第十一章电化学基础.ppt

第一节第一节 氧化还原反应方程式的氧化还原反应方程式的配平配平第十一章第十一章 电化学基础电化学基础11.1 11.1 氧化还原反应氧化还原反应氧化还原反应MnO2+4HCl(浓浓) →→ MnCl2+ Cl2↑+ 2H2O失去电子的过程叫氧化失去电子的过程叫氧化 得到电子的过程叫还原得到电子的过程叫还原失去电子的物质被氧化失去电子的物质被氧化 得到电子的物质被还原得到电子的物质被还原失去电子的物质叫还原剂失去电子的物质叫还原剂 得到电子的物质叫氧化剂得到电子的物质叫氧化剂 在一个氧化还原反应中在一个氧化还原反应中, ,氧化和氧化和 还原两个过程总是同时发生的还原两个过程总是同时发生的. .MnO2 氧化剂氧化剂HCl 还原剂还原剂MnO2中的中的Mn被还原被还原 HCl中中的的Cl被氧化被氧化定义定义19701970年年(IUPAC) 确定：确定： 元素的元素的氧化态氧化态是元素的一个原子是元素的一个原子的表观荷电数的表观荷电数, , 这个荷电数可由假这个荷电数可由假设把每个键中的电子指定给设把每个键中的电子指定给电负性电负性较大的原子而求得。

较大的原子而求得11.1.1 氧化值和氧化态氧化值和氧化态 在离子化合物中在离子化合物中, ,简单阳、简单阳、阴离子所带的电荷数即为该元阴离子所带的电荷数即为该元素原子的电荷数素原子的电荷数如如 NaClNa ClCaSO4 +2 +6 -2氧化值氧化值 +1 –1Ca S O定义定义11.1.1 氧化值和氧化态氧化值和氧化态电负性是指分子中元素原子吸引电子的能力是指分子中元素原子吸引电子的能力元素原子吸引电子能力越大元素原子吸引电子能力越大, ,其电负性越大其电负性越大 元素原子吸引电子能力越小元素原子吸引电子能力越小, ,其电负性越小其电负性越小 在共价化合物中在共价化合物中, ,元素的氧元素的氧化值等于该元素的原子偏近或化值等于该元素的原子偏近或偏离的形式电荷数偏离的形式电荷数如如 HCl H ClCO2 +4 -2氧化值氧化值 +1 –1C O 定义定义11.1.1 氧化值和氧化态氧化值和氧化态 (1) 在单质中，元素原子的在单质中，元素原子的 氧化值为零。

氧化值为零规则规则 规则规则(2) O的氧化值一般为的氧化值一般为-2但但 氟化物氟化物 如如 O2F2 OF2 F O F O 氧化值氧化值 -1 +1 -1 +2过氧化物过氧化物 H2O2 Na2O2 H O Na O 氧化值氧化值 +1 -1 +1 -1 规则规则(3) H的氧化值一般为的氧化值一般为+1但但 活泼金属氢化物活泼金属氢化物 如如 NaH CaH2 Na H Ca H 氧化值氧化值 +1 -1 +2 -1 规则规则(4) 中性分子中，各元素原中性分子中，各元素原 子的氧化值的代数和为零子的氧化值的代数和为零如如 P2O5 P O 氧化数氧化数 x -2 2x+5×(-2)=0 +5如如 Fe3O4 Fe O 氧化值氧化值 x -2 3x+4×(-2)=0 +8/3 规则规则(5) 复杂离子中，各元素原子复杂离子中，各元素原子 氧化态的代数和等于离子氧化态的代数和等于离子 的总电荷。

的总电荷 如如 Cr2O7 Cr O 氧化态氧化态 x -2 2x+7×(-2)=-2 +62- 注意注意(1) 氧化值可以是正数、氧化值可以是正数、 负数、整数、分数、零负数、整数、分数、零Na2S4O6 S: +5/2Fe3O4 Fe: +8/3 注意注意 (2) 氧化态与共价数不同氧化态与共价数不同 如如 C氧化态氧化态 C共价数共价数 CH4 -4 4 CH3Cl -2 4 CH2Cl2 0 4 CHCl3 +2 4 CCl4 +4 411.1.1 氧化和还原氧化和还原Cu2+＋＋Zn Zn2+＋＋Cu氧化氧化还原还原还原作用：还原作用： CuCu2+2++2e+2e- - Cu (Cu (半反应半反应) )氧化作用：氧化作用： Zn ZnZn Zn2+2++2e+2e- - ( (半反应半反应) ) Cu Zn ZnCu22得失电子得失电子+ ++ + + ++ +2HCl ClH22电子偏移电子偏移+ +优点优点1. 在配平时，无须知道元素的氧化数在配平时，无须知道元素的氧化数2.2.能反映在水溶液中的氧化还原本质能反映在水溶液中的氧化还原本质但不能配平气相或固相反应式但不能配平气相或固相反应式11.1.3 离子离子- -电子法电子法（（1））反应过程中氧化剂得到反应过程中氧化剂得到 的电子数等于还原剂失的电子数等于还原剂失 去的电子数去的电子数（（2））反应前后各元素的原子反应前后各元素的原子 总数相等总数相等原则原则11.1.3 离子离子- -电子法电子法(2)(2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式(1)(1)写出未配平的离子反应方程式写出未配平的离子反应方程式 例例1 1-MnO4 + SO3 +H+ →→ Mn2+ + SO4 2-2-MnO4 + H+ →→ Mn2+SO3 →→ SO42-2-- -( (2)2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式1.1.使半反应式两边相同元素的原子数相等使半反应式两边相同元素的原子数相等MnO4 →→ Mn2+ - - SO32- + H2O → SO42- + H+ + H+ + H2O- -介质介质半反应式半反应式注注 意意多氧原子多氧原子 一侧一侧少氧原子少氧原子 一侧一侧酸性酸性加加H+加加H2O不能出现不能出现OH- -例例1 1右边多右边多 1个个O原子，左边加原子，左边加 1个个H2O，，右边加右边加2个个H+( (2)2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式1.1.使半反应式两边相同元素的原子数相等使半反应式两边相同元素的原子数相等左边多左边多 4个个O原子，右边加原子，右边加 4个个H2O，，左边加左边加 8个个H+MnO4 →→ Mn2+ SO3 →→ SO4 - -2-2- + H2O + 2H+ + 8H+ + 4H2O- -2-例例1 1( (2)2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式1.1.使半反应式两边相同元素的原子数相等使半反应式两边相同元素的原子数相等2.2.