电子版普通化学课件-6氧化还原

第六章氧化还原反应§1.氧化还原反应Zn+Cu2+=Zn2++Cu氧化半反应：ZnZn2++2e-还原半反应：Cu2++2e-Cu1.元素的氧化数元素氧化数的计算原则：任何单质（包括各种同素异形体）的氧化数为零。例如：I2、Br2、Cu、Zn……..b.两元离子化合物中，离子的电荷数等于元素的氧化数。例如：NaClNa+(+1)Cl-(-1)CaCl2Ca2+(+2)Cl-(-1)共价化合物中：F(-1)O(-2)H(+1)在此三个元素的氧化数基础上，算其它元素的氧化数。

电中性化合物中，各元素氧化数的代数和为零。多原子离子中，各元素氧化数的代数和为该离子的电荷数。例如：C2H6O(O:–2,H:+1,C:-2)CO32-(O:–2,C:+4)、MnO4-(O:–2,Mn:+7)Cr2O72-(O:–2,Cr:+6)、CrO2-

(O:–2,Cr:+3)

例外:HO氧化数可以是分数或小数OO

-O–S–S–S–S

–O-

OO离子-电子法配平氧化还原方程式(半反应法)（前提：根据实验事实写反应产物）步骤：a.先确定被氧化和被还原的物质b.分别写出氧化半反应和还原半反应的骨架反应c.配平半反应方程式两边的原子和电子d.将配平的半反应组合成净的总反应

酸性溶液例如：H2O2+I-

I2+H2O(氧)2I-

I2+2e-(还)H2O2+2H+

+2e-2H2O配平后：H2O2+2H++2I-

I2+2H2O

C6H5CHO+Cr2O72-C6H5COOH+Cr3+(氧)C6H5CHO+H2OC6H5COOH+2H++2e-(还)Cr2O72-+14H++6e-2Cr3++7H2O3x(氧)+(还):3C6H5CHO+3H2O+Cr2O72-+14H+

3C6H5COOH+6H++2Cr3++7H2O配平后：3C6H5CHO+8H++Cr2O72-

3C6H5COOH+2Cr3++4H2O

碱性溶液

ClO-+CrO2-

CrO42-+Cl-(氧)CrO2-+4OH-

CrO42-+2H2O+3e-(还)ClO-

+2e-

+H2O

Cl-+2OH-2x(氧)+3x(还):2CrO2-+8OH-

+

3ClO-+3H2O

2CrO42-+4H2O+3Cl-+6OH-

配平后：3ClO-+2CrO2-+2OH-

2CrO42-+3Cl-+H2O

又如：Br2Br-+BrO3-(氧)Br2+12OH-2BrO3-+6H2O+10e-(还)Br2+2e-2Br-

(氧)+5x(还):6Br2+12OH-2BrO3-+10Br-+6H2O配平后：3Br2+6OH-5Br-+BrO3-+3H2O§2.原电池1.化学电池

正极：Cu2++2e-Cu

负极：ZnZn2++2e-丹尼尔电池电池符号：

(-)Zn|Zn2+(Cmol/L)||Cu2+(C’mol/L)|Cu(+)a.负极写在左边，正极写在右边。还原型写在两边的外侧,氧化型写在内侧。b.“/”表示物相之间的界面。c.“//”表示沟通两个半电池的盐桥。d.金属电极：Cu/Cu2+(Cmol/L)惰性电极：Pt/Fe2+(xmol/L),Fe3+(ymol/L)气体电极：Pt/H2(xatm)/H+(Cmol/L)例题：将下列氧化还原反应设计成原电池H2(g)+Sn4+(aq)=Sn2+(aq)+2H+(aq)解：氧化反应：H2(g)2H+(aq)+2e-

还原反应：Sn4+(aq)+2e-

Sn2+(aq)该反应的电池符号：(-)Pt/H2(xatm)/H+(ymol/L)//Sn4+(xmol/L),Sn2+(ymol/L)/Pt(+)2.电池的电动势和电极电势

电池电势原电池的正、负两极电极电势差称电池电势，用、E池或E等表示。

=E正-E负(-)Zn/Zn2+(1.0mol/L)//Cu2+(1.0mol/L)/Cu(+)E池=1.10V(-)Cu/Cu2+(1.0mol/L)//Ag+(1.0mol/L)/Ag(+)

