1、第七章第七章 氧化还原反应和电化学基础氧化还原反应和电化学基础7.17.1氧化还原反应的基本概念氧化还原反应的基本概念化学反应中，有些在反应中发生电子转移，化学反应中，有些在反应中发生电子转移，反应前后某些物质的化合价（氧化数）发生改反应前后某些物质的化合价（氧化数）发生改变，这部分反应称为氧化还原（变，这部分反应称为氧化还原（redoxredox）反应。反应。7.1.17.1.1氧化数（氧化值）氧化数（氧化值）表示元素在化合物中所处氧化还原状态的表示元素在化合物中所处氧化还原状态的数值。数值。氧化数是假定化合物中成键电子都归电氧化数是假定化合物中成键电子都归电负性（吸引电子能力）大的原子而得
2、到的原子负性（吸引电子能力）大的原子而得到的原子所带形式电荷数值所带形式电荷数值（类似但又不同于以前的化（类似但又不同于以前的化合价合价：化合价：离子化合物中：化合价：离子化合物中= = 得失电子数，共价化得失电子数，共价化合物中合物中= =共用电子对数，只能是整数共用电子对数，只能是整数）计算规则如下计算规则如下1.1.单质中，元素氧化数为零单质中，元素氧化数为零2.2.常见化合物中，常见化合物中，H(+1),O(-2),F(-1)H(+1),O(-2),F(-1)但在碱但在碱（土）金属氢化物中，（土）金属氢化物中，H(-1), OH(-1), O2 22-2-中，中，O(-O(-1),O1
3、),O2 2- -中，中，O(-1/2).O(-1/2).计算原则是由易确定的计算氧化数易变的元素计算原则是由易确定的计算氧化数易变的元素3.3.中性分子中，各元素氧化数代数和为零，离中性分子中，各元素氧化数代数和为零，离子中，代数和子中，代数和= =离子荷电数离子荷电数例：指出下列物质中某元素氧化数例：指出下列物质中某元素氧化数Fe3O4, K2Cr2O7, Na2S4O6, HCo(CO)6, (NH4)2S2O8, CrO(O2)2,HCHO, C2H5OH+8/3, +6, +2.5, -1, +7, +6, 0, +27.1.27.1.2氧化还原反应氧化还原反应其特点是某些元素的氧化
4、数在反应前后发生改变其特点是某些元素的氧化数在反应前后发生改变如：如：CuCu2+2+ + Zn = Cu + Zn + Zn = Cu + Zn2+2+其中，其中，Zn Zn 2e = Zn 2e = Zn2+2+，称氧化半反应，称氧化半反应，ZnZn在反应在反应中氧化数升高，中氧化数升高，ZnZn是还原剂，被氧化。是还原剂，被氧化。CuCu2+2+ + 2e = Cu + 2e = Cu，称还原半反应，称还原半反应， CuCu2+2+在反应中在反应中氧化数降低，是氧化剂，被还原。氧化数降低，是氧化剂，被还原。氧化剂及其还原产物，还原剂及其氧化产物组成氧化剂及其还原产物，还原剂及其氧化产物组
5、成氧化还原电对，如氧化还原电对，如CuCu2+2+/Cu, Zn/Cu, Zn2+2+/Zn/Zn。一个氧化还原反一个氧化还原反应至少涉及两个（以上）电对。应至少涉及两个（以上）电对。1.1.电对由同一元素不同氧化数的两种存在物质组电对由同一元素不同氧化数的两种存在物质组成，高者称电对中的氧化型物质，低者称还原型物质。成，高者称电对中的氧化型物质，低者称还原型物质。 2. 2.注意其写法：左高右低，中间以斜线隔开。注意其写法：左高右低，中间以斜线隔开。7.1.37.1.3氧化还原反应的配平氧化还原反应的配平1.1.氧化数法：氧化数法：根据根据“氧化剂氧化数降低总数氧化剂氧化数降低总数= =还原
