第四章氧化還原反應

第四章氧化還原反應4.1氧化還原方程式的配平4.2電極電勢4.3元素電極電勢圖及其應用4.4化學電源4.5電解及其應用4.6金屬腐蝕及其防止

立即行動

一個人不想做某事，可以找出千萬條理由，下決心做一件事情時，有一條理由就足夠了。為者常成、行者常至14.1.1氧化數(shù)法氧化數(shù)：表示各元素在化合物中所處的狀態(tài)。1、氧化數(shù)氯的氧化數(shù)-1+1+3+5+7單質的氧化數(shù)為零H與電負性比它大的原子結合，氧化值為+1；H與電負性比它小的原子結合，氧化值為-1，如NaH、CaH2O原子過氧化物Na2O2、H2O2，氧化數(shù)為-1氟化物O2F2、OF2，氧化數(shù)為別為+1、+2一般氧化物SO2，氧化數(shù)為-2方程式的配平2元素氧化數(shù)=該元素原子的離子電荷數(shù)。離子化合物中性分子各元素原子的氧化值的代數(shù)和為零。復雜離子中，各元素原子氧化值的代數(shù)和為離子的總電荷數(shù)。例Fe3O4中Fe的氧化值3x+(-2)×4=0Fe的平均氧化值為氧化值可為整數(shù)也可為分數(shù)或小數(shù)方程式的配平32、配平方法配平原則：氧化數(shù)升高與降低的總數(shù)相等；質量守恒定律。43×3×4標氧化數(shù)變化值43根據(jù)氧化數(shù)升高與降低總數(shù)相等原則，乘以相應的系數(shù)根據(jù)質量守恒配平化學反應方程式方程式的配平44.1.2離子-電子法2×5×半反應式介質注意酸性堿性多氧原子一側H+H2O不能出現(xiàn)OH-少氧原子一側H2OOH-不能出現(xiàn)H+配平原則：①得失電子總數(shù)相等②質量守恒③電荷守恒將反應分解為兩個半反應式，并配平根據(jù)得失電子總數(shù)相等的原則，合并半反應式方程式的配平54.2.1原電池1、原電池的組成rGm（298.15K）fGm（298.15K）/kJ.mol-165.52-147.03=-147.03-65.52=-212.55kJ.mol-1反應的標準摩爾吉布斯自由能變直接轉化為電能？設計如下實驗裝置：原電池：借助于氧化還原反應，將化學能直接轉變?yōu)殡娔艿难b置。構成原電池的三個條件1.必須有一個自發(fā)進行的氧化還原反應2.氧化反應與還原反應要分別在兩個電極上進行3.裝置內都要構成電的通路電極電勢62、原電池的電極反應式和符號原電池的電極反應式Cu2++2e-Cu(s)ReOx氧化態(tài)+ne-還原態(tài)ReOx電對用“氧化態(tài)/還原態(tài)”來表示。如：“Zn2+/Zn”、“Cu2+/Cu”互為逆反應電池反應式：Cu(s)+2Ag+=Cu2++2Ag(s)(–)氧化反應：Cu(s)=Cu2++2e

(3)(+)還原反應：Ag++e

=Ag(s)(4)銅銀原電池(–)氧化反應：Zn(s)=Zn2++2e

(1)(+)還原反應：Cu2++2e

=Cu(s)(2)電池反應式：Zn(s)+Cu2+=Zn2++Cu(s)銅鋅原電池電極電勢元素有多種氧化數(shù)，組成電對時，氧化態(tài):氧化數(shù)相對較高的物質還原態(tài):

氧化數(shù)相對較低的物質7(2)原電池的符號書寫規(guī)則：

⑴“-”在左邊，“+”在右邊，鹽橋用“‖”表示。⑵半電池中兩相界面用“|”分開，同相不同物種用“,”分開，溶液、氣體要注明ci，pi。⑶純液體、固體和氣體寫在惰性電極一邊用“,”分開。(-)Zn|Zn2+(c1)Cu2+(c2)|Cu(+)負極寫在左邊正極寫在右邊“|”表示相與相之間的界面用“||”表示鹽橋電極電勢8組成原電池時，需外加輔助電極（如Pt、C）(+)2Fe3++2e-=

2Fe2+Sn2++2Fe3+=

Sn4++2Fe2+(－)Sn2+=

Sn4++2e-例

寫出下列氧化還原反應構成的原電池符號和電極反應式。解：原電池的符號電極電勢9----++++----++++M平衡電極電勢——平衡時M與Mn+溶液之間的電勢差。其數(shù)值取決于金屬的本性，并與鹽溶液的濃度、溫度有關。----++++MM活潑M不活潑----++++溶解>沉積

沉積>溶解MMn++ne?4.2.2

電極電勢的產(chǎn)生電極電勢104.2.3電極電勢的測定電極電勢的絕對值現(xiàn)還無法測知但可用比較方法確定它的相對值選用標準氫電極作為比較標準規(guī)定它的電極電勢值為零.

