经济学第08章-电化学基础课件

2010广州亚运会足球赛小组阶段的比赛继续进行，首战失利的中国国奥迎来了小组的第二个对手吉尔吉斯斯坦国奥队。经过90分钟激战，中国国奥以2-1逆转战胜吉尔吉斯斯坦取得小组首场胜利。最后一轮国奥将死拼马来西亚，来力争小组的一个出线名额。比赛中，国奥在最后时刻由吕文君(83)扳平比分，而吴曦(87)的进球最终绝杀对手！2010广州亚运会足球赛小组阶段的比赛继续进行，首战失利的中1第8章电化学基础8.1氧化数与氧化还原反应（自学）8.2原电池与电动势8.3电极电势8.4电极电势的应用8.5电解与金属腐蚀防护（自学）第8章电化学基础8.1氧化数与氧化还原反应（自学）28.2原电池与电池电动势8.2原电池与电池电动势3电子流出的极负极电子流入的极正极8.2.1原电池-1原电池的构造观察到：检流计的指针发生偏转电子从Zn极流向Cu极。正极反应：Cu2++2e=Cu电极反应：电池反应：Cu2++Zn=Cu+Zn2+负极反应：Zn-2e=Zn2+电子流出的极电子流入的极正极8.2.1原电池-1原电41:盐桥是一个装满饱和KCl溶液（用琼脂固定）的U形管。其作用是联通电路并使溶液电性中和。2:随着电池反应的进行，ZnSO4溶液中会因Zn2+的溶解电荷过剩，CuSO4溶液中则由于Cu2+的沉积而负电荷过剩。从而阻止电子从锌极流向铜极，电池反应便会停止，直至无电流产生。3:当有盐桥存在时，随着反应的进行，盐桥中的负离子进入ZnSO4溶液中，正离子进入CuSO4溶液中，以保持溶液的电中性，使电流连续产生。盐桥的作用？8.2.1原电池-1原电池的构造1:盐桥是一个装满饱和KCl溶液（用琼脂固定）的U形管。盐桥5原电池的构造是这样的，如何表示原电池呢？原电池的构造是这样的，如何表示原电池呢？68.2.1原电池-2原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右边。B：∣代表两相界面；‖表示盐桥。C：若电极反应中无金属导体，需用惰性电极Pt或C；若有气体、液体或固体参加电极反应，如Cl2(g),H2(g),I2(s),应写在惰性电极一侧，以|相隔。D：写明电池物质及其状态，聚集状态（s、l、g)、组成（浓度）、温度、压强等。（-）Zn︱ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)︱Cu（+）8.2.1原电池-2原电池的符号书写注意事项：A：书写次7（-）Pt∣Fe3+(0.1mol·L-1)

，Fe2+‖Cl-(2.0mol·L-1)∣Cl2|Pt（+）练习：写出下列氧化还原反应的电池符号。2Fe2+(1.0mol·L-1)+Cl2(100kPa)→2Fe3+(0.10mol·L-1)+2Cl-(2.0mol·L-1)Hg2Cl2(s)+Sn2+(1.0mol·L-1)→Sn4+(1.0mol·L-1)+2Hg(l)+2Cl-(1.0mol·L-1)（-）Pt∣Sn2+，Sn4+‖Cl-∣Hg2Cl2(s)

|Hg(l)|Pt（+）8.2.1原电池-2原电池的符号（-）Pt∣Fe3+(0.1mol·L-1)，Fe2+‖8在电池中，我们把电子流出的一极叫做负极，发生氧化反应。把电子流入的一极叫做正极，发生还原反应。在上边的例子中，锌的一极叫做负极，铜的一极叫做正极。电极上必须有两类物质，一类是还原物质，另一类是氧化物质。这两种物质关系如下：氧化型+ne=还原型8.2.1原电池-3电极与电极反应在电池中，我们把电子流出的一极叫做负极，发生氧氧化型+n9正极：Cu(aq)+2e→Cu(s)负极：Zn(s)-2e→Zn(aq)

总反应：Zn(s)+Cu(aq)→Zn(aq)+Cu(s)Cu-Zn电池的两个半反应电极上的反应称为电极反应。因为每一个电极都是原电池的一半，所以又称为半电池反应。8.2.1原电池-3电极与电极反应正极：Cu(aq)+2e→Cu(s)负极：10如：Zn2+/Zn、Cu2+/Cu一个电极中，氧化态物质与其对还原态物质构成一个氧化还原对，简称电对（电极）。电对通常记为：氧化态/还原态。不只是金属与其离子可以组成电对（电极），同种金属的不同价态的离子，非金属单质及其离子，金属及其难溶盐都可以组成电对（电极）。8.2.1原电池-3电极与电极反应如：Zn2+/Zn、Cu2+/Cu一个电极中，氧化态118.2.1原电池-4电极的类型电极类型 电对 电极金属电极Zn2+/Zn Zn∣Zn2+气体电极Cl2/Cl-Cl-,Cl2∣Pt难溶盐电极AgCl/AgAg∣AgCl,Cl-难溶氧化物电极HgO/HgHg∣HgO∣OH-氧化还原电极Fe3+/Fe2+Fe3+,Fe2+∣PtIIIIII8.2.1原电池-4电极的类型电极类型 电对 128.2.2原电池的最大电功和吉布斯自由能原电池的电动势:在原电池中，用电位计所测得的正极和负极之间的电势差，叫做原电池的电动势。符号：E；单位：V。标准电动势(EӨ):在标准态下测定的原电池的电动势。原电池的△G与E之间的关系:△G＝-nFEF：Faraday常数，96485C·mol-1n：电池反应中转移的电子数若反应在标准态下进行：△GӨ＝-nFEӨ8.2.2原电池的最大电功和吉布斯自由能原电池的电动势:在13电极电势的产生-双电层理论(了解)电极电势的产生:对金属与溶液间的作用进行了大量的研究，总结出扩散双电层理论。一方面，金属表面上的金属离子受极性很大的水分子吸引，离开金属而溶解于溶液中-溶液正电，金属负电。另一方面，溶液中的金属离子可沉积到金属的表面上-溶液正电，金属负电。这样就形成了双电层。电极电势的产生-双电层理论(了解)电极电势的产生:这样就形14例：将一金属Zn片插入水中水分子与晶格中金属锌离子相互作用。部分锌离子离开金属相进入水中。结果：金属表面带上负电荷，溶液相因Zn2+溶入而带正电荷。进入水相中的Zn2+受金属表面负电荷的电性吸引而分布在金属表面附近形成“双电层”。例：将一金属Zn片插入水中水分子158.3电极电势如何定量的衡量一个电极？一个电极的电动势如何确定？-H,S,G有一个标准值作为标杆(为0的时候)，其它的与这一标杆比较得到数值，我们也可以借助这种思路来确定电极电势。电极电动势的规定中，如何确定标准呢？标准氢电极甘汞电极8.3电极电势如何定量的衡量一个电极？一个电极的电动势如16标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标准电极来确定给定电极的相对电极电势。原电池的电动势(E)就是两极之间的电势差，即正极的电极电势(E＋)减去负极的电极电势(E－)。8.3.1标准氢电极和甘汞电极-标准氢电极1:规定氢的分压P(H2)＝100.0kPa，2:溶液中H+浓度为1mol·L-1，298K时，其电极电势为零。标准氢电极符号：Pt,H2(100.0kPa，298K)|H+(1mol·L-1)标准氢电极电极电势：θ(H+／H2)＝0.0000V标准氢电极电极反应：2H+＋2e-=H2标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标原电池的电动势17甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯化钾制成糊状物，放入氯化钾溶液中而组成，用铂丝导电组成。电极符号：Pt,Hg∣Hg2Cl2∣KCl(饱和)电极反应为：Hg2Cl2(s)十2e-

