第3章 氧化還原反應(yīng)

第一節(jié)氧化還原反應(yīng)第二節(jié)原電池和電極電勢(shì)

第三節(jié)氧化還原反應(yīng)在農(nóng)業(yè)上的應(yīng)用第三章氧化還原反應(yīng)光亮的鐵定會(huì)生銹切開的蘋果時(shí)間長了會(huì)變色為什么？因?yàn)樗鼈兌及l(fā)生了氧化還原反應(yīng)。1、氧化數(shù)

氧化數(shù)定義為某元素一個(gè)原子的荷電數(shù)，這種荷電數(shù)由假設(shè)把每個(gè)化學(xué)鍵中的電子指定給電負(fù)性較大的原子而求得。確定氧化數(shù)的規(guī)則如下：(1)在單質(zhì)中，元素的氧化數(shù)為零。(2)O的氧化數(shù)一般為

-2；在過氧化物中為

-1；

在超氧化物中為

-1/2；在

OF2中為

+2。一、氧化還原反應(yīng)的基本概念第一節(jié)氧化還原反應(yīng)(3)H的氧化值一般為+1；在金屬氫化物中為-1。(4)在單原子離子中，元素的氧化值等于離

子的電荷數(shù)；在多原子離子中，各元素的氧化值

代數(shù)和等于離子的電荷數(shù)。(5)在中性分子中，所有元素的氧化值代數(shù)和等于零。在K2Cr2O7中，Cr的氧化值為+6。例

7-1

計(jì)算K2Cr2O7中Cr的氧化值。解：在K2Cr2O7中，O的氧化值為-2，K的氧化值為+1。設(shè)Cr的氧化值為x，則有：

元素的氧化數(shù)發(fā)生變化的反應(yīng)稱為氧化還原反應(yīng)。在氧化還原反應(yīng)中，元素的氧化值升高的過程稱為氧化；元素的氧化值降低的過程稱為還原。氧化過程和還原過程總是同時(shí)發(fā)生的。在氧化還原反應(yīng)中，組成元素的氧化值升高的物質(zhì)稱為還原劑，它的反應(yīng)產(chǎn)物稱為氧化產(chǎn)物。組成元素的氧化值降低的物質(zhì)稱為氧化劑，它的反應(yīng)產(chǎn)物稱為還原產(chǎn)物。2、氧化劑和還原劑

判斷一種物質(zhì)是做氧化劑還是做還原劑，通常

可以依據(jù)以下原則：(1)當(dāng)元素的氧化數(shù)為最高值時(shí)，它的氧化數(shù)不能再增大，只能做氧化劑。(2)當(dāng)元素的氧化數(shù)為最低值時(shí)，它的氧化數(shù)不能再減小，只能做還原劑。

(3)當(dāng)元素的氧化數(shù)為中間值時(shí)，它既可以做

氧化劑，也可以做還原劑。在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑與它的還原產(chǎn)物及還原劑與它的氧化產(chǎn)物分別組成一個(gè)氧化還原電對(duì)，簡稱為電對(duì)。在氧化還原電對(duì)中，組成元素的氧化數(shù)較高的物質(zhì)稱為氧化型物質(zhì)；組成元素的氧化數(shù)較低的物質(zhì)稱為還原型物質(zhì)。書寫電對(duì)時(shí)，氧化型物質(zhì)寫在左側(cè)，還原型物質(zhì)寫在右側(cè)，中間用斜線“／”隔開。在氧化還原電對(duì)中，氧化型物質(zhì)得電子，在反應(yīng)中做氧化劑；還原型物質(zhì)失電子，在反應(yīng)中做還原劑。3、氧化還原電對(duì)在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑中組成元素氧化值降低的總數(shù)等于還原劑中組成元素氧化值升高的總數(shù)。配平步驟如下：（1）寫出反應(yīng)物和產(chǎn)物的化學(xué)式；（2）標(biāo)出氧化值發(fā)生變化的元素的氧化值，計(jì)算出氧化值升高和降低的數(shù)值；（3）利用最小公倍數(shù)確定氧化劑和還原劑的化學(xué)計(jì)量數(shù)。（4）配平氧化值沒有變化的元素原子，并將箭號(hào)改成等號(hào)。二、氧化還原反應(yīng)方程式的配平1、氧化數(shù)法例

