大学化学基础——刘静——第十一章电化学基础和氧化还原平衡2-2

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大学化学电化学基础

①
②
2MnO4- + 16H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O
+) 5SO32- + 5H2O = 5SO42- + 10H+ + 10e2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
8
7.2.2 半反应法（离子—电子法）
(the half-reaction method: ionelectron)
(1) 配平原则
● 电荷守恒：得失电子数相等 ● 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等
(2) 配平步骤
● 用离子式写出主要反应物和产物（气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式）. ● 将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的原子数及电荷数. ● 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个半反应式，然后合并，整理，即得配平的离子方程式；有时根据需要可将其改为分子方程式.
5
半反应式的规律:
1、半反应式的书写格式是统一的——还原反应。如，Cu2+ + 2e
2、半反应式中同一元素的不同氧化态之间的关系如Cu2+ /Cu ， Zn2+ /Zn 称为氧化还原电对，氧化态和还原态构成氧化还原共轭关系. 3、半反应式必须是配平的.配平的原则相同于通常的化学方程式. 4、半反应式中的物质存在形态要与溶剂相适应. 5、一个半反应中发生氧化态变动的元素只有一种.如：
还原态构成氧化还原共轭关系.

第十一章电化学基础1

Zn 极
Zn —— Zn2+ + 2 e
（ 1）
电子留在 Zn 片上，Zn2+ 进入溶液，发生氧化
Cu 极
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 2）
通过外电路从 Zn 片上得到电子，使 Cu2+ 还原成 Cu，沉积在 Cu 片上。
Zn —— Zn2+ + 2 e
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 1）
价，将从化学式出发算得的化合价定义为氧化数。 S2O32－中的 S 元素的氧化数为 2，
S4O62－中的 S 元素的氧化数为 2.5。
前面的讨论中我们看到，从物质的微观
结构出发得到的化合价只能为整数，但氧化
数却可以为整数也可以为分数。一般来说元素的最高化合价应等于其所在族数，但是元素的氧化数却可以高于其所在族数。
电池中电极电势大的电极为正极，故电池的电动势 E 的值为正。
有时计算的结果 E池为负值，这说明计算之前对于正负极的设计有特殊要求。
（–）Zn Zn2+（1mol· dm－3） Cu2+（1mol· dm－3）Cu（+）
E池＝ + －－
＝ 0.34 V －（－ 0.76 V）＝ 1.10 V
价为正；得到电子的原子带负电，这种元素的化合价为正。
在共价化合物里，元素化合价的数值，就
是这种元素的一个原子与跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目。化合价的正负由电子对的偏移来决定。
由于电子带有负电荷，电子对偏向哪种元
素的原子，哪种元素就为负价；电子对偏离哪
种元素的原子，哪种元素就为正价。

第十一章氧化还原电化学氧化还原的基本概念一氧-资料.ppt

半反应
SO32– SO42– + 2e
MnO4– + 5e Mn 2+
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ×5+ ×2
2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ =
2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
一般先配平 H、O以外的原子数，然后配平 H、O原子数，最后配平电子数
左边
右边
酸性多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺加相应的H2O 介质 1个H加1个H+
碱性多H缺O时，多一个H加1个OH – ，加相应的H2O 介质缺1个O加2个OH-
※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现 OH –,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+
2.离子电子法写出相应的离子反应式将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和氧化剂的还原反应。配平半反应确定二个半反应的系数得失电子数相等的原
则根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
例 11-4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–

第10章氧化还原与电化学

再介绍一种没有单质参与电极反应的电极 —— 氧化还原电极
它是由惰性金属插入含有某一元素的两种不同氧化态的离子的混合溶液中形成的。
如，将铂丝插入 Fe2+，Fe3+ 离子共存的溶液中，即构成氧化还原电极。
将铂丝插入 Fe2+，Fe3+ 离子共存的溶液中，即构成氧化还原电极。
该电极作为电池的正极时的半反应为 Fe3+ + e —— Fe2+
即 A 2 S 3 + 2 ： s 2 O 0 = 2 H 3 A H 4 + 3 s2 4 - O S + 3O + + 4 2 - H ② 8
①×28+②×3得
28N 3 -+3O A 2S3+ s42 H O +10+H =63 H A4 s+ O 9S 2 4-+ O 28NO
3A 2S 3+ s28H 3+4 N 2 H O O =63 H A4 s+ O 92 H S4O +28N
该电极作为负极时，可以表示为
Pt | Fe2+（c1），Fe3+（c2）
又如，将铂丝插入含有 Cr3+ 和 Cr2O72－离子的混合溶液中，也构成一种氧化还原电极。
其半反应为 Cr2O72－ + 14 H+ + 6e —— 2 Cr3+ + 7 H2O
电极符号可以表示为
Pt | Cr3+（c1）， Cr2O72－（c2），H+（c3）
Cu2+ (aq) + Zn(s) Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子

氧化还原平衡电化学基础

拓展电化学技术的应用领域
将电化学技术应用于其他领域，如生物医学、传感器、电子器件等，可以开拓新的应用领域并促进相关领域的发展。
THANKS
感谢观看
保持实验室通风良好
注意电源安全
在实验过程中，可能会产生有毒或刺激性气体，因此应保持实验室通风良好，及时排出有害气体。
在接通电源进行实验时，应注意电源安全，避免电极短路或过载，以免发生意外事故。
实验结果分析
记录实验数据
在实验过程中，应认真观察并记录电极反应的现象、电流的
变化情况等数据。
整理数据
电解过程
电解池
电解过程是在外加电源的作用下，在电解池中发生的氧化还原反应。
电解产物
电解过程中，根据电解质的性质和电解条件的不同，会产生不同的电解产物。
电镀过程
电镀原理
电镀过程是通过电解方法，在金属表面沉积金属或合金的过程。
电镀应用
电镀广泛应用于工业、电子、航空航天、汽车、建筑等领域，用于提高材料表面的耐磨性、耐腐蚀性和美观度等。
深入研究反应机理和动力学过程
通过理论计算和实验手段，深入揭示氧化还原反应的微观机制和动力学过程，有助于优化电化学反应过程和提高能源转换效率。
发展新型电化学储能技术
针对可再生能源的间歇性特点，发展高效、长寿命、低成本的新型电化学储能技术，如锂硫电池、钠离子电池等，对于实现可再生能源的高效利用具有重要意义。
还原态
表示某元素被还原的状态，通常用负号“-”表示，例如Fe0的还原态为0。
氧化还原反应的方向
氧化反应
物质失去电子的反应，通常需要外界提供能量。
还原反应
物质得到电子的反应，通常释放能量。

无机化学第11章电化学基础

正极：Cu2+ + 2e- → Cu
二、半电池/原电池符号、电极的分类
• 原则上，任何氧化还原半反应都可以设计成半电池。 • 两个半电池连通，都可以形成原电池。 • 原电池符号：习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中 “︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示溶液的浓度。
(-) Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱Cu (+)
五、能斯特方程
∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ 对氧化还原反应:
RT EE ln J nF

