原電池及電動勢演示文稿

原電池及電動勢演示文稿當前第1頁\共有97頁\編于星期六\22點第章第節(jié)原電池及電動勢當前第2頁\共有97頁\編于星期六\22點第七章氧化還原與電化學第一節(jié)氧化還原反應第二節(jié)原電池與電動勢★★第三節(jié)電極電勢的應用★當前第3頁\共有97頁\編于星期六\22點第二節(jié)原電池與電動勢一、原電池二、原電池的電動勢三、原電池的電極電勢四、電動勢E與△G的關(guān)系五、能斯特方程當前第4頁\共有97頁\編于星期六\22點Cu2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)+Zn2+(aq)燒杯中的氧化還原反應：一、原電池(定義)化學能→熱能

氧化還原反應都有電子轉(zhuǎn)移，但不能產(chǎn)生定向移動的電流，能否設計一種裝置將其轉(zhuǎn)化為定向移動的電流，即能否將化學能轉(zhuǎn)化為電能呢?當前第5頁\共有97頁\編于星期六\22點普通干電池充電干電池鈕扣電池筆記本電腦專用電池攝像機專用電池手機電池生活中的電池當前第6頁\共有97頁\編于星期六\22點Cu-Zn原電池裝置接通內(nèi)電路原電池:借助于氧化還原反應將化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置當前第7頁\共有97頁\編于星期六\22點電極:分為負極和正極。

由電極導體和電解質(zhì)溶液組成。負極:

Zn片和硫酸鋅溶液

失電子即電子流出的一極

如:Zn-2e-＝Zn2+(氧化反應)

正極:Cu片和硫酸銅溶液

得電子即電子流入的一極

如:Cu2++2e-＝Cu(還原反應)

電子流向：鋅片(負極)→

銅片(正極)

電流流向：銅片(正極)→

鋅片(負極)

溶液中陽離子向正極移動，陰離子向負極移動。一般由電極、導線、鹽橋等組成。

Cu-Zn原電池組成當前第8頁\共有97頁\編于星期六\22點Cu-Zn原電池組成—鹽橋什么是鹽橋？鹽橋的作用是什么？(凍膠的作用是防止管中的溶液流出，K+和Cl-能在凍膠內(nèi)自由移動。)①構(gòu)成閉合回路，代替兩溶液直接接觸②平衡電荷(中和Zn2+過剩和SO42-過剩，保持兩個半電池溶液的電中性)。飽和的KCl溶液和5％瓊脂做成的凍膠當前第9頁\共有97頁\編于星期六\22點電極反應與電池反應原電池由兩個半電池組成，半電池又稱電極。在兩電極上發(fā)生的半反應(氧化反應和還原反應)均稱為電極反應。兩個電極反應之和即總反應稱為電池反應。Cu-Zn原電池中：

負極反應：Zn-2e→Zn2+

(氧化半反應)正極反應：Cu2++2e→Cu(還原半反應)電池反應：Zn+Cu2+═Zn2++Cu(總反應)

金屬導體如Cu、Zn

惰性導體如Pt、石墨棒電極/CuCu2+/ZnZn2+電對半反應通式：

[氧化型]+ne[還原型]當前第10頁\共有97頁\編于星期六\22點①負極“(-)”寫在左邊，正極“(+)”寫在右邊。

②半電池中兩相界面用“│”表示;同相不同物種用“,”分開;溶液、氣體要注明cB,pB；鹽橋用“||”表示。③

若電極反應無金屬導體,用惰性電極Pt或C(石墨)。④

純液體、固體和氣體寫在靠惰性電極一邊，用“,”分開。(如氫電極)如Cu－Zn原電池的電池圖式為：(-)Zn(s)│Zn2+(1.0mol/L)||Cu2+(1.0mol/L)│Cu(s)

(+)

原電池符號(電池圖式)的書寫方法：原電池的圖式表示

(-)Zn|Zn2+(c1)

H+(c1)|H2(p)|

Pt(+)Fe3+(c1)，F(xiàn)e2+(c2)|Pt(+)

(-)Pt|Cl2(p)|Cl-(c)

當前第11頁\共有97頁\編于星期六\22點電極中含有不同氧化態(tài)同種離子時，高氧化態(tài)離子靠近鹽橋，低氧化態(tài)離子靠近電極，中間用“，”分開。Sn4+(c1)，Sn2+(c2)|Pt(+)

