无机化学课件-04-4电势图及其应用
无机化学课件第四章
第四章氧化还原与电化学离子—电子法酸性介质酸性介质））1）写出两个半反应写出两个半反应：：MnO -Mn 2+ （MnO -Mn 2++ 8H ++ 4 H O +5e SO 3SO 4+ 2H + H 2O + 3H O3）氧化剂氧化剂、、还原剂得失电子数相等还原剂得失电子数相等，，求出最小公倍数配平规律：酸性介质酸性介质，，多氧加多氧加H H +，少氧加少氧加H H 2O碱性介质碱性介质，，多氧加多氧加H H 2O ，少氧加少氧加OH OH -中性介质中性介质，，反应物加反应物加H H2O ，生成物少氧加生成物少氧加OH OH -, , 多氧加多氧加多氧加H H+4.2 电极电势: 将化学能转变为电能的装置将化学能转变为电能的装置作用原理原反应可以组成原电池2+ ZnΔG ø= 212.25KJ/mol电子流出的电极—负极负极（（-）Zn ：Zn -2e = Zn 电子流入的电极—正极（+）Cu ：电池反应电池反应：：Zn + Cu 2+ = Cu + Zn原电池符号符号：：（-）Zn | ZnSO4(c1) ‖CuSO4(c2) | Cu（+）/ Zn Cu/ Cu+ ne Cu 2+ + 2e Cu Zn 2++ 2e Zn + e Fe + 2e Fe 2+ 2e 2I Cu 2+ / Cu 2+ I 2/ I -1. 1. 金属金属—金属离子电极金属离子电极：：电极符号：Zn | Zn 2+(c) Ag | Ag +(c)电极反应：Zn 2+ + 2e Zn Ag + e Ag2. 氧化还原电极氧化还原电极：：电极符号电极符号：：Pt | Sn 4+(c 1) , Sn 2+(c 2)电对电对：：Sn 4+/ Sn 2+Sn 4++ 2e Sn2+3 . 3 . 气体气体—离子电极氢电极：Pt | H 2 ( p ) | H +(c) 电对电对：：H+/ H 22H ++2e H 2氧电极：Pt | O 2( p ) | OH -(c) O 2/ OH -O + 4e + 2H O 4OH -4. 4. 金属金属—金属难溶盐—难溶盐离子电极（难溶盐电极难溶盐电极））Ag —AgCl (s) | Cl -(c) 或Ag | AgCl (s) | Cl -(c)电对电对：：AgCl / AgAgCl + e Ag + Cl-Ag ++ e AgV ：趋势4.2.2 电极电势的产生 E 1 1 产生产生V 溶解> V 沉积金属表面带负电带负电，，附近溶液带正电E(Cu 2+ / Cu ) > E(Zn 2+/ Zn)/ Cu) -E(Zn 2+/ Zn)标准氢电极Eø（H +/ H 2）= 0.0000V 将标准氢电极和标准锌电极组成原电池将标准氢电极和标准锌电极组成原电池，，测得电动势得电动势，，可算出锌电极的标准电极电势H ( 101325Pa ）2H + (1mol/L) + 2e（-）Zn| Zn2+(1mol/L) ‖2e Zn+ 2e H 2Zn + H 2E= E+-E -= 0 -E -= 0.76V注标准电极电势只适用于溶液2 2 E Eø与得失电子数无关+e Fe= 0.77V + 2e 2Fe2+E = E(Cu/Cu) -E(Zn饱和甘汞电极饱和甘汞电极：：金属金属Hg Hg Hg表面覆盖一层氯化亚表面覆盖一层氯化亚汞（Hg 2Cl 2)，然后注入然后注入KCl KCl KCl溶液溶液E (Hg 2Cl 2/Hg ）= 0.2415V+ e Hg (l) + Cl -2多孔物质导线绝缘体-----------------------------------….......Pt 丝汞汞和甘汞汞和甘汞混合物混合物KCl 加液口...a (a (氧化型氧化型氧化型））+ + ze zeb (b (还原型还原型还原型））][][ln还原型氧化型zF RT E E +=ΘZ:电极反应式中转移的电子数电极反应式中转移的电子数E (氧化型氧化型//还原型）= E ø+ ———lg —————氧化型]a [还原型]0.0592Z 4.2.3 4.2.3 影响电极电势的因素影响电极电势的因素例[Zn 2+] =0.01mol/L Eø(Zn2+/Zn ) =-0.76V ，求E (Zn2+/Zn)+ 2e Zn ] /Cø0.01/1 = -0.82 V < E ø0.05922例[H+] = 2mol/L , 求E （MnO 4-/ Mn 2+），其他浓度均为1 mol/L——————————= 1.491 + 0.0592 / 5 lg (2 )8= 1.519 V > Eø[Mn ]/C例实验室能否用二氧化锰与盐酸作用制取氯气MnO2+ 4HCl = MnCl2+ ClEø( MnO2/Mn2+) < Eø( Cl2/ Cl-) E < 0MnO 2+ 4H ++ 2e = Mn 2++ 2H 2O （[ H+Cl 2+ 2e = 2Cl-E = E (Cl / Cl -)= E ø+ 0.0592 / 2 lg——————= 1.29 V P Cl / P ø( [Cl -] / C ø)2例电对：Ag ++ e -AgEø(Ag +/Ag) = 0.779V在溶液中加入NaCl ，使[Cl -] = 1mol·L -1,计算E (Ag +/Ag) 为多少多少？？[Ag ] = ———= 1.6 ×10[Cl -]E = Eø+ 0.0592 lgK spø= 0.221VAg +/Ag 后，形成新的AgCl/Ag 电极E ø(Ag +/Ag)E ø(AgCl/Ag)Eø(AgBr/Ag)E ø(AgI/Ag)K ø减小减小减小浓度对E 的影响：（1）对与酸度无关的电对对与酸度无关的电对，，如：M + e M , ————[M （3）电对中氧化型和还原型物质生成沉淀（弱电解质或配合物弱电解质或配合物），），），对对E 的影响4.2.4 电极电势的应用2 Fe3++ Sn2+2Fe2+ + Sn4+E ø(Sn 4+/ Sn 2+ ) = 0.15 V氧化还原反应总是自发地由较强氧化剂与较强还原剂相互作用较强还原剂相互作用，，向生成较弱还原剂和较弱氧化剂方向进行和较弱氧化剂方向进行。
无机化学基础知识PPT课件
元素周期表是元素周期律用表 格表达的具体形式，它反映元 素原子的内部结构和它们之间 相互联系的规律。
元素性质递变规律
原子半径
同一周期（稀有气体除外），从 左到右，随着原子序数的递增， 元素原子的半径递减；同一族中， 由上而下，随着原子序数的递增， 元素原子半径递增。
主要化合价
同一周期中，从左到右，随着原 子序数的递增，元素的最高正化 合价递增（从+1价到+7价），第 一周期除外，第二周期的Ｏ、Ｆ 元素除外；最低负化合价递增 （从-4价到-1价）第一周期除外， 由于金属元素一般无负化合价， 故从ⅣＡ族开始。元素最高价的 绝对值与最低价的绝对值的和为8。
THANKS
感谢观看
酸碱指示剂
用于指示酸碱反应终点的 试剂，如酚酞、甲基橙等。
沉淀溶解平衡原理及应用
沉淀溶解平衡
应用
在一定条件下，难溶电解质在溶液中 的溶解与沉淀达到动态平衡。
通过控制溶液中的离子浓度，可实现 难溶电解质的分离、提纯和制备。
溶度积常数（Ksp）
表示难溶电解质在溶液中达到沉淀溶 解平衡时，各离子浓度幂的乘积，是 衡量难溶电解质溶解度的重要参数。
元素的金属性和非金 属性
同一周期中，从左到右，随着原 子序数的递增，元素的金属性递 减，非金属性递增；同一族中， 由上而下，随着原子序数的递增， 元素的金属性递增，非金属性递 减。
03
化学键与分子结构
离子键形成及特点
离子键的形成
通过原子间电子转移形成正、负离子，由静电作用相互吸引。
离子键的特点
较高的熔点和沸点，良好的导电性和导热性，在水溶液中易离 解。
