元素电势图及其应用
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2020高中化学图解法讨论电极电势
例： E Ө B / V
0.88 O2 ———— HO2－ ———— OH－
0.40
（ 1 ）计算说明 H2O2 在酸性介质中氧化性的强弱， 在碱性介质中还原性的强弱。
（ 2 ）计算说明 H2O2 在酸性介质中和碱性介质中的 稳定性的强弱。
（ 3 ）计算 H2O 的离子积常数 Kw 。 （ 0.86 10－14 ）
从碘元素的碱式图中，可以进一步看出在 pH ＝ 14 的条件下，将电离出两个氢离子，以 H3IO62－ 形式存在。
2 电对的电极电势
例如，下图是酸性体系中碘元素电势图的一部分：
＋ 1.14 V
＋ 1.45 V
IO3 － ——— HIO ——— I2
可以从图中直接得到 IO3－/ HIO 和 HIO / I2 两个 已知电对的电极电势。现在的问题是，如何求得不相邻的
二 自由能 — 氧化数图
1 自由能 － 氧化数图的做法
在某 pH 下某种元素作图。横坐标为各种氧化数；
纵坐标为由单质分别氧化或还原成各种氧化态时的自由能
rG
Ө m
。 经常用到的是
pH ＝
0
或
pH ＝
14 ，它们
对应的分别是 [ H＋ ] ＝ 1 moldm－3 和
[OH－] ＝ 1 moldm－3 ，正对应于在酸介质和碱介质中讨
电对 H3IO62 － / I2 EӨ ＝ 0.34 V H3IO62－＋ 3 H2O ＋ 7e －＝1/2 I2 ＋ 9OH － （1）
rGӨm （1） ＝ － 230 kJ·mol－1
2) 横坐标，氧化数 ＝ 5 ，
电对 IO3 － / I2
EӨ ＝ 0.20 V
IO3 －＋3 H2O ＋ 5e－＝1/2 I2 ＋ 6 OH －
第十四章卤素
2HBr+H2SO4(浓)===SO2+2H2O+Br2 2HBr+H2SO4(浓)===H2S+4H2O+4I2 NaBr+H3PO4===NaH2PO4+HBr NaI+H3PO4===NaH2PO4+HI
14-3-1 卤化氢和氢氟酸
3、非金属卤化物的水解：此法适用于HBr和HI 的制备,以水滴到非金属卤化物上,卤化氢即源 源不断地发生：
14-3 氟氯溴碘的化合物
14-3-1 卤化氢和氢氟酸 一℃ /(kJ·mol-1)
键能/(kJ·mol-1)
/(kJ·mol-1)
分子偶极矩μ(10-30cm)
表观解离度 (0.1mol·L-1,18℃)/% 溶解度/g·(100gH2O)-1
HF -83.1 19.54 -271.1 568.6 30.31 6.40
1、氟化氢的氢键 氟化氢这些独特性质与其分子间存在氢键
形成缔合分子有关。实验证明，氟化氢在气态、
液态和固态时都有不同程度的缔合。在360K以 上它的蒸气密度相当于HF，在299K时相当于 (HF)2和(HF)3的混合物。在固态时，氟化氢由未 限长的锯齿形长链组成。
H
H
H
H
F
F
F
F
14-3-1 卤化氢和氢氟酸
14-3-2 卤化物 卤素互化物 多卤化物
阳极反应：2Cl- === Cl2 + 2e阴极反应：2H2O + 2e- === H2 + 2OH总的反应：2Cl- + 2H2O === 2OH- + H2 + Cl2
14-2-2 卤素的制备和用途
14-2-2 卤素的制备和用途
14-3-1 卤化氢和氢氟酸
3、非金属卤化物的水解：此法适用于HBr和HI 的制备,以水滴到非金属卤化物上,卤化氢即源 源不断地发生：
14-3 氟氯溴碘的化合物
14-3-1 卤化氢和氢氟酸 一℃ /(kJ·mol-1)
键能/(kJ·mol-1)
/(kJ·mol-1)
分子偶极矩μ(10-30cm)
表观解离度 (0.1mol·L-1,18℃)/% 溶解度/g·(100gH2O)-1
HF -83.1 19.54 -271.1 568.6 30.31 6.40
1、氟化氢的氢键 氟化氢这些独特性质与其分子间存在氢键
形成缔合分子有关。实验证明，氟化氢在气态、
液态和固态时都有不同程度的缔合。在360K以 上它的蒸气密度相当于HF，在299K时相当于 (HF)2和(HF)3的混合物。在固态时，氟化氢由未 限长的锯齿形长链组成。
H
H
H
H
F
F
F
F
14-3-1 卤化氢和氢氟酸
14-3-2 卤化物 卤素互化物 多卤化物
