氧化还原20131105学习.pptx

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1、掌 握 重 点1.氧化还原反应的基本概念、特征和实质；2.氧化还原方程式的配平方法(特别是离子-电子法)；3.熟练运用Nernst方程计算非标准态的电动势；4.判断氧化剂和还原剂的相对强弱；5.判断氧化还原反应进行的方向和限度；6.标准平衡常数的计算和元素电势图的应用。第1页/共95页一、基本概念二、氧化剂和还原剂三、氧化还原方程式的配平第一节基本概念和氧化还原方程式的配平第2页/共95页氧化数(oxidationnumber)：又称氧化值，是化学式中原子的表观电荷数，该电荷数是假设把每个化学键中的成键电子指定给电负性大的原子而求得的。u离子化合物中，正负离子所带的电荷数就是该原子的氧化数；共

2、价化合物中把共用电子指定给电负性较大的原子，保留的正、负表观电荷数就等于正、负氧化数。+1-1+4-2一、基本概念第3页/共95页确定氧化数的规则确定氧化数的规则1.单质的氧化数为零。如O2，O3；2.化合物中所有元素的氧化数的代数和等于零；3.H的氧化数一般为+1，但在活泼金属氢化物中为-1，如NaH；4.O的氧化数一般为-2，但在过氧化物(如H2O2)、超氧化物(KO2)、OF2中分别为-1、-0.5、+2；5.氟化物中F的氧化数都为-1。第4页/共95页确定氧化数的规则确定氧化数的规则O2F2：+1S2O32-：+2H5IO6：+7Fe3O4：+8/3B2H6：-1CH4：-4C2H4：

3、-2C2H2：-1注意：氧化数与共价键数不同，共价键数无正负之分，同一物质中同种元素的氧化数与共价键数不一定相同。第5页/共95页氧化数与化合价的区别氧化数与化合价的区别氧化数：是对元素外层电子偏离原子状态的人为规定值，是一种形式电荷数，可以是整数，也可以是小数，对单个原子而言，可以有平均值。如S4O62-离子中S的氧化数平均值为+2.5。化合价：它反映的是原子间形成化学键的能力，只可以为整数。-O-S-S-S-S-O-OOOOS20,S2,O6-2-第6页/共95页二、氧化剂和还原剂二、氧化剂和还原剂氧化还原反应(oxidation-reduction reaction)：在反应物之间电子得

4、失或电子转移的反应。氧化(oxidation)：物质失去电子的过程。还原(reduction)：物质获得电子的过程。氧化剂(oxidazingagent)：获得电子的物质。还原剂(reducingagent)：失去电子的物质。升失氧降得还氧化剂还原剂还原产物氧化产物第7页/共95页二、氧化剂和还原剂二、氧化剂和还原剂自氧化还原反应：氧化数的升高和降低都发生在同一化合物中不同元素的氧化还原反应。歧化反应(disportionationreaction)：氧化数的升高和降低都发生在同一化合物中同一元素的氧化还原反应。第8页/共95页配平步骤：1.根据实验写出未配平的离子方程式：离子-电子法配平原则

5、：电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。三、氧化还原方程式的配平【例5-1】配平K2Cr2O4与H2S在稀H2SO4中的反应方程式第9页/共95页3.配平，使各式两边的原子数和净电荷数相等：(1)2.写出氧化还原半反应：还原半反应：氧化半反应：离子-电子法(2)第10页/共95页4.根据氧化剂和还原剂得失电子数相等的原则，在两个半反应式中乘上适当的系数（由得失电子数的最小公倍数确定），然后相加，得到配平的离子反应方程式：说明：(1)如果半反应式两边的氧原子数不等，可根据反应的介质条件，添加H+、OH-或H2O；(2)酸性介质中，半反应中不能加入OH-

6、，碱性介质中不应出现H+。离子-电子法第11页/共95页3.配平半反应两边的原子数和净电荷数：2.分成两个半反应：离子-电子法解：1.未配平的离子方程式：【例5-2】配平在碱性介质中溴氧化亚铬酸钠变成铬酸钠的离子方程式4.将两个半反应式乘上系数相加：第12页/共95页【例】配平反应：解：(1)离子方程式：(2)氧化和还原半反应：(3)配平两个半反应：离子-电子法第13页/共95页(4)计算得失电子的最小公倍数为84，两式分别乘系数3和28之后相加：(5)根据给出的反应物和产物，两边各加18个H+，组成相应的酸分子，将离子式改写为分子反应方程式，得：离子-电子法第14页/共95页【例】配平方程式

