第九章氧化还原与电化学

1、第九章氧化还原与电化学10.1 氧化数与氧化还原方程式的配平一、氧化数一、氧化数（Oxidation number）（氧化态. 00 0 0 0 0H2 O2O3C60 Na Ne化合物： 氧化数 = 0 +1 -1 +2 -1 Na Cl Ca F2 +1 -1 +1 -2 H : Cl H2O 氧化数的本质：在离子化合物中，即正、负离子所带的电荷数；在极性化合物中，即元素的一个原子提供参与共价键的电子数，其中电负性小,共用电子对离得较远的元素为正氧化数，电负性大、共用电子以较近的元素为负氧化数。二、氧化还原反应二、氧化还原反应 （一）氧化还原反应定义（一）氧化还原反应定义 例1：2 Na(

2、s) + Cl2 (g) = 2 Na+Cl-(s) H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl (g)氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还原剂”;还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧化剂”。 氧化过程：元素的氧化数; 还原过程：元素的氧化数。凡若干元素氧化数发生变化的过程，就是氧化还原反应。凡若干元素氧化数发生变化的过程，就是氧化还原反应。（二）自氧化还原反应（二）自氧化还原反应 例： 2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2(g) 2 HgO (s) 2 Hg(l) + O2(g)同一物

3、质，既是氧化剂，又是还原剂，但氧化、还原发生在不同元素的原子上。（三）歧化反应（三）歧化反应例： 0 +1 -1 Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq) 同一物质中同一元素的原子，有的氧化数，有的氧化数，称为“歧化反应”。 三、氧化还原反应方程式的配平三、氧化还原反应方程式的配平 （一）氧化数法氧化数法：适用于任何氧化还原反应。 依据：还原剂氧化数的升高总值依据：还原剂氧化数的升高总值 = 氧化剂氧化数降低总值氧化剂氧化数降低总值 例1：KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 1.据反应事实，写出反应产物，注意介质酸性：KMnO4 + FeSO4

4、+ H2SO4 MnSO4 +Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O2.调整计量系数，使氧化数升高值 = 降低值: +7 +2KMnO4+5FeSO4 + H2SO4 +2 +3 MnSO4+5/2Fe2(SO4)3 + K2SO4+ H2O3.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 + H2O3. 配平各元素原子数（观察法）配平各元素原子数（观察法） 先配平先配平非H、O原子，后配平后配平H、O原子。 （1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18 2 KM

5、nO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O（2）配平H+数目 H+：左16，右2，应8H2O 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 +5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O（3）配平（或核对）O在原子数目：已平衡。对于电解质在溶液中的反应，也可通过对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式离子方程式”表示（更简洁），配平步骤类似：表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O MnO4- + 5 Fe2+

6、 + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O（3）配平（或核对）O在原子数目：已平衡。 注注 意意 介质酸碱性电荷平衡物料平衡321注注 意意若写为： MnO4- + 3 Fe2+ + 4 H+ = MnO2+ 3 Fe3+ + 2 H2O 错！产物与实验事实不符产物与实验事实不符，不是MnO2，而是Mn2+；若写为： MnO4- +5 Fe2+ + 4 H2O = Mn2+ +5 Fe3+ + 8 OH-错！虽然

7、物料平衡、电荷平衡，但介质不符介质不符。例例2：歧化反应方程式配平：歧化反应方程式配平 32IOIOHsII2 既是氧化剂，又是还原剂，可分开写 3222105IOIOHII再配平H、O原子数目： OH6IO2I10OH12I5I2322合并I2 ： OH6IO2I10OH12I6232约简计量系数： OH3IOI5OH6I3232（二）离（二）离 子子-电子法电子法：只适用于只适用于发生在水溶液中的氧化还原反应。 例1： 1.把反应分为氧化氧化反应, 还原还原反应(均为“半反应半反应”, “电极反应电极反应”): （还原反应） （氧化反应）2.调整两个“半反应”的计量系数，使得电子总数得电子

