无机化学 第11章 电化学基础

教学基本要求 1.理解氧化还原反应的实质，掌握配平氧化还原方程式的方法。 2 .理解电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。 3.掌握应用电极电势判断氧化还原反应进行的方向和限度及其计算。 4 .了解元素电势图及其运用。

教学基本内容 1.氧化还原反应：氧化还原反应的实质，氧化值，氧化还原方程式的（离子－电子法）配平。 2.电极电势：原电池，电极电势（电极电势的概念，标准电极电势及其测定，能斯特方程式，影响电极电势的因素）。 3 .电极电势的应用：判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强弱，判断氧化还原反应进行的程度。 4 .元素电势图及其运用。

§11-1 氧化还原反应 一、氧化值和氧化态 氧化值（或氧化态）是某一个原子的荷电数，这种荷电由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 它是指一个元素的原子的形式电荷数。 在共价化合物中：氧化数=偏移的电子数 在离子化合物中：氧化数=离子所带的电荷数

为了确定元素的氧化值，化学作如下规定： 单质中元素的氧化值为零，如：H2，N2 氢的氧化值一般为+1，只有在金属氢化物中为-1，如NaH；碱金属和碱土金属的氧化值分别为+1，+2 氧的氧化值一般为-2，除在过氧化物中为-1，如H2O2；氟化物中为+2，如O2F2中为+1，OF2中为+2 氟的氧化值为-1 在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零；在多原子离子中，各元素氧化值的代数和等于离子所带电荷数。

例：计算氧化值 Fe3O4中Fe的氧化值 3x+4×（-2）=0 x=+8/3 Cr2O72-中Cr的氧化值为： +6 NH4+中N的氧化值为 -3 KO2中O的氧化数为:－ 0.5 KO3中O的氧化数为:－ 1/3 例外：CrO5 , Cr为+6.

升失氧还，降得还氧 二、氧化还原半反应 如果反应时，反应物中某元素的氧化数升高，那么该反应物为还原剂。 如果反应物中某元素的氧化数降低，那么该反应物就是氧化剂 还原剂在反应中发生氧化反应，自己被氧化 氧化剂在反应中发生还原反应，自己被还原 氧化和还原必须同时发生。 升失氧还，降得还氧

如： Zn +CuSO4=ZnSO4+Cu CuSO4为氧化剂：Cu2+→Cu Zn为还原剂：Zn →Zn2+ 任何氧化还原反应都是由两个半反应组成的，即氧化（半）反应和还原（半）反应。 这两个半反应分别为 氧化反应：Zn-2e- = Zn2+ 还原反应：Cu2++2e- =Cu 每个半反应都是同种元素的不同氧化态之间的转化

在半反应中，同一元素的高、低氧化值构成一个电对 电对中元素的高氧化值称为氧化型物质，低氧化值称为还原型物质。 符号：氧化型/还原型 氧化型+ne- 还原型 二者称为氧化还原共轭关系 如：Zn2+/Zn；Cu2+/Cu

例：Mg+2HCl=MgCl2+H2 还原剂电对：Mg2+/Mg 氧化剂电对：H+/H2 例：I2+6NaOH=5NaI+NaIO3+3H2O 氧化剂电对：I2/I- 还原剂电对：IO3-/I2

书写半反应的规律 氧化型+ne- 还原型 MnO4-+8H++5e- Mn2++4H2O 格式为： 半反应必须为配平的离子反应式 酸性介质中，在O多的一方加H+，在另一方生成水（通常酸性介质时H+出现在左边，在高价态一侧） 碱性介质中，在O少的一方加OH-，在另一方生成水（通常碱性介质时OH-出现在右边，在低价态一侧） 中性介质时只能在左边+H2O 注意：酸性溶液中不能有OH-，碱性溶液中不能出现H+ 氧化型+ne- 还原型 MnO4-+8H++5e- Mn2++4H2O

三、氧化还原反应方程式的配平 氧化值法 配平原则： 元素原子氧化值升高的总数等于元素原子氧化值降低的总数 反应前后各元素的原子总数相等 离子方程式中，左右两边电荷守恒

