第六章-氧化还原平衡-教案(共40页).doc

精选优质文档-倾情为你奉上第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法(Redox Equilibrium and Redox Titration)学习要求：1.掌握氧化还原反应的基本概念.能配平氧化还原方程式。2.理解电极电势的概念.能用能斯特公式进行有关计算。3.掌握电极电势在有关方面的应用。4.了解原电池电动势与吉布斯自由能变的关系。5.掌握元素电势图及其应用。6.掌握氧化还原滴定的基本原理及实际应用。化学反应一般可以分为两大类:一类是在反应过程中,反应物之间没有电子的转移,如酸碱反应、沉淀反应及配位反应等；另一类是在反应过程中，反应物之间发生了电子的转移，这一类反应就是氧化还原反应（redox reaction）。此类反应对于制备新物质、获取化学热能和电能都有重要的意义。本章首先讨论有关氧化还原反应的基本知识，在此基础上，判断氧化还原反应进行的方向与程度，并应用于滴定分析，测定各种氧化性和还原性物质。 61 氧化还原反应的基本概念6·1·1 氧化值为了便于讨论氧化还原反应，需引入元素的氧化值（又称氧化数，oxidation number）的概念。1970年国际纯粹和应用化学联合会（IUPAC）较严格地定义了氧化值的概念：氧化值是指某元素一个原子的表观电荷数(apparent charg number)，这个电荷数的确定，是假设把每一个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。确定氧化值的一般规则如下：·在单质中（如Cu,O3等等），元素的氧化值为零。·在中性分子中各元素的正负氧化值代数和为零。在多原子离子中各元素原子正负氧值代数和等于离子电荷。·在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性大的元素的原子，原子的“形式电荷数”即为它们的氧化值，如HCl中H的氧化值为+1，Cl为-l。·氧在化合物中的氧化值一般为-2；在过氧化物（如H2O2、Na2O2等）中为-1；在超氧化合物（如KO2）中为-1/2、；在OF2中为+2。氢在化合物中的氧化值一般为+1，仅在与活泼金属生成的离子型氢化物（如 NaH、CaH2）中为-1。·所有卤化合物中卤素的氧化数均为-1；碱金属、碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1、+2。根据氧化值的定义及有关规则可以看出，氧化值是一个有一定人为性的、经验性的概念，用以表示元素在化合状态时的形式电荷数。例6-1 求NH4+中N的氧化值。解：已知H的氧化值为+1。设N的氧化值为x。根据多原子离子中各元素氧化值代数和等于离子的总电荷数的规则可以列出：x +（+1）×4= +1x = 3所以N的氧化值为-3。例6-2 求Fe3O4中Fe的氧化值。解: 已知O的氧化值为-2。设Fe的氧化值为x，则3x 4×（- 2） 0 x = +8/3 所以Fe的氧化值为+8/3 由此可知，氧化值可以是整数，但也有可能是分数或小数。必须指出，在共价化合物中，判断元素原子的氧化值时，不要与共价数（某元素原子形成的共价键的数目）相混淆。例如，在CH4、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3和CCl4中，碳的共价数为4，但其氧化值则分别为-4、-2、0、+2和+4。612氧化与还原根据氧化值的概念，凡化学反应中，反应前后元素的原子氧化值发生了变化的一类反应称为氧化还原反应，氧化值升高的过程称为氧化，氧化值降低的过程称为还原。反应中氧化值升高的物质是还原剂（reducing agent），氧化值降低的物质是氧化剂（oxidizing agent）。6·2 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应往往比较复杂，反应方程式很难用目视法配平。