基础无机化学实验 化学化工学院 实验中心
1 基础无机化学实验 化 学 化 工 学 院 实 验 中 心
目录 1化学反应速度、反应级数和活化能的测定 2弱电解质电离常数的测定 ..5 3氧化还原与电化学. 8 4银氨配离子配位数的测定.13 5磺基水杨酸合铜配合物的组成及其稳定常数的测定 17 6硫酸亚铁铵的制备和性质 .21 7三草酸合铁酸钾的制备和性质 25 8硫代硫酸钠的制备.… .30 9水溶液中Na+、K+、NH4+、Mg2+、Ca2+、Ba2+等离子的分离和检出31 10P区元素重要化合物的性质 .….35 11DS区重要元素化合物的性质 43 12水溶液中Ag、Pb2+、Hg2+、C2+、B+、Z2+等离子的分离和检出.47 13D区元素重要化合物的性质… 54 14水溶液中Fe3+、C02+、N2+、M+、A1+、Cr3+、Zn2+等离子的分离和检出59 15阴离子定性分析 .63
2 目 录 1 化学反应速度、反应级数和活化能的测定............................................................1 2 弱电解质电离常数的测定........................................................................................5 3 氧化还原与电化学....................................................................................................8 4 银氨配离子配位数的测定......................................................................................13 5 磺基水杨酸合铜配合物的组成及其稳定常数的测定..........................................17 6 硫酸亚铁铵的制备和性质......................................................................................21 7 三草酸合铁酸钾的制备和性质...............................................................................25 8 硫代硫酸钠的制备..................................................................................................30 9 水溶液中 Na +、K+、NH4 +、Mg 2+、Ca 2+、Ba 2+等离子的分离和检出..............31 10 P 区元素重要化合物的性质 .................................................................................35 11 DS 区重要元素化合物的性质...............................................................................43 12 水溶液中 Ag +、Pb 2+、Hg 2+、Cu 2+、Bi 3+、Zn 2+等离子的分离和检出............47 13 D 区元素重要化合物的性质..............................................................................54 14 水溶液中 Fe 3+、Co 2+、Ni 2+、Mn 2+、Al 3+、Cr 3+、Zn 2+等离子的分离和检出59 15 阴离子定性分析....................................................................................................63
