无机化学及实验 无机化学及实验 第四章 氧化和还原.ppt

酸度变化 生成沉淀 形成配合物 浓度对电极电势的影响 改变离子 的浓度 酸度变化—— 稀释 例题：计算25℃时，MnO4-/Mn2+电极在 c(MnO4-) = c(Mn2+)=1mol/L，c(H+) 分别为1.00mol/L和1.00×10-3mol/L时的电极电势。 解： MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ +4H2O )}. ( {c )} ( {c lg 5 0.0592V MnO4- Mn2+ - = E? E )}8 ( {c H+ 当c(H+) =1.00mol/L时， 当c(H+) =1.00×10-3mol/L时， 1 lg 5 0.0592V - = 1.51 E )8 ( 1.00 =1.51 1 lg 5 0.0592V - = 1.51 E )8 ( 1.00×10-3 =1.23 结 论Ⅰ 显然，离子浓度的变化对电极电势存在影响。特别是有H+参加的反应 (—因为H+浓度的指数往往较大) 。 第四节 电极电势的应用 判断氧化剂和还原剂的相对强弱 判断氧化还原反应进行的方向 估计氧化还原反应进行的程度 4-1 氧化剂和还原剂的相对强弱 E?的数值越小，其电对中还原型物质的还原性越强。 E?越大，其电对中氧化型物质的氧化性越强。 ——通过比较E?值的大小！ 根据标准电极电势值的相对大小，比较氧化剂和还原剂的相对强弱，就能预测氧化还原反应进行的方向。 4-2 氧化还原反应进行的方向 在外界条件一定时，氧化还原反应发生的方向是什么？ 氧化还原反应发生的方向 强氧化型 + 强还原型 弱还原型 + 弱氧化型 E? = E正? — E负? 电子就能自动地由负极流向正极。 电池电动势必须为正！ 总 结 E = E正-E负＞0，反应会正向进行； E = E正-E负 0，反应会逆向进行。 ——氧化还原反应自发进行的方向是电池电动势大于零的方向！ 判断反应 2Fe3+ + Cu 2Fe2+ + Cu2+ 能否自发由左向右进行？ 因为 , 还原性Cu Fe2+， 氧化性Fe3+ Cu2+ ，故上述反应可由左向右自发进行。 解 法 例 题 查标准电极电势表得： 4-3 氧化还原反应进行的程度 化学反应进行的程度用什么来衡量？ 平衡常数 K?与电极电势有什么联系吗？ 式中，E正：电池正极的标准电极电势； E负：电池负极的标准电极电势； z ：氧化还原反应中转移的电子数。 推 而 广 之 ： 氧化还原反应的平衡常数可从两个电对的标准电极电势求得： 电极电势的差值越大， 平衡常数越大， 反应进行得越彻底。 说 明 标准电极电势可以判断氧化还原反应进行的方向和趋势大小，但不能说明氧化还原反应的速率大小。 4-4 元素电势图及其应用 某一种元素通常具有多种氧化态，例如： 0， +2， +4， +6， +7 Mn， Mn2+，MnO2，MnO42-，MnO4- 0 +2 +3 Fe Fe2+ Fe3+ -1， 0， +1， +4， +5， +7 Cl-，Cl2，ClO-，ClO2，ClO3-，ClO4- Fe3+ +0.771 Fe2+ -0.447 Fe -0.037 这种表示某一元素各种氧化态之间标准电极电势变化的关系图，叫做元素的标准电势图，简称元素电势图。 将元素不同的氧化态按氧化值由高到低的顺序排成一横行； 在相邻两个物种间用直线连接表示一个电对； 在直线上标明此电对的标准电极电势值。 ——由此构成的图即为 “元素电势图” 元素电势图 氧在酸性介质中的元素电势图可表示为： 例如，氧元素具有0，-1，-2三种氧化值，在酸性溶液中可组成三个电对： 元素电势图的应用 1. 判断某物质能否发生歧化反应 歧化反应: 逆歧化反应: 中间氧化态 较高氧化态 较低氧化态 E?(Cu+/Cu) ＞