氧化还原平衡与氧化还原滴定.ppt

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1、第五章 氧化还原平衡与氧化还原滴定Oxidation-Reduction Reaction and Oxidation-Reduction titration,5 氧化还原平衡和氧化还原滴定法5.1 氧化还原反应的基本概念5.2 原电池5.3 电极电势5.4 影响电极电势的因素5.5 电池电动势的应用5.6 电解与电化学技术5.7 金属的锈蚀与防护5.8 氧化还原反应的条件电极电势5.9 氧化还原滴定法的指示剂和滴定曲线5.10氧化还原滴定法应用,人类一切生产和生命活动：能量供应问题。煤、石油等燃烧发热 营养物质的消化吸收 体内的生物化学反应 生物电现象(心电、脑电),第一节 氧化还原反应的基

2、本概念,一、氧化值二、氧化还原反应三、氧化还原电对四、氧化还原反应方程式的配平,一、氧化值（氧化数）1.作用：氧化值是用以表示化合物分子中某元素的化合状态的。2.定义：元素的氧化值是指某元素的一个原子的荷电数，这种荷电数是把成键电子指定给电负性较大的原子而求得的。,3.氧化值与化合价的区别(1)氧化值表示的是化合物分子中某元素总体的化合状态(整体）;化合价表示的是化合物分子中某元素某个原子的化合状态(个别）。(2)氧化值有分数而化合价无分数。,4.确定氧化值的规则(1)单质中元素的氧化值为零；如Zn、Cl2。(2)单原子离子中，元素的氧化值等于离子所带的电荷数。如Ca2+，+2；Cl-，-1。

3、(3)多原子离子中，所有元素的氧化值之和等于离子所带的电荷 数。如ClO-中Cl为+1，O为-2。(4)在电中性化合物中，所有元素的氧化值之和等于零。如Al2O3、H2O。(5)氧在化合物中氧化值一般为-2，但在过氧化物（如H2O2）中 为-1，在超氧化物（如NaO2）中为-1/2，在OF2中为+2；氢在化合物中氧化值一般为+1，但在金属氢化物（如KH、CaH2）中，H 的氧化值为-1；所有氟化物中，氟的氧化值为-1。,例 求Na2S2O3和Na2S4O6中S的氧化值。,解 设S在Na2S2O3中的氧化值为x,则2(+1)+2x+3(-2)=0 x=+2;设S在Na2S4O6中的氧化值为y,则

4、2(+1)+4y+6(-2)=0 y=+5/2。,二、氧化还原反应,1、定义 元素的氧化值发生了变化的化学反应。Sn2+Fe3+Sn4+Fe2+2、特点（1）存在着氧化剂与还原剂；（2）存在着氧化态与还原态。,三、氧化还原电对,1、电对Ox+ze Red 同种元素的氧化态与还原态构成了氧化还原电对，记作Ox/Red。如Sn4+/Sn2+，Fe3+/Fe2+，一个氧化还原反应由两个氧化还原电对组成。,2、电极反应,任何氧化还原反应都可拆分为两个氧化还原电对的半反应（半电池反应，电极反应）：Fe3+e Fe2+Sn2+Sn4+2e 氧化还原反应的实质：两个共轭电对之间的电子转移反应。,3.电对拆分

5、：,2MnO4-5H2C2O4 6H 2Mn2 10CO2 8H2O MnO4-8H 5e Mn2 4H2O H2C2O4 2CO2 2H 2e MnO4-/Mn2；CO2/H2C2O4,离子-电子法1.配平原则：质量守恒：反应前后各元素的原子总数相等。电荷守恒：反应过程中氧化剂与还原剂得失电子数相等。,2.配平的具体步骤：,（1）写出离子方程式：,MnO4-SO32-H Mn2 SO42-H2O,（2）将反应分解为氧化和还原两个半反应式：,还原反应：MnO4-Mn2,氧化反应：SO32-SO42-,(3)配平：使半反应两边的原子数和电荷数相等,MnO4-8H+5e=Mn2 4H2O,SO32

6、-H2O=SO42-2H+2e,（4）使两个半反应得失电子数为其最小公倍数，合并成一个配平的离子反应式：,2)MnO4-8H+5e=Mn2 4H2O,+5)SO32-H2O=SO42-2H+2e,2MnO4-5SO32-6H=2Mn25SO42-3H2O,例1 用离子-电子法配平下列氧化还原反应：K2Cr2O7+KI+H2SO4 K2SO4+Cr2（SO4）3+I2+H2O解：先写成离子反应式：Cr2O72-+I-+H+Cr3+I2+H2O将离子反应式分成两个半反应：I-I2Cr2O72-+H+Cr3+H2O分别配平两个半反应：2I-=I2+2eCr2O72-+14 H+6e=2Cr3+7 H

