大学无机化学氧化-还原-课件

氧化-还原§6.1基本概念和氧化还原方程式的配平§6.2电极电势和电池电动势§6.3电势图及其应用1ppt课件氧化-还原§6.1基本概念和氧化还原1ppt课件§6.1基本概念和氧化还原方程式的配平6.1.1基本概念6.1.2氧化还原方程式的配平2ppt课件§6.1基本概念和氧化还原6.1.1基本概念2ppt课件氧化还原反应……3ppt课件氧化还原反应……3ppt课件一、基本概念(一)氧化数(或氧化值)4ppt课件一、基本概念4ppt课件1.化合价→氧化值的历史变迁19世纪中叶提出化合价概念:元素原子能够化合或置换一价原子(H)或一价基团(OH-)的数目。例：HCl、H2O、NH3和PCl5中，Cl为一价，O为二价，

N为三价和P为五价；CO中，C和O是二价。(2)随着化学结构理论的发展，出现矛盾。例：NH4+中，N为－3，但实验证明N与4个H结合。

SiF4中，为+4；而K2SiF6中，Si与6个F结合。(3)1948年，在价键理论和电负性基础上提出氧化值。电负性：原子在分子中吸引电子的能力。(4)…………5ppt课件1.化合价→氧化值的历史变迁19世纪中叶提出化合价概念:2.定义：某元素中一个原子的荷电数，即形式电荷数。这种荷电数是假设将成键的电子指定给电负性较大的原子而求得的。6ppt课件2.定义：某元素中一个原子的荷电数，即形式电荷数。6ppt3.规则：(1)单质中元素的氧化值为零。例：H2、O2等。(2)电中性的化合物中，所有元素氧化值的代数和等于零。(3)在简单离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数。例：Na+中Na的氧化值为Ⅰ，S2-中S的氧化值为-Ⅱ

。(4)多原子离子中，所有元素的氧化值之和等于该离子所带电荷数。例：SO42-中，(Ⅵ)＋(-Ⅱ)×Ⅳ=-2。(5)O在化合物中的氧化值一般为-2，H为＋1

但超氧化物KO2，过氧化物H2O2，金属氢化物如CaH2。-Ⅰ/ⅡⅠ-Ⅰ-Ⅰ7ppt课件3.规则：-Ⅰ/ⅡⅠ【例1】求Cr2O72-中Cr的氧化值。【例2】求Na2S4O6中S的氧化值。解：设Cr2O72-中Cr的氧化值为x：

2x+7×(-Ⅱ)=-Ⅱx=Ⅵ

则Cr的氧化值为Ⅵ。解：设Na2S4O6

中S的氧化值为x：

2×(+Ⅰ)+4x+6×(-Ⅱ)=0x=Ⅴ/Ⅱ

即Na2S4O6中S的氧化数为Ⅴ/Ⅱ。8ppt课件【例1】求Cr2O72-中Cr的氧化值。【例2】求Na2S4.化合价与氧化值的区别与联系1.元素的化合价只能是整数，而元素的氧化数可以是整数、分数。2.氧化值概念是在化合价的基础上提出的，适用范围比化合价概念广。3.氧化值概念还存在缺陷，有些问题不能解释，有待更加完善。9ppt课件4.化合价与氧化值的区别与联系1.元素的化合价只能是整数(二)氧化还原反应的特点1.氧化还原概念的发展(1)在化学发展的初期，氧化是指物质与氧化合的过程，还原是指物质失去氧的过程。例:2Hg+O2→2HgO，2HgO→2Hg+O2(2)随后氧化还原的概念扩大了，认为物质失去氢的过程也是氧化，与氢结合的过程则是还原。在有机化学和生物化学中应用较为广泛。例：(3)现代化学认为氧化还原反应是指元素的氧化值发生变化的化学反应。10ppt课件(二)氧化还原反应的特点1.氧化还原概念的发展(10Ⅱ0Ⅱ

