第5章-电化学基础公开课获奖课件

电能

化学能电解电池第5章电化学基础10/10/第1页一、氧化值（或氧化数）Fe+Cu2+Fe2++Cu第1节氧化还原反应OHH每个O-H键具有一对成键电子，由于氧电负性大，可看作H原子失去1个电子，其“形式电荷”为+1；而氧原子由于得到2个电子，“形式电荷”为-2。第2页氧化值：把反应电子偏移状况“形式电荷”数称为“氧化值”。(1)在单质中元素氧化值等于零，由于原子间成键电子并不偏离一种原子而靠近另一种原子。(2)在二元离子化合物中，各元素氧化值和离子电荷数相一致。第3页(3)在共价化合物中，成键电子对总是向电负性大元素靠近，因此电负性最大F元素氧化值总是-1，电负性次大O元素一般为-2（在过氧化物中为-l，在氟化物OF2、O2F2中分别为十2和十1），最常见H元素一般为+1（在盐型氢化物中为-1）。然后按照化合物中各元素氧化值代数和等于零(即整个分子必然电中性)原则来确定其他元素氧化值。注：氧化值不一定为整数，如Na2S4O6中S氧化值是2.5。第4页2.氧化还原反应定义：元素氧化值发生了变化化学反应。Cu(s)+1/2O2(g)→CuO(s)CuO(s)+H2(g)→Cu(s)+H2O(l)Sn2++Fe3+→Sn4++Fe2+存在着两个半反应：氧化值升高反应——氧化反应氧化值减少反应——还原反应第5页对应氧化值升高物种(元素）——还原剂氧化值减少物种(元素）——氧化剂如：反应Cu(s)+2Ag+(aq)=Cu2+(aq)+2Ag(s)

氧化半反应：Cu(s)=Cu2+(aq)+2e-

还原剂还原半反应：2Ag+(aq)+2e-=2Ag(s)

氧化剂第6页第2节原电池一、原电池运用氧化还原反应产生电流装置,虽然化学能转变为电能装置叫做原电池。如：Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)

还原半反应：Cu2++2e-＝Cu氧化剂

氧化半反应：

Zn-2e-＝Zn2+还原剂第7页Cu-Zn电池第8页若干概念(1)正、负极，阴、阳极。如：电池反应Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)

在负极上发生Zn氧化反应：Zn(s)=Zn2+(aq)+2e-

即阳极在正极上发生Cu2+还原反应：Cu2+(aq)+2e-=Cu(s)

即阴极第9页(2)从铜锌原电池电极反应看，每一电极上参与反应物质和生成物质，都是由同一元素不一样样价态物质构成，一般把其中低价态物质叫还原态物质（可作还原剂），高价态物质叫氧化态物质（可作氧化剂）。负极反应：Zn(s)Zn2+(aq)+2e-还原态氧化态正极反应：Cu2+(aq)+2e-Cu(s)氧化态还原态第10页(3)氧化还原电对氧化反应：

还原态-ne氧化态还原反应：

氧化态＋ne还原态

这种同一元素氧化态与还原态彼此依托，互相转化关系，是一种共轭关系。这种关系称为氧化还原电对，简称电对。普通表示式：氧化态＋ne还原态习惯将电对表达为：氧化态/还原态或Ox/Red例如:Fe3+/Fe2+,O2/OH-,Hg2Cl2/Hg,MnO4-/Mn2+等。(4)任一自发氧化还原反应都可以构成一种原电池。第11页1、左边为负极，起氧化作用；

右边为正极，起还原作用。2、按实际次序用化学式从左到右依次排列出各电池物质，气体要标明压力，溶液要标明浓度。3、用“|”表达相与相之间界面，用逗号表达可混溶液相之间接界，用“||”表达盐桥。4、气体电极和氧化还原电极要写出导电惰性电极，一般是铂电极。二、原电池表达措施例如：Cu-Zn原电池可表达为

(-)Zn(s)｜ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)｜Cu(s)(+)

