Wjhx-04-4 元素标准电极电势图
元素电势图
书写方式及其内容
关于氧化态的高低顺序有两种书写方式： • 一种是从左至右，氧化态由高到低排列（氧化 型在左边，还原型在右边）；另一种是从左到 右，氧化态由低到高排列。 • 在两种氧化态之间若构成一个电对，就用一条 直线把它们连接起来，并在上方标出这个电对 所对应的标准电极电势。书写某一元素的元素 电势图时，既可以将全部氧化态标出，也可以 根据需要列出其中的一部分。
电势图的优点
• 元素电势图简明、直观地表明了元素各 电对的标准电极电势，对于讨论元素各 氧化值物种的氧化还原性和稳定性非常 重要和方便。
元素电势图的应用
• 判断氧化还原反应能否发生 • 某元素中间氧化值的物种发生自身氧化还原反 应，生成高氧化值物种和低氧化值物种，这样 的反应叫做歧化反应。 • 相反，由同一元素的高氧化值物种和低氧化值 物种生成中间氧化值物种的反应叫做反歧化反 应。 • 在标准状态下，歧化反应能否发生可用元素电 势图来判断。
元素电势图的应用
• 计算某些未知的标准电极电势 • 在一些元素电势图上，常常不是标出所 有电对的标准电极电势，但是利用已经 给出的某些电对的标准电极电势可以很 简便地计算出某些电对的未知标准电极 电势。
标准电极电势图表
Bi2O3+3H2O+6e═2Bi+6OH
+ +
-
-0.46 1.593 0.56 1.087 1.066 0.761 1.423 0.61 1.482 1.331 1.574 0.59 0.19 -0.12 0.373 0.77 -0.12 -0.199 -2.868
Bi2O4+4H +2e═2BiO +2H2O Bi2O4+H2O+2e═ Bi2O3+2OH
22 7 + 3+ 3-
-1.28 -1.48 1.232 -1.2 1.350
-
Cr O +14H +6e═2Cr +7H2O CrO2 +2H2O+3e═Cr+4OH
+ 3+ -
HCrO4 +7H +3e═Cr +4H2O CrO4 +4H2O+3e═Cr(OH)3+5OH Cs +e═Cs Cu +e═Cu Cu +2e═Cu Cu +2e═Cu(Hg) Cu +Br +e═CuBr Cu +Cl +e═CuCl Cu +I +e═CuI Cu +2CN +e═[Cu(CN)2] CuBr2-+e═Cu+2BrCuCl +e═Cu+2Cl CuI +e═Cu+2I
-0.8277 -1.55 0.851 0.797 0.920
-
Hg2Br2+2e═2Hg+2Br HgBr +2e═Hg+4Br
氧化还原反应之元素标准电极电势图及其应用课件
谢谢
THANKS
05 总结与展望
CHAPTER
氧化还原反应的重要性和应用前景
总结：氧化还原反应是化学反应中的重要类 型，涉及到电子的转移过程。元素标准电极 电势图是研究氧化还原反应的重要工具，可 以预测反应的可能性及方向。在能源、环境 、生物和材料科学等多个领域，氧化还原反 应都发挥着关键作用。
在能源领域，氧化还原反应可用于燃料电池 、太阳能电池等新能源的开发和利用。在环 境科学中，氧化还原反应有助于处理污染物 ，实现环境净化。在生物体内，氧化还原反 应参与能量代谢、物质合成等生命活动，对 维持生物体的正常生理功能至关重要。此外 ，在材料科学中，通过控制氧化还原反应可
