大学无机化学课件04

第一节氧化还原反应方程式的配平第四章氧化还原反应4-1

氧化还原反应方程式的配平(略)第二节电极电势4.2电极电势1.原电池的概念原电池是将化学能转变为电能的装置4-2-1

原电池Cu极——正极Cu2++

2e-→

Cu

Zn

极——负极Zn

-

2e-→

Zn2+

Zn+Cu2+

→Zn2++Cue-Cu~Zn原电池1.原电池的概念

电极电极反应正极(Cu极)Cu2++2e-

→Cu

还原反应(电子流入的电极)

负极(Zn极)Zn-2e-

→Zn2+氧化反应(电子流出的电极)

电池反应Cu2++Zn→Cu+Zn2+

e-原电池:使氧化还原反应产生电流的装置半电池半电池原电池理论上讲，任何两个氧化还原电对构成的电极都可以组成原电池Zn2+(氧化型物质)Zn(还原型物质)Zn2+/Zn氧化还原电对Cu2+(氧化型物质)Cu(还原型物质)Cu2+/Cu氧化还原电对氧化还原电对：由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成氧化还原电对表示方法氧化型物质/还原型物质如Cu2+/CuZn2+/Zn

H+/H2

Sn4+/Sn2+

(-)Zn|Zn2+(c1)Cu2+(c2)|Cu(+)负极写在左边正极写在右边“|”

表示相与相之间的界面浓度用“||”表示盐桥浓度2.原电池的表示方法(1)若组成电极物质中无金属时，应插入惰性电极惰性电极：能导电而不参与电极反应的电极，如Pt，石墨Fe3+(c1)，Fe2+(c2)

|Pt(+)

(-)Pt,Cl2(p)|Cl-(c)

原电池的表示：注意事项注意(2)组成电极中的气体物质应靠近电极，在括号内注明压力H+(c1)|H2(p),Pt(+)

(-)Zn|Zn2+(c1)

H+(c1)|H2(p),Pt(+)(-)Pt,O2(p)|OH-

(c1)注意注意Sn4+(c1),Sn2+(c2)

|Pt(+)

(3)电极中含有不同氧化态同种离子时，高氧化态离子靠近盐桥，低氧化态离子靠近电极，中间用“,”分开(4)参与电极反应其它的物质也应写入电池符号中Cr2O7(c1),Cr3+(c3),H+(c2)|Pt(+)

2-(-)Pt，O2(p)|OH-

(c1)Cr2O72-+6Cl-+14H+→

2Cr3++3Cl2↑+7H2O电极反应原电池的表示方法课堂练习2Cl-

-2e-

→Cl2氧化Cr2O7+14H++6e-→

2Cr3++7H2O还原2-原电池符号Cr2O7

(c1),H+(c2),Cr3+(c3)Pt(+)

(-)Pt,Cl2(p)Cl-(c)2-4-2-2

电极电势的产生

金属M与其盐M+溶液接触面之间的电势差，称为该金属的平衡电极电势，即金属离子与金属单质构成的氧化还原电对(M+/M)的电极电势,记为E(M+/M)。电极电势的绝对值现还无法测知但可用比较方法确定它的相对值选用标准氢电极作为比较标准规定它的电极电势值为零

即E

(H+/H2)=0V

4-2-3

电极电势的测定H2(100kpa)→H2←Pt→←H+(1mol·L-1)E(H+/H2)=

0V1.标准氢电极电极符号(-)Pt,H2(100kPa)

H+(1mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)

H2(100kPa),Pt(+)电极反应

2H++2e-

→H2(g)标准氢电极的电极电势(H+/H2)=

0VE欲确定某电极的电极电势可把该电极与标准氢电极组成原电池测其电动势(E

)则

E即为待测电极的电极电势2.电极电势的测定设计原电池(

)Pt,H2(100kPa)|H+(1mol

L-1)||Cu2+(1mol

L-1)|Cu(+)例1.测定E(Cu2+/Cu)E=E(+)-E(-)=E(Cu2+/Cu)-E

(H+/H2)

E(Cu2+/Cu)=E+E

(H+/H2)=0.340V+0V=+0.340V测得原电池电动势：E=0.340V设计原电池(

)Zn|Zn2+(1mol

L-1)||H+(1mol

L-1)|H2(100kPa),Pt(+)例2.测定E(Zn2+/Zn)测得原电池电动势：E=0.7626VE=E(+)-E(-)=E

(H+/H2)