-2e-+2e-给出电子氧化值↑被氧化还原剂氧化反应接受电子氧化值↓被还原氧化剂还原反应还原产物氧化产物口诀：氧化剂——降得还；还原剂——升失氧。11ppt课件0Ⅱ2.氧化还原反应的本质：电子转移→氧化值变化注：电子转移包括完全得失电子和非完全得失电子(即电子偏移，例：)。12ppt课件2.氧化还原反应的本质：电子转移→氧化值变化12ppt课Ⅴ-Ⅱ-Ⅰ0Ⅴ

Ⅶ-Ⅰ3.氧化还原反应的分类：(1)歧化反应：氧化值的变化发生在同一化合物的同一元素中.例：(2)分子内氧化还原反应：氧化值的变化发生在同一化合物的不同元素中.例：(3)分子间氧化还原反应：氧化值的变化发生在不同化合物的不同元素中.13ppt课件Ⅴ-Ⅱ-Ⅰ二、氧化还原反应方程式的配平方法一、氧化值法:氧化剂的氧化数降低总数与还原剂氧化数升高的总数必定相等。

Ⅶ-Ⅰ

Ⅱ0(-5)×1(+1)×2(1)基本反应式:KMnO4+2HCl→MnCl2+Cl2(2)求出元素氧化数的变化值：KMnO4+2HCl→MnCl2+Cl2(3)调整系数，使氧化数变化值相等

2KMnO4+10HCl→2MnCl2+5Cl2(4)原子数和静电荷数配平

2KMnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O14ppt课件二、氧化还原反应方程式的配平方法一、氧化值法:氧化剂的氧【例3】在酸性溶液中，高锰酸钾与亚硫酸钾反应生成硫酸锰和硫酸钾，配平此方程式。解：Ⅶ

Ⅳ

ⅣⅥ(-3)×2(+2)×3Ⅶ

ⅣⅡ

Ⅵ(-5)×2(+2)×5KMnO4+K2SO3+H2SO4(稀)→MnSO4+K2SO4【例7-4】写出高锰酸钾与亚硫酸钾在中性溶液中反应，生成二氧化锰和硫酸钾，配平此反应方程式。解:2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4(稀)=2MnSO4+6K2SO4+3H2OKMnO4+K2SO3+H2O→MnO2+K2SO4+KOH15ppt课件【例3】在酸性溶液中，高锰酸钾与亚硫酸钾反应生成硫酸锰和硫酸方法二、离子－电子法：配平原则：氧化剂和还原剂电子得失总数相等。Ⅵ-Ⅰ

Ⅲ0K2Cr2O7

+KI+H2SO4→Cr2(SO4)3+I2+K2SO4+H2O(1)写出离子方程式：Cr2O72-+I-+H+→Cr3++I2+H2O(2)写出氧化半反应：I-

－e-→I2还原半反应：Cr2O72-+e-→Cr3+(3)分别配平，使等式两边的原子个数和净电荷相等：离子－电子式

2I-－2e-→I2…

①Cr2O72-+14H++6e-→2Cr3++7H2O……

②(4)①×3+②=Cr2O72-+6I-+14H+→2Cr3++3I2+7H2O16ppt课件方法二、离子－电子法：Ⅵ-Ⅰ【例5】酸性介质，I-

氧化成IO3-

，写出离子电子式。-ⅠⅤ【例6】碱性介质，SO32-氧化成SO42-

，写出离子电子式。解:1.写出半反应，判断氧化数变化：I-

→IO3-2.配平半反应，即得离子电子式:

I-+3H2O≒

IO3-+6H++6e解：1.SO32-

→SO42-2.离子电子式:SO32-+2OH-

≒

SO42-

+H2O+2e17ppt课件【例5】酸性介质，I-氧化成IO3-，写出离子电子式。小结解释：酸性溶液中：一边多一个“O”加2H+→H2O碱性溶液中：一边多一个“O”加H2O→2OH-近中性溶液中：左边多一个“O”加H2O→2OH-

