第四章氧化還原反應(yīng)

第四章氧化還原反應(yīng)4.1氧化還原方程式的配平4.2電極電勢(shì)4.3元素電極電勢(shì)圖及其應(yīng)用4.4化學(xué)電源4.5電解及其應(yīng)用4.6金屬腐蝕及其防止

立即行動(dòng)

一個(gè)人不想做某事，可以找出千萬(wàn)條理由，下決心做一件事情時(shí)，有一條理由就足夠了。為者常成、行者常至14.1.1氧化數(shù)法氧化數(shù)：表示各元素在化合物中所處的狀態(tài)。1、氧化數(shù)氯的氧化數(shù)-1+1+3+5+7單質(zhì)的氧化數(shù)為零H與電負(fù)性比它大的原子結(jié)合，氧化值為+1；H與電負(fù)性比它小的原子結(jié)合，氧化值為-1，如NaH、CaH2O原子過(guò)氧化物Na2O2、H2O2，氧化數(shù)為-1氟化物O2F2、OF2，氧化數(shù)為別為+1、+2一般氧化物SO2，氧化數(shù)為-2方程式的配平2元素氧化數(shù)=該元素原子的離子電荷數(shù)。離子化合物中性分子各元素原子的氧化值的代數(shù)和為零。復(fù)雜離子中，各元素原子氧化值的代數(shù)和為離子的總電荷數(shù)。例Fe3O4中Fe的氧化值3x+(-2)×4=0Fe的平均氧化值為氧化值可為整數(shù)也可為分?jǐn)?shù)或小數(shù)方程式的配平32、配平方法配平原則：氧化數(shù)升高與降低的總數(shù)相等；質(zhì)量守恒定律。43×3×4標(biāo)氧化數(shù)變化值43根據(jù)氧化數(shù)升高與降低總數(shù)相等原則，乘以相應(yīng)的系數(shù)根據(jù)質(zhì)量守恒配平化學(xué)反應(yīng)方程式方程式的配平44.1.2離子-電子法2×5×半反應(yīng)式介質(zhì)注意酸性堿性多氧原子一側(cè)H+H2O不能出現(xiàn)OH-少氧原子一側(cè)H2OOH-不能出現(xiàn)H+配平原則：①得失電子總數(shù)相等②質(zhì)量守恒③電荷守恒將反應(yīng)分解為兩個(gè)半反應(yīng)式，并配平根據(jù)得失電子總數(shù)相等的原則，合并半反應(yīng)式方程式的配平54.2.1原電池1、原電池的組成rGm（298.15K）fGm（298.15K）/kJ.mol-165.52-147.03=-147.03-65.52=-212.55kJ.mol-1反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變直接轉(zhuǎn)化為電能？設(shè)計(jì)如下實(shí)驗(yàn)裝置：原電池：借助于氧化還原反應(yīng)，將化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。構(gòu)成原電池的三個(gè)條件1.必須有一個(gè)自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)2.氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)要分別在兩個(gè)電極上進(jìn)行3.裝置內(nèi)都要構(gòu)成電的通路電極電勢(shì)62、原電池的電極反應(yīng)式和符號(hào)原電池的電極反應(yīng)式Cu2++2e-Cu(s)ReOx氧化態(tài)+ne-還原態(tài)ReOx電對(duì)用“氧化態(tài)/還原態(tài)”來(lái)表示。如：“Zn2+/Zn”、“Cu2+/Cu”互為逆反應(yīng)電池反應(yīng)式：Cu(s)+2Ag+=Cu2++2Ag(s)(–)氧化反應(yīng)：Cu(s)=Cu2++2e

(3)(+)還原反應(yīng)：Ag++e

=Ag(s)(4)銅銀原電池(–)氧化反應(yīng)：Zn(s)=Zn2++2e

(1)(+)還原反應(yīng)：Cu2++2e

=Cu(s)(2)電池反應(yīng)式：Zn(s)+Cu2+=Zn2++Cu(s)銅鋅原電池電極電勢(shì)元素有多種氧化數(shù)，組成電對(duì)時(shí)，氧化態(tài):氧化數(shù)相對(duì)較高的物質(zhì)還原態(tài):

