词条 | 电极电位理论 |
释义 | 电极电位 金属浸于电解质溶液中,显示出电的效应,即金属的表面与溶液间产生电位差,这种电位差称为金属在此溶液中的电位或电极电位。 文献资料 - 医学书籍 - 医用化学 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Eφ),浓度的变化对电位的影响不大,不至于使反应改变方向。因此,当Eφ<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:Eφ=2-1=0.4402-(-0.4402) =0.7804(V)。 因为Eφ<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 H3AsO4+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) 式中,n—反应中得失电子数; 1—正反应中作为氧化剂的电对的标准电极电位; 2—正反应中作为还原剂的电对的标准电极电位。 由式(6-4)可见,1与2之差值愈大,K值也愈大,反应进行得也愈完全。 例11 计算下列反应在298K时的平衡常数,并判断此的以应进行的程度。 解: 电极反应Ag++e-→Ag 1=+0.7996V Fe2+→Fe3++e-2=+0.77V 此反应平衡常数很小,表明此正反应进行得很不完全。 |
随便看 |
百科全书收录4421916条中文百科知识,基本涵盖了大多数领域的百科知识,是一部内容开放、自由的电子版百科全书。