左边少一个“O”加H2O→2H+18ppt课件小结解释：酸性溶液中：一边多一个“O”加2H+→H2O氧化数法：简单、快速，既适用于水溶液中的氧化还原反应，也适用于非水体系的氧化还原反应。离子电子法：仅适用于水溶液中的反应，但可避免求氧化数的麻烦，对于水溶液中的复杂化合物反应很方便。19ppt课件氧化数法：简单、快速，既适用于水溶液中的氧化还原反应，也适用§6.2电极电势和电池电动势6.2.1原电池6.2.2电极电势6.2.3氧化还原反应的方向与限度6.2.4影响电极电势的因素6.2.5电极电势的应用20ppt课件§6.2电极电势和电池电动势6.2.1原电池20ppt课6.2.1原电池(一)组成21ppt课件6.2.1原电池21ppt课件CuSO4溶液Zn片化学能→热能金属导线中，电子的定向移动产生电流，能否化学能转变成电能？22ppt课件CuSO4溶液Zn片化学能→热能金属导线中，电子的定向移动产Zn片Cu片1.0mol/LZnSO4溶液1.0mol/LCuSO4溶液A盐桥(琼脂凝脂，包含饱和的KCl溶液，保持电荷平衡)Zn2+Zn2+Cl-K+Cu2+Cu2+e-负极－＋正极Zn–2e-→Zn2+Cu2++2e-→Cu原电池：利用氧化还原反应，化学能→电能的装置。23ppt课件Zn片Cu片1.0mol/LZnSO4溶液1.0mol1.半反应和氧化还原对Zn–2e-→Zn2+←氧化半反应氧化剂→共轭还原剂还原剂→共轭氧化剂Zn2+/Zn,Cu2+/Cu——氧化还原对注：氧化数高氧化数低氧化剂＋介质还原剂＋介质半反应通式：氧化型＋ne-

还原型Cu2++2e-→Cu←还原半反应例：MnO4-+8H++5eMn2++4H2O24ppt课件1.半反应和氧化还原对Zn–2e-→Zn2+←氧(二)原电池的表示方法1.负极在左边，中间用盐桥“”连接，正极在右边(-)Zn(s)Zn2+(C1)Cu2+(C2)Cu(s)(+)2.相与相间用“”隔开，同一相中不同物质间用“,”隔开3.当气体或非金属不导电，需用惰性物质(铂或石墨等)作电极导体4.溶液紧靠盐桥写。5.电极中各物质的物理状态应标注出来，溶液则标明浓度，气体标明压强。理论上，任何一个氧化还原反应都可以设计成原电池。25ppt课件(二)原电池的表示方法1.负极在左边，中间用盐桥“”连接，(三)电极的类型1.金属电极

Zn2+/Zn电极：Zn(s)Zn2+(c)Zn2++2e≒Zn

Cu2+/Cu电极：Cu(s)Cu2+(c)Cu2++2e≒Cu4.氧化还原电极铁离子电极：PtFe3+(C1),Fe2+(C2)Fe3++e≒Fe2+2.气体电极

氯电极：pt(s)Cl2(p)Cl-(c)Cl2+2e≒2Cl-

氢电极：pt(s)H2(p)H+(c)2H++2e≒H23.金属难溶盐电极银-氯化银电极：Ag(s)AgCl(s)Cl-(c)

电极反应：AgCl+e≒Ag+Cl-26ppt课件(三)电极的类型1.金属电极

Zn2+/Zn电【例7】写出反应Cl2+2Fe2+≒2Fe3++2Cl-的电池符号。解：正极：Cl2+2e≒2Cl-(还原)负极：Fe2+≒Fe3++e(氧化)电池符号：(-)PtFe2+(C1),Fe3+(C2)Cl-(C3)Cl2(p)Pt(+)27ppt课件【例7】写出反应Cl2+2Fe2+≒2Fe3++2Cl【例8】将下面的反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电池组成式：2KMnO4+16HCl≒2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O解：把此反应改写为离子反应方程式：2MnO4-+16H＋+10