Cr2O72-(c1),H+(c2),Cr3+(c3)|Pt(+)

(-)Pt|O2(p)|H2O，OH-(c1)參與電極反應的其它物質(zhì)也應寫入電池符號中。原電池的圖式表示當前第12頁\共有97頁\編于星期六\22點半反應與常見電極類型⑴

金屬及其離子電極

Cu2++2e-=CuCu(s)∣Cu2+(c)⑵氣體電極，須加惰性電極(PtorC)2H++2e-=H2Pt(s)∣H2(p)∣H+(c)當前第13頁\共有97頁\編于星期六\22點⑶不同價態(tài)的離子電極，須加惰性電極

Fe3++e-=Fe2+Pt(s)∣Fe3+(c1),Fe2+(c2)⑷金屬及其難溶鹽電極

AgCl+e-=Ag+Cl-

Ag(s)∣AgCl(s)∣Cl-(c)Fe3+Fe2+PtCl-AgAgCl半反應與常見電極類型當前第14頁\共有97頁\編于星期六\22點銅銀原電池銅氫原電池銅與鐵離子如銅鋅原電池例：寫出如下原電池的圖式當前第15頁\共有97頁\編于星期六\22點二、原電池的電動勢原電池中正、負兩個電極形成的電位差叫做該原電池的電動勢，用E表示。原電池電動勢的大小與構(gòu)成原電池物質(zhì)的性質(zhì)、溫度、反應物濃度和壓力有關(guān)當前第16頁\共有97頁\編于星期六\22點標準條件下的電動勢叫做原電池的標準電動勢，用EΘ表示。標準條件：c=1mol/L,p=100kPa。二、原電池的電動勢原電池：(–)Zn|ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)|Cu(+)若反應寫作Cu2++Zn→Cu+Zn2+EΘ

＝1.1037V；

若反應寫作Cu+Zn2+→Cu2++Zn

EΘ

＝–1.1037V；原電池電動勢的正負號代表了氧化還原反應自發(fā)進行的方向。當前第17頁\共有97頁\編于星期六\22點三、原電池的電極電勢如果溶解>

沉積則如圖a；如果沉積>溶解則如圖b。都會形成雙電層,產(chǎn)生電勢差,稱之為金屬的電極電勢。

用

(氧化態(tài)/還原態(tài))表示,例如(Cu2＋/Cu)等。

雙電層理論：金屬在其鹽溶液中,溶解和沉積形成動態(tài)平衡：

M(s)

溶解

Mn+(aq)

+ne-值越大,氧化能力越強;值越小,氧化能力越弱。沉積(1)電極電勢

(

)：每個電極上半反應的電位差。M活潑Mn+稀M不活潑Mn+濃

MMn+(aq)+ne-雙電層

MMn+(aq)+ne-溶解>沉積

沉積

>溶解當前第18頁\共有97頁\編于星期六\22點

(3)原電池的電動勢(E):

E=正－負

原電池的正、負極之間的電極電勢差稱為原電池的電動勢，用E來表示。規(guī)定:原電池的電動勢等于正極的電極電勢減去負極的電極電勢。(2)標準電極電勢(θ)

標準狀態(tài)(即溶液中有關(guān)離子的濃度為1.0mol·L-1,氣體的壓力為100kPa)下電極的電極電勢，稱為標準電極電勢。

表示為:θ(氧化態(tài)/還原態(tài))

例如:θ(Cu2＋/Cu);

θ(Zn2＋/Zn)

等。

Eθ=θ正－θ負三、原電池的電極電勢當前第19頁\共有97頁\編于星期六\22點(4)標準電極電勢的測定:三、原電池的電極電勢

電極電勢的絕對值無法測定，實際應用中只需知道它們的相對值，我們?nèi)藶榈剡x擇某一電極為標準，規(guī)定電極電勢為零，而把其他電極與此標準電極構(gòu)成的原電池的電動勢，作為該電極的電極電勢。

國際上統(tǒng)一規(guī)定標準氫電極作為標準電極，并規(guī)定任何溫度下，其電極電勢為零。當前第20頁\共有97頁\編于星期六\22點標準氫電極裝置圖氫電極電極反應:2H+(aq)+2e-H2(g)氫電極半電池符號:Pt|H2(100kPa)|H+(1.0mol·L-1)規(guī)定:

(H+/H2)=0.000V(伏)(4)標準電極電勢的測定:理論上，一般選擇標準氫電極作為參比電極。標準氫電極:

三、原電池的電極電勢當前第21頁\共有97頁\編于星期六\22點根據(jù)

未知電極的標準電極電勢？將未知電極和標準氫電極組成原電池，測定原電池的電動勢，即可求出未知電極的標準電極電勢。(－)未知電極標準氫電極(＋)

或(－)

標準氫電極未知電極(＋)

Eθ=θ正－θ負三、原電池的電極電勢(4)標準電極電勢的測定:當前第22頁\共有97頁\編于星期六\22點三、原電池的電極電勢(5)使用標準電極電勢表應注意的事項測定方法：(-)標準氫電極

待測電極(+)①規(guī)定標準氫電極的電極電勢為零，即：②

規(guī)定所有電極反應都寫成還原反應的形式，即：氧化態(tài)＋ne-＝還原態(tài)，共同比較電對獲得電子的能力，因此又稱標準還原電對。其標準電極電勢表示為

θ(氧化態(tài)/還原態(tài))

。當前第23頁\共有97頁\編于星期六\22點④

φ

的大小與半電池反應的寫法無關(guān)。例如：

(aq)2Cl

2e)g(Cl2+--φ

＝1.3583V

(aq)Cl

e(g)Cl21

2+--φ

＝1.3583V三、原電池的電極電勢(5)使用標準電極電勢表應注意的事項③

φ小的電對對應的還原型物質(zhì)還原性強；φ大的電對對應的氧化型物質(zhì)氧化性強。當前第24頁\共有97頁\編于星期六\22點⑤

同一物質(zhì)在一電對中是氧化型，在另一電對中可能是還原型。例如：Fe2++2e=Fe

φFe2+/Fe＝－0.44VFe3++e=Fe2+

φFe3+/Fe2+＝0.77V三、原電池的電極電勢(5)使用標準電極電勢表應注意的事項⑥

一些電對的φ與介質(zhì)的酸堿性有關(guān)。酸性介質(zhì)：φA，查酸表；堿性介質(zhì)：φB

,查堿表。當前第25頁\共有97頁\編于星期六\22點

【例】將標準氫電極與標準銀電極組成原電池，經(jīng)測量標準氫電極為原電池的負極，原電池的標準電動勢為+0.7996V。試計算標準銀電極的電極電勢。

解：由題意知：θ負

=

θ氫電極=0.000Vθ正=

θ銀電極根據(jù)

Eθ=

θ正-θ負

=

θ正-0.000V

則有θ正=Eθ=+0.7996V答：標準銀電極的電極電勢為+0.7996V。當前第26頁\共有97頁\編于星期六\22點(-)Zn|Zn2+(1mol·L-1)||H+(1mol·L-1)|H2(100kPa)|Pt(+)

298.15K時測得標準電動勢E=+0.76V，求Zn2+/Zn的標準電極電勢?！纠恳阎獦藴蕷潆姌O與標準鋅電極組成下面原電池:解:

由題意知:氫電極為正極，鋅電極為負極。根據(jù)E=

正

-

負

=

(H+/H2)-

(Zn2+/Zn)=0.000V-θ(Zn2+/Zn)∴

(Zn2+/Zn)=-Eθ=-0.76V答:(略)。當前第27頁\共有97頁\編于星期六\22點電極反應:Hg2Cl2(s)+2e-2Hg(l)+2Cl-(aq)電極符號:Pt|Hg(l)|

Hg2Cl2(s)|KCl(c)將待測電極與參比電極組成原電池參比電極在實際測定中，常用易于制備、使用方便且電極電勢穩(wěn)定的甘汞電極或氯化銀電極等作為電極電勢的對比參考，稱為參比電極。

標準甘汞電極：飽和甘汞電極：甘汞電極當前第28頁\共有97頁\編于星期六\22點電極反應:T=298K時，標準電極電勢為0.2223V

飽和電極電勢為0.2000V銀-氯化銀電極電極符號:

Ag∣AgCl∣Cl-參比電極當前第29頁\共有97頁\編于星期六\22點圖為由Ni2+濃度分別為1.0010–3mol/L和1.00mol/L的兩種溶液組成的濃差電極。濃差電極由兩種不同濃度的某金屬離子的溶液分別與該金屬所形成的兩個電極，也可以組成一個原電池，叫濃差電池。當前第30頁\共有97頁\編于星期六\22點電池反應為：負極：

