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第 8 回二次電池と電極電位（電位-pHへの導入）二次电池与电极电位（电位-pH的铺垫）開く
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🎯 要点 / 重点
  • 実在の電池で電極反応を読む回。エネループ等のニッケル水素電池(Ni-MH)が題材。本课用真实电池(如爱乐普镍氢电池)读电极反应。
  • Ni-MH 正極：NiOOH + H₂O + e⁻ → Ni(OH)₂ + OH⁻（Ni が +3→+2、1電子）。镍氢正极：NiOOH得1电子还原为Ni(OH)₂。
  • Ni-MH 負極：水素吸蔵合金 MH + OH⁻ → M + H₂O + e⁻（水素 0→+1、酸化）。负极：储氢合金MH放电子被氧化。
  • 水素吸蔵合金＝Ti・V・Cr・Ni などの合金に水素を貯めたもの（電池の負極材）。储氢合金=Ti/V/Cr/Ni等合金贮存氢，作负极材料。
  • Ni-MH の起電力 ≈ 1.2 V、リチウムイオンは 3.7 V。電位差が大きいほど電圧が高い。镍氢≈1.2V、锂离子3.7V；电极电位差越大电压越高。
  • 後半は pKa とネルンスト式の変形へ。次回の電位-pH図の計算準備。下半场转入pKa与能斯特式变形，为电位-pH图作准备。
⚠️ つまずき / 容易错
❌ 起電力は電池の容量で決まる → ✅ 起電力は電極電位の差で決まる（容量は別の指標）电动势由电极电位差决定,不是由容量决定。
❌ アルカリ電池の半反応を H⁺ で合わせる → ✅ 電解液が塩基性なので OH⁻ と H₂O で合わせる镍氢是碱性电解液,配平用OH⁻和H₂O,不用H⁺。
第 9 回電極電位の計算（pH・沈殿・錯形成）と電位-pH図への導入电极电位计算（pH/沉淀/络合）与电位-pH图导入開く
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🎯 要点 / 重点
  • ネルンスト式で実際の電極電位を計算する練習回。活量は与えられた値、活量係数=1 として扱う。本课练习用能斯特方程算实际电位,活度用给定值、活度系数取1。
  • 例：Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ 系（Cr +6→+3、6電子）の標準電位 1.33 V から、条件下の E を求める。例:重铬酸根/Cr³⁺(6电子)E°=1.33V,求条件下电位。
  • H⁺ を含む反応では pH が電位に直接効く（対数項に [H⁺]ⁿ）。係数(14乗など)を忘れない。含H⁺反应中pH直接影响电位,注意[H⁺]的高次幂系数。
  • pKa = −log Ka を使い、対数項を pH に書き換えてから代入する。用pKa=−logKa把对数项换成pH再代入。
  • 前回からのpH・沈殿(Ksp)・錯形成の影響を、すべてネルンスト式の補正として統一的に扱う。把pH/沉淀/络合的影响统一为能斯特式的修正。
  • 最後に電位-pH(プールベ)図を導入。次回から鉄の化学種の図を扱う。最后导入电位-pH图,下次起讲铁的化学种图。
📌 試験メモ / 考试信息
この回は小テストの解説から始まった計算中心の回。ネルンスト式に数値を代入して E を求める計算問題が出やすい。
  • 活量係数は 1、活量は与えられた値を使う。
  • H⁺ を含む反応では [H⁺] の指数（例 14乗）と係数を落とさない（最頻出のミス）。
  • pKa が与えられたら pH に書き換えてから代入する。
本课从小测讲评切入、以计算为主；最常考“代入能斯特方程求E”。要点：活度系数取1、用给定活度；含H⁺时别漏[H⁺]的幂次(如14次方)和系数(最常见错误)；给pKa先换成pH再代入。
⚠️ つまずき / 容易错
❌ 対数項で [H⁺] の指数（14乗など）を落とす → ✅ 係数（指数）を必ず入れる。これが最頻出のミス对数项里[H⁺]的幂次(如14次方)绝不能漏,这是最常见错误。
❌ 与えられた pKa をそのまま代入 → ✅ pH に直してから代入する（pKa=−log Ka）给的是pKa要先换算成pH再代入。
❌ 活量係数を真面目に計算する → ✅ この回は活量係数＝1、与えられた活量を使う約束本课约定活度系数=1、直接用给定活度,别多算。
第 10 回プールベ図（電位-pH図）と酸化還元滴定布拜图（电位-pH图）与氧化还原滴定開く
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🎯 要点 / 重点