03
波尔模型
电子只能在一些特定的轨道上运动，电子在这些轨道上运动时离核的远
无机化学基础全套课件ppt全册电子教案
物分子。
化学键
共价键
H2、HCl两分子虽然都是由共价键形成的分子，但这两个分子中的共价键是有
区别的。H2分子是由同种元素的原子形成的共价化合物，由于两个原子吸引电
子的能力相同，共用电子对不偏向任何一个原子，因此成键原子不显电性。这
样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键。如Cl2、O2、N2等是由非极性键
空间绕原子核做高速运动。
原子的组成
原子核
原子核发现以后，科学家又进一步证明，原子核还可以再分，它是由更小的
微粒质子和中子组成。一个质子带一个单位正电荷，中子不带电，原子核所
带的正电荷数等于核内质子数。由于原子显中性，所以核电荷数等于质子数
，也等于核外电子数。既表示为：
核电荷数（Z）=质子数=核外电子数
+
- +
极性
分子
+非极性
分子
- +
固有偶极
-
+
诱导偶极
诱导力
分子的作用力
色散力
非极性分子的偶极矩为零，似乎不存在相互作用。事实上分子中的电子和原子核都处在不断运动
中，经常会发生正、负电荷重心的瞬间相互位移，从而产生偶极。这类偶极称为瞬时偶极。当两个
或多个非极性分子在一定条件下充分靠近时，就会由于瞬时偶极而发生异性相吸的作用。这种由瞬
1s2
2
3
Li
1s22s1
2
1
4
Be
1s22s2
2
2
5
B
1s22s22p1
2
3
6
C
1s22s22p2
4.4与电极电势有关的图表及其应用
8 4.4与电极电势有关的图表及其应用
4.4.1元素电势图
按元素氧化数从高到低的顺序把某元素各物种排列起来，在构成电对的两物种之间用一条横线或折线连接，在横线上标明该电对的标准电极电势值，就构成了元素电势图，也叫拉特默尔图（Latimer diagram ）。
可以根据需要选择部分物种构成的元素电势图。
A ϕ图：酸性介质中(pH=0)
B ϕ图：碱性介质中(pH=14)
以氯的
A ϕ图为例加以说明。
信息：电对、电极反应(注意介质)、电极电势
如：相连两物种电对的半反应和标准电极电势是：
ClO -4 1.189 ClO -
3:
ClO -
4+2H ++2e -ClO -3+H 2O 189.134/ClO ClO =--
ϕV
Cl 2 1. 35827 Cl -:
Cl 2+2e -2Cl - 1.35827/Cl Cl 2=-
ϕV
ClO -
4 1. 39 Cl 2:
ClO -
4+8H ++7e -21Cl 2+4H 2O 39.124/Cl ClO =-
ϕV。
元素电势图及其应用
元素电势图在无机化学中有很广泛的用途 但在一般的教材或参考书中只作简单的介绍 本文 从元素电势图的概念 影响电势图的因素及电势图在化学的应用等方面进行较为详细的介绍 一 元素电势图
许多元素具有多种氧化态 因此就有一系列的氧化还原电对和一系列的标准电极电势值 如元 素碘 仅在酸性介质中就有 φ (H5IO6/IO3 ) 1.644 V φ (IO3 /HIO) 1.13 V φ (HIO/I2) 1.45 V φ (I2/I ) 0.54 V φ (IO3 / I2) 1.19 V φ (HIO/I ) 0.99 V 等 从这些标准电极电势值看不出这一系列氧化还原电对间有什么关系 使用起来也相当不方便 在 1952 年拉蒂默 (Latimer) 建议把同一种元素的不同氧化态物种按照其氧化态由低到高从左 到右的顺序排成图式 并在两种氧化态物种之间标出相应的标准电极电势值 这种表示一种元素各 种氧化态之间标准电极电势的图式称为元素电势图 又称拉蒂默图 这种图以十分简洁和特别清晰 的方式给出了元素各种氧化态之间的关系的许多信息 使用起来十分方便 如将上述碘在酸性溶液 中的一系列标准电极电势值列成电势图为
