第五章 氧化还原反应课件.ppt

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1、学习要求：掌握氧化还原反应的基本概念。能配平氧化还原反应式理解电极电势的概念。能用能斯特方程进行有关计算。掌握电极电势在有关方面的应用。了解电池电动势与吉布斯自由能变得关系。掌握元素电势图及其应用。第一节 氧化还原反应的基本概念第二节 氧化还原反应方程式的配平第三节 电极电势第四节 电极电势的应用 第五节 元素电势图及其应用,第五章 氧化还原反应,1,t课件,5.1 氧化还原反应的基本概念,5.1.2 氧化数,5.1.1 氧化和还原,2,t课件,5.1.1 氧化还原,认识不断深化,Fe Fe2+ + 2eCu2+ + 2e Cu,氧化,氧化,还原,氧化、还原 半反应,Fe + Cu2+ = F

2、e2+ + Cu,氧化还原反应,还原态 = 氧化态 + n e, 电子转移 ( 酸 碱 + n H+ , 质子转移),氧化态、还原态的共轭关系,历史发展,还原,3,t课件,5.1.2 氧化数,氧化数定义为某元素一个原子的表观电荷数，这种电数荷由假设把每个化学键中的电子指定给电负性较大的原子而求得。 确定氧化数的规则如下：(1) 在单质中，元素的氧化数为零。(2) O 的氧化数一般为 -2；在过氧化物中为-1； 在 超氧化物中为 -1/2；在 OF2 中为 +2。(3) H 的氧化数一般为+1；在金属氢化物中为 -1。(4) 在单原子离子中，元素的氧化数等于离子的电荷 数；在多原子离子中，各元素

3、的氧化数代数和等于 离子的电荷数。(5) 在中性分子中，所有元素的氧化数代数和等于零。,4,t课件,在 K2Cr2O7 中，Cr 的氧化数为 +6。,例 5-1 计算 K2Cr2O7 中 Cr 的氧化数。,解：在 K2Cr2O7 中，O 的氧化数为 -2，K 的氧化数为 +1。设 Cr 的氧化数为 x，则有：,5,t课件,思考题： 确定氧化数,（1）Na2S2O3 Na2S4O6 连四硫酸钠 +2 +2.5（2）K2Cr2O7 CrO5 +6 +10（3）KO2 KO3 臭氧化钾 -0.5 -1/3,注意：1） 同种元素可有不同的氧化数； 2） 氧化数可为正、负和分数等； 3） 氧化数不一定符

4、合实际元素的电子转移情况。 S2O32- S的氧化数为2，,6,t课件,在氧化还原反应中，氧化剂中组成元素氧化数降低的总数等于还原剂中组成元素氧化数升高的总数。配平步骤如下： （1）写出反应物和产物的化学式； （2）标出氧化数发生变化的元素的氧化数，计算出氧化数升高和降低的数值； （3）利用最小公倍数确定氧化剂和还原剂的化学计量数。 （4）配平氧化数没有变化的元素原子，并将箭号改成等号。,5.2 氧化还原反应方程式的配平,（一）氧化数法,7,t课件,例 5-2 用氧化数法配平下列氧化还原反应：解：标出氧化数发生变化的组成元素的氧化数，计算氧化数升高和降低的数值。 2 +3 (+6)= 6 2

5、0 (1)= +2利用最小公倍数确定氧化剂和还原剂的化学计量数:配平其他氧化数没有变化的元素的原子：,K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3I2 +7H2O,8,t课件,（二）离子电子法,氧化还原反应的实质是物质间发生了电子的转移，因此可以把氧化还原反应分解成两个“半反应”，即：失电子半反应或称氧化半反应和得电子半反应或称还原半反应。根据这两个半反应得失电子数一定相等的原则配平氧化还原方程式的方法叫离子电子法。离子电子法适用于水溶液中的氧化还原反应。以下举例说明离子电子法的配平步骤。,9,t课件,例5-3 配平 与 在酸性介质中的反应方程式。

