中国地质大学《大学化学》5-2.pptVIP

第五章 氧化还原反应与电化学;9.(2) NH4Cl+NaOH→NaCl+NH3·H2O 0.03 mol 0.03 mol NH3+H2O NH4++OH- 初始浓度/mol·dm-3 0.1 0 0.1 平衡浓度/mol·dm-3 0.1-x x 0.1+x ;16. 反应完后， Ag离子过量，设平衡时Cl-浓度为x mol·dm-3。; H2S+2H2O 2H3O＋＋S2－; Mg(OH)2 Mg2++2OH-; Mg(OH)2+2NH4+ Mg2++2NH3·H2O; 电池电动势的产生源于电池中各种界面间存在电势差。电池电动势等于构成电池各相间界面上所形成电势差的总和。; 若金属离子的水化能＞ 金属晶格能，平衡时金属上带过剩负电荷，溶液中有过剩正离子，金属与溶液间形成了双电层，产生电势差。这种电势差称为金属电极的电极电势。; 若金属离子水化能 ＜ 金属晶格能，溶液中金属离子更倾向于从金属表面获得电子而沉积，平衡时金属带正电，溶液带负电，金属与溶液间形成双电层，产生电势差。 ;Fe2+ ，Fe3+ ︱ Pt 由于金属Pt只起电子导体作用，溶液中氧化还原电对Fe3+/Fe2+的转化，可以通过金属Pt上电子的过剩或缺乏表现出来。如，当Fe2+失去电子变成Fe3+，失去的电子集中在Pt表面使之显负电，在其周围由于静电吸引聚集大量正离子，而形成双电层，并产生电极电势。 ;一些影响电极电势的因素;2. 标准电极电势的测定;标准氢电极(standard hydrogen electrode);待测铜电极的标准电极电势;待测锌电极的标准电极电势;;3. 应用标准电极电势应注意的事项; 小，表示氧化型物质得到电子的能力较弱，而还原型物质失去电子的能力较强。 如: Li+/Li， Li++e- Li =-3.0401V。; 当电对中的氧化型物质的氧化能力大于H+时，其标准电极电势为正值，当电对中的氧化型物质的氧化能力小于H+时，其标准电极电势为负值。;③电对的标准电极电势只反映物质得失电子的倾向，与物质数量的多少无关。;④标准还原电势与反应速率无关, 是电极处于平衡态时表现出的特征值。 ; 的正、负号与电极反应的方向无关。; 电池的电动势是正、负两极的还原电极电势相减得到。; ;当外电压稍低于电池的电动势时，电池放电 负极 Zn(s) →Zn2+(aq)+2e－ 正极 Cu2+(aq)+ 2e－ →Cu(s) 电池反应 Cu2+(aq)+ Zn(s) →Cu(s) + Zn2+(aq) 当外电压稍大于电池的电动势时，电池充电 负极 Zn2+(aq)+2e－ → Zn(s) 正极 Cu(s) →Cu2+(aq)+ 2e－ 电池反应 Cu(s) + Zn2+(aq) → Cu2+(aq)+ Zn(s) 可逆电池应满足：①电极及电池反应可逆； ②充、放电时，电流无限小。; 原电池在恒温恒压可逆放电时所做的可逆电功就是系统发生化学反应对环境所做的可逆非体积功Wr ，其值等于可逆电动势E与电荷量Q的乘积。 ; 化学反应的摩尔吉布斯函数变为反应的吉布斯函数随反应进度的变化率，; 标准摩尔吉布斯函数变化值与标准电池电动势的关系为： ????????????????????????????????????????????? ? ;可逆电池电动势E与系统组成的关系; 上式称为电池反应的能斯特(Nernst)方程：式中E? 是所有参加反应的组分都处于标准状态时的电动势，z为电池反应中得失电子计算系数。 ;下面结合锌电极讨论电极电势。;Zn2+(c)+ H2(p?) Zn+2H+(1 mol·dm-3) ; 按规定，此电池的电