7、2O,使两个半反应得失电子数为其最小公倍数（e=6），合并成一个配平的离子反应式：Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3+3I2+7H2O最后写出配平的氧化还原反应方程式：K2Cr2O7+6KI+7H2SO4=Cr2（SO4）3+4K2SO4+3I2+7H2O,例2 配平下列氧化还原反应：H2S+H2SO3 S+H2OH2S-2e S+2H+H2SO3+4H+4e S+3H2O 2+得:2H2S-4e 2S+4H+2 H2SO3+4H+4e S+3H2O 2H2S+H2SO3=3S+3H2O,例3：配平Cl2(g)+NaOH NaCl+NaClO3,解：Cl2（g）+2e=2Cl-Cl2（

8、g）+12OH-=2ClO3-+6H2O+10e 5+得：6Cl2（g）+12OH-=10Cl-+2ClO3-+6H2O化简得：3Cl2（g）+6OH-=5Cl-+ClO3-+3H2O3Cl2（g）+6NaOH=5NaCl+NaClO3+3H2O,第二节 原电池,一、原电池的概念二、原电池的组成式三、电池电动势四、电极类型,一、原电池的概念,1.定义 原电池是利用氧化还原反应产生电流的装置。2.原电池的构成 电势不同的两个电极；盐桥；外电路（检流计）。,电子由Zn极流向Cu极：Zn极电势低，为负极；Cu极电势高，为正极。,3.Daniell电池,4.特征 正极：氧化剂(Cu2+)被还原，半电池

9、反应为：Cu2+2e Cu负极：还原剂(Zn)被氧化，半电池反应为：Zn Zn 2+2e 电池反应为：Cu2+Zn Cu+Zn 2+,二、原电池的组成式（电池符号）,1.书写要求（1）负极写在左边，正极写在右边；（2）正负极之间用盐桥“”相接；（3）极板与溶液之间用一竖线“”隔开；（4）同相之不同物质间用“，”间隔；（5）若为离子时应注明其活度（浓度亦可）；（6）若电对不含金属导体，则需加一惰性导体；（7）纯气体、液体或固体与惰性电极之间以“，”间隔，并应注明其状态，与溶液以竖线“”隔开。,2.应用示例,例4将氧化还原反应2MnO4-5H2O26H=2Mn2 8H2O 5O2拆成两个半电池反应

10、，并写出电极组成和电池组成表示式。解（1）根据正极发生还原反应，负极发生氧化反应的原则，拆分此氧化还原反应为两个半电池反应：正极反应：MnO4-8H5e Mn2 4H2O 负极反应：H2O2 2H O2 2e,（2）电极组成：正极：PtMnO4-（c1）,Mn2（c2）,H（c3）负极：Pt,O2（p）H2O2（c4）,H（c3）（3）电池组成表示式：（-）Pt,O2（p）H2O2（c4）,H（c3）MnO4-（c1）,Mn2（c2）,H（c3）Pt（+）,三、电池电动势,1、定义 电池电动势是电池正负极之间的瞬时电势差。（在接近零电流下所测定的电势差）2、表示 电池电动势 E E+-E-E+

11、某时刻正极的电势，E-某时刻负极的电势。,思考：为什么手电筒电光愈用愈暗？,因为其电池电动势愈用愈低。,四、电极类型,1.金属-金属离子电极：Zn|Zn2+(c)电极反应 Zn2+2e Zn 2.金属-金属难溶盐-阴离子电极：Ag，AgCl(s)|Cl-(c)电极反应 AgCl+e Ag+Cl-3.氧化-还原电极（双离子电对电极）：Pt|Fe2+(c1)，Fe3+(c2)电极反应 Fe3+e Fe2+4.气体电极：Pt，Cl2(p)|Cl-(c)电极反应 Cl2+2e 2Cl-,第三节 电极电势,一、电极电势的产生,1、电极的双电层结构,M（s）Mn+（aq）+ne,由于在金属与溶液间的界面处

12、形成双电层结构，电极电势产生了。,双电层结构的电极电势为绝对电极电势。,2、影响电极电势的因素 电极电势的大小与（1）金属的本性；（2）金属离子的浓度；（3）温度 有关。,二、标准电极电势的测定,1.标准氢电极的作用 无法直接测出表面电势和相间电势不能确定电极电势的绝对值。实际中选定一个标准电极，将其电极电势定义为零，即可确定其它电极的电极电势。IUPAC规定，采用标准氢电极作为基准电极。,2.标准氢电极的组成standard hydrogen electrode,SHE,（1）海绵状铂黑作电极导体；（2）H2压力维持100kPa；（3）H+活度为1（1.184molL-1）；（4）EH+/H

13、2=0 V,（5）标准氢电极的组成式 铂黑上吸附的H2与溶液中的H建立如下动态平衡：,2H(aq)+2e H2(g),标准氢电极的组成式可表示为:Pt，H2（100kPa）H（a=1）,3.标准电极电势,（1）定义 处于标准态下的电极的电势称为该电极的标准电极电势(standard electrode potential)，用符号E表示。（2）标准态 溶液活度为1,或气体压力为100kPa,液体和固体为纯净物。,4.标准电极电势的测定,首先和标准氢电极组成原电池，其次确定被测电极是正极还是负极。若为正极，则其标准电极电势E+E+EH+/H2 E若为负极，则其标准电极电势 E-EH+/H2-E-

