电极电势的应用电极电势的应用
5.4 电极电势的应用
电极电势的应用电极电势的应用是多方面的。
除了比较氧化剂和还原剂的相对强弱以外，电极电势主要有下列应用。
0102030405 判断原电池的正、负极，计算电池的电动势判断氧化剂、还原剂的相对强弱测定难溶电解质的溶度积常数和弱电解质的解离常数判断氧化还原反应进行的方向判断氧化还原反应进行的程度计算原电池的电动势E在组成原电池的两个半电池中，电极电势代数值较大的一个半电池是原电池的正极，代数值较小的一个半电池是原电池的负极。
原电池的电动势等于正极的电极电势减去负极的电极电势：E＝ϕ(+)－ϕ(-)例 计算下列原电池的电动势，并指出正、负极 Zn∣Zn 2+(0.100 mol·L -1)‖ Cu 2+(2.00 mol·L -1)∣Cu )(lg 2059.02+Cu c 00.2lg 2059.0)(lg 2059.02+Zn c )100.0lg(2059.0 解： 先计算两极的电极电势 ϕ (Zn 2+/Zn)= ϕ θ(Zn 2+/Zn)+ = －0.763＋ =－0.793V (作负极）ϕ (Cu 2+/Cu) = ϕ θ(Cu 2+/Cu)+ = 0.3419 + 故 E ＝ ϕ (+)－ϕ (-)= 0.351－(－0.793)＝1.14V= 0.351V(作正极)＞０ ； E ＜０ ϕ+ ＜ ϕ- 反应逆向进行判断氧化还原反应进行的方向m r G ∆m r G ∆m r G ∆)]()([--+-=-=∆ϕϕnF nF E G m r θE 恒温恒压下，氧化还原反应进行的方向可由反应的吉布斯函数变化来判断。
根据 如果在标准状态下，则可用ϕθ或 进行判断。
＜０； E ＞０ ϕ+ ＞ ϕ- 反应正向进行 ＝０； E ＝０ ϕ+ ＝ ϕ- 反应处于平衡例如:2Fe3＋(aq)＋Sn2+(aq) 2Fe2＋(aq)＋Sn4+(aq)在标准状态下，反应是从左向右进行还是从右向左进行？查表：ϕθ(Sn4+/Sn2+)=0.151V, ϕθ(Fe3+/Fe2+)=0.771Vϕθ(Fe3+/Fe2+)＞ϕθ (Sn4+/Sn2+)，Fe3+/Fe2+作正极。
无机化学6.2 电极电势的应用
+1.695
+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 )
标准电极电势的应用
标准电极电势的应用标准电极电势是电化学中一个非常重要的概念，它在许多领域都有着广泛的应用。
标准电极电势是指在标准状态下，电极与标准氢电极之间的电势差。
标准状态是指溶液中物质的浓度为1 mol/L，气体的压强为1 atm，温度为298K。
标准电极电势的应用涉及到电化学反应、电池电解等方面，下面我们就来详细了解一下标准电极电势的应用。
首先，标准电极电势在电化学反应中起着至关重要的作用。
在电化学反应中，通过测量不同电极之间的电势差，可以确定反应的进行方向和速率。
标准电极电势的大小可以直接反映出电极上的化学反应活性，从而帮助我们理解和预测电化学反应的发生过程。
通过对标准电极电势的研究，可以推断出不同物质之间的氧化还原能力，为电化学反应的研究提供了重要的参考依据。
其次，标准电极电势在电池中的应用也是非常重要的。