1化学反应速度、反应级数和活化能的测定 1.1教学目的及要求 1、了解浓度、温度和催化剂对反应速度的影响： 2、测定过二硫酸铵与碘化钾反应的平均反应速度、反应级数、速度常数和 活化能： 3、练习依据实验数据作图，计算反应级数，反应速度常数。 1.2预习与思考 1.预习化学反应速度理论以及浓度、温度和催化剂对反应速度的影响等有 关内容。 2.思考下列问题： 1)在向KI、淀粉和Na2S2O3混合溶液中加入NH42S2Os时，为什么必须越 快越好？ 2)在加入NH4)2S2Og时，先计时后搅拌或者先搅拌后计时，对结果各有何 影响？ 1.3实验提要 测反应速率 在水溶液中，NH42S2O8与KI发生如下反应： (NH4)2 S2O8+3KI==(NH4)2S04 +K2S04+KI3 离子反应方程式为： S20g2+3==2S042-+13 (1) y=AIS2O1=k [S2Os- 式中，△S20g2]为S2O82在△t时间内物质的量浓度的改变值，[S2O82-]、 分别为两种离子初始浓度(mol·Ll),k为反应速度常数，m和n为反应级数。 为了能够测定N2S2O3溶液和作为指示剂的淀粉溶液，这样在反应(1)进行 的同时，也进行着如下的反应： 2S2032-+I3==S4062.+3I (2) 反应(2)进行得非常快，几乎瞬间完成，而反应(1)却慢的多，所以由反
1 1 化学反应速度、反应级数和活化能的测定 1.1 教学目的及要求 1、了解浓度、温度和催化剂对反应速度的影响； 2、测定过二硫酸铵与碘化钾反应的平均反应速度、反应级数、速度常数和 活化能； 3、练习依据实验数据作图，计算反应级数，反应速度常数。 1.2 预习与思考 1. 预习化学反应速度理论以及浓度、温度和催化剂对反应速度的影响等有 关内容。 2. 思考下列问题： 1）在向 KI、淀粉和 Na2S2O3 混合溶液中加入(NH4)2S2O8 时，为什么必须越 快越好？ 2）在加入(NH4)2S2O8 时，先计时后搅拌或者先搅拌后计时，对结果各有何 影响？ 1.3 实验提要 测反应速率 在水溶液中，(NH4)2S2O8与 KI 发生如下反应： (NH4)2 S2O8 + 3KI === (NH4)2SO4 + K2SO4 + KI3 离子反应方程式为： S2O8 2- + 3I - === 2 SO4 2- + I3 - (1) ν =- 2 2 8 [S O ] t − = k [S2O8 2- ] m [I- ] n 式中，Δ[S2O8 2- ] 为 S2O8 2-在 Δt 时间内物质的量浓度的改变值，[S2O8 2- ]、[I- ] 分别为两种离子初始浓度（mol·L -1），k 为反应速度常数，m 和 n 为反应级数。 为了能够测定 Na2S2O3 溶液和作为指示剂的淀粉溶液，这样在反应（1）进行 的同时，也进行着如下的反应： 2S2O3 2- + I3 - === S4O6 2- + 3I- （2） 反应（2）进行得非常快，几乎瞬间完成，而反应（1）却慢的多，所以由反
应(1)生成的立刻与S2O2作用生成无色的S4O62和，因此在反应开始阶段， 看不到碘与淀粉作用显示出来的特有蓝色。但是一旦N2S2O3耗尽，反应(1) 继续生成的微量I:立即使淀粉溶液呈现特有的蓝色。所以蓝色的出现就标志着 反应(2)的完成。 从反应方程式(1)和(2)的计量关系可以看出，S2O82浓度减少的量等于 S2032-减少量的一半，即 4S,0=4S,0 2 由于S2O32在溶液显示蓝色时己全部耗尽，所以△S2O32]实际上就是反应开 始时N2S2O,的初始浓度。因此，只要记下从反应开始到溶液出现蓝色所需要的 时间△，就可以就算反应(1)的平均反应速度.AS,0] △ 在固定[S2O2],改变S2Og2]和的条件下进行一系列实验，测得不同条件 下的反应速度，就能根据v=k[S2Og2]m]”的关系推出反应的反应级数。 再由下式可进一步求出反应速度常数k k= [S202[UW 根据阿雷尼乌斯公式，反应速度常数k与反应温度有如下关系： Lgk=-Ea/2.303RT+IgA 式中，E为反应的活化能，R为气体常数，T为绝对温度。因此，只要测 得不同温度时的k,以gk对1/T作图可得一直线，由直线的斜率可求得反应的 活化能Ea: 斜率=-Ea2.303R 1.4实验用品 仪器：烧杯、大试管、量筒、秒表、温度计。 液体试剂：NH42S2Os(0.20mol·Ll)、KI(0.20mol·L-l)、Na2S2O3 (0.010mol·L1)、KN03(0.20mol·L)、NH4)2S04(0.20mol·Ll)、 CuNO32(0.02mol·Ll)、淀粉溶液0.2%(m)。 1.5实验内容