能斯特方程
对电极反应:
RT [还原型] RT [氧化型] ln 或 ln nF [氧化型] nF [还原型]
活泼金属或浓度小
金属溶解的趋势小于离子沉积的趋势，达平衡时金属表面带正电荷，靠近金属附近溶液带负电荷。 Cu2++2eCu(s)
在原电池中做正极
不活泼金属或浓度大
金属的平衡电极电势
• 产生在金属与其盐溶液之间的电势差称为该金属的平衡电极电势（） • 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶液浓度、温度等因素有关 • 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） • 电动势 E = 正 - 负
例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它的原电池符号。
2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L)
负极: Fe2+-e-=Fe3+
正极: Cl2+2e- =2Cl原电池符号:

大学化学基础电化学基础和氧化还原平衡2-2

第章电化学基础与氧化还原平衡ppt课件

(1)
MnO4 8H 5e Mn2 4H 2O
MnO4 SO32 Mn2 SO42
(2) SO32 H 2O 2e SO4 2 2 H (1)×2+(2)×5
2MnO4 16H 10e 2Mn2 8H 2O
5SO32 5H 2O 10e 5SO4 2 10H
确定氧化数的一般规则： ①电中性物质中各元素的氧化数总和为零；
②离子中各元素的氧化数总和等于该离子的电荷数； ③化合物中的元素的氧化数有正负之分，符号决定于元素电负性的相对大小，电负性较小的为正，电负性较大的为负。单质中元素的氧化数为零。
④ 氧在化合物中的氧化数一般为－2，在过氧
化物（如H2O2）中为－1，在OF2中为＋2。氢在化合物中的氧化值一般为+1，在金属氢化物（如NaH）中为－1。氟在化合物中的氧化数皆为－1。
M
Mn+
Note： 1). 绝对值无法测量。 2). 大小与电极本性有关，还受温度、介质及离子浓度的影响。
电极电势——电极的电位电极电势的符号：E氧化型/还原型
若为标准态，电极电势的符号：Eθ氧化型/还原型电池的电动势等于正极电极电势与负极电极电势之差。
电动势用符号E表示，E=E+－E－若为标准态，Eθ=Eθ+－Eθ－
化，关系与共轭酸碱对一样，我们把它
命名为氧化还原电对，简称电对。电对符号：[氧化型]／[还原型]
11.2 氧化还原方程式的配平
1
氧化数法离子电子法
2
配平原则：
① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
Note：介质水参与，H+与OH－不能同时出现

大学化学之电化学基础课件

无论反应物是电对中的氧化态，还是其还原态，
氧化还原电对的EΘ的符号不变。
2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+
22
（2）电极组成：
正极：Pt│MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋（c3）负极：Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋（c3）
（3）电池符号：
（-）Pt, O2 （p）│ H2O2 （c4）, H＋（c3）‖ MnO4- （c1）,Mn2＋（c2）,H＋（c3） │ Pt（+）
×2) MnO4- ＋8H＋ + 5e = Mn2＋＋4H2O + ×5) SO32- ＋ H2O = SO42- ＋ 2H＋ + 2e
2MnO4-＋5SO32-＋6H＋ = 2Mn2＋＋5SO42-＋3H2O
例2 配平下列氧化还原反应：
H2S + H2SO3 → S + H2O H2S - 2e → S + 2H+ ① H2SO3 + 4H+ + 4e → S + 3H2O ②
25
5.3 电极电势 5.3.1 电极电势的产生 5.3.2 标准电极电势 5.3.3 Nernst方程式
26
5.3 电极电势
5.3.1 电极电势的产生 1.电极的双电层结构
+++++ +++++
+++++ +++++
----- -----
-----
---
（a）溶解>沉积

电化学基础

第11章电化学基础[教学要求]1．理解氧化复原反应的实质，掌握配平氧化复原反应方程式的方法。

2．理解电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。

3．掌握应用电极电势判断氧化复原反应进行的方向和限度及其计算。

4．了解元素电势图及其运用。

[教学重点]1．电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。

2．电极电势的应用。

3．元素电势图及其运用。

[教学难点]电极电势的应用。

[教学时数]9学时[内容提要]1. 原电池原电池电极电势和电动势2. 氧化复原反应方程式的配平电极反应式的配平氧化复原方程式的配平3. 电池反应的热力学电动势EӨ和电池反应△rGӨm的关系电动势EӨ和电池反应KӨ的关系浓度对E和φ的影响(Nernst方程)水溶液中离子的热力学函数4. 化学电源5. 分解电压和超电压6. 和电极电势有关的图示190电势- pH图元素电势图自由能-氧化数图§11.1 原电池一.原电池1 基本概念将化学能转变成电能的装置称为原电池，它利用氧化复原反应产生电流。

左池:锌片插在1mol·dm-3的ZnSO4溶液中。

右池:铜片插在1mol·dm-3的CuSO4溶液中。

两池之间倒置的U形管叫做盐桥。

检流计说明电子从锌片流向铜片。

左侧为负极，右侧为正极。

2 半反应Zn极Zn == Zn2+ + 2e-(1)电子留在Zn片上，Zn2+进入溶液，发生氧化；Cu极Cu2+ + 2e- == Cu (2)从Zn片上得到电子，使Cu2+复原成Cu，沉积在Cu片上。

电池反应为：(1) + (2)，得Zn + Cu2+ === Cu + Zn2+(1) 和(2) 称为半电池反应，或半反应。

1913 盐桥随着上述过程的进行，左池中Zn2+过剩，显正电性，阻碍反应Zn ==Zn2++ 2e-的继续进行；右池中SO42-过剩，显负电性，阻碍电子从左向右移动，阻碍反应Cu2+ + 2 e- == Cu的继续。

大学化学基础第11章氧化还原2

CuI (s,白色) + e = CuI (s)
Ksp的计算
1）生成沉淀对电极电势的影响例：已知 E (Cu2+/Cu+) = 0.153 V, 若在Cu2+、Cu+溶液中加入I－, 则有CuI 沉淀生成，假设达到平衡后溶液中Cu2+ 及I－的浓度为 1.00 mol/L, 计算 E (Cu2+/Cu+)。解：E (Cu2+/Cu+)＝ E (Cu2+/Cu+) + 0.0592 lg (Cu2+/Cu+) Cu+ + I－ = CuI (s), Ksp = [Cu+ ][I－ ] = 1.29×10－12 [Cu+ ] = Ksp / [I－ ] = 1.29×10－12 (mol/L) E (Cu2+/Cu+) = 0.153 + 0.0592 lg (1/ 1.29×10－12 ) = 0.857 V I2+ + Cu + e = Cu CuI (s) 新电对 Cu2+/CuI: Cu2+ + I－ + e = CuI (s) E (Cu2+/CuI) = E (Cu2+/Cu+) = 0.857 V

Ag
Ag
c(Cl ) 1.0mol L1
解：AgCl (s)

Ag (aq ) Cl (aq )

