无机化学6.2 电极电势的应用
电极电势的应用.
E大的电对—正极 E小的电对—负极 计算电动势 E = E+- E-
例题3-4：用以下二电极组成原电池： (A) Zn∣Zn2+（1.0mol.L-1) (B) Zn∣Zn2+(0.001mol.L-1) 判断正、负极，计算电动势。
解： EA(Zn2+/Zn)=Ey =-0.7618V
EB
(Zn2+/Zn)=
AgCl (s) e
-
Ag(s) Cl (aq ) E
-= 0.2222V试求AgCl的溶度积常数。
解：设计一个原电池：
Ag(s) , AgCl(s) Cl - (1.0mol L-1 ) Ag (1.0mol L-1 ) Ag(s)
{c(Y )} {c( Z )} = a b {c( A)} {c( B )}
y z
298K时
ZEMF lgK = 0.0592 V
例：求反应 2MnO ) 5H2C2O4 (aq) 6H (aq) 4 (aq
2 10CO ) 8H2O(l) 2 (g) 2Mn (aq
的平衡常数 K 。
E (Zn
y
2
0.0592 V /Zn) lg(0.001) 2
=-0.8506V
可见:(A)为正极, (B)为负极。
电动势为:E=E+-E-=EA-EB=0.089V
这种电池称为浓差电池，电动势太小, 不能做电源使用。
判断氧化还原反应进行的方向 电动势判据:
EMF =E+-E-＞ 0 反应正向自发进行；
2 2
确定氧化还原反应进行的限度
氧化还原反应：
aA+bB
0.0592
yY+zZ
电极电势的应用
电极电势的应用电极电势是分析电性物质在电场环境中表现特性的重要工具，电极电势的应用在电化学研究中发挥着重要作用。
1.极电势的基本概念电极电势是指某一特定电极处的电位，是衡量电解质的基本概念，可以用数字表示。
它是一种特定电极对一定电解质含量环境下所产生的电动势差，它反映着电极间的电荷转移，可以用于分析电化学反应的热力学和动力学性质。
2.极电势的应用（1）确定电极的电动势电极电势可以用来测量电极的电动势，并可以确定电极的工作电势，从而可以使用正确的电动势对电解质进行电解。
（2）诊断电化学反应的热力学电极电势可以用来检测电化学反应的热力学动力学特性，可以用来确定电荷转化的活化能，可以用来研究电解质的析出率，以及与其他电解质相关的反应活性等。
（3）诊断电化学反应的动力学电极电势也可以用来检测电化学反应的动力学特性，可以用来研究电解质的析出速率，以及与其他电解质相关的反应动力学过程。
（4）研究电解质的迁移电极电势可以用来研究电解质的迁移过程，比如在载体电极介质中测量电解质的迁移动力，从而诊断其对载体材料的特性，从而得出该载体对电解质的适宜性。
3.极电势的影响因素电极电势受诸多因素影响，若想准确测量电极电势，就应注意以下几点：（1）电极材料的选择，应根据所测量的物质种类选择合适的电极材料，以减小错误的影响。
（2）操作方法，在操作时要避免电极光滑，以防止极电势发生改变。
（3）环境条件，应在室温和正常压强下操作，以减小环境因素对实验结果的影响。
（4）电极电路的结构，在测量测试时，电极电路的结构也是十分重要的，应特别注意电极的结构特性，以准确测量出电极电势。
4.论电极电势是分析电性物质在电场环境中表现特性的重要工具，在电化学研究中发挥着重要作用。
电极电势的应用包括：确定电极的电动势、诊断电化学反应的热力学和动力学特性、研究电解质的迁移。
在测量电极电势时，应特别注意电极材料的选择、操作方法、环境条件、电极电路的结构等因素，以减小误差，得出准确测试结果。
电极电势的应用(课堂PPT)
(
M
n
O4/
M
n2
)
0
.
05 5
9
2lgx8
(Cl2
/
Cl
)
0.0592 . 2
lg
1 x2
x≥0.1mol/L25
3. 氧化还原反应进行程度的衡量
(1)电动势与K的关系
∵ ΔG =ΔG + RyTlnQ
当ΔG =0 时Q= K 反应达平衡 有-ΔrGm y = RTlnK y 和 nFE y= RT lnK y
φ /V 1.51 > 1.3583 > 0.771
氧化能力：KMnO4 > Cl2 > FeCl3
.
