氧化还原反应1(2)课件

1、氧化还原反应1(2)氧化还原反应1(2) 化学反应有许多种类，但根据反应是否有氧化数的变化或电子转移，可以分为两类： 、有电子转移或氧化数变化的氧化还原反应； 、没有电子转移或氧化数变化的非氧化还原反应。 氧化还原反应涉及化学及化学工业的各个方面。 化学反应有许多种类，但根据反应是否有第八章 氧化还原反应8.1 基本概念8-1 基本概念1-1、 化合价和氧化数化合价：表示元素原子能够化合或置换一价原子(H) 或 一价 基团(OH-) 的数目。如，NH3 (N为三 价)，PCl3 (P为三价) 等。离子型化合物中：离子价数即为离子的电荷数；共价化合物中：某原子的价数即为该原子形成的共价单 键数目

2、，如CO2中的C为4价。第八章 氧化还原反应8.1 基本概念8-1 基本概 一般认为，由于化合物中组成元素的电负性不同，原子结合时的电子对总要偏向电负性大的一方，从而化合物中组成元素原子通常带有正或负电荷，这种所带形式电荷的多少就是该原子的氧化数。第八章 氧化还原反应8.1 基本概念氧化数第八章 氧化还原反应8.1 基本概念氧化数(1)、单质的氧化数为零；(2)、在中性分子中，所有元素氧化数的代数和为零，在 多原 子离子中等于离子所带的电荷数；(3)、氢在化合物中的氧化数为+1，但在活泼金属的氢化 物(NaH, CaH2)中，氢的氧化数为-1；(4)、氧在氧化物中的氧化数为-2，在过氧化物中为

3、-1， 在超氧化物中为-1/2 (KO2) (氧化数可以为分数)，在 OF2中氧为+2；确定氧化数的规则第八章 氧化还原反应8.1 基本概念(1)、单质的氧化数为零；确定氧化数的规则第八章 氧化还原反 化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应称为氧化还原反应。根据氧化数的概念，氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程称为还原。反应过程中氧化、还原过程同时发生。如： 2KClO3 = 2KCl + 3O2 氧化数的升高和降低发生在同一化合物中，这种氧化还原反应叫做自氧化-还原反应。第八章 氧化还原反应8.1 基本概念1-2、氧化还原反应的特征 化学反应过程中，元素的

4、原子或离子在反应前后氧 氧化数升高的物质叫做还原剂，还原剂是使另一种物质被还原，本身被氧化，它的反应产物叫做氧化产物。氧化数降低的物质叫做氧化剂。氧化剂是使另一物质被氧化，本身被还原。它的反应产物叫做还原产物。第八章 氧化还原反应8.1 基本概念1-3、氧化剂和还原剂 氧化数升高的物质叫做还原剂，还原剂是使另一种KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + Fe2(SO4)3+ MnSO4+8H2OCl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O 氧化剂还原剂氧化产物还原产物0 +1 -1 +7 +2 +3 +2 歧化反应的概念：同一物质既是氧化剂又是还

5、原剂，这类氧化还原反应就叫歧化反应，是自氧化-还原反应的一种特殊类型。第八章 氧化还原反应8.1 基本概念KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2S 在氧化还原反应中，氧化剂在反应过程中氧化数降低，其产物具有较低的氧化数，具有弱还原性，是一个弱还原剂；还原剂在反应过程中氧化数升高，其产物具有较高的氧化数，具有弱氧化性，是一个弱氧化剂。如，Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ Cu2+/Cu Zn2+/Zn氧化剂氧化剂还原剂还原剂第八章 氧化还原反应8.1 基本概念1-4、氧化还原电对 在氧化还原反应中，氧化剂在反应过程中氧化数 这样就构成了两个共轭的氧化还原体系或称氧化

