电极电势课件
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-
课件：电极电势
2
• (ii) 电极电势是如何产生的---双电层模型 • 金属表面的两过程:
• 金属溶解, 阳离子进入溶液, 电子留在金 属表面, 形成金属表面带负电荷、邻近溶 液带正电荷的“双电层”,金属还原性强、 Mn+(aq)浓度小,这种倾向大
它电极的电极电势的。 H2(g) (1 p )
（i）〔标准氢电极〕
• Pt|H2(100 kPa)|H+(1 mol·dm-3)，
Pt H+(aq) (a = 1)
H2气泡
• IUPAC 规 定 , 以 标 准 氢 电 极 (Pt),
H2(1pө)H+(1mol·dm-3) 的 电 势 作 为 电 极 电 势的相对标准，规定其电极电势φө ＝0 V
20
• 298 K, [H+] = 10.0 mol·dm-3时, 电对Cr2O72- / Cr3+的电极电势
[解]电极反应:
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O
E (Cr2O72-
/
Cr3 )
E O (Cr2O72-
/
Cr3 )
0.059 6
V
lg
(Cr2O72- )(H )14 (Cr3 )2
φө (Zn2+/Zn)=-0.76 18 V，
当Zn2+浓度c=0.001 M时，
φ(Zn2+/Zn)=φө(Zn2+/Zn)＋(0.05917/2)×lgc
= -0.76 18 - (0.05917/2)×3=-0.8506 V
电极电势.ppt
17
例1. 测定E(Cu2+/Cu)
设计原电池：
() Pt, H2(100kPa) | H+(1molL-1) ||Cu2+(1 molL-1) | Cu (+)
测得原电池电动势：E = 0.340 V
E = E(+) - E(-) = E(Cu2+/Cu) - E (H+/H2) E(Cu2+/Cu) = E - E (H+/H2)
3.4
22
常用电对的标准电极电势(298.15K)
电
电对
电极反应 对 E /V
Li+/Li
Li+ + e- Li 中 -3.040
K+/K E (Li+/Li)最K+小+ eZn2+/ZLni的还原Z性n2最+ +强2e-
K 氧 还 -2.924
Zn化 型
原 型
-0.7626
H+/HL2 i+的氧化2性H+最+ 2弱eCu2E+/C(Xu eF/Xe)C最u大2+ + 2e-
(-) Pt，O2(p) | H2O，OH- (c1)
11
举例： 2H2 + O2 → 2H2O
电极反应
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
原电池符号
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
= 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
普通化学课件4.2电极电势与电池电动势32页PPT
斯特方程：
nF
25℃时，
EE 0.059l2gQ n
Eθ—原电池标准电动势，即两电极 各物质处于标准态时电极电势差值。
Eθ= Eθ（+）- Eθ（-）
（2）影响电极电势的因素——能斯特方程
对于电极电势来说，也有能斯特方程，只不过两者区别在于
E与E(Ox/Red) ，前者为原电池电动势，后者为电极电势。
(Ag
/
Ag)
0.0592V
lg
Ksp c(Cl ) /
c
1.61010
0.80V 0.0592V lg
0.22V
1.0
E(AgCl/ Ag)
由于氧化型(Ag+)浓度大大减小，E降低。氧化能力降低
比较下列电极电势的高低
（1） E（AgCl/Ag）， E（AgBr/Ag） E（AgI/Ag） (2) E（Cu2+/CuI), E（Cu2+/CuBr), E（Cu2+/CuCl)
将原电池反应改为电极反应，但不管正负极均按得电子的还 原反应来写：
对于电极反应：
还原反应
a Ox + ne → bRed E (Ox/Red)
有： E (Ox) /E R (O ex d ) /2 .R 3 nR 0 e F l3 T d g [[c c ((R O ))//e c c x ]]a d b
（2）E＋
E（ HgO
/ Hg）
0.0592 V 2
lg
1 (OH －)2
E－
E（ ZnO
/
Zn）
0.0592 V 2
lg
1 (OH － )2
E＝E＋－E E（ HgO / Hg）－E（ ZnO / Zn） E 对于固定的电极在一定 条件下为定值，
四原电池电极电势PPT课件
教学要求: 了解电极电势的产生原因,正确书写电极
反应,电池反应及原电池符号; 用能斯特方程作有关计算; 应用电极电势分析氧化还原反应中的问
题; 了解电解基本原理,能正确判电解产物; 了解金属腐蚀及防护原理.
