1、第五章 氧化还原 (oxidation-reduction),新乡医学院化学教研室 汪 应 灵 E-mail: Password:yaojian2008,Outline,第一节 基本概念和氧化还原方程式的配平 第二节 电池的电动势和电极电势 第三节 元素电势图及其应用,掌 握 重 点,1. 氧化还原反应的基本概念、特征和实质； 2. 氧化还原方程式的配平方法(特别是离子-电子法)； 3. 熟练运用Nernst方程计算非标准态的电动势； 4. 判断氧化剂和还原剂的相对强弱； 5. 判断氧化还原反应进行的方向和限度； 6. 标准平衡常数的计算和元素电势图的应用。,一、基本概念,二、氧化剂和还原剂,
2、三、氧化还原方程式的配平,第一节 基本概念和氧化还原方程式的配平,氧化数(oxidation number)：又称氧化值，是化学式中原子的表观电荷数，该电荷数是假设把每个化学键中的成键电子指定给电负性大的原子而求得的。,离子化合物中，正负离子所带的电荷数就是该原子的氧化数；共价化合物中把共用电子指定给电负性较大的原子，保留的正、负表观电荷数就等于正、负氧化数。,+1 -1,+4 -2,一、基本概念,确定氧化数的规则,1. 单质的氧化数为零。如O2，O3； 2. 化合物中所有元素的氧化数的代数和等于零； 3. H的氧化数一般为+1，但在活泼金属氢化物中为-1，如NaH； 4. O的氧化数一般为-
3、2，但在过氧化物(如H2O2)、超氧化物(KO2)、OF2中分别为-1、-0.5、+2； 5. 氟化物中F的氧化数都为-1。,确定氧化数的规则,O2F2： +1 S2O32- ： +2 H5IO6： +7 Fe3O4 ： +8/3,B2H6：-1 CH4 ： -4 C2H4 ： -2 C2H2 ： -1,注意：氧化数与共价键数不同，共价键数无正负之分，同一物质中同种元素的氧化数与共价键数不一定相同。,氧化数与化合价的区别,氧化数：是对元素外层电子偏离原子状态的人为规定值，是一种形式电荷数，可以是整数，也可以是小数，对单个原子而言，可以有平均值。如S4O62-离子中S的氧化数平均值为+2.5。,
4、化合价：它反映的是原子间形成化学键的能力，只可以为整数。,S20,S2,O6-2-,二、氧化剂和还原剂,氧化还原反应(oxidation-reduction reaction)：在反应物之间电子得失或电子转移的反应。,氧化(oxidation)：物质失去电子的过程。,还原(reduction)：物质获得电子的过程。,氧化剂(oxidazing agent)：获得电子的物质。,还原剂(reducing agent)：失去电子的物质。,升失氧 降得还,氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物,二、氧化剂和还原剂,自氧化还原反应：氧化数的升高和降低都发生在同一化合物中不同元素的氧化还原反应。,歧化反应(d
5、isportionation reaction)：氧化数的升高和降低都发生在同一化合物中同一元素的氧化还原反应。,配平步骤：1. 根据实验写出未配平的离子方程式：,离子-电子法配平原则：电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。,三、氧化还原方程式的配平,【例5-1】配平K2Cr2O4与H2S在稀H2SO4中的反应方程式,3. 配平，使各式两边的原子数和净电荷数相等：,(1),2. 写出氧化还原半反应：,还原半反应：,氧化半反应：,离子-电子法,(2),4. 根据氧化剂和还原剂得失电子数相等的原则，在两个半反应式中乘上适当的系数（由得失电子数的最小公倍数
6、确定），然后相加，得到配平的离子反应方程式：,说明：(1)如果半反应式两边的氧原子数不等，可根据反应的介质条件，添加H+、OH-或H2O； (2)酸性介质中，半反应中不能加入OH-，碱性介质中不应出现H+。,离子-电子法,3. 配平半反应两边的原子数和净电荷数：,2. 分成两个半反应：,离子-电子法,解：1. 未配平的离子方程式：,【例5-2】配平在碱性介质中溴氧化亚铬酸钠变成铬 酸钠的离子方程式,4. 将两个半反应式乘上系数相加：,【例】配平反应：,解：(1) 离子方程式：,(2)氧化和还原半反应：,(3)配平两个半反应：,离子-电子法,(4)计算得失电子的最小公倍数为84，两式分别乘系数3
