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。电化学工业已成为国民经济的重要组成部分。1.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；2.电极的种类及表示方法；电极反应方程式的书写；3.原电池及电解池的表示方法；原电池及电解池中电极符号；电池反应的书写方法；4.电解过程法拉第定律，电流效率及有关计算；一、氧化还原反应“失去”一词并不意味着电子完全移去。当电子云密度远离一个原子时，该原子即是氧化。这是氧化还原反应意义的进一步扩展。2.氧化还原电对氧化还原反应——氧化还原电对确定氧化数的一般原则是：氧化还原反应——元素的氧化数4.氧化还原方程式的配平b.找出氧化数升高及降低的元素。锰的氧化数降低5；氯的氧化数升高1，氯气以双原子分子的形式存在，NaCl的化学计量数至少应为2；c.计算氧化数降低与升高的最小公倍数，上述反应式中5和2的最小公倍数为10，可知高锰酸钾的系数为2，而氯气的系数为5，氯化钠的系数为10:d.配平反应前后氧化数没有变化的原子数。二、原电池和电极图1铜锌原电池原电池和电极——原电池正极和负极：根据电位高低来判断，电位高的为正极，低的为负极，电流方向由正极向负极，电子由负极向正极移动。阴极和阳极：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。原电池和电极——原电池的表示方法负极在左，正极在右；3.电极及电极种类原电池总是由两个半电池组成，半电池又可称为电极。常见电极可分为三大类：第一类电极：第二类又称难溶盐电极：第三类又称氧化-还原电极：书写电极反应和电池反应时，应注意物量和电量的同时平衡。例如原电池：三、电极电势及其应用E0=0(+)－0(-)=0(Cu2+/Cu)－0(Zn2+/Zn)单个电极的电势值的绝对值无法测得。如果能测得，必须有电子得失，此时电极性质发生了变化不是原来的电极。2.标准氢电极3.标准电极电势标准电极电势表对消法测电动势的实验装置工作电源电池反应：(-)Cd(Hg)→Cd2++Hg(l)+2e-(+)Hg2SO4(s)+2e-→2Hg(l)+SO42-二类标准电极Ag－AgCl电极4.外因对电极电势的影响(物质浓度的影响)=0-如对于Fe3++e→Fe2+或电对Fe3+/Fe2+的电极电势MnO4-＋5e+8H+=Mn2++4H2O在铜锌原电池铜电极中引入硫化物，由于CuS难溶于水，导致其中铜离子浓度降低，铜电极电极电势减小，进而使原电池电动势减小，由电动势的能斯特方程分析可得到同样的结论。在原电池系统中引入络合剂其作用与加入沉淀剂相同，即都是通过影响某一离子的浓度而影响其电极电势，进而影响所形成原电池的电动势。5.电极电势的应用值越小，电对中还原型物质(还原剂)的还原能力越强，氧化型物质的氧化能力越弱。例:要把Fe2+与Co2+和Ni2+分离，首先要把Fe2+氧化为Fe3+，然后使Fe3+以黄钠铁矾NaFe(SO4)2·12H20从溶液中沉淀析出。因而要选择一种只能将Fe2+氧化为Fe3+，而不能氧化Co2+和Ni2+的氧化剂。从标准电极电势表查得：(ClO-/Cl-)和(ClO3-/Cl-)介于铁电极和钴及镍电极电极电势之间;在酸性溶液中使用氯酸钠或次氯酸钠作为氧化剂，Fe2+可被氧化，而Co2+和Ni2+则不能。①H2O2+2H++2e=2H2O0=1.776V②O2+2H++2e=H2O20=0.595V0(+)>0(-)反应可自发(4)求氧化还原反应的平衡常数a.难溶盐溶解度和溶度积的电化学测定方法:将沉淀反应设计成电池反应，通过测定电池的电动势，即可求出难溶盐的溶解度和Ksp.lgK=–0.577/0.0592=–9.7466Ksp=1.8×10–10对于这类沉淀反应，一般常常将金属离子设为还原反应，含有难溶盐物质的设为氧化反应。b.对于中和反应的平衡常数(水的离子积KW)：B.用氧气电极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0，+2，+3和+6等氧化态，因此就有下列几种电对及相应的标准电极电势：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：以锰在酸性(pH＝0)和碱性(pH＝14)介质中的电势图为例：(2)判断是否发生歧化反应例如根据锰的电势图可以判断，在酸性溶液中MnO42-可以发生歧化反应：(3)从相邻电对的电极电势求另一电对的电极电势：四、电解及电镀1.电解池负极：Cu2＋＋2e→Cu，发生还原反应，为阴极；正极：4OH――4e→2H2O＋O2，发生氧化反应，为阳极。即：Q＝nzF法拉第常数F：一摩尔电子所带电量的绝对值(约96500C•mol－1)4.分解电压外加电压很小时，几乎无电流通过，阴、阳极上无H2气和氧气放出。当外压增