Cl-≒2Mn2＋

+5Cl2+8H2O正极(还原)：MnO4-+8H++5e≒

Mn2++4H2O负极(氧化)：2Cl-－2e≒Cl2电池符号：(-)PtCl2(p)Cl-(C1)MnO4-(C2),Mn2+(C3),H+(C4)Pt(+)28ppt课件【例8】将下面的反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电池组6.2.2电极电势1.金属越活泼,浓度越小,M转变成Mn+的倾向越大。2.金属越不活泼，浓度越大，Mn+

转变成M的倾向越大。3.达到平衡：M(s)≒Mn+(aq)(溶液中）+ne(金属中）4.当失去电子的倾向大于得电子得倾向时，平衡右移，金属上带电子，双电层出现，产生了电位差，即电极电位(金属与其盐溶液之间)，与金属的本性、温度和离子浓度有关。5.Zn比Cu活泼，Zn上留下的电子比Cu上多，平衡更偏右，绝对的电极电位不同，导致电子流。6.绝对的电极电位无法求得。(一)电极电势的产生29ppt课件6.2.2电极电势1.金属越活泼,浓度越小,M转变成(二)标准氢电极和标准电极电势1.标准氢电极(简称SHE)1mol·L-1H+H2(1atm)(1)2H+(aq)

+2e≒H2(g)(2)IUPAC规定:T=298.15K,PH2=101kPa,αH+=1mol·L-1时，φ

Θ(H+/H2)

=0.0000V(3)电极符号：Pt(s)︳H2(Pθ)︳H+(α=1)30ppt课件(二)标准氢电极和标准电极电势1.标准氢电极(简称S2.标准电极电势

人们可能将任何两个半电池(电极)组成电池，零电流时，电极反应达到平衡，并且能方便地测定电池地电动势(E),即能测得该电池正、负电极电位的差值。

E=φ+－φ

-若电极均处在标准状态下，则电池地标准电动势(E)为：

EΘ=φ

+Θ

－φ

-Θ电池符号为：(-)pt(s)︳H2(pΘ)︳H+(αH+＝1)︳︳待测电极(+)31ppt课件2.标准电极电势人们可能将任何两个半电池(例如，在298.15K时，将标准铜电极和标准锌电极分别与标准氢电极组成电池,电池符号为：则：φ

Θ(Cu2+/Cu)=+0.3419V(-)pt(s)H2(pΘ)H+(1mol·l-1)Cu2+(1mol·l-1)Cu(s)(+)实验测得：E1Θ=+0.3419V即φ

+Θ

-φ

-Θ

＝φΘ(Cu2+/Cu)

－φΘ(H+/H2)

＝+0.3419V“+”表示失去电子的倾向小于H232ppt课件例如，在298.15K时，将标准铜电极和标准锌电极分别与标准实验测得：E2Θ=-0.7618Vφ

Θ(Zn2+/Zn)=-0.7618V即φ

+Θ

-φ

-Θ

＝φ

Θ(Zn2+/Zn)

-φ

Θ(H+/H2)=-0.7618V“－”表示失去电子的倾向大于H2(-)Zn(s)Zn2+(1mol·L-1)Cu2+(1mol·L-1)Cu(s)(+)E3Θ=φ

Θ(Cu2+/Cu)－φ

Θ(Zn2+/Zn)=0.3419－(-0.7618)=1.1037V>0反应向右进行(-)pt(s)H2(pΘ)H+(1mol·L-1)Zn2+(1mol·L-1)Zn(s)(+)33ppt课件实验测得：E2Θ=-0.7618VφΘ(Zn2+/饱和甘汞电极：常用参比电极(已知电极电势)1.电极引线2.玻璃管，3.汞，4.甘汞糊(Hg2Cl2和Hg研成的糊)，5.玻璃外套，6.石棉或纸浆，7.饱和KCl溶液，8.素烧瓷，9.小橡皮塞