6、剂氧化数升高还原剂氧化数升高总数总数”（也即得失电子总数相等）（也即得失电子总数相等）步骤：步骤：a a写出反应式写出反应式b b找出氧化数变化找出氧化数变化c c调整系数使其变化总数相等调整系数使其变化总数相等d d配平氧化数未变化的物质配平氧化数未变化的物质例：配平例：配平 KMnO4 + K2SO3 +H2SO4 MnSO4 + K2SO4FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2(253263, 41128)2.2.离子离子- -电子法电子法根据根据“反应中得失电子总数相等反应中得失电子总数相等& &反应前后各原子反应前后各原子总数及两边电荷总数相等总数及两边电荷总数相等”1.1.先分
7、别写出氧化及还原两个半反应，并乘以相先分别写出氧化及还原两个半反应，并乘以相应系数使得失电子数相等。应系数使得失电子数相等。2.2.两半反应相加等总反应式两半反应相加等总反应式3.3.对某些反应，须根据介质酸碱条件在半反应中对某些反应，须根据介质酸碱条件在半反应中加加H H+ +, H, H2 2O, OHO, OH- - 配平半反应。例：配平配平半反应。例：配平MnO4- + Cl- Mn2+ + Cl2 (H+)CrO2- + H2O2 + OH- CrO42- + H2OA)KMnOA)KMnO4 4作为氧化剂，其产物因酸度而不同作为氧化剂，其产物因酸度而不同. .? ?B)B)酸性介质
8、中的反应，配平的方程式中不能出现酸性介质中的反应，配平的方程式中不能出现OHOH- -, ,同样在碱中的反应，最终不能出现同样在碱中的反应，最终不能出现H H+ +. .7.27.2电化学电池电化学电池7.2.17.2.1原电池的构造原电池的构造如把锌片放在铜盐溶液中，锌溶解，铜析出，电如把锌片放在铜盐溶液中，锌溶解，铜析出，电子转移在表面进行，化学能转为热能，若把两半反应子转移在表面进行，化学能转为热能，若把两半反应分开进行，使电子产生有序流动，即构成原电池。分开进行，使电子产生有序流动，即构成原电池。 Zne Cu KCl盐桥 Zn2+ Cu2+此时此时, ,电子定向流动，形成电流。发生氧
9、化反应的电子定向流动，形成电流。发生氧化反应的是负极（电子流出），发生还原反应的是电池的正极是负极（电子流出），发生还原反应的是电池的正极（电子流入的一极），这种把化学能转变为电能的装（电子流入的一极），这种把化学能转变为电能的装置称原电池置称原电池。7.2.27.2.2电极反应电极反应原理上任何一个氧化还原反应都能构成原电池。原理上任何一个氧化还原反应都能构成原电池。氧化还原反应的两个半反应即电池的两电极反应氧化还原反应的两个半反应即电池的两电极反应( (也称半电池反应）也称半电池反应）正极反应：还原半反应正极反应：还原半反应负极反应：氧化半反应负极反应：氧化半反应例：铜例：铜- -锌原电池
10、。锌原电池。对电池而言，正极得电子，负极失电子，不可能对电池而言，正极得电子，负极失电子，不可能两者同得或同失电子。两者同得或同失电子。而写某电对表示的电极反应时，总写成高价物质而写某电对表示的电极反应时，总写成高价物质被还原的形式（还原电位便于计算），难溶固体、气被还原的形式（还原电位便于计算），难溶固体、气体、弱电解质用分子式，标状态，用平衡符号，如体、弱电解质用分子式，标状态，用平衡符号，如AgCl(s) + e = Ag(s) + Cl-Cl2(g) + 2e = 2Cl- 7.2.37.2.3电池符号电池符号1.1.负极在左，正极在右，两极间以盐桥负极在左，正极在右，两极间以盐桥“”
11、隔开隔开2.2.对各电极，电极写在最外面，两相界面以对各电极，电极写在最外面，两相界面以隔隔开开, ,电极溶液是电极反应中存在于溶液中的离子或分子电极溶液是电极反应中存在于溶液中的离子或分子3.3.半电池中反应中无金属固体，须加惰性电极如半电池中反应中无金属固体，须加惰性电极如“PtPt”4.4.其它如：金属其它如：金属- -难溶物难溶物 Pt Hg-Hg2Cl2 Cl-气体电极气体电极 Pt, H2 H+5.有时电池正负极共用电极液，无盐桥，为单液电池有时电池正负极共用电极液，无盐桥，为单液电池例：写出由下列氧化还原反应构成的电池符号例：写出由下列氧化还原反应构成的电池符号Fe3+ + Sn
