氧化還原反應與電極電位(1)(編輯修改稿)
2025-05-26 12:55 本頁面
【文章內容簡介】 子能力愈強，是較強還原劑。 ? 較強氧化劑對應的還原劑型物質的還原能力較弱，較強還原劑對應的氧化劑型物質的氧化能力較弱。 26 標準電極電位表 () 半反應 ?? /V Na++e Na Zn2++2e Zn Pb2++2e Pb 2H++2e H2 Cu2++2e Cu O2+2H++2e H2O2 Cl2+ 2e 2Cl MnO4+8H++5e Mn2++4H2O 氧化劑的氧化能力增強 還原劑的還原能力增強 27 ? 較強氧化劑和較強還原劑作用，生成較弱的還原劑和較弱的氧化劑，這是一個自發(fā)過程。如 ? Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ ? ? (Cu2+/Cu) = 9V ? ? (Zn2+/Zn) = 8V ? 較強氧化劑 Cu2+與較強還原劑 Zn發(fā)生反應，生成較弱還原劑 Cu與較弱氧化劑 Zn2+。這個反應的逆過程是非自發(fā)的。 28 第三節(jié) 電池電動勢與 Gibbs自由能 一、電池電動勢與化學反應 Gibbs自由能變的關系 ? 在等溫等壓下，系統(tǒng) Gibbs降低值等于可逆過程中對外所作的最大非體積功。原電池是可逆電池，系統(tǒng)所作的非體積功全部為電功： ?Gm = W電功 , 最大 = qE = nFE ? n是轉移電子的物質的量，單位 mol；電動勢 E 單位V。法拉第常數 F = 96 485 Cmol1。 W 單位 J。 ? 當電池中各物質均處于標準態(tài)時 ?G?m= nFE? 29 二、用電池電動勢判斷氧化還原反應的自發(fā)性 對于一個氧化還原反應： Ox1 + Red2 Red1 + Ox2 電池組成 ： Pt | Ox2(aq), Red2(aq) || Ox1(aq), Red1(aq) | Pt 原電池電動勢： E = ?(Ox1/Red1) ?(Ox2/Red2) ?Gm= nFE 30 于是有： ? ? (Ox1/Red1) ? (Ox2/Red2)， E 0， ?Gm 0, 反應正向自發(fā) ； ? ? (Ox1/Red1) ? (Ox2/Red2)， E 0， ?Gm 0, 反應逆向自發(fā) ； ? ? (Ox1/Red1) = ? (Ox2/Red2)， E = 0， ?Gm= 0, 反應達到平衡 。 31 標準狀態(tài)下： ? ?? (Ox1/Red1)??(Ox2/Red2)， E?0， ?G?m0, 反應正向自發(fā)； ? ??(Ox1/Red1)??(Ox2/Red2)， E?0， ?G?m0, 反應逆向自發(fā)； ? ??(Ox1/Red1)=??(Ox2/Red2)， E?=0， ?G?m=0, 反應達到平衡 。 32 例 計算 Cr2O72 + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 的 ?G?m，并判斷反應在標準狀態(tài)下是否自發(fā)進行。 解 正極 Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O 查表得 ??(Cr2O72/Cr3+) = 負極 Fe3+ + e Fe2+，查表得 ?? (Fe3+/Fe2+)= E? = ??(Cr2O72/Cr3+) ?? (Fe3+/Fe2+) = = 配平氧化還原方程式中電子轉移數 n = 6 ?G?m= nFE? =mol10 故反應正向自發(fā)進行 。 33 三、電池標準電動勢和平衡常數 根據 ?G?m= nFE? 又 ?G?m= RTlnK? 即得 RTlnK? = nFE? 將 T=， R= JK1mol1, F = 96 485 Cmol1代入，得室溫下， RTn F EKθθ ?θθ nEK ?34 氧化還原反應的平衡常數有以下規(guī)律 ： ? 平衡常數與電池的標準電動勢有關 ， 而與物質濃度無關； ? 氧化還原反應的平衡常數與電子轉移數 ， 即與反應方程式的寫法有關； ? 氧化還原反應的平衡常數與溫度有關； ? 一般認為 ， 當 n = 2， E? ， 或 n = 1，E? ， K? 106， 此平衡常數已相當大 ，反應進行得比較完全 。 35 第四節(jié) 電極電位的 Nernst方程式及影響電極電位的因素 一、電極電位的 Nernst方程式 由熱力學等溫方程 ?Gm= ?G?m + RTlnJ 又 ?Gm= nFE， G?m= nFE? 有 nFE = nFE? + RTlnJ 兩邊同除以 nF， 得 這就是電池電動勢的 Nernst方程 。 nFJRTEE lnθ ??36 對于一個氧化還原反應： aOx1+bRed2 dRed1+eOx2 代入 電池電動勢的 Nernst方程 baed
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