用加减电子数方法使两边电荷数相等用加减电子数方法使两边电荷数相等MnO4 + 8H+ →→ Mn2+ + 4H2OSO3 + H2O →→ SO4 + 2H+- -2-2-SO3 + H2O - 2e- →→ SO4 + 2H+2-2-MnO4 + 8H+ + 5e- →→ Mn2+ + 4H2O- -例例1 1( (3)3)根据原则根据原则1 1，求出最小公倍数，乘，求出最小公倍数，乘 以两个半反应式，并相加以两个半反应式，并相加( (4)4)整理整理，，即得配平的离子反应方程式即得配平的离子反应方程式2 MnO4 + 8H+ + 5e-→→ Mn2+ + 4H2O5 SO3 + H2O - 2e- →→ SO4 + 2H++ +））2MnO4 + 16H+ + 5SO3 + 5H2O →→ 2Mn2+ + 8H2O+ 5SO4 +10H+- -2-2-- -2-2-2MnO4 +5SO3 +6H+ 2Mn2++3H2O+ 5SO4 2-2-- -例例1 1(2)(2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式(1)(1)写出未配平的离子反应方程式写出未配平的离子反应方程式 例例2 2MnO4 + SO3 →→MnO4 + SO4 +OH- - - -2-2-2-MnO4 →→ MnO4SO3 →→ SO4- -2-2-2-( (2)2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式1.1.使半反应式两边相同元素的原子数相等使半反应式两边相同元素的原子数相等MnO4 →→ MnO4- -2-SO3 + OH- →→ SO4 + H2O2-2-介质介质半反应式半反应式注注 意意多氧原子多氧原子 一侧一侧少氧原子少氧原子 一侧一侧碱性碱性加加H2O加加OH- -不能出现不能出现H+例例2 2( (2)2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式1.1.使半反应式两边相同元素的原子数相等使半反应式两边相同元素的原子数相等MnO4 →→ MnO4- -2-SO3 + 2OH- →→ SO4 + H2O2-2-2.2.用加减电子数方法使两边电荷数相等用加减电子数方法使两边电荷数相等MnO4 + e- →→ MnO4- -2-SO3 + 2OH- - 2e- →→ SO4 + H2O2-2-右边多右边多 1 1个个O原子，原子，左边加左边加2个个OH- - ，， 右边加右边加 1 1个个H2O例例2 2( (3)3)根据原则根据原则1 1，求出最小公倍数，乘，求出最小公倍数，乘 以两个半反应式，并相加以两个半反应式，并相加以上即为配平的离子反应方程式以上即为配平的离子反应方程式2-2 MnO4 + e- →→ MnO41 SO3 + 2OH- - 2e- →→ SO4 +H2O+ +））2MnO4 + SO3 + 2OH- 2MnO4 + SO4 +H2O- -2-2-2-- -2-2-例例2 2(2)(2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式(1)(1)写出未配平的离子反应方程式写出未配平的离子反应方程式 例例3 3MnO4 + SO3 →→MnO2 + SO4- -2-2-MnO4 →→ MnO2SO3 →→ SO4- -2-2-(2)(2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式例例3 3MnO4 →→ MnO2SO3 →→ SO4- -2-2-介质介质半反应式半反应式注注 意意多氧原子多氧原子 一侧一侧少氧原子少氧原子 一侧一侧中性中性加加H2O加加OH- -不能出现不能出现H+( (2)2)将反应分解为两个半反应方程式将反应分解为两个半反应方程式1.1.使半反应式两边相同元素的原子数相等使半反应式两边相同元素的原子数相等MnO4- + H2O →→ MnO2 + OH- SO3 + OH- →→ SO4 + H2O2-2-2.2.用加减电子数方法使两边电荷数相等用加减电子数方法使两边电荷数相等SO3 + 2OH- - 2e- →→ SO4 + H2O2-2-MnO4- + 2H2O + 3e →→ MnO2 + 4OH- 例例3 3( (3)3)根据原则根据原则1 1，求出最小公倍数，乘，求出最小公倍数，乘 以两个半反应式，并相加以两个半反应式，并相加23 SO3 + 2OH- - 2e- →→ SO4 +H2O2-2-以上即为配平的离子反应方程式以上即为配平的离子反应方程式MnO4- + 2H2O + 3e →→ MnO2 + 4OH- 2MnO4- +3SO32- +H2O 2MnO2 + 3SO42-+2OH-例例3 3氧化还原反应式配平 Fe2+ →→ Fe3+(1) Cr2O7 +Fe2++H+ →→ Cr3++Fe3++H2O2-Cr2O7 + H+ →→ Cr3+ + H2O2-Cr2O7 +14H++6e- →→ 2Cr3++7H2O2- Fe2+ - e- →→ Fe3+ +)16Cr2O7 + 14H+ + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+2-氧化还原反应式配平(2) K2MnO4+H2O →→KMnO4+MnO2+KOH 12+)MnO4 +H2O →→ MnO4 + MnO2+ OH-2-- -2-MnO4 + 2H2O + 2MnO4 →→ MnO2 + 4OH- + 2MnO42-- -2-MnO4 →→ MnO4MnO4 + H2O →→ MnO2+ OH- - 2-- -MnO4 + 2H2O + 2e- →→ MnO2 + 4OH- -2-MnO4 - e- →→ MnO42-- -整理整理 3MnO4 +2H2O 2MnO4 +MnO2+4OH- -2-- -11.2 原电池原电池1.1.原电池的概念原电池的概念原电池原电池是将化学能转变为电能的装置是将化学能转变为电能的装置 Cu 极极————正极正极Cu2+ + 2e- → Cu Zn 极极————负极负极Zn - 2e- → Zn2+ Zn + Cu2+ → → Zn2+ + Cue- -Cu~Zn 原电池原电池1.1.原电池的概念原电池的概念(-)(-)Zn | Zn2+(c1)Cu2+(c2) | Cu(+)(+)负极写在左边负极写在左边正极写在右边正极写在右边““| |” ” 表示相与相之间的界面表示相与相之间的界面浓度浓度用用““||||””表示盐桥表示盐桥浓度浓度2.2.