配平这类反应方程式最常用的有半反应法（也叫离子-电子法）、氧化值法等,这里只介绍半反应法。任何氧化还原反应都可以看作由两个半反应组成，一个半反应代表氧化，另一个半反应代表还原。例如钠与氯直接化合生成NaCl的反应的两个半反应是2Na + Cl2(g) 2NaCl氧化半反应 2Na 2Na+ +2e还原半反应 Cl2 + 2e 2Cl-这样的方程式叫作离子电子方程式。 半反应法是根据对应的氧化剂或还原剂的半反应方程式，再按以下配平原则进行配平。·反应过程中氧化剂所夺得的电子数必须等于还原剂失去的电子数。·根据质量守恒定律，反应前后各元素的原子总数相等。现以H2O2在酸性介质中氧化I为例说明配平步骤。第一步，根据实验事实或反应规律先将反应物、生成物写成一个没有配平的离子反应方程式。H2O2十I H2O I2第二步，再将上述反应分解为两个半反应，并分别加以配平，使每一半反应的原子数和电荷数相等。 2I一2e I2 氧化半反应 H2O2 2H 2e 2H2O 还原反半应对于H2O2被还原为H2O来说，需要去掉一个O原子，为此可在反应式的左边加上2个H（因为反应在酸性介质中进行），使所去掉的 O原子变成H2O：H2O2 2H 2H2O然后再根据离子电荷数可确定所得到的电子数为2。则得：H2O2 2H 2 e 2 H2O在半反应方程式中，如果反应物和生成物内所含的氧原子数目不同，可以根据介质的酸碱性，分别在半反应方程式中加H 加 OH一或加H2O，并利用水的电离平衡使反应式两边的氧原子数目相等。不同介质条件下配平氧原子的经验规则见表61。表61 配平氧原子的经验规则介质条件比较方程式两边氧原子数配平时左边应加入物质 生成物 酸 性左边O多左边O少H+H2OH2OH+ 碱 性左边O多左边O少 H2O OH- OH- H2O 中性（或弱碱性）左边O多左边O少 H2O H2O（中性） OH- （弱碱性）OH-H+H2O第三步，据氧化剂得到的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，以适当系数乘以氧反应和还原反应，然后将两个半反应方程式相加就得到一个配平了的离子反应方程式。 H2O2 2H 2 e 2 H2O ） 2 I 2e I2 H2O2 2I2H 2 H2O I2 由此可见，用离子一电子法配平，可直接产生离子方程式。63电极电势63l原电池我们知道，如果把一块锌放入 CuSO4溶液中，则锌开始溶解，而铜从溶液中析出。反应的离子方程式Zn（s）+ Cu2+（aq） Zn2+（aq）+ Cu（s）这是一个可自发进行的氧化还原反应，由于氧化剂与还原剂直接接触，电子直接从还原剂转移到氧化剂，无法产生电流。要将氧化还原反应的化学能转化为电能，必须使氧化剂和还原剂之间的电子转移通过一定的外电路，做定向运动，这就要求反应过程中氧化剂和还原剂不能直接接触,因此需要一种特殊的装置来实现上述过程。如果在两个烧杯中分别放入 ZnSO4和 CuSO4溶液，在盛有ZnSO4溶液的烧杯中放入Zn片，在盛有CuSO4溶液的烧杯中放入Cu片，将两个烧杯的溶液用一个充满电解质溶液（一般用饱和KCl溶液，为使溶液不致流出，常用琼脂与KCl饱和溶液制成胶冻。胶冻的组成大部分是水，离子可在其中自由移动）的倒置U形管作桥梁（称为盐桥, salt bridge），以联通两杯溶液，如图61所示。这时如果用一个灵敏电流计（A）将两金属片联接起来，我们可以观察到： · 电流表指针发生偏移，说明有电流发生。· 在铜片上有金属铜沉积上去，而锌片被溶解。图6-1 锌铜原电池· 取出盐桥，电流表指针回至零点；放入盐桥时，电流表指针又发生偏移。说明了盐桥使整个装置构成通路的作用。这种借助于氧化还原反应产生的装置，叫做原电池(primary cell)。 在原电池中，组成原电池的导体（如铜片和锌片）称为电极，同时规定电子流出的电极称为负极（negative electrode），负极上发生氧化反应；电子进入的电极称为正极（positive electrode），正极上发生还原反应。