4.3.1电极电势及其影响因素（课件）-高一《药用基础化学》同步教学（高教版）

药用基础化学/氧化还原反应 电极电势及其影响因素 一、电极电势的产生 原电池能够产生电流,说明两极间存在电势差，即：两极的电势不同 2 a. 活泼金属表面有过剩的的电子，附近溶液中含相应数量的正离子。 b. 不活泼金属表面有一定量的正离子，附近溶液中含相应数量的负离子。 (a) (b) 金属电极的双电层 这种产生在双电层之间的电势差称为金属电极的电极电势，记为：(Mn+/M) M（s） Mn+ (aq） + ne- 溶解 析出 一、电极电势的产生 电极电势的大小反映了电对得失电子的能力，但电极电势的绝对值至今无法测量。 3 规定：标准氢电极的电极电势为零。 ( H+/H2) = 0.0000 V 标准状态 二、标准氢电极（SHE ) 2H+ (c1) + 2e → H2(g) 离子：浓度为1mol·L-1 气体：指定温度下，压力为100kPa Pt|H2(100 kPa) | H+(1mol/L) 处于标准状态下电极的电势。用 (Mn+/M)表示例如， (Cu2+/Cu) 标准电极电势 三、其他电极标准电势的测定 非标准状态下电极的电势。用(Mn+/M)表示，例如， (Cu2+/Cu) (-)标准氢电极 待测电极(+) 正、负两极的电极电势之差称之为原电池的电动势。 测量出原电池的电动势，可得待测电极的标准电极电势。 E = + — - (–) SHE || Cu2+ (1mol·dm-3) | Cu (+) 测得：E = 0.3419(V) 三、其他电极标准电势的测定 测得：E = 0.7618 (V) (–)Zn︱Zn2+(1mol·dm-3)‖ SHE(+) 测量出原电池的电动势，可得待测电极的标准电极电势。 E = + — - 半反应 半反应 φ θ(Ox/Red) φ θ(Ox/Red) 标准电极电势表 四、标准电极电势表 2.标准电极电势的数值与电极反应的计量系数无关。 Zn2+ + 2e– = Zn 1.标准电极电势值不因电极反应的写法而改变。 都是–0.7618伏。 2Zn2+ + 4e– = 2Zn Fe2++2e- = Fe Fe -2e- = Fe2+ 标准电极电势表使用时应注意： 3.标准电极电势只适用于标准条件下的水溶液，区分酸表和碱表。 对于任一电极反应： aOx + ne g Re φ：指定浓度下的电极电势  ：电对的标准电极电势 n：电极反应中的转移电子数 F：法拉第常数，96485C.mol-1 R：摩尔气体常数,8.314J.K-1.mol-1 T：电极反应的绝对温度 能斯特方程 1.能斯特方程 五、影响电极电势的因素及有关计算 298.15K 解:   （1）c(H+)=1.0ⅹ10-1mol·L-1 (2)c(H+)=1.0ⅹ10-5 mol·L-1 药用基础化学/氧化还原反应 电极电势的应用 例: 氧化型氧化能力由强到弱的顺序 : 还原型还原能力由强到弱的顺序 : 一、比较氧化剂、还原剂的相对强弱 电对的电极电势越高，其氧化型物质得电子的能力越强，是强的氧化剂，其还原型物质还原能力越弱，是弱的还原剂 二、判断氧化还原反应进行的方向 正极 负极 Cu2+ ＋ Zn Zn2+＋Cu 氧化剂 还原剂 原电池电动势：E = + — - 氧化还原反应正向进行 E> 0， + > - E< 0 E= 0 氧化还原反应逆向进行 氧化还原反应处于平衡状态 二、判断氧化还原反应进行的方向   大的氧化型物质能与  小的还原型物质发生氧化还原反应 氧化还原反应正向进行 E> 0， + > - Cu2+ ＋ Zn Zn2+＋Cu 在一定温度下(一般为298.15K), 氧化还原反应平衡常数与标准态下的电池电动势（氧化剂、还原剂本性）和电子转移数有关，与反应物浓度无关，Eθ越大，K θ也越大，反应进行得越完全。 三、判断氧化还原反应进行的程度 例：计算反应 MnO2+ 4H+(aq)+2Cl-(aq) Cl2(g)+ Mn2+(aq)+2H2O在250C时的平衡常数 解: 查表得 反应中n=2, Kθ = 4.71× 10-5 1.比较氧化剂与还原剂的强弱 2.判断氧化还原反应方向 原电池的电动势  越大，氧化型物质氧化性越强，是强的氧化剂；   越小，还原型物质还原性越强，是强的还原剂。 大的氧化型物质能与小的还原型