原电池的表示方法原电池的表示方法 电极电极 电极反应电极反应 正极正极( (Cu极极) Cu2+ + 2e- →→Cu 还原反应还原反应(电子流入的电极电子流入的电极) 负极负极( (Zn极极) Zn - 2e- →→Zn2+ 氧化反应氧化反应(电子流出的电极电子流出的电极) 电池反应电池反应 Cu2+ + Zn →→Cu + Zn2+ e-原电池原电池: 使氧化还原反应产生电流的装置使氧化还原反应产生电流的装置(-)Zn| (-)Zn| ZnZn2+2+( (c c1 1) ) CuCu2+2+( (c c2 2)|Cu(+))|Cu(+)注注 意意 若组成电极物质中无金属时，若组成电极物质中无金属时，应应插入插入惰性电极惰性电极惰性电极：惰性电极： 如如Pt Pt ，石墨，石墨 能导电而不参与电极反应的电极能导电而不参与电极反应的电极Fe3+(c1)，，Fe2+(c2) | Pt (+) (- -) Pt | Cl2(p) | Cl- -(c) 2.2.原电池的表示方法原电池的表示方法(-)Zn| (-)Zn| ZnZn2+2+( (c c1 1) ) CuCu2+2+( (c c2 2)|Cu(+))|Cu(+)注注 意意 组成电极中的气体物质应靠近组成电极中的气体物质应靠近电极，在括号内注明压力电极，在括号内注明压力H+(c1) | H2(p) | Pt(+) (- -)Zn | Zn2+(c1) H+(c1) | H2(p) | Pt(+)(+)(- -)Pt | O2(p) | OH- - (c1)2.2.原电池的表示方法原电池的表示方法(-)Zn| (-)Zn| ZnZn2+2+( (c c1 1) ) CuCu2+2+( (c c2 2)|Cu(+))|Cu(+)注注 意意Sn4+(c1), Sn2+(c2) | Pt (+) 电极中含有不同氧化态同种离电极中含有不同氧化态同种离 子时，高氧化态离子靠近盐桥，子时，高氧化态离子靠近盐桥， 低氧化态离子靠近电极，中间低氧化态离子靠近电极，中间 用用““，，””分开分开2.2.原电池的表示方法原电池的表示方法(-)Zn| (-)Zn| ZnZn2+2+( (c c1 1) ) CuCu2+2+( (c c2 2)|Cu(+))|Cu(+)注注 意意(-) Pt | O2(p) | OH- - (c1) 参与电极反应其它的物质也应参与电极反应其它的物质也应写入电池符号中写入电池符号中 2.2.原电池的表示方法原电池的表示方法Cr2O7 (c1), Cr3+(c3) , H+(c2) | Pt (+) 2-Cr2O72-+6Cl-+14H+ →→ 2Cr3++3Cl2↑↑+7H2O 电极反应电极反应原电池的表示方法原电池的表示方法 2Cl- - - - 2e- →→ Cl2 氧化氧化Cr2O7 +14H++ 6e- →→ 2Cr3++7H2O 还原还原2-原电池符号原电池符号Cr2O7 (c1), H+(c2), Cr3+(c3) Pt(+) (-)Pt | Cl2(p) Cl- -(c)2-原电池的表示方法原电池的表示方法2H2 + O2 →→ 2H2O H2 →→ H2O 氧化氧化O2 →→ H2O 还原还原 H2 + H2O→→ H2O + H+O2 +H+→→ H2O + H2O写出半反应物质写出半反应物质多多O O加加H H+ +，少氧加，少氧加H H2 2O O原电池的表示方法原电池的表示方法 H2 + H2O -2e→→ H2O + 2H+O2 + 4H+ + 4e →→ H2O + H2O H2 + H2O→→ H2O + H+O2 +H+→→ H2O + H2O配配平平原电池的表示方法原电池的表示方法2H2 + O2 →→ 2H2O 电极反应电极反应O2 + 4H+ + 4e- →→ 2H2O 还原还原 H2 - 2e- →→ 2H+ 氧化氧化原电池符号原电池符号(-) Pt | H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2) | Pt(+)原电池的表示方法原电池的表示方法2H2 + O2 →→ 2H2O H2 →→ H2O 氧化氧化O2 →→ H2O 还原还原H2 + OH- →→ H2O + H2OO2 + H2O →→ H2O + OH-写出半反应物质写出半反应物质多多O O加加H H2 2O O，少氧加，少氧加OHOH- -原电池的表示方法原电池的表示方法H2 + OH- →→ H2O + H2OO2 + H2O →→ H2O + OH-H2 + 2OH- -2e →→ H2O + H2OO2 + 4H2O + 4e→→ 2H2O + 4OH-配平配平原电池的表示方法原电池的表示方法2H2 + O2 →→ 2H2O 电极反应电极反应O2 + 2H2O + 4e- →→ 4OH- 还原还原 H2 - 2e- + 2OH- →→ 2H2O 氧化氧化原电池符号原电池符号(-) Pt | H2(p1) | OH-(c1), H2O || OH-(c1), H2O | O2(p2) | Pt(+)半电池半电池 半电池半电池 原电池原电池理论上讲，任何两个氧化还原电对构成的理论上讲，任何两个氧化还原电对构成的电极都可以组成原电池电极都可以组成原电池Zn2+(氧化型物质氧化型物质)Zn (还原型物质还原型物质)Zn2+/Zn氧化还原电对氧化还原电对Cu2+(氧化型物质氧化型物质)Cu (还原型物质还原型物质)Cu2+/Cu氧化还原电对氧化还原电对氧化还原电对：氧化还原电对：由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成氧化还原电对：氧化还原电对：由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成氧化还原电对表示方法氧化还原电对表示方法氧化型物质氧化型物质/还原型物质还原型物质如如 Cu2+/Cu Zn2+/Zn H+/H2 Sn4+/Sn2+ H2O/H2O2 O2/OH-11.2.3 电极电势电极电势11.2.3 电极电势电极电势 金金属属M与与其其盐盐M+ +溶溶液液接接触触面面之之间间的的电电势势差差，，称称为为该该金金属属的的平平衡衡电电极极电电势势，，即即金金属属离离子子与与金金属属单单质质构构成成的的氧氧化化还还原原电电对对( (M+ +/ /M) )的的电电极极电电势势, ,记记为为φ( (M+ +/ /M) )。

