气体液体溶液

《气体液体溶液》由会员分享，可在线阅读，更多相关《气体液体溶液（51页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。

1、氧化还原反应及电化学基础,一、氧化数及氧化还原反应方程式的配平 1 氧化还原反应 2 氧化数 3 氧化还原反应方程式的配平 二、电池电动势()与电极电势() 1 原电池 2 电池电动势 3 电极电势 4 标准电极电势 三、标准电极电势与氧化还原平衡 1 与 G 2 平衡常数与标准电池电势,氧化还原反应及电化学基础,四、电极电势的计算 1 由标准Gibbs自由能变（G）计算 2 由已知电对的E计算 五、影响电极电势的因素 1 Nernst方程 2 浓度对电极电势的影响 3 酸度对电极电势的影响 六、电极电势的应用 1 比较氧化剂、还原剂的强弱 2 判断氧化还原反应的方向 3 Ksp 的确定 4

2、Ka 的测定,一、氧化数及氧化还原反应方程式的配平 1 氧化还原反应 (Electron Transfer),认 识 不 断 深 化,Fe Fe2+ + 2e Cu2+ + 2e Cu,氧化,氧化,还原,氧化、还原 半反应,Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu,氧化还原反应,还原态 = 氧化态 + n e, 电子转移 ( 酸 碱 + n H+ , 质子转移),氧化态、还原态的共轭关系,历 史 发 展,还原,2 氧化数与电子转移,Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu,2个 “e” 的转移,H2 + 0.5 O2 H 2 O,共价键,+1 -2,“形式电荷” 称为“氧化数”,（电子偏移

3、情况的反映）,经验规则： 各元素氧化数的代数和为零。 1）单质中，元素的氧化数等于零。（N2 、H2 、O2 等） 2）二元离子化合物中，与元素的电荷数相一致。 NaCl CaF2 +1,-1 +2,-1 3) 共价化合物中，成键电子对偏向电负性大的元素。 O: -2 (H2O 等）； 1 （H2O2); -0.5 (KO2 超氧化钾） H: +1, 一般情况； 1， CaH2 、NaH,思考题： 确定氧化数,（1）Na2S2O3 Na2S4O6 +2 +2.5 （2）K2Cr2O7 CrO5 +6 +10 （3）KO2 KO3 -0.5 -1/3,注意：1） 同种元素可有不同的氧化数； 2）

4、 氧化数可为正、负和分数等； 3） 氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。 S2O32- S的氧化数为2，,3 氧化还原反应方程式的配平,例： 在酸性介质中，K2Cr2O7氧化FeSO4, 生成 Fe2(SO4)3 和绿色Cr2(SO4)3, 配平此反应方程式。 解：1）写出反应物、产物及反应条件 Cr2O72- + Fe2+ + H+ = Fe3+ + Cr3+ 2）写出各氧化数 Cr2O72- + Fe2+ + H+ = Fe3+ + Cr3+ +6 3）配平氧化剂、还原剂前系数 Cr2O72- + 6Fe2+ + H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ 4）用H2O等进行总配平 Cr2O

5、72- + 6Fe2+ + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O,思考题： 配平方程式、改错,1）原来：2 Cr3+ + 3Cl2 + 8OH = 2CrO42 + 6Cl + 8H+ 分析： 碱性条件、酸性条件 ？ 若在碱性条件下， Cr3+ Cr(OH)3 Cl2 Cl- + ClO- Cl 改正： 碱性介质中： 2 Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10 OH = 2CrO42 + 6Cl + 8 H2O 酸性介质中： 2 Cr3+ + 3Cl2 + 7 H2O = Cr2O72 + 6Cl + 14 H 2）原来： Pb(Ac)2 + ClO + H2O = 2 H+

6、 + 2 Ac + PbO2 + Cl 改正：Pb(Ac)2 + ClO + H2O = 2 HAc + PbO2 + Cl,OH-,OH-,OH-,2e,配平注意事项：,写出的方程式必须与实验事实相符合 反应介质： 酸性介质中，不能出现 OH 碱性介质中，不能出现 H In acidic solution, balance O by adding H2O to the side of each half-reaction that needs O, and then balance H by adding H+ to the side that needs H. In basic solut

7、ion, balance O by adding H2O to the side that needs O. Then balance H by adding H2O to the side that needs H, and for each H2O molecule added, add an OH- ion the the other side. 难溶或弱电解质应写成分子形式 注明沉淀的生成，气体的产生等,二、电池电动势()与电极电势(),Cu-Zn原电池,负极,正极,二、电池电动势()与电极电势(),1 原电池（Galvanic cells） 化学能转化成电能的装置 1）组成： 半电池

8、（电极） 检流计 盐桥（琼脂 强电解质 （KCl, KNO3等） 补充电荷、维持电荷平衡 2）电极反应： 正极（Cu）: Cu2 + 2e = Cu 负极（Zn）: Zn = Zn2+ + 2e 3）电池反应及电池符号： Zn + Cu2 = Zn2+ + Cu () Zn | Zn2+ (c1) | Cu2 (c2) | Cu (),写电池符号应注意事项： 正、负极： () 左， () 右 界面“|”: 单质与“极棒”写在一起，写在“|”外面。 注明离子浓度（c),气态时用分压（p). 物质状态：固态（s), 液态（l) 等 盐桥: “|”,(电解池 electrolytic cells),

