大学化学11402

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1、大学化学第5章氧化还原反应与电化学5.4.2判断氧化还原反应的方向氧化还原反应进行的方向与多种因素有关，如反应物的性质、浓度、介质的pH值及温度等。氧化还原反应之所以能够进行时由于组成氧化还原的两个电对中，电极电势代数值较大的电对中氧化性物质具有较强的得电子倾向，而电极电势代数值较小的电对中还原型物质具有较强的供电子倾向。Cu2++Zn=Cu+Zn2+Eө（Cu2+/Cu)>Eө（Zn2+/Zn)5.4电极电势的应用氧化还原反应的电动势判据：氧化剂电对电极电势E+＞还原剂电对电极电势E-，反应自发正向进行。氧化还

2、原反应自发进行的方向，总是有较强的氧化剂与较强的还原剂反应，生成较弱的还原剂和较弱的氧化剂，即：强氧化剂1+强还原剂2→弱还原剂1+弱氧化剂2对于原电池，由可知：△rGmө/(kJ·mol-1)E池/VE+与E-大小比较平衡态=0=0E+=E-正反应自发<0>0E+>E-逆反应自发>0<0E+

3、或E+＜E-反应逆向自发进行。标准状态下，可用标准电动势或标准电极电势判断反应进行的方向。解题步骤：标准状态和非标准状态下的反应方向判断例5-8试判断反应Pb2++Sn(s)=Pb(s)+Sn2+分别在标准状态和c(Sn2+)=1mol·dm-3,c(Pb2+)=0.1mol·dm-3时能否自发进行。解：将反应设计成电池Sn(s)｜Sn2+‖Pb2+｜Pb(s)查附录G知Eө(Pb2+/Pb)=-0.1262V,Eө(Sn2+/Sn)=-0.1375V在标准状态下Eө=Eө(Pb2+/Pb)-Eө(Sn2+/Sn

4、)>0即在标准状态下该氧化还原反应可自发向右进行。当电池反应在非标准状态下进行时E(Sn2+/Sn)=Eө(Sn2+/Sn)=-0.1375VE(Pb2+/Pb)=Eө(Pb2+/Pb)-0.05915V/2lg(1/0.1)=-0.1558VE=E(Pb2+/Pb)-E(Sn2+/Sn)<0该氧化还原反应在此非标准状态下进行时自发向左进行，不能自发向右进行。Sn(s)｜Sn2+‖Pb2+｜Pb(s)通过计算解释现象10.Ag不能置换1mol·dm-3HCl里的氢，但可以和1mol·dm-3HI起置换反应产生H2

5、，通过计算解释此现象。解：对反应2Ag+2HCl=H2+2AgCl设计原电池。正极2H+（1mol·dm-3）+2e-→H2(g)负极Ag(s)+Cl-（1mol·dm-3）→AgCl(s)+e-E+≈Eө(H+/H2)=0VE-=Eө(AgCl/Ag)=Eө(Ag+/Ag)+0.05916lgKspө(AgCl)=0.223VE+＜E-，Ag不能置换1mol·dm-3HCl里的氢。(-)Ag(s)︱AgCl(s)︱HCl(1mol·dm-3)︱H2(g)︱Pt(s)(+)通过计算解释现象对反应2Ag+2HI=H

6、2+2AgI设计原电池。正极2H+(1mol·dm-3)+2e-→H2(g)负极Ag(s)+I-(1mol·dm-3)→AgI(s)+e-E+≈Eө(H+/H2)=0VE-=Eө(AgI/Ag)=Eө(Ag+/Ag)+0.05916lgKspө(AgI)=-0.1522VE+>E-，Ag可以置换1mol·dm-3HI里的氢。(-)Ag(s)︱AgI(s)︱HI(1mol·dm-3)︱H2(g)︱Pt(s)(+)标准电极电势的代数值愈大，水溶液中电对的氧化型物质的氧化能力就越强；电对中的还原型物质失去电子的能力就越

7、小。标准电极电势的代数值愈小，水溶液中电对的还原型物质失去电子的能力越大，其还原性越强，其氧化型物质的氧化性就越弱。5.4.1判断氧化剂和还原剂的相对强弱例:选择合适的氧化剂氧化I-，而不氧化Br-和Cl-0.535V0.771V1.066V1.358V各电对中氧化型物质的氧化能力由大到小的顺序为:还原型物质的还原能力由大到小的顺序为:I-Fe2+Br－Cl-Fe2+可还原Br2，不能还原I2。I2/I-Br2/Br-Cl2/Cl-Cl2Br2Fe3+√I2合理选择氧化剂或还原剂标准电极电势，只能判断在标准条件下

8、，氧化剂和还原剂的相对强弱。在非标准状态下，需要用能斯特方程先计算，再比较电极电势，判断物质的氧化性和还原性的相对强弱。例5-75.4.3判断氧化还原反应的程度氧化还原反应的通式为dOx1+eRed2=gRed1+hOx2氧化剂和还原剂两个电对的电极电位分别为随着原电池放电反应的进行，正极电对和负极电对的氧化型物质和还原型物质的浓度（或气体分压力）都发生变化，使E+逐步减