选用选用标准氢电极标准氢电极作为比较标准作为比较标准规定它的电极电势值为零规定它的电极电势值为零 即即φ (H+/H2)= 0 V 11.2.3 电极电势电极电势H2(100kpa) →→H2←←Pt →→←←H+(1mol·L-1)φ ( (H+/H2) )= 0 V1. 1. 标准氢电极标准氢电极电极反应电极反应 2H+ + 2e- →→H2(g)欲确定某电极的电极电势欲确定某电极的电极电势可把该电极与标准氢电极组成原电池可把该电极与标准氢电极组成原电池测其电动势测其电动势(E )则则 E 即为待测电极的电极电势即为待测电极的电极电势2. 2. 电极电势的测定电极电势的测定2. 2. 电极电势的测定电极电势的测定设计原电池设计原电池( ) Pt, H2(100kPa) | H+(1mol L-1) || Cu2+(1 mol L-1) | Cu (+) 测定测定φ(Cu2+/Cu)E =φ(+) -φ(-) =φ Ө(Cu2+/Cu) - φ Ө(H+/H2) φ Ө(Cu2+/Cu) = E +φ (H+/H2) = 0.340 V+ 0 V= +0.340 V测得原电池电动势：测得原电池电动势：E = 0.340 V2. 2. 电极电势的测定电极电势的测定设计原电池设计原电池( ) Zn | Zn2+(1mol L-1) || H+(1mol L-1) | H2(100kPa), Pt (+) 测定测定φ(Zn2+2+/Zn)测得原电池电动势：测得原电池电动势：E = 0.7626 VE =φ(+) -φ(-) = φ (H+/H2) – φӨ(Zn2+/Zn) φӨ(Zn2+/Zn) =φ (H+/H2) - E = 0V- 0.7626 V= -0.7626 V物质皆为物质皆为纯净物纯净物有关物质的浓度为有关物质的浓度为1mol·L-1-1涉及到的气体分压为涉及到的气体分压为100kPa待测电极处于待测电极处于标准态标准态所测得的电极电势即为标准电极电势所测得的电极电势即为标准电极电势记为记为 φ (M+/M)3. 3. 标准电极电势标准电极电势电对电对电极反应电极反应φ /VLi+/LiLi+ + e- Li-3.040K+/KK+ + e- K-2.924Zn2+/ZnZn2+ + 2e- Zn-0.7626H+/H22H+ + 2e- H20Cu2+/CuCu2+ + 2e- Cu0.340O2/H2OO2+4H+ + 4e- 2H2O1.229Cl2/Cl-Cl2 + 2e- 2Cl- -1.229F2/HF(aq)F2+2H+ + 2e- 2HF(aq)3.053XeF6/Xe(g)XeF6 + 6e- 6Xe(g) + F- -3.4常用电对的标准电极电势常用电对的标准电极电势(298.15K)(298.15K)电对电对电极反应电极反应φ /VLi+/LiLi+ + e- Li-3.040K+/KK+ + e- K-2.924Zn2+/ZnZn2+ + 2e- Zn-0.7626H+/H22H+ + 2e- 2H20Cu2+/CuCu2+ + 2e- Cu0.340O2/H2OO2+4H+ + 4e- 2H2O1.229Cl2/Cl-Cl2 + 2e- 2Cl-1.229F2/HF(aq) F2+2H+ +2e- 2HF(aq)3.053XeF6/Xe(g)XeF6 + 6e- 6Xe(g) + F-3.4常用电对的标准电极电势常用电对的标准电极电势(298.15K)(298.15K)φ (Li+/Li)最小最小Li的还原性最强的还原性最强Li+的氧化性最弱的氧化性最弱还还原原型型物物质质的的还还原原能能力力越越强强氧氧化化型型物物质质的的氧氧化化能能力力越越弱弱 电电对对中中氧氧化化型型物物质质的的氧氧化化能能力力越越强强还还原原型型物物质质的的还还原原能能力力越越弱弱 电电对对中中 φ (XeF6/Xe)最大最大XeF6的氧化性最强的氧化性最强Xe的还原性最弱的还原性最弱11.2.4 能斯特方程能斯特方程氧化态氧化态 + + z ze- 还原态还原态φ =φ + ㏑㏑z zF[ [氧化氧化态态] ][ [还原态还原态] ]RT 2.2.氧化型和还原型物质的氧化型和还原型物质的浓度浓度、、分压分压 3.3.酸度酸度对某些电对的电极电势有影响对某些电对的电极电势有影响1.1.组成电对的物质的本性组成电对的物质的本性, ,决定决定 φ 值值 氧化型氧化型还原型还原型一侧一侧各物种各物种相对浓相对浓度幂的度幂的乘积乘积电对在某电对在某一浓度的一浓度的电极电势电极电势电对的电对的标准电标准电极电势极电势摩尔气摩尔气体常数体常数热力学热力学温度温度电极反电极反应中转应中转移的电移的电子数子数法拉第法拉第常数常数氧化型氧化型 + + z ze- 还原型还原型φ =φ + ㏑㏑z zF[氧化态氧化态][还原态还原态]RT11.2.4 能斯特方程能斯特方程当当 R = 8.314 J  K-1  mol-1 F = 96485 J  V-1 T= 298.15 K氧化态氧化态 + z ze- 还原态还原态φ =φ + ㏑㏑z zF[氧化态氧化态] ][还原态还原态]RTzFzF [还原态还原态] z z [还原态还原态]RT [氧化态氧化态] 0.0592V [氧化态氧化态]ln = lg11.2.4 能斯特方程能斯特方程1. 1. 气体物质用分压气体物质用分压(Pa)表示表示并除以并除以 p (105 Pa)溶液中的物质用浓度溶液中的物质用浓度(mol L-1)表示表示并除以并除以c (1mol L-1)2 [c(Cl-)/c ]2例例 Cl2(g) + 2e- 2Cl- - 0.0592V p(Cl2)/p φ(Cl2/Cl-)= φ (Cl2/Cl- -) + lg注意：注意：注意：注意：2. 2. 纯固体或纯液体物质不写入纯固体或纯液体物质不写入 例例 Zn2+ + 2e- Zn例例 Br2(l) + 2e- 2Br-φ(Zn2+/Zn)=φ (Zn2+/Zn) + lg [c(Zn2+)/c ]20.0592V2 [c(Br )/c ]2-0.0592V 1φ(Br2/Br- -) =φ (Br2/Br- -) + lg注意：注意： 3.3.电极反应中电对以外物质也应电极反应中电对以外物质也应写入，但溶剂写入，但溶剂( (如如H2O) )不写入不写入例例 Cr2O7 + 6e- +14 H+ 2Cr3+ + 7H2O2-φ(Cr2O7 /Cr3+) = φ (Cr2O7 /Cr3+) + lg6 [c(Cr3+)/c ]20.0592V [c(Cr2O7 ) /c ]·[c(H+)/c ]142- -2- -2-注意：注意：= +1.62V= +1.51V + lg 0.0592V （（1.0 mol L-1) ( 10.0 mol L-1 )85 1.0 mol L-1 c(MnO4 )=c(Mn2+)=1.0 mol L-1,c(H+)=10.0 mol L-1 计算：计算：φ(MnO4 /Mn2+ )例例: : 已知已知: :φ (MnO4 /Mn2+) = +1.51V, - -- -- -解解:电极反应电极反应 MnO4 +8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O- -z φ (MnO4 /Mn2+ )c(Mn2+)/c= (MnO4 /Mn2+ ) + lgφ 0.0592V [c(MnO4 )/c ][c(H+)/c ]8- -- -- -2.2.