大学化学课件：电极电势的应用
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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 )
大学普通化学第六版第4章精品课件
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当T=298.15K时:
0.05917 [c(氧化态） /c ] lg b n [c(还原态） /c ]
a
称为电极电势的能斯特方程
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能斯特方程式使用注意事项：
① n 为配平的半反应中得失的电子摩尔数； ②以半反应中各物质的化学计量数为指数；
0.059 PCl 2 / P lg 2 2 [c(Cl )] 0.059 0.1100/ 100 1.358 lg 1.388 V 2 2 0.1
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4.3 电极电势在化学上的应用
一. 氧化剂和还原剂相对强弱的比较
值越大，其氧化态的氧化性越强，
图4.1 标准氢电 极示意图
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参比电极*
甘汞电极或氯化银电极 常用易于制备、使用方便且电 极电势稳定
如：右图的甘汞电极： Pt∣Hg∣Hg2Cl2∣Cl当c (KCl)为饱和溶液时， 饱和甘汞电极 φ =0.2412V
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KCl溶液
Hg2Cl2 Hg
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C .[C ] 0 . 059 17 H MnO4 θ 42+ φ = φ (MnO / Mn ) + lg 5 C Mn 2 0.05917 5 1.507 lg{1.000 10 } 5 1.034V
8
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习题 已知氯电极的标准电极电势为1.358V， 当氯离子浓度为0.1molL-1，氯气浓度为 0.1×100kPa时，该电极的电极电势是多少? Cl2（g）+ 2e- = 2Cl-(aq)
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-
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.
�
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.
课件：电极电势
φө )？ 标准电极电势数据见附录10 φө (H+/H2 ) ＝ 0 V
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
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
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• 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
电极电势的应用
=-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；
EMF =E+-E- ＜ 0 反应逆向自发进行。 标准状态下,
若有一种氧化剂，如KMnO4， 反应顺序：I->Fe2+ >Br若有一种还原剂，如Zn， 反应顺序：Br2 >Fe3+ > I2
用电极电势比较物质氧化性和还原性的 注意事项：
• 标准条件下，直接用EӨ 比较
• 非标准条件下，运用Nernst方程 式计算E，再用E来比较
判断正、负级和计算电动势 判断正、负级
0 .0 5 9 2 z
lg
y
{ c ( Y )} { c ( Z )} { c ( A )} { c ( B )}
z b
y
z b
a
=
{ c ( Y )} { c ( Z )} { c ( A )} { c ( B )}
a
298 K 时
ZEMF lgK = 0.0592 V
例：求反应 5H2C2O4 (aq) 6H (aq) 2MnO (aq) 4 2Mn2 (aq) 8H2O(l) 10CO (g) 2 的平衡常数 K 。
= E (MnO / Mn2 ) - E (CO2 / H2C2O4 ) 解： MF E 4 = 1.512V - (-0.595V)
= 2.107V
ZEMF 10×2.107V = = 356 lg K = 0.0592V 0.0592V = 10356 K
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
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-
大学化学课件：电极电势的应用