阳极反应：2Cl- === Cl2 + 2e阴极反应：2H2O + 2e- === H2 + 2OH总的反应：2Cl- + 2H2O === 2OH- + H2 + Cl2
14-2-2 卤素的制备和用途
14-2-2 卤素的制备和用途
元素电势图及其应用
元素电势图及其应用一、能斯特方程：对于任何电对[Ox]/[Red]，其电极反应：氧化型 (Ox)＋e-=还原型(Red)值越大，表明[Ox]型氧化能力越强，[Red]型还原能力越弱。
二、元素电势图：一种元素的不同氧化数物种按照其氧化数由高到低从左到右的顺序排成一行，并在两种氧化数物种之间标出相应的标准电极电势值。
这种表示一种元素各种氧化数之间标准电极电势的图式称为元素电势图，又称拉蒂默图。
元素电势图应用：1、判断元素各种氧化数的相对稳定性(判断是否能发生岐化)对某一元素，其不同氧化数的稳定性主要取决于相邻电对的标准电极电势值。
若相邻电对的φθ值符合φθ右＞φθ左，则处于中间的个体必定是不稳定态，可发生歧化反应，其产物是两相邻的物质。
如比较：φ左=φ[Cu2＋/Cu＋]=0.153Vφ右=[Cu＋/Cu]=0.521Vφ左＜φ右，则电池的电动势为E＝φ＋－φ－=φ右－φ左，则E＞0，表示电池反应可自发进行，即中间物种可发生歧化反应。
正极电对：Cu＋/Cu负极电对：Cu2＋/Cu＋表明[Cu＋]氧化能力强，[Cu＋]还原能力强，Cu＋可发生歧化反应生成Cu2＋和Cu。
若相反，φ左＞φ右，则两边的不稳定，可发生逆歧化反应，两头的是反应物，产物是中间部分。
如可以得出结论，在水溶液中Fe3＋和Fe可发生反应生成Fe2＋。
2、求未知电对的电极电势利用Gibbs函数变化的加合性，可以从几个相邻电对的已知电极电势求算任一未知的电对的电极电势。
已知φ1θ和φ2θ，求φ3θ。
因为Δr G1θ＝－n1Fφ1θΔr G2θ＝－n2Fφ2θΔr G3θ＝－n3Fφ3θ由盖斯定律得，Δr G3θ＝Δr G1θ＋Δr G2θ其中n3＝n1＋n2由铁的电势图：由于φaθ(O2/H2O)＝1.229V ＞φaθ(Fe3＋/Fe2＋)＝0.771Vφbθ(O2/OH－)＝0.40V＞φbθ[Fe(OH)3/Fe(OH)2]＝－0.56V因此，Fe(II)能被空气中的氧氧化为Fe(III)是难免的，所以在实验室保存Fe2＋溶液往往是在强酸性下加入铁屑或铁钉。
元素电势图及其应用67
Cl
＋ 0.48
可知Cl2可发生歧化反应。歧化产物既可能是ClO－和Cl－，也 可能是ClO3－和Cl－。对于反应
Cl2＋2OH－＝ClO－＋Cl－＋H2O Eθ＝φθ(Cl2/Cl－)－φθ(ClO－/Cl2)＝1.358－0.40＝0.958(V) 根据lgKθ＝nEθ/0.0592 可算出反应的平衡常数 Kθ＝1.7×1016 而对于Cl2的另一歧化反应
再如，由铁的电势图：
φaθ/V φbθ/V
F e O 4 2+ 1 . 9 F e 3＋ ＋ 0 . 7 7 1 F e 2 － ＋ 0 . 4 4 F eO2＋ 1.229H2O F e O 4 2＋ 0 . 9 F e () O 3 － 0 . 5 6 H F e () O 2 － 0 . 8 7 7 H F eO2＋0.40OH －
(1) 当I－的量很少，H2O2过量时，H2O2先将I－氧化为I2， 再将I2继续氧化，最终产物是IO3－；
3H2O2＋I－＝ IO3－＋3 H2O
(2) 当I－过量，H2O2的量不足时，H2O2将部分I－氧化为I2，
生成的I2与足量的I－生成I3－离子；
H2O2＋2I－＋2H＋＝I2＋3H2O
I2＋I－＝I3－
若
φ
右θφ左
θ，
Eθ>0，表示电池反应可自发进行，即中间物种可发生歧化反应。
若相反，φ左θ>φ右θ，则两边的个体不稳定，可发生逆歧化反 应，两头的个体是反应物，产物是中间的那个个体。如根据 F e 3＋ ＋ 0 .7 7 1 F e 2－ ＋ 0 .4 4 0 F e ，可以得出结论，在水溶液中Fe3＋和 Fe可发生反应生成Fe2＋。
这种以消耗1 mol O2生成氧 化物过程的自由能变作为标准来
元素电势图
元和过渡元素可以 存在几种氧化态，各氧化态之间都有相 应的标准电极电势，拉提默（Latimer ） 提出将它们的标准电极电势以图解方式 表示，这种图称为元素电极电势图，或 拉提默图。 比较简单的元素电极电势图是把同 一种元素的各种氧化态按照高低顺序排 成横列。