2Hg(l)＋2Cl-(aq)电势为：25度时，饱和甘汞电极，0.2415V。KCl溶液Hg2Cl2HgPt8.3.1标准氢电极和甘汞电极-甘汞电极甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯KCl溶液Hg218确定了标准之后，如何确定其它电极电势呢？确定了标准之后，如何确定其它电极电势呢？198.3.2标准电极电势-电极电势的定义将待测电极与标准氢电极组成一个原电池,测得该原电池的电动势(E),就可以知道待测电极相对于标准氢电极的电极电势。E（电池）=E(待测）-E（标准氢电极）测定Cu电极的EӨ，组成如下电池：（-）Pt|H2(g)∣H+(CӨ)‖Cu2+(CӨ)∣Cu（+）EӨ=EӨ(Cu2+/Cu)-EӨ(H+/H2)0∴EӨ(Cu2+/Cu)=0.340V=0.340V

测得的8.3.2标准电极电势-电极电势的定义将待测电极与标准氢电20？以前学过标准焓，标准熵，标准吉布斯自由能有没有标准电极电势呢？以前学过标准焓，标准熵，标准吉布斯自由能有没有标准电极电势218.3.2标准电极电势-标准电极电势当待测电极中，参加反应的各物质均处于各自的标准状态的时候(待测电极处于标准态即溶液中离子浓度为1mol/L-1，气体分压为100.0kPa，温度为298K)，待测电极的电极电势称为标准电极电势。符号记为Eθ(氧化态/还原态)，右上角“θ”表示标准值。标准电极电势如何测量？8.3.2标准电极电势-标准电极电势当待测电极中，参加反应221：某电极的标准电极电势Eθ的数值，就等于其标准电极与标准氢电极组成的原电池的标准电动势Eθ的数值。2：在与标准氢电极组成的原电池中，若此电极为正极，Eθ的符号为正；若此电极为负极，Eθ的符号为负。8.3.2标准电极电势-标准电极电势1：某电极的标准电极电势Eθ的数值，就等于其8.3.2标准23(1)

Eθ代数值与电极反应中化学计量数的选配无关。Eθ代数值反映物质得失电子倾向大小，它与物质的数量无关。

如：Zn2++2e-=Zn与2Zn2++4e-=2Zn；Eθ数值相同。(2)

Eθ代数值与半反应的方向无关。

如：Cu2++2e-=Cu与Cu=Cu2++2e；Eθ数值相同。IUPAC规定，表中电极反应以还原反应表示（故有称之谓“还原电势”），无论电对物质在实际反应中的转化方向如何，其Eθ代数值不变。8.3.2标准电极电势-标准电极电势(1)Eθ代数值与电极反应中化学计量数的选配无关。Eθ代数24查阅标准电极电势数据时，要注意电对的具体存在形式、状态和介质条件等都必须完全符合。如：Fe2+(aq)+2e-=Fe(s)

E(Fe2+/Fe)=-0.447VFe3+(aq)+e-=Fe2+(aq)

(Fe3+/Fe2+)=0.771VE8.3.2标准电极电势-标准电极电势电池电动势与电极电动势关系如何呢？查阅标准电极电势数据时，要注意电对的具体存在形式、状态和介质25？8.3.2标准电极电势-电极电势与电池电动势E(电池)=E(+)-E(+)

电池电动势与电极电动势关系如下：电极电动势与反应中各个物质的浓度，反应的温度都有何种联系呢-能斯特方程。？8.3.2标准电极电势-电极电势与电池电动势E(电池)26①当T=298.15K,F=96485J·V-1·mol-1,R=8.314J·mol-1·K-1时②8.3.3电极电势的Nernst方程-电极能斯特方程弄清楚E和Eθ①当T=298.15K,F=96485J·V-1·mol-127在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，还有其它物质参加电极反应，则其浓度也要列入Nernst方程式。说明:(1)Nernst方程中的浓度为相对浓度(C/CӨ),若有气体参加电极反应，则用相对分压(P/PӨ)表示，电极反应中的固体、纯液体不列入方程式。8.3.3电极电势的Nernst方程-电极能斯特方程在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，说明:8.3.328例已知电极反应:MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OEӨ(MnO4-/Mn2+)=1.51V，

计算当C(MnO4-)=C(Mn2+)=1.0mol·L-1

C(H+)=10mol·L-1E(MnO4-/Mn2+)=?解：E(MnO4-/Mn2+)=EӨ(MnO4-/Mn2+)+=1.51V+=1.60V说明：含氧酸盐在酸性介质中氧化性增强。8.3.3酸度对电极电势的影响例已知电极反应:MnO4-+8H++5e=Mn2++429例已知电极反应2H++2e=H2(g)，EӨ=0.0V,向体系中加入NaOAc,使得C(HOAc)=C(NaOAc)=1.0mol·L-1，P(H2)=PӨ，求E(H+/H2)。解：E(H+/H2)=EӨ(H+/H2)+=0.0592lgC(H+)=1.8×10-5mol·L-1∴E(H+/H2)=-0.28V2HOAc+2e⇌2OAc-+

H2(g)EӨ=-0.28V8.3.3酸度对电极电势的影响Ka=1.8*10-5例已知电极反应2H++2e=H2(g)，EӨ=0.030例298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaOH时有Fe(OH)3、Fe(OH)2沉淀生成，假设无其它反应发生，当沉淀反应达到平衡时，保持C(OH-)=1.0mol·L-1，求E(Fe3+/Fe2+)为多少？已知KspӨ