Ni(s)Ni2+(稀溶液)+2e正極：

Ni2+(濃溶液)+2e

Ni(s)總反應：

Ni2+(濃溶液)Ni2+(稀溶液)酸度計就是利用了濃差電極的原理對溶液中的氫離子濃度進行測量。濃差電極當前第31頁\共有97頁\編于星期六\22點四、電動勢E與ΔrGm的關(guān)系在標準狀態(tài)下:

G

=-nFE在任意狀態(tài)下:

G=-nFE研究表明：在恒溫恒壓下，系統(tǒng)對環(huán)境所做的最大非體積功等于系統(tǒng)的吉布斯自由能變。對于原電池來說，系統(tǒng)對環(huán)境所做的非體積功只有電功。G=-nFEF

=96485C·mol-1

法拉第常數(shù),n—反應中得失電子數(shù)，mol

G=-nF;G=-nF對于電極反應：當前第32頁\共有97頁\編于星期六\22點【例】

已知銅鋅原電池的標準電動勢為1.10V,試計算原電池的標準摩爾吉布斯函數(shù)變△rGm

。解:Zn+Cu2+=Zn2++Cu因為發(fā)生1mol化學反應需轉(zhuǎn)移2mol電子,所以n=2mol;又∵F=96485C·mol-1,Eθ=1.10V

∴△rGθm=-nFEθ=-2mol×96485C·mol-1×1.10V=-212267(J·mol-1)=-212.3kJ·mol-1答:該原電池的標準摩爾吉布斯函數(shù)變?yōu)?212.3kJ·mol-1。當前第33頁\共有97頁\編于星期六\22點例：計算由標準氫電極和標準鎘電極組成的原電池的E?,△G?,K?，并寫出電池圖解、電極反應、電池反應方程。解：電池圖解：電池反應：電極反應：正極負極當前第34頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第35頁\共有97頁\編于星期六\22點

aA+bBdD+eE五、能斯特方程濃度對電動勢和電極電勢的影響——能斯特方程對于任意狀態(tài)下的氧化還原反應：

標準狀態(tài)下：

Eθ=θ正－θ負非標準狀態(tài)下，電極電勢的大小與電對本身性質(zhì)，反應溫度、反應濃度和壓力有關(guān)其中:rGm=-nFE,rGmθ=-nFEθ代入上式得：[cD/cθ]d[cE/cθ]e[cA/cθ]a[cB/cθ]b-nFE=-nFEθ+2.303RTlg

原電池電動勢的Nernst方程當前第36頁\共有97頁\編于星期六\22點E=Eθ-lg2.303RT

nF[cD/cθ]d[cE/cθ]e[cA/cθ]a[cB/cθ]b0.0592V

n[cA/cθ]a[cB/cθ]b[cD/cθ]d[cE/cθ]e濃度對原電池電動勢E影響的能斯特方程：將T=298.15K,R＝8.314J·mol·K-1,F=96485C·mol-1代入,則得:E=Eθ-lg整理：五、能斯特方程當前第37頁\共有97頁\編于星期六\22點a氧化態(tài)+ne-b還原態(tài)將rGm

=-nF,rGm=-nF對于非標準態(tài)下的任意電極反應:同理：代入上式得:[c(還原態(tài))/cθ]b[c(氧化態(tài))/cθ]a-nF=-nFθ+2.303RTlg

ΔrGm=ΔrGmθ+2.303RTlgQ

電極電勢的Nernst公式五、能斯特方程當前第38頁\共有97頁\編于星期六\22點=θ+lg=θ-lg2.303RT

nF

n

0.0592V

[c(還原態(tài))/cθ]b[c(氧化態(tài))/cθ]a[c(氧化態(tài))/cθ]a[c(還原態(tài))/cθ]b或:將T=298.15K,R＝8.314J·K-1,F=96485C·mol-1代入上式可得:=θ-lg

0.0592V

n

[c(還原態(tài))/cθ]b[c(氧化態(tài))/cθ]a濃度對電極電勢影響的能斯特方程：(最常用公式)五、能斯特方程當前第39頁\共有97頁\編于星期六\22點