-

E(Zn2+/Zn)

E(Zn2+/Zn)=E

(H+/H2)-E

=0V-0.7626V=-0.7626V物质皆为纯净物有关物质的浓度为1mol·L-1涉及到的气体分压为100kPa待测电极处于标准态所测得的电极电势即为标准电极电势记为

E(M+/M)3.标准电极电势电对电极反应E/VLi+/LiLi++e-

Li-3.040K+/KK++e-

K-2.924Zn2+/ZnZn2++2e-Zn-0.7626H+/H22H++2e-H20Cu2+/CuCu2++2e-Cu0.340O2/H2OO2+4H++4e-2H2O1.229Cl2/Cl-Cl2+2e-2Cl-1.229F2/HF(aq)F2+2H++2e-2HF(aq)3.053XeF/Xe(g)XeF

+e-

Xe(g)+F-3.4常用电对的标准电极电势(298.15K)电对电极反应E/VLi+/LiLi++e-

Li-3.040K+/KK++e-

K-2.924Zn2+/ZnZn2++2e-Zn-0.7626H+/H22H++2e-2H20Cu2+/CuCu2++2e-Cu0.340O2/H2OO2+4H++4e-2H2O1.229Cl2/Cl-Cl2+2e-2Cl-1.229F2/HF(aq)F2+2H++2e-2HF(aq)3.053XeF/Xe(g)XeF

+e-

Xe(g)+F-3.4常用电对的标准电极电势(298.15K)与标准氢电极组成电池时为正极发生还原反应，E

(Cu2+/Cu)为正值如

Cu2+/Cu电对电极反应E/VLi+/LiLi++e-Li-3.040K+/KK++e-K-2.924Zn2+/ZnZn2++2e-Zn-0.7626H+/H22H++2e-2H20Cu2+/CuCu2++2e-Cu0.340O2/H2OO2+4H++4e-2H2O1.229Cl2/Cl-Cl2+2e-2Cl-1.229F2/HF(aq)F2+2H++2e-2HF(aq)3.053XeF/Xe(g)XeF

+e-Xe(g)+F-3.4常用电对的标准电极电势(298.15K)与标准氢电极组成电池时为负极发生氧化反应，E(Zn2+/Zn)为负值如Zn2+/Zn电对电极反应E/VLi+/LiLi++e-Li-3.040K+/KK++e-K-2.924Zn2+/ZnZn2++2e-Zn-0.7626H+/H22H++2e-2H20Cu2+/CuCu2++2e-Cu0.340O2/H2OO2+4H++4e-2H2O1.229Cl2/Cl-Cl2+2e-2Cl-1.229F2/HF(aq)F2+2H++2e-2HF(aq)3.053XeF/Xe(g)XeF

+e-Xe(g)+F-3.4常用电对的标准电极电势(298.15K)还原型物质的还原能力越强氧化型物质的氧化能力越弱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电对中氧化型

+

ze-

还原型1、<Nernst

方程>氧化型还原型一侧各物种相对浓度幂的乘积电对在某一浓度的电极电势电对的标准电极电势摩尔气体常数热力学温度电极反应中转移的电子数法拉第常数E=E+㏑zF[氧化型][还原型]RT4-2-4

影响电极电势的因素<Nerns方程

氧化型

+ze-

还原型E=E+㏑zF[氧化型][还原型]RT符号E、[氧化型]、[还原型]R浓度分压单位数值Vmol

L-1Pa8.314

J

K-1

mol-1E当R

=8.314J

K-1

mol-1

F=96485

J

V-1

T=

298.15K<Nerns方程

氧化型

+ze-

还原型E=E+㏑zF[氧化型][还原型]RTzF

[还原型]z

[还原型]RT[氧化型]

0.0592V[氧化型]ln=lg气体物质用分压(Pa)表示，并除以p(105Pa)溶液中的物质用浓度(mol

L-1)表示并除以c

(1mol

L-1)2

[c(Cl-)/c

]2例

Cl2(g)+2e-2Cl-

0.0592Vp(Cl2)/p

E(Cl2/Cl-)=E(Cl2/Cl-)+

lg注意：注意：2.纯固体或纯液体物质不写入

例

Zn2++2e-Zn例

Br2(l)+2e-2Br-E(Zn2+/Zn)=E(Zn2+/Zn)+

lg[c(Zn2+)/c]20.0592V2

[c(Br)/c]2-0.0592V1E(Br2/Br-)

