+＋ 2e=H2 Cl2＋ 2e=2Cl-
电极符号,Pt︱ H2(g)︱ H+ ; Pt︱ Cl2(g)︱ Cl-
Pt:做为固体导体, 不与 H2,H+,Cl2,Cl-发
生化学反应, 惰性 。
石墨：也常做固体导体,
(c).金属－金属难溶盐或氧化物－阴离子电极,
甘汞电极,AgCl电极
在金属表面涂上该金属的难溶盐或氧化物, 插入
与该盐具有相同阴离子的溶液中 。
例：
AgCl涂在 Ag丝上, 插在 HCl溶液中, =>AgCl电极
电极反应,AgCl＋ e=Ag＋ Cl-
电极符号,Ag-AgCl(s) ︱ Cl-
甘汞电极,
电极反应,Hg2Cl2＋ 2e=2Hg(l)＋ 2Cl-
电极符号,Hg－ Hg2Cl2(s) ︱ Cl-
甘汞电极
装置图
(d).氧化还原电极：
以 Pt or 石墨放在一溶液中, 该溶液中含有同一
元素的不同氧化数的两种离子 。
例,Pt插在含 Fe3+和 Fe2+离子的溶液中
电极反应,Fe3+＋ e= Fe2+
电极符号：
Pt︱ Fe3+,Fe2+
两种离子用“，”
分开。
原电池的表示法：
两种不同的电极组合起来 →构成原电池, 其中
每个电极叫半电池 。
例,Cu－ Zn原电池：负极写在左边, 正极写
在右边 。
(－ ) Zn(s)︱ ZnSO4 (c1)‖ CuSO4(c2)︱ Cu(s) (＋ )
―‖ ‖:盐桥； c1.c2分别为各溶液浓度
例,Cu与标准氢电极组成的电池
(－ ) Pt︱ H2(1.013× 105pa) ︱ H+(1mol/dm3)‖ Cu2+(c) ︱ Cu (＋ )
2.影响电极电势的因素,
(1).定性讨论：
对于一给定的电极, 离子浓度是影响最大的因
素之一, 温度的影响较小 。
对于金属电极：
Mn+＋ ne=M,
[Mn+]增大, 平衡右移, 金属表面负电荷减少 。
∴ 电极电势增大, 反之则减小 。
对于氧化还原电极：
Fe3+＋ e=Fe2+ 增大 [Fe3+],减小 [Fe2+],平衡向
右移, 电极上负电荷减小, 电极电势增大 。 反之则减
小 。
结论：电极电势与氧化型离子浓度成正比，同
还原型离子浓度成反比。
(2).定量的讨论,→奈斯特方程
对于一个电对：
氧化型＋ ne-=还原型, 其电极电势
][
][ln3 0 3.20
还原型
氧化型
nF
RT????
φ,非标准状态下电极电势, φ° 标准电极电势；
n,电极反应中得失电子数,
[氧化型 ].[还原型 ]:表示浓度 。
R=8.314气体常数,
F,法拉第常数,96500 c/mol
T:绝对温度
当 T=298K时 上式简化为：
][
][lg0 5 9.00
还原型
氧化型
n
????
注 意,[氧化型 ].[还原型 ] 应包括了参与电极反应
的所有物质 。
电对中,[氧化型 ].[还原型 ]物质系数不等于 1,应乘
以系数相同的方次, 若电对中某一物质为
气体, 用相对分压表示 。
例：对于
Cr2O72-＋ 14H+＋ 6e=2Cr3+＋ 7H2O φ° =1.33V
23
14
72
][
]] [ HO[lg
6
0 5 9.033.1
?
?
???
Cr
Cr
对于,Fe3+＋ e= Fe2+ φ° =0.771V
][
][lg059.0771.0
2
3
?
?
???
Fe
Fe
对于,Br2(l)＋ 2e=2Br- φ° =1.08V
2][
1lg
2
059.008.1
???? Br
对于,I2(s)＋ 2e=2I- φ° =0.535V
2][
1lg
2
0 5 9.05 3 5.0
???? I
对于,2H+＋ 2e=H2 φ° =0V
][
][
lg
2
059.0
0.0
0
2
2
p
p
H
H
?
???
(P° 标准大气压,1.013× 105Pa) 无量纲
对于,O2＋ 4H+＋ 4e=2H2O(l) φ° =1.229V
1
].[
lg
4
059.0
229.1
4
0
2 ?
???
H
p
p o
奈斯特方程
定量描述了氧化型及还原型物质浓度对电极电势
的影响, 下面将举例说明：
a,[氧化型 ]/[还原型 ]→大 φ→大,
例 1,已知 Fe3+＋ e= Fe2+ φ° =0.771V
求, [Fe3+]/[ Fe2+]=10000时的 φ（ Fe3+/Fe2+） =？
01.1
1 0 0 0 0lg0 5 9.07 7 1.0
][
][
lg
1
0 5 9.0
7 7 1.0
2
3
/
23
?
??
???
?
?
??
Fe
Fe
FeFe
从计算结果知：
[Fe3+]/[ Fe2+]比值 →大, 即氧化型浓度增大, 还
原型浓度降低, φ增大,
由原来的 0.771→1.01,增加了 0.236V。
从平衡角度,[ Fe2+]↓,平衡右移，即 Fe3+得电子
能力强，氧化性增强。
b,酸度对电极电势的影响：
当电极反应中含有 H+ or OH-，
则酸度对 φ产生影响
例 1,Cr2O72-＋ 14H+＋ 6e=2Cr3+＋ 7H2O φ° =1.33V
假定 [Cr2O72-]=[ Cr3+]=1.0mol/dm3 当改变 [H+]时
φ=？
23
14
72
][
]] [ HO[lg
6
0 5 9.033.1
?
?
???
Cr
Cr
∵ [Cr2O72-]=1.0 [ Cr3+]=1.0
∴ φ=φ° ＋ 0.059/6 lg[H+]14
当 [H+]=1mol·dm-3时：
φ=1.33＋ 0.059/6 lg114
=1.33V
当 [H+]=10-3mol·dm-3时：
φ=1.33＋ 0.059/6 lg(10-3)14
=1.33－ 42× 0.059/6
=0.92V
从该例中知,K2Cr2O7在强酸中氧化性更大 。
例 2.已知 2H+＋ 2e=H2 φ° =0 V
求算,HAc=0.10 mol·dm-3,P(H2)=1.013× 105Pa时, 氢
电极的电极电势 φ(H+/H2)=?
解：
][
][
lg
2
059.0
0.0
0
2
2
p
p
H
H
?
???
从以上公式知,
若想求出 φ(H+/H2)首先要知 H+=？
∴ HAc=H+＋ Ac-
0.10－ x x x
∵ C0/Ka=0.1/1.8× 10-5>400
∴ 代公式：
35
0
0 103.11.0.108.1.][ ??? ???? XXCKHX a
从计算结果知, 由于 H+离子浓度降低, 氢
的电极电势降低了 0.17V。
17.0
10013.1
10013.1
]103.1[
lg
2
059.0
][
][
lg
2
059.0
0.0
5
5
23
0
2
2
??
?
???
?
?
?
?
X
X
X
p
p
H
H
c,沉淀的生成对电极电势的影响：
举例说明：
电对 Ag+＋ e=Ag,φ° (Ag+/ Ag)=0.799V>0
∴ Ag+是中等强度的氧化剂, 若在 Ag+溶液中加入 NaCl，
使产生 AgCl↓：
Ag+＋ Cl-=AgCl↓
当达平衡时, 如果 Cl-浓度 =1moldm-3,Ag+=？
[Ag+]=K° SP/[Cl-]= K° SP/1= K° SP=1.6× 10-10
∴ 当 [Ag+]=1.6× 10-10时,φ(Ag+/ Ag)=？ (非标准状态下 )
φ(Ag+/ Ag)= φ° (Ag+/ Ag)＋ 0.059/1 lg[Ag+]
=0.799＋ 0.059 lg1.6× 10-10
=0.799－ 0.578
=0.221V
该非标准状态下的 φ(Ag+/ Ag)正好是下面的银－氯
化银电极的标准电极电位：
AgCl＋ e=Ag＋ Cl-
φ° (AgCl/Ag)：
Cl-浓度 =1.0 moldm-3为标准电极电位,
而上面的 φ(Ag+/ Ag)正是在 [Cl-]=1.0 moldm-3的条
件下计算出来的 。
当将 Ag插入 Ag+溶液中组成银电极 Ag+/ Ag时, 再
加入 NaCl溶液产生的 AgCl沉淀沉积在 Ag表面 。 ∴ 就形
成了 AgCl/Ag电极 。
当 Cl-=1.0 moldm-3时, 电极电位由 0.799→0.221V，
使 Ag+的氧化能力降低 。
由此可知：
当电对中氧化态物质形成沉淀时, 则 φ→低,且沉
淀的 KSP→小,φ→低的越大 。
ⅰ,当电极反应中无 H+和 OH-参加时，酸度对 φ无影
响，但有 H+和 OH-参加时，酸度对 φ有影响,且影
响更大,
ii.电对中, 氧化型形成沉淀, φ ↓，
还原型形成沉淀, φ ↑，
氧化型和还原型都形成沉淀，看二者的相对稳定程
度的大小。
iii.电对中,有配合物生成时,对 φ产生影响,有关此内容,
留在配位化学中介绍,
小结：
3,电极电势的应用
判断氧化剂、还原剂的相对强弱
计算氧化还原反应的平衡常数
确定氧化还原反应进行的方向和限度
φ小的电对 → 还原型物质还原性强
φ大的电对 → 氧化型物质氧化性强
(1 ).判断氧化剂、还原剂的相对强弱
(2).求平衡常数及 K0sp
059.0
lg
0
0 nEK ?
a.从热力学的角度推出氧化还原反应的平衡常数计
算公式为,
可利用此公式计算平衡常数,并判断反应进行的程度,
n，氧化还原反应中的电子转移数。
E0，氧化还原反应组成的标准电池的电动势。
? ?
? ? ? ?
? ?