14、E EOx/Red定义为给定电极的标准电极电势(相对值）。,电池电动势 E E+-E-,标准电极电势的测定,例5 简述测定Pt|Fe3+(1.0)，Fe2+(1.0)的标准电极电势的方法及结果。解 将Pt|Fe3+(1.0)，Fe2+(1.0)与标准氢电极组成电池。从实验电流的方向确定此待测电极为正极，标准氢电极为负极。测得电动势为0.771V，则 E E+-E-EFe3+/Fe2+-EH+/H2,式中E 的右下角注明了参加电极反应物质的氧化态和还原态，上角的表示标准状态。,EFe3+/Fe2+E 0.771V.,标准锌电极与标准氢电极组成原电池：(-)Zn|Zn2+(1.0)H+(1.0)|

15、H2（100kPa）,Pt(+),测得此原电池的电动势E=0.7618 V，由于 E E+E-E HH2 E Zn2Zn 0 E Zn2Zn E Zn2Zn-0.7618 V。,标准电极电势表中，以标准氢电极为界，氢以上电极的E 均为负值，氢以下电极的E均为正值。某电极的E代数值愈小，表示此电对中还原态物质愈易失去电子，即还原能力愈强，是较强的还原剂；若电极的E代数值愈大，表示此电对中氧化态物质愈易得到电子，即氧化能力愈强，是较强的氧化剂。,5.标准电极电势的物理意义：,三、标准电极电势表及其应用,附录：常见的氧化还原电对的标准电极电势1.标准电极电势与氧化还原反应的关系（1）判断氧化剂与还原

16、剂 对比两个氧化还原电对的标准电极电势的大小，便可知道此氧化还原反应在标准态时谁是氧化剂，谁是还原剂。,标准电极电势与氧化还原反应的关系,（2）判断标准态时氧化还原反应自发进行方向：强Ox+强Red 弱Ox+弱Red 电极电势愈高，氧化还原电对中的氧化态得到电子变成其还原态的趋势愈强；电极电势愈低，氧化还原电对中的还原态失去电子变成其氧化态的趋势愈强。氧化还原反应的方向：电极电势高的电对的氧化态氧化电极电势低的电对的还原态。,解 首先，将此氧化还原反应拆成两个半反应，并查出这两个电对的标准电极电势：,Fe3+e Fe2+EFe3+/Fe2+=+0.771V,Br2+2e 2Br-EBr2/Br

17、-=+1.087 V,其次，找出标准电极电势高的电对中的氧化态(Br2)，和标准电极电势低的电对中的还原态(Fe2+)，此二者应是该自发反应的反应物。故该反应正向（向右）自发进行。,例6 判断标准状态时下列氧化还原反应自发进行的方向：2Fe2+Br2 2Fe3+2Br-。,例7 判断标准状态下反应Ag+Fe2+Ag+Fe3+自发进行的方向。,解 将此氧化还原反应拆成两个半反应，并查出两个电对的标准电极电势：,Ag+e Ag EAg+/Ag=+0.7996 V,Fe3+e Fe2+EFe3+/Fe2+=+0.771V,反应系统中较强的氧化剂是Ag+，较强的还原剂是Fe2+，故反应正向（向右）进行

18、。,2.使用标准电极电势表注意事项：,无论反应物是电对中的氧化态，还是其还原态，氧化还原电对的E的符号不变。,2Fe3+Sn2+2Fe2+Sn4+,E Fe3+/Fe2+=+0.771V,2Fe2+Ag+Fe3+Ag,E Fe3+/Fe2+=+0.771V,（1）E ox/red所对应的电极反应均写成：Oxze Red,（2）标准电极电势是强度性质，不具加和性。,Zn2+2e Zn E=-0.7618V,2Zn2+4e 2Zn E 2（-0.7618V）,（3）E只能判断标准状态下氧化还原反应自发进行的方向。如:,Ag+Fe2+Ag+Fe3+,Ag+e Ag EAg+/Ag=+0.7996 V

19、,Fe3+e Fe2+EFe3+/Fe2+=+0.771V,比较结论：反应正向进行。,但如果有,则反应逆向进行。问题：怎样知道在此条件下反应逆向进行？答案：这是比较电极电势的结果。,Ag+（0.10)+Fe2+（0.10)Ag+Fe3+（1.0),第四节 影响电极电势的因素Nernst方程式,一、Nernst方程式及浓度对EOx/Red及E的影响标准电极电势：只考虑电极本性的影响，故只能用于标准态下的氧化还原反应。非标准态下，EOx/Red：考虑电极本性、反应物浓度、温度以及溶液的酸度等因素。Nernst方程式：综合了上述影响因素的计算EOx/Red及E的公式。,1.电极电势的Nernst方程

