大學無機化學第七章氧化還原反應電化學基礎ppt課件

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第七章 氧化還原反應 電化學基礎,§7.1 氧化還原反應的基本概念 §7.2 電化學電池 §7.3 電極電勢 §7.4 電極電勢的應用,1,§7.1.1 氧化數(shù) §7.1.2 氧化還原反應方程式的配平,§7.1 氧化還原反應的基本概念,2,氧化還原反應 —— 有電子得失或電子轉移的反應。,§7.1.1 氧化數(shù),1) 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 與氧結合 2) Mg→Mg2+ + 2e 電子轉移 3) 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l) 電子偏移,1-1 氧化還原概念的發(fā)展,§7.1 氧化還原反應的基本概念,3,氧化值：是指某元素的一個原子的荷電數(shù)，該荷電數(shù)是假定把每一化學鍵中的電子指定給電負性更大的原子而求得的。,1-2 氧化值,氧化劑：得到電子的物質 還原劑：失去電子的物質,氧化：氧化數(shù)增加的過程 還原：氧化數(shù)降低的過程,,,§7.1 氧化還原反應的基本概念,4,1-3 確定氧化值的規(guī)則：,① 單質中，元素的氧化值為零。 ② 在單原子離子中，元素的氧化值等于該離 子所帶的電荷數(shù) 。 ③ 在大多數(shù)化合物中，氫的氧化值為 +1； 只有在金屬氫化物中氫的氧化值為 -1。,P4 Br2 Cl2,S2-,NaH,HCl,§7.1 氧化還原反應的基本概念,5,④ 通常，氧在化合物中的氧化值為-2；但 是在過氧化物中，氧的氧化值為-1，在 氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的 氧化值分別為+2和+1。,氧 的氧化值,§7.1 氧化還原反應的基本概念,6,例:,⑤ 中性分子中，各元素原子的氧化值的 代數(shù)和為零 ，復雜離子的電荷等于各 元素氧化值的代數(shù)和。,§7.1 氧化還原反應的基本概念,7,求在Na2S4O6分子中S的氧化值,,非極性共價鍵,配位鍵,極性共價鍵,,S的氧化值 5 0 0 5 平均值 2.5,Question 1,§7.1 氧化還原反應的基本概念,8,有機化合物中碳原子的氧化數(shù)計算規(guī)則： ①碳原子與碳原子相連，無論是單鍵還是重鍵，碳原子的氧化數(shù)為零； ②碳原子與氫原子相連接算作-1； ③有機化合物中所含O，N，S，X等雜原子，它們的電負性都比碳原子大。碳原子以單鍵、雙鍵或叁鍵與雜原子聯(lián)結，碳原子的氧化數(shù)算作+l，+2或+3。,§7.1 氧化還原反應的基本概念,9,§7.1.2 氧化還原反應方程式的配平,§7.1 氧化還原反應的基本概念,2-1 氧化值法,配平原則,元素原子氧化數(shù)升高的總數(shù)等于元素原 子氧化數(shù)降低的總數(shù),(2) 反應前后各元素的原子總數(shù)相等,10,配平步驟,§7.1 氧化還原反應的基本概念,11,用氧化值法配平氯酸與磷作用生成氯化氫和磷酸的反應.,? HClO3 + P4 → HCl + H3PO4,+ 5 0 -1 +5,? HClO3 + P4 → HCl + H3PO4,Cl: ( +5 ) →(-1 ) = +6,P: [0 → +5] ×4 = -20,? 10HClO3 + 3P4 →10 HCl + 12H3PO4,? 10HClO3 + 3P4 + 18 H2O →10 HCl + 12H3PO4,? 10HClO3 + 3P4 + 18 H2O =10 HCl + 12H3PO4,例 1,§7.1 氧化還原反應的基本概念,12,2-2 半反應法（離子—電子法）,（2）反應前后各元素的原子總數(shù)相等,?