氧化數(shù)相對(duì)較低的物質(zhì)7(2)原電池的符號(hào)書(shū)寫(xiě)規(guī)則：

⑴“-”在左邊，“+”在右邊，鹽橋用“‖”表示。⑵半電池中兩相界面用“|”分開(kāi)，同相不同物種用“,”分開(kāi)，溶液、氣體要注明ci，pi。⑶純液體、固體和氣體寫(xiě)在惰性電極一邊用“,”分開(kāi)。(-)Zn|Zn2+(c1)Cu2+(c2)|Cu(+)負(fù)極寫(xiě)在左邊正極寫(xiě)在右邊“|”表示相與相之間的界面用“||”表示鹽橋電極電勢(shì)8組成原電池時(shí)，需外加輔助電極（如Pt、C）(+)2Fe3++2e-=

2Fe2+Sn2++2Fe3+=

Sn4++2Fe2+(－)Sn2+=

Sn4++2e-例

寫(xiě)出下列氧化還原反應(yīng)構(gòu)成的原電池符號(hào)和電極反應(yīng)式。解：原電池的符號(hào)電極電勢(shì)9----++++----++++M平衡電極電勢(shì)——平衡時(shí)M與Mn+溶液之間的電勢(shì)差。其數(shù)值取決于金屬的本性，并與鹽溶液的濃度、溫度有關(guān)。----++++MM活潑M不活潑----++++溶解>沉積

沉積>溶解MMn++ne?4.2.2

電極電勢(shì)的產(chǎn)生電極電勢(shì)104.2.3電極電勢(shì)的測(cè)定電極電勢(shì)的絕對(duì)值現(xiàn)還無(wú)法測(cè)知但可用比較方法確定它的相對(duì)值選用標(biāo)準(zhǔn)氫電極作為比較標(biāo)準(zhǔn)規(guī)定它的電極電勢(shì)值為零.

即E

(H+/H2)=0V

1、標(biāo)準(zhǔn)電極電極符號(hào)(-)Pt，H2(100kPa)H+(1mol·L-1)H+(1mol·L-1)H2(100kPa)，Pt(+)電極反應(yīng)2H++2e-

→H2電極電勢(shì)(g,100kPa)11物質(zhì)皆為純凈物有關(guān)物質(zhì)的濃度為1mol·L-1涉及到的氣體分壓為100kPa待測(cè)電極處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)2、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)E

(Mn+/M)電極電勢(shì)E=E(Cu2+/Cu)

E(H+/H2)E(Cu2+/Cu)=E100kPa0.342E(Zn2+/Zn)=E123.4XeF

+e-Xe(g)+F-XeF/Xe(g)3.053F2+2H++2e-2HF(aq)F2/HF(aq)1.229Cl2+2e-2Cl-Cl2/Cl-1.229O2+4H++4e-2H2OO2/H2O0.340Cu2++2e-CuCu2+/Cu02H++2e-2H2H+/H2-0.7626Zn2++2e-ZnZn2+/Zn-2.924K++e-KK+/K-3.040Li++e-LiLi+/LiE/V電極反應(yīng)電對(duì)常用電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)(298.15K)E(Li+/Li)最小Li的還原性最強(qiáng)Li+的氧化性最弱還原型物質(zhì)的還原能力越強(qiáng)氧化型物質(zhì)的氧化能力越弱

電對(duì)中E(XeF/Xe)最大XeF的氧化性最強(qiáng)Xe的還原性最弱電極電勢(shì)13最強(qiáng)還原劑例下列三個(gè)電對(duì)，在標(biāo)準(zhǔn)條件下哪個(gè)是最強(qiáng)的氧化劑，哪個(gè)是最強(qiáng)的還原劑。解:注意：（1）非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)、非水溶液不能用E比較物質(zhì)氧化還原能力。（2）電極電勢(shì)與電極反應(yīng)式寫(xiě)法無(wú)關(guān)。>>最強(qiáng)氧化劑143、甘汞電極電極反應(yīng)式標(biāo)準(zhǔn)甘汞電極飽和甘汞電極表示方法電極電勢(shì)154.2.4標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的計(jì)算原電池可以產(chǎn)生電能，電能可以作功，吉布斯函數(shù)減少，根據(jù)化學(xué)熱力學(xué)，如果在能量的轉(zhuǎn)化過(guò)程中，化學(xué)能全部轉(zhuǎn)化為電功，則等溫、等壓條件下，則：注意：Ｅ的單位為Ｖ、△G的單位是J.mol-1原電池處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)△G

＝-zFE電池反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的總數(shù)電極電勢(shì)16-447.300-228.03-237.18例

