第四章氧化还原反应精选文档.ppt

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1、第四章氧化还原反应本讲稿第一页，共三十三页一、氧化还原方程式的配平：一、氧化还原方程式的配平：（一）氧化数法：（一）氧化数法：1 1、氧氧化化数数某某元元素素一一个个原原子子的的荷荷电电数数，这这个个原原子子电电荷荷数数可可由由假假设设把把每每个个键键中中的的电电子指定给电负性更大（非金属性更强）的原子而求得。子指定给电负性更大（非金属性更强）的原子而求得。为了便于确定元素原子的氧化数，有如下规则给予确定：为了便于确定元素原子的氧化数，有如下规则给予确定：在单质中，元素原子氧化数为零。在单质中，元素原子氧化数为零。HH的氧化数一般为的氧化数一般为+1+1，在，在H H与活泼金属的氢化物（如与活

2、泼金属的氢化物（如NaHNaH、CaHCaH2 2等）中为等）中为-1-1。OO的的氧氧化化数数一一般般为为-2-2，但但在在过过氧氧化化物物中中为为-1-1，氟氟化化物物中中（O O2 2F F2 2、OFOF2 2等等）分分别别为为+1+1、+2+2。在离子化合物中，元素原子的氧化数在离子化合物中，元素原子的氧化数=该元素原子的离子电荷数如该元素原子的离子电荷数如CaCa+2+2、ClCl-1-1。在共价化合物中，电子对偏向于非金属性强的元素原子，如在共价化合物中，电子对偏向于非金属性强的元素原子，如 。在在中中性性分分子子中中，各各元元素素原原子子的的氧氧化化数数的的代代数数和和为为零零

3、；在在复复杂杂离离子子中中，各各元元素素原原子氧化数的代数和等于离子的总电荷数。子氧化数的代数和等于离子的总电荷数。例：例：K K2 2CrCr2 2O O7 7 Cr Cr的氧化数的氧化数x=?x=?(+1)2+2x+(-2)7=0，x=+6例：Fe3O4 Fe的氧化数x=?3x+(-2)4=0,x=+8/3注意：氧化数与共价化合物中的共价数不是一回事。本讲稿第二页，共三十三页2 2、配平方法：、配平方法：原则：原则：元素原子氧化数升高的总数元素原子氧化数升高的总数=元素原子氧化数降低的总数；元素原子氧化数降低的总数；反应前后各元素的原子总数相等。反应前后各元素的原子总数相等。例：例：2KM

4、nO 2KMnO4 4+16HCl(+16HCl(浓浓)2MnCl)2MnCl2 2+5Cl+5Cl2 2+2KCl+8H+2KCl+8H2 2O O 2FeS 2FeS2 2+30HNO+30HNO3 3FeFe2 2(SO(SO4 4)3 3+30NO+30NO2 2+H+H2 2SOSO4 4+14H+14H2 2O O 氧化数法简单、快速，即适用于水溶液，又适用于非水体系的氧化数法简单、快速，即适用于水溶液，又适用于非水体系的氧化还原反应。氧化还原反应。本讲稿第三页，共三十三页（二）离子（二）离子-电子法电子法配平原则：配平原则：反应中得、失电子数相等；反应中得、失电子数相等；反应前后

5、各元素的原子总数相等。反应前后各元素的原子总数相等。例1：K K2 2CrCr2 2O O7 7+Na+Na2 2SOSO3 3+H+H2 2SOSO4 4?配平步骤：配平步骤：（1 1）根据实验现象或反应规律写出未配平的离子反应式；）根据实验现象或反应规律写出未配平的离子反应式；Cr Cr2 2O O7 72-2-+SO+SO3 32-2-+H+H+CrCr3+3+SO+SO4 42-2-（2 2）写出并配平两个半反应式；）写出并配平两个半反应式；氧化反应：SOSO3 32-2-+2H+2H+-2eSO-2eSO4 42-2-+H+H2 2O O还原反应：CrCr2 2O O7 72-2-+

