第八章氧化还原反应和电极电位详解.ppt

氧化还原和电极电位;教学基本要求;化合价和氧化数; 化合价;确定氧化数的规则：;一般： H — +1（-1）； O — -2（-1，-1/2）;试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值;注意：1） 同种元素可有不同的氧化数； 2） 氧化数可为正、负和分数等； 3） 氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。 S2O32- S的氧化数为＋2， ;元素的氧化数发生了变化的化学反应;氧化剂和还原剂;氧化态和还原态;Ox ＋ ne Red;半反应与氧化还原电对;半反应的通式为：氧化态 + ne- 还原态;(4)根据氧化剂得电子数＝还原剂失电子数的原则，将两个半反应乘以相应的系数，然后将两个半反应式相加，即得配平的离子式。;配平半反应： SO32 – + H2O ? SO42 – + 2e + 2H+ ? MnO4 – + 5e + 8H+ ? Mn 2+ + 4 H2O ? ? ×5 + ?×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O ? 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –; 1. Cu-Zn原电池 Zn＋CuSO4＝Cu＋ZnSO4 △rGm = -212.6kJ· mol-1 0 反应能自发进行，如图1: ;正极反应： Cu2+＋2e →Cu;由此可见，电池反应就是氧化还原反应。正极反应就是还原半反应；负极反应就是氧化半反应。;⑴ 负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“‖”表示。 ⑵ 半电池中两相界面用“┃”分开，同相不同物种用“,”分开，溶液、气体要注明ci ，pi 。 (3) 如果电极中没有电极导体(通常是金属)，须外加一惰性电极导体。纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“┃”分开。;将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示;常用电极类型：; 3. 金属-难溶盐-阴离子电极：将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，浸入与该盐具有相同阴离子的溶液中所构成的电极。如Ag-AgCl电极。 ;Nernst HW的双电层理论：;;IUPAC规定：以标准氢电极(Standard Hydrogen Elect- rode-SHE)作为比较的标准，并人为规定其绝对电极电位为零。 ;在标准状况下，将待测电极与标准氢电极组成电池，所测得的电池的电动势就是该电极的标准电极电位。;电极电位测定方法;example;标准电极电位表;(1)电极电位值越低，还原剂失去电子能力愈强；电极电位值越高，氧化剂得到电子能力愈强。表中最强氧化剂是MnO4-，最强还原剂是Na;判断标准状态下下列氧化还原反应自发进行的方向：;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。;判断氧化还原反应的方向;电极反应： I2 ＋ 2e 2I-;因为φ(I2/I-) φ(H3AsO4/HAsO2)，所以反应能逆方向进行。 ;解：首先将氧化还原反应拆成两个半反应;△rGm = -nFE = -6× 96485C· mol-1 × 0.461V = -2.669 ×105J · mol-1 =-266.9kJ · mol-1 ＜ 0;电池标准电动势和平衡常数; 求298.15K下 Zn+ Cu2+ Cu + Zn2+反应的平衡常数;Nernst方程式 ;;—— 电池电动势的Nernst方程式。;电极电位的Nernst方程式 ;对于任一半反应： pOx + ne- qRed;解:;二、电极电位的影响因素; H+浓度以14次方的倍数影响φ ,因此pH=6时,电 极电位从+1.232V降到+0.404V,降低了+0.828V,表明其氧化性较标准态明显降低。;;显然由于有沉淀生成, 使Ag+的浓度急剧降低, 对φ(Ag+/ Ag)造成了较大的影响。实际上, 在Ag+溶液中加入Cl-, 原来氧化还原电对中的Ag+已转化为AgCl沉淀了, 并组成了一个新电对AgCl/ Ag, 电极反应为:;(三)生成弱酸(或弱碱)对电极电位的影响; 解: (1)假设在标准状态下该反应能发生(正向???行);E =(φ+-φ-)= -0.281V-(-0.1262V)= - 0.155