电极电势图的绘制
选取标准氢电极作为参考点， 规定其电势为0。
选取其他电极，测量其在标准 压力下的电极电势，并绘制成 图。
标明各电极的氧化型和还原型 物质。
电极电势图的解读
根据电极电势的大小判断氧化还原反 应的方向。
电极电势图可以用来预测不同物质之 间的反应可能性。
根据电势差计算电动势，进一步计算 氧化还原反应的平衡常数和反应速率 。
04 氧化还原反应的实际应用
CHAPTER
金属的冶炼和提纯
金属冶炼
利用氧化还原反应将金属元素从矿石 中还原出来，如炼铁、炼铜等。
金属提纯
通过控制氧化还原反应条件，除去金 属中的杂质，提高金属的纯度。
有机合成中的氧化还原反应
氧化反应
通过氧化还原反应将有机物中的氢、 碳等元素氧化成更高级的化合物，如 醇氧化成醛、醛氧化成羧酸等。
还原反应
通过还原反应将有机物中的氧、氮等 元素还原成更低级的化合物，如醛还 原成醇、羧酸还原成酮等。
环境保护中的氧化还原反应
元素电势图
Br-
-1
½写不写均可
求电对BrO3-/Br-的标准电极电势，并判断Br2 歧化产物是什么？ 解。根据公式：
∵EθBO3-/B2= ∴EθBO3-/Bro-= ∵EθBO3-/Br-=
EθBO3-/BO-+1×0.45 5 0.54(V)
=0.52（V）
4×0.54+1×0.45+1×1.07 4+1+1
Fe2+
-0.44
Fe
Eθ=0.77 Eθ=-0.44
Fe3++e ⇌ Fe2+ Fe2++2e ⇌Fe ⇌ 2Fe3++Fe=3Fe2+
所对应的电动势为 Eθ＝EθFe
θ
2+/Fe
-EθFe /Fe =-0.44-0.77=-1.21V
3+ 2+
E <0 说明反应不能向右进行，表明Fe 不能 2+ 歧化说明Fe 的歧化反应不能自发进行，但歧化 反应的逆过程可以自发进行。
=0.61(V)
由元素电势图可知Br2的歧化产物为BrO-和Br-.
2，元素电势图另一主要用途是判断处于中间氧化态的物 质 （分子或离子）是否会发生歧化反应 例，酸性aq中铜元素的电势图为
Eaθ Cu2+
0.159
Cu+
0.52
Cu
铜的电势力图所对应的半反应为 电极反应可写可逆号 Cu++e⇌Cu
元素电势图
元素电势图 它是把同一元素不同氧化态按高低顺序排列起来，并 把两种氧化态构成的电对用一条直线连接起来，在直线的 上方标出标准电极电位，我们可以借助于元素电势图来分 析不同介质中哪些氧化态稳定，哪些不稳定，哪些状态易 发生歧化反应，那些状态有易发生歧化反应的逆反应，进 而就判别反应的产物是什么。 在使用元素电势图一定要明确查酸表还是碱表，凡是 酸性物质或在酸性介质中进行的反应应查酸表，所谓酸表 就是指[H+]=1mol.L-1 PH=0时在25oC（或298K）所测得的 Eθ 值，表示的EθA，下角标A是酸（acid）的缩写，凡是碱 性物质或者须在碱性介质中进行的反应则查碱表。
元素电极电势图及其应用
φ0 B
BrO3-
?
0.5B2 rO-
0.45
Br2
1.09
Br-
?