  • プールベ図＝電位 E（縦軸）と pH（横軸）で各化学種の安定領域を示す相図。布拜图=电位E(纵)对pH(横)的相图,标出各化学种稳定区域。
  • 鉄系では 5つの化学種：Fe³⁺・Fe²⁺・Fe(金属)・Fe(OH)₃・Fe(OH)₂。铁体系考虑5种化学种。
  • 境界線は 3種類：酸化還元のみ→水平線／沈殿・酸塩基のみ→垂直線／両方→傾き線。边界线只有三类:水平、垂直、斜线。
  • どの線も問いは3つ：どの2種の境界か／酸化数は変わるか／H⁺は関与するか。判断任意一条线只问:分隔哪两种、有无电子转移、有无H⁺。
  • 図には 水の安定領域：上限 O₂/H₂O 線、下限 H₂/H⁺ 線。图上还有水的稳定区:上界O₂/H₂O,下界H₂/H⁺。
  • 後半は 酸化還元滴定：KMnO₄ で Fe²⁺ を滴定する。下半场:氧化还原滴定,用KMnO₄滴定Fe²⁺。
⚠️ つまずき / 容易错
❌ 線型は化学種の種類で決まる → ✅ 線型は電子移動と H⁺ の有無で決まる（どの2種かは別の問い）线型由有无电子转移和H⁺决定,不是看是哪两种物种。
❌ 傾き線の傾きはいつも −0.059 → ✅ 傾きは −(H⁺数÷電子数)×0.059。H⁺が3個なら −0.177 になる斜率不固定,∝−(H⁺数/电子数)×0.059,3个H⁺时是−0.177。
❌ Fe の半反応はそのまま足せる → ✅ 電子数を合わせるため Fe を×5 してから足す配平要先把Fe半反应乘5(电子守恒)再相加。
第 11 回酸化還元滴定の電位曲線とヨードメトリー氧化还原滴定的电位曲线与碘量法開く
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🎯 要点 / 重点
  • Fe²⁺ を MnO₄⁻ で滴定する反応は 5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O。Fe²⁺被MnO₄⁻滴定的总反应是5Fe²⁺+MnO₄⁻+8H⁺→5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O。
  • 当量点前は MnO₄⁻ がほぼ残らないので、電位は Fe³⁺/Fe²⁺ のネルンスト式で考える。当量点前MnO₄⁻几乎不残留，所以用Fe³⁺/Fe²⁺电对的能斯特式看电位。
  • 当量点では Fe 系と Mn 系の電位が一致する条件を使い、pH=1 では電位が約 1.31 V になる。当量点用Fe系和Mn系电位相等来求；pH=1时电位约1.31V。
  • MnO₄⁻ は赤紫色、Mn²⁺ はほぼ無色なので、過マンガン酸滴定は自己指示になる。MnO₄⁻呈紫红色、Mn²⁺近无色，所以过锰酸钾滴定可自指示。
  • 酸化還元指示薬は Ox/Red の色が異なり、目で見える変色域はおよそ E°I ± 0.059/n。氧化还原指示剂的氧化态/还原态颜色不同，可见变色域约为E°I±0.059/n。
  • ヨードメトリーは、まず I₂ を発生させ、次にチオ硫酸で I₂ を I⁻ に戻して定量する2段階法。碘量法先生成I₂，再用硫代硫酸根把I₂还原为I⁻来定量，是两步法。
📌 試験メモ / 考试信息
先生は最後に「来週、酸化還元滴定の部分だけ授業内小テスト」と予告した。特に、
  • Fe²⁺/MnO₄⁻ の 1:5 の係数
  • 当量点前・当量点でどのネルンスト式を見るか
  • シュウ酸・過酸化水素・ヨードメトリーの半反応を電子数で合わせること
が試験対策の中心。式・係数は配布資料の空欄と照合すること。
老师最后预告“下周只测氧化还原滴定部分”。重点是Fe²⁺/MnO₄⁻的1:5系数、当量点前/当量点该看哪个能斯特式，以及草酸、过氧化氢、碘量法半反应如何用电子数配平；公式和系数要和课件空栏核对。
⚠️ つまずき / 容易错
❌ MnO₄⁻ と Fe²⁺ を 1:1 で考える → ✅ 電子数を合わせるので MnO₄⁻:Fe²⁺ = 1:5误：把MnO₄⁻和Fe²⁺当1:1。正：按电子数配平，是1:5。
❌ 当量点前も MnO₄⁻/Mn²⁺ の式で考える → ✅ 当量点前は MnO₄⁻ がほぼ残らないので Fe³⁺/Fe²⁺ を見る误：当量点前看Mn电对。正：MnO₄⁻几乎不残留，应看Fe³⁺/Fe²⁺。
❌ 過マンガン酸滴定に必ず別指示薬を入れる → ✅ MnO₄⁻ 自身が赤紫色なので 自己指示薬になる误：一定要另加指示剂。正：MnO₄⁻自身有颜色，可自指示。
❌ ヨードメトリーは I₂ を直接最初から滴定するだけ → ✅ まず I⁻ から I₂ を発生させ、次にチオ硫酸で戻す二段階误：碘量法只是直接滴定I₂。正：先生成I₂，再用硫代硫酸根滴定。