12、2+ Fe2+ + Sn4+Cl2 + I- Cl- + I2Pb2+ + Cu + S2- Pb + CuSO2 + 2H2 2H2O电池电动势与物质浓度、压力有关，严格讲也须标出电池电动势与物质浓度、压力有关，严格讲也须标出7.2.37.2.3电解池电解池与与FaradayLaw原电池把化学能转为电能，电解池把电能转为化原电池把化学能转为电能，电解池把电能转为化学能，若把外加电源（其电动势大于原电池）的阴极学能，若把外加电源（其电动势大于原电池）的阴极与（铜与（铜- -锌）电池负极相连，阳极与铜极相接，锌）电池负极相连，阳极与铜极相接，则则阴极：阴极：Zn2+ + 2e Zn 阳极：阳极：
13、Cu 2e Cu2+总反应：总反应：Zn2+ + Cu Zn + Cu2+这种利用电能发生这种利用电能发生redoxredox反应的装置称为电解池。反应的装置称为电解池。法拉第（法拉第（19341934）指出：）指出：由电解产生的物质的量，与通过的电量成正比，由电解产生的物质的量，与通过的电量成正比，而与其它因素无关。而与其它因素无关。1 1摩尔电子所带电量称法拉第常数摩尔电子所带电量称法拉第常数( (F)F)F = 96485(96500)C/mol.F = 96485(96500)C/mol.与直流电源正极相连的电极是阳极，与直流电源负极与直流电源正极相连的电极是阳极，与直流电源负极相连的
14、电极是阴极。阳极发生氧化反应；阴极发生还相连的电极是阴极。阳极发生氧化反应；阴极发生还原反应。原反应。以铜锌原电池为例，要使电解顺利进行，外加电压必以铜锌原电池为例，要使电解顺利进行，外加电压必须克服反向的电动势，将此反向电动势称为理论分解须克服反向的电动势，将此反向电动势称为理论分解电压电压例：有三个相互串联的电解池，分别装有硝酸银，硫酸锌和硫酸例：有三个相互串联的电解池，分别装有硝酸银，硫酸锌和硫酸铜，通以铜，通以1.51.5安培的电流，当第一个电解池析出银安培的电流，当第一个电解池析出银1.451.45克时，通克时，通时间是多少，此时锌，铜析出量又是多少？（原子量：时间是多少，此时锌，铜
15、析出量又是多少？（原子量：108，65.4，63.5，C=As）(1.45/108 = 2x/65.4=2y/63.5, 0.44g,0.43g,864s)例：用电极反应表示下列物质的主要电解产物。n(1) 电解NiSO4水溶液，阳极用镍，阴极用铁；(2) 电解熔融NaCl，阳极用石墨，阴极用铁7.2.47.2.4原电池的最大功与吉布斯函数原电池的最大功与吉布斯函数化学热力学指出，恒温恒压下，体系所做最大有化学热力学指出，恒温恒压下，体系所做最大有用功（非膨胀功）用功（非膨胀功）= = 体系自由能（体系自由能（GibbsGibbs）函数的减少函数的减少可逆电池中，当非体积功只电功一种时可逆电池
16、中，当非体积功只电功一种时Wmax = rGm = nFE= 96.5nE (KJ/mol)关于可逆电池：关于可逆电池：1 1电极（反应）可逆，即相反方向电流通过时，电极反电极（反应）可逆，即相反方向电流通过时，电极反应逆向进行应逆向进行 2 2 通过的电流无限小，电极反应在接近化学平衡的条通过的电流无限小，电极反应在接近化学平衡的条件下进行。件下进行。据此可在氧化还原反应据此可在氧化还原反应G G与由该反应构成的原电与由该反应构成的原电池电动势之间相互换算。池电动势之间相互换算。例：在例：在298298K K，电池电池 ZnZnZnZn2+2+(1.0) (1.0) CuCu2+2+(1.0