配平步骤： （1）写出反应物和产物 （2）标出氧化值变化元素的氧化值，并求出其变化量（产物中的-反应物中的） （3）根据原则①，确定氧化剂和还原剂化学式前的系数 （4）根据原则②，配平其它元素原子的系数

例：写出高锰酸钾与盐酸作用制取氯气的反应方程式 （1）KMnO4+HCl→MnCl2+Cl2 （2） （3） （4） 2KMnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O

配平：S+HNO3→SO2+NO 氧化值法的优点： 不仅可以配平水溶液中的反应，也适用于非水溶液和高温反应

二、离子-电子法 配平原则： （1）反应过程中氧化剂所夺取的电子数必须等于还原剂失去电子数 （2）反应前后各元素的原子总数相等 （3）离子方程式左右两边电荷守恒 配平步骤： （1）找出氧化剂和还原剂电对，并配平 （2）根据原则（1），两个半反应相加，整理

例：配平反应MnO4-+SO32-+H+→Mn2++SO42- 解 （1）MnO4-→Mn2+（氧化剂电对） SO32- →SO42- （还原剂电对） （2）2 MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O 5 SO32- +H2O-2e- =SO42-+2H+ + 2MnO4-+5SO32-+6H+= 2Mn2++5SO42-+3H·2O 酸性介质中，在O多的一方加H+，在另一方生成水 酸性介质中不能出现OH-

例：配平反应MnO4-+SO32-→MnO42-+ SO42- （碱性介质） 解： 2 MnO4-+e- = MnO42- SO32-+2OH--2e- = SO42-+H2O +） 2MnO4-+SO32-+2OH- = 2MnO42-+SO42-+H2O 碱性介质中，在O少的一方加OH-，在另一方生成水 碱性介质中不能出现H+

例：配平反应MnO4-+SO32-→MnO2+ SO42- （中性介质） 解： MnO4-→MnO2（还原反应） SO32- →SO42- （氧化反应） 2 MnO4-+2H2O+3e- = MnO2+4OH- 3 SO32- +H2O-2e- = SO42-+2H+ + 2MnO4-+3SO32-+H2O = 2MnO2+3SO42-+ 2OH- 中性介质中，左边只能加水，在右边生成H+或OH- 右边O多生成H+ , 右边O少生成OH-.

例题赏析 【例11-1】（实验）向高锰酸钾溶液添加少量氢氧化钠溶液后加热，溶液的颜色转变为透明的绿色。写出化学方程式。 【例11-2】（实验）向用硫酸酸化的重铬酸钾溶液加入过氧化氢，最终得到绿色透明溶液，并有大量难溶气体（表现为小气泡）析出。忽略中间产物，写出化学方程式。 【例11-3】为测定铁矿中铁的含量，人们用浓硫酸溶解样品后经过滤稀释后定容，得到样品溶液，然后加入SnCl2,使溶液中的铁全部以Fe2+的形式存在，然后加入适量HgCl2,将剩余的SnCl2氧化（HgCl2还原为Hg2Cl2沉淀不影响随后的滴定反应），最后用高锰酸钾滴定。写出化学方程式。

§11-2 原电池 一、丹尼尔电池 原电池是由氧化还原反应产生电流的装置，它使化学能转变为电能。 负极：Zn-2e-→Zn2+ 正极：Cu2++2e- →Cu ZnSO4 CuSO4 饱和KCl盐桥 Zn Cu e- 电化学上规定，发生氧化反应的一极 是阳极；发生还原反应的一极是阴极。 电势的一极是正极；低的一极是负极。

二、半电池·原电池符号·电极的分类 原则上，任何氧化还原反应都可以设计成半电池 两个半电池连通，都可以形成原电池 原电池符号： 习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中“︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示溶液的浓度 (-)Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱ Cu(+)

例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它的原电池符号 2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L) 负极: Fe2+-e-=Fe3+ 正极: Cl2+2e- =2Cl- 原电池符号: (-)Pt︱Fe2+(1.0mol/L),Fe3+(0.10mol/L) ‖ Cl-(2.0mol/L) ︱ Cl2(p),Pt(+)

金属溶解的趋势大于离子沉积的趋势，达平衡时金属表面带电吗? 三、电动势·电极电势 电极电势的产生 Zn2++2e- Zn(s) 金属溶解的趋势大于离子沉积的趋势，达平衡时金属表面带电吗? 金属表面带负电荷，靠近金属附近溶液带正电。 活泼金属或浓度小 在原电池中做负极