3 3 80
0
0
4222
02
4
00
0
2
2
2
4224
10
3 3 8
0, 0 5 9 2 V
2, 0 V10
0, 0 5 9 2 V
lg
2, 0 V
4 9 V.05 1 V.1
OCH/COMn/M n O
O8H2 M ng5 C O
6HOC5H2 M n O
?
?
?
??
?
???
????
??
??
??
?
??
解：
。的平衡常数
例：求反应
K
nE
K
E
K
b.求度积常数 K0sp
以 PbSO4K0sp的测定为例,来了解如何利用电
极电势来计算沉淀的 K0sp?
用,Pb2+/Pb ; Sn2+/Sn 两个电对组成电池,
Sn2+/Sn半电池中,定 [Sn2+]=1.0mol/dm3
Pb2+/Pb半电池中,加入过量的 SO42-使 Pb2+生成
PbSO4 沉淀,并定 [SO4 2-]=1.0mol/dm3.
测定电池的电动势 E=0.22V,Sn正极 ; Pb负极,
表明以下氧化还原反应可自发进行,
Pb(s) + Sn2+ ==== Pb2+ + Sn(s)
根据奈斯特方程,
]l g [
2
0 5 9.0
]l g [
2
0 5 9.0
2
/
0
2
/
0
2
2
?
?
?
?
????
????
?
?
Pb
Sn
PbPb
SnSn
][
][lg
2
059.0
2
2
/
0
/
0 22
?
?
?? ?????????
??
Pb
SnE
PbPbSnSn
vvvE PbPbSnSn 13.0,14.0,22.0 /0/0 22 ??????? ??
而
则,
882
4
20
382
2
2
102)1(102]][[
).(102][
7.7
0 3 0.0
1.022.0
]l g [
1
][
lg
2
0 5 9.0
)13.0(14.022.0
????
???
?
?
???
?
??
?
??
?????
XXSOPbK
dmm o lXPb
Pb
Pb
sp
测定 PbSO4 的溶度积常数为 2X10-8.
(3),判断氧化还原反应进行的方向和程度
氧化还原反应中的 2个电对组成电池时,电池的
标准电动势,
E0 ＞ 0 反应正向自发进行
E0 ＜ 0 反应逆向自发进行
判断以
反应逆向进行
反应正向进行当
：对于非标准态下的反应
0, 2 V V2.0
0, 2 V
0, 2 V
0
0
0
EE
E
E
???
?
?
? 例,判断下列反应的方向,
Pb2+ + Sn(s) ==== Pb(s) + Sn2+
标准状态时,
v
E SnSnSnPb
01 0.0)13 6.0(12 6.0
/
0
/
0000 22
?????
???????? ????
上述反应从左向右自发进行,
但若,[Sn2+]=1.0mol/dm3,[Pb2+]=0.1mol/dm3,反应
进行的方向?
v
E SnSn
PbPb
PbPb
020.0)136.0(156.0
156.00 2 9 5.0126.0
1
1.0
lg
2
059.0
/
0
/
/
0
2
2
2
??????
????
?????
????
?
?
?
?
反应逆向进行,
所以 E0至太小时,应用 E值进行判断,
? 计算 K0值,判断反应进行的程度,
9
2
2
20
2
0
0
0
/
0
22
102.3
][
][
][/
][
5.9
059.0
28.02
059.0
lg
36.1,08.1:
2)(2::
2
2
/2
X
Br
Cl
BrPP
Cl
K
XnE
K
vv
CllBrBrCl
Cl
ClCl
Br Br
???
???
????
?? ? ??
?
?
?
?
??
?
?已知
判断反应例
K0值很大,表明反应进行的很完全,
注意：
1,φ0只能确定反应进行的方向和程度。不能说明
反应的速度问题。
2,某些含氧化合物,KMnO4,K2CrO7等参加氧化
还原反应时,用 φ0判断反应的方向和程度时，
要考虑酸度的影响。
例：
H3AsO4 + 2I- + 2H+ ==== H3AsO3 + I2 + H2O
当,[H3AsO4]=[ I- ] = [H+ ]=1mol/dm3
,0
0 2 5.053.056.0
53.0,56.0
0
0
/
0
/
0
23343
?
???
???? ?
E
vE
vv IIA s OHA s OH
反应从左向右进行。
? 当,[H3AsO4]=[ I- ] = [H3AsO3 ]1mol/dm3
? [H+ ]=1.0X10-81mol/dm3
? 则 H3AsO4 + 2H+ +2e ==== H3AsO3 + H2O
0
4 4 7.05 3 5.00 8 8.0
5 3 5.0
0 8 8.0
1
)10(1
lg
2
0 5 9.0
56.0
]][[
lg
2
0 5 9.0
/
0
28
33
2
43
/
0
/
2
3343
3343
?
????
??
?
??
????
?
?
?
E
vE
v
v
X
A s OH
HA s OH
II
A s OHA s OH
A s OHA s OH
反应逆向进行，酸度对反应方向产生影响。
例：现有含 Cl-,Br-,I-的混合溶液，欲将 I-氧化
成 I2,而 Br-,Cl-不被氧化，在常用的氧化剂
Fe2(SO4)3和 KMnO4中选择哪一个能符合上述要求？
思路：组成电池后，要求电池的电动势 E>0，或
氧化剂的标准电极电位大于还原剂的标准电极电位。
? ? ? ? ? ?
? ? ? ? / M nM n O / C lCl
/ B rBr / F eFe /II
1, 5 1 0, 7 7 1 V/
/ M nM n O / F eFe
1, 3 6 1, 0 6 5 5 3 5.0 /V
/ C lCl / B rBr /II
2
4
0
2
0
2
0230
2
0
0
2
4
23
0
222
???
????
????
???
????
?????
?
?
即
解：
∵ Fe 3+只能把 I-氧化为 I2，而能把 Cl-,Br-,I-氧化为相
应的单质,∴ 应选择 Fe2(SO4)3。
§ 7—4.电势图及其应用
1,元素的电势图：
大多数非金属元素和过渡金属元素可以存
在多种氧化态, 各氧化态之间都有相应的标准
电极电势 。 将它们的电极电势以图解的方式表
示叫元素的电势图的拉默提图 。
氧化态从高 →低, 以从左 →右的顺序排列,
在横线上标出标准电极电势 。
根据溶液的 PH值不同, 分为两类：
φAθ PH = 0； φBθ PH = 14
H
5
I O
6
I O
3
-
H I O I
-
I
2
F e
2 +
F e
3 +
F e
+ 1, 7 + 1, 1 3 + 1, 4 5 + 0, 5 4
+ 1, 1 9
+ 0, 9 9
0, 7 7 - 0, 4 4
例,φAθ
2,电极电势图的应用
（ 1）,利用元素的电势图求算某电对的未知的标准电
极电势,已知两个或两个以上的相邻电对的标准电极
电势, 可求出另一个电对的未知 φθ
例：对于电势图：
D
)(
C
)(
B
)(
A
3
0
3
2
0
2
1
0
1
nnn
???
n φθ
321
0
33
0
22
0
110
321
n
nnn
n n
nnnn
??
?????
??
???
? ? ? ?
能歧化
左右
0 V 0, 3 5 6
0, 1 5 9 V0, 5 1 5 V
Cu/Cu C u / Cu
Cu
0, 5 1 5 V
Cu
0, 1 5 9 V
Cu V
Cu C u 2 C u
00
2000
20
2
???
??
??
????
?
?
???
??
??
E
/ （ 2）,判断能否发生歧化反应
? ?
? ?
? ?
Na OH( l )Br 3
2
1
0
2
0
3
0
2
0
1
。写出反应方程式并求其
么？混合最稳定的产物是什和
？判断哪些物种可以歧化
。和、求
K
???
02?
例：已知 Br的元素电势图如下
03?
??? ? Br
1, 0 7Br
0, 4 5B r O
B r O
2
0
1
3
0.61
V52.0
5
V)145.045 3 5.0(
V76.0
2
V)107.1145.0(
V5 3 5.0
4
1 ) V1, 0 710, 4 56( 0, 6 1
0
3
0
2
0
1
?
???
??
?
???
??
?
?????
??
解,(1) 02?
03?
??? ? Br
1, 0 7Br
0, 4 5B r O
B r O
2
0
1
3
0.61
4 1 1
6
5
??? Br
1, 0 7 VBr
0, 4 5 VB r O
0, 5 4 VB r O
23
0.52V
0.76V
(2)
可以歧化,?B r OBr 2
? ?
? ? ? ?
460
0
0
23
0
2
00
232
102, 8
45.46
0, 0 5 9 2 V
0, 5 5 V5
0, 0 5 9 2 V
lg
V55.00, 5 2 V0 7 V.1
/ B rB r O/ B rBr
O3HB r O5 B r 6OHl3 B r
??
?
?
??
???
????
???
??
???