=E(Br2/Br-)+

lg注意：

3.电极反应中电对以外物质也应写入，但溶剂(如H2O)不写入例

Cr2O7+6e-+14H+

2Cr3++7H2O2-+lg6[c(Cr3+)/c]20.0592V

[c(Cr2O7)/c]·[c(H+)/c

]14E(Cr2O7/Cr3+)=E(Cr2O7/Cr3+)

2-2-2-注意：氧化型

+

ze-

还原型<Nernst

方程>E=E+㏑zF[氧化型][还原型]RT

2.氧化型和还原型物质的浓度、分压

3.酸度对某些电对的电极电势有影响组成电对的物质的本性，决定E

值

2.影响电极电势的因素1.浓度‖∨∧+1.86+1.921.00.13+2.04+1.920.011.02+1.92E(Co3+/Co2+)/V+1.92E

(Co3+/Co2+)/V1.0c(Co2+)/mol

L-1[还原型]1.0c(Co3+)/mol

L-1[氧化型]1[氧化型]比值越大,电极电势值越大[还原型]比值越小,电极电势值越小1.浓度计算结果=+1.62V>E=+1.51=+1.51V+lg

0.0592V

（1.0mol

L-1)

(

10.0

mol

L-1)851.0

mol

L-1

c(MnO4)=c(Mn2+)=1.0mol

L-1,c(H+)=10.0mol

L-1

计算：E(MnO4/Mn2+)例:

已知:

E

(MnO4/Mn2+)=+1.51V,

---解:电极反应

MnO4+8H++5e-Mn2++4H2O-z

E(MnO4/Mn2+)c(Mn2+)/c=(MnO4/Mn2+)+lgE0.0592V

[c(MnO4)/c][c(H+)/c

]8---2.酸度c(H+)越大，E值越大，即含氧酸盐在酸性介质中其氧化性增强

例:已知E

(Ag+/Ag)=+0.7991V,在含有Ag+/Ag电对体系中,加入NaCl溶液,使溶液中c(Cl-)=1.00mol

L-1,计算E(Ag+/Ag)解:沉淀反应

Ag++Cl-

AgCl↓1.77×10

-10=mol

L-11.00spK

c(Ag+)=c(Cl-)(AgCl)·{c

}2=+0.22V=+0.7991V+lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V

zE(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lg[c(Ag+)/c]3.生成难溶电解质例:已知E

(Ag+/Ag)=+0.7991V,在含有Ag+/Ag电对体系中,加入NaCl溶液,使溶液中c(Cl-)=1.00mol

L-1,计算E(Ag+/Ag)解:沉淀反应

Ag++Cl-

AgCl↓1.77×10

-10=mol

L-11.00spK

c(Ag+)=c(Cl-)(AgCl)·{c

}2=+0.22V=+0.7991V+lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V

zE(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lg[c(Ag+)/c]3.生成难溶电解质解:沉淀反应

Ag++Cl-

AgCl↓由于AgCl沉淀的生成，使c(Ag+)减小，使E(Ag+/Ag)减小Ag+的氧化能力降低E(Ag+/Ag)E(Ag+/Ag)+0.7991V+0.22V例:已知E

(Ag+/Ag)=+0.7991V,在含有Ag+/Ag电对体系中,加入NaCl溶液,使溶液中c(Cl-)=1.00mol

L-1,计算E(Ag+/Ag)解:沉淀反应

Ag++Cl-AgCl↓1.77×10

-10=mol

L-11.00spK

c(Ag+)=c(Cl-)(AgCl)·{c

}2=+0.22V=+0.7991V+lg(1.77×10–10)0.0592V10.0592V

zE(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lg[c(Ag+)/c]由于c(Cl-)=1.0

mol

L-1

即E(Ag+/Ag)=E(AgCl/Ag)电极反应:Ag++Cl-+

e-

AgCl+Ag3.生成难溶电解质3.生成难溶电解质Ksp+0.7991V-0.15V+0.073V+0.22V8.52×10-175.35×10-131.77×10-10AgIAgBrAgCl同理计算，结果如下sp↓,(AgX/Ag)↓KE

(AgX/Ag)E

(Ag+/Ag)E

2H++2e-

H2E(H+/H2)=0V

4.生成弱电解质解:=1.8×10-5

K(HOAc)·c(HOAc)/cac(OAc-)/cc(H+)c＝例:在含有H+/H2电对体系中,加入NaOAc溶液,使溶液中c(HOAc)=c(OAc-)=1.0mol