金属溶解的趋势小于离子沉积的趋势，达平衡时金属表面带正电荷，靠近金属附近溶液带负电荷。 Cu2++2e- Cu(s) 在原电池中做正极 不活泼金属 或浓度大

金属的平衡电极电势 产生在金属与其盐溶液之间的电势称为该金属的平衡电极电势（） 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶液浓度、温度等因素有关 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） 电动势E= 正- 负

四、标准氢电极·标准电极电势 标准氢电极 2H++2e- H2 铂片上的H2和溶液中的H+离子建立了如下平衡 氢电极的标准电极电势 H2(100kPa) 镀铂黑的铂片 [H+]=1mol/L 铂片上的H2和溶液中的H+离子建立了如下平衡 2H++2e- H2 氢电极的标准电极电势

标准状态下的某电极与标准氢电极之间的电势差, 叫该电极的标准电极电势( ) 例: 欲测定锌电极的标准电极电势, 怎么设计一个原电池? 解: (-)Zn︱Zn2+‖ H+︱H2(p),Pt(+) “-”号表示与标准氢电极组成原电池时,该电极为负极

例: 欲测定铜电极的标准电极电势, 怎么设计一个原电池? 解: (-) Pt, H2(p)︱H+ ‖Cu︱Cu2+ (+) “+”号表示与标准氢电极组成原电池时,该电极为正极 标准丹尼尔电池的标准电动势为1.1V

标准电极电势表 /V -2.71 -0.76 2H+(aq)+2e- H2(g) 0.000 Cu2+(aq)+2e- Cu(s) 氧化剂的氧化性增强 还原剂的还原性增强 /V -2.71 -0.76 2H+(aq)+2e- H2(g) 0.000 Cu2+(aq)+2e- Cu(s) +0.34 I2(s)+2e- 2I-(aq) + 0.54 +1.08 O2(g)+4H++4e- 2H2O Cl2(g)+2e- 2Cl-(aq) + 1.23 + 1.36 氧化型 +ne- 还原型 Na+(aq)+e- Na(s) Zn2+(aq)+2e- Zn(s) Br2 +2e- 2Br-(aq)

结 论 氧化型+ne- 还原型 代数值越大，氧化型物质氧化性越强 代数值越小，还原型物质还原性越强 结 论 氧化型+ne- 还原型 代数值越大，氧化型物质氧化性越强 代数值越小，还原型物质还原性越强 注意：氧化剂只能与氧化剂比较氧化性强弱 还原剂只能与还原剂比较还原性强弱 氧化还原反应： 强氧化剂+强还原剂=弱还原剂+弱氧化剂 Cu2++Zn=Cu+Zn2+

使用标准电极电势表注意的问题 ★还原电势 ★电极电势无加和性 ★电极电势与半反应式写法无关 Zn-2e- Zn2+ ★ 是水溶液体系的标准电极电势，对于其它体系不适用 Zn2++2e- Zn(s) 2Zn2++4e- 2Zn(s)

例题： 已知 Fe3++ e- = Fe2+  = 0.77V Cu2++ 2e-= Cu  = 0.34V Fe2++ e-= Fe  = 0.44V Al3++ 3e-= Al  = 1.66V 则最强的还原剂是： A. Al3+； B. Fe； C. Cu； D. Al. 答:D

∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ 五、能斯特方程 ∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ F:法拉第常数，为96485J·V-1·mol-1 能斯特方程对氧化还原反应 J为反应商 对电极反应 P362

298K时能斯特方程 ：电对在某一浓度时的电极电势 ：电对的标准电极电势 [氧化型]或[还原型]：表示电极反应中在氧化型或还原型一侧各物种相对浓度或相对压力幂的乘积 氧化型一侧各物种浓度增大或还原型一侧物种浓度减小，都会使电极电势增大。 氧化型物种的氧化性增强