18
判断氧化剂、还原剂的相对强弱
φ 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
φ 越小,电对中还原型物质的还原能力越强 氧化型物质的氧化能力越弱
例3：试比较 SnCl2、Zn、H2S 在酸性 介质中的还原能力
Fe3+/Fe2+ 0.771
若有一种氧化剂，如KMnO4，Mno
4
/
M
n2
1.51V
反应顺序：I-- Fe2+ -Br-
若有一种还原剂，如Zn，(Zn2+/Zn)=-
反应顺序：Br.2 - F0e.73+61-8IV2
20
*在原电池中的应用 ① 判断正负极
正极：发生还原(+e-)反应，
∴是 大的电对；
例： 当pH=7,其他离子浓度皆为1.0
mol.dm-3时,下述反应能否自发进行:
2MnO4-+16H++10Cl-
举例说明电极电势的应用
电极电势在很多领域中都有应用。
下面是一些例子：1 在电化学分析中，电极电势可以用来测量物质的还原性或氧化性。
例如，在电解质溶液中，可以测量电极电势来确定溶液中的某些物质是否还原或氧化。
2 在工业生产中，电极电势可以用来控制化学反应的速度和方向。
例如，在镀银工艺中，可以通过调整电极电势来控制镀银的速度，从而获得理想的镀银质量。
3 在医疗设备中，电极电势也被广泛应用。
例如，心电图仪和脑电图仪都使用电极来测量人体内电活动的电势差，从而确定健康状况。
4 在动力电池中，电极电势也起着重要作用。
例如，在锂离子电池中，电极电势的差异可以决定电池的充电速度和放电速度。
5在环境监测中，电极电势也被用来测量环境中的某些化学物质的浓度。
例如，可以使用电极测定水中的溶解氧浓度，从而确定水的生态状态。
6 6 在食品加工中，电极电势也可以用来检测食品中的某些物质的浓度。
例如，在酿造过程中，可以使用电极测定果汁中的糖浓度，从而确定果汁的发酵程度。
7 在农业生产中，电极电势也被用来测量土壤中的某些养分的浓度。
例如，可以使用电极测定土壤中氮的浓度，从而决定土壤的肥力水平。
8 在钢铁加工中，电极电势也可以用来控制电弧焊接过程。
例如，在电弧焊接钢管时，可以通过调整电极电势来控制焊接速度和焊接质量。
9 在电力系统中，电极电势也起着重要作用。
例如，在变压器中，电极电势的差异可以决定电流的变化率。
10在半导体制造中，电极电势也被用来控制化学反应的速度和方向。
例如，在半导体晶体管的制造过程中，可以通过调整电极电势来控制化学蚀刻过程，从而获得理想的半导体晶体管尺寸和形状。
电极电势的应用电极电势的应用
�
解: ①EMF = E (H+/H2) - E(H+/H2) = 0.168V ∵E (H+/H2) = 0.000V. ∴E(H+/H2) = -0.168V. 又∵ 0.0592 [H + ]2 E (H + / H 2 ) = E Θ ( H + / H 2 ) + lg eq 2 P (H 2 ) PΘ + + 2 ∴E(H /H2) = (0.0592/2)lg[H ] = -0.168 解得:[H+] =1.4×10-3 ,pH = 2.85. [H+][X-] ②K a(HX) = [HX] = (1.4×10-3 )2/(0.10 - 1.4 ×10-3) = 2.0×10-5.
两电对电极电势的相对大小以及电池反 取决于 取决于两电对电极电势的相对大小以及电池反 应转移的电子数 . 一般:E MF > 0.2V,K > 6.0 ×108, 反应基本完全 . E MF < -0.2V,K < 2×10-7,反应正向程度极小 . 例2:计算反应: Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+ ①298.15K 时的K ; ·L-1, [Fe2+] = 0.10 ②反应开始时 , 若[Ag+] = 1.0 mol mol· ·L-1,达平衡时 , Fe3+浓度为多少? mol mol· 解: ①∵n1 = n2 = 1
�
经验规则:E MF > 0.2V 含H+或OH-, 则 (若电极反应 若电极反应含 0.2V( 进行; ),正向 正向进行 E MF > 0.5V 0.5V), 进行; ,逆向 E MF < -0.2V 逆向进行 -0.2V, -0.2V < E MF < 0.2V,由浓度决定. 2.反应次序: 电动势最大的两电对优先发生反应 . 一般是 一般是电动势最大的两电对优先发生反应 ·L-1 Fe2+, Cu2+的溶液中加入 Zn,哪种 例1:在含1mol 1mol· 离子先被还原 ?何时第二种离子再被还原 ? ; E (Fe2+/Fe) = 解: 可查得: E (Zn2+/Zn) = -0.7618V -0.7618V; 2+ . 0.477V; E (Cu /Cu) = +0.3419V +0.3419V.
