無機(jī)化學(xué)-氧化還原反應(yīng)

2024/11/19

1.理解氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，掌握配平的方法。

2.理解電極電位的概念以及濃度、酸度、沉淀等對(duì)電極電位的影響。3.掌握應(yīng)用電極電位判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向、程度及有關(guān)計(jì)算。第五章氧化還原反應(yīng)學(xué)習(xí)目標(biāo)：2024/11/19第一節(jié)基本概念一、氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)二、氧化值2024/11/19一、氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)氧化還原反應(yīng)：指反應(yīng)過程中有電子得失或電對(duì)偏移的反應(yīng)。(即反應(yīng)的實(shí)質(zhì))Zn→Zn2++2eCu2+＋2e→Cu

*物質(zhì)失去電子(氧化數(shù)升高)的過程(反應(yīng))稱為氧化;失去電子的物質(zhì)是還原劑,具有還原性。(Zn)

*物質(zhì)得到電子(氧化數(shù)降低)的過程(反應(yīng))稱為還原;得到電子的物質(zhì)是氧化劑,具有氧化性。(Cu2+)氧化還原但在一些反應(yīng)中無明顯電子的轉(zhuǎn)移而是電對(duì)的偏移：還原劑氧化劑成鍵電對(duì)偏向Cl原子,看成Cl原子得電子.2024/11/19二、氧化值

指元素的一個(gè)原子的電荷數(shù),這種電荷數(shù)是人為地將成鍵電子指定給電負(fù)性大的原子而求得。（又稱氧化數(shù)或氧化態(tài)）。

⑴單質(zhì)分子氧化數(shù)為零。如I2、O2、S8、P4等。

⑵氧的氧化值為–2。除:過氧化物H2O2(–1)、超氧化物KO2(–1/2)、氟化物OF2(+2）。

⑶氫的氧化值為+1。在金屬氫化物中H為–1：

(NaH、CaH2）。氟的氧化值為–1。確定元素氧化數(shù)的經(jīng)驗(yàn)規(guī)則：2024/11/19⑷在化合物中：

⑸

離子的氧化數(shù)(或離子團(tuán)的氧化數(shù)代數(shù)和)=所帶電荷數(shù)。

如Na+、Ca2+、SO42-、MnO4-等.IA族氧化數(shù)=+1；IIA族氧化數(shù)=+2SX+4×(-2)=-2∴SX=-2+8=+6

MnX+4×(-2)=-1

∴

Mn

X=-1+8=+7各元素氧化數(shù)的代數(shù)和為0。如：Fe3O4中:FeX=+8/33FeX+4×(-2)=0,x如:SO42-:MnO4-:xx2024/11/19練習(xí)：計(jì)算下列元素的氧化值Hg2Cl2

S2O82-

NH4+H3ASO4

2HgX+2(-1)=0HgX

=+2/2=+12SX+8(-2)=-2SX=(-2+16)/2=+7NX+4(+1)=+1NX=1-4=-33(+1)+ASX+4(-2)=0ASX=8-3=+5

2CrX+7×(-2)=-2CrX=(-2+14)/2=+6

2(+1)+4SX+6(-2)=0SX=(-2+12)/4=+2.5xxCr2O72-中:Na2S4O6中:2024/11/19

例：Fe3O4(FeO+

Fe2O3)化合價(jià)表示：2個(gè)Fe是+3價(jià)、1個(gè)Fe是+2價(jià)。氧化數(shù)表示：Fe3O4中的Fe=+8/3

化合價(jià)：在化合物中不同元素的原子相化合時(shí)得失電子的數(shù)目，用正、負(fù)整數(shù)表示。(沒有分?jǐn)?shù)值)

氧化數(shù)：人為地把共價(jià)原子間成鍵電子的偏移看成是電子的得失,有正負(fù)的整數(shù)值。當(dāng)分子中同一元素的原子處在不同價(jià)態(tài)時(shí)，氧化數(shù)也有分?jǐn)?shù)值。氧化數(shù)與化合價(jià)的區(qū)別2024/11/19小結(jié)用兩句話連接下列名詞:氧化劑、還原劑、氧化過程、還原過程、被氧化、被還原、氧化性、還原性、氧化數(shù)升高、氧化數(shù)降低、得電子、失電子。2024/11/19答：