应用能斯特方程应注意的问题 如果组成电对的物质为固体或纯液体时，则它们的浓度不列入方程中 Zn2++2e- Zn(s) Cl2+2e- 2Cl-

如果在电极反应中除氧化型、还原型物质外，还有参加电极反应的其它物质，如H+、OH-存在，则应把这些物质的浓度表示在能斯特方程中 Cr2O72-+14H++6e- 2Cr3++7H2O

Zn(s) -2e- Zn2+ 负极 正极 Cu2++2e- Cu(s) Zn+Cu2+=Zn2++Cu

六、能斯特方程的应用 浓度和气体压力对电极电势的影响 例： 1)计算298K[Co2+]=1.0 mol/L， [Co3+]=0.1 mol/L时，(Co3+/Co2+)值 2)计算298K[Co2+]=0.01 mol/L, [Co3+]=1.0 mol/L时，(Co3+/Co2+)值 ((Co3+/Co2+)=1.80V)

解:电极反应 (Co3+/Co2+)=1.80V Co3++e- Co2+

例题赏析 【例11-4】已知Fe3+ +e- =Fe2+ 的标准电极电势为+0.77V，问当Fe3+浓度为Fe2+ 浓度的十分之一、百分之一，……，10-5时的该半反应的电极电势。 【例11-5】已知氧气的标准电极电势为+1.229V，问当氧气压力下降为1KPa、1Pa、10-3Pa时的电极电势。

结 论 减小氧化型物质浓度值下降, 其氧化型物质氧化能力下降(与标准电极电势比较) 结 论 减小氧化型物质浓度值下降, 其氧化型物质氧化能力下降(与标准电极电势比较) 减小还原型物质浓度值上升, 其氧化型物质氧化能力增大(与标准电极电势比较)

2. 酸度对电极电势的影响 例: (Cr2O72-/Cr3+)=1.33V, 设[Cr2O72-]=[Cr3+]=1.0 mol/L 求[H+]=1.0, 10, 1×10-3 mol/L时 (Cr2O72-/Cr3+) Cr2O72-+14H++6e- 2Cr3++7H2O

解:

例题赏析 【例11-6】试计算将标准态的高锰酸钾和硫酸锰混合溶液稀释10倍，电极电势将发生什么变化？ 【例11-7】计算氧气在[H+]=10-7 mol·L-1(中性溶液)和[H+]=10-14 mol.L-1(即[OH-]=1mol·L-1的标准溶液)中的电极电势.

结 论 pH电势图 对于含氧酸盐而言,在酸性介质中显示出较强的氧化性 (1)水的热稳定区 2H++2e- H2(g) 结 论 对于含氧酸盐而言,在酸性介质中显示出较强的氧化性 pH电势图 (1)水的热稳定区 2H++2e- H2(g) (H+/H2)=0.00V O2+4H++4e- 2H2O (O2/H2O)=1.23V

受酸度影响情况

b 线上任一点表示在该pH值, H2O和O2处于平衡状态 b线上方为O2的稳定区 a 线上任一点表示在该pH值, H+和H2处于平衡状态 a线下方为H2的稳定区 a,b线之间为水稳定区 (b) O2稳定区 (a) 水稳定区 H2稳定区 (b) O2+4H++4e-=H2O (a) 2H++2e-=H2

(2) 应用 半反应不随pH变化，是平行于横坐标的直线 F2+2H2O= 2F-+4H++O2 ↑ 2Na+2H+=2Na++H2↑

3. 电极电势与平衡常数的关系 对一般平衡反应而言 △rGm= -RTlnK ; △rGm= -nFE 所以 -RTlnK= -nFE 2.303RTlgK= nFE E越大, K值越大, 反应越容易进行

例：已知1.0 mol/L HAc, 1.0 mol/L Ac-溶液，Ka=1.8×10-5， ∴ 若p(H2)=pθ,则该溶液的(H+/H2)=? 2H++2e- H2 2HAc+2e- H2+2Ac-

【例11-8】已知醋酸的酸常数为1.8×10-5，求 的标准电极电势 【例11-8】已知醋酸的酸常数为1.8×10-5，求 的标准电极电势 2HAc+2e- H2+2Ac- 解：设这个半反应与半反应 组成原电池，当达到平衡时正= 负 即(H+/H2)= (HAc/H2) 2H++2e- H2

