第十章氧化还原平衡.ppt

《第十章氧化还原平衡.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第十章氧化还原平衡.ppt（76页珍藏版）》请在三一文库上搜索。

1、1,第十章 氧化还原平衡 10.1 基本概念 定义：参加反应的原子或离子的氧化数发生变化的一类化学反应，叫氧化还原反应。,2,起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 与氧结合 后来 MgMg2+2e 电子转移 现在 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l) 电子偏移,指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。,（2）氧化数(Oxidation number),一、 氧化与还原,（1）氧化还原概念的发展,3,电负性的周期律(门捷列夫长式周期表)： 同一周期：从左到右，X增大，最大的是F， 同一主族：从上到下，X减小，最小的是

2、Cs,4,氧化数： （1）得到电子为负氧化数，失去电子为正氧化数，数值与得失电子数一致。 （2）极性共价键中，共用电子看作给电负性大的原子，为负氧化数。则电负性小的为正氧化数。 （3）氧化数可以是分数。 （4）其他规则与化合（原子）价相同。,5,（3）有关名词,氧化还原反应（Oxidation-reduction reaction,或 Redox reaction):指电子由还原剂向氧化剂转移 的反应。,6,二、 确定氧化数的规则,单质的氧化数为零, 如单质 O2 和 S8中 O 原子和 S 原子的氧化数均为零。,单原子离子的氧化数等于离子所带的电荷，例如Al3+ 离子的氧化数为 3, 表示为

3、 Al(+3)。,除过氧化物 ( 如H2O2 )、超氧化物 ( 如KO2 ) 和含有 FO 键的化合物 ( 如OF2 ) 外，化合物中O 原子的氧化数均为 -2，例如 H2O 中的 O 原子。,7,4. 卤化物中卤素原子的氧化数为 -1。,5. 除二元金属氢化物 ( 如 NaH )外,化合物中 H 原子的氧化数均为+1，如H2SO4 中的H原子。,电中性化合物各元素氧化数的代数和等于零；多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。,8,三、氧化还原反应特征 参加反应的原子或离子的氧化数发生变化的一类化学反应 氧化反应：氧化数升高的过程，称为氧化。 还原反应：氧化数降低的过程，称为还原

4、。 歧化反应：同一化合物氧化数部分升高部分降低叫歧化反应。,9,四、氧化还原电对 1.氧化剂、还原剂： 任何氧化还原反应，无论简单与复杂，都有相同的特点，比如一种（或几种）原子的氧化数升高，另一（些）原子的氧化数必然降低。 氧化作用与还原作用。 例如：O*2+2H*2=2H2O K2Cr*2O7+2N*O+3H2SO4=2KNO3+Cr2(SO4)3+3H2O Cl*2 + 2NaOH= NaCl + NaClO + H2O,10,2. 离子方程式： 对于水溶液中进行的氧化还原反应，离子是可以自由运动的，有些离子与氧化数的变化有关，而有些离子与氧化数的变化无关。这样，可以简化方程式。例如： K

5、2Cr*2O7+ 2N*O+3H2SO4=2KNO3+Cr2(SO4)3+3H2O Cr*2O72-+ 2N*O+6H+=2NO3- + 2Cr3+3H2O,11,Cl*2 + 2NaOH= NaCl + NaClO + H2O Cl*2 + 2OH- = Cl- + ClO- + H2O,12,3.半反应 Cr*2O72-+ 2N*O+6H+=2NO3- + 2Cr3+3H2O Cr*2O72-+14H+ + 6e = 2Cr3+7H2O(氧化剂被还原，还原反应) N*O + 2H2O =NO3- +4H+3e（还原剂被氧化，氧化反应） （每一个都称为半反应）,1 _ 2,13,Cl*2 +