K
nE
K
E
（ 3）,BrO-能歧化，不稳定。 Br2(l) 与 NaOH混合
最稳定的是 BrO3-和 Br-
§ 7—5 电解
1.原电池与电解池
2.电解定律
3.分解电压
1.原电池与电解池
原电池中氧化还原反应自发进行，电子从负极流
向正极，将化学能转化为电能。
如图,Ni2+/Ni 电极与 Cl2/Cl- 电极组成的电池。
标况下：
φ0Ni2+/Ni = -0.25v
φ0Cl2/Cl- = 1.36v
∴ E0 =φ0Cl2/Cl- -φ0Ni2+/Ni
=1.36-（ -0.25）
=1.61v
∴ 电子从镍电极流向氯电极,
反应,Ni + Cl2 = Ni2+ + 2Cl-
自发从左 →右进行。
上述反应从右 →左逆向则不能进行，
∵ 逆反应 E0 = -1.6v < 0
那么究竟有没有办法使该反应逆向进行呢？
这就必须使用电解的方法。因为如使反应逆向进
行，必须给上述电池施以一个反向电压，以抵消电池
电动势,
E0 = -1.61v,使 Eθ变为 ≥0，则该反应逆向才能
得以进行。
将上述装置该为如下图所示：
在两个电极之间增加一组直流电源，使两极间
电压 ≥1.61v，这一外加电压，抵消电池自发反应的
电动势，使反应逆向进行，即电解。该装置叫电解
池。 电解池中：
与电池负极 相联的电极叫 阴
极 。阴极从电池的负极获得电
子,发生还原反应。
阴极,Ni2+ + 2e —— Ni
与电池正极相联 的电极叫 阳
极, 阳极失去电子,发生氧化
反应。
阳极,2Cl- - 2e —— Cl2
电解反应：
这种靠外加电压迫使一个自发的氧化还原反应
朝逆方向进行的反应，叫电解反应。
分解电压：
电池的电动势就是理论上的使电解开始所需要
施加的最小外加电压，叫理论分解电压。
电池反应和电解反应刚好相反，电池反应和电
解反应都属于电化学反应，但各自的电极反应不相
同，现比较如下：
原电池 电解池
（ -）：电子流出电极 阴极：获得电子的电极
负极失去电子被氧化 阴极得到电子被还原
（ +）：获得电子的电极 阳极：失去电子的电极
正极得电子被还原 阳极失去电子被氧化
原电池反应可以自发进行 电解反应必须施以外加
电压
正离子向正极移动 正离子向阴极移动
负离子向负极移动 负离子向阳极移动
2.电解定律：
内容：
由电解所产生的物质的量必定与通过的电量成正
比，而与其他因素无关。 也叫法拉第电解定律。
法拉第常数,96500C/mol 即一库仑电子所带的电
量为 96500C
根据法拉第电解定律，我们可以利用电解时所用
电量推算出电解产物的物质的量。但是由于每种物质
被电解时，金属离子所带电荷不同，所以同样产生
1mol电解产物时所需的电量也不同。
例如：
半反应 1mol产物质量（ g） 所需电量 C
Na+ + e → Na 23 需 1mol e 96500
Mg2+ + 2e → Mg 24.3 需 2mol e 2× 96500
Al3+ + 3e → Al 27.0 需 3mol e 3× 96500
在实际电解时，因为有副反应存在，因此根据实
际用电量计算出的理论产量，往往比实际产量高，所
以我们把 实际产量与理论产量的之比 →电流效率。
理论产量
实际产量 × 100%电流效率 =
例：在一铜电解实验中，所给电流强度为 10A，经过
4h后，电解得 50gCu，问电流效率为多少？
解,电量 = I·t = 10A × 3600 × 4 = 144000C
Cu2+ + 2e = Cu↓
∴ 产生 1molCu（ 63.55g）需 2mol电子电量
∴ 144000C电量应得到 Cu的量：
%94%1 0 0
4.53
0.50
4.53
9 6 5 0 02
1 4 4 0 0 0
55.63
??
?
X
X
X
电流效率
3.分解电压：
前面我们已经讲到电解反应是电池反应的逆过
程，从原电池的电动势可以求得理论分解电压。
分解电压也可以通过实验来求：
以电解 HCl溶液为例说明
实验测定分解电压：
如图装置，并联电压表，串联电流表。
逐渐增加电压，记录电流，
绘制电流～电压曲线：
当 v很小时，几乎没有电流通过，
表明电解未开始进行，
当 v → 增大到某一数值后，曲线斜率急增，电
流迅速增大,表明电解开始进行。
将 BC曲线延到与横轴相交，交点所对应的电压
E分解 为分解电压。
实验所测定的 E分解
往往大于理论分解
电压（由原电池电
动势计算所得），
两者之差叫超
电压，产生的原因
很复杂。
下面我们计算隔膜法电解食盐水的理论分解电压
已知,电解反应,
2 N a C l 2 H
2
O+
电 解
2 N a O H H
2 C l 2
阴 极 阳 极
+ +
阴 极
阳 极,
：
2 C l
-
C l
2
+ 2 e
2 H
+
+ 2 e H
2
要想计算理论分解电压，必须要知道原电池的电
动势，原电池的反应，刚好与电解反应相反。
∴ 原电池的电极反应：
（ -） H2 - 2e → 2H+ φ0 H+/H2 = 0
（ +） Cl2 + 2e → 2Cl- φ0Cl2/Cl- =1.36v
根据电池的电极反应及电解液的组成，离子浓
度，求各电极的电极电势。
电解液的组成,NaOH, 40g/dm3
NaCl, 190g/dm3
PH = 14, [H+] = 1.0× 10-14
[Cl-] = 3.2 mol dm-3
P H2 = P Cl2 = 1.013 × 105Pa
83.0
]10l g [0.0
]l g [0.0
100 1 3.1
][
lg
2
0 5 9.0
214
2
0 5 9.0
2
2
0 5 9.0
5
2
/
0
/
2
2
2
??
??
??
????
?
?
?
?
?
H
X
p
H
H
HH
HH
22
2
/
22
/
0
/
0
2
2
5
0
/
33.103.00.0
]2.3[
1
lg
2
059.0
36.1
][
10013.1
lg
2
059.0
HHClCl
Cl
ClCl
E
v
Cl
X
p
ClCl
??
??
?????
???
??
????
?
电池电动势
= 1.33 -（ -0.83）
= 2.16 v从理论计算：
外加电压至少等于 2.16v 该电解反应才能进行。
事实上，电解饱和食盐水外加电压 E分解 =3.5v,比理
论分解电压高 1.34v
§ 7—6 化学电源
干电池
蓄电池
燃料电池
C极（ +）
2NH4+ + 2e → 2NH3 + H2
H2 + 2 MnO2 → 2MnO（ OH）
NH4+ + 2 MnO2 + 2e →
2NH3 + 2MnO（ OH）
Zn极（ -）
Zn → Zn2+ + 2e
电池反应：
Zn + 2NH4+ + 2 MnO2 →
2NH3 + 2MnO（ OH） + Zn2+
填加 MnO2是与 H2反应，生成 MnO
（ OH）消耗 H2,使电流畅通，产生去
极化作用，减小内阻。
1,Zn—MnO2干电池：
C+MnO2
混合物
ZnCl2,NH4Cl,
淀粉混合物
Zn(-)
C(+)
2.蓄电池,可以数百次的充电和放电，反复使用。
铅蓄电池,
（ -）, 铅钙合金极板,填塞灰铅
（ +）：铅钙合金极板,填塞 PbO2。
两组极片交替排列在蓄电池中，浸泡 30%H2SO4。
放电：
（ -） Pb + SO42- → PbSO4（ S） + 2e
（ +） PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e → PbSO4（ S） + 2H2O
充电：
阴极,PbSO4 + 2H2O –2e → PbO2 + SO42- + 4H+
阳极,PbSO4 + 2e → Pb + SO42-
（ 3）,燃料电池：
将燃烧过程中放出的化学能转化为电能的装置叫
燃料电池。
例氢燃料电池：基本反应：
H2（ g） + 1/2O2（ g） →H2O（ l） ΔH = -286KJmol-1
用多孔膜将电池分为三各部：
中间装 75%KOH，左侧通 H2，右侧通 O2，
扩散到 KOH溶液中发生反应：
（ +）极：
1/2O2（ g） + H2O（ l） +2e- ===== 2OH-
（ -）极：
H2（ g） +2OH- =====2 H2O（ l） +2e-
总反应,H2（ g） + 1/2O2（ g） ======= H2O（ l）
K+,OH-
H2O
H2
H2,H2O
O2
O2,H2O- +
e→
优点：不经过热能的中间形式，直接将化学能 →
电能，利用率高，减少环境污染。
作业,P466,1.2.3.4.6.7.8.9.10.11.16.17.19.20
早在 1839年,英国人 W.Grove就提出了氢和
氧反应可以发电的原理，这就是最早的氢 -氧燃料
电池 (FC)。但直到 20世纪 60年代初,由于航天和
国防的需要，才开发了液氢和液氧的小型燃料电
池，应用于空间飞行和潜水艇。 近二三十年来，
由于 一次能源的匮乏和环境保护的突出,要求开
发利用新的清洁再生能源。 燃料电池由于具有能
量转换效率高、对环境污染小等优点而受到世界
各国的普遍重视。
美国矿物能源部长 助理克,西格尔说：“燃料电
池技术在 21世纪上半叶在技术上的冲击影响，会类似
于 20世纪上半叶内燃机所起的作用。” 福特汽车公司
主管 PNGV经理鲍伯,默尔称，燃料电池必会给汽车动
力带来一场革命，燃料电池是唯一同时兼备无污染、
高效率、适用广、无噪声和具有连续工作和积木化的
动力装置。 预期燃料电池会在国防和民用的电力、汽
车、通信等多领域发挥重要作用。 美国 Arthur
D.Little公司最新估计,2000年燃料电池在能源系统
市场将提供 1 500～ 2 000MW动力，价值超过 30亿美
元，车辆市场将超过 20亿美元； 2007年燃料电池在
运输方面的商业价值将达到 90亿美元。
最新一代燃料电池
日本移动运营商 NTT DoCoMo宣布，该公司研发出了
一种使用微型燃料电池供电的 3G手机充电器原型。这种
燃料电池通过合成氢和无害的甲醇来产生化学反应，以此
为手机充电提供充足的能量。
这款微型燃料电池重 190克，可以产生近 3.8瓦特的
能量。别看它个头这么小，可却有惊人的耐力，在普通室
温的条件下它的供电时间大大超出锂电池的寿命。不过燃
料电池也有其自身的不足，它的每一个电池 (一个甲醇燃
料管 )只能提供一次性的供电。也就是说我们不能为燃料
电池进行像锂电、镍氢电池一样的充电操作。因此，当我
们出远门时就得随身带着多个燃料电池了。
诺基亚试产百部燃料电池耳机
左起依次为耳机、燃料电池
2002.12月
2日，日本
首相小泉纯
一郎在东京
首相官邸前
乘坐本田公
司的 FCX型
燃料电池动
力汽车时向
人们挥手。
笔记本燃料电池
在 2003年的早些时候，东芝已经发布了世界上
第一块笔记本电脑燃料电池及燃料管。这种燃料电池
的横截面为 275× 75毫米，重 900克。而仅重 72克的
燃料管可以容纳 50立方厘米高浓度甲醇。如果用这个
电池系统为普通的 PDA供电，那么一枚燃料管中盛载
的溶液可以坚持发电 20小时。除此之外，日本移动电
话运营巨头 NTT DoCoMo在 2003年 6月 5日宣布，其
将会在最近两年内推出一种使用燃料电池的手机，并
且预言“如果一切顺利,2004年就将上市第一款燃
料电池手机”。
基本概念
氧化还原反应方程配平
电极电势
电势图及应用
电解
化学电源
§ 7-1 氧化还原反应的基本概念
我们所学过的化学反应，从反应过程中是
否有氧化数变化的角度来看，可分为两类：
一类有电子转移和氧化数的改变，这就是
氧
化还原反应。
另一类无电子转移及氧化数的改变，叫非
氧
化还原反应。
1.原子价和氧化数
（ 1）、原子价又称化合价：
元素中能够化合或置换一价原子（ H）或一价基
团（ OH—）的数目。
共价化合物中表示某原子形成单键的数目，在
离
子化合物中表示离子电荷。
例, HCl, Cl为 1价；
H2O,O为 2价；
NH3, N为 3价；
PCl5, P为 5价。
例, MgCl2,Mg,+2价,Cl为 -1价。
局限性：不能反映化合物结合的真实情况。
例, NH4+从结构上看 N为 -3价，但它确同 4个 H结合,
为了解决这一问题，提出了氧化数的概念。
（ 2）氧化数：
由于化合物中组成元素的电负性不同，原子结合
时电子对总是移向电负性大的一方，从而化合物中组
成元素原子必须带有正 or负电荷。 这种所带形式电荷
的多少就是该原子的氧化数。
简单的说：氧化数是化合物中某元素所带形式电
荷的数值。
例如,
NaCl,Cl电负性大 ∴ Cl 氧化数为 -1,Na为 +1。
氧化数可以是正,负,0 或分数。
确定分子中某原子氧化数是有规则的。
(3).确定氧化数的规则
a,离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子
所带的电荷数 。
b.共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大
的原子,两原子的形式电荷数即为它们的氧化数。
c.单质中，元素的氧化数为零。
d.中性分之中，各元素原子的氧化数的代数和为
零,复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和。
⑸ 氢的氧化数一般为 +1，在金属氢化物中
为 -1，如 。
⑹ 氧的氧化数一般为 -2，在过氧化物中为 -1，
如 在超氧化物中为 -0.5，如
在氧的氟化物中为 +1或 +2，
如
1HNa ?