7、（碱性介质中发生的反应）左边比右边少一个氧，左边加1个H2O，此时左边有5个氢原子。因此在右边加上5个H2O，同时左边应该再加上5个OH-离子-电子法解：第17页/共95页酸性介质：多n个O+2n个H+，另一边+n个H2O。碱性介质：多n个O+n个H2O，另一边+2n个OH-3+2，得：第18页/共95页两种配平方法的比较两种配平方法的比较化合价升降法：适用所有类型的氧化还原反应，但配平过程较复杂。离子-电子法：仅适用于水溶液中氧化还原反应配平，优点是避免求氧化数的麻烦；通过离子-电子法，掌握半反应式的书写方法，这是电极反应的基本反应式。第19页/共95页第二节第二节 电极电势和电池电动势电极

8、电势和电池电动势一、原电池二、电极电势三、氧化还原反应的方向与限度四、影响电极电势的因素五、电极电势的应用第20页/共95页一、原电池一、原电池(primary cell)uZn片插入CuSO4溶液，一段时间后发现CuSO4溶液蓝色变浅，锌片上不断析出紫红色的铜，因为体系中发生了下列氧化还原反应：Zn(s)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(s)u研究表明:Zn片与CuSO4溶液接触时，电子从Zn直接传递给Cu2+，电子转移是无序的，反应放出的化学能转化为热能，溶液温度升高，但无电流产生。（一）原电池的组成第21页/共95页Cu-Zn原电池装置（一）原电池的组成第22页/共95页(aq)

9、Zn2eZn(s)2-+氧化反应负极(电子流出)：Cu(s)2e(aq)Cu2+还原反应正极(电子流入)：电池反应：2-2+Cu(s)(aq)Zn(aq)CuZn(s)+盐桥(saltbridge)：是一根充满饱和KCl琼脂的U型玻璃管。起导电、平衡电荷的作用。（一）原电池的组成第23页/共95页原电池：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。它由两个半电池、盐桥和导线组成。半电池(halfcell)：又称电极(electrode)，每个金属片与含有相同离子的溶液组成的。每个半电池含有同一元素不同氧化数物质，高氧化数的物质为氧化型，低氧化数的物质为还原型。（一）原电池的组成氧化还原电对(red

10、oxcouple)：同一元素的氧化型和还原型物质构成。记作氧化型/还原型，如Zn2+/Zn,Cu2+/Cu；非金属单质及其相应离子也可构成氧化还原电对，如H+/H2,O2/OH-第24页/共95页氧化型和还原型物质在一定条件下可以相互转化。（一）原电池的组成第25页/共95页（二）原电池的表示方法（二）原电池的表示方法2.以化学式表示电池中各物质组成，纯净物后面用括号注明物质状态（如s、l、g），溶液要注明浓度或活度，气体要注明分压。如无注明，则表示温度298.15K，溶液浓度为1molL-1,气体分压为100kPa。1.将发生氧化反应的负极“-”写在左边，发生还原反应的正极“+”在右边。3.

11、不同相间，用“”表示，同一相中的不同物质，用逗号隔开，用“”表示盐桥。4.由不能导电的物质构成氧化还原电对作半电池时，需外加惰性物质（如铂或石墨等）作电极导体。第26页/共95页Cu-Zn原电池可用如下符号表示：【例】（二）原电池的表示方法解：第27页/共95页（三）电极的类型（三）电极的类型1.金属电极：将金属浸入含该金属离子的溶液中构成。如铜电极和锌电极。电极符号Zn(s)Zn2+(c)电极反应Zn(s)Zn2+(aq)+2e-2.气体电极：将气体通入溶解有该气体对应的离子的溶液中构成。常见有H+/H2和Cl2/Cl-等电极。电极符号Pt(s)H2(p)H+(c)电极反应2H+(aq)+2

