《電化學原理與應用》課件

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1、1電化學原理與應用電化學原理與應用第三章2目錄目錄3 3.1.1 氧化還原反應基本概念氧化還原反應基本概念3 3.3.3 電池電動勢與電極電勢電池電動勢與電極電勢3.4 3.4 影響電極電勢的因素影響電極電勢的因素3 3.5.5 電極電勢及電池電動勢的應用電極電勢及電池電動勢的應用3 3.6.6 電解與化學電源電解與化學電源3 3.2.2 原電池原電池 3 3.7 7 金屬的腐蝕及其防止金屬的腐蝕及其防止3Zn:還原劑，在反應過程中失去電子，使氧化劑還還原劑，在反應過程中失去電子，使氧化劑還原，表現(xiàn)還原性。自身被氧化。原，表現(xiàn)還原性。自身被氧化。Zn2+是它的氧化產(chǎn)物。H+：氧化劑，在反應過程

2、中得到電子，使還原劑氧化劑，在反應過程中得到電子，使還原劑氧化，表現(xiàn)氧化性，自身被還原。氧化，表現(xiàn)氧化性，自身被還原。H2是它的還原還原產(chǎn)物。氧化與還原氧化與還原對立的統(tǒng)一體對立的統(tǒng)一體Zn+2H+=Zn2+H23.1氧化還原反應基本概念氧化還原反應基本概念4 氧化值是元素一個原子的荷電數(shù)，這種荷電數(shù)由假設把每一個鍵中的電子指定給電負性更大的原子而求得。氧化值氧化值5v確定氧化值的方法如下：va 一些規(guī)定v在單質(zhì)中，元素的氧化值皆為零。如白磷(P4)中磷的氧化值。v氧的氧化值在正常氧化物中皆為2；在過氧化物（如H202、BaO2等）中，氧的氧化值為-1，在超氧化合物（如KO2）中，氧化值為-1

3、/2。在氟化物中（OF2）氧化值為+2。vb 在離子型化合物中，元素原子的氧化值就等于該原子的離子電荷。vC 在共價化合物中，將屬于兩原子的共用電子對指定給兩原子中電負性更大的原子以后，在兩原子上形成的電荷數(shù)就是它們的氧化數(shù)。共價化合物中元素的氧化數(shù)是原子在化合狀態(tài)時的一種形式電荷數(shù)。vd 在結(jié)構(gòu)未知的化合物中，某元素的氧化值可按下述規(guī)則求得：原子或離子的總電荷數(shù)等于各元素氧化值的代數(shù)和。分子的總電荷數(shù)等于零。6v 按以上規(guī)則，就可以求得各種化合物中不同元素的氧化數(shù)。v 例如:K2Cr2O7:Cr的氧化值為_ v Fe3O4:Fe的氧化值為_v Na2S2O3:S的氧化值為_v CaH2:H的

4、氧化值為_v 7v v K2Cr2O7:Cr的氧化值為+6，v Fe3O4:Fe的氧化值為+8/3，v Na2S2O3:S的氧化值為+2。v CaH2:H的氧化值為-1。v由上述可知，氧化值是按一定規(guī)則指定的形式電荷數(shù)值，它是一個有一定人為性的、經(jīng)驗的概念。它可以是負數(shù)，也可以是正數(shù)，自然也可以是分數(shù)。81.1氧化氧化值法值法2.(1)配平原則配平原則整個反應被氧化的元素氧化值的升高總數(shù)與整個反應被氧化的元素氧化值的升高總數(shù)與被還被還原的元素氧化值的降低總數(shù)相等原的元素氧化值的降低總數(shù)相等.氧化還原方程式的配平氧化還原方程式的配平 寫出未配平的基本反應式，在涉及氧化還原過程的有關原寫出未配平的

5、基本反應式，在涉及氧化還原過程的有關原子上方標出氧化值子上方標出氧化值.計算相關原子氧化值上升和下降的數(shù)值計算相關原子氧化值上升和下降的數(shù)值用下降值和上升值分別去除它們的最小公用下降值和上升值分別去除它們的最小公倍數(shù)，即得氧化倍數(shù)，即得氧化劑和還原劑的化學計量數(shù)劑和還原劑的化學計量數(shù).平衡還原原子和氧化原子之外的其他原子，在多數(shù)情況下平衡還原原子和氧化原子之外的其他原子，在多數(shù)情況下是是H原子和原子和O原子原子.最后將箭頭改為等號最后將箭頭改為等號.(2)配平步驟配平步驟9用氧化值法配平氯酸與白磷作用生成氯化氫和磷酸的反應用氧化值法配平氯酸與白磷作用生成氯化氫和磷酸的反應.HClO3+P4HC