17、) (1.0) Cu Cu 的的电动势为电动势为1.101.10V V（1 1）计算电池反应的计算电池反应的rGrG0 0 （2 2）若若f fG G0 0 (Zn (Zn2+2+) = -147.06KJ/mol,) = -147.06KJ/mol,求求f fG G0 0 (Cu (Cu2+2+) )-212kJ/mol, 65kJ/mol-212kJ/mol, 65kJ/mol7.3电极电势电极电势金属在其盐溶液中形成双电层，其间的电位差称为其金属在其盐溶液中形成双电层，其间的电位差称为其电极电位。电极电位。 其绝对值无法直接测得，为此其绝对值无法直接测得，为此规定：规定：E0(H+/H2
18、) = 0 V，由此而得其它由此而得其它p693标准电极（电位）：（标准电极（电位）：（298.15K，100kpa,与电极反应与电极反应有关的离子浓度（活度）为有关的离子浓度（活度）为1moldm-3，气体气体pi = 100kpa时的电极（电位）时的电极（电位）如：如： E0(Cu2+/Cu)=0.337 E0(Zn2+/Zn)= -0.7637.3.1标准氢电极和甘汞电极标准氢电极和甘汞电极1.标准氢电极标准氢电极SHE(standard hydrogen electrode)2.甘汞电极甘汞电极CE(calomel electrode)Hg2Cl2/Hg Hg2Cl2(s)+ 2e =
19、 2Hg(l)+2Cl- -标准甘汞电极：标准甘汞电极：0.2801（298.15K）饱和甘汞电极：饱和甘汞电极：0.2415（298.15K） 甘汞电极甘汞电极图图5-3 -3 标准氢电极标准氢电极*电极电位大小与电极反应系数无关，但有酸碱介质之分电极电位大小与电极反应系数无关，但有酸碱介质之分如：如： 酸性条件下，酸性条件下，E0(Fe3+/Fe2+)=0.77V 碱性条件下，碱性条件下，E0(Fe(OH)3/Fe(OH)2)= -0.56V上述两个电极的标准状态指什么？上述两个电极的标准状态指什么？7.3.27.3.2能斯特（能斯特（NernstNernst）方程方程在非标准状态下，电极
20、反应参与物质的浓度、气在非标准状态下，电极反应参与物质的浓度、气体压力影响电极电位（及电动势），体压力影响电极电位（及电动势），NernstNernst提出提出对以某对以某redoxredox反应构成的原电池，非标态下反应构成的原电池，非标态下E EMFMF = E = E0 0MFMF - RT/nF - RT/nF lnJ lnJ或对电极反应或对电极反应 氧化型氧化型 + + ne = ne = 还原型还原型E = EE = E0 0 + RT/nF + RT/nF ln ln氧化型氧化型/还原型还原型 = = E E0 0 + 0.0592/n + 0.0592/n lg lg 氧化型氧
21、化型/还原型还原型 (298.15(298.15K)K)上述两式均称为能斯特方程上述两式均称为能斯特方程，这是本章最重要的一个关系式，计算的基础这是本章最重要的一个关系式，计算的基础应用时应注意：应用时应注意：1.1.除固体、纯液体、水之外，其它参与电极反应除固体、纯液体、水之外，其它参与电极反应的物质，如的物质，如H H+ +,OH,OH- -, ,其浓度也在表达式中，系数不为其浓度也在表达式中，系数不为1 1的的要加相应方次。要加相应方次。这也是为什么电对的标准电极电位有酸碱介质之分这也是为什么电对的标准电极电位有酸碱介质之分2.2.气体参加的，其分压须除以标准压力（气体参加的，其分压须除
22、以标准压力（100100kpakpa）例例： E0 MnO4-/Mn2+, E0 Ag2SO4/Ag MnO4-+ 8H+ + 5e =Mn2+ + 4H2OEMnO4-/Mn2+ = E0MnO4-/Mn2+ + 0.0592/5 lg MnO4-H+ 8/Mn2+ Ag2SO4+ 2e = 2Ag + SO42- EAg2SO4/Ag = E0 Ag2SO4/Ag + 0.0592/2 lg 1/SO42-浓差电池：同一电极不同浓度的物质构成电池两极形浓差电池：同一电极不同浓度的物质构成电池两极形成的电池，如成的电池，如 (-)Zn Zn2+(c1) Zn2+(c2) Zn(+)其电动势其
