第三节　电极电位的应用

2006-07-01 21:43 admin 大众医药网阅读 0

核心摘要： 第三节电极电位的应用一判断氧化还原反应自发进行的方向电池反应都是自发进行的氧化还原反应因此电池反应的方向即氧化还原反应自发进行的方向判断氧化还原反应进行的方向时可将反应拆为两个半反应 ??

第三节　电极电位的应用

　　一、判断氧化还原反应自发进行的方向

　　电池反应都是自发进行的氧化还原反应。因此电池反应的方向即氧化还原反应自发进行的方向。判断氧化还原反应进行的方向时，可将反应拆为两个半反应，求出电极电位。然后根据电位高的为正极起还原反应，电位低的为负极起氧化反应的原则，就可以确定反应自发进行的方向。如果两个电对的值相差较大（即E^φ），浓度的变化对电位的影响不大，不致于使反应改变方向。因此，当E^φ<0.2V　时，即使不处于标准状态，也可直接用值的大小确定反应方向。否则，必须考虑浓度和酸度的影响，用能斯特方程式计算出电对的值，用E＞0作为判断确定反应进行的方向，若E＞0，正向反应能自发进行；E＜0，正向反应不能自发进行，其逆向反应能自发进行。

　　例9　判断298K时下列反应进行的方向：

　　解：将上述反应写成两个半反应，并查出它们的标准电极是位：

　　标准电动势为：E^φ＝_２－_１＝0.4402-(-0.4402)

　　=0.7804(V)。

　　因为E^φ<0.2V，可直接用值判断反应进行的方向。_２>_１，表明Ｃu2+是比Fe2+更强的氧化剂，Fe是比Ｃu更强的还原剂所以上述反应可自发地向右进行。

　　为了证明这个结论的正确性，我们可以按非标准态的电池反应计算电动势。

　　电池电动势为：E=_２－_１＝0.1923-(-0.4402)

　　=0.6325(V)

　　因为E<0，上述反应可自发地向右进行。

　　例10　判断298K时反应

　　当[HAsO₂]=[H₃AsO₄]=1mol.L^-1,[I^-]=1mol.L^-1,在中性和酸性（[H⁺]=1mol.L^-1）溶液中反应进行的方向。

　　解：将上述反应写成两个半反应，并查出它们的标准电极电位：

　　在中性溶液中，[H⁺]=1.0*10^-71mol.L^-1。

　　1＝1＝＋0.535V

　　=0.559+0.059161g[H⁺]

　　=0.559+0.059161g10^-7

　　^=0.559+0.414

　　^=0.145(V)

　　　因为 ₁₂,所以Ｉ₂是比H₃AsO₄更强的氧化剂，而HAsO₂是比I^-更强的还原

　　剂。因而上述反应能自发地向右进行。即

HAsO₂＋I₂＋2H₂O→H₃AsO₄＋2I^-＋2H⁺

　　当溶液中氢离子浓度为1mol.L^-1时，

_1＝_１=＋0.535V

_2＝_２=＋0.559V

　　　因为₁< ₂,所以H₃AsO₄是比Ｉ₂更强的氧化剂，而I^-更强的还原剂。因而上

　　述反应能自发地向右进行。即

H_３AsO_４＋2I^-＋2H⁺→HAsO₂＋I₂＋2H₂O

　　二、判断氧化还原反应进行的程度

　　氧化还原反应属可逆反应，同其他可逆反应一样，在一定条件下也能达到平衡。随着反应不断进行，参与反应的各物质浓度不断改变，其相应的电极电位也在不断变化。电极电位高的电对的电极电位逐渐降低，电极电位低的电对的电极电位逐渐升高。最后必定达到两电极电位相等，则原电池的电动势为零，此时反应达到了平衡，即达到了反应进行的限度。利用能斯特方程式和标准电极电位表可以算出平衡常数，判断氧化还原反应进行的程度。若平衡常数值很小，表示正向反应趋势很小，正向反应进行得不完全；若平衡常数值很大，表示正向反应可以充分地进行，甚至可以进行到接近完全。因此平衡常数是判断反应进行程度的标志。

　　氧化还原K与反应中两个电对的标准电极电位的关系为：

　　（6-4)