6、 2OH- = Cl- + ClO- + H2O Cl*2 +2e = 2Cl- (氧化剂被还原，还原反应) Cl*2+4OH- =2ClO- +2e +2H2O （还原剂被氧化，氧化反应）,14,4.氧化还原电对 每个半反应都由一对氧化剂/还原剂组成 Cr*2O72-+ 2N*O+6H+=2NO3- + 2Cr3+3H2O Cr*2O72-+14H+ + 6e = 2Cr3+7H2O N*O + 2H2O =NO3- +4H+3e 电对：Cr2O72-Cr3+ ； NO3- N*O Cl2 + 2OH- = Cl- + ClO- + H2O Cl2 +2e = 2Cl- Cl2+4OH- =

7、2ClO- +2e +2H2O 电对：Cl2 Cl- ； ClO- Cl- OR 即 氧化态还原态,15,10.2 氧化还原反应方程式的配平 Balancing of oxidation- reduction reaction equation,一、 氧化数法 The oxidation number method,二、 半反应法(离子电子法) The half-reaction method: ion- electron method,16,整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被还原的元素氧化值的降低总数相等。,(2) 配平步骤,一、 氧化数法,(1) 配平原则, 写出未配平的基本反应式，

8、在涉及氧化还原过程 的有关原子上方标出氧化值。以氯酸与磷作用生 成氯化氢和磷酸的反应为例：,17, 计算相关原子氧化值上升和下降的数值。例如, 本例 中 Cl 原子氧化数下降值为 6，(-1)(+5)，4个P原子氧化数上升值为20，(+5)04 。, 用下降值和上升值分别去除它们的最小公 倍数, 即得 氧化剂和还原剂的化学计量数。本例中氧化剂和还原 剂的化学计量数为10和3：, 平衡还原原子和氧化原子之外的其他原子,在多数情况 下是H原子和O原子。,18,配平铜与稀硝酸反应的方程式: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO,Solution,平衡N原子：,反应式左边多出8个H原子，右边

9、应添加4个H2O分子,并将HNO3的系数合并，而且检查O原子也平衡的：,Question,19,酸性介质： 多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O,碱性介质： 多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH,中性介质： 左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH 右边多 n个 O加 2n个 H+，左边加n个 H2O,这里介绍一种配平H+、OH-和H2O的方法供参考：,20,二、 半反应法(离子电子法),任何氧化还原反应都可看作由两个半反应组成，例如：,可分为：,像任何其他化学反应式一样，离子-电子方程式必须反映化学变化过程的实际。,21, 电荷守恒：得失电子数相

10、等 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等,(2) 配平步骤,(1) 配平原则, 用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、 固体和弱电解质则写分子式)。, 将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的 原子数及电荷数。, 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个 半反应 式，然后合并、整理，即得配平的离子方程式。,22,用半反应法配平下列反应方程式,Solution,Question,+ + 6H+ = 2Mn2+ + + 3H2O,+ = + Mn2+ (2) + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O + H2O = + 2H+ + 2e- (3) 2 + 5得 + 16H+ + 10

11、e- = 2Mn2+ + 8H2O +) + 5H2O = + 10H+ + 10e-,23,10.3 电极电势 一、原电池与电极电势 1、原电池：由化学反应产生电流的装置。 置换反应：Zn + Cu2+ Cu + Zn2+(反应快、现象明显)，是一个氧化还原反应，从原理上来说， Zn失去电子，传递给Cu2+，这种传递过程是在Zn板和Cu2+溶液界面上直接进行的。这时电子的转移是无秩序的，反应中放出的化学能转变成热能，使溶液的温度升高。,24,丹尼尔设计了一个特 殊的装置，是电子的 传递通过外电路进行。 称为丹尼尔电池。,这种借助于氧化还原反应产生的化学能得到电能的装置叫原电池。,25,在原电

12、池中，把电子流出的一极称为负极，电子流入的一极称为正极。,这样，在上述铜锌原电池中，锌为负极，铜为正极。,两极上的反应称为电极反应。,每一个电极是原电池的一半，又称为半电池反应。,负极,正极,Zn(s) Zn2+(aq) + 2e ,Cu2+(aq) + 2e Cu(s),氧化反应,还原反应,两反应相加，就得到电池反应：,Zn(s) + Cu2+ (aq) Cu(s) + Zn2+ (aq),26, 盐桥保持两个半电池中溶液的电中性。,通常内盛饱和 KCl 溶液或 NH4NO3 溶液(以琼胶作成冻胶)。,作用： 让溶液始终保持电中性 ,使电极反应得以继续进行 消除原电池中的液接电势（或扩散电势