23、电动势 E = 0.0592/n lg( c2/c1 )其电池反应为：其电池反应为：Zn(s) + Zn2+(c1) = Zn(s) + Zn2+(c2)又如又如(-)Pt, Cl2(P0) Cl-(c1) Cl-(c2) Cl2(P0), Pt(+)由此，一些表面看来不是由此，一些表面看来不是redox的反应也可组成原电池的反应也可组成原电池如，把反应如，把反应 Ag+ + Cl- = AgCl(s)组成一个原电池组成一个原电池正极：正极：Ag+ + e = Ag(s)负极：负极：Ag e + Cl- = AgCl(s)电池：电池： (-)Ag,AgCl Cl-(c1) Ag+(c2) Ag
24、(+)如将一反应（不一定是自发的）构造成原电池，其正如将一反应（不一定是自发的）构造成原电池，其正负极是由反应而定的，电动势也不一定大于零。但正负极是由反应而定的，电动势也不一定大于零。但正极必是得电子，负极必是失电子。极必是得电子，负极必是失电子。7.3.3沉淀及配合物的生成对电极电位的影响沉淀及配合物的生成对电极电位的影响1.通常沉淀剂或配体更易与电对中的氧化型物质作用，通常沉淀剂或配体更易与电对中的氧化型物质作用，使电极电位下降。如使电极电位下降。如Ag+/Ag中加中加NaCl或或NH32.生成沉淀的溶解度越小，或配合物越稳定，电极电生成沉淀的溶解度越小，或配合物越稳定，电极电位的改变越
25、大。位的改变越大。例：例：E0 Ag+/Ag = 0.799V，AgCl,Ag2SO4 Ksp分别为分别为1.8E-10，1.4E-5 计算计算E0 AgCl/Ag及及E0 Ag2SO4/Ag 0.224，0.656例：例： E0 Cu2+ /Cu = 0.337V， K稳稳,Cu(NH3)42+=4.8E12计算计算E0 Cu(NH3)42+ /Cu0.038例：例：E0Fe3+/Fe2+=0.771V, E0I2/I- =0.535, Fe与与C2O42-配合物配合物 lgn Fe3+ 2.9, 4.52, 5.22 Fe2+ 9.4, 16.2, 20.2 说明与的反应在加说明与的反应在
26、加入草酸盐后发生逆转的原因。入草酸盐后发生逆转的原因。Co(NH3)63+/Co(NH3)62+的电极电位。据此是否可得的电极电位。据此是否可得出出Co(NH3)63+比比Co(NH3)62+稳定？稳定？事实上，事实上， Co(NH3)62+可被空气氧化。而可被空气氧化。而Co(CN)64-可可还原水为氢气还原水为氢气3.弱电解质的生成对电极电位的影响弱电解质的生成对电极电位的影响例：计算例：计算E0HAc/H2, Ka=1.8E-5-.28 计算计算E0H2O/H2-.82887.3.4 E-pH图图(选）选）有有H H+ +,OH,OH- -参与电极反应的电对，其参与电极反应的电对，其E
27、E随随PHPH改变，表改变，表示其示其E E 与与pHpH关系的图即关系的图即1.水的水的E-PH图图1.229 氧稳定区氧稳定区 (1)水被氧化水被氧化 4H+O2+4e=2H2O PH=1.229- 0.059PH0.0 水稳定区水稳定区 (2)水被还原水被还原 2H+2e=H2 PH= - 0.059PH 氢稳定区氢稳定区(P=P0)例如，制氟例如，制氟(2.87)(2.87)，以钠，以钠(-2.6)(-2.6)还原不能在水中；高还原不能在水中；高锰酸钾在水中可稳定；酸度影响碘与亚砷酸反应方向锰酸钾在水中可稳定；酸度影响碘与亚砷酸反应方向 F2 + 2e = 2F-2.87VEI2 +
28、2e =2I-0.536VH3AsO4 + 2H+ + 2e =H3AsO3 + H2O 0.575V Na+ + e = Na-2.71V pHE-pH图又例：Fe-H2O系统(参考)氧线 0.77 (1) (3) (6) 氢线 (4) -0.41(2) (7) (5) 0 2468PH(1)Fe3+ + e = Fe2+(2)Fe2+ + e = Fe(3)Fe(OH)3 + e = Fe2+ + 3OH-(4)Fe(OH)3 + e = Fe(OH)2 (5) Fe(OH)2 + 2e = Fe +2OH-(6)Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 (7)Fe2+ + 2OH- =