L-1,p(H2)=1.0×105Pa，计算:E(H+/H2)

=

-0.28VE(H+/H2)=E(H+/H2)+lgzp(H2)/p(H2)0.0592V

[c(H+)/c]22

1.0×105/1.0×105

0.0592V[1.8×10–5]2=0V+lg由于弱酸(HOAc)的生成，使c(H+)减小,E(H+/H2)值减小，H+的氧化能力降低原电池中,E(+)>E(-);电动势E=E(+)－E(-)1.判断原电池的正、负极计算原电池的电动势例1:由电对Fe3+/Fe2+、Sn4+/Sn2+构成原电池,

判断原电池正、负极,计算其标准电动势(1)在标准态下：只需比较E

(+)极

(-)极∨电动势E=E(+)-E(-)=0.771V-0.154V=0.617V4-2-5

电极电势的应用解：E(Fe3+/Fe2+)=+0.771V

E(Sn4+/Sn2+)=+0.154V

原电池符号：

(-)Pt|Sn2+(1mol

L-1),Sn4+(1mol

L-1)

‖Fe3+(1mol

L-1),Fe2+(1mol

L-1)|Pt(+)原电池中,E(+)>E(-);电动势E=E(+)-E(-)1.判断原电池的正、负极计算原电池的电动势(1)在标准态下：只需比较E

(2)非标准态：先根据Nernst方程计算出E,然后再比较两个E值4-2-5

电极电势的应用例2：试比较KMnO4、Cl2、FeCl3

在酸性介质中的氧化能力氧化能力：KMnO4>Cl2

>FeCl3⊖2.判断氧化剂、还原剂的相对强弱

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

EE解:0.7711.35831.51E/VFe3+/Fe2+Cl2/Cl-MnO4/Mn2+电对>>-例3：试比较SnCl2、Zn、H2S

在酸性介质中的还原能力还原能力：Zn

>H2S>SnCl22.判断氧化剂、还原剂的相对强弱解:0.1540.144-0.7626E/VSn4+/Sn2+S/H2SZn2+/Zn电对<<解：将HCN/H2和H+/H2两电对组成原电池E(H+/H2)=E(H+/H2)+lg0.0592V[c(H+)/c]2

2p(H2)/p电极反应：2HCN+2e-H2+2CN-

[c(CN-)/c]2

E(HCN/H2)=E(HCN/H2)+lg2[p(H2)/p

]·0.0592V[c(HCN)/c]2

E(HCN/H2)=E(H+/H2)+lg0.0592V[c(H+)/c]2·[c(CN-)/c]2

2[c(HCN)/c]2达平衡时3.计算弱电解质解离常数(Ki)例:已知E(HCN/H2)=-0.545V,计算Ka(HCN)3.计算弱电解质解离常数(Ki)例:已知E(HCN/H2)=-0.545V,计算Ka(HCN)E(HCN/H2)=E(H+/H2)+lg0.0592V[c(H+)/c]2[c(CN-)/c]2

2[c(HCN)/c]20.0592VE(HCN/H2)=E(H+/H2)+lg[Ka

(HCN)]2

2E(HCN/H2)=0.0592Vlg[Ka(HCN)]-0.545V=0.0592Vlg[Ka

(HCN)]

Ka(HCN)=6×10-10

解：将PbSO4/Pb和Pb2+/Pb电对组成原电池例4：已知E

(PbSO4/Pb)=-0.356V,

E(Pb2+/Pb)=-0.125V,计算Ksp(PbSO4)E(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lg[c(Pb2+)/c]0.0592V24.计算难溶电解质溶度积(Ksp)E(PbSO4/Pb)=E(PbSO4/Pb)+lg2[c(SO4)/c]0.0592V12-E(PbSO4/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lg[c(Pb2+)/c]

[c(SO4)/c]0.0592V22-电极反应：PbSO4+2e-

Pb+SO42-达平衡时例4：已知E

(PbSO4/Pb)=-0.356V,

E(Pb2+/Pb)=-0.126V,计算Ksp(PbSO4)4.计算难溶电解质溶度积(Ksp)E(PbSO4/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lg[c(Pb2+)/c]

[c(SO4-)/c]0.0592V2E(PbSO4/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lgKsp(PbSO4)0.0592V22Ksp(PbSO4)=1.6×10-8