13、）,27,在铜锌原电池中，Zn和ZnSO4 溶液构成锌半电池，Cu和CuSO4 溶液构成铜半电池。,半电池中元素氧化值低的物质称还原型，氧化值高的物质称氧化型。,氧化型和还原型组成了半电池中电极反应的氧化还原电对。,电对符号通常用“氧化型/还原型”表示。,28,如锌半电池和铜半电池的电对分别表示为：,Zn2+/Zn 、Cu2+/Cu,氧化型和还原型物质在一定条件下可以转化,氧化型 + ne 还原型,如果组成电对的两种物质，本身没有导电的电极，例如Fe3+/ Fe2+、MnO4/ Mn2+ 等电对，在构成半电池时，可以用金属铂、石墨作电极。,29,原则上，任何氧化还原反应的原理都是传递电子，因此

14、一般来说，任何氧化还原反应都可以设计成原电池。,30,例如把下述氧化还原反应设计成原电池，写出电极反应，指出电池的正负极。 Cr*2O72-+ 2N*O+6H+=2NO3- + 2Cr3+3H2O 解： Cr*2O72-+14H+ + 6e = 2Cr3+7H2O N*O +2H2O =NO3- +4H+ +3e Cr*2O72-+14H+ + 6e = 2Cr3+7H2O(+) N*O +2H2O =NO3- +4H+ +3e(-),31,2、电极电势 丹尼尔电池：为什么在两个 电极之间发生电子沿一定方 向的转移呢？ 双电层理论：平衡电极电位,32,电极电位：根据双电层理论,1）铜电极有一个

15、平衡电极电位：为铜棒与溶液的接界电位，为正值。,2）锌电极有一个平衡电极电位：为锌板与溶液的接界电位，为负值。,33,电池的电动势（E）,E = 正 - 负,正 、 负 分别表示正、负电极的电极电势,34,3、 电极电势的测定,电极电势的绝对值无法直接测量，但可以用比较的方法确定其相对值。,通常采用标准氢电极作为比较的标准。用标准氢电极和待测电极组成原电池，测量出电池的电动势，则可算出待测电极电势的相对值。,35,标准氢电极的组成如图所示。,将镀有一层海绵状铂黑的铂片，浸入氢离子浓度为1molL-1的H2SO4溶液中，在温度为298.15K时，不断通入压力为101.325kPa的纯氢气流。,3

16、6,这时溶液中的氢离子与被铂黑吸附而达到饱和的氢气，建立起下列动态平衡：,2H+(aq) + 2e H2(g),这样就构成了标准氢电极。电化学中规定，标准氢电极的电极电势为零，即,(H+/H2) = 0V,以锌电极为例，用标准氢电极与标准锌电极（即在298.15K,c(Zn2+) = 1 molL-1的锌电极）组成原电池。见图,37,用直流电位计测知电流从氢电极流向锌电极，故氢电极为正极，锌电极为负极。电池反应为：,Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g),38,用电位计测得在标准状况下上述电池的电动势-标准电动势E 为0.762V。由于,E = (H+/H2) - (

17、Zn2+/Zn),Zn2+/Zn电对的标准电极电势为：, (Zn2+/Zn) = (H+/H2) - E,= 0 - 0.762 = - 0.762V,39,用电位计测得在标准状况下铜氢电池的电动势-标准电动势E 为0.345V。电池反应为：,E = (Cu2+/Cu) - (H+/H2),Cu2+/Cu电对的标准电极电势为：, (Cu2+/Cu) = E - (H+/H2),= 0.345 - 0 = 0.345V,Cu2+(aq) + H2(g) Cu(s) + 2H+(aq),故铜电极为正极，氢电极为负极,？,思考：标准状况下 铜锌电池E, (Zn2+/Zn),40,在实际工作中，由于标

