化学原理（一）知识点精选 ：chapter4(1).pptx

氧化态 还原态 氧化还原电对(redox couple) ;氧化剂电对： MnO4-/ Mn2+ 还原剂电对： Fe3+ / Fe 2+ ;有些复杂的氧化还原反应，配平的时候需要根据具体情况在半反应两边加H＋、OH－或者H2O。;例如： MnO4- + SO32- → Mn2+ + SO42-（酸性介质）;MnO4- = Mn2+ SO32- = SO42-;核对两边原子数和电荷数 ;★ 特例：H2O2; 原电池装置用原电池符号来表示，如Cu-Zn原电池符号表示为： (-) Zn|ZnSO4(c1) || CuSO4(c2)|Cu (+) 规定：负极(-)写在左边，正极(+)写在右边。 其中“|”代表相界面，“||”代表盐桥，c指示溶液的浓度（当溶液浓度为1mol·dm-3时，可省略不写）。 ;10 溶液必须写在盐桥两侧；导体写在外侧。 ;1. 金属电极 金属置于含有同一金属离子的溶液中构成的。Cu-Zn原电池的两极就属此类电极。电极符号记为Zn|Zn2+，Cu|Cu2+。其中“ | ”表示电极与电解质溶液的相界面。该类电极中，金属既是电极材料起导电作用，同时又是电对的还原态物质。;;; 此类电极由金属和它的难溶盐组成，金属自身作电极材料。一般是将金属表面涂上该金属的难溶盐，然后浸在与该盐具有相同阴离子的溶液中所组成的。;甘汞电极由金属汞、固态甘汞Hg2Cl2和KCl 溶液组成。 电极符号为: Hg | Hg2Cl2(s) | Cl- 或 Hg，Hg2Cl2(s) | Cl- 电极反应： Hg2Cl2(s) + 2e- ? 2Hg + 2Cl- 该类电极的优点是利用了金属难溶盐的溶解平衡，离子浓度稳定，使用方便。; 如果把两个电极电势不同的电极组成原电池，电子就会从低电势处流到高电势处，形成电流。电极电势低的一极就是负极，电极电势高的一极就是正极。原电池的电动势也就是两极的? 之差： ;1. 标准氢电极(standard hydrogen electrode) 纯氢气的压力p(H2)= 101325 Pa 溶液中c(H+)=1.0 mol·dm-3 温度一般选298.15K （Pt）H2(101325Pa)|H+(1.0mol·dm-3) 标准氢电极的电极电势记为： ??(H+/H2)=0.00 V; 事实证明，?值的大小反映了氧化还原电对中氧化态和还原态物质的氧化还原能力的相对强弱。 ?↗，[氧化态] 氧化能力↗ ，强氧化剂 [还原态] 还原能力↘ ，弱还原剂 ?↑[强Ox]/[弱Red] ?↘，[氧化态] 氧化能力↘ ，弱氧化剂 [还原态] 还原能力↗， 强还原剂 ?↓[弱Ox]/[强Red];三、影响 ? 的因素——Nernst 方程式; 使用Nernst方程应注意几个问题： ①如果组成电对的物质是固体或液体，则它们的浓度项不列入方程式；如果是气体，则要以分压来表示。 ②电极反应中，除了氧化态和还原态物质外，其它参加电极反应的物质，如H+、OH-，也应列入能斯特方程式中。 ③ 电极电势无加和性。它代表电对得失电子的一种能力，故无论电极反应的系数乘或除以任何实数，? 值都不变。;根据能斯特方程式，可以推得如下结论:;二、判断氧化剂和还原剂的相对强弱;根据热力学推导可得： ΔG = -W电 W电= QE = nFE ∴ ΔG = -nFE 标准态下：ΔG? = -nFE? （ n：电池反应中转移电子的计量数； F：法拉第常数 96485 C?mol－1）;氧化还原反应自发: ΔG＜0 ? E＞0 ? ?(+)＞?(-) 换言之，?值大的电对中的氧化态物质氧化?值小的电对中的还原态物质，反应是自发的。