2 应（1）生成的 - 3 I 立刻与 S2O3 2-作用生成无色的 S4O6 2-和 I -，因此在反应开始阶段， 看不到碘与淀粉作用显示出来的特有蓝色。但是一旦 Na2S2O3 耗尽，反应（1） 继续生成的微量 - 3 I 立即使淀粉溶液呈现特有的蓝色。所以蓝色的出现就标志着 反应（2）的完成。 从反应方程式（1）和（2）的计量关系可以看出，S2O8 2-浓度减少的量等于 S2O3 2-减少量的一半，即 2- 2- 2 3 2 8 [S O ] [S O ]= 2 由于 S2O3 2-在溶液显示蓝色时已全部耗尽，所以 Δ[S2O3 2- ]实际上就是反应开 始时 Na2S2O3 的初始浓度。因此，只要记下从反应开始到溶液出现蓝色所需要的 时间 Δt，就可以就算反应（1）的平均反应速度- 2 2 8 [S O ] t − 。 在固定[S2O3 2- ]，改变[S2O8 2- ]和[I- ]的条件下进行一系列实验，测得不同条件 下的反应速度，就能根据 ν = k [S2O8 2- ] m [I - ] n 的关系推出反应的反应级数。 再由下式可进一步求出反应速度常数 k 2 2 8 [ ] [ ] m n k S O I v − − = 根据阿雷尼乌斯公式，反应速度常数 k 与反应温度有如下关系： Lgk＝－Ea/2.303RT + lgA 式中，Ea 为反应的活化能，R 为气体常数，T 为绝对温度。因此，只要测 得不同温度时的 k，以 lgk 对 1/T 作图可得一直线，由直线的斜率可求得反应的 活化能 Ea： 斜率 = －Ea/2.303R 1.4 实验用品 仪器：烧杯、大试管、量筒、秒表、温度计。 液 体 试 剂 ： (NH4)2S2O8(0.20mol·L -1 ) 、 KI （ 0.20mol·L -1 ）、 Na2S2O3 （ 0.010mol·L -1 ） 、 KNO3(0.20mol·L -1 ) 、 (NH4)2SO4(0.20mol·L -1 ) 、 Cu(NO3)2(0.02mol·L -1 )、淀粉溶液 0.2%（m）。 1.5 实验内容
1浓度对化学反应速度的影响。 室温下按下表各溶液用量进行实验。先分别量取KI、淀粉、Na2S2O3溶液于 150mL烧杯中，用玻璃棒搅拌均匀。再量取NH42S2O8溶液，迅速加到烧杯中， 同时按动秒表，立刻用玻璃棒将溶液搅拌均匀。观察溶液，刚一出现蓝色，立即 停止计时。记录反应时间。 室温 实验编号 I IV 0.20mol/L (NH4)2S208 20 10 5.0 20 20 0.20 mol/L KI 20 20 20 10 5.0 试剂用量 0.010mol/L Na2S203 8.0 8.0 8.0 8.0 8.0 mL 0.2g/dm3淀粉溶液 4.0 4.0 4.0 4.0 4.0 0.20 mol/L KNO3 0 0 0 10 15 0.20mol/L (NH4)2SO4 0 10 15 0 0 混合液中 (NH4)2S2Os 反应的起 KI 始始浓度 Na2S203 mol/L 反应时间△s S2Og2-的浓度变化△Cs2og2mol/L 反应速率v 为了使溶液的离子强度和总体积保持不变，在实验编号2~5中所减少的KI 或NH4)2S2Og的量分别用KNO3和NH4)2SO4溶液补充。 2温度对化学反应速度的影响： 按上表实验V的药品用量分别加入KI、淀粉、Na2S2O3和KNO3溶液于150 mL烧杯中，用玻璃棒搅拌均匀。在一个大试管中加入NH42S2Os溶液，将烧杯 和试管中的溶液控制温度在283K的条件下，把试管中的NH42S2Og迅速倒入烧 杯中，搅拌，记录反应时间和温度。 分别在293K、303K和313K的条件重复上述实验，记录反应时间和温度。 在(1)高于室温：(2)高于室温10℃：(3)低于室温10℃的条件下进行实验
3 1 浓度对化学反应速度的影响。 室温下按下表各溶液用量进行实验。先分别量取 KI、淀粉、Na2S2O3 溶液于 150 mL 烧杯中，用玻璃棒搅拌均匀。再量取(NH4)2S2O8 溶液，迅速加到烧杯中， 同时按动秒表，立刻用玻璃棒将溶液搅拌均匀。观察溶液，刚一出现蓝色，立即 停止计时。记录反应时间。 室温 ℃ 实验编号 Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ 试剂用量 mL 0.20mol/L (NH4)2S2O8 20 10 5.0 20 20 0.20 mol/L KI 20 20 20 10 5.0 0.010mol/L Na2S2O3 8.0 8.0 8.0 8.0 8.0 0.2g/dm3 淀粉溶液 4.0 4.0 4.0 4.0 4.0 0.20 mol/L KNO3 0 0 0 10 15 0.20mol/L (NH4)2SO4 0 10 15 0 0 混合液中 反应的起 始始浓度 mol/L (NH4)2S2O8 KI Na2S2O3 反应时间△t/s S2O8 2-的浓度变化△C S2O8 2- /mol/L 反应速率 v 为了使溶液的离子强度和总体积保持不变，在实验编号 2~5 中所减少的 KI 或(NH4)2S2O8的量分别用 KNO3和(NH4)2SO4溶液补充。 2 温度对化学反应速度的影响： 按上表实验Ⅳ的药品用量分别加入 KI、淀粉、Na2S2O3 和 KNO3 溶液于 150 mL 烧杯中，用玻璃棒搅拌均匀。在一个大试管中加入(NH4)2S2O8 溶液，将烧杯 和试管中的溶液控制温度在 283K 的条件下，把试管中的(NH4)2S2O8 迅速倒入烧 杯中，搅拌，记录反应时间和温度。 分别在 293K、303K 和 313K 的条件重复上述实验，记录反应时间和温度。 在⑴高于室温；⑵高于室温 10℃；⑶低于室温 10℃的条件下进行实验