18、准氢电极需要纯氢气和铂黑作材料，使用又不方便，常用甘汞电极代替标准氢电极，这种电极称为参比电极。,以饱和甘汞电极为例,它是由Hg和糊状Hg2Cl2及KCl饱和溶液组成的,甘汞电极组成为：,(Pt)Hg(l) | Hg2Cl2(s) | KCl(aq),其电极反应为：,41,Hg2Cl2(s) + 2e 2Hg(l) + 2Cl (aq),在常温下，它具有稳定的电极电势，且容易制备，使用方便。其电极电势经精确测量0.2415V。,书中列出了一些氧化还原电对的标准电极电势，它是按照电极电势的代数值递增顺序排列的。,在使用该表时，应注意以下几点：,（1）标准电极电势值与电极反应物质的计量无关。,Cu

19、2+(aq) + 2e Cu(s),例如,2Cu2+(aq) + 4e 2Cu(s), (Cu2+/Cu) = +0.345V, (Cu2+/Cu) = +0.345V,42,（2）表中的数值适用于水溶液和标准态，而在非水溶液和非标准态则不适用。,（3）表中的电极反应都统一规定为还原反应,表常分为酸表和碱表, 酸表是指在c(H+) = 1molL 的酸性介质的标准电极电势, 碱表是指在c(OH ) = 1molL 的碱性介质的标准电极电势,氧化型 + ne 还原型,43,也就是说，它表示的是单质或化合物得到电子而被还原的趋势大小。故也规定电池电动势,E = 正 - 负,则 E 总为正值。,（4

20、）表中电对按 代数值由小到大的顺序排列。 代数值越大，正向半反应进行的倾向越大，即氧化型的氧化性越强； 代数值越小, 正向半反应进行的倾向越小, 或者说逆向半反应进行的倾向越大，即还原型的还原性越强。,44,对同一电对而言，氧化型的氧化性越强，还原型的还 原性就越弱，反之亦然。,一个电对的还原型能够还原处于该电对上方任何一个 电对的氧化型。这是能从表中获得的最重要的信息之 一，其实质是氧化还原反应总是由强氧化剂和强还原 剂向生成弱还原剂和弱氧化剂的方向进行。,45,通过计算, 判断标准态条件下反应 Pb2+(aq) + Sn(s) Sn2+(aq) + Pb(s) 进行的方向。,Solutio

21、n,解题思路: 先给反应设定一个方向, 然后将手册中查得的数据代入计算电池电动势的公式进行计算, 如果算得的电动势是正值, 则反应可按设定的方向进行, 反之则不能。,计算结果为正值说明反应可按假定的方向进行。,Question,46,4、电极类型和原电池表示法： 1）金属-金属离子电极：M(S)M2+(C) 2）气体-离子电极：PtH2(g)H+ 3）金属-金属难溶盐电极：Ag-AgCl(S)Cl 4)氧化还原电极:Pt Fe3+,Fe2+ 电池符号写法: （a）负极在左、正极在右，盐桥在中间，用“”表示。 （b）以“”表示两相之间的界面，例如固液、气液、气固的界面。 （c）可以选用惰性电极，

22、如铂、石墨等 （d）电池反应涉及的物质中，气体注明压力、溶液注明浓度。举例.,47,5、浓差电池 任何氧化还原反应原则上都可以设计为原电池，但是真正能用于实际的却并不多，为什么？热力学/动力学。 原则上任何氧化还原反应都可以设计成原电池，但原电池反应却可以不是氧化还原反应，甚至可以不是一个化学反应。 氧化还原反应 原电池,48,例如：1、判断下述电池的正负极。 ZnZn2+（0.001mol/l）Zn2+（1.0mol/l）Zn 解： 因此右边正极、左边为负极。 例如:2、电池正负极如下，写出电池反应。 正极：Ag+ + eAg 负极：Ag + Cl AgCl + e 电池反应： Ag+ +