(Fe(OH)3)=2.79×10-39

,KspӨ

(Fe(OH)2)=4.87×10-17

EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.771V解：电极反应：Fe3++e=Fe2+求C(Fe3+)和C(Fe2+):Fe2++2OH-=Fe(OH)2KspӨ

=C(Fe2+)·[C(OH-)]2C(Fe2+)=KspӨ

(Fe(OH)2)Fe3++3OH-=Fe(OH)3KspӨ

=C(Fe3+)·[C(OH-)]3C(Fe3+)=KspӨ

(Fe(OH)3)E(Fe3+/Fe2+)=EӨ(Fe3+/Fe2+)+∴E(Fe3+/Fe2+)=EӨ(Fe3+/Fe2+)+=-0.55V8.3.3沉淀对电极电势的影响例298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaO31上节课的复习上节课的复习32原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右边。B：∣代表两相界面；‖表示盐桥。C：若电极反应中无金属导体，需用惰性电极Pt或C；若有气体、液体或固体参加电极反应，如Cl2(g),H2(g),I2(s),应写在惰性电极一侧，以|相隔。D：写明电池物质及其状态，聚集状态（s、l、g)、组成（浓度）、温度、压强等。（-）Zn︱ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)︱Cu（+）原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右33标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标准电极来确定给定电极的相对电极电势。原电池的电动势(E)就是两极之间的电势差，即正极的电极电势(E＋)减去负极的电极电势(E－)。标准氢电极1:规定氢的分压P(H2)＝100.0kPa，2:溶液中H+浓度为1mol·L-1，298K时，其电极电势为零。标准氢电极符号：Pt,H2(100.0kPa，298K)|H+(1mol·L-1)标准氢电极电极电势：θ(H+／H2)＝0.0000V标准氢电极电极反应：2H+＋2e-=H2标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标原电池的电动势34甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯化钾制成糊状物，放入氯化钾溶液中而组成，用铂丝导电组成。电极符号：Pt,Hg∣Hg2Cl2∣KCl(饱和)电极反应为：Hg2Cl2(s)十2e-

2Hg(l)＋2Cl-(aq)电势为：25度时，饱和甘汞电极，0.2415V。KCl溶液Hg2Cl2HgPt甘汞电极甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯KCl溶液Hg235（2）原电池△G与E之间的关系:△G＝-nFE①②一些公式（1）E(电池)=E(+)-E(+)（3）（2）原电池△G与E之间的关系:△G＝-nFE①②一些公36在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，还有其它物质参加电极反应，则其浓度也要列入Nernst方程式。说明:(1)Nernst方程中的浓度为相对浓度(C/CӨ),若有气体参加电极反应，则用相对分压(P/PӨ)表示，电极反应中的固体、纯液体不列入方程式。在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，说明:37对于任一电池反应：cC＋dD＝gG＋hH8.3.3电极电势的Nernst方程-电池能斯特方程电极的能斯特方程学习了，原电池的能斯特方程呢？这些电池电势，电极电势有什么用呢？对于任一电池反应：cC＋dD＝gG＋hH8.3.38练习：已知在298.15K时,下列原电池的电动势为0.436V。试计算Ag+的浓度?

(-)Cu∣Cu2+(0.010mol·L-1)‖Ag+(xmol·L-1)∣Ag(+)Eθ(Cu2+/Cu)=0.340V

Eθ(Ag+/Ag)=0.7991V练习：已知在298.15K时,下列原电池的电动势为0.43639E(Cu2+/Cu)=0.340+(0.0592V/2)lg(0.01)=+0.28VE=E(Ag+/Ag)-E(Cu2+/Cu)=[Eθ(Ag+/Ag)+0.0592·lg{c(Ag+)/cθ]-E(Cu2+/Cu)X=0.040mol.L-1

E(Cu2+/Cu)=0.340+(0.0592V/408.4电极电势的应用（1）氧化剂与还原剂的相对强弱；（2）氧化还原反应进行的方向；（3）氧化还原反应进行的程度；（4）计算相关常数。8.4电极电势的应用（1）氧化剂与还原剂的相对强弱；41规律：EӨ越大，电对的氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱；EӨ越小，电对的还原型物质的还原能力越强，氧化型物质的氧化能力越弱。8.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱规律：8.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱428.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱电对电极反应EӨZn2+/ZnZn2++2e=Zn-0.7626Fe2+/FeFe2++2e=Fe-0.44H+/H22H++2e=H20.0Cu2+/CuCu2++2e=Cu0.340Cl2/Cl-Cl2+2e=2Cl-1.3583MnO4-/Mn2+MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O1.518.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱电对电极反应EӨZn43氧化能力从强到弱：MnO4->Cl2>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+还原能力从强到弱：Zn>Fe>H2>Cu>Cl->Mn2+8.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱氧化能力从强到弱：MnO4->Cl2>Cu2+>H+>Fe244∆rGm<0，E>0，反应向正向进行。∆rGm=0，E=0，处于平衡状态。∆rGm>0，E<0，反应向逆向进行。8.4.2判断氧化还原反应进行的方向对于一个氧化还原反应：∆rGm=-nFE因此，我们可以直接根据Eθ的大小，来初步判断氧化还原反应的方向。∆rGm<0，E>0，反应向正向进行。8.4.2判断氧化还45说明：经验规则：EӨ>0.2V，反应正向进行。EӨ<-0.2V，反应逆向进行。-0.2V<EӨ<0.2V，反应即可能正向进行，也可能逆向。但是，我们要求用E来判断，只有当反应处于标准态下，才用EӨ来判断。8.4.2判断氧化还原反应进行的方向说明：经验规则：但是，我们要求用E来判断，只有当反应处于标46例实验室常用MnO2与浓HCl反应制取Cl2，反应为：MnO2(s)+4H++2Cl-=Mn2++Cl2(g)+2H2O(l)。(1)反应若在标准态下进行，反应进行的方向？(2)若用浓HCl(C(HCl)=12.0mol·L-1)进行反应，其它物质处于标准态，反应进行的方向？已知：EӨ(MnO2/Mn2+)=1.23V;EӨ(Cl2/Cl-)=1.36V例实验室常用MnO2与浓HCl反应制取Cl2，反应为：47解:(1)标准态下：EӨ=EӨ(MnO2/Mn2+)-EӨ(Cl2/Cl-)=1.23V-1.36V=-0.13V<0，反应逆向进行。浓盐酸条件下：E(MnO2/Mn2+)=EӨ(MnO2/Mn2+)+(MnO2+4H++2e→Mn2++4H2O)=1.36VE(Cl2/Cl-)=EӨ