书写方式及其内容
关于氧化态的高低顺序有两种书写方式： • 一种是从左至右，氧化态由高到低排列（氧化 型在左边，还原型在右边）；另一种是从左到 右，氧化态由低到高排列。 • 在两种氧化态之间若构成一个电对，就用一条 直线把它们连接起来，并在上方标出这个电对 所对应的标准电极电势。书写某一元素的元素 电势图时，既可以将全部氧化态标出，也可以 根据需要列出其中的一部分。
电势图的优点
• 元素电势图简明、直观地表明了元素各 电对的标准电极电势，对于讨论元素各 氧化值物种的氧化还原性和稳定性非常 重要和方便。
元素电势图的应用
• 判断氧化还原反应能否发生 • 某元素中间氧化值的物种发生自身氧化还原反 应，生成高氧化值物种和低氧化值物种，这样 的反应叫做歧化反应。 • 相反，由同一元素的高氧化值物种和低氧化值 物种生成中间氧化值物种的反应叫做反歧化反 应。 • 在标准状态下，歧化反应能否发生可用元素电 势图来判断。
元素电势图的应用
• 计算某些未知的标准电极电势 • 在一些元素电势图上，常常不是标出所 有电对的标准电极电势，但是利用已经 给出的某些电对的标准电极电势可以很 简便地计算出某些电对的未知标准电极 电势。
书写方式及其内容
关于氧化态的高低顺序有两种书写方式： • 一种是从左至右，氧化态由高到低排列（氧化 型在左边，还原型在右边）；另一种是从左到 右，氧化态由低到高排列。 • 在两种氧化态之间若构成一个电对，就用一条 直线把它们连接起来，并在上方标出这个电对 所对应的标准电极电势。书写某一元素的元素 电势图时，既可以将全部氧化态标出，也可以 根据需要列出其中的一部分。
电势图的优点
• 元素电势图简明、直观地表明了元素各 电对的标准电极电势，对于讨论元素各 氧化值物种的氧化还原性和稳定性非常 重要和方便。
元素电势图的应用
• 判断氧化还原反应能否发生 • 某元素中间氧化值的物种发生自身氧化还原反 应，生成高氧化值物种和低氧化值物种，这样 的反应叫做歧化反应。 • 相反，由同一元素的高氧化值物种和低氧化值 物种生成中间氧化值物种的反应叫做反歧化反 应。 • 在标准状态下，歧化反应能否发生可用元素电 势图来判断。
元素电势图的应用
• 计算某些未知的标准电极电势 • 在一些元素电势图上，常常不是标出所 有电对的标准电极电势，但是利用已经 给出的某些电对的标准电极电势可以很 简便地计算出某些电对的未知标准电极 电势。
无机化学第4章 氧化还原反应
∵ E- =E (H+/H2) = 0.000V
∴ E = E+ = E待测
例如：测定Zn2+/Zn电极的标准电极电势 将Zn2+/Zn与SHE组成电池
(-)Pt,H2(100kPa)|H+(1mol· -3)||Zn2+(1mol· -3)|Zn(+) dm dm 298.15K时， E = -0.76V E (Zn2+/Zn) = -0.76V 又如：测定Cu2+/Cu电极的标准电极电势 将Cu2+/Cu与SHE组成电池
1. 标准氢电极(SHE)
电极反应：
2H+(aq) + 2e
电对：H+/H2 电极电势(规定):
H2(g)
H+ 标准氢电极装置图
E (H+/H2）= 0.000V
电极符号：
Pt ，H2(100kPa) | H+ (1.0mol· -3) dm
2. 电极电势的测定
将标准氢电极与待测电极组成电池： ( - )标准氢电极 || 待测电极( + ) E = E+ - E-
Cr2O72- (c1)， Cr3+(c3) ，H+(c2) | Pt (+)
例题4-1 将下列氧化还原反应设计成原电池， 并写出它的原电池符号。 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 解： 原电池的正极： Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 负极： Fe2+ = Fe3+ + e-
1.6歧化反应与元素电势图
1.6 歧化反应与元素电势图浏览字体设置：10pt 12pt 14pt 16pt放入我的网络收藏夹1.6 歧化反应与元素电势图1.6.1 歧化反应的定义歧即岔道。
歧化作用（disproportionation）。
歧化反应是氧化还原反应的一种特例。