电极电势在无机化学中的应用(共2篇)
电极电势在无机化学中的应用（共2篇）本文从网络收集而来，上传到平台为了帮到更多的人，如果您需要使用本文档，请点击下载按钮下载本文档（有偿下载），另外祝您生活愉快，工作顺利，万事如意！第1篇:电极电势在无机化学中的应用氧化还原反应是化学中的重要反应。
原电池中，两个电极用导线连接，并用盐桥将电解液连接，导线中就有电流通过，这说明两个电极上具有电势存在，并且两极之间具有电势差，这种电极上所具有的电势就称电极电势，用渍厮表示。
电极电势可用来衡量金属在水溶液中失去电子能力的大小，金属电极电势的高低主要决定于金属的种类、金属离子的浓度和溶液的温度。
当外界条件一定时，对金属电极，其电势高低决定于金属活泼性的大小，金属越活泼，达到平衡时，电极的金属片单位面积上积累的负电荷就越多，电极相对于溶液的电势就越负，电极电势就越低；相反，金属越不活泼，溶解倾向则越小，电极电势就越高。
一、电极电势在氧化还原反应中的应用1.判断氧化剂和还原剂的相对强弱由金属电极电势的产生可知，标准电极电势数值越小，表明还原态越易失去电子，即其还原态的还原性越强，氧化态的氧化性越弱；渍厮值越大，表明氧化态越易得电子，即氧化剂是越强的氧化剂，还原剂就是越弱的还原剂。
例如，渍■■=-，渍■■=∵>-∴Cu2+的氧化性大于Zn2+.∵-Cu2.判断氧化还原反应进行的方向[1]例1.试用标准电极电势判断Zn+Cu2+=Zn2++Cu 反应能否自发向右进行。
已知渍■■=-渍■■=解：要使反应能自发向右进行，必须其标准电动势E厮>0，否则E厮0∴反应能自发向右进行。
或按氧化剂和还原剂的相对强弱判断。
氧化还原反应发生在较强的氧化剂和较强的还原剂之间。
例2.试用标准电极电势判断I2+2Fe2+=2Fe3++2I-反应进行的方向。
已知：渍■■=，渍■■=解：E厮=渍■■-渍■■==<0，∴反应向左进行。
3.选择氧化剂和还原剂例如，含有Cl-、Br-和I-三种离子的混合溶液，欲使I-氧化为I2又不致使Br-、Cl-氧化，在常用的氧化剂Fe2（SO4）3和KMnO4中选择哪一种能符合上述要求？解：查表知：渍■■=，渍■■=，渍■■=，渍■■=，渍■■=可见，渍■■值最大，是最强的氧化剂，可将I-、Br-、Cl-分别氧化成I2，Br2、Cl2，∴KNMO4不符合上述要求。
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§6-2 电极电势Electrode Potential一、法拉第电解定律（Faraday’s Electrolysis Laws）第一个系统研究电解的是美国大化学家Davy，而对电解进行定量研究的是他慧眼的学生和助手Faraday。
Davy在科学上的功绩固然伟大（发现了金属钠、钾），但是比那些发现更有价值的是他从书铺的工人中提拔了伟大的科学家法拉第。
法拉第在1832年做了电解实验：1．法拉第第一电解定律：电解时，在电极上产生物质的质量与通过电解池的电量成正比。
2．电子数与电荷数的关系：1mol电子为6.022⨯1023个电子，1个电子的电量为1.602⨯10-19库仑，则1mol 电子所带的电量为6.022⨯1023⨯1.602⨯10-19= 96472 (C) ≌96500 (C) = 1F。
所以电解过程中，对于有n mol电子转移的反应，消耗的电量为Q = I (安培)⨯t (秒) = nF。
3．法拉第第二电解定律：每通过96500库仑的电量（精确值为96487库仑），就有1个克当在电解过程中，相当于接受或给出1mol电子的物质的质量，称为一个克当量。
它在数值上等于该物质的氧化──还原当量。
4．法拉第电解定律的近代观点叙述：电解时，当一个法拉第电量（1F）通过电解槽时，在阳极（anode）上发生了氧化反应并产生一个克当量的氧化产物；在阴极（cathode）上发生了还原反应并产生一个克当量的还原产物。
二、电极电位（电极电势）（Electrode Potential）In principle, the energy released in a spontaneous redox reaction can be used toperform electrical work. This task is acplished through a voltaic, (or galvanic), cell, a device in which electron transfer takes place through an external pathway rather than directly between reactants.1．原电池（Galvanic cell ）(1)组成（position ）：原电池的负极（negative pole ）──氧化反应（oxidation ），原电池的正极（positive pole ）──还原反应（reduction ）a ．金属──金属离子电极：Zn 2+── Zn Cu 2+── Cu ，选择金属本身作电极； b ．气体──离子电极：Cl 2── Cl －，选择惰性金属或碳棒作电极； c ．金属──金属难溶盐或氧化物──阴离子电极：Hg －Hg 2Cl 2| Cl －，Ag －AgCl | Cl －。
电极电势的应用
从电极电势来看，氧化态物质的 氧化能力从上到下逐渐增强，还原 态的还原能力从下到上逐渐增强。 即Li是最强的还原剂，Li＋是最弱 的氧化剂；F2是最强的氧化剂，F则是最弱的还原剂。
二、判断氧化还原反应进行的方向
方向：较强的氧化剂与较强的还原剂作用， 生成较弱的还原剂与较弱的氧化剂。位于 第二纵行左下方的氧化剂可以氧化其右上 方的还原剂；同样位于右上方的还原剂可 以还原其左下方的氧化剂。而且氧化剂和 还原剂在表中的位置相隔越远，它们之间 的得失电子自发反应趋势越大。
θ θ