6、还原电对。在电对中，氧化数高的物质叫氧化型物质，氧化数低的物质叫做还原型物质。 如果氧化剂降低氧化数的趋势越强，它的氧化能力越强，则其共轭还原剂升高氧化数的趋势越弱，还原能力越弱。同理，还原剂.，如MnO4-/Mn2+，Sn4+/Sn2+第八章 氧化还原反应8.1 基本概念 这样就构成了两个共轭的氧化还原体系或称氧Cu2+/Cu ：Cu2+ + 2e = Cu Fe3+/Fe2+： Fe2+ - e = Fe3+ Fe2+ = Fe3+ + e 氧化剂和它的共轭还原剂或还原剂和它的共轭氧化剂之间的联系，可用氧化还原半反应来表示：第八章 氧化还原反应8.1 基本概念Cu2+/Cu ：Cu2+ +

7、 2e = Cu 8-2 氧化还原反应方程式的配平基本原则： 氧化剂元素氧化数降低值等于还原剂元素氧化数升高值，或得失电子的总数相等。第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配平2-1、氧化数法 8-2 氧化还原反应方程式的配平基本原则： 氧化剂元其步骤如下：、写出基本反应式：HClO3 + P4 HCl + H3PO4 、找出氧化剂和还原剂氧化数降低值和升高值；-1-5 = -6 (5-0)4 = 2010 = -603 = 60、按照最小公倍数原则对氧化剂和还原剂乘相应的系数；+5 0 -1 +5-1-5 = -6(5-0)4 = 20HClO3 + P4 HCl + H3PO4第八章 氧化还

8、原反应8.2 方程式的配平其步骤如下：-1-5 = -610 = -60、按照最小、将找出的系数分别乘在氧化剂和还原剂的分子式前 面： 10HClO3 + 3 P4 10HCl + 12H3PO4、检查两边氢原子数目，找出参加反应的水分子数 (18)、检查两边氧原子数是否相等。 10HClO3 + 3P4 + 18H2O = 10HCl + 12H3PO4第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配平、将找出的系数分别乘在氧化剂和还原剂的分子式前 第八章 氧+2 +5 -1 +3(3-2)6 = 6(-1-5)1 = 66FeSO4+KClO3+3H2SO4KCl+3Fe2(SO4)3+3H2O例：

9、配平+3 0 +6 -1(6-3)2 = 6(-1-0)2 = -232NaCrO2+3Br2+8NaOH2Na2CrO4+6NaBr+4H2O例：配平第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配平+2 +5 离子-电子法配平氧化还原方程式，是将反应式改写为半反应式，先将半反应式配平，然后将半反应式加合起来，消去其中的电子而完成。 此法对以离子形式在水溶液中行的反应较适合，遵守的规则仍为氧化剂和还原剂的电子得失数相等。第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配平2-2、离子-电子法 离子-电子法配平氧化还原方程式，是将反应式改、写出离子方程：SO32- +MnO4- Mn2+ +SO42- （酸性）、任

10、何氧化还原反应都可写成两个半反应，调整计量数, 并加一定数目的电子使半反应两端的原子数和电荷数 相等；3、如果半反应中反应物和产物中的氧原子数不同，可以 依照反应是在酸性或碱性介质中的情况，在半反应式 中加入H+、OH-或水，使两侧的氧原子数和电荷数相等。SO32- + H2O SO42- + 2e + 2H+ MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配平、写出离子方程：SO32- +MnO4- Mn2+ +4、根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数相 等的原则，将半反应式加合为一个配平的离子反应 式： SO32- +H2O SO42-

11、+ 2e + 2H+MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ +4H2O5SO32- + 2MnO4- + 6H+ = 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O52第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配平4、根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数相SO32- 例：MnO4- + C3H7OH Mn2+ + C2H5COOH MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2OC3H7OH + H2O 4H+ + 4e + C2H5COOH4MnO4- + 5 C3H7OH + 12H+ = 4Mn2+ + 5C2H5COOH + 11H2O45第八章 氧化还原反应8.2 方程式的配