7-2用氧化數(shù)法配平下列氧化還原反應(yīng)：解：標(biāo)出氧化值發(fā)生變化的組成元素的氧化值，計(jì)算氧化值升高和降低的數(shù)值。2×[+3－(+6)]=－

6

2×[0－(－1)]=+2利用最小公倍數(shù)確定氧化劑和還原劑的化學(xué)計(jì)量數(shù):配平其他氧化值沒有變化的元素的原子：

先將兩個(gè)半反應(yīng)配平，再將兩個(gè)半反應(yīng)合并為氧化還原反應(yīng)的方法稱為離子-電子法。離子-電子法的配平步驟如下：(1)寫出氧化還原反應(yīng)的離子方程式；(2)將氧化還原反應(yīng)分為兩個(gè)半反應(yīng)；2、離子－電子法

(3)分別配平兩個(gè)半反應(yīng)；(4)將兩個(gè)半反應(yīng)分別乘以相應(yīng)系數(shù)，使其得、失電子數(shù)相等，再將兩個(gè)半反應(yīng)合并為一個(gè)配平的氧化還原反應(yīng)的離子方程式。

最后，在配平的離子方程式中添加不參與反應(yīng)的陽離子和陰離子，寫出相應(yīng)的化學(xué)式。

例

7-3

用離子-電子法配平下列氧化還原反應(yīng)：解：先寫成離子方程式：將離子方程式分成兩個(gè)半反應(yīng)：分別配平兩個(gè)半反應(yīng)：

根據(jù)得、失電子數(shù)相等的原則，將兩個(gè)半反應(yīng)合并，寫出配平的離子方程式：最后寫出配平的氧化還原反應(yīng)方程式：第二節(jié)原電池和電極電勢(shì)一、原電池二、電極電勢(shì)三、電極電勢(shì)的應(yīng)用一、原電池

1.電極反應(yīng)和電池反應(yīng)利用氧化還原反應(yīng)將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。從理論上講，任何自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)都可以設(shè)計(jì)成原電池。原電池由兩個(gè)半電池組成。半電池又稱電極，每一個(gè)電極都是由電極導(dǎo)體和電解質(zhì)溶液組成。分別在兩個(gè)半電池中發(fā)生的氧化反應(yīng)或還原反應(yīng)，稱為半電池反應(yīng)或電極反應(yīng)。原電池的兩極所發(fā)生的總的氧化還原反應(yīng)稱為電池反應(yīng)。

在原電池中，流出電子的電極稱為負(fù)極，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)；流入電子的電極稱為正極，正極發(fā)生還原反應(yīng)。

原電池中的鹽橋是一支倒置的Ｕ型管，管中填滿了用飽和KCl(或NH4NO3)溶液和瓊脂調(diào)制成的膠凍，這樣KCl溶液不致流出，而陽離子和陰離子可以自由移動(dòng)。鹽橋的作用是構(gòu)成原電池的通路和維持溶液的電中性。

2、原電池的表示方法為簡便起見，原電池裝置常用原電池符號(hào)表示。書寫原電池符號(hào)的規(guī)則如下：(1)在半電池中用“

|”表示電極導(dǎo)體與電解質(zhì)溶液之間的界面。(2)原電池的負(fù)極寫在左側(cè),正極寫在右側(cè)，并用“＋”、“－”標(biāo)明正、負(fù)極,

把正極與負(fù)極用鹽橋連接，鹽橋用“”表示,

鹽橋兩側(cè)是兩個(gè)電極的電解質(zhì)溶液。若溶液中存在幾種離子時(shí),離子間用逗號(hào)隔開。====

(3)溶液要注明濃度，氣體要注明分壓力(4)如果電極中沒有電極導(dǎo)體，必須外加一惰性電極導(dǎo)體，惰性電極導(dǎo)體通常是不活潑的金屬（如鉑）或石墨。例題。

