第 六 章 氧化还原平衡 Redox Equilibrium 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.1 氧化还原反应的基本概念 6.2 氧化还原反应方程式的配平 6.3 电极电势 6.4 电极电势的应用 6.5 元素电势图及其应用 6.1 氧化还原反应的基本概念 6.2 氧化还原反应方程式的配平 6.3 电极电势 6.4 电极电势的应用 6.5 元素电势图及其应用 6.6 氧化还原反应的速率及其影响因素 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

学习要求 1.掌握氧化还原反应的基本概念，能配平氧化还原方程 式。 2.理解电极电势的概念，能用能斯特公式进行有关计算。 3.掌握电极电势在有关方面的应用。 4.了解原电池电动势与吉布斯函数变的关系。 5.掌握元素电势图及其应用。 6.掌握氧化还原滴定的基本原理及实际应用。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.1 氧化还原反应的基本概念 化学反应可分为两大类:一类是在反应过程中反应物之间没有电子的转移，如酸碱反应、沉淀反应等；另一类是在反应物之间发生了电子的转移，这一类就是氧化还原反应。如： Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.1.1氧化值 IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）定义： 元素的氧化值(氧化数、氧化态)是指元素一个原子的表观电荷数（形式荷电数），该电荷数的确定是假设把每一个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

电负性 是指分子中元素原子吸引电子的能力 如: H : Cl 共用电子对靠近Cl一边, 电负性 H < Cl 元素原子吸引电子能力越大,其电负性越大 元素原子吸引电子能力越小,其电负性越小 如: H : Cl 共用电子对靠近Cl一边, 电负性 H < Cl

定义 CO2 如 HCl 氧化数 在共价化合物中,元素的氧化数等于该元素的原子偏近或偏离的形式电荷数。 C O H Cl +4 -2 +4 -2 氧化数 +1 –1

定义 如 NaCl CaSO4 在离子化合物中,简单阳、阴离子所带的电荷数即为该元素原子的电荷数。 Na Cl Ca S O 氧化数 +1 –1 +2 +6 -2

中性分子中各元素的氧化值之和为零。多原子离子中各元素原子氧化值之和等于离子的电荷数。 确定氧化值的一般规则： 单质中元素的氧化值为零。 中性分子中各元素的氧化值之和为零。多原子离子中各元素原子氧化值之和等于离子的电荷数。 在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性大的元素的原子，原子的“形式电荷数”即为它们的氧化值。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

规则 (2) O的氧化数一般为-2 但 氟化物 如 O2F2 OF2 O F O F 氧化数 +1 -1 +2 -1 氧化数 +1 -1 +2 -1 过氧化物 H2O2 Na2O2 H O Na O 氧化数 +1 -1 +1 -1

规则 (3) H的氧化数一般为+1 但 活泼金属氢化物 如 NaH CaH2 Na H Ca H 氧化数 +1 -1 +2 -1

规则 (5) 复杂离子中，各元素原子 氧化数的代数和等于离子 的总电荷。 2- 如 Cr2O7 Cr O 氧化数 x -2 2x+7×(-2)=-2 +6

氧在化合物中氧化值一般为2；在过氧化物(如H2O2)中为1；在超氧化合物(如KO2)中为1/2；在OF2中为+2。 确定氧化值的一般规则： 氧在化合物中氧化值一般为2；在过氧化物(如H2O2)中为1；在超氧化合物(如KO2)中为1/2；在OF2中为+2。 氢在化合物中 的氧化值一般为+1，仅在与活泼金属生成的 离子型氢化物(如 NaH、CaH2)中为1。 所有卤化合物中卤素的氧化数均为1； 碱金属、碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1，+2。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

解：已知H的氧化值为+1。设N的氧化值为x。 例 6-1 求NH4+中N的氧化值。 解：已知H的氧化值为+1。设N的氧化值为x。 根据多原子离子中各元素氧化值代数和等于离子的总电荷数的规则可以列出： x +(+1)4 = +1 x = 3 所以N的氧化值为3。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

解： 已知O的氧化值为-2。设Fe的氧化值为x，则 例 6-2 求Fe3O4中Fe的氧化值。 解： 已知O的氧化值为-2。设Fe的氧化值为x，则 3x + 4( 2)＝ 0 x = +8/3 所以Fe的氧化值为+8/3 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

由上题可知氧化值可为正值也可为负值，可以 是整数、分数也可以是小数。 注意：在共价化合物中，判断元素原子的氧化值时，不要与共价数(某元素原子形成的共价键的数目)相混 淆。例如：   CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4 C的共价数 4 C的氧化值 4 2 +2 +4 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.1.2. 氧化与还原 氧化还原反应：凡化学反应中，反应前后元素的原子氧化值发生了变化的一类反应。 6.1.2. 氧化与还原 氧化还原反应：凡化学反应中，反应前后元素的原子氧化值发生了变化的一类反应。 如： Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 氧化：失去电子，氧化值升高的过程。 如：Zn =Zn2+ + 2e 还原：得到电子，氧化值降低的过程。 如：Cu2++2e = Cu 还原剂：反应中氧化值升高的物质。如: Zn 氧化剂：反应中氧化值降低的物质。如：Cu2+ 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.1.2. 氧化与还原 氧化还原电对： 氧化还原反应中由同一种元素的高氧化值物质(氧化型)和其对应的低氧化值物质(还原型)所构成。 6.1.2. 氧化与还原 氧化还原电对： 氧化还原反应中由同一种元素的高氧化值物质(氧化型)和其对应的低氧化值物质(还原型)所构成。 常用符号[氧化型]/[还原型] 表示。 如Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Cl2/Cl、Cr2O72/Cr3+、H+/H2。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.2 氧化还原反应方程式的配平 氧化还原反应方程式的配平方法最常用的有半反应法(也叫离子-电子法)、氧化值法等。 6.2 氧化还原反应方程式的配平 氧化还原反应方程式的配平方法最常用的有半反应法(也叫离子-电子法)、氧化值法等。 半反应法：任何氧化还原反应都可以看作由两个半反应组成，一个半反应为氧化反应，另一个半反应为还原反应。 如反应： Na + Cl2  NaCl 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

