氧化还原与电极电位讲解.ppt

第八章 氧化还原与电极电位 计算氧化值的原则 例 题 一些基本概念 举 例 二、氧化还原半反应 氧化态和还原态 氧化剂、还原剂和氧化态、还原态 第二节 电极电势 原电池装置 讨 论 小 结 （二）电极(electrode) 常用电极类型 金属－金属离子电极 2. 金属－金属难溶电解质－阴离子电极 3. 氧化还原电极 4. 气体电极 （三）电池组成式 例 1： 四、电池电动势(electromotive force ) 二、电极电势 影响电极电势的因素 （二）电极电势的测定 2. 标准电极电势 三、标准电极电势表 四、影响电极电势的因素 ——能斯特方程式 注 意： 举例： 离子浓度对电极电势的影响 讨论： （二）溶液酸度对电极电势的影响 （三）形成难解离物质对电极电势的影响 第三节 电极电势的应用 例 题 例 题 第四节 电势法测定溶液的pH 一、常用参比电极 （二）氯化银电极 二、pH指示电极 玻璃电极 三、电动势法测定溶液的pH 小 结 氧化型、还原型物质为固体或纯液体时，认为浓度 为常数 1，不写入能斯特方程式 氧化型、还原型物质为气体时，则用相对分压即p/p? 代入能斯特方程式 当有H+、OH－、Cl－等介质参与电极反应时，浓度必 须代入能斯特方程式 反应式中介质处于氧化型一侧，则当做氧化型处理 介质处于还原型一侧，则当做还原型处理 试计算298K时，Zn2+(0.01mol·L-1)/Zn的电极电势。 Zn2+ + 2e- Zn 求[Fe3+]=1mol·L-1，[Fe2+]=0.0001mol·L-1时的电极电势 Fe3+ + e- Fe2+ 当氧化还原电对中还原型浓度降低或氧化型浓度增大时，? 将更正，氧化型氧化能力增强，还原型还原能力减弱 当氧化还原电对中氧化型浓度降低或还原型浓度增大时，? 将更负，还原型还原能力增强，氧化型氧化能力减弱 已知电极反应 MnO4－ + 8H+ + e－ Mn2+ + 4H2O ? ?＝1.507 V 若MnO4－ 、Mn2+仍为标准状态，求298.15K、pH＝6时，此电极的电极电势。 在标准氢电极溶液中加入NaAc，并维持[Ac-]＝ 1mol·L－1，p(H2)=100kPa，求此时的电极电势。 ? (H+/H2) = 0.05916 lgc (H+) = －0.05916 pH ＝4.75 ? (H+/H2) =－0.281 (V) 一、比较氧化剂和还原剂的强弱 电极电势的相对大小反映出电对中氧化态物质得电子能力和还原态物质失电子能力的强弱。 氧化还原电对中氧化态物质的? 越大，其氧化能力越强 氧化还原电对中还原态物质的? 越小，其还原能力越强 已知 Fe3++ e－ Fe2+ ? ? = 0.77V Cu2++ 2e－ Cu ? ? = 0.34V Fe2++ e－ Fe ? ? = ?0.44V Al3++ 3e－ Al ? ? = ?1.66V 则最强的还原剂是： A. Fe2+； B. Fe； C. Cu； D. Al D 二、判断氧化还原反应自发进行的方向 E＞0，反应正向自发进行 E＜0，反应逆向自发进行 E＝0，反应达到平衡 负极 Fe2+ = Fe3++ e－ ? ? = 0.77V 正极 Cu2++ 2e－ = Cu ? ? = 0.34V 计算标准态下，反应 2Fe2+ + Cu2+ = Cu + 2Fe3+ 的电池电动势，并判断反应自发进行的方向 E?＝ ? +? － ? －? ＝－0.4291V 因为E?0，所以反应逆向自发进行 非标准态下的反应自发进行的方向应根据 E 来判断 例：试判断反应： 标准状态下和在[Fe3+]=0.001mol·L-1, [I-]=0.001 mol·L-1,[Fe2+]=1mol·L-1时，反应进行的方向。 解：（1） ? ?(Fe3+/Fe2+) = 0.771V ? ?(I2/I-) =