6、14H+14H+6e2Cr+6e2Cr3+3+7H+7H2 2O O本讲稿第四页，共三十三页（3 3）根据电子得失相等原则在两半反应式前采用相适当）根据电子得失相等原则在两半反应式前采用相适当系数，并相加、整理、配平的离子方程式。系数，并相加、整理、配平的离子方程式。SOSO3 32-2-+H+H2 2O-2eO-2e SOSO4 42-2-+2H+2H+CrCr2 2O O7 72-2-+14H+14H+6e2Cr+6e2Cr3+3+7H+7H2 2O O 3+)1CrCr2 2O O7 72-2-+3SO+3SO3 32-2-+14H+14H+3H+3H2 2O O 2Cr2Cr3+3+7

7、H+7H2 2O+3SOO+3SO4 42-2-+6H+6H+整理得：整理得：CrCr2 2O O7 72-2-+3SO+3SO3 32-2-+8H+8H+2Cr2Cr3+3+3SO+3SO4 42-2-+4H+4H2 2O O还原为分子方程式：还原为分子方程式：K K2 2CrCr2 2O O7 7+3Na+3Na2 2SOSO3 3+4H+4H2 2SOSO4 4CrCr2 2(SO(SO4 4)3 3+3Na+3Na2 2SOSO4 4+K+K2 2SOSO4 4+4H+4H2 2O O本讲稿第五页，共三十三页例2：碱性介质 Cl2通入热NaOH溶液中的反应。解：ClCl2 2+NaOH

8、 NaClO+NaOH NaClO3 3+NaCl+NaCl离子方程式离子方程式ClCl2 2+OH+OH-ClO ClO3 3-+Cl+Cl-氧化反应：1 Cl1 Cl2 2+12OH+12OH-10e2ClO-10e2ClO3 3-+6H+6H2 2O O 还原反应：5 Cl5 Cl2 2+2e2Cl+2e2Cl-+)合并 6ClCl2 2+12OH+12OH-2ClO2ClO3 3-+10Cl+10Cl-+6H+6H2 2O O 整理得 3ClCl2 2+6OH+6OH-ClOClO3 3-+5Cl+5Cl-+3H+3H2 2O O 还原 3ClCl2 2+6NaOH NaClO+6Na

9、OH NaClO3 3+5NaCl+3H+5NaCl+3H2 2O O 本讲稿第六页，共三十三页 离子电子法配平时，离子电子法配平时，不需要知道元素的氧化数，可直接写出离子反不需要知道元素的氧化数，可直接写出离子反应方程式；应方程式；能反映水溶液中氧化还原反应的实质，但不适能反映水溶液中氧化还原反应的实质，但不适用于气相和固相反应。用于气相和固相反应。本讲稿第七页，共三十三页（一）原电池（一）原电池通过氧化还原反应从化学能转变为电能的装置。通过氧化还原反应从化学能转变为电能的装置。（二）一些基本知识：（二）一些基本知识：1 1、每个原电池都有两个极，规定：、每个原电池都有两个极，规定：流出电子

10、一极流出电子一极负极，发生氧化反应如：负极，发生氧化反应如：Zn-2eZnZn-2eZn2+2+流入电子一极流入电子一极负极，发生还原反应如：负极，发生还原反应如：CuCu2+2+2eCu+2eCu 在两电极上发生的反应均称为电在两电极上发生的反应均称为电极反应（或半电池反应），两反应相极反应（或半电池反应），两反应相加，得电池反应：加，得电池反应：Zn+CuZn+Cu2+2+Cu+ZnCu+Zn2+2+盐桥的作用：使整个装置构成通路盐桥的作用：使整个装置构成通路二、电极电势二、电极电势本讲稿第八页，共三十三页 2 2、每个原电池都可分为两个对称部分，每个部分称为一个、每个原电池都可分为两个对