半反应法先将反应方程式拆成氧化半反应与还原半反应，并分别配平两个半反应。 如反应： Na + Cl2  NaCl 氧化半反应： 2Na  2Na+ + 2e 还原半反应： Cl2 + 2e  2Cl 半反应法先将反应方程式拆成氧化半反应与还原半反应，并分别配平两个半反应。 配平原则： 首先，氧化半反应失去电子数必须等于还原半反应得到的电子数； 其次反应前后各元素的原子总数必须相等。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

(1) 找出两个电对，把氧化还原反应写成离子反应式； 离子-电子法配平的一般步骤 (1) 找出两个电对，把氧化还原反应写成离子反应式； (2) 把离子反应式拆成氧化、还原两个半反应； (3) 分别配平两个半反应(等式两边原子总数与电荷数均应相等)； (4) 根据氧化剂得电子总数应等于还原剂失电子总数的原则，分别对两个半反应乘以适当系数，求得得失电子的最小公倍数，再把两个半反应想加； (5) 根据题意写成分子反应方程式。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

例6-3配平反应：KMnO4 +K2SO3MnSO4+K2SO4+H2O (酸性介质) 在配平时，酸性介质用什么酸？一般以不引入其他杂质和引 进的酸根离子不参与氧化还原反应为原则。 上例中反应产物有 SO42，宜以稀H2SO4为介质，因其既无氧化性又无还原性。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

步骤 写出未配平的离子反应方程式 (2)将反应分解为两个半反应方程式 MnO4 + SO3 +H+ → Mn2+ + SO4 2- - (2)将反应分解为两个半反应方程式 MnO4 + H+ → Mn2+ SO3 → SO4 2- -

步骤 (2)将反应分解为两个半反应方程式 1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 + 8H+ + 4H2O MnO4 → Mn2+ - MnO4 → Mn2+ SO3 → SO4 - 2- 左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+ + H2O + 2H+ 2- 右边多 1个O原子，左边加 1个H2O， 右边加2个H+

步骤 (2)将反应分解为两个半反应方程式 1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O SO3 + H2O → SO4 + 2H+ - 2- 2.用加减电子数方法使两边电荷数相等 MnO4 + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O - SO3 + H2O - 2e- → SO4 + 2H+ 2-

步骤 (3)根据原则1，求出最小公倍数，乘 (4)整理，即得配平的离子反应方程式 以两个半反应式，并相加 2 MnO4 + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O 5 SO3 + H2O - 2e- → SO4 + 2H+ +） 2MnO4 + 16H+ + 5SO3 + 5H2O → 2Mn2+ + 8H2O+ 5SO4 +10H+ - 2- (4)整理，即得配平的离子反应方程式 2MnO4 +5SO3 +6H+ 2Mn2++3H2O+ 5SO4 2- -

2MnO4 + 5SO32 + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42 + 3H2O 例6-3配平反应：KMnO4 +K2SO3MnSO4+K2SO4+H2O (酸性介质) 解： (1) MnO4 + SO32 Mn2+ +SO42 (2) MnO4Mn2+ ； SO32SO42 (3) MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O SO32 + H2O = SO42 +2H+ +2e (4) MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O  2 +) SO32 + H2O = SO42 +2H+ +2e  5 2MnO4 + 5SO32 + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42 + 3H2O 所得离子反应方程式等式两边各原子数目和电荷数目应该相等。 (5) 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O 在配平时，酸性介质用什么酸？一般以不引入其他杂质和引 进的酸根离子不参与氧化还原反应为原则。上例中反应产物有 SO42，宜以稀H2SO4为介质，因其既无氧化性又无还原性。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

例6-4 配平反应 Cl2 + NaOH (热)  NaCl + NaClO3 解： 有一些氧化还原反应其氧化剂和还原剂是同一种物质，这种反应叫自氧化还原反应，如：(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O; 而当氧化剂和还原剂是同一种物质的同一种元素时称为歧化反应，它是自氧化还原反应的特例。本例就是歧化反应： 离子反应式 Cl2 + OH  Cl + ClO3 氧化半反应 Cl2+12OH=2ClO3+6H2O+10e 1 还原半反应 +) Cl2 + 2e = 2Cl 5 6Cl2 + 12OH = 2ClO3 + 10Cl + 6H2O 化简： 3Cl2 + 6OH = ClO3 + 5Cl + 3H2O 分子反应方程式： 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 +5NaCl+ 3H2O 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

不同介质条件下配平氧原子的经验规则 介 质 条 件 反 应 方 程 式 左 边 右 边 O 原 子 数 配平时应加入物质 生 成 物 酸 性 反 应 方 程 式 左 边 右 边 O 原 子 数 配平时应加入物质 生 成 物 酸 性 多 少 H+ H2O 中 性 (弱碱性) H2O(中性) OH(弱碱性) OH 碱 性 注意：酸性介质的反应方程式中不能出现OH，而碱性介质的反应方程式中不能出现H。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

注意 在配平半反应式,如果反应物、 生成物所含氧原子数不等时, 可根 据介质的酸碱性条件来配平 介质 半反应式 注 意 多氧原子 一侧 注 意 多氧原子 一侧 少氧原子 酸性 加H+ 加H2O 不能出现OH- 碱性 加OH- 不能出现H+

离子-电子法 优点 1. 在配平时，无须知道元素的氧化数 2.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

氧化还原反应式配平课堂练习 (1) Cr2O7 +Fe2++H+ → Cr3++Fe3++H2O 2- Cr2O7 +14H++6e- → 2Cr3++7H2O 2- Fe2+ - e- → Fe3+ +) 1 6 Cr2O7 + H+ → Cr3+ + H2O 2- Fe2+ → Fe3+ Cr2O7 + 14H+ + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+ 2-

氧化还原反应式配平课堂练习 (2) K2MnO4+H2O →KMnO4+MnO2+KOH MnO4 +H2O → MnO4 + MnO2+ OH- 2- - 1 2 +) MnO4 → MnO4 MnO4 + H2O → MnO2+ OH- 2- - MnO4 + 2H2O + 2e- → MnO2 + 4OH- 2- MnO4 - e- → MnO4 2- - 2- 2- MnO4 + 2H2O + 2MnO4 → MnO2 + 4OH- + 2MnO4 - 整理 3MnO4 +2H2O 2MnO4 +MnO2+4OH- 2- -