6、,配平步骤如下：,写出主要反应物和产物,分解成两个半反应,分别配平原子数,注意：在酸性介质中若方程式一边比另一边多n个“O”原子，则要在多“O”原子的一边加2n个“ ”，而在另一边加n个“H2O”。,分别配平电荷数，并乘以相应系数使得、失电子数相等。相加。,约简，消去共同项,配平完毕。,10,t课件,例5-4 配平 与 在碱性介质中的反应方程式。,配平：,主要反应物、产物,分解成半反应,配平原子数,注意：在碱性介质中，哪边多n个“O”，就在哪边加n个“H2O”，而在另一边加2n个 “ ”。,配平电荷数、乘系数、相加,配平完毕。,11,t课件,例5-5 配平 与 在中性介质中的反应方程式。,配平

7、：,主要反应物、产物,分解成半反应,配平原子数,注意：在中性介质中，左边比右边多“O”原子时，按碱性介质配平。右边比左边多“O”原子时，按酸性介质配平。,配平电荷数、乘系数、相加,约简,以下对离子电子法配平时如何强加“ ”、“ ”、“H2O”进行归纳总结。(见书P102)。,12,t课件,5.3 电极电势,5.3.1 原电池5.3.2 电极电势5.3.3 能斯特方程5.3.4 原电池的电动势与rG的关系,13,t课件,5.3.1 原电池,利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置称为原电池。从理论上讲，任何自发进行的氧化还原反应都可以设计成原电池。 原电池由两个半电池组成。半电池又称电极，每一个

8、电极都是由电极导体和电解质溶液组成。 分别在两个半电池中发生的氧化反应或还原反应，称为半电池反应或电极反应。原电池的两极所发生的总的氧化还原反应称为电池反应。,14,t课件,例1. Daniell电池(锌-铜原电池),John Frederic Daniell 1790-1845,若选择适当的电极，组装为“原电池”，使转移的电子定向运动产生电流。 原电池：是化学能电能的装置。,15,t课件,例2. 原电池 锌锰干电池结构,NH4Cl, ZnCl2和MnO2 浆状物 正极：石墨 （带铜帽） 负极：锌 （外壳）,正极：2MnO22H2O2e2MnO(OH)2OH 还原反应,负极： Zn2NH4Cl

9、Zn(NH3)2Cl22H2e 氧化反应,16,t课件,例3. 氢氧燃料电池,放电反应 （作原电池）：负极（anode)：(氧化反应) 2 H2(g) + 4 OH- (aq) 4 H2O(l) + 4 e正极(cathode)： (还原反应) O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e 4 OH-(aq) 放电总反应： 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) = 1.23 V最干净的能源！,17,t课件,例4. 固态锂电池,负极：(氧化反应) Li(s) Li+ + 2e正极： (还原反应) TiS2(s) + e TiS2- 放电总反应： Li(s) + TiS2(s) Li+

10、 + TiS2-2005年12月,日本生产出锂电池驱动汽车, 最高时速超过300 km/h.,18,t课件,例5. 锌汞纽扣电池,放电反应 （作原电池）：负极：(氧化反应) Zn(s) + 2 OH- (aq) ZnO(s) + H2O(l) + 2 e正极： (还原反应) HgO(s) + H2O(l) + 2 e Hg(l) + 2 OH- (aq) 放电总反应： Zn(s) + HgO(s) ZnO(s) + Hg(l),19,t课件,原电池的表示方法：,氧化还原电对：氧化态/还原态，例：Cu 2+/Cu. 氧化态与还原态之间是对立、互依、可相互转化的。电极：组成半电池的导体和电对。 负