8、总数 = 失电子总数失电子总数. 5e 和 e 的计量系数最小公倍数是5 OHMnFeHFeMnO22324OH4Mne5H8MnO224eFeFe32OH4Mne5H8MnO224eFeFe532（二）离（二）离 子子-电子法电子法(续续)3. 合并上述2个“半反应”： OH4Fe5MnH8Fe5MnO2222410.2 原电池原电池的电动势与电极电位（势）的电动势与电极电位（势） 一、原电池、电解池与电化学一、原电池、电解池与电化学 （一）原电池： 氧化还原反应是电子转移的反应 同一溶液内的氧化还原反应过程，电子转移时无定向运动，不产生电流: 但若选择适当的电极，组装为“原电池”，使转移的

9、电子定向运动产生电流。 原电池原电池：是化学能电能的装置。 CuaqZnSOaqCuSOZn44教材图教材图 锌-铜电池（Daniell Cell电池）发生的反应： Zn极（负极, Cathode）:Cu极（正极, Anode）: e2ZnsZn2 sCue2aqCu2原电池总反应： sCuaqZnaqCusZn2盐桥盐桥(饱和饱和KCl (aq) + 琼脂琼脂)的作用的作用： 作为正、负离子通道正、负离子通道，使两个两个“半电池”的溶液都溶液都保持电中性保持电中性. Cl- , SO42- ZnSO4 (aq) K+ , Zn2+ CuSO4 (aq)总结总结”原电池原电池”： 负极负极(C

10、athode): 电势低电势低, ,电子流出电子流出,发生氧化氧化反应; 正极正极(Anode): 电势高电势高,电子流入电子流入,发生还原还原反应. 原电池符号：(-) Zn(s) | ZnSO4 (1 mol/dm3) | | CuSO4 (1 mol/dm3) | Cu(s) (+) 相界 浓度或活度 盐桥可简化为（不严格）: (-) Zn(s) | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu(s) (+) 给出总反应方程式，要能够设计为原电池，给出总反应方程式，要能够设计为原电池，写出电池符号和半反应写出电池符号和半反应(电极反应电极反应)方程式方程式.例2. 原电池 () (Pt),

11、H2(1p )H+(1moldm-3) Fe3+(1moldm-3) , Fe2+ (1 moldm-3) Pt (+) 负极负极：氧化氧化半反应 H2 2e = 2H+ 正极正极：还原还原半反应 Fe3+ + e = Fe2+ 放电总反应放电总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2 H+ + 2 Fe2+ 给出电池符号，要能够写出半反应给出电池符号，要能够写出半反应 (电极反应电极反应)和和放电放电总反应方程式总反应方程式.（二）（二） 电解池电解池 电解池电解池是使用直流电促使非自发的氧化还原反应发生的装置， 即电能电能化学能的装置化学能的装置。例：电解精炼铜 . 电解池电解池: 阳极阳极

12、(Anode)-与原电池正极连接与原电池正极连接,总是发生氧化总是发生氧化反应: Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e (阳极为粗铜阳极为粗铜)阴极阴极(Cathode)-与原电池负极连接与原电池负极连接,总是发生还原总是发生还原反应: Cu2+(aq) + 2e = Cu(s) (阴极为精铜阴极为精铜) 化学电池化学电池电解池原电池 （三）电化学 (Electrochemistry) 研究化学电池中研究化学电池中氧化还原反应氧化还原反应过过程以及程以及化学化学能与电能互相转变规律的能与电能互相转变规律的化学分支，称为化学分支，称为“电化学电化学”。 二、原电池的电动势与电极电位（势）二

13、、原电池的电动势与电极电位（势） （一）原电池的电动势（一）原电池的电动势 指原电池正、负电极之间的平衡电势差。指原电池正、负电极之间的平衡电势差。 = + - - (10.1.1) = + - - (10.1.2) 可用电位差计或高阻抗晶体管伏特计直接可用电位差计或高阻抗晶体管伏特计直接测量测量.例：上述例：上述Daniell cell, 测出电动势测出电动势 = + 1.10 V 表示表示Cu电极电势比电极电势比Zn电极高电极高 电极电位的产生电极电位的产生“双电层模型双电层模型” 教材图教材图11-3. 把金属晶体插入它的盐溶液中：把金属晶体插入它的盐溶液中： M(s) = Mn+(aq