解 ：φ 0(BrO3-/Br-)= =
5φ 0(BrO3-/Br2)
5×0.52
1.069
6
φ 0(Br2/Br-)
= 0.62V
φ 0(BrO3-/BrO-)=
5φ0(BrO3-/Br2)
4
φ(0BrO/Br2)
. =
5 ×0.52
B → A+C
右 ＜ 左 则会发生反岐化反应
A+C→B
二、元素电极电势图的应用
Cu+能否发生歧化反 应？
φ0 A
Cu2+ 0.153
C0.3u3+7 0.521
Cu
故Cu+能发生歧化反应。
二、元素电极电势图的应用
（3）求算某电对未知的标准电极电势
通过已知相邻的标准电极电势，可以计算另一个电对的标准电极电势
0.1 Mn(OH)2 -1.55 Mn
0.59
-0.05
在酸性介质中，MnO4-， MnO42- ，MnO2，Mn3+，都是较强的氧化剂。
MnO42-的值最大，是最强的氧化剂，Mn的值最小，是最强的还原剂。
二、元素电极电势图的应用
(2) 判断元素某氧化态能否发生歧化反应
A
左
B
右
C
右 ＞ 左 氧化态B会发生岐化反应
Cu |
A表示酸性条件下的元素电势图， B表示碱性条件下元素电势图。
二、元素电极电势图的应用
(1)比较元素各氧化态的氧化还原能力
A/V
1.51
MnO4- 0.56 MnO42- 2.26 MnO2 0.95 Mn3+ 1.51 Mn2+ -1.18 Mn
电极电势课件
电极电势课件判断氧化还原反应的方向1．根据Eφ值，判断标准状况下氧化还原反应进行的方向。
通常条件下，氧化还原反应总是由较强的氧化剂与还原剂向着生成较弱的氧化剂和还原剂方向进行。
从电极电势的数值来看，当氧化剂电对的电势大于还原剂电对的电势时，反应才可以进行。
反应以“高电势的氧化型氧化低电势的还原型的方向进行。
在判断氧化还原反应能否自发进行时，通常指的是正向反应。
2．根据电池电动势Eφ池值，判断氧化还原反应进行方向。
任何一个氧化还原反应，原则上都可以设计成原电池。
利用原电池的电动势可以判断氧化还原反应进行的方向。
由氧化还原反应组成的原电池，在标准状态下，如果电池的标准电动势＞0,则电池反应能自发进行；如果电池的标准电动势＜0,则电池反应不能自发进行。
在非标准状态下，则用该状态下的电动势来判断。
从原电池的电动势与电极电势之间的关系来看，只有＞时，氧化还原反应才能自发地向正反应方向进行。
也就是说，氧化剂所在电对的电极电势必须大于还原剂所在电对的电极电势，才能满足E＞0的条件。
从热力学讲电池电动势是电池反应进行的推动力。
当由氧化还原反应构成的电池的电动势Eφ池大于零时，则此氧化还原反应就能自发进行。
因此，电池电动势也是判断氧化还原反应能否进行的判据。
电池通过氧化还原反应产生电能，体系的自由能降低。
在恒温恒压下，自由能的降低值等于电池可能作出的最大有用电功：－△G＝W电＝QE＝nFE池即△G＝－nFE池在标准状态下，上式可写成：△Gφ＝－nFEφ池当Eφ池为正值时，△Gφ为负值，在标准状态下氧化还原反应正向自发进行；当Eφ池为负值时，△Gφ为正值，在标准状态下反应正向非自发进行，逆向反应自发进行。
E或Eφ愈是较大的正值，氧化还原反应正向自发进行的倾向愈大。
E池或Eφ池愈是较大的负值，逆向反应自发进行的倾向愈大。
[例2]试判断反应Br+2Fe2Fe+2Br在标准状态下进行的方向。
解:查表知：Fe+eFe＝+0.771VBr+2e2Br＝+1.066V由反应式可知：Br是氧化剂，Fe是还原剂。
电极电势课件
电极电势课件电极电势的大小主要取决于电极的本*，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。
以下是小编整理的电极电势课件，欢迎阅读。
1、电极电势的产生——双电层理论德国化学家能斯特（h．w．nernst）提出了双电层理论（electrondoublelayertheory）解释电极电势的产生的原因。
当金属放入溶液中时，一方面金属晶体中处于热运动的金属离子在极*水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。
金属*质愈活泼，这种趋势就愈大；另一方面溶液中的金属离子，由于受到金属表面电子的吸引，而在金属表面沉积，溶液中金属离子的浓度愈大，这种趋势也愈大。
在一定浓度的溶液中达到平衡后，在金属和溶液两相界面上形成了一个带相反电荷的双电层(electrondoublelayer)，双电层的厚度虽然很小(约为10-8厘米数量级),但却在金属和溶液之间产生了电势差。
通常人们就把产生在金属和盐溶液之间的双电层间的电势差称为金属的电极电势（electrodepotential），并以此描述电极得失电子能力的相对强弱。
电极电势以符号emn+/m表示,单位为v(伏)。
如锌的电极电势以ezn2+/zn表示,铜的电极电势以ecu2+/cu表示。
电极电势的大小主要取决于电极的本*，并受温度、介质和离子浓度等因素的影响。
2、标准电极电势为了获得各种电极的电极电势数值，通常以某种电极的电极电势作标准与其它各待测电极组成电池,通过测定电池的电动势,而确定各种不同电极的相对电极电势e值。