11、极：失去电子的电极（氧化反应）。 正极：得到电子的电极（还原反应）。电极反应：在电极上发生的氧化还原反应，相 当于半电池。,20,t课件,原电池符号表示：,例：(-)ZnZnSO4 (c1) CuSO4 (c1) Cu(+)注：1、(-)、 (+)：电极上负极、正极。2、 Zn、ZnSO4; Cu、CuSO4: 导体和溶液，同一元素的不同价态。高价氧化态；低价还原态。3、：二相之间的界面。 ：两溶液之间的盐桥。4、注明温度、压力、浓度。 不写明一般指25、101.325KPa、1molL-1 （或1M：重量摩尔浓度：1000g水中含有1mol溶质离子。确切地应采用活度。）,21,t课件,5.3

12、.2 电极电势,1、电极电势的产生(用双电层理论来说明）,两种相反过程的大小取决于：,一定条件下，当v溶解v沉积，金属的溶解与沉积平衡，形成双电层，产生电极电势。,22,t课件,2、标准电极电势,指定温度(25C)，浓度均为 1 mol/dm3, 气体的分压都是标准压力（100 kPa), 固体及液体都是纯净物状态下的电极电势。用 (V)来表示。 无法测定其绝对值，只有相对值。 规定 “H+/H2(p)(标准氢电极）= 0”1) 标准氢电极:,2 H+ + 2e H2 (H+/H2) = 0.0000 (V),铂片上表面镀一层海绵状铂（铂黒，很强的吸附H2的能力）插入H+ 浓度为1mol/dm

13、3 的溶液中，25C下，不断地通入标准压力的纯 H2气流，与溶液中的H+ 达平衡。,23,t课件,2）标准甘汞电极（参比电极）,标准氢电极使用不便。常采用的参比电极为：甘 汞电极和AgCl/Ag电极。 甘汞电极是由Hg，固体Hg2Cl2以及饱和亚汞盐 的KCl溶液构成。HgHg2Cl2(s) KCl(饱和aq) 电极反应为： Hg2Cl2(s) 2e 2Hg(l) + 2Cl- 甘汞电极的电极电势与Cl-浓度有关。 cKCl=1molL-1, = + 0.2802V; 而在饱和溶液中 0.2405V。,24,t课件,3）标准电极电势和标准电动势,标准状态：组成电极的离子浓度为1 mol/L，气

14、体分压为100 kPa，液体或固体都是纯净物质。,当指定电极中与电极反应有关的所有物项都处于标准状态时，该电极即为标准电极，其电极电位称为标准电极电位。,电对的标准电极电势：,原电池的标准电动势：,25,t课件,4）标准电极电势的测定,将待测的标准电极与标准氢电极组成原电池，在25C下，用检流计确定电池的正、负极，然后用电位计测定电池的电动势。IUPAC 规定：,如：标准锌电极与标准氢电极组成原电池，锌为负极，氢为正极，测得 E 0.7618 (V) , 则 (Zn2+/Zn) = 0.0000 0.7618 = -0.7618(V),26,t课件,利用类似方法可测得一系列金属的标准电极电势，

15、如果按其数值由小到大次序排列，即得到金属活动性顺序。,Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au,27,t课件,5) 标准电极电势表,使用说明：1、电极反应：a氧化态neb还原态 标准电极电势值与电极反应方向无关。 Zn2+ + 2e Zn， Zn - 2e Zn2+ 都等于0.763V。 值与电极反应中得失电子数、系数无关。 Zn2+ + 2e Zn 2Zn - 4e 2Zn2+ 都等于0.763V。因为电极电势反应中物质得失电子的倾向的强弱与物质的数量无关。2、 数值越负，表示该电极的还原型失电子能力越强，是强还原剂，其氧化

16、型得到电子的能力越弱，是弱的氧化剂。例： Li、Na是强还原剂。Li+、Na+是弱氧化剂。,28,t课件,3、 数值越正，表示该电极的氧化态得电子能力越强，是强氧化剂，其还原态失去电子的能力越弱，是弱的还原剂。例： F2、Cl2是强氧化剂。 F-、Cl-是弱还原剂。 MnO4-/Mn2+ =1.51v , 比较大， 它的氧化态MnO4-是强氧化剂，它的还原态Mn2+ 是弱还原剂4、按在酸性或碱性介质中测定，分别列成酸表或碱表。电极反应中，无论反应物还是产物，凡出现氢离子时查酸表，出现氢氧根离子时查碱表，都不出现时，可从存在状态考虑。例： Fe3+ + e Fe2+ 只能存在于酸性溶液中，所以查

