氧化還原和電極電勢ppt課件.ppt

1、第一節(jié)氧化還原反應的基本概念影響第二節(jié)原電池第三節(jié)電極電位第四節(jié)電極電位的要素第五節(jié)電池電動勢的應用，第四章氧化還原反應和電極電位，1，2，1，氧化還原反應，1，定義元素體的氧化值變化的化學反應。 存在Sn2 Fe3 Sn4 Fe2 2、特征(1)氟化劑和還原劑。 (2)存在氧化狀態(tài)和還原狀態(tài)。 第1節(jié)氧化還原反應的基本概念、3、2、氧化還原電對、1、電對Ox ne Red同種元素體的氧化狀態(tài)和還原狀態(tài)構成氧化還原電對，記為Ox/Red。 如Sn4 /Sn2、Fe3 /Fe2那樣，一個氧化還原反應由兩個氧化還原電對組成。 4，2，電極反應，任何氧化還原反應都可以分為兩個氧化還原電對的半反應(半

2、電池反應，電極反應):Fe3efe2sn2sn4e，5，第二個電池，1，電池的概念2，電池的組成式3，電池電動勢2 .原電池的構成電位不同的兩個電極鹽橋外部電路(galva ) 七， 3、特征正極：氟化劑(Cu2 )被還原、半電池反應是cu2ecu負極：還原劑(Zn )被氧化、半電池反應是Zn22e電池反應是Cu2 Zn Cu Zn2、解(1)正極發(fā)生還原反應、負極發(fā)生氧化反應的原則， 將該氧化還原反應分為兩個半電池反應：正極反應： Cu2ECU負極反應： Zn Zn 2 2e，10 (2)電極組成：正極： Cu Cu2 (c1)負極： Zn Zn 2 (c2) (3)電池組成式： (-) Z

3、n Zn 2 (c2) Cu2 (c1) Cu() 2.電池電動勢e e 12、第三節(jié)電極電位，一、電極電位的產生，一、電極的電雙層結構，由于在金屬與溶液的界面上形成了電雙層結構，因此產生了電極電位。 13、電雙層結構的電極電位是絕對電極電位。 2 .影響電極電位的要素電極電位的大小與(1)金屬的本性(2)金屬絡離子的濃度(3)溫度關系。14、2、標準電極電勢的測定、1、標準氫電極的作用實際上選定一個標準電極，如果將其電極電位定義為零，則可確定其他電極的電極電位。 使用標準氫電極作為基準電極。 15、2、標準氫電極的組成、(1)以海綿狀鉑黑為電極導體、(2)H2壓力維持在100kPa。 (3)

4、H活性度為1(1.184molL-1 )； (4) EH/H2=0.0000V，16，標準氫電極的組成式可以表示為： Pt，H2(100kPa)H(a=1)，(5)標準氫電極的組成式，110；(2)標準狀況溶液的活性度為1，或者氣體壓力為100kPa，液體和固體為雜質。 18、某電極的e代數值越小，表示該電對中還原狀態(tài)物質越容易失去電子，即還原能力越強是強的還原劑的電極的e代數值越大，表示該電對中氧化狀態(tài)物質越容易得到電子，即氧化能力越強是強的氟化劑。 4、標準電極電勢的物理意義：19、例6判斷標準狀況時下述氧化還原反應自發(fā)進行的方向： 2Fe2 Br2 2Fe3 2Br-。 解首先將該氧化還

5、原反應分解為兩個半反應，檢測這些個的兩個電氣對的標準電極電勢：Fe3 e Fe2 EFe3 /Fe2 = 0.771V、Br2 2e 2Br- EBr2 /Br-= 1.087 V，其次。因此，該反應自發(fā)地向正方向(右方向)進行。 影響第四節(jié)電極電位的因素Nernst方程，一、Nernst方程和濃度對EOx/Red和e的影響標準電極電勢：只考慮電極性質的影響，只能用于標準狀況的氧化還原反應。 在非標準狀況中，考慮EOx/Red :電極性、反應物濃度、溫度及溶液酸度等主要因素。 Nernst方程式：整合上述影響因素的修正EOx/Red和e公式。 21，1、電極電位的Nernst方程式對于任何電極

6、反應，aOx ne bRed表示其電極電位的Nernst方程式為： 22、上式的電極電位的Nernst式中的e電極電位(v )、e標準電極電勢(v )、r瓦斯氣體常數(8.314 JK-1 mol-1 )、f Faraday常數(96 485 Cmol-1) T )、t絕對溫度(k )在23、T298.15K的情況下為24、例8是電極反應Fe3 (2) Fe3 Fe2=1/10時的e值(298K )。 解：從Nernst方程式得到ee0. 05916 LG (Fe3Fe2) (1) Fe3Fe2=10時e0.770.05916=0. 83 ve0. 06 v (2) Fe3Fe2=110時e0