34ppt课件饱和甘汞电极：1.电极引线2.玻璃管，3.汞，34ppt课

氧化态电子数还原态φ

Θ

/V

K+

＋e≒K-2.925

Na+

＋e≒Na-2.713

Zn2+

＋2e≒Zn-0.7628

Fe2+

＋2e≒Fe-0.440

Sn2+

＋2e≒Sn-0.14

Pb2+

＋2e≒Pb-0.126

2H+

＋2e≒H20.0000

Cu2+

＋2e≒Cu0.337

I2

＋2e≒2I-0.535

Fe3+

＋e≒Fe2+0.771

Ag+

＋e≒Ag0.7995

MnO4-+8H+＋5e≒Mn2++4H2O1.51

F2

＋2e≒2F-2.873.标准电极电势表(298.15K,酸性溶液中)氧化剂的氧化能力增强还原剂的还原能力增强35ppt课件氧化态电子数还原态φΘ/4.标准电极电势表(298.15K,碱性溶液中)36ppt课件4.标准电极电势表(298.15K,碱性溶液中)36ppt课几点说明：1.应在标准态的条件下使用，只适用于水溶液反应，不适用非水溶液和高温下的固相反应.2.注意:Fe2+＋2e≒Feφ

Θ(Fe2+/Fe)＝－0.440VFe3+＋e≒Fe2+φ

Θ(Fe3+/Fe2+)＝+0.771V3.标准电极电势表中的电极反应，均以还原形式表示：氧化型＋ne-

≒

还原型4.对于共轭氧化还原对，强氧化剂弱还原剂，强还原剂弱氧化剂。5.φ

Θ为强度性质，与半反应的系数无关。如：Cl2+2e≒2Cl-φ

Θ

＝1.358V1/2Cl2+e≒Cl-φ

Θ

＝1.358V37ppt课件几点说明：1.应在标准态的条件下使用，只适用于水溶液反应，6.2.3

氧化还原反应的方向和限度(一)氧化还原反应的方向⊿rGm=-Wmax’＝-nFEn为电池反应中配平后转移的电子数；F为法拉第常数，96485C/mol.若反应处于标准状态下，则：⊿rGm

Θ

＝-nFEΘ⊿rGΘ

<

0，则EΘ

>0反应按正方向自发进行。

⊿rGΘ

=

0，则EΘ

=0反应达平衡状态。

⊿rGΘ

>

0，则EΘ

<

0反应按逆方向自发进行。38ppt课件6.2.3氧化还原反应的方向和限度(一)氧化还原反应的方解:【例9】试根据下列电池写出反应式并计算在298K时电池的E

Θ值和DrG

Θ值.(–)Zn|ZnSO4(1mol·dm–3)||CuSO4(1mol·dm–3)|Cu(+)负极反应:ZnZn2++2e–电池的氧化–还原反应式:Zn+Cu2+Zn2++Cu正极反应:Cu2++2e–CuCu2+/CuZn2+/Zn=–0.7628VCu2+/Cu=+0.34VE==Zn2+/Zn=–212kJ·mol–1=0.34–(–0.7628)=1.10VDrG=–nFE=–21.1096.5(kJ·mol–1)负正39ppt课件解:【例9】试根据下列电池写出反应式并计算在负极反应:Zn(二)氧化还原反应的限度⊿rGm

Θ=-2.303RTlgKΘ⊿rGm

Θ=-nFEΘ-nFEΘ

＝-2.303RTlgK

ΘT=298.15K,R=8.314J.K-1.mol-1,F=96485C/mol.