时，均有k＞106，此平衡常数己较大，
可以认为反应进行已相当完全。
例：3-10判断反应Sn＋Pb2＋ ⇌ Sn2＋＋Pb 在298.15K时进行的程度。
例3-8 判断下列反应在298.15K时自发进 行的方向。
Pb2+(0.001mol· L-1)＋Sn＝Pb＋Sn2＋（0.100mol· L-1）
解：查表知
Pb2＋＋2e
⇌ Pb
θ
＝－0.1262V
Sn2＋2e ⇌ Sn
＝－0.1375V
θ
由于是非标准态下的反应，需根据Nemst方程
式计算非标准态下电对的 值，才能进行判 断：
［Zn2＋］/［Cu2＋］的比值就是此反 应的平衡常数。由于数值很大，说 明此反应进行得很彻底。根据上面 计算，可以导出利用标准电极电势 来计算平衡常数K值公式：
式中： θ氧：反应中氧化剂电对的 标准电极电势；
θ
还：反应中还原剂电对的
标准电极电势；
n：反应中转移的电子数
由上式可以看出，两个电对的 θ值相差越 大，平衡常数K值也越大，反应进行的越 彻底。计算表明，对于n＝2的反应 差 值为0.2V时，或者当n=1, 差值为0.4V
无机化学总结笔记
《无机化学》各章小结第一章绪论平衡理论：四大平衡理论部分原子结构1．无机化学结构理论：，分子结构，晶体结构元素化合物2．基本概念：体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态古代化学3．化学发展史：近代化学现代化学第二章化学反应速率和化学平衡1．化学反应速率υ=Δc(A)Δt2．质量作用定律元反应aA + Bb Yy + Zzυ = k c (A) c (B)a b3.影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.温度是影响反应速率的重要因素之一。
温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。
浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。
催化剂可以改变反应速率。
其他因素，如相接触面等。
在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。
超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响4.化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论碰撞理论有两个要点：恰当取向，足够的能量。
过渡态理论主要应用于有机化学。
5.化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。
对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。
生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。
气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。
b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。
c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。
在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中。
电极电势在无机化学中的应用(共2篇)
式中：n是氧化还原反应中电子的转移数，F是法拉第常数·V-1·mol-1
∴-nFE？厮=-RTlnK？厮
将常数代入并整理（F=96487J·V-1·mol-1，T=，R=·K-1·mol-1）
得：ｌgK？厮=■
例如，求电池反应Zn+Cu2+=Zn2++Cu在298K时的平衡常数。
解：ｌgK？厮=■=■
=■=
∴K？厮=×10-37
二、电极电势在非氧化还原反应中的应用
1.弱酸反应
例如，求反应H++Ac-=HAc的平衡常数[3]
解：正极H++e=■H2
负极■H2+Ac-=HAc+e
电池反应H++Ac-=HAc
∴lgK=■∴K=×104
电极电势应用
第二节电极电势第六章 氧化还原反应电化学基础无机化学多媒体电子教案第四节 电极电势的应用6-4 电极电势的应用1.1.判断原电池的正、负极计算原电池的判断原电池的正、负极计算原电池的电动势2.2.判断氧化剂、还原剂的相对强弱判断氧化剂、还原剂的相对强弱3.3.判断氧化还原反应的方向判断氧化还原反应的方向4.4.判断氧化还原反应的限度判断氧化还原反应的限度5.5.计算难溶电解质溶度积计算难溶电解质溶度积计算难溶电解质溶度积((Ksp Ksp ))原电池中原电池中,,E (+)>E (-);电动势E =E (+)－E (-)例1:1:由电对由电对Fe 3+/Fe 2+、Sn 4+/Sn 2+构成原电池构成原电池,, 判断原电池正判断原电池正、负极负极,,计算其标准电动势(1)(1)在标准态下：只需比较在标准态下：只需比较E (+)极 (-)极∨电动势电动势 E =E (+)-E (-)= 0.771V -0.154V = 0.617V解：E (Fe 3+/Fe 2+)=+0.771 V E (Sn 4+/Sn 2+)=+0.154 V )=+0.154 V 原电池符号： (-)Pt | (-)Pt | SnSn 2+(1mol ⋅L -1), Sn 4+(1mol ⋅L - 1) Fe 3+(1mol ⋅L -1), Fe 2+(1mol ⋅L-1) | Pt (+)原电池中原电池中,,E (+)>E (-); 电动势E =E (+)-E (-)(1)(1)在标准态下：只需比较在标准态下：只需比较E (2)(2)非标准态：先根据非标准态：先根据Nernst 