17、酸表。一般说来，金属及其正离子的电对的标准电极电势查酸表，而两性化合物与相应的负离子的氧化还原电对的标准电极电势查碱表。,29,t课件,5.3.3 能斯特方程式,浓度、压强、温度的改变使发生改变，德国科学家能斯特从理论上导出了电极电势和溶液中离子浓度、温度的关系。氧化态ne 还原态 -(RT/ zF) lna(还原型)/a(氧化型) 电对在某一温度时的电极电势 标准电极电势R 气体常数(8.315JK-1mol-1)T 绝对温度KF 法拉第常数(96500cmol-1)z 电极反应中得失电子数。 a氧化型、a还原型电极反应中相应的氧化态、还原态活度。如是气体，用分压表示，若为固体、H2O，其浓

18、度为常数，习惯上当作1。,30,t课件,由于温度对电极电势影响较小，因此更有使用价值的是在室温（298.15K）条件下。,此时能斯特方程简化为 -(0.0592/ z) lga(还原型)/a(氧化型) 标准电极电势，单位V。z电极反应中得失电子数。0.0592与温度有关的常数。当温度为298.15K时，它对所有电对都适用。 该电对在某特定温度或气体压力时的电极电势,单位V。a氧化型、a还原型分别表示电极反应中相应的氧化型、还原型一侧各物种活度的乘积。1、参与电极反应的aH+、aOH-要计入。反应系数变指数。2、纯固体、纯液体、H2O不计入。（等于1）3、气体用分压计算。,31,t课件,影响电极

19、电势的因素,1、浓度对电极电势的影响例：计算Cu在cCu2+=0.001molL-1溶液中的电极电势。解： Cu2+ + 2e Cu Cu2+/Cu = Cu2+/Cu (0.0592/z) lgcCu2+ /c =0.337 0.0592/2lg0.001 =0.248(V) 计算表明，在室温下，电极电势随c氧化型降低而降低，使Cu更易失电子，与化学平衡移动原理一致。 cCu2+降低，平衡左移，电子密度加大减小，更易失电子，属于金属的溶解、沉积平衡。 对生成配合物同样也影响，生成沉淀、配合物对的影响，实质上是浓度对的影响。总之，电极反应中某种离子生成沉淀或配离子将导致浓度的改变，必将影响电极

20、电势的变化，可用平衡移动作定性说明，也可用能斯特方程作定量计算。,32,t课件,2、酸度对电极电势的影响 对于有H+和OH-参加的电极反应，酸度的改变对的影响是很显著的。,例 KMnO4在酸性溶液中作氧化剂时，当cMnO4-=cMn2+=1molL1，求PH值分别为1和5时，电对MnO4/ Mn2+的电极电势各为多少？解： 电极反应： MnO4 8H + 5e Mn2+ 4H2O MnO4-/ Mn2+ MnO4-/ Mn2+ 0.0592/ z lg(cMnO4-/c) (cH+/c)8/ cMn2+ /cPH=1时， cH+0.1molL1 1.510.0592/5 lg(0.1/1) 8

21、 1.42VPH=5时， cH+10-5 molL1 1.510.0592/5 lg(10-5 /1) 8 1. 04V 通过计算可见，含氧酸及其盐在酸性溶液中，酸性大大，氧化能力增强。所以含氧酸盐的氧化性总是在较强的酸性条件下才能发挥出来，并且影响还原产物的形式。例MnO4与SO32-在酸性溶液中生成Mn2+，中性弱碱性溶液中生成 MnO2，碱性溶液中生成MnO42 。,33,t课件,3、生成沉淀物质对电极电势的影响,例：向cFe3+= cFe2+=1molL1的混合溶液中，加入NaOH溶液，当 cOH= 1molL1时，问Fe3+/Fe2+为多少？解： cFe3+= KspFe(OH)3/