20、式,对于任一电极反应,其电极电势的Nernst方程式为：,aOx+ne bRed,上式电极电势的Nernst方程式 式中E 电极电势（V）E 标准电极电势（V）R 气体常数(8.314 JK-1mol-1)F Faraday常数(96 485 Cmol-1)T 绝对温度（K）n 电极反应中得（失）电子数（mol）Oxa 电极反应中电对氧化态浓度幂的乘积 Redb 电极反应中电对还原态浓度幂的乘积 电极反应中的固体或纯液体，其活度视为1，气体的浓度用其分压表示。,E与电极反应物浓度的关系：E与电对中氧化态浓度呈正相关；E与电对中还原态浓度呈负相关。,当T298.15K时,例8 已知电极反应 Fe

21、3+e=Fe2，E=0.77V，试分别计算:(1)Fe3 Fe2=10;(2)Fe3 Fe2=1/10时的E值（298K）。解：由Nernst方程可得 E E+0.05916lg（Fe3 Fe2）（1）当 Fe3 Fe2=10 时 E 0.77+0.05916=0.83V E 0.06V（2）当 Fe3 Fe2=110 时 E 0.77-0.05916=0.71V E-0.06V 当Fe3升高时，E 升高，Fe3的氧化性增强。反之相反。,2.电池电动势的Nernst方程式,对于任一电池反应,其电池电动势的Nernst方程式为：,aOx1+bRed2 cRed1+dOx2,在298.15K时,代

22、入有关常数得,Ox1、Red2 正向反应物Red1、Ox2 逆向反应物E与电池反应物浓度的关系:E与电池反应中正向反应物浓度呈正相关;与电池反应中逆向反应物浓度呈负相关。,3.应用注意事项,（1）除Ox和Red外，若有H+或OH-参加反应，则它们的浓度也应写进Nernst方程式。如 MnO4-8H5e Mn2 4H2O,298.15K时,（2）无论是计算电极电势，还是计算电池电动 势，都必须首先配平反应式。,（3）电极的电子转移数往往与电池反应不一致。,例9 已知半反应 MnO4-+8H+5e=Mn2+4H2O E=1.51V。MnO4-=Mn2=1.0molL-1，T=298K。计算（1）H

23、=0.10 molL-1；（2）H=1.0 10-7molL-1时的E 值各是多少。,解：由Nernst方程可得,二、溶液酸度对电极电势的影响,（2）当 H 1.010-7molL-1 时,由计算结果可知，MnO4-的氧化能力随H的降低而明显减弱。凡有H+离子参加的电极反应，酸度对E 值均有较大的影响，有时还能影响氧化还原的产物。如KMnO4:,MnO4-+8H+5e Mn2+4H2O（强酸性介质）,MnO4-+e MnO42-（强碱性介质）,三.生成沉淀对电极电势的影响,例10 已知半反应 Age=Ag E=0.80V 若在反应体系中加入Cl-离子，并设反应达平衡时，Cl-1.0 molL-

24、1，试求算电对 Ag/Ag的E 值。,解：加入Cl-离子后，Ag Cl-=AgCl,使Ag+大大降低，达平衡时：Ag=Ksp/Cl-=1.8 10-10 molL-1由Nernst方程可得 E AgAg E+0.05916 lg Ag 0.800.05916 lg(1.810-10)0.22V,由于有沉淀生成，使Ag+的浓度急剧降低，对 E(Ag+/Ag)造成了较大的影响。上面计算所得的E 值实际上就是AgClAg电对的标准电极电势E，其电极反应为,AgCl e Ag Cl-,四、形成难解离物质对电极电势的影响,例11 标准氢电极的电极反应为:,若向标准氢电极中加入NaAc并使Ac-维持1mo

25、lL-1,H2分压仍为100kPa,求此氢电极的电极电势。解 往标准氢电极中加入NaAc，将发生形成HAc的反应：,起始的H+=1molL-1,反应达平衡时仍维持Ac-=1molL-1,因KaHAc很小及Ac-的同离子效应，故HAc的解离对其浓度的影响可忽略不计，即HAc=1molL-1,H+Ac-HAc,2H+2e H2 E=0V,形成难解离物质对电极电势的影响,=0.05916lgH+=-0.05916pH=-0.05916pKa=-0.059164.75=-0.281V,由于生成难解离物质HAc，降低了电极电对中氧化态物质H+的浓度，故氢电极的电极电势降低了。,第五节 电极电势和电池电动