29、 Fe(OH)2结合上图，请指出1.Fe2+的稳定区，当PH升高时它会如何变化2.体系中Fe2+, Fe(OH)2, Fe(OH)3共存的PH条件3.金属铁置于含有氧的0.1M盐酸溶液中，会发生什么反应4.铁置于不含氧的0.1M盐酸溶液又会发生什么反应。7.4电极电位的应用电极电位的应用1.1.判断氧化剂、还原剂的相对强弱判断氧化剂、还原剂的相对强弱本书采用的是还原电位，其大小可视为电本书采用的是还原电位，其大小可视为电对中氧化型物质得电子能力的高低（在水溶液对中氧化型物质得电子能力的高低（在水溶液中）中）* *电位代数值越大，电对中氧化型物质氧化电位代数值越大，电对中氧化型物质氧化能力越强，
30、而还原型还原能力越弱能力越强，而还原型还原能力越弱 代数值越小，其还原型物质还原能力越强，代数值越小，其还原型物质还原能力越强，而氧化型氧化能力越弱。而氧化型氧化能力越弱。例：例：Fe3+/Fe2+=0.77,Cu2+/Cu=0.34,Zn2+/Zn= -0.76,Mn2+/Mn= -1.03其中最强的氧化剂和还原剂分别是？其中最强的氧化剂和还原剂分别是？有些电对，电极反应中有有些电对，电极反应中有H H+ +或或OHOH- -参加，溶液参加，溶液pHpH改变会改变会影响到电位值。故如影响到电位值。故如MnOMnO4 4- -、CrCr2 2O O7 72-2-、MnOMnO2 2等氧化型物等
31、氧化型物质在酸性条件下氧化能力更强，而将电对中的低价物质在酸性条件下氧化能力更强，而将电对中的低价物质氧化常在碱性条件进行。质氧化常在碱性条件进行。2.判断判断redoxredox反应进行的方向反应进行的方向先看一个能够发生的氧化还原反应先看一个能够发生的氧化还原反应 CuCu2+2+ + Zn = Cu + Zn + Zn = Cu + Zn2+2+ 强强O O 强强R R 弱弱R R 弱弱O O方向方向: :由强氧化剂和强还原剂生成弱氧化剂由强氧化剂和强还原剂生成弱氧化剂和弱还原剂和弱还原剂也就是也就是“电极电位代数值大的电对中的氧化型电极电位代数值大的电对中的氧化型物质能够与电极电位值小
32、的电对中的还原型物物质能够与电极电位值小的电对中的还原型物质发生反应质发生反应”例：例：Fe3+/Fe2+=0.77,Cu2+/Cu=0.34,Zn2+/Zn= -0.76,Mn2+/Mn= -1.03例：钒电位图例：钒电位图V2O5 1.00 VO2+ 0.36 V3+ -0.25 V2+又知电对电极电位又知电对电极电位Zn2+/Zn= -0.76, Sn4+/ Sn2+= 0.15 Fe3+/ Fe2+= 0.77, S/ H2S= 0.14,如欲将五价钒还原到四价，如欲将五价钒还原到四价，应选用的还原剂为？应选用的还原剂为？实际上也就是这样进行的反应，其实际上也就是这样进行的反应，其G
33、0G 00）注意：在非标态下进行的反应，应用注意：在非标态下进行的反应，应用NernstNernst公公式计算出电位进行比较，不能用式计算出电位进行比较，不能用E E0 0，但当相差但当相差较大时（较大时（0.3(0.3(n=1),0.2(n=2)n=1),0.2(n=2)）可直接用标准可直接用标准电极电位比较。电极电位比较。例：用例：用K2Cr2O7与与 HCl 制氯气制氯气( (E01=1.33,E02=1.36) Cr2O72- + 14 + 14H+ + 6Cl- = 2Cr3+ + 3Cl2 +7H2O 标态下，电池标态下，电池 E0=1.33-1.36=-0.03V不可进行不可进行
