第五章氧化还原反应.ppt

第5章氧化还原反应5.1氧化数与氧化还原方程式的配平1.氧化数2.氧化还原方程式的配平(2)离子-电子法5.2原电池与电极电势原电池的组成及其表示标准电极电位表都分为两种介质(附录)：酸性、碱性溶液。什么时候查酸表、或碱表？有几条规律可循：（1）H+无论在反应物或产物中出现皆查酸表：（2）OH-无论在反应物或产物中出现皆查碱表：（3）没有H+或OH-出现时，可以从存在状态来考虑。如Fe3++e-?Fe2+，Fe3+只能在酸性溶液中存在，故在酸表中查此电对的电位。注意：无论标准或非标准状态下的电极电位表示的都是电极在特定状态下的平衡电学性质，在电池中电极不管是负极还是正极，电极电位的正负、绝对值均不变。电极电位属强度性质，其值不随物质的量而改变R为摩尔气体常量，8.314J·K-1·mol-1F为法拉第常量，表示1mol电子所带的电荷，9.648×104C·mol-1T为热力学温度n为电极反应中电子转移数氧化型物质浓度增大，或还原型物质浓度减小电极电势代数值增大；反之减小注意：组成电极的物质有纯固体或纯液体及水，浓度视为常数；气体可代入相对分压p/pθH+或OH-的浓度必须按以各自计量系数为指数的乘幂代入方程；在氧化型一边，代入对数项的分子，在还原型一边，代入对数项的分母应用Nernst方程时，最好先写出电极反应式。Nernst方程式计算示例比较氧化剂或还原剂的强弱例：判断2Fe3++2I-==2Fe2++I2，[Fe3+]=0.001mol/L-1,[I-]=0.001mol/L1,[Fe2+]=1mol/L-1时反应方向如何?解：在非标准态时:E=E?-(0.0592/2)lg[12×1/(0.0012×0.0012)]=-0.121V＜0即反应逆向进行。计算有关平衡常数5.3元素标准电极电势图及其应用1.36V12lg2V0592.01.2293V4=+=)/MnMnO(22+?L12mol)Cl()H(HCl)2(1?==--+cc中，浓]/)Mn([]/)H([lg2V0592.0)/MnMnO(2422+=+++cccc?)l(O2H)aq(Mn2e)aq(4H)s(MnO222++++-+00.06V1.30V1.36V=-=)/ClCl()/MnMnO(222-=-+??E反应能向右自发进行。V30.1121lg2V0592.01.36V2=+=]/)Cl([/)Cl(lg2V0592.0)/ClCl()/ClCl(2222+=---ccpp??例：判断在酸性溶液中H2O2与Fe2+混合时，能否发生氧化还原反应？若能反应，写出反应方程式。0.2VV994.00.769V1.763V=-=FeOH222+发生的反应：与解：)aq(OH2e)aq(2H)g(O222++-+V6945.0=E)l(O2H2e)aq(2H)aq(OH222++-+V763.1=E)aq(Fee)aq(Fe23++-+=E0.769V+)s(Fe2e)aq(Fe2+-0.4089V-=E)l(O2H)aq(Fe2)aq(2H)aq(Fe2)aq(OH23222++++++)Fe/Fe()OH/OH(23222-=++EEE判断氧化还原反应进行的次序判断反应的顺序:一般是电动势最大的两电对优先发生反应.??(Cu2+/Cu)-??(Zn2+/Zn)=0.3419-(-0.7631)=1.105V;??(Fe2+/Fe)-??(Zn2+/Zn)=-0.447-(-0.7631)=0.316V.