如何证明在氧化还原反应过程中有电子转移？ 2 氧化数的变化与电子转移有什么关系？ 1 如何证明在氧化还原反应过程中有电子转移？ 1 2 原电池 结构、工作原理-重难点 1 3

§ 6.3电极电势 6.3.1 原电池 * 6.3. 2 电极电势的产生 6.3. 3 原电池电动势的测定 6.3.1 原电池 * 6.3. 2 电极电势的产生 6.3. 3 原电池电动势的测定 6.3. 4 原电池的最大功与Gibbs函数

6.3.1 原电池 Zn (s) + Cu2+(aq) = Zn2+(aq)+Cu(s) (298K) = – 218.7 kJmol– 1 (298K) = – 212.55 kJmol– 1

1. 氧化剂和还原剂直接接触 电子的流动是无秩序的；反应的化学能主要转变为热能

2. Cu-Zn原电池装置

6.3 电极电势 6.3.l 原电池 1.原电池 原电池：借助于氧化还原 反应产生电流的装置。 电极：组成原电池的导体 (如铜片和锌片) 。 规定： 电子流出的电极称为负极，负极上发生氧化反应； 电子进入的电极称为正极，正极上发生还原反应。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

e- 半电池反应 正极反应： (还原反应) Cu2+ + 2e- = Cu 负极反应： Zn = Zn2+ + 2e- (氧化反应) 上述电池反应(cell reaction)中: 电子流出一极叫负极 (negative electrode) 电子流入一极叫正极 (positive electrode) 半电池反应 正极反应： 负极反应： e- Cu2+ + 2e- = Cu (还原反应) Zn = Zn2+ + 2e- (氧化反应) 电池反应：Zn (s) + Cu2+(aq) = Zn2+(aq)+Cu(s)

Zn(s) 2e + Zn2＋(aq) 发生氧化反应 正极(Cu)反应： Cu2+(aq) + 2e Cu(s) 发生还原反应 2.原电池组成 负极(Zn片)反应： Zn(s) 2e + Zn2＋(aq) 发生氧化反应 正极(Cu)反应： Cu2+(aq) + 2e Cu(s) 发生还原反应 电池反应：原电池中发生的氧化还原反应 电池反应=负极反应 + 正极反应 如 Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2＋(aq) + Cu(s) 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

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 Zn2+ Cu2+ (氧化型物质) (氧化型物质) Zn Cu (还原型物质) Zn2+/Zn 氧化还原电对 Cu2+/Cu 氧化还原电对 半电池 半电池 原电池 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

如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+ 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 氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物质 如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+ 氧化型物质，还原型物质 如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+

(-)Zn | Zn2+(c1) 3.原电池的表示方法 用“||”表示盐桥 负极写在左边 正极写在右边 浓度 Cu2+(c2) | Cu(+) “|” 表示相与相之间的界面

原电池的表示方法 Cu2+(c2)|Cu(+) 注 意 (-)Zn| Zn2+(c1) 惰性电极： 如Pt，石墨 若组成电极物质是非金属单质及其相应的离子，或者是同一种元素不同氧化数的离子，应外加惰性电极。 惰性电极： 如Pt，石墨 (能导电而不参入电极反应的电极) Fe3+(c1)，Fe2+(c2) | Pt (+) (-) Pt | Cl2(p) | Cl- (c)

(-)Zn | Zn2+(c1) H+(c1) | H2(p) | Pt(+) 原电池的表示方法 (-)Zn|Zn2+(c1) Cu2+(c2)|Cu(+) 注 意 组成电极中的气体物质应在导体这一边，后面应注明压力。 H+(c1) | H2(p) | Pt(+) (-)Pt | O2(p) | OH- (c1) (-)Zn | Zn2+(c1) H+(c1) | H2(p) | Pt(+)

(-)Zn| Zn2+(c1) Cu2-(c2)|Cu(+) 注 意 电极中含有不同氧化态同种离 原电池的表示方法 子时，高氧化态离子靠近盐桥， 低氧化态离子靠近电极，中间 用“，”分开。 Sn4+(c1)，Sn2+(c2) | Pt (+)

Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) | Pt (+) 原电池的表示方法 (-)Zn| Zn2+(c1) Cu2-(c2)|Cu(+) 注 意 参加电极反应的其它物质也应写入电池符号中 Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) | Pt (+) (-) Pt | O2(p) | H2O，OH- (c1)

‖ ) (aq 2Cl 2e g ( Cl 极 正 + 解： ) (aq Fe e 极 负 例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。 - + 解： ) (aq Fe e 极 负 3 2 + - ‖

书写原电池符号的规则： ①负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“‖”表示。导体(如Zn、 Cu等)总是写在原电池符号的两侧； ②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cB，pB 。 ③纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“,”分开。

3.原电池符号 对Cu-Zn原电池可表示为 () Zn∣ZnSO4(cl) ‖ CuSO4(c2)∣Cu (+) 习惯上负极() 在左，正极(+) 在右；其中“∣”表示不同相之间的相界面，若为同一相，可用“，”表示；“‖”表示盐桥；参与氧化还原反应的物质须注明其聚集状态、浓度、压力等；c为溶液的浓度，当溶液浓度为1mol·L－1时，可省略；p为气体物质的压力(kPa)(若有气体参与)。 如Sn4+ 与Sn2+、Fe3+ 与Fe2+ 两电对构成的原电池可表示为： ()Pt∣Sn2+ (c1), Sn4+( c 2)‖ Fe2+( c 3), Fe3+( c 4)| Pt (+) 该原电池中电对Sn4+/Sn2+、Fe3+∕Fe2+ 均为水合离子，氧化型与还原型为同一相，不必用“|”隔开，用“，”号即可；“ () Pt、Pt (+)” 为原电池的惰性电极。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