实验编号 I IV Ⅶ 反应温度/℃ 反应时间△s 反应速率v 3催化剂对反应速度的影响。 按实验V药品用量进行实验，在NH4)2S2Og溶液加入KI混合液之前，先在 KI混合液中加入2滴CuNO32(0.02mol/L)溶液，搅匀，迅速加入NH42S2Os溶 液，搅拌，记录反应时间。 记录和结果 一、列表记录实验数据。 二、分别计算编号1~5号各个实验的平均反应速度，然后求反应级数和速度 常数k。 三、分别计算四个不同温度实验的平均反应速度以及速度常数k,然后以gk 为纵坐标，1T为横坐标作图，求活化能。 四、根据实验结果讨论浓度、温度、催化剂对反应速度及速度常数的影响。 1.6思考题 1.实验中为什么可以由反应溶液出现蓝色时间的长短来计算反应速度？反应 溶液出现蓝色后，S2O82与的反应是否就终止了？ 2.若不用S2Og2而用的浓度变化来表示反应速度，则反应速度常数是否一 致？具体说明。 3.下述情况对实验有何影响？ (1)移液管混用。 (2)先加NH4)2S2Os溶液，最后加KI溶液。 (3)往KI等混合液中加NH4)2S2Os溶液时，不是迅速而是慢慢加入。 (4)做温度对反应速度的影响实验时，加入NH42S2Os后将盛有反应溶液的 容器移出恒温水浴反应
4 实验编号 Ⅵ Ⅳ Ⅶ 反应温度 t/℃ 反应时间△t/s 反应速率 v 3 催化剂对反应速度的影响。 按实验Ⅳ药品用量进行实验，在(NH4)2S2O8 溶液加入 KI 混合液之前，先在 KI 混合液中加入 2 滴 Cu(NO3)2 (0.02mol/L)溶液，搅匀，迅速加入(NH4)2S2O8 溶 液，搅拌，记录反应时间。 记录和结果 一、列表记录实验数据。 二、分别计算编号 1~5 号各个实验的平均反应速度，然后求反应级数和速度 常数 k。 三、分别计算四个不同温度实验的平均反应速度以及速度常数 k，然后以 lgk 为纵坐标，1/T 为横坐标作图，求活化能。 四、根据实验结果讨论浓度、温度、催化剂对反应速度及速度常数的影响。 1.6 思考题 1．实验中为什么可以由反应溶液出现蓝色时间的长短来计算反应速度？反应 溶液出现蓝色后，S2O8 2-与 I -的反应是否就终止了？ 2. 若不用 S2O8 2-而用 I -的浓度变化来表示反应速度，则反应速度常数是否一 致？具体说明。 3. 下述情况对实验有何影响？ （1）移液管混用。 （2）先加(NH4)2S2O8溶液，最后加 KI 溶液。 （3）往 KI 等混合液中加(NH4)2S2O8溶液时，不是迅速而是慢慢加入。 （4）做温度对反应速度的影响实验时，加入(NH4)2S2O8 后将盛有反应溶液的 容器移出恒温水浴反应
2弱电解质电离常数的测定 2.1实验目的 1.测定醋酸的电离常数，加深对电离度和电离常数的理解： 2.学会酸度计的使用方法。 2.2预习与思考 1.查阅资料预习雷磁25型酸度计的使用说明 2.思考下列问题： 1)在醋酸溶液的平衡体系中，未电离的醋酸、醋酸根离子和氢离子的浓度 是如何获得的？ 2)在测定同一种电解质溶液的不同pH值时，测定的顺序为什么要由稀到 浓？ 3)用pH计测定溶液的pH值时，怎样正确使用玻璃电极？ 2.3预备知识 在水溶液中仅能部分电离的电解质称为弱电解质。弱电解质的电离平衡时可 逆过程，当正逆两过程速度相等，分子和离子之间就达到动态平衡，这种平衡称 为电离平衡。一般只有设法测定平衡时各物质的浓度（或分压）便可求得平衡常 数。通常测定平衡常数的方法有目测法，pH值法，电导率法，电化学法和分光 光度法等，本实验通过pH值测定醋酸的电离电离常数和电离度。 2.4基本原理 醋酸(HAc)是弱电解质，在水溶液中存在下列离解平衡： HAc产H+Ac 起始时 0 0 平衡时 c-ca ca ca 根据化学平衡原理，生成物浓度乘积与反应物浓度乘积之比为一常数，即 Ki=C(H)C(Ac-) C(HAc) 式中K即为醋酸的离解常数