酸度酸度c(H+)越大，越大，E 值越大，值越大，即含氧酸盐在酸性介质中其氧化性增强即含氧酸盐在酸性介质中其氧化性增强 例例: 已知已知φ (Ag+/Ag) = +0.7991V, 在在含有含有Ag+/Ag电对体系中电对体系中, 加入加入NaCl溶液溶液, 使溶使溶液中液中c(Cl-) = 1.00 mol L-1, 计算计算φ(Ag+/Ag)解解:沉淀反应沉淀反应 Ag+ + Cl- - AgCl↓1.77×10 -10= mol L-11.00spK c(Ag+)=c(Cl- -)(AgCl)= +0.22V= +0.7991V + lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V z zφ(Ag+/Ag) =φ (Ag+/Ag)+ lg [c(Ag+)/c ]3.3.生成难溶电解质生成难溶电解质例例: 已知已知φ (Ag+/Ag) = +0.7991V, 在在含有含有Ag+/Ag电对体系中电对体系中, 加入加入NaCl溶液溶液, 使溶使溶液中液中c(Cl-) = 1.00 mol L-1, 计算计算φ(Ag+/Ag)解解:沉淀反应沉淀反应 Ag+ + Cl- - AgCl↓1.77×10 -10= mol L-11.00spK c(Ag+)=c(Cl- -)(AgCl)·{c }2= +0.22V= +0.7991V + lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V z zφ(Ag+/Ag) = φ (Ag+/Ag) + lg [c(Ag+)/c ]3.3.生成难溶电解质生成难溶电解质解解:沉淀反应沉淀反应 Ag+ + Cl- - AgCl↓由于由于AgCl沉淀的生成，沉淀的生成，使使c(Ag+)减小，使减小，使E(Ag+/Ag)减小减小Ag+的氧化能力降低的氧化能力降低φ (Ag+/Ag)φ (Ag+/Ag)+0.7991V+0.22V例例: 已知已知φ (Ag+/Ag) = +0.7991V, 在在含有含有Ag+/Ag电对体系中电对体系中, 加入加入NaCl溶液溶液, 使溶使溶液中液中c(Cl-) = 1.00 mol L-1, 计算计算φ(Ag+/Ag)解解:沉淀反应沉淀反应 Ag+ + Cl- AgCl↓1.77×10×10 -10= mol L-11.00spK c(Ag+)=c(Cl-)(AgCl)·{c }2= +0.22V= +0.7991V + lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V z zφ(Ag+/Ag) = φ (Ag+/Ag) + lg [c(Ag+)/c ]由于由于c(Cl-) = 1.0 mol L-1 即即 φ(Ag+/Ag) =φ (AgCl/Ag)电极反应电极反应: AgCl + e Ag + Cl-3.3.生成难溶电解质生成难溶电解质3.3.生成难溶电解质生成难溶电解质Ksp+0.7991V-0.15V+0.073V+0.22V8.52×10-175.35×10-131.77×10-10AgIAgBrAgCl同理计算，结果如下同理计算，结果如下sp↓, (AgX/Ag)↓Kφ (AgX/Ag)φ (Ag+/Ag)φ 3.3.生成难溶电解质生成难溶电解质Ksp+0.7991V-0.15V+0.073V+0.22V8.52×10-175.35×10-131.77×10-10AgIAgBrAgCl同理计算，结果如下同理计算，结果如下sp↓, (AgX/Ag)↓Kφ (AgX/Ag)φ (Ag+/Ag)φ 2H+ +2e- H2 φ (H+/H2)=0V 4. .生成弱电解质生成弱电解质例例: 在在含有含有H+/H2电对体系中电对体系中, 加入加入NaAc溶溶液液, 使溶液中使溶液中c(HAc)=c(Ac- -)=1.0 mol L-1, p(H2)=1.0×105 Pa，，计算计算: φ (H+/H2) φ(H+/H2) =φ (H+/H2)+ lgz z p(H2)/p (H2)0.0592V [c(H+)/c ]2H+ + Ac- = HAc 1 [HAc] Ka [H+][Ac-] 2H+ +2e- H2 φ (H+/H2)=0V 4. .生成弱电解质生成弱电解质解解:=1.8×10-5 K (HAc)·c(HAc)ac(Ac-)＝例例: 在在含有含有H+/H2电对体系中电对体系中, 加入加入NaAc溶溶液液, 使溶液中使溶液中c(HAc)=c(Ac- -)=1.0 mol L-1, p(H2)=1.0×105 Pa，，计算计算: φ (H+/H2) = -0.28Vφ(H+/H2) =φ (H+/H2)+ lgz z p(H2)/p (H2)0.0592V [c(H+)/c ]22 1.0×105/1.0×105 0.0592V [1.8×10–5]2 =0 V + lg由于弱酸由于弱酸(HAc)的生成，使的生成，使c(H+)减小减小,φ(H+/H2)值减小，值减小，H+的氧化能力降低的氧化能力降低[H+]=原电池中原电池中, ,φ(+)>φ(-);电动势电动势E=φ(+)－－φ(-)1. 判断原电池的正、负极判断原电池的正、负极 计算原电池的电动势计算原电池的电动势例例1:1:由电对由电对Fe3+/Fe2+、、Sn4+/Sn2+构成原电池构成原电池, , 判断原电池正、负极判断原电池正、负极, ,计算其标准电动势计算其标准电动势(1)(1)在标准态下：只需比较在标准态下：只需比较φ (+)(+)极极 (-)(-)极极∨∨电动势电动势 E = φ (+)-φ (-)= 0.771V- -0.154V = 0.617V11.2.5 电极电势的应用电极电势的应用解：解： φ (Fe3+/Fe2+)=+0.771 V φ (Sn4+/Sn2+)=+0.154 V 1. 判断原电池的正、负极判断原电池的正、负极 计算原电池的电动势计算原电池的电动势(1)(1)在标准态下：只需比较在标准态下：只需比较φ (2)(2)非标准态：先根据非标准态：先根据Nernst方程计方程计 算出算出φ, , 然后再比较两个然后再比较两个φ 值值11.2.5 电极电势的应用电极电势的应用原电池中原电池中, ,φ(+)> φ(-);电动势电动势E=φ(+)－－φ(-)例例2 2：试比较：试比较 KMnO4、、Cl2、、FeCl3 在酸性介质中的氧化能力在酸性介质中的氧化能力氧化能力：氧化能力：KMnO4 > Cl2 > FeCl3⊖ ⊖2. 