四川大学近代化学基础氧化还原反应.ppt

第八章 氧化还原反应,8.1 氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应是指反应过程中伴有电子的转移、氧化数的变化的反应。 如 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 氧化还原反应在一定条件下可以对外作功(电功)。 研究与电现象有关的化学称为电化学。,8.1.1 氧化数(氧化值） 定义：是元素一个原子的荷电数。这个荷电数的确定方法是把每个键中的电子都指定给电负性大的原子而得到的。 氧化数又叫氧化值，元素氧化态的代数值。,氧化数的计算 单质中元素的氧化数为零； 离子型化合物中，元素的氧化数就是该元素离子的电荷数； 如 CaCl2 Ca：+2，Cl： 1 共价化合物中，假设极性共价键的共用电子对“完全”移向电负性大的原子时，两原子的正负电荷称为形式电荷数，即它的氧化值；如HF： H +1，F 1,若结构不详，则习惯规定如下： 在中性化合物中，元素的氧化值的总和为零； 在复杂的离子中，氧化数的总和为离子电荷数； H：一般情况下氧化数为+1，在金属氢化物中为 1 ； 如：CaH2 Ca：+2，H：1 O：一般情况下氧化数为2，在过氧化物(Na2O2) 中为 1，在超氧化物(KO2 )中为 1/2 ； F：恒为1。,例：MnO4 中Mn 的氧化数。 x + 4×(2) = 1 x = +7 例：Fe3O4 中Fe 的氧化数。 3x + 4×(2) = 0 x = + 8/3 例：OF2中O的氧化数。 x + 2×(1) = 0 x = + 2 氧化数是原子的表观电荷数，可以是整数，也可以是小数，而化合价是分子内原子相互化合的数目，为整数。,在有机化合物中： CC 键( 含双 、三键 )中C 的氧化数为 0； CH键中C 的氧化数为 1； C与N、O、S、X 等结合，以成键数为其氧化数，如CH3COOH。,8.1.2 半反应和氧化还原电对 在氧化还原反应中，氧化与还原总是同时进行的，氧化剂被还原，还原剂被氧化，并伴随电子的转移。 如：2Fe2+ + Cl2 2Fe3+ + 2Cl 氧化半反应： Fe2+ e Fe3+ 还原半反应： Cl2 + 2e 2Cl 分别表示氧化反应和还原反应的方程式叫半反应式。,半反应中：氧化值高的物质称为氧化型， 氧化值低的物质称为还原型。 半反应： 氧化型 + ne 还原型 或 Ox + ne Red 在半反应中，处于共轭关系的氧化还原体系称为氧化还原电对。表示为：氧化型 / 还原型 (Ox/Red)。 所以，氧化还原反应是两个（或两个以上）氧化还原电对共同作用的结果。,例如： 2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl 还原型1 氧化型2 氧化型1 还原型2 Fe3+ / Fe2+ Cl2 / Cl,Cu2S + HNO3 = Cu(NO3) 2 + H2SO4 + NO + H2O Cu2+ / Cu+ SO42 / S2 HNO3 / NO 三个氧化还原电对参与反应。,在一个氧化还原电对中： 氧化型的氧化能力越强其还原型还原能力就越弱； 还原型的还原能力越强其氧化型的氧化能力越弱。,8.2 氧化还原反应方程式的配平 1. 氧化值法 配平原则：氧化剂原子氧化值降低总数等于还原剂原子氧化值升高总数。 步骤： 写出未配平的反应方程式。 找出氧化剂原子氧化数降低值和还原剂原子氧化数升高值，各乘以系数，使氧化值降低总数与升高总数相等。 核对方程式两边氢氧原子数是否平衡。,As2O3 + HNO3 + H2O H3AsO4 + NO,+3 +5 +5 +2, 2 ×2, 3,3As2O3 + 4HNO3 + 7H2O 6H3AsO4 + 4NO,Cu2S + HNO3 Cu(NO3) 2 + H2SO4 + NO + H2O,+1 2 +5 +2 +6 +2,2+8,3,3Cu2S+22HNO3 6Cu(NO3) 2+3H2SO4 +10NO+8H2O,2. 离子电子法： 配平原则：氧化还原反应中得失电子数相等。 在酸性介质中， 如果电对中产物的氧原子数少于反应物氧原子数，应加H+脱O生成H2O。如果电对中产物的氧原子数多于反应物氧原子数（如SO32，SO42），应加H2O提供O产生H+。 在碱性介质中， 如果电对中产物的氧原子数多于反应物氧原子数，应加OH提供O产生H2O。