(Cl2/Cl-)+(Cl2+2e→2Cl-)=1.30VE=E(MnO2/Mn2+)-E(Cl2/Cl-)=1.36V-1.30V=0.06V>0，反应正向进行解:(1)标准态下：EӨ=EӨ(MnO2/Mn2+488.4.3判断氧化还原反应进行的限度lgKӨ=-∆rGmӨ/2.303RT∆rGmӨ=-zFEӨ∴lgKӨ=zFEӨ/2.303RT当T=298.15K,F=96485J·V-1·mol-1,R=8.314J·mol-1·K-1时∴lgKӨ=zEӨ/0.0592KӨ只与EӨ有关，且EӨ越大，KӨ越大，正反应进行的程度越大。8.4.3判断氧化还原反应进行的限度lgKӨ=-∆rGmӨ49例计算下列反应：Ag++Fe2+→Ag+Fe3+(1)在298.15K时的平衡常数KӨ？(2)如果反应开始时C(Ag+)=1.0mol·L-1，C(Fe2+)=0.1mol·L-1，求达平衡时Fe3+的浓度。已知：EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.771VEӨ(Ag+/Ag)=0.7991V例计算下列反应：Ag++Fe2+→Ag+Fe3+已知：EӨ50EӨ=E+

Ө-E-Ө=EӨ(Ag+/Ag)

-EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.7991V-0.771V=0.0281VlgKӨ=z’EӨ/0.0592=0.475KӨ=2.99(2)设平衡时C(Fe3+)=xmol·L-1Ag++Fe2+→Ag+Fe3+起始浓度/mol·L-11.00.10平衡浓度/mol·L-11.0-x0.1-xxX=0.073平衡时C(Fe3+)=0.073mol·L-1EӨ=E+Ө-E-Ө=EӨ(Ag+/Ag518.4.4相关常数的计算我们可以通过设计电池的方式，来求解一些常数，比如微溶电解质的活度积常数，配合物的稳定常数，弱电解质的解离常数等。例己知半电池反应:

Ag++e-

AgEθ(Ag+/Ag)=0.7991V试计算(AgBr)

AgBr(s)+e-Ag+Br-

Eθ(AgBr/Ag)=0.0711V8.4.4相关常数的计算我们可以通过设计电池的方式，来求解52Eθ（AgBr/Ag）=E(Ag+/Ag)=Eθ(Ag+/Ag)+0.0592*lg{c(Ag+)/cθ}=Eθ(Ag+/Ag)+0.0592*lg(AgBr)0.0711=0.799+0.0592*lg(AgBr)(AgBr)=5.04*10-13

同种元素的不同价态的化合物，之间的关系可以用元素电势图表示。Eθ（AgBr/Ag）=E(Ag+/Ag)=Eθ(Ag+538.4.5元素电势图（1）判断歧化反应能否发生歧化反应：自身氧化还原反应，例如：Cu+→Cu2++Cu规则：ABCE左ӨE右ӨE右Ө>E左Ө，可以发生歧化反应，即B→A+CE右Ө<E左Ө，不可以发生歧化反应，但其逆反应可以发生，即A+C→B。8.4.5元素电势图（1）判断歧化反应能否发生歧化反应：自54（2）计算某电对的EӨ值。计算公式：ABCE1ӨE2Өz1z2DE3Өz3EӨzEӨ(A/D)=（2）计算某电对的EӨ值。计算公式：ABCE1ӨE2Өz55例已知碘在酸性介质中的电势图：EAӨ:H5IO6IO3-HIOI2I-??1.701.130.53451.19求：EӨ(HIO/I2)=?EӨ(IO3-/I-)=?解：EӨ(IO3-/I2)=∴EӨ(HIO/I2)=1.43VEӨ(IO3-/I-)=例已知碘在酸性介质中的电势图：EAӨ:H5IO6IO356例：根据铬在酸性介质中的电势图:Cr2O72-1.36Cr3+－0.424Cr2+－0.90Cr

(1)计算(Cr2O72-/Cr2+)和(Cr3+/Cr)(2)判断Cr3+和Cr2+在酸性介质中是否稳定?例：根据铬在酸性介质中的电势图:Cr2O72-1.3657Cr3+和Cr2+均不歧化，但Eθ(Cr2O72-／Cr3+)〉Eθ（O2/H2O），Cr3+不易被氧化，较稳定。而Eθ（Cr3+/Cr2+）<<Eθ（O2/H2O）,所以Cr2+极不稳定，在酸性介质中极易被空气中的氧气氧化成Cr3+。+0.91V,-0.74VCr3+和Cr2+均不歧化，但+0.91V,-0.74V58第8章：电化学基础总结第8章：电化学基础总结59原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右边。B：∣代表两相界面；‖表示盐桥。C：若电极反应中无金属导体，需用惰性电极Pt或C；若有气体、液体或固体参加电极反应，如Cl2(g),H2(g),I2(s),应写在惰性电极一侧，以|相隔。D：写明电池物质及其状态，聚集状态（s、l、g)、组成（浓度）、温度、压强等。（-）Zn︱ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)︱Cu（+）原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右60标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标准电极来确定给定电极的相对电极电势。原电池的电动势(E)就是两极之间的电势差，即正极的电极电势(E＋)减去负极的电极电势(E－)。标准氢电极1:规定氢的分压P(H2)＝100.0kPa，2:溶液中H+浓度为1mol·L-1，298K时，其电极电势为零。标准氢电极符号：Pt,H2(100.0kPa，298K)|H+(1mol·L-1)标准氢电极电极电势：θ(H+／H2)＝0.0000V标准氢电极电极反应：2H+＋2e-=H2标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标原电池的电动势61甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯化钾制成糊状物，放入氯化钾溶液中而组成，用铂丝导电组成。电极符号：Pt,Hg∣Hg2Cl2∣KCl(饱和)电极反应为：Hg2Cl2(s)十2e-