半电池反应(电极反应) 氧化型 (Ox) + ne 还原型 ( Red) 电极反应包括参加反应的所有物质，不仅仅是有氧化值变化的物质。如电对Cr2O72-／Cr3+ ，对应的电极反应为： Cr2O72 ＋ 14H+ ＋ 6e Cr3+ ＋  7H2O 原电池由两个半电池组成，任一自发的氧化还原反应理论上都可以组成原电池。 在用 Fe3+/Fe2+、Cl2/Cl、O2/OH等电对作为半电池时，可用金属铂或其他惰性导体作电极。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

()Pt | Sn2+(c1),Sn4+(c2)‖Cl－(c3) | Hg2Cl2 | Hg | Pt (+) 例6-5 将下列氧化还原反应设计成原电池，并写出它的原电池符号。 Sn2+ + Hg2Cl2 Sn4+ + 2Hg + 2Cl 解 ：氧化半反应(负极) Sn2+ Sn4+ + 2e 还原半反应(正极) Hg2Cl2+2e 2Hg +2Cl 原电池符号 ()Pt | Sn2+(c1),Sn4+(c2)‖Cl－(c3) | Hg2Cl2 | Hg | Pt (+) 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

练习1： 市场上出售的“热敷袋”（即暖宝宝）其主要成分是铁屑、炭粉、少量氯化钠和水等。“热敷袋”启用之前用塑料袋使其与空气隔绝；启用时，打开塑料袋轻轻揉搓就会放出热量。使用完后，会发现有大量铁锈存在。

请回答下列问题： （1）“热敷袋”放出的热量是利用了铁_____放 出的热量。 （2）炭粉的主要作用是：_________________ （3）加入氯化钠的主要作用是：____________ 氧化 充当正极材料，与Fe构成原电池，加快Fe的氧化 形成电解质溶液，导电

？思考 为什么在Cu-Zn原电池中电流从铜电极流向锌电极？

预习 1.什么是电极电势？（形成原理） 2.如何测量电极电势？ 3.标准电极电势表（应用） 4.影响电极电势的因素 5.氧化还原反应的方向和限度

为什么在Cu-Zn原电池中电流从铜电极流向锌电极？ 1 电极电势如何产生的？ 1 2 为什么铜极电势比锌极电势高？ 1 3

6.3.2 电极电势 原电池外电路中有电流流动，说明两电极的电势是不相等的，存在一定的电势差。那么电势是如何产生的呢？1889年德国电化学家（Nernst）提出了金属的双电层理论。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.3.2 电极电势 双电层理论 金属晶体是由金属原子、金属离子和自由电子所组成，如果把金属放在其盐溶液中，在金属与其盐溶液的接触界面上就会发生两个不同的过程；一个是金属表面的阳离子受极性水分子的吸引而进入溶液的过程；另一个是溶液中的水合金属离子在金属表面，受到自由电子的吸引而重新沉积在金属表面的过程。当这两种方向相反的过程进行的速率相等时，即达到动态平衡： M(s) Mn+(aq) + ne 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

电极电势的产生 Mz+ + Z e – M 可逆过程达动态平衡时： 溶解 沉积 Mz+ + Z e – (金属） (在溶液中） (在金属上） 可逆过程达动态平衡时： 在金属和溶液的界面上产生一双电层(doublelayer)，这种双电层形成了电极电势(electrode potential)， 称平衡电势(equilibrium potential)。 影响电极电势的因素有电极的本性、温度、离子浓度等。

电极电势的产生

金属的电极电势 (a)电势差E=E2E1 (b)电势差E=E2E1 E1 E2 E1 E2 E1 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

氧化还原电对的电极电势：金属与其盐溶液接触界面之间的电势差，简称为该金属的电极电势。 如果金属越活泼或金属离子浓度越小，金属溶解的趋势就越大, 金属离子沉积到金属表面的趋势越小，达到平衡时金属表面因聚集了自由电子而带负电荷，溶液带正电荷，由于正、负电荷相互吸引，在金属与其盐溶液的接触界面处就建立起双电层。 相反，如果金属越不活泼或金属离于浓度越大，金属溶解趋势就越小，达到平衡时金属表面因聚集了金属离子而带正电荷，而附近的溶液由于金属离子沉淀带负电荷, 也构成了相应的双电层 。这种双电层之间就存在一定的电势差。 氧化还原电对的电极电势：金属与其盐溶液接触界面之间的电势差，简称为该金属的电极电势。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

氧化还原电对不同，对应的电解质溶液的浓度不同，它们的电极电势就不同。 若将两种不同电极电势的氧化还原电对以原电池的方式联接起来，两极之间有一定的电势差，会产生电流。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.3.3 标准电极电势 电极电势符号：E(氧化型/还原型) 如：E(Zn2+/Zn)，E(Cu2+/Cu)，E(O2/OH)， E(MnO4 /Mn2+), E(Cl2/Cl)等。 标准电极电势符号：E 标准态：参加电极反应的物质中，有关离子浓度为1molL1，有关气体分压为100kPa，液体和固体都是纯物质。温度未指定，通常为298.15K，其他温度须指明。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

1.标准氢电极 规定：E(H+/H2) = 0.0000V 目前，电极电势的绝对值还 无法测定，只能选定某一电对的 电极电势作为参比标准，将其他 电对的电极电势与之比较而求出 各电对电极电势的相对值，通常 选作标准的是标准氢电极，其半 电池可表示为： Pt∣H2(100kPa)∣H+(1mol·L－1) 电极反应为： 2H+(1mol·L1) + 2e = H2(g,100kPa) 规定：E(H+/H2) = 0.0000V 以标准氢电极为参比，可测得其他标准电极的标准电极电势E (相对于标准氢电极)。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Pt∣Hg(l)∣Hg2Cl2(s)∣Cl 2.甘汞电极 参比电极 由于标准氢电极使用麻烦，在实际工作中常用易于制备、使用方便且电极电势稳定，已知其相对于标准氢电极的电极电势的一些电极作为参考比较的标准，称为参比电极. 常用的参比电极有甘汞电极、Ag-AgCl电极等甘汞电极 其半电池为： Pt∣Hg(l)∣Hg2Cl2(s)∣Cl 电极反应： Hg2Cl2(s) + 2e = 2Hg(l) + 2Cl 不同Cl浓度的甘汞电极的电极电势 c(KCl) 饱 和 1mol·L-1 0.1mol·L-1 电极电势E/V +0.2412 +0.2801 +0.3337 当温度一定时，不同浓度的KCl溶液使甘汞电极的电势具有不同的恒定值。 甘汞电极 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