假定[BrO3 ] 1mol·L 则 φ 1.52 (6 0.0591/5)lg[H ] 1.52 0.0709 pH 当溶液 pH 增大时, 电对的电极电势减小, 到达某一时刻, 会出现 φ<1.065V, 这时, φ 右 >φ 左 , Br2 可以发生歧化反应 1.52 0.0709pH<1.065, pH>6.42 所以 Br2 在 pH>6.42 的介质中可发生歧化反应生成 BrO3 和 Br pH 6.42 称为歧化点 6 对氧化还原的产物作分析判断 例如 由下列电势图判断 H2O2 与 I 发生氧化还原反应的产物
大学无机化学第四版第四章课件
④确定两半反应方程式得、失电子数目 的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项 分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相 同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧 化还原反应的离子方程式。有时根据需要可 将其改为分子方程式。 例1：配平反应方程式
KMnO4 (aq) + K 2SO 3 (aq) MnSO4 (aq) + K 2SO 4 (aq)
数分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子的氧化数的
代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元
素氧化数的代数和。
例： H 5 I O6
I的氧化值为+ 7
S2 O S4 O
2 3 2 6
S的氧化值为+ 2 S的氧化值为+ 2.5
8 Fe的氧化值为 + 3
Fe 3 O 4
4.1.2 氧化还原反应方程式的配平
Ag(s) + Cl (aq)
1 +
当c(Cl ) = 1.0mol L 时 , c(Ag ) = Ksp (AgCl) E (AgCl /Ag) = E (Ag /Ag) = E (Ag /Ag) + 0.0592V lg Ksp (AgCl) = 0.222V AgCl AgBr
K sp 减小
E (Hg2Cl2 /Hg) = 0.268V
1 = c(Cl ) 2.8mol L ( KCl 饱和溶液 ) 饱和甘汞电极：
E(Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V
4.2.3 标准电极电势
1.标准电极电势和标准电动势
E (电对) 电对的标准电极电势： EMF = E+ E 原电池的标准电动势：
电势能和电势ppt课件
为 深 入 学 习 习近平 新时代 中国特 色社会 主义思 想和党 的十九 大精神 ,贯彻全 国教育 大会精 神,充分 发挥中 小学图 书室育 人功能
三. 电势差（电压）
1. 公式: UABAB
U AB
W AB q
2. 单位: 伏特 符号为V
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W GE P 1E P 2 E P
(3)重力势能是相对的,有零势能面.(人为选定)
重力势能具有系统性
试探电荷静止的放入电场中,将如何运动?
E
+
F
电荷做加速运动,一段时间后获 得一定的速度,试探电荷的动能增加.
讨论：什么能转换为动能的呢?
将试探正电荷q在电场强 度为E的匀强电场中沿几条不 同路径从A点移动到B点,静电 力对电荷做功分别为多少?
为什么能呢？
我们学过了什么物理 量做功与路径无关,只与 初末位置有关?
重力场与电场的类比
重力场
电场
m mg
场方向
地球
+q qE
场方向
-q qE
场方向
负电 正电
荷
荷
地球附近的重力场跟电荷的电场相似
重力做功与重力势能的关系
重力做的功等于重力势能的减少量.