12、平例：MnO4- + C3H7OH Mn2+ + C2H58-3 电极电势检流计e-e-ZnSO4(aq)1.0molL-1ZnCuSO4(aq)1.0molL-1CuKCl (aq)盐 桥原电池第八章 氧化还原反应8.3 电极电势3-1、原电池和电极电势1 原电池8-3 电极电势检流计e-e-ZnSO4(aq)1.0 原电池中Zn是还原剂，Cu2+是氧化剂。 Zn失去的电子和Cu2+获得的电子相等。 这种借助自发的氧化还原反应将化学能转变为电能的装置称原电池(Primary Cell)。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势 原电池中Zn是还原剂，Cu2+是氧化剂。 Z 在Cu/Zn原电池中，

13、为什么电子从Zn原子转移给Cu2+，而不是Cu原子转移给Zn2+？这与金属在溶液中的情况有关。 金属以离子进入溶液，和溶液中金属离子获得电子堆积达到平衡时：2 电极电势第八章 氧化还原反应8.3 电极电势 在Cu/Zn原电池中，为什么电子从Zn原子MMn+M Mn+ + ne-溶解金属越活泼，溶液越稀，这种倾向越大。同时Mn+ + ne- M沉积金属越不活泼，溶液越浓，这种倾向越大。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势MMn+M Mn+ + ne-溶解金属越活泼(a) 若M是活泼金属Zn，溶解的趋势大于沉积的趋势，溶液带“+”，电极带“-”, 形成双电层，产生电势差电极电势(平衡)，用(Zn2

14、+/Zn) 表示。ZnSO4溶液Zn+-+-+第八章 氧化还原反应8.3 电极电势(a) 若M是活泼金属Zn，溶解的趋势大于沉积的趋势，溶液带(b) 若M是不活泼金属Cu，溶解的趋势小于沉积的趋势，电极带“+”, 溶液带“-”, 形成双电层，产生电势差电极电势（平衡），用(Cu2+/Cu)表示。溶解沉积M(s)Mz+(aq) + ze-第八章 氧化还原反应8.3 电极电势(b) 若M是不活泼金属Cu，溶解的趋势小于沉积的趋势，电极 这种产生在金属和它的溶液之间的电势差值叫做金属的电极电势。它和金属活泼性、溶液浓度以及温度有关。 第八章 氧化还原反应8.3 电极电势 在Cu/Zn原电池中，Zn2

15、+/Zn电极与Cu2+/Cu电极，用导线连接，电子流将由Zn电极流向Cu电极，这说明Zn片上留下的电子比Cu片多，或Zn2+/Zn电对的电势比Cu2+/Cu电对要负一些。 这种产生在金属和它的溶液之间的电势差值叫做金属3 标准氢电极和标准电极电势标准氢电极构造示意图第八章 氧化还原反应8.3 电极电势3 标准氢电极和标准电极电势标准氢电极构造示意图第八章结构镀疏松铂黑的 Pt 丝，插入c(H+)=1molKg-1的硫酸溶液，不断通入p(H2) =100kPa纯H2第八章 氧化还原反应8.3 电极电势电极组成Pt|H2(100kPa)|H+(1molL-1)电极反应2H+(aq) + 2e- H

16、2(g)标准电极电势 (H+/H2) = 0.000VH+/H2电对结构镀疏松铂黑的 Pt 丝，插入c(H+)=1molKg-（1）所有的气体分压均为1105Pa (100kPa)。（2）氧化型离子和还原型离子浓度比为1。（3）所有的纯液体或固体都是纯净物质。标准电极的条件标准态条件没有规定温度，一般指298K 时的数值。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势（1）所有的气体分压均为1105Pa (100kPa)。标e-e-+0.7628VH2100kPa盐桥Zn阳离子阴离子测定锌电池的标准电极电势装置示意图1molL-1Zn2+溶液1molL-1H+溶液第八章 氧化还原反应8.3 电极电势测定