23、Cl AgCl,49,二、电池电动势和化学反应吉布斯自由能的关系 电动势与化学反应自由焓、平衡常数的关系 推导出：G0=nFE0,又因： G0=2.303RT logK0 所以： nFE0=2.303RT logK0 把F和T=298.15带入上式得： 0.0592logK0=nE0 用于判断氧化还原反应的方向和限度。 标准电池：E00正向，0逆向，0平衡。 非标准电池： E0正向，0逆向，0平衡。,50,能斯特 （Walther Hermann Nernst,1864-1941年） 德国物理化学家能斯特，1864年6月 25日生于西普鲁士的布利森。进入莱 比锡大学后，在奥斯特瓦尔德指导下 学

24、习和工作。1887年获博士学位。,三、能斯特 (W.Nernst)方程式,德国化学家W .能斯特,51,前面讨论的是标准电极电势。但实际情况往往不是处于标准状态。,影响电极电势的主要因素有：, 电极材料, 溶液中离子的浓度（或气体的分压）, 温度,能斯特从理论上推导出电极电势与浓度、温度的关系式能斯特方程式。,52,(氧化型/还原型) 电极的电极电势，单位为 (氧化型/还原型) 标准电极的电极电势，单位为 气体常数，8.314 Jmol L -1 K -1 法拉弟常数，96485 C mol -1 热力学温度， n电极反应中电子的计量系数,a 氧化型 + ne b 还原型,若电极反应为：,则,

25、 (氧化型/还原型) = (氧化型/还原型),+,RT nF,氧化态 a ln 还原态 b,式中,53,当温度为298.15K（即温度为25）时，将各常数值代入上式，并将自然对数转换成常用对数，能斯特方程式可改写为：,(氧化型/还原型) = (氧化型/还原型),0.059 + n,氧化态 a lg 还原态 b,应用能斯特方程式时，应注意以下几点： 1若电极反应式中有纯固体、纯液体或介质水时，它们的浓度不列入方程式中；若为气体时，方程式中的浓度与c比值改为分压与p比值。,54,2若电极反应式中氧化型、还原型物质前的系数不等于1时，则在方程式中它们的浓度项应以对应的计量系数为指数。,3 氧化型、还

26、原型物质包括与它们同时存在的有关物质。例如,MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + H2O,氧化态 a 还原态 b,MnO4 H+ 8 = Mn2+,55,有关能斯特方程式的计算 利用能斯特方程式，可以计算不同条件下的电极电位值。,例 计算298 .15K，锌离子浓度为0.001 mol L -1 时，Zn2+/Zn电极的电极电电势。,解：电极反应,Zn2+ + 2e Zn,(Zn2+/Zn) = (Zn2+/ Zn),0.059 + 2,lg Zn2+,已知E(Zn2+/ Zn) = 0.762V, n2,56,(Zn2+/Zn) = 0.762 +,而 Zn2+ =,c(Zn2+)

27、c,0.001 = 1,= 0.001,0.059 lg 0.001 2,= - 0.852V,在此例中，由于 Zn2+ 1 mol L -1 ,所以 。若金属离子浓度愈小，则金属的电极电位愈低表明还原剂失电子的倾向增强了。,57,例 计算298.15K时， Fe3+( 1mol L -1) / Fe2+( 0.0001mol L -1)电极的电极电势。,解：电极反应,Fe3+ + e Fe2+,已知 (Fe3+/ Fe2+) = 0.77V, n1,而 Fe3+ =,c(Fe3+) c,= 1,Fe2+ =,c(Fe2+) c,= 0.0001,(Fe3+/ Fe2+),= (Fe3+/ F

28、e2+),0.059 + 1,Fe3+ lg Fe2+,= 0.77+0.059 4 = 1.01V,58,从本例中可以看出，氧化型离子浓度愈大，或还原型离子愈小，电极电势愈高，表明氧化型得电子的倾向愈大。也就是说电极电势随着氧化型物质浓度增大而升高，随着还原型物质浓度增大而降低。,59,例 判断下属电池的正负极并计算电动势。 ZnZn2+（0.001mol/l）Zn2+（1.0mol/l）Zn 解：= 。+0.0592/2lgZn2+ 左边： = -0.85V 右边： = -0.76V 因此右边正极、左边为负极。E=0.09V,60,例 电池正负极如下，写出电池反应。写出能斯特方程式 ： 正