7、和28之后相加：,(5)根据给出的反应物和产物，两边各加18个H+，组成相应的酸分子，将离子式改写为分子反应方程式，得：,离子-电子法,【例】酸性溶液中:KMnO4 + K2SO3MnSO4 + K2SO4,解：(1)用离子式写出主要的反应物和生成物：,MnO4- + SO32- Mn2+ + SO42-,(2)将上式分解为两个半反应：,MnO4- + 8H+ + 5e-Mn2+ + 4H2O,SO32- + H2O SO42- + 2H+ +2e-,左边比右边少一个氧，故左边加1个H2O，右边生成2个H+,左边比右边多4个氧，故右边就加4个H2O， 同时左边要加8个H+。,离子-电子法,(3
8、)找出两个半反应的电子得失最小公倍数，将两式相加并消去电子。,2MnO4- + 16H+ + 5e-2=2Mn2+ + 8H2O,5SO32- + 5H2O = 5SO42- + 10H+ +2e-5,两式相加，消去电子得：,2MnO4- + 5SO32- + 6H+=2Mn2+ +5SO42-+3H2O,(4)检查两边原子数与电荷数是否相等，上式即为已配平的离子方程式，将其改写为分子方程式：,2KMnO4+5K2SO3 +3H2SO4 = 2MnSO4 +6K2SO4+3H2O,离子-电子法,【例】配平方程式（碱性介质中发生的反应）,左边比右边少一个氧，左边加1个H2O ，此时左边有5个氢原
9、子。因此在右边加上5个H2O，同时左边应该再加上5个OH-,离子-电子法,解：,酸性介质：多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O。碱性介质：多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH-,3+2，得：,两种配平方法的比较,化合价升降法：适用所有类型的氧化还原反应，但配平过程较复杂。 离子-电子法：仅适用于水溶液中氧化还原反应配平，优点是避免求氧化数的麻烦；通过离子-电子法，掌握半反应式的书写方法，这是电极反应的基本反应式。,第二节 电极电势和电池电动势,一、原电池 二、电极电势 三、氧化还原反应的方向与限度 四、影响电极电势的因素 五、电极电势的应用,一、原电池( primary cell
10、),Zn片插入CuSO4溶液，一段时间后发现CuSO4溶液蓝色变浅，锌片上不断析出紫红色的铜，因为体系中发生了下列氧化还原反应：Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)研究表明:Zn片与CuSO4溶液接触时，电子从Zn直接传递给Cu2+，电子转移是无序的，反应放出的化学能转化为热能，溶液温度升高，但无电流产生。,（一）原电池的组成,Cu-Zn原电池装置,（一）原电池的组成,盐桥(salt bridge)：是一根充满饱和KCl琼脂的U型玻璃管。起导电、平衡电荷的作用。,（一）原电池的组成,原电池：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。它由两个半电池、盐桥和导线组成。,
11、半电池(half cell )：又称电极(electrode )，每个金属片与含有相同离子的溶液组成的。每个半电池含有同一元素不同氧化数物质，高氧化数的物质为氧化型，低氧化数的物质为还原型。,（一）原电池的组成,氧化还原电对(redox couple )：同一元素的氧化型和还原型物质构成。记作氧化型/还原型，如Zn2+/Zn, Cu2+/Cu；非金属单质及其相应离子也可构成氧化还原电对，如H+/H2, O2/OH-,氧化型和还原型物质在一定条件下可以相互转化。,（一）原电池的组成,（二）原电池的表示方法,2.以化学式表示电池中各物质组成，纯净物后面用括号注明物质状态（如s、l、g），溶液要注明
12、浓度或活度，气体要注明分压。如无注明，则表示温度298.15K，溶液浓度为1molL-1,气体分压为100kPa。,1.将发生氧化反应的负极“-”写在左边，发生还原反应的正极“+”在右边。,3.不同相间，用“”表示，同一相中的不同物质，用逗号隔开，用“”表示盐桥。,4.由不能导电的物质构成氧化还原电对作半电池时，需外加惰性物质（如铂或石墨等）作电极导体。,Cu-Zn原电池可用如下符号表示：,【例】,（二）原电池的表示方法,解：,（三）电极的类型,1. 金属电极：将金属浸入含该金属离子的溶液中构成。如铜电极和锌电极。 电极符号 Zn(s)Zn2+(c) 电极反应 Zn(s) Zn2+(aq) +