第12页三、电极种类电极类型电对示例电极符号电极反应示例金属-金属离子电极Zn2+/ZnZn|Zn2+(c)Zn2++2e-=Zn气体电极Cl2

/Cl-Pt,Cl2(p)|Cl-(c)Cl2+2e-=2Cl-离子型电极Fe3+/

Fe2+Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)Fe3++e-=Fe2+

金属-金属难溶盐电极Hg2Cl2

/HgHg|Hg2Cl2(s)|Cl-(c)Hg2Cl2+2e-=2Hg+2Cl-第13页氢气电极甘汞电极第14页例：将如下反应组装成原电池2Al+3NiCl22AlCl3+3Ni解负极：Al(s)→Al3++3e-

正极：Ni2++2e-→Ni(s)（-）Al(s)|Al3+（c1）‖Ni2+（c2）|Ni(s)（+）电池反应：2Al(s)+3Ni2+

→2Al3++3Ni(s)第15页Zn(s)+H2SO4(aq)→H2(p)+ZnSO4(aq)解：(-)Zn(s)→Zn2++2e-(+)2H++2e-→H2(p)Zn(s)|ZnSO4||H2SO4|H2(p),Pt电池反应：Zn(s)+2H+→Zn2++H2(p)电池书写第16页AgCl(s)→Ag++Cl-解：(-)Ag(s)→Ag++e-(+)AgCl(s)+e-→Ag(s)+Cl-Ag(s)|Ag+(aq)||HCl(aq)|AgCl(s)|Ag(s)电池反应：AgCl(s)→Ag++Cl-电池书写第17页第3节

原电池电动势和电极电势一、电极电势产生原电池可产生电流，阐明两电极间形成了电势差。当电池内部无电流通过或通过电流极小而靠近于零时，所测得电势差就等于原电池电动势E，它代表了正负电极之间电势差，即：E＝E+-E-问题：单个电极电势是怎样产生？为何不一样样电极具有不一样样电势？第18页由于静电作用和热运动综合作用，在金属与溶液间界面处形成双电层构造，这种由于双电层作用在金属和它盐溶液之间产生电位差叫做金属电极电势。++++++++++----------（a）溶解>沉积++++++++++----------（b）沉积>溶解双电层形成M（s）Mn+（aq）+ne溶解沉积第19页目前，尚无法测得一种电极电极电势，但实际应用中，只要选定一种原则电极，并把它电极电势定义为零，即可确定其他多种电极电极电势。1953年IUPAC规定，采用原则氢电极作为原则电极。条件：HCl溶液（1mol·L-1）p(H2)=100kPa2H++2e-H2电极符号为：Pt，H2(p

Θ)∣H+(c

Θ)二、原则电极电势测定第20页规定：原则氢电极在任何温度下电极电势均为零。其他任一给定电极若与原则氢电极构成原电池，测得电极电动势E则定义为给定电极电极电势（相对值）。人们规定298.15K，各物质处在原则态，(即溶液中离子浓度为1mol·L-1，气体分压为100kPa）在原则态时测得原电池电动势称为原则电动势，符号记为EΘ。EΘ＝E+Θ

—E-Θ

若给定电极为原则态，则称为原则电极电势，记为EӨ第21页(-)Zn|Zn2+(1mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)|H2(100KPa),Pt(+)

例：原则锌电极与原则氢电极构成如下原电池第22页测得此原电池电动势Eθ=0.7618V，则

EΘ

＝EΘ

+－EΘ

-＝EΘ

H＋／H2－EΘ

Zn2＋／Zn＝0－EΘ

Zn2＋／Zn

∴EΘ

Zn2＋／Zn

＝-0.7618V第23页同样地，测得如下电池：(-)Pt|H2(p

Ө)

H+(cӨ)|

|

Cu2+(cӨ)|Cu(+)电动势为0.3419V，则EΘ

＝EΘ

+－E

Θ

–EΘ

＝EΘ

Cu2＋／Cu

－EΘ

H＋／H2EΘ

Cu2＋／Cu=EΘ=0.3419V第24页氢电极使用不以便，常用甘汞电极替代原则氢电极。电极构成式Pt，Hg，Hg2Cl2(s)|Cl-(c)电极反应式Hg2Cl2+2e-2Hg+2Cl-