方程计 算出算出E , , 然后再比较两个然后再比较两个E 值例2：试比较：试比较KMnO 4、Cl 2、FeCl 3 在酸性介质中的氧化能力在酸性介质中的氧化能力氧化能力：KMnO 4 > Cl 2 > FeCl 3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 越小,电对中还原型物质的还原能力越强 氧化型物质的氧化能力越弱 EE 解:0.7711.35831.51E /V Fe 3+/Fe 2+Cl 2/Cl -MnO 4 /Mn 2+电对>>-例3：试比较：试比较SnCl 2、Zn 、H 2S 在酸性 介质中的还原能力介质中的还原能力还原能力：Zn > H 2S > SnCl 2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 越小,电对中还原型物质的还原能力越强 氧化型物质的氧化能力越弱 E E 解:0.1540.144-0.7626E /V Sn 4+/Sn 2+S/S/ H H 2S Zn 2+/Zn 电对<<化学反应自发进行的判据 ∆r G m < 0 而 ∆r G m = -nFE电池反应中转移的电子数法拉第常数1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据化学反应自发进行的条件 ∆r G m < 0∆r G m < 0E > 0 或 E (氧化剂)>E (还原剂)∆r G m = -nFE1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据E > 0 ；E (氧化剂)>E (还原剂)氧化还原反应的规律：氧化剂氧化剂 还原剂 还原剂还原剂还原剂氧化剂较强较强 较强 较弱较弱较弱 较弱++反应自发向右进行>E > 0 ；E (氧化剂)>E (还原剂)1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据Sn 2+/Sn-0.136V-0.126V Pb 2+/Pb 电对E /V 例1 1 试判断下列反应试判断下列反应试判断下列反应::Pb 2++ + Sn Sn Sn Pb Pb Pb + Sn + Sn 2+ 在标准态时反应自发进行的方向只需比较E ( (氧化剂氧化剂氧化剂))和E ( (还原剂还原剂还原剂))大小(1) (1) 标准态时标准态时(1) 标准态时先根据先根据先根据Nernst Nernst Nernst方程求出方程求出E (电对电对),),),再比较再比较E (氧化剂)和E (还原剂)(2) (2) 非非标准态时(2) (2) 非非标准态时E > 0 ；E (氧化剂)>E (还原剂)c (Pb 2+) 0.0010c (Sn 2+) 1.0例2 2 试判断下列反应试判断下列反应试判断下列反应::Pb 2++ + Sn Sn Sn Pb Pb Pb + Sn+ Sn 2+ 在 = = 时反应自发进行的方向 1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据0.0592V 2= -0.126V + = -0.126V + lg lg lg 0.00100.0010= -0.215VE (Pb 2+/Pb)=E (Pb 2+/Pb)+ /Pb)+ lg lg lg [[c (Pb 2+)/c ]0.0592V 2先根据先根据先根据Nernst Nernst Nernst方程求出方程求出E (电对电对),),),再计算电动势再计算电动势E 或比较E (电对)(2) (2) 非非标准态时(2) (2) 非非标准态时c (Pb 2+) 0.0010c (Sn 2+) 1.0-0.136-0.215-0.126 E (Sn 2+/Sn)/VE (Pb 2+/Pb)/V E (Pb 2+/Pb)/V E > 0 ；E (氧化剂)>E (还原剂)例2 2 试判断下列反应试判断下列反应试判断下列反应::Pb 2++ + Sn Sn Sn Pb Pb Pb + Sn + Sn 2+ 在 = = 时反应自发进行的方向 1.1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应自发进行的判据反应自发向左进行<反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间电极电势差值较大的两个电对之间 反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间在在Br - 和I - 的混合溶液中加入Cl 2 ,哪种离子先被氧化哪种离子先被氧化??反应首先在Cl 2 和I -之间进行2. 2. 氧化还原反应进行的次序氧化还原反应进行的次序0.53551.0651.3583I 2/ I -Br 2/Br -Cl 2/Cl -电对E解{E (Cl 2/Cl -) -E (Br 2/Br -)}<{E (Cl 2/Cl -)-E (I 2/ I -)}例从氧化剂Fe 2(SO 4)3和KMnO 4中选择一种合适的氧化剂一种合适的氧化剂,,使含有使含有ClCl -、Br - 和I -混合溶液中的合溶液中的I I -被氧化被氧化,,而Cl -、Br -不被氧化3. 3. 选择合适的氧化剂或还原剂选择合适的氧化剂或还原剂KMnO 4不可采用<<<E (MnO 4 /Mn 2+)解E 1.51MnO 4 /Mn 2+0.771Fe 3+/Fe 2+1.3583Cl 2/Cl - 1.065Br 2/Br -0.5355I 2/ I - /V/V 电对--例从氧化剂Fe 2(SO 4)3和KMnO 4中选择一种合适的氧化剂一种合适的氧化剂,,使含有使含有ClCl -、Br - 和I -混合溶液中的合溶液中的I I -被氧化被氧化,,而Cl -、Br -不被氧化例4. 