电池是一种能够将化学能转化为电能的装置，而标准电极电势则决定了电池的电压和电流特性。
通过合理选择电极材料和电解质，可以设计出具有高效能、长寿命和稳定性的电池。
标准电极电势的应用使得我们能够更好地理解电池内部的化学反应机制，从而提高电池的性能和可靠性。
此外，标准电极电势还在电解过程中发挥着重要作用。
在电解过程中，通过控制电极之间的电势差，可以实现对物质的分解和合成。
标准电极电势的大小决定了电解过程的能耗和效率，因此对于工业生产中的电解反应来说，标准电极电势的应用尤为重要。
通过调节电解条件，可以实现对特定物质的高效分离和提纯，为化工生产提供了重要的技术手段。
总的来说，标准电极电势的应用涉及到电化学反应、电池和电解等多个领域，对于推动科学技术的发展和解决实际问题具有重要意义。
通过深入研究标准电极电势的应用，可以不断拓展电化学领域的应用范围，为人类社会的可持续发展做出更大的贡献。
希望本文能够为大家对标准电极电势的应用有一个清晰的认识，并激发更多人对电化学领域的兴趣和热情。
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。
5.3电极电势的应用
MnO 4 4H 3e MnO2 2H2O
EΘ = 1.679 V EΘ = 0.771V EΘ =0.545V
2 Fe3 e Fe
I2 2e 2I
lyon
Br2 (l ) 2e 2Br Cl2 ( g ) 2e 2Cl
∴I-比Br-的还原性强，I2先游离出来
②
Fe3 2e Fe2
2 MnO 4H2O 4 8H 5e Mn
EΘ = 0.771 V EΘ = 1.507 V
应选择EΘ在I2/I-和Br2/Br-之间
lyon
四、元素电势图应用
将同种元素的不同氧化态按氧化值由高到低的顺序自左向右
排列成行，在相邻的两物种间连一直线表示电对，并在此直线上
方标明该电对的标准电极电势值，由此则构成元素电势图。
如氧的常见氧化态为0、-1、和-2的O2、H2O2、和H2O。
EAθ
O2 0.628
H2O2 1.77 1.229
∴应选择Fe2(SO4)3
lyon
三、氧化还原反应进行的程度
对于一个氧化还原反应, 当其电动势为零时即达到平衡. 因此可 根据标准电极电势求一个氧化还原反应的平衡常数.
lg K
nE 0.0592
n ( ) 0.0592
一般地，当K ө 6 10 6时，说明反应已进行完全 当K ө 2 10 -7时，说明反应不能正向进行或进行的趋势很小 ◆ 注意： ①K与浓度无关，只决定于标准电极电势的大小，电势差越大，平衡 常数越大，反应也越完全； ②标准电极电势从热力学观点来衡量氧化还原反应进行的可能性和 进行程度，但不能预测反应速度；而实际反应中必须同时考虑。
氧化还原反应——电极电势：电极电势的应用
电极反应： Pb2+ + 2e- Pb
E(Pb2+/Pb)=E
(Pb2+/Pb)+
0.0592V 2
lg
[c(Pb2+)/c
]
电极反应： PbSO4 + 2e- Pb + SO42-
E(PbSO4/Pb)=E (PbSO4/Pb) +0.05292Vlg[c(SO421-)/c ]
E (PbSO4/Pb) = E(Pb2+/Pb)
]2
E(HCN/H2) = E(H+/H2)
3.