3.标准电极电势的测定 switch voltmetre 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

理论上任意电对组成的电极Ex与标准氢电极E(H+/H2)组成原电池，测出原电池的电动势E，即可求出该电极的电极电势： E = Ex E(H+/H2) 或 E = E(H+/H2)  Ex 如测标准Zn电极的电极电势E(Zn2+/Zn) ，组成如下原电池： ()Zn|Zn2+(1molL1)║H+(1mol·L1)|H2(100kPa)|Pt(+) 测得其标准电动势E=0.762V，已知E(H+/H2)=0V 由 E= E(+)  E () = E(H+/H2)  E(Zn2+/Zn) 得 E(Zn2+/Zn) =0V  0.762V =  0.762V (正、负极可由电动势的正负号或电位差计的指针确定) 用类似方法可测定各种电对的电极电势E，但在实际过程中考虑到标准氢电极使用的麻烦，多用甘汞电极一类参比电极。如 ()Zn|Zn2+(1molL1)║Cl(1molL1)|Hg2Cl2(s)|Hg(l)|Pt(+) E=E(Hg2Cl2/Hg)E(Zn2+/Zn)=0.2801V(0.762V)=1.042V 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

4.标准电极电势表 把测得的标准电极电势按其代数值由小到大的顺序从上往下排列,可得一系列电对的标准电极电势值，见附录VII。一般化学手册上都能查到各元素不同电对的标准电极电势值。 电 极 反 应 Ox + ne Red EA/V 最弱的 氧化剂 最强的氧化剂 Li+ + e Li 最强的还原剂 3.045 K+ + e K 2.925 Na+ + e Na 2.714 2H+ + 2e H2 0.000 Cu2+ + 2e Cu +0.337 O2 + 4H+ + 4e 2H2O +1.229 Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr3++ 7H2O +1.33 MnO4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O +1.51 F2 + 2H+ + 2e 2HF 最弱的还原剂 +3.035 氧化能力依次增强 还原能力依次增强 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

标准电极电势E(Ox/Red)是反映物质得失电子能力相对大小的一个重要物理量，中学化学的金属活动性顺序表即源于此。 Ox型物质的Ox能力，Red型物质的Red能力 ； E(Ox/Red)， Ox型物质的Ox能力， Red型物质的Red能力。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

电极反应均写成还原半反应(Ox + ne = Red) ； 使用标准电极电势表应注意： 电极反应均写成还原半反应(Ox + ne = Red) ； 电极电势E(Ox/Red)为强度性质物理量，无加和性，与半反应写法无关，也与电极反应方向无关。如： Zn2+(aq)+2e = Zn(s) E(Zn2+/Zn)= 0.762V 2Zn(s) = 2Zn2+(aq)+4e E(Zn2+/Zn)= 0.762V E为25C水溶液中数据，非水溶液不适用；非标准态、不同温度E值不同。 即使为水溶液，还应注意介质条件、酸碱性等。 还应注意物种聚集状态(g,l,s)及配位形式。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

标准电极电势表 ① 采用还原电势； ② E 小的电对对应的还原型物质还原性强； E 大的电对对应的氧化型物质氧化性强。 ③ E 无加和性 V 36 . 1 (aq) 2Cl 2e ) g ( Cl 2 = + - E V 36 . 1 (aq) Cl e (g) 2 = + - E ④ 一些电对的 E 与介质的酸碱性有关 酸性介质： ；碱性介质：

在原电池中，系统在恒温恒压下做的最大有用功即为电功： 6.3.4 原电池电动势的理论计算 根据热力学原理，恒温恒压下系统吉布斯函数变(rGm)的降低值等于系统所能作的最大有用功： G = Wmax 在原电池中，系统在恒温恒压下做的最大有用功即为电功： W电 = E·Q 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Q = n F ； G = Wmax =  n FE 6.3.4 原电池电动势的理论计算 当反应进度 =1mol时 rGm = Wmax =  nFE (6-1) 若原电池处于标准状态，则 G =  nFE =  nF(E(+)E ()) (6-2) 若电池反应的电子转移数为n，反应进度为 ，则电路中共有 n mol 电子流过；已知1mol电子所带电量为96485C (法拉第常量) ，即 F = 96485Cmol1 = 96485JV1mol1 ，所以有 Q = n F ； G = Wmax =  n FE 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

E= E(+)E()＝1.33V  1.36V = 0.03V 例6－5 若把反应 设计成原电池，求该电池的电动势E及反应的rGm。 解： 正极反应： E(+)＝1.33V 负极反应： E()＝1.36V E= E(+)E()＝1.33V  1.36V = 0.03V G =  nFE = 6 96500JV1mol1 (0.03V) = 2104Jmol1 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

例6－6 利用热力学函数数据计算E(Zn2+/Zn) 。 解：把电对Zn2+/Zn与另一电对(最好选择H+/H2) 组成原电池。 电池反应为： Zn + 2H+  Zn2+ + H2 fGm /(kJmol1) 0 0 147 0 得 rGm = 147 kJ·mol－1 由 G =  nFE =  nF(E(+)E ()) =  nF[E(H+/H2)E(Zn2+/Zn)] 得 E(Zn2+/Zn) = G/nF = 147103J·mol－1/(2 96500JV1mol1) = 0.762V 对自发反应，氧化剂所在电对为正极，还原剂所在电对为负极 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

V 7621 . ) /Zn Zn ( - = 例：已知 E 。 aq) ， (Zn D 求： G Zn(s) e ) aq ( Zn 解： ) /Zn Zn ( + - = 例：已知 E 。 2 m f aq) ， (Zn + D 求： G 2 Zn(s) e ) aq ( Zn - + 解： 2 m f r aq) ， (Zn + D - = G 2 m r /Zn) (Zn + - = D ZFE G 2 m f /Zn) (Zn aq) ， + - = D ZFE G 1 2 m f 0.7621V) ( mol C 96485 aq) ， (Zn - + ×  = D G 1 mol 147062J -  = 1 mol 147.062kJ -  =