,ONa OH 212`212 ??
,OK 20.5?
。 F O,FO 22221 ??
例：
3
8
的氧化数为Fe OFe
2, 5 的氧化数为S O S
2 的氧化数为S O S
7 的氧化数为I O IH
43
2
64
2
32
65
?
?
?
?
?
?
(4)原子价和氧化数区别
在离子化合物中数值上相等。在共价化合物中
往往差别较大。例如 CrO5
从结构上看：
Cr,+6价，形成 6个共价单键。
从氧化数上看：为 +10价。
再如 CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4
化合价 4 4 4 4 4
氧化数 -4 -2 0 +2 +4
2.氧化还原反应的特征：
（ 1）、氧化还原过程中，某元素的原子或离子在反应前
后氧化数发生改变 —氧化还原反应。
（ 2）、氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程
称为还原。 反应中氧化和还原同时进行。
（ 3）、假如氧化数升高和降低都发生在同一个化合物中
→自身氧化还原反应。
（ 4）、反应过程中，同一元素氧化数即有升高又有降低
叫 歧化反应。
? 2KClO3 ==== 2KCl + 3O2
+5 -1 0-2
KClO3 ==== KCl + KClO4
+5 -2 -1 +7
3.氧化剂和还原剂
氧化数升高的物质叫还原剂，还原剂被氧化；
氧化数降低的物质叫氧化剂，氧化剂被还原。
NaClO + 2FeSO4 + H2SO4 = NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O
氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物
+1→ -1 +2→+ 3
Cl2 + H2O === HClO + HCl
0 -1+1
歧化反应是自身氧化还原反应的特殊型。
4.氧化还原电对：
氧化剂得电子氧化数降低、被还原，产物具有弱
还原性，是弱还原剂。
氧化剂与被还原产物组成氧化还原电对。
还原剂失电子氧化数升高、被氧化，产物具有弱
的氧化性是弱的氧化剂。
还原剂与被氧化的产物组成氧化还原电对。
例 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
氧化剂 还原剂 被氧化物 被还原物
氧化型物质
还原型物质Cu2+ / Cu
氧化剂 弱还原剂
Zn2+ / Zn
弱氧化剂 还原剂
氧化剂氧化能力越强则共轭还原剂还原能力就弱。
例,MnO4-/Mn2+
MnO4- 氧化能力很强； Mn2+ 还原能力弱。
还原剂还原能力越强，则共轭氧化剂氧化能
力弱 例,Sn4+/Sn2+
Sn4+ 强还原剂； Sn2+ 弱氧化剂。
氧化剂与它的共轭还原剂、还原剂和它的共轭
氧化剂之间的关系可用氧化还原半反应式表示。
例,Cu2+/Cu
Cu2+ + 2e ＝ Cu
Zn2+/Zn
Zn2+ + 2e ＝ Zn
MnO4-/Mn2+,
MnO4- + 8H+ + 5e ＝ Mn2+ + 4H2O
SO42-/SO32-,
SO42- + 2H+ +2e ＝ SO32- + H2O
§ 7—2 氧化还原反应方程式的配平
配平原则,物料平衡（原子数相等）
电荷平衡（氧化数升高和降低数值相等）
常用的方法有两种：氧化数法、离子电子法。
氧化数法：
原则：氧化数升高值 = 氧化数降低值；
或电子得失数相等。
步骤：（ 1）写出基本反应式：
HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
（ 2）找出氧化剂中元素氧化数降低数值和还原剂中元素
氧化数升高值,
HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
+5 0 -1 +5
6
5X4=20
（ 3）按照最小公倍数的原则，使氧化数升高值等于氧
化数降低值。
最小公倍数,60
HClO3 (+5) → HCl(-1)
P4 (0) → H3PO4 (+5) 20
6 X10
X3
（ 4）将找出系数，并使方程两边有关的原子数相等：
10HClO3 + 3P4 →10HCl + 12H3PO4
（ 5）检查反应式两边的氢原子数。找出参加反应的
水分子数。
10HClO3 + 3P4 + 18H2O → 10HCl + 12H3PO4
(6) 核对氧原子数，将 — 改为 ＝ 。
配平举列：
例 1,Cu＋ HNO3→Cu(NO3)2＋ NO
2
3
Cu,(0) → Cu (NO3)2 Cu:(+2) ↑2
HNO3,N(+5) →NO,N (+2) ↓3
最小公倍数,6
3Cu＋ 2HNO3→3Cu(NO3)2＋ 2NO
∵ 3Cu(NO3)2还需有 6个 HNO3做为介质，右边补
4H2O
∴ 3Cu＋ 8HNO3 === 3Cu(NO3)2＋ 2NO＋ 4H2O
X3
X2
例 2,KClO3→KClO4＋ KCl
为方便,KClO3＋ KClO3→KClO4＋ KCl
+5 +5 +7 -1
2
6
KClO3→KClO4 ↑2
KClO3→KCl ↓6
最小公倍数,6
X3
X1
∴ 3KClO3＋ KClO3→3KClO4＋ KCl
核对氧,4KClO3 == 3KClO4＋ KCl
As+32S-23＋ HN+5O3→H3As+5O4＋ H2S+6O4＋ N+2O
例 3,↑2× 2=4 ↓3
↑8× 3=24
As2＋ 3→＋ 5 ↑ 2× 2=4As
2S3
S3:-2→＋ 6 ↑ 8× 3=24 ↑28
HN+5O3→N+2O, ＋ 5→＋ 2 ↓3
× 3
× 28
∴ 3As2S3＋ 28HNO3→6H3AsO4＋ 9H2SO4＋ 28NO
检表 H,左边加 4个 H2O
3As2S3＋ 28HNO3＋ 4H2O=>6H3AsO4＋ 9H2SO4＋ 28NO
核对 O配平
例 4,MnO4-＋ Cl-＋ H＋ →Mn2＋ ＋ Cl2＋ H2O
MnO4-＋ Cl-＋ H＋ →Mn2＋ ＋ Cl2＋ H2O
↓5
↑1× 2=2
⑴标出氧化数,
⑵找最小公倍数
MnO4-→Mn2＋ ↓5 × 2
2Cl-→Cl2° ↑ 1× 2=2 × 5
∴ 2MnO4-＋ 10Cl-＋ H＋ →2Mn2＋ ＋ 5Cl2＋ H2O
⑶ 检电荷,以 H＋ 补齐：左 -12,右边 +4, 左边加 16H＋
补齐, 右边以 H2O补 H。
2MnO4-＋ 10Cl-＋ 16H＋ →2Mn2＋ ＋ 5Cl2＋ 8H2O.