计算弱电解质解离常数(Ki
)K ⊖ a
例: 已知E (HCN/H2) = -0.545V, 计算Ka (HCN)
E (HCN/H2)=E (H+/H2)
+
0.0592V 2
lg
[c(H+)/c ] p(H2)/p
E
(HCN/H2)=E
(H+/H2)+
氧化还原反应 电极电势
4-2-5 电极电势的应用
1. 判断氧化剂、还原剂的相对强弱
E 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
E 越小,电对中还原型物质的还原能力越强
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
2021/11/3
E(Oxd
/
Re
d
高中化学电极电势的大小比较与应用
高中化学电极电势的大小比较与应用电极电势是化学反应中电子转移的驱动力，也是判断电池电势大小的重要指标。
在高中化学学习中，电极电势的大小比较与应用是一个重要的考点。
本文将通过具体的题目举例，分析不同类型的电极电势问题，并给出解题技巧和应用指导，以帮助高中学生和他们的父母更好地理解和应用电极电势。
一、电极电势的大小比较1. 比较标准氢电极与其他电极的电势差标准氢电极是电极电势的参比电极，其电势被定义为0V。
因此，与标准氢电极相比，电势较高的电极具有正的电势值，电势较低的电极则具有负的电势值。
例如，对于以下两个反应：反应1：Zn2+ + 2e- → Zn反应2：Cu2+ + 2e- → Cu根据标准电极电势表，反应1的标准电极电势为-0.76V，反应2的标准电极电势为0.34V。
因此，可以得出结论：Cu2+/Cu电极的电势高于Zn2+/Zn电极。
2. 比较不同离子间的电势差除了与标准氢电极比较，我们还可以通过比较不同离子间的电势差来判断电极电势的大小。
以下列反应为例：反应3：2Ag+ + 2e- → 2Ag反应4：Cu2+ + 2e- → Cu根据标准电极电势表，反应3的标准电极电势为0.80V，反应4的标准电极电势为0.34V。
可以发现，Ag+/Ag电极的电势高于Cu2+/Cu电极。
因此，我们可以得出结论：Ag+离子比Cu2+离子更容易还原为金属。
二、电极电势的应用1. 预测反应的进行方向根据电极电势的大小比较，我们可以预测反应的进行方向。
当两个反应的电极电势差为正值时，反应将自发进行；当电势差为负值时，反应将不自发进行。
例如，对于以下两个反应：反应5：2H+ + 2e- → H2反应6：Pb2+ + 2e- → Pb根据标准电极电势表，反应5的标准电极电势为0V，反应6的标准电极电势为-0.13V。
由于电势差为负值，我们可以得出结论：在标准状态下，Pb2+离子会还原为Pb金属，反应6将自发进行。
2. 计算电池的电动势电动势是电池输出电能的能力，可以通过电极电势的差值来计算。
电极电势的应用
企业6s管理心得体会范文在企业管理中，6S管理是一种系统性的管理方法，旨在通过整理、整顿、清扫、清洁、标准化和素质教育，建立并维护一个优良、整洁、高效、安全、舒适的工作环境。
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通过这样的整理和整顿，我们不仅使得生产线上的物品更加有序，也使得操作人员能够更快地找到所需的工具和材料，大大提高了工作效率。
我们也学会了合理安排自己的时间，根据工作流程和计划合理安排工作任务，高效完成工作。
其次，6S管理强调清扫和清洁，提高了环境卫生和安全意识。
在以前，我们工作区域的环境卫生常常被忽视，存在着杂乱、脏乱等问题。
而在实施6S管理后，我们不仅定期进行清扫和清洁工作，还建立了相关的管理制度和责任制，确保工作区域的卫生和清洁。
通过这样的努力，我们的工作环境变得更加整洁、舒适，不仅提高了员工的工作积极性和满意度，也减少了工作中的意外和事故发生率。
同时，我们也养成了良好的卫生和安全意识，提高了员工个人和团队的素质。
再次，6S管理注重标准化，提高了工作流程和质量管理水平。
在过去，我们生产线上的工作流程常常是混乱的，缺乏明确的标准和规范。
而在实施6S管理后，我们对工作流程进行了规范和标准化。
通过制定相关的作业程序和要求，明确每个环节的标准和要求，确保每个员工都按照相同的标准进行工作。
通过这样的标准化管理，我们不仅提高了工作效率，也减少了错误和缺陷的发生率，提高了产品质量和客户满意度。
最后，6S管理强调员工培训和素质教育，促进了员工个人和团队的成长。
化学氧化还原反应的电极电势
化学氧化还原反应的电极电势化学氧化还原反应是化学中常见的一种反应类型，其中电极电势是其中一个重要的概念。
本文将探讨化学氧化还原反应的电极电势及其相关原理和应用。