試用熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算解：17解:例計(jì)算由標(biāo)準(zhǔn)氫電極和標(biāo)準(zhǔn)鎘電極組成原電池反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯函數(shù)變。E(Cd2+/Cd)=-0.4030VE(H+/H2)=0.0000V原電池的符號(hào)電池反應(yīng)E=E(+)－E(-)=0.0000V–(-0.4030V)=0.4030V△G=-zFE=-2×96485J.V-1.mol-1×0.4030V=-77770J.mol-1=-77.77kJ.mol-118氧化型

+ze-

還原型氧化型還原型一側(cè)各物種相對(duì)濃度冪的乘積電對(duì)在某一濃度的電極電勢(shì)電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)摩爾氣體常數(shù)熱力學(xué)溫度電極反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)法拉第常數(shù)E=E+㏑zF[氧化型][還原型]RTz

[還原型]E=E+lg0.0592[氧化型]R=8.314JK-1mol-1F=96485JV-1。mol-1

T=298.15K4.2.5影響電極電勢(shì)的因素Nernst方程19z

[還原型]E=E+lg0.0592[氧化型]1、氣體物質(zhì)用分壓(Pa)表示，除以p(105Pa)

溶液中的物質(zhì)用濃度(molL-1)表示，除以c

(1molL-1)注意Br2(l)+2e-2Br-Zn2++2e-Zn2.純固體或純液體物質(zhì)不寫(xiě)入

注意20z

[還原型]E=E+lg0.0592[氧化型]注意3.電極反應(yīng)中電對(duì)以外物質(zhì)也應(yīng)寫(xiě)入，但溶劑（如H2O）不寫(xiě)入Cr2O72-+6e-+14H+2Cr3++7H2O211、濃度對(duì)電極電勢(shì)的影響例（1）298.15K,c(Co2+)=1.0mol.L-1,c(Co3+)=0.1mol.L-1時(shí)求（2）298.15K,c(Co2+)=0.01mol.L-1,c(Co3+)=1.0mol.L-1時(shí)求解:[氧化型]比值越大,電極電勢(shì)值越大[還原型]比值越小,電極電勢(shì)值越?。?）（1）電極電勢(shì)22例實(shí)驗(yàn)測(cè)得銅鋅原電池的電動(dòng)勢(shì)為1.06V，并已知c(Cu2+)=0.020mol.L-1，問(wèn)該電池中c(Zn2+)的濃度是多少?解:電池反應(yīng)Cu2++Zn(s)=Cu(s)+Zn2+正極:Cu2++2e－=Cu(s)E(Cu2+/Cu)=0.3419V負(fù)極:Zn(s)=Zn2++2e－

E(Zn2+/Zn)=－0.7618V=1.1037VE=E(+)–E(－)=0.3419+(－0.7618)E=

E

+lgc(Zn2+)=0.045mol.L-11.06=1.1037+lg23例

c(H+)=1.0×10-5mol.L-3時(shí)，求電對(duì)

的電極電勢(shì)（其它條件都處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，T=298.15K)例

c(OH–)=0.10mol.L-1，p(O2)=100kPa時(shí),計(jì)算氧電極的電極電勢(shì)。

O2(g)+2H2O+4e–=4OH–

E(O2/OH－)=0.401V解：

=0.46V

E

(O2/OH–)=E(O2/OH–)＋lg2、酸度對(duì)電極電勢(shì)的影響解:=1.304Vc(H+)越大，E值越大；c(H+)越小，E值越小電極電勢(shì)243、沉淀對(duì)電極電勢(shì)的影響

例298K時(shí)，E(Ag+/Ag)=0.7996V，

(AgCl)=1.56×10-10，現(xiàn)向AgNO3溶液中加入NaCl，生成AgCl沉淀，達(dá)到平衡時(shí)，溶液中c(Cl-)=1mol.L-1，計(jì)算E(Ag+/Ag)。解:c(Ag+)=(AgCl)/c(Cl–)=1.56×10-10mol.L-1E(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lg=0.7996+lg1.56×10-10=0.2210V由于c(Cl-)=1.0