检查 O,配平 。
2.离子电子法
在有些反应中, 元素的氧化数难以确定 。 ∴ 采用
氧化数法配平比较困难, 故采用离子电子法配平 。
方法：将反应改写为半反应, 先将半反应配平, 然
后加合, 消去电子 。
步骤,⑴ 写出离子反应式
Fe2＋ ＋ Cl2→Fe3＋ ＋ Cl-
⑵ 写出两个半反应
Fe2＋ →Fe3＋
Cl2→Cl-
⑶ 调整计量数,并加一定数目的电子, 使半反应两边
原子数,电荷数相等：
Fe2＋ == Fe3＋ ＋ e （ 氧化半反应 ）
Cl2＋ 2e == 2Cl- （ 还原半反应 ）
(4) 根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数
必须相等的原则, 将两个半反应加合为一个配平的离
子反应 。 2Fe2＋ =Fe3＋ ＋ 2e
Cl2＋ 2e=2Cl-
2Fe2＋ ＋ Cl2=2Fe3＋ ＋ 2Cl-
注意, 如果半反应中, 反应物与产物中氧原子数不等,
可根据反应介质, 在半反应式中加 H＋ or OH-,使两侧
氧原子数, 电荷数相等 。
例 1,配平,MnO4-＋ SO32-→Mn2＋ ＋ SO42- (酸介 )
⑴写出半反应,MnO4-→Mn2＋ （ 还原）
SO32-→SO42- （ 氧化）
⑵配氧：酸介中：第一个左边＋ 8H＋,右边＋ H2O，
并加 e使电荷数平。
MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
SO32-＋ H2O→SO42-＋ 2H＋ ＋ 2e
⑶ 根据电子得失数相等, 分别乘系数后加合 。
× 2) MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
＋ × 5) SO32-＋ H2O→SO42-＋ 2H＋ ＋ 2e
2MnO4-＋ 5SO32-＋ 6H＋ = 2Mn2＋ ＋ 5SO42-＋ 3H2O
例 2：配平 ClO-＋ Cr(OH)4-→Cl-＋ CrO42- （ 碱介 ）
⑴ 写出半反应,ClO-→Cl-
Cr(OH)4-→CrO42-
⑵ 配 O,H,配电荷：
ClO-＋ H2O＋ 2e→Cl-＋ 2OH－
Cr(OH)4-＋ 4OH－ →CrO42-＋ 4H2O＋ 3e
⑶ 乘系数使电子得失相等：
× 3) ClO-＋ H2O＋ 2e→Cl-＋ 2OH－
＋ × 2) Cr(OH)4-＋ 4OH－ →CrO42-＋ 4H2O＋ 3e
3ClO-＋ 2Cr(OH)4-＋ 2 OH－ = 3Cl-＋ 2CrO42-＋ 5H2O
例 3.配平：
MnO4-＋ C3H7OH→Mn2＋ ＋ C2H5COOH （ 酸介 ）
⑴ 写出半反应,MnO4-→Mn2＋
C3H7OH→C2H5COOH
⑵ 配 O,H,配电荷：
MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
C3H7OH＋ H2O→C2H5COOH＋ 4H＋ ＋ 4e
不能＋ OH－ (因为酸介 )
⑶ 乘系数, 加合：
× 4) MnO4-＋ 8H＋ ＋ 5e→Mn2＋ ＋ 4H2O
＋ × 5)C3H7OH＋ H2O→C2H5COOH＋ 4H＋ ＋ 4e
4MnO4-＋ 5C3H7OH＋ 12H＋ ===
4Mn2＋ ＋ 5C2H5COOH+11H2O
配平反应方程式两种方法均可, 关键在于熟练 。
? § 7-3 电极电势
? ⑴ 原电池
? ↓
? ⑵ 电极电势的产生
? ↓
? ⑶ 电极电势大小的衡量
? ↓
? ⑷ 电极类型
? ↓
? ⑸ 影响电极电势的因素 →能斯特方程
? ↓
? ⑹ 电极电势的应用
1.原电池和电极电势
⑴ 原电池
定义：使化学能转变为电能的装置叫原电池
Cu
-
Zn
原
电
池
装置
盐 桥,饱和 KCl+硅胶 →冻胶, 中和电荷 。
若将盐桥放入两个烧杯中时, 检流计指针立
即偏转方向, 表明导线中有电流通过 。
同时, Zn片溶解, Cu片中有 C u析出 。
当 Zn→Zn2+溶于溶液中时, 盐桥中的 Cl-及溶
液中的 SO42-通过盐桥向 Zn盐烧杯中移动 。 电子由
导线从 Zn流向 Cu极 。
∴ 当 Cu2++2e→Cu沉积在 Cu片上时, 则盐桥中
的 K+及溶液中的 Zn2+通过盐桥向 Cu盐烧杯中移
动 。 使两溶液一直保持电中性, 使 Zn溶解和 Cu析
出得以继续进行, 电流得以通过 。
电池中进行的化学反应：
Zn+Cu2+=Zn2++Cu
在上述反应中：
(－ )Zn－ 2e→Zn2+
电子流出,失去电子,氧化数升高 →氧化
(＋ )Cu2+＋ 2e=>Cu
得到电子,氧化数降低 →还原
原电池充分说明，氧化还原反应的本质是电子转移
⑵ 电极电势的产生：
? ? ? ? ?? ? neaqM sM n
M活泼 M不活泼
?nM
+
+
+
+
-
-
-
-
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
M与溶液之间产生电位差。
当把金属 M棒放在它的盐溶液中时,
一方面,
金属 M表面上的原子与 H2O分子相互吸引 。
有一种将电子留在棒表面而自身以水合离子 Mn+aq
的形式进入溶液的倾向 。 金属 →活泼 溶液越稀,
这种倾向越大；
另一方面,
盐溶液中的 Mn+aq离子又有一种从金属表面获
得电子而沉积在金属表面的倾向，金属越不活泼，
溶液越浓，这种倾向越大,
当这两种对立的倾向达到平衡时，
有,M=Mn+aq+ne－
在某给定浓度的溶液中, 若失去电子的倾向大
于获得电子的倾向, 则最终的结果是 Mn+进入溶液
使 M棒带负电,靠近 M的溶液带正电 。 如图所示, M
与溶液之间产生电位差 。
定义：这种产生在金属和它的盐溶液之间的电势叫做
金属的电极电势 。
电极电势与 金属本身 的 活泼性 和金属离子在溶液
中的 浓度 有关, 与溶液的 温度 有关 。
在铜锌原电池中，电子从 Zn片流向 →Cu片。说明
Zn片上的电子比 Cu片上的多,
即 Zn2+/Zn电极比 Cu2+/Cu电极更负一些。
由于两电极电势不同，所以连以导线，就有电流通过。
电极电势的绝对值无法测量, 只能选定某种电
极电势作标准, 其他电极电势与之比较, 求出电极
电势的相对值, 这个标准电极电势就是氢电极 。
标准氢电极的构成：
镀铂黑的铂片置于氢离子浓度（活泼）为
1.0mol/kg的硫酸溶液中，不断通入 1.013× 105Pa的
H2。 使 Pt黑吸附 H2达饱和，形成标准电极。
⑶,标准氢电极和标准电极电势：
电极周围产生如下平衡：
H2→2H++2e
此时在标准氢电极中, 产生在 Pt片上吸附的 H2和
H2SO4溶液之间的电极电势叫做氢的标准电极电势,
令其 =0.00 Φ?(H+/H2)=0.00 理想电极
标准氢电极 标
准
氢
电
极
装
置
图
? ?
? ? V000.0/HH
/HH 电对：
gH 2eaq )(H2
：
2
0
2
2
??
??
?
?
??
电极反应
表示为, Pt︱ H2(g) ︱ H+
标准状态,指组成电极的离子浓度为 1.0mol/dm3,
气体压强为 1.013× 105Pa
测量温度 298K，
液体和固体都是纯净物质 。
例：标准 Zn电极,Zn2+=1.0 mol/cm3,测量温度 298K。
电极电势的测定：
标准 Zn2+/Zn电极和标准 H+/H2电极组成电池：
用电位计测定知电流从氢电极 →锌电极 。
∴ Φ?(Zn2+/Zn)为负极, Φ?(H+/H2)为正极 。
测定原电池电动势,
E° =Φθ正 － Φθ负
=Φθ(H+/H2)－ Φθ(Zn2+/Zn)
0.7628=0－ Φθ(Zn2+/Zn)
∴ Φθ(Zn2+/Zn)= - 0.7628V
例 如：
测定 Φ° Cu2+/Cu：
只要将标准铜电极与标准氢电极组成电池 。 用
电表测定电流方向 。 知,Cu电极为正极, H2电极为
负极 。
原电极电动势：
Eθ=0.34=Φθ(Cu2+/Cu) - Φθ(H+/H2)
0.34=Φθ(Cu2+/Cu) – 0.0
Φθ(Cu2+/Cu)=0.34
注意,
,- ‖ 表示电对中还原态失电子倾向大于 H2,
‖+‖ 表示电对中氧化态得电子倾向大于 H+。
标准电极电势已由前人测出, 并列表表示, 我们
使用时可以查表 。
关于电极电势表的使用说明：
a,表中的电极电势均以,
氧化型 + ne ?还原型的形式给出 。
在讨论问题时, 注意不要选错电极电势 。
例如：与 Fe3+有关的电极电势：
Fe2++2e=Fe（ ΦθFe2+/Fe=-0.44V）
Fe2+在该电对中做氧化剂 。
在 Fe3++e-?Fe2+（ ΦθFe3+/Fe2+=+0.771） 中
Fe2+做还原剂 。
所以在讨论 Fe2+做还原剂时就应该选择
ΦθFe3+/Fe2+=+0.771电极电势 。
在讨论 Fe2+做氧化剂时就应该选择
ΦθFe2+/Fe=-0.44V电极电势 。
b.电极电势表中从上 →下, Φθ→增大, 表明电对氧化
型物质从上 →下, 氧化能力增大 。 还原能力从下 →
上增强 。
c.标准电极电势和得失电子数无关 。
例：
Cl2+2e?2Cl-,ΦθCl2/Cl-=1.358 ；
1/2Cl2+e?Cl-,ΦθCl2/Cl-=1.358不变 。
⑷,电极的类型与原电池的表示方法：
四种电极电势的类型：
(a).金属 —金属离子电极,M(s)︱ Mn+
将金属插入含有相同金属离子的盐溶液中
例如：
Zn2+/Zn 电对组成的电极：
Mn+氧化型, M还原型 。
电极反应,Zn2+＋ 2e= Zn
电极符号,Zn(s)︱ Zn2+
“︱,表示有固, 液界面 。
S表示固体 。
(b).气体－离子电极：
氢电极, 氯电极 。 固体导体插入相应离子
溶液中, 并通气体 。
电极反应,2H+＋ 2e=H2 Cl2＋ 2e=2Cl-
电极符号,Pt︱ H2(g)︱ H+ ; Pt︱ Cl2(g)︱ Cl-
Pt:做为固体导体, 不与 H2,H+,Cl2,Cl-发
生化学反应, 惰性 。
石墨：也常做固体导体,
(c).金属－金属难溶盐或氧化物－阴离子电极,
甘汞电极,AgCl电极
在金属表面涂上该金属的难溶盐或氧化物, 插入
与该盐具有相同阴离子的溶液中 。
例：
AgCl涂在 Ag丝上, 插在 HCl溶液中, =>AgCl电极
电极反应,AgCl＋ e=Ag＋ Cl-
电极符号,Ag-AgCl(s) ︱ Cl-
甘汞电极,
电极反应,Hg2Cl2＋ 2e=2Hg(l)＋ 2Cl-
电极符号,Hg－ Hg2Cl2(s) ︱ Cl-
甘汞电极
装置图
(d).氧化还原电极：
以 Pt or 石墨放在一溶液中, 该溶液中含有同一
元素的不同氧化数的两种离子 。
例,Pt插在含 Fe3+和 Fe2+离子的溶液中
电极反应,Fe3+＋ e= Fe2+
电极符号：
Pt︱ Fe3+,Fe2+
两种离子用“，”
分开。
原电池的表示法：
两种不同的电极组合起来 →构成原电池, 其中
每个电极叫半电池 。
例,Cu－ Zn原电池：负极写在左边, 正极写
在右边 。
(－ ) Zn(s)︱ ZnSO4 (c1)‖ CuSO4(c2)︱ Cu(s) (＋ )
―‖ ‖:盐桥； c1.c2分别为各溶液浓度
例,Cu与标准氢电极组成的电池
(－ ) Pt︱ H2(1.013× 105pa) ︱ H+(1mol/dm3)‖ Cu2+(c) ︱ Cu (＋ )
2.影响电极电势的因素,
(1).定性讨论：
对于一给定的电极, 离子浓度是影响最大的因
素之一, 温度的影响较小 。
对于金属电极：
Mn+＋ ne=M,
[Mn+]增大, 平衡右移, 金属表面负电荷减少 。
∴ 电极电势增大, 反之则减小 。
对于氧化还原电极：
Fe3+＋ e=Fe2+ 增大 [Fe3+],减小 [Fe2+],平衡向
右移, 电极上负电荷减小, 电极电势增大 。 反之则减
小 。
结论：电极电势与氧化型离子浓度成正比，同
还原型离子浓度成反比。
(2).定量的讨论,→奈斯特方程
对于一个电对：
氧化型＋ ne-=还原型, 其电极电势
][
][ln3 0 3.20
还原型
氧化型
nF
RT????