在该反应中，氧化作用和还原作用是发生在同一分子内部处于同一种氧化态的元素上，也就是说该元素的原子（或离子）一部分被氧化（氧化数增高）；另一部分被还原（氧化数降低）。
这种自身氧化还原反应称为歧化反应或歧化作用。
1.6.1.1 卤素单质发生歧化（碱性介质）X2+2OH-→XO-+X-+H2O （X=Cl、Br、I）倘若我们推广到第Ⅵ（16）族的硫、第Ⅴ（15）族的磷，它们在碱溶液中也易发生歧化反应。
（次磷酸根）1.6.1.2 含氧酸根歧化（碱性介质）此反应的平衡常数K是相当可观的。
对氯来说是1027，对溴来说是1016，对碘来说是1020。
再譬如下列反应：此反应尽管平衡常数值相当大，但在溶液中即可使373K时反应过程十分缓慢。
因此通常不用上述歧化反应来制备高氯酸盐。
通常用电解氧化氯酸盐来制备高氯酸，在阳极区生成高氯酸盐。
浓度约为20％。
然后用硫酸酸化，经负压蒸馏得到高氯酸。
浓度能达到80％。
1.6.1.3 含氧酸的歧化（酸性介质）3HXO→HXO3+2HX综上所述，歧化反应发生应注意三点：1.主体：可以是单质、含氧酸根、含氧酸等，但它必须具备三种氧化态。
即中间的、较高的和较低的三种氧化态。
凡处于最高氧化态或最低氧化态的物种不可能发生歧化反应；2.介质可以是酸性的，中性的或碱性的；3.歧化反应的实质是电子转移发生在同一分子内处于同一种氧化态的同种元素的原子上。
那么我们来分析一下，以下反应是否是歧化反应。
2KClO3—→2KCl+3O2↑此反应电子转移是发生在分子内部不同氧化数的异种元素的原子上，称为分子内部氧化还原反应。
此反应电子转移是发生在分子间不同氧化数的同种元素的原子上，通常称为歧化反应的逆过程。
元素标准电极电势图
1.229
E B /V
O2 -0.076 HO2- 0.867 H2O
0.401
E A /V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.441 Fe
-0.037
Fe3+/Fe2+ Fe2+/Fe Fe3+/Fe
2. 应用 ： ① 计算电对的标准电极电势
A
E1 n1
B
E2 n2
C
E3 n3
D
E n
n E = n1E1 + n2E2 + n3E3
Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁 能避免Fe2+空气中氧气氧化为Fe3+
第第一节5结章束
氧化还原反应和电化学基础
第4节 结束
E = n1E1+ n2nE2 + n3E3
n、n1、n2、n3
分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
E = n1E1+ n2nE2 + n3E3 例
EB /V
BrO3-
?
4
BrO-
0.61
6
?
1
Br2
1.605
1
Br-
0.76
2
E
(BrO-/Br2)= 2 E
(BrO-/Br-) - E 1
= 0.53V
结 束12
② 判断能否发生歧化反应
氧化数升高或降低发生在同一物质内同 一元素上的反应称为歧化反应。
0
+1
-1
Cl2 +H2O→ HClO + HCl
当一种元素处于中间氧化数时,它一部分向高的 氧化数状态变化(被氧化),另一部分向低的氧化 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应
E B /V
O2 -0.076 HO2- 0.867 H2O
0.401
E A /V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.441 Fe
-0.037
Fe3+/Fe2+ Fe2+/Fe Fe3+/Fe
2. 应用 ： ① 计算电对的标准电极电势
A
E1 n1
B
E2 n2
C
E3 n3
D
E n
n E = n1E1 + n2E2 + n3E3
Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁 能避免Fe2+空气中氧气氧化为Fe3+
第第一节5结章束
氧化还原反应和电化学基础
第4节 结束
E = n1E1+ n2nE2 + n3E3
n、n1、n2、n3
分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
E = n1E1+ n2nE2 + n3E3 例
EB /V
BrO3-
?