氧化劑具有氧化性，得電子,表現(xiàn)為氧化數(shù)降低，本身被還原稱為還原過程(反應(yīng))。還原劑具有還原性，失電子,表現(xiàn)為氧化數(shù)升高，本身被氧化稱為氧化過程(反應(yīng))。2024/11/19一、離子–電子法（半反應(yīng)法）原則:氧化劑得電子總數(shù)=還原劑失電子總數(shù)

步驟:KMnO4+

K2

SO3+H2SO4

→

MnSO4

+K2SO4

+H2O

第二節(jié)氧化還原反應(yīng)方程式的配平

②分寫為兩個(gè)半反應(yīng)；(氧化反應(yīng)、還原反應(yīng))

MnO4-

→Mn2+

(Mn+7→Mn+2

得電子,還原反應(yīng))

SO32-

→SO42-

(S+4→S+6

失去電子,氧化反應(yīng))①寫出離子反應(yīng)式:(去掉沒有氧化數(shù)變化的其他離子)如

MnO4-+SO32-→Mn2++SO42-2024/11/19

③配平半反應(yīng)的原子數(shù)和電荷數(shù)；(依溶液酸堿性加H+、OH-、H2O)×2×52MnO4

-+5SO32-+6H+

＝

2Mn2++5SO42-+3H2O④兩半反應(yīng)乘以適當(dāng)系數(shù),使電子得失數(shù)相等；⑤配平未參加反應(yīng)的其他離子。核對(duì)。

2KMnO4+5K2

SO3+3H2SO4

＝

2MnSO4

+6K2SO4

+3H2OMnO4-→Mn2++4H2O8H++5e+SO32-→SO42-+2H++2eH2O++2024/11/19在酸性溶液中,“左邊”多氧加H+; (多1個(gè)O加2個(gè)H+,另一邊加1個(gè)H2O);在堿性介質(zhì)中,“左邊”少氧加OH-; (少1個(gè)O加2個(gè)OH-,另一邊加1個(gè)H2O)。配平電荷數(shù)方法：在半反應(yīng)的某一邊加“+

ne”

使兩邊的電荷數(shù)相等。堿性,少氧加羥;

其余場(chǎng)合均加水。簡(jiǎn)背：反應(yīng)物中,酸性,多氧加氫;掌握：2024/11/19例5-2：

配平下列反應(yīng)CrO2-

+H2O2→CrO42-+H2O(在堿性介質(zhì)中)+3e-2e×2×3+8OH-+2CrO2-+3H2O2→2CrO42-+4H2O+6OH-還原:

H2O2→

H2O2CrO2-+3H2O2+

2OH-

=2CrO42-+4H2O整理得:4OH-++2H2O+2OH-H2O+

氧化:

CrO2-→CrO42-

2024/11/19例5-3：

配平下列反應(yīng)依題意得分子式：Cl2+NaOH→NaCl+NaClO3+H2OCl2

→2ClO3-

Cl2→2Cl-+10e2e+×1×5+6Cl2+12OH-=2ClO3-+10Cl-+6H2O寫出離子式:

Cl2+OH-→Cl-+ClO3-+H2O3Cl2+6NaOH=NaClO3+5NaCl+3H2O系數(shù)取最小整數(shù)，加上未反應(yīng)離子，整理得:6OH-++6H++3H2O12OH-++6H2O2024/11/19課堂練習(xí)：堿性環(huán)境下配平下列反應(yīng)：（半反應(yīng)法）Cr(OH)3(s)+Br2(l)CrO42-+Br-答案：2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10OH-2CrO42-+6Br-+8H2O2024/11/19

相關(guān)概念氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)氧化值化合價(jià)氧化劑

電子，自身被

，氧化值

;還原劑

電子，自身被

，氧化值

。氧化過程與還原過程總是

發(fā)生而共存于

。半反應(yīng)法配平下列反應(yīng)課堂練習(xí)2024/11/191.原電池和電極電勢(shì)2.影響電極電勢(shì)的因素——Nernst方程3.電極電勢(shì)的應(yīng)用4.氧化還原平衡及其應(yīng)用5.元素電位圖及其應(yīng)用第三節(jié)電極電勢(shì)2024/11/19