{c( Ag )}{ c(Cl )} Ksp (AgCl)
若c(Cl ) 1.0mol L 时 , c( Ag ) Ksp (AgCl)
1

第十一章电化学基础和氧化还原反应

第十一章氧化还原补充习题一．选择题1. 101BA05 在酸性介质中MnO4-与Fe2+反应,其还原产物为()A. MnO2B. MnO42-C. Mn2+D. Fe2. 102AA02 下列反应中属于歧化反应的是( )A. BrO3-+5Br-+6H+=3Br2+3H2OB. Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+3H2OC. 2AgNO3=2Ag+2NO2+O2↑D. KClO3+2HCl(浓)=3Cl2↑+KCl+3H2O3. 104AA02 在Fe—Cu原电池中,其正极反应式及负极反应式正确的为( )A. (+) Fe2++2e-=Fe (-) Cu=Cu2++2e-B. (+) Fe=Fe2++2e- (-) Cu2++2e-=CuC. (+) Cu2++2e-=Cu (-) Fe2++2e-=FeD. (+) Cu2++2e-=Cu (-) Fe=Fe2++2e-4. 105AA01 下列电极反应,其它条件不变时,将有关离子浓度减半,电极电势增大的是( )A. Cu2++2e-=CuB. I2+2e-=2I-C. Fe3+ +e-=Fe2+D. Sn4++2e-=Sn2+5. 105AA02 当溶液中增加〔H+〕时,氧化能力不增强的氧化剂是( )A. NO3-B. Cr2O72-C. O2D. AgCl6. 105AA03 有关标准氢电极的叙述,不正确的是( )A. 标准氢电极是指将吸附纯氢气(1.01×105Pa)达饱和的镀铂黑的铂片浸在H+浓度为1mol·L-1的酸性溶液中组成的电极.B. 使用标准氢电极可以测定所有金属的标准电极电势.C. H2分压为1.01×105Pa,H+的浓度已知但不是1mol·L-1的氢电极也可用来测定其它电极电势.D. 任何一个电极的电势绝对值都无法测得,电极电势是指定标准氢电极的电势为0而测出的相对电势.7. 105AA04 对于电对Zn2+/Zn,增大其Zn2+的浓度,则其标准电极电势值将( )A. 增大B. 减小C. 不变D. 无法判断8. 105AA06 下列电对E°值最小的是( )A. E°Ag+/AgB. E°AgCl/AgC. E°AgBr/AgD. E°AgI/A9. 105AA08 金属标准电极电势的大小与下列因素无关的是()A. 金属的升华焓B. 金属离子的水合焓C. 金属原子的电离势D. 金属电极表面积的大小10. 105BA05 在酸性溶液中Fe易腐蚀是因为( )A. Fe2+/Fe的标准电极电势下降B. Fe3+/Fe2+的标准电极电势上升C. E H/H的值因〔H+〕增大而上升D. E H/H的值下降11. 105BA15 101.3KPa下,将氢气通入1mol·L-1的NaOH溶液中,在298K时电极的电极电势是( ) (已知:E°(H2O/H2)=-0.828V)A. +0.625VB. -0.625VC. +0.828VD. -0.828V12. 106AA02 对于银锌电池:(-)Zn│Zn2+(1mol·L-1)‖Ag+(1mol·L-1)│Ag(+),已知E°Zn2+/Zn=-0.76V, E°Ag+/Ag=0.799V,该电池的标准电动势是( )A. 1.180VB. 0.076VC. 0.038VD. 1.56V13. 106BA02 原电池(-)Pt│Fe 2+(1mol·L-1),Fe3+(0.0001mol·L-1)‖I-(0.0001mol·L-1),I2│Pt (+)电动势为( )已知:E°Fe3+/Fe2+=0.77V , E°I/I=0.535VA. 0.358VB. 0.239VC. 0.532VD. 0.412V14. 210AA01 用奈斯特方程式E=E°+ lg计算MnO4-/Mn2+的电极电势E,下列叙述不正确的是( )A. 温度应为298KB. H+浓度的变化对E的影响比Mn2+浓度变化的影响大.C. E和得失电子数无关.D. MnO4-浓度增大时E增大15. 311AA06 反应Mn2++PbO2——→MnO4-+Pb2+总反应配平后氧化剂的化学计量系数是( )A. 8B. 5C. 10D. 316. 311BA11 在KMnO4+H2C2O4+H2SO4—K2SO4+MnSO4+CO2+H2O的反应中,若消耗1/5摩尔KMnO4,则应消耗H2C2O4为( ) A. 1/5mol B. 2/5mol C. 1/2mol D. 2mol17. 312AA08 电池反应为:2Fe 2+(1mol·L-1)+I2=2Fe3+(0.0001mol·L-1)+2I-(0.0001mol·L-1)原电池符号正确的是( )A.(-)Fe│Fe 2+(1mol·L-1),Fe3+(0.0001mol·L-1)‖I-(0.0001mol·L-1),I2│Pt(+)B.(-)Pt│Fe 2+(1mol·L-1),Fe3+(0.0001mol·L-1)‖I-(0.0001mol·L-1)│I2(s)(+)C.(-)Pt│Fe 2+(1mol·L-1),Fe3+(0.0001mol·L-1)‖I-(0.0001mol·L-1),I2│Pt(+)D.(-)Pt│I2,I-(0.0001mol·L-1)‖Fe 2+(1mol·L-1),Fe3+(0.0001mol·L-1)│Pt(+)18. 313AA03 下列公式正确的是( )A. lgK=-B. lgK=C. lgK=D. lgK=-19. 313BA01 已知:Cu2+/Cu+的E°=+0.158V,Cu+/Cu的E°=0.522V,则反应:2Cu+Cu2++Cu的lgK是( )A. 1×(0.158-0.522)/0.0592B. 1×(0.522-0.158)/0.0592C. 2×(0.522-0.158)/0.0592D. 1×(0.522+0.158)/0.059220. 313BA03 反应2MnO4-+5S2-+16H+=2Mn2++5S+8H2O在标准状态时电池电动势为2.00V,当某浓度时电池电动势为2.73V,该反应的△G为( )A. 5×2.00FB. 7×2.00FC. -10×2.73FD.10×2.73F21. 314BA02在298K时氧化还原反应Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O组成的原电池,其电动势计算公式正确的是( )A.=°- lgB.=°- lgC.=°+ lgD.=°- lg22. 314BA11 反应:MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O 若已知[Mn2+]=1mol·L-1,[HCl]=10mol·L-1,该反应的为()A. 0.253VB. 0.119VC.0.324VD. 0.028V23. 314BA12 在298K时,非金属I2在0.1mol·L-1的KI溶液中的电极电势是( )已知:E°(I2/I-)=0.535VA. 0.365VB. 0.594VC. 0.236VD. 0.432V24. 315BA05 元素电势图E A°: 1.15 1.29┌———ClO2——┐ 1.19 ┃ 1.21 ┃ 1.64 ClO4-————ClO3-——————HClO2————HClO 判断发生歧化反应倾向最大的物质是( )A. ClO4-B. ClO3-C. HClO2D. ClO225. 