无机化学常用性质图介绍

则所同以理，若－φ有n3θ3＝iF个φ3电θn＝1对φn1－相θ1＋＋n邻1nnF，22φφ12则θθ＋φ(n－θ＝n2Fφn12φθ)1n，θ1＋＋其nn2中2φ＋2nθ＋3＝……＋n1＋＋ni nni2φiθ
除此之外，能否再发掘一些应用？
(3) 判断元素处于不同氧化数时的氧化还原能力
根据某一电对的电极电势越大，则其氧化型的氧化能力越强， 相应的还原型的还原性越弱的原理。由下列电势图
表明在标准状态下，Br2能稳定存在，不能发生歧化反应。 但是由方程
BrO3－＋5e＋6H＋ ＝ ½ Br2(l)＋3H2O
可以看出:
电对BrO3－/ φ＝φθ＋
B0.r0255的91电lg极[B电rO势3－受][H溶＋液]6 pH值所影响
假定[BrO3－]＝1 mol·L－1，则 φ＝1.52＋(6×0.0591/5)lg[H＋] ＝1.52－0.0709 pH
Fe3＋ ＋0.771Fe2＋ －0.440 Fe
可以知道，作为氧化剂，Fe3＋的氧化能力大于Fe2＋(＋0.771>－ 0.440)；作为还原剂，Fe的还原能力大于Fe2＋(－0.440<＋0.771)。
而对于Cu元素, 由其电势图 Cu2＋＋0.153Cu＋ ＋0.521 Cu 可知, Cu＋的氧化能力大于Cu2＋(0.521>0.153)，而Cu的还原能力小于 Cu＋ (0.153<0.521) 。
若相反，φ左θ>φ右θ，则两边的个体不稳定，可发生逆歧化反 应，两头的个体是反应物，产物是中间的那个个体。如根据 Fe3＋ ＋0.771Fe2＋ －0.440 Fe ，可以得出结论，在水溶液中Fe3＋和 Fe可发生反应生成Fe2＋。
(2) 求未知电对的电极电势
利用Gibbs函数变化的加合性，可以从几个相邻电对的已知电
在生产及科学研究中，常常要求在系统中只能允许某元素的 某指定氧化数个体稳定存在于溶液，这时，可以通过选择某一合 理的氧化剂或还原剂来达到这一目的。
例如，在钒的系统中欲只使V(Ⅱ)稳定存在，有Zn、Sn2＋和 Fe2＋三种还原剂，应选择哪一种？
列出钒和Zn、Sn2＋和Fe2＋的电势图：
0.255
Zn2＋－0.76 Zn
φbθ
ClO3 ＋0.50 ClO ＋0.40 ＋0.48
＋1.358 Cl 2
Cl
可知Cl2可发生歧化反应。歧化产物既可能是ClO－和Cl－，也 可能是ClO3－和Cl－。对于反应
Cl2＋2OH－＝ClO－＋Cl－＋H2O Eθ＝φθ(Cl2/Cl－)－φθ(ClO－/Cl2)＝1.358－0.40＝0.958(V) 根据lgKθ＝nEθ/0.0592 可算出反应的平衡常数 Kθ＝1.7×1016 而对于Cl2的另一歧化反应
② φθ[V(Ⅳ)/V(Ⅱ)] > φθ(Mn＋/Mm＋)，只有Zn、Sn2＋符合；
③ φθ[V(Ⅲ)/V(Ⅱ)] > φθ(Mn＋/Mm＋)，只有Zn符合。
由以上分析，只有选择Zn才是合理的。
(4) 计算歧化反应和或歧化反应的限度
歧化反应或歧化反应进行的限度可以由反应的平衡常数得到
判断。
如，根据碱性介质中氯元素的电势图
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
一 元素电势图及其应用
一种元素的不同氧化数物种按照其氧化数由低到高从左 到右的顺序排成图式，并在两种氧化数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数之间标准电 极电势的图式称为元素电势图，又称拉蒂默图。
如碘在酸性溶液中的电势图为：
＋1.19 H5IO6 ＋1.644 IO3 ＋1.13 HIO ＋1.45 I2 ＋0.54 I
＋0.99
在一般的教材或参考书中只介绍两个应用。
(1) 判断元素各种氧化数的相对稳定性(判断是否能发生岐化)
对某一元素，其不同氧化数的稳定性主要取决于相邻电对的 标准电极电势值。若相邻电对的φθ值符合φ右θ> φ左θ，则处于中间 的个体必定是不稳定态，可发生歧化反应，其产物是两相邻的
当溶液pH增大时，电对的电极电势值减小，到达某一时刻，
会出现 φ<1.065V，这时，φ右θ>φ左θ，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
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
V(Ⅴ) 1.00 V(Ⅳ) 0.71 V(Ⅲ)－0.20 V(Ⅱ)－1.50V(0) Sn4＋＋0.15 Sn2＋
0.503
Fe3＋＋0.771 Fe2＋
为了只使V(Ⅱ)稳定存在于体系，必须保证其它钒的氧化数形
式不可能存在，因此，被选择的还原剂必须符合以下条件：
① φθ[V(Ⅴ)/V(Ⅱ)] > φθ(Mn＋/Mm＋)，只有Zn、Sn2＋符合；
例如，由下列电势图判断H2O2与I－发生氧化还原反应的 产物：
极电势求算任一未知的电对的电极电势。
如
A△rG1θ, φ1θ, n1 B△rG2θ, φ2θ, n2 C △rG3θ, φ3θ, n3
已知φ1θ和φ2θ，求φ3θ。
因为
△rG1θ＝－n1Fφ1θ
△rG2θ＝－n2Fφ2θ
△rG3θ＝－n3Fφ3θ
由盖斯定律得， △rG3θ＝ △rG1θ＋ △rG2θ
物质。如 Cu2＋＋0.153Cu＋ ＋0.521 Cu 中，Cu＋可发生歧化反应生成 Cu2＋和Cu。
这是很明显的, 如将两相邻电对组成电池, 则中间物种到右边
物种的电对的还原半反应为电池正极反应，而到左边物种的反应
则
为
负极
反
应。电
池
的电动
势
为Eθ
＝
φ
θ 右
－φ左
θ，
若
φ
右θφ左
θ，
Eθ>0，表示电池反应可自发进行，即中间物种可发生歧化反应。
Cl2＋6OH－＝ClO3－＋5Cl－＋3H2O Eθ＝φθ(Cl2/Cl－)－φθ(ClO3－/Cl2)＝1.358－0.48＝0.878(V) Kθ＝2.6×1074 说明后一个歧化反应的趋势更大。
(5) 求歧化反应的pH值
下面是溴元素在酸性介质中的电势图
φaθ
BrO 3 ＋1.50 HBrO ＋1.60 Br2 ＋1.065 Br ＋1.52