13、2e-,2. 气体电极：将气体通入溶解有该气体对应的离子的溶液中构成。常见有H+/H2和Cl2/Cl-等电极。 电极符号 Pt(s) H2(p) H+(c) 电极反应 2H+(aq)+2e- H2 (g),4. 氧化还原电极：将惰性电极浸入溶解有同一元素的两种氧化态离子的溶液中构成。如Fe3+/Fe2+电极 电极符号 C(石墨) Fe2+(c1), Fe3+(c2) 电极反应 Fe3+(aq)+e Fe2+(aq),3. 金属难溶盐电极：在金属表面覆盖一层该金属的难溶盐（或氧化物），再将其浸入含有该难溶盐的阴离子溶液中构成。如氯化银电极。 电极符号 Ag(s)AgCl(s)Cl-(c) 电极反
14、应 AgCl(s)+e Ag(s)+Cl-(aq),（三）电极的类型,（一）电极电势的产生,双 电 层 理 论,德国化学家W.H.Nernst在1889年提出“双电层理论”对电极电势给予了说明。“双电层理论”认为：金属晶体M里有金属阳离子和自由电子。当把金属放入含有该金属离子Mn+的溶液时，有两种反应的倾向存在。以金属电极为例进行分析。,二、电极电势,双 电 层 理 论,一方面，金属离子在本身热运动、高极性H2O溶剂化作用和溶液中阴离子的吸引下，金属键被削弱，部分金属离子以水合离子的形式进入金属表面附近的溶液中的倾向：M(s)-ne-Mn+(aq) 这一过程相当于金属的氧化过程。金属越活泼或其
15、离子浓度越稀，这种倾向就越大。,金属越不活泼，溶液越浓，这种倾向就越大。,另一方面，溶液中的Mn+(aq)离子又有一种从金属表面获得电子而沉积在金属表面的倾向：,Mn+(aq)+ne-M(s),这一过程相当于金属离子的还原过程。,双 电 层 理 论,如果金属是活泼金属，离子浓度又低，当沉积和溶解速率相等时金属和金属离子间转化达到动态平衡。平衡时两相中多余的电荷数不再改变，彼此吸引，金属表面带多余的负电荷，溶液中带有多余正电荷。在金属和溶液的相界面形成双电层，并产生一个恒定的电势差。这种由于双电层的建立而在金属和金属离子溶液之间产生的电势差叫做金属的电极电势。用符号 表示。,双 电 层 理 论,
16、原电池中氧化还原反应机理,(a)图锌片上有过量负电荷，电极电势较低。,(b)图铜片上有过量正电荷，电极电势较高。,结论：金属的电极电势主要取决于金属得失电子的倾向，即氧化还原能力的大小，并受溶液离子浓度、温度的影响。,（二）标准氢电极和标准电极电势,任何一个电极其电极电势的绝对值是无法测量的（如物质的H、U），但是我们可以选择某种电极作为基准，规定它的电极电势为零，通常选择标准氢电极（Standard Hydrogen electrode）作为基准即参比电极。将待测电极与标准氢电极组成一个原电池，通过测定该电池的电动势（Electromotive Force）就可以求出待测电极的电极电势的相对
17、值。,标准氢电极(SHE),标准氢电极 (standard hydrogen electrode,SHE)swf,电极表达式为：,电极反应为：,标准电极电势,将任何两个半电池（电极）组成电池，当零电流时，电极反应达到平衡，此时电池的电动势E即为该电池正、负电极电势的差值，即：,如果电极中各物质均处于标准态，则电池的标准电动势(standard electromotive force)E为：,称为标准电极电势(standard electrode potential),标准电极电势,电极的标准态是指参加电极反应的各物质符合以下条件：溶液浓度或活度为标准浓度c =1mol/L，气体分压为标准压力p
18、 =100kPa，液体和固体为纯净物。,IUPAC规定：任何一个待测电极的电极电势定义为该电极与标准氢电极组成电池的电动势，将标准氢电极作为负极，待测电极作为正极。,电池符号：()Pt(s) H2(P) H+(c) 待测电极(+),当电极处于标准态时：,【例】298.15K时标准锌电极与标准氢电极组成电池:,标准电极电势,电池符号: (-)Pt(s)H2(P)H+(c)Zn2+(c)Zn(s)(+),若将铜电极与标准氢电极组成电池:,电池符号: (-)Pt(s)H2(P)H+(c)Cu2+(c)Cu(s)(+),总结：某电对的标准电极电势0，表明电 对的还原态失电子倾向大于H2，或氧化态 得电