WG = EP1 - EP2 = -ΔEP
1. 重力做正功,重力势能减少. • 重力做负功,即物体克服重力做功,
例2
一个电荷量为1×10－5C的电荷，从电场外 某点移到电场内的一点A时，克服电场力做 功0.006J，则A点的电势为 600 V；如果此 电荷从电场外移到电场内的另一点B时， 电场力做功0.002J，则B点的电势为 200 V， UAB= 400 V；若有另一电荷量为0.2C的负 电荷从A移到B点，电场力做正功，大小 为 80 J。
2024版大学无机化学完整版ppt课件
离子键。
离子晶体的结构
02
离子晶体中正负离子交替排列，形成空间点阵结构，具有高的
熔点和沸点。
离子键的强度
03
离子键的强度与离子的电荷、半径及电子构型有关，电荷越高、
半径越小，离子键越强。
12
共价键与分子结构
2024/1/29
共价键的形成
原子间通过共用电子对形成共价键，共价键具有方向性和饱和性。
分子的极性与偶极矩
大学无机化学完整版ppt课件
2024/1/29
1
目录
2024/1/29
• 无机化学概述 • 原子结构与元素周期律 • 化学键与分子结构 • 化学反应基本原理 • 酸碱反应与沉淀溶解平衡 • 氧化还原反应与电化学基础 • 配位化合物与超分子化学简介
2
01
无机化学概述
Chapter
2024/1/29
反应机理
基元反应和复杂反应、反应机理的推导和表示 方法
反应速率理论
碰撞理论、过渡态理论和微观可逆性原理
2024/1/29
影响反应速率的因素
浓度、温度、催化剂和光照等外部条件对反应速率的影响
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05
酸碱反应与沉淀溶解平衡
Chapter
2024/1/29
19
酸碱反应概述
酸碱定义及性质
介绍酸碱的基本概念、性质和分类，包括阿累尼乌斯 酸碱理论、布朗斯台德酸碱理论等。
配位化合物的组成 中心原子或离子、配体、配位数、配位键等。
配位化合物的分类
3
根据中心原子或离子的性质可分为金属配位化合 物和非金属配位化合物；根据配体的性质可分为 单齿配体和多齿配体等。
2024/1/29
28
电势能和电势 ppt课件
匀强电场中任取一点A，取一点B，
并规定电荷在B点的电势能为0，引入 A
E
B
检验电荷置于A，其电势能为EPA。则
+
q
F
从A点移到B点时电场力做功为WAB=EPA。
+2C …… -1C -2C …… 2E0 …… -E0 -2E0 ……
同理，在C点的电势能为： EpC＝EpA－WAC＝0－WAC＝1.8×10－5 J
例 将电荷量为6×10－6 C的负电荷从电场中的A点移到B点，克 服静电力做了3×10－5 J的功，再从B移到C，静电力做了1.2×10－ 5 J的功，则： (1)电荷从A移到B，再从B移到C的过程中，电势能改变了多少？ (2)如果规定电荷在A点的电势能为零，则该电荷在B点和C点的电 势能分别为多少？ (3)如果规定电荷在B点的电势能为零，则该电荷在A点和C点的电 势能分别为多少？
的功，则： (1)电荷从A移到B，再从B移到C的过程中，电势能改变了多少？ (2)如果规定电荷在A点的电势能为零，则该电荷在B点和C点的电势 能分别为多少？ (3)如果规定电荷在B点的电势能为零，则该电荷在A点和C点的电势 能分别为多少？
(1)WAC＝WAB＋WBC＝－3×10－5 J＋1.2×10－5 J＝－1.8×10－5 J 电势能增加了1.8×10－5 J (2)EpB＝EpA－WAB＝0－WAB＝3×10－5 J
越低
C 电势能判断法：正电荷在电势能大的地方 电势高，负电荷在电势能小的地方电势高
课堂总结
一、静电力做功
与电荷的起始位置和终止位置有关，与路径无关。
二、电势能
电荷在电场中具有的势能，符号EP。
无机化学中常见图形简介
