氧化还原反应-Part-2.pptVIP

§10-3-1、 酸度对电极电势的影响 上面提到的电池的正极和负极都是氢电极，两极之间的不同仅在于溶液的浓度有差别 。我们称这种原电池为浓差电池 二、H2O 的电势 - pH 图 3、 铬体系的电势 - pH 图 §10-3-2、沉淀生成对电极电势的影响 配位化合物的生成对电极电势的影响 若电对的[ 氧化型 ]，因为生成配位化合物而变小 ，则E变小；若电对的 [ 还原型 ]，因为生成配位化合物而变小，则 E变大。 具体的计算，将在配位化合物一章中学习。 §10-4 化学电源 §10-4-2、分解电压和超电压 1、分解电压 现在要用电解的方法使反应逆转，即拟以通电流的方法完成下面的反应： 2、超电压 3. 判断某种氧化态的稳定性 （1）判断氧化还原性质 对电对MnO4-/Mn2+、Hg2+/Hg、Cl2/Cl-，在标准状态下，MnO4-是最强的氧化剂，若在pH=5.00的条件下，它们的氧化性相对强弱次序将发生怎样的变动？ E?(MnO4-/Mn2+) = + 1.49 V，E?(Hg2+/Hg) = + 0.851 V， E?(Cl2/Cl-) = +1.3583 V 在实际工作中，许多难溶电解质饱和溶液的离子浓度极低，用直接测定离子浓度的方法求ksp很困难，常常是通过选择合适的电极组成电对测定E? ，就可以方便准确地测定kΘsp （3）测定酸碱解离常数 （4）测定配位平衡常数 （在第十一章配位化合物中讲述） 解：查标准电极电势表 E?(Fe3+/ Fe2+)= 0.77 V， E?（Sn4+/ Sn2+）= 0.15 V 其标准电动势E?为： E? = E ?(+) - E ?(-) = (0.77 – 0.15)V = 0.62 V0.2V Fe3+ 作氧化剂， Sn2+作还原剂，反应正向进行。 由此可得：lgK? = zE?/ 0.05917 = 2?0.62 / 0.05917 = 21.0 K? = 1.0?1021 例 试通过计算说明下列氧化还原反应进行的方向和程度。Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) = Sn4+(aq)+2Fe2+(aq) 例 计算下列反应： Ag+(aq) + Fe2+(aq) ? Ag(s) + Fe3+(aq) ⑴ 在298.15K时的平衡常数； ⑵ 如果反应开始时,[Ag+]= 1.00 mol·dm-3, [Fe2+] = 0.10 mol·dm-3, 求达到平衡时Fe3+的浓度 解 （1）查表得 Ag+(aq) + Fe2+(aq) ? Ag(s) + Fe3+(aq) 始态浓度 1.00 0.10 0 终态浓度 1.00-x 0.10-x x （2）设达平衡时，[Fe3+] = x mol·L-1 应用标准电极电势表，完成并配平下列方程式 MnO4- + Br- + H+ 8. 配平氧化还原反应方程式 查表，找出氧化剂 MnO4- 和还原剂 Br- 的相应电对 MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O Eθ =1.51V Br2 + 2e- 2Br- Eθ =1.07V 求电子得失数相等 2×） MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O + 5×） Br2 + 2e- 2Br- 2MnO4- + 10Br- + 8H+ 2Mn2+ + 5Br2 + 4H2O 依据反应前后原子个数相等，写成分子方程式 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 4H2O + 6K2SO4 9. 利用原电池测定各种平衡常数 例：求下列反应在298 K时的平衡常KΘ Zn + Cu2+ (1.0 mol/L) = Zn2+ (1.0mol/L)+Cu Zn + Cu2+ (1.0 mol/L) = Zn2+ (1.0mol/L)+Cu 解： 查标准电极电势表得： （1）一般化学反应的 （2）求溶度积常数