φ,非标准状态下电极电势, φ° 标准电极电势；
n,电极反应中得失电子数,
[氧化型 ].[还原型 ]:表示浓度 。
R=8.314气体常数,
F,法拉第常数,96500 c/mol
T:绝对温度
当 T=298K时 上式简化为：
][
][lg0 5 9.00
还原型
氧化型
n
????
注 意,[氧化型 ].[还原型 ] 应包括了参与电极反应
的所有物质 。
电对中,[氧化型 ].[还原型 ]物质系数不等于 1,应乘
以系数相同的方次, 若电对中某一物质为
气体, 用相对分压表示 。
例：对于
Cr2O72-＋ 14H+＋ 6e=2Cr3+＋ 7H2O φ° =1.33V
23
14
72
][
]] [ HO[lg
6
0 5 9.033.1
?
?
???
Cr
Cr
对于,Fe3+＋ e= Fe2+ φ° =0.771V
][
][lg059.0771.0
2
3
?
?
???
Fe
Fe
对于,Br2(l)＋ 2e=2Br- φ° =1.08V
2][
1lg
2
059.008.1
???? Br
对于,I2(s)＋ 2e=2I- φ° =0.535V
2][
1lg
2
0 5 9.05 3 5.0
???? I
对于,2H+＋ 2e=H2 φ° =0V
][
][
lg
2
059.0
0.0
0
2
2
p
p
H
H
?
???
(P° 标准大气压,1.013× 105Pa) 无量纲
对于,O2＋ 4H+＋ 4e=2H2O(l) φ° =1.229V
1
].[
lg
4
059.0
229.1
4
0
2 ?
???
H
p
p o
奈斯特方程
定量描述了氧化型及还原型物质浓度对电极电势
的影响, 下面将举例说明：
a,[氧化型 ]/[还原型 ]→大 φ→大,
例 1,已知 Fe3+＋ e= Fe2+ φ° =0.771V
求, [Fe3+]/[ Fe2+]=10000时的 φ（ Fe3+/Fe2+） =？
01.1
1 0 0 0 0lg0 5 9.07 7 1.0
][
][
lg
1
0 5 9.0
7 7 1.0
2
3
/
23
?
??
???
?
?
??
Fe
Fe
FeFe
从计算结果知：
[Fe3+]/[ Fe2+]比值 →大, 即氧化型浓度增大, 还
原型浓度降低, φ增大,
由原来的 0.771→1.01,增加了 0.236V。
从平衡角度,[ Fe2+]↓,平衡右移，即 Fe3+得电子
能力强，氧化性增强。
b,酸度对电极电势的影响：
当电极反应中含有 H+ or OH-，
则酸度对 φ产生影响
例 1,Cr2O72-＋ 14H+＋ 6e=2Cr3+＋ 7H2O φ° =1.33V
假定 [Cr2O72-]=[ Cr3+]=1.0mol/dm3 当改变 [H+]时
φ=？
23
14
72
][
]] [ HO[lg
6
0 5 9.033.1
?
?
???
Cr
Cr
∵ [Cr2O72-]=1.0 [ Cr3+]=1.0
∴ φ=φ° ＋ 0.059/6 lg[H+]14
当 [H+]=1mol·dm-3时：
φ=1.33＋ 0.059/6 lg114
=1.33V
当 [H+]=10-3mol·dm-3时：
φ=1.33＋ 0.059/6 lg(10-3)14
=1.33－ 42× 0.059/6
=0.92V
从该例中知,K2Cr2O7在强酸中氧化性更大 。
例 2.已知 2H+＋ 2e=H2 φ° =0 V
求算,HAc=0.10 mol·dm-3,P(H2)=1.013× 105Pa时, 氢
电极的电极电势 φ(H+/H2)=?
解：
][
][
lg
2
059.0
0.0
0
2
2
p
p
H
H
?
???
从以上公式知,
若想求出 φ(H+/H2)首先要知 H+=？
∴ HAc=H+＋ Ac-
0.10－ x x x
∵ C0/Ka=0.1/1.8× 10-5>400
∴ 代公式：
35
0
0 103.11.0.108.1.][ ??? ???? XXCKHX a
从计算结果知, 由于 H+离子浓度降低, 氢
的电极电势降低了 0.17V。
17.0
10013.1
10013.1
]103.1[
lg
2
059.0
][
][
lg
2
059.0
0.0
5
5
23
0
2
2
??
?
???
?
?
?
?
X
X
X
p
p
H
H
c,沉淀的生成对电极电势的影响：
举例说明：
电对 Ag+＋ e=Ag,φ° (Ag+/ Ag)=0.799V>0
∴ Ag+是中等强度的氧化剂, 若在 Ag+溶液中加入 NaCl，
使产生 AgCl↓：
Ag+＋ Cl-=AgCl↓
当达平衡时, 如果 Cl-浓度 =1moldm-3,Ag+=？
[Ag+]=K° SP/[Cl-]= K° SP/1= K° SP=1.6× 10-10
∴ 当 [Ag+]=1.6× 10-10时,φ(Ag+/ Ag)=？ (非标准状态下 )
φ(Ag+/ Ag)= φ° (Ag+/ Ag)＋ 0.059/1 lg[Ag+]
=0.799＋ 0.059 lg1.6× 10-10
=0.799－ 0.578
=0.221V
该非标准状态下的 φ(Ag+/ Ag)正好是下面的银－氯
化银电极的标准电极电位：
AgCl＋ e=Ag＋ Cl-
φ° (AgCl/Ag)：
Cl-浓度 =1.0 moldm-3为标准电极电位,
而上面的 φ(Ag+/ Ag)正是在 [Cl-]=1.0 moldm-3的条
件下计算出来的 。
当将 Ag插入 Ag+溶液中组成银电极 Ag+/ Ag时, 再
加入 NaCl溶液产生的 AgCl沉淀沉积在 Ag表面 。 ∴ 就形
成了 AgCl/Ag电极 。
当 Cl-=1.0 moldm-3时, 电极电位由 0.799→0.221V，
使 Ag+的氧化能力降低 。
由此可知：
当电对中氧化态物质形成沉淀时, 则 φ→低,且沉
淀的 KSP→小,φ→低的越大 。
ⅰ,当电极反应中无 H+和 OH-参加时，酸度对 φ无影
响，但有 H+和 OH-参加时，酸度对 φ有影响,且影
响更大,
ii.电对中, 氧化型形成沉淀, φ ↓，
还原型形成沉淀, φ ↑，
氧化型和还原型都形成沉淀，看二者的相对稳定程
度的大小。
iii.电对中,有配合物生成时,对 φ产生影响,有关此内容,
留在配位化学中介绍,
小结：
3,电极电势的应用
判断氧化剂、还原剂的相对强弱
计算氧化还原反应的平衡常数
确定氧化还原反应进行的方向和限度
φ小的电对 → 还原型物质还原性强
φ大的电对 → 氧化型物质氧化性强
(1 ).判断氧化剂、还原剂的相对强弱
(2).求平衡常数及 K0sp
059.0
lg
0
0 nEK ?
a.从热力学的角度推出氧化还原反应的平衡常数计
算公式为,
可利用此公式计算平衡常数,并判断反应进行的程度,
n，氧化还原反应中的电子转移数。
E0，氧化还原反应组成的标准电池的电动势。
? ?
? ? ? ?
? ?
3 3 80
0
0
4222
02
4
00
0
2
2
2
4224
10
3 3 8
0, 0 5 9 2 V
2, 0 V10
0, 0 5 9 2 V
lg
2, 0 V
4 9 V.05 1 V.1
OCH/COMn/M n O
O8H2 M ng5 C O
6HOC5H2 M n O
?
?
?
??
?
???
????
??
??
??
?
??