5 2 弱电解质电离常数的测定 2.1 实验目的 1．测定醋酸的电离常数，加深对电离度和电离常数的理解； 2．学会酸度计的使用方法。 2.2 预习与思考 1．查阅资料预习雷磁 25 型酸度计的使用说明 2．思考下列问题： 1）在醋酸溶液的平衡体系中，未电离的醋酸、醋酸根离子和氢离子的浓度 是如何获得的？ 2) 在测定同一种电解质溶液的不同 pH 值时，测定的顺序为什么要由稀到 浓？ 3) 用 pH 计测定溶液的 pH 值时，怎样正确使用玻璃电极？ 2.3 预备知识 在水溶液中仅能部分电离的电解质称为弱电解质。弱电解质的电离平衡时可 逆过程，当正逆两过程速度相等，分子和离子之间就达到动态平衡，这种平衡称 为电离平衡。一般只有设法测定平衡时各物质的浓度（或分压）便可求得平衡常 数。通常测定平衡常数的方法有目测法，pH 值法，电导率法，电化学法和分光 光度法等，本实验通过 pH 值测定醋酸的电离电离常数和电离度。 2.4 基本原理 醋酸（HAc）是弱电解质，在水溶液中存在下列离解平衡： 起始时 c 0 0 平衡时 c－cα cα cα 根据化学平衡原理，生成物浓度乘积与反应物浓度乘积之比为一常数，即 + _ C(H )C(Ac ) Ki = C(HAc) 式中 Ki 即为醋酸的离解常数
将平衡时各物质的浓度代入上式，得 K=Ca/(1-a) 式中 c为HAc的起始浓度； α为醋酸的电离度。 根据离解度的定义，平衡时已离解的分子数占原有分子总数的百分数称作离 解度a,即=H]/c。因此，如果由实验测出醋酸溶液的pH值，即可求出H] 一一pH=gH],再由上式求出a,并由实验测出醋酸的离解常数Ki。 2.5仪器和药品 容量瓶(50mL),移液管(25mL,10mL),碱式滴定管(50mL),锥形 瓶（250mL),雷磁25型酸度计 NaOH0.2000mo1·L),HAc(0.2mol·L) 2.6实验步骤 1.不同浓度的醋酸溶液配制 用滴定管分别准确量取25.00mL、5.00mL、2.50mL已标定过的HAc溶液 于50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并分别计算出各溶液的准确浓 度。 2.不同浓度的醋酸溶液的pH值测定 取四个干燥的小烧杯(50mL),分别取约30mL上述三种浓度的HAc溶液 及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用酸度计测其pH值。 记录和结果 1.以表格形式列出实验数据，并计算电离常数Ki及电离度α。 2.根据实验结果讨论HAc电离度与其浓度的关系。 实验时的温度℃ 6
6 将平衡时各物质的浓度代入上式，得 K i＝Cα 2 /(1-α) 式中 c 为 HAc 的起始浓度； α 为醋酸的电离度。 根据离解度的定义，平衡时已离解的分子数占原有分子总数的百分数称作离 解度 α，即 α= [H+ ]／c 。因此，如果由实验测出醋酸溶液的 pH 值，即可求出[H+ ] ——pH=-lg[H+ ]，再由上式求出 α，并由实验测出醋酸的离解常数 Ki。 2.5 仪器和药品 容量瓶（50 mL），移液管（25mL，10mL），碱式滴定管（50mL），锥形 瓶（250mL），雷磁 25 型酸度计 NaOH(0.2000 mol·L -1 )，HAc(0.2 mol·L -1 ) 2.6 实验步骤 1．不同浓度的醋酸溶液配制 用滴定管分别准确量取 25.00 mL、5.00 mL、2.50 mL 已标定过的 HAc 溶液 于 50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并分别计算出各溶液的准确浓 度。 2. 不同浓度的醋酸溶液的 pH 值测定 取四个干燥的小烧杯（50 mL），分别取约 30mL 上述三种浓度的 HAc 溶液 及未经稀释的 HAc 溶液，由稀到浓分别用酸度计测其 pH 值。 记录和结果 1. 以表格形式列出实验数据，并计算电离常数 Ki 及电离度 α。 2. 根据实验结果讨论 HAc 电离度与其浓度的关系。 实验时的温度_____℃
烧杯 VHAc/mL VH2O/mL CHAc/mol·L pH CH'/mol L a/% Ca/(1-a) 编号 1 50.00 0.00 2 25.00 25.00 3 5.00 45.00 4 2.50 47.50 醋酸的电离常数K= 3.注意事项 1.pH计的电极每次使用均要用蒸馏水冲洗，小心擦拭。 2.pH计稳定以后再读数。 3.溶液由稀到浓进行测量。 2.7思考题 1.不同浓度的醋酸溶液的离解度是否相同？离解常数是否相同？ 2.使用酸度计应注意那些问题？ 3.测定pH时，为什么要按从稀到浓的次序进行？ >