22、(cOH)3=61038/1 = 61038 (molL1) cFe2+= KspFe(OH)2/(cOH)2= 1.81015 /1 = 1.81015(molL1)电极反应： Fe3+ + e Fe2+ Fe3+/ Fe2+ = Fe3+/ Fe2+ (0.0592/n)lg(cFe3+ /c)/ (cFe2+ /c) =0.771+ 0.0592lg(61038/1)/(1.81015) = - 0.56V 通过计算可知，由于生成Fe(OH)3和 Fe(OH)2沉淀，且两者溶度积常数差别很大， Fe3+和Fe2+浓度降低程度不同，即离子浓度的比值由1 3.3 1023，使由0.77V 0

23、.56V。这个电极电势值，实际上是下列电极反应的标准电极电势： Fe(OH)3 +e Fe(OH)2 + OH = - 0.56V 同时也说明在碱性环境中Fe(OH)2极易被氧化为Fe(OH)3 。,34,t课件,5.3.4 原电池的电动势与rG的关系,原电池电动势： 正极与负极的电极电势的差。(E)标准电动势：标准条件下的电极电势的差( E) 在恒温恒压过程中， 体系吉布斯自由能的减少等于体系对外所做的最大有用功。对电池反应来说， 就是指最大电功（WE） - rG = WE WE= Q E（E-电动势; Q-电量） Q = z F rG = - z F E; rG = - z F E,35,

24、t课件,如把下列反应排成电池， 求电池的E和rG Cr2O72- + 14H+ + 6Cl- = 2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O正极电极反应： Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O = 1.33负极电极反应：6Cl- 3Cl2 + 6e- = 1.36E = 1.33-1.36 = - 0.03 rG = -zFE = -6x 96500 x（-0.03） = 20000 J mol-1,36,t课件,5.4 电极电势的应用,5.4.1 判断氧化剂、还原剂的相对强弱5.4.2 计算原电池的电动势5.4.3 判断氧化还原反应进行的方向5.4.4 选择氧化剂和

25、还原剂5.4.5 确定氧化还原反应进行的限度,37,t课件,5.4.1 判断氧化剂、还原剂的相对强弱,氧化能力：Cl2 Fe3+ Cu2+ Ni2+ Fe2+ Zn2+,还原能力：Zn Fe Ni Cu Fe2+ Cl-,大的电对对应的氧化型物质氧化性强。,小的电对对应的还原型物质还原性强；,(Zn2+/Zn) = -0.763V (Cu2+/Cu) = 0.337V (Ni2+/Ni) = -0.23V (Fe3+/Fe2+) = 0.770V (Fe2+/Fe) = -0.440V (Cl2/Cl-) = 1.358V,38,t课件,在原电池中，电极电势较大的电极是原电池的正极，电极电势较

26、小的电极是原电池的负极。原电池的电动势等于正极的电极电势减去负极的电极电势。,5.4.2 计算原电池的电动势,例题,39,t课件,例: 在298.15K 时，将银丝插入 AgNO3 溶液中，铂片插入FeSO4和 Fe2(SO4)3 混合溶液中组成原电池。试分别计算出下列两种情况下原电池的电动势，并写出原电池符号、电极反应和电池反应。,(Ag+/Ag) = 0.7991 V(Fe3+/ Fe2+) = 0.769 V,解：,40,t课件,(1) ，在标准状态下将电对 和 组成原电池，标准电极电势较大的电对 为原电池正极，标准电极电势较小的的电对 为原电池的负极。 原电池的电动势为：,(Ag+/A

