高中化學競賽參考 第十講 電化學課件.ppt

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高中化學競賽 第十講電化學 1 氧化還原的基本概念和反應的書寫與配平 2 原電池 電極符號 電極反應 原電池符號 原電池反應 標準電極電勢 用標準電極電勢判斷反應的方向及氧化劑與還原劑的強弱 3 電解池的電極符號與電極反應 電解與電鍍 電化學腐蝕 常見化學電源 4 Nernst方程及有關計算 原電池電動勢的計算 5 pH對原電池的電動勢 電極電勢 氧化還原反應方向的影響 沉淀劑 絡合劑對氧化還原反應方向的影響 競賽基本要求 知識點擊 一 氧化還原反應的基本概念1 氧化數(shù) 定義 氧化數(shù)是某元素一個原子的荷電數(shù) 它是假設把每個化學鍵的電子指定給電負性更大的原子而求得的 氧化數(shù)是元素在化合狀態(tài)時人為規(guī)定的形式電荷數(shù) 確定氧化數(shù)的規(guī)則 1 在單質中 元素的氧化數(shù)為零 2 在單原子離子中 元素的氧化數(shù)等于離子所帶的電荷數(shù) 3 在大多數(shù)化合物中 氫的氧化數(shù)為 1 只有在活潑金屬的氫化物 如NaH 中 氫的氧化數(shù)為 1 4 通常 在化合物中氧的氧化數(shù)為 2 但在過氧化物 如H2O2 Na2O2 BaO2 中氧的氧化數(shù)為 1 而在OF2和O2F2中 氧的氧化數(shù)分別為 2和 1 5 在所有氟化物中 氟的氧化數(shù)為 1 6 在中性分子中 各元素氧化數(shù)的代數(shù)和為零 在多原子原子離子中各元素氧化數(shù)的代數(shù)和等于離子所帶的電荷數(shù) 2 氧化還原電對在氧化還原反應中 元素氧化數(shù)升高的物質是還原劑 元素氧化數(shù)降低的物質是氧化劑 氧化還原反應是由還原劑被氧化和氧化劑被還原兩個半反應所組成的 例如 Zn s Cu2 aq Zn2 aq Cu s 是由半反應 Zn s Zn2 2e Cu2 2e Cu s 組成 在半反應中 同一元素的兩個不同氧化數(shù)的物種組成了電對 其中 氧化數(shù)較大的物種稱為氧化型 氧化數(shù)較小的物種稱為還原型 通常電對表示成 氧化型 還原型 例如 氧化還原反應是由兩個電對構成的反應系統(tǒng) 可以表示為 還原型 1 氧化型 2 氧化型 1 還原型 2 二 氧化還原反應方程式的配平配平氧化還原反應方程式的常用方法有氧化數(shù)法和離子 電子法 用離子 電子法配平氧化還原反應方程式的原則是 1 反應中氧化劑得到電子的總數(shù)必須等于還原劑失去電子的總數(shù) 2 根據(jù)質量守衡定律 方程式中等號兩邊各種元素的原子總數(shù)必須相等 下面分別用酸性溶液和堿性溶液中的氧化還原反應為例介紹離子 電子法的配平步驟 例題1 配平 酸性溶液 KMnO4 K2SO3 K2SO4 MnSO4 解析 1 寫主要反應物和產(chǎn)物離子式 MnO4 SO32 Mn2 SO42 2 寫出半反應中的電對 MnO4 Mn2 SO32 SO42 3 分別配平兩個半反應 這是離子電子法的關鍵步驟 所以離子電子法也叫做半反應法 先根據(jù)溶液的酸堿性配平兩邊各元素的原子 MnO4 8H Mn2 4H2OSO32 H2O SO42 2H 少氧的一邊加H2O 多氧的一邊加H 酸性溶液中不能出現(xiàn)OH 再加電子使兩邊的電荷數(shù)相等 MnO4 8H 5e Mn2 4H2O SO32 H2O SO42 2H 2e 4 根據(jù)兩個半反應得失電子的最小公倍數(shù) 將兩個半反應分別乘以相應的系數(shù)后 消去電子 得到配平的離子方程式 式 2加 式 5得 2KMnO4 5K2SO3 3H2SO4 2MnSO4 5K2SO4 H2O 例題2 將氯氣通入熱的氫氧化鈉溶液中 生成氯化鈉和氯酸鈉 配平此反應方程式 解析 相應離子方程式 Cl2 OH Cl ClO3 寫出兩個半反應 Cl2 Cl Cl2 ClO3 配平兩個半反應 堿性溶液中少氧的一邊加OH 多氧的一邊加H2O 但不能出現(xiàn)H Cl2 2e 2Cl Cl2 12OH 2ClO3 6H2O 10e 5 得 化為簡式得 3Cl2 6OH ClO3 5Cl 3H2O分子方程式 3Cl2 6NaOH