一、电极电势的概念电极电势是指在电化学反应中，电极与电解质溶液界面上的电势差。
在化学氧化还原反应中，电极电势是指电极上所发生氧化或还原反应的趋势。
二、电极电势的原理电极电势与化学反应的进行是息息相关的。
根据势差产生的方向，电极电势可以分为标准电极电势和电动势。
1. 标准电极电势标准电极电势是指在标准状况下（温度为298K，浓度为1mol/L），相对于标准氢电极而言，其他电极所产生的电势差。
标准电极电势可以通过电池电势计进行测量。
2. 电动势电动势是指在非标准条件下，电极发生氧化还原反应产生的电势差。
电动势会受到温度、浓度、压力等因素的影响。
三、电极电势的计算方法电极电势的计算方法基于标准电极电势和Nernst方程。
1. 标准电极电势计算方法标准电极电势可以通过与标准氢电极配对进行测量得到。
标准氢电极的电极电势被规定为0V，其他电极的电势则是相对于标准氢电极的值。
2. Nernst方程Nernst方程是计算非标准电极电势的公式，其表达式为：E = E° - (RT/nF) ln(Q)其中，E是电动势，E°是标准电极电势，R是气体常量，T是温度，n是电子转移的摩尔数，F是法拉第常数，Q是反应物浓度的乘积。
通过Nernst方程可以计算非标准电极电势。
四、电极电势的应用电极电势在化学和生物学领域有着广泛的应用。
1. 电池电池是一种将化学能转化为电能的装置，其中涉及化学氧化还原反应和电极电势的运用。
电池中正极和负极的电极电势差可以产生电流。
2. 腐蚀与防腐蚀金属的腐蚀过程也涉及到电极电势的概念。
电极电势差会影响金属与环境中其他物质发生氧化还原反应的趋势，从而导致金属的腐蚀。
通过外加电势或使用防腐剂，可以改变电极电势差，从而防止金属的腐蚀。
电极电势在元素化学中的应用
电极电势在元素化学中的应用电极电势是指电池中两个电极之间的电势差。
在元素化学中，电极电势是不可或缺的重要概念，并且有着广泛的应用。
本文将介绍电极电势在元素化学中的应用。
首先，电极电势可用于确定一个半反应的氧化还原性质。
在元素化学中，氧化还原反应是非常常见的反应类型。
通过测定电极电势，我们可以判断一些半反应是氧化还是还原。
根据标准氧化还原电势表，如果一些半反应的电极电势为正，那么这个半反应是还原反应；如果电极电势为负，那么这个半反应是氧化反应。
通过电极电势的测量，我们可以快速地确定一个半反应的氧化还原性质，从而更好地理解和研究氧化还原反应的机理。
其次，电极电势可用于预测一个半反应的方向。
根据电极电势的数值大小，我们可以预测一个半反应的方向。
根据法拉第定律，如果一些半反应的电极电势为正，那么该反应是自发进行的；如果电极电势为负，那么该反应是不自发进行的。
通过电极电势的预测，我们可以提前知道一个反应是否会发生，以及反应的方向，从而更好地设计合成和控制化学反应。
另外，电极电势还可以用来推导氧化还原反应的标准电势。
标准电势是指在标准状态下，一个半反应在特定电极上的电势。
通过测定不同电极对上一些半反应的电极电势差，我们可以利用标准氧化还原电势表的数据，推导出该半反应的标准电势。
标准电势是研究氧化还原反应特性的重要参数之一，可以用来比较不同反应的强弱以及进行反应的定量分析。
此外，电极电势还可以用于计算反应的电动势。
反应的电动势是指一个完整反应电池的两个电极之间的电势差。
通过测量电极电势，我们可以计算反应的电动势，并且可以用来评价反应的强弱。
电动势对于研究电化学反应的动力学过程非常重要，可以帮助我们了解反应的速率和平衡条件。
最后，电极电势还可以用于测量物质的活度和浓度。
根据奥斯特瓦尔德关系，电极电势与物质的活度和浓度之间存在一定的关系。
通过测定电极电势，我们可以计算出相应物质的活度或浓度，从而实现对物质的定量分析和测量。
电极电势的应用一比较氧化剂和还原剂的相对强弱
所以电对 Cu2＋/Cu为正极，发生还原反应；
电对Fe2＋/Fe为负极，发生氧化反应。 故反应正向自发进行
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
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 θ 差 值为0.2V时，或者当n=1, θ 差值为0.4V
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。
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。
a
2
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 时，
