[理学]4第七章 氧化还原.ppt

第二节 电极电势和电池电动势 原电池 电极电势 氧化还原反应方向和限度 影响电极电势的因素 电极电势的应用 二 电 极 电 势 标准电极电势表(298.15K) 标准电极电势表(298.15K) 电池电动势与化学反应Gibbs自由能变的关系 n是转移电子的物质的量，单位mol 电动势 E单位V 法拉第常数F = 96 485 C·mol-1 W单位J 测得某原电池的电动势Eo,就可以求出反应的吉布斯自由能变化?rGmo 用电池电动势判断氧化还原反应的自发性 ?rGmo0 则 Eo0 反应正向自发 ?rGmo0 则 Eo0 反应逆向自发 ?rGmo=0 则 Eo=0 反应达到平衡 例 计算 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 的?rGom，并判断反应在标准状态下是否自发进行 例: (二) 氧化还原反应的限度 四 影响电极电势的因素 (3) 氧化型和还原型都生成沉淀 五 电极电势的应用 第三节 电势图及其应用 【例】利用氯的元素电势图求 本 章 小 结 解： （1） 正极： 2H+ + Pb H2 + Pb2+ 2H＋ + 2e - H2 负极： Pb2+ + 2e - Pb 电池反应： 该反应在标准态下能正向自发进行 (－)Pb ︱Pb2+(1mol·L-1) ‖ H+(1mol·L-1)︱H2(100kPa), Pt (+) （2） 加入NaAc后， 氢电极溶液中平衡： HAc H+ + Ac – 该反应逆向自发进行 2H＋ + 2e - H2 2H+ + Pb H2 + Pb2+ (三) 求离子浓度和平衡常数 例：298.15K,在 0.1mol/L AgNO3 1.00L溶液中加入过量的铜粉，放置使反应达到平衡， Cu(s) + 2Ag+ 2Ag + Cu2+ 求平衡时 [Ag+] [Cu2+] ？ Cu(s) + 2Ag+ 2Ag + Cu2+ 平衡浓度： x （0.1-x）/2 令[Cu2+]=0.05 [Ag+]=3.86×10-9 Ag ︱Ag＋ Ag ︱[Ag（NH3）2]＋，NH3 可求出[Ag（NH3）2]＋ 离解常数Ks Pt ︱ H2︱H+ Pt ︱ H2(g) ︱ HAc, Ac 可求出HAc的离解常数Ka 任意氧化还原反应（电池反应）： aOx1 + bRed2 dRed1 + cOx2 (一) Nernst 方程式（能斯特方程） 由Vant Hoff 等温式 由 能斯特方程, 电池电动势E标准电动势E0 Q 反应商 气体用相对分压 浓度用相对浓度 溶剂H2O、纯固体和纯液体不写 aOx1 + bRed2 dRed1 + cOx2 氧化还原反应电池电动势的Nernst方程： R 气体常数 （8.314J·K-1· mol-1） F Faraday常数 （96485C·mol-1） T 绝对温度 n 电池反应中电子转移的数目 298.15K 非标准态电动势与标准态电动势的关系 任意电极反应 mOx + ne - gRed 电极电势的Nernst 方程式 n 电极反应中转移的电子数 298.15K a氧化型 + ne - b还原型 注意: 氧化型和还原型包含了所有参加电极反应的物质 Cr2O72- + 14H+ +6e - 2Cr3+ + 7H2O 半反应 Nernst 方程式 Fe3+ + e - Fe2+ Cu2+ + 2e - Cu Br2 (l) + 2e - 2Br - Cl2(g) + 2e - 2Cl – MnO4－ ＋ 8H＋ ＋5e Mn2＋＋4H2O 298.15K 能斯特方程（任意条件下的电极电势）： （1）电极电势不仅取决于电极的本性， （2）对于同一个半反应， (CRed)g /(COx)m = 1， (COx) ↑， （CRed）↓， ＞ （CRed）↑ ， (COx) ↓， ＜ 反应的电子数； 氧化剂、还原剂 及介质的浓度（或分压）、 还取决于反应的温度、 还原型浓度越大， ，氧化型浓度越大， 值越大； 值越