17、标准电极电势e-e-+0.7628VH2盐桥Zn阳离子阴离子测定锌电池 用直流电表测定标准氢电极和其它标准电极组成原电池的电流方向，判断原电池正负极；用电位计测定原电池电动势，根据： 计算标准电极电势。如Zn2+/Zn电极和标准氢电极组成电池，电子从Zn电极流向氢电极，故氢电极为正极，Zn电极为负极：第八章 氧化还原反应8.3 电极电势 用直流电表测定标准氢电极和其它标准电极组成原电如Cu/Zn原电池，电子必从Zn极流向Cu极，电池电动势：同理Cu2+/Cu和标准氢电极组成的原电池，Cu电极为正，第八章 氧化还原反应8.3 电极电势如Cu/Zn原电池，电子必从Zn极流向Cu极，电池电动势：同

18、由上述可以看出，电极电势有正有负，为负说明该电极失去电子的能力比H2强，为正说明该电极得电子的倾向大于H+，由此可见，根据电极电势的大小可以断定氧化还原能力的大小。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势 由上述可以看出，电极电势有正有负，为负说明该电标准电极电势表(298.15K)第八章 氧化还原反应8.3 电极电势氧化能力依次增强弱氧化剂强氧化剂强还原剂弱还原剂氧化型电子数还原型E /VLi+Cs+Zn2+Fe2+2H+Sn4+Br2Cr2O72MnO4-F2e-e-2e-2e-2e-2e-2e-14H+6e-8H+5e-2e-+LiCsZnFeH2Sn2+2Br-2Cr3+7H2OMn2+4

19、H2O2F-3.040-3.027-0.7621-0.409800.15391.07741.331.512.87还原能力依次增强标准电极电势表(298.15K)第八章 氧化还原反应8.3第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、在电极反应 中，Mn+为物质的氧化型，M为物质的还原型，某些物质在不同的电极反应中有时可以是氧化型，有时可以是还原型，如Fe2+，所以选择电极电势时需要选择相对应的电极电势值，不能混淆；注意第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、在电极反应 、标准电极电势反映了物质得失电子的趋势，它与反应 速度和物质的数量无关；、电极电势有的与反应介质有关，即酸性和碱性，即酸 表和碱表。、物

20、质的氧化还原能力可由 值大小判断，比较还原 能力时，则必须用与还原型物质所对应的 值；比 较氧化能力则必须用与氧化型物质相对应的 值；第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、标准电极电势反映了物质得失电子的趋势，它与反应、物质的第八章 氧化还原反应8.3 电极电势4 电极的类型与原电池的表示法、金属-金属离子电极：金属置于含同一金属离子的 盐溶液中构成电极，如，Zn2+/Zn， 电极符号：Zn(s)Zn2+， 表示界面。、气体-离子电极：H2、Cl2，需固体导体，如Pt、石墨 电极符号：Pt H2(g)H+， Pt Cl2(g)Cl-。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势4 电极的、金属-金属难

21、溶盐或氧化物-阴离子电极：它是将金属表面涂以该金属的难溶盐（或氧化物），然后将它浸在与该盐具有相同阴离子的溶液中，如AgCl电极和甘汞电极 电极符号：Ag-AgCl(s)Cl-， AgCl + e- = Ag + Cl- Hg-Hg2Cl2(s)Cl-， 1/2Hg2Cl2 + e- = Hg + Cl-第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、金属-金属难溶盐或氧化物-阴离子电极：它是将金属表面涂以、氧化还原电极：是将惰性导电材料（Pt、石墨）放在一种溶液中，这种溶液含有同一元素不同氧化数的两种离子： Fe3+ + e = Fe2+ 电极符号： Pt Fe3+，Fe2+ 两种不同的电极组合起来，

