您好,欢迎访问三七文档
氧化还原和电极电势第七章教学基本要求•熟悉氧化值和氧化还原反应的意义,熟练计算元素氧化值,掌握离子—电子法配平氧化还原反应式。•掌握电池组成式的书写,了解电极电位产生的原因,熟悉标准电极电位概念,掌握用标准电极电位判断氧化还原反应的方向。•了解电动势与自由能的关系,掌握通过标准电动势计算氧化还原反应平衡常数的方法。•掌握电极电位的Nernst方程、影响因素及有关计算。了解电位法测量溶液pH值的原理。化合价和氧化数第一节氧化还原反应oxidation-reductionreaction化合价氧化数oxidationnumber原子间相互结合形成分子时,各原子上价键的数目。假定把每个键上的电子指定给电负性较大的原子后,化合物中各原子实际或表观所带的电荷数。NHHHO=C=OCl-Cl31421确定氧化数的规则:(l)在单质分子中,元素的氧化数为0(2)一般情况下,H的氧化数为+1;O为-2(3)一般情况下IA元素氧化数为+1;IIA元素氧化数为+2(4)电中性化合物中,所有元素的氧化数总代数和为零(5)对于单原子离子,元素的氧化数等于离子电荷数;对于多原子离子,所有元素的氧化数之和等于离子的电荷数一般:H—+1(-1);O—-2(-1,+1)碳的氧化数COCO2CH4C2H5OH+2+4-4-2硫或铁的氧化数S2O32-S2O82-Fe3O4+2+7+8/3例如试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值解:设Cr的氧化值为x,已知O的氧化值为-2,则:2x+7×(-2)=-2x=+6设Fe的氧化值为x,已知O的氧化值为-2,则:3x+4×(-2)=0由以上例子可见,元素的氧化值可以是整数、零,也可以是分数。examplex=+38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)氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。S2O32-S的氧化数为+2,SO--OOS+4,(+6)0,(-2)(1)Na2S2O3Na2S4O6+2+2.5(2)K2Cr2O7CrO5+6+10(3)KO2KO3OF2CaH2LiAlH4-0.5-1/3+2-1-1Na2S2O3+4Cl2+5H2O==Na2SO4+H2SO4+8HClexample元素的氧化数发生了变化的化学反应氧的氧化数:0——-2;氧化数降低,发生了还原反应。碳的氧化数:-4——+4;氧化数升高,发生了氧化反应。注:电子并不是完全失去或完全得到,只是电子对偏移。CH4(g)+O2(g)CO2(g)+2H2O(g)氧化还原反应氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转移(电子的得失或电子云的偏移),从而导致元素的氧化数发生变化。氧化剂和还原剂氧化剂(oxidant):在反应中得到电子氧化数降低的物质还原剂(reductant):在反应中失去电子氧化数升高的物质H2S+Cl22HCl+SZn+Cu2+Zn2++Cu氧化剂还原剂还原剂氧化剂氧化态和还原态氧化态(oxidationstate):物质处于相对较高氧化数的状态还原态(reductionstate):物质处于相对较低的氧化数状态H2S+Cl22HCl+SZn+Cu2+Zn2++Cu氧化态还原态还原态氧化态氧化态氧化态还原态还原态Ox+neRedCu2++2eCu氧化态还原态如:Fe3++eFe2+氧化态还原态氧化态常作氧化剂,还原态常作还原剂;氧化态和还原态是相对而言的。半反应与氧化还原电对根据电子转移,氧化还原反应可以拆成两个半反应,或看成由两个半反应构成。氧化半反应:Zn-2e-→Zn2+还原半反应:Cu2++2e-→Cu氧化还原反应中,电子有得必有失,且失得数目相等;氧化半反应和还原半反应同时并存,不能单独存在。例如:Zn+Cu2+Cu+Zn2+半反应的通式为:氧化态+ne-还原态Ox+ne-Red氧化还原反应中,氧化态物质(电子受体)及其对应的还原态物质(电子供体)组成氧化还原电对。