7、. 770。 反過來。 25、2、電池電動勢的Nernst方程式對于任何電池反應，都是aOx1 bRed2 cRed1 dOx2，其電池電動勢的Nernst方程式是、26，在298.15K時，代入相關常數而得到的27、3 MnO4- 8H5e Mn2 4H2O， (3)電極的電子轉移數往往與電池反應不一致。 已知28、例9是半反應MnO4- 8H 5e=Mn2 4H2O E=1.51V。 MnO4-=Mn2=1. 0摩爾- 1，T=298K。 修正(1) h=0. 10摩爾- 1； (2)H=1.0 10-7molL-1時的e值分別是多少？ 解：由Nernst方程式可知，二、溶液酸度對電極電位

8、的影響為29、(H 1.010-7molL-1的情況下，由修正結果可知，MnO4-的氧化能力隨著h的降低而明顯變弱。 h絡離子參與的電極反應，酸度對e值有很大影響，有時對氧化還原的產物也有影響。 生成沉淀對電極電位的影響，例10在半反應Age=Ag E=0.80V反應體系中加入Cl-絡離子，反應達到平衡時，作為Cl-1.0 molL-1，試著求出電對Ag/Ag的e，解：加入Cl-絡離子，則Ag Cl-=AgCl 達到平衡時： Ag=Ksp/Cl-=1.8 10-10 molL-1可以由Nernst方程式得到eagage，形成31、4、難分離物質對電極電位的影響是，例11的標準氫電極的電極反應為

9、：2H2eh2e=0.0000v 如果在標準氫電極中加入NaAc，則會發(fā)生形成HAc的反應：hachac、開始的H =1molL-1、即使反應達到平衡Ac-=1molL-1， 維持h=1moll-1=0. 05916 lgh=-0.05916 PKA=-0.059164.75=-0.281 v，由于生成難分離物質Hac，電極電對中的氧化狀態(tài)物質h的濃度降低，因此氫、第五節(jié)電極電位和電池電動勢的應用比較氟化劑和還原劑的相對強弱2、氧化還原反應的進行方向3、氧化還原反應的進行方向4、溶度積Ksp、元素體電勢圖的校正計算應用、33、34、1、氟化劑和還原劑的相對強弱1 .標準狀況下的氟化劑和還原劑的

10、相對強弱e值越高，表示該電對中的氟化劑得到電子的能力越強，表示是強的氟化劑的e值越低，表示該電對中的還原劑失去電子的能力越強，是強的還原劑。 選擇將35、例12Cl-和Br-的混合溶液中的Br-氧化為Br2的氟化劑，但cl-不變，從常用的氟化劑KMnO4和K2Cr2O7中，嘗試選擇什么樣的比較好。 解：調查標準電極電勢表，Cr2O72- 14 H 6e 2Cr3 7H2O E=1.23V，MnO4- 8H 5e Mn2 4H2O E=1.51V，在標準狀況，KMnO4為Cl-和，而K2Cr2O7則只能氧化Br-，Cl-不能氧化，所以k2cc 在Br2 2e 2Br- E=1.07V、Cl2 2

11、e 2Cl- E=1.36V、36、2 .非標準狀況下，非標準狀況下的氧化劑與還原劑的相對強弱必須由Nernst方程決定。37、二、判斷氧化還原反應進行的方向，任何氧化還原反應原則上都可以作為原電池進行修正，利用原電池的電動勢正負可以判斷氧化還原反應進行的方向。如果是rGm 0，則反應自發(fā)進行的rGm 0、E 0，如果是反應逆向自發(fā)進行的rGm=0、E=0，則反應處于平衡態(tài)。 判斷為38、例13次反應在298.15K時自發(fā)進行的方向：Fe Cu2 Fe2 Cu中的Cu2 =0.10molL-1、Fe2 =1.0molL-1。 解(構想：電極電位比較法) Fe2 /Fe:電極反應式：fe2efe

12、、=-0.4402 V、39、Cu2 /Cu:電極反應式、Cu2 2e Cu、=0。 由40、例14以下的反應組成電池，寫入電池組成式，校正298.15K下的電池電動勢，判斷反應自發(fā)進行的方向33602 Cr3(0. 010 moll-1 )2br-(0. 10 moll-1 )2Cr 2。 解(構想：電動勢正負法) :假設反應向寫入了的方程式的正方向進行，則電池組成式為(-)Pt，br2(l )|br-(0. 10 moll-1 ) Cr3(0. 010 moll-1 )，41、3，判斷氧化還原反應進行的限度標準平衡常數和標準電動勢的關系為，rGm=- RT lnK，在T298.15K時，rGm=- nF E，即- nF E=- RT lnK，42， 例15求出KMnO4，解反應方程式為2MnO4- 5H2C2O4 6H 2Mn2 10CO2 8H2O分解半反應：MnO4- 8H 5e Mn2 4H2O、E = 1.507 V、H2C2O4 2CO2 2H 2e、e-=-0。 修正43、4、溶度積Ksp，將一部分難溶性電解質的絡離子濃度小、用化學方法難以測定Ksp的情況作為原電池進行修正，通過測定其