2Hg(l)＋2Cl-(aq)电势为：25度时，饱和甘汞电极，0.2415V。KCl溶液Hg2Cl2HgPt甘汞电极甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯KCl溶液Hg262（2）原电池△G与E之间的关系:△G＝-nFE①②一些公式（1）E(电池)=E(+)-E(+)（3）对反应：cC＋dD＝gG＋hH（4）lgKӨ=zFEӨ/2.303RTlgKӨ=zEӨ/0.0592（2）原电池△G与E之间的关系:△G＝-nFE①②一些公63元素电势图（1）判断歧化反应能否发生歧化反应：自身氧化还原反应，例如：Cu+→Cu2++Cu规则：ABCE左ӨE右ӨE右Ө>E左Ө，可以发生歧化反应，即B→A+CE右Ө<E左Ө，不可以发生歧化反应，但其逆反应可以发生，即A+C→B。元素电势图（1）判断歧化反应能否发生歧化反应：自身氧化还原反64（2）计算某电对的EӨ值。计算公式：ABCE1ӨE2Өz1z2DE3Өz3EӨzEӨ(A/D)=（2）计算某电对的EӨ值。计算公式：ABCE1ӨE2Өz65第6章弱电解质相关知识的总结第6章弱电解质相关知识的总结66当C/KaӨ>400,α<5%,1-α≈1,有：C(H+)=Cα＝1：多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主。2：近似认为体系中的c(H+)=c(HS-)3：饱和H2S水溶液，c(H2S)=0.1mol·dm3。4：在H2S饱和溶液中，C(S2-)=K2Ө当C/KaӨ>400,α<5%,1-α≈1,有：C67pH=14-pKb

Ө+lgC(弱碱)C(弱碱盐)pH=pKaӨ-lgC(弱酸)C(弱酸盐)以NH4Cl为例:NH4++H2O＝NH3·H2O+H+Kh

Ө(NH4+)

=C(NH3·H2O)C(H+)C(NH4+)•C(OH-)C(OH-)=Kw

ӨKb

Ө(NH3·H2O)Kh

Ө(OAc-)

=C(HOAc)C(OH-)C(OAc-)∙C(H+)C(H+)=Kw

ӨKa

Ө(HOAc)以NaOAc为例：OAc-+H2O＝HOAc+OH-pH=14-pKbӨ+lgC(弱碱)C(弱碱盐)pH=p68盐效应同离子效应盐效应69第7章沉淀溶解平衡相关知识总结第7章沉淀溶解平衡相关知识总结70KspӨ=CӨC(An+)mCӨC(Bm-)n=CӨC(An+)mm+nC(Bm-)n1KspӨ：溶度积常数，温度的函数，反映了难溶电解质的溶解能力。2溶度积常数与溶解度之间的关系：3同离子效应与盐效应：KspӨ=CӨC(An+)mCӨC(Bm-)n=CӨ714溶度积规则针对于：AmBn(s)=mAn++nBm-J<KspӨ，∆rGm

<0，反应正向进行，沉淀溶解

J=KspӨ，∆rGm

=0，反应处于平衡状态J>KspӨ，∆rGm

>0，反应逆向进行，沉淀生成应用溶度积规则，我们可以直接判断沉淀能否生成或溶解。离子积（任意时刻的）5分步沉淀4溶度积规则针对于：AmBn(s)=mAn++nBm-J722010广州亚运会足球赛小组阶段的比赛继续进行，首战失利的中国国奥迎来了小组的第二个对手吉尔吉斯斯坦国奥队。经过90分钟激战，中国国奥以2-1逆转战胜吉尔吉斯斯坦取得小组首场胜利。最后一轮国奥将死拼马来西亚，来力争小组的一个出线名额。比赛中，国奥在最后时刻由吕文君(83)扳平比分，而吴曦(87)的进球最终绝杀对手！2010广州亚运会足球赛小组阶段的比赛继续进行，首战失利的中73第8章电化学基础8.1氧化数与氧化还原反应（自学）8.2原电池与电动势8.3电极电势8.4电极电势的应用8.5电解与金属腐蚀防护（自学）第8章电化学基础8.1氧化数与氧化还原反应（自学）748.2原电池与电池电动势8.2原电池与电池电动势75电子流出的极负极电子流入的极正极8.2.1原电池-1原电池的构造观察到：检流计的指针发生偏转电子从Zn极流向Cu极。正极反应：Cu2++2e=Cu电极反应：电池反应：Cu2++Zn=Cu+Zn2+负极反应：Zn-2e=Zn2+电子流出的极电子流入的极正极8.2.1原电池-1原电761:盐桥是一个装满饱和KCl溶液（用琼脂固定）的U形管。其作用是联通电路并使溶液电性中和。2:随着电池反应的进行，ZnSO4溶液中会因Zn2+的溶解电荷过剩，CuSO4溶液中则由于Cu2+的沉积而负电荷过剩。从而阻止电子从锌极流向铜极，电池反应便会停止，直至无电流产生。3:当有盐桥存在时，随着反应的进行，盐桥中的负离子进入ZnSO4溶液中，正离子进入CuSO4溶液中，以保持溶液的电中性，使电流连续产生。盐桥的作用？8.2.1原电池-1原电池的构造1:盐桥是一个装满饱和KCl溶液（用琼脂固定）的U形管。盐桥77原电池的构造是这样的，如何表示原电池呢？原电池的构造是这样的，如何表示原电池呢？788.2.1原电池-2原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右边。B：∣代表两相界面；‖表示盐桥。C：若电极反应中无金属导体，需用惰性电极Pt或C；若有气体、液体或固体参加电极反应，如Cl2(g),H2(g),I2(s),应写在惰性电极一侧，以|相隔。D：写明电池物质及其状态，聚集状态（s、l、g)、组成（浓度）、温度、压强等。（-）Zn︱ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)︱Cu（+）8.2.1原电池-2原电池的符号书写注意事项：A：书写次79（-）Pt∣Fe3+(0.1mol·L-1)

，Fe2+‖Cl-(2.0mol·L-1)∣Cl2|Pt（+）练习：写出下列氧化还原反应的电池符号。2Fe2+(1.0mol·L-1)+Cl2(100kPa)→2Fe3+(0.10mol·L-1)+2Cl-(2.0mol·L-1)Hg2Cl2(s)+Sn2+(1.0mol·L-1)→Sn4+(1.0mol·L-1)+2Hg(l)+2Cl-(1.0mol·L-1)（-）Pt∣Sn2+，Sn4+‖Cl-∣Hg2Cl2(s)

|Hg(l)|Pt（+）8.2.1原电池-2原电池的符号（-）Pt∣Fe3+(0.1mol·L-1)，Fe2+‖80在电池中，我们把电子流出的一极叫做负极，发生氧化反应。把电子流入的一极叫做正极，发生还原反应。在上边的例子中，锌的一极叫做负极，铜的一极叫做正极。电极上必须有两类物质，一类是还原物质，另一类是氧化物质。这两种物质关系如下：氧化型+ne=还原型8.2.1原电池-3电极与电极反应在电池中，我们把电子流出的一极叫做负极，发生氧氧化型+n81正极：Cu(aq)+2e→Cu(s)负极：Zn(s)-2e→Zn(aq)

