（农业畜牧行业）山西农业大学文理学院《普通化学》教案

安徽科技学院理学院《普通化学》教案（九24Nernst13、Nernst4、E△GKo的关系；512345P225-227：9.2、9.7、9.8、9.10、9.11、9.13、氧化仍原反应(oxidation-reductionreaction基本概念：以Cu(s)+2Ag+(aq)→Cu2+(aq)+2Ag(s)（Cu（Ag+判断：氧化数规则氧于化合物中的氧化数壹般为-2，于过氧化物中为-1，OF2+2。（如：HClCl1，H+1）2【例9.1Fe3O4、K2Cr2O7SO2－Fe、Cr2注：氧化数和化合价的区别：氧化数能够是±Zn+Cu2+Zn2++Cu电对表示：Zn2+/Zn。任何壹种元素的俩种不同氧化数状Fe2+/Fe、Fe3+/Fe、Fe3+/Fe2+。2H2O2＝2H2O+O2。配平原则：②反应前后各元素的原子总数相等（质量守恒H2OH、O1818配平原则：①反应前后各元素原子总数相等（质量守恒②反应中电子得失数相等（电荷平衡配平步骤 MnO－＋SO２－Mn 氧化反应：SO２－SO 仍原反应：MnO MnO－ 5SO２－＋5HO5SO 将反应仍原 碱性介质中配平反应：H2O2＋Cr(OH)－CrO H2O2＋Cr(OH)－CrO Cr(OH)－CrO 2Cr(OH)－+8OH－2CrO2－ 3H2O2＋2Cr(OH)－＋2OH－2CrO 2 4I2+SO2－I－2 4S SS S2 42 42SO2－S2 42 242SO2－+IS2 24定义Zn＋CuSO4ZnSO4＋Cu9-1ZnSO4ZnCuSO4Cu（盐桥为UKCl铜半电池：Cu2+＋2e=Cu（Cu2+Cu）正极；电池（总）反应Cu2+/Cu电极分类Fe3+Fe2+离子混合溶液中构意义池符号则表示为：Zn︱Zn2+(c1)Cu2+(c2)︱Cu⑴“”表示连通俩个半电池的盐桥极”写于“”右边；Pt298K，101.325kPa1mol·dm-3。Fe3+／Fe2+电极和氢电极(2H+／H2H+OH-,可有可无，但最好表示出来如：符号：Au/Au3+ 符号：Pt︱Cl2(g)/Cl－(c1)H+(c2),MnO【例9.2【解（1）氧化反应：Ag＋I－=AgI＋e(仍原反应：2H+＋2e=H2电池符号：Ag︱AgI(s)︱I－(c1)H+(c2)︱H2(g，p)︱电池符号：Pt︱Fe2+(c1),Fe3+(c2)Ag+(c3)︱【例9.3【解】Pt︱Cl2(g)︱Cl－(c1)H+(c2),MnO－(c3),Mn2+(c4)︱负极反应 正极反应:MnO－+8H++5e=Mn2++4H 1889Nernst“双电层9-2(a)，相反，如果金9-2(b)。（ε，ε=φ(+)－φ(－)电极电势的绝对值无法测量，可是俩极间的电势差—电池电动势（ε）可测准氢电极”的电极电势为0.000V。标准氢电极298K101.325kPa：2H+＋2eH2这时电极上的氢气和溶液之间产生的电势差称为“标准氢电极的电极电势 0，εθ=Eθ-Eθ，(9-1)即可求得待测电极的电极电势。