即E

(H+/H2)=0V

1、標準電極電極符號(-)Pt，H2(100kPa)H+(1mol·L-1)H+(1mol·L-1)H2(100kPa)，Pt(+)電極反應2H++2e-

→H2電極電勢(g,100kPa)11物質皆為純凈物有關物質的濃度為1mol·L-1涉及到的氣體分壓為100kPa待測電極處于標準態(tài)2、標準電極電勢E

(Mn+/M)電極電勢E=E(Cu2+/Cu)

E(H+/H2)E(Cu2+/Cu)=E100kPa0.342E(Zn2+/Zn)=E123.4XeF

+e-Xe(g)+F-XeF/Xe(g)3.053F2+2H++2e-2HF(aq)F2/HF(aq)1.229Cl2+2e-2Cl-Cl2/Cl-1.229O2+4H++4e-2H2OO2/H2O0.340Cu2++2e-CuCu2+/Cu02H++2e-2H2H+/H2-0.7626Zn2++2e-ZnZn2+/Zn-2.924K++e-KK+/K-3.040Li++e-LiLi+/LiE/V電極反應電對常用電對的標準電極電勢(298.15K)E(Li+/Li)最小Li的還原性最強Li+的氧化性最弱還原型物質的還原能力越強氧化型物質的氧化能力越弱

電對中E(XeF/Xe)最大XeF的氧化性最強Xe的還原性最弱電極電勢13最強還原劑例下列三個電對，在標準條件下哪個是最強的氧化劑，哪個是最強的還原劑。解:注意：（1）非標準態(tài)、非水溶液不能用E比較物質氧化還原能力。（2）電極電勢與電極反應式寫法無關。>>最強氧化劑143、甘汞電極電極反應式標準甘汞電極飽和甘汞電極表示方法電極電勢154.2.4標準電極電勢的計算原電池可以產(chǎn)生電能，電能可以作功，吉布斯函數(shù)減少，根據(jù)化學熱力學，如果在能量的轉化過程中，化學能全部轉化為電功，則等溫、等壓條件下，則：注意：Ｅ的單位為Ｖ、△G的單位是J.mol-1原電池處于標準態(tài)△G

＝-zFE電池反應中電子轉移的總數(shù)電極電勢16-447.300-228.03-237.18例

試用熱力學數(shù)據(jù)計算解：17解:例計算由標準氫電極和標準鎘電極組成原電池反應的標準吉布斯函數(shù)變。E(Cd2+/Cd)=-0.4030VE(H+/H2)=0.0000V原電池的符號電池反應E=E(+)－E(-)=0.0000V–(-0.4030V)=0.4030V△G=-zFE=-2×96485J.V-1.mol-1×0.4030V=-77770J.mol-1=-77.77kJ.mol-118氧化型

+ze-

還原型氧化型還原型一側各物種相對濃度冪的乘積電對在某一濃度的電極電勢電對的標準電極電勢摩爾氣體常數(shù)熱力學溫度電極反應中轉移的電子數(shù)法拉第常數(shù)E=E+㏑zF[氧化型][還原型]RTz

[還原型]E=E+lg0.0592[氧化型]R=8.314JK-1mol-1F=96485JV-1。mol-1

T=298.15K4.2.5影響電極電勢的因素Nernst方程19z

[還原型]E=E+lg0.0592[氧化型]1、氣體物質用分壓(Pa)表示，除以p(105Pa)