只能用于水溶液中的氧化還原反應,不能用于配平氣相或固相反應式,§7.1 氧化還原反應的基本概念,配平原則,13,配平步驟,§7.1 氧化還原反應的基本概念,14,用半反應法配平下列反應方程式,§7.1 氧化還原反應的基本概念,例 2,15,用半反應法配平,Cl2 (g) + NaOH NaCl + NaClO3,§7.1 氧化還原反應的基本概念,例 3,16,配平方程式,§7.1 氧化還原反應的基本概念,例 4,17,配平方程式,§7.1 氧化還原反應的基本概念,例 5,18,用半反應法配平方程式,§7.1 氧化還原反應的基本概念,例 6,19,酸性介質： 多 n個O加 2n個H+，另一邊 加 n個 H2O,堿性介質： 多 n個 O加 n個 H2O，另一邊 加 2n個 OH-,中性介質： 左邊多 n個 O加 n個 H2O，右邊加 2n個 OH- 右邊多 n個 O加 2n個 H+，左邊加n個 H2O,§7.1 氧化還原反應的基本概念,20,§7.2.1 原電池的構造 §7.2.2 電解池與Faraday定律 §7.2.3 原電池電動勢的測定 §7.2.4 原電池的最大功與Gibbs函數(shù),§7. 2 電化學電池,21,§7.2.1 原電池的構造,1.1 原電池的構造,§7.2 電化學電池,原電池 將化學能轉化成電能的裝置,鹽橋的作用 1. 溝通電路 2. 減小液接電勢,22,電池反應(氧化還原反應)：,Zn + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq),§7.2 電化學電池,1. 電極與電極反應,23,1、金屬-金屬離子電極,2、氣體電極,4、氧化還原電極,1-2 電極類型,3、金屬-金屬難溶鹽-陰離子電極,§7.2 電化學電池,24,1. 金屬—金屬離子電極,將金屬板插到此金屬的鹽溶液中構成的電極,電極組成：Ag | Ag+ (a),注明溶液的活度 常用濃度代替,§7.2 電化學電池,25,2. 氣體電極,將氣體通入其相應離子的溶液中，并用惰性導體作導電極板構成的電極,電極組成：Pt , Cl2(p) | Cl- (a),,§7.2 電化學電池,26,3. 金屬-金屬難溶鹽-陰離子電極,將金屬表面涂有其金屬難溶鹽的固體，然后浸入與該鹽具有相同陰離子的溶液中構成的電極,電極組成：Ag ,AgCl(s)| Cl- (a),電極反應：,電極組成：Hg ,Hg2Cl2(s)| Cl- (a),電極反應：,§7.2 電化學電池,27,4.氧化還原電極,將惰性電極浸入含有同一元素的兩種不同氧化值的離子溶液中構成的電極,電極組成：Pt | Sn4+(a1) , Sn2+(a2),電極反應：,§7.2 電化學電池,28,電極類型,§7.2 電化學電池,29,‖,① 負極“-”在左邊，正極“+”在右邊，鹽橋用 “‖”表示 ② 半電池中兩相界面用“ | ”分開，同相不同 物種用“,”分開，溶液、氣體要注明cB，pB ③ 純液體、固體和氣體寫在惰性電極一邊用“|” 分開,1-3 原電池符號(電池圖示),書寫原電池符號的規(guī)則：,§7.2 電化學電池,30,將下列反應設計成原電池并以原電池符號表示。,‖,解：,例 7,§7.2 電化學電池,31,將反應:,組成一個原電池，寫出其電池組成及正負 極的電極反應,解：, Pt | Sn4+(a1) , Sn2+(a2) | | Fe3+ (a1) ，F(xiàn)e2+ (a1) | Pt ,?不可選用Fe,因為選Fe后，F(xiàn)e與Fe3+ 或Fe2+又 可構成金屬—金屬離子電極，與題意不符,例 8,§7.2 電化學電池,32,把以下兩個反應分別組成原電池，分別 寫出它們的電極反應，電池組成。,Question 3,§7.2 電化學電池,33, Pt | Fe3+ ，F(xiàn)e2+ | | Cr2O72-, Cr3+ , H+ | Pt (a1) (a2) (a3) (a4) (a5),§7.2 電化學電池,34,2Fe3+ + 2I-,2Fe2+ + I2(s),,解：, Pt, I2(s) | I- (a1) | | Fe2+ (a2) , Fe3+ (a3) | Pt , 2I- – 2e,I2(s), Fe3+ + e,Fe2+,惰性導體兩邊要一致,§7.2 電化學電池,35,2-1.電解池,7.2.2 電解池與Faraday常數(shù),利用電能發(fā)生氧化還原反應的裝置被稱為電解池。