29、极：Ag+ + eAg = 。+0.0592lgAg+ 负极：Ag + Cl AgCl + e = 。+ 0.0592lgCl-1 电池反应： Ag+ + Cl AgCl E=E0- 0.0592lg Ag+ -1 Cl-1,61,例 298.15K时， 计算中性溶液中，pO2 = p时， O2/OH电极的电极电势,解：电极反应,O2 +2H2O + 4e 4 OH,已知 (O2/OH ) = + 0.401V, 中性溶液,c(H+) = c(OH) = 1.0 10 -7mol L -1,即OH = 1.0 10 -7,pO2 = p, 即pO2 =,pO2 p,= 1,(O2/OH ) =

30、 (O2/OH ) +,0.059 4,lg,pO2 OH 4,62,(O2/OH ) = 0.401 +,0.059 4,lg,1 (10 -7) 4,= 0.81V,书p341-342例10-4,63,10.4 电极电位的应用 1、判断氧化还原反应的方向 G=-nFE、 G0=-nFE0 根据热力学判据： G0可以自发进行， G0不能自发进行。因此有以下推论： E或E0 0电池可以按指定的方向自发进行 E或E0 0电池不能按指定的方向自发进行（反向则可以自发进行）,书p342例10-5,349页例10-11,64,例如：2NO3-+3Cu+8H+=2NO+3Cu2+2H2O 已知：NO的压

31、力为1atm， NO3- 和Cu2+的浓度均为1mol/l， H+的浓度为10 -7mol/l。判断反应自发进行的方向。（ NO3- / NO =0.96V, Cu2+/Cu =0.34V ） 解：把反应设计为原电池： 正极： NO3-+4H+ +3 e=NO+2H2O 负极： Cu=Cu2+2e += + lgH+4=0.41V E= +- - =0.41-0.34=0.07V,正向可以自发进行。,。,。,。,0.0592 3,65,2、判断氧化还原反应的程度 -nFE0=-2.303RT logK0 0.0592logK0=nE0，可见，标准电池电动势与平衡常数有关，E0越大平衡常数越大，

32、进行的越完全。 处理过程与以前讲的平衡处理完全一样 。 注意，当有相关离子参加反应时，他的浓度也要列入： 14H+Cr2O72-+3Cu= 2Cr3+3Cu2+7H2O C*-14X C-X 2X 3X,349页10-12,66,3、选择合适的氧化、还原剂 常用于选择性氧化过程。原理：组成电池，E大于零者可以反应，E小于零者不反应。 例如：海水中含有I-、 Br - ，假设二者的浓度均为10 -4mol/l，如果只想把以单质的形式提取出来，试通过计算确定选择什么样的氧化剂（标准电极电位数值范围） 解查表： I-、 Br -被氧化到单质的。值分别为：0.535V,1.08V。求出给定浓度下的值，

33、分别为0.653V,1.198V.因此，氧化剂的。必须在0.653V1.198V范围内选择。假设单质浓度为1.,67,4、求难溶盐的K0sp 例如：设计电池，求氯化银的溶度积常数。 解：设计电池反应为AgCl Ag+ + Cl- 则反应的平衡常数为K0SP ， E。与K0SP有以下关系 ： 0.0592logK0=nE。 分为两个半电池反应（两边同加某种东西，在合成电池反应时恰好消去）： Ag + AgCl Ag+ + Cl- + Ag 负极：Ag Ag+ + e 。=0.7999V 正极： AgCl + e Ag + Cl- 。=0.2223V 电池反应： AgCl Ag+ + Cl- E。

34、= -0.5776V 0.0592lg K0SP =-0.5776, 解得K0SP =1.7510-10,书p346例10-8,68,10.5 电势图解及其应用 一、元素电势图： 把同一种元素不同氧化数的分子或离子按照从高到低依次排列，并在相邻两者之间用一条横线连接，在线上标明二者所组成电对的标准电极电位。即为元素标准电极电位图。分为酸介质、碱介质。 可以看出：酸性介质中，含氧氧化剂的氧化性较强。,69,标准电极电位图的应用（351页） 1、求任意电对的标准电极电位。例如：ClO4-/Cl2 。=（1.19x2+1.05x2+1.64x2+1.63x1）/7=1.34V 2、判断能否歧化 例如