如果电对中产物的氧原子数少于反应物中氧原子数，应加H2O脱O生成OH 。,配平下列半反应 MnO4 MnO2 (碱性介质) CrO42 Cr(OH)3 (碱性介质) MnO4 Mn2+ (酸性介质) H2O2 H2O (酸性介质) 电对中产物（还原型）的氧原子数少于反应物（氧化型）氧原子数。 碱性介质中：应加H2O脱O生成OH； 酸性介质中：应加H+脱O生成H2O。,MnO4 + 2H2O +3e MnO2 + 4OH,CrO42+ 4H2O+3e Cr(OH)3 +5OH,MnO4 + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O,H2O2 + 2H+ +2e 2H2O,8.3 原电池和电极电势 8.3.1 原电池 直接将锌片放入到硫酸铜溶液中，会发生置换反应： Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu,2e,通过特殊的装置，可产生电流。如图示：,(接通内电路),Zn 2e = Zn2+ Cu2+ + 2e = Cu,定义：原电池是把化学能转变为电能的装置。 Cu Zn 原电池中： 氧化半反应：Zn Zn2+ + 2e 还原半反应：Cu2+ + 2e Cu 氧化还原反应： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu 原电池： 由两个半电池组成，相应的半反应也称为半电池反应（或电极反应），总反应称为电池反应。 负极：给出电子的电极，负极发生氧化反应； 正极：获得电子的电极，正极发生还原反应。,电池符号的表示方法： CuZn原电池：,“ ” 表示两相的接界； c1，c2表示两种溶液的浓度； “（+）（）”分别表示正、负极，规定负极写在左边，正极写在右边。,表示盐桥；,原则上，任何一个氧化还原反应均可设计成原电池。 例. Sn2+ + Fe3+ Sn4+ + Fe2+ 负极反应： Sn2+ Sn4+ + 2e 正极反应： Fe3+ + e Fe2+ 电池反应： Sn2+ + Fe3+ Sn4+ + Fe2+ 原电池符号：,Pt电极称为惰性电极，不参与氧化还原反应，只起传递电子的作用。,金属的自由电子理论：,8.3.2 电极电势E Ox/Red,如果正向进行的趋势大，金属表面带负电，溶液带正电，如ZnZn2+;,如果逆向进行的趋势大，金属表面带正电，溶液带负电，如CuCu2+。,金属离子在两相间（固相和液相）的转移破坏了界面的电中性，形成双电层，导致两相界面上产生电势差，称为相间电势。 对于ZnZn2+或CuCu2+（由金属和金属离子溶液构成的电极），把电极的两相之间由于形成双电层而产生的电势差称为电极电势。 电极电势 用EOx/Red 表示，如ECu2+/Cu 、EZn2+/Zn 。 电极电势的概念不仅限于金属离子电对，还可推广到其它类型，如ECl2/Cl- 、EAgCl/Ag 。,如： Cu2+ + 2e Cu ECu2+/Cu Cl2(g) + 2e 2Cl-(aq) ECl2 /Cl- Ag+ + e Ag EAg +/Ag AgCl (s) + e Ag(s) + Cl-(aq) EAgCl/Ag 用这种方法（还原半反应的形式）表示的电极电势称为还原电势。还原电势越高，表明该电对进行还原反应的能力越强，即它的氧化态得电子的能力强，是强氧化剂。,8.3.3 标准电极电势及其测定 电池电动势 E MF 电池电动势是原电池的一个重要的物理量，是电池做功能力的度量。 E MF = E + - E E + 、E ：正极和负极的电极电势。 国际上规定选用标准氢电极作为基准。,由覆盖有铂黑的铂片和含有氢离子的溶液和氢气所组成的气体电极。标准氢电极的条件规定： （1）通入的氢气压为 p = 100 kPa （2）溶液中 a( H+ ) =1 ( cH+ = 1mol·L1) 电极反应： 2H+ + 2e H2 (p) 符号： H+ ( a=1 ) | H2 (p ) | Pt 规定标准氢电极的电极电势为： E = 0 V,标准氢电极 SHE,电极电势和标准电极电势的规定 以标准氢电极为负极，给定电极为正极，组成下列电池,测定此电池的电动势EMF ，即为该给定电极(Ox/Red)的电极电势，用 EOx/Red 表示。 若参与电极反应的各物质均处于标准态，则为标准电极电势，用 EOx/Red 表示。