总反应：Zn(s)+Cu(aq)→Zn(aq)+Cu(s)Cu-Zn电池的两个半反应电极上的反应称为电极反应。因为每一个电极都是原电池的一半，所以又称为半电池反应。8.2.1原电池-3电极与电极反应正极：Cu(aq)+2e→Cu(s)负极：82如：Zn2+/Zn、Cu2+/Cu一个电极中，氧化态物质与其对还原态物质构成一个氧化还原对，简称电对（电极）。电对通常记为：氧化态/还原态。不只是金属与其离子可以组成电对（电极），同种金属的不同价态的离子，非金属单质及其离子，金属及其难溶盐都可以组成电对（电极）。8.2.1原电池-3电极与电极反应如：Zn2+/Zn、Cu2+/Cu一个电极中，氧化态838.2.1原电池-4电极的类型电极类型 电对 电极金属电极Zn2+/Zn Zn∣Zn2+气体电极Cl2/Cl-Cl-,Cl2∣Pt难溶盐电极AgCl/AgAg∣AgCl,Cl-难溶氧化物电极HgO/HgHg∣HgO∣OH-氧化还原电极Fe3+/Fe2+Fe3+,Fe2+∣PtIIIIII8.2.1原电池-4电极的类型电极类型 电对 848.2.2原电池的最大电功和吉布斯自由能原电池的电动势:在原电池中，用电位计所测得的正极和负极之间的电势差，叫做原电池的电动势。符号：E；单位：V。标准电动势(EӨ):在标准态下测定的原电池的电动势。原电池的△G与E之间的关系:△G＝-nFEF：Faraday常数，96485C·mol-1n：电池反应中转移的电子数若反应在标准态下进行：△GӨ＝-nFEӨ8.2.2原电池的最大电功和吉布斯自由能原电池的电动势:在85电极电势的产生-双电层理论(了解)电极电势的产生:对金属与溶液间的作用进行了大量的研究，总结出扩散双电层理论。一方面，金属表面上的金属离子受极性很大的水分子吸引，离开金属而溶解于溶液中-溶液正电，金属负电。另一方面，溶液中的金属离子可沉积到金属的表面上-溶液正电，金属负电。这样就形成了双电层。电极电势的产生-双电层理论(了解)电极电势的产生:这样就形86例：将一金属Zn片插入水中水分子与晶格中金属锌离子相互作用。部分锌离子离开金属相进入水中。结果：金属表面带上负电荷，溶液相因Zn2+溶入而带正电荷。进入水相中的Zn2+受金属表面负电荷的电性吸引而分布在金属表面附近形成“双电层”。例：将一金属Zn片插入水中水分子878.3电极电势如何定量的衡量一个电极？一个电极的电动势如何确定？-H,S,G有一个标准值作为标杆(为0的时候)，其它的与这一标杆比较得到数值，我们也可以借助这种思路来确定电极电势。电极电动势的规定中，如何确定标准呢？标准氢电极甘汞电极8.3电极电势如何定量的衡量一个电极？一个电极的电动势如88标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标准电极来确定给定电极的相对电极电势。原电池的电动势(E)就是两极之间的电势差，即正极的电极电势(E＋)减去负极的电极电势(E－)。8.3.1标准氢电极和甘汞电极-标准氢电极1:规定氢的分压P(H2)＝100.0kPa，2:溶液中H+浓度为1mol·L-1，298K时，其电极电势为零。标准氢电极符号：Pt,H2(100.0kPa，298K)|H+(1mol·L-1)标准氢电极电极电势：θ(H+／H2)＝0.0000V标准氢电极电极反应：2H+＋2e-=H2标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标原电池的电动势89甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯化钾制成糊状物，放入氯化钾溶液中而组成，用铂丝导电组成。电极符号：Pt,Hg∣Hg2Cl2∣KCl(饱和)电极反应为：Hg2Cl2(s)十2e-

2Hg(l)＋2Cl-(aq)电势为：25度时，饱和甘汞电极，0.2415V。KCl溶液Hg2Cl2HgPt8.3.1标准氢电极和甘汞电极-甘汞电极甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯KCl溶液Hg290确定了标准之后，如何确定其它电极电势呢？确定了标准之后，如何确定其它电极电势呢？918.3.2标准电极电势-电极电势的定义将待测电极与标准氢电极组成一个原电池,测得该原电池的电动势(E),就可以知道待测电极相对于标准氢电极的电极电势。E（电池）=E(待测）-E（标准氢电极）测定Cu电极的EӨ，组成如下电池：（-）Pt|H2(g)∣H+(CӨ)‖Cu2+(CӨ)∣Cu（+）EӨ=EӨ(Cu2+/Cu)-EӨ(H+/H2)0∴EӨ(Cu2+/Cu)=0.340V=0.340V

测得的8.3.2标准电极电势-电极电势的定义将待测电极与标准氢电92？以前学过标准焓，标准熵，标准吉布斯自由能有没有标准电极电势呢？以前学过标准焓，标准熵，标准吉布斯自由能有没有标准电极电势938.3.2标准电极电势-标准电极电势当待测电极中，参加反应的各物质均处于各自的标准状态的时候(待测电极处于标准态即溶液中离子浓度为1mol/L-1，气体分压为100.0kPa，温度为298K)，待测电极的电极电势称为标准电极电势。符号记为Eθ(氧化态/还原态)，右上角“θ”表示标准值。标准电极电势如何测量？8.3.2标准电极电势-标准电极电势当待测电极中，参加反应941：某电极的标准电极电势Eθ的数值，就等于其标准电极与标准氢电极组成的原电池的标准电动势Eθ的数值。2：在与标准氢电极组成的原电池中，若此电极为正极，Eθ的符号为正；若此电极为负极，Eθ的符号为负。8.3.2标准电极电势-标准电极电势1：某电极的标准电极电势Eθ的数值，就等于其8.3.2标准95(1)

Eθ代数值与电极反应中化学计量数的选配无关。Eθ代数值反映物质得失电子倾向大小，它与物质的数量无关。

如：Zn2++2e-=Zn与2Zn2++4e-=2Zn；Eθ数值相同。(2)

Eθ代数值与半反应的方向无关。

如：Cu2++2e-=Cu与Cu=Cu2++2e；Eθ数值相同。IUPAC规定，表中电极反应以还原反应表示（故有称之谓“还原电势”），无论电对物质在实际反应中的转化方向如何，其Eθ代数值不变。8.3.2标准电极电势-标准电极电势(1)Eθ代数值与电极反应中化学计量数的选配无关。Eθ代数96查阅标准电极电势数据时，要注意电对的具体存在形式、状态和介质条件等都必须完全符合。如：Fe2+(aq)+2e-=Fe(s)