E池=0.46V(-)Zn/Zn2+(1.0mol/L)//Ag+(1.0mol/L)/Ag(+)E池=(0.46+1.10)=1.56V

电极电势的性质（以金属电极为例）MM++e-

aH+

=1.000mol/LPH2

=1.000atmE0=0.000V0=0(Cu2+/Cu)-0(H+/H2)=0.340V0(Cu2+/Cu)=0.340V

0=0(H+/H2)-

0(Zn2+/Zn)=0.763V0(Zn2+/Zn)=-0.763V标准氢电极

关于电极电势表a.相对于标准氢电极的还原电势。(Mn++ne-

M)b.298K热力学标准态下的还原电势。(电势与温度、压强、溶液浓度等有关。)c.许多半反应与H+和OH-浓度有关。(酸性中[H+]为1.0mol/L,碱性中[OH-]为1.0mol/L)d.从上到下，电对中还原型的还原能力越弱，氧化型的氧化能力越强。例如：现有一个酸性的Cl-,Br-,I-的混合溶液，要选择一个氧化剂，使其中的I-氧化成I2而Cl-、Br-不被氧化。现有下列三个氧化剂可被选择:H2O2、Cr2O72-、Fe3+。已知：E0(Cl2/Cl-)=1.36VE0(Br2/Br-)=1.07VE0(I2/I-)=0.54VE0(H2O2/H2O)=1.78VE0(Cr2O72-

/Cr3+)=1.23VE0(Fe3+/Fe2+)=0.77V

其中Fe3+离子最合适。（仅考虑标准态的情况）§3.氧化还原反应方向及其平衡1.电池电势与自由能变化的关系G=H–TS自由能变化:dG=dH–TdS–SdTH=U+PVdH=dU+PdV+VdP

dG=dU+PdV+VdP–TdS–SdT

(dU=q-w)

dG=q-w+PdV+VdP–TdS–SdT

dG=TdS(q)-PdV-w非+

PdV+VdP–TdS

–SdT(q=TdS,w=PdV+w非)dG=–w非+VdP–SdT如果等温、等压条件下：VdP=0SdT=0dG=–w非

所以:GT,P=–w非–GT,P=w非

对电池而言：–GT,P=w电

电池的电功：w电=E池Qw电=E池nF（F称法拉第常数，96500库仑,1mol电子的电量）–GT,P=E池nF因为n、F都是正值E池>0GT,P<0E池<0GT,P>0E池=0GT,P=0标准态时：

G=G0–G0=E0池nF因为：–G0=RTlnK所以：E0池nF=RTlnK

lnK=E0池nF/RT或:logK=E0池nF/2.303RT

E0池=电池的标准电动势n=反应中传递的电子数F=96500库仑（法拉第常数）R=8.314J·mol-1·K-1(气体常数)T=绝对温度K如果反应在298K的特定条件下：logK0=n

E0池95600/2.303x8.314x298

logK0=nE0池/0.059

可以从标准电池电势E0池计算热力学平衡常数K0例题：已知：

E0(Fe3+/Fe2+)=0.77VE0(I2/I-)=0.54V计算反应:2Fe3++2I-=2Fe2++I2298K的平衡常数。解：E0池=E0正-E0负=0.77-0.54=0.23V

logK0=n

E0池/0.059=2x0.23/0.059=7.80K0=6.26x107注意两个概念：

a.

E0池

G0K0K0

G0E0池

平衡常数只和标准电动势E0池有关！b.E0池是强度性质，G0是广延性质!

2Fe3++2I-=2Fe2++I2

-G0=E0池nF=0.23x2x96500

Fe3++I-=Fe2++½I2

-G0’=½G0=

0.23x1x96500

2.浓度对电极电势的影响aOx1+bRed2

cRed1+dOx2G=G0+RTlnQc-E池nF=-E0池nF+RTln(Red1)c(Ox2)d/(Ox1)a(Red2)bE池=E0池-(RT/nF)ln(Red1)c(Ox2)d/(Ox1)a(Red2)b

E正-E负=

E0正-E0负-(RT/nF)ln(Red1)c(Ox2)d/(Ox1)a(Red2)bE正-E负=

[E0正-(RT/nF)ln(Red1)c/(Ox1)a]