11、称部分，每个部分称为一个“半电池半电池”。如如 （Zn+ZnSOZn+ZnSO4 4）ZnZn半电池（即一个电极）半电池（即一个电极）（Cu+CuSOCu+CuSO4 4）CuCu半电池半电池 在每一个半电池中都含有同一元素不同氧化数的两种物质，其中高氧化数的在每一个半电池中都含有同一元素不同氧化数的两种物质，其中高氧化数的称氧化型（氧化态）物质；低氧化数的称还原型（还原态）物质，这两种物质配称氧化型（氧化态）物质；低氧化数的称还原型（还原态）物质，这两种物质配合在一起就构成一个氧化还原电对，如合在一起就构成一个氧化还原电对，如ZnZn2+2+/Zn/Zn、CuCu2+2+/Cu/Cu等。等。

12、同种元素的不同氧化值的离子也可构成氧化还原电对，如：同种元素的不同氧化值的离子也可构成氧化还原电对，如：FeFe3+3+/Fe/Fe2+2+、MnOMnO4 4-/Mn/Mn2+2+等。等。非金属单质及其对应的离子，也可构成氧化还原电对，如非金属单质及其对应的离子，也可构成氧化还原电对，如H H+/H/H2 2、O O2 2/OH/OH-等。等。氧化型物质和还原型物质在一定条件下，可以转化，所以表示为：氧化型物质和还原型物质在一定条件下，可以转化，所以表示为：CuCu2+2+2e Cu+2e Cu本讲稿第九页，共三十三页(3)(3)原电池符号：原电池符号：如：如：Cu Cu Zn Zn原电池：

13、（一）原电池：（一）Zn|ZnSOZn|ZnSO4 4(c(c1 1)|CuSO)|CuSO4 4(c(c2 2)|Cu(+)|Cu(+)如果组成电极的物质是非金属单质及其相应的离子或同一元素不同氧化如果组成电极的物质是非金属单质及其相应的离子或同一元素不同氧化数的离子，则需外加惰性电极。数的离子，则需外加惰性电极。惰性电极惰性电极能导电但不参加电极反应的物质，如铂能导电但不参加电极反应的物质，如铂(Pt)(Pt)、石墨等。、石墨等。如如 ：Zn+HZn+H2 2SOSO4 4ZnSOZnSO4 4+H+H2 2 ，原电池符号为：，原电池符号为：(-)Zn|ZnSO (-)Zn|ZnSO4 4

14、(c(cl l)|H)|H2 2SOSO4 4(c(c2 2)|H)|H2 2(P(P)，PtPt（+）H H2 2+2Fe+2Fe3+3+2Fe2Fe2+2+2H+2H+，原电池符号为：，原电池符号为：(-)Pt (-)Pt，H H2 2(P(P)|H+(c)|H+(c1 1)|Fe)|Fe3+3+(c(c2 2),Fe),Fe2+2+(c(c3 3)|Pt(+)|Pt(+)参加电极反应的气体、纯液体和固体则与惰性电极写在一起。参加电极反应的气体、纯液体和固体则与惰性电极写在一起。如：甘汞电极，电极反应：如：甘汞电极，电极反应：HgHg2 2ClCl2 2+2e2Hg(l)+2Cl+2e2H

15、g(l)+2Cl-半电池符号是：半电池符号是：PtPt，Hg(l)Hg(l)，HgHg2 2ClCl2 2(s)/Cl(s)/Cl-(c)(c)本讲稿第十页，共三十三页（二）电极电势的产生：（二）电极电势的产生：原原电电池池中中电电流流的的流流动动说说明明两两电电极极有有电电位位差差，即即电电极极有有电电位位（电势），那么电极电势是怎样产生的？（双电层理论简介）。（电势），那么电极电势是怎样产生的？（双电层理论简介）。当金属浸入其盐溶液时，在其接触面上会出现两种倾向：当金属浸入其盐溶液时，在其接触面上会出现两种倾向：(1)(1)金金属属表表面面原原子子因因热热运运动动及及受受极极性性分分子子的