溶液中的物質用濃度(molL-1)表示，除以c

(1molL-1)注意Br2(l)+2e-2Br-Zn2++2e-Zn2.純固體或純液體物質不寫入

注意20z

[還原型]E=E+lg0.0592[氧化型]注意3.電極反應中電對以外物質也應寫入，但溶劑（如H2O）不寫入Cr2O72-+6e-+14H+2Cr3++7H2O211、濃度對電極電勢的影響例（1）298.15K,c(Co2+)=1.0mol.L-1,c(Co3+)=0.1mol.L-1時求（2）298.15K,c(Co2+)=0.01mol.L-1,c(Co3+)=1.0mol.L-1時求解:[氧化型]比值越大,電極電勢值越大[還原型]比值越小,電極電勢值越?。?）（1）電極電勢22例實驗測得銅鋅原電池的電動勢為1.06V，并已知c(Cu2+)=0.020mol.L-1，問該電池中c(Zn2+)的濃度是多少?解:電池反應Cu2++Zn(s)=Cu(s)+Zn2+正極:Cu2++2e－=Cu(s)E(Cu2+/Cu)=0.3419V負極:Zn(s)=Zn2++2e－

E(Zn2+/Zn)=－0.7618V=1.1037VE=E(+)–E(－)=0.3419+(－0.7618)E=

E

+lgc(Zn2+)=0.045mol.L-11.06=1.1037+lg23例

c(H+)=1.0×10-5mol.L-3時，求電對

的電極電勢（其它條件都處于標準態(tài)，T=298.15K)例

c(OH–)=0.10mol.L-1，p(O2)=100kPa時,計算氧電極的電極電勢。

O2(g)+2H2O+4e–=4OH–

E(O2/OH－)=0.401V解：

=0.46V

E

(O2/OH–)=E(O2/OH–)＋lg2、酸度對電極電勢的影響解:=1.304Vc(H+)越大，E值越大；c(H+)越小，E值越小電極電勢243、沉淀對電極電勢的影響

例298K時，E(Ag+/Ag)=0.7996V，

(AgCl)=1.56×10-10，現(xiàn)向AgNO3溶液中加入NaCl，生成AgCl沉淀，達到平衡時，溶液中c(Cl-)=1mol.L-1，計算E(Ag+/Ag)。解:c(Ag+)=(AgCl)/c(Cl–)=1.56×10-10mol.L-1E(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lg=0.7996+lg1.56×10-10=0.2210V由于c(Cl-)=1.0

molL-1

即E(Ag+/Ag)=E(AgCl/Ag)電極反應:AgCl

+

e-Ag+Cl-氧化型物質生成沉淀，電極電勢降低，還原型物質生成沉淀，電極電勢升高。電極電勢254、若電對中的氧化態(tài)物質與試劑作用生成弱電解質或穩(wěn)定的配離子，E降低。若電對中還原態(tài)物質與試劑作用生成弱電解質或穩(wěn)定的配離子，E升高。由于離子濃度與氣體分壓對E有影響，只要組成電極的離子濃度或氣體分壓不同，同種材料也可以組成原電池。濃差電池附：264.2.5電極電勢的應用例根據(jù)氧化還原反應組成原電池。已知：寫出原電池符號并計算原電池的電動勢。解:E(Cu2+/Cu)=0.34VE(Cl2/Cl-)=1.36VE(Cl2

/Cl-)=E(Cl2

/Cl-)+

E(Cu2+/Cu)=E(Cu2+/Cu)+lgE=1.42-0.31=1.01V原電池符號原電池中，E(+)>E(-)；電動勢E=E(+)-E(-)1、判斷原電池的正負極，計算原電池的電動勢電極電勢27△G＜0自發(fā)進行△G=0平衡狀態(tài)△G＞0非自發(fā)進行△G=-zFEE=E(+)－E(-)-zFE＜0即E＞0時E(+)>E(-)自發(fā)進行-zFE=0即E=0時E(+)=E(-)平衡狀態(tài)-zFE＞0即E＜0時E(+)<E(-)非自發(fā)進行2、判斷氧化還原反應方向氧化還原反應的規(guī)律：氧化劑還原劑還原劑氧化劑較強較強較弱較弱++電極電勢28

E(Sn2+/Sn)=－0.136V,E(Pb2+/Pb)=－0.126V(1)

E(Pb2+/Pb)＞E(Sn2+/Sn)

Pb2+作為氧化劑，

Sn作為還原劑，反應正向進行Sn+Pb2+(1mol.L-1)＝Sn2+(1mol.L-1)+Pb例

判斷下列氧化還原反應自發(fā)進行的方向(2)Sn+Pb2+(0.1mol.L-1)=Sn2+(1mol.L-1)+PbSn+Pb2+(1mol.L-1)=Sn2+(1mol.L-1)+Pb解:(2)E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgc(Pb2+)=－0.156V=－0.126V+lg0.1