4. 选择合适的氧化剂或还原剂选择合适的氧化剂或还原剂243可采用Fe 2(SO 4)3<>>E (Fe 3+/Fe 2+)解E 1.51MnO 4 /Mn 2+0.771Fe 3+/Fe 2+1.3583Cl 2/Cl - 1.065Br 2/Br -0.5355I 2/ I - /V/V 电对-∆r G m -n FE lg K = - = -2.303RT 2.303RT RTR = 8.314 J ⋅ K -1 ⋅mol -1 , T = 298.15 = 298.15 KK F = 96485 J ⋅ V -1 6-4-4 判断氧化还原反应的限度氧化还原反应的平衡常数( )只与标准电动势只与标准电动势( )( )( )有关有关有关,,与物质浓度无关E K E lg lg = = = = K 0.0592V 0.0592V n { (+)- (-)}E E n 氧化还原反应中转移电子数 值越大值越大值越大, , , 值越大值越大值越大,,正反应进行得越完全E Klg lg = = = = K 0.0592V 0.0592V反应：Pb 2++Sn +Sn Pb Pb Pb +Sn+Sn 2+ , 计算平衡常数；若平衡常数；若反应开始时反应开始时(Pb 2+)=2.0mol ⋅L -1,计算达平衡时Pb 2+和Sn 2+的浓度。
大学化学课件：电极电势的应用
氧化
Ag(s)+H+(aq)+I-(aq)=AgI(s)+1/2H2(g)
第五章 氧化还原反应与电化学
5.4 电极电势的应用
5.4.1 判断氧化剂和还原剂的相对强弱 标准电极电势的代数值愈大，水溶液中电
对的氧化型物质的氧化能力越强；电对中的还 原型物质的还原能力就越弱。
标准电极电势的代数值愈小，水溶液中电 对的还原型物质的还原能力越强；电对中的氧 化型物质的氧化能力就越弱。
反应到达平衡时，E+=E-
E O
0.05916 n1
lg
c(Red1 ) c(Ox1 )
=
E O
0.05916 n2
lg
c(Red2 ) c(Ox2 )
lg[( cRed1 )n2( cOx2 )n1 ] (EO EO )n1n2
cOx 1
cRed2
0.05916
zE O lg K O
0.05916
1.034V
5.4.2 判断氧化还原反应的方向
氧化还原反应之所以能够自发进行时由于 组成氧化还原的两个电对中，电极电势代数值 较大的电对中氧化性物质具有较强的得电子倾 向，而电极电势代数值较小的电对中还原型物 质具有较强的供电子倾向。
Cu2++Zn=Cu+Zn2+
无机化学总结笔记
《无机化学》各章小结第一章绪论平衡理论：四大平衡理论部分原子结构1．无机化学，分子结构，晶体结构元素化合物2．基本概念：体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态古代化学3．化学发展史：近代化学现代化学第二章化学反应速率和化学平衡1．化学反应速率υ=Δc(A)Δt2．质量作用定律元反应aA + Bb Yy + Zzυ = k c (A) c (B)a b3.影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.温度是影响反应速率的重要因素之一。
温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。
浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。
催化剂可以改变反应速率。
其他因素，如相接触面等。
在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。
超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响4.化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论碰撞理论有两个要点：恰当取向，足够的能量。
过渡态理论主要应用于有机化学。
5.化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。
对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。
生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。
气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。
b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。
c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。
在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中。
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
无机化学第六章氧化还原总结
298.15K,忽略 离子强度时
0.0592 n
lg
Ox Red
n 为电极反应中转移的电子数； 式中： [Ox ]为电极反应中氧化型一侧各物质浓度幂的乘积
注意
[Red]为电极反应中还原型一侧各物质浓度幂的乘积
1）纯液体、固体不出现在方程式中。气体用分压(p/p) 表示；（p以kPa为单位， p＝100kPa)
已知 (Cl2 / Cl-) = 1.36 V, 当[ Cl- ] = 10 mol·L-1 , p(Cl2) = 1.0 kPa 时， (Cl2 / Cl-) 的值是 ( 1.24V )
I2 + 2e- 2I-
(I2/ I )
(I2/ I )