14、) + n e （e 留在留在M(s)表面）表面） 金属金属“溶解溶解” Mn+(aq)沉积沉积 在一定温度下达到在一定温度下达到“平衡平衡”，有两种可能，有两种可能: 1. M活泼性活泼性，或，或/和和Mn+(aq)浓度小，浓度小， 占优，生成左边的占优，生成左边的“双电层双电层”。 2. M活泼性活泼性，或，或/和和Mn+ (aq)浓度大，浓度大， 占优，生成右边的占优，生成右边的“双电层双电层”。电极电位的产生电极电位的产生(续续)例：Zn(s) = Zn2+(aq) + 2 e 金属金属“溶解溶解”占优势占优势 Cu(s) = Cu2+(aq) + 2 e Mn+(aq)沉积占优势沉积

15、占优势 电极电位（势），金属与其盐溶液之间产生的这种电势差电势差，称为“电极电位电极电位”（势）。 符号 : . SI单位: V .由于 ( Zn2+/Zn) H+ Zn2+ 还原性还原性 Cu H2 Zn标准电极电位是强度性质标准电极电位是强度性质其值与其值与电极反应式的计量系数的写法无关计量系数的写法无关： 电极反应式电极反应式 / V G -1 Cl2(g) + e = Cl-(aq) 1.36 -131Cl2(g) + 2e = 2Cl-(aq) 1.36 -2623Cl2(g) + 6e = 6Cl-(aq) 1.36 -786 G , , H , , S 为广度广度(容量容量)性质

16、，其值与电极反应计量系数写法有关。因此，写 (Cl2/Cl-), , 不写 (Cl2/2Cl-). . 三、标准电极电位的应用三、标准电极电位的应用 （一）判断判断水溶液中氧化剂氧化性和还原剂还原性相对强氧化剂氧化性和还原剂还原性相对强弱弱，以及有关氧氧化化还还原原反应自发的方向反应自发的方向。 表示水溶液中氧化型物质氧化性氧化型物质氧化性 表示水溶液中还原型物质还原性还原型物质还原性 “还原电位还原电位” (氧化型/还原型) 国际（欧洲、中国）通用; (Cu2+/Cu)= +0.34 V“氧化电位氧化电位” (还原型/氧化型) 美国通用。 (Cu/Cu2+)= -0.34 V氧化还原反应自发

17、的方向氧化还原反应自发的方向 aqZngHsZnaqH222 sIX2aqI2XaqZnsCusZnaqCu2222 强氧化剂强氧化剂1 + 强还原剂强还原剂2 弱还原剂弱还原剂1 + 弱氧化剂弱氧化剂2例1： （X = F、Cl、Br） （二）合理选择氧化剂或还原剂（二）合理选择氧化剂或还原剂 例2：有一混合溶液含I-、Br -、Cl-各1 moldm-3，欲使I-氧化而不使Br-、Cl-氧化，试从Fe2(SO4)3和KMnO4中选出合理的氧化剂。 解：查出各 值/V : (I2/I-) 0.535, (Br2/Br-) 1.07, (Cl2/Cl-) 1.36, (Fe3+/Fe2+) 0

18、.77, (MnO4-/Mn2+ Fe3+是合适的氧化剂是合适的氧化剂 : 2 Fe3+ + 2 I- = 2Fe2+ + I2 但 Fe3+不会把 Br-, Cl-氧化. MnO4- 会把 I -、Br -、Cl -都氧化，不合要求。 （三）计算反应平衡常数（三）计算反应平衡常数 先推导标准电动势 K 的关系如下： F = 1.6021917 10-19 C 1023 mol-1 = -1 -1 （Faraday constant, 即1 mol 电子的电量）设一原电池电动势为 ，输送n mol电子所做的电功电功为： W = Q = nF (10.2.1) 标态: W = Q = nF (1

19、0.2.2)n是原电池放电总反应电子转移的计量系数，无量纲无量纲。（三）计算反应平衡常数（三）计算反应平衡常数(续续) 在等温、等压、只做电功的条件下，原电池体系的在等温、等压、只做电功的条件下，原电池体系的Gibbs自由能自由能降低值全部用于做电功，即：降低值全部用于做电功，即： - rG = W (10.3.1) (热力学热力学-电化学桥樑电化学桥樑)标态标态: - rG = W = nF (10.3.2) - rG = RT lnK 整理，对数换底，得： lgK = nF RT ) (10.4.1) RT lgK )/ nF (10.4.2) = + - - (10.1.2)例例1：利用