22、即构成原电池，其中每一个电极叫半电池，Cu/Zn原电池可写为：Zn(s)|ZnSO4(c1)|CuSO4(c2)|Cu(s)第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、氧化还原电极：是将惰性导电材料（Pt、石墨）放在一种溶液金属-难溶盐电极AgCl(s) +e- Ag(s) +Cl-(aq) Ag|AgCl|Cl-气体-离子电极Pt | H2(p)|H+(c)H2(g) + 2e 2H+(aq)金属-金属离子电极Zn2+(aq)+2e- Zn(s)Zn|Zn2+氧化还原电极Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) Pt | Fe2+(c), Fe3+(c)电极符号电极名称电极反应第八章 氧化还原

23、反应8.3 电极电势金属-难溶盐电极AgCl(s) +e- Ag(s3-2、电池电动势和化学反应吉布斯自由能的关系第八章 氧化还原反应8.3 电极电势电池电功 = 电池电动势电量 = 电池反应中，只有电功因等温等压下，体系吉布斯自由能的减少，等于体系所做的最大非体积功。3-2、电池电动势和化学反应吉布斯自由能的关系第八章 氧化还 F的单位为C.mol-1，E0为V，这关系式把热力学和电化学联系起来。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势F = 9.65104 C.mol-1 若电池中所有物质都处于标准状态，则吉布斯自由能变为：氧化还原反应中得失电子数 F的单位为C.mol-1，E0为V，这关系式

24、第八章 氧化还原反应8.3 电极电势解：反应式：Cu(s) + 2H+ Cu2+ + H20，此反应不能自发进行。例：求下列电池在298K时的电动势 和 ，并写出反应式，回答此反应是否能够进行？(-) Cu (s)Cu 2+(1mol.dm-3) |H+(1mol.dm-3) H2(标准压强)Pt(+)第八章 氧化还原反应8.3 电极电势解：反应式：Cu(3-3 影响电极电势的因素由化学反应等温式：第八章 氧化还原反应8.3 电极电势将标准氢电极与Fe3+/Fe电极组成原电池：一、奈斯特(Nerst)方程3-3 影响电极电势的因素由化学反应等温式：第八章 氧化还上式表示了电极电势 和离子浓度和

25、温度的关系。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势上式表示了电极电势 和离子浓度和温第八章 氧化还原反应8.3 电极电势推广到一般电对：氧化型 + ne- 还原型第八章 氧化还原反应8.3 电极电势推广到一般电对：氧第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、方程式中的氧化型和还原型并非专指氧化数有变 化的物质，而是包括了参加电极反应的所有物质；、如果氧化型和还原型物质的系数不是1，则要加上 与系数相应的方次；、电对中的某一物质是固体或纯液体，则它们的浓度 为常数，认为1；、若电极是气体，则应用气体的分压。注意第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、方程式中的氧例1：将Cl2通入浓度为12mol.dm-

26、3的盐酸溶液中，计算 此时氯的电极电位。解： 电极反应为：Cl2 + 2e = 2Cl- 还原型 = Cl- = 12 mol.dm-3 PCl2 = 100 kPa 氧化型是气体第八章 氧化还原反应8.3 电极电势由此可以看出，当电极反应中还原型浓度增加时，则电极的电位就降低。还原型的还原能力增加，反之亦然。例1：将Cl2通入浓度为12mol.dm-3的盐酸溶液中，计例2：Ag+ + e Ag 的 ，当溶液中 Cl- = 1mol.dm-3 时，求该电极的电极电位。可以看出，卤化银的溶度积越小，Ag+浓度越小，电极电势越低，它的氧化能力越弱。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势在Cl-溶液中