,例对铜电极：,在25下，实验测得该电池的电动势 EMF = 0.337V， 即 E Cu 2+ / Cu = 0.337V 对锌电极,在25下，实验测得该电池的电动势 EMF = 0.763V， 即 EZ n 2+ / Zn = 0.763V,表8-1（P196）列出了部分电对的标准电极电势。 同一元素，因它有多个不同氧化数的型态，因而也有多 个电对，每个电对的电极电势的值也不相同。 Cu2+ + 2e Cu ECu 2+ / Cu = 0.337V Cu+ + e Cu ECu + / Cu = 0.521V Cu2+ + e Cu + ECu 2+ / Cu+ = 0.159V 常见电对的标准电极电势值见附录（P398-404） 。 注意酸性条件和碱性条件的区别，不涉及酸碱活性的电对列在酸性条件中。,1）比较物质的氧化能力和还原能力的相对强弱。 E的代数值越大，表示在标准条件下该电对中氧化型物质获得电子能力越强，氧化型的氧化能力越强，还原型物质的还原能力越弱。 E的代数值越小，表示电对中还原型物质失去电子能力强，还原型的还原能力越强，而氧化型物质的氧化能力越弱。,例：查得 ECu2+/Cu = +0.337V EZn2+/Zn = 0.763V 则 氧化性： Cu2+ Zn2+ 反应的方向： Cu2+ + Zn = Zn2+ +Cu 例：查得 I2(s) + 2e = 2I E/V = +0.54 Br2(l) + 2e = 2Br E/V = +1.08 Cl2(g) + 2e = 2Cl E/V = +1.36 则 氧化性： Cl2 Br2 I2 还原性： I B r Cl,2）判断氧化还原反应进行的方向： 强氧化型1 + 强还原型2 = 弱还原型1 + 弱氧化型2 例 ：已知Sn4+ + 2e = Sn2+ E Sn4+/Sn2+ = +0.15 V Fe3+ + e = Fe2+ E Fe3+/Fe2+= +0.77 V 则氧化还原反应自动进行的方向： 2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+ 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，由强氧化态强还原态生成弱氧化态和弱还原态物质。,3）判断选择氧化剂： 例：含I-、Br-、Cl-的混合溶液，欲氧化I-而不氧化Br-、Cl-，选择一恰当氧化剂。 查得 I2(S) + 2e = 2I- E /V = +0.54 Br2 (l) + 2e = 2Br- E /V = +1.08 Cl2 (g) + 2e = 2Cl- E /V = +1.36 氧化剂的电极电势应在0.54 1.08之间。从表上查得可选EFe3+/Fe2+ =0.77V EHNO2/NO =1.00V,在使用标准电极电势时应注意： E的值与电极反应进行的方向无关； Cl2+ 2FeCl2 = 2FeCl3 Cl2 /Cl作正极 2Cl + H2O2 +2H+ = 2H2O+ Cl2 Cl2/Cl作负极 E是在25的水溶液中得到的数据； E与电极反应的写法无关 (强度性质)。,8.4 影响电极电势的因素 8.4.1 能斯特方程 1.可逆电池的热力学基本关系式,rGm与EMF 的关系 由rGm = W' 根据法拉第定律， W' = zFEMF 所以： rGm = zFEMF 或rGm = zFEMF,在等温、等压下，对于电极反应 Ox + ze Red rGm = -zFEOx/Red rGm = -zFEOx/Red 根据等温方程式：,这就是电极电势的能斯特方程式。 式中：z为半反应中转移的电子数； F 为法拉弟常数(96500 C.mol -1)。,在25时，上式可改写为,应用能斯特方程式计算时，应注意以下几点： 式中Ox、Red的活度应包括半反应中的所有物质； 在通常情况下，可用浓度代替活度； 半反应中各物质的计量系数即为该物质浓度的指数； 气体用压力表示，纯固体、液体活度为 1，不写出。,例 写出下列电对的能斯特方程：,Br2(l) + 2e 2Br-,Fe3+ + e Fe2+,O2 ( g ) + 4H+ + 4e 2H2O( l ),AgCl(s) + e Ag (s) + Cl-,8.4.2 影响电极电势的因素,依据：能斯特方程式。,1 溶液中Ox、Red 浓度的影响 由能斯特方程式可知，电极电势与Ox/Red的 对数呈线性关系。 