315BB07 元素电势图E B°:0.93 0.56 0.33 1.065 BrO4-————BrO3-————BrO-————Br2————Br-└————0.71 ————┘易发生歧化反应的物质是( )A. BrO4-B. BrO3-C. BrO-D.Br2E. Br-26. 315BA10 利用E A°:1.21 1.645 1.63ClO3-————HClO2——————HClO————Cl2求 E°ClO3-/Cl2的计算式正确的是( )A. E°ClO3-/Cl2=(5×1.21+3×1.645+1×1.63)/9B. E°ClO3-/Cl2=(2×1.21+2×1.645+1×1.63)/5C. E°ClO3-/Cl2=(1.21+1.645+1.63)/3D. E°ClO3-/Cl2=(2×1.21+2×1.645+1×1.63)/327. 101AA05 有关氧化数的叙述,不正确的是( )A. 单质的氧化数总是0B. 氢的氧化数总是+1,氧的氧化数总是-2C. 氧化数可为整数或分数D. 多原子分子中各原子氧化数之和是028. 312AA06 电池反应为:PbSO4+Zn=Zn2+(0.02mol·L-1)+Pb+SO42-(0.1mol·L-1) 原电池符号为( )A. (-)Zn│Zn2+(0.02mol·L-1)‖SO42-(0.1mol·L-1)│PbSO4(s)│Pb(+)B. (-)Pt│SO42-(0.1mol·L-1)│PbSO4‖Zn2+(0.02mol·L-1)│Zn(+)C. (-)Zn2+│Zn‖SO42-│PbSO4│Pt(+)D. (-)Zn│Zn2+(0.02mol·L-1)│SO42-(0.1mol·L-1)│PbSO4(s)│Pt(+)29. 101BA14 判断下式反应中,Cl2是( )Cl2+Ca(OH)2 Ca(ClO3)2+CaCl2 + H2OA. 还原剂B. 氧化剂C. 两者均否D. 两者均是30. 106AA04 下列电池电极选择不正确的是( )A. (-)Zn│Zn 2+(0.1mol·L-1)‖Cu2+(0.1mol·L-1)│Cu(+)B. (-)Fe│Fe 2+(1mol·L-1),Fe3+(1mol·L-1)‖I-(1mol·L-1),I2(s)│Pt (+)C. (-)Pt│H2(101.3KPa)│H+(0.001mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)│H2(101.3KPa)│Pt(+)D. (-)Zn│Zn 2+(0.0001mol·L-1)‖Zn2+(0.01mol·L-1)│Zn (+)31. 106BA06 在一个氧化还原反应中,若两电对的电极电势值差很大,则可判断( )A. 该反应是可逆反应B. 该反应的反应速度很大C. 该反应能剧烈地进行D. 该反应的反应趋势很大二．填空题1. 103AC03 已知:E°Sn/Sn2+=0.15V E°H/H=0.000VE°SO42-/SO=+0.17V E°Mg2+/Mg=-2.375V E°Al3+/Al=-1.66V E°S/H S=+0.141V 根据以上E°值,把还原型还原能力大小的顺序排列为:2. 315CC01已知: 1.21 1.64 1.63 ClO3-———HClO2————HClO————Cl2电对ClO3-/Cl2的E°值为 ____________ 已知: -0.08 0.88 H2SO3—————HS2O4-————S2O32-————S电对 └——————0.45 ——————————┘ S2O32-/S的E°值为_________________3. 101AC03 在S2O32-,S4O62-中硫原子的氧化数分别为:_______,_______.4. 101BC02 指出化学反应方程式 2KMnO4+5H2O2+6HNO3=2Mn(NO3)2+ 2KNO3+8H2O+5O2↑ 中氧化剂是__________,还原剂为_____________5. 101BC15 已知下列反应均按正方向进行 2FeCl3+SnCl2=2FeCl2+SnCl42KMnO4+10FeSO4+8H2SO4=2MnSO4 +5Fe2(SO4)3 +K2SO4+8H2O 在上述这些物质中, 最强的氧化剂是__________ 最强的还原剂是_________.6. 103AC01 氧化—还原反应中,氧化剂是E°值较高的电对的___________.还原剂是E°值较低的电对的_______________.7. 104AC05 在酸性溶液中MnO4-作为氧化剂的半反应为____________________. H2C2O4作为还原剂的半反应为___________________________.8. 109AC04 当E（H+/H2）=-0.059pH时,此式表明该反应的E—pH线截距为_______, 斜率为 ______________9. 315CC10 已知0.158Cu2+————Cu+————Cu └————0.34————┘ 则反应Cu+Cu2+2Cu+的 °为 _______________ ,反应向右 _____________ 进行.10. 315CC03 根据元素电势图: 1.76 1.50 1.61 1.065 BrO4-————BrO3-————HBrO————1/2Br2————Br-└——————E°=?—————————┘ 其中能发生的歧化反应的反应方程式为________________________,E°BrO3-/Br-值为 _______________三.问答题1. 101BD03 指出化学反应方程式:3FeS2+8O2=Fe3O4+6SO2中铁、硫元素的氧化数,还原剂的氧化产物是什么?2. 105BD06 试解释在标准状态下,三氯化铁溶液为什么可以溶解铜板?知: E°Fe3+/Fe2+=0.77V , E°Cu2+/Cu=0.337V3. 105BD08 在实验室中制备SnCl2溶液时,常在溶液中加入少量的锡粒,试用电极电势说明其原理. E°Sn/Sn2+=0.15V , E°O2/H2O=1.229V , E°Sn2+/Sn=-0.1364V4. 105BD10 今有一含有Cl-,Br-,I-三种离子的混合溶液,欲使I-氧化为I2,又不使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? 知: E°I/I=0.535V, E°Br/Br=1.065V E°Fe3+/Fe2+=0.77V, E°Cl2/Cl-=1.3533V E°MnO/Mn2+=1.491V5. 105BD11 铁溶于过量盐酸或过量稀硝酸,其氧化产物有何区别?写出离子反应式,并用电极电势加以说明. 知:E°Fe2+/Fe=-0.409V , E°Fe3+/Fe2+=0.77V E°(H+/H2)=0.0000V , E°(NO3-/NO)=0.96V6. 107AD05 电解CuSO4溶液,阴极用铂,阳极用铜,写出电解池两极所发生的电化学反应.已知:E°Cu2+/Cu=+0.34V , E°H+/H2=0.00VE°O/H O =+1.229V , E°S O2-/SO2-=+2.00V.7. 108AD04 为什么锌棒与铁制管道接触可防止管道的腐蚀?8. 105BD07 利用有关的电极电势说明金属银为什么不能从稀硫酸或盐酸中置换出氢气,却能从氢碘酸中置换出氢? E°(Ag+/Ag)=0.7996V , E°(AgCl/Ag+Cl-)=0.2223V E°(AgI/Ag+I-)=-0.1519V , E°(H+/H2)=09. 