27、g),(Fe3+/ Fe2+),E=+- -= (Ag+/Ag)- (Fe3+/ Fe2+),41,t课件,原电池符号为：,=,电极反应和电池反应分别为：,正极反应：,负极反应：,电池反应：,42,t课件,(2) 电对 Ag+/Ag 和 Fe3+/ Fe2+) 的电极电势分别为：,由于 (Ag+/Ag)(Fe3+/ Fe2+) ，故电对 为正极， 为负极。,43,t课件,原电池电动势为：,=,原电池符号为：,电极反应和电池反应分别为：,正极反应：,负极反应：,电池反应：,44,t课件,5.4.3 判断氧化还原反应自发进行的方向,任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。利用所设计的原电池

28、的电动势，可以判断氧化还原反应进行的方向：,反应正向自发进行,反应处于平衡状态,反应逆向自发进行,标态,非标态,45,t课件,一、氧化还原反应的对角线法,氧化还原反应方向总是由较强的氧化剂（ 代数值较大）和较强的还原剂（ 代数值较小）相互反应向生成较弱的还原剂和较弱的氧化剂方向进行。原则： 氧化态写在左，还原态在右；小的写在上， 大的写在下,46,t课件,解:,(1) 标准状态,反应正向进行。,(2) 非标准状态,标准状态下，电势表左下方的物质（较强氧化剂）能和右上方的物质（较强的还原剂）发生反应,47,t课件, 反应逆向进行。,48,t课件,E电池 0 反应正向自发进行； E电池 0 反应逆

29、向自发进行。,例：判断 2Fe3+ + Sn2+ = Sn4+ + 2Fe2+在标准状态下的反应方向。,解：,反应正向进行,二、电动势法,49,t课件,注： 用标准电极电势来判断氧化还原反应的 方向一般只适用于原电池电动势大的场合（大于0.2V）如果小于0.2V，应综合考虑浓度、酸度、温度对电极电势的影响。 E 正 负 0.2V 判断反应方向可直接用E来判断，但不能包括有酸度的改变、沉淀的生成、络合物的生成。 E 正 负 0.2V 标准态： 仍可用E来判断。 非标准态：需用能斯特方程具体计算。,50,t课件,例： 判断反应MnO2 + 4HClMnCl2 + Cl2 +2H2O (1)在标准态

30、（25)下能否向右进行。 (2)实验室中为什么能用MnO2与浓HCl反应进行制氯气？,解： （1）查表MnO2 4H2e Mn2+2H2O 1.23VCl2 + 2e 2Cl- =1.36V用电动势法判断： E=MnO2/ Mn2+ - Cl2/Cl- =1.23-1.360标准状态下，上述反应不能从左到右进行。 （2）假定cMn2+=1.0M,PCl2=1atm， cH+=12M. cCl- =12MMnO2/ Mn2+ =MnO2/ Mn2+ 0.0592/2 lg(cH+/c)4/cMn2+/c =1.23+20.0592lg12 =1.36(V)Cl2/Cl- = Cl2/Cl- +0

31、.0592/2 lg(PCl2)/ (cCl-/c)2 =1.36-0.0592lg（1/122） = 1.30(V)E=MnO2/ Mn2+ - Cl2/Cl- =1.36 1.30 =0.06(V) MnO2可与浓HCl反应制取Cl2,51,t课件,5.4.4 选择氧化剂和还原剂,已知：,实验室现有Fe2(SO4)3, KMnO4, NaNO2, 在标准状态下，应选择什么氧化剂氧化I-, 而不氧化Br-和Cl-？,应选择Fe2(SO4)3或NaNO2, 而不能选择KMnO4。,52,t课件,5.4.5 确定氧化还原反应进行的限度,对于一个氧化还原反应rG = -RTlnK = -2.303