Fe3+ / Fe2+ 电对,Fe3+/Fe2+的比值增大10倍，电极电势增加0.0592V。 Fe3+越大，电对的电极电势越大，Fe3+的氧化性越强。,2 溶液酸度的影响 H+或OH-本身要参加电极反应； 溶液酸度的改变会引起Ox和Red存在形式的改变 。 酸度变化对电极电势的影响是显著的。,H+或OH-本身要参加电极反应； MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O E = 1.51V,当MnO4 - 和Mn2+ 浓度都为1mol.L-1 时， E = 1.51+ 0.0947 lgH+ = 1.51 -0.0947 pH pH值增加1个单位，电极电势约降低0.1 V。,Cr2O7 2- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O E = 1.33V,对 Cr2O7 2 /Cr3+ 电对： 当 pH = 0，E = 1.33V， pH = 3，E = 0.92V，由此可见酸度影响明显。 另外，酸度的改变会改变Cr2O7 2的存在形式。,Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O E = 1.33V CrO42 + 4H2O + 3e Cr(OH)3 + 5OH E = 0.13V,溶液酸度的改变会引起Ox和Red存在形式的改变 。 此时，电极反应 和E值均不同。 如Cr2O72/Cr3+电对：,如 BrO3 /Br 在酸性介质中 BrO3 + 6H+ + 6e Br + 3H2O E = 1.44V 在碱性介质中 BrO3 + 3H2O + 6e Br + 6OH E = 0.61V,同一电对在不同的pH中，氧化还原能力不同； 同一氧化剂在pH不同时，还原态不同，电极电势也不同。如MnO4： MnO4 / Mn 2+ （酸性） E = 1.51V MnO4 / MnO2 （中性） E = 0.59V MnO4 / MnO42 （碱性） E = 0.564V,MnO4 + 8H+ + 5e Mn 2+ + 4H2O E = 1.51V MnO4 + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH E = 0.588V MnO4 + e MnO4 2 E = 0.564V,相应的电极反应：,例已知下列半反应的标准电极电位 E = 1.51 V MnO4 - + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 若 E (Br2/ Br-) = +1.07V E (I2/ I-) = +0.54V 试求： 1KMnO4 能氧化 Br- 和I - 的pH值。 2KMnO4能氧化I- 但不能氧化Br- 时的pH值。,解：欲氧化 Br和I,MnO4 = Mn2+ = 1.0 mol·L-1 时,1.510.0947pH1.07 pH4.66,要氧化I 而不氧化Br，则 0.54V E (MnO4-/Mn2+) 1.07V 所以应满足：1.510.0947pH1.07 pH4.66 1.510.0947pH 0.54 pH10.24 即pH 应控制在 4.66 10.24 之间。,例 计算298K，OH= 0.1 mol/L，PO2=200KPa时的 EO2/OH 。已知,解：电极反应为,=0.46V,3 沉淀反应的影响 对 Ox + ze Red, 加入沉淀剂，Ox 生成沉淀， Ox / Red，E； 例1： Ag+ + e Ag （已知EAg+/Ag = 0.799V）,+ Cl-,AgCl(s) Ksp= Ag+ Cl-,= 0.799 + 0.0592 lg(1.8×1010) = 0.222V,(当Cl-=1mol/L 时),已知EAg+/Ag = 0.799V， EAg+/Ag = 0.222V 由于沉淀的生成，使电对Ag+/Ag 的电极电势降低，氧化能力下降。这时电对实际上变成了AgCl/Ag。 电极反应：AgCl(s) + e Ag + Cl - Cl-=1 时的EAg+/Ag 就是AgCl/Ag电对的标准电极电势EAgCl/Ag ,即：,Ksp(AgBr) = 5.0×10-13 AgBr(s)+ e Ag + Br- EAgBr/Ag= 0.071V Ksp( AgI ) = 9.3×10 -17 AgI(s)+ e Ag + I- EAgI/Ag = -0.15V,电极电势变化的大小与Ksp的大小有关。