27、：解：例2：Ag+ + e Ag 的 第八章 氧化还原反应8.3 电极电势由此可见，在有H+或OH-参加的反应，溶液酸度变化明显影响电极电位。解： H+ = 1.0mol.dm-3时，例3：Cr2O72- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7H2O，Cr2O72- = Cr3+ = 1.0M，求H+ = 10-3 M时 的值。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势由此可见，在有H+第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、对与酸度无关的电对，如， 来 说， 的比值越大， 的数值越大；、对有H+或OH-离子的电对，不但氧化型和还原型 物质的浓度对电极电势有影响，而且H+也有影 响，往往H+的影响更

28、大；浓度对电极电势的影响第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、对与酸度无关的第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、若溶液中有配合物生成， 也会变化，这一点在配 合物中讨论。、如电对中氧化型物质生成沉淀，且沉淀物的 越 小，它的标准电极电势就越小；相反，如还原型物 质生成沉淀，则沉淀物的 越小，它们的标准电 极电势就越大；第八章 氧化还原反应8.3 电极电势、若溶液中有配合3-4 电极电势的应用第八章 氧化还原反应8.3 电极电势一、判断氧化剂和还原剂的强弱电极电势负值越大，就表明电极反应中还原型物质越容易失去电子转变为相应的氧化型；电极电势正值越大，就表明电极反应中氧化型物质越容易夺得电子转变

29、为相应的还原型；非标准状态，用Nerst方程计算！3-4 电极电势的应用第八章 氧化还原反应8.3 电第八章 氧化还原反应8.3 电极电势二、求平衡常数和溶度积常数求平衡常数氧化还原反应也有平衡常数，在标准状态时：室温（298K）知道 和电子转移数n，便可求出平衡常数，其中电子转移数n要具体分析反应方程而定。第八章 氧化还原反应8.3 电极电势二、求平衡常数和溶第八章 氧化还原反应8.3 电极电势解：(1)例：对于下述反应： (1)、计算此反应的平衡常数； (2)、如果反应开始时Ag+ = 1.0mol.dm-3，Fe2+ = 0.10 mol.dm-3，问平衡时Fe3+的浓度是多少？第八章

30、氧化还原反应8.3 电极电势解：(1)例：对于第八章 氧化还原反应8.3 电极电势起始浓度 0.1 1.0 0 0平衡浓度 0.1-x 1.0-x x(2)平衡时，Fe3+的浓度为0.074mol.dm-3第八章 氧化还原反应8.3 电极电势起始浓度 第八章 氧化还原反应8.3 电极电势求溶度积常数利用氧化还原平衡原理，设计适当的原电池，测其电动势，则可计算出该难溶物质的溶度积常数。测PbSO4的溶度积常数 ，Pb2+/Pb，Sn2+/Sn，Sn2+ = 1.0mol.dm-3，SO42- = 1.0mol.dm-3， ，反应为，第八章 氧化还原反应8.3 电极电势求溶度积常数利用氧第八章 氧

31、化还原反应8.3 电极电势第八章 氧化还原反应8.3 电极电势第八章 氧化还原反应8.3 电极电势三、判断氧化还原反应进行的方向和进行的程度上述判断是在标准状态下，如是非标准状态，则要用实际的E来判断：0反应自发0反应自发0，该氧化还原反应可自发进行0，按逆向自发进行第八章 氧化还原反应8.3 电极电势三、判断氧化还原反例：H3AsO4 + 2I- + 2H+ = H3AsO3 + I2 + H2O 当H3AsO4 = H3AsO3 = I- = 1mol.dm-3，判断H+ = 1.0 mol.dm-3 和10-8 mol.dm-3 时反应自发进行的方向。025.0/23343=-=-=QQ

32、QQQ-IIAsOHAsOHEjjjj负正0第八章 氧化还原反应8.3 电极电势反应正向自发进行。解 (1)、当H+ = 1.0mol.dm-3时，反应处于标准状态，根据标准电极电势：例：H3AsO4 + 2I- + 2H+ = H3AsO3 (2)、 H+ = 10-8 mol.dm-3 时， H3AsO4 + 2H+ + 2e- = H3AsO3 + H2O447.0535.0088.0088.0lg20591.033243VEVAsOHHAsOH-=-+=+=+=Q+Qjj0第八章 氧化还原反应8.3 电极电势正反应不能自发进行，逆反应自发进行。(2)、 H+ = 10-8 mol.dm