6、l+H3PO4+50-1+5HClO3+P4HCl+H3PO4(-1)(+5)=-6(+5)0 4 0 4=+2010HClO3+3P410HCl+12H3PO410HClO3+3P4+18H2O10HCl+12H3PO410HClO3+3P4+18H2O=10HCl+12H3PO4Example Example 1 1Solution102半反應法（離子半反應法（離子電子法）電子法）(1)配平原則配平原則電荷守恒：得失電子數(shù)相等。電荷守恒：得失電子數(shù)相等。質(zhì)量守恒：反應前后各元素原子總數(shù)相等。質(zhì)量守恒：反應前后各元素原子總數(shù)相等。用離子式寫出主要反應物和產(chǎn)物（氣體、純液體、固體和用離子式寫出

7、主要反應物和產(chǎn)物（氣體、純液體、固體和弱電解質(zhì)則寫分子式）弱電解質(zhì)則寫分子式）.將反應分解為兩個半反應式，配平兩個半反應的原子數(shù)及將反應分解為兩個半反應式，配平兩個半反應的原子數(shù)及電荷數(shù)電荷數(shù).根據(jù)電荷守恒，以適當系數(shù)分別乘以兩個半反應式，然后根據(jù)電荷守恒，以適當系數(shù)分別乘以兩個半反應式，然后合并、整理，即得配平的離子方程式；有時根據(jù)需要可將其合并、整理，即得配平的離子方程式；有時根據(jù)需要可將其改為分子方程式改為分子方程式.(2)配平步驟配平步驟11用半反應法配平下列反應方程式：用半反應法配平下列反應方程式：Example Example 2 2(1)MnO4-+SO32-=SO42-+Mn2

8、+(2)(2)MnO4-+8H+5e-=Mn2+4H2O(3)SO32-+H2O=SO42-+2H+2e-(4)(3)2+5得(5)2MnO4-+16H+10e-=2Mn2+8H2O(6)+)5SO32-+5H2O=5SO42-+10H+10e-(7)2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2+5SO42-+3H2O(8)2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+3H2OSolution12用半反應法配平：用半反應法配平：Cl2(g)+NaOHNaCl+NaClO3SolutionExample Example 3 3Cl2(g)+2e-=2Cl-Cl2(g)+1

9、2OH-=2ClO3-+6H2O+10e-5+得6Cl2(g)+12OH-=10Cl-+2ClO3-+6H2O化簡得：3Cl2(g)+6OH-=5Cl-+ClO3-+3H2O3Cl2(g)+6NaOH=5NaCl+NaClO3+3H2O13Solution配平方程式：配平方程式：Cr(OH)3(s)+Br2(l)+KOHK2CrO4+KBrCr(OH)3(s)+Br2(l)CrO42-+Br-Br2(l)+2e-=2Br-Cr(OH)3(s)+8OH-=CrO42-+3OH-+4H2O+3e-即:Cr(OH)3(s)+5OH-=CrO42-+4H2O+3e-3+2得2Cr(OH)3(s)+3B

10、r2(l)+10OH-=2CrO42-+6Br-+8H2O2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10KOH=2K2CrO4+6KBr+8H2OExample Example 4 414配平方程式：配平方程式：24+5得：SolutionExample Example 5 515SolutionC+2H2O=CO2+4H+4e-2Ca3(PO4)2+6SiO2+10H2O+20e-=6CaSiO3+P4+20OH-5+得：2Ca3(PO4)2+6SiO2+5C=6CaSiO3+P4+5CO2用半反應法配平方程式：用半反應法配平方程式：Ca3(PO4)2+C+SiO2CaSiO3+P4+CO2E

11、xample Example 6 616酸性介質(zhì)：酸性介質(zhì)：多多n個個O加加2n個個H+，另一邊另一邊加加n個個H2O。堿性介質(zhì)：堿性介質(zhì)：多多n個個O加加n個個H2O，另一邊另一邊加加2n個個OH-中性介質(zhì)：中性介質(zhì)：左邊多左邊多n個個O加加n個個H2O，右邊加右邊加2n個個OH-右邊多右邊多n個個O加加2n個個H+，左邊加左邊加n個個H2O 其實，往往是最簡單的其實，往往是最簡單的H H+、OHOH-和和H H2 2O O很難配平，一很難配平，一般來說：般來說：173.2原電池原電池 將氧化還原反應的化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。將氧化還原反應的化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。1、原電池的組成Zn+Cu

