无机及分析化学第三版第章.pptVIP

第六章 氧化还原反应 确定氧化数的规则 负极反应： Zn → Zn2+ + 2e - (还原剂电对作负极，氧化反应) 正极反应： Cu2+ + 2e - → Cu (氧化剂电对作正极, 还原反应) 第六章 作业 1 2：（3） （6） （7） 4 7 11 15 因为: c(Cr2O72-)= c(Cr3+)=1mol·L-1, pH=6, c(H+)=1×10-6mol·L-1 溶液酸度不仅影响电对电极电势的数值，还会影响氧化还原反应的产物。如： 解: Ag+ + e- Ag n=1 Ag+ + Cl- AgCl [Ag+ ] = Ksp/[Cl-] =1.77×10-10 若在电极溶液中加入NaCl,使其生成AgCl沉淀,并保持Cl-浓度为1mol·L-1 ,求298.15K时的电极电位。 已知Ag+ + e- Ag φ =0.7996V example (三) 沉淀 在氧化还原电对中, 氧化态或还原态物质生成沉淀将显著地改变它们的浓度,使电极电位发生变化。 = 0.7996V - 0.577V = 0.223V (四) 配位反应 由于配位反应的发生,使氧化还原电对中的氧化态或还原态的浓度降低, 使电极电位发生变化 例 计算电对Ag+/Ag溶液中加入NH3后电对的电极电势。 （一） 计算原电池的电动势 例 原电池的组成为： (-) Zn | Zn2+(0.001mol. L - 1) || Zn2+(1.0mol. L - 1) | Zn (+) 计算298K时，该原电池的电动势。 （二）表示物质氧化还原能力的相对强弱 电对的电极电位越大，其氧化态的氧化能力越强，其还原态的还原能力越弱。在氧化还原反应中，较强的氧化剂与较强的还原剂作用，生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂。 四、电极电位的应用 （三）判断氧化还原反应的方向 判断一个给定的化学反应正反应能否自动进行，先假定正反应能自动进行，然后根据正反应的方向设计成原电池，确定出正负极，根据电动势的正负号，就可以判断反应进行的方向。 E=0 ?正 = ?负 反应处于平衡状态 E＞0 ?正 ＞ ?负 正反应能自动进行 E＜0 ?正 ＜ ?负 逆反应能自动进行 例 已知溶液中[Fe2+]=0.1 mol.dm-3 [Fe3+]= 1 mol.dm-3 [I-]= 0.1 mol.dm-3 判断在298.15K时下列反应能否自动进行 解：将上述反应设计成原电池 正极： ?I2/I-= ?θI2/I-+ =0.5355+ =0.5945(v) 负极： ?Fe3+/Fe2+= ?θFe3+/Fe2++ =0.771+0.059lg（1/0.1） =0.830（v） E= ?I2/I-- ?Fe3+/Fe2+=0.5945-0.830=-0.236＜0 该反应不能从左到右自发进行，能从右向左自发进行 氧化还原反应方向的影响因素：电对的浓度，溶液酸度，沉淀以及配位反应的发生。 影响途径：通过改变电对的浓度，达到改变电对的电极电位的目的，从而使两个电对电极电位之间的相对大小发生改变，影响氧化还原反应的方向。 （四）判断氧化还原反应的程度 注：平衡常数只与Eθ有关，与浓度无关， Eθ大，Kθ大，正 反应进行的彻底。 例：计算下列氧化还原反应在298.15K时的平衡常数，并分 析反应进行的程度。 解：按上述反应组成原电池 负极：Sn-2e=Sn2+ 正极：Pb2++2e=Pb 则，E= 正 ?。 - 负 ?。 =-0.1262-（-0.1375）=0.0111（伏） 当溶液中[Sn2+]=2.38[Pb2+]时，反应便达到平衡 说明该反应进行的很不彻底 拉蒂麦尔图(W. M. Latimer diagram) 是用图形表示标准电极电势数据中最简单的一种，是将同一元素不同氧化态物种的标准电极电势按氧化态由高到低顺序相互关联起来的一种表达系统, 因而又叫元素电势图。如氧的元素电势图： 1.229V n = 2 1.77V 0.68