正极： 正极：Cu+/Cu 负极： 负极：Cu2+/Cu+
则两边的个体不稳定，可发生逆歧化反应。 若φ左θ>φ右θ，则两边的个体不稳定，可发生逆歧化反应。 如在进行实验时，为防止 ＋被氧化，常加入铁钉。 如在进行实验时，为防止Fe2＋被氧化，常加入铁钉。
电极反应: 电极反应 BrO3－＋5e＋ 3H2O ＝ 1/2Br2(l)＋6OH＋ ＋ 电对BrO3－/ Br2的电极电势受溶液 值影响 的电极电势受溶液pH值影响 电对 φ＝φθ＋ 0.0592 lg(1/[OH-]6) 5 0.0592 lg(1/[OH-]6)=1.0774 5 pH=6.15
E
− − 3
−
= 1 . 0774V − 0.5196V = 0 . 5578 V nE 5×0.5578V = = = 47 . 11 0.0592V 0.0592V = 1 . 29×10 47
lg K K
Br 2 ( l ) + 2OH ( aq ) Br ( aq ) + BrO ( aq ) + H 2 O(aq)
(5) 系统学习元素及其化合物氧化还原性质的变化规律
Cu
2+
+0.153
Cu+ +0.521 Cu
Cu2＋ ＋0.86 CuI －0.185 Cu －0.43 2＋＋1.12 Cu [Cu(CN)2] Cu
在溶液中，Cu＋会歧化，不能稳定存在。 在溶液中， 会歧化，不能稳定存在。 生成Cu(I)的沉淀 的沉淀CuI和Cu(I)的络合物离子 的络合物离子Cu(CN)2－后，由于 生成 的沉淀 和 的络合物离子 Cu＋离子浓度下降 ， φ (Cu＋ /Cu)也将下降，从而使 离子浓度下降， 也将下降， 也将下降 从而使Cu(I)可以 可以 稳定存在。 稳定存在。
第一章4课时1 电势能和电势 课件
(3)电势能是标量，有正负但没有方向. 电势能为正值表示电势能大于参考点 的电势能，电势能为负值表示电势能小于参考点的电势能. 3.静电力做功与电势能变化的关系 (1)WAB＝EpA－EpB. 静电力做正功，电势能减小；静电力做负功，电势能增加.
例1 将带电荷量为6×10－6 C的负电荷从电场中的A点移到B点，克服静电力做了 3×10－5 J的功，再从B点移到C点，静电力做了1.2×10－5 J的功，则： (1)电荷从A点移到B点，再从B点移到C点的过程中电势能共改变了多少？ 解析 WAC＝WAB＋WBC＝－3×10－5 J＋1.2×10－5 J＝－1.8×10－5 J. 电势能增加了1.8×10－5 J.
1.静电力做功：在匀强电场中，静电力做功W＝qElcos θ.其中θ为_静__电__力__方__向__与__ 位移方向 之间的夹角.
2.特点：在静电场中移动电荷时，静电力做的功与电荷的起始位置和终止位置 有关 ，与电荷经过的路径 无关 .
二、电势能
1.电势能：电荷在 电场 中具有的势能，用Ep表示. 2.静电力做功与电势能变化的关系：静电力做的功等于电势能的 减少量 .表达 式：WAB＝－ △EpAB= EpA初－EpB末.
静电力做正功，电势能 减少 ； 静电力做负功，电势能 增加 . 3.电势能的大小：电荷在某点的电势能，等于把它从这点移动到 零势能位置 时 静电力做的功 EpA＝WA0. 4.电势能具有相对性 电势能零点的规定：通常把电荷在离场源电荷 无限远 处或把电荷在_大__地__表__面__ 上的电势能规定为零.
(3)如果规定B点的电势能为零，则该电荷在A点和C点的电势能分别为多少？ 解析 如果规定B点的电势能为零，由公式WAB＝EpA－EpB则该电荷在A点的电 势能为：EpA′＝EpB′＋WAB＝0＋WAB＝－3×10－5 J. 由公式WAC＝EpA－EpC C点的电势能为EpC′＝EpA′- WAC＝ －3×10－5 J－ (－ 1.8×10－5 J) ＝－1.2×10－5 J.