12、e-H2(g)第28页/共95页4.氧化还原电极：将惰性电极浸入溶解有同一元素的两种氧化态离子的溶液中构成。如Fe3+/Fe2+电极电极符号C(石墨)Fe2+(c1),Fe3+(c2)电极反应Fe3+(aq)+eFe2+(aq)3.金属难溶盐电极：在金属表面覆盖一层该金属的难溶盐（或氧化物），再将其浸入含有该难溶盐的阴离子溶液中构成。如氯化银电极。电极符号Ag(s)AgCl(s)Cl-(c)电极反应AgCl(s)+eAg(s)+Cl-(aq)（三）电极的类型第29页/共95页（一）电极电势的产生（一）电极电势的产生双 电 层 理 论德国化学家在1889年提出“双电层理论”对电极电势给予了说明。

13、“双电层理论”认为：金属晶体M里有金属阳离子和自由电子。当把金属放入含有该金属离子Mn+的溶液时，有两种反应的倾向存在。以金属电极为例进行分析。二、电极电势第30页/共95页双双 电电 层层 理理 论论n n 一方面，金属离子在本身热运动、高极性H2O溶剂化作用和溶液中阴离子的吸引下，金属键被削弱，部分金属离子以水合离子的形式进入金属表面附近的溶液中的倾向：M(s)-ne-Mn+(aq)n这一过程相当于金属的氧化过程。n金属越活泼或其离子浓度越稀，这种倾向就越大。第31页/共95页金属越不活泼，溶液越浓，这种倾向就越大。另一方面，溶液中的Mn+(aq)离子又有一种从金属表面获得电子而沉积在金属

14、表面的倾向：Mn+(aq)+ne-M(s)这一过程相当于金属离子的还原过程。双电层理论Mn+(aq)+ne-M(s)沉积溶解第32页/共95页如果金属是活泼金属，离子浓度又低，当沉积和溶解速率相等时金属和金属离子间转化达到动态平衡。平衡时两相中多余的电荷数不再改变，彼此吸引，金属表面带多余的负电荷，溶液中带有多余正电荷。在金属和溶液的相界面形成双电层，并产生一个恒定的电势差。这种由于双电层的建立而在金属和金属离子溶液之间产生的电势差叫做金属的电极电势。用符号表示。-金金属属电电极极+-+-+-+-金金属属电电极极-+-双电层理论第33页/共95页原电池中氧化还原反应机理(a)图锌片上有过量负电

15、荷，电极电势较低。(b)图铜片上有过量正电荷，电极电势较高。结论：金属的电极电势主要取决于金属得失电子的倾向，即氧化还原能力的大小，并受溶液离子浓度、温度的影响。第34页/共95页（二）标准氢电极和标准电极电势（二）标准氢电极和标准电极电势n任何一个电极其电极电势的绝对值是无法测量的（如物质的H、U），但是我们可以选择某种电极作为基准，规定它的电极电势为零，通常选择标准氢电极（StandardHydrogenelectrode）作为基准即参比电极。n将待测电极与标准氢电极组成一个原电池，通过测定该电池的电动势（ElectromotiveForce）就可以求出待测电极的电极电势的相对值。第35页

16、/共95页标准氢电极标准氢电极(SHE)SHESHE标准氢电极(standardhydrogenelectrode,SHE)swf电极表达式为：电极反应为：第36页/共95页标准电极电势标准电极电势u 将任何两个半电池（电极）组成电池，当零电流时，电极反应达到平衡，此时电池的电动势E即为该电池正、负电极电势的差值，即：u 如 果 电 极 中 各 物 质 均 处 于 标 准 态，则 电 池 的 标 准 电 动 势(standardelectromotiveforce)E为：称为标准电极电势(standardelectrodepotential)第37页/共95页标准电极电势标准电极电势u 电极的

17、标准态是指参加电极反应的各物质符合以下条件：溶液浓度或活度为标准浓度c=1mol/L，气体分压为标准压力p=100kPa，液体和固体为纯净物。u IUPAC规定：任何一个待测电极的电极电势定义为该电极与标准氢电极组成电池的电动势，将标准氢电极作为负极，待测电极作为正极。电池符号：()Pt(s)H2(P)H+(c)待测电极(+)当电极处于标准态时：第38页/共95页【例】298.15K时标准锌电极与标准氢电极组成电池:标准电极电势电池符号:(-)Pt(s)H2(P)H+(c)Zn2+(c)Zn(s)(+)若将铜电极与标准氢电极组成电池:电池符号:(-)Pt(s)H2(P)H+(c)Cu2+(c)