7 烧杯 编号 VHAc/mL VH2O/mL CHAc/mol·L -1 pH CH+ / mol·L -1 α/% Cα 2 /(1-α) 1 50.00 0.00 2 25.00 25.00 3 5.00 45.00 4 2.50 47.50 醋酸的电离常数 Ki=__________ 3. 注意事项 1．pH 计的电极每次使用均要用蒸馏水冲洗，小心擦拭。 2．pH 计稳定以后再读数。 3．溶液由稀到浓进行测量。 2.7 思考题 1．不同浓度的醋酸溶液的离解度是否相同？离解常数是否相同？ 2．使用酸度计应注意那些问题？ 3．测定 pH 时，为什么要按从稀到浓的次序进行？
3氧化还原与电化学 3.1实验目的 1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定： 2.认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响： 3.认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4.了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 3.2实验原理 1.原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极Zn-2e=Zn2 氧化反应 正极Cu2++2e=Cu 还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势E应为 E=p正-p负 2.浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 (1)浓度对电极电势的影响 例如：Zn-2e=Zn oZn/ZnZnn+059 gc(Zn) 2 (2)介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (aC10;+6H+6efC+3H,0 0°=1.45V Rwom+2g”saC02e1cHy [c(C1-)/c] (b)Mn0,+8H+5efMn2++4H,0 0.059 1g lc(MnO )/ec() 5 [c(Mn2+)/c] (c)MnO +2H,O+3ef MnO(s)+40H- 0059 glc(MnD 3[c(OH)1c] (dMnO+e隧命MnO
8 3 氧化还原与电化学 3.1 实验目的 1. 了解原电池的组成及其电动势的粗略测定； 2. 认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响； 3．认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4. 了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 3.2 实验原理 1. 原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极 Zn – 2e = Zn2+ 氧化反应 正极 Cu2+ + 2e = Cu 还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势 E 应为 E = 正 - 负 2. 浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 （1）浓度对电极电势的影响 例如：Zn – 2e = Zn2+ 2 2 2 0.059 Zn / Zn Zn / Zn lgc(Zn ) 2 + + + = + （2）介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (a) C1O 6H 6e C1 3H O 3 2 − + − + + + ƒ 1.45V = 3 3 θ θ 6 θ 3 C1O / C1 C1O / C1 θ 0.059 [c(C1O ) / c ][c(H ) / c ] 1g 6 [c(C1 ) / c ] − − − − − + − = + (b) 2 MnO 8H 5e Mn 4H O 4 2 − + + + + + ƒ 2 2 4 4 8 4 MnO / Mn MnO / Mn 2 0.059 [c(MnO ) / c ][c(H ) / c ] 1g 5 [c(Mn ) / c ] − + − + − + + = + (c) MnO 2H O 3e MnO (s) 4OH 4 2 2 − − + + + ƒ 4 2 MnO / MnO 4 2 4 MnO / MnO 4 0.059 [c(MnO ) / c ] 1g 3 [c(OH ) / c ] − − − − = + (d) ( ) 2 MnO MnO 4 4 e − − + ⎯⎯⎯⎯ ⎯⎯⎯⎯→ 强碱介质