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判斷氧化劑、還原劑的相對強弱
    電極電勢代數(shù)值越小，電對所對應的還原型物質(zhì)的還原能力越強，氧化型物質(zhì)的氧化能力越弱。電極電勢代數(shù)值越大，電對所對應的氧化型物質(zhì)的氧化能力越強，還原型物質(zhì)的還原能力越弱。
    例如，已知        φ^θ(Cl₂/Cl^-)=1.36V
              φ^θ(Fe³⁺/Fe²⁺)=0.77V
              φ^θ(Cu²⁺/Cu)=0.34V
    可知，氧化型物質(zhì)的氧化能力Cl₂＞Fe³⁺＞Cu²⁺，還原型物質(zhì)的還原能力Cu＞Fe²⁺＞Cl^-。

判斷氧化還原反應進行的方向
    恒溫恒壓下化學反應自發(fā)進行的條件是△G＜0。氧化還原反應組成原電池的電動勢與其△G的關(guān)系表示為

△G＝－nFE
在標準狀態(tài)下：△G^θ＝－nFE^θ

    在任意狀態(tài)下，氧化還原反應方向的判斷遵循以下規(guī)律。

△G＜0，E＞0，反應向正向進行
△G＝0，E＝0，處于平衡狀態(tài)
△G＞0，E＜0，反應向逆向進行

    用電池電動勢E判斷氧化還原反應進行的方向時，若某一種反應物質(zhì)的濃度或分壓未知，可利用標準電池電動勢E^θ，用以下經(jīng)驗規(guī)則判斷氧化還原反應進行的方向。

E^θ＞0．2V，反應向正向進行
E^θ＜－0．2V，反應向逆向進行
0．2V＜E^θ＜0．2V，不能確定

計算氧化還原反應進行的程度
    根據(jù)電池反應的Nernst方程式（25℃）：

E＝E^θ－(0.059/n)lgJ

    當