6.3.5影响电极电势的因素 ——能斯特方程式 对任一电极反应： Ox(氧化型) + ne Red(还原型) 6.3.5影响电极电势的因素 ——能斯特方程式 对任一电极反应： Ox(氧化型) + ne Red(还原型) 其吉布斯函数变 rGm = rGm + RTlnQ  nFE(Ox/Red) =  nFE(Ox/Red) + 2.303RTlgQ E(Ox/Red) = E(Ox/Red)  2.303RTlgQ/ nF 式中n为电极反应的电子转移数，上式即为电极电势的能斯特方程式，简称能斯特方程式。 反应商 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

书写能斯特方程式时应注意： Q 为电极反应的反应商，其表达式与第二章化学反应商的写法一致，并规定电极反应均写成还原反应的形式，即 Ox(氧化型) + ne Red(还原型) 组成电对的物质为固体或纯液体时，不列入方程式中。 气体物质用相对压力p/p 表示。 如果在电极反应中，除氧化态、还原态物质外，参加电极反应的还有其他物质如H＋、OH，则应把这些物质的浓度也表示在能斯特方程式中。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

MnO4– + 2H2O + 3e– MnO2(s) + 4OH 如电极反应 O2 + 4H+ + 4e 2H2O 其能斯特方程分别为 电对MnO4–/MnO2的电极反应为 MnO4– + 2H2O + 3e– MnO2(s) + 4OH  2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

例6－7 解： 电极反应为 根据能斯特方程有    2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

例6-8 已知电极反应：NO3 +4H++3e NO+2H2O E(NO3/NO)=0.96V。计算当c(NO3) =1.0molL1, p(NO)=100kPa, c(H+)=1.0107molL1 时的E(NO3/NO)。 解： 可见，NO3的氧化能力随酸度的降低而降低。   2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Fe3+(aq)＋3OH(aq) Fe(OH)3(s) (1) 例6－9 298K时，在Fe3＋、Fe2＋的混合溶液中加入NaOH时，有Fe(OH)3、Fe(OH)2沉淀生成(假设无其他反应发生)。当沉淀反应达到平衡，并保持c(OH)=1.0 molL1时，求E (Fe3+/Fe2+)? 解： Fe3＋(aq) + e Fe2+(aq) 加NaOH发生如下反应: Fe3+(aq)＋3OH(aq) Fe(OH)3(s) (1) Fe2+(aq)＋2OH (aq) Fe(OH)2(s) (2) 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

E(Fe3+/Fe2+)= E(Fe3+/Fe2+)  平衡时, c(OH)=1.0mol·L1 则 = Ksp {Fe(OH)3} = Ksp {Fe(OH)2} E(Fe3+/Fe2+)= E(Fe3+/Fe2+)  = E(Fe3+/Fe2+)  =0.771V  = 0.54V 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

根据标准电极电势的定义, c(OH)=1.0mol·L1时， E(Fe3+/Fe2+)就是电极反应 Fe(OH)3 + e Fe(OH)2 + OH－ 的标准电极电势 E{Fe(OH)3/Fe(OH)2}。即 E{Fe(OH)3/Fe(OH)2}=E(Fe3+/Fe2+) =E(Fe3+/Fe2+)  2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

氧化型、还原型物质浓度的改变对电极电势的影响 总结： 氧化型、还原型物质浓度的改变对电极电势的影响 如果电对的氧化型生成沉淀，则电极电势变小， 如果还原型生成沉淀，则电极电势变大。若二者同时 生成沉淀时，需比较溶解度s的大小： 若s(氧化型) < s(还原型)，则电极电势变小；反之，则变大。如例6-9。 另外介质的酸碱性对含氧酸盐氧化性的影响比较 大，一般说，含氧酸盐在酸性介质中表现出较强的氧 化性。如例6-8。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.3.6 条件电极电势 1 副反应系数 以HCl溶液中的电对平衡 Fe3+ + e Fe2+ 为例： 6.3.6 条件电极电势 1 副反应系数 以HCl溶液中的电对平衡 Fe3+ + e Fe2+ 为例： 主反应 Fe3+ + e Fe2+ Cl OH Cl OH 副反应 FeCl2+ Fe(OH)2+ FeCl+ Fe(OH)+ FeCl2+ Fe(OH)2+ FeCl2 Fe(OH)2 FeCl63 Fe(OH)63 FeCl42 Fe(OH)42 以cB表示物质B的总浓度(分析浓度)： c(Fe3+)= c(Fe3+)+ c(FeCl2+)++ c(FeCl63)+ c(FeOH2+)+ + c(Fe(OH)63) c(Fe2+)= c(Fe2+)+ c(FeCl+)++ c(FeCl42)+ c(FeOH+)+ + c(Fe(OH)42) 副反应系数 ：  = cB/cB (Fe3+)=c(Fe3+)/c(Fe3+)； (Fe2+)=c(Fe2+)/c(Fe2+); 副反应系数 愈大，副反应愈严重。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

能斯特方程式中浓度项严格讲均应用活度表示： 把活度a =  c代入： 再代入副反应系数： 得：   定值   2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