20、：利用 计算下列反应在计算下列反应在298 K的平衡常数。的平衡常数。 2 Cu(s) + 2 HI (aq) = 2 CuI (s) + H2 (g)解：（1）把把题示反应设计为一个原电池反应设计为一个原电池 :负极负极（氧化反应）：2 Cu(s) + 2 I- (aq) = 2 CuI (s) + 2 e正极正极（还原反应）：2 H+(aq) + 2 e = H2 (g)相应的电池符号为： -3)| H2 (1 p ), Pt (+) = + - - = (H+/H2) - (CuI/Cu) = 0 (-0.1852) = + 0.1852 V例例1 (续续): 2 Cu(s) + 2 H

21、I (aq) = 2 CuI (s) + H2 (g)原电池放电总反应放电总反应：n = 2. lg K = nF / (2.303 RT) -1-1.K-1 298 K) K = 1.83 106 ( CV = J )例2：利用有关标准电极电位值， 求AgCl(s)在298K的溶度积常数。 解：Ag+ + Cl- = AgCl (s) K = 1/Ksp是非氧化还原反应非氧化还原反应，但可改写为： Ag+ + Cl- + Ag(s) = AgCl (s) + Ag(s) 设计为原电池 : (-) Ag(s), AgCl(s) | Cl-3)| | Ag+-3)| Ag(s) (+) 则：负极

22、反应： esAgClClsAgV2223.0Ag/AgCl正极反应： sAgeAgV7996.0Ag/AgCl显然，n = 1.原电池放电总反应为： = (Ag+/Ag) - ( AgCl /Ag) = 0.7996 0.2223 = 0.5773 V KsAgClClAg91078. 5K762. 95914. 05773. 015914. 0nFKlg101073. 1K1AgCl,Ksp10.4 影响电极电位的因素影响电极电位的因素 Nernwst方程方程 标准电极电位标准电极电位 任意状态电极电位任意状态电极电位 - 关系？关系？影响电极电位的因素影响电极电位的因素 :1. 电对本身的

23、性质电对本身的性质不同电对有不同的不同电对有不同的 数值数值.2. 电对体系的浓度电对体系的浓度(压力压力)和温度和温度Nernst方程方程. ox - oxidizing state 氧化态 red - reducing state 还原态一、一、Nernst方程方程 设一氧化-还原反应为： a ox1 + n e = c red1 b red2 = d ox2 + n e 总反应: a ox1 + b red2 = c red1 + d ox2 G T = G T + 2.303 RT lgQ其中，反应商把 - G T = nF 和 - G T = nF （等温、等压、只做电功）代入上式，

24、得： - nF = - nF + 2.303 RT lgQ b2a1d2c1redoxoxredQ 把 T = 298 K、R = 8.314 Jmol-1K-1、F = 96500 Cmol-1代入，整理后，得:Qlgn0591. 0即：即： = - 0.0591/n lg (red1)c(ox2)d / (ox1)a (red2)b （）（） 原电池原电池的的Nernst方程方程 此式表明任意状态电动势任意状态电动势与标准电动势标准电动势以及浓度、温度浓度、温度之间的关系。 把 = + - - 和 = + - - 代入（）（）式， 得: redoxlgn0591. 0redoxlgn059

25、1. 0redoxoxredlgn0591. 0b2d2c1a1b2a1d2c1普遍地，对于电极反应 m ox + n e = q red = + 0.0591/n lg (ox)m / (red)q (10.7) 电极反应的电极反应的 Nernst 方程方程，其中气体浓度可由分压代替。 例1. 求(H+-3及(H+10-3-3时电对 Cr2O72- / Cr3+ 的电极电位电极电位：解： Cr2O72- + 14 H+ + 6 e = 2 Cr3+ + 7 H2O (1) 当 (H+-3 时, 代入Nernst方程方程： (Cr2O72- / Cr3+)= (Cr2O72- / Cr3+)