原電池的正極發(fā)生還原反應(yīng)，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)。因此組成原電池時(shí)，電對(duì)為正極，電對(duì)為負(fù)極。原電池符號(hào)為：例7-4將氧化還原反應(yīng)：設(shè)計(jì)成原電池，寫出該原電池的符號(hào)。解：先將氧化還原反應(yīng)分為兩個(gè)半反應(yīng)：氧化反應(yīng)：

還原反應(yīng)：

====

3、電極電勢(shì)的產(chǎn)生把金屬插入含有該金屬離子的溶液中，當(dāng)金屬的溶解速率與金屬離子的沉積速率相等時(shí)，建立了如下平衡：

溶解沉積達(dá)到平衡時(shí)：1金屬溶解的趨勢(shì)>金屬離子沉積的趨勢(shì)，金屬表面帶負(fù)電，而金屬表面附近的溶液帶正電；2若金屬離子沉積的趨勢(shì)大于金屬溶解的趨勢(shì)，金屬表面帶正電，而金屬表面附近的溶液帶負(fù)電。

這種產(chǎn)生于金屬表面與含有該金屬離子的溶液之間的電勢(shì)差稱為金屬電對(duì)的電極電勢(shì)。金屬電極的電極電勢(shì)主要取決于金屬和金屬離子的本性，此外受離子濃度和溫度的影響。

金屬電極的電極電勢(shì)標(biāo)準(zhǔn)氫電極裝置圖2.電極電勢(shì)的測(cè)定(1)標(biāo)準(zhǔn)氫電極①.組成H+/H2②.電極反應(yīng)2H+(aq)+2e-

H2(g)③.電極符號(hào)Pt，H2(P)H+(c)④.E298.15K（H+/H2）=0V標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)：指定溫度，c=1molL-1，P=100kPa一般指298K。(2)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的測(cè)量E(Ox/Red)的定義：

任一電極在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的電極電勢(shì)即為該電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。如：測(cè)ECu2+/Cu銅正極氫負(fù)極(-)Pt︱H2(100kPa)H+(c)Cu2+(c)Cu(+)

測(cè)定銅電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的裝置(-)Zn︱Zn2+(cθ)‖H+(cθ)︱H2(pθ)︱Pt(+)

測(cè)得Eθ=0.763V

Eθ=-=0.0-=0.763(V)

=-0.763VEθ(Zn2+/Zn)=-0.763V

測(cè)得Eθ=0.34V

0.34=E(Cu2+/Cu)-0.0E(Cu2+/Cu)=0.34(V)

同理：測(cè)Eθ(Zn2+/Zn)，(3)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)表(見P57與P344表3)表中:左邊為電極反應(yīng)式右邊為Eθ值

說明:①表中Eθ值的大小表示電對(duì)的氧化型得電子的能力大小。電對(duì)在反應(yīng)中做氧化劑或還原劑,Eθ值相同。

②

Eθ反應(yīng)物質(zhì)在水溶液中，c=1moL/L時(shí)得失電子的傾向，它與物質(zhì)的數(shù)量無關(guān)。即電極反應(yīng)剩以任何常數(shù)時(shí)，Eθ值不變。

Cl2+2e-

2Cl-Eθ均為+1.36V

?Cl2+e-

Cl-Eθ與反應(yīng)速率無關(guān)；Eθ只適用于水溶液，固相、非水反應(yīng)不適用。

3-2影響電極電勢(shì)的因素1.影響因素內(nèi)因：電對(duì)的本性，活潑金屬小，活潑非金屬大。外因：濃度（電極溶液）、酸堿度或分壓，溫度。2.能斯特方程式a氧化態(tài)+ze-

b還原態(tài)

E=Eθ-

Eθ=標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)

R=8.314J·K-1·mol-1

T=絕對(duì)溫度KF=法拉第常數(shù)96486C·mol-1

z=電極反應(yīng)式中電子轉(zhuǎn)移數(shù)c‘氧化態(tài)、還原態(tài)濃度與標(biāo)準(zhǔn)濃度之比，p’分壓力與標(biāo)準(zhǔn)壓力之比。a、b為化學(xué)計(jì)量數(shù)注意：固態(tài)、純液態(tài)物質(zhì)或水不列入此方程式中。E=Eθ+