E(Fe2+/Fe)=-0.447VFe3+(aq)+e-=Fe2+(aq)

(Fe3+/Fe2+)=0.771VE8.3.2标准电极电势-标准电极电势电池电动势与电极电动势关系如何呢？查阅标准电极电势数据时，要注意电对的具体存在形式、状态和介质97？8.3.2标准电极电势-电极电势与电池电动势E(电池)=E(+)-E(+)

电池电动势与电极电动势关系如下：电极电动势与反应中各个物质的浓度，反应的温度都有何种联系呢-能斯特方程。？8.3.2标准电极电势-电极电势与电池电动势E(电池)98①当T=298.15K,F=96485J·V-1·mol-1,R=8.314J·mol-1·K-1时②8.3.3电极电势的Nernst方程-电极能斯特方程弄清楚E和Eθ①当T=298.15K,F=96485J·V-1·mol-199在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，还有其它物质参加电极反应，则其浓度也要列入Nernst方程式。说明:(1)Nernst方程中的浓度为相对浓度(C/CӨ),若有气体参加电极反应，则用相对分压(P/PӨ)表示，电极反应中的固体、纯液体不列入方程式。8.3.3电极电势的Nernst方程-电极能斯特方程在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，说明:8.3.3100例已知电极反应:MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OEӨ(MnO4-/Mn2+)=1.51V，

计算当C(MnO4-)=C(Mn2+)=1.0mol·L-1

C(H+)=10mol·L-1E(MnO4-/Mn2+)=?解：E(MnO4-/Mn2+)=EӨ(MnO4-/Mn2+)+=1.51V+=1.60V说明：含氧酸盐在酸性介质中氧化性增强。8.3.3酸度对电极电势的影响例已知电极反应:MnO4-+8H++5e=Mn2++4101例已知电极反应2H++2e=H2(g)，EӨ=0.0V,向体系中加入NaOAc,使得C(HOAc)=C(NaOAc)=1.0mol·L-1，P(H2)=PӨ，求E(H+/H2)。解：E(H+/H2)=EӨ(H+/H2)+=0.0592lgC(H+)=1.8×10-5mol·L-1∴E(H+/H2)=-0.28V2HOAc+2e⇌2OAc-+

H2(g)EӨ=-0.28V8.3.3酸度对电极电势的影响Ka=1.8*10-5例已知电极反应2H++2e=H2(g)，EӨ=0.0102例298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaOH时有Fe(OH)3、Fe(OH)2沉淀生成，假设无其它反应发生，当沉淀反应达到平衡时，保持C(OH-)=1.0mol·L-1，求E(Fe3+/Fe2+)为多少？已知KspӨ

(Fe(OH)3)=2.79×10-39

,KspӨ

(Fe(OH)2)=4.87×10-17

EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.771V解：电极反应：Fe3++e=Fe2+求C(Fe3+)和C(Fe2+):Fe2++2OH-=Fe(OH)2KspӨ

=C(Fe2+)·[C(OH-)]2C(Fe2+)=KspӨ

(Fe(OH)2)Fe3++3OH-=Fe(OH)3KspӨ

=C(Fe3+)·[C(OH-)]3C(Fe3+)=KspӨ

(Fe(OH)3)E(Fe3+/Fe2+)=EӨ(Fe3+/Fe2+)+∴E(Fe3+/Fe2+)=EӨ(Fe3+/Fe2+)+=-0.55V8.3.3沉淀对电极电势的影响例298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaO103上节课的复习上节课的复习104原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右边。B：∣代表两相界面；‖表示盐桥。C：若电极反应中无金属导体，需用惰性电极Pt或C；若有气体、液体或固体参加电极反应，如Cl2(g),H2(g),I2(s),应写在惰性电极一侧，以|相隔。D：写明电池物质及其状态，聚集状态（s、l、g)、组成（浓度）、温度、压强等。（-）Zn︱ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)︱Cu（+）原电池的符号书写注意事项：A：书写次序：负极写左边，正极写右105标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标准电极来确定给定电极的相对电极电势。原电池的电动势(E)就是两极之间的电势差，即正极的电极电势(E＋)减去负极的电极电势(E－)。标准氢电极1:规定氢的分压P(H2)＝100.0kPa，2:溶液中H+浓度为1mol·L-1，298K时，其电极电势为零。标准氢电极符号：Pt,H2(100.0kPa，298K)|H+(1mol·L-1)标准氢电极电极电势：θ(H+／H2)＝0.0000V标准氢电极电极反应：2H+＋2e-=H2标准氢电极（比较标准）：通常选用标准氢电极为标原电池的电动势106甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯化钾制成糊状物，放入氯化钾溶液中而组成，用铂丝导电组成。电极符号：Pt,Hg∣Hg2Cl2∣KCl(饱和)电极反应为：Hg2Cl2(s)十2e-

2Hg(l)＋2Cl-(aq)电势为：25度时，饱和甘汞电极，0.2415V。KCl溶液Hg2Cl2HgPt甘汞电极甘汞电极：由少量汞、甘汞(Hg2Cl2)和氯KCl溶液Hg2107（2）原电池△G与E之间的关系:△G＝-nFE①②一些公式（1）E(电池)=E(+)-E(+)（3）（2）原电池△G与E之间的关系:△G＝-nFE①②一些公108在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，还有其它物质参加电极反应，则其浓度也要列入Nernst方程式。说明:(1)Nernst方程中的浓度为相对浓度(C/CӨ),若有气体参加电极反应，则用相对分压(P/PӨ)表示，电极反应中的固体、纯液体不列入方程式。在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，说明:109对于任一电池反应：cC＋dD＝gG＋hH8.3.3电极电势的Nernst方程-电池能斯特方程电极的能斯特方程学习了，原电池的能斯特方程呢？这些电池电势，电极电势有什么用呢？对于任一电池反应：cC＋dD＝gG＋hH8.3.110练习：已知在298.15K时,下列原电池的电动势为0.436V。试计算Ag+的浓度?