Cu2/Cu Zn2/Zn
反应即达到平衡，此时：
［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
电极电势的应用
极电势大的氧化型物质。
9
例题:判断下列反应能否自发进行(标准状态) 2Fe3+(aq) + Cu(s) ⇌ 2Fe2+(aq)+Cu2+(aq) 解: 查表: E(Fe3+ |Fe2+) = 0.769 V E(Cu2+ |Cu) = 0.3394 V E(Fe3+ |Fe2+) > E(Cu2+ |Cu)
的还原剂是Li。
2
电 对
Li+|Li Zn2+|Zn H+|H2 … … … …
氧化型 + z
氧 化 能 力 增 强
e-
⇌ 还原型
E/V
-3.040
最强还原剂
代 数 值 增 大
Cu2+|Cu
F2|F-
最强氧化剂
还 原 能 力 增 强
2.87
3
例题:
从下列电对中，选出最强 的氧化剂和最强的还原剂：
电极电势大的氧化型物质与电极电势小 的还原型物质之间反应，即反应一定是在Fe3+ 和Cu之间进行。 10 说明该反应能自发向右进行。
例题:判断下列氧化还原反应进行的方向 Fe(s) + 2Ag+(aq) —— Fe2+(aq) + 2Ag(s)
c(Ag+)=1.0 10-3mol .dm-3
c(Fe2+)=1.0 mol .dm-3
MnO4 |Mn2+
、 Sn4+| Sn2+ 、 Fe2+|Fe
解: 查表： E (MnO4–|Mn2+) = 1.512 V E (Sn4+|Sn2+) = 0.1539 V E (Fe2+ |Fe) = – 0.4089 V
第八章 电化学基础 第九节 电极电势和电动势的应用
lg=-0.509z+|z-|I0.5
202(3N/2/a20Cl)=0.665； (Na2SO4)=0.442；(MgCl2)=0.442
8
7. 电池Pt|H2(100kPa)|HCl(0.1mol·kg-1)|Hg2Cl2(s)|Hg(L)电动势E与 温度T的关系为
E/V=0.0694+1.881×10-3T/K-2.9×10-6(T/K)2
例1 将AgCl=Ag++Cl-设计成电池
解：确定一个电极反应： AgCl＋e=Ag+Cl-
与电池反应相减得另一电极反应： Ag-e=Ag+
电池为：Ag|Ag + ‖ Cl-|AgCl|Ag
例2 将H2+(1/2)O2 =H2O设计成电池
负极： H2-2e =2H+
与反应式相减，得正极反应： (1/2)O2 +2e+2H+=H2O
O | —O—Si —O-M+ | O
当玻璃膜与水溶液接触时，M+离子(Na+)被氢离子交换，由于硅酸 结构与H+结合的键强度远大于与M+的强度(约为1014倍)，故膜表面 的点位几乎全为H+占据而形成Si－O－H+。膜内表面与内部溶液接 触时，同样形成水化层。但若内部溶液的pH与外部试液的不同，则 将影响Si－O－H+的离解平衡
(1)写出电池反应；(2)计算25℃该反应的rGm、rSm、rHm ，以 及电池恒温可逆放电时该反应的Qr,m。
解：负：(1/2)H2-e=H+ 正：(1/2)Hg2Cl2＋e=Hg+Cl-
总： (1/2)H2 +(1/2)Hg2Cl2=Hg+H++Cl-
标准电极电势的应用
标准电极电势的应用
标准电极电势的应用主要有三个方面：（１）判断氧化剂和还原剂的强弱；（２）判断氧化还原反应的方向；（３）求反应的平衡常数。
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φ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;φ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。
文章来源：/thread-211904-1-1.html /。
大学化学-电极电势的应用-判断氧化还原反应方向性
Q为电路中的电量；E为原电池的电动势；z为电极反应中得失电子数，
F为法拉第常数（96500 C/mol）; 为原电池两个电极的电极电势。
4
判断氧化还原反应的方向性
二 = zFE E = +
若 E >0，则反应正向自发进行； 若 E <0，则反应逆向自发进行； 若 E =0，则氧化还原反应达到平衡状态。
6
判断氧化还原反应的方向性
判断下列反应是否可以发生。 Br2 + 2Fe2+ = 2Fe3+ + 2Br-
(Br2/Br-) = 1.087V (Fe3+/Fe2+) = 0.771V
氧 化 性
Cu2 + + 2eI2 + 2e-
增 2Fe3+ + 2e-
强 Br2(l) + 2eCl2 + 2e-
还