元素电势图及其应用
二 自由能－温度图
1 单质的提取 方法 (1)以天然状态存在的单质的物理分离法 如淘金 (2)热分解法 2HgO △ 2Hg＋O 2Ag O △ 4Ag＋O
2 2 2
(3)热还原法
a 以C作还原剂 ZnO ＋ C △ Zn＋CO
1473K
b 用氢作还原剂 WO3＋3H2 W＋3H2O c 用比较活泼的金属作还原剂 Cr2O3＋2A1 2Cr＋A12O3 TiC14＋2Mg Ti＋2MgC12 (4)电解法 NaC1
由于 φaθ(O2/H2O)＝1.229V > φaθ(Fe3＋/Fe2＋)＝0.771V φbθ(O2/OH－)＝0.40V> φbθ[Fe(OH)3/Fe(OH)2]＝－0.56V 因此，Fe(II)能被空气中的氧氧化为Fe(III)是难免的，所以 在实验室保存Fe2＋溶液往往是在强酸性下加入铁屑或铁钉。
比较元素各氧化数物种在不同介质中的稳定性及其氧化还原能力要比较比较元素各氧化数物种在不同介质中的稳定性及其氧化还原能力必须把元素的不同氧化数物种在酸碱性介质中的行为同绘于一张图中才能进行
无机化学常用性质图介绍
元素电势图及其应用 自由能－温度图 溶解度－pH图
自由能－氧化数图
电势－pH图
2＋ － 0 . 7 6 0 . 2 5 5 Zn Zn 4＋ ＋ 0 . 1 5S 2＋ － 0 . 2 0 － 1 . 5 0 1 . 0 0 0 . 7 1 S n n V ( Ⅱ ) V ( 0 ) V ( Ⅴ ) V ( Ⅳ ) V ( Ⅲ ) 3＋ ＋ 0 . 7 7 1 2＋ 0 . 5 0 3 F e F e
Байду номын сангаас
再如，由铁的电势图： φaθ/V φbθ/V
无机化学 电极电势的应用
第四节 电极电势的应用
本节内容
概述
（1）利用电极电势判断氧化剂和还原剂的相对强弱 （2）利用电极电势判断氧化还原反应进行的方向 （3）利用电极电势判断氧化还原反应进行的程度 （4）学习元素电势图及其应用
第四章 氧化还原
第四节 电极电势的应用
1 判断氧化剂和还原剂的相对强弱
Eθ越大,电对中氧化型物质的氧化能力越强 还原型物质的还原能力越弱
各氧化型物质的氧化性强弱顺序： MnO4>I2>Sn4+>Fe2+
各还原型物质的还原性强弱顺序： Fe>Sn2+ >I->Mn2+
第四章 氧化还原
第四节 电极电势的应用
2 判断氧化还原反应进行的方向
对于某一给定反应，先区分该反应的氧化剂和还
原剂，以氧化剂及其还原型的电对为正极，还原剂及
其氧化型的电对为负极：
第四章 氧化还原
第四节 电极电势的应用
4 元素电势图及其应用
元素电势图的表示方法
EAθ/V
0.682V
1.77V
O2 n 1 H2O2 n 1 H2O
1.229V
n=2
表示方法：
①各物种电
对的E θ，（线下方为转移电子数）
第四章 氧化还原
强的氧化剂和最强的还原剂，并排列出各氧化型物质的氧化
性和各还原型物质的还原性强弱顺序。
MnO4-/Mn2+、Sn4+/Sn2+、Fe2+/Fe、I2/I-
解： 查附表3得
MnO4 8H 5e- Mn2 4H 2O E (MnO4 / Mn2 ) 1.51
Sn4 2e- Sn2
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第四节 元素电势图及其应用
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
定 义 把同一元素不同氧化数物质所对应电对
的标准电极电势,按各物质的氧化数由高 到低的顺序排列,并在两种物质之间标出 对应电对的标准电极电势。
E A /V E B /V
0
-1
-2
O2 0.695 H2O2 1.763 H2O
1.229
O2 -0.076 HO2- 0.867 H2O 0.401
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
A Ez11 B zE22 C Ez33 D
E z zE = z1E1 + z2 E2 + z3 E3
E
= z1E1
+ z2 E2 + z3 E3 z
易被空气中氧氧化为Fe3+
4Fe2+ + O2 + 4H+ → 4Fe3+ + 2H2O