25℃時(shí)T=298.15K,并將其它常數(shù)代入式中，自然對(duì)數(shù)換成常用對(duì)數(shù)：

E=Eθ

-

E=Eθ+

3.應(yīng)用例5:試寫出下列電對(duì)的能斯特方程式：(1)Fe3+/Fe2+;(2)Cl2/Cl-;

(3)Cr2O72-/Cr3+(酸性介質(zhì))

解:(1)電極反應(yīng):Fe3++e-

Fe2+Eθ(Fe3+/Fe2+)=0.77VE(Fe3+/Fe2+)=0.77-0.0592Vlg

(2)電極反應(yīng):Cl2+2e-

2Cl-

E(Cl2/Cl-)=Eθ(Cl2/Cl-)-

=1.36+E(Fe3+/Fe2+)=0.77+0.0592Vlg

E(Cl2/Cl-)Eθ=1.36V(3)電極反應(yīng):Cr2O72-+14H++6e-2Cr3++7H2O

EAθ=1.33V

E(Cr2O72-/Cr3+)=Eθ(Cr2O72-/Cr3+)-

=1.33V-E(Cr2O72-/Cr3+)=Eθ+

例6：計(jì)算電對(duì)MnO4-/Mn2+在c(H+)=1.00molL-1和c(H+)=1.00×10-3molL-1時(shí)的電極電勢(shì)(假設(shè)MnO4-和Mn2+的濃度都為1.00molL-1)。解：MnO4-+8H++5e-

Mn2++4H2O

E(MnO4-/Mn2+)=Eθ-

c(H+)=1.00molL-1

Eθ=1.51VE(MnO4-/Mn2+)=1.51-

=1.51Vc(H+)=1.00×10-3molL-1

E(MnO4-/Mn2+)=1.51-

=1.51V-0.28V=1.23V

說明：1.電對(duì)中有H+、OH-參與的反應(yīng)在計(jì)算E時(shí)要計(jì)入，在反應(yīng)式左邊記在氧化型中，右邊記在還原型中，計(jì)量數(shù)為其指數(shù)。

2.電對(duì)中有H+、OH-參與的反應(yīng)，H+、OH-的濃度對(duì)該電對(duì)的電極電勢(shì)值影響較大。3.有些金屬離子因生成沉淀或配離子也會(huì)顯著地改變?cè)瓉黼妼?duì)的E。例7：求算在Ag+—Ag系統(tǒng)中加入適量的Cl-離子并使系統(tǒng)處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的電勢(shì)值，即求Eθ(AgCl/Ag)的值。

解:Ag++e-

Ag

(1)Eθ(Ag+/Ag)=0.799V

AgCl

Ag++Cl-

Kspθ(AgCl)=[Ag+][Cl-][Ag+]=

此時(shí)，還原反應(yīng)為：AgCl+e-

Ag+Cl-

(2)Eθ(AgCl/Ag)=Eθ(Ag+/Ag)-0.0592lg=0.799V-0.0592lg

=0.799V+0.0592lg=0.799V+0.0592lg=0.799V+0.0592lg1.8×10-8

=0.799V-0.58V=0.22V結(jié)論:1.當(dāng)氧化態(tài)濃度↑、還原態(tài)濃度↓時(shí)，電對(duì)的E↑。氧化態(tài)濃度↓、還原態(tài)濃度時(shí)↑，電對(duì)的E↓。2.難溶鹽與對(duì)應(yīng)金屬的電對(duì)、配離子與對(duì)應(yīng)金屬的電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)均為相關(guān)的還原反應(yīng)處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的電極電勢(shì)值，其大小與相關(guān)的Kspθ和β有關(guān)。1.將鐵片浸在FeCl2溶液中,金屬鎘浸在相同濃度的Cd(NO3)2溶液中,組成原電池,已知:E?(Fe3+/Fe2+)＞E?(Cd2+/Cd)＞E?(Fe2+/Fe),則（）A.鐵電極為正極B.鐵電極為負(fù)極C.Fe2+被氧化為Fe3+D.Fe2+被還原為Fe