例如，在CuZn原电池中：负极（Zn）：Zn（s）一 2e Zn2（aq）发生氧化反应 正极（Cu）： Cu2+（aq） 2e Cu（s） 发生还原反应 CuZn原电池的电池反应为 Zn（s）Cu2+ （aq） Zn2（aq）十Cu（s） 在CuZn原电池中所进行的电池反应，和Zn置换Cu2+的化学反应是一样的。只是原电池装置中，氧化剂和还原剂不直接接触，氧化、还原反应同时分别在两个不同的区域内进行，电子不是直接从还原剂转移给氧化剂，而是经导线进行传递，这正是原电池利用氧化还原反应能产生电流的原因所在。上述原电池可以用下列电池符号表示： （一）ZnZnSO4（cl） CuSO4（c2）Cu（）习惯上把负极（一）写在左边，正极（）写在右边。其中“”表示金属和溶液两相之间的接触界面，“”表示盐桥，c表示溶液的浓度，当溶液浓度为1mol·L1时，可不写。每一个“半电池”又都是由同一种元素不同氧化值的两种物质所构成。一种是处于低氧化值的可作为还原剂的物质（称为还原态物质），例如锌半电池中的Zn、铜半电池中的Cu；另一种是处于高氧化值的可作氧化剂的物质（称为氧化态物质），例如锌半电池中的Zn2、铜半电池中的Cu2+。 这种由同一种元素的氧化态物质和其对应的还原态物质所构成的整体，称为氧化还原电对（oxidationreduction couples）。氧化还原电对习惯上常用符号氧化态还原态来表示，如氧化还原电对可写成Cu2+Cu、Zn2Zn和Cr2O72-Cr3+，非金属单质及其相应的离子，也可以构成氧化还原电对，例如H+H2和O2OH。在用 Fe3+Fe2+、Cl2Cl一、O2OH一等电对作为半电池时，可用金属铂或其他惰性导体作电极。以氢电极为例，可表示为H+（c）H2Pt。 氧化态物质和还原态物质在一定条件下，可以互相转化； 氧化态 (Ox) 十 ne 还原态 ( Red) 式中n表示互相转化时得失电子数。这种表示氧化态物质和还原态物质之间相互转化的关系式，称为半电池反应或电极反应。电极反应包括参加反应的所有物质，不仅仅是有氧化值变化的物质。如电对Cr2O72-Cr3+ ，对应的电极反应为Cr2O72- 6e14H+ Cr3+ 7H2O。 例6-3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。(1)Sn2 + Hg2Cl2 Sn4+ + 2Hg + 2Cl-(2)Fe2+ (0.10 mol·L1)Cl2（100kPa） Fe3+ (0.10mol·L1 ) + 2Cl- (2.0mol·L1 )解 ：(1) 氧化反应（负极） Sn2+ Sn4+ +2e 还原反应（正极） Hg2Cl2 + 2e 2Hg +2Cl- （）PtSn2+ (c1),Sn4+ (c2)Cl (c3)Hg2Cl2,Hg () (2) 氧化反应（负极） Fe2+ Fe3+ +e 还原反应（正极） Cl2 + 2e +2Cl- () PtFe2+ ,Fe3+ (0.1mol·L1)Cl(2.0mol·L1),Cl2(100kPa)Pt () 632电极电势在CuZn原电池中，把两个电极用导线连接后就有电流产生，可见两个电极之间存在一定的电势差。即构成原电池的两个电极的电势是不相等的。那么电极的电势是怎样产生的呢？早在1889年，德国化学家能斯特（H WNernst）提出了双电层理论，可以用来说明金属和其盐溶液之间的电势差，以及原电池产生电流的机理。按照能斯特的理论，由于金属晶体是由金属原子、金属离子和自由电子所组成，因此，如果把金属放在其盐溶液中，与电解质在水中的溶解过程相似，在金属与其盐溶液的接触界面上就会发生两个不同的过程；一个是金属表面的阳离子受极性水分子的吸引而进入溶液的过程；另一个是溶液中的水合金属离子在金属表面，受到自由电子的吸引而重新沉积在金属表面的过程。当这两种方向相反的过程进行的速率相等时，即达到动态平衡：M（s） Mn+（aq） ne图6-3 标准氢电池（a）电势差E=V2V1 （b）电势差E=V2V2图6-2 金属的电极电势 不难理解，如果金属越活泼或溶液中金属离子浓度越小，金属溶解的趋势就越大于溶液中金属离子沉积到金属表面的趋势,达到平衡时金属表面因聚集了金属溶解时留下的自由电子而带负电荷，溶液则因金属离子进入溶液而带正电荷，这样，由于正、负电荷相互吸引的结果，在金属与其盐溶液的接触界面处就建立起由带负电荷的电子和带正电荷的金属离子所构成的双电层（图 62a）。