-

[E0负-(RT/nF)ln(Red2)b/(Ox2)d]E正=E0正-(RT/nF)ln(Red1)c/(Ox1)a

E负=

E0负-(RT/nF)ln(Red2)b/(Ox2)d对任意的电极反应：aOx+ne-

cRedE=

E0

-(RT/nF)ln(Red)c/(Ox)a

Nernst方程E=

E0

-(RT/nF)2.303log

(Red)c/(Ox)a298K时：E=

E0

-(0.059/n)log

(Red)c/(Ox)a

例题

求下列电池在298K时的电动势E池(-)Zn/Zn2+(0.1mol/L)//Ag+(1x10-3mol/L)/Ag(+)

知已:E0(Zn2+/Zn)

=-0.76V

E0(Ag+/Ag)

=0.80V

解：

2Ag++

Zn2Ag+Zn2+E池=E0池-(00.059/2)log(Zn2+)

/(Ag+)2=(0.80)–(-0.76)–0.059/2log(0.1)

/(1x10-3)2=1.413V例题：已知电极反应：MnO4-+8H++5e-

Mn2++4H2OE0(MnO4-/Mn2+)

=1.51V。当MnO4-和Mn2+的浓度均为1.0mol/L、pH=3.0时，该电极的电极电势为多少？解：

E(MnO4-/Mn2+)

=

E0–

(0.059/5)

log[Mn2+]/[MnO4-][H+]8=1.51

–(0.059/5)

log1/(1.0x10-3)8

=1.22V判断反应：H3AsO3+I3-+H2OH3AsO4+3I-+2H+在pH=7及[H+]=6.0mol/L时，上述反应自发进行的方向(设其余物质均处于标准态)。已知：E0(H3AsO4/H3AsO3)=0.56VE0(I3-/I-)

=0.535V

解：正极：I3-+2e-

3I-

E0(I3-/I-)

=0.535V负极：H3AsO3+H2OH3AsO4+2H++2e-

E=E0–(0.059/2)log[H3AsO3]/[H3AsO4][H+]2

pH=7,[H+]=1x10-7mol/L：E负=0.535

–(0.059/2)log1/(1x10-7)2=0.146VE正(0.535V)>E负(0.146V)反应从左向右进行

[H+]=6.0mol/L时：E负=0.56

–(0.059/2)log1/(6.0)2=0.606VE正(0.535V)<E负(0.606V)反应从右向左进行

有时，酸度变化后，溶液中存在的主要物种的形式变化了，电极反应式需改写，标准电极电势变化。例如：

2H++2e-H2

酸性溶液中：H+>>OH-

电极反应方程式：

2H++2e-H2E0(H+/

H2)

=0.000VNernst方程：E(H+/

H2)

=E0(H+/

H2)

-(0.059/2)log(PH2

/[H+]2)

碱性溶液中：OH-

>>

H+

电极反应方程式：2H2O+2e-H2+2OH-E0(H2O/

H2)

=-0.828VNernst方程:E

(H2O/

H2)

=E0(H2O/

H2)

-(0.059/2)logPH2

[OH-]2

推导两者之间的关系：

E=E0(H+/H2)

-(0.059/2)log(PH2

/[H+]2)[H+][OH-]=Kw

E=E0(H+/

H2)

-(0.059/2)log(PH2

[OH-]2/Kw2)E=E0(H+/

H2)-(0.059/2)log(1/Kw2)-(0.059/2)log(PH2[OH-]2)

E0(H2O/

H2)当PH2=1atm,[OH-]=1mol/L时：E=E0(H2O/

H2)

2H2O+2e-H2+2OH-

E=E0(H2O/

H2)-(0.059/2)log(PH2

[OH-]2)

如果溶液中有沉淀、配合物生成时，有类似的情况。例如：AgNO3和金属Ag组成的电极：电极反应：Ag++e-=AgE0(Ag+/Ag)=0.80VNernst方程：E

(Ag+/Ag)=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log1/[Ag+]当金属Ag和AgCl饱和溶液组成的电极：电极反应：AgCl(s)+e-=Ag(s)+Cl-(aq)

E0(AgCl

/Ag)=0.223VNernst方程：E

(AgCl

/Ag)=E0(AgCl

/Ag)-(0.059/1)log[Cl-]此电极的Nernst方程：

E

=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log1/[Ag+][Ag+][Cl-]=Ksp[Ag+]=Ksp/[Cl-]E