0.0592 1 2 lg [ I ]2
0.535
利用 ´计算 的 Nernst 方程：
/ 0.0592 lg cOx
n
cRe d
2、氧化还原滴定曲线计算(电极电势)
（1）计量点前——根据被滴定电对计算
（2）化学计量点sp
SP
n11 '
n1
n22 '
n2
适用于对称电对——电极反应中 氧化型、还原型前的系数相同。
（3）计量点后——根据滴定剂电对计算
AgI /Ag :
AgI + e- Ag + I- ；
Cl2/Cl- :
Cl2 + 2e- 2Cl-
（-）Ag ︱ AgI (s) | I- (c1) ‖Cl- (c2)︱Cl2 (P ) ，Pt (+)
：写出反应 I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62- 所对应的原电池符号： 解：根据反应式可知：
电极电势及其应用
净反应: Zn(s) Cu2 (aCu2 ) Cu(s) Zn2 (aZn2 )
化学反应等温式：
rGm
rGm
RT
ln
aZn2 aCu2
EE
rGm 2EF
rGm 2E F
RT 2F
ln
aZn2 aCu2
两种方法，结果相同
E E E (Cu2 |Cu)
(Zn2 |Zn)
2021/11/3
电极电势和电动势的应用
反应式中，Oxd1 / Red1、Oxd2 /Red2代表两个不同电对，z1、z2分别为两个电对中 氧化态与还原态氧化数之差。
2021/11/3
电池电动势的计算
根据化学反应等温式：
rGm
rGm
RT
ln
(Re d1 (Re d2
/ c )z2 / c )z1
• (Oxd2 • (Oxd1
/ c )z1 / c )z2
（1） 判断氧化剂或还原剂的强弱 （2） 判断氧化还原反应的方向 （3） 求化学反应的标准平衡常数 （4） 测溶液的pH （5） 电势滴定
2021/11/3
（1） 判断氧化剂或还原剂的强弱
基本原则： 电极电势高的电对中氧化态氧化能力强； 电极电势低的电对中还原态还原能力强。 对一种物质，要选择合适的氧化剂，只需要从比该物质的电对电极电势高的氧化态
/
Re
d)F
zE (Oxd
/
Re d )F
RT
ln
Re d Oxd
/ c / c
式中的E(Oxd/Red)为该电极的电势。在式两边同时除以（-z·F），可得
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E(Oxd
/
Re
d
电极电势的应用
电极电势的应用
电极电势是电化学实验中经常使用的量，它与测量物质在一定条件下的电子迁移特性
有关。
它可以用于研究物质间的交互作用，广泛应用在电学传感器、电磁技术、电化学传
感器、仪器仪表等行业中。
首先，电极电势主要用于氧化还原反应的相关应用。
在溶液中，还原剂和氧化剂之间
存在电位差，可以利用电极电势来直接测量反应活性和稳定性。
电极电势测量也可以用于
电催化反应的研究，它可以用来解释催化剂的电子成份和活性中心的变化。
电催化反应过
程中，催化剂的电子结构会不断发生变化，改变电极电势就可以说明这种变化剂。
此外，电极电势还被用于研究电磁性能，尤其是多金属器件的磁性能。
对于这类器件，比如电容器、变压器和线圈等，需要考虑它们的电磁耦合问题，调节电极电势就可以改变
这些器件的电磁性能。
此外，电极电势也可以用于无线传感器和无线通讯系统的研究，调
节这些系统的电极电势可以改善传输距离或其他性能。
最后，电极电势也可以用于计量学和电动机研究。
电极电势可用来衡量各种测量介质
的电子状态，如液体、气体、溶液等。
此外，在研究电动机时，需要电极电势来定义绝缘
两端的电压差，以便进行电流测量和调节电动机。
因此，电极电势在电化学分析、计量学以及电子和电动机研究中都有广泛的应用，它
可以反映物质的内部结构和物理性质，十分重要。
chapter2电极电势应用
第二讲
电极电势及其应用
1. 标准电极电势的理论计算 2. 电极电势的应用 3. 广义酸碱的电极电势及其应用
4. 关于使用电极电势需注意的几个问题
◆ SELECTIVE THESIS OF INORGANIC CHEMISTRY
3 ／66
一、标准电极电势的理论计算
1.由标准生成自由能fG计算 2. 由已知电对的 φ值，求未知的φ 3. 由Born-Haber循环计算φ
◆ SELECTIVE THESIS OF INORGANIC CHEMISTRY
15 ／66
标准电极电势表
◆ SELECTIVE THESIS OF INORGANIC CHEMISTRY
16 ／66
二、电极电势的应用
1.比较氧化剂、还原剂的强弱 φ氧化型/还原型 越大， 其氧化型的氧化能力越强， 其还原型的还原能力越弱。 φ氧化型/还原型 越小，
K /K
＝0－（－282.4)=282.4(kJ•mol-1)
θ ΔrG正 282.4 θ K＋／K＝－ 2.92(V) nF 1 96.5
例2
已知： Cu2+＝ △fGθ =65.52kJ.mol-1 求： Cu 2 /Cu ?
θ
θ Δr G θ Δr G 正 0 65.52 65.52kJ mol1
17 ／66
标准电极电势表
◆ SELECTIVE THESIS OF INORGANIC CHEMISTRY
18 ／66
例题：有一含有Cl - 、Br - 、I -的混合溶液，欲使I -氧化 为I2，而Br -和Cl -不发生变化。在常用的氧化剂 H2O2、Fe2(SO4)3 和 KMnO4中选择哪一种合适？
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+1.23
•各物种氧化值降低的方向从左向右排列
•横线上的数字表示电对的电极电势，横线左端是电对的氧化态， 右端是电对的还原态。
拉蒂莫尔图的应用：
1. 计算不相邻物种之间的Eө(Ox/Red)