105BD09 根据电极电势解释下列现象1) 金属铁能置换铜离子,而三氯化铁溶液又能溶解铜板.2) 二氯化锡溶液在空气中长存而失去还原性.3) 硫酸亚铁溶液贮存会变黄. E°Fe2+/Fe=-0.409V , E°Fe3+/Fe2+=0.77V E°Cu2+/Cu=0.334V , E°Sn/Sn2+=0.15V,E°O/H O=1.229V四.计算题1. 313CE02 将氧电极(pH=14溶液)与标准锌电极组成原电池<1>.写出原电池符号及电池反应式.<2>.求出电池电动势和平衡常数.<3>.若在溶液中加入HCl,电池电动势将如何变化? E°O2/OH=0.40V, E°Zn2+/Zn=-0.76V2. 313CE05 已知电对Ag++e-Ag E°=0.799V,Ag2C2O4的溶度积为3.5×10-11,求算电对Ag2C2O4+2e-2Ag+C2O42-的标准电极电势.3. 313CE06 反应:2Ag++Zn=2Ag+Zn2+,开始时Ag+和Zn2+的离子浓度分别是0.1mol·L-1和0.3mol·L-1,求达到平衡时,溶液中剩余的Ag+离子浓度.E°Ag+/Ag=0.7996V , E°Zn2+/Zn=-0.76V4. 313CE13 已知 E°Cu2+/Cu+=0.158V , E°Cu+/Cu=0.522V, 2Cu+=Cu+Cu2+ 求反应在298K时的平衡常数.简单的+1价铜离子是否可以在水溶液中稳定存在.5. 313CE14 已知原电池 (-)Cd│Cd2+‖Ag+│Ag(+)1) 写出电池返应.2) 计算平衡常数K.3) 若平衡时Cd2+离子浓度为0.1mol·L-1,Ag+离子浓度为多少?4) 1molCd溶解,能产生电量若干?E°Ag+/Ag=0.7996V, E°Cd2+/Cd=-0.4030V6. 314DE19 有一电池:(Pt)H2(50.65kPa)│H+(0.50mol·L-1)‖Sn(0.70mol·L-1), Sn 2+(0.50mol·L-1)│(Pt)1) 写出半电池反应.2) 写出电池反应.3) 计算电池的电动势.4) 当电池的电动势等于零时在P H2.[H+]保持不变的条件下,[Sn2+]/[Sn]是多少?已知:E°H+/H2=0.000V, E°Sn/Sn=0.15V7. 314DE12 已知银锌原电池,各半电池反应的标准电极电势为: Zn2++2e-Zn -0.78V,Ag++e-Ag +0.80V1) 求算Zn+2Ag+(1mol·L-1)=Zn2+(1mol·L-1)+2Ag电池的标准电动势.2) 写出上述反应的原电池符号.3) 若在25℃时,[Zn2+]=0.50mol·L-1,[Ag+]=0.20mol·L-1,计算该浓度下的电池电动势.8. 314DE20 将Cu片插入盛有0.5mol·L-1的CuSO4溶液的烧杯中,Ag片插入盛有0.5mol·L-1的AgNO3溶液的烧杯中.(E°(Cu 2+/Cu)=0.3402V,E°(Ag+/Ag)=0.7996V)1) 写出该原电池的符号.2) 写出电极反应式和原电池的电池反应.求反应的平衡常数.求该电池的电动势.3) 若加氨水于CuSO4溶液中,电池电动势如何变化?若加入氨水于AgNO3溶液中情况又是怎样的?(定性回答)第十一章氧化还原补充习题一.选择题1. 101BA05C 2. 102AA02B3. 104AA02D4. 105AA01B5. 105AA02D 6. 105AA03B7. 105AA04C8. 105AA06D9. 105AA0810. 105BA0511. 105BA1512. 106AA02D C D D13. 106BA02B 14. 210AA01C15. 311AA06B16. 311BA11C17. 312AA08C 18. 313AA03B19. 313BA01B20. 313BA03C21. 314BA02B 22. 314BA11D23. 314BA12B24. 315BA05B25. 315BB07C D 26. 315BA10B27. 101AA05B28. 312AA06A29. 101BA14D 30. 106AA04B31. 106BA06D32.二.填空题1. 103AC03 Mg Al (H2) H2S Sn2+ SO2. 315CC01 1.47V 0.50V3. 101AC03 +2 +5/24. 101BC02 KMnO4 H2O25. 101BC15 KMnO4 SnCl26. 103AC01 氧化型还原型7. 104AC05 MnO4+8H+5e Mn2++4H2OH2C2O42CO2+2H+2e8. 109AC04 0 -0.0599. 315CC10 -0.364V 不能自发10. 315CC03 5HBrO=BrO3+2Br2+2H2O+H1.45V 三．问答题101BD03 +2 -1 +8/3 +4 3FeS2+8O2=Fe3O4+6SO2氧化产物:Fe3O4、SO21. 105BD06 解: 2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+∵ °=E°Fe3+/Fe2+—E°Cu2+/Cu=0.770-0.337>0 应向右自发进行 ∴ 三氯化铁溶液可以溶解铜板. 105BD08 答: SnCl2溶液易被空气中的氧气氧化而失去还原性,加入少量锡粒,可保护SnCl2溶液不被氧化.2Sn2++O2+4H=2Sn+2H2OE°O/H O>E°Sn/Sn2+ 反应向右自发进行加入Sn粒,Sn易被氧化成Sn2+而保护了Sn2+.因为 (E°O/H O—E°Sn/Sn2+)<(E°O/H O—E°Sn2+/Sn)2Sn+O2+4H=2Sn2++2H2O或答:加入Sn粒,溶液中即使有Sn生成,也必为Sn所还原,仍成为Sn2+离子,所以Sn粒可起到防止Sn2+被氧化的作用.反应式为: Sn+Sn=2Sn2+故常在SnCl2溶液中加入少量的锡粒.2. 105BD10 解: ∵ 电极电势大的电对的氧化型能氧化电极电势小的电对的还原型.∴ MnO4可将I,Br,Cl分别氧化为I2,Br2,Cl2.故KMnO4不符合上述要求而Fe2(SO4)3只能将I氧化为I2,故符合要求.2Fe3++2I=2Fe2++I23. 105BD11 解: Fe+2H=Fe2++H2(盐酸) ∵ E°H/H>E°Fe2+/FeFe+4H+NO3=Fe3++NO+2H2OFe和盐酸反应生成Fe2+后不能被H氧化为Fe3+, ∵ E°Fe3+/Fe2+=0.77>0 Fe和HNO3反应能生成Fe3+,∵E°NO3/NO>E°Fe3+/Fe2+4. 107AD05 解:根据已知E°值可知: 阴极(Pt): Cu2++2e=Cu 阳极(Cu): Cu=Cu2++2e108AD04 因为E°Zn2+/Zn=-0.76V, E°Fe2+/Fe=-0.44V,可见Zn比Fe更易被氧化,管道与锌棒接触被腐蚀的首先是锌而不是铁. 105BD07 答: ∵ E°Ag/Ag=0.7996V>0 E°AgCl/Ag Cl=0.2223V>0∴ Ag不能从稀硫酸或盐酸中置换出氢气. 而 E°AgI/Ag+I=-0.1519V<0∴ Ag能从氢碘酸中置换出氢气 2Ag+2HI=2AgI+H2↑5. 105BD09 答:1. Fe+Cu2+=Cu+Fe2+°=E°Cu2+/Cu—E°Fe2+/Fe=0.334-(-0.409)>0 反应向右自发进行. Fe3++Cu=Fe2++Cu2+°=E°Fe3+/Fe2+—E°Cu2+/Cu=0.77-0.334>0 反应向右自发进行.