如：,2Ag(s) + 2HI 2AgI(s) + H2(g),EH+/H2 = 0, 加入沉淀剂，使Red 生成沉淀， Ox / Red， E 。,例 已知 E (Cu 2+/Cu + ) = 0.158V ， E (I2/I-) = 0.54V ，Ksp,CuI = 1.1×10-12。 判断2Cu2+ + 2I- 2Cu+ + I 2 的方向。 解：由于沉淀反应的影响 Cu2+ + e Cu+ Cu+ + I - CuI 总的电极反应为 ： Cu2+ + I- + e CuI,当Cu2+ =I- =1mol.L-1，则,由于E (Cu 2+/CuI) E (I2 / I- ) ： 反应方向为： 2Cu2+ + 4I- 2CuI + I 2,由于沉淀反应的影响，使产物Cu+减小，平衡右移。 I-实际上参加了两个半反应，既是还原剂，又是沉淀剂。,4 配位反应的影响 对 Ox + ze Red, 若 Ox 与L 配位， Ox / Red，E， K稳越大， E越大。 若Red与L 配位，Ox / Red ，E ， K稳越大，E 越大。 如： Cu+ + e Cu E = +0.521V 配体 配离子 K稳 半反应 E /V Cl- CuCl2- 3.6×10 5 CuCl2- + e Cu + 2Cl - +0.19 Br- CuBr2- 1.37×10 8 CuBr2 - + e Cu + 2Br - +0.05 I - CuI2- 1.0×10 9 Cu I2- + e Cu + 2 I - -0.01 CN - Cu(CN)2- 1.0×10 16 Cu (CN)2- + e Cu + 2Cl - -0.43,E,配位反应形成新的电对，电极电势可按下式计算，如： Cu+ + e Cu E = E + 0.0592lg Cu+ ,CuCl2-,+ 2Cl -,代入Cu+/Cu的能斯特方程,= + 0.19V,CuCl2- + e Cu(s) +2Cl-,例 已知,根据 Co3+ + 6NH3 = Co(NH3)63+,电极反应 Co(NH3)63+ + e = Co(NH3)62+,电极电势E Ox/Red的产生 标准电极电势及其测定 能斯特方程及影响电极电势的因素,溶液酸度的影响 沉淀反应的影响 配位反应的影响,8.5 电极电势的应用 8.5.1 标准电动势和标准平衡常数 由平衡常数的定义：rGm = -RT lnK rGm = W' = - zFE MF 得： zFE MF = RT lnK,已知 EMF = E+ - E-,在25时,这里的K指的是电池反应的平衡常数。,1 . 比较氧化还原反应进行的程度 EMF越大，K越大，反应进行的程度越大。 Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2,Cl2 + 2I - 2Cl- + I2,显然，第二个反应进行得更完全。,标准平衡常数不仅与电对的电势差有关，还与z有关，因此在用EMF比较时，应注意是否是同一类型的反应。对于反应 Ox1 + Red2 = Ox2 + Red1 当z =1时，若反应完全程度达99.9%，即lgK 6 EMF 6 × 0.059 0.35V ； 当z =2 时， EMF 0.18V。,2. 根据lgK E 的关系，计算反应的Ksp、K稳等。 例 已知E(Ag + / Ag)=0.799V, E(AgI / Ag)=0.151V， 求AgI(s)的Ksp。,设计一电池：,E+ - E- = EMF = -0.151-0.799 = -0.95V ，可得：,例 已知E(Cu2+/Cu)=0.34V, E(Cu(NH3)42+/Cu)= 0.12V. 求Cu (NH3)42+的K稳 。 Cu 2+ + 4 NH3 = Cu (NH3)42+ 正极： Cu 2+ + 2 e Cu , E + = 0.34V 负极： Cu + 4NH3 - 2 e Cu (NH3)42+ E - = - 0.12V,电池符号为： ()Cu Cu (NH3)42+, NH3 Cu 2+ Cu(+),8.5.2 氧化还原反应的方向和次序 根据 rGm = -zFEMF,反应的方向,反应的次序： EMF大者首先反应。