26、势的应用一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱二、判断氧化还原反应进行的方向三、判断氧化还原反应进行的程度四、计算溶度积Ksp五、元素电势图的应用,一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱1.标准状态下 标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱可直接比较E值的大小而得出。E值愈高，表示该电对中氧化剂得电子的能力愈强，是较强的氧化剂；E值愈低，表示该电对中还原剂失电子的能力愈强，是较强的还原剂。如卤族元素之间的置换反应，即可从 E值的变化加以解释。,由E 值的相对大小可知，氧化性：F2 Cl2 Br2 I2 还原性：I-Br-Cl-F-,Cl2+2e 2Cl-E 1.36V,F2+2e 2F-E 2.87V,Br2

27、+2e 2Br-E 1.07V,I2+2e 2I E 0.54V,例12 要选择一种氧化剂能使Cl-和Br-的混合溶液中的Br-氧化成Br2，但Cl-不变化，试确定在常用的氧化剂KMnO4和K2Cr2O7中，选择何种为宜？,解：查标准电极电势表,由E值可知，标准状态下，KMnO4能将Cl-和Br-都氧化；而K2Cr2O7只能氧化 Br-，不能氧化Cl-，故选择K2Cr2O7为宜。,Br2+2e 2Br-E 1.07V,Cl2+2e 2Cl-E 1.36V,Cr2O72-+14 H+6e 2Cr3+7H2O E=1.23V,MnO4-+8H+5e Mn2+4H2O E=1.51V,2.非标准状态

28、下,非标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱，必须由Nernst方程来决定。,二、判断氧化还原反应进行的方向,任何一个氧化还原反应，原则上都可设计成原电池，利用原电池电动势的正负可以判断氧化还原反应进行的方向。,注：只有在标准状态下，才可直接由标准电极电势来判断氧化还原反应的方向。,-rGm=W=n F E,若rGm 0，则反应正向自发进行；rGm 0，E 0，则反应逆向自发进行；rGm=0，E=0，则反应处于平衡状态。,原电池电动势的正负问题,1.无论反应正向还是逆向自发进行，实测电动势都是正值。2.但在未知反应自发进行方向而人为地设定正负极所计算出的原电池电动势会有负值。3.原电池电动势的负值

29、反映了所假设的电池正负极与实际正好相反。,Fe2+2e Fe,例13 判断下列反应在298.15K时自发进行的方向:Fe+Cu2+Fe2+Cu 其中Cu2+=0.10molL-1,Fe2+=1.0molL-1。,解(思路:电极电势比较法)Fe2+/Fe:电极反应式：,Cu2+/Cu:电极反应式,=+0.307 V EFe2+/Fe,故Cu极应为正极,又Cu2+/Cu电对中氧化态（氧化剂）为正向反应物,故此反应在298.15K时正向自发进行。,Cu2+2e Cu,解(思路:电动势正负法):假设反应按所写方程式正向进行,则电池组成式为：(-)Pt,Br2(l)|Br-（0.10molL-1）Cr3

30、+（0.010molL-1）,2Cr2+（1.0molL-1）|Pt(+),=-1.672 V 0,该反应逆向自发进行。,例14 根据下列反应组成电池，写出电池组成式，计算在298.15K时电池电动势，并判断反应自发进行的方向:2Cr3+（0.010molL-1）+2Br-（0.10molL-1）2Cr2+（1.0molL-1）+Br2(l),例14 根据下列反应组成电池，写出电池组成式，计算在298.15K时电池电动势，并判断反应自发进行的方向:2Cr3+（0.010molL-1）+2Br-（0.10molL-1）2Cr2+（1.0molL-1）+Br2(l),三、判断氧化还原反应进行的限度

31、,反应限度通过平衡常数的大小加以判断。平衡常数与标准电动势的关系为：,rGm=-nF E,rGm=-RT lnK,即得-nF E=-RT lnK,当T298.15K时,在一定温度下，平衡常数只与反应物质的本性有关，而与反应物的浓度无关。,平衡常数K105时，反应进行得很完全。,计算平衡常数时，必须注意n值的正确选用。因为同一个电池反应，计量系数不同时有不同的电子转移数n。例如,Fe+2H+Fe2+H2 n=2,例15 求KMnO4与H2C2O4的反应平衡常数K（298.15K)。,解 反应方程式为 2MnO4-+5H2C2O4+6H 2Mn2+10CO2+8H2O 拆成半反应：,E+=+1.5

32、07V,E-=-0.49 V,配平后的氧化还原方程式电子转移数为10,K=10338 105。,四、计算溶度积Ksp,某些难溶电解质的离子浓度很小，用化学方法测定Ksp比较困难；将其设计成原电池，通过测其电池电动势可间接计算Ksp。,例16 测定298.15K时AgCl的Ksp值。,解 用Ag|Ag+和Ag，AgCl|Cl-电极组成电池。,电池组成为,(-)Ag，AgCl|Cl-(1molL-1)Ag+(1molL-1)|Ag(+),电池反应式为,电池电动势E=E=E+-E-=0.7996-0.22233=+0.5773 V,此电池反应的标准平衡常数：,K=5.73 109,AgCl的溶度积为