NaClO3 5NaCl 3H2O用離子 電子法配平氧化還原反應方程式時 可以不必知道元素的氧化值 轉移電子數(shù)在配平半反應時即可以確定 這是此法的一個優(yōu)點 離子電子法特別適合配平水溶液中的氧化還原反應 三 電極電勢1 原電池 1 原電池的組成1863年 J E Daniell將鋅片插入ZnSO4溶液中 用這兩個半電池組成了一個電池 稱為Daniell電池 后來 經(jīng)過改進 用充滿含有飽和KCl溶液的瓊脂膠凍的倒置U型管作鹽橋將兩個半電池聯(lián)通 在鋅片和銅片間串聯(lián)一個安培計 在原電池中 兩個半電池中發(fā)生的反應叫做半電池反應或電極反應 原電池可以用簡單的符號表示 稱為電池符號 或電池圖示 例如銅 鋅原電池的符號為 Zn s ZnSO4 C1 CuSO4 C2 Cu s 在電池符號中 將負極寫在左邊 正極寫在右邊 用單豎線表示相與相間的界面 用雙豎線表示鹽橋 有些原電池需要用鉑片或石墨作電極 例如 Pt Sn2 C1 Sn4 C2 Fe3 C3 Fe2 C4 Pt 2 原電池的電動勢原電池的兩極用導線連接時有電流通過 說明兩極之間存在著電勢差在外電路電流趨于零時 用電位計測定正極與負極間的電勢差 用Emf表示原電池的電動勢等于正極的電極電勢與負極的電極電勢之差 Emf E E 原電池的電動勢與系統(tǒng)的組成有關 當原電池中的各物質均處于標準態(tài)時 測得的原電池的電動勢稱為標準電動勢 用E0mf表示 E0mf E0 E0 例如 25 在銅 鋅原電池中 當c Cu2 1 0mol L 1 c Zn2 1 0mol L 1時 測得的電池電動勢E0mf 1 10V 3 原電池的電動勢與反應的Gibbs函數(shù)變熱力學研究表明 在恒溫恒壓下 反應系統(tǒng)Gibbs函數(shù)變等于系統(tǒng)能做的最大有用功 即 rGm Wmax對于原電池反應來說 系統(tǒng)所能做的最大有用功就是電功 根據(jù)物理學原理 電功等于通過的電量Q與電動勢的乘積 Wmax QEmf ZFEmf式中 F為Faraday常量 F 96485C mol 1 z為電池反應轉移的電子數(shù) 由上述兩式得 rGm ZFEmf如果電池反應是在標準狀態(tài)下進行 則 rGmo ZFEmf 2 電極電勢 1 電極電勢的產(chǎn)生原電池的電動勢是組成原電池的兩個電極電勢之差 每個電極的電勢是如何產(chǎn)生的呢 以金屬電極為例 將金屬浸入其鹽溶液時 在金屬與其鹽溶液接觸的界面上會發(fā)生金屬溶解和金屬離子沉淀兩個不同的過程 當這兩個過程速率相等時 達到動態(tài)平衡 如果是較活潑的金屬 如鋅 金屬表面帶負電荷 而靠近金屬的溶液帶正電荷 形成了雙電層 產(chǎn)生了電勢差 稱為電極電勢 對于不活潑的金屬 如銅 則情況剛好相反 金屬表面帶正電荷 而靠近金屬的溶液帶負電荷 但也形成雙電層 產(chǎn)生電極電勢 電極電勢的絕對值尚無法測定 通常要選定一個參比電極 以其電極電勢為基準 與其他電極相比較 從而確定其他電極的電極電勢相對值 通常選取的參比電極是標準氫電極 2 標準電極的確定 標準氫電極將鍍有一層海綿狀鉑黑的鉑片浸入H 濃度為1 0mol l 1的酸性溶液中 不斷通入100kPa的純氫氣 鉑黑吸附氫氣達到飽和 電極反應 2H aq H2 g 規(guī)定298 15K時E0 H H2 0 甘汞電極實際應用中常常使用甘汞電極作參比電極 甘汞電極的電極反應為 Hg2Cl2 s 2e 2Hg l 2Cl aq 飽和甘汞電極的電極電勢為0 2415V 其他標準電極電勢的確定以標準氫電極為負極 待測標準電極為正極 測定該電池的標準電池電動勢 測得的標準電池電動勢在數(shù)值上就等于待測電極的標準電極電勢 將標準氫電極與標準銅電極組成原電池 Pt H2 100kPa H 1 0mol l 1 Cu2 1 0mol l 1 Cu s 測得標準電池電動勢為0 340V 由于銅電極為正極 其電極反應為還原反應 Cu2 aq 2e Cu s 所以實驗測得的標準電極電勢為標準還原電極電勢 3 Nernst方程式及其應用 Nernst方程式影響電極電勢的因素有濃度 壓力和溫度等 a 電池反應的Nernst方程式 rGm T ZFEmf T rGm T rGm0 T RTlnJ rGm T ZFEmf T ZFE0mf