4
BrO-
0.61
6
?
1
Br2
1.605
1
Br-
0.76
2
E
(BrO-/Br2)= 2 E
(BrO-/Br-) - E 1
= 0.53V
结 束12
② 判断能否发生歧化反应
氧化数升高或降低发生在同一物质内同 一元素上的反应称为歧化反应。
0
+1
-1
Cl2 +H2O→ HClO + HCl
当一种元素处于中间氧化数时,它一部分向高的 氧化数状态变化(被氧化),另一部分向低的氧化 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应
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-
V(
)
+ 0. 71
V(
)
- 0. 20
V(
)
lg K 3 = 1×E 1
( 1) + ( 2) = ( 3) , 故 lg K 1 + lg K 2 = lg K 3 , 1×E 0. 059 1+ lg ( 1 K sp ) = 1×E 1
E1 = E
+ 0. 503
2+
- 0. 76 + 0. 15 + 0. 771
I2 ) = 1. 19 V
Ξ
崔斌 (19672) , 男, 陕西咸阳市人, 西北大学化学系讲师, 现在西北工业大学材料科学与工程学院攻读在职博士学位,
1991 年毕业于宝鸡师范学院 ( 现宝鸡文理学院) 化学系, 同年考入西北大学化学系, 于 1994 年获理学硕士学位, 留校任
教至今。讲授过 “无机化学” 、 “普通化学” 、 “ 无机化学实验” 和“普通化学实验” 等课程; 主要从事相平衡及相分析、 稀土 材料化学和功能陶瓷等研究。曾参加国家自然科学基金 1 项, 陕西省教委专项基金 2 项, 陕西省自然科学基金 1 项, 主 持 陕西省教委专项基金 1 项; 在 《化学学报》 、 《高等学校化学学报》 、 《应用化学》 、 《西北大学学报》 、 《宝鸡师范学院学
Abstract: T he elem en t po ten t ia l d iag ram
(L a t i m er d iag ram ) ha s ex ten sive app lica t ion s in
ino rgan ic chem ist ry. A sp ecific in t roduct ion to the elem en t po ten t ia l d iag ram on it s defin it ion is g iven, the effect facto rs on the elem en t po ten t ia l d iag ram and it s app lica t ion s in ino rgan ic chem ist ry a re . exp la ined in deta il Key words: elem en t po ten t ia l d iag ram ; ox ida t ion 2reduct ion react ion; app lica t ion
V Fe
3+ 22+
2+
FeO 4
+ 1. 9
+ 0. 771
Fe
2+
- 0. 44
Fe
碱性介质中 E b
FeO 4
2-
V
- 0. 56
+ 0. 9
-
Fe (O H ) 3
Fe (O H ) 2
-
- 0. 877
-
Fe
而对于 I2 I 电对, 因半反应式 I2 + 2e = 2 I 中不 涉及 H + 或 O H - , 所以在酸性与碱性介质中其电 势图是一样的。
第 21 卷 第 1 期
2001 年 3 月
宝鸡文理学院学报 ( 自然科学版)
Jou rnal of Bao ji Co llege of A rts and Science (N atu ral Science )
. 21 N o. 1 Vol M ar. 2001
元素电势图及其应用
李淑妮, 崔 斌, 唐宗薰3 3
Elemen t poten tia l dia gram and its application s
L I Shu 2n i, CU I B in, TAN G Zong 2xun
(D ep t. Chem. , N o rthw est U n iversity, X i’an 710069, Shaanx i, Ch ina )
) 收录, 绝大多数被 CA ( 美国 报》 、 《化学试剂》 等期刊发表论文 20 多篇, 其中 5 篇被 SC I ( 美国 《科学引文索引》 《化学文 ) 收录。 摘》
© 1995-2005 Tsinghua Tongfang Optical Disc Co., Ltd. All rights reserved.