B2.用電對(duì)MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-組成的原電池，其正極反應(yīng)為____，負(fù)極反為

，電池的電動(dòng)勢(shì)等于

，電池符為__。（Eθ(MnO4-/Mn2+)=1.51V；Eθ(Cl2/Cl-)=1.36V）

3.在氧化還原反應(yīng)中，若兩個(gè)電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)值相差越大，則反應(yīng)進(jìn)行得越快。（）4.在酸性介質(zhì)中MnO2與Fe2+反應(yīng),其還原產(chǎn)物為()A.MnO42﹣B.MnO4﹣C.Mn2+D.Fe

C×MnO4-+8H++5e→Mn2++4H2O2Cl—2e→Cl20.15第四節(jié)電極電勢(shì)的應(yīng)用氧化劑(1)+還原劑(2)還原劑(1)+氧化劑(2)①氧化劑,還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱②氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向③氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的程度通過比較兩電對(duì)的電極電勢(shì)大小來確定!

4-1氧化劑和還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱氧化劑(1)/還原劑(1)氧化劑(2)/還原劑(2)E(Ox/Red)

大氧化型氧化能力(得電子)還原型還原能力(失電子)強(qiáng)強(qiáng)弱弱小例9:從下列電對(duì)中選出最強(qiáng)的氧化劑和最強(qiáng)的還原劑,并按從大到小的順序排列。Fe3+/Fe2+Cu2+/CuI2/I-Sn4+/Sn2+Cl2/Cl-

E0.7690.33940.53450.15391.360解：最強(qiáng)氧化劑Cl2

最強(qiáng)還原劑Sn2+

氧化能力：Cl2>Fe3+>I2>Cu2+>Sn4+

還原能力：Sn2+>Cu>I->Fe2+>Cl-

判斷物質(zhì)氧化還原能力一般用E(Ox/Red)，標(biāo)態(tài)時(shí)用E(Ox/Red)

E(Ox/Red）>0.3V

也用E(Ox/Red)

4-2氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向E大的氧化型+E小的還原型E大的還原型+E小的氧化型氧化還原反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向?yàn)?如：2Fe3++CuCu2++2Fe2+反應(yīng)方向？

Eθ(Fe3+/Fe2+)=0.77V

Eθ(Cu2+/Cu)=0.34V

正向進(jìn)行例10：(2)c(Sn2+)=1.0molL-1，c(Pb2+)=0.010molL-1。試判斷298.15K時(shí),氧化還原反應(yīng)：Sn(s)+Pb2+(aq)Sn2+(aq)+Pb(s)在下列條件下自發(fā)進(jìn)行的方向。(1)c(Sn2+)=c(Pb2+)=1.0molL-1;E(Sn2+/Sn)=-0.1410VE(Pb2+/Pb)=-0.1266V(1)E(Pb2+/Pb)>E(Sn2+/Sn)

解：Sn失電子Pb2+得電子正向Pb2+(aq)+Sn(s)Sn2+(aq)+Pb(s)(2)E(Pb2+/Pb)=-0.1266+=-0.1858(V)0.010=-0.1266-0.0592VE（Sn2+/Sn）>E（Pb2+/Pb）

Sn2+得電子Pb失電子逆向

Sn2+(aq)+Pb(s)=Sn(s)+Pb2+(aq)Sn(s)+Pb2+(aq)Sn2+(aq)+Pb(s)原電池中，電對(duì)的Eθ或E值大者為電池的正極，小者為電池的負(fù)極。

結(jié)論:1.利用E(或Eθ)的正負(fù),可判斷氧化劑、還原劑的強(qiáng)弱,電池正負(fù)極及氧化還原反應(yīng)的方向。E(Ox/Red)或E(Ox/Red)中：