记为:氧化态/还原态;或(Ox/Red)。如:MnO4-/Mn2+;Cu2+/Cu;Zn2+/Zn;还原半反应:氧化半反应:Fe3++e-→Fe2+Sn2+→Sn4++2e-氧化还原电对为:Fe3+/Fe2+;Sn4+/Sn2+又如:2Fe3++Sn2+2Fe2++Sn4+(4)根据氧化剂得电子数=还原剂失电子数的原则,将两个半反应乘以相应的系数,然后将两个半反应式相加,即得配平的离子式。(l)写出主要反应物和生成物的表达式(2)将反应物和生成物以离子式表示(3)写出氧化剂得电子和还原剂失电子的两个半反应式,以电子、H+、OH-来配平半反应式两边的电荷数。酸性:用H+配平;碱性:用OH-配平,另一边加水。氧化还原反应方程式的配平-离子电子法配平半反应:SO32–+H2OSO42–+2e+2H+MnO4–+5e+8H+Mn2++4H2O×5+×22MnO4–+5SO32–+16H++5H2O2Mn2++8H2O+5SO42–+10H+即:2MnO4–+5SO32–+6H+=2Mn2++3H2O+5SO42–例:配平酸性介质中KMnO4溶液与Na2SO3的反应方程式。解:MnO4–+SO32–+H+Mn2++SO42–半反应SO32–SO42–+2eMnO4–+5eMn2+1.Cu-Zn原电池Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4△rGm=-212.6kJ·mol-10反应能自发进行,如图1:将化学能转化成电能的装置称为原电池,简称电池。若分成两个半反应,还原半反应:Cu2++2e→Cu氧化半反应:Zn→Zn2++2eZn与CuSO4不接触,如图2:原电池的概念CuCuSO4溶液Zn[图-1]-+KClK+Cl-↓↓ZnSO4CuSO4CuZn[图-2]第二节原电池primarycell正极反应:Cu2++2e→Cu半电池反应*盐桥(saltbridge):内充的琼脂凝胶将饱和的KCl(KNO3或NH4NO3)固定其中,沟通两个半电池,保持电荷平衡,消除液接电位。**多孔隔膜(porousdisk)能让离子扩散透过,沟通两个半电池,保持电荷平衡,消除液接电位。-+KClK+Cl-↓↓ZnSO4CuSO4CuZn负极正极ZnCuZnSO4CuSO4-+多孔隔膜正极负极负极反应:Zn→Zn2++2e由此可见,电池反应就是氧化还原反应。正极反应就是还原半反应;负极反应就是氧化半反应。由正极反应和负极反应所构成的总反应,称为电池反应(cellreaction):Zn+Cu2+=Cu+Zn2+从理论上讲:任一自发的氧化还原反应都可以设计成一个原电池。Cu+FeCl3CuCl(s)+FeCl22Fe3++Sn2+2Fe2++Sn4+思考下列反应如何设计成原电池呢?⑴负极“-”在左边,正极“+”在右边,盐桥用“‖”表示。⑵半电池中两相界面用“┃”分开,同相不同物种用“,”分开,溶液、气体要注明ci,pi。(3)如果电极中没有电极导体(通常是金属),须外加一惰性电极导体。纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“,”分开。电池符号的书写方法)(Cu)L(1.0molCu)L(1.0molZnZn)(1212‖113212L2.0mol2ClL0.1mol2Fe101325PaClL1.0mol2Fe‖)(Pt,101325PaClL2.0molClL0.1molFe,L1.0molFePt)(211312)(aqFee)(aqFe极负)(aq2Cl2e)g(Cl极正解322:将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示example常用电极类型:1.金属-金属离子电极:将金属插入到其盐溶液中构成的电极。如:银电极(Ag+/Ag)电极组成式:Ag|Ag+(c)电极反应:Ag++e-Ag2.气体电极:将气体通入其相应离子溶液中,并用惰性导体作导电极板所构成的电极。