由此可知：定温下，标准平衡常数KΘ与EΘ和n有关；而与物质的浓度无关。40ppt课件(二)氧化还原反应的限度⊿rGmΘ=-2.303【例10】求298.15K下，反应的标准平衡常数。解：负极：Zn–2e-→Zn2+正极：Cu2++2e-→Cuφ

Θ(Zn2+/Zn)=-0.7618Vφ

Θ(Cu2+/Cu)=+0.3419VEΘ=φ

Θ(Cu2+/Cu)－φ

Θ(Zn2+/Zn)=0.3419－(-0.7618)=1.1037VKΘ很大，热力学上反应向右进行很完全，但并不能说明反应速率很快(不能解决动力学问题)。参考书P159例1141ppt课件【例10】求298.15K下，负极：Zn–2e-→Z【例11】已知AgCl+e≒Ag+Cl-φ

1

Θ

＝0.22233VAg+

＋e≒Agφ

2

Θ

＝

0.7996V

求AgCl的pKsp。解：组成原电池：Ag+

＋Ag+Cl-≒AgCl＋AgAg++Cl-≒AgCln＝1EΘ=φ

+Θ

－φ

-Θ

＝0.7996－0.22233＝0.57727V42ppt课件【例11】已知AgCl+e≒Ag+Cl-φ16.2.4影响电极电势的因素(一)Nernst方程式⊿rGm=⊿rGmΘ+RTlnQ⊿rGm

Θ=-nFEΘ-nFE＝-nFEΘ

＋RTlnQT=298.15K,R=8.314J.K-1.mol-1,F=96485C/mol.aOx1+bRed2≒dRed1+eOx243ppt课件6.2.4影响电极电势的因素(一)Nernst方程式⊿电池电动势的Nernst方程:44ppt课件电池电动势的Nernst方程:44ppt课件将标准氢电极与Fe3+/Fe2+电极组成原电池：Fe3++1/2H2≒Fe2++

H+∵E=φ

+－φ

-＝φ(Fe3+/Fe2+)-φ(H+/H2)

EΘ=φ

+Θ

－φ

-Θ=φ

Θ(Fe3+/Fe2+)-φ

Θ(H+/H2)

45ppt课件将标准氢电极与Fe3+/Fe2+电极组成原电池：Fe3+已知所用为标准氢电极，则CH+=1mol/L,pH2=101kPa,

φ(H+/H2)=φ

Θ(H+/H2)

=0。∴φ(Fe3+/Fe2+)=φ

Θ(Fe3+/Fe2+)φ(Fe3+/Fe2+)-φ(H+/H2)=[φ

Θ(Fe3+/Fe2+)-φ

Θ(H+/H2)

]=φ

Θ(Fe3+/Fe2+)46ppt课件已知所用为标准氢电极，则CH+=1mol/L,∴φ(F

通式：mOx＋ne-

gRed电极电位的Nernst方程47ppt课件通式：mOx＋ne-举例：Cl2(g)+2e≒2Cl-Cu2++2e-≒CuBr2(l)+2e≒2Br-1/2Br2(l)+e≒Br-MnO4-+8H++5e≒Mn2++4H2O48ppt课件举例：Cl2(g)+2e≒2Cl-Cu2++2e-应用Nernst方程注意几点：电极电位主要取决于电极的本性，并与温度、氧化剂、还原剂及其介质的浓度(或分压)有关若电极反应式中有纯固体、纯液体或介质水时，其浓度为常数，常以1代入3.气体物质用分压，即101.325kPa的倍数表示重申：氧化态包括氧化剂和介质，还原态饱和还原剂和介质49ppt课件应用Nernst方程注意几点：电极电位主要取决于电极的本性，(二)氧化型或还原型的浓度或分压的影响【例12】试计算298.15K时Zn2+/Zn(0.0100mol·L-1)电极电位。解：查表得:Zn2+＋2e≒Znφ