2+ 只有 Zn、 Sn 符合; ③ E [V ( ) V ( 只有 Zn 符合。
+ 0. 86
Cu I
- 0. 185
Cu
(M n+ M m + ) , (M n+ M m + ) , (M n+ M m + ) ,
212 溶剂的影响
H5I O6
+ 1. 644
I O3
-
+ 1. 13
HI O
+ 1. 45
I2
+ 0. 54
I
-
+ 0. 99
连线上 ( 下) 的数字表示连线两边化学物种所组成 的电对的标准电极电势, 因此这个数字既能说明 左边物种的氧化能力, 又能说明右边物种的还原 能力。 图中相连的两氧化态物种及其连线上的数 字, 代表了一个还原半反应及其标准电势, 元素电 势图省去了介质及其产物的化学式, 若将对应的 两氧化态物种 ( 电对) 写成半反应式时, 酸性溶液 (pH = 0 ) 应将 H + 和 H 2O 写进方程式, 同时还要 指出由高氧化态到低氧化态所得到的电子数。 同 理, 如在碱性溶液 (pH = 14) 中, 则应包括 O H - 和 H 2O 。 如
2. 3 沉淀剂和络合剂的影响
有许多元素, 在不同的介质中, 即使是同一价 态也具有不同的存在形式, 相应电对的电极电势
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第1期
李淑妮 等 元素电势图及其应用
2+
易歧化生成 Cu 2+ 和 Cu。而在乙腈中, Cu + 却能稳 定存在 ( E 右 < E 左 ) 。 这是因为, Cu 2+ 比 Cu + 的电 荷大一倍, 离子半径又小于 Cu + , 因而在水溶液 中, Cu 2+ 与水的静电作用能远大于 Cu + ; 此外,
Cu
2+
为 d 9 结构, 在水分子配位场的作用下, 发生
41
当溶液中有其它沉淀剂或络合剂存在时, 离 子的稳定性的差异在很大程度上取决于金属离子 与沉淀剂或络合剂的相互作用本质。 例如, 当溶液中存在 I 时, Cu 以 Cu I 的形式 稳定存在。Cu 2+ Cu I 和 Cu I Cu 电对的标准电极 电势这可由下面的多重平衡得到。 设 Cu 2+ Cu I 电对的标准电极电势值为 E 1 , Cu I 的溶度积为 K sp。 2+ + ( 1) 0. 059 1 Cu + e= Cu lg K 1 = 1×E
2+ 2+ 存在, 用 Zn、 Sn 和 Fe 作为还原剂可供选择时, 2+ 2+ 应选择何者? 可利用 V 、 Zn、 Sn 和 Fe 的电势图 对此加以讨论。
( 2) V( ( 3) Zn 0. 059 1 Sn )
+ 1. 00
+ 0. 225
Cu
பைடு நூலகம்2+
+ I + e= Cu I 0. 059 1
Cu
2+
代表的还原半反应及其标准电势为:
+ H5I O 6 + H + 2e = I O 3 + 3H 2O
E
= 1. 644 V
2 影响电势图的因素
对一种确定的元素来说, 其电势图并不是唯 一的, 在不同的介质、 不同的溶剂以及不同的沉淀 剂和络合剂存在下, 该元素的电势图则完全不同, 下面就其影响因素加以讨论分析。
Zn Sn
2+
4+
+ 0. 059 1 p K sp ,
带入相应的值得 E 1 = 0. 86 V 。 对于 Cu I Cu 电对, 用同样的方法求出其标 准电极电势为- 0. 185 V 。 所以有
Cu
2+
Fe Fe 为了只使 V ( ) 稳定存在于体系, 必须保证
3+
2+
钒的其他氧化态形式不可能存在, 因此, 被选择的 还原剂必须符合以下条件: ① E [V ( ) V ( ) ] > E 2+ 只有 Zn、 Sn 符合; ② E [V ( ) V ( ) ] > E
+ Cu + I = Cu I lg K 2 = lg ( 1 K sp ) +
力大于 Cu 2+ ( 0. 521 V > 0. 153 V ) , 而 Cu 的还原 能力小于 Cu + 。 在生产及科学研究中, 常常要求在系统中只 能允许某元素的某一氧化态稳定存在于溶液, 这 时, 可通过选择某一合适的氧化剂或还原剂来达 到这一目的。 如在钒的系统中欲只使 V ( ) 稳定
元素电势图在无机化学中有很广泛的用途。 但在一般的教材或参考书中只作简单的介绍未曾 深入讨论[ 1～ 3 ]。 为了加深对元素电势图的认识与 理解, 本文从元素电势图的概念出发, 对影响电势 图的因素以及电势图在无机化学中的应用等方面 进行较为详细的讨论, 供大家参考。
许多元素具有多种氧化态, 因此就有一系列 的氧化还原电对和一系列的标准电极电势值。 如 元素碘, 仅在酸性介质中就有: E (H 5 I O6 I O 3 ) = 1. 644 V