E(Pb2+/Pb)<

E(Sn2+/Sn)

Sn2+

是氧化劑，Pb是還原劑，反應逆向進行Sn2+(1mol.L-1)+Pb=Sn+Pb2+(0.1mol.L-1)電極電勢29例判斷下列氧化還原反應自發(fā)進行的方向2H+(1.0mol.L-1)+2Ag+2I－(0.5mol.L-1)=2AgI+H2(100kPa)解:E(H+/H2)=0.000V,E(Ag+/Ag)=0.799V=－0.018V<

E

(H+/H2)=0.799+0.0592lg3.0×10－16E(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lgAg++I–=AgI(s)Ksp

(AgI)=c(Ag+)×c(I-)c(Ag+)=1.5×10-16/0.5=3.0×10-16E(+)>E(-)反應能自發(fā)進行電極電勢303、判斷氧化還原反應進行的次序反應首先發(fā)生在電極電勢差值較大的兩個電對之間例在Br-和I-的混合溶液中加入Cl2,哪種離子先被氧化?E/V0.53551.0651.3583I2/I-Br2/Br-Cl2/Cl-電對解E(Cl2/Cl-)-E(Br2/Br-)<

E(Cl2/Cl-)-E(I2/I-)反應首先在Cl2和I-之間進行例從Fe2(SO4)3和KMnO4中選擇一種合適的氧化劑,使含有Cl-、Br-和I-混合溶液中的I-被氧化,而Cl-、Br-不被氧化。0.771Fe3+/Fe2+1.510.53551.0651.3583E/VMnO4-/Mn2+I2/I-Br2/Br-Cl2/Cl-電對解KMnO4不可采用電極電勢31zFE=

RTlnKE=lgK注意：氧化還原反應的K

只與E有關，而與溶液濃度無關。4、衡量氧化還原反應程度△G=-RTlnK;△G=-nFEE值越大,K值越大,正反應進行得越完全。氧化還原反應進行的程度平衡常數(shù)電極電勢氧化還原反應中轉移電子數(shù)

電極電勢32Cu(s)+2Ag+=Cu2++2Ag(s)例計算下列反應在298.15K時標準平衡常數(shù)(-)Cu(s)=Cu2++2e-

E(Cu2+/Cu)=0.3419V(+)2Ag++2e-

=

2Ag(s)E(Ag+/Ag)=0.7396V解：E=E(+)

－E(-)=E(Cu2+/Cu)－E(Ag+/Ag)=0.7996－0.3419=0.4577VlgK=zE/0.0592=2×0.577/0.0592=15.47K=3.0×1015反應相當徹底電極電勢33例計算反應（1）298.15K時的平衡常數(shù)。（2）反應開始時，c(Ag+)=1.0mol.L-1，c(Fe2+)=0.10mol.L-1,求達到平衡時Fe3+的濃度。解:(1)K=3.03

(2)設達到平衡時，c(Fe3+)=xcS1.00.10cE1.0-x0.1-xx34例求Ksp(PbSO4)。已知：E(PbSO4/Pb)=-0.356V,E(Pb2+/Pb)=-0.126V

E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgc(Pb2+)解法1c(SO42–)=1.0mol.L-1電極反應式:PbSO4(s)+2e-

=Pb(s)+SO42–E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgKSP(PbSO4)Ksp(PbSO4)=1.7×10-8E(PbSO4/Pb)=-0.356V5、計算解離平衡常數(shù)、溶度積常數(shù)、穩(wěn)定常數(shù)=E(Pb2+/Pb)+lgKsp(PbSO4)c(SO42–)電極電勢35解法2設計原電池(+)Pb2++2e–=Pb(–)Pb+SO42–－2e–=PbSO4E(Pb2+/Pb)=－0.126VE(PbSO4/Pb)=－0.356V電池反應Pb2++SO42–=

PbSO4K=1c(SO42–).c(Pb2+)=1Ksp(PbSO4)lgK=z〔E(+)-E(-)〕0.0592lg

=1Ksp(PbSO4)2〔E(+)-E(-)〕0.0592Ksp(PbSO4)=1.7×10－8電極電勢36例求Ka(HCN)。已知：E(HCN/H2)=-0.545V