-0.356V=-0.126V+lgKsp(PbSO4)0.0592V4-3

氧化还原反应的方向和限度4-3-1氧化还原反应的方向化学反应自发进行的判据

rGm<0

而

rGm=-z

FE电池反应中转移的电子数法拉第常数1.氧化还原反应自发进行的判据化学反应自发进行的条件

rGm<0

rGm<0

E>0或E(氧化剂)>E(还原剂)

rGm=-z

FE1.氧化还原反应自发进行的判据氧化还原反应的规律：氧化剂还原剂还原剂氧化剂较强较强较弱较弱++反应自发向右进行>E>0；E(氧化剂)>E(还原剂)Sn2+/Sn-0.136V-0.126VPb2+/Pb电对E/V例1试判断下列反应:Pb2++Sn

Pb+Sn2+

在标准态时反应自发进行的方向

只需比较E(氧化剂)和E(还原剂)大小(1)标准态时

先根据Nernst方程求出E(电对),再比较E(氧化剂)和E(还原剂)(2)非标准态时E>0；E(氧化剂)>E(还原剂)c(Pb2+)0.0010c(Sn2+)1.0例2试判断下列反应:Pb2++Sn

Pb+Sn2+

在=时反应自发进行的方向

0.0592V2=-0.126V+lg0.0010=-0.215VE(Pb2+/Pb)=E(Pb2+/Pb)+lg[c(Pb2+)/c]0.0592V2-0.136-0.215-0.126E(Sn2+/Sn)/VE(Pb2+/Pb)/VE(Pb2+/Pb)/V反应自发向左进行<浓度

电极反应中有关物质浓度的变化,会引起电极电势的改变，有可能会导致反应方向的改变2.影响氧化还原反应方向的因素当E

(氧化剂)-E

(还原剂)>0.2V

一般情况下浓度的变化,不会导致E(氧化剂)

<

E(还原剂),而引起反应方向发生改变经验规则∨反应向右进行例:判断反应2Ag++Cu2Ag+Cu2+进行方向(1)标准态E(Ag+/Ag)=0.7991VE(Cu2+/Cu)=0.340V>反应向右进行0.0592V1

0.0592V1

c(Ag+)=0.050mol

L-1，c(Cu2+)=1.0mol

L-1=0.7991V+lg0.050

=0.72V(2)非标准态E(Ag+/Ag)=E(Ag+/Ag)+lg[c(Ag+)/c]E0.3400.720.7991(Cu2+/Cu)/VE(Ag+/Ag)/V(Ag+/Ag)/VEE(Ag+/Ag)-E(Cu2+/Cu)=0.7991V-0.340V>0.2V电极反应中有关物质浓度的变化,没有导致反应方向的改变例:判断反应2Ag++Cu2Ag+Cu2+进行方向酸度

对于某些有含氧酸及其盐参加的氧化还原反应,溶液的酸度有可能导致反应方向的改变2.影响氧化还原反应方向的因素0.53550.0861.0×10-8

碱性0.53550.604.0酸性反应方向(I2/I-)VE(H3AsO4/HAsO2)Vc(H+)mol

L-1介质E向右>向左<H3AsO4+2I-+2H+HAsO2+I2+2H2O强酸性介质强碱性介质=0.60VE(H3AsO4/HAsO2)=0.560V+lg[4.0]20.0592V2c(H+)=4.0mol

L-1,其它物质浓度均为1.0mol

L-1(1)酸性介质电极反应：H3AsO4+2H++2e-HAsO2+2H2OE(H3AsO4/HAsO2)=E(H3AsO4/HAsO2)+lg0.0592V[c(H3AsO4)/c]·[c(H+)/c]22

c(HAsO2)/c

H3AsO4+2I-+2H+HAsO2+I2+2H2O强酸性介质强碱性介质

其它物质浓度均为1.0mol

L-1c(H+)=1.0×10-8mol

L-1(2)碱性介质=0.086VE(H3AsO4/HAsO2)=0.560V+lg[1.0×10-8]20.0592V2电极反应：H3AsO4+2H++2e-HAsO2+2H2OE(H3AsO4/HAsO2)=E(H3AsO4/HAsO2)+lg0.0592V[c(H3AsO4)/c]·[c(H+)/c]22

c(HAsO2)/c

H3AsO4+2I-+2H+HAsO2+I2+2H2O强酸性介质强碱性介质砷酸及其盐与碘的反应

酸性介质，即c(H+)=4~6mol

L-1反应式为：

H3AsO4+2I-+2H+

→HAsO2+I2+2H2O

碱性介质，即c(H+)=1.0×10-8mol

L-1反应式为：

AsO2+I2+4OH-

→

AsO4+2I-+2H2O－3-反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间

在Br-和I-的混合溶液中加入Cl2

,哪种离子先被氧化?反应首先在Cl2和I-之间进行3.氧化还原反应进行的次序0.53551.0651.3583I2/I-Br2/Br-Cl2/Cl-电对E解{E(Cl2/Cl-)-E(Br2/Br-)}<{E(Cl2/Cl-)-E(I2/I-)}例

从氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4中选择一种合适的氧化剂,使含有Cl-、Br-和I-混合溶液中的I-被氧化,而Cl-、Br-不被氧化4.选择合适的氧化剂或还原剂KMnO4不可采用<<<E(MnO4/Mn2+)解E1.51MnO4/Mn2+0.771Fe3+/Fe2+1.3583Cl2/Cl-1.065Br2/Br-0.5355I2/I-/V电对--例可采用Fe2(SO4)3<>>E(Fe3+/Fe2+)E1.51MnO4/Mn2+0.771Fe3+/Fe2+1.3583Cl2/Cl-1.065Br2/Br-0.5355I2/I-/V电对-

rGm-z

FElgK=-=-2.303RT2.303RT

R=8.314J

K-1

mol-1,T=298.15K，F=96485

J

V-14-3-2氧化还原反应的限度氧化还原反应的平衡常数()只与标准电动势()有关,与物质浓度无关EKElg==K0.0592V

0.0592V

z

{

(+)-(-)}EEz

氧化还原反应中转移电子数

值越大,值越大,正反应进行得越完全EK例

反应：Pb2++SnPb+Sn2+,计算平衡常数；若反应开始时(Pb2+)=2.0mol

L-1,计算达平衡时Pb2+和Sn2+的浓度。解E(Pb2+/Pb)=-0.126V(Sn2+/Sn)=-0.136VE=2.2Klg==K0.0592V

0.0592z

{(+)-

(-)}2[(-0.126)-(-0.136)]

EE=0.34

Elg==K0.0592V

0.0592V

z

{

(+)-(-)}EEz

例

反应：Pb2++SnPb+Sn2+,计算平衡常数；若反应开始时(Pb2+)=2.0mol

L-1,计算达平衡时Pb2+和Sn2+的浓度。c(Sn2+)=1.4mol

L-1，

c(Pb2+)=0.6mol

L-1解Pb2++Sn

Pb+Sn2+平衡浓度/mol

L-12.0-x

xx=1.4===2.2c(Pb2+)/c2.0-xc(Sn2+)/x

Kc1.当z

=2

时极小很完全反应进行程度<2.0×10-7>6×106<-0.2V>0.2V

(氧化剂)-

(还原剂)KEE反应进行得很完全例

H2O2+2Fe2++2H+

2H2O+2Fe3+E(H2O2

/H2O)-(Fe3+/Fe2+)E=1.763V-0.771V=0.992V>0.2Vlg===33.50.0592V

0.0592V

2×0.992Vz

EKK=3.2×1033Elg==K0.0592V

0.0592V

z

{

(+)-(-)}EEz

1.当z

=2

时反应进行程度很小例

2Fe2++2H+2Fe3++H2KEz

lg===-26.00.0592V

0.0592V

2×(-0.771)VK=1.0×10-26E(H+/H2)=0V,

E

(Fe3+/Fe2+)=0.771VElg==K0.0592V

0.0592V

z

{

(+)-(-)}EEz

极小很完全反应进行程度<2.0×10-7>6×106<-0.2V>0.2V

(氧化剂)-

(还原剂)KEE2.电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小如:2MnO4+5Zn+16H+→2Mn2++5Zn2++8H2O

由K

看来，反应可进行得很完全。但实验证明:若用纯Zn与KMnO4反应，反应很慢，只有在

Fe3+的催化下，反应才明显进行K=2.7×10383EE(MnO4/Mn2+)=1.51V(Zn2+/Zn)=-0.7626V--Elg==K0.0592V

0.0592V

z

{

(+)-(-)}EEz

把同一元素不同氧化数物质所对应电对的标准电极电势，按各物质的氧化数由高到低的顺序排列，并在两种物质之间标出对应电对的标准电极电势定义4-4元素标准电极电势图及其应用AO2H2O2H2O0.6951.7631.229E/VEB/VO2HO2H2O-0.0760.8670.401-应用：1