判断氧化剂、还原剂的相对强弱判断氧化剂、还原剂的相对强弱 越大越大, ,电对中氧化型物质的氧化能力越强电对中氧化型物质的氧化能力越强 还原型物质的还原能力越弱还原型物质的还原能力越弱 越小越小, ,电对中还原型物质的还原能力越强电对中还原型物质的还原能力越强 氧化型物质的氧化能力越弱氧化型物质的氧化能力越弱 φφ解解:0.7711.35831.51φ /VFe3+/Fe2+Cl2/Cl- -MnO4 /Mn2+电对电对>>- -例例3 3：试比较：试比较 SnCl2、、Zn、、H2S 在酸性在酸性 介质中的还原能力介质中的还原能力还原能力：还原能力：Zn > H2S > SnCl2 越大越大, ,电对中氧化型物质的氧化能力越强电对中氧化型物质的氧化能力越强 还原型物质的还原能力越弱还原型物质的还原能力越弱 越小越小, ,电对中还原型物质的还原能力越强电对中还原型物质的还原能力越强 氧化型物质的氧化能力越弱氧化型物质的氧化能力越弱 φφ2. 判断氧化剂、还原剂的相对强弱判断氧化剂、还原剂的相对强弱解解:0.1540.144-0.7626φ /VSn4+/Sn2+S/ H2SZn2+/Zn电对电对<<例例:已知已知 φ (HCN/H2) = - -0.545V,计算计算 Ka (HCN) 3. 计算弱电解质解离常数计算弱电解质解离常数 (Ki )H+ + e = H2φ(H H+ +/H/H2 2)= φ (H H+ +/H/H2 2) + lg0.0592V [c(H H+ +)/c ]2 2 p(H H2 2)/pH+ + CN- → HCN 1 [HCN] Ka [H+][CN-]=[H+] = Ka[HCN][CN-]当当 [CN-]= [HCN]= 1mol / Lφ(H+/H2)= φ Ө(H+/H2)+ lg{Ka[HCN]}2[CN-]2p(H2)/pӨ0.0592V2φ(H+/H2)= φ Ө(HCN/H2)解：解： 3. 计算弱电解质解离常数计算弱电解质解离常数 (Ki )例例:已知已知φ (HCN/H2)=- -0.545V,计算计算Ka(HCN)0.0592Vφ (HCN/HHCN/H2 2)= φ (H H+ +/H/H2 2)+ lg[Ka (HCNHCN)]2 2-0.545V= 0.0592V lg [Ka a (HCN)] Ka a(HCN) = 6×10-10 解解：：例例4 4：已知：已知 φ (PbSO4/Pb)= -0.356V, φ (Pb2+/Pb)= -0.126V,计算计算Ksp(PbSO4)φ (PbPb2+2+/Pb/Pb) = φ (PbPb2+2+/Pb/Pb)+ lg [c(PbPb2+2+)/c ]0.0592V24.计算难溶电解质溶度积计算难溶电解质溶度积(Ksp )Pb2+ + 2e = PbPb2+ + SO42- = PbSO4Ksp= [Pb2+][SO42-][Pb2+]= Ksp[SO42-]φ φ (PbSOPbSO4 4/Pb/Pb)=φ (PbPb2+2+/Pb/Pb)+ lg [Ksp] /[SO42- ]0.0592V2 当当[SO42-] = 1mol /Lφ Ө(PbSO4/Pb)=φ (Pb2+/Pb)例例4 4：已知：已知 φ (PbSOPbSO4 4/Pb/Pb)= -0.356V, φ (PbPb2+2+/Pb/Pb)= -0.126V,计算计算Ksp(PbSOPbSO4 4)4.计算难溶电解质溶度积计算难溶电解质溶度积(Ksp )Φ (PbSOPbSO4 4/Pb/Pb)= φ (PbPb2+2+/Pb/Pb)+ lgKspsp(PbSO4)0.0592V2 2 Ksp(PbSO4)= 1.6×10-8 -0.356V = -0.126V+ lgKsp(PbSO4)0.0592V判断判断氧化还原反应进行的方向氧化还原反应进行的方向化学反应自发进行的判据化学反应自发进行的判据  rGm < 0　　 而而  rGm= -z zFE电池反应中转移的电子数电池反应中转移的电子数法拉第常数法拉第常数1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据化学反应自发进行的条件化学反应自发进行的条件  rGm < 0 rGm < 0 E > 0 或或 φ(氧化剂氧化剂)>φ(还原剂还原剂) rGm= -z zFE1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据判断判断氧化还原反应进行的方向氧化还原反应进行的方向1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据E > 0 ；；φ (氧化剂氧化剂)> φ (还原剂还原剂)氧化还原反应的规律：氧化还原反应的规律：氧化剂氧化剂 还原剂还原剂 还原剂还原剂 氧化剂氧化剂较强较强 较强较强 较弱较弱 较弱较弱+ ++ +判断判断氧化还原反应进行的方向氧化还原反应进行的方向反应自发向右进行反应自发向右进行> >E > 0 ；； φ(氧化剂氧化剂)> φ(还原剂还原剂)1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据Sn2+/Sn-0.136V-0.126VPb2+/Pb电对电对φ /V例例1 1 试判断下列反应试判断下列反应: :Pb2++ Sn Pb + Sn2+ 在标准态时反应自发进行的方向在标准态时反应自发进行的方向 只需比较只需比较φ ( (氧化剂氧化剂) )和和φ ( (还原剂还原剂) )大小大小(1) (1) 标准态时标准态时 先先根根据据NernstNernst方方程程求求出出φ( (电对电对),),再比较再比较φ( (氧化剂氧化剂)和和φ( (还原剂还原剂)(2) (2) 非非标准态时标准态时E > 0 ；；E(氧化剂氧化剂)>E(还原剂还原剂)c(Pb2+) 0.0010c(Sn2+) 1.0例例2 2 试判断下列反应试判断下列反应: :Pb2++ Sn Pb + Sn2+ 在在 = 时反应自发进行的方向时反应自发进行的方向 1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据0.0592V2= -0.126V + lg 0.0010= -0.215Vφ(Pb2+/Pb)= φ (Pb2+/Pb)+ lg [c(Pb2+)/c ]0.0592V2 先先根根据据NernstNernst方方程程求求出出φ(电对电对),),再计算电动势再计算电动势E或比较或比较φ( (电对电对)(2) (2) 非非标准态时标准态时c(Pb2+) 0.0010c(Sn2+) 1.0-0.136-0.215-0.126φ (Sn2+/Sn)/Vφ(Pb2+/Pb)/Vφ (Pb2+/Pb)/VE > 0 ；；E(氧化剂氧化剂)>E(还原剂还原剂)例例2 2 试判断下列反应试判断下列反应: :Pb2++ Sn Pb + Sn2+ 在在 = 时反应自发进行的方向时反应自发进行的方向 1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据反应自发向左进行反应自发向左进行< <∨∨反应向右进行反应向右进行反应向右进行反应向右进行例例 判断反应判断反应2Ag+ +Cu 2Ag+Cu2+进行方向进行方向(1) (1) 标准态标准态φ (Ag+/Ag)= 0.7991 Vφ (Cu2+/Cu)= 0.340 V2.2.