26、+ 0.0591/6 lg (Cr2O72-)(H+)14/(Cr3+)= 1.23 + 0.0591/6 lg11014 / 1 = 1.23 + 0.14 = 1.37 V （2）当 (H+10-3-3 时， 同法得 (Cr2O72- / Cr3+) = 0.82 V可见: (ox) 包括(H+) 或/和 (red)，则 ; (ox) 包括(H+) 或/和 (red) ，则 例2：沉淀生成对电极电位的影响沉淀生成对电极电位的影响 (氧化氧化-还原平衡还原平衡与沉沉-溶平衡溶平衡共存)计算 (Cu2+/CuI)，判断标态下下列反应可否自发进行，并求K . 2 Cu2+ 4 I- = 2 Cu

27、I(s) + I2 (s)已知： (Cu2+/Cu+) = 0.158 V， (I2 / I-) = 0.535 V ，Ksp(CuI) = 5.06 10-12 .解： (Cu2+/CuI) 对应于： Cu2+ I- + e = CuI(s)其中 CuI(s) = Cu+ + I-，(Cu+)受Ksp(CuI)控制，不在标态： (Cu2+/CuI) = (Cu2+/Cu+) = (Cu2+/Cu+) + 0.059 lg(Cu2+)/(Cu+) = 0.158 + 0.059 lg(1/5.0610-12) = 0.158 + 0.668 = 0.826 V 12121006. 511006

28、. 5ICuI,KspCu反应 2 Cu2+ 4 I- = 2 CuI(s) + I2 (s) = (Cu2+/CuI) - (I2/I-) = 0.826 0.535 = 0.291 V - rG = W = nF (等温等温,等压等压,只作电功只作电功) (10.3.2) rG 0 (任意态任意态: rG 0) 标态, 正反应自发正反应自发（ 0 或或 0:电动势判据电动势判据） lg K = n /0.059 K = 6.93 109 正反应单向正反应单向 推广：若K = 1107 视为正反应完全 由当 n=1时，可视为正反应完全.nKlg0591. 0V41. 0110lg0591.

29、07V41. 0101K1n7 例例4：配合物生成对电极电位的影响：配合物生成对电极电位的影响(氧化氧化-还原平衡与配位平衡共存还原平衡与配位平衡共存)例: Co2+和Co3+分别与NH3(aq)反应生成Co(NH3)62+和Co(NH3)63+, 求 Co(NH3)63+/Co(NH3)62+,并判断Co(NH3)62+在空气中是否稳定。已知： (Co3+/Co2+) = 1.82 V, (O2/OH-)= 0.401 V , 6 Co(NH3)63+1035 , 6 Co(NH3)62+105解：解：Co3+ + 6 NH3 = Co(NH3)63+ 6 Co(NH3)63+1035 Co

30、2+ + 6 NH3 = Co(NH3)62+ 6 Co(NH3)62+105 可见，氨配合物的生成使可见，氨配合物的生成使(Co3+) ， 远超过使远超过使(Co2+) .(Co3+) 和和(Co2+)由配位平衡决定。由配位平衡决定。 Co(NH3)63+/ Co(NH3)62+对应的电极反应为: Co(NH3)63+ + e = Co(NH3)62 标态 标态 (Co3+) 和和(Co2+)不在不在标态标态, 由配位平衡决定。由配位平衡决定。 04. 078. 182. 11060. 11028. 1lg0591. 082. 1NHCoNHColg0591. 0NHNHCoNHCoNHNH

31、CoNHColg0591. 0CoColg10591. 035536362636Co/Co632636263633636363Co/Co23Co/CoNHCo/NHCo232323263363而碱性介质中， 2633632NHCo/NHCoOH/OV401. 0 OH4NHCo4OH2gONHCo436322263V361. 004. 0401. 02633632NHCo/NHCoOH/O很大 241071. 2K433.240591. 0361. 040591. 0nKlg即 263NHCo在氨水介质中不稳定，会被空气中的氧气氧化为 363NHCo10.5 与电极电位（势）有关的三种图形与电

32、极电位（势）有关的三种图形一、 - pH图图 反映各电对 随溶液pH的变化趋势。作图方法：与H2O有关的2个氧-还反应 1. 2 H2O(l) + 2 e = H2(g) + 2 OH- （H2O被还原） (H2O / H2) = - 0.828 V2. O2(g) + 4 H+ + 4 e = 2 H2O （H2O被氧化） (O2 / H2O) = + 1.23 V（1）由反应）由反应1，应用，应用Nernst方程：方程： ( H2O/H2) = ( H2O/H2) + 0.0591/2 lgpH2-1(OH-)-2 = ( H2O/H2) = - 0.828+ 0.0591/2 (14 p