35、：在碱性介质或酸性介质中，氯气能否歧化？ 解：在碱性介质中，如歧化，则组成的电池为 （+） Cl2+2e2Cl- 1.36V （-） 4OH- +Cl2 2ClO-+ 2H2O +2e 0.39 E。=1.36-0.39= 0.97V,可以进行歧化反应。,70,可以看出：。右。左，可以发生 歧化反应。 。右 。左，不能发生歧化 但可以进行他的逆反应。 （ - ） 2Cl- Cl2+2e 1.36V （ + ）2HClO+2H+2e 2H2O+Cl2 1.63 E。=1.63-1.36=0.27V 0,可以进行反应。,在酸性中，如果歧化，则组成的电池为 （+） Cl2+2e2Cl- 1.36V

36、（-）2H2O+Cl2 2HClO+2H+2e 1.63 E。=1.36-1.63= -0.27V,无法进行。不歧化。,71,课堂练习,一、选择题 1. 已知下列反应的E都大于0：Zn + Cu2+=Zn2+ + Cu ，Zn + Ni2+=Ni + Zn2+则在标准状态下，Ni2+ 与Cu之间的反应是（ ） (A) 自发的 (B) 处于平衡态 (C) 非自发的 (D) 不可判断 2.由下列反应设计的电池不需要惰性电极的是（ ） (A) H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(aq) (B) Ce4+ Fe2+ = Ce3+Fe3+ (C) Zn + Ni2+ = Zn2+ + Ni (D

37、) Cu + Br2 = Cu2+ + 2Br-,1.D 2.C,72,3.已知(Fe3+/Fe2+) = +0.77 V，(Fe2+/Fe) = -0.44 V，则(Fe3+/Fe)的值为（ ） (A) -0.037 V (B) +0.55 V (C) +0.40 V (D) +1.65 V 4.一个自发的电池反应，在一定温度下有一个电动势 ，对此反应可以计算出的热力学函数（ ） (A) 只有 (B) 只有 (C) 只有 (D) ， ， 均可,3.A 4.C,73,5. 下列电对的电极电势与pH值无关的是 ） (A) MnO/Mn2+ (B) H2O2/H2O (C) O2/H2O2 (D)

38、 S2O82-/SO42-,5.D,74,二、原电池PtFe2+(1.00moldm-3)，Fe3+(1.0010-4moldm-3)I-(1.010-4mol.dm-3)I2，Pt 已知： (Fe3+/Fe2+) = 0.770 V， (I2/I-) = 0.535 V (1) 求(Fe3+/Fe2+)、 (I2/I-)和电动势E； (2) 写出电极反应和电池反应； (3) 计算rGm 。,75,三、已知，NO3+ +3H+ + 2e- = HNO2 + H2O 0 = 0.94 V HNO2 + H+ + e- = NO + H2O 0 = 1.00 V Ag+ + e- = Ag 0 =

39、 0.80 V 通过计算说明下述两个反应能否进行? (1)3Ag + NO3-(1 moldm-3) + 4H+(1 moldm-3) = 3Ag+(1 moldm-3) + NO(P0 ) + 2H2O (2)3Ag + NO3-(1 moldm-3) + 4H+(1.0 10-7moldm-3) = 3Ag+(1 moldm-3) + NO(P0) + 2H2O,76,四、已知 PbSO4 + 2e- = Pb + SO42- 0 = -0.359 V Pb2+ + 2e- = Pb 0 = -0.126 V 当Pb2+ = 0.100moldm-3，SO42- = 1.00moldm-3时，由PbSO4 / Pb和Pb2+ / Pb两个半电池组成原电池。 (1) 写出该原电池的符号及电池反应方程式，并计算原电池的电动势； (2) 计算PbSO4的Ksp。,