molL-1

即E(Ag+/Ag)=E(AgCl/Ag)電極反應(yīng):AgCl

+

e-Ag+Cl-氧化型物質(zhì)生成沉淀，電極電勢(shì)降低，還原型物質(zhì)生成沉淀，電極電勢(shì)升高。電極電勢(shì)254、若電對(duì)中的氧化態(tài)物質(zhì)與試劑作用生成弱電解質(zhì)或穩(wěn)定的配離子，E降低。若電對(duì)中還原態(tài)物質(zhì)與試劑作用生成弱電解質(zhì)或穩(wěn)定的配離子，E升高。由于離子濃度與氣體分壓對(duì)E有影響，只要組成電極的離子濃度或氣體分壓不同，同種材料也可以組成原電池。濃差電池附：264.2.5電極電勢(shì)的應(yīng)用例根據(jù)氧化還原反應(yīng)組成原電池。已知：寫(xiě)出原電池符號(hào)并計(jì)算原電池的電動(dòng)勢(shì)。解:E(Cu2+/Cu)=0.34VE(Cl2/Cl-)=1.36VE(Cl2

/Cl-)=E(Cl2

/Cl-)+

E(Cu2+/Cu)=E(Cu2+/Cu)+lgE=1.42-0.31=1.01V原電池符號(hào)原電池中，E(+)>E(-)；電動(dòng)勢(shì)E=E(+)-E(-)1、判斷原電池的正負(fù)極，計(jì)算原電池的電動(dòng)勢(shì)電極電勢(shì)27△G＜0自發(fā)進(jìn)行△G=0平衡狀態(tài)△G＞0非自發(fā)進(jìn)行△G=-zFEE=E(+)－E(-)-zFE＜0即E＞0時(shí)E(+)>E(-)自發(fā)進(jìn)行-zFE=0即E=0時(shí)E(+)=E(-)平衡狀態(tài)-zFE＞0即E＜0時(shí)E(+)<E(-)非自發(fā)進(jìn)行2、判斷氧化還原反應(yīng)方向氧化還原反應(yīng)的規(guī)律：氧化劑還原劑還原劑氧化劑較強(qiáng)較強(qiáng)較弱較弱++電極電勢(shì)28

E(Sn2+/Sn)=－0.136V,E(Pb2+/Pb)=－0.126V(1)

E(Pb2+/Pb)＞E(Sn2+/Sn)

Pb2+作為氧化劑，

Sn作為還原劑，反應(yīng)正向進(jìn)行Sn+Pb2+(1mol.L-1)＝Sn2+(1mol.L-1)+Pb例

判斷下列氧化還原反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向(2)Sn+Pb2+(0.1mol.L-1)=Sn2+(1mol.L-1)+PbSn+Pb2+(1mol.L-1)=Sn2+(1mol.L-1)+Pb解:(2)E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgc(Pb2+)=－0.156V=－0.126V+lg0.1

E(Pb2+/Pb)<

E(Sn2+/Sn)

Sn2+

是氧化劑，Pb是還原劑，反應(yīng)逆向進(jìn)行Sn2+(1mol.L-1)+Pb=Sn+Pb2+(0.1mol.L-1)電極電勢(shì)29例判斷下列氧化還原反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向2H+(1.0mol.L-1)+2Ag+2I－(0.5mol.L-1)=2AgI+H2(100kPa)解:E(H+/H2)=0.000V,E(Ag+/Ag)=0.799V=－0.018V<

E

(H+/H2)=0.799+0.0592lg3.0×10－16E(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lgAg++I–=AgI(s)Ksp

(AgI)=c(Ag+)×c(I-)c(Ag+)=1.5×10-16/0.5=3.0×10-16E(+)>E(-)反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行電極電勢(shì)303、判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的次序反應(yīng)首先發(fā)生在電極電勢(shì)差值較大的兩個(gè)電對(duì)之間例在Br-和I-的混合溶液中加入Cl2,哪種離子先被氧化?E/V0.53551.0651.3583I2/I-Br2/Br-Cl2/Cl-電對(duì)解E(Cl2/Cl-)-E(Br2/Br-)<

E(Cl2/Cl-)-E(I2/I-)反應(yīng)首先在Cl2和I-之間進(jìn)行例從Fe2(SO4)3和KMnO4中選擇一種合適的氧化劑,使含有Cl-、Br-和I-混合溶液中的I-被氧化,而Cl-、Br-不被氧化。0.771Fe3+/Fe2+1.510.53551.0651.3583E/VMnO4-/Mn2+I2/I-Br2/Br-Cl2/Cl-電對(duì)解KMnO4不可采用電極電勢(shì)31zFE=