例:已知(Ag+/Ag)=0.799V, 若在溶液中加入NaCl, 便产生AgCl沉淀,当[Cl-]=1 mol/L 此时(Ag+/Ag)为多少?(Ksp=1.8×10-10) 解: 达到平衡时 [Ag+]=Ksp/[Cl-]= 1.8×10-10/1 = 1.8×10-10 (Ag+/Ag)= (Ag+/Ag)+0.0592lg[Ag+] =0.799+0.0592lg 1.8×10-10 =0.222V 相当于 AgCl+e- Ag+Cl-

电极电势与溶度积常数的关系  /V 溶度积越小， Ag+离子的平衡浓度越小， 它的氧化能力越小。 Ksp [Ag+] 电 对 减 小 电 对 /V 减 小 减小 0.799 0.222 0.071 -0.152 Ag++e- Ag AgCl+e- Ag+Cl- AgBr+e- Ag+Br- AgI+e- Ag+I- 溶度积越小， Ag+离子的平衡浓度越小， 它的氧化能力越小。

【例11-9】 已知: ( Ag+/Ag)=0.7996V, ( AgCl/Ag)=0.2223V, 求AgCl的溶度积 解: (+) Ag++e-=Ag (-)AgCl+e-=Ag+Cl- 总反应:Ag++Cl-=AgCl K  =1/Ksp 

七、氧化还原反应的方向 ∵△rGm= -nFE ∴ △rGm<0 E>0时, 反应自发进行 △rGm>0 E<0时, 反应不能自发进行 △rGm=0 E=0时, 反应达到平衡 它们称为氧化还原反应的方向的判据

例: 标准态下, 试判断下列反应自发进行的方向 Cl2+Cd=Cd2++2Cl- 解: (Cd2+/Cd)= -0.403V (Cl2/Cl-)= 1.36V E= 氧- 还 =1.36-(-0.403)=1.76V>0 ∴反应正向自发进行

例: 判断在酸性溶液中H2O2与Fe2+混合时能否发生氧化还原反应, 若能反应, 写出反应方程式. 解: (02/H2O2)= 0.682V,(H2O2 /H20)= 1.77V (Fe3+/Fe2+)= 0.771V,(Fe2+/Fe)= -0.44V E= 氧- 还 = (H2O2 /H20)- (Fe3+/Fe2+) =1.77-0.771=0.999>0 H2O2+Fe2++2H+=2Fe3++2H2O

用标准电极电势直接判断氧化还原反应方向 经验规则: E > 0.2V, 反应自发正向进行 E < -0.2V, 反应自发逆向进行 -0.2V< E < 0.2V, 反应可以正向也可以逆向进行, 此时必须考虑浓度、压力的影响, 用E来判断反应方向

例: (1)判断反应MnO2(s)+4HCl=MnCl2+Cl2(g)+2H2O在室温, 标准态下能否向右进行? 解: 标准态下 E= 氧- 还 = (MnO2/Mn2+)- (Cl2/Cl-) =1.23-1.36= -0.13<0 ∴标准态下, 上述反应不能正向进行

例:实验室为什么能用MnO2与浓HCl反应制取Cl2. 解: 假设[Mn2+]=1 mol/L, p(Cl2)=101325Pa 则 [H+]=[Cl-]=12 mol/L MnO2(s)+4H++2e-=Mn2++2H2O E= 氧- 还=1.36-1.30= 0.06V>0 此时反应可以正向进行

利用酸度改变反应进行的方向

已知: (I2/I-)=0.54V; (Fe3+/Fe2+)=0.77V; 要根据实际情况选择氧化剂和还原剂 例: 现有含Cl-,Br-,I-三种离子的混合溶液, 欲使I-氧化为I2, 而不使Cl-,Br-氧化, 在常用的氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4, 选择哪有种能符合上述要求. 已知: (I2/I-)=0.54V; (Fe3+/Fe2+)=0.77V; (Br2/Br-)=1.08V; (MnO4-/Mn2+)=1.51V; (Cl2/Cl-)=1.36V 解: 选Fe2(SO4)3

例: 在Fe2+,Cu2+混合溶液中加入Zn, 这两种离子是同时被还原,还是按一定的先后次序. 解: (Cu2+/Cu)=0.34V (Zn2+/Zn)= -0.76V (Fe2+/Fe)= -0.41V E2= 1.1V E1= 0.35V ∵E2 > E1 ∴Cu2+首先被还原 计算: 设[Fe2+]=[Cu2+]=1.0 mol/L, 当Fe2+被还原时, [Cu2+]的浓度为多少?