33、-3 时，448-4 电势图解及其应用第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 大多数非金属元素和过渡元素可以有多种氧化态，各氧化态之间都有相应的标准电极电势，Latimer提出将它们的标准电极电势以图解方式表示，这种图称为元素电势图。比较简单的元素电势图是把同一种元素的各种氧化态按照高低顺序排成横列（从左至右）。 两种氧化态之间若构成一个电对，就用一直线把它们联接起来并在上方标出这个电对所对应的标准电极电势。4-1、元素电势图8-4 电势图解及其应用第八章 氧化还原反应8.4 电势图分为两种： pH = 0 ， 酸图，用 表示， pH = 14 ，碱图，用 表示， H5IO6 IO3-

34、HIO I2 I-H5IO6 IO3- HIO I2 I-1.7+1.13+1.45+0.54+0.99+0.70+0.56+0.44+0.54+0.49+1.19第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 电势图分为两种：H5IO6 IO3- A B C第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用根据盖斯定律：1. 利用电势图求未知电对的标准电极电势元素电势图应用A B +1.50 +1.59 +1.07 BrO3- BrO- Br2 Br-第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用推广：+1.50 +1.59 A B C 氧化数降低第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用判断歧化反

35、应是否能够进行由某元素不同氧化态的三种物质组成两个电对，其氧化态由高到低排列如下：假设B能发生歧化反应，BC是获得电子，应是电池的正极，BA是失去电子，是电池的负极：A B C第第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 ，歧化反应能进行；Cu2+ Cu+ Cu+0.153 +0.521例：Fe3+ Fe2+ Fe +0.77 -0.44 ，歧化反应不能进行，其逆反应能进行 Fe3+ + Fe = Fe2+ 能进行。 ，歧化反应不能进行，其逆反应能进行。 ，歧化反应能进行；第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 埃布斯袄斯(Ebsworth

36、)提出另一种图解法表示元素的不同氧化态之间的关系。 其半反应式为：M0 + nH+ = Mn+ + 1/2nH2 以半反应的吉布斯自由能对氧化数(n)作图。标准状态下的单质画在零点上。单质同另一氧化态电对的标准电极电势乘以另一氧化态的氧化数 标在纵坐标上（左边），相应反应的rGm标在纵坐标上（右边），氧化数标在横坐标上。这样的图就是自由能-氧化数图，具有以下的性质：4-2、自由能-氧化数图第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 连接任何氧化态所形成电对的电极电势值等于这一直线的斜率；若任意三个氧化态的中间价态的点位于连接三个氧化态的最高氧化态与最低氧化态两点的连线之上，则中间态不稳定，即

37、会发生歧化反应，反之，则中间态稳定。第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用连接任何氧化态所形成电对的电极电势值等于这一直线的斜率；第八第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 在等温等浓度的条件下，以电对的电极电势为纵坐标，溶液的pH值为横坐标，绘出值随 pH变化的关系图，这种图就叫电势-pH图。4-3、电势-pH图及应用水的热力学稳定区 水有氧化还原性，并且其氧化还原性与酸性有关，水的氧化-还原性与下面两个电对的电极反应有关： 2H+ + 2e- = H2(g) (a) O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O(l) (b)第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用 第八章 氧化还原反应8.4 电势图解及其应用两电极的电极电势随酸度变化如下式：如果 和 均为1.01310-5Pa，可以计算出H+变化曲线，如右图：O2稳定区H2O稳定区H2稳定区(a)(b)/V1.60.80-0.8-1.60 4 8 14第八章 氧化还原反应8.4 电