RTlnKE=lgK注意：氧化還原反應(yīng)的K

只與E有關(guān)，而與溶液濃度無(wú)關(guān)。4、衡量氧化還原反應(yīng)程度△G=-RTlnK;△G=-nFEE值越大,K值越大,正反應(yīng)進(jìn)行得越完全。氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的程度平衡常數(shù)電極電勢(shì)氧化還原反應(yīng)中轉(zhuǎn)移電子數(shù)

電極電勢(shì)32Cu(s)+2Ag+=Cu2++2Ag(s)例計(jì)算下列反應(yīng)在298.15K時(shí)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)(-)Cu(s)=Cu2++2e-

E(Cu2+/Cu)=0.3419V(+)2Ag++2e-

=

2Ag(s)E(Ag+/Ag)=0.7396V解：E=E(+)

－E(-)=E(Cu2+/Cu)－E(Ag+/Ag)=0.7996－0.3419=0.4577VlgK=zE/0.0592=2×0.577/0.0592=15.47K=3.0×1015反應(yīng)相當(dāng)徹底電極電勢(shì)33例計(jì)算反應(yīng)（1）298.15K時(shí)的平衡常數(shù)。（2）反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，c(Ag+)=1.0mol.L-1，c(Fe2+)=0.10mol.L-1,求達(dá)到平衡時(shí)Fe3+的濃度。解:(1)K=3.03

(2)設(shè)達(dá)到平衡時(shí)，c(Fe3+)=xcS1.00.10cE1.0-x0.1-xx34例求Ksp(PbSO4)。已知：E(PbSO4/Pb)=-0.356V,E(Pb2+/Pb)=-0.126V

E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgc(Pb2+)解法1c(SO42–)=1.0mol.L-1電極反應(yīng)式:PbSO4(s)+2e-

=Pb(s)+SO42–E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgKSP(PbSO4)Ksp(PbSO4)=1.7×10-8E(PbSO4/Pb)=-0.356V5、計(jì)算解離平衡常數(shù)、溶度積常數(shù)、穩(wěn)定常數(shù)=E(Pb2+/Pb)+lgKsp(PbSO4)c(SO42–)電極電勢(shì)35解法2設(shè)計(jì)原電池(+)Pb2++2e–=Pb(–)Pb+SO42–－2e–=PbSO4E(Pb2+/Pb)=－0.126VE(PbSO4/Pb)=－0.356V電池反應(yīng)Pb2++SO42–=

PbSO4K=1c(SO42–).c(Pb2+)=1Ksp(PbSO4)lgK=z〔E(+)-E(-)〕0.0592lg

=1Ksp(PbSO4)2〔E(+)-E(-)〕0.0592Ksp(PbSO4)=1.7×10－8電極電勢(shì)36例求Ka(HCN)。已知：E(HCN/H2)=-0.545V

E(HCN/H2)=E(H+/H2)+

E(HCN/H2)=標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下解法1電極電勢(shì)37解法2設(shè)計(jì)原電池(+)2HCN

+2e–=H2+2CN－(–)H2－2e–=2H+E(HCN/H+)=－0.545VE(H+/H2)=0V電池反應(yīng)2HCN

=2H++2CN－K=c2(H+)c2(CN-)c2(HCN

)=Ka(HCN)2lgK=z〔E(+)-E(-)〕0.0592lg

=2〔E(+)-E(-)〕0.0592Ka(HCN)2=6.17×10－10Ka(HCN)381、電極電勢(shì)圖2、元素電極電勢(shì)圖的應(yīng)用(1）判斷某種元素能否發(fā)生歧化反應(yīng)O2H2O2H2O0.6951.7631.229AE/Vz=1z=1z=2O2HO2H2O-0.0760.8670.401-EB/Vz=1z=1z=2當(dāng)一種元素處于中間氧化數(shù)時(shí)，它有一部分向高氧化態(tài)變化（被氧化），另一部分向低氧化態(tài)變化（被還原），這一類(lèi)自身氧化還原反應(yīng)稱(chēng)為岐化反應(yīng)。電極電勢(shì)圖及其應(yīng)用表示同一元素各種氧化值物質(zhì)的氧化還原能力，以及它們之間電位變化關(guān)系圖。39E(右)>E(左),發(fā)生歧化反應(yīng)。E(左)E(右)Cu的元素電勢(shì)圖為：Cu2+