相反，如果金属越不活泼或溶液中金属离于浓度越大，金属溶解趋势就越小于金属离子沉淀的趋势,达到平衡时金属表面因聚集了金属离子而带正电荷,而溶液则由于金属离子沉淀带负电荷,这样,也构成了相应的双电层 (图6-2 b)。这种双电层之间就存在一定的电势差。 金属与其盐溶液接触界面之间的电势差，实际上就是该金属与其溶液中相应金属离子所组成的氧化还原电对的电极电势，简称为该金属的电极电势。可以预料，氧化还原电对不同，对应的电解质溶液的浓度不同，它们的电极电势也就不同。因此，若将两种不同电极电势的氧化还原电对以原电池的方式联接起来，则在两极之间就有一定的电势差，因而产生电流。 633标准电极电势凡符合下列标准态的电极都是标准电极：1.标准氢电极事实上，电极电势的绝对值还无法测定，只能选定某一电对的电极电势作为参比标准，将其他电对的电极电势与它比较而求出各电对平衡电势的相对值，犹如海拔高度是把海平面的高度作为比较标准一样。通常选作标准的是标准氢电极（图63）,其电极可表示为：PtH2（100KPa）H+（1mol·L1） 标准氢电极(standard hydrogen electrode，SHE)是将铂片镀上一层蓬松的铂（称铂黑），并把它浸入H离子浓度为 lmol·L1的稀硫酸溶液中，在29815K时不断通人压力为100KPa的纯氢气流，这时氢被铂黑所吸收，此时被氢饱和了的铂片就像由氢气构成的电极一样。铂片在标准氢电极中只是作为电子的导体和氢气的载体，并未参加反应。H2电极与溶液中的H离子建立了如下平衡H2（g） 2 H (aq) + 2e1-导线；2-绝缘体；3-内部电极；4-橡皮帽；5-多孔物质；6-饱和KCl溶液图-甘汞电极这样，在标准氢电极和具有上述浓度的H离子之间的电极电势称为标准氢电极的电极电势，人们规定它为零，即j yHH2）= 0.0000V。用标准氢电极与其它的电极组成原电池，测得该原电池的电动势就可以计算各种电极的电极电势。如果参加电极反应的物质均处在标准态，这时的电极称为标准电极，对应的电极电势称标准电极电势。用j表示。所谓的标准态是指组成电极的离子其浓度都为1mol/L,气体的分压为100Kpa,液体和固体都是纯净物质。温度可以任意指定，但通常为298K.如果组成原电池的两个电极均为标准电极，这时的电池称为标准电池，对应的电动势用E y表示。E y =j y(+)-j y(-) 虽然标准氢电极用作其他电极的电极电势的相对比较标准，但是标准氢电极要求氢气纯度很高，压力稳定，并且铂在溶液中易吸附其他组分而中毒，失去活性。因此，实际上常用易于制备、使用方便而且电极电势稳定的甘汞电极等作为电极电势的对比参考，称为参比电极（reference electrode）。 2甘汞电极 甘汞电极（calomel electrode）是金属汞和Hg2Cl2及KCl溶液组成的电极，其构造如图64所示。内玻璃管中封接一根铂丝，铂丝插入纯汞中（厚度为0.51cm），下置一层甘汞（Hg2Cl2 ）和汞的糊状物，外玻璃管中装入KCl溶液，即构成甘汞电极。电极下端与待测溶液接触部分是熔结陶瓷芯或玻璃砂芯等多孔物质或是一毛细管通道。 甘汞电极可以写成 Hg，Hg2Cl2（S）KCl电极反应为：Hg2Cl2(s)+ 2e 2Hg（1） 2Cl（aq） 当温度一定时，不同浓度的KCl溶液使甘汞电极的电势具有不同的恒定值。如表62所示.表6-2 甘汞电极的电极电势KCl浓度饱 和1mol·L10.1mol·L1电极电势j/V+0.2445+0.2830+0.33563标准电极电势的测定 电极的标准电极电势可通过实验方法测得。例如，欲测定铜电极的标准电极电势，则应组成下列电池：（）Pt | H2(100KPa) | H+ ( l mol·L1)Cu2+ ( l mol·L1)| Cu（）测定时，根据电势计指针偏转方向，可知电流是由铜电极通过导线流向氢电极（电子由氢电极流向铜电极）。