33、,Ksp=1/K=1/(5.73109)=1.75 10-10。,五、元素电势图的应用1.定义2.计算电对的标准电极电势3.判断能否发生歧化反应,1.定义：把元素不同电对的标准电极电势按照氧化值依次降低的顺序用直线连接,以表示元素各种氧化值之间标准电极电势变化的关系图。,2.计算电对的标准电极电势,例 用下列电势图计算 EO2/H2O：,解:由图可知：,由于电极反应（3）（1）（2），故有,其中 n3 n1 n2,3.判断能否发生歧化反应 氧化值的升高和降低发生在同一种元素的同一氧化态的氧化还原反应称为歧化反应。,2M+M+M,E=E+-E-=E（M+/M）-E（M2+/M+）=E右 E左,歧

34、化反应 E右 E左 0，正向；E右 E左 0，逆向。,5.6 电解与电化学技术,5.6.1 电解装置与原理5.6.2 电解产物的判断5.6.3 电化学技术,电解装置与原理,1.电解 借助电能使不能自发进行的氧化还原化学反应得以进行的过程。2.电解池 电解的装置称为电解池。,电解装置,3.阴极 与外电源负极相连接的电极称为阴极。电解池中正离子移向阴极，在阴极上得到电子，发生还原反应。4.阳极 与外电源正极相连接的电极称为阳极。电解池中负离子移向阳极，在阳极上给出电子，发生氧化反应。离子在相应电极上得失电子的过程均称放电。,5.6.2 电解产物的判断,1.判断依据和一般规律2.分解电压,电解熔融电

35、解质产物判断很简单，而水溶液中含H+，OH-，则复杂。1.判断依据和一般规律（1）在阴极何种正离子电极电势高，则被还原。Cu2+，Hg2+，Ag+，Pt2+，Au+电极电势0，析出金属；Sn2+，Pb2+，Fe 2+，Ni2+，Zn2+电极电势0，同样析出金属。（2）在阳极何种负离子电极电势低，则被氧化。S2-，Cl-，Br-，I-。,例14为什么电解Na2SO4水溶液相当于电解水？解：阴极：H+,Na+H2；阳极：OH-,SO42-E(O2/OH-)=+0.401 V E(S2O82-/SO42-)=+2.010 V故阳极：O2，电解Na2SO4水溶液相当于电解水。,2.分解电压(1)理论分

36、解电压 克服电解分解产物构成的原电池的电动势所需的电解池外加电压。(2)实际分解电压 由于电极极化导致的实际上高于理论值的最低分解电压。,(3)超电压:由于极化现象而产生的实际分解电压与理论分解电压之差。,例:用铂做电极，电解NaCl的饱和溶液，试指出两电极上的产物。,解：溶液中存在四种离子：Na、Cl-、H和OH-等。通电后，正离子Na、H移向阴极，标准电极电势分别为：E(NaNa)=-2.71V,E(H/H2)=0.0000V 电极电势代数值大的氧化剂容易得到电子，故离子在阳极放电，生成氢气逸出；2H+2e-H2(g),负离子Cl-、OH-移向阳极，E(Cl2/Cl-)=1.35827V,

37、E(O2/OH-)=0.401V 电极电势代数值小的还原剂易失电子，本该OH-离子首先放电，有O2(g)析出；但由于NaCl饱和溶液，c(Cl-)c(OH-);电极材料对析出O2的超电压要比析出Cl2大得多，结果是Cl-离子在阳极放电，生成氯气逸出：2Cl-2e-Cl2(g),因此，电解NaCl饱和溶液的总反应为 2NaCl+2H2OCl2+H2+2NaOH 即在两极上分别得到氢气和氯气，溶液中产生NaOH（烧碱）。电化学工业氯碱工业的基本化学原理。,解：溶液中存在着四种离子，即Cu2、SO42-、H、OH，通电后，Cu2和H移向阴极，E(Cu2/Cu)=0.3419V,E(H/H2)=0.0

38、000V所以Cu2在阴极得电子析出Cu，电极反应为：Cu2+2e-Cu,例 工业上精炼铜时，以铜作电极，电解CuSO4水溶液，试指出两电极上的电解产物。,溶液中移向阳极的SO42-、OH-和铜电极都可能发生氧化反应。E(Cu2+/Cu)=0.3419V E(S2O82-/SO42-)=2.010V E=(O 2/OH-)=0.401V 其中E代数值小的还原物质为Cu,首先在阳极失去电子，变为Cu2+,发生阳极溶解，即：Cu-2e-Cu2+总反应为：Cu(阳极)Cu（阴极）,5.6.3 电化学技术-电解原理的应用,1电镀2.电铸3.电抛光4电解加工5.铝阳极氧化,1电镀（1）定义 电镀是应用电解