18、Cu(s)(+)第39页/共95页总结：某电对的标准电极电势0，表明电对的还原态失电子倾向大于H2，或氧化态得电子倾向小于H+；某电对的标准电极电势0，表明电对的还原态失电子倾向小于H2，或氧化态得电子倾向大于H+。第40页/共95页标准电极电势表标准电极电势表（1）标准电极电势表中的电极反应均以还原反应式表示：氧化型ne-还原型，书写时，下标中氧化型和还原型的前后位置不能写反。（2）标准电极电势是平衡电势，电极电势的正、负号不随电极反应进行的方向而变化。如：Zn2+(c)+2eZnZnZn2+(c)+2e第41页/共95页（3）若将电极反应乘以系数，其值不变。如：标准电极电势表（4）标准电极

19、电势分为酸表(用表示)和碱表(用表示)，应根据电极反应中物质存在的稳定状态推断查酸表还是碱表。第42页/共95页（5）标准电极电势表只适用于标准态的水溶液，对于非水溶液和熔融体系不能使用。（6）生物化学中常以pH=7.0作为氧化还原电对的标准电势，称为次标准电势，记为E。标准电极电势表E=-0.32VNAD+H+2eNADH(烟酰胺核苷酸)第43页/共95页三、氧化还原反应的方向与限度（一）氧化还原反应的方向p恒温恒压下，系统吉布斯能的减小，等于系统所做的最大有用功(非体积功)。p将一氧化还原反应设计成一个原电池，在等温等压下让原电池反应自发进行，体系对外做功，则所做功只有电功，而且是最大功，

20、即：第44页/共95页n是电池反应中电子转移数；F表示1mol电子所带的电量，称为法拉第常数。E为电池电动势；氧化还原反应的方向第45页/共95页如果各反应物都处于标准态，则有：电池电动势与氧化还原反应吉布斯能的定量关系式，即标态下，氧化还原反应方向和限度的判据。rGm0，E 0，正反应自发进行rGm=0，E=0，反应达到平衡状态rGm0，E 0，正反应非自发氧化还原反应的方向第46页/共95页【例5-3】求电池(-)CuCu2(c)H+(c)H2(p)(+)在298.15K时的E和rGm，写出反应式，判断标态下反应能否自发进行？解：反应式Cu2H+Cu2+H2E=E(H+/H2)E(Cu2+

21、/Cu)=0.0000.340=-0.340VrGm=-nFE=-296500(-0.340)=65.6kJ/molrGm0，E0，标态下，反应不能自发进行。氧化还原反应的方向第47页/共95页（二）氧化还原反应的限度热力学推导标准吉布斯自由能变rGm和标准平衡常数K的关系：-nFE=-2.303RTlgK把电池的标准电动势与化学反应的标准平衡常数定量地联系起来，为求算标准平衡常数提供简便方法。第50页/共95页或氧化还原反应的限度第51页/共95页u对于给定的氧化还原反应，K仅与E有关，与反应物的浓度和压力无关，E越大，K越大，正反应进行的趋势就越大。氧化还原反应的限度第52页/共95页【例

22、5-4】计算下列反应在298.15K时的标准平衡常数KCu2+ZnCu+Zn2+解：已知E(Cu2+/Cu)=0.340v，E(Zn2+/Zn)=0.7626VE=0.340(0.7626)=1.103VlgK=K越大，反应越完全，Cu2+几乎被全部还原，沉淀为Cu。氧化还原反应的限度第53页/共95页【例5-5】在298.15K时，E(S2O82-/SO42-)=1.96V，E(MnO4/Mn2)=1.51V，计算能自发反应的K。解：反应式为5S2O82+2Mn2+8H2O2MnO4-+10SO42-+16H+lgK=反应可以进行，但需要加入Ag+催化剂促进反应速率必须注意：一个化学反应正向