Θ(Zn2+/Zn)=-0.7628V=－0.822V∴C(氧化型)，C(还原型)，则：50ppt课件(二)氧化型或还原型的浓度或分压的影响【例12】试计算29(三)介质的酸碱度的影响【例13】试计算298.15K时氧电极：

pt︳O2(200kPa)︳H+(1.00mol·L-1),H2O，的电极电位。解:查表得：

O2+4H++4e≒2H2Oφ

Θ(O2/H2O)

=1.229V51ppt课件(三)介质的酸碱度的影响【例13】试计算298.15K时

0.400V=)100.1lg(4V0592.01.229V414×+=-O)/H(O

22Lmol100.1)H(

即

14pH114×==--+，c?O)/H(O

14pH

)O(

222===时，，若：求pp⑴?)/OH(O

2B=-⑵]/)H+/Olg[4V0592.0O)/H(O

4222A+=c(cpΘ)(p)l(O2H

4e)aq(4H)g(O

解：22++-+⑴52ppt课件0.400V=)100.1lg(4V0592.01.V

400.0)O/HO(22=Lmol0.1)OH(

即

14,pH

1==--当c⑵0.400V)/OH(O

2B=-)aq(4OH

4e)l(O2H

)g(O22++--53ppt课件V400.0)O/HO(22=Lmol0.1)OH(【例14】已知MnO4-+8H++5e≒Mn2++4H2Oφ

Θ

=1.507V，若MnO4-和Mn2+的浓度均为1mol/L,求298.15K,pH=6时的电极电位。解：CMnO4-

＝CMn2+＝1mol/L，n＝5，

pH=6，CH+＝1×10-6mol/L：Cl2+2e≒2Cl-

φ

Θ=1.35827V54ppt课件【例14】已知MnO4-+8H++5e≒Mn2++4H(三)生成沉淀对电极电势的影响【例15】已知Ag++e≒Agφ

Θ=0.7996V，若在电极溶液中加入NaCl，使其生成AgCl沉淀,并保持CCl-＝1mol/L,求298.15K时的φ(Ag+/Ag)和φ

Θ(AgCl/Ag)。解：已知CCl-＝1mol/L，n＝1，Ksp=1.77×10-10Ksp=[Ag+][Cl-]=1.77×10-10Ag55ppt课件(三)生成沉淀对电极电势的影响【例15】已知Ag++e≒AgCl+e≒Ag+Cl-φ(Ag+/Ag)=0.223V∴φ

Θ(AgCl/Ag)=φ(Ag+/Ag)=0.223V当CCl-=1mol/L时，对于AgCl/Ag电极，属于标准状态。即φ

Θ(AgCl/Ag)=φ

Θ(Ag+/Ag)+0.05916lgKsp56ppt课件AgCl+e≒Ag+Cl-φ(Ag+/Ag)=0.AgI

AgBr

AgCl减小

spK(AgI/Ag)

(AgBr/Ag)

(AgCl/Ag)>>57ppt课件AgIAgBrAg（四）生成弱酸(或弱碱)对电极电位的影响(-)Pb(s)Pb2+(1mol·L-1)H+(1mol·L-1)H2(pΘ)pt(s)(+)例：已知φ

Θ(Pb2+/Pb)

=－0.1262V，φ

Θ(H+/H2)

=0,并组成原电池：若在氢电极的溶液中加入NaAc，并使平衡后[HAc]和[Ac-]均为1mol/L,H2的分压为100kPa,反应自发的方向？解：[HAc]=[Ac-]=1,Ka＝1.76×10-5。∴[H+]=1.76×10-5mol/Lφ(H+/H2)

=φ

Θ(H+/H2)

=-0.281VE=φ

+－φ

-=-0.28V–(-0.1262V)=-0.155V<0∴反应逆向进行，正负极都要改变58ppt课件（四）生成弱酸(或弱碱)对电极电位的影响(-)Pb(s)6.2.5电极电势的应用1.判断氧化剂、还原剂的相对强弱