影响氧化还原反应方向的因素影响氧化还原反应方向的因素E E0.3400.720.7991(Cu2+/Cu)/Vφ(Ag+/Ag)/V(Ag+/Ag)/Vφ>反应向右进行反应向右进行0.0592V1 0.0592V1 c(Ag+)=0.050 mol L-1，，c(Cu2+)=1.0 mol L-1= 0.7991V+ lg 0.050 = 0.72V(2) (2) 非标准态非标准态φ(Ag+/Ag)=φ(Ag+/Ag)+ lg [c(Ag+)/c ]2.2.影响氧化还原反应方向的因素影响氧化还原反应方向的因素例例 判断反应判断反应2Ag+ +Cu 2Ag+Cu2+进行方向进行方向酸度酸度 对于某些有含氧酸及其盐参加对于某些有含氧酸及其盐参加 的氧化还原反应的氧化还原反应, , 溶液的酸度有可能导溶液的酸度有可能导 致反应方向的改变致反应方向的改变2.2.影响氧化还原反应方向的因素影响氧化还原反应方向的因素0.53550.0861.0×10-8 碱性碱性0.53550.604.0酸性酸性反应反应方向方向 (I2/I- -)Vφ(H3AsO4/HAsO2)Vc(H+)mol L-1介质介质φ向向右右>向向左左φH3AsO4+2I- -+2H+ HAsO2+I2+2H2O强酸性介质强酸性介质强碱性介质强碱性介质 其它物质浓度均为其它物质浓度均为1.0 mol L-1c(H H+ +)= 1.0×10-8 mol L-1(2) (2) 碱性介质碱性介质= 0.086V φ(H3AsO4/HAsO2)= 0.560V + lg[1.0×10-8]20.0592V2电极反应电极反应：：H3AsO4+2H+ + 2e- HAsO2 + 2H2Oφ(H3AsO4/HAsO2)=φ (H3AsO4/HAsO2) + lg0.0592V [c(H3AsO4)/c ]·[c(H H+ +)/c ]22 c(HAsO2)/c H3AsO4+2I- -+2H+ HAsO2+I2+2H2O强酸性介质强酸性介质强碱性介质强碱性介质 其它物质浓度均为其它物质浓度均为1.0 mol L-1c(H H+ +)= 1.0×10-8 mol L-1(2) (2) 碱性介质碱性介质= 0.086V E(H3AsO4/HAsO2)= 0.560V + lg[1.0×10-8]20.0592V2电极反应电极反应：：H3AsO4+2H+ + 2e- HAsO2 + 2H2Oφ(H3AsO4/HAsO2)=φ (H3AsO4/HAsO2) + lg0.0592V [c(H3AsO4)/c ]·[c(H H+ +)/c ]22 c(H3AsO4)/c 碱性碱性向向左左0.53550.0861.0×10-8反应反应方向方向 (I2/I-)Vφ φ(H3AsO4/HAsO2)Vc(H+)mol L-1介质介质φ>φ (Fe3+/Fe2+) rGm -z z FElgK = - - = - -2.303RT 2.303RT R = 8.314 J  K-1  mol-1 , T = 298.15 K F = 96485 J  V-1 判断判断氧化还原反应进行的限度氧化还原反应进行的限度氧化还原反应的平衡常数氧化还原反应的平衡常数( )只与标准电动势只与标准电动势( )( )有关有关, ,与物质浓度无关与物质浓度无关EKElg = = K0.0592V 0.0592V z z { { (+)(+)- - (-(-) )} }φφz z氧化还原反应中转移电子数氧化还原反应中转移电子数 值越大值越大, , 值越大值越大, ,正反应进行得越完全正反应进行得越完全EKElg = = K0.0592V 0.0592V z z { { (+)(+)- - (-)(-)} }φφz z 例例 反应：反应：Pb2++Sn Pb +Sn2+ , 计算计算平衡常数；若平衡常数；若反应开始时反应开始时(Pb2+)=2.0mol L-1, ,计算达平衡时计算达平衡时Pb2+和和Sn2+的浓度。

的浓度解解φ (Pb2+/Pb) = -0.126V(Sn2+/Sn) = -0.136Vφ= 2.2Klg = = K0.0592V 0.0592z z { { (+ +)- (-)} } 2[(-0.126)-(-0.136)] φ φ= 0.34Elg = = K0.0592V 0.0592V z z { { (+)(+)- - (-)(-)} }φφz z 例例 反应：反应： Pb2++Sn Pb +Sn2+ , 计算计算平衡常数；若平衡常数；若反应开始时反应开始时(Pb2+)=2.0mol L-1, ,计算达平衡时计算达平衡时Pb2+和和Sn2+的浓度c(Sn2+) = 1.4 mol L-1 ，， c(Pb2+) = 0.6 mol L-1解解Pb2+ + Sn Pb + Sn2+平衡浓度平衡浓度/mol L-1 2.0-x xx= 1.4= = =2.2c(Pb2+)/c 2.0-xc(Sn2+)/ x Kc2.2.电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小如如: 2MnO: 2MnO4 4 +5Zn+16H+5Zn+16H+ + → 2Mn → 2Mn2+2++5Zn+5Zn2+2++8H+8H2 2O O 由由K 看来，反应可进行得很完全。