23、进行的趋势越大，只是热力学的结论，并不能说明反应正向进行的速度也大，也不能说明反应进行的很完全，速度问题属动力学研究范畴。氧化还原反应的限度第54页/共95页四、影响电极电势的因素（一）能斯特方程由热力学已知，任意状态的rGm和标准状态的rGm关系:第55页/共95页Q是用相对浓度和相对分压表示的反应商这就是能斯特方程（Nernstequation)。它给出了电池电动势与反应物浓度和温度之间的定量关系式，应用该方程，已知时，就可求任意温度T和浓度c时电池的电动势。能斯特方程第56页/共95页如下列电池反应：反应中电子转移数为n=10，电池电动势的计算式为：注意在对数项中各物质均用相对浓度和相对

24、分压(气体分压与标准压力之比)表示。能斯特方程第57页/共95页u运用能斯特方程计算电对任意状态时的电极电势，也可计算氧化还原反应的非标准电极电势：（1）Fe3+eFe2+E(Fe3+/Fe2+)=0.771VE(Fe3+/Fe2+)=E（2）Br2(l)+2e2BrE(Br2/Br)=1.087VE(Br2/Br)=E(Br2/Br)能斯特方程第58页/共95页（3）MnO2(s)+4H+2eMn2+2H2OE(MnO2/Mn2+)=1.23VE(MnO2/Mn2+)=E(MnO2/Mn2+)（4）O2(p)+4H+4e2H2O(l)E(O2/H2O)=1.229VE(O2/H2O)=1.2

25、29能斯特方程第59页/共95页)(c，还原型)(c，氧化型或E则：2.对于电对中的纯固体，纯液体或水，浓度均为1)(c，氧化型)(c，还原型或E则：小结：氧化型)(还原型)(lg0.0592-=ccnEE1.能斯特方程第60页/共95页（二）溶液酸度对电极电势的影响u在有H+、OH-参加的电极反应中，尽管O和H的氧化数在反应前后没有发生变化，但按能斯特方程H+、OH-的浓度对电极电势也有直接的影响。【例】第61页/共95页E(Cr2O72-/Cr3+)=c(H+)=1.0010-7mol/L时，E(Cr2O72-/Cr3+)=0.393V【例5-6】计算298.15K时，Cr2O72-(1.

26、00mol/L)+14H+(1.0010-7mol/L)+6e-2Cr3+(1.00mol/L)+7H2O的电极电势解：查表E(Cr2O72-/Cr3+)=1.36V利用溶液酸度对电极电势的影响来设计和控制反应。溶液酸度对电极电势的影响第62页/共95页（三）生成沉淀对电极电势的影响1.氧化型物质形成沉淀标准银电极的电极反应为：Ag+(1.00mol/L)+e-AgE(Ag+/Ag)=0.7991V向标准银电极加入NaCl，产生沉淀AgClKsp=1.7710-10【例】298.15K时标准银电极溶液中,加入Cl-,使Cl-离子的浓度最终均达1.00molL-1,求电极的电极电势。第63页/共

27、95页达到平衡时，E(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)氧化型物质形成沉淀后，电极电势降低。AgCl(s)+eAg(s)+Cl(1.00mol/L)E(AgCl/Ag)=0.222V氧化型物质形成沉淀第64页/共95页氧化型还原型Ag+eAg(s)AgCl(s)+eAg(s)+ClAgBr(s)+eAg(s)+BrAgI(s)+eAg(s)+IE/V+0.7991V+0.222V+0.071V0.152VKsp逐渐减小结果表明:加入沉淀剂会改变电对的电极电势。E=Ec(Ag+)逐渐减小Ksp，E氧化型物质形成沉淀第65页/共95页【例】已知下列两电对：解：但在两电对物质共存时2.还原型物质形成

28、沉淀第66页/共95页反应进行得很完全，分析化学中常用此反应来定量测定样品中的铜含量。第67页/共95页3.氧化型和还原型都形成沉淀【例5-8】证明EFe(OH)3/Fe(OH)2=E(Fe3+/Fe2+)+解：列出两个电极反应和对应的能斯特方程：Fe(OH)3+e-Fe(OH)2+OH-EFe(OH)3/Fe(OH)2=EFe(OH)3/Fe(OH)2Fe3+e-Fe2+E(Fe3+/Fe2+)=E(Fe3+/Fe2+)第68页/共95页如果两个电对组成电池，不确定正负极，认为电池电动势为零。则E(Fe3+/Fe2+)=EFe(OH)3/Fe(OH)2即：E(Fe3+/Fe2+)=EFe(O