长处：构造简朴、使用以便、电势稳定，最为常用。298K时，饱和KCl溶液时甘汞电极EΘ=0.2415第25页电极名称电极组成电极电势E/V饱和甘汞电极Hg|Hg2Cl2(s)|KCl(饱和)+0.24151mol·L-1甘汞电极Hg|Hg2Cl2(s)|KCl(1mol·L-1)+0.28010.1mol·L-1甘汞电极Hg|Hg2Cl2(s)|KCl(0.1mol·L-1)+0.3337第26页例：以原则铜电极与饱和甘汞电极构成原电池，原则铜电极为正极，饱和甘汞电极为负极，测得原电池电动势为+0.1004V，求原则铜电极电极电势。解：该原电池以简式表达为(-)Hg|Hg2Cl2|KCl(饱和)‖Cu2+(1mol·L-1)|Cu(+)测得此原电池电动势E=+0.1004V，则

E＝E+Θ

－E-Ө

＝EΘ

Cu2＋／Cu－0.2415

＝0.1004∴E

Ө

Cu2＋／Cu＝E+0.2415＝0.1004+0.2415＝0.3419V第27页根据上述措施，可运用原则氢电极或参比电极测得一系列待定电极原则电极电势。书末附录6中列出298.15K时原则状态(活度a=1,压力p=100kPa)下某些氧化还原电对旳原则电极电势,表中都是按代数值由小到大次序自上而下排列。第28页(1)E

代数值与电极反应中化学计量数选配无关电极电势数值是反应物质得失电子倾向大小，这种性质与物质数量无关。

如：Zn2++2e-=Zn与2Zn2++4e-=2Zn

E

数值相同(2)E

代数值与还原半反应相对应。

IUPAC规定，表中电极反应以还原反应表达（故有称之谓“还原电势”），不管电对物质在实际反应中转化方向怎样，使用EӨ＝EӨ+－EӨ–计算原则电池电动势时，正、负极电极电势皆为还原电势。表物理意义和注意事项第29页(3)查阅原则电极电势数据时，要注意电对详细存在形式、状态和介质条件等都必须完全符合。如：Fe2+(aq)+2e-=Fe(s)

E(Fe2+/Fe)=-0.447VEFe3+(aq)+e-=Fe2+(aq)

(Fe3+/Fe2+)=0.771VH2O2(aq)+2H+(aq)+2e-=2H2OEӨ(H2O2/H2O)=1.776VO2(g)+2H+(aq)+2e-=H2O2(aq)EӨ(O2/H2O2)=0.695V第30页4)表中E

代数值按从小到大次序编排。

E

代数值越大，表明电正确氧化态越易得电子，即氧化态就是越强氧化剂；E

代数值越小，表明电正确还原态越易失电子，即还原态就是越强还原剂；如:可知：Cl2氧化性较强，而I-还原性较强。(I2/I-)=0.54V。EI2+2e=2I-E(Cl2/Cl-)=1.36V,Cl2+2e=2Cl-E

(Br2/Br-)=1.07V，Br2+2e=2Br-第31页2.8660.4010.34190-0.7618-2.71

φ/VF2(g)+2eˉ=2Fˉ(aq)O2(g)+2H2O+4eˉ=4OHˉ(aq)Cu2+(aq)+2eˉ=Cu(s)2H+(aq)+2eˉ=H2(g)Zn2+(aq)+2eˉ=Zn(s)Na+(aq)+eˉ=Na(s)电极反应

F2/Fˉ

O2/OHˉ

Cu2+/CuH+/H2Zn2+/ZnNa+/Na电对

氧化能力逐步增强还原能力逐步增强第32页例题：要选择一种氧化剂能使含Cl-、Br-、I-混合溶液中I-氧化成I2，而Br-和Cl-却不发生变化。试根据EӨ值推断H2O2、Cr2O72-和Fe3+三种氧化剂中哪种合适？解：查表可得出有关物质EӨ(I2/I-)=0.54V。EI2+2e=2I-E(Cl2/Cl-)=1.36V,Cl2+2e=2Cl-E