16、的作作用用，以以离离子子形形式式进溶液；进溶液；(2)(2)溶液中溶液中M Mn+n+(aq)(aq)受金属表面自由电子的吸引沉积到金属表面。受金属表面自由电子的吸引沉积到金属表面。这这样样在在金金属属表表面面及及其其盐盐溶溶液液间间产产生生电电势势差差金金属属平平衡衡电电极极电电势势（简简称称电极电势电极电势）。）。若把两个电极电势不等的电极以原电池形式连接起来，就产生了电流。若把两个电极电势不等的电极以原电池形式连接起来，就产生了电流。本讲稿第十一页，共三十三页 （三）电极电势的测定（三）电极电势的测定 目目前前还还无无法法测测定定电电极极电电势势的的绝绝对对值值，但但可可用用比比较较的的

17、方方法法测测相相对对值值。通常选取标准氢电极作比较的标准，并规定：通常选取标准氢电极作比较的标准，并规定：2H2H+(aq)+2e H(aq)+2e H2 2 E =0.00V E =0.00V 把把要要确确定定电电极极电电势势的的某某电电极极与与标标准准氢氢电电极极组组成成原原电电池池，测测电电动动势势，由由E=EE=E(+)(+)-E-E(-)(-)即可得。实用上为了便于比较，提出了标准电极电势的概念。即可得。实用上为了便于比较，提出了标准电极电势的概念。若待测电极处于标准态（与热力学标准态标准相同）：若待测电极处于标准态（与热力学标准态标准相同）：（纯纯物物质质，离离子子浓浓度度c=1m

18、olc=1molL L-1-1,气气体体p=pp=p=100kPa=100kPa），所所测测得得的的电动势为标准电动势电动势为标准电动势 E E=E=E(+)(+)E E(-)(-)本讲稿第十二页，共三十三页如：测如：测ZnZn2+2+/Zn/Zn标准电极的标准电极的 E E （ZnZn2+2+/Zn/Zn）=？则使其与标准氢电极组成原电则使其与标准氢电极组成原电池，测得：池，测得：E E=0.7626V=0.7626V（由电子流动方向可确定正、负极）。（由电子流动方向可确定正、负极）。根据根据 E E=E =E E E =-0.7626VE E =-0.7626V同理可测定标准同理可测定标准

19、CuCu2+2+/Cu/Cu的电极，电子流动方向是的电极，电子流动方向是 H H+/H/H2 2流向流向CuCu2+2+/Cu/CuE E=E =E E =0.340V E =+0.340VE =0.340V E =+0.340V用类似方法可测定一系列电对的用类似方法可测定一系列电对的E E ，本书附录，本书附录7 7列出一些常用列出一些常用E E值。使用值。使用E E表要注意如下几点：表要注意如下几点：本书采用的是本书采用的是19531953年由年由IUPACIUPAC规定的还原电势，（电极反应均写为还规定的还原电势，（电极反应均写为还原反应形式），美洲习惯采用氧化电势，两种不同规定中，对相

20、同电原反应形式），美洲习惯采用氧化电势，两种不同规定中，对相同电对，绝对值不变，只是符号相反。对，绝对值不变，只是符号相反。电极电势无加合性，如电极电势无加合性，如2Zn2Zn2+2+4e 2Zn+4e 2Zn，E E仍为仍为-0.7626V-0.7626VEE与介质有关，如与介质有关，如E =+0.771VE =+0.771V，E =-0.56V E =-0.56VEE是水溶液体系标准电极电势是水溶液体系标准电极电势,对非水溶液及非标准态均不适用。对非水溶液及非标准态均不适用。本讲稿第十三页，共三十三页 E E是一个重要的物理常数，可用它来比较标准态下氧化剂或还原剂是一个重要的物理常数，可用