T RTlnJ即 Emf T E0mf T RT ZF lnJ此式稱為電池反應的Nernst方程式 式中 J為電池反應的反應商 z為電池反應中轉移電子數(shù) 由此式可以看出濃度 壓力和溫度對電池電動勢的影響 298 15K時 Nernst方程式為 Emf 298 5K E0mf 298 5K 0 0592 z lgJ利用此式可以計算298 15K時的非標準電池電動勢 b 電極反應的Nernst方程式 利用此式 可以計算298 15K時非標準態(tài)時的電極電勢 應該注意 z為電極反應轉移電子數(shù) c 氧化型 包括電極反應中氧化型一側各物種的濃度冪 c 還原型 包括電極反應中還原型一邊各物種的濃度冪 由電極反應的Nernst方程式可以看出 c 氧化型 增大 電極電勢增大 c 還原型 增大 電極電勢減小 在電極反應中 加入沉淀試劑或配位劑時 由于生成沉淀或配合物 會使離子的濃度改變 結果導致電極電勢發(fā)生變化 a 沉淀的生成對電極電勢的影響Ag Ag電對為例 298 15K時 E0 0 799V相應的電極反應為 Ag aq e Ag s 其Nernst方程式為 E E0 0 0592lgc Ag c0 若加入NaCl 生成AgCl沉淀 Ksp 1 8 10 10 0 799V 0 0592ln1 8 10 10 0 222V 由此可見 當氧化型生成沉淀時 使氧化型離子濃度減小 電極電勢降低 這里計算所得E Ag Ag 值 實際上是電對AgCl Ag的標準電極電勢 因為當c Cl 1 0mol L 1時 電極反應 AgCl s e Ag s Cl aq 處于標準狀態(tài) 由此可以得出下列關系式 顯然 由于氧化型生成沉淀 則 當還原型生成沉淀時 由于還原型離子濃度減小 電極電勢將增大 當氧化型和還原型都生成沉淀時 若 Ksp 氧化型 Ksp 還原型 則電極電勢減小 反之 則電極電勢變大 b 配合物的形成對電極電勢的影響298 15K時 Cu2 aq 2e Cu s E0 0 340V若加入過量氨水時 生成 Cu NH3 4 2 當c Cu NH3 42 c NH3 1 0mol L 1時 0 392V 當電對的氧化型生成配合物時 則電極電勢變小 0 1607V 0 0592Vlg6 91 104 0 447V當電對的還原型生成配合物時 則電極電勢增大 當氧化型和還原型都生成配合物時 若K 氧化型 K 還原型 則電極電勢變小 反之 則電極電勢變大 3 電極電勢的應用 1 判斷氧化劑 還原劑的相對強弱 2 判斷氧化還原反應的方向 3 確定氧化還原反應的限度 4 元素電勢圖 判斷氧化還原反應能否發(fā)生 計算某些未知的標準電極電勢 例題1 289K時 在Fe3 Fe2 的混合溶液中加入NaOH溶液時 有Fe OH 3 Fe OH 2沉淀生成 假設無其他反應發(fā)生 當沉淀反應達到平衡時 保持c OH 1 0mol L 1 求E Fe3 Fe2 為多少 解析 Fe3 aq e Fe2 aq 在Fe3 Fe2 混合溶液中 加入NaOH溶液后 發(fā)生如下反應 Fe3 aq 3OH aq Fe OH 3 s Fe2 aq 2OH aq Fe OH 2 s 平衡時 c OH 1 0mol L 1 則 0 55V 根據(jù)此例 可以得出如下結論 如果電對的氧化型生成難溶化合物 使c 氧化型 變小 則電極電勢變小 如果還原型生成難溶化合物 使c 還原型 變小 則電極電勢變大 當氧化型和還原型同時生成沉淀時 若Ksp O Ksp R 則電極電勢變小 反之 則變大 例題2 1 反應 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 2 實驗室中為什么能用MnO2 s 與濃HCl反應制取Cl2 g 解析 1 查表可知 MnO2 s 4H aq 2e Mn2 aq 2H2O l E0 1 2293VCl2 g 2e 2Cl aq E0 1 360VE0 1 2293V 1 360V 0 131V 0所以在標準狀態(tài)下 上述反應不能由左向右進行 2 在實驗室中制取Cl2 g 時 用的是濃HCl 12mol L 1 根據(jù)Nernst方程式可分別計算上述兩電對的電極電勢 并假定c Mn2 1 0mol L 1 p Cl2 100kPa 在濃HCl中 c H 12mol L 1 c Cl 12mol