-
1
复习氧化还原反应
-
2
主要内容
4.1原电池及其电动势 4.2电极电势及其应用 4.3电解 4.4金属腐蚀及其防止 4.5化学电源
因此: 平衡常数Kθ只与Eθ有关,而与浓度和E无关。 n—是指反应得失电子数,与方程书写有关.
-
26
计算举例
电池：(-)Zn∣Zn2+(c=?)‖Ni2+(1mol/l)∣Ni(+) 25℃时测得原电池电动势为0.54V,计算原
电池中Zn2+离子浓度?并求电池反应的△rGm ？
（已知φθ(Zn2+/Zn)= - 0.7621V, φθ(Ni2+/ Ni)= - 0.2363V）
Fe3+（aq）+e= Fe2+（aq） ;
Sn2+（aq）= Sn4+（aq）+2e
上述电池的电池符号为：
(-)C∣Sn4+(c1),Sn2+(c2)‖Fe3+(c3),Fe2+(c4)∣C(+) 例：氢电极作为负极,甘汞电极作为正极。
组成原电池，电池符号如下:
(-)Pt∣H2(p)∣H+(c1)‖Cl- (c2)∣Hg2Cl2∣Hg∣Pt(+)
用已知电极组成原电池，计算电动势。 方法1：①能斯特方程计算两个电极的电极电势值φ ;
②φ值大的是正极, φ值小的是负极; ③电动势E= φ正－ φ负
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。
基础化学教学课件：9.3 电极电势
原电池及电极电势
结合具体案例和实验数据
电极电势的计算方法 电池设计的基本原则 电极电势在实际应用中的运用
原电池在能源领域中的应用
能源转换和环保技术
通过对其原理的深入理解，我们可 不断探索和优化能源利用方式，为 环保事业贡献力量。
原电池的基本概念
电极电势的应用也涉及社会责任意识。 科技的发展 不仅要追求经济效益，更要考虑其对环境 和社会的影响。
1. 电极电势的产生 把金属浸入其盐溶液时，会出现两种倾向： ① 金属表面的原子以离子形式进入溶液； ② 溶液中的金属离子沉积在金属表面上。
金属的电极电势
电极电势
1. 电极电势的产生 金属表面带电
靠近金属附近的溶液带相反电荷 产生在金属和它的盐溶液之间的电势就 叫做金属的电极电势。
金属的电极电势
标准氢电极
电极电势
电极电势
原电池的工作原理
氧化反应
电子传递
离子迁移
原电池将化学能转化为电能，为我们提供 了便捷的能量来源。
电极电势的概念
电极电势
• 描述电极上发生的 氧化还原反应趋势 的物理量。
反映了电极上电子的活动能力，即电子从电 极上逸出的难易程度。
电极材料的性质
电极电势的大小
电解质溶液的组成
温度
电极电势
在298.15 K
用标准氢电极与其他各种标准状态下的电极组 成原电池，从而得到各种电极的标准电极电势。
实际应用中的重要作用
电极电势应用
电极电势在判断氧化还原反应的方向和程度方面具有重要意义。
电极电势的大小
判断一个氧化还原反应是否能够自发进行 反应的速率和程度
理解化学反应的本质和预测反应结果具有重要意义
氧化还原滴定法—电极电势(化学分析课件)
任务二：电极电势
专业大类：生物与化工
知识点1 原电池 知识点2 电极电势 知识点3 标准电极电势 知识点4 影响电极电势的因素
项目四：氧化还原滴定法
任务二：电极电势
知识点1：原电池
知识点1：原电池
实 验1: Zn与CuSO4溶液的置换反应
CuSO4
Zn
现象
图4-1
所发生的反应： Zn-2e→Zn2+
知识点3：标准电极电势
5.使用标准电极电势表时应注意以下几点
对同一电对而言，氧化态的氧化性越强，其还原态的还原性就越弱,反之亦 然。这种关系与布朗斯特共轭酸碱对之间的关系相类似。
一个电对的还原态能够还原处于该电对上方任何一个电对的氧化态，也就 是说φ*代数值较大的电对中氧化态物质能和φ*在代数值较小的还原态物质 反应。其实质是氧化还原反应总是由强氧化剂和强还原剂向生成弱还原剂 和弱氧化剂的方向进行。
知识点3：标准电极电势
项目四：氧化还原滴定法
任务二：电极电势
知识点4：影响电极电势的因素
知识点4：影响电极电势的因素
电极电势的大小，不仅取决于电对本 性，还与反应温度，氧化态物质和还原态 物质的浓度、压力等有关。
1. 能斯特公式
A(氧化型) +ne- ⇆ B(还原型)
RT
nF
ln
c (氧化型 c ( 还原型