①大的氧化型為強(qiáng)氧化劑，小的還原型為強(qiáng)還原劑②E大的氧化型+E小的還原型E大的還原型+E小的氧化型2.E>0.3v時(shí)，濃度變化也不會(huì)使E變，恒正向進(jìn)行。E<0.3v時(shí)，反應(yīng)恒逆向進(jìn)行。E=+0.3~-0.3之間時(shí)，c變，反應(yīng)方向有可能改變。③電對(duì)的Eθ或E值大者為電池的正極，小者為電池的負(fù)極。3.E>0正向進(jìn)行，E<0逆向進(jìn)行，E=0反應(yīng)達(dá)平衡。4-3氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的程度電對(duì)的Eθ與Kθ關(guān)系？

計(jì)算Cu-Zn原電池反應(yīng)的平衡常數(shù)。原電池反應(yīng)式為：Cu2++ZnCu+Zn2+

平衡時(shí)：Kθ=

半電池反應(yīng)：正極Cu2++2e-

Cu

負(fù)極Zn2++2e-ZnE(Cu2+/Cu)=Eθ(Cu2+/Cu)+

c’(Cu2+)E(Zn2+/Zn)=Eθ(Zn2+/Zn)+

c’(Zn2+)反應(yīng)達(dá)平衡時(shí),二者相等:E(Cu2+/Cu)=E(Zn2+/Zn)

Eθ(Cu2+/Cu)+c’(Cu2+)=Eθ(Zn2+/Zn)+c’(Zn2+)Eθ(Cu2+/Cu)-Eθ(Zn2+/Zn)=

c’(Zn2+)-c’(Cu2+)Eθ(Cu2+/Cu)-Eθ(Zn2+/Zn)=

=

Kθ

lgKθ=

==37.2

Kθ=1.6×1037

反應(yīng)進(jìn)行得非常徹底lgKθ=

=lgKθ=

本章小結(jié)一、配平反應(yīng)式二、原電池三、電極電勢(shì)四、Nernst方程式五、元素電勢(shì)圖及其應(yīng)用2.利用E的正負(fù)，可判斷電池正負(fù)極及氧還反應(yīng)方向。E>0正向進(jìn)行，逆向進(jìn)行，但如：E>0.3v時(shí)，濃度變化也不會(huì)使E變，恒正向進(jìn)行。E<0.3v時(shí)，反應(yīng)恒逆向進(jìn)行。即c變，反應(yīng)方向不變。E=+0.3~-0.3之間時(shí)，c變，反應(yīng)方向有可能改變。反應(yīng)達(dá)平衡。E<0E=0二、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的測(cè)定

單個(gè)電極的電極電勢(shì)是無法測(cè)定的。通常選定一個(gè)電極作比較標(biāo)準(zhǔn)，規(guī)定其標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)為零，確定各個(gè)電極對(duì)此比較電極的相對(duì)電極電勢(shì)。

IUPAC建議采用標(biāo)準(zhǔn)氫電極作為標(biāo)準(zhǔn)電極。電極的電極電勢(shì)就是給定電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極所組成的原電池的電動(dòng)勢(shì)。標(biāo)準(zhǔn)氫電極是用鍍有一層疏松鉑黑的鉑片作為電極導(dǎo)體，插入H+活度為1的酸溶液中，不斷通入100kPaH2，使鉑片吸附氫氣達(dá)到飽和。吸附在鉑片上的H2與溶液中的H+建立了如下平衡:

這種產(chǎn)生在100kPaH2飽和了的鉑片與H+活度為１的酸溶液之間的電勢(shì)差，稱為標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢(shì)。規(guī)定標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢(shì)為零。====(-)標(biāo)準(zhǔn)氫電極待測(cè)標(biāo)準(zhǔn)電極(+)測(cè)定某給定電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)時(shí)，可將待測(cè)標(biāo)準(zhǔn)電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成下列原電池：測(cè)定出這個(gè)原電池的電動(dòng)勢(shì)，就是待測(cè)電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。三、能斯特方程若某給定電極的電極反應(yīng)為：

該原電池的電池反應(yīng)為：(-)