,§7.2 電化學電池,36,2-2. Faraday常數(shù),1834年, M. Faraday 提出電化學過程的定量學說:,在電化學電池中，兩極所產(chǎn)生或消耗的物質B 的質量與通過電池的電量成正比。,§7.2 電化學電池,1mol電子所帶電量： F=1.6021773×10-19C ×6.022137 ×1023mol-1 =9.648531×104C?mol-1 F被稱為Faraday常數(shù)。,37,EMF — 由數(shù)字電壓表或電位差計來測定。,‖,2-3.原電池電動勢的測定,原電池的電動勢(Emf),——當通過原電池的電流傾向于０時， 兩極間的最大電勢,§7.2 電化學電池,38,2-4 原電池的最大功與Gibbs函數(shù),EMF — 電動勢（V） F — 法拉第常數(shù) 96485（C·mol-1） n — 電池反應中轉移的電子的物質的量,電功(J) = 電量(C) × 電勢差(V),電池反應：,標準狀態(tài)：?rGm = -nFEoMF,§7.2 電化學電池,39,可逆電池電動勢的取值,按電池書面表示式寫出的電池反應在熱力學上自發(fā)時， ?rGm＜0，E為正值，即只有自發(fā)反應，電池才能作有用功；反之，若寫出的電池反應為非自發(fā)反應， ?rGm0，E為負值。例如AgCl(s) -Ag電池： Ag(s)+AgCl(s) | HCl(a=1) | H2(p?) (Pt) 電池總反應： Ag(s) + HCl(a=1) = AgCl(s) + H2(p?) ?rGm 0， E = -0.2224V。 該電池為非自發(fā)電池，它不可能對外作電功。,§7.2 電化學電池,40,§7.3.1 標準電極電勢 §7.3.2 Nernst方程式 §7.3.3 E-pH圖(略),§7. 3 電極電勢,41,雙電層理論,溶解沉積,沉積溶解,M(s),溶解,沉積,Mn+(aq) + ne,,,,在金屬板上,在溶液中,在金屬板上,1-1 電極電勢的產(chǎn)生,7.3.1 標準電極電勢,§7.3 電極電勢,當溶解與沉積的速度相等時，達到動態(tài)平衡，形成雙電層。 在金屬與溶液間由于電荷不均等產(chǎn)生了電勢差。實際上雙電層結構的溶液一側，由于離子的熱運動而呈現(xiàn)一種梯次分布，即形成擴散雙電層結構。,42,?雙電層理論,雙電層：厚度約10-10 米的數(shù)量級,電極電位,雙電層之間形成的電位差為絕對電極電位. 表示為：,與電極的本性、溫度、介質、 離子活度等因數(shù)相關,E (Mn+/M),§7.3 電極電勢,43,電極電位（electrode potential）,衡量得失電子能力的大小, 表示為: E (Mn+/ M),,§7.3 電極電勢,44,物質皆為純凈物 有關物質的濃度為1mol·L-1 涉及到的氣體分壓為100kPa,待測電極處于標準態(tài),所測得的電極電勢即為標準電極電勢 記為Eo (M+/M),1-2 標準電極電勢,§7.3 電極電勢,45,電極電勢的絕對值現(xiàn)還無法測知 但可用比較方法確定它的相對值,選用標準氫電極作為比較標準 規(guī)定它的電極電勢值為零. 即E o (H+/H2)= 0 V,1-3 標準電極電勢的測定,§7.3 電極電勢,46,,1. 標準氫電極(saturated hydrogen electrode),將鉑片表面鍍上一層多孔的鉑黑(細粉狀的鉑)，放人氫離子濃度為1mol·L-1的酸溶液中(如HCl)。不斷地通人壓力為101.3kPa的氫氣流，使鉑黑電極上吸附的氫氣達到飽和。這時，H2與溶液中H+可達到以下平衡：,,H2←,H2(100kpa) →,§7.3 電極電勢,47,欲確定某電極的電極電勢 可把該電極與標準氫電極組成原電池 測其電動勢(E ) 則 E 即為待測電極的電極電勢,2. 電極電勢的測定,§7.3 電極電勢,48,電極電勢的定義 使待測電極與標準氫電極組合成原電池： 標準氫電極 || 待測電極 規(guī)定該原電池的電動勢就是待測電極的電極電勢(electrode potential)，并以E(待測電極)表示。 當該電池工作時： 若待測電極實際上進行的是還原反應，則E(待測電極)為正值；若待測電極上進行的是氧化反應則E(待測電極)為負值。