知识点4：影响电极电势的因素
①沉淀剂与氧化态离子作用，则使电极电势降低。
②沉淀剂与还原态离子作用，电极电势升高。
(3)配合物的生成对电极电势的影响在电极溶液中加入配位 剂， 使之与电极物质发生反应，这将改变电极物质的浓度 ，电极电势也将随之改变。
知识点4：影响电极电势的因素 3.酸度对电极电势的影响
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电极电势课件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（electron double layertheory）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性水分子的作用下，离开金属表面进入溶液。
金属性质愈活泼，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electrondouble layer，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（electrode potential），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E Mn+/ 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性，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年国际纯粹化学与应用化学联合会（IUPAC）的建议，采用标准氢电极作为标准电极，并人为地规定标准氢电极的电极电势为零。
（1）标准氢电极电极符号: Pt|H2101.3kPa|H+1mol.L-1电极反应: 2H+ + 2e = H2（g）EφH+/ H2 ＝ 0 V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）。
通常测定的温度为298K。
2 标准电极电势用标准氢电极和待测电极在标准状态下组成电池，测得该电池的电动势值，并通过直流电压表确定电池的正负极，即可根据E池 = E（+）－ E（-）计算各种电极的标准电极电势的相对数值。
例如在298k，用电位计测得标准氢电极和标准zn电极所组成的原电池的电动势（E 池）为0.7628v，根据上式计算Zn2+/Zn电对的标准电极为-0.7628v。
用同样的办法可测得Cu2+/Cu电对的电极电势为+0.34v。
电极的 E为正值表示组成电极的氧化型物质，得电子的倾向大于标准氢电极中的H+，如铜电极中的 Cu2+；如电极的为负值，则组成电极的氧化型物质得电子的倾向小于标准氢电极中的H+，如锌电极中的Zn2+。
实际应用中,常选用一些电极电势较稳定电极如饱和甘汞电极和银-氯化银电极作为参比电极和其它待测电极构成电池，求得其它电极的电势。
饱和甘汞电极的电极电势为0.2412V。
银-氯化银电极的电极电势为0.2223V。
3、标准电极电势表将不同氧化还原电对的标准电极电势数值按照由小到大的顺序排列，得到电极反应的标准电极电势表。
其特点有：（l）一般采用电极反应的还原电势，每一电极的电极反应均写成还原反应形式，即：氧化型＋ ne = 还原型，（2）标准电极电势是平衡电势，每个电对E值的正负号，不随电极反应进行的方向而改变。
（3）Eφ值的大小可用以判断在标准状态下电对中氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的相对强弱，而与参与电极反应物质的数量无关。
例如： I2＋2e =2I-Eφ= +0.5355V1/2I2＋e = I- Eφ= +0.5355V（4）Eφ值仅适合于标准态时的水溶液时的电极反应。
对于非水、高温、固相反应，则不适合。
4、电极电势的应用（一）、判断氧化剂和还原剂的相对强弱在标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱，可直接比较Eφ值的大小。
Eφ值较小的电极其还原型物质愈易失去电子，是愈强的还原剂，对应的氧化型物质则愈难得到电子，是愈弱的氧化剂。