(Br2/Br-)=1.07V，Br2+2e=2Br-……Fe3++e=Fe2+

EӨ=0.77V……Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2OEӨ=1.23V……H2O2+2H++2e=2H2OEӨ=1.78V第33页三、连结电化学与热力学桥梁公式原电池对外所作最大可逆电功等于电池电动势和电量乘积，那么电池反应电量怎样计算？已知一种电子电量等于1.602×10-19C（库仑），因此1mol电子电量为：6.022×1023×1.602×10-19=9.6485×104C∙mol-1=1F（可逆过程）若电池反应过程中有nmol电子转移，则转移电量为nF。因此电功体系对环境做功第34页所以：假如电池反应体系各物质都处在原则状态：在此nF单位为库仑(C),E单位是伏特(V)，因此电功和Gibbs函数变单位是焦耳(J)假如电池反应按所写方程式进行了反应进度为1mol反应，则上面公式可写为第35页例原电池Ag

AgAc(s)

Cu(Ac)2（m=0.1mol·kg

1）

Cu电动势为E(298K)=－0.372V，写出电池电极反应式及电池反应式；试计算该电池反应在298K时

rGm解：（1）（-）：2Ag+2Ac

=2AgAc(s)+2e-

（+）：Cu2+（0.1mol·kg-1）+2e-=Cu2Ag+Cu(Ac)2(b=0.1mol·kg

1）=2AgAc(s)+Cu（2）

rGm=－nFE=[－2×96485（－0.372）]J·mol

1=71.785kJ例题第36页例已知：EӨ(Fe2+/Fe)=-0.44V，EӨ(Fe3+/Fe2+)=0.77V，试计算EӨ(Fe3+/Fe)解：(1)Fe2++2e-=Fe+(2)Fe3++e-=Fe2+(3)Fe3++3e-=FeΔrG3Ө=ΔrG1Ө+ΔrG2Ө第37页可逆电池满足如下两个条件原电池叫可逆电池：①从化学反应看，电极及电池化学反应自身必须是可逆。即在外加电势Eex与原电池电动势EMF方向相反状况下，EMF>Eex时化学反应(包括电极反应及电池反应)应是EMF<Eex时反应逆反应。举例阐明如下：电池

(i)Zn｜ZnSO4(aq)｜CuSO4(aq)｜Cu第38页当EMF<Eex时实际发生电极及电池反应：表明，电池(i)在EMF>Eex及EMF<Eex条件下发生化学反应，不管是电极反应或电池反应都是互为可逆。当EMF>Eex时实际发生电极及电池反应：第39页②从热力学上看，除规定EMF<Eex化学反应与EMF>Eex化学反应互为可逆外，还规定变化推进力(指EMF与Eex之差)只需发生微小变化便可使变化方向倒转过来。亦即电池工作条件是可逆(处在或靠近于平衡态，即没有电流通过或通过电流为无限小)。第40页四、原电池反应原则平衡常数

rGӨm,T=-RTln

KӨ

rGӨm,T=-nFEӨ第41页例求电池反应Sn+Pb2+=Pb+Sn2+在298K时原则平衡常数。解：上述反应可设计成如下电池Sn|Sn2+(1mol∙L-1)||Pb2+(1mol∙L-1)|PbEӨ=EӨ(Pb2+/Pb)－EӨ(Sn2+/Sn)=(-0.126V)－(-0.138)=0.012VKӨ=2.55第42页第4节

影响电极电势原因——Nernst方程影响电极电势原因重要有：电极本性，氧化型物种和还原型物种浓度（或分压）以及温度。对于任何给定电极，其电极电势与与两物种浓度及温度定量关系可用Nernst方程表达。在温度T时，可逆电池发生如下反应：aA(aq)＋bB(aq)→gG(g)＋hH(aq)依据化学反应等温方程：一、电池电动势Nernst方程式第43页当参加反应物质处于标准状态下，该电池电动势称为在温度T时标准电动势，用Ey表示，由可知，由以上各式可得：该方程称为能斯特方程（Nernstequation）。第44页二、电极电势Nernst方程式对任一电池：电池反应：aOx1+bRed2=cRed1+dOx2正极aOx1+ne-=cRed1负极cRed2

－ne-

=aOx2其中a、b、c、d分别表达反应物与生成物计量系数。其电池电动势Nernst方程式为：第45页E=EΘ–──lnJRTnF电池反应：aOx1+bRed2=cRed1+dOx2