,§7.3 電極電勢,49,設計原電池,(?) Pt, H2(100kPa) | H+(1mol?L-1) || Cu2+(1 mol?L-1) | Cu (+),E = E(+) - E(-) = Eo(Cu2+/Cu) – E o(H+/H2),測得原電池電動勢：E = 0.340 V,例 9,測定E o(Cu2+/Cu),§7.3 電極電勢,50,§7.3 電極電勢,51,§7.3 電極電勢,3. 飽和甘汞電極,SCE： saturated calomel electrode,§7.3 電極電勢,53,E(Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V,§7.3 電極電勢,54,1-3.標準電極電勢表,§7.3 電極電勢,55,① 采用還原電勢 待測電對與標準氫電極組成原電池，待測電對為正極，發(fā)生還原反應，E(M+/M)為正值 ② E?小的電對對應的還原型物質還原性強 E?大的電對對應的氧化型物質氧化性強 ③ E?無加和性 Cl2(g) + 2e ? 2Cl-(aq) E?=1.36V ? Cl2(g) + e ? Cl-(aq) E?=1.36V ④ 一些電對的 E?與介質的酸堿性有關 酸性介質：EA?；堿性介質：EB?。,§7.3 電極電勢,56,§7.3 電極電勢,57,E = E右(+) – E左(-) E的重要意義: 1、作為電池反應自發(fā)傾向的判據(jù) E右(+) E左(-) ，?rGm 0，反應逆向自發(fā) 2、有助于確定電極電勢的相對值,電極電勢與電池電動勢,§7.3 電極電勢,58,氧化型還原型一側 各物種 相對濃 度冪的 乘積,,電對在某 一濃度的 電極電勢,,電對的 標準電 極電勢,,摩爾氣體常數(shù),,熱力學溫度,,電極反應中轉移的電子數(shù),,法拉第常數(shù),,E = E + ㏑,zF,[氧化型],[還原型],RT,,,7-3-2 影響電極電勢的因素 —— (Nernst方程式),§7.3 電極電勢,59,代入得：,對于任一電池反應：,,?Nernst方程式的推導:,§7.3 電極電勢,60,推廣到一般電對：,§7.3 電極電勢,,61,4. 若電極反應中有氣體參加，其濃度用 “p/p? ”表示,2. Ox,Red 包括參加電極反應的所有物質,2-1 正確書寫Nernst方程式,1. n 在 E 和 E電極 中的取值差異,§7.3 電極電勢,62,1. 氣體物質用分壓(Pa)表示并除以 p (105 Pa) 溶液中的物質用濃度(mol?L-1)表示并除以 c (1mol?L-1),§7.3 電極電勢,63,2. 純固體或純液體物質不寫入,§7.3 電極電勢,64,3. 電極反應中電對以外物質也應 寫入，但溶劑（如H2O）不寫入,§7.3 電極電勢,65,例 9,寫出下面半反應的nernst 方程式,§7.3 電極電勢,66,或,① 氧化型或還原型的濃度或分壓,2-2 影響電極電勢的因素,§7.3 電極電勢,67,例：計算298K時電對Fe3+/Fe2+在下列情況下的 電極電勢： （1）c(Fe3+)=0.1mol·L-1，c(Fe2+)=1mol·L-1； （2）c(Fe3+)=1mol·L-1， c(Fe2+)=0.1mol·L-1。,,§7.3 電極電勢,68,解： Fe 3+ + e = Fe 2+,（1）c(Fe3+)=0.1mol·L-1，c(Fe2+)=1mol·L-1； （2）c(Fe3+)=1mol·L-1， c(Fe2+)=0.1mol·L-1。,§7.3 電極電勢,69,§7.3 電極電勢,70,= +1.62V,② 介質的酸堿性,c(MnO4-)=c(Mn2+)=1.0 mol?L-1,c(H+)=10.0 mol?L-1,計算：E(MnO4-/Mn2+ ),例：已知:Eo (MnO4-/Mn2+ ) = +1.51V,§7.3 電極電勢,71,? c(H+)越大，E 值越大, 即 含氧酸鹽在酸性介質中其氧化性越強,,§7.3 電極電勢,72,例 10,§7.3 電極電勢,73,§7.3 電極電勢,74,§7.4.1 判斷氧化劑、還原劑的相對強弱 §7.4.2 判斷氧化還原反應進行的方向 §7.4.3 確定氧化還原反應進行的限度 §7.4.3 元素電勢圖,§7. 