21、它来比较标准态下氧化剂或还原剂活动性的相对强弱。活动性的相对强弱。E E含义：比较含义：比较 E E E E ，由实验知：还原性，由实验知：还原性ZnZnCuCu，氧化，氧化性性ZnZn2+2+CuCu2+2+，由此得出：由此得出：E E（电对）（电对）代数值越小，电对中还原型物质的还原能力越强，而对代数值越小，电对中还原型物质的还原能力越强，而对应的氧化型物质的氧化能力越弱；应的氧化型物质的氧化能力越弱；E E（电对）（电对）代数值越大，电对中还原型物质的还原能力越弱，代数值越大，电对中还原型物质的还原能力越弱，而对应的氧化型物质的氧化能力越强。而对应的氧化型物质的氧化能力越强。这就是排定中

22、学学习的金属活动顺序表的依据。这就是排定中学学习的金属活动顺序表的依据。本讲稿第十四页，共三十三页（四）影响电极电势的因素（四）影响电极电势的因素 E E（电电对对）的的大大小小首首先先决决定定于于电电极极（电电对对）的的性性质质，其其次次还还与与温温度度和和溶溶液液中中离子的浓度、气体的分压有关。离子的浓度、气体的分压有关。W.NernstW.Nernst从理论上导出了这些影响关系。从理论上导出了这些影响关系。如电极反应：如电极反应：a a 氧化型氧化型+z ze be b还原型还原型，E=E E=E+式式中中，氧氧化化型型、还还原原型型 分分别别表表示示电电极极反反应应中中在在氧氧化化型型

23、、还还原原型型一一侧侧各物种相对浓度或相对分压幂的乘积。各物种相对浓度或相对分压幂的乘积。R R为摩尔气体常数为摩尔气体常数R=8.314J.molR=8.314J.mol-1-1K K-1-1如如果果：T=298.15KT=298.15K、F=96485JF=96485JV V-1-1molmol-1-1，并并将将lnlglnlg，则则得得到到298.15K298.15K下的能斯特方程式下的能斯特方程式 E=E E=E+本讲稿第十五页，共三十三页1、浓度、分压、浓度、分压、PH值对电极电势的影响值对电极电势的影响例1 计算298.15K下，c(Zn2+)=0.01molL-1时的E(Zn2+

24、/Zn)值？解：Zn2+2e Zn可见，金属离子浓度越小，则该金属还原性越强。可见，金属离子浓度越小，则该金属还原性越强。如为气体，例如O2+2H2O+4e 4OH-本讲稿第十六页，共三十三页例2 在298.15K下，将Pt片浸入c(MnOc(MnO4 4-)=c(Mn)=c(Mn2+2+)=1.0mol)=1.0molL L-1-1,C(HC(H+)=10mol)=10molL L-1-1溶液中，计算溶液中，计算E(MnOE(MnO4 4-/Mn/Mn2+2+)=?)=?解：MnOMnO4 4-+8H+8H+5e Mn+5e Mn2+2+4H+4H2 2O O可见，含氧酸盐在酸性介质中氧化性

25、增强。可见，含氧酸盐在酸性介质中氧化性增强。本讲稿第十七页，共三十三页2、沉淀反应对电极电势的影响例 在含有Ag+/Ag电对的体系中，电极反应Ag+e Ag 若加入NaCl溶液，则发生沉淀反应Ag+Cl-AgCl(s)，生成沉淀后，溶液中c(Clc(Cl-)=1.0mol)=1.0molL L-1-1，试计算试计算本讲稿第十八页，共三十三页解：当溶液中c(Cl-)=1.0mol1.0molL L-1-1时，时，注意：显然沉淀的生成c(Ag+)减小，电极电势也显著减小，Ag+氧化能力显著降低。此时已变成AgCl+e Ag+ClAgCl+e Ag+Cl-本讲稿第十九页，共三十三页同法，可计算若加入