相關(guān)概念原電池原電池的組成原電池正極和負(fù)極鹽橋的作用電子移動(dòng)方向電流方向原電池正極發(fā)生

反應(yīng)，

電子，負(fù)極發(fā)生

反應(yīng)，

電子，電流方向

，電子運(yùn)動(dòng)方向

。2024/11/19一、原電池和電極電勢(shì)原電池:利用氧化還原反應(yīng)將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。組成:兩個(gè)半電池,鹽橋(KCl),電流計(jì),導(dǎo)線等.圖5-1（一）原電池1.原電池的組成：Cu-Zn原電池裝置2024/11/19兩個(gè)半電池(兩個(gè)電極)反應(yīng)相加=電池反應(yīng)=氧化還原反應(yīng).鋅電極:Zn→Zn2++2e,Zn2+/Zn

正極:得到電子,發(fā)生還原反應(yīng)銅電極:Cu2++2e→Cu,Cu2+/Cu(稱氧化還原電對(duì))負(fù)極:失去電子,發(fā)生氧化反應(yīng)2.原電池工作原理例：Zn+CuSO4ZnSO4+Cu例：Zn+CuSO4ZnSO4+Cu鹽橋有什么作用？形成通路，中和過剩電荷。圖8-1銅-鋅原電池練習(xí)答案：C

3.原電池符號(hào)的表示方法:(-)(還原劑電對(duì))負(fù)極‖正極(氧化劑電對(duì))(+)①負(fù)極寫左邊,正極寫右邊,中間用鹽橋“‖”相連。②寫出電極的化學(xué)組成、及物態(tài)。溶液標(biāo)明濃度c，氣體標(biāo)明分壓p。③物質(zhì)用化學(xué)式表示;不同物相(固-液,氣-液)之間用“|”分隔;同相(液-液,氣-氣,固-固)之間用“,”分隔。④沒有導(dǎo)體的電極(液-液,非金屬或氣體),用惰性電極Pt或C作導(dǎo)體。2024/11/19原電池電動(dòng)勢(shì)=電池正、負(fù)極之間的平衡電勢(shì)差：2024/11/19請(qǐng)將點(diǎn)對(duì)組成原電池，并寫出電極反應(yīng)和電池反應(yīng)2024/11/192024/11/19(二)電極電勢(shì)的產(chǎn)生

原電池能產(chǎn)生電流,說明兩電極間存在電勢(shì)差。M溶解M+N沉積N+

金屬失電子的溶解速度大于金屬離子得電子的沉積速度，平衡時(shí)金屬帶負(fù)電，溶液帶正電，形成雙電層，產(chǎn)生電位(例:Zn2+/Zn)

反之,金屬離子的沉積速度大于金屬的溶解速度，平衡時(shí)金屬帶正電，溶液帶負(fù)電，也形成雙電層，產(chǎn)生電位差。(例:Cu2+/Cu)由于存在“雙電層”，不同的金屬和其不同的濃度溶液便產(chǎn)生不同的電極電勢(shì):電極電勢(shì)產(chǎn)生的原因:電極電勢(shì)：把金屬和它的鹽溶液之間因形成雙電層而產(chǎn)生的電勢(shì)差叫平衡電極電勢(shì),簡(jiǎn)稱電極電勢(shì)。2024/11/19（三）標(biāo)準(zhǔn)氫電極

迄今,單個(gè)電極的電極電勢(shì)仍無法測(cè)出，只能根據(jù)兩個(gè)電極的電勢(shì)差值EMF，來確定某個(gè)電極的相對(duì)值。為測(cè)相對(duì)值,需選一個(gè)電極作標(biāo)準(zhǔn),選：標(biāo)準(zhǔn)氫電極正負(fù)電極的電勢(shì)差稱為原電池的電動(dòng)勢(shì)(E):

2024/11/19標(biāo)準(zhǔn)氫電極(SHE)規(guī)定：

[H+]=1.0mol/L,H2的pθ=100kPa

標(biāo)準(zhǔn)氫的電極電勢(shì)為零。

P96圖5-32024/11/19(四)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的測(cè)定例1:(-)Pt(s)｜H+(1mol/L)|H2(pθ)‖Zn2+(1mol/L)｜Zn(s)

(+)

標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下將待測(cè)電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池測(cè)得的電極電勢(shì)。

電極的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：組成電極的離子濃度cθ=1mol/L,氣體分壓為pθ=100kPa，固體及液體都為純物質(zhì)。原電池的標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì):

例2:(-)Pt(s)｜H2(pθ)|H+(cθ)‖Cu2+(cθ)|Cu(s)(+)內(nèi)容回顧1.原電池符號(hào)的書寫（重點(diǎn)）2.電極電勢(shì)及標(biāo)準(zhǔn)氫電極（重點(diǎn)）3.雙電層理論練習(xí)題答案：A2024/11/19(五)使用