∴得结论 2.∵ SnCl2可被空气中的氧气氧化而失去还原性2Sn2++O2+4H=2Sn+2H2OE°O/H O>E°Sn/Sn2+3.因为硫酸亚铁可被空气中的氧气氧化而变成黄色硫酸铁溶液.4Fe2++O2+4H=2Fe3++2H2OE°O/H O >E°Fe3+/Fe2+四．计算题313CE02 解:1）. (-)Zn│Zn2+(1mol·L)‖OH(1mol·L),O2│Pt(+)2Zn+O2+2H2O2Zn2++4OH2）. °=0.40-(-0.76)=1.16(V)lgK=n°/0.0592=4×1.16/0.0592=78.3784K=2.39×10781. 3）. 在溶液中加HCl,E-不变,E+增大,增大.313CE05 解: Ag2C2O42Ag+C2O42-变形 Ag2C2O4+2Ag2Ag+C2O42-+2AglgK=2×(E°(Ag2C2O4/Ag)-E°(Ag/Ag))/0.0592 lg3.5×10=2(E°Ag2C2O4/Ag-0.799)/0.0296 整理得:E°Ag2C2O4/Ag=0.4895V2. 313CE06 解: 2Ag+ Zn====2Ag + Zn2+始 0.1 0.3 平衡 x 0.3+(0.1-x)/2=0.35-x/2≈0.35lgK=2×(0.7996+0.76)/0.0592=52.6892 K=4.889×105K=[Zn2+]/[Ag]=0.35/x=4.889×105x=2.7×10-27mol·L3. 313CE13 解: lgK=n°/0.0592=2×(0.522-0.158)/0.0592 =2×0.364/0.0592=6.1486K=1.41×10∵ K>105 ∴Cu在水溶液中不能稳定存在.4. 313CE14 解:1).电池反应2Ag+Cd=Cd2++2Ag2).lgK=n°/0.0592=2×[0.7996-(-0.4030)]/0.0592=40.6284∴ K=4.25×103).K=[Cd2+]/[Ag]=4.25×10[Ag]= =1.5×10-21mol·L4).Q=nF=2×96787=192974(C)5. 314DE19 解: 1).根据(3)计算结果表明Sn/Sn2+电对为正极,H/H2电极为负极(+) Sn+2e Sn2+(-) H2-2e2e2). 电池反应:Sn+H2=2H+Sn2+3).E Sn/Sn2+(+)=0.15+(0.0592/2)×lg[Sn]/[Sn2+] =0.15+(0.0592/2)×lg0.7/0.5=0.154(V)E H/H2(-)=0.00+(0.0592/2)lg[H]/P H2=0+(0.0592/2)lg0.5/50.65/101.3=-0.0089(V)=E+-E-=0.154-(-0.0089)=0.163V 4). =°-(0.0592/2)×lg[Sn2+][H]/[Sn]P H2=0 0.15-(0.0592/2)×lg([Sn2+]/[Sn]×0.5)=0 ∴ lg[Sn2+]/[Sn]=0.15×2/0.0592+0.301=5.37 则 [Sn2+]/[Sn]=2.34×1056. 314DE12 答: 1）. °=E°Ag/Ag-E°Zn2+/Zn=0.80-(-0.76)=1.56V2）. (-)Zn│Zn2+(1mol·L)‖Ag(1mol·L)│Ag(+)3）. 2Ag+Zn=2Ag+Zn2+=°+0.0592/2lg[Ag]/[Zn2+] =1.56+0.0592/2lg(0.20)/0.50 =1.56-0.03=1.53V7. 314DE20 解:1） (-)Cu│Cu2+(0.5mol·L)‖Ag(0.5mol·L)│Ag(+)2） (-)Cu-2e Cu2+ (+) Ag+e Ag电池反应: Cu+2Ag=Cu2++2Ag 3）lgK=n°/0.0592=2×(0.7996-0.3402)/0.0592 lgK=15.5203 K=3.313×1054）=°-0.0592/2lg[Cu2+]/[Ag]=0.7996-0.3402-(0.0592/2)×lg0.5/0.5=0.4594-0.0089=0.451V 5）加氨水于CuSO4,增大,加氨水于AgNO3中,降低.补充题一：1．用氧化数法配平下列各反应方程式（1）MnO4- + H+ + C2O42- → Mn2+ + CO2 + H2O（2）Cl2 + I2 + H2O → IO3- + Cl- + H+（3）PbO2 + Mn2+ + H+ → MnO4- + Pb2+ + H2O（4）MnO4- + H2O2 + H+ → Mn2+ + O2 + H2O（5）NO2- + H+ + I- → NO + I2 + H2O（6）BrO3- + H+ + I- → Br- + I2 + H2O（7）**MnO4- + Mn2+ + H+ → MnO2+ H+（8）*CrO2- + H2O2 + OH- → CrO42- + H2O（9）*MnO4- + SO32- + OH- → MnO42- + SO42- + H2O*为碱性物质，**为中性或弱酸性物质，其余为酸性物质，（4）有多套配平系数解（1）2MnO4- + 16H+ + 5C2O42- → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O（2）5Cl2 + I2 + 6H2O → 2IO3- + 10Cl- + 12H+（3）5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ → 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O（4）2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O2MnO4- + 7H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 6O2 + 10H2O（5）2NO2- + 4H+ + 2I- → 2NO + I2 + 2H2O（6）BrO3- + 6H+ + 6I- → Br- + 3I2 + 3H2O（7）**2MnO4- + 3Mn2+ + 2H+ → 5MnO2+ 4H+（8）*2CrO2- + 3H2O2 + 2OH- → 2CrO42- + 4H2O（9）*2MnO4- + SO32- + 2OH- → 2MnO42- + SO42- + H2O2．用离子电子法配平下列各反应式（1）NaBiO3 + Mn2+ + H+ → Na+ + Bi3+ + MnO4- + H2O（2）S2O82- + Mn2+ + H2O → MnO4- + SO32- + H+（3）MnO4- + H2S + H+ → Mn2+ + S + H2O（4）S2O32- + I2 → S2O62- + I-（5）Cr3+ + MnO4- + H2O → Cr2O72- + Mn2+ + H+（6）H2O2 + H+ + I- → I2 + H2O（7）Mn3+ + H2O → MnO2 + Mn2+ + H+（8）*MnO42- + H2O → MnO4- + MnO2 + OH-（9）*I2 + OH- → I- + IO3- + H2O（10）*HCOO- + MnO4- + OH- → CO32- + MnO42- + H2O*为碱性物质，其余为酸性物质。

