氧化还原反应-大学无机化学.pptVIP

氧化还原反应 § 9-1 氧化还原反应的基本概念 定义 氧化数 § 9-2 氧化还原反应与电化学 电化学 原电池 电极电势 电极电势 标准电极电势 电极类型与电极的表示方式 电极电势的应用 i) 判断氧化剂和还原剂的强弱 ii) 判断氧化还原反应进行的方向 注意点 iii) 求平衡常数 原电池的最大功与Gibbs函数 ⅳ) 求浓度积常数 v) 在元素电势图中的应用 求某电对未知的标准电极电势 判断歧化反应能否进行 § 9-3 影响电极电势的因素 1、Nernst 方程式 2) 浓度对电极电势的影响 § 9-4 pH电势图 二、pH-电势图的应用 § 9-5 化学电源和电解 化学电源 干电池 蓄电池 电解 化学电源 电解 从氧化还原反应所释放的化学能转变为电能，有两种途径： 1、用氧化还原反应所产生的热能来加热蒸气，用蒸气 推动涡轮机来发电，利用率30%~40% 2、利用电池装置，使化能直接转变为电能 电池分类 燃料电池（又称连续电池） 一次电池 蓄电池 燃料电池：以天然燃料或其它可燃物H2，CH3OH，煤气等作负极的反应物，以氧气作正极的反应 物。 碱式氢氧燃料电池（KOH） 正极（NiO/Ni）：1/2 O2 + H2O + 2e = 2 OH– 负极（Ni）： H2 + 2 OH– = 2 H2O + 2e– Eθ = 1.23 V 氢-氧燃料电池 阿波罗宇宙飞船的电池：三组碱式氢氧燃料电池。27~31 V，563~1420 W 一次电池：即电池中的反应物质在进行一次电化学反应放电之后就不能再次使用了, 如干电池 。 MnO2 作去极化剂 负极 Zn = Zn2+ + 2e 正极 2 NH4+ + 2e = 2 NH3 + H2 H2 + 2 MnO2 = 2 MnO(OH) 2NH4+ + 2MnO2 + 2e = 2NH3 + 2MnO(OH） 产生H2的会妨碍NH4+ 同碳棒的接触，电池内阻增大(极化现象)，加MnO2 可消除电极上的集积，使电流畅通。 a) 确定氧化剂和还原剂 b) 查两个电对的标准电极电势 c) 求标准电动势，从是否大于零可知其反应方向 一般来说，氧化还原反应进行方向的判断步骤： 强氧化型1 + 强还原型2 = 弱还原型1 + 弱氧化型2 1、 金属Fe 能置换Cu2+, 但为什么FeCl3 又能溶解Cu 板? 2、今有一含Cl– 、Br–、 I– 三种离子的混合液，欲使I– 氧化为I2又不使 Cl– 、Br– 氧化，在常用的氧化剂H2O2、Fe2(SO4)3 和KMnO4 中，选择哪一种符合上述要求？ i) Eθ 值与反应速率无关。这是从热力学角度衡量反应进行的可能性及程度，是电极处于平衡状态时表现出的特征值，与速度、平衡快慢无关，是一强度性质。 MnO4 - + 8 H+ + 5e Mn2+ + 4 H2O Eθ =1.51 V S2O82- + 2e = 2 SO42- Eθ =2.01 V 尽管Eθ 大，反应条件：?，Ag+催化 ii) Eθ是在水溶液标准状态下水溶液中测出。非水溶液、高温、固相反应等不适用。 c) 用Eθ 判断反应能否进行…… 如Eθ+ 与 Eθ- 相差较大（ 0.3 V，n = 1），则可直接判断， lgK = n[Eθ+ - Eθ-]/0.0592。 但如果相差很近，则要计算。特别是溶液中离子浓度远偏离标准状态及 有H+或OH-参加反应的情况更要特别小心，要经过计算 如： H3AsO4 + 2I- + 2 H+ = H3AsO3 + I2 + H2O Eθ(H3AsO4/ H3AsO3) = +0.56V，Eθ( I2 /I-) = 0.535 V Eθ = 0.56-0.54 = 0.02 V ＞ 0。 但如果 [H3AsO4] = [I-] = [ H3AsO3] =1 mol?L–1，而[H+] = 10-8 mol?L–1 则 E+θ = 0.088 V，E = 0.088-0.535 = -0.477 V ＜ 0。 原电池很容易在恒温、恒压下操作。在这种条件下，原电池所做的最大电功(产生电流，可以作电功)等于化学反应自由能的降低，即 Wmax = -?G 1mol电子为6.022?1023个电子，1个电子的电量为1.602?10?19 库仑，则1mol 电子所带的电量为 6.022?1023?1.602?10?19