Eφ值愈大的电极其氧化型物质愈易得到电子，是较强的氧化剂，对应的还原型物质则愈难失去电子，是愈弱的还原剂。
在标准电极电势表中, 还原型的还原能力自上而下依次减弱，氧化型的氧化能力自上而下依次增强。
[例1] 在下列电对中选择出最强的氧化剂和最强的还原剂。
并指出各氧化态物种的氧化能力和各还原态物种的还原能力强弱顺序。
MnO4-/Mn2+、Cu2+/Cu、Fe3+ /Fe2+、I2/I-、Cl2/Cl-、Sn4+/Sn2+（二）、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（－△G）等于电池可能作出的最大有用电功（W电）：－△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 + 2Fe 2Fe +2Br 在标准状态下进行的方向。
解:查表知：Fe + e Fe ＝ +0.771VBr + 2e 2Br ＝ +1.066V由反应式可知：Br 是氧化剂，Fe 是还原剂。
故上述电池反应的＝ +1.066-0.771＝0.295V＞0（三）．判断反应进行的限度——计算平衡常数一个化学反应的完成程度可从该反应的平衡常数大小定量地判断。
因此，把标准平衡常数Kφ和热力学吉布斯自由能联系起来。
△Gφ＝－2.303RTlgKφ△Gφ＝－nFEφ则：－nFEφ ＝ 2.303RTlgKφ标准平衡常数Kφ和标准电动势Eφ之间的关系式为：－nFEφlgKφ = ————————2.303RTR为气体常数，T为绝对温度，n为氧化还原反应方程中电子转移数目，F为法拉第常数。
该式表明，在一定温度下，氧化还原反应的平衡常数与标准电池电动势有关，与反应物的浓度无关。
Eφ越大，平衡常数就越大，反应进行越完全。
因此，可以用Eφ值的大小来估计反应进行的`程度。
一般说，Eφ≥0.2～0.4Ｖ的氧化还原反应，其平衡常数均大于106 K>106 ,表明反应进行的程度已相当完全了。
Kφ值大小可以说明反应进行的程度，但不能决定反应速率。
5、影响电极电势的因素从下面的反应可以看出MnO4-在酸性、中性、碱性的反应和产物都不同。
这就说明电极电势在不同的条件下是不同的。
影响电极电势的因素是什么呢？这些因素又是为什么影响电极电势的呢？影响电极电势的因素是离子的浓度、溶液的酸碱性、沉淀剂和络合剂，判断的因素是能斯特方程。
1、能斯特方程式标准电极电势是在标准状态下测定的。
如果条件改变，则电对的电极电势也随之发生改变。
电极电势的大小，首先取决于电极的本性，它是通过标准电极电势来体现的。
其次，溶液中离子的浓度（或气体的分压）、温度等的改变都会引起电极电势的变化。
〖说明〗：（1）Eφ为电极的标准电极电势; n为电极反应中电子转移数;（2）[氧化型]/ [还原型]表示参与电极反应所有氧化型物质浓度幂次方（包括反应式中的H+或OH－）的乘积与还原型物质浓度幂次方（包括反应式中的H+或OH－）乘积之比。
（3）浓度的幂次方应等于它们在电极反应中的系数．（4）纯固体、纯液体和水的浓度为常数，作1处理。
离子浓度单位用mol.L-1（严格地说应用活度）。
气体用分压Pa表示。
7、元素电势图及其应用大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化值，各氧化值之间都有相应的标准电极电势。
可将其各种氧化值按高到低（或低到高）的顺序排列，在两种氧化值之间用直线连接起来并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值，以这样的图形表示某一元素各种氧化值之间电极电势变化的关系图称为元素电势图，因是拉特默（Latimer）首创，故又称为拉特默图。
根据溶液pH值的不同，又可以分为两大类：（A表示酸性溶液）表示溶液的pH＝0；（B表示碱性溶液）表示溶液的pH＝14。
书写某一元素的电势图时，既可以将全部氧化值列出，也可以根据需要列出其中的一部分。
在元素电位图的最右端是还原型物质，如Cl ，最左端是氧化型物质，如ClO 。
中间的物质，相对于右端的物质是氧化型，相对于左端的物质是还原型，例如Cl 相对于Cl是氧化型，相对于ClO 是还原型。
感谢您的阅读，祝您生活愉快。