在一定条件下 、(副反应系数)及E(Fe3+/Fe2+)均为定值， 令条件电极电势： 此时 对任一电对有： E是在特定条件下，cOx= cRed=1或cOx/cRed=1时校正了离子强度和考虑了各种副反应系数后的实际电极电势。 E比用标准电极电势能更正确地判断电对的氧化还原能力。因此， 若有E数据，应用E计算，没有则用E。 E值从实验测定，目前数据较少，附录Ⅷ是部分E值。     2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Zn∣Zn2+(0.100 molL1)‖ Cu2+(2.00 molL1)∣Cu 6.4 电极电势的应用 6.4.1 计算原电池的电动势 E= E(+)E() 例6－10 计算下列原电池的电动势，并指出正、负极。 Zn∣Zn2+(0.100 molL1)‖ Cu2+(2.00 molL1)∣Cu 解：   2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.4.2 判断氧化还原反应进行的方向 恒温恒压下，氧化还原反应进行的方向可由反应的吉布斯函数变来判断： 吉布斯函数变 电动势 反应方向 电极电势 rGm < 0； E > 0 正向进行 E（+） > E（ ） rGm = 0； E = 0 平衡 E（+） > E（ ） rGm > 0 ； E < 0 逆向进行 E（+） < E（ ） 如果系统处于标准状态，则可用rGm或 E进行判断，大多数情况(E＞0.2V)都可以用E进行判断。 注意：判断反应方向时，对给定的氧化还原反应， 氧化剂所在的电对为正极(E（+）)，还原剂所在的电对 为负极(E（）)；而对给定的原电池，高电势的电对为 正极，低电势的电对为负极。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Pb2+(aq,0.10 molL1)＋Sn(s) Pb(s)＋Sn2+(aq,1.0 molL1) 例6-11 判断下列反应能否自发进行？ Pb2+(aq,0.10 molL1)＋Sn(s) Pb(s)＋Sn2+(aq,1.0 molL1) 解： 查表 E(Pb2+/Pb)=  0.126V，E(Sn2+/Sn)= 0.136V E(Sn2+/Sn)= E(Sn2+/Sn)= 0.136V E= E（+）E() = E (Pb2+/Pb)  E(Sn2+/Sn) = 0.156 (0.136V )=  0.020V<0 E<0 反应逆向进行  2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

酸度对氧化还原反应方向的影响 对于有H+和OH参与的氧化还原反应，溶液的酸度对氧化还原电对的电极电势有影响，从而有可能影响反应的方向。 例如反应： H3AsO4 + 2I + 2H+ HAsO2 + I2 +2H2O 已知：E(H3AsO4/ HAsO2) = +0.56 V，E(I2/I) = +0.536V 在标准状态E=0.560.536 >0，反应正向进行。若调节溶液pH=8，而其他物质的浓度仍为 l molL1。此时 而E(I2/I)不受c(H+)的影响，电极电势不变(pH太高，I2会发生歧化反应) 。 这时E(I2/I)＞E(H3AsO4/ HAsO2)，反应逆向进行，I2能氧化HAsO2。  2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

E(Br2/Br)= 1.087V , E(Cl2/Cl)=1.358V 例 6-12 在含 Cl、Br 、I三种离子的混合溶液中，欲使I 氧化为I2，而不使Br、Cl氧化，在常用的氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4中，选择哪一种能符合上述要求？ 解：查表得：E(I2/I)＝ 0.536V, E(Br2/Br)= 1.087V , E(Cl2/Cl)=1.358V E(Fe3+/Fe2+)= 0.771V , E(MnO4/Mn2+)=1.51V E(I2/I)＜E(Fe3+/Fe2+)＜E(Br2/Br)＜E(Cl2/Cl)＜ E(MnO4/Mn2+) 如果选择 KMnO4作氧化剂，在酸性介质中KMnO4能将Cl、Br、I全氧化成I2、Br2、Cl2。 如果选用Fe2(SO4)3作氧化剂，只有E(Fe3+/Fe2+)>E(I2/I)， Fe2(SO4)3只能氧化I， 符合题意要求。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.4.3 确定氧化还原反应的平衡常数 对任一氧化还原反应：Ox1 + Red2  Red1+ Ox2 6.4.3 确定氧化还原反应的平衡常数 对任一氧化还原反应：Ox1 + Red2  Red1+ Ox2 由 rGm =  2.303 RTlgK 和 rGm=  nFE 得： 在298.15K 时，     必须注意 E+ 与 E 不能换错。对自发的氧化还原反应，E 值大的为 E+ ，E 值小的为E ；对给定的氧化还原反应，氧化剂电对为E+ ，还原剂电对为E 。此外，利用上式计算K 值时应注明化学反应计量方程式，因为K 值与化学反应计量方程式有关，也即与反应的电子转移数n值有关。 若公式中使用条件电势E，则相应得到条件平衡常数。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Cu(s) + 2Fe3+(aq) 2Fe2+(aq) ＋ Cu2+ 例6-13 计算下列反应的平衡常数： Cu(s) + 2Fe3+(aq) 2Fe2+(aq) ＋ Cu2+ 解： 查表得：E（+） =E(Fe3+/Fe2+) = 0.771V E（） =E(Cu2+/Cu) = 0.337V K = 5.11014    2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

Ag+(aq) + Fe2+(aq) Ag(s) + Fe3+(aq) (1)在298.15K时的平衡常数K； 例6-14 计算下列反应： Ag+(aq) + Fe2+(aq) Ag(s) + Fe3+(aq) (1)在298.15K时的平衡常数K； (2)若反应开始时c(Ag+)=1.0molL1，c(Fe2+) =0.10molL1，求平衡时的c(Fe3+) 。 解：(1) E(+) = E(Ag+/Ag)=0.799V E() = E(Fe3+/Fe2+)=0.771V K=2.98    2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

由电极电势的相对大小能够判断氧化还原反应自发进行的方向、程度。 (2) 设平衡时 c(Fe3+) = x molL1 Ag+(aq) + Fe2+(aq) Ag(s) + Fe3+(aq) 起始浓度/(molL1) 1.0 0.10 0 平衡浓度/(molL1) 1.0x 0.10x x 解得： x = 0.073 c(Fe3+) = 0.073 mol·L1 由电极电势的相对大小能够判断氧化还原反应自发进行的方向、程度。  2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

)Ag|Ag+(1.0 molL1) ‖AgCl(s),Cl(1.0 molL1)| Ag(+ 6.4.4 计算Ksp或溶液的pH 1. 计算 Ksp 例6-15 计算难溶盐AgCl(s) Ag+ + Cl 在298K的 Ksp。 解：设计如下原电池 )Ag|Ag+(1.0 molL1) ‖AgCl(s),Cl(1.0 molL1)| Ag(+ 正极反应： AgCl(s) + e = Ag + Cl 负极反应： Ag = Ag+ + e 电池反应： AgCl(s) = Ag+ + Cl 注意：所求Ksp为非氧化还原反应的K，先设法变为氧化还原反应，设计成原电池。 原则：设计的电池反应为所求反应或其逆反应。       2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