12、2+=Cu+Zn2+rGm(298.15K)=-212.55kJmol-1Cu2+2e=Cu（還原反應）（還原反應）Zn-2e=Zn2+（氧化反應）（氧化反應）18銅鋅原電池，亦叫銅鋅原電池，亦叫Daniell 電池電池工作狀態(tài)的電池同時發(fā)生三個過程：1.兩個電極表面分別發(fā)生氧化反應和還原反應。2.電子流過外電路。3.離子流過電解質(zhì)溶液。19正極反應：正極反應：Cu2+2e+2e-Cu負極反應：負極反應：Zn-2e2e-Z Zn2+電勢電勢:Zn低低,Cu高高電極名電極名:Zn負負,Cu正正電池反應電池反應：Cu2+ZnZn2+Cu20鹽橋的作用：鹽橋的作用：鹽橋是一倒插的U型管或其它裝置,內(nèi)

13、含KCl或KNO3溶液，可用瓊脂溶膠或多孔塞保護，使KCl或KNO3溶液不會自動流出。補充電荷、維持電荷平衡。銅鋅原電池由三個部分組成：兩個半電池鋅片與鋅鹽溶液，銅片與銅鹽溶液。金屬導線 鹽橋212若干概念若干概念(1)半電池是原電池的主體組成半電池的導體和電對叫電極。在原電池中習慣用正極和負極的名稱。電極的正負可根據(jù)電子運動方向來確定。分別在兩個半電池上發(fā)生的氧化或還原反應叫作半反應，也叫電極反應。發(fā)生的氧化還原總反應稱為電池反應。如：電池反應：Cu(s)+2Ag+(aq)=Cu2+(aq)+2Ag(s)負極反應：Cu(s)=Cu2+(aq)+2e正極反應：2Ag+(aq)+2e=2Ag(s

14、)22(2)(2)半反應（電極反應）涉及同一元素的氧化態(tài)和半反應（電極反應）涉及同一元素的氧化態(tài)和還原態(tài)：還原態(tài)：a(氧化態(tài)氧化態(tài))+neb(還原態(tài)還原態(tài))還原態(tài)物質(zhì)，如上面所寫的半反應中的Zn、Cu、Ag等；氧化態(tài)物質(zhì)，如Zn2+、Cu2+、Ag+等。氧化態(tài)物質(zhì)與還原態(tài)物質(zhì)間這種互相依存、互相轉(zhuǎn)化的“共軛”關系，與酸堿質(zhì)子論中的“共軛酸堿對”極為相似。式中n 是電極反應中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)23(3)組成電對的氧化態(tài)和相應的還原態(tài)物質(zhì)，通常稱為氧化還原電對，用符號“氧化態(tài)/還原態(tài)”表示。如，銅鋅原電池中的兩個半電池的電對可分別表示為Zn2+/Zn和Cu2+/Cu。又如又如:Fe3+/Fe2+,O2/

15、OH-,Hg2Cl2/Hg,MnO4-/Mn2+等。等。24(-)ZnZnSO4(c1)CuSO4(c2)Cu(+)(4)原電池裝置可用圖式表示。例如：Cu-Zn原電池可表示為:規(guī)定規(guī)定:負極寫在左邊，正極寫在右邊，以雙垂線負極寫在左邊，正極寫在右邊，以雙垂線(|)表示鹽橋，以單垂線表示鹽橋，以單垂線(|)表示兩個相之間的界面。用表示兩個相之間的界面。用“,”來分隔兩種不同種類或不同價態(tài)的溶液。同時來分隔兩種不同種類或不同價態(tài)的溶液。同時表示出相應的離子濃度或氣體壓力。表示出相應的離子濃度或氣體壓力。又如：Cu-Ag原電池可表示為:(-)CuCuSO4(c1)AgNO3(c2)Ag(+)253