L 1 則 1 2293V 1 36V 1 360V 0 0592Vlg12 1 30V E 1 36V 1 30V 0 06V 0因此 從熱力學方面考慮 MnO2可與濃HCl反應制取Cl2 實際操作中 還采取加熱的方法 以便能加快反應速率 并使Cl2盡快逸出 以減少其壓力 例題3 用電位測定法以0 1mol L 1AgNO3溶液滴定含有Na2C2O4和NaI的混合物樣品 以銀電極為指示電極 加入10mLAgNO3溶液后 達第一等當點 加入20mLAgNO3溶液后 達第二等當點 然后 再取一份與第一份完全相同的混合物樣品 向其中加入8 10 2mol L 1KMnO4溶液10mL 0 66mol L 1H2SO410mL 稀釋至100mL 插入鉑電極和飽和甘汞電極 SCE 1 計算在兩個等當點處銀電極的電極電位 2 計算由鉑電極和飽和甘汞電極 SCE 組成的電池的電動勢 已知 Ag2C2O4 AgI的溶度積Ksp分別為10 11 10 16 電極的標準電位 E0Ag Ag 0 799VE0Mno4 Mn2 1 51VESCE 0 248V 分析 沉淀I 和C2O42 所需Ag 少的為第一等當點 加入KMnO4和H2SO4后用反應后剩余的MnO4 和H 濃度計算電極電位 解析 1 第一等當點對應于碘化物被沉淀 Ag I 10 8mol L 1 根據(jù)奈斯特方程 E E0 Ag Ag 0 0591lg Ag 0 799 0 0591lg10 8 0 327V第二等當點對應于C2O42 離子被沉淀 Ag2C2O4 2Ag C2O42 設 C2O42 x 則 Ag 2xKsp Ag2C2O4 Ag 2 C2O42 2x 2 x 10 11x 10 11 1 3 1 357 10 4mol L 1 Ag 2x 2 714 10 4mol L 1E E0Ag Ag 0 0591lg Ag 0 799 0 0519lg 2 714 10 4 0 589V 2 混合溶液未反應前 nI 0 1 10 10 3 10 3molnC2O42 1 2 0 1 10 10 3 5 10 4molnMnO4 8 10 2 10 10 3 8 10 4molnH 0 66 2 10 10 3 1 32 10 2mol5I MnO4 8H 5 2I2 Mn2 4H2O5C2O42 2MnO4 16H 10CO2 2Mn2 8H2O此反應中5 10 4molC2O42 需2 10 4molMnO4 和1 6 10 3molH 有2 10 4molMn2 生成 以上兩反應共消耗4 10 4molMnO4 和3 2 10 3molH 共有4 10 4molMn2 生成 因剩余的MnO4 物質的量為8 10 4 4 10 4 4 10 4mol 剩余H 物質的量為1 32 10 2 3 2 10 2 1 10 2mol 反應完成后 MnO4 Mn2 4 10 4 100 10 3 4 10 3mol L 1 H 1 10 2 100 10 3 0 1mol L 1E E0 MnO4 Mn2 0 0591 5lg 0 1 8 1 416VEmf E ESCE 1 416 0 248 1 168V 例題4 設計出燃料電池使汽油氧化直接產(chǎn)生電流是對世紀最富有挑戰(zhàn)性的課題之一 最近有人制造了一種燃料電池 一個電極通入空氣 另一電極通入汽油蒸氣 電池的電解質是摻雜了Y2O3的ZrO2晶體 它在高溫下能傳導O2 離子 回答如下問題 1 以丁烷代表汽油 這個電池放電時發(fā)生的化學反應的化學方程式是 2 這個電池的正極發(fā)生的反應是 負極發(fā)生的反應是 固體電解質里的O2 的移動方向是 向外電路釋放電子的電極是 3 人們追求燃料電池氧化汽油而不在內燃機里燃燒汽油產(chǎn)生動力的主要原因是什么 4 在ZrO2晶體里摻雜Y2O3用Y3 代替晶體里部分的Zr4 對提高固體電解質的導電能力會起什么作用 其可能的原因是什么 5 汽油燃料電池最大的障礙是氧化反應不完全產(chǎn)生堵塞電極的氣體通道 有人估計 完全避免這種副反應至少還需10年時間 正是新一代化學家的歷史使命 解析 1 2C4H10 13O2 8CO2 10H2O 2 O2 4e 2O2 C4H10 13O2 26e 4CO2 5H2O向負極移動負極 3 燃料電池具有較高的能量利用率 4 為維持電荷平衡 晶體中的O2 將減少 5 碳