2.计算 pH 例如，设某H+浓度未知的氢电极为： Pt∣H2(100kPa)∣H+( HX 0.10 molL1) 求弱酸HX溶液的H+浓度。 可将它和标准氢电极组成原电池： )Pt|H2(100kPa)|HX(0.10molL1)||H+(1.0molL1)|H2(100kPa)|Pt(+ 测得其电动势，即可求得H+浓度。 现测得电池电动势为0.168V，即 由E=E(+) E()=E(H+/H2)  E (x)=0.168V 得 E (x) = 0.168V 解得： c(H+) = 1.4103(molL1)   2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.5 元素电势图及其应用 6.5.1 元素电势图 为了能比较直观地反映同一元素的各种氧化态的氧化还原性，拉蒂莫尔(LatimerW M)建议把同一元素不同的氧化态按其氧化态从左到右由大到小排列，并把它们相邻氧化态间在同一介质中构成的电对的标准电极电势写在连线上，由此构成的关系图称为元素标准电极电势图（简称元素电势图）。例如： EA/V Fe3+ 0.771 Fe2+ 0.440 Fe 0.036 EB/V Fe(OH)3 0.56 Fe(OH)2 0.887 Fe 0.77 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

1、歧化反应 氧化剂和还原剂是同一物质的反应为自身氧化还原反应，当为同一物质的同一元素时称歧化 反应。 利用元素电势图可判断能否发生歧化反应。如已知Cu 的元素电势图，判断歧化反应 2Cu+ = Cu2+ + Cu 在标准态能否自发进行？ 由于E = E(Cu+/Cu)E(Cu2+/Cu+) =( 0.521 – 0.153)V  0 V 所以歧化反应能自发进行，即 Cu+ 能发生歧化反应。 判断歧化反应能否发生的规律： A、B、C为同一元素的不同氧化态， 当E右 E左 时，处于中间氧化态的B 能发生歧化反应，其产物为A 与C； 当 E右 E左时，B 虽处于中间氧化态，也不会发生歧化反应，而此时其逆反应则是自发的，即逆歧化反应(归中反应)。 Cu2+ 0.153 Cu+ 0.521 Cu 0.337 A B C E左 E右 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

2. 计算标准电极电势 利用元素电势图，根据相邻电对 A B C 的已知标准电极电势，可以计算未知 n1 n2 电对的电势。设有如图元素电势图： 将这三个电对分别与氢电极组成原电池，电池反应为： A + n1/2 H2 = B + n1H+ rGm1 =  n1 F E1 (1) B + n2/2 H2 = C + n2H+ rGm2 =  n2 F E2 (2) A + (n1+n2)/2 H2 = C + (n1+n2)H+ rGm3 =  (n1+n2)F E3 (3) 由 反应(3) = (1) + (2) 得 rGm3 = rGm1 + rGm2  (n1+n2)F E3 =  n1 F E1  n2 F E2 E3 = (n1 E1 +n2 E2 )/(n1+n2) 可推得： n1 n2 A B C E1 E2 n3 E3     2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

例6-16 根据下面碱性介质中的元素电势图，求E(BrO3/Br) 和E(BrO3/BrO)。 例6-16 根据下面碱性介质中的元素电势图： 0.52 EB/V BrO3 ? BrO 0.45 Br2 1.09 Br ? 解： 根据式(6-11) ： (1) E(BrO3/Br) = [ 5E(BrO3/Br2) + 1E(Br2/Br) ]/6 = [( 5  0.52 + 1  1.09 )/ 6]V = 0.62 V (2) 5E(BrO3/Br2) = 4E(BrO3/BrO) + 1E(BrO/Br2) E(BrO3/BrO) = [(5 0.52 – 10.45 )/4]V = 0.54 V 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

3. 了解元素的氧化还原特性 Fe3+ 0.771 Fe2+ 0.440 Fe 如已知酸性介质中Fe的元素电势图： 可知Fe单质能被H+氧化成Fe2+： Fe + 2H+ Fe2+ + H2 但不能进一步氧化成Fe3+；但能被空气( E(O2/H2O)=1.229V)氧化成Fe3+： 4Fe2+ + O2 + 4H+ 4Fe3+ + 2H2O 此外， Fe2+在酸性介质中不会发生歧化反应，相反Fe3+与Fe能发生逆歧化反应(归中反应)： 2Fe3+ + Fe 3Fe2+ 显然，酸性介质中Fe的最稳定氧化态是Fe3+ 。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

6.6 氧化还原反应速率及其影响因素 6.6.1氧化还原反应的复杂性 氧化还原反应是电子转移的反应，电子的转移往往会遇到阻力，例如溶液中的溶剂分子和各种配位体的阻碍，物质之间的静电作用力等。 发生氧化还原反应，价态发生变化，不仅原子或离子的电子层结构发生变化，而且化学键的性质和物质组成也会发生变化。这可能是造成氧化还原反应速率缓慢的一种主要原因 另外，氧化还原反应的历程比较复杂。如 Cr2O72 + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 一般认为： Cr(Ⅵ) + Fe(Ⅱ)  Cr(Ⅴ) + Fe(Ⅲ) Cr(Ⅴ) + Fe(Ⅱ)  Cr(Ⅳ) + Fe(Ⅲ) Cr(Ⅳ) + Fe(Ⅱ)  Cr(Ⅲ) + Fe(Ⅲ) 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法

2Mn2++5S2O82+8 H2O 2MnO4 +10SO42+16H+ 6.6.2 影响氧化还原反应速率的因素 1 . 浓度 增加反应物浓度可以加速反应进行。 对于有H+参加的反应，提高酸度也能加快反应速率。 例如 Cr2O72－ + 6I + 14H+ 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O 此反应本身速率较慢，提高I和H+的浓度，可加速反应。 2. 温度 升高温度能加快氧化还原反应速率，但应注意一些易挥发的物质加热会引起挥发损失，在氧化还原滴定中必须控制合适温度 3. 催化剂 催化剂可加快反应速率 。如在酸性介质中，用过二硫酸铵氧化Mn2+的反应： 2Mn2++5S2O82+8 H2O 2MnO4 +10SO42+16H+ 必须有Ag+作催化剂才能迅速进行。 2019/4/11 第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法