16、電極類型電極類型可用來組成半電池電極的氧化還原電對，除金屬與其對應的金屬鹽溶液以外，還有非金屬單質(zhì)及其對應的非金屬離子(如H+/H2，O2/OH-，Cl2/Cl-)、同一種金屬不同價態(tài)的離子(如Fe3+/Fe2+，Cr2O72-/Cr3+，MnO4-/Mn2+)等。對于后兩者，在組成電極時常需外加惰性導電材料(惰性電極)如Pt，以氫電極為例，可表示為：H+(c)|H2(p)|Pt26四類常見電極 電極類型電極類型電對電對(例例)電極的圖式電極的圖式金屬電極金屬電極Zn2+/ZnZn2+(c)|Zn非金屬電非金屬電極極Cl2/Cl-Cl-(c)|Cl2(p)|Pt氧化還原電極氧化還原電極 Fe3

17、+/Fe2+Fe3+(c1),Fe2+(c2)|Pt難溶鹽電極難溶鹽電極AgCl/AgCl-(c)|AgCl|Ag27熱力學指出，可逆、平衡、不做有用功時熱力學指出，可逆、平衡、不做有用功時G=0，而，而做有用功時，體系自由能的減少等于所做的最大有用功。做有用功時，體系自由能的減少等于所做的最大有用功。電功（非體積功）W maxG電功W電量電壓n6.02310231.60210-19En96485EnFEF=96485Cmol1法拉第常數(shù)4電池反應的電池反應的rGm與電動勢與電動勢E的關系的關系28 從熱力學的化學反應等溫式中，可得到下式：上式稱為電動勢的能斯特（W.Nernst）方程,電動勢

18、是強度性質(zhì)的物理量,其值與反應式中化學計量數(shù)的選擇無關。rGm=-nFE或或rGm=-nFE 29求298K時：()Pt|H2(100kPa)|H+(1moldm-3)|Cl(1moldm-3)|AgCl|Ag(+)電池的E。（已知：1/2H2+AgClAg+HCl的rHm=40.4kJmol1rSm=63.6Jmol1）例例130rGmrHmTrSm=21.4kJmol1rGm=nFEn=1E=0.22V解：解：31而而rGm=-nFE可得：可得：當當T=298.15K時：時：已知K與rGm的關系如下：5電池反應的電池反應的K 與標準電動勢與標準電動勢E 的關系的關系323.3.1 3.3.

19、1 電極電勢的產(chǎn)生電極電勢的產(chǎn)生如如:(Zn2+/Zn)，(Cu2+/Cu)，(O2/OH-)，(MnO4-/Mn2+)，(Cl2/Cl-)等等。原電池能夠產(chǎn)生電流原電池能夠產(chǎn)生電流,表明原電池兩極間存表明原電池兩極間存在電勢差在電勢差,即每個電極都有一個電勢即每個電極都有一個電勢,稱為電極稱為電極電勢。用符號電勢。用符號:(氧化態(tài)氧化態(tài)/還原態(tài)還原態(tài))表示。表示。3.3電池電動勢與電極電勢電池電動勢與電極電勢33-溶解溶解沉淀沉淀雙電層理論雙電層理論金屬進入溶液中，金屬帶多余的負電荷。金屬離子回到金屬表面，帶正電荷。34M活潑活潑M不活潑不活潑稀稀溶解溶解沉積沉積沉積沉積溶解溶解-+-+-濃

20、濃影響金屬進入溶液的因素：金屬的活潑性。溶液的濃度。形成的雙電層，在金屬與鹽溶液之間產(chǎn)生了穩(wěn)定的電勢差。35 兩電極的值大小(高低)不同，其差值即為電池的電動勢E。E=(正極)-(負極)目前測定電極電勢的絕對值尚有困難。在實際應用中只需知道的相對值而不必去追究它們的絕對值。解決問題的辦法:國際上統(tǒng)一國際上統(tǒng)一(人為)規(guī)定:標準氫電極的電極電勢 為零。3.3.2 3.3.2 標準電極電勢標準電極電勢36標準氫電極標準氫電極標準氫電極標準氫電極:將鍍有一層疏松鉑黑的鉑片插入a(H+)=1的酸溶液中。在298.15K時不斷通入p(H2)=100kPa的純氫氣流，鉑黑很易吸附氫氣達到飽和，同時對電化學