第十一章电化学基础-PPT精品

半反应式加合为一个配平的离子反应式。
2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl➢ 如果在半反应中反应物和产物中的氧原子数不同，可在半反应式中加H+(
酸性)或OH-(碱性)和H2O，使两侧的氧原子数和电荷数均相等。 ➢ 除了正确的配平方法外，必须熟悉该反应的基本化学事实。
2020/6/5
例：用离子-电子法配平
这类电极中氢电极特别重要。
2020/6/5
例如 (-) Pt|H2(100KPa)|H+(1.0mol·L-1)‖Cr2O72-(10mol ·L-
1),Cr3+(1.0mol·L-1), H+(1.010-2mol ·L-1)|Pt (+) 负极: H2 ⇌ 2H+ + 2e正极: Cr2O72- +14H+ +6e- ⇌ 2Cr3++7H2O 总反应:Cr2O72- + 13H2 + 8H+ = 2Cr3+ +7H2O
10HClO3 + 3P4 + 18H2O === 10HCl + 12H3PO4 ➢ 如果反应反程式两边的氧原子数相等，即证明反应反程式已配平。
再如： 3As2S3 + 28HNO3 = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO
2020/6/5 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
(3) 若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

第十一章电化学基础

第十一章
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。掌握配平氧化还原方程式的方法配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、理解电极电势的概念，以及浓度、电极电势的概念沉淀、酸度等对电极电势的影响。沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原掌握应用电极电势判断氧化还原反应进行的方向和限度及其计算。反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。了解元素电势图及其运用元素电势图及其运用。
21
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 表示（更简洁），），配平步骤类似表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似：），配平步骤类似式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number））
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法规定：（1）规定：单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1，氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5，中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。一般为+1 +1，但在NaH LiAlH4中为 NaH、中为－ c. H 一般为+1，PH3；但在NaH、LiAlH4中为－ 1。

第十一章电化学基础.ppt

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e2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(4) 配平各元素原子数（观察法）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18
配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O

电化学基础练习题及答案

第11章氧化还原反应电化学基础一、单选题1. 下列电对中，ϕθ值最小的是：DA: Ag+/Ag；B: AgCl/Ag；C: AgBr/Ag；D: AgI/Ag2. ϕθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，ϕθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应2 Cu+Cu2+ + Cu的Kθ为：C A: 6.93×10-7；B: 1.98×1012；C: 1.4×106； D: 4.8×10-133. 已知ϕθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是：DA: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2C: 1/2 Cl2+e-=Cl- D: 都是4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是：D A: K2Cr2O7 B: PbO2C: O2 D: FeCl35. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是：BA: Sn4+ + 2e- = Sn2+B: Cl2+2e- = 2Cl-C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H26. 为防止配制的SnCl2溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是：AA: 加入Sn 粒B:. 加Fe 屑C: 通入H2 D: 均可二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”）1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快。

×（电极电势为热力学数据，不能由此判断反应速率）2．由于ϕθ（Cu+/Cu）= +0.52V , ϕθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+和I2不能发生氧化还原反应。

×（标态下不反应，改变浓度可反应。

）3．氢的电极电势是零。

×（标准电极电势）4．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力都增加。

氧化还原反应电化学基础

● 反应一般按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作
用的方向进行。 ● 共轭关系可用半反应式表示： Cu2+ + 2eCu Zn Zn2+ +2e-
盐桥(Salt bridge)
通常内盛饱和 KCl 溶液或 NH4NO3 溶液(以琼胶作成冻胶)。
作用： ● 让溶液始终保持电中性 ,使电极反应得以继续进行
氧化还原反应电化学基础
§11.1 氧化还原反应的基本概念 §11.2 电化学电池 §11.3 电极电势
§11.4 电极电势的应用
§11.5 电解
§11.6 应用电化学简介
§ 11.1 氧化还原反应的基本概念
11.1.1 氧化值 11.1.2 氧化还原反应方程式的配平
11.1.1 氧化值
有电子得失或电子转移的反应，被称为氧化还原反应。 Zn (s)+ Cu2+(aq ) = Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子 H2 (g)+Cl2(g)=2HCl(g) 电子偏移氧化值：是指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。 1970年IUPAC定义了氧化数。
⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。即:在离子型化合物中，氧化数等于离子的电荷数；在共价化合物中，氧化数等于元素的形式电荷数；分子的总电荷为零。
H 5 I O6
2 S2 O 3
I的氧化值为 7
S的氧化值为 2
S4 O
2 6
S的氧化值为 2.5
Fe 3 O 4
8 Fe的氧化值为 3
什么是“氧化数”？它与“化合价”有否区别？

大学化学---氧化还原反应与电化学基础

2H+（aq）+2e－ = H2（g） 2 Cl（g）+2e－ = 2Cl－（aq）
第二类电极
1）金属 -难溶盐电极。这是在金属上覆盖一层该金属的难溶盐，并把它浸入含有该难溶盐对应负离子的溶液中构成的。
如甘汞电极 Pt|， Hg|Hg2Cl2；银 -氯化银电极 Ag|AgCl， Cl-，其电极反应分别为
要点为：
掌握化学电池的电极和电池反应，了解电极电势概念；
掌握能斯特方程及其简单应用；
初步掌握可逆电池热力学的基本规律及应用；初步了解电化学的一部分应用问题。 §4-1 原电池及电极电势 §4-2 能斯特方程
§4-3 电极电势的应用
§4-4 电化学技术
§4-1 原电池及电极电势
回顾：氧化还原反应
二、电极电势“φ” 电极电势的测量：（－）标准氢电极待测电极（＋）——可逆电池由： θ(H+/H2)=0 测量可逆电池电动势：E= +- -= 待测
铂片上表面镀一层海绵状铂（铂黒，很强的吸附H2的能力）插入H+ 浓度为 1mol/dm3 的溶液中，25°C 下，不断地通入标准压力的纯 H2气流，与溶液中的H+ 达平衡。
一、原电池及氧化还原电对
(－ )
e
G
e
锌电极：Zn(s) - 2e ＝Zn2＋(aq) 盐桥 ……半反应为氧化反应，阳极/负极; Zn Cl K＋＋氢电极： 2H (aq)＋2e＝H2(g) 2＋－ Zn H＋ ……半反应为还原反应，阴极/正极；电池反应： Zn(s)＋ 2H＋(aq) ＝ Zn2＋(aq)＋ H2(g) 电池装置用电池图示表示为：（－）Zn | Zn2＋(c1) H＋(c2) | H2(p)|Pt（＋）

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Sp时， Ce4+未知，Fe2+未知
Esp=EFe
3+/Fe2+
=E Fe
3+/Fe2+
+0.059lgc Fe3+/cFe2+ +0.059lgcCe4+/cCe3+
Esp=ECe 2Esp
4+/Ce3+
=E Ce
4+/Ce3+
=E Fe3+/Fe2+
'
+E Ce4+/Ce3++0.059lg
可逆氧化还原电对的电极电位可用Nernst来表示。
a ( Ox ) RT 0.059 a(Ox ) E E ln E lg nF a (Re) n a(Re)