解: Cu2+, Fe2+同时被还原时: [Cu2+]=5×10-26 mol/L Fe2+开始被Zn还原时, Cu2+实际上已被还原完全

八、电势图及其应用 元素电势图 定义: 为了突出表示同一元素各不同氧化值物质的氧化还原能力, 以及它们相互之间的关系, 我们以图的形式表示出来, 这种图叫做元素标准电势图 原则 (1)按元素的氧化值由高到低的顺序写出它们的分子式或离子式, 高氧化值写在最左边 (2)各不同氧化值物种之间用直线连接起来, 在线上标出其标准电极电势

如: 氧元素在酸性溶液中的电势图 A/V 在酸性介质中, O2, H2O2可作为氧化剂, 氧化能力都较强, 其产物为H2O H2O2也可作为还原剂, 其产物为O2

2.应用 (1)计算电对的标准电极电势 假设有一元素的电势图 1 2 3 

∵ △rGm= △rGm1+ △rGm2+ △rGm3 推 导 过 程 相应电极反应: △rGm1= -n1F 1 △rGm2= -n2F 2 △rGm3= -n3F 3 △rGm= -nF  ∵ △rGm= △rGm1+ △rGm2+ △rGm3 ∴ -nF = -n1F 1+ -n2F 2+ -n3F 3

例: 根据下面列出的碱性介质中溴的电势图 求(BrO3-/Br-)和(BrO3-/BrO-)

例: 根据Cu,Fe元素在酸性溶液中的有关标准电极电势,分别画出它们的电势图, 并分别推测在酸性溶液中Cu+和Fe2+能否发生歧化反应. (2)判断能否发生歧化反应 例: 根据Cu,Fe元素在酸性溶液中的有关标准电极电势,分别画出它们的电势图, 并分别推测在酸性溶液中Cu+和Fe2+能否发生歧化反应. 解: 在酸性溶液中,Cu,Fe元素的电势图 (Cu+/Cu)> (Cu2+/Cu+) ∴2Cu+=Cu2++Cu 发生歧化反应 (Fe3+/Fe2+)> (Fe2+/Fe) ∴2Fe3++Fe=3Fe2+ 发生歧化反应的逆反应

若右 > 左时, M+容易发生歧化反应 2M+=M2++M 若右 < 左时, M+不能发生歧化反应 判断歧化反应的一般规则 左 右 若右 > 左时, M+容易发生歧化反应 2M+=M2++M 若右 < 左时, M+不能发生歧化反应 M2++M = 2M+

(3) 解释元素的氧化还原特性 例:在酸性介质中的元素电势图 在非氧化性稀酸中,Fe主要被氧化为Fe2+, 而非Fe3+ Fe+2H+=Fe2++H2↑ 有氧存在时 4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O

常见化学电源 按使用性质分类 干电池（一次性电池） 蓄电池 燃料电池 按电解质性质分类 碱性电池 酸性电池 中性电池

1、锌锰电池 Zn∣NH4Cl，ZnCl2 ∣MnO2 5号锌锰电池 锌锰干电池6F22

2、碱性电池 Zn ∣KOH，K2[Zn(OH)4] ∣MnO2 3、银锌纽扣电池 Zn ∣KOH，Ag2O ∣Ag 二、蓄电池 1、铅蓄电池 Pb ∣H2SO4 ∣PbO2 2.2V 2、碱式镍镉蓄电池 Cd ∣KOH ∣NiOOH 1.2V 3、银锌蓄电池 Zn ∣40%KOH+ K2[Zn(OH)4] ∣Ag2O

电动滑板车蓄电池 5号碱性干电池 矿灯锂电池 铅蓄电池

笔记本用燃料电池 可充电手机燃料电池

发展中的新型电池 1、钠-硫电池 Na ∣-Al2O3 ∣S 2、燃料电池 3、锂电池 4、稀土储氢电池 5、海洋电池