21、反應有催化作用，使氫氣很快與溶液中的H達成平衡。其可逆程度很高，這樣組成的電極稱為標準氫電極。表示為:H+H2(g)Pt37 未知未知的的測定測定:標準氫電極與待測電極組成原標準氫電極與待測電極組成原電池后電池后,測定其測定其電動勢電動勢E E。K+Cl-38例例2Zn-H2在標準條件下組成電池，Zn為負極，在25時測得電池的電動勢E E =0.7618=0.7618 V。求(Zn2+/Zn)=?39上述討論的電極電勢，是在電對的氧化態(tài)物質(zhì)與還原態(tài)物質(zhì)處于可逆平衡狀態(tài)，且在整個原電池中無電流通過的條件下測得的。這種電極電勢稱為可逆電勢或平衡電勢。解：根據(jù)E=(正極)-(負極)0.7618V=0

22、 (Zn2+/Zn)可求出待測電極 (Zn2+/Zn)的標準電極電勢。得：(Zn2+/Zn)=0.7618V4041參比電極參比電極使用標準氫電極不方便，一般常用易于制備、使用使用標準氫電極不方便，一般常用易于制備、使用方便且電極電勢穩(wěn)定的甘汞電極或氯化銀電極等作方便且電極電勢穩(wěn)定的甘汞電極或氯化銀電極等作為電極電勢的對比參考，稱為參比電極。為電極電勢的對比參考，稱為參比電極。42如：右圖的如：右圖的甘汞電極甘汞電極：PtHgHg2Cl2Cl-KCl溶液Hg2Cl2HgPt電極反應電極反應:Hg2Cl2(s)+2e-2Hg(l)+2Cl-(aq)標準甘汞電極標準甘汞電極:c(Cl-)=1.0m

23、olL-1(Hg2Cl2/Hg)=0.2628V飽和甘汞電極飽和甘汞電極:c(Cl-)=2.8molL-1(KCl飽和溶液)(Hg2Cl2/Hg)=0.2412V43以甘汞電極作為標準電極測定電極電勢：以甘汞電極作為標準電極測定電極電勢：電池符號：()HgHg2Cl2(s)KCl(2.8moldm-3)Mn+(1moldm-3)M(+)44標準電極電勢表：標準電極電勢表：根據(jù)上述方法，可利用標準氫電極或參比電極測得一系列待定電極的標準電極電勢。書末附錄中列出298.15K時標準狀態(tài)下的一些氧化還原電對的標準電極電勢,表中都是按代數(shù)值由小到大的順序自上而下排列的。部分電對列表如下：部分電對列表如

24、下：45電電 對對電電 極極 反反 應應/VNa+/Na Na+(aq)+e=Na(s)-2.71Zn2+/Zn Zn2+(aq)+2e=Zn(s)-0.7618H+/H22H+(aq)+2e=H2(g)0Cu2+/Cu Cu2+(aq)+2e=Cu(s)0.3419O2/OH O2(g)+2H2O+4e=4OH(aq)0.401F2/FF2(g)+2e=2F(aq)2.866氧化態(tài)物質(zhì)氧化態(tài)物質(zhì)氧化能力逐漸增強氧化能力逐漸增強還原態(tài)物質(zhì)還原態(tài)物質(zhì)還原能力逐漸增強還原能力逐漸增強46表的物理意義和注意事項表的物理意義和注意事項(1)(1)表中表中代數(shù)值按從小到大順序編排。代數(shù)值按從小到大順序編

25、排。如如:(I2/I-)=0.5355)=0.5355V。(Cl2/Cl-)=1.3583)=1.3583V,(Br2/Br-)=1.066)=1.066V，可知：可知：Cl2 氧化性較強，而氧化性較強，而I-還原性較強。還原性較強。代數(shù)值越大，表明電對的氧化態(tài)越易得電子，即氧化態(tài)就代數(shù)值越大，表明電對的氧化態(tài)越易得電子，即氧化態(tài)就是越強的氧化劑；是越強的氧化劑；代數(shù)值越小，表明電對的還原態(tài)越易失電代數(shù)值越小，表明電對的還原態(tài)越易失電子，即還原態(tài)就是越強的還原劑。子，即還原態(tài)就是越強的還原劑。47(2)(2)代數(shù)值與電極反應中化學計量數(shù)的選配無關代數(shù)值與電極反應中化學計量數(shù)的選配無關代數(shù)值是反