Cu+

Cu0.1590.5200.34E/Vz=1z=1z=22Cu+

→Cu+Cu2+

反應(yīng)中，一部分Cu+氧化為Cu2+，另一部分Cu+還原為金屬銅Cu。

根據(jù)Cu的標(biāo)準(zhǔn)電勢(shì)圖可以判斷是否發(fā)生岐化反應(yīng)。例Cu+容易發(fā)生下列歧化反應(yīng)：2Cu+

→Cu+Cu2+

40(2)計(jì)算電對(duì)的電極電勢(shì)E1E2E3z1z3z2EzA+z1e-=BE1△G1=-z1FE1B+z2e-=CE2△G2=-z2FE2C+z3e-=DE3△G3=-z3FE3A+ze-=DE△G=-zFE△G=△G1+△G2+△G3-zFE=-z1FE1-z2FE2-z3FE3E=z1E1+z2

E2+z3E3z41例z=2z=2z=2z=1z=1E3z=2z=4z=8E2E10.89解：E1==0.50VE2==0.56VE3==0.42V42(3)解釋元素的氧化還原特性酸性介質(zhì)中Fe的元素電勢(shì)圖為：Fe3+

Fe2+

Fe0.771-0.44E/Vz=1z=2可以解釋以下幾個(gè)問(wèn)題:

Fe與鹽酸或稀硫酸反應(yīng)產(chǎn)生的為何是Fe2+,而不是Fe3+?在酸性介質(zhì)中穩(wěn)定存在的為何是Fe3+，而不是Fe2+?E(O2/H2O)=1.23V,電極反應(yīng)為：O2+4H++4e－→2H2O在酸性介質(zhì)中如何使Fe2+穩(wěn)定存在?因?yàn)镋(Fe3+/Fe2+)>E(Fe2+/Fe),可以發(fā)生下列反應(yīng)：Fe+2Fe3+─→3Fe2+

43化學(xué)電源:化學(xué)能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置。1、酸性電池（1）鋅錳干電池(–)Zn(s)=Zn2++2e-(+)2MnO2(s)+2NH4++2e-=Mn2O3(s)+2NH3+H2O電池反應(yīng)Zn(s)+2MnO2(s)+2NH4+=Zn2++Mn2O3(s)+2NH3+H2O石墨棒絕緣體鋅殼酸性電池堿性電池電解質(zhì)的性質(zhì)電動(dòng)勢(shì)為：1.5V與電池大小無(wú)關(guān)。缺點(diǎn)：放電的時(shí)，正極生成的NH3被石墨棒吸附引起極化，導(dǎo)致電動(dòng)勢(shì)下降?；瘜W(xué)電源44密度檢流計(jì)檢測(cè)電解液的密度，密度達(dá)到1.25~1.28時(shí)，蓄電池充好電；當(dāng)密度底于1.20時(shí)，蓄電池就要充電了。2）鉛蓄電池兩組鉛銻合金格板（相互間隔）作為電極導(dǎo)電材料，其中一組格板的孔穴填充二氧化鉛，在另一組格板的孔穴填充海綿狀的金屬鉛，并以H2SO4(d=1.25~1.3g.mL-1)作為電解溶液。(-)Pb︱H2SO4(1.25~1.3g.mL-3)︱PbO2(+)放電時(shí)，電極反應(yīng)(-)Pb(s)

+SO42-=PbSO4(s)+2e-(+)PbO2(s)+4H++SO42-+2e-=PbSO4(s)+2H2OPb(s)

+PbO2(s)+H2SO4PbSO4(s)+2H2O放電充電45(+)2NiO(OH)(s)+2H2O+2e-=2Ni(OH)2(s)+2OH–

(-)Cd(s)

+2OH–=Cd(OH)2(s)+2e-2、堿性電池(-)CdKOH(1.19~1.21g.mL-1),NiO(OH)C(+)鎘鎳電池3、燃料電池(+)2H2O+O2+4e-=4OH-(-)2H2+4OH-=4H2O+4e-2H2+O2