26、KI溶液，c(I-)/c=1.0 molmolL L-1-1此时Ag能把HI中氢置换出来。标准态下，即 2Ag+2HI2AgI+H2本讲稿第二十页，共三十三页3、弱电解质的形成对电极电势的影响例 在2H+2e H2 中加入NaOAc，即生成HOAc，当 c(HOAc)=c(OAcc(HOAc)=c(OAc-)=1.0 mol)=1.0 molL L-1-1，解：HOAc H+OAc-本讲稿第二十一页，共三十三页2H+2e H2因所以H+的氧化能力减弱。此时 电极反应：2HOAc+2e H2HOAc+2e H2 2+2OAc+2OAc-标准态下，上计算的本讲稿第二十二页，共三十三页（五）电极电势

27、的应用（五）电极电势的应用1 1、判断氧化剂、还原剂的相对强弱。、判断氧化剂、还原剂的相对强弱。从从E E的含义可以得出结论的含义可以得出结论(包括包括E E和和 E E所决定的氧化还原能力）。所决定的氧化还原能力）。常常用用氧氧化化剂剂，其其所所在在电电对对一一般般E E 1.0V1.0V；常常用用还还原原剂剂、电电对对一一般般E E 0 0或或稍大于稍大于0 0。2 2、判断原电池的正、负极，计算原电池电动势。、判断原电池的正、负极，计算原电池电动势。按规定原电池中，按规定原电池中，E E代数值小的电极为负极，代数值小的电极为负极，E E代数值大的电极为正极。代数值大的电极为正极。（-）Z

28、nZn|ZnZn2+2+(0.001mol(0.001molL L-1-1)|ZnZn2+2+(1.0mol(1.0molL L-1-1)|Zn(+)Zn(+)称浓差电池称浓差电池 E E=E=E(+)(+)-E-E(-)(-)=0.0884V=0.0884V本讲稿第二十三页，共三十三页3 3、计算弱电解质的解离常数（、计算弱电解质的解离常数（K K ）：）：由影响电极电势等因素中由影响电极电势等因素中“弱电解质形成对弱电解质形成对E E的影响的影响”例，例，E E (H(H+/H/H2 2)=E)=E(HOAc/H(HOAc/H2 2)=E=E(H(H+/H/H2 2)+(K )+(K =-

29、0.28V=-0.28V计算得计算得K =1.810K =1.810-5-5本讲稿第二十四页，共三十三页(4)(4)计算难溶电解质的计算难溶电解质的K Kspsp也由影响也由影响E E因素中因素中“沉淀反应形成对沉淀反应形成对E E的影响的影响”计算例得出计算通式：计算例得出计算通式：如果要计算如果要计算 K (PbSO K (PbSO4 4)=?)=?已知已知 =-0.356V =-0.356V E E =E =E =E +=E +lg K (PbSO lg K (PbSO4 4)=)=-7.77 =-7.77 K (PbSOK (PbSO4 4)=1.710)=1.710-8-8本讲稿第二

30、十五页，共三十三页三、氧化还原反应的方向和限度三、氧化还原反应的方向和限度（一）氧化还原反应的方向（一）氧化还原反应的方向根据最小自由能原理判断反应的方向的依据是根据最小自由能原理判断反应的方向的依据是 0 0从化学热力学中又导出，从化学热力学中又导出，-=ZFE -=ZFE（与原电池电动势的关系）（与原电池电动势的关系）ZZ为电池反应的电子转移数为电池反应的电子转移数当当 0 0，则，则 E E0 0，该反应就能自发进行，该反应就能自发进行即即 原电池电动势原电池电动势 E E0 0是氧化还原反应自发进行的判据。是氧化还原反应自发进行的判据。又因又因E=EE=E（+）E E（-）即即 较强氧