E(HCN/H2)=E(H+/H2)+

E(HCN/H2)=標準態(tài)下解法1電極電勢37解法2設計原電池(+)2HCN

+2e–=H2+2CN－(–)H2－2e–=2H+E(HCN/H+)=－0.545VE(H+/H2)=0V電池反應2HCN

=2H++2CN－K=c2(H+)c2(CN-)c2(HCN

)=Ka(HCN)2lgK=z〔E(+)-E(-)〕0.0592lg

=2〔E(+)-E(-)〕0.0592Ka(HCN)2=6.17×10－10Ka(HCN)381、電極電勢圖2、元素電極電勢圖的應用(1）判斷某種元素能否發(fā)生歧化反應O2H2O2H2O0.6951.7631.229AE/Vz=1z=1z=2O2HO2H2O-0.0760.8670.401-EB/Vz=1z=1z=2當一種元素處于中間氧化數(shù)時，它有一部分向高氧化態(tài)變化（被氧化），另一部分向低氧化態(tài)變化（被還原），這一類自身氧化還原反應稱為岐化反應。電極電勢圖及其應用表示同一元素各種氧化值物質的氧化還原能力，以及它們之間電位變化關系圖。39E(右)>E(左),發(fā)生歧化反應。E(左)E(右)Cu的元素電勢圖為：Cu2+

Cu+

Cu0.1590.5200.34E/Vz=1z=1z=22Cu+

→Cu+Cu2+

反應中，一部分Cu+氧化為Cu2+，另一部分Cu+還原為金屬銅Cu。

根據(jù)Cu的標準電勢圖可以判斷是否發(fā)生岐化反應。例Cu+容易發(fā)生下列歧化反應：2Cu+

→Cu+Cu2+

40(2)計算電對的電極電勢E1E2E3z1z3z2EzA+z1e-=BE1△G1=-z1FE1B+z2e-=CE2△G2=-z2FE2C+z3e-=DE3△G3=-z3FE3A+ze-=DE△G=-zFE△G=△G1+△G2+△G3-zFE=-z1FE1-z2FE2-z3FE3E=z1E1+z2

E2+z3E3z41例z=2z=2z=2z=1z=1E3z=2z=4z=8E2E10.89解：E1==0.50VE2==0.56VE3==0.42V42(3)解釋元素的氧化還原特性酸性介質中Fe的元素電勢圖為：Fe3+

Fe2+

Fe0.771-0.44E/Vz=1z=2可以解釋以下幾個問題:

Fe與鹽酸或稀硫酸反應產(chǎn)生的為何是Fe2+,而不是Fe3+?在酸性介質中穩(wěn)定存在的為何是Fe3+，而不是Fe2+?E(O2/H2O)=1.23V,電極反應為：O2+4H++4e－→2H2O在酸性介質中如何使Fe2+穩(wěn)定存在?因為E(Fe3+/Fe2+)>E(Fe2+/Fe),可以發(fā)生下列反應：Fe+2Fe3+─→3Fe2+

43化學電源:化學能直接轉化為電能的裝置。1、酸性電池（1）鋅錳干電池(–)Zn(s)=Zn2++2e-(+)2MnO2(s)+2NH4++2e-=Mn2O3(s)+2NH3+H2O電池反應Zn(s)+2MnO2(s)+2NH4+=Zn2++Mn2O3(s)+2NH3+H2O石墨棒絕緣體鋅殼酸性電池堿性電池電解質的性質電動勢為：1.5V與電池大小無關。缺點：放電的時，正極生成的NH3被石墨棒吸附引起極化，導致電動勢下降。化學電源44密度檢流計檢測電解液的密度，密度達到1.25~1.28時，蓄電池充好電；當密度底于1.20時，蓄電池就要充電了。2）鉛蓄電池兩組鉛銻合金格板（相互間隔）作為電極導電材料，其中一組格板的孔穴填充二氧化鉛，在另一組格板的孔穴填充海綿狀的金屬鉛，并以H2SO4(d=1.25~1.3g.mL-1)作為電解溶液。(-)Pb︱H2SO4(1.25~1.3g.mL-3)︱PbO2(+)放電時，電極反應(-)Pb(s)

+SO42-=PbSO4(s)+2e-(+)PbO2(s)+4H++SO42-+2e-=PbSO4(s)+2H2OPb(s)

+PbO2(s)+H2SO4PbSO4(s)+2H2O放電充電45(+)2NiO(OH)(s)+2H2O+2e-=2Ni(OH)2(s)+2OH–

(-)Cd(s)