33、H) = - 0.828+ 0.828 - 0.0591 pH ( H2O/H2) = 0.591 pH 为一直线方程，斜率为，截距为0 （2）由反应）由反应2，应用，应用Nernst方程方程 (O2 / H2O) = (O2 / H2O) + 0.0591/4 lgpO2(H+)4 (O2 / H2O) = 1.23 0.591 pH 也是直线方程.根据方程和和分别以分别以 对对 pH作图作图,得得 - pH图图.其他电对的其他电对的图同法作出。图同法作出。 O2稳定区稳定区，落入此区内的电对的氧化型物质可把氧化型物质可把H2O氧化为氧化为O2。例：2. H2O稳定区稳定区：落入此区内的电对

34、，不论氧化型或还原型物质均不与H2O反应，故可稳定存在。例： Cu2+/Cu, I2/I-H2稳定区稳定区：落入此区内的电对的还原型物质可把还原型物质可把H2O还原为还原为H2。 例：同时，各电对 随 pH的变化趋势也可以很方便地从图看出。 gOaqHF4lOH2gOH2222 22HOH2Na2lOHNa2二、元素电势（位）图（图）二、元素电势（位）图（图） （一）作图方法： 各元素物种：元素氧化 数高 低。 元素电势图（二）应用 例1： B BrO3- Br2(l) Br - V/1a1aOHH碱性介质图酸性介质图 BrlBrBrO065. 12519. 03BBr/Br2右，对应 Br2

35、(l) + e = Br -23Br/BrO左，对应 BrO3- + 3 H2O + 5 e = Br2(l) + 6 OH-二、元素电势（位）图二、元素电势（位）图(续续) 5 - , 得: 5/2 Br2 (l) + 1/2 Br2 (l) + 6 OH- = 5 Br- + BrO3- + 3 H2O 3 Br2 (l) + 6 OH- = 5 Br- + BrO3- + 3 H2O = + - - = 右右 - 左左 =1.065 0.519 = 0.546 V 0.40 V S.S.下, 正反应(歧化反应歧化反应)自发自发进行.结论结论: 右右 左左 , S.S.下, 歧化反应歧化反

36、应自发自发; 右右 左左 , S.S.下, 逆逆歧化反应歧化反应自发自发.二、元素电势（位）图二、元素电势（位）图(续续) 例2. 由已知已知 求未求未知知 . A ClO3- Cl2(g) Cl | 1 , n1, G 1 2 , n2, G 2 | |_ | , n, G ? G = G 1 + G 2 -n F = (-n1 F 1 ) + (-n2 F 2) =(-n1 1 + n2 2) / n = 1.45 V (其中其中n = n1 + n2)（二） ZF/G图基本的物理意义：斜率斜率= 1212ZZFGFG 1ZZFGFG212（三） ZF/G图应用 1.热力学稳定性“谷底”物

37、种稳定，酸介质：Mn2+最稳定。“峰顶“物种不稳定: MnO42-不稳定.Mn 元素的元素的 G /F Z 图图 Mn 3d 54s 2氧化态：-3 +7主要：0 ，+2，+3，+4，+6，+7 。01234567-5-4-3-2-1012345碱性 介 质酸性 介 质Mn的 G / F Z图 G / F (V)Mn3+(-0.85)MnO2(0.10)MnO4-(5.18)MnO42-(4.62)MnO4-(-1.44)MnO42-(-2.0)Mn2+(-2.36)MnO2(-3.2)Mn(OH)3(-3.0)Mn(OH)2(-3.13)Z斜率斜率= 2.“峰顶峰顶”物种自发歧化歧化: MnO42- MnO4- + MnO2 “谷谷底底”两侧两侧物种自发逆岐化逆岐化： 碱介质: Mn(OH)3 + MnO4- MnO23.氧化剂、还原剂强弱：斜率= 4.判断氧化还原反应方向: S.S.下, MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 自发