所以氢电极是负极，铜电极为正极。测得此电池的电动势（Ey）为0.337V。则 0.337V 因为 j yHH2）0.0000V 所以 j yCu2+/Cu）=0.337V 用类似的方法可以测得一系列电对的标准电极电势，书后附表列出的为 298.15K时一些氧化还原电对的标准电极电势数据。它们是按电极电势的代数值递增顺序排列的。该表称为标准电极电势表。 根据物质的氧化还原能力，对照标准电极电势表，可以看出电极电势代数值越小，电对所对应的还原态物质还原能力越强，氧化态物质氧化能力越弱；电极电势代数值越大，电对所对应的还原态物质还原能力越弱，氧化态物质氧化能力越强。因此，电极电势是表示氧化还原电对所对应的氧化态物质或还原态物质得失电子能力（即氧化还原能力）相对大小的一个物理量。使用标准电极电势表时应注意以下几点： · 本书采用1953年国际纯粹和应用化学联合会（ IUPAC）所规定的还原电势，即认为 Zn比H2更容易失去电子，j y（Zn2Zn）为负值。 · 电极电势是强度性质，没有加合性。即不论半电池反应式的系数乘或除以任何实数，j y值仍然不改变。 · j y是水溶液体系的标准电极电势，对于非标准态，非水溶液体系，不能用jy比较物质氧化还原能力。 634原电池的电动势的理论计算根据热力学原理，在恒温恒压条件下，反应体系吉布斯函数变的降低值等于体系所能作的最大有用功，即 一DGWmax 。 而一个能自发进行的氧化还原反应，可以设计成一个原电池，在恒温、恒压条件下，电池所作的最大有用功即为电功。电功（ W电）等于电动势（E）与通过的电量（Q）的乘积。 W电 E·Q E·nF G 一E·Q n E F （61）式中F为法拉第（Faraday）常数，等于96485C·mol1（在具体计算时，本采用近似值96500C.mol1），n为电池反应中转移电子数。在标准态下 DG y 一E y·Q n E yF （62）则 j y（）j y（） 由式（62）可以看出，如果知道了参加电池反应物质的，即可计算出该电极的标准电极电势。这就为理论上确定电极电势提供了依据。 例64 若把下列反应设计成电池，求电池的电动势Ey及反应的。 解: 正极的电极反应 jy（）1.33V 负极的电极反应 jy（）1.36V Ey= jy ()jy ()1.33V1.36V=0.03V 例65 利用热力学函数数据计算j y（Zn2+/Zn）的值。解: 利用式（62）求算j y（Zn2+/Zn）。为此，把电对Zn2+/Zn与另一电对（最好选择H+/H2）组成原电池。电池反应式为 Zn + 2H+ Zn2+ + H2 /（KJ·mol1） 0 0 147 0 则 147 KJ·mol1由 得 jy（Zn2+/Zn）可见电极电势可利用热力学函数求得，并非一定要用测量原电池电动势的方法得到。 635影响电极电势的因素能斯特方程式电极电势的高低，不仅取决于电对本性，还与反应温度、氧化态物质和还原态物质的浓度、压力等有关。离子浓度对电极电势的影响可从热力学推导而得出如下结论。对于一个任意给定的电极，其电极反应的通式为a氧化态十ne b还原态jj y （63）式中R为气体常数；F为法拉弟常数；T为势力学温度；n为电极反应得失的电子数。在温度为298.15K时，将各常数值代入式（63），其相应的浓度对电极电势的影响的通式为 jj y （64）此方程式称为电极电势的能斯特方程式，简称能斯特方程式。 应用能斯特方程式时，应注意以下问题。·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式中。如果是气体则气体物质用相对压力p表示。例如： Zn2+（aq） 2e Zn j = j y（Zn2+/Zn）由于cy=1.0 mol·L-1，本书在使用能斯特公式计算时予以省略 Br2 (l) + 2e Br(aq) j =j y（Br2/Br） 2H2e H2 (g) j（H+/H2）= j y（H+/H2）例66 计算当Cl -浓度为010 0mol·L-1, p(Cl2)=3039kPa时，求组成电对的电极电势。