31、化剂较强氧化剂+较强还原剂较强还原剂较弱氧化剂较弱氧化剂+较弱还原剂较弱还原剂本讲稿第二十六页，共三十三页例1 判断Sn4+2Fe2+2Fe3+Sn2+的方向？解：则 Fe3+为较强氧化剂，Sn2+为较强还原剂，所以，标准态下该反应逆向进行。例2见书。本讲稿第二十七页，共三十三页 对某些含氧酸及其盐（如H3AsO4等）参加的氧化还原反应，溶液的酸度有时会导致反应方向的改变。如 PH8时，I2可定量地被亚砷酸还原，而在c(H+)=46 molL-1时，砷酸被I-定量还原。本讲稿第二十八页，共三十三页（二）氧化还原反应的限度（二）氧化还原反应的限度化学热力学等温方程式，当体系达平衡时，化学热力学等

32、温方程式，当体系达平衡时，lgK=lgK=在标准态下，原电池在标准态下，原电池 =ZFEZFE ，则，则lgK =lgK =值值T=298.15KT=298.15K得：得：lgK=lgK=由由此此可可见见，氧氧化化还还原原反反应应的的平平衡衡常常数数只只与与标标准准电电动动势势有有关关（注注意意体体系系温温度度有有影影响响，但但这这里里已已将将温温度度定定为为298.15K298.15K。若若温温度度不不是是298.15K298.15K时时，则则K K 的的值是有变化的），而与物质浓度无关。值是有变化的），而与物质浓度无关。从上式可见，从上式可见，E E越大，则越大，则K K 越大，反应有可能

33、进行得越完全。越大，反应有可能进行得越完全。本讲稿第二十九页，共三十三页四、元素电势图及其应用四、元素电势图及其应用许许多多元元素素具具有有多多种种氧氧化化数数，同同一一元元素素的的不不同同氧氧化化数数物物质质的的氧氧化化还还原原能能力力是是不不同同的的，因因此此，为为了了突突出出表表示示同同一一元元素素各各不不同同氧氧化化数数物物质质的的氧氧化化还还原原能能力力，及及它它们们相相互互间间的的关关系系，用用图图示示法法表表示示有有两两种种，一一种种是是元元素素电电势势图图，一一种种是是 f fG Gm m N(N(氧化数氧化数)图。本节只讲元素电势图。图。本节只讲元素电势图。元元素素标标准准电

34、电极极电电势势图图同同一一元元素素的的不不同同氧氧化化数数物物质质所所对对应应电电对对的的E E ，按按各各物物质质的的氧氧化化数数由由高高到到低低的的顺顺序序所所排排成成的的一一个个图图示示。这这种种表表示示各各种种氧氧化化数数物物质间质间E E变化的关系图。变化的关系图。本讲稿第三十页，共三十三页元素电势图的应用主要有三方面：元素电势图的应用主要有三方面：1 1、根据几个相邻电对的已知、根据几个相邻电对的已知E E ，求算其它电对的标准电极电势，求算其它电对的标准电极电势E E 。从理论上可导出下列公式 即其中“Z”为对应电对氧化型与还原型氧化数的差。本讲稿第三十一页，共三十三页2 2、判

35、断能否发生歧化反应、判断能否发生歧化反应判据是：只要时，则发生反应2M+M2+M。若时，则发生上反应的逆反应。3 3、解释元素的氧化还原特性、解释元素的氧化还原特性本讲稿第三十二页，共三十三页基本要求：基本要求：1 1、掌握离子、掌握离子-电子法配平氧化还原方程式，巩固氧化值电子法配平氧化还原方程式，巩固氧化值法。法。2 2、能应用电极电势来判断氧化剂、还原剂的相对强弱、能应用电极电势来判断氧化剂、还原剂的相对强弱；氧化还原反应的方向和限度。；氧化还原反应的方向和限度。3 3、能运用能斯特方程式进行有关计算。、能运用能斯特方程式进行有关计算。4 4、能初步应用元素电势图判断歧化反应的可能性及计、能初步应用元素电势图判断歧化反应的可能性及计算未知电对的电势。算未知电对的电势。本讲稿第三十三页，共三十三页