原
型
/V
Zn -0.7628
Fe -0.4402 还
原
Ni -0.23
型
H2 Cu
0.0000 0.337
的 还 原
2I- 0.535 性
2Fe2 + 0.770 增
2Br- 1.085 强
《大学化学》 电极电势的应用
—判断氧化还原反应的方向性
xx师范大学 化学化工学院
xx
课程导入
我国是世界上最早使用湿法炼铜的国家，比欧洲早500多年。早在 东晋时期，化学家葛洪在其所著的《抱朴子内篇·黄白》中就有 “以曾青（硫酸铜）涂铁，铁赤色如铜"的记载。
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu 比较Fe 和Cu的还原性强弱。
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
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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
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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.
Θ Θ n , ( E氧化剂 − E 还原剂 ） 0.0592 ∴lgK = (0.7996 - 0.771)/0.0592 = 0.483 K = 3.04 + ② Ag + + Fe 2+ Ag 初始浓度 1.0 1.0 平衡浓度 1.0 - x 0.10 - x x [Fe3+] K = = = 3.04 [Ag+][Fe2+] (1.0-x)(0.10-x) ·L-1 解得:[Fe3+] = x = 0.074 mol mol·
11 休息
15
目录
1.计算K sp: 例4:测得下述电池的电动势为 +0.34V: ·L-1)||Ag+(0.010 mol ·L-1) (-)Ag|AgCl(s),Cl-(0.010 mol mol· mol· |Ag (+). 求AgCl的K sp. ) - E(AgCl /Ag ) = 0.34V 解: EMF = E(Ag+/Ag /Ag) AgCl/Ag /Ag) ) = E (Ag+/Ag ) + 0.0592lg[ Ag+] 负极: E(-) = E(Ag+/Ag /Ag) /Ag) 0.0592lg[Ag + 式中[Ag ] = K sp/[Cl ] ) = E (Ag+/Ag ) + 0.0592lg( K sp/[Cl-]) E(-) = E(Ag+/Ag /Ag) /Ag) +] ) = E (Ag+/Ag ) + 0.0592lg[ Ag. 正极: E(+) = E(Ag+/Ag /Ag) /Ag) 0.0592lg[Ag
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例.已知E (H3AsO4/HAsO2) = +0.559V;E (I2/I-) = +0.5345V.当pH = 8.0时,反应H3AsO4 + 2I- + 2H+ HAsO2 + I2 + H2O将会向左进行 .试计算说明. 解: H3AsO4 + 2H+ + 2e- HAsO2 + H2O的Nernst 方程式: 0.059 [ H AsO ][ H + ]2
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6.2.2计算有关平衡常数
6.2.2计算有关平衡常数
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∴ EMF = {E (Ag+/Ag ) + 0.0592lg[ Ag+]} - {E (Ag+/Ag ) /Ag) 0.0592lg[Ag /Ag) + 0.0592lg( K sp/[Cl ]) } ])} = 0.0592lg [Ag+] - 0.0592lg( K sp/[Cl-]) 0.0592lg[ = 0.0592lg0.010 - 0.0592lg( K sp/0.010) = 0.34 ×10-10. 解得:K sp= 1.8 1.8× : 2.计算K a(或K b)或pH pH: ·L-1HX) || 例5:测得:(-)Pt | H2(100kPa)| H +(0.10 mol mol· + -1 ·L )| H2(100kPa) | Pt(+) 电动势为+0.168V. H (1 mol mol· ). 求①溶液pH;②K a(HX (HX).