解： Cl2 (g) + 2e 2 Cl(aq)由附表查得 j y（Cl2/Cl-）=1.359Vj (Cl2/Cl-)= j y（Cl2 /Cl-） = 1.359 · 如果在电极反应中，除氧化态、还原态物质外，还有参加电极反应的其他物质如H、OH存在，则应把这些物质的浓度也表示在能斯特方程式中。例67 已知电极反应 jy（NO3-NO）=0.96V。求c(NO3-)=1.0mol·L-1, p(NO)=100KPa, c(H+)=1.0×10-7mol·L-1 时的j（NO3-NO）。 解: j (NO3-NO)= j y（NO3-NO） =0.96V+ =0.96V-0.55V=0.41V可见，NO3-的氧化能力随酸度的降低而降低。所以浓HNO3氧化能力很强，而中性的硝酸盐（KNO3）溶液氧化能力很弱。例68 298K时，在Fe3、Fe2的混合溶液中加入NaOH时，有Fe(OH)3、Fe(OH)2沉淀生成（假设无其它反应发生）。当沉淀反应达到平衡,并保持c(OH-)=1.0mol·L-1时。求j (Fe3+Fe2+)=?解 : Fe3(aq) e Fe2+（aq）加NaOH发生如下反应: Fe3+(aq)3OH- (aq) Fe(OH)3（s） （1） Fe2+(aq)2OH- (aq) Fe(OH)2（s） （2） 平衡时, c(OH-)=1.0mol·L-1则 = Kspy Fe(OH)3 = Kspy Fe(OH)2 j (Fe3+Fe2+)= j y (Fe3+Fe2+) = j y (Fe3+Fe2+）+ =0.771= 0.54V根据标准电极电势的定义, c(OH-)=1.0mol·L-1时，j (Fe3+Fe2+)就是电极反应Fe(OH)3+eFe(OH)2+OH的标准电极电势j yFe(OH)3Fe(OH)2。即 j yFe(OH)3Fe(OH)2= j y (Fe3+Fe2+)+从以上例子可知，氧化态还原态物质浓度的改变对电极电势有影响.如果电对的氧化态生成沉淀，则电极电势变小，如果还原态生成沉淀，则电极电势变大。若二者同时生成沉淀时，（氧化态）（还原态），则电极电势变小；反之，则变大。另外介质的酸碱性对含氧酸盐氧化性的影响较大，一般说，含氧酸盐在酸性介质中表现出较强的氧化性。636 条件电极电势 严格地说，式（64）中氧化态和还原态的浓度应以活度表示，而标准电极电势是指在一定温度下（通常为29815K），氧化还原半反应中各组分都处于标准状态，即离子或分子的活度等于1mol·L-1或活度比率为1时（若反应中有气体参加，则分压等于 100KPa）的电极电势。 在应用能斯特方程式时，还应考虑离子强度和氧化态或还原态的存在形式对电极电势的影响。我们通常知道的是溶液中的浓度而不是活度，为简化起见，往往忽略溶液中离子强度的影响，以浓度代替活度来进行计算，但实际工作中，溶液的离子强度常常是较大的，影响不可忽略。另外，当氧化态或还原态与溶液中其它组分发生副反应（例如沉淀和配合物的形式）时，电对的氧化态和还原态的存在形式也往往随着改变，从而引起电极电势的变化。 因此，用能斯特方程式计算有关电对的电极电势时，如果采用该电对的标准电极电势，则计算的结果与实际情况就会相差较大。例如，计算HCl溶液中Fe()/Fe()体系的电极电势时，由能斯特方程式得到 j (Fe3+Fe2+)= j y (Fe3+Fe2+) = j y (Fe3+Fe2+) (6-5)Fe3易与H2O 、Cl-等发生如下副反应： Fe3H2O FeOH2 HFe(OH)2+ Fe3Cl FeCl2 FeCl2+Fe2也可以发生与类似的副反应。因此除Fe3、Fe2外，还存在有FeOH2、FeCl2、FeCl63-、FeCl、FeCl2等存在形式，若用c(Fe3)表示溶液中Fe3的总浓度，c(Fe3)为Fe3+的平衡浓度则 c(Fe3) c (Fe 3+) + c (FeOH2) + c(FeCl2) + ，。定义称为Fe3+的副反应系数令： (6-6)同样定义称为Fe2+的副反应系数 (6-7)将式（66）和（67）代人式（65）得 j (Fe3+Fe2+)= jy (Fe3+Fe2+)+ (6-8)式（68）是考虑了上述两个因素后的能斯特方程式的表示式。