=E+Θ–E-Θ

–──ln──────RT[Ox2]d[Red1]cnF[Red2]b[Ox1]a第46页正极aOx1+ne-=cRed1负极cRed2

－ne-

=aOx2第47页推广到更普遍状况，若电极反应是

mOx

+ne-=qRed则浓度与电极电势关系式可表述为当T=298K，R=8.314J·mol-1·K-1，F=96500C·mol-1第48页

在能斯特方程式中：①n为半反应中得失电子数；④纯液体、纯固体不表达在式中。②浓度项中皆以半反应中各物质化学计量数为指数；③电极反应中某物质若是气体，则用相对分压p/p

表示。

比如:O2+2H2O+4e-4OH-

能斯特方程式表示为：注意：第49页⑤除Ox和Red外，若有H+或OH-参与反应，则它们浓度也应写进Nernst方程式。如MnO4-＋8H＋＋5e→Mn2＋＋4H2OE

＝

E

Θ－────lg──────

0.05925[MnO4-][H+]8[Mn2+]第50页例:计算OH-浓度为0.100mol·dm-3时，氧电极电势

E(O2/OH-)。已知：p(O2)=101.325kPa，T=298.15K。解：从附录6中可查得原则电极电势：E

(O2/OH-)=0.401V

O2(g)+2H2O+4e-4OH-(aq)，当c(OH-)=0.100mol·dm-3时，氧电极电势为

=0.460V

第51页

若把电极反应式写成

O2+H2O+2e-=2OH-,能够经过计算给予说明。依据电极反应式，此时电极电势计算式为:

经计算，成果不变。阐明只要是已配平电极反应，反应式中各物质化学计量数各乘以一定倍数，对电极电势数值并无影响。第52页例已知EΘ

(MnO4-/Mn2+)=1.51V，试计算：（1）[H＋]＝1.0×10-1mol·L-1（2）[H＋]＝1.0×10-7mol·L-1时E

值。设[MnO4-]=[Mn2＋]=1.0mol·L-1，T＝298K。MnO4-+8H++5e-Mn2++4H2O

解：该电极反应为

由Nernst方程可得[][][]

8

H

MnOMn

lg5

0592.0

-42++-=qEE

第53页（1）当[H+]＝1.0×10-1mol·L-1时E＝

1.51＋lg(1.0×10-1)8

＝1.42V（2）当[H+]＝1.0×10-7mol·L-1时E＝

1.51＋lg(1.0×10-7)8

＝0.85V可知，MnO4-氧化能力随[H＋]减少而明显减弱。由此可见酸度对电极电势影响也较大。第54页一.装置原电池并计算电池电动势【例1】pH测定。以甘汞电极为参比电极，玻璃电极为指示电极构成原电池。玻璃电极构成式为：(-)Ag,AgCl|H＋(0.1mol·L-1),Cl-(0.1mol·L-1)|玻璃膜其

E-=EΘ(

玻)

–

0.0592pHPt,Hg,Hg2Cl2(s)|Cl-(0.1mol·L-1)(+)饱和KCl溶液

E+=0.2415甘汞电极电极构成式为：E=E+–E-

=0.2415-EΘ(

玻)

+

0.0592pH∴第5节

电极电势在化学上应用第55页【例2】计算在298.15K时如下原电池电动势(-)Ag|AgNO3(0.01mol·L-1)‖AgNO3(1mol·L-1)|Ag(+)解：这种由不一样样浓度同类电极构成原电池称浓差电池。正极反应：Ag+(1mol·L-1)+e-Ag（s）负极反应：Ag（s）-e-Ag+(0.01mol·L-1)电池反应：Ag+(1mol·L-1)Ag+(0.01mol·L-1)

∴E+=EΘ

(Ag+/Ag)

+0.0592lg[c+(Ag+)/cΘ]E-=EΘ

(Ag+/Ag)

+0.0592lg[c-(Ag+)/cΘ]E=E+-E-=0.0592lg[c+(Ag+)/c-(Ag+)]

=0.0592lg[1/0.01

]

=0.1184V第56页原则状态下氧化剂和还原剂相对强弱可直接比较EΘ值大小而得出。EΘ值愈高，表达该电对中氧化态得电子能力愈强，是较强氧化剂；EΘ值愈低，表达该电对中还原态失电子能力愈强，是较强还原剂。如卤族元素之间置换反应，即可从EΘ值变化加以解释：二.比较氧化剂和还原剂相对强弱。

氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2

还原性：I-＞

Br-＞

Cl-＞

F-F2+2e-2F-EΘ

＝2.87VCl2+2e-2Cl-EΘ

＝1.36VBr2(l)+2e-2Br-EΘ

＝1.07VI2+2e-2I－EΘ

＝0.54V第57页例：以下三个电极中在标准条件下哪种物质是最强氧化剂？若其中MnO4/Mn2+电极改为在pH=5.00条件下，它们氧化性相对强弱次序将怎样改变？已知E

(MnO4-/Mn2+)=1.507VE

(Br2/Br-)=1.066VE

(I2/I-)=0.5355V第58页解：(1)在标准状态下可用E

大小进行比较。E

值相对大小次序为：E

(MnO4-/Mn2+)>

E

(Br2/Br-)>E

(I2/I-)所以在上述物质中MnO4-是最强氧化剂，I-是最强还原剂，即氧化性强弱次序是MnO4->Br2>I2(2)

pH=5.0时,依据计算得E(MnO4ˉ/Mn2+)=1.034V。此时电极电势相对大小次序为E

(Br2/Br-)>E(MnO4-/Mn2+)>

E

(I2/I-)这就是说，当KMnO4溶液酸性减弱成pH=5.00时，氧化性强弱次序变为Br2>MnO4->I2第59页三.判断氧化还原反应进行方向非原则态时，E>0，则反应正向自发进行；E<0，则反应逆向自发进行；E=0，则反应处在平衡状态。原则态时，EΘ>0，则反应正向自发进行；EΘ<0，则反应逆向自发进行；EΘ=0，则反应处在平衡状态。∴EΘ>0.2V时,EΘ可用来判断反应进行方向和程度。ΔrGm=-

nFE第60页例：

试判断以下反应在H＋浓度为1.00×10－5mol

dm-3溶液中进行时方向(其余物质处于标准态)。2Mn2++5Cl2+8H2O2MnO4-+16H++10Cl-介质(H+浓度)对该反应影响很大，当c(H+)＝10-5moldm-3时，由于其他物质均处在原则状态，则根据能斯特方程式计算可得：解:若用原则电极电势作为判据，E

(MnO4/Mn2+)=1.507V大于E

(Cl2/Cl-)=1.358V，似乎氧化态物质Cl2与还原态物质Mn2+不能发生反应。第61页

两半反应式为：

Cl2+2e-=2ClˉMn2++4H2O=MnO4+5e+8H+=1.034V

--可见,c(H+)对E(Cl2/Clˉ)无影响，对E(MnO4/Mn2+)有重大影响。-第62页可逆电池电动势与电池反应中各物质活度关系在温度T时，可逆电池发生如下反应：aA＋bB→gG＋hH依据化学反应等温方程：当参加反应物质处于标准状态下，该电池电动势称为在温度T时标准电动势，用Ey表示，由可知，第63页由以上各式可得：该方程称为能斯特方程（Nernstequation）。能斯特方程同时，可由Ey求Ky第64页E(Ox|Red)

>0E(Ox|Red)

<0原则氢电极||给定电极E(Ox|Red)

=0E增大（非自发电池）（自发电池）电极电势第65页电极电势能斯特方程氧化态+ze-→还原态a(Ox)+ze-→a(Red)电池反应第66页电池电动势计算净反应:方法一:第67页化学反应等温式：两种措施，成果相似净反应:方法二电池电动势计算第68页例：试分别判断反应：Pb2++SnPb+Sn2+在标准状态和[Sn2+]=1mol·L-1,[Pb2+]=0.1mol·L-1时能否自发进行？解：在原则状态，即[Sn2+]=1mol·L-1，[Pb2+]=1mol·L-1时EΘ=EΘ（Pb2+/Pb）-EΘ（Sn2+/Sn）=-0.126-（-0.138）=0.012V第69页[Sn2+]=1mol·L-1,[Pb2+]=0.1mol·L-1时