39、的方法将金属覆盖到一种载体表面上的过程。（2）作用 抗腐蚀，装饰（3）种类 1）槽镀；电刷镀（镀层物质溶液移动）2）单金属镀；合金镀：多种金属同时沉积到工件表面（满足E值相近：Co和Ni，Pb和Sn）E值不相近：电镀黄铜,电镀黄铜（Cu和Zn合金）：E(Zn 2/Zn)=-0.7618V,E(Cu2/Cu)=0.3419V,E(Cu/Cu)=0.522V,E相差甚远。,Zn(CN)42-Zn2+4CN-K不稳=2.010-17,Cu(CN)32-Cu+3CN-K不稳=2.610-29,镀 锌 将金属制件(被镀件)作阴极，锌板作为阳极。为了使镀层结晶细致，厚薄均匀，与基体结合牢固，电镀液通常用配

40、合物碱性锌酸盐镀锌或氰化物镀锌等。碱性锌酸盐可离解出少量的Zn2：NaZn(OH)4 2NaZn(OH)42-Zn(OH)42-Zn2+4OH-,由于Zn2的浓度比较低，故使金属晶体在镀件上析出时晶核生长速率小，有利于新晶核的生长，从而得到致密、均匀的光滑镀层。,镀锌丝,铁钉,2.电铸（1）定义 以电化学原理实现铸造的方法。（2）特点 铸层与模体易于分离；镀层浑厚。3.电抛光（1）定义 利用电解作用进行抛光，使金属变得平滑和有光泽的过程。（2）特点 自动化程度高；耐腐蚀性好；无微断裂纹。,（3）原理 阳极金属表面上凸出部分在电解过程中的溶解速率大于凹入部分的溶解速率。,4电解加工 电解加工是利

41、用金属在电解液中可以发生阳极溶解的原理，将工件加工成型。,5.7 金属的腐蚀与防护,当金属和周围介质接触时，由于发生化学和电化学作用而引起的破坏叫做金属腐蚀。分类:化学腐蚀,电化学腐蚀。5.7.1 金属的腐蚀 1.化学腐蚀 2.电化学腐蚀 5.7.2 金属的防蚀,1.化学腐蚀,1）定义 单纯由化学作用而引起的腐蚀称为化学腐蚀。例：金属与空气中的氧、氯、硫化氢等气体的作用；银在碘蒸气中的反应。2）特点 腐蚀过程中无电流产生，腐蚀产物直接生成在金属表面上。,3）影响因素金属的本性、腐蚀介质的浓度和温度。铁在8001000时显著氧化，生成的氧化皮，并发生脱碳现象。,Fe3C+O2=3FeCO2Fe3

42、C+CO2=3Fe2COFe3C+H2O=3FeCO+H2,2.电化学腐蚀,1）定义2）腐蚀电池（1）宏观电池（2）微观电池,1）定义 有电流产生的腐蚀称为电化学腐蚀。2）腐蚀电池 通过原电池机理使金属发生腐蚀的作用方式称为腐蚀电池。习惯上把腐蚀电池的负极(失电子的电极)称为阳极，把正极(得电子的电极)称为阴极。,（1）宏观电池 有独立的两极，可用肉眼分辨 出正、负极。例如铝板上铆铜钉就会形成宏观电池。,（2）微观电池,微观电池无明显分立的两极，肉眼不能分辨。特点：A.形成的微电池数目，电极多，两极间的距离近；B.腐蚀速率很快，腐蚀程度严重。分类：根据在阴极上获得电子的物质的不同分成 A.析氢

43、腐蚀 B.吸氧腐蚀 C.差异充气腐蚀。,A.析氢腐蚀 腐蚀过程中的阴极上有氢气析出的腐蚀。,阴极 2H2eH2阳极 Mne Mn,B.吸氧腐蚀,阴极 O22H2O4e 4OH-,阳极 M-ne Mn+,5.7.2 金属的防蚀,1改善金属的性质2形成保护层3改善腐蚀环境4电化学保护法 5.腐蚀的应用,1改善金属的性质 选择不同的材料组成耐蚀金，或在金属中添加合金元素；提高其耐蚀性。如，不锈钢。2形成保护层 有非金属保护层和金属保护层两大类。用化学方法，物理方法和电化学方法实现的。(1)金属的磷化处理(2)金属的氧化处理(3)电化学氧化法(4)非金属涂层(5)金属保护层,(1)金属的磷化处理 钢铁

44、制品去油、除锈后，放入特定组成的磷酸盐溶液中浸泡，即可在金属表面形成一层不溶于水的磷酸盐薄膜，这种过程叫做磷化处理。(2)金属的氧化处理 将钢铁制品加到NaOH和NaNO3的混合溶液，加热处理，其表面即可形成一层蓝色氧化膜(Fe3O4)，此过程称为发蓝处理。特点：较大的弹性和润滑性，不影响零件精度。常用于精密仪器的部件的处理。,(4)非金属涂层用非金属物质涂覆在金属表面上形成保护层。,(5)金属保护层 以一种金属镀在被保护的另一种金属制品表面上形成保护镀层。前一种金属称镀层金属。,3改善腐蚀环境在腐蚀介质中添加能降低腐蚀速率的物质(称缓蚀剂)的防蚀方法叫做缓蚀剂法。(1)无机缓蚀剂(2)有机缓