使用電極電勢能斯特方程的注意事項

(1)分清氧化態(tài)和還原態(tài)；(2)電極反應中的化學計量系數(shù)為指數(shù)。

(3)若電極反應有H+或OH-參與,其濃度也列入方程中。

n

0.0592V[c(氧化態(tài))/cθ]a[c(還原態(tài))/cθ]b=θ+lg五、能斯特方程當前第40頁\共有97頁\編于星期六\22點(4)能斯特方程中的n、a、b要對應，即要寫出半反應式MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O(5)氣體用分壓表示，溶液用濃度表示

Cl2(g)+2e-=2Cl-Cl2(g)+2e-=2Cl-五、能斯特方程當前第41頁\共有97頁\編于星期六\22點(6)純固體、純液體和稀溶液中的溶劑水不寫入能斯特方程。Br2(l)+2e-=2Br-五、能斯特方程當前第42頁\共有97頁\編于星期六\22點例1：寫出下列電對的能斯特方程Br2(l)

+2e→2Br-

Fe3++e→Fe2+當前第43頁\共有97頁\編于星期六\22點例2：已測得某銅鋅原電池的電動勢為1.06V，已知c(Cu2+)=0.020mol/L，求該原電池中c(Zn2+)？解：電池反應由附表知所以鋅電極為負極，銅電極為正極Eθ=θ正－θ負=0.3419-(-0.7618)=1.1037Vθ(Zn2+/Zn)=-0.7618V,θ(Cu2+/Cu)=0.3419VZn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)當前第44頁\共有97頁\編于星期六\22點例3：計算Zn2+/Zn電對在c(Zn2+)

=0.001mol·L-1時的電極電勢。(已知(Zn2+/Zn)=-0.7618V)

(Zn2+/Zn)=

θ(Zn2+/Zn)

+

lg解：

Zn2+

+2e-=Zn，n=2

2

0.0592V

2

0.0592V[c(Zn2+)/cθ]答:(略)。=-0.7618V

+lg[0.001/1.0]=-0.8506V當前第45頁\共有97頁\編于星期六\22點回答下列問題（1）寫出電池反應方程和電池圖解例：某原電池的一個半電池是由金屬Co浸在1.0mol/LCo2+溶液中組成；另一半電池由Pt片浸入1.0mol/LCl-的溶液中并不斷通入Cl2（p(Cl2)

=100kPa）組成，實驗測得電池的電動勢為1.63V，鈷電極為負極，已知（2）（3）p(Cl2)增大時，電池電動勢如何變化？（4）當Co2+濃度為0.01mol/L時，電池的電動勢。當前第46頁\共有97頁\編于星期六\22點解：（1）電池反應方程電池圖解（2）當前第47頁\共有97頁\編于星期六\22點（3）當p(Cl2)增大時，增大，E增大（4）應用原電池電動勢的Nernst方程∴∵

E=正

-負

當前第48頁\共有97頁\編于星期六\22點第三節(jié)電極電勢的應用一、比較氧化劑和還原劑的相對強弱二、判斷原電池的正負極和計算電動勢三、判斷氧化還原反應自發(fā)進行的方向四、衡量氧化還原反應進行的程度五、歧化反應的判斷當前第49頁\共有97頁\編于星期六\22點電極電勢最大的電對所對應的氧化態(tài)是最強的氧化劑；電極電勢最小的電對所對應的還原態(tài)是最強的還原劑。

例：找出下列四組電對中最強的氧化劑和最強的還原劑。

(Fe3+/Fe2+)=+0.771V;(I2/I-)=+0.5355V(Sn4+/Sn2+)=+0.151V；(Ce4+/Ce3+)=+1.72V

解:

最強的氧化劑是:

Ce4+

最強的還原劑是:

Sn2+一、比較氧化劑和還原劑的相對強弱當前第50頁\共有97頁\編于星期六\22點標準電極電勢表規(guī)律:

值越大，其氧化態(tài)的氧化性越強；

值越小，其還原態(tài)的還原性越強。一、比較氧化劑和還原劑的相對強弱當前第51頁\共有97頁\編于星期六\22點二、判斷原電池的正負極和計算電動勢利用E=正

-

負

電極電勢值大的電對作正極電極電勢值小的電對作負極注意兩種情況:◆標準狀態(tài)下,

直接查表得標準電極電勢θ值,然后比較θ大小確定正、負極,

計算電動勢Eθ;◆

非標準狀態(tài)下,

先根據(jù)能斯特方程計算出電極電勢值

,再比較大小確定正、負極,計算電動勢E。當前第52頁\共有97頁\編于星期六\22點例：將標準錫電極Sn(s)│Sn2+(1.0mol·L-1)與標準鉛電極Pb(s)│Pb2+(1.0mol·L-1)組成原電池，試判斷該原電池的正、負極，計算電動勢。解:

本題中組成原電池的兩個電極均為標準電極,查表知：θ(Sn2+/Sn)=-0.1375V

θ(Pb2+/Pb)=-0.1262V∵θ(Pb2+/Pb)＞θ(Sn2+/Sn)

∴標準鉛電極為正極，標準錫電極為負極。

Eθ

=θ正-θ負

=-0.1262V-(-0.1375V)

=+0.0113V答:(略)。當前第53頁\共有97頁\編于星期六\22點例：通過計算確定原電池的正、負極和原電池的電動勢。Zn∣Zn2+-1)||Cu2+-1)∣Cu

解:

先分別計算兩個電對的電極電勢，然后比較大小。

(Zn2+/Zn)=θ(Zn2+/Zn)+(0.0592/2)lg[c(Zn2+)/cθ]=-0.7912V

(Cu2+/Cu)=

θ(Cu2+/Cu)+(0.0592/2)lg[c(Cu2+)/cθ]=0.3508V

∵

(Cu2+/Cu)＞

(Zn2+/Zn)∴Cu2+/Cu正極,Zn2+/Zn作負極。E=正

-負=0.3508-(-0.7912)=1.142V∴(-)Zn∣Zn2+-1)||Cu2+-1)∣Cu(+)

當前第54頁\共有97頁\編于星期六\22點對于任意氧化還原反應：aA+bB=dD+eE

氧化還原反應自發(fā)進行的判斷??E判據(jù)

①

rGm=-

nFE＜0,E＞0，+>-

正向自發(fā)進行;②rGm=-

nFE=0,E=

0，+=-

達到平衡狀態(tài);

③rGm=-

nFE＞0,

E＜0，

+<-

逆向自發(fā)進行。

三、判斷氧化還原反應自發(fā)進行的方向當前第55頁\共有97頁\編于星期六\22點例：判斷標準狀態(tài)下氧化還原反應進行的方向:2Fe3++2I-

=

2Fe2++I2

解：假設反應能正向進行，則Fe3+/Fe2+為正極，I2/I-為負極。標準狀態(tài)下，查表得各電對的標準電極電勢為:

θ(I2/I-)=+0.5355V;

θ(Fe3＋/Fe2＋)=+0.771V

∵E=

正-負=+0.2355V＞0

∴

反應能向正方向自發(fā)進行。當前第56頁\共有97頁\編于星期六\22點例：判斷非標準態(tài)下氧化還原反應進行的方向。

已知反應:Pb2++Sn

=Pb+Sn2+

當c(Pb2+)=0.1mol·dm-3，c(Sn2+)=1.0mol·dm-3時，反應能否自發(fā)向右進行?查表θ(Pb2+/Pb)=-0.1262V,θ(Sn2+/Sn)=-0.1375V=-0.1262V+(0.0592V/2)×lg[0.1/1.0](Pb2+/Pb)=θ(Pb2+/Pb)+(0.0592V/2)×lg[c(Pb2+)/cθ]=-0.1558V

(Sn2+/Sn)=θ(Sn2+/Sn)=-0.1375V∵E

=正-負=-0.1558V-(-0.1375V)=-0.0183V＜0

∴

反應不能正向自發(fā)進行，而是逆向自發(fā)進行。解:

假設反應能向右進行，則Pb2+/Pb為正極，Sn2+/Sn為負極。當前第57頁\共有97頁\編于星期六\22點lgKθEθ=0.0592VnEθ2.303RT∴l(xiāng)gKθ=氧化還原反應進行的程度可以由標準平衡常數(shù)Kθ來衡量。Kθ值越大,表明反應進行得越完全。根據(jù)△rGmθ=-2.303RTlgKθ,△rGmθ=-nFEθnF將T=298.15K,R＝8.314J·K-1,F=96485C·mol-1代入,可得:lgKθEθ=0.0592Vn則有-2.303RTlgKθ=-nFEθ