+2OH–=Cd(OH)2(s)+2e-2、堿性電池(-)CdKOH(1.19~1.21g.mL-1),NiO(OH)C(+)鎘鎳電池3、燃料電池(+)2H2O+O2+4e-=4OH-(-)2H2+4OH-=4H2O+4e-2H2+O2

=2H2O(-)C,H2KOHO2,C(+)464.5.1電解池與電解原理電解池：將電能轉化為化學能的裝置。電解原理：電解液中的正離子在陰極上結合電子發(fā)生還原反應放電；負離子在陽極給出電子發(fā)生氧化反應放電。NaOHPte-e-VA陰極2H++2e-=H2陽極4OH--=2H2O+O2+4e-電解氫氧化鈉水溶液法拉第定律:電極上析出或溶解的物質的量與通過電解池的電量成正比，通過1法拉第電量能得到1摩爾電子在電極上所引起氧化或還原反應的物質的量。電解及其應用電解池的組成：兩個電極+電解液47微觀模擬電解及其應用48原電池的方向與外加電流的方向相反，需外加一定值的電壓以克服原電池所產(chǎn)生的反電動勢，才能使電解順利進行。4.5.2分解電壓和超電勢1、分解電壓Na2SO4VAPtH2O2電極反應分解電壓：電解能順利進行所必需的最小電壓。分解電壓的產(chǎn)生？V分解VI電流-電壓曲線電解及其應用492、分解電壓的理論值假設c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol.L-1

E(+)=E(+)+lg

E(+)=0.401+lg=0.815V

E(-)=E(-)+lg

E(-)=0+lg=-0.414VE理

=E(+)-E(-)=0.815–(-0.414)=1.23V實際分解電壓為1.7V503、超電壓極化：電流流過電極時，電極電勢在通電前后發(fā)生了某些改變的現(xiàn)象。包括濃差極化和電化學極化。電解質溶液的內阻也是產(chǎn)生超電壓的原因之一，由于溶液中離子移動受到一定的阻礙作用，必須由外加電壓來克服。電解過程，電極附近離子的濃度比溶液中其它區(qū)域濃度低，形成濃差電池，其電動勢與外加電壓相對抗，使電解所需要的實際外加電壓增大。電解產(chǎn)物在電極上析出過程中）受到某種阻礙而遲緩。陰極上放電離子減少，電子過剩，使陰極電極電勢的代數(shù)值減?。魂枠O上放電離子減少，電子不足，使陽極電極電勢代數(shù)值增大。電解及其應用51產(chǎn)生超電壓？電解質溶液電阻、濃差極化、電化學極化。國際上規(guī)定：陽極超電勢、陰極超電勢均取正值，用符號表示。E（實）=E（理）+E（超）E（超）=（陰）+（陽）影響電極電勢的主要因素1、電解產(chǎn)物的本質：金屬的超電勢一般很小，氣體的超電勢一般較大。2、電極的材料和表面狀態(tài)：同一電解產(chǎn)物在不同電極上的超電勢不同，電極表面狀態(tài)不同超電勢的數(shù)值亦不同。3、電流密度：隨著電流密度增大，超電勢亦增大。524.5.3電解池中兩極的電解產(chǎn)物1、判斷電極產(chǎn)物陽極：析出電勢代數(shù)值較小的還原態(tài)物質優(yōu)先析出；陰極：析出電勢代數(shù)值較大的氧化態(tài)物質優(yōu)先析出。2、析出電勢的影響因素（1）離子及其相應電對在標準電極電勢表中的位置（2）離子濃度（3）電解產(chǎn)物的超電勢電解及其應用533、簡單鹽類水溶液電解產(chǎn)物的一般情況陰極(1)E(Mn+/M)>E(H+/H2)M先在陰極析出E(Mn+/M)<E(H+/H2)酸性較小，M先在陰極析出電壓大，M和H2同時在陰極析出(2)E(Mn+/M)較小的金屬離子，如：Na+、K+等在陰極不被還原，水中的H+被還原為H2。陽極(1)金屬材料（Pt等惰性電極除外）金屬氧化溶解(2)惰性電極電解S2-,Br-,Cl-等簡單離子的鹽溶液時，優(yōu)先析出S,Br2,

Cl2。電解SO42-等復雜離子的鹽溶液時，OH-優(yōu)先被氧化析出氧氣。544.5.4電解的應用1、電鍍電鍍：應用電解的方法將一種金屬鍍在另一種