32、RTlgK = -zFE,已知原电池的标准电动势，可求一个氧化还原反应的平衡常数。,53,t课件,解,例,已知： (Zn2+/Zn) = -0.763V (Cu2+/Cu) = 0.337V,54,t课件,解：,55,t课件,0.7991V,0.2222V,56,t课件,57,t课件,5.5 元素电势图及其应用 它是把同一元素不同氧化态按高低顺序排列起来，并把两种氧化态构成的电对用一条直线连接起来，在直线的上方标出标准电极电位，我们可以借助于元素电势图来分析不同介质中哪些氧化态稳定，哪些不稳定，哪些状态易发生歧化反应，那些状态有易发生歧化反应的逆反应，进而就判别反应的产物是什么。 在使用元素电

33、势图一定要明确查酸表还是碱表，凡是酸性物质或在酸性介质中进行的反应应查酸表，所谓酸表就是指H+=1mol.L-1 PH=0时在25oC（或298K）所测得的 值，表示的A，下角标A是酸（acid）的缩写，凡是碱性物质或者须在碱性介质中进行的反应则查碱表。,58,t课件,所谓碱表就是指OH-1mol.L-1 。PH=14时在25 oC（或298K）所测得的值表示为B，下角表B是碱（BASE）的缩写，例如：氧元素在酸性介质中的电势图如下：图中所对应的各半反应为：O2+2H+2eH2O2 =0.682VH2O2+2H+2e 2H2O =1.77VO2+4H+4e 2H2O =1.229V 这样的表示

34、方法，直观而明确，可以省略许多电极反应，在以后各章我们经常使用元素电势图,A O2 H2O2 H2O,0.628,1.77,1.229,标准状态25oC 气体分压:101325Pa =1mol.L-1,指,59,t课件,应用1:元素电势图的一个主要作用是从已知电对的标准电极电位来求算未知电对的标准电极电势假设有下列电势图 1，2，3分别为依次相邻电对的标准电极电位而且均为已知，n1,n2,n3代表依次相邻电对中电子转移数.设x未知的标准电极电势 n代表的元素不相邻电对的总电子转移数根据热力学计算,60,t课件,1=,0.33x2+0.66 x2 4,= 0.495（V）,可写作：,2=,0.3

35、6 x2 +0.495 x4+0.89 x2 8,= 0.56（V）,可写作：,3=,0.89 x2-1.36 x1,= 0.42（V）,61,t课件,求电对BrO3-/Br-的标准电极电势，并判断Br2 歧化产物是什么？解。根据公式：,BrO3-/Br2 =,BrO3-/BrO- +10.45 5,= 0.52（V）,由元素电势图可知Br2的歧化产物为BrO-和Br-.,BrO3-/BrO- =,0.54 (V),62,t课件,应用2: 元素电势图另一主要用途是判断处于中间氧化态的物质 （分子或离子）是否会发生歧化反应例，酸性介质中铜元素的电势图为,铜的电势力图所对应的半反应为电极反应可写可

36、逆号,Cu2+eCu+ = 0.159Cu+eCu =0.522Cu+=Cu+Cu2+ E= 正 -负 =0.52-0.156 = 0.36（V）,氧化还原总反应写等号,E0说明反应可以从左自右进行，说明Cu+在酸性介质中是不稳定的，能够发生歧化。,63,t课件,例，铁的电位图所对应的半反应为,Fe2+2e Fe =-0.44 X x 2 Fe3+e Fe2+ =0.77 2Fe3+Fe=3Fe2+ 3Fe2+=2Fe3+Fe歧化反应所对应的电动势为 EFe2+/Fe-Fe3+/Fe2+=-0.44-0.77=-1.21V E0 说明反应不能向右进行，说明Fe2+的歧化反应不能自发进行，但歧化反应的逆过程可以自发进行。,64,t课件,由此例可得出歧化反应能否发生的一般规则:,A B C,A/B,B/C,若 歧化反应能够发生若 即 则可发生歧化发应的逆反应注：应用元素电位使用条件是在标态下（判断歧化反应或逆反应能否发生，求未知电位也是在标态下）,B/CA/B,右左,B/CA/B,右左,65,t课件,课后练习题,P131-134：习题1、2、6、7、9、12、18、26,66,t课件,