(-)Cu∣Cu2+(0.010mol·L-1)‖Ag+(xmol·L-1)∣Ag(+)Eθ(Cu2+/Cu)=0.340V

Eθ(Ag+/Ag)=0.7991V练习：已知在298.15K时,下列原电池的电动势为0.436111E(Cu2+/Cu)=0.340+(0.0592V/2)lg(0.01)=+0.28VE=E(Ag+/Ag)-E(Cu2+/Cu)=[Eθ(Ag+/Ag)+0.0592·lg{c(Ag+)/cθ]-E(Cu2+/Cu)X=0.040mol.L-1

E(Cu2+/Cu)=0.340+(0.0592V/1128.4电极电势的应用（1）氧化剂与还原剂的相对强弱；（2）氧化还原反应进行的方向；（3）氧化还原反应进行的程度；（4）计算相关常数。8.4电极电势的应用（1）氧化剂与还原剂的相对强弱；113规律：EӨ越大，电对的氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱；EӨ越小，电对的还原型物质的还原能力越强，氧化型物质的氧化能力越弱。8.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱规律：8.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱1148.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱电对电极反应EӨZn2+/ZnZn2++2e=Zn-0.7626Fe2+/FeFe2++2e=Fe-0.44H+/H22H++2e=H20.0Cu2+/CuCu2++2e=Cu0.340Cl2/Cl-Cl2+2e=2Cl-1.3583MnO4-/Mn2+MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O1.518.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱电对电极反应EӨZn115氧化能力从强到弱：MnO4->Cl2>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+还原能力从强到弱：Zn>Fe>H2>Cu>Cl->Mn2+8.4.1判断氧化剂与还原剂的相对强弱氧化能力从强到弱：MnO4->Cl2>Cu2+>H+>Fe2116∆rGm<0，E>0，反应向正向进行。∆rGm=0，E=0，处于平衡状态。∆rGm>0，E<0，反应向逆向进行。8.4.2判断氧化还原反应进行的方向对于一个氧化还原反应：∆rGm=-nFE因此，我们可以直接根据Eθ的大小，来初步判断氧化还原反应的方向。∆rGm<0，E>0，反应向正向进行。8.4.2判断氧化还117说明：经验规则：EӨ>0.2V，反应正向进行。EӨ<-0.2V，反应逆向进行。-0.2V<EӨ<0.2V，反应即可能正向进行，也可能逆向。但是，我们要求用E来判断，只有当反应处于标准态下，才用EӨ来判断。8.4.2判断氧化还原反应进行的方向说明：经验规则：但是，我们要求用E来判断，只有当反应处于标118例实验室常用MnO2与浓HCl反应制取Cl2，反应为：MnO2(s)+4H++2Cl-=Mn2++Cl2(g)+2H2O(l)。(1)反应若在标准态下进行，反应进行的方向？(2)若用浓HCl(C(HCl)=12.0mol·L-1)进行反应，其它物质处于标准态，反应进行的方向？已知：EӨ(MnO2/Mn2+)=1.23V;EӨ(Cl2/Cl-)=1.36V例实验室常用MnO2与浓HCl反应制取Cl2，反应为：119解:(1)标准态下：EӨ=EӨ(MnO2/Mn2+)-EӨ(Cl2/Cl-)=1.23V-1.36V=-0.13V<0，反应逆向进行。浓盐酸条件下：E(MnO2/Mn2+)=EӨ(MnO2/Mn2+)+(MnO2+4H++2e→Mn2++4H2O)=1.36VE(Cl2/Cl-)=EӨ

(Cl2/Cl-)+(Cl2+2e→2Cl-)=1.30VE=E(MnO2/Mn2+)-E(Cl2/Cl-)=1.36V-1.30V=0.06V>0，反应正向进行解:(1)标准态下：EӨ=EӨ(MnO2/Mn2+1208.4.3判断氧化还原反应进行的限度lgKӨ=-∆rGmӨ/2.303RT∆rGmӨ=-zFEӨ∴lgKӨ=zFEӨ/2.303RT当T=298.15K,F=96485J·V-1·mol-1,R=8.314J·mol-1·K-1时∴lgKӨ=zEӨ/0.0592KӨ只与EӨ有关，且EӨ越大，KӨ越大，正反应进行的程度越大。8.4.3判断氧化还原反应进行的限度lgKӨ=-∆rGmӨ121例计算下列反应：Ag++Fe2+→Ag+Fe3+(1)在298.15K时的平衡常数KӨ？(2)如果反应开始时C(Ag+)=1.0mol·L-1，C(Fe2+)=0.1mol·L-1，求达平衡时Fe3+的浓度。已知：EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.771VEӨ(Ag+/Ag)=0.7991V例计算下列反应：Ag++Fe2+→Ag+Fe3+已知：EӨ122EӨ=E+

Ө-E-Ө=EӨ(Ag+/Ag)

-EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.7991V-0.771V=0.0281VlgKӨ=z’EӨ/0.0592=0.475KӨ=2.99(2)设平衡时C(Fe3+)=xmol·L-1Ag++Fe2+→Ag+Fe3+起始浓度/mol·L-11.00.10平衡浓度/mol·L-11.0-x0.1-xxX=0.073平衡时C(Fe3+)=0.073mol·L-1EӨ=E+Ө-E-Ө=EӨ(Ag+/Ag1238.4.4相关常数的计算我们可以通过设计电池的方式，来求解一些常数，比如微溶电解质的活度积常数，配合物的稳定常数，弱电解质的解离常数等。例己知半电池反应:

Ag++e-

AgEθ(Ag+/Ag)=0.7991V试计算(AgBr)

AgBr(s)+e-Ag+Br-

Eθ(AgBr/Ag)=0.0711V8.4.4相关常数的计算我们可以通过设计电池的方式，来求解124Eθ（AgBr/Ag）=E(Ag+/Ag)=Eθ(Ag+/Ag)+0.0592*lg{c(Ag+)/cθ}=Eθ(Ag+/Ag)+0.0592*lg(AgBr)0.0711=0.799+0.0592*lg(AgBr)(AgBr)=5.04*10-13

同种元素的不同价态的化合物，之间的关系可以用元素电势图表示。Eθ（AgBr/Ag）=E(Ag+/Ag)=Eθ(Ag+1258.4.5元素电势图（1）判断歧化反应能否发生歧化反应：自身氧化还原反应，例如：Cu+→Cu2++Cu规则：ABCE左ӨE右ӨE右Ө>E左Ө，可以发生歧化反应，即B→A+CE右Ө<E左Ө，不可以发生歧化反应，但其逆反应可以发生，即A+C→B。8.4.5元素电势图（1）判断歧化反应能否发生歧化反应：自126（2）计算某电对的EӨ值。计算公式：ABCE1ӨE2Өz1z2DE3Өz3EӨzEӨ(A/D)=（2）计算某电对的EӨ值。计算公式：ABCE1ӨE2Өz127例已知碘在酸性介质中的电势图：EAӨ:H5IO6IO3-HIOI2I-??1.701.1