=2H2O(-)C,H2KOHO2,C(+)464.5.1電解池與電解原理電解池：將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。電解原理：電解液中的正離子在陰極上結(jié)合電子發(fā)生還原反應(yīng)放電；負(fù)離子在陽(yáng)極給出電子發(fā)生氧化反應(yīng)放電。NaOHPte-e-VA陰極2H++2e-=H2陽(yáng)極4OH--=2H2O+O2+4e-電解氫氧化鈉水溶液法拉第定律:電極上析出或溶解的物質(zhì)的量與通過(guò)電解池的電量成正比，通過(guò)1法拉第電量能得到1摩爾電子在電極上所引起氧化或還原反應(yīng)的物質(zhì)的量。電解及其應(yīng)用電解池的組成：兩個(gè)電極+電解液47微觀模擬電解及其應(yīng)用48原電池的方向與外加電流的方向相反，需外加一定值的電壓以克服原電池所產(chǎn)生的反電動(dòng)勢(shì)，才能使電解順利進(jìn)行。4.5.2分解電壓和超電勢(shì)1、分解電壓Na2SO4VAPtH2O2電極反應(yīng)分解電壓：電解能順利進(jìn)行所必需的最小電壓。分解電壓的產(chǎn)生？V分解VI電流-電壓曲線(xiàn)電解及其應(yīng)用492、分解電壓的理論值假設(shè)c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol.L-1

E(+)=E(+)+lg

E(+)=0.401+lg=0.815V

E(-)=E(-)+lg

E(-)=0+lg=-0.414VE理

=E(+)-E(-)=0.815–(-0.414)=1.23V實(shí)際分解電壓為1.7V503、超電壓極化：電流流過(guò)電極時(shí)，電極電勢(shì)在通電前后發(fā)生了某些改變的現(xiàn)象。包括濃差極化和電化學(xué)極化。電解質(zhì)溶液的內(nèi)阻也是產(chǎn)生超電壓的原因之一，由于溶液中離子移動(dòng)受到一定的阻礙作用，必須由外加電壓來(lái)克服。電解過(guò)程，電極附近離子的濃度比溶液中其它區(qū)域濃度低，形成濃差電池，其電動(dòng)勢(shì)與外加電壓相對(duì)抗，使電解所需要的實(shí)際外加電壓增大。電解產(chǎn)物在電極上析出過(guò)程中）受到某種阻礙而遲緩。陰極上放電離子減少，電子過(guò)剩，使陰極電極電勢(shì)的代數(shù)值減??；陽(yáng)極上放電離子減少，電子不足，使陽(yáng)極電極電勢(shì)代數(shù)值增大。電解及其應(yīng)用51產(chǎn)生超電壓？電解質(zhì)溶液電阻、濃差極化、電化學(xué)極化。國(guó)際上規(guī)定：陽(yáng)極超電勢(shì)、陰極超電勢(shì)均取正值，用符號(hào)表示。E（實(shí)）=E（理）+E（超）E（超）=（陰）+（陽(yáng)）影響電極電勢(shì)的主要因素1、電解產(chǎn)物的本質(zhì)：金屬的超電勢(shì)一般很小，氣體的超電勢(shì)一般較大。2、電極的材料和表面狀態(tài)：同一電解產(chǎn)物在不同電極上的超電勢(shì)不同，電極表面狀態(tài)不同超電勢(shì)的數(shù)值亦不同。3、電流密度：隨著電流密度增大，超電勢(shì)亦增大。524.5.3電解池中兩極的電解產(chǎn)物1、判斷電極產(chǎn)物陽(yáng)極：析出電勢(shì)代數(shù)值較小的還原態(tài)物質(zhì)優(yōu)先析出；陰極：析出電勢(shì)代數(shù)值較大的氧化態(tài)物質(zhì)優(yōu)先析出。2、析出電勢(shì)的影響因素（1）離子及其相應(yīng)電對(duì)在標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)表中的位置（2）離子濃度（3）電解產(chǎn)物的超電勢(shì)電解及其應(yīng)用533、簡(jiǎn)單鹽類(lèi)水溶液電解產(chǎn)物的一般情況陰極(1)E(Mn+/M)>E(H+/H2)M先在陰極析出E(Mn+/M)<E(H+/H2)酸性較小，M先在陰極析出電壓大，M和H2同時(shí)在陰極析出(2)E(Mn+/M)較小的金屬離子，如：Na+、K+等在陰極不被還原，水中的H+被還原為H2。陽(yáng)極(1)金屬材料（Pt等惰性電極除外）金屬氧化溶解(2)惰性電極電解S2-,Br-,Cl-等簡(jiǎn)單離子的鹽溶液時(shí)，優(yōu)先析出S,Br2,

Cl2。電解SO42-等復(fù)雜離子的鹽溶液時(shí)，OH-優(yōu)先被氧化析出氧氣。544.5.4電解的應(yīng)用1、電鍍電鍍：應(yīng)用電解的方法將一種金屬鍍?cè)诹硪环N