标准状态下,用φ

Θ的大小来判断。非标准状态下，利用Nernst方程式计算值,再根据的大小进行比较。59ppt课件6.2.5电极电势的应用1.判断氧化剂、还原剂的相2.判断氧化还原反应进行的方向(1)标准状态下EΘ

>0反应按正方向自发进行。

EΘ

=0反应达平衡状态。

EΘ

<

0反应按逆方向自发进行。(2)非标准状态下E>0反应按正方向自发进行。

E=0反应达平衡状态。

E<

0反应按逆方向自发进行。60ppt课件2.判断氧化还原反应进行的方向(1)标准状态下EΘ>进行？

时的标准态下能否向右25℃

在

？

)g(Cl

取

制

HCl

浓

能用

实验室中为

)2(2什么

)1(

试判断反应：例0

0.131V1.360V1.2293V<-=-=所以，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

2222+++

)l(O2H)aq(Mn

2e)aq(4H)s(MnO)1(

222++++-+解：V2293.1=V360.1(aq)Cl

2

2e

(g)Cl2=+--)Cl/(Cl

)Mn/(MnO

222MF-=-+E61ppt课件进行？时的标准态下能否向右25℃在V30.1

121lg2V

0592.0

1.36V

2=+=1.36V

12lg2V

0592.0

1.2293V

4=+=)/MnMnO(22+L12mol)Cl()H(

HCl

)2(1==--+cc中，浓]/)Cl([/)Cl(lg2V

0592.0)/ClCl()/ClCl(2222+=---ccpp]/)Mn([]/)H([lg2V

0592.0)/MnMnO(

2422+=+++cccc

)l(O2H)aq(Mn

2e)aq(4H)s(MnO222++++-+62ppt课件V30.1121lg2V0592.01.36V0

0.06V

1.30V1.36V>=-=)/ClCl()/MnMnO(222-=-+E所以，可以用浓盐酸置取氯气。63ppt课件00.06V1.30V1.36V>=-=)/ClCl3.求离子浓度和平衡常数64ppt课件3.求离子浓度和平衡常数64ppt课件§6.3电势图及其应用6.3.1元素电势图6.3.2电势-pH图(自学)65ppt课件§6.3电势图及其应用6.3.1元素电势图65ppt课件表示方法：OH

1.763V

0.6945V2OH22Z=1Z=1O21.229V

Z=2/VA

②各物种间用直线相连接，直线上方标明相应电对的

，线下方为转移电子数。①各物种按氧化值从高到低向右排列；6.3.1元素电势图66ppt课件表示方法：OH1.763V0.61.判断歧化反应能否发生0

V

0.3573>=0.1607V0.5180V-=Cu

0.5180V

Cu

0.1607V

+Cu2+0.3394VV/

发生歧化反应；左右

>发生歧化逆反应。左右

<Cu/(Cu

Cu)/Cu(

2E-=+++))aq(Cu

)s(Cu

)aq(2Cu2+++67ppt课件1.判断歧化反应能否发生0V0.3573>=0.160+）2.计算电对的电极电势FnG

n-=D+-

B

eA11m(1)r11FnG

n-=D+-C

e

B22m(2)r22FnG

n-=D+-

D

e

C33m(3)r33

FnG

nxxxxx-=D+-

DeA)m(r(n1)(n2)(n3)ABCD123(nx)x68ppt课件+）2.计算电对的电极电势FnGn-=D+-nnnnx321++=GGGGxm(3)rm(2)rm(1)r)m(rD+D+D=DFnFnFnFnx

332211---=-nnnnxx

332211++=nxx=nnn

332211++69ppt课件nnnnx321++=GGGGxm(3)rm(2)rm(1)小结1、氧化还原反应基本概念和配平。2、原电池的组成方式，正负极的判断和电极反应。3、标准电极电势的应用（判断反应方向，根据E求K，