1、第四章 氧化还原反应,第三节 氧化还原反应的方向和限度,4-3-1 氧化还原反应的方向,化学反应自发进行的判据 rGm 0,而 rGm= -zFE,电池反应中转移的电子数,法拉第常数,1.氧化还原反应自发进行的判据,4-3-1 氧化还原反应的方向,化学反应自发进行的条件 rGm 0 ；E(氧化剂)E(还原剂),E 0 ；E(氧化剂)E(还原剂),1.氧化还原反应自发进行的判据,只需比较E (氧化剂)和E (还原剂)大小,(1) 标准态时,先根据Nernst方程求出E(电对),再计算电动势E或比较E(电对),(2) 非标准态时,-0.136,-0.215,-0.126,E (Sn2+/Sn)/V
2、,E(Pb2+/Pb)/V,E (Pb2+/Pb)/V,E 0 ；E(氧化剂)E(还原剂),1.氧化还原反应自发进行的判据,2.影响氧化还原反应方向的因素,当E (氧化剂)-E (还原剂) 0.2V,一般情况下浓度的变化,不会导致E(氧化剂) 0.2V 电极反应中有关物质浓度的变化, 没有导致反应方向的改变,2.影响氧化还原反应方向的因素,2.影响氧化还原反应方向的因素,= 0.60V,E(H3AsO4/HAsO2)=E (H3AsO4/HAsO2),+ lg,砷酸及其盐与碘的反应,酸性介质，即 c(H+)= 46 molL-1 反应式为： H3AsO4 + 2I- + 2H+ HAsO2 +
3、 I2 +2H2O,碱性介质，即 c(H+)= 1.010-8 molL-1 反应式为： AsO2 + I2 + 4OH- AsO4 + 2I- + 2H2O,3-,反应首先发生在 电极电势差值较大的两个电对之间,在Br- 和I- 的混合溶液中加入Cl2 ,哪种离子先被氧化?,反应首先在Cl2 和I-之间进行,3. 氧化还原反应进行的次序,例,4. 选择合适的氧化剂或还原剂,KMnO4不可采用,例,例,4. 选择合适的氧化剂或还原剂,rGm,-z FE,lgK = - = -,2.303RT 2.303RT,R = 8.314 J K-1 mol-1 , T = 298.15 K F = 96
4、485 J V-1,4-3-2 氧化还原反应的限度,氧化还原反应的平衡常数 ( ) 只与标准电动势( )有关,与物质浓度无关,E,K,z,氧化还原反应中转移电子数,例,反应： Pb2+Sn Pb +Sn2+ , 计算 平衡常数；若反应开始时(Pb2+)=2.0molL-1,计算达平衡时Pb2+和Sn2+的浓度。,例,反应： Pb2+Sn Pb +Sn2+ , 计算 平衡常数；若反应开始时(Pb2+)=2.0molL-1,计算达平衡时Pb2+和Sn2+的浓度。,c(Sn2+) = 1.4 molL-1 ， c(Pb2+) = 0.6 molL-1,1.当z = 2 时,反应进行得很完全,1.当z
5、 = 2 时,K,E,(氧化剂)- (还原剂),E,反应进行程度很小,2.电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小,如: 2MnO4 +5Zn+16H+ 2Mn2+5Zn2+8H2O,第四章 氧化还原反应,第四节 元素标准电极电势图及其应用,把同一元素不同氧化数物质所对应电对的标准电极电势，按各物质的氧化数由高到低的顺序排列，并在两种物质之间标出对应电对的标准电极电势,定义,4-4-1 元素标准电极电势图及其应用,1.判断歧化反应能否发生,+）,2.计算电对的电极电势,E,Z,E,Z,E,Z,E,x,3,3,2,2,1,1,+,+,=,Z,(2)判断哪些物种可以歧化?,例题：已知Br的元素电势图如下,(3) Br2(l)和NaOH(aq)混合最稳定的产物是什么？写出反应方程式并求其 。,解：(1),(2),