標(biāo)準(zhǔn)氫電極給定電極(+)把該電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池：====該電池反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變?yōu)椋喊匆?guī)定，和

分別是給定電極的電極電勢(shì)和標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。上式可改寫為：例題由上式得：

例

7-6

寫出下列電極反應(yīng)的能斯特方程：解：上述電極反應(yīng)的能斯特方程分別為：

當(dāng)溫度為298.15K時(shí)，將T、R、F的量值代入能斯特方程，可得:在一定溫度下，氧化型物質(zhì)或還原型物質(zhì)的活度的變化將引起電極電勢(shì)的變化。增大氧化型物質(zhì)的活度或降低還原型物質(zhì)的活度，都會(huì)使電極電勢(shì)增大；降低氧化型物質(zhì)的活度或增大還原型物質(zhì)的活度，都會(huì)使電極電勢(shì)減小。例題

例

7-7已知298.15K時(shí)，。計(jì)算金屬銀插在AgNO3溶液中組成電極的電極電勢(shì)。

解：298.15K時(shí)，電極的電極電勢(shì)為：例

7-8

已知298.15K時(shí)，。計(jì)算將鉑片插在，

溶液中組成的電極的電極電勢(shì)。解：298.15K時(shí)，電極的電極電勢(shì)為：例

7-9已知298.15K時(shí)，。把鉑片插入,溶液中，計(jì)算電極的電極電勢(shì)。

解：298.15K時(shí)，電極的電極電勢(shì)為：

一、比較氧化劑和還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱

二、計(jì)算原電池的電動(dòng)勢(shì)

三、判斷氧化還原反應(yīng)的方向

四、確定氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的限度

第四節(jié)電極電勢(shì)的應(yīng)用

一、比較氧化劑和還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱

電極的電極電勢(shì)越大，電極反應(yīng)：越容易進(jìn)行，氧化型物質(zhì)越易得到電子，是越強(qiáng)的氧化劑；而對(duì)應(yīng)的還原型物質(zhì)越難失去電子，是越弱的還原劑。電極的電極電勢(shì)越小，電極中的還原型物質(zhì)越易失去電子，是越強(qiáng)的還原劑；而對(duì)應(yīng)的氧化型物質(zhì)越難得到電子，是越弱的氧化劑。

當(dāng)電對(duì)處于非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，必須計(jì)算出各電對(duì)的電極電勢(shì)，然后再進(jìn)行比較。例題例

7-10在298.15K、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，從下列電對(duì)中選擇出最強(qiáng)的氧化劑和最強(qiáng)的還原劑，并列出各種氧化型物質(zhì)的氧化能力和還原型物質(zhì)的還原能力的強(qiáng)弱順序。解：查得：。上述電對(duì)中，最大,最小。因此，在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下電對(duì)中的氧化型物質(zhì)是最強(qiáng)的氧化劑；電對(duì)中的還原型物質(zhì)是最強(qiáng)的還原劑。在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，上述電對(duì)中氧化型物質(zhì)的氧化能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋哼€原型物質(zhì)的還原能力由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋涸谠姵刂校姌O電勢(shì)較大的電極是原電池的正極，電極電勢(shì)較小的電極是原電池的負(fù)極。原電池的電動(dòng)勢(shì)等于正極的電極電勢(shì)減去負(fù)極的電極電勢(shì)。二、計(jì)算原電池的電動(dòng)勢(shì)例題例7-11

在298.15K時(shí)，將銀片插入AgNO3溶液中，鉑片插入FeSO4和Fe2(SO4)3混合溶液中組成原電池。試分別計(jì)算出下列兩種情況下原電池的電動(dòng)勢(shì)，并寫出原電池符號(hào)、電極反應(yīng)和電池反應(yīng)。解：，(1)由于，在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下將電對(duì)和組成原電池，電對(duì)

為原電池正極，電對(duì)為原電池的負(fù)極。原電池的電動(dòng)勢(shì)為：

原電池符號(hào)為：====正極反應(yīng)：負(fù)極反應(yīng)：電池反應(yīng)：(2)電對(duì)和