还原 负极 Fe2+(aq) →Fe3+(aq) +e正极 Cr2O72-(aq)+14H+(aq)+6e-→2Cr3+(aq)+7H2O Pt|Fe2+(aq), Fe3+(aq)‖ H+(aq), Cr2O72-(aq), Cr3+(aq) |Pt
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+
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 电极电势的应用
第四章 氧化和还原
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
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6.2 电极电势的应用
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
锌锰干电池 （-） Zn | ZnCl2, NH4Cl（糊状） MnO2 | C (+）
负极发生氧化反应
Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e-
正极发生还原反应 2MnO2(s) +2NH4+(aq) +2e-=Mn2O3(s) +2NH3(aq)+H2O(l)
二次电池
铅蓄电池 （-） Pb | H2SO4（稀）PbO2 | C (+）
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。
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
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
锌锰干电池 （-） Zn | ZnCl2, NH4Cl（糊状） MnO2 | C (+）
负极发生氧化反应
Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e-
正极发生还原反应 2MnO2(s) +2NH4+(aq) +2e-=Mn2O3(s) +2NH3(aq)+H2O(l)
二次电池
铅蓄电池 （-） Pb | H2SO4（稀）PbO2 | C (+）
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。
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
课题4.5 电动势与电极电势在化学上的应用-课件[13页]
![课题4.5 电动势与电极电势在化学上的应用-课件[13页]](https://img.taocdn.com/s3/m/6f8b955e3d1ec5da50e2524de518964bcf84d2db.png)
)
/
c
]8
= 1.034 V
(MnO4/Mn2+)值(1.034V)小于 (Cl2/Cl-)值(1.358V)
知识模块三 氧化还原反应进行程度的衡量
氧化还原反应进行的程度也就是氧化还原反应 在达到平衡时，生成物相对浓度与反应物相对浓度 之比，可由氧化还原反应标准平衡常数K 的大小来 衡量。
已知K 与rGm的关系如下：
氧化还原反应方向的判断
电极电势代数值较大的氧化态物质与较小的还原态物质之间
发生的氧化还原反应能自发进行。即φ(正)＞ φ(负)，相当于
ΔrGm＜0。 氧化还原反应进行程度的衡量
氧化还原反应的程度可由标准平衡常数Kθ的大小来评价。在
298.15K时， 化学电池
lg K nE 0.0591V
化学电池是利用自发进行的氧化还原反应将化学能转换为电能
2Mn2+ + 5Cl2 +8H2O 2MnO4- + 16H+ + 10Cl-
解: 若用标准电极电势作为判据，
(MnO4/Mn2+)值(1.507V) 大于 (Cl2/Cl-)值(1.358V)，
似乎氧化态物质Cl2与还原态物质Mn2+ 不能发生反应。 介质(H+浓度)对该反应影响很大， 当c(H+)＝10-5 moldm-3时，由于其他物质均处于标准 状态，则根据能斯特方程式计算可得：
的装置。可以分为一次电池、二次电池和连续电池等。燃料电
池是通过电池的形式将燃烧能转化为电能的一种装置。
金属的腐蚀及其防止 金属的腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀两大类。电化学腐 蚀在(潮湿)空气、电解质溶液或海水、河水环境中发生，因而 形成了腐蚀电池。一般金属在酸性介质中是析氢腐蚀，在中 性或碱性介质中为吸氧腐蚀。 金属的防腐方法主要有改变组成法、保护层法、缓蚀剂法和 阴极保护法。其中阴极保护法是用电化学方法把被保护金属 作为腐蚀电池的阴极(正极)或电解池的阴极而达到防止腐蚀的 方法。
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(2) 用原电池的电动势或电极电势判断该氧化还原 反应的方向。
E＞0；或 E +＞E- 反应正向自发进行；
E＜0；或 E + ＜ E- 反应逆向自发进行；
E=0； 或 E +=E-
反应达到平衡态。
标准状态下，可用标准电动势或标准电极 电势判断反应进行的方向。
原电池的设计
原电池的设计方法