4 電極電勢的應用,75,7.4.1 判斷氧化劑、還原劑的相對強弱,§7.4 電極電勢的應用,氧化能力：KMnO4 Cl2 FeCl3,還原能力：Zn H2S SnCl2,§7.4 電極電勢的應用,電極電位的高低反映了氧化還原電對 得失電子的難易程度.,,,E? 高，氧化還原電對中氧化態(tài)易得電子,E? 低，氧化還原電對中還原態(tài)易失電子,定量比較氧化劑與還原劑的相對強弱,§7.4 電極電勢的應用,78,7-4-2 判斷氧化還原反應進行的方向,反應自發(fā)進行的條件為△rGm＜0 因為 △rGm = –ZFEMF 即： EMF ＞ 0 反應正向自發(fā)進行； EMF ＜ 0 反應逆向自發(fā)進行。,對于非標準態(tài)下的反應：,§7.4 電極電勢的應用,79,,兩組電對： E? 高的氧化態(tài)可以氧化 E? 低的還原態(tài) 生成各自對應的還原態(tài)和氧化態(tài)（斜對角線）,強氧化型1 +強還原型2 = 弱氧化型2+弱還原型1,接受電子，被還原,對于標準態(tài)下的反應：,Eo(=Eo+-Eo-)0 反應正向自發(fā),§7.4 電極電勢的應用,80,例：判斷在酸性溶液中H2O2與Fe2+混合時，能否發(fā)生氧化還原反應？若能反應，寫出反應方程式。,解：,sample 13,§7.4 電極電勢的應用,例 11,81,(2) 實驗室中為什么可用濃HCl制備Cl2(g)?,MnO2(s)+4HCl(aq) = MnCl2(aq) + Cl2(g)+2H2O(l),在25℃時的標準狀態(tài)下能否向右進行？,(1) 判斷反應,所以，該反應在標準態(tài)下不能向右進行。,§7.4 電極電勢的應用,例 12,82,方法一：,§7.4 電極電勢的應用,83,方法二：,§7.4 電極電勢的應用,84,判斷2Cu+ → Cu + Cu2+ 的歧化反應能否發(fā)生？,解： 從電極電位關系看： Cu2+ + e = Cu+ E-? = +0.158V Cu+ + e = Cu E+? = +0.521V E?=E+?-E-? = 0.363V 0,所以，歧化反應能自發(fā)進行， Cu+在酸性溶液中不穩(wěn)定。,§7.4 電極電勢的應用,例 13,85,,,7-4-3 確定氧化還原反應進行的限度,或,?rGm (T)= ?rG ?m (T) + RTlnJ,1. 計算反應的平衡常數(shù),§7.4 電極電勢的應用,86,Z －－已配平的氧化還原反應方程式 中轉移的電子數(shù),T = 298.15K R = 8.314J·K-1·mol –1 F = 96485 C ·mol –1,lg K?,=,§7.4 電極電勢的應用,87,?T一定時, 氧化還原 反應方程式常數(shù)的 影響因數(shù),1) Z 2) E? 與氧化劑，還原劑本性相關與物質濃度無關 E? 愈大 K?愈大反應進行愈完全,一般，K 106, 反應比較完全,z=2 E? 0.2v,z=1 E? 0.4v,§7.4 電極電勢的應用,88,,,,,解：,求反應,的平衡常數(shù) 。,§7.4 電極電勢的應用,例 14,89,2. E-pH圖,在等溫等濃度條件下，以電對的電極電勢為縱坐標，以pH為橫坐標，反映電對的電極電勢與pH關系圖稱為電勢—pH圖。,水的氧化還原性與下述兩個電極反應有關。 (1) 水作為氧化劑被還原放出H2，其電極反應為： 2H2O +2e ? H2(g) +2OH- 在298.15K，p(H2) =100kPa時，已知 E?(H2O/H2)= -0.828V，則,§7.4 電極電勢的應用,90,即 E(H2O/H2） =－0.059V×pH 以 E(H2O/H2) 為縱坐標， pH為橫坐標，用此方程作圖即可得水的電勢---pH圖見圖中線B。,2H2O +2e- ? H2(g) +2OH-,§7.4 電極電勢的應用,91,水作為氧化劑的電勢--pH圖,水作為還原劑的電勢--pH圖,§7.4 電極電勢的應用,92,(2) 水作為還原劑被氧化放出O2，其電極反應為： O2(g) + 4 H+ + 2e ? 2H2O 在298.15K，p(O2) = 100kPa時，已知 E?