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文档简介

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1最新课件§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2最新课件氧化还原反应……3最新课件一、基本概念(一)氧化数(或氧化值)4最新课件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)…………5最新课件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。6最新课件3.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-Ⅰ7最新课件【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。8最新课件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,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。9最新课件(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。10最新课件0Ⅱ0Ⅱ

-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。11最新课件2.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:)。12最新课件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.13最新课件二、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+8H2O14最新课件【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钾,配平此方程式。解:Ⅶ

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+KOH15最新课件方法二、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+7H2O16最新课件【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+2e17最新课件小结介质反应式左边比右边多一个O反应式左边比右边少一个O酸性2H++O2-→H2OH2O→O2-+2H+

碱性H2O+O2-→2OH-2OH-→O2-+H2O中性H2O+O2-→2OH-H2O→O2-+2H+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+18最新课件氧化数法: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。19最新课件§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20最新课件6.2.1原电池(一)组成21最新课件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?22最新课件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。23最新课件1.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++4H2O24最新课件(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。25最新课件(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-26最新课件【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(+)27最新课件【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(+)28最新课件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29最新课件(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)30最新课件2.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(+)31最新课件例如,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

=φΘ(Cu2+/Cu)

-φΘ(H+/H2)

=+0.3419V“+”表示失去电子的倾向小于H232最新课件实验测得:E2Θ=-0.7618Vφ

Θ(Zn2+/Zn)=-0.7618V即φ

=φ

Θ(Zn2+/Zn)

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)(+)33最新课件饱和甘汞电极: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

34最新课件

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35最新课件4.标准电极电势表(298.15K,碱性溶液中)36最新课件几点说明:1.应在标准态的条件下使用,只适用于水溶液反应,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=1.358V37最新课件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。38最新课件解:【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–Cu

Cu2+/Cu

Zn2+/Zn=–0.7628V

Cu2+/Cu=+0.34VE==

Zn2+/Zn=–212kJ·mol–1=0.34–(–0.7628)=1.10VDrG=–nFE=–2

1.10

96.5(kJ·mol–1)

正39最新课件(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。40最新课件【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1141最新课件【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=0.57727V42最新课件6.2.4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+eOx243最新课件电池电动势的Nernst方程:44最新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)

45最新课件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+)46最新课件通式:mOx+ne-

gRed电极电位的Nernst方程47最新课件举例:Cl2(g)+2e≒2Cl-Cu2++2e-≒CuBr2(l)+2e≒2Br-1/2Br2(l)+e≒Br-MnO4-+8H++5e≒Mn2++4H2O48最新课件应用Nernst方程注意几点:电极电位主要取决于电极的本性,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49最新课件(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:

50最新课件(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)

=1.229V51最新课件

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

22

Lmol100.1)H(

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++-+⑴52最新课件V

400.0)O/HO(22=

Lmol0.1)OH(

14,pH

1

==--当c⑵0.400V)/OH(O

2B=-

)aq(4OH

4e)l(O2H

)g(O22++--53最新课件【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=1.35827V54最新课件(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-]=1.77×10-10Ag55最新课件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)+0.05916lgKsp56最新课件AgI

AgBr

AgCl减小

spK(AgI/Ag)

(AgBr/Ag)

(AgCl/Ag)

>>57最新课件(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)

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58最新课件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。59最新课件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。

=0反应达平衡状态。

<

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。60最新课件进行?

时的标准态下能否向右25℃

)g(Cl

HCl

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-=-+

E61最新课件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++++-+62最新课件0

0.06V

1.30V1.36V>=-=)/ClCl()/MnMnO(222-=-+

E所以,可以用浓盐酸置取氯气。63最新课件3.求离子浓度和平衡常数64最新课件§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)65最新课件表示方法: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66最新课件1.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(

2

E-=+++))aq(Cu

)s(Cu

)aq(2Cu2+++67最新课件+)2.计算电对的电极电势F

nG

n-=D+-

B

eA11m(1)r11F

nG

n-=D+-C

e

B22m(2)r22F

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n-=D+-

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