9、4）电极的类型及符号,四种电极 （1）金属金属离子电极 如： Zn2+/Zn， Cu2+/Cu 等 电极符号： Zn|Zn2+ (c) Cu|Cu2+ (c) （2）气体离子电极 如： H+/H2 Cl2/Cl- 需用一个惰性固体导体如铂（Pt)或石墨。 Pt,H2(p)|H+(c) Pt,Cl2(p)|Cl(c) Pt与H2之间用逗号隔开，p 为气体的压力。 （3）离子电极 如 Fe3+/Fe2+ 等体系 将惰性电极插入到同一种元素不同氧化态的两种离子的溶液中所组成的电极。 Pt|Fe2+(c1), Fe3+(c2) （4）金属金属难溶盐电极 如 Hg2Cl2/Hg 由金属及其难溶盐浸在含有

10、难溶盐负离子溶液中组成的电极。 如甘汞电极： Hg2Cl2 + 2e = 2 Hg + 2 Cl Pt,Hg,Hg2Cl2(s)|Cl-(c),例： 在稀H2SO4溶液中，KMnO4 和FeSO4发生以下反应：,MnO4- + H+ + Fe2+ Mn2+ + Fe3+,如将此反应设计为原电池，写出正、负极的反应，电池反应，和电池符号。,解：电极为离子电极，即将一金属铂片插入到含有Fe2+、 Fe3+溶液中，另一铂片插入到含有MnO4- 、Mn2+ 及H+ 的溶液中，分别组成负极和正极： 负极反应： Fe2+ Fe3+ + e 正极反应： MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2

11、O 电池反应： MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 电池符号： (-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)|MnO4-(c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+),2 电池电动势,电池正、负电极之间的电势差电池电动势（） 用高阻抗的晶体管伏特计（电位差计）可直接测量出 如：锌铜电池的标准电动势为 1.10 V. (-) Zn|Zn2+(1 mol/dm3)|Cu2+(1 mol/dm3)|Cu (+) 铜银电池的标准电动势为 0.46 V. (-) Cu|Cu2+(1 mol/dm3)|Ag+(1 mol/dm3)|Ag (+),3 电

12、极电势,（1）电极电势的产生 （双电层模型）,表面电势： 电子逃逸金属表面,相间电势： 金属和其盐溶液间的电势。,Zn Zn2+(aq) + 2e,电极电势 就是由金属的表面电势和金属与溶液界面处的相间电势所组成。,活泼金属,不活泼金属,（2）标准电极电势,指定温度(25C)，浓度均为 1 mol/dm3, 气体的分压都是标准压力（100 kPa), 固体及液体都是纯净物状态下的电极电势。用 E(V)来表示。 无法测定其绝对值，只有相对值。 规定 “H+/H2(p)(标准氢电极）= 0” 1) 标准氢电极:,2 H+ + 2e H2 E(H+/H2) = 0.0000 (V),铂片上表面镀一层

13、海绵状铂（铂黒，很强的吸附H2的能力）插入H+ 浓度为1mol/dm3 的溶液中，25C下，不断地通入标准压力的纯 H2气流，与溶液中的H+ 达平衡。,2）标准电极电势的测定,将待测的标准电极与标准氢电极组成原电池，在25C下，用检流计确定电池的正、负极，然后用电位计测定电池的电动势。 IUPAC 规定： E (+) E(-),如：标准锌电极与标准氢电极组成原电池，锌为负极，氢为正极，测得 0.7618 (V) , 则 E(Zn2+/Zn) = 0.0000 0.7618 = -0.7618(V),标准电极电势表,标准电极电势表,E(Li+/Li)值最小的原因：（严宣申，王长富普通无机化学（第

14、二版）p10),热化学循环,s:sublimation i:ionization d:dissociation h:hydration,表 碱金属的电极电势,Li的水合释能较大，使得其标准电势最小。,三、标准电池电动势()与氧化还原平衡,1.电池电动势和G,对于一原电池，在恒温、恒压下，放电做最大功 则： -G = W电 W电= Q (Q为电量） 1个电子 = 1.6021019 （c，库仑） 1摩尔电子 = 6.0221023 1.6021019 = 9.647104 (c/mol)= 1F (Faraday 常数） n摩尔电子所做的最大功： W电= nF 则： G = - nF 标准状态下

15、： G = - nF F的单位：1F = 9.647104 (c/mol) = 9.647104 (JV-1 mol-1) = 96.47 (kJV-1 mol-1),2. 标准电动势和平衡常数K, G = - nF 当 T = 298.2 K 时，且 R 取 8.315 Jmol-1 K-1; F = 9.647104 (c/mol) 则： 在一定温度下，平衡常数（K）的大小取决于电池的标准电动势（）和反应中转移电子的量（n）。K为广度量，与方程式写法有关； 为强度量，与方程式的写法无关。,例：求SnCl2 还原FeCl3 反应（298K)的平衡常数 K。,解： 正极反应：Fe3+ + e = Fe2+ E = 0.771 (V) 负极反应：Sn2+ = Sn4+ + 2 e E = 0.151 (V) E正 E负 0.771 - 0.151 0.620 (V),反应式（1）时： 2 Fe3+ + Sn2+ = 2 Fe2+ + Sn4+,反应式（2）时： Fe3+ + Sn2+ = Fe2+ + Sn