,当E+和E-相差较大时，可用两个电对的标准电极电势的差来估计氧化还原反应的方向。例如： 在含有Fe2+和Sn2+的酸性溶液中滴入KMnO4溶液，判断氧化还原反应的方向及次序。,由电极电势知Sn2+的还原能力比Fe2+强，因此Sn2+首先被氧化。,KMnO4氧化Sn2+后，Sn4+/Sn2+增大，电对的电极电势 升高。当E(Sn4+/Sn2+ )=E(Fe3+/Fe2+)时， Fe2+开始被氧化。,事实上，当Fe2+开始氧化时， Sn2+已被完全氧化成Sn4+了。,若两个电对的标准电极电势相差不大，须用能斯特公式计算判断反应的方向。例如： H3AsO4/H3AsO3 H3AsO4 + 2e + 2H+ = H3AsO3 + H2O E = 0.56V I2 / I- I2 + 2e = 2 I- E = 0.54V,对于H3AsO4/H3AsO3电对：,在强酸性溶液中， H3AsO4可氧化I- ，即： H3AsO4 + 2I- + 2H+ = H3AsO3 + H2O + I2 当pH=8时， H3AsO4/H3AsO3电对电极电势减小，而I2 / I-电对不受溶液酸度的影响，反应逆向进行，即 ： H3AsO3 + H2O + I2=H3AsO4 + 2I- + 2H+,MnO4 - + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O E = 1.51V S2O8 2 - + 2e 2SO4 2 - E = 2.01V,EMF 是化学反应可能性判据，不是可行性判据。,5S2O82 + 2Mn2+ + 8H2O 10SO42 + 2MnO4 + 16H+ 只有在催化剂(Ag)和加热的条件下才能进行。,（过二硫酸根）,8.5.3 元素电势图及其应用 元素电势图：表示元素各氧化态之间电势变化的关系图。 元素电势图的画法：按氧化态由高到低的顺序排列，相邻两氧化态构成一个电对，用一直线相连，在直线上方写出这个电对所对应的标准电极电势值。 A ：H5IO6 IO3- HIO I2 I-,+1.19,+1.7,+1.13,+1.4 5,+0.54,+0.99,B ：H3IO62 IO3- HIO I2 I-,+0.70,+0. 56,+0.40,+0.54,+0.49,元素电势图的应用： 1 判断歧化反应能否进行 同种元素不同氧化态的三种物质可以组成两个电对，按氧化态由高到低排列如下：,E右 E左，B 能够发生歧化反应，产物A和C。 E右 E左 ，B 不能发生歧化反应。,如： Cu2+ + 0.153 Cu+ + 0.521 Cu E右 E左 即： E(Cu +/ Cu) E(Cu 2+/ Cu +) 可发生歧化反应：2Cu+ Cu + Cu2+,Fe3+ +0.77 Fe2+ 0.44 Fe E左 E右 不能发生歧化反应。 2Fe3+ + Fe 3 Fe2+,2 计算电对的标准电极电势 已知两个或两个以上相邻电对的标准电极电势，可以利用元素电势图求算同一元素的另一对未知标准电极电势。若某元素电势图为：,rGm = rGm,1 + rGm,2 所以：- zFE = - (z1+z2)FE = - z1FE1 + (- z2FE2),整理，得,若有 i 个相应的电对，则,解：由溴的元素电势图可知：z1 = 4，z2 =1，z3 =1。,例 试用溴的元素电势图求E(BrO3/ Br ) 。,例,判断锰酸根可否发生歧化反应，写出反应方程式。,E右 E左，能发生歧化反应。,x = 2.24V,4H+ + 3MnO42 = 2MnO4 + MnO2 + 2H2O,溶液酸度的影响 沉淀反应的影响 配位反应的影响,2.判断氧化还原反应的方向,3.元素电势图的及其应用。,电极电势的应用： 1.计算平衡常数Ksp，Kw等,能斯特公式,第八章 氧化还原反应 理解氧化还原反应以及半反应和氧化还原电对的概念。 理解原电池的概念、熟悉原电池的符号。了解电极电势的概念及电极电势产生的原因。了解标准电极电势的规定及意义。 掌握电极电势的能斯特方程及影响电极电势的因素（浓度、酸度、沉淀反应、配位反应），并能熟练地计算给定条件下的电极电势。 能熟练计算氧化还原反应的标准平衡常数，会用电极电势判断氧化还原反应的方向和次序。会用元素电势图讨论元素的有关性质及计算相关电对的标准电极电势。 重点电极电势及影响因素，能斯特方程及其应用，元素电势图。,作业：P 211 4、5、9、12、13、25,