26、映物質(zhì)得失電子傾向的大小，它與物質(zhì)的數(shù)量無關。如：如：是強度性質(zhì)的物理量，無加和性。又如：是強度性質(zhì)的物理量，無加和性。又如：Cu2+2eCu1=0.34VCu+eCu2=0.522VCu2+eCu+31-2查表知：3=0.158V48(3)(3)代數(shù)值與半反應的方向無關。代數(shù)值與半反應的方向無關。如Cu2+2eCu與CuCu2+2e，數(shù)值相同。數(shù)值相同。表中表中電極反應以還原反應表示（故又稱之謂“還原電勢”），無論電對物質(zhì)在實際反應中的轉(zhuǎn)化方向如何，其 代數(shù)值不變。49對于任意給定的電極，電極反應通式為：離子濃度對電極電勢的影響，可從熱力學推導而得如下結(jié)論:a a(氧化態(tài)氧化態(tài))+)+n n

27、e e b b(還原態(tài)還原態(tài))上式稱為電極電勢的能斯特方程。上式稱為電極電勢的能斯特方程。3.4影響電極電勢的因素影響電極電勢的因素5051 在能斯特方程式中：n n 為半反應中得失的電子數(shù)；為半反應中得失的電子數(shù)；純液體、純固體不表示在式中。純液體、純固體不表示在式中。電極反應中某物質(zhì)若是氣體，則用相對分壓電極反應中某物質(zhì)若是氣體，則用相對分壓 p p/p p 表示。表示。例如例如:O2+2H2O+4e 4OH-能斯特方程式表示為能斯特方程式表示為：有有 H H+、OHOH 參與時，當參與時，當 H H+、OHOH 出現(xiàn)在氧化型物質(zhì)一邊出現(xiàn)在氧化型物質(zhì)一邊時，時，H H+、OHOH 寫在方程

28、中的分子項中；寫在方程中的分子項中；H H+、OHOH 出現(xiàn)在還原出現(xiàn)在還原方時，方時，H H+、OH OH 寫在方程中的分母項中。寫在方程中的分母項中。52例例3計算OH濃度為0.100moldm-3時，氧的電極電勢(O2/OH-)。已知：p(O2)=100kPa，T=298.15K。53解：解：從附錄10中可查得氧的標準電極電勢：(O2/OH-)=0.401VO2(g)+2H2O+4e-4OH-=0.460V當c(OH-)=0.100 moldm-3時，氧的電極電勢為：54若把電極反應式寫成 O2+H2O+2e-=2OH-,此時電極電勢的計算式為:經(jīng)計算，結(jié)果不變。說明只要是已配平的電極反

29、應，反應式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)各乘以一定的倍數(shù)，對電極電勢的數(shù)值并無影響。55例例456解：解：57例例5計算當pH=5.00，c(Cr2O72-)=0.0100moldm-3，c(Cr3+)=1.0010-6moldm-3時，重鉻酸鉀溶液中的(Cr2O72-/Cr3+)值。58說明介質(zhì)的酸堿性對含氧酸鹽氧化性的影響較大。解：半反應式為：Cr2O72-+14H+6e2Cr3+7H2O Nernst方程為：=0.740 V593.5.1 3.5.1 計算原電池的電動勢計算原電池的電動勢 3.5電極電勢及電池電動勢的應用電極電勢及電池電動勢的應用60氧化態(tài)氧化態(tài)+ne-還原態(tài)還原態(tài)/v氧氧化化態(tài)態(tài)

30、的的氧氧化化性性增增強強還還原原態(tài)態(tài)的的還還原原性性增增強強-3.045-0.7630.0000.3371.362.87Li+e-LiZn2+2e-Zn2H+2e-H2Cu2+2e-CuCl2+2e-2Cl-F2+2e-2F-值越大，電對氧化型值越大，電對氧化型物質(zhì)物質(zhì)氧化能力越強；同理氧化能力越強；同理 值越小，值越小，電對還原型物質(zhì)還原能力越強。電對還原型物質(zhì)還原能力越強。顯然，表中下面電對的氧化態(tài)可以顯然，表中下面電對的氧化態(tài)可以氧化上面電對的還原態(tài)，有人把它叫作對角線規(guī)則。氧化上面電對的還原態(tài)，有人把它叫作對角線規(guī)則。3.5.2 3.5.2 氧化劑和還原劑相對強弱的比較氧化劑和還原劑相