Eθ表注意事項(xiàng):1.各電極反應(yīng)無論在原電池中作正極還是負(fù)極,均寫成:2.同一物質(zhì)在不同的電對(duì)中可能“身份不同”2024/11/19

Eθ值越大,表示電對(duì)的氧化態(tài)越易得電子,即氧化其它物質(zhì)的能力強(qiáng)，是一個(gè)強(qiáng)氧化劑。而其還原態(tài)能力越弱。

Eθ值越小,表示電對(duì)的還原態(tài)越易失電子,即還原其它物質(zhì)的能力強(qiáng)，是一個(gè)強(qiáng)還原劑。而其氧化態(tài)能力越弱。

∴

F2是最強(qiáng)氧化態(tài),F-是最弱還原態(tài)。

Li是最強(qiáng)還原態(tài),Li+是最弱氧化態(tài)。3.無論酸性表還是堿性表：從上到下，Eθ值逐漸增大。2024/11/194.Eθ值大小與半反應(yīng)的方向和反應(yīng)中的系數(shù)無關(guān)，即

Eθ值的符號(hào)和數(shù)值均不變.5.查表時(shí)要區(qū)分酸表和堿表(1)遇H+查酸表,遇OH-查堿表，不論在反應(yīng)物還是產(chǎn)物。(2)無H+、OH-時(shí)據(jù)實(shí)際存在狀態(tài),如Fe3+/Fe2+查酸表，Cl2/Cl-無介質(zhì)查酸表。ZnO22-/Zn查堿表。注意區(qū)分電對(duì)的選擇使用：H2O2/H2O

、O2/H2O2的使用。用Eθ表判斷反應(yīng)：Fe3++Cl-=Fe2++Cl2能否進(jìn)行？?否如反應(yīng):Cu2++2e→Cu;Cu→Cu2++2e;2Cu2++4e→2Cu;

Eθ值均為0.34V。據(jù):“左下右上反應(yīng)能進(jìn)行,相距越遠(yuǎn)反應(yīng)越完全”2024/11/19例5-8：含Cl-、I-的混合液中，使I-被氧化而Cl-不被氧化，在Fe3+和MnO4-

中選用的氧化劑是？

∵M(jìn)nO4-同時(shí)氧化Cl-和I-,不合要求！

Fe3+可氧化I-

，而不氧化Cl-,故選Fe3+！D2024/11/19二、影響電極電勢(shì)的因素

在常溫下,非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)氧化還原電對(duì)的電極電勢(shì)E：0.0592—由常溫、氣體常數(shù)、法拉第常數(shù)、自然對(duì)數(shù)整理而得；n—電極反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)；(指電極反應(yīng)中)a,b—電極反應(yīng)式中各物質(zhì)前的系數(shù)。(一)能斯特(Nernst)方程:a

氧化型＋neb

還原型2024/11/19用公式注意：

(1)[氧化型]、[還原型]指電極反應(yīng)中氧化型或還原型一側(cè)所有物質(zhì)的濃度，濃度的方次是其反應(yīng)中的系數(shù)；(2)固體、純液體和水的濃度為1，氣體用相對(duì)分壓.2024/11/19

(二)濃度對(duì)電極電勢(shì)的影響

增大氧化型物質(zhì)的濃度或減少還原型物質(zhì)的濃度，使電極電勢(shì)增大；反之，電極電勢(shì)會(huì)減小。例5-9：將上表Sn4+/Sn2+電對(duì)濃度代入公式算得下表：隨著[Sn4+]氧化態(tài)物質(zhì)濃度依次增加，隨著[Sn2+]還原態(tài)濃度依次降低，電極電勢(shì)依次增大。2024/11/19課堂練習(xí)答案A2024/11/19（三）酸度對(duì)電極電勢(shì)的影響

有H+或OH﹣參加的電極反應(yīng)，pH的變化對(duì)電極電勢(shì)的影響很大。[Cr2O72-]和[Cr3+]=1mol/L,當(dāng)[H+]=2

mol/L或[H+]=10-3

mol/L時(shí),可知：酸度越大，含氧酸鹽的氧化能力越強(qiáng)。練習(xí)答案：DC2024/11/19思考題5-2：

為什么K2Cr2O7能氧化濃HCl中的Cl-離子,而不能氧化濃度比HCl大得多的NaCl濃溶液中的Cl-離子？提示：1.酸度的影響

2.從能斯特方程式考慮

3.參閱課本，酸度對(duì)反應(yīng)方向的影響。2024/11/19思考題5-2答：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下,[H+]=1mol/L時(shí)：所以Cr2O72-能氧化濃HCl中的Cl-。而在濃NaCl中，[H+]≈10-7mol/L,使得Cr2O72-的氧化能力降低，所以Cr2O72-不能氧化濃NaCl中的Cl-。