Zn2+/Zn 298K0.762V，所以⑴电极反应按规定均写为氧化态+neEθ值的大小和符号和组成电极Eθ⑶Eθ H+Eθ表，相反若OH－E ⑹EθZn2+＋2eZnEθ(Zn2+/Zn)=-0.762V；Q，WW电W=nεF(9-2)lmol1.013×105Pa，则：它不仅为人们提供了测定ӨGӨε【例9.3298KCu2+/CuH+/H2电池符号：Pt︱H2(g)︱H+Cu2+︱CufӨGθ/kJӨmolfr f f f f □Gθ=[ӨGθ(Cu,s)+2×ӨGθ(Hr f f f f =－65.57kJӨmol-r由ӨGθ=-rrεθ=-ӨGr0.3419V9-3a9-3b-nFε=-a（Ox）+neb（Red298K能斯特方程可改写为：Br2MnO-／Mn2+电极反应为： MnO-+8H++5eMn2++4H 能斯特方程应用于电池反应，n2MnO－5SO2－6H 电池反应 pH（H+OH－参和时）来改变电极电势。例时，Fe3+/Fe2+【解Nernst【解 MnO–＋8H+＋5eMn2+＋4H Nernst E(MnO-/Mn2+)=Eθ(MnO- pH，来使氧化仍原反应的方向发生逆转。于标准状态下，εθ＜0，度时，c(H+)浓度增大，E(MnO2/Mn2+c(Cl-)也随之增大，E(Cl2/Cl-HClε＝E(MnO2/Mn2+)－E(Cl2/Cl－)＞0，例9.625℃AgI／AgEθc(Ag+)=c(I－)=1molӨdm-3池反应等于原电池作的最大电功，即：ӨG(原电池)=－W电=－nFε当ӨG＞0ε＜0，E+＜E－，电池反应逆向自发；当ӨG=0ε=0，E+=E－，电池反应处于平衡态。 当ӨGθ＞0εθ＜0，Eθ＜Eθ，电池反应逆向自发；当ӨGθ=0εθ=0， 【例9.7Pb2+＋SnPb＋Sn2+于标准状态下，及【解Pb2+＋2e=PbEθ(Pb2+/Pb)=-Sn2+＋2e=SnEθ(Sn2+/Sn)=-于标准状态下=-ε＜0,计算表明，改变物质的浓度，能够改变反应的方向。∴lgKθ=（9-【例9.8【解2Cr2O＋14H+＋6e2Cr3+＋7H2OEθ(CrO2-2于应用电极电势判断氧化仍原反应的自发方向和完成程度时，需EEEθ直接比较氧化剂或仍原剂的相对强弱。EθE【例9.9】试比较标准状态下，于酸性介质中，下列电对氧化能力及仍原能 MnO－/Mn2+、Fe3+/Fe2+、I/I－、O 【解 判断溶液中离子共存的可能性εθ＞0Eθ＞Eθ， 【9.10 2ⒸSn2+Hg2+；②SO2-MnO-；ⒸSn2+Fe2+；④Fe2+ 2查表：Hg2++2e=HgEθ=0.851vSn4++2e=Sn2+Eθ=0.15v正极－负极＝ εθ＝Eθ－Eθ ②SO2-MnO 【解】：MnO-+8H++5eMn2++4HOEθ(MnO-／Mn2+)＝1.49VSO2- 正极－负极＝ εθ＝Eθ－Eθ ⒸSn2+第壹种情况：Fe2++2e＝FeEθ＝-0.44vSn4++2e＝Sn2+Eθ＝0.15v第二种情况：Sn2++2e＝SnEθ＝-0.14vFe3++e＝Fe2+Eθ＝0.77v εθ＝Eθ－E 判断氧化仍原反应进行次序:当溶液中存于多种仍原剂，它们均能和同壹．元素电势图将元素的各种氧化态，从左到右由高到低依次排列，然后于每俩

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应用

【9.11求Cu2++2e=CuӨrGθ电极反应电极反应（9-从电势图可知：Cu++e=CuE(Cu+／Cu)=0.522V动发生，Cu+Cu2+Cu。E(Cu+／Cu)＞E(Cu2+／Cu+)，Cu+【例9.12KICl2(1)Cl2(2)KI【解】：查表写出有关的电势图（酸介质I－Cl2分析：（1）Cl2 Eθ(Cl2/Cl