看来，反应可进行得很完全但实验证明但实验证明: : 若用纯若用纯Zn与与KMnO4反应，反应，反应很慢，只有在反应很慢，只有在 Fe3+ 的催化下，反应的催化下，反应才明显进行才明显进行K = 2.7×10383φφ(MnO4 /Mn2+) = 1.51V(Zn2+/Zn) = -0.7626V- -- -Elg = = K0.0592V 0.0592V z z { { (+)(+)- - (-)(-)} }φφz z 把同一元素不同氧化数物质所对应电把同一元素不同氧化数物质所对应电对的标准电极电势，按各物质的氧化对的标准电极电势，按各物质的氧化数由高到低的顺序排列，并在两种物数由高到低的顺序排列，并在两种物质之间标出对应电对的标准电极电势质之间标出对应电对的标准电极电势定定义义 元素标准电极电势图及其应用元素标准电极电势图及其应用AO2 H2O2 H2O0.695 1.7631.229φ /VφB/VO2 HO2 H2O-0.076 0.8670.401-应用应用 ：：1123z、、z1、、z2、、z3 分别为各电对中氧化型分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差与还原型的氧化数之差 φφφE A B C Dz1 z2 z3 zz = z1 + z2 + z3 φφφφ=z1 + z2 + z3 zφφφφ计算电对的标准电极电势计算电对的标准电极电势计算电对的标准电极电势计算电对的标准电极电势应用应用 ：：1= z1 + z2 + z3 zφφφφ(BrO- -/Br2)=z2 z4 (BrO- -/Br- -) -z3 (Br2/Br- -) =(2×0.76-1×1.605)V1= 0.455Vφφφz4 BrO3 BrO- - Br2 Br- -z1 z2 z3 ? ? 1.6050.760.61z例例1φ /VB－－计算电对的标准电极电势计算电对的标准电极电势应用应用 ：：1=z1 + z2 + z3 zφφφφz4 BrO3 BrO- - Br2 Br- -z1 z2 z3 ? 0.455 1.6050.760.61z例例1φ /VB- -(BrO3 /BrO- -)=φz1 z (BrO3 /Br- -)–z4 (BrO- -/Br- -) φφ=(6×0.61-2×0.76)V4= 0.53V- -- -应用应用 ：：2反应反应 2Cu+ →→ Cu2+ + Cu当一种元素处于中间氧化数时当一种元素处于中间氧化数时, ,它一部分向高的它一部分向高的氧化数状态变化氧化数状态变化( (被氧化被氧化),),另一部分向低的氧化另一部分向低的氧化数状态变化数状态变化( (被还原被还原) )，这类反应称为歧化反应，这类反应称为歧化反应判断能否发生歧化反应判断能否发生歧化反应φ (Cu2+/Cu+)=0.159Vφ (Cu+/Cu)=0.520V > Cu2+ Cu+ Cu0.159 0.520 0.340E /VA结论结论: : (右右) > (左左), Cu+易发生歧化反应易发生歧化反应 φφ应用应用 ：：3Fe + 2H+ →→ Fe2+ + H2↑故在非氧化性稀酸故在非氧化性稀酸( (如稀盐酸或稀硫酸如稀盐酸或稀硫酸) )中中金属铁只能被氧化为金属铁只能被氧化为Fe2+解释元素的氧化还原特性解释元素的氧化还原特性φ /VA Fe3+ Fe2+ Fe0.771 -0.44 如如(1) 因因 (Fe2+/Fe) < 0，而，而 (Fe3+/Fe2+) > 0 φφ解释元素的氧化还原特性解释元素的氧化还原特性应用应用 ：：34Fe2+ + O2 + 4H+ →→ 4Fe3+ + 2H2O Fe2+在空气中不稳定在空气中不稳定, ,易被空气中氧氧化为易被空气中氧氧化为Fe3+ 。

φ /VA Fe3+ Fe2+ Fe0.771 -0.44 如如 (2) φ (O2/H2O)=1.229V >φ (Fe3+/Fe2+) 解释元素的氧化还原特性解释元素的氧化还原特性应用应用 ：：3故故Fe2+不会发生歧化反应不会发生歧化反应可发生歧化反应的逆反应可发生歧化反应的逆反应在在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁能盐溶液，加入少量金属铁能避免避免Fe2+被被空气中氧气氧化为空气中氧气氧化为Fe3+ Fe + 2Fe3+ →→ 3Fe2+ 如如φ /VA Fe3+ Fe2+ Fe0.771 -0.44 10-6 某溶液含有某溶液含有 Fe3+ 和和Fe2+ ，其浓度均为，其浓度均为 0.050 mol·l-1 ，要求，要求Fe(OH)3 完全沉淀不生成完全沉淀不生成Fe(OH)2 沉淀，需控制沉淀，需控制pH 在什么范围？在什么范围？解：解：Fe(OH)3沉淀完全时沉淀完全时2.64××10-39 10-63c(OH- -)= mol·L-1 =1.38××10-11mol·L-1 pH=3.14Fe(OH)2开始沉淀时开始沉淀时4.87××10-17 0.05c(OH- -)= = 3.12×10-8mol·L-1pH=6.49pH应控制为：应控制为： 3.14 < pH < 6.4910-7 在在10ml 0.20 mol·L-1 MnCl2 溶液中加入溶液中加入 10ml 含含 NH4Cl 的的 0.010mol·L-1 氨水溶液，计氨水溶液，计算含多少克算含多少克NH4Cl不至于生成不至于生成Mn(OH)2沉淀？沉淀？解解: c(Mn2+)= ××0.20mol·L-1=0.10 mol·L-112c(NH3·H2O)= ××0.010mol·L-1=0.0050mol·L-112 不生成沉淀不生成沉淀 c(Mn2+2+)·[c(OH- -)]2 < Ksp[Mn(OH)2] c(OH- -) < = mol·L-1 =1.43×10-6 mol·L-1 Ksp c(Mn2+)2.06××10-13 0.1NH3·H2O 　　 NH4 + OH- 0.0050-1.43×10-6 x+ 1.43×10-6 1.43××10-6c(NH4 ) = 0.063 mol·L-1Kb = =1.8××10-5 x = 0.063 1.43××10-6 x 0.0050＋＋最少要加入最少要加入NH4Cl = 0.063×0.020×53.5=0.067 g 11-14 利用半反应利用半反应 Ag +＋＋e- = Ag 和和AgCl 的的溶度积计算半反应溶度积计算半反应 AgCl ＋＋e- = Ag ＋＋ Cl - 的标的标准电极电势。

准电极电势 Ag+ + Cl- AgCl↓半反应半反应 Ag+ + e- = Ag0.0592V z zφ(Ag+/Ag) = φ (Ag+/Ag) + lg [c(Ag+)/c ]电极反应电极反应: AgCl + e Ag + Cl-= +0.22V= +0.7991V + lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V z zφ(AgCl/Ag) = φ (Ag+/Ag) + lg [c(Ag+)/c ]当当 c(Cl-) = 1.0 mol L-1 φ(Ag+/Ag) =φ (AgCl/Ag)1.77×10×10 -10= mol L-11.00spK c(Ag+)=c(Cl-)(AgCl)·{c }2。