29、H)3/Fe(OH)2-EFe(OH)3/Fe(OH)2=E(Fe3+/Fe2+)+EFe(OH)3/Fe(OH)2=E(Fe3+/Fe2+)+第69页/共95页小结：（1）在酸性或碱性条件下，酸碱计量系数越大，酸碱浓度影响越大。比值越大,电极电势越大。（2）在没有酸度影响的条件下氧化型)(还原型)(lg0.0592-=ccnEE第70页/共95页（4）若溶液中有配合物生成，电极电势也发生变化。若都形成沉淀，氧化型沉淀Ksp小于还原型沉淀Ksp，则新标准电极电势越小。反之越大若还原型物质形成沉淀，Ksp越小，新标准电极电势越大；E=E若氧化型物质形成沉淀，Ksp越小，新标准电势越小；（3）第7

30、1页/共95页五、电极电势的应用（一）判断氧化剂和还原剂的相对强弱u越高，氧化型得电子能力越强，是强氧化剂，对应还原型的还原能力越弱，是弱还原剂；u越低，氧化型的氧化能力越弱，是弱氧化剂，对应还原型的还原能力越强，是强还原剂。u电极电势是氧化还原电对中氧化型获得电子能力、还原型失去电子能力大小的度量值；第72页/共95页【例】指出电对中最强的氧化剂和还原剂，并排出各氧化型和还原型的强弱顺序。解：查表得各电对的电极电势为：电极电势的应用第73页/共95页电极电势的应用第74页/共95页（二）判断氧化还原反应进行的方向非标准态时：rGm0，E0，正反应自发进行。rGm=0，E=0，反应达到平衡状态

31、。rGm0，E0，逆反应自发进行。rGm0，E 0，正反应自发进行。rGm=0，E=0，反应达到平衡状态。rGm0，E 0，正反应非自发。标准态时：第75页/共95页【例5-9】在298.15K时，判断反应在不同介质（pH=0或7）下HAsO2和I2的反应方向。(1)c(H+)=1.00mol/L，其余物质浓度均为1.00mol/L。(2)c(H+)=1.0010-7mol/L，其余物质浓度均为1.00mol/L.解：(1)酸性溶液中，处于标准态条件下E(H3AsO4/HAsO2)=0.560V查表可得：H3AsO4+2H+2e-HAsO2+2H2O判断氧化还原反应进行的方向第76页/共95页

32、E(H3AsO4/HAsO2)E(I2/I-)=0.560-0.53550H3AsO4+2H+2I-HAsO2+I2+2H2O(2)中性溶液中,c(H+)=1.0010-7mol/LI2+2e-I-E(I2/I-)=0.5355VE(I2/I-)=E(I2/I-)=0.5355VE(H3AsO4/HAsO2)=E(H3AsO4/HAsO2)反应向正反应进行判断氧化还原反应进行的方向第77页/共95页=0.146V E=E(I2/I-)E(H3AsO4/HAsO2)=0.53350.1460反应向逆反应方向进行。HAsO2+I2+2H2OH3AsO4+2I-+2H+近中性或碱性较强酸性溶液酸碱性

33、不同，氧化还原方向不同。H3AsO4+2H+2I-HAsO2+I2+2H2O判断氧化还原反应进行的方向第78页/共95页（三）求离子浓度和平衡常数【例5-10】298.15K时，向0.100mol/LAgNO3(1L)溶液中加入过量的Cu粉，使反应Cu(s)+2Ag+(aq)Cu2+(aq)+2Ag(s)达到平衡后，c(Ag+)和c(Cu2+)各多少？已知E(Cu2+/Cu)=0.340V，E(Ag+/Ag)=0.7991V解：设平衡时Ag+浓度为x：Cu(s)+2Ag+(aq)Cu2+(aq)+2Ag(s)平衡时x(0.100 x)/2第79页/共95页根据求离子浓度第80页/共95页对于非