1. 找还原剂、其氧化产物→负极反应；找氧化 剂、其还原产物→正极反应；离子-电子法配 平电极反应，写出电池反应，与给定反应核对。 2. 根据电极反应写出负极和正极符号，原电池 符号。 3. 对于非氧化还原反应，通过两端添加物质的 办法制造氧化过程和还原过程。 4. 若设计的电池中有液体接界，应注意使用盐 桥消除液体接界电势。
E(Sn2+/Sn)=Eө(Sn2+/Sn)=- 0.1375 V
E(Pb2+/Pb)= Eө(Pb2+/Pb)-0.05916V/2lg(1/0.1) = -0.1558 V E=E(Pb2+/Pb)- E(Sn2+/Sn)<0
该氧化还原反应在此非标准状态下进行时自 发向左进行，不能自发向右进行。
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。
根据标准电极电势合理选择氧化剂或还原剂
例:选择合适的氧化剂氧化I-，而不氧化Br-和Cl-
MnI2O/I4- / Mn2
Fe3 / Fe2 BCrl22/B/ Cr-l CSln2/4C l/-Sn2
E 0.535V
0.771V 1.066V 1.358V
各电对中氧化型物质的氧化能力由大到小的顺 序为: Cl2 Br2 Fe3+√ I2
综合题10
例：反应为：2Ag+2H++2I- H2+2AgI↓。 （1）若将该反应组装成原电池，写出原电池符号； （2）若c(H+)= c(I-)= 0.1 mol·dm-3, p(H2)=100 kPa, 计算两极的电极电势和电池电动势。
氧化
负极 Ag(s)+Cl-(aq) → AgCl(s) +e正极 Ag++e- → Ag(s) (-)Ag(s)| AgCl(s) | Cl-(aq) ‖ Ag+(aq) |Ag(s)(+)
（2（2, 3））
例 5-7
例5-8 试判断反应 Pb2++Sn(s)=Pb(s)+Sn2+分别在 标准状态和c(Sn2+)=1 mol·dm-3, c(Pb2+)=0.1 mol·dm-3时能否自发进行。 解:将反应设计成电池 Sn(s) ｜ Sn2+‖Pb2+ ｜Pb(s)
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+
Eө （Cu2+/Cu) >Eө （Zn2+/Zn)
还原型物质的还原能力由大到小的顺序为:
I- Fe2+ Br－ Cl-
Fe2+可还原Br2，不能还原I2。
(CCl4)
标准电极电势，只能判断在标准条件下， 氧化剂和还原剂的相对强弱。
在非标准状态下，如果两电对的标准电极 电势相差较小，需要用能斯特方程先计算，再 比较电极电势，判断物质的氧化性和还原性的 相对强弱。
还原 负极 Fe2+(aq) →Fe3+(aq) +e正极 Cr2O72-(aq)+14H+(aq)+6e-→2Cr3+(aq)+7H2O Pt|Fe2+(aq), Fe3+(aq)‖ H+(aq), Cr2O72-(aq), Cr3+(aq) |Pt
氧化
Ag(s)+H+(aq)+I-(aq)=AgI(s)+1/2H2(g)
原电池的设计实例
将反应Zn+Cd2+→Zn2++Cd设计成电池。
氧化
Zn|Zn2+‖Cd2+|Cd
Zn+Cd2+→Zn2++Cd
还原
Zn、Zn2+在负极， Zn→Zn2++2e- ; Cd、Cd2+在正极， Cd2++2e- →Cd。
Zn+Cd2+→Zn2++Cd
P125
氧化
6Fe2+(aq)+Cr2O72-(aq)+14H+ (aq) = 6Fe3+(aq)+2Cr3+(aq)+7H2O
查附录G知Eө(Pb2+/Pb)=-0.1262 V,
Eө(Sn2+/Sn)=-0.1375 V 在标准状态下 Eө = Eө(Pb2+/Pb)-Eө(Sn2+/Sn)>0 即在标准状态下该氧化还原反应可自发向右进行。
Sn(s) ｜ Sn2+‖Pb2+ ｜ Pb(s) 当电池反应在非标准状态下进行时
例：下列三个电极中，在标准条件下哪种物质是最强 的氧化剂？若其中的MnO4-/Mn2+电极改为在pH=5.00 的条件下，它们的氧化性相对强弱次序将怎样改变？
MnO4 / Mn2
Fe3 / FBeB2rr22//Br-- Cl2 / Cl I2S/nI-4 / Sn2
E 1.507 V
1.066 Vபைடு நூலகம்
0.5355 V
解：在标准条件下，最强的氧化剂是MnO4-。 改变MnO4-/Mn2+电极反应条件，最强的氧化剂是Br2 。
E(MnO4 / Mn2 ) E O(MnO-4 / Mn2 )
0.05916V 5
c(Mn2 )/ c O lg[c(MnO4 )/ c O ][c(H )/ c O ]8
还原
负极 Ag(s)+I-(aq)→AgI(s)+e-
正极 H+(aq) +e-→1/2H2(g) Ag(s)|AgI(s)|I-(aq)‖H+ (aq)|H2(g)|Pt(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq) = AgCl(s)
还原
Ag+(aq)+Cl-(aq)+Ag(s) = Ag(s)+AgCl(s)
氧化还原反应自发进行的方向，一般是由 较强的氧化剂与较强的还原剂反应，生成较弱 的还原剂和较弱的氧化剂，即：
强氧化剂1+强还原剂2→弱还原剂1+弱氧化剂2
氧化还原反应的电动势判据： 氧化剂电对电极电势E+＞还原剂电对电极 电势E- ，反应自发正向进行。
判断氧化还原反应进行的方向： (1) 将一个氧化还原反应设计为原电池。