但是当溶液的离子强度很大（实际情况常如此）时，副反应很多时,和值不易求得。因此式（68）的应用是很复杂的。为此，将式（68）改写为：j (Fe3+Fe2+)= jy(Fe3+Fe2+)+ （6-9）当 = l mol· L1时，得 j (Fe3+Fe2+)= jy (Fe3+Fe2+)+ 上式中及在特定条件下是一固定值，因而上式应为一常数，以j y表示之 j y(Fe3+Fe2+)= jy(Fe3+Fe2+)+ j y称为条件电极电势（conditional potential）。它是在特定条件下，氧化态和还原态的总浓度均为l mol·L1或它们的浓度比率为 1时的实际电极电势，它在条件不变时为一常数，此时式（68）可写作 j (Fe3+Fe2+)= jy(Fe3+Fe2+)+ 对于电极反应 Ox + ne Red一般通式（29815K时）为： j = jy+ cox和cRed分别表示氧化态和还原态的总浓度。 条件电极电势的大小，反映了在外界因素影响下，氧化还原电对的实际氧化还原能力。因此，应用条件电极电势比用标准电极电势能更正确地判断氧化还原反应的方向、次序和反应完成的程度。附录VII列出了部分氧化还原半反应的条件电极电势，在处理有关氧化还原反应的电势计算时，采用条件电极电势是较为合理的。但由于条件电极电势的数据目前还较少，如没有相同条件下的条件电势，可采用条件相近的条件电势数据，对于没有条件电势的氧化还原电对，则只能采用标准电势。 例69 计算 KI浓度为l mol·L1时， Cu2Cu+电对的条件电极电势（忽略离子强度的影响）。 2Cu2(aq)4I（aq） 2CuI（s）I2（s） 解：已知j y(Cu2+Cu+)=016V Kspy(CuI)= 1.1×10-12 j (Cu2+Cu+)= j y(Cu2+Cu+)+ 0.0509 = jy(Cu2+Cu+)+ 0.0509 = j y(Cu2+Cu+）+ +0.0509若Cu2未发生副反应，令c(Cu2+) = c(I-) = 1mol·L1则 j y(Cu2+Cu+) = j y(Cu2+Cu+）+ 0.0509 =0.16一0.0509lg1.1 ×10-12 = 0.87V 此时j y(Cu2+Cu+)j y(I2I-)，因此 Cu2+能够氧化I-了。说明当KI浓度为1mol/L时Cu2+/Cu+电对的条件电极电势增大了。 6.4电极电势的应用电极电势的应用是多方面的。除了比较氧化剂和还原剂的相对强弱以外，电极电势主要有下列应用。 6·4·1 计算原电池的电动势E在组成原电池的两个半电池中，电极电势代数值较大的一个半电池是原电池的正极，代数值较小的一个半电池是原电池的负极。原电池的电动势等于正极的电极电势减去负极的电极电势： E j（+）j（-） 例610 计算下列原电池的电动势，并指出正、负极ZnZn2（0.100 mol·L1） Cu2（200 mol·L1）Cu解： 先计算两极的电极电势j (Zn2+Zn)= j y(Zn2+Zn)+ = 0.763=0.793V （作负极）j (Cu2+Cu) = j y(Cu2+Cu)+ = 0.3419 + = 0.351V（作正极）故 E j (+)j (-)= 0.351（0.793）1.14V 6·4·2判断氧化还原反应进行的方向 恒温恒压下，氧化还原反应进行的方向可由反应的自由能变化来判断。根据 有：自由能； 则电动势E 即 jj 反应正向进行 ； E jj 反应处于平衡 ； E jj 反应逆向进行如果是在标准状态下，则可用jy或进行判断。所以，在氧化还原反应组成的原电池中，使反应物中的氧化剂电对作正极，还原剂电对电极作负极，比较两电极的电极电势值的相对大小即可判断氧化还原反应的方向。例如： 2Fe3(aq)Sn2+（aq） 2Fe2(aq)Sn4+（aq）在标准状态下，反应是从左向有进行还是从右向左进行？可查标准电势数据： jy (Sn4+Sn2+)= 0.151V, jy (Fe3+Fe2+)= 0.