第章 电化学基础与氧化还原平衡()ppt课件.pptVIP

第11章 电化学基础与氧化还原平衡 具有人为性、经验性。 按一定规则指定的元素的形式电荷数。 11.4 标准电极电势的应用 第11章小结 Nernst方程的应用 氧化型和还原型浓度的改变对电极电势的影响 由能斯特方程可见： [氧化型]增大或[还原型]减小，电极电势↑； [氧化型]减小或[还原型]增大，电极电势↓。 标准电极电势 标准氢电极(SHE) /H H 电对： 2 + 电极反应： 表示为： H+(1mol/L) H2(g) Pt ( ) V 000 . 0 /H H 2 = + E ( ) g H 2e aq) ( H 2 2 + - + 标准电极电势 标准状态下的某电极与标准氢电极之间的电势差，就称为该电极的标准电极电势。 测定时，根据检流计指针的偏转方向，可知电流的方向，从而确定被测电极与氢电极组成的电池的正负极，进一步确定标准电极电势的符号。 例如：标准锌电极与标准氢电极组成原电池，锌为负极，氢为正极，测得E? =0.7618 (V)，则 E?(Zn2+/Zn) = 0.0000 – 0.7618 = －0.7618(V) 测定 把各种电极做成标准电极； 与标准氢电极组成原电池； 测出标准电池的电动势，由E池 = E(+) – E(-)求得E?。 根据电表测知电子的流向判断正负极 标准电极电势表 明确几点： 标准电极电势表中的电极反应，均以还原反应的形式表示：氧化型＋ne 还原型； 电极电势小的电对对应的还原型物质还原性强， 电极电势大的电对对应的氧化型物质氧化性强； 电极电势是强度性质，没有加和性； 电极电势值仅适用于标准态时的水溶液，对于非水溶液、高温、固相反应，则不适用； 一些电对的电极电势与介质的酸碱性有关。 例题： 已知 Fe3++ e = Fe2+ E? = 0.77V Cu2++ 2e = Cu E? = 0.34V Fe2++ e = Fe E? = ?0.44V Al3++ 3e = Al E? = ?1.66V 则最强的还原剂是： A. Al3+； B. Fe； C. Cu； D. Al. √ 1 判断标准态时氧化剂、还原剂的相对强弱 2 3 判断标准态时氧化还原反应进行的方向 4 电池的电动势与Gibbs能的关系 5 原电池反应的标准平衡常数 元素电势图及其应用 判断标准态时氧化剂、还原剂的相对强弱 E?氧化型/还原型越小： 其还原型的还原能力越强 其氧化型的氧化能力越弱 E?氧化型/还原型越大： 其氧化型的氧化能力越强 其还原型的还原能力越弱 判断标准态时氧化还原反应进行的方向 E — 电动势（V） F — 法拉第常数 96500（C·mol-1） n — 电池反应中转移的电子的物质的量 电功(W)=电量(q)×电势差(E) 电池反应： 标准状态： m r nFE G - = D 反应自发进行的条件为△rGm＜0 因为标态下： ?G? =－nFE? 即： E? ＞ 0 反应正向自发进行； E? ＜ 0 反应逆向自发进行。 且E?值越大，反应自发进行的的倾向越大。 进行？ 时的标准态下能否向右 25℃ 在 例题：试判断反应 0 0.131V 1.360V 1.2293V - = - = ∴该反应在标准态下不能向右进行。 O(1) 2H ) g ( Cl (aq) MnCl 4HCl(aq) ) s ( MnO 2 2 2 2 + + + 解： ) Cl / (Cl ) Mn / (MnO 2 2 2 - = - + E E E 选择Fe3+做氧化剂 要使I –、Br –均被氧化，应选择哪种氧化剂？ 例题：溶液中有Br – , I –, 要使I –被氧化, Br –不被氧化 选择Ce4+做氧化剂 电池的电动势与Gibbs能的关系 ?G? =－nFE? ——对电池反应和电极反应都适用 例题：求下列电极反应的Eθ： ClO3－(aq)+ 6H+(aq)+ 5e = Cl2(g) + 3H2O(l) 已知?G?f(ClO3－)=－3.3kJ/mol，?G?f(H2O)=－237.18kJ/mol 解：?G?= 3×(－237.18)－(－3.3)=－708 (kJ/mol) 例题： 原电池反应的标准平衡常数 K?为广度量，与方程式的写法有关； E?池为强度量，与方程式的写法无关。 2.107V = ) V 95 5 .