19、子倾向小于H+；某电对的标准电极电 势0，表明电对的还原态失电子倾向小于 H2，或氧化态得电子倾向大于H+。,标准电极电势表,（1）标准电极电势表中的电极反应均以还原反应式表示：氧化型ne-还原型，书写时，下标中氧化型和还原型的前后位置不能写反。,（2）标准电极电势是平衡电势，电极电势的正、负号不随电极反应进行的方向而变化。如：,Zn2+(c)+2eZn,ZnZn2+(c) +2e,（3）若将电极反应乘以系数，其 值不变。如：,标准电极电势表,（4）标准电极电势分为酸表(用 表示)和碱表(用 表示)，应根据电极反应中物质存在的稳定状态推断查酸表还是碱表。,（5）标准电极电势表只适用于标准态的水
20、溶液，对于非水溶液和熔融体系不能使用。,（6）生物化学中常以pH=7.0作为氧化还原电对的标准电势，称为次标准电势，记为E。,标准电极电势表,E =-0.32V,NAD+H+2e NADH(烟酰胺核苷酸),三、氧化还原反应的方向与限度,（一）氧化还原反应的方向,恒温恒压下，系统吉布斯能的减小，等于系统所做的最大有用功(非体积功)。,将一氧化还原反应设计成一个原电池，在等温等压下让原电池反应自发进行，体系对外做功，则所做功只有电功，而且是最大功，即：,n是电池反应中电子转移数；,F表示1mol电子所带的电量，称为法拉第常数。,E为电池电动势；,氧化还原反应的方向,如果各反应物都处于标准态，则有：
21、,电池电动势与氧化还原反应吉布斯能的定量关系式，即标态下，氧化还原反应方向和限度的判据。,rGm0，E 0，正反应自发进行,rGm =0，E =0，反应达到平衡状态,rGm 0，E 0，正反应非自发,氧化还原反应的方向,【例5-3】求电池(-)CuCu2(c)H+(c)H2(p )(+)在298.15K时的E和r Gm，写出反应式，判断标态下反应能否自发进行？,解：反应式 Cu 2H+ Cu2+H2,E = E (H+/H2) E (Cu2+/Cu)=0.0000.340=-0.340V,rGm=-nFE=-296500(-0.340)=65.6kJ/mol,r Gm 0 ，E 0，标态下，反
22、应不能自发进行。,氧化还原反应的方向,【例】计算标准状态下，T=298.15K时，反应,解：查表得：,将n=2代入：,氧化还原反应的方向,【例】电对 无法在水溶液中直接测定，试根据物质和离子的标准生成吉布斯能求,解：,氧化还原反应的方向,（二）氧化还原反应的限度,热力学推导标准吉布斯自由能变rGm和标准平衡常数K的关系：, -nFE=-2.303RTlgK,把电池的标准电动势与化学反应的标准平衡常数定量地联系起来，为求算标准平衡常数提供简便方法。,或,氧化还原反应的限度,对于给定的氧化还原反应，K仅与E有关，与反应物的浓度和压力无关， E 越大，K越大，正反应进行的趋势就越大。,氧化还原反应的
23、限度,【例5-4】计算下列反应在298.15K时的标准平衡常数K,Cu2+Zn Cu+Zn2+,E =0.340 (0.7626)=1.103V,lgK=, K越大，反应越完全，Cu2+几乎被全部还原，沉淀为Cu。,氧化还原反应的限度,lgK=,反应可以进行，但需要加入Ag+催化剂促进反应速率,必须注意：一个化学反应正向进行的趋势越大，只是热力学的结论，并不能说明反应正向进行的速度也大，也不能说明反应进行的很完全，速度问题属动力学研究范畴。,氧化还原反应的限度,四、影响电极电势的因素,（一）能斯特方程,由热力学已知，任意状态的rGm和标准状态的rGm关系:,Q是用相对浓度和相对分压表示的反应商
24、,这就是能斯特方程（Nernst equation)。它给出了电池电动势与反应物浓度和温度之间的定量关系式，应用该方程，已知 时，就可求任意温度T和浓度c时电池的电动势。,能斯特方程,如下列电池反应：,反应中电子转移数为n=10，电池电动势的计算式为：,注意在对数项中各物质均用相对浓度和相对分压(气体分压与标准压力之比)表示。,能斯特方程,运用能斯特方程计算电对任意状态时的电极电势，也可计算氧化还原反应的非标准电极电势：,E(Fe3+/ Fe2+ )= E ,E(Br2/ Br )=E(Br2/ Br ) ,能斯特方程,（3）MnO2(s)+4H+2e Mn2+2H2O,E(MnO2/ Mn2
