第八章氧化还原反应和电极电位概要.ppt

判断标准状态下下列氧化还原反应自发进行的方向： 反应向右自发进行。 example 解：拆成两个半反应，查出其标准电极电势 Fe2+ ＋e → Fe3+ Br2＋2e → 2Br- 较强的氧化剂是Br2, 较强的还原剂是Fe2+ 自由能（G）：系统的状态函数，只与系统的始态和终态有关，而与过程无关。 ΔG可用来判断化学反应的方向： △rGm＜0，反应正向自发进行。 △rGm 0，反应逆向自发进行。 △rGm= 0，反应达平衡状态。 标准态各物质的自由能变△rGm 可查表得到。 △rGm= 第三节 电池电动势与化学反应自由能 判断氧化还原反应的方向 (1)当φ 值相差较大(0.25V),或各物质浓度相差不大时可用φ 直接判断反应方向。 如φ (Fe3+/Fe2+)=0.770V φ (Pb2+/Pb)=-0.126V 反应：Pb2+ + Fe2+ Pb + Fe3+的方向如何？ (0.15mol/L)(0.1mol/L) (0.20mol/L) (2)当φ 值相差不大(0.25V)，各物质的浓度相差较大时，应该用φ值来判断反应方向。 电极反应： I2 ＋ 2e 2I- H3AsO4 + 2e + 2H+ HAsO2 + 2H2O 298K时判断反应： HAsO2 + I2 + 2H2O H3AsO4 + 2I- + 2H+ 当[HAsO2]=[H3AsO4]=1mol·L-1，[I-]=1mol·L-1时，在中性和酸性([H＋]=1mol·L-1)溶液中反应进行的方向。 example 解：查表得出两个电对的标准电极电位： φ (I2/I-)=0.535V φ (H3AsO4/HAsO2)=0.559V 因为φ(I2/I-) φ(H3AsO4/HAsO2)，所以反应能逆方向进行。 (2)当溶液中氢离子浓度为l mo1·L－1时 （1）在中性溶液中 [H+]=1.0×10-7mol·L-1 φ(I2/I-)= φ (I2/I-)=0.535V φ(H3AsO4/HAsO2)= φ (H3AsO4/HAsO2)=0.559V φ1= φ (I2/I-)=0.535V = 0.559 + 0.05916×lg10-7 = 0.145(V) 因 φ(I2/I-)＞ φ(H3AsO4/HAsO2) 反应向右进行 解：首先将氧化还原反应拆成两个半反应 正极反应 Cr2O72- + 14H+ +6e- 2Cr3+ + 7H2O 负极反应 Fe3+ +e- Fe2+ 查表得 φ (Cr2O72- / Cr3+ ) =1.232V φ (Fe3+/ Fe2+)=0.771V E = φ (Cr2O72- / Cr3+ ) – φ (Fe3+/ Fe2+) = 1.232V - 0.771V =0.461V 在氧化还原反应中电子转移的总数n=6 反应的△rGm ，并判断反应是否自发进行。 根据标准电极电位，计算反应 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O example △rGm = -nFE = -6× 96485C· mol-1 × 0.461V = -2.669 ×105J · mol-1 =-266.9kJ · mol-1 ＜ 0 故反应正向自发进行。 电池标准电动势和平衡常数 氧化还原反应平衡常数的求算： 根据式： △rGm= -nFE 又根据式： △rGm= -RTlnK 即得： RTlnK = nFE 在298.15K下，将 R= 8.314J·K-1· mol –1, F=96485C · mol –1, 代入上式 得： 在一定温度下(一般为298.15K), 氧化还原反应平衡常数与标准态下的电池电动势（氧化剂、还原剂本性）和电子转移数有关，与反应物浓度无关 求298.15K下 Zn+ Cu2+ Cu + Zn2+反应的平衡常数 解: 将以上反应设计成原电池, 电极反应为: 正极反应： Cu2 ++2e- → Cu 负极反应： Zn →Zn2+ + 2e- 查表得φ (Cu2+ / Cu ) =0.3419V φ (Zn2+/ Zn)= -0.7618V E =