在濃HCl中，由于[H+]增大,∴Cr2O72-不能氧化Cl-當(dāng)[H+]≠1mol/L時(shí)：2024/11/19

實(shí)驗(yàn)室制取氯氣:MnO2+4HCl≒MnCl2+Cl2+2H2O設(shè)[Mn2+]=1mol/L，，要制得氯氣,鹽酸的濃度至少要多大？要正向進(jìn)行,必增大[HCl]使:(酸度(pH)對(duì)反應(yīng)方向的影響)分析∴標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下([H+]=1M)反應(yīng)不能正向進(jìn)行.思考題5-3:2024/11/19解:要正向進(jìn)行,必增大[HCl]:由正極:MnO2+4H++2e→Mn2++2H2O[Mn2+]=1.0mol/L。增大[H+],使增大?！鄻?biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下([H+]=1M)反應(yīng)不能正向進(jìn)行.2024/11/19由負(fù)極：∴當(dāng)鹽酸濃度足夠時(shí)，可使E>0，能制得Cl2

。

2Cl－－2e→Cl2

得:即=1大氣壓.則增大[Cl-],使降低.正向反應(yīng)條件:X=[HCl]>6.2即:2024/11/19（四）沉淀生成對(duì)電極電勢(shì)的影響

加入一種沉淀劑，生成沉淀，必降低氧化態(tài)或還原態(tài)離子的濃度，則電極電勢(shì)值也必然發(fā)生改變。加入NaCl有:

小結(jié)：氧化態(tài)形成沉淀,E值↓。還原態(tài)形成沉淀,E值↑。公式見表5-2(記?。Ｕn堂練習(xí)答案D2024/11/19（五）配合物的生成對(duì)電極電勢(shì)的影響

當(dāng)加入氨水:電極電位降低,Cu的還原性增強(qiáng),Cu2+更穩(wěn)定.[Cu2+]降低，電極電勢(shì)下降。則有：答案A練習(xí)2024/11/19第五節(jié)電極電勢(shì)的應(yīng)用1.判斷氧化劑和還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱2.判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向3.氧化還原平衡2024/11/19(一)判斷氧化劑和還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱

電極電位越大(正值)表明電對(duì)中氧化態(tài)物質(zhì)氧化能力越強(qiáng)，越容易奪得電子轉(zhuǎn)變?yōu)橄鄳?yīng)的還原態(tài)；而其還原態(tài)的還原性則較弱。

電極電位越小(負(fù)值)的電對(duì)表明其還原態(tài)物質(zhì)越易失去電子。Cl2能氧化Br－為Br2

∴氧化性Cl2>Br2還原性Br->

Cl-2024/11/19例5-11：由下列電對(duì)中選擇最強(qiáng)氧化劑、最強(qiáng)還原劑并排列強(qiáng)弱順序：最強(qiáng)氧化劑：解:查表可知:MnO4-最強(qiáng)還原劑：Sn2+氧化能力：MnO4->Cl2>Fe3+>I2>Cu2+>Sn4+還原能力：Sn2+>Cu>I->Fe2+>Cl->Mn2+2024/11/19思考題:能否配制含有等濃度的下列各對(duì)離子的酸性水溶液?為什么?(1)Sn2++Hg2+; (2)Sn2++Fe2+;(3)SO32-+MnO4-

提示:查酸性表,列出可能做氧化態(tài)或還原態(tài)的電極電勢(shì),比較分析！2024/11/19解:（1）配制Sn2++Hg2+

∴Hg2+

能將Sn2+氧化成Sn4+

。即Hg2+

+

Sn2+=Hg+Sn4+答:不能配制Sn2++Hg2+的溶液。氧化能力大還原能力大2024/11/19(2)配制Fe2++Sn2+

Eθ(

Fe2+/Fe)=-0.44VEθ(Sn4+/Sn2+)=0.15V或:Eθ(

Sn2+/Sn)=-0.14V Eθ(Fe3+/Fe2+)=0.77V ∵ Fe2+和Sn2+不管作氧化劑還是還原劑, Sn2+和Fe2+相遇都不能反應(yīng),所以能配制Fe2++Sn2+的溶液！還原能力?。⊙趸芰π?！氧化能力小！還原能力小！2024/11/19(3)配制SO32-+MnO4-