休息
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6.2.1判断氧化还原反应方向,次序和限度
6.2.1判断氧化还原反应方向,次序和限度
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例.已知E (H3AsO4/HAsO2) = +0.559V;E (I2/I-) = +0.5345V.当pH = 8.0时,反应H3AsO4 + 2I- + 2H+
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HAsO2 + I2 + H2O将会向左进行 .试计算说明 . 解: 已知[H3AsO4] = c(H3AsO4)δ3 ×10-7 可求得:δ3 = 1.4 1.4×
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6.2.1判断氧化还原反应方向,次序和限度
6.2.2计算有关平衡常数
): (3)诱导反应(induced reaction or secondary reaction reaction): 反应:MnO4- + 5Fe2+ +8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 作用体 诱导体 H 2O 受诱体 若在盐酸中进行还会发生 : 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O 诱导反应 或 诱导反应或 共轭反应 诱导作用: 一种氧化还原反应的发生而促进另一种氧化还 原反应进行. 特点: 诱导体反应后变为其它物质 .
E = EΘ +
0.059 c( H 3 AsO4 )δ 3 H + lg 2 c ( HAsO 2 )
[ ]
2
·L-1时: 当c(H3AsO4) = c(HAsO2) = 1.0 mol mol· 1.4 ×10-7×(10-8.0)2} E ’ = 0.559 + (0.059/2)lg{ (0.059/2)lg{1.4 1.4× = -0.12V. ∴反应可逆向进行 .
休息
(Ⅱ) Mn Mn( (Ⅶ) Mn (Ⅵ) + Mn (Ⅲ) Mn Mn( Mn( Mn( (Ⅱ) Mn Mn(
(Ⅳ) + Mn (Ⅲ ) Mn Mn( Mn(
(Ⅱ) Mn Mn(
(Ⅲ) Mn Mn( (Ⅱ) + CO2 Mn Mn(
Байду номын сангаас(Ⅲ ) Mn Mn(
nC2O42-
Mn(C2O4)n(3-2n)
1.反应方向: ,逆向进行; 若EMF < 0 0, 若EMF > 0,正向进行. pH = 8.0 时,反应H3AsO4 + 2I- + 2H+ HAsO2 + I2 + H2O向左进行 . 出pH = 8.0, E(H3AsO4/HAsO2) = -0.12. 可求 可求出 EMF = E(H3AsO4/HAsO2) - E (I2/I-) = -0.12 - 0.5355 < 0. electromotive force判断反应方向 . 一般可用 E MF来粗略判断 .
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与反应速率: 氧化还原反应的复杂性与反应速率 4.氧化还原反应的复杂性 ①电子转移有阻力 ; ②价态变化伴随结构、化学键、电子层结构变化 ; 如:Cr2O72- → Cr3+. ③历程复杂,分步完成. 如:Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O一般认为分三步进行 : Cr(Ⅵ) + Fe( Ⅱ) →Cr(Ⅴ) + Fe(Ⅲ) Cr(Ⅴ) + Fe( Ⅱ) →Cr(Ⅳ) + Fe(Ⅲ) Cr(Ⅳ) + Fe( Ⅱ) →Cr(Ⅲ) + Fe(Ⅲ).
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lg K Θ =
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Fe 3+ 0 x
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休息
休息
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