=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log[Cl-]/KspE=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log1/Ksp

-(0.059/1)log[Cl-]

E=E0(AgCl/Ag)-(0.059/1)log[Cl-]

*E0(AgCl/Ag)=E0(Ag+/Ag)+(0.059/1)logKsp

此电极反应是一个多重平衡：(1)AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq)(2)Ag+(aq)+e-=Ag(s)+(2)AgCl(s)+e-=Ag(s)+Cl-(aq)例如：PbSO4(s)+2e-=Pb(s)+SO42-

E0

(Pb2+/Pb)=-0.1251V

KspPbSO4=1.1x10-8

E0

(PbSO4

/Pb)=

E0

(Pb2+/Pb)–(0.059/2)log(1/Ksp)E0

(PbSO4

/Pb)=-0.3588V电位降低，表示PbSO4的氧化能力低于Pb2+离子

由金属和它的难溶盐以及它的饱和溶液组成的电极称为固体电极。甘汞电极Hg/Hg2Cl2/Cl-Ag/AgCl/Cl-电极如果溶液中有络合物生成：AgNO3和NaCN混合溶液与Ag组成的电对，电极反应是多重平衡:Ag(CN)2-(aq)Ag+(aq)+2CN-(aq)(1)Ag+(aq)+e-

Ag(s)(2)总反应：Ag(CN)2-(aq)+e-

Ag(s)+2CN-(aq)该电极的标准电极电势：E0(Ag(CN)2-/Ag)=-0.455V该电极的Nernst方程：E

=E0(Ag(CN)2-/Ag)-(0.059/1)log[CN-]2/[Ag(CN)2-]E0(Ag(CN)2-/Ag)的导出：E

=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log1/[Ag+][Ag+][CN-]2/[Ag(CN)2-]=Kd[Ag+]=Kd[Ag(CN)2-]/[CN-]2E

=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log([CN-]2/Kd[Ag(CN)2-])

E=E0(Ag+/Ag)-(0.059/1)log1/Kd

-(0.059/1)log[CN-]2/[Ag(CN)2-]E

=E0(Ag(CN)2-/Ag)

-(0.059/1)log[CN-]2/[Ag(CN)2-]

[Ag(CN)2-]=[CN-]

=1mol/L为标准态

由于氧化还原电位的变化，使反应方向发生变化,例如：Ag在水中不能被氧化，但在NaCN水溶液中可被氧化。已知：O2+4H+

2H2OE0=1.23VpH=7.0时E

=0.817V在水中:正极：E

=0.817V~负极：E0(Ag+/Ag)=0.80V

在NaCN水溶液中:正极：E

=0.817V>>负极：E0(Ag(CN)2-/Ag)=-0.455V有些弱酸中有两部分可以发生氧化还原例如HClOH2H:

+10HClOCl2、Cl-……Cl：+10、-1…….HA和H2组成的电极反应：HA+e-½H2+

A-相当于一个两重平衡：(1)HAH+

+

A-(2)

H++e-½H2

HA/H2电极的Nernst方程：E(HA/H2)

=E0(HA/H2)-(0.059/2)log(PH2[A-]2/[HA]2)E0(HA/H2)和

E0(H+/H2)之间的关系

E=E0(H+/H2)–(0.059/2)log(PH2/[H+]2)因为：[H+]=Ka[HA]/[A-]E=E0(H+/H2)–(0.059/2)log(PH2

[A-]2/Ka2[HA]2)E=E0(H+/H2)–(0.059/2)log1/Ka2

–(0.059/2)log(PH2

[A-]2/[HA]2)E=E0(HA/H2)

–(0.059/2)log(PH2[A-]2/[HA]2)Nernst方程：E=

E0(HA/H2)-

(0.059/2)log(PH2

[A-]2/[HA]2)

弱酸中另一部分的氧化还原：例如：HClOCl2在酸性溶液中：

2HClO+2H3O++2e-

Cl2+4H2OE0(HClO/Cl2)=1.630V碱性溶液中：2ClO-+2H2O

+2e-

Cl2+4OH-

E0(ClO-/Cl2)=0.420V

Ka=[H3O+][ClO-

]/[HClO]E=E0(HClO/Cl2)–(0.059/2)logPCl2/[HClO]2[H+]2E=E0(HClO/Cl2)–(0.059/2)logPCl2

