电极电势与氧化还原平衡.ppt

解： K?=3.04 设达到平衡时 [Fe3+]为x mol·L-1 [Fe3+]= 0.074 mol·L-1 例6.14 试计算在298.15K时，下列反应： Sn+ Pb2+=Sn2++Pb的平衡常数；若Pb2+的初始浓度为2.0 mol·L－1，反应达到平衡后，c（Pb2+）还有多大？ 解 查表可知 E?（Pb2+/Pb）=－0.1262V，E?（Sn2+/Sn）=－0.1375V 电动势E= E?（Pb2+/Pb）－E?（Sn2+/Sn） =－0.1262V－（－0.1375）=0.0113V K?=2.4 Pb2+ + Sn=Sn2+ + Pb 平衡浓度/（mol·L－1） 2.0－x x x=1.4 mol·L－1 c（Pb2+）=2.0－1.4=0.6 mol·L－1 例 求Ksp? (AgCl) 设计原电池，测得电池电动势为0.34V。 Ag ∣ AgCl∣Cl-(0.010)‖Ag+(0.010)∣Ag 解： E = E(+)-E(-) 计算Ksp? 浓差电池 6.2.2.计算有关平衡常数 E = E(+)-E(-) Ksp?=1.7?10-10 =0.0592lg0.010- 计算弱酸HX的pH及Ka? 例9 已知下列电池电动势0.168V，求弱酸HX的pH值及Ka? Pt∣H2∣HX(0.1mol·L-1 )‖H+∣H2 ∣Pt 解： 浓差电池 0.168= - 0.0592lg[H+] =0.0592pH 一元弱酸 Ka? =1.96?10-5 pH=2.85 缓冲体系、弱碱、弱酸等? 例10 1)计算该反应的E ? 、K? 、?rGm ?、?rGm 2)若将方程式系数加倍，则E ? 、K? 、 ?rGm ?各为多少？ 已知E ? (Hg2+/Hg)=0.856V， E ? (Sn4+/Sn2+)=0.154V 解： E ? =E ? (Hg2+/Hg)-E ? (Sn2+/Sn) =0.856-0.154=0.702V 若方程式系数加倍 E ? =E ? (Hg2+/Hg)-E ? (Sn2+/Sn)=0.702V 135.5×2=271 5.元素电势图及其应用 同一元素的不同氧化态物质，按其氧化值由高到低的顺序排列成以下图式，并在两种氧化态物质之间的连线上标出对应电对的标准电极电势的数值。 1)判断一种元素在不同氧化值时的 氧化还原性质。 应用 Cu+能发生歧化反应，2Cu+ = Cu+Cu2+ 能否发生歧化反应 若E?(右) E?(左) 中间氧化值的物质能发生歧化反应。 若E?(左) E?(右)，发生反歧化反应。 2)求未知电对的标准电极电势。 E ? (Cu+/Cu)= 2×0.3419-0.153 =0.53V (3)介质如H+、OH-直接参与氧化还原半反应， 其浓度应表示在能斯特方程中。 注意 (1)配平半反应。温度一般指25 ℃。 (2)纯固体、纯液体浓度不包括在能斯特方程中。气体用相对分压表示，溶液用游离的离子浓度(或活度)表示。 例6.5 计算298.15K时，Fe3+离子浓度为0.01mol·L－1，Fe2+离子浓度为1.0mol·L－1时的电极电势。 解：电极反应式为：Fe3+(aq)+e=Fe2+(aq) n=1 查表可知E?=0.771V，所以 =0.653V 例6.6 计算298.15K时，OH－离子浓度为0.100mol·L－1时的E(O2/OH－)值，已知氧气的分压为标准压力， E?(O2/OH－) =0.401V 解: 电极反应式为： O2(g) + 2H2O(l) + 4e=4OH-(aq) n=4 E(O2/OH－)= E?(O2/OH－)+ =0.460V 例6.7 高锰酸钾在pH=5时，溶液中的c(MnO4－)=c(Mn2+)=1.0mol·L－1，求E(MnO4－/Mn2+)值. 已知E(MnO4－/Mn2+)=1.507V 解 电极反应式为： MnO4-(aq)+8H+(aq)+5e=Mn2+(aq)+4H2O(l) n=5 E（MnO4－/Mn2+）= E?+ =1.507V－0.473V=1.043V 例1：计算重铬酸钾在H+浓度为10mol·L-1的酸性介质中的电极电势。 已知 [Cr2O72-] =[Cr3+]=1mol·L-1 E?(Cr2O72-/