45、蚀剂作用原理：Ca(HCO3)2在碱性介质中发生如下反应：Ca2+十2HCO3-十2OH-CaCO3(s)十CO32-十2H2O,生成的难溶碳酸盐覆盖于阳极表面，成为具有保护性的薄膜，阻滞了阳极反应，降低了金属的腐蚀速率。(1)无机缓蚀剂 在中性介质中：NaNO2、K2Cr2O7、Na3PO4等。在碱性介质：NaNO2、NaOH、Na2CO3、Ca(HCO3)2等。,(2)有机缓蚀剂,在酸性介质中，通常使用有机缓蚀剂。如琼脂、糊精、动物胶、六次甲基四胺以及含氮、硫的有机物等。作用原理:金属将缓蚀剂的离子或分子吸附在表面上，形成一层难溶而腐蚀性介质又难透过的保护膜，阻碍了H+得到电子的阴极反应，

46、因而减慢了腐蚀。,4电化学保护法 1)牺牲阳极保护法 该法是用电极电势比被保护金属更低的金属或合金做阳极，固定在被保护金属上，形成腐蚀电池，被保护金属作为阴极而得到保护。牺牲阳极一般常用的材料有铝、锌及其合金。,2)外加电流法 将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加的直流电的作用下阴极得到保护。5.腐蚀的应用,第八节 氧化还原反应的条件电极电势一、条件电极电势二、条件平衡常数三、氧化还原反应速率及其影响因素,对于任一电极反应,Ox+ne Red,一、条件电极电势(有条件的标准电极电势),当c=1时,条件电极电势,二、条件平衡常数,-nF E=-RT lnK

47、,当T298.15K时,-nF E=-RT lnK,当T298.15K时,三、氧化还原反应速率及其影响因素1.反应物浓度2.温度3.催化剂(Mn2+),第九节 指示剂和滴定曲线一、指示剂,指示剂变色的电势范围:EIn+0.059/n应与滴定突跃范围有重合之处。,2.自身指示剂（MnO4-）3.特殊指示剂（淀粉）,1.氧化还原指示剂,二、氧化还原滴定曲线 以滴定过程中的电极电势为纵坐标，以加入滴定剂的量为横坐标而绘制的曲线。以0.1000mol/LCe(SO4)2标准溶液滴定20.00毫升0.1000mol/LFe2+溶液为例，说明滴定过程中电极电势的计算方法。Fe3+e=Fe2+E Fe3+/

48、Fe2+=0.68V Ce4+e=Ce3+E Ce4+/Ce3+=1.44V(1mol/LH2SO4)Ce4+滴定Fe2+的反应式为 Ce4+Fe2+=Ce3+Fe3+对于滴定的每一点，达平衡时有E(Fe3+/Fe2+)=E(Ce4+/Ce3+),滴定过程中电势的变化可计算如下：1.滴定前 Fe2+溶液浓度为0.1000mol/L，但由于Fe3+的浓度不确定，所以此时的电势也就无法计算。2.滴定开始到化学计量点前 在化学计量点前，溶液中存在Fe3+/Fe2+和Ce4+/Ce3+两个电对。此时:E=Eo Fe3+/Fe2+0.059lg(cFe3+/cFe2+)E=Eo Ce4+/Ce3+0.0

49、59lg(cCe4+/cCe3+)达到平衡时，溶液中Ce4+很小，且不能直接求得，因此此时可利用Fe3+/Fe2+的电对计算E值。当加入Ce4+10.00mL时，cFe3+=cCe3+=0.100010.00/(20.00+10.00)cFe2+=0.100010.00/(20.00+10.00)则：E=0.68V当加入Ce4+19.98mL时，E=0.86V,3.化学计量点时 已加入20.00mLCe4+标准溶液，两电对电势相等，即 EFe3+/Fe2+=ECe4+/Ce3+=Esp Esp=0.68+0.059lgc Fe3+/c Fe2+Esp=1.44+0.059lgcCe4+/cCe

50、3+将两式相加，得：2 Esp=2.12+0.059lgc Fe3+/c Fe2+0.059lgcCe4+/cCe3+此时，c总Ce=c总Fe，因 cCe3+=cFe3+，故cCe4+=cFe2+，将以上有关浓度代入上式后，得：Esp=1.06V,4.计量点后 计量点后的滴定中，溶液电极电位的变化，可用Ce4+Ce3+电对进行计算。将计算结果如下。加入Ce4+溶液的体积 滴定分数 系统的电极电势 V/mL f/%E/V 1.00 5.00 0.60 10.00 50.00 0.68 18.00 90.00 0.74 19.80 99.00 0.80 19.98 99.90 0.86 20.00