Ka2/[ClO-]2[H+]4E=E0(HClO/Cl2)–(0.059/2)logPCl2

Ka2[OH-]4/[ClO-]2Kw4E=E0(HClO/Cl2)–(0.059/2)logKa2/Kw4–(0.059/2)logPCl2[OH-]4/[ClO-]2E=E0(ClO-/Cl2)

–(0.059/2)logPCl2[OH-]4/[ClO-]2E0(ClO-/Cl2)

=1.630–(0.059/2)log(3.2x10-8)2/(1x10-14)4

=0.420V浓差电池(-)Pt/H2(1atm)/H+(xmol/L)//H+(1.0mol/L)/H2(1atm)/Pt(+)测得该电池的电动势E池=0.30V，求负极的H+浓度？该电池的反应方程式：

½H2(1atm)+H+(1mol/L)

½H2(1atm)+H+(xmol/L)

E池=E0池–(0.059/1)log([H+]未/[H+]已)E0池=0！0.30=-0.059log([H+]未/1.0)[H+]未=8.23x10-6mol/L

(-)Ag/AgBr/Br-(0.01mol/L)//Ag+(0.01mol/L)/Ag(+)测得该电池的电动势E池=0.4927V,计算AgBr的Ksp?解：该电池的反应方程式：Ag+(0.01mol/L)Ag+(xmol/L)E池=E0池–(0.059/1)log([Ag+]未/[Ag+]已)0.4927=0–(0.059/1)log(x

/0.01)X=[Ag+]未=4.46x10-11mol/L

Ksp=4.46x10-11x0.01=4.46x10-13也可以根据两个电极的标准电极电势计算常数例如：H++e-

½H2E0=0.000V(负极)H2O+e-½H2+OH-E0=-0.82V(正极)电池反应：H2OH+

+OH-

E0池=-0.82–0.000=-0.82VlogKw=nE0池/0.059=1x(-0.82)/0.059=-13.898Kw=1.26x10-14

AgCl(s)+e-

Ag(s)+Cl-

E0=0.223V正极Ag+(s)+e-

Ag(s)E0=0.80V负极AgCl(s)Ag++Cl-

E0池=0.223–0.80=-0.577V

logKsp=nE0池/0.059=1x(-0.577)/0.059=-9.78Ksp=1.66x10-10例题由下列电势值：H2O2+2H++2e-2H2OE0=1.77VHO2-+H2O+2e-3OH-E0=0.89V求反应：H2O2=H++

HO2-的平衡常数Ka。3.氧化还原平衡计算例题:已知Sn2+

+2e-SnE0=-0.136V

Pb2+

+2e-PbE0=-0.126V将金属Pb片投入2.0mol/L的SnCl2溶液中。达平衡时,溶液中的Pb2+浓度为多少?解：Pb+Sn2+

Pb2+

+SnE0池=E0正-E0负=-0.136–(0.126)=-0.01VlogK=nE0池/0.059=2x(-0.01)/0.059=-0.339K=0.458K=[Pb2+]/[Sn2+]=x/(2-x)=0.458x=[Pb2+]=0.628mol/L或：E池=E0池–(0.059/n)log[Pb2+]/[Sn2+]0=-0.136–(0.126)–(0.059/2)logx/(2-x)在水溶液中，铜(I)盐易发生如下歧化反应：2Cu+(aq)Cu2+(aq)+Cu(s)若开始时溶液中Cu+的浓度为1.0mol/L，问平衡时它的浓度为多少？已知:Cu+(aq)+e-

Cu(s)E0=0.521VCu2+(aq)+e-

Cu+(aq)E0=0.153VE0池=E0正-E0负=0.521–0.153=0.368V

logK=nE0池/0.059=1x0.368/0.059=6.237K=1.73x106

2Cu+(aq)Cu2+(aq)+Cu(s)x0.5–x/20.5–x/22y(1.0-2y)/2K=[Cu2+

]/[Cu+]2=0.5–x/2/x2=1.73x106

x=[Cu+]=5.37x10-4mol/L§4.元素电势图

Fe2++2e-

FeE0=-0.44VFe3++3e-

FeE0=-0.036VFe3++e-

Fe2+

E0=0.77VFe3+

0.77

Fe2+

-0.44Fe

-0.036Mn元素在酸性条件下的元素电势图EAP元素在碱性条件下的元素电势图EB

+5+3+10-3电极电势的间接计算

Cu2+0.153VCu+0.521VCu

?