四、衡量氧化還原反應進行的程度當前第58頁\共有97頁\編于星期六\22點解：若將此氧化還原反應組成原電池，根據(jù)電子得失知:

Zn2+/Zn為負極:Zn-2e-=Zn2+Cu2+/Cu為正極:Cu2++2e-=Cu查表得θ(Zn2+/Zn)=-0.7618V

;

θ(Cu2+/Cu)=0.3419VEθ=

θ正-θ負=0.3419V-(-0.7618V)=1.1037V轉(zhuǎn)移電子數(shù):n=2(mol)∴

Kθ=2.0×1037(徹底)例：將下面反應組成原電池,計算在298.15K時的標準電動勢、標準平衡常數(shù)和標準摩爾吉布斯函數(shù)變。0.0592VnEθlgKθ==37.3

△rGmθ=

-2.303RTlgKθ=-nFEθ=-212.9kJ·mol-1Zn+Cu2+Zn2++Cu當前第59頁\共有97頁\編于星期六\22點歧化反應：對具有三種氧化態(tài)的元素，處在中間氧化態(tài)的原子在反應時，氧化數(shù)可以同時升高和降低，這就是歧化反應。

歧化反應：負極反應：五、歧化反應的判斷正極反應：當前第60頁\共有97頁\編于星期六\22點第二節(jié)原電池與電動勢總結(jié)一、原電池原電池定義、原電池組成、電極反應與電池反應、原電池圖式(符號)表示★、半反應與常見電極類型★二、原電池的電動勢原電池的電動勢標準電動勢三、原電池的電極電勢原電池的電極電勢★、標準電極電勢★、標準氫電極、參比電極、濃差電極

E=正－負

Eθ=θ正－θ負當前第61頁\共有97頁\編于星期六\22點第二節(jié)原電池與電動勢總結(jié)G=-nF四、電動勢E與△G的關(guān)系★★五、能斯特方程★★★在標準狀態(tài)下:

rGm

=-nFE

在任意狀態(tài)下:

rGm=-nFEG=-nF;對于電極反應：標準狀態(tài)下：

Eθ=θ正－θ負非標準狀態(tài)下，濃度對電動勢和電極電勢的影響——能斯特方程0.0592V

n

[cA/cθ]a[cB/cθ]b

[cD/cθ]d[cE/cθ]e

E=Eθ-lg=θ+lg

n

0.0592V

[c(氧化態(tài))/cθ]a[c(還原態(tài))/cθ]b(最常用公式)

E=正－負

當前第62頁\共有97頁\編于星期六\22點第三節(jié)電極電勢的應用總結(jié)一、比較氧化劑和還原劑的相對強弱二、判斷原電池的正負極和計算電動勢三、判斷氧化還原反應自發(fā)進行的方向電極電勢最大的電對所對應的氧化態(tài)是最強的氧化劑；電極電勢最小的電對所對應的還原態(tài)是最強的還原劑。

電極電勢值大的電對作正極電極電勢值小的電對作負極

氧化還原反應自發(fā)進行的判斷??E判據(jù)

①

E＞0，+>-

正向自發(fā)進行;②E=

0，+=-

達到平衡狀態(tài);③E＜0，+<-

逆向自發(fā)進行。

四、衡量氧化還原反應進行的程度

0.0592VnEθlgKθ=當前第63頁\共有97頁\編于星期六\22點p204四、計算題3、4交作業(yè)時間：作業(yè)當前第64頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第65頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第66頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第67頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第68頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第69頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第70頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第71頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第72頁\共有97頁\編于星期六\22點簡答：5分；計算題：15分當前第73頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第74頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第75頁\共有97頁\編于星期六\22點理論上講，任何一個氧化還原反應都能組成原電池。每個原電池都由兩個半電池構(gòu)成，分別對應兩個電極反應。根據(jù)氧化還原反應可以設計原電池:

原電池設計當前第76頁\共有97頁\編于星期六\22點例：將下列反應設計成原電池并以原電池符號表示。解：解題關(guān)鍵:先判斷正負極當前第77頁\共有97頁\編于星期六\22點Fe2++Cr2O72-+H+→Fe3++Cr3++H2O(-)Fe2+-e-=Fe3+(+)Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O(-)Pt∣Fe2+(c1),Fe3+(c2)‖Cr2O72-(c3),H+(c4),Cr3+(c5)