25、+ )=1.23V,E(MnO2/ Mn2+ )= E(MnO2/ Mn2+ ),（4）O2(p)+4H+4e 2H2O(l),E(O2/ H2O )=1.229V,E(O2/ H2O )=1.229 ,能斯特方程,2. 对于电对中的纯固体，纯液体或水，浓度均为1,小结：,能斯特方程,（二）溶液酸度对电极电势的影响,在有H+、OH-参加的电极反应中，尽管O和H的氧化数在反应前后没有发生变化，但按能斯特方程H+、OH-的浓度对电极电势也有直接的影响。,【例】,E (Cr2O72-/Cr3+)=,c(H+)=1.0010-7mol/L时， E (Cr2O72-/Cr3+)=0.393V,解：查表E
26、 (Cr2O72-/Cr3+)=1.36V,利用溶液酸度对电极电势的影响来设计和控制反应。,溶液酸度对电极电势的影响,（三）生成沉淀对电极电势的影响,1. 氧化型物质形成沉淀,标准银电极的电极反应为：,向标准银电极加入NaCl，产生沉淀AgCl,Ksp=1.77 10-10,【例】298.15K时标准银电极溶液中,加入Cl- ,使Cl-离子的浓度最终均达1.00molL-1,求电极的电极电势。,达到平衡时，, E(Ag+/Ag)= E(Ag+/Ag) ,氧化型物质形成沉淀后，电极电势降低。,氧化型物质形成沉淀,Ksp逐渐减小,结果表明:加入沉淀剂会改变电对的电极电势。,E=E ,Ksp，E ,
27、氧化型物质形成沉淀,【例】已知下列两电对：,解：,但在两电对物质共存时,2. 还原型物质形成沉淀,反应进行得很完全，分析化学中常用此反应来定量测定样品中的铜含量。,3. 氧化型和还原型都形成沉淀,解：列出两个电极反应和对应的能斯特方程：,Fe(OH)3+e- Fe(OH)2+OH-,Fe3+e- Fe2+,E(Fe3+/Fe2+)=E(Fe3+/Fe2+) ,如果两个电对组成电池，不确定正负极，认为电池电动势为零。,EFe(OH)3/Fe(OH)2 = E(Fe3+/Fe2+) +,EFe(OH)3/Fe(OH)2 = E(Fe3+/Fe2+) +,小结：,（1）在酸性或碱性条件下，酸碱计量系
28、数越大，酸碱浓度影响越大。,比值越大,电极电势越大。,（4）若溶液中有配合物生成，电极电势也发生变化。,若都形成沉淀，氧化型沉淀Ksp小于还原型沉淀 Ksp ，则新标准电极电势越小。反之越大,五、电极电势的应用,（一）判断氧化剂和还原剂的相对强弱,越高，氧化型得电子能力越强，是强氧化剂，对应还原型的还原能力越弱，是弱还原剂；,越低，氧化型的氧化能力越弱，是弱氧化剂，对应还原型的还原能力越强，是强还原剂。,电极电势是氧化还原电对中氧化型获得电子能力、还原型失去电子能力大小的度量值；,【例】指出电对中最强的氧化剂和还原剂，并排出各氧化型和还原型的强弱顺序。,解：查表得各电对的电极电势为：,电极电势
29、的应用,电极电势的应用,（二）判断氧化还原反应进行的方向,非标准态时：,rGm0，E0，正反应自发进行。,rGm=0，E=0，反应达到平衡状态。,rGm0，E0，逆反应自发进行。,rGm0，E 0，正反应自发进行。,rGm =0，E =0，反应达到平衡状态。,rGm 0，E 0，正反应非自发。,标准态时：,【例5-9】在298.15K时，判断反应在不同介质（pH=0或7）下HAsO2和I2的反应方向。,(1)c(H+)=1.00mol/L，其余物质浓度均为1.00mol/L。,(2)c(H+)=1.0010-7mol/L，其余物质浓度均为1.00mol/L.,解：(1)酸性溶液中，处于标准态条
30、件下,E(H3AsO4/HAsO2)=0.560V,查表可得：,H3AsO4+2H+2e- HAsO2+2H2O,判断氧化还原反应进行的方向,E(H3AsO4/HAsO2) E(I2/I-) =0.560-0.53550,H3AsO4+2H+2I- HAsO2+I2+2H2O,(2)中性溶液中,c(H+)=1.0010-7mol/L,I2+2e- I-,E(I2/I-)=0.5355V,E(I2/I-)= E(I2/I-)=0.5355V,E(H3AsO4/HAsO2) =E(H3AsO4/HAsO2),反应向正反应进行,判断氧化还原反应进行的方向,=0.146V,反应向逆反应方向进行。,溶液