Cu2++e-Cu+E01=0.153VG01=-n1E01FCu++e-CuE02=0.521VG02=-n2E02FCu2++2e-CuE03=?G03=-n3E03F

G03=G01+G02

-n3E03F=-n1E01F+(-n2E02F)n3E03=n1E01+n2E02(两边去一个-F)E03=(n1E01+n2E02)/n3

E03=(1x0.153+1x0.52)/2=0.337VE0i=(n1E01+n2E02+n3E03+··········ni-1E0i-1)/ni已知:

Mn3++e-

Mn2+E0=1.51VMn2++2e-

MnE0=-1.18VMnO2+4e-+4H+

Mn2++2H2OE0=0.025V

MnO2+e-+4H+

Mn3++2H2OE0=?VMnO2

?

Mn3+

1.51V

Mn2+

-1.18V

Mn

0.025V

(0.025x4)–(1.51x1)-(-1.18x2)=E0x1E0

(MnO2/Mn3+)=0.95V电池反应为什么可以直接用E计算？Zn+Cu2+

Zn2++Cu正极：Cu2++2e-CuG0正=-nFE0正

负极：ZnZn2++2e-G0负=--nFE0负总反应：G0=G0正+G0负-nFE0池=-nFE0正+--nFE0负(两边去一个-F)nE0池=nE0正+-nE0负(两边n相等)

E0池=E0正

-E0负

判断元素的某种氧化态是否可以发生歧化反应A

左

B

右

C

B氧化态的E右>E左,B氧化态可以发生歧化反应Cu2+0.153V

Cu+

0.521VCu

Cu+E右>E左,可以发生歧化反应。MnO2

0.95Mn3+

1.51Mn2+

MnO4-

0.90H2MnO4

2.09MnO2

酸性溶液中Mn3+和H2MnO4都不稳定,可以发生歧

化反应。

O2+4H++4e-

2H2OE0=1.23VMn3+/Mn2+=1.50V>1.23VMnO4-/Mn2+=1.51V>1.23V

2H++2e-

H2E0=0.00VMn2++2e-

MnE0=-1.18VZn2++2e-

ZnE0=-0.76V氧化态自由能图(G0h/F

~n)

Mn(s)Mnn+(aq)+neG0h/F

=nE0X轴:nY轴:G0h/F

两点连线斜率：E0Mn(s)Mn2+(aq)+2eG0h/F

=2.36VMn(s)Mn3+(aq)+3eG0h/F

=0.86VMn(s)+6H2O(l)MnO2(s)+4H3O+(aq)+4e

G0h/F

=0.09VMn(s)+10H2O(l)H2MnO4(aq)+6H3O+(aq)+6e

G0h/F

=4.27VMn(s)+12H2O(l)MnO4-(aq)+8H3O+(aq)+7e

G0h/F

=5.17V可得到信息：1.G0h/F值的大小，

越低越稳定2.两点间连线的斜率为E0表示氧化、还原剂的能力

3.两条连线中间突出的物种可发生歧化反应4.两条连线中间下陷的物种可发生反歧化反应pH–电势图(E0’~pH

)H++e-½H2E0(H+/

H2)

=0.000VE=E0(H+/H2)

-(0.059/1)log(PH21/2

/[H+])E=E0(H+/H2)

-(0.059/1)log1/[H+]

-(0.059/1)logPH21/2

log1/[H+]=pH

E=E0(H+/H2)

-(0.059/1)pH-(0.059/1)logPH21/2

PH2=1atmE=E0(H+/H2)

-(0.059/1)pH截距=E0(H+/H2)斜率=-0.059/1MnO4-+8H++5e-

Mn2++4H2OE=

E0–(0.059/5)log[Mn2+]/[MnO4-][H+]8E=E0–(0.059/5)log1/[H+]8

–(0.059/5)log[Mn2+]/[MnO4-]

log1/[H+]8=8pH

[Mn2+]=[MnO4-]=1mol/LE=E0–(0.059/