∣Pt(+)例：將下列反應設計成原電池并以原電池符號表示。當前第78頁\共有97頁\編于星期六\22點Cl-+MnO4-+H+→Cl2+Mn2++H2O

(-)2Cl--2e-=Cl2(+)MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O10Cl-+2MnO4-+16H+=5Cl2+2Mn2++8H2O例：將下列反應設計成原電池并以原電池符號表示。當前第79頁\共有97頁\編于星期六\22點電極的類型構(gòu)成原電池的電極通常分為三類，如下表所示。當前第80頁\共有97頁\編于星期六\22點解：可能的反應Ag(s)-e-=Ag+(aq)Ag+(aq)+Br-(aq)=AgBr(s)即：Ag在NaBr溶液中比在AgNO3溶液中更易失電子。同理，金屬離子形成配離子時也有相似的情況。例4-6、已知25℃時，

θ(Ag+/Ag)＝0.7996V，若在銀電極中加入NaBr溶液，使AgBr沉淀達平衡，平衡時c(Br-)=1.0mol·dm-3

，求銀電極的電極電勢。七、由Eθ計算Kθ當前第81頁\共有97頁\編于星期六\22點例：由

(H+/H2)=0.000V,

(Pb2+/Pb)=-0.126V知2H++Pb=H2+Pb2+

反應能自發(fā)進行（標態(tài)），若在氫電極中加NaAc,并使平衡后溶液中HAc及Ac－濃度為1.00mol/L,pH2

為100kPa,上述反應能自發(fā)進行嗎？解：正極反應：2H++2e=H2加入NaAc后，在氫電極的溶液中存在以下平衡：

H++Ac–=HAc當前第82頁\共有97頁\編于星期六\22點E=

(H+/H2)－(Pb2+/Pb)=-0.281－(-0.126)=-0.155V所以，該反應不能自發(fā)進行。新電對HAc/H2:2HAc+2e=H2+2Ac－標態(tài)下：當前第83頁\共有97頁\編于星期六\22點例：電池

(-)Pt,H2(p)|HA(1.0mol/L),

A－(1.0mol/L)||H+(1.0mol/L)|H2(p),Pt(+)求：在298K時，測得電池電動勢為0.551V,試計算HA的Ka.解：E=

(H+/H2)

－

(HA/H2)

E

(HA/H2)=0.000－0.551=-0.551V據(jù)：－0.551=0.000+0.0592lgKa,HA

lgKa,HA=-0.551/0.0592=-9.307Ka,HA=4.93×10－10同樣地，形成絡合物時，也會影響電極電勢。通過電池電動勢的測定，也可求絡合物穩(wěn)定常數(shù)。當前第84頁\共有97頁\編于星期六\22點正、負極標準電勢差值越大，平衡常數(shù)也就越大，反應進行得越徹底.因此，可以直接利用E

的大小來估計反應進行的程度.一般地，平衡常數(shù)K=105，反應向右進行程度就算相當完全了。當n=1時，相應的E=0.3V，這是一個直接從電勢的大小來衡量反應進行程度的有用數(shù)據(jù)。八估計反應進行的程度當前第85頁\共有97頁\編于星期六\22點298K時，測得下列原電池電動勢為0.460V，求溶液的pH。九、求溶液的pHZn|Zn2+(1.00mol/L)||H+(?)|H2(100kPa),Pt解：

Zn+2H+=Zn2++H2

E=0.460V得：

(Zn2+/Zn)=-0.763V

(H3O+/H2)=0.000V當前第86頁\共有97頁\編于星期六\22點例4-1、（1）分解為兩個半反應還原反應：氧化反應：總反應：26714十、氧化還原反應離子方程的配平當前第87頁\共有97頁\編于星期六\22點()×5(

)×2例4-1、（2）分解為兩個半反應還原反應：氧化反應：總反應：當前第88頁\共有97頁\編于星期六\22點當前第89頁\共有97頁\編于星期六\22點濃差電池（Concentrationcell）

Pt∣H2(g,1×105Pa)∣H3O+(xmoldm-3)‖H3O+(1moldm-3)∣H2(g,1×105Pa)∣Pt兩邊c(H3O+)相等時電池耗盡,外電路不再有電流通過。H2氧化,c(H3O+)不斷增大H3O+還原,c(H3O+)不斷減小