31、對強弱的比較 61有一含有有一含有Cl-、Br-、I-的混合溶液，欲使的混合溶液，欲使I-氧化氧化為為I2，而而Br-和和Cl-不發(fā)生變化。在常用的氧化劑不發(fā)生變化。在常用的氧化劑H2O2、Fe2(SO4)3和和KMnO4中選擇哪一種合適？中選擇哪一種合適？例例662查標準電極電勢表得：查標準電極電勢表得：解：解：63例例7下列三個電極中在標準條件下哪種物質(zhì)是最強的氧化劑？若其中MnO4-/Mn2+的電極改為在pH=5.00的條件下，它們的氧化性相對強弱次序?qū)⒃鯓痈淖儯恳阎?MnO4-/Mn2+)=1.507V(Br2/Br-)=1.066V(I2/I-)=0.5355V64解：(1)在標準

32、狀態(tài)下可用 的大小進行比較。值的相對大小次序為：(MnO4-/Mn2+)(Br2/Br-)(I2/I-)所以在上述物質(zhì)中MnOMnO4 4-是最強的氧化劑，I I-是最強的還原劑，即氧化性的強弱次序是：MnOMnO4 4-BrBr2 2 I I2 2(2)(2)pH=5.0時時,根據(jù)計算得(MnO4/Mn2+)=1.034V。此時電極電勢相對大小次序為：(Br2/Br-)(MnO4-/Mn2+)(I2/I-)這就是說，當KMnO4溶液的酸性減弱成pH=5.00時，氧化性強弱的次序變?yōu)椋築r2MnO4-I2。653.5.3氧化還原反應方向的判斷把反應設計成原電池,由進行判斷。E0時,反應自發(fā)。E

33、0時,逆反應自發(fā)。E=0時,平衡態(tài)。當外界條件一定時，反應處于標準狀態(tài)，反應的方向當外界條件一定時，反應處于標準狀態(tài)，反應的方向就取決于氧化劑或還原劑的本性。就取決于氧化劑或還原劑的本性。66v強氧化劑1+強還原劑2=弱氧化劑2+弱還原劑1v判斷方法可以將此氧化還原反應拆成兩個半電池反應，計算出后，比較。67判斷反應判斷反應2Fe3+Cu2Fe2+Cu2+能否自發(fā)能否自發(fā)由左向右進行？由左向右進行？例例868因為因為,故上述反應可故上述反應可由左向右自發(fā)進行。由左向右自發(fā)進行。查標準電極電勢表得：查標準電極電勢表得：解：解：又如反應：2Mn2+5S2O82+8H2O=2MnO4+10SO42+

34、16H+69例例9 9 試試判判斷斷以以下下反反應應在在H濃濃度度為為1.00105mol dm-3溶溶液液中中進行時的方向進行時的方向(其余物質(zhì)處于標準態(tài)其余物質(zhì)處于標準態(tài))。2Mn2+5Cl2+8H2O2MnO4-+16H+10Cl-70介質(zhì)介質(zhì)(H H+濃度濃度)對該反應影響很大對該反應影響很大，當c(H+)10-5moldm-3時，由于其它物質(zhì)均處于標準狀態(tài)，則根據(jù)能斯特方程式計算可得：解:若用標準電極電勢作為判據(jù)，(MnO4/Mn2+)=1.507V，(Cl2/Cl-)=1.358V，似乎氧化態(tài)物質(zhì)Cl2與還原態(tài)物質(zhì)Mn2+不能發(fā)生反應。71兩半反應式為：Cl2+2e=2ClMn2+

35、4H2O=MnO4+5e+8H+=1.034V-可見,c(H+)對(Cl2/Cl)無影響，對(MnO4/Mn2+)有重大影響。-反應向右進行。723.5.4氧化還原反應進行程度的衡量73求下列反應在求下列反應在298K時的平衡常數(shù)時的平衡常數(shù)K 。Zn+Cu2+Zn2+Cu例例1074查標準電極電勢表得：查標準電極電勢表得：解：解：75求：PbSO4的溶度積。已知：PbSO4+2e-Pb+SO42-=-0.359V2-Pb2+2e-Pb=-0.126V例例113.5.5求溶度積常數(shù)76把以上兩電極反應組成原電池，設電把以上兩電極反應組成原電池，設電極極 Pb2+/Pb為負極，為負極，PbSO4/Pb為正極：為正極：所以所以解：解：正極：PbSO4+2e-Pb+SO42-負極：Pb-2e-Pb2+電池反應為：電池反應為：77作業(yè)作業(yè):p1074,12(3),13(2),14,1678Cu2+2eCu1=0.34VCu+eCu2=0.522VCu2+eCu+3=0.158V79勤勤學學善善思思