34、用浓用浓HCl(12M)HCl(12M)E=0.03-0.0592/6 lg J = 0.18v或或 E E1 1=1.48, E=1.48, E2 2= 1.30 ,OK= 1.30 ,OK3.3.判断判断redoxredox进行顺序进行顺序加氧化剂于混合还原剂溶液中，还原能力加氧化剂于混合还原剂溶液中，还原能力强的先被氧化，反之若将还原剂加入到混合氧强的先被氧化，反之若将还原剂加入到混合氧化剂溶液中化剂溶液中, ,氧化能力强的先被还原氧化能力强的先被还原。如通氯如通氯于溴、碘离子混合液于溴、碘离子混合液在此在此, ,并没有考虑到反应速率的问题并没有考虑到反应速率的问题, ,假设假设反应都能
35、很快进行反应都能很快进行. . 4.判断判断redoxredox反应进行的程度反应进行的程度G0 = - nFE0 = - RTlnK0298.15K时，时，lgK0 = nE0/0.0592例：例：298K时，反应时，反应2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2的的K0(E1=0.771, E2= -0.536)9.25E07, 若系数除若系数除2，则则K0=9.62E3(n不同不同)*根据反应找出正负极。计算根据反应找出正负极。计算K0时应用其组成电池的时应用其组成电池的E0相关电对一定要找准。注意酸碱条件，沉淀，配合物生成等因素相关电对一定要找准。注意酸碱条件，沉淀，配合物生成等
36、因素一般以一般以E0.3v(n=1),0.2v(n=2)作为反应进行完全的标准作为反应进行完全的标准( (此时此时K0105)例一般稀酸无法与银作用生成氢气而碘化氢可与例一般稀酸无法与银作用生成氢气而碘化氢可与银反应，试以计算说明。常数自查。银反应，试以计算说明。常数自查。5.元素标准电极电位图元素标准电极电位图将同一元素不同氧化数的物质，按氧化数将同一元素不同氧化数的物质，按氧化数由高而低排列，并标出其组成电对的标准电极由高而低排列，并标出其组成电对的标准电极电位，该图即元素的标准电位图。有酸碱介质电位，该图即元素的标准电位图。有酸碱介质之分之分。例。例EA0 MnO4- 0.56MnO42
37、- 2.26 MnO2 0.95 Mn3+ 1.51 Mn2+ -1.18 Mn这种表明元素各氧化数物质之间标准电极这种表明元素各氧化数物质之间标准电极电势关系的图，称为元素的标准电极电势图，电势关系的图，称为元素的标准电极电势图，简称元素电势图简称元素电势图1.1.判断岐化反应的可能性判断岐化反应的可能性岐化反应：物质自身发生的岐化反应：物质自身发生的redoxredox若某物质若某物质 E E0 0右右 E E0 0左左，则会发生岐化，生成相邻两物质则会发生岐化，生成相邻两物质如如CuCu2+2+ 0.1530.153 Cu Cu+ + 0.5210.521 Cu, Cu Cu, Cu+
38、+岐化岐化2.计算电对的标准电位计算电对的标准电位对于对于 A E1(n1) B E2(n2) C E3(n3) DEx(nx)有有 nxEx0 = n1 E10 + n2E20 + n2E30例例：计算电对计算电对MnO4-/Mn2+，MnO4-/MnO2, MnO2/Mn2+的的E01.51, 1.69, 1.23例：已知下列反应的标准电位Cu2+ + 2e = Cu E0 = 0.3394VCu2+ + e = Cu+ E0 = 0.1607V1计算反应Cu2+ + Cu = 2Cu+的K02CuClKsp=1.710-7,求反应Cu2+ + Cu + 2Cl- = 2CuCl的K01找出正负极，求出Cu+/Cu=0.5181,进而K0 =9.1810-72此时，正极为Cu2+ /CuCl，负极为CuCl /Cu。先求出其标准电位0.5615，0.1173，进而K0 =3.19107或者由方程式组合得到K20 = K10/K2sp