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
故Fe2+不会发生歧化反应 可发生歧化反应的逆反应
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
(1) 因 E (Fe2+/Fe) < 0，而 E (Fe3+/Fe2+) > 0
故在非氧化性稀酸(如稀盐酸或稀硫酸)中 金属铁只能被氧化为Fe2+
(1)判断某元素的不同氧化态在水溶液 中的相对稳定性
酸性溶液中最稳定的氧 化态是H2O
碱性溶液中最稳定的氧 化态是OH
4.4.2 fGm N 图 第四章 氧化还原反应与应应用用电化学
(2)比较各氧化态物质在不同介质中的 氧化还原能力
斜率较大的氧化还原电对 中的氧化型物质易被还原, 如 酸 性 介 质 中 H2O2／ H2O 电对中的H2O2;
EB(BrO-/Br2)=
z4
EB
(BrO-/Br-)
z2
-
z3EB
(Br2/Br-)
=
(2×0.76-1×1.065)V 1
= 0.46V
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
例1
E
=
z1
E1
+
z2
E2 z
+
z3E3
EB /V
BrO3-
斜率较小的氧化还原电 对中的还原型物质易被氧 化，如碱性介质中O2/HO2 中的HO2 。
4.4.2 fGm N 图 第四章 氧化还原反应与应应用用电化学
(2)比较各氧化态物质在不同介质中的 氧化还原能力
斜率较大的氧化还原电对 中的氧化型物质易被还原, 如 酸 性 介 质 中 H2O2／ H2O 电对中的H2O2;
Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁 能避免Fe2+被空气中氧气氧化为Fe3+
4.4.2 fGm N 图 第四章 氧化还原反应与应用电化学
定义
将某元素一系列的氧化态与对 应的ΔfGm作图，并将各点连接成线， 即得出ΔfGm -N图。
4.4.2 fGm N 图 第四章 氧化还原反应与应应用用电化学
z、z1、z2、Βιβλιοθήκη 3分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
例1
E
=
z1
E1
+
z2
E2 z
+
z3E3
EB /V
BrO3-
? z1
BrO-
? z2
Br2
1.065 z3
Br-
0.76
0.61
z4
z
Fe + 2H+ → Fe2+ + H2↑
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
(2) 因 E (O2/H2O)=1.229V > E (Fe3+/Fe2+)
所以Fe2+在空气中不稳定
第四章 氧化还原反应与应用电化学
斜率较小的氧化还原电 对中的还原型物质易被氧 化，如碱性介质中O2/HO2 中的HO2 。
4.4.2 fGm N 图 第四章 氧化还原反应与应应用用电化学
(3) 预测歧化反应的发生
某氧化态物质对应的点若位 于其相邻氧化态连线的上方， 则该氧化态物质易发生歧化 反应；反之，若在下方则相 邻氧化态物质之间会发生反 歧化反应。若某几种氧化态 物质所对应的点恰在同一直 线上，则表明它们可共存于 同一体系中。
? z1
BrO-
0.z4255Br2
1.065 z3
Br-
0.76
0.61
z4
z
E
(BrO3-/BrO-)= zE
(BrO3-/Br-) –z4E
z1
(BrO-/Br-)
=
(6×0.61-2×0.76)V 4
= 0.54V
4.4.1 元素标准电极第四电章势氧图化及还原其反应应用与应用电化学
应用 ：2 判断能否发生歧化反应
反应 2Cu+ → Cu2+ + Cu
EA/V
Cu2+ 0.159 Cu+ 0.520 Cu
0.340
E (Cu+/Cu)=0.520V > E (Cu2+/Cu+)=0.159V
结论: E (右) > E (左), Cu+易发生歧化反应
当一种元素处于中间氧化数时,它一部分向高的 氧化数状态变化(被氧化),另一部分向低的氧化 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应