第70页四.判断氧化还原反应进行程度化学反应程度可由原则平衡常数KΘ数值体现出来。平衡常数与电极电势关系为：ΔrGmΘ

=-

nFEΘ=-RTlnKΘ

当T＝298.15K时n00592ElgK.=ΘΘ第71页解：先设想按上述氧化还原反应所构成一种原则条件下原电池：负极

Cu(s)＝Cu2+(aq)＋2e-

E

(Cu2+/Cu)＝0.3419V

正极

2Ag+(aq)＋2e-＝2Ag(s)

E

(Ag＋/Ag)＝0.7996V

例：

计算以下反应在298.15K时标准平衡常数KCu(s)＋2Ag+(aq)Cu2+(aq)＋2Ag(s)

第72页上述成果表明：该反应进行程度是相称彻底。但实际状况怎样，还要包括到反应速率问题。此类溶液中离子间氧化还原反应较瞬即完毕离子互换反应稍慢些。=0.7996V-0.3419V=0.4577V

E

=

E(正极)-E(负极)

可求出依据公式：

K

=3.0×1015

得:第73页使电流通过电解质溶液(或熔融液)，在两电极上分别发生氧化和还原反应过程称为电解。进行电解装置称为电解池（electrolyticcell）。与电源负极相连接电极称为阴极（Anode）与电源正极相连接电极称为阳极（Cathode）正离子移向阴极，在阴极上得到电子，发生还原反应；负离子移向阳极，在阳极上给出电子，发生氧化反应离子在对应电极上得失电子过程均称放电（discharge）。一、电解装置与原理原电池电解池电解装置第6节电解与电化学技术第74页影响电解产物原因a.原则电极电势值——是决定电解产物重要原因。阴极(还原反应):放电是EΘ代数值较大氧化态物质，阳极(氧化反应):放电是EΘ代数值较小还原态物质(含电极)。b.浓度——溶液中浓度越大离子越有助于放电。【例1】用石墨做电极，电解Na2SO4水溶液两电极上所得产物是什么？解：溶液中存在四种离子，即Na＋、SO42-、H＋和OH-。通电后，正离子Na＋、H＋移向阴极，虽然c（Na＋）》c（H＋），但EΘ(Na＋／Na)=-2.71V,EΘ(H＋/H2)=0.0000V代数值大氧化剂轻易得到电子，∴Ｈ＋在阴极放电，产生H2析出：2H＋+2e-→H2(g)第75页负离子SO42-、OH-移向阳极，EΘ(S2O82-／SO42-)=2.010V,EΘ(O2/OH-)=0.401V虽然c（SO42-）》c（OH-），但SO42-离子放电十分困难。代数值小还原剂易失电子，因此，阳极还是OH-放电，产生O2析出。4OH--4e-→2H2O(g)+O2可见，这一过程实质是水电解阳极材料为一般金属(除Pt、Au等惰性金属和石墨等外)，则发生阳极溶解，生成对应离子。阳极为惰性电极、溶液中存在着简朴离子，则是负离子失去电子，依次析出S、I2、Br2、Cl2；若溶液中只存在如SO42－此类难被氧化含氧酸根离子，则是OH-失去电子而析出氧气。阳极产物第76页1.电镀：电镀是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金过程，既可防腐蚀又可起装饰作用。在电镀时，一般将需要镀层零件作为阴极(连接电源负极)，而用作镀层金属(如Ni-Cr合金、Au等)作为阳极(连接电源正极)。电镀液一般为含镀层金属配离子溶液。电镀工作原理示意图三.电解应用第77页在合适电压下，阳极发生氧化反应，金属失去电子而成为正离子进入溶液中，即阳极溶解；阴极发生还原反应，金属正离子在阴极镀件上获得电子，析出沉积成金属镀层。如：电镀锌，被镀零件作为阴极材料，金属锌作为阳极材料，在锌盐(如Na2[Zn(OH)4])溶液中进行电解。阴极：Zn2++2e-=Zn阳极：Zn=Zn2++2e-第78页用电解措施通以阳极电流，使金属表面形成氧化膜以抵达防腐耐蚀目旳一种工艺。以铝阳极氧化为例，在阳极铝表面上，一种是Al2O3形成反应，另一种是Al2O3被电解液不停溶解反应。当Al2O3生成速率不小于溶解速率时，氧化膜就能顺利地生长，并保持一定厚度。阳极(Al)2