如:氢电极和氯电极。电极组成式:Pt(s),H2(g)|H+(c)电极反应:2H++2e-H23.金属-难溶盐-阴离子电极:将金属表面涂有其金属难溶盐的固体,浸入与该盐具有相同阴离子的溶液中所构成的电极。如Ag-AgCl电极。电极组成式:Ag,AgCl(s)|Cl-(c)电极反应:AgCl+e-Ag+Cl-4.氧化还原电极:将惰性导体浸入含有同一元素的两种不同氧化值的离子溶液中所构成的电极。如将Pt浸入含有Fe3+、Fe2+溶液,就构成了Fe3+/Fe2+电极。电极组成式:Pt|Fe3+(c1),Fe2+(c2)电极反应:Fe3++e-Fe2+将两电极组合起来,就可以构成一个原电池。NernstHW的双电层理论:把金属浸入其相应盐溶液时:M-ne→Mn+(aq)M(s)Mn+(aq)在金属板上在溶液中留在金属板上沉积溶解+ne当达到平衡时,若金属溶解的趋势大于金属离子析出的趋势,则金属极板上会带有过剩的负电荷,等量的正电荷将分布在溶液中,因静电引力,形成了双电层结构。同时:Mn+(aq)+ne-→M电极电位的产生第三节电极电位electrodepotential双电层的厚度约为10-10米的数量级,其间的电位差,称为电极电位(势),又称绝对电极电位。符号为φ(氧化态/还原态);单位为V(伏特)。如:φ(Zn2+/Zn);φ(Cu2+/Cu);φ(O2/OH-)φ(MnO4-/Mn2+);φ(Cl2/Cl-)等。电极电位主要取决于电极的本性,并受温度、介质和离子浓度(或活度)等因素。IUPAC规定:以标准氢电极(StandardHydrogenElect-rode-SHE)作为比较的标准,并人为规定其绝对电极电位为零。标准氢电极1、铂片上镀上一层铂粉即铂黑,增强吸附氢气的能力并提高反应速率。2、IUPAC规定:T=298.15K、P=100kPa、[H+]=1mol.L-1(严格讲是活度)时,φ(H+/H2)=02H+(aq)+2e-H2(g)平衡态:在标准状况下,将待测电极与标准氢电极组成电池,所测得的电池的电动势就是该电极的标准电极电位。标准电极电位(φ)Pt,H2(100kPa)|H+(a=1)‖Mn+(a=1)|M标准电极电位正负值的确定:外电路中,若电子由标准氢电极流向待测标准电极,则为正。若电子从待测标准电极流向标准氢电极,则为负。电动势:E=φ+-φ-或E=φ+-φ-电极电位测定方法=φ(Cu2+/Cu)-φ(H+/H2)φ(Cu2+/Cu)=E-φ(H+/H2)=0.3419V正极负极用类似的方法,可测得各种氧化还原电对的标准电极电位,绘成标准电极电位表。E=φ+-φ-实验表明下列标准态电池的锌极是负极,氢电极是正极(-)Zn︳Zn2+(1mol·L-)‖H+(1mol·L-)H2(101.3kPa),Pt(+)测得电池电动势(位)E0为0.7618V,求锌的标准电极电势(位)的值。0ZnZn2解:0_00E0ZnZn0HH22V7618.0V7618.00ZnZn2example标准电极电位表1、为298.15K时的标准电极电位,适用于标准态的水溶液,温度相差不大时也可用此表。对于非水溶液、高温、固相反应并不适用。2、根据电极电位的高低可判断在标准态下电对中氧化还原能力的相对强弱。标准电极电位表中的电极反应均以还原反应的形式表示,所以此表中电极电位都是还原电位。3、电极电位的数值反映了氧化还原电对得失电子的趋向,是一个强度性质,与物质的量无关,例如Fe3++e→Fe2+φ(Fe3+/Fe2+)=0.771V2Fe3++2e→2Fe2+φ(Fe3+/Fe2+)=0.771V(1)电极电位值越低,还原剂失去电子能力愈强,电极电位值越高,氧化剂得到电子能力愈强。表中最强氧化剂是MnO4-,最强还原剂是Na(2)较强的氧化剂对应的还原剂的还原能力较弱,较强的还原剂其对应的氧化剂的氧化能力较弱。如:MnO4-/Mn2+与Cr2O72-/Cr3+相比,MnO4-的氧化能力较Cr2O72-强,而Mn
本文标题:标准电极电位表
链接地址:https://www.777doc.com/doc-3092091 .html