( O2/ H2O) = 1.229V，則,即 E(O2/H2O） = 1.2229－0.059pH 以 E(O2/H2O) 為縱坐標， pH為橫坐標，用此方程作圖即可得水的電勢---pH圖見圖中線A。,§7.4 電極電勢的應用,93,由于動力學等因素的影響，實際測得值要比理論值偏差0.5V，因此A線，B線各向外推出0.5V，實際測得E—pH圖為圖中a、b虛線。 利用水的E—pH圖可以判斷氧化劑和還原劑能否在水溶液中穩(wěn)定存在。當某一種氧化劑在某一個pH值時的E值在a線以上，該氧化劑就能與水反應放出氧氣；當某一種還原劑在某一個pH值時的E值在b線以下，該還原劑就能與水反應放出氫氣。例如：E?(F2/F-)=2.87V，在a線以上，則可發(fā)生 2F2 + 2H2O = 4HF + O2(g),§7.4 電極電勢的應用,94,而E?(Na+/Na)= -0.2714V，在b線以下，金屬鈉可與水反應： 2Na + 2H2O = 2NaOH +H2(g) 如果某一種氧化劑或還原劑在某一個pH值時，其E值處于a，b之間，則它可在水中穩(wěn)定存在，水既不能被氧化，也不能被還原。 因此，a線以上是O2(g)的穩(wěn)定區(qū)，b線以下是H2(g)的穩(wěn)定區(qū)，a線，b線間為H2O的穩(wěn)定區(qū)。,95,標準電勢圖： 把同一元素的不同氧化態(tài)物質，按照其氧化數(shù)由高到低的順序排列成圖，并在兩種氧化物質之間的連線上標出對應電對的標準電極電勢的數(shù)值而得的圖。,7-4-4 元素電勢圖—Latimer圖 1. 元素電勢圖的表示方法,§7.4 電極電勢的應用,96,表示方法： ⑴ 各物種按氧化態(tài)從高到低排列； ⑵ 兩物種間“——”相連，線上方為Eo值，線 下方為轉移電子數(shù)（以1mol該元素原子計）。,§7.4 電極電勢的應用,97,1、判斷能否發(fā)生歧化反應,試判斷反應 3Fe2+ Fe + 2Fe3+ 在標準狀態(tài)下能否自發(fā)進行？,解,,因為 ?+? ?–? ? 該反應不能自發(fā)向右進行,§7.4 電極電勢的應用,例 15,98,★ 岐化反應發(fā)生的規(guī)律是：,在元素電勢圖 A ——— B ——— C 中，,?左?,?右?,例： 錳元素在堿性溶液中的部分元素電勢圖如下,,因為,?左? = 0.564,?右? = 0.60,,所以， MnO42- 能夠發(fā)生歧化反應,3MnO42- + 2H2O = 2MnO4- + MnO2 +4OH-,反應式為：,§7.4 電極電勢的應用,99,§7.4 電極電勢的應用,100,,+）,2、求未知電對的標準電極電勢,§7.4 電極電勢的應用,101,§7.4 電極電勢的應用,,102,(2)判斷哪些物種可以歧化?,例: 已知Br的元素電勢圖如下,(3) Br2(l)和NaOH(aq)混合最穩(wěn)定的產(chǎn)物是什么？寫出反應方程式并求其 。,§7.4 電極電勢的應用,103,解：(1),§7.4 電極電勢的應用,104,(2),歧化產(chǎn)物是什么？,§7.4 電極電勢的應用,105,§7.4 電極電勢的應用,106,3、解釋元素的氧化還原特性,因為?? (Fe2+/Fe)為負值，而?? (Fe3+/Fe2+) 為正值，故在稀鹽酸或稀硫酸等非氧化性稀酸中Fe主要被氧化為Fe2+而非Fe3+ 。,Fe + 2H+ = Fe2++ H2↑,但是在酸性介質中Fe2+是不穩(wěn)定的，易被空氣中的氧所氧化。,例,§7.4 電極電勢的應用,107,Fe3+ + e ? Fe2+ ＥA?(Fe3+/Fe2+)=0.771V O2 + 4H+ + 4e ? 2H2O ＥA?(O2/H2O)=1.229V 所以 4Fe2+ + O2 + 4H+ → 4Fe3+ + 2H2O 由于ＥA?(Fe2+/Fe)ＥA?(Fe3+/Fe2+) ，故Fe2+不會發(fā)生歧化反應，卻可以發(fā)生歧化反應的逆反應： Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+ 因此，在Fe2+鹽溶液中，加入少量金屬鐵，能避免Fe2+被空氣中氧氣氧化為Fe3+。由此可見，在酸性介質中鐵最穩(wěn)定的離子是Fe3+，而非Fe2+ 。,§7.4 電極電勢的應用,108,