E ө(A/B) E ө(B/C)
A
B
C
E ө(A/C)
A + n1e- B B + n2 e- C A + n3e- C
解：反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu 正极的电极反应 Cu2+ +2 e- = Cu 负极的电极反应 Zn = Zn2+ + 2 e-
E ө =0.337V E ө = -0.763V
Eө = E 0(正极）- Eө(负极）=0.337V - (-0.763V) = 1.100V
lg K nE 2 1.100V 37.2 0.0592V 0.0592V
原电池(1) C ∣ C+ ‖ A+∣ A 原电池(2) C ∣ C+ ‖ B+∣ B 原电池(3) B ∣B+ ‖ A+∣ A
E ө(Ox / Red）代数值越小，该电极上越容易 发生氧化反应, 还原型物质的还原能力（失去电子 能力）越强，是较强的还原剂;氧化型物质的氧化 能力弱。
E ө(Ox / Red）代数值越大，该电极上越容易发 生还原反应,表明氧化型物质的氧化能力（得到电子 能力）越强，是较强的与氧化剂; 还原型物质还原 能力越弱；
——判断物质氧化还原能力的相对强弱
4 氧化还原反应的方向
r Gm = -nFE池 = nF( E 正 - E 负 )
r Gm < 0
氧化还原反应自发进行的判据： E池 >0 或 E 正 > E 负
若在标准态，氧化还原反应自发进行的判据： E池ө >0 或 E ө 正 > E ө负
例题；在标准态下，判断下列反应进行的方向 Pb2+ + Sn = Sn2+ + Pb
G1ө G2 ө G3 ө
G1θ = -n1F E ө(A/B) G2 θ = -n2F E ө(B/C) G3 θ = -n3F E ө(A/C)
G3 ө = G1ө + G2 ө
n3 = n1 + n2
E ( A / C) n1E ( A / B) n2E (B / C) n1 n2
§ 6-4电极电势的应用：
2、判断原电池的正、负极，计算原电池的电动势
E值小的为负极； E值大的为正极
E池ө = E 正ө - E 负ө E池 = E 正 - E 负 E池 为电池的电动势， E 正 和E 负分别为正极和 负极的电极电势。
有三个电极A+∣ A, B+∣ B, C+∣ C
Eө (A+/ A) > Eө (B+/ B)> Eө (C+/ C)
解答： E ө(Pb2+ / Pb ) = - 0.13V E ө(Sn2+ / Sn ) = - 0.14V
Pb2+ + 2e- Pb Sn Sn2+ + 2e-
(正极） （负极）
E池 = E正 - E负= E ө(Pb2+ / Pb ) - E ө(Sn2+ / Sn ) = -0.13V - (-0.14V) = +0.01V
氧化还原反应的速率与E池ө 无关
8 计算难溶电解质溶度积Ksp ө 解：
lg K = nE /0.059 =2[-0.126-(-0.359)/0.059 =7.87
§5-5 元素电势图及其应用
拉蒂莫尔图
拉铁莫尔图（Latimer diagram) 也叫元素电势图。 将同一元素不同氧化值物种的标准电极电势以图示法表示。
5 选择氧化剂和还原剂
什么氧化剂可以氧化I - 而不氧化Br - 和Cl - ？
Eө(I2 / I- )=0.535V Eө(Br2 / Br- )=1.08V Eө(Cl2 / Cl- )=1.358V 电极电势在0.535V—1.08V之间
氧化剂Fe3+
6 判断氧化还原反应进行的次序（热力学上）
E池 为正值，说明反应按正方向进行。
非标准态， E池ө >0.2V 可以用E池ө 判断反应方向
对于含氧酸（或盐）参加的氧化还原反应，溶液的酸 度会导致反应方向的改变。
H3AsO4 + 2I- + 2H+ = HAsO2 + I2 + 2H2O pH =8 , 反应逆向进行； 强酸性介质pH = 4~6 ， 反应正向进行
K 2 1037
Kө值如此之大，说明该反应进行得很完全，在平衡时 c(Zn2+) = 0.10mol·L-1 K C(Zn2 ) / C 2 1037
C(Cu 2 ) / C C(Cu 2 ) 0.10mol L1 5 1039 mol L1
2 1037
结论：
氧化还原反应的方向由E池 判断： E池 >0 氧化还原反应的限度由E池ө 判断：
把氯水加入含有Br- 和I- 的混合溶液中，哪一种先被氧化？
E ө(I2 / I- )= 0.535V E ө(Br2 / Br- )=1.08V E ө(Cl2 / Cl- )=1.358V
电极电势差越大，越先被氧化。
氧化剂首先氧化最强的还原剂 还原剂首先还原最强的氧化剂
7、氧化还原反应的限度 ——电动势与平衡常数的关系式
r Gm= -nFE池
( 标准态） r Gmө = -nFEө池
rGmө
E池ө rGm RT ln K nFE池
Kө
E池
2.303RT nF
lg K
E池
0.0592 lg K n
例题：在0.10mol·L-1CuSO4溶液中投入Zn粒，求反应达到平衡后 溶液中Cu2+的浓度.在平衡时c(Zn2+) = 0.10mol·L-1
E
ө A
(下角A代表酸性溶液）
+1.20 +1.18
+1.70 +1.63 +1.36
ClO4- —— ClO3- —— ClO2- —— HClO —— Cl2 —— Cl-
+7
+5
+3
+1
0
-1
+1.51
+0.56
+2.26
+0.95 +1.51 -1.18
MnO4- —— MnO42- —— MnO2 —— Mn3+ —— Mn2+ —— Mn
n 是半反应中转移的电子数，在计算中采用氧化值的改变。 2、判断元素处于某一氧化值时，是否发生歧化反应。
如果图上物种左边的标准电极电势低于右边的标准电极电 势（即E 左ө < E 右ө ），该物种则可以歧化为相邻的物种。