34、氧化还原反应，求K【例】求Ag+ClAgCl(s)的K解：设计原电池，两边各加上一个AgAg+Ag+ClAgCl(s)+Ag正极:Ag+e-AgE(Ag+/Ag)=0.7991VE(AgCl/Ag)=0.2223V负极:Ag+Cl-AgCl(s)+e-电池反应:Ag+Cl-AgCl(s)求平衡常数第81页/共95页求平衡常数第82页/共95页第三节元素电势图及其应用一、元素电势图u表示某元素各种氧化态之间标准电极电势变化的关系图，叫做元素的标准电极电势图，简称元素电势图(elementpotentialdiagram）。方法：将该元素不同氧化态之间按氧化数由高到低顺序排列，各氧化态之间用直线连

35、接起来，在直线上方标明两氧化态之间转换的标准电极电势值，就构成了元素电势图。第83页/共95页FeO42-2.200Fe3+0.771Fe2+-0.447Fe-0.037从图中可看到：铁元素各氧化态的存在形式，氧化态之间的变化关系及变化趋势，氧化态之间组成电对的标准电极电势，判断各氧化态的稳定性。u电极电势分酸表和碱表，在不同表中，同一元素、同样氧化态之间，其电极电势值可能不同，故元素电势图也有酸碱介质之分。元素电势图第84页/共95页（一）判断歧化反应能否进行【例5-11】已知铜的元素电势，判断Cu+能否发生歧化反应解：E左=E(Cu2+/Cu+)=0.159VE右=E(Cu+/Cu)=0.

36、520VE右E左正极（还原反应）：Cu+e-Cu负极（氧化反应）：Cu+Cu2+e-电池反应：2Cu+Cu+Cu2+说明Cu+在水溶液中能发生歧化反应。Cu2+Cu+Cu+0.159V+0.520VE左E右EA第85页/共95页【例5-12】酸性介质下，Fe2+能否发生歧化反应EA/VFe3+Fe2+Fe+0.771V-0.440VE左E右正极（还原反应）：2Fe3+2e-2Fe2+负极（氧化反应）：FeFe2+2e-电池反应：2Fe3+Fe3Fe2+Fe2+不能发生歧化反应，但可以发生歧化逆反应。E左E右判断歧化反应能否进行解：已知：第86页/共95页一般规律：ABCE左E右E右E左BA+C

37、E右E左A+CB判断歧化反应能否进行第87页/共95页ABCE1E2rGm1rGm2ErGm已知相邻的两个电对的标准电极电势rGm=rGm1+rGm2根据热力学可知吉布斯自由能为状态函数，有加和性（二）利用元素电势图计算相关电对的标准电极电势第88页/共95页rGm=nFEnFE=n1FE1(n2FE2)n=n1n2E=(n1E1n2E2)/(n1n2)推广而来：（二）利用元素电势图计算相关电对的标准电极电势第89页/共95页【例5-13】利用溴元素电势图求E(BrO3-/Br-)值EB/VBrO3-BrO-Br2Br-+1.50V+1.59V+1.07V解：（二）利用元素电势图计算相关电对的

38、标准电极电势第90页/共95页1.氧化还原反应的基本概念。2.离子-电子法配平原则：电荷守恒:氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。质量守恒:反应前后各元素原子总数相等。注意：酸性介质中不应出现OH-，碱性介质中不应出现H+。本章总结第91页/共95页3.原电池：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。正极:氧化剂得到电子，氧化数降低，发生还原反应；负极:还原剂失去电子，氧化数升高，发生氧化反应。4.电极电势5.电极电势的影响因素-能斯特方程本章总结第92页/共95页6.电极电势的应用电极电势的应用比较氧化剂、还原剂的相对强弱；比较氧化剂、还原剂的相对强弱；判断氧化还原反应的方向；非标准态时：rGm0，E0，正反应自发进行。rGm0，E0，正反应自发进行。标准态时：确定氧化还原反应的限度，求离子浓度和平衡常数；K值越大,rGm越小,正反应自发进行的趋势越大。第93页/共95页判断反应次序：当有多种氧化剂、还原剂存在时，K值最大，即rGm最小的优先进行反应。计算电池的电动势。标准态时：非标准态时：书写氧化还原反应书写氧化还原反应:标准态时标准态时,E值大的值大的氧化型做氧化型做氧化剂氧化剂,E值小的值小的还原型做还原剂还原型做还原剂,二者发生二者发生反应反应。判断或确定电池的正负极：为使电池反应自发进行，E值大作正极，E值小的作负极。第94页/共95页感谢您的观看！第95页/共95页