∵Eθ(

MnO4-/Mn2+)=1.51V Eθ(SO42-/SO32-)=0.17V ∴ MnO4-

能氧化SO32-

，即

2MnO4-+5SO32+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O故不能配制SO32-+MnO4-的溶液。2024/11/19(二)判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向反應(yīng):氧化劑1

+還原劑2=還原態(tài)1+氧化態(tài)2ne在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下:原電池電動(dòng)勢(shì)在非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下:原電池電動(dòng)勢(shì)2024/11/19例5-12：標(biāo)況下，銅粉能否與FeCl3作用？解：查表可知：因此,銅粉只能將Fe3+還原成Fe2+而不能還原成Fe。2024/11/19例5-13：⑵[Sn2+]=1mol/L,[Pb2+]=0.01mol/L

時(shí)反應(yīng):Sn+Pb2+Sn2++Pb進(jìn)行的方向？2024/11/19

同可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)一樣，氧化還原反應(yīng)的平衡常數(shù)也定量說明反應(yīng)進(jìn)行的程度。n是電池反應(yīng)中得或失電子總數(shù)三、氧化還原平衡及其應(yīng)用（一）平衡常數(shù)2024/11/19(二)判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的程度例：當(dāng)Kθ=106時(shí)反應(yīng)的Kθ值越大，反應(yīng)進(jìn)行越完全。一般Kθ>106,可認(rèn)為反應(yīng)進(jìn)行得徹底(完全)。2024/11/19【例5-14】求KMnO4與H2C2O4反應(yīng)的Kθ.配平后得失電子總數(shù)=10∴常用H2C2O4標(biāo)定KMnO4濃度2024/11/19

溶液中難溶物質(zhì)離子濃度極低時(shí),Kspθ難測(cè)準(zhǔn)?？赏ㄟ^測(cè)定Eθ→求Kθ→確定Kspθ。【例8-15】求氧化還原反應(yīng)中AgCl的溶度積常數(shù)。解:用Ag｜Ag+和Ag-AgCl｜Cl-電極組成電池：e-（三）求氧化還原平衡中的溶度積常數(shù)2024/11/19Ag+｜Ag電極和Ag-AgCl｜Cl-電極2024/11/19

將某一元素的各種氧化值按高到低的順序排列，每一電對(duì)用橫線相連并標(biāo)出其標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)值的關(guān)系圖。1.450.89如氯元素：（一）元素電勢(shì)圖最左物質(zhì)具氧化性,最右物質(zhì)具還原性。中間物質(zhì)既可作氧化劑又可作還原劑。

四、元素電勢(shì)圖及其應(yīng)用2024/11/19

1.

判斷歧化反應(yīng)能否發(fā)生。同一元素既被氧化又被還原的自身氧化還原反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。Cu2+

——

Cu+

——Cu則歧化反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。則歧化反應(yīng)不能進(jìn)行。得電子失電子例如:對(duì)Cu元素(三種狀態(tài))的電勢(shì)圖進(jìn)行判斷:（二）元素電勢(shì)圖的應(yīng)用例2024/11/19Fe3+——Fe2+——Fe0.771-0.44∴歧化反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。即:2Cu+=Cu+Cu2+(說明Cu+在溶液中不能穩(wěn)定存在！)∴歧化反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。但歧化反應(yīng)的逆反應(yīng)：2Fe3++

Fe=3Fe2+能自發(fā)進(jìn)行。(2)2.求未知電對(duì)的Eθ假設(shè)有：2024/11/19如:ClO3-

?

ClO2-

+0.66

ClO-

+0.50(5-6)2024/11/19求非標(biāo)時(shí)電極電勢(shì)比較不同氧化劑、還原劑相對(duì)強(qiáng)弱

判斷反應(yīng)方向電池電動(dòng)勢(shì)由電池反應(yīng)寫原電池符號(hào)計(jì)算氧化還原反應(yīng)的平衡常數(shù)本章小結(jié)2024/11/19鉛酸蓄電池的電池反應(yīng)為：Pb+PbO2+2H2S