31、酸碱性不同，氧化还原方向不同。,H3AsO4+2H+2I- HAsO2+I2+2H2O,判断氧化还原反应进行的方向,（三）求离子浓度和平衡常数,【例5-10】298.15K时，向0.100mol/LAgNO3(1L)溶液中加入过量的Cu粉，使反应 Cu(s)+2Ag+(aq) Cu2+(aq)+2Ag(s)达到平衡后，c(Ag+)和c(Cu2+)各多少？,已知E(Cu2+/Cu)=0.340V， E (Ag+/Ag)=0.7991V,解：设平衡时Ag+浓度为x：,Cu(s)+2Ag+(aq) Cu2+(aq)+2Ag(s),平衡时 x (0.100x)/2,根据,求离子浓度,对于非氧化还原反应
32、，求K ,求平衡常数,求平衡常数,第三节 元素电势图及其应用,一、元素电势图,表示某元素各种氧化态之间标准电极电势变化的关系图，叫做元素的标准电极电势图，简称元素电势图(element potential diagram）。,方法：将该元素不同氧化态之间按氧化数由高到低顺序排列，各氧化态之间用直线连接起来，在直线上方标明两氧化态之间转换的标准电极电势值，就构成了元素电势图。,从图中可看到：铁元素各氧化态的存在形式，氧化态之间的变化关系及变化趋势，氧化态之间组成电对的标准电极电势，判断各氧化态的稳定性。,电极电势分酸表和碱表，在不同表中，同一元素、同样氧化态之间，其电极电势值可能不同，故元素电势
33、图也有酸碱介质之分。,元素电势图,（一）判断歧化反应能否进行,【例5-11】已知铜的元素电势，判断Cu+能否发生歧化反应,解：,E左=E(Cu2+/Cu+)=0.159V,E右=E(Cu+/Cu)=0.520V,E右 E左,正极（还原反应）：Cu+e- Cu,负极（氧化反应）：Cu+ Cu2+e-,电池反应：2Cu+ Cu+Cu2+,说明Cu+在水溶液中能发生歧化反应。,【例5-12】酸性介质下，Fe2+能否发生歧化反应,正极（还原反应）：2Fe3+2e- 2Fe2+,负极（氧化反应）：Fe Fe2+2e-,电池反应： 2Fe3+ Fe 3Fe2+,Fe2+不能发生歧化反应，但可以发生歧化逆反
34、应。,E左E右,判断歧化反应能否进行,解：已知：,一般规律：,判断歧化反应能否进行,已知相邻的两个电对的标准电极电势,rGm=rGm1+rGm2,根据热力学可知吉布斯自由能为状态函数，有加和性,（二）利用元素电势图计算相关电对的标准电极电势, rGm= nFE, nFE= n1FE1 (n2FE2), n=n1 n2,E=(n1E1 n2E2)/(n1 n2),推广而来：,（二）利用元素电势图计算相关电对的标准电极电势,【例5-13】利用溴元素电势图求E(BrO3-/Br-)值,解：,（二）利用元素电势图计算相关电对的标准电极电势,1. 氧化还原反应的基本概念。,2. 离子-电子法配平原则：电
35、荷守恒:氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。质量守恒:反应前后各元素原子总数相等。 注意：酸性介质中不应出现OH-，碱性介质中不应出现H+。,本 章 总 结,3. 原电池：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。正极:氧化剂得到电子，氧化数降低，发生还原反应；负极:还原剂失去电子，氧化数升高，发生氧化反应。,4. 电极电势,5. 电极电势的影响因素-能斯特方程,本 章 总 结,6. 电极电势的应用,比较氧化剂、还原剂的相对强弱；,判断氧化还原反应的方向；,非标准态时：,rGm0，E0，正反应自发进行。,rGm0，E 0，正反应自发进行。,标准态时：,确定氧化还原反应的限度，求离子浓度和平衡常数；,K 值越大,rGm越小,正反应自发进行的趋势越大。,判断反应次序：当有多种氧化剂、还原剂存在时， K 值最大，即rGm最小的优先进行反应。,计算电池的电动势。,标准态时：,非标准态时：,书写氧化还原反应:标准态时,E值大的氧化型做氧化剂, E值小的还原型做还原剂,二者发生反应。,判断或确定电池的正负极：为使电池反应自发进行， E值大作正极，E值小的作负极。,