1953年*纯粹化学与应用化学联合会（iupac）的建议，采用标准*电极作为标准电极，并人为地规定标准*电极的电极电势为零。
（1）标准*电极电极符号:pt|h2(101.3kpa)|h+(1mol.l-1)电极反应:2h++2e=h2（g）eφh+/h2＝0v右上角的符号“φ”代表标准态。
标准态要求电极处于标准压力（101.325kpa）下，组成电极的固体或液体物质都是纯净物质；气体物质其分压为101.325kpa；组成电对的有关离子（包括参与反应的介质）的浓度为1mol.l-1（严格的概念是活度）。
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z1
应用 ：2
反应 E /V
A
判断能否发生歧化反应 2Cu+ → Cu2+ + Cu 2+ 0.159 Cu+ 0.520 Cu Cu 0.340
(Cu+/Cu)=0.520V > E (Cu2+/Cu+)=0.159V E 结论: 结论: E (右) > E (左), Cu+易发生歧化反应 右 左
故Fe2+不会发生歧化反应 可发生歧化反应的逆反应 Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+ 在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁 盐溶液， 能避免Fe 空气中氧气氧化为Fe 能避免Fe2+空气中氧气氧化为Fe3+
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第一节 结束
第四章 氧化还原反应
第四节 结束
(2×0.76-1×1.605)V × × = 1 = 0.455V
应用 ：1
例1
B
计算电对的标准电极电势 z1E + z2 E + z3 E E = z
? E /V BrO3- z BrO- 0.455Br2 1.605 Brz2 z3 1 0.76 z4 0.61 z
E (BrO3-/BrO-)= zE (BrO3-/Br-) –z4 E (BrO-/Br-) (6×0.61-2×0.76)V × × = 4 = 0.53V
(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) 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Fe 金属铁只能被氧化为Fe2+ Fe + 2H+ → Fe2+ + H2↑
应用 ：3
如 E /V
A
解释元素的氧化还原特性 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 所以 易被空气中氧氧化为Fe 易被空气中氧氧化为Fe3+ 4Fe2+ + O2 + 2H+ → 4Fe3+ + 2H2O
应用 ：3
如 E /V
A
解释元素的氧化还原特性 Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
与还原型的氧化数之差
应用 ：1
例1
B
计算电对的标准电极电势 z1E + z2 E + z3 E E = z ? Br 1.605 Br2 z2 z3 0.76 z4 z2
? E /V BrO3- z BrO1 0.61 z
(BrO-/Br2)= E
z4E (BrO-/Br-) -z3E (Br2/Br-)
当一种元素处于中间氧化数时, 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 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) 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应
应用 ：3
如 E /V
A
解释元素的氧化还原特性 Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
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第四章 氧化还原反应 第四节 元素标准电极 电势图及其应用
4-4-1 元素标准电极电势图及其应用
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， 标准电极电势，按各物质的氧化值由高到 低的顺序排列， 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。 应电对的标准电极电势。
A
E /V E /V
B
0.695 H O 1.763 H O O2 2 2 2 1.229 O2 -0.076 - 0.867 H O HO2 2 0.401
应用 ：1
计算电对的标准电极电势
E1 B z1
E2 C E3 D A z2 z3 E z z E = z1E + z2 E + z3 E z1E + z2 E + z3 E E = z z、z1、z2、z3 、 分别为各电对中氧化型