( 25 C )
E

—标准电极电位(电势），热力学常数，温度的函数。 Standard electrode potential
慢
E: 1.44V,
快
As(IV)
As(V)
K = 1030
0.56V
加入少量KI,可加快反应速度
例2.
2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O 开始时反应慢，随着Mn(II)的产生,反应越来越快. 自动催化反应：由于生成物本身引起催化作用的反应。
对于下面滴定反应，欲使反应的完全度达99.9％以上， E至少为多少？ n2Ox1 + n1Red2 n2Red1 + n1Ox2 (99.9%) n1(99.9%) n2 ≈ lg103n1 103n2= 3(n1 + n2 ) lgK = lg (0.1%) n1(0.1%) n2 0.059 3(n1+n2) 0.059 lgK = n n n1=n2=1 n=1, lg K ≥ 6， E ≥ 0.35 V n1=1,n2=2 n=2, lg K ≥ 9， E ≥ 0.27 V n1=n2=2 n=2, lg K ≥ 6， E ≥ 0.18 V E =
§11.6 氧化还原滴定法
6.1 条件电势及影响因素
6.2 影响氧化还原反应速度的因素
6.3 氧化还原滴定的指示剂 6.4 氧化还原滴定曲线 6.5 氧化还原滴定前的预处理 6.6 常用的氧化还原滴定法
6.1 条件电势及影响因素
任意一氧化还原半反应为：
aOx + ne
oxidation state 能斯特（Nernst）方程式为：
O色
E E 'InOx
θ
InRed
R色
0.059V cInOx lg Inred n cInRed
指示剂变色点的电势
变色点时：E=E
对比
变色范围：E± 0.059/n
[HIn] 1 [In]
'
酸碱滴定： pH t pK a ( In)
'
配位滴定： pM )t lg K st ( M I n ) （
6.3 氧化还原滴定指示剂
在氧化还原滴定中所用的指示剂。
分类
自身指示剂
电对自身颜色变化， MnO4- / Mn2+ 吸附淀粉吸附 I2
特殊指示剂
络合 Sn 2 2Fe3 2Fe2 Sn 4
Fe3 CNS [FeCNS]2
氧化还原指示剂血红色
氧化还原指示剂（In本身发生氧化还原反应） InOx + ne =
6.4 氧化还原滴定曲线
例：在1 mol/L H2SO4 介质中，用0.1000 mol/L Ce4+ 滴定
0.1000 mol/L Fe2+溶液。
1.5
Ce4 Fe2 Ce3 Fe3
Fe
E/V
1.3 1.1 0.9 0.7 0.5 0 50 100 150 T% 200
3
e Fe
4+ 3+ 2+
4 3 2
3+
2+
4
3+
2+
3+
2+
4+
3+
4+
3+
4+
3+
4
4
3
4+
3+
Ce4+滴定Fe2+的滴定曲线
1.5 1.3
1.26
E/V
1.1 0.9
突跃磺酸钠
0.7 0.5 0 50 100 150 T% 200
a(Ox ) O[O] OCO / O
a(Re) R [R] RCR / R
代入，得
0.059 O R 0.059 CO EE lg lg n R O n CR

当 CO = CR = 1 mol / L 时，得
0.059 O R E E lg n R O
0.112 0.4094
1.6 0.4584
Eө = 0.355 V
实际计算中，忽略离子强度的影响
b 酸效应 [H+]或[OH-] 参加氧化还原反应中,影响氧化还原态物质的分布情况，并直接出现在能斯特方程中，影响电势值。 c 生成络合物氧化态形成的络合物更稳定，使电势降低，还原性增加，反之则电势升高，氧化性增加。 d 生成沉淀氧化态生成沉淀，使电势降低，还原性增加还原态生成沉淀，则电势升高，氧化性增加相关计算见P392-394
第十一章
氧化还原反应
§11.1 基本概念 §11.2 电极电势和电池电动势 §11.3 氧化还原平衡 §11.4 影响电极电势的因素 §11.5 元素电势图及其应用
§11.6 氧化还原滴定法
氧化还原滴定概述
氧化还原滴定：是以氧化还原反应为基础的滴定
方法(redox titration)。
氧化还原反应的实质与特点：
平衡时： E1 = E2 E1
+
c 0.059 lg cOx1 + 0.059 lg Ox2 = E2 n1 n2 cRed1 cRed2
n2 n2
lg
cOx2 cRed1 cRed2 cOx1
n1
n1
= lgK =
n (E1 - E2)
0.059 n E 0.059
=
n= n1,n2的最小公倍数 E 越大 K越大
氧化还原反应进行的程度
n2Ox1 + n1Red2
n1
n2Red1 + n1Ox2
n2
K =
cOx2 cRed1 cRed2 cOx1

n1
n2
Ox1 + n1e = Red1 E1= E1
0.059 lg cOx1 + n1 cRed1
Ox2 + n2e = Red2 E2= E2
+
0.059 lg cOx2 n2 cRed2
(1) 是电子转移反应
(2) 反应常分步进行
(3) 反应速率慢，且多有副反应
常用的氧化还原滴定方法：
高锰酸钾法、碘量法、重铬酸钾法等。
应用范围：
（1）可直接测定本身具有氧化还原性的物质（2）可间接测定能与氧化剂还原剂定量发生化学反应的物质
氧化还原电对
可逆电对：任一瞬间都能建立平衡，电势可用能斯特方程描述。Fe3+/Fe2+， I2/I- 等不可逆电对：Cr2O72-/Cr3+, MnO4-/Mn2+ 等，平衡时也能用能斯特方程描述电势
对称电对：氧化态和还原态的系数相同 Fe3+/Fe2+，MnO4-/Mn2+ 等不对称电对：氧化态与还原态系数不同 Cr2O72-/Cr3+, I2/I- 等 Fe3+ + e = Fe2+, MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O I2 + 2e = 2 I-, Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O
0.059 O E E lg n R
'
条件电势与标准电位的差异仅仅是由离子强度( I )引起。
例
I 时，
EFe (CN )3 / Fe (CN )4
6 6

Fe(CN)63-/Fe(CN)64-电对在不同离子强度下的条件电势如下：
I Eө´
0.00064 0.3619
0.0128 0.3814
E ' ，滴定突跃，反应完全，越易准确滴定
6.2 影响氧化还原反应速率的因素 1.浓度c
c
增加, 反应速率增大(质量作用定律)。
2.温度
温度每增高10℃, 反应速率增大2-3倍。
例: KMnO4滴定H2C2O4,需加热至70-80℃。
3. 催化剂
例1. Ce4+氧化As(III)的反应分两步： As(III)
2
E 0.68 v
' 2
突跃
sp
Ce 4 e Ce3
E1 ' 1.44 v
滴定至任何一点达到平衡时，体系中两电对的电位相等：
E E1 0.059 lg
θ'
CCe(IV) CCe(III)
E2 0.059 lg
θ'
CFe(III) CFe(II)
滴定前，Fe3+未知，无法计算 sp前， Ce4+未知，E =E Fe3+/Fe2+=0.68+0.059lg cFe3+/ cFe2+ sp后， Fe2+未知， E=E Ce4+/Ce3+=1.44+0.059lg cCe4+/cCe3+

大学化学基础——刘静——第十一章 电化学基础和氧化还原平衡2-2

大学化学 电化学基础

第十一章 电化学基础1