解：
。的平衡常数
例：求反应
K
nE
K
E
K
b.求度积常数 K0sp
以 PbSO4K0sp的测定为例,来了解如何利用电
极电势来计算沉淀的 K0sp?
用,Pb2+/Pb ; Sn2+/Sn 两个电对组成电池,
Sn2+/Sn半电池中,定 [Sn2+]=1.0mol/dm3
Pb2+/Pb半电池中,加入过量的 SO42-使 Pb2+生成
PbSO4 沉淀,并定 [SO4 2-]=1.0mol/dm3.
测定电池的电动势 E=0.22V,Sn正极 ; Pb负极,
表明以下氧化还原反应可自发进行,
Pb(s) + Sn2+ ==== Pb2+ + Sn(s)
根据奈斯特方程,
]l g [
2
0 5 9.0
]l g [
2
0 5 9.0
2
/
0
2
/
0
2
2
?
?
?
?
????
????
?
?
Pb
Sn
PbPb
SnSn
][
][lg
2
059.0
2
2
/
0
/
0 22
?
?
?? ?????????
??
Pb
SnE
PbPbSnSn
vvvE PbPbSnSn 13.0,14.0,22.0 /0/0 22 ??????? ??
而
则,
882
4
20
382
2
2
102)1(102]][[
).(102][
7.7
0 3 0.0
1.022.0
]l g [
1
][
lg
2
0 5 9.0
)13.0(14.022.0
????
???
?
?
???
?
??
?
??
?????
XXSOPbK
dmm o lXPb
Pb
Pb
sp
测定 PbSO4 的溶度积常数为 2X10-8.
(3),判断氧化还原反应进行的方向和程度
氧化还原反应中的 2个电对组成电池时,电池的
标准电动势,
E0 ＞ 0 反应正向自发进行
E0 ＜ 0 反应逆向自发进行
判断以
反应逆向进行
反应正向进行当
：对于非标准态下的反应
0, 2 V V2.0
0, 2 V
0, 2 V
0
0
0
EE
E
E
???
?
?
? 例,判断下列反应的方向,
Pb2+ + Sn(s) ==== Pb(s) + Sn2+
标准状态时,
v
E SnSnSnPb
01 0.0)13 6.0(12 6.0
/
0
/
0000 22
?????
???????? ????
上述反应从左向右自发进行,
但若,[Sn2+]=1.0mol/dm3,[Pb2+]=0.1mol/dm3,反应
进行的方向?
v
E SnSn
PbPb
PbPb
020.0)136.0(156.0
156.00 2 9 5.0126.0
1
1.0
lg
2
059.0
/
0
/
/
0
2
2
2
??????
????
?????
????
?
?
?
?
反应逆向进行,
所以 E0至太小时,应用 E值进行判断,
? 计算 K0值,判断反应进行的程度,
9
2
2
20
2
0
0
0
/
0
22
102.3
][
][
][/
][
5.9
059.0
28.02
059.0
lg
36.1,08.1:
2)(2::
2
2
/2
X
Br
Cl
BrPP
Cl
K
XnE
K
vv
CllBrBrCl
Cl
ClCl
Br Br
???
???
????
?? ? ??
?
?
?
?
??
?
?已知
判断反应例
K0值很大,表明反应进行的很完全,
注意：
1,φ0只能确定反应进行的方向和程度。不能说明
反应的速度问题。
2,某些含氧化合物,KMnO4,K2CrO7等参加氧化
还原反应时,用 φ0判断反应的方向和程度时，
要考虑酸度的影响。
例：
H3AsO4 + 2I- + 2H+ ==== H3AsO3 + I2 + H2O
当,[H3AsO4]=[ I- ] = [H+ ]=1mol/dm3
,0
0 2 5.053.056.0
53.0,56.0
0
0
/
0
/
0
23343
?
???
???? ?
E
vE
vv IIA s OHA s OH
反应从左向右进行。
? 当,[H3AsO4]=[ I- ] = [H3AsO3 ]1mol/dm3
? [H+ ]=1.0X10-81mol/dm3
? 则 H3AsO4 + 2H+ +2e ==== H3AsO3 + H2O
0
4 4 7.05 3 5.00 8 8.0
5 3 5.0
0 8 8.0
1
)10(1
lg
2
0 5 9.0
56.0
]][[
lg
2
0 5 9.0
/
0
28
33
2
43
/
0
/
2
3343
3343
?
????
??
?
??
????
?
?
?
E
vE
v
v
X
A s OH
HA s OH
II
A s OHA s OH
A s OHA s OH
反应逆向进行，酸度对反应方向产生影响。
例：现有含 Cl-,Br-,I-的混合溶液，欲将 I-氧化
成 I2,而 Br-,Cl-不被氧化，在常用的氧化剂
Fe2(SO4)3和 KMnO4中选择哪一个能符合上述要求？
思路：组成电池后，要求电池的电动势 E>0，或
氧化剂的标准电极电位大于还原剂的标准电极电位。
? ? ? ? ? ?
? ? ? ? / M nM n O / C lCl
/ B rBr / F eFe /II
1, 5 1 0, 7 7 1 V/
/ M nM n O / F eFe
1, 3 6 1, 0 6 5 5 3 5.0 /V
/ C lCl / B rBr /II
2
4
0
2
0
2
0230
2
0
0
2
4
23
0
222
???
????
????
???
????
?????
?
?
即
解：
∵ Fe 3+只能把 I-氧化为 I2，而能把 Cl-,Br-,I-氧化为相
应的单质,∴ 应选择 Fe2(SO4)3。
§ 7—4.电势图及其应用
1,元素的电势图：
大多数非金属元素和过渡金属元素可以存
在多种氧化态, 各氧化态之间都有相应的标准
电极电势 。 将它们的电极电势以图解的方式表
示叫元素的电势图的拉默提图 。
氧化态从高 →低, 以从左 →右的顺序排列,
在横线上标出标准电极电势 。
根据溶液的 PH值不同, 分为两类：
φAθ PH = 0； φBθ PH = 14
H
5
I O
6
I O
3
-
H I O I
-
I
2
F e
2 +
F e
3 +
F e
+ 1, 7 + 1, 1 3 + 1, 4 5 + 0, 5 4
+ 1, 1 9
+ 0, 9 9
0, 7 7 - 0, 4 4
例,φAθ
2,电极电势图的应用
（ 1）,利用元素的电势图求算某电对的未知的标准电
极电势,已知两个或两个以上的相邻电对的标准电极
电势, 可求出另一个电对的未知 φθ
例：对于电势图：
D
)(
C
)(
B
)(
A
3
0
3
2
0
2
1
0
1
nnn
???
n φθ
321
0
33
0
22
0
110
321
n
nnn
n n
nnnn
??
?????
??
???
? ? ? ?
能歧化
左右
0 V 0, 3 5 6
0, 1 5 9 V0, 5 1 5 V
Cu/Cu C u / Cu
Cu
0, 5 1 5 V
Cu
0, 1 5 9 V
Cu V
Cu C u 2 C u
00
2000
20
2
???
??
??
????
?
?
???
??
??
E
/ （ 2）,判断能否发生歧化反应
? ?
? ?
? ?
Na OH( l )Br 3
2
1
0
2
0
3
0
2
0
1
。写出反应方程式并求其
么？混合最稳定的产物是什和
？判断哪些物种可以歧化
。和、求
K
???
02?
例：已知 Br的元素电势图如下
03?
??? ? Br
1, 0 7Br
0, 4 5B r O
B r O
2
0
1
3
0.61
V52.0
5
V)145.045 3 5.0(
V76.0
2
V)107.1145.0(
V5 3 5.0
4
1 ) V1, 0 710, 4 56( 0, 6 1
0
3
0
2
0
1
?
???
??
?
???
??
?
?????
??
解,(1) 02?
03?
??? ? Br
1, 0 7Br
0, 4 5B r O
B r O
2
0
1
3
0.61
4 1 1
6
5
??? Br
1, 0 7 VBr
0, 4 5 VB r O
0, 5 4 VB r O
23
0.52V
0.76V
(2)
可以歧化,?B r OBr 2
? ?
? ? ? ?
460
0
0
23
0
2
00
232
102, 8
45.46
0, 0 5 9 2 V
0, 5 5 V5
0, 0 5 9 2 V
lg
V55.00, 5 2 V0 7 V.1
/ B rB r O/ B rBr
O3HB r O5 B r 6OHl3 B r
??
?
?
??
???
????
???
??
???
K
nE
K
E
（ 3）,BrO-能歧化，不稳定。 Br2(l) 与 NaOH混合
最稳定的是 BrO3-和 Br-
§ 7—5 电解
1.原电池与电解池
2.电解定律
3.分解电压
1.原电池与电解池
原电池中氧化还原反应自发进行，电子从负极流
向正极，将化学能转化为电能。
如图,Ni2+/Ni 电极与 Cl2/Cl- 电极组成的电池。
标况下：
φ0Ni2+/Ni = -0.25v
φ0Cl2/Cl- = 1.36v
∴ E0 =φ0Cl2/Cl- -φ0Ni2+/Ni
=1.36-（ -0.25）
=1.61v
∴ 电子从镍电极流向氯电极,
反应,Ni + Cl2 = Ni2+ + 2Cl-
自发从左 →右进行。
上述反应从右 →左逆向则不能进行，
∵ 逆反应 E0 = -1.6v < 0
那么究竟有没有办法使该反应逆向进行呢？
这就必须使用电解的方法。因为如使反应逆向进
行，必须给上述电池施以一个反向电压，以抵消电池
电动势,
E0 = -1.61v,使 Eθ变为 ≥0，则该反应逆向才能
得以进行。
将上述装置该为如下图所示：
在两个电极之间增加一组直流电源，使两极间
电压 ≥1.61v，这一外加电压，抵消电池自发反应的
电动势，使反应逆向进行，即电解。该装置叫电解
池。 电解池中：
与电池负极 相联的电极叫 阴
极 。阴极从电池的负极获得电
子,发生还原反应。
阴极,Ni2+ + 2e —— Ni
与电池正极相联 的电极叫 阳
极, 阳极失去电子,发生氧化
反应。
阳极,2Cl- - 2e —— Cl2
电解反应：
这种靠外加电压迫使一个自发的氧化还原反应
朝逆方向进行的反应，叫电解反应。
分解电压：
电池的电动势就是理论上的使电解开始所需要
施加的最小外加电压，叫理论分解电压。
电池反应和电解反应刚好相反，电池反应和电
解反应都属于电化学反应，但各自的电极反应不相
同，现比较如下：
原电池 电解池
（ -）：电子流出电极 阴极：获得电子的电极
负极失去电子被氧化 阴极得到电子被还原
（ +）：获得电子的电极 阳极：失去电子的电极
正极得电子被还原 阳极失去电子被氧化
原电池反应可以自发进行 电解反应必须施以外加
电压
正离子向正极移动 正离子向阴极移动
负离子向负极移动 负离子向阳极移动
2.电解定律：
内容：
由电解所产生的物质的量必定与通过的电量成正
比，而与其他因素无关。 也叫法拉第电解定律。
法拉第常数,96500C/mol 即一库仑电子所带的电
量为 96500C
根据法拉第电解定律，我们可以利用电解时所用
电量推算出电解产物的物质的量。但是由于每种物质
被电解时，金属离子所带电荷不同，所以同样产生
1mol电解产物时所需的电量也不同。
例如：
半反应 1mol产物质量（ g） 所需电量 C
Na+ + e → Na 23 需 1mol e 96500
Mg2+ + 2e → Mg 24.3 需 2mol e 2× 96500
Al3+ + 3e → Al 27.0 需 3mol e 3× 96500
在实际电解时，因为有副反应存在，因此根据实
际用电量计算出的理论产量，往往比实际产量高，所
以我们把 实际产量与理论产量的之比 →电流效率。
理论产量
实际产量 × 100%电流效率 =
例：在一铜电解实验中，所给电流强度为 10A，经过
4h后，电解得 50gCu，问电流效率为多少？
解,电量 = I·t = 10A × 3600 × 4 = 144000C
Cu2+ + 2e = Cu↓
∴ 产生 1molCu（ 63.55g）需 2mol电子电量
∴ 144000C电量应得到 Cu的量：
%94%1 0 0
4.53
0.50
4.53
9 6 5 0 02
1 4 4 0 0 0
55.63
??
?
X
X
X
电流效率
3.分解电压：
前面我们已经讲到电解反应是电池反应的逆过
程，从原电池的电动势可以求得理论分解电压。
分解电压也可以通过实验来求：
以电解 HCl溶液为例说明
实验测定分解电压：
如图装置，并联电压表，串联电流表。
逐渐增加电压，记录电流，
绘制电流～电压曲线：
当 v很小时，几乎没有电流通过，
表明电解未开始进行，
当 v → 增大到某一数值后，曲线斜率急增，电
流迅速增大,表明电解开始进行。
将 BC曲线延到与横轴相交，交点所对应的电压
E分解 为分解电压。
实验所测定的 E分解
往往大于理论分解
电压（由原电池电
动势计算所得），
两者之差叫超
电压，产生的原因
很复杂。
下面我们计算隔膜法电解食盐水的理论分解电压
已知,电解反应,
2 N a C l 2 H
2
O+
电 解
2 N a O H H
2 C l 2
阴 极 阳 极
+ +
阴 极
阳 极,
：
2 C l
-
C l
2
+ 2 e
2 H
+
+ 2 e H
2
要想计算理论分解电压，必须要知道原电池的电
动势，原电池的反应，刚好与电解反应相反。
∴ 原电池的电极反应：
（ -） H2 - 2e → 2H+ φ0 H+/H2 = 0
（ +） Cl2 + 2e → 2Cl- φ0Cl2/Cl- =1.36v
根据电池的电极反应及电解液的组成，离子浓
度，求各电极的电极电势。
电解液的组成,NaOH, 40g/dm3
NaCl, 190g/dm3
PH = 14, [H+] = 1.0× 10-14
[Cl-] = 3.2 mol dm-3
P H2 = P Cl2 = 1.013 × 105Pa
83.0
]10l g [0.0
]l g [0.0
100 1 3.1
][
lg
2
0 5 9.0
214
2
0 5 9.0
2
2
0 5 9.0
5
2
/
0
/
2
2
2
??
??
??
????
?
?
?
?
?
H
X
p
H
H
HH
HH
22
2
/
22
/
0
/
0
2
2
5
0
/
33.103.00.0
]2.3[
1
lg
2
059.0
36.1
][
10013.1
lg
2
059.0
HHClCl
Cl
ClCl
E
v
Cl
X
p
ClCl
??
??
?????
???
??
????
?
电池电动势
= 1.33 -（ -0.83）
= 2.16 v从理论计算：
外加电压至少等于 2.16v 该电解反应才能进行。
事实上，电解饱和食盐水外加电压 E分解 =3.5v,比理
论分解电压高 1.34v
§ 7—6 化学电源
干电池
蓄电池
燃料电池
C极（ +）
2NH4+ + 2e → 2NH3 + H2
H2 + 2 MnO2 → 2MnO（ OH）
NH4+ + 2 MnO2 + 2e →
2NH3 + 2MnO（ OH）
Zn极（ -）
Zn → Zn2+ + 2e
电池反应：
Zn + 2NH4+ + 2 MnO2 →
2NH3 + 2MnO（ OH） + Zn2+
填加 MnO2是与 H2反应，生成 MnO
（ OH）消耗 H2,使电流畅通，产生去
极化作用，减小内阻。
1,Zn—MnO2干电池：
C+MnO2
混合物
ZnCl2,NH4Cl,
淀粉混合物
Zn(-)
C(+)
2.蓄电池,可以数百次的充电和放电，反复使用。
铅蓄电池,
（ -）, 铅钙合金极板,填塞灰铅
（ +）：铅钙合金极板,填塞 PbO2。
两组极片交替排列在蓄电池中，浸泡 30%H2SO4。
放电：
（ -） Pb + SO42- → PbSO4（ S） + 2e
（ +） PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e → PbSO4（ S） + 2H2O
充电：
阴极,PbSO4 + 2H2O –2e → PbO2 + SO42- + 4H+
阳极,PbSO4 + 2e → Pb + SO42-
（ 3）,燃料电池：
将燃烧过程中放出的化学能转化为电能的装置叫
燃料电池。
例氢燃料电池：基本反应：
H2（ g） + 1/2O2（ g） →H2O（ l） ΔH = -286KJmol-1
用多孔膜将电池分为三各部：
中间装 75%KOH，左侧通 H2，右侧通 O2，
扩散到 KOH溶液中发生反应：
（ +）极：
1/2O2（ g） + H2O（ l） +2e- ===== 2OH-
（ -）极：
H2（ g） +2OH- =====2 H2O（ l） +2e-
总反应,H2（ g） + 1/2O2（ g） ======= H2O（ l）
K+,OH-
H2O
H2
H2,H2O
O2
O2,H2O- +
e→
优点：不经过热能的中间形式，直接将化学能 →
电能，利用率高，减少环境污染。
作业,P466,1.2.3.4.6.7.8.9.10.11.16.17.19.20
早在 1839年,英国人 W.Grove就提出了氢和
氧反应可以发电的原理，这就是最早的氢 -氧燃料
电池 (FC)。但直到 20世纪 60年代初,由于航天和
国防的需要，才开发了液氢和液氧的小型燃料电
池，应用于空间飞行和潜水艇。 近二三十年来，
由于 一次能源的匮乏和环境保护的突出,要求开
发利用新的清洁再生能源。 燃料电池由于具有能
量转换效率高、对环境污染小等优点而受到世界
各国的普遍重视。
美国矿物能源部长 助理克,西格尔说：“燃料电
池技术在 21世纪上半叶在技术上的冲击影响，会类似
于 20世纪上半叶内燃机所起的作用。” 福特汽车公司
主管 PNGV经理鲍伯,默尔称，燃料电池必会给汽车动
力带来一场革命，燃料电池是唯一同时兼备无污染、
高效率、适用广、无噪声和具有连续工作和积木化的
动力装置。 预期燃料电池会在国防和民用的电力、汽
车、通信等多领域发挥重要作用。 美国 Arthur
D.Little公司最新估计,2000年燃料电池在能源系统
市场将提供 1 500～ 2 000MW动力，价值超过 30亿美
元，车辆市场将超过 20亿美元； 2007年燃料电池在
运输方面的商业价值将达到 90亿美元。
最新一代燃料电池
日本移动运营商 NTT DoCoMo宣布，该公司研发出了
一种使用微型燃料电池供电的 3G手机充电器原型。这种
燃料电池通过合成氢和无害的甲醇来产生化学反应，以此
为手机充电提供充足的能量。
这款微型燃料电池重 190克，可以产生近 3.8瓦特的
能量。别看它个头这么小，可却有惊人的耐力，在普通室
温的条件下它的供电时间大大超出锂电池的寿命。不过燃
料电池也有其自身的不足，它的每一个电池 (一个甲醇燃
料管 )只能提供一次性的供电。也就是说我们不能为燃料
电池进行像锂电、镍氢电池一样的充电操作。因此，当我
们出远门时就得随身带着多个燃料电池了。
诺基亚试产百部燃料电池耳机
左起依次为耳机、燃料电池
2002.12月
2日，日本
首相小泉纯
一郎在东京
首相官邸前
乘坐本田公
司的 FCX型
燃料电池动
力汽车时向
人们挥手。
笔记本燃料电池
在 2003年的早些时候，东芝已经发布了世界上
第一块笔记本电脑燃料电池及燃料管。这种燃料电池
的横截面为 275× 75毫米，重 900克。而仅重 72克的
燃料管可以容纳 50立方厘米高浓度甲醇。如果用这个
电池系统为普通的 PDA供电，那么一枚燃料管中盛载
的溶液可以坚持发电 20小时。除此之外，日本移动电
话运营巨头 NTT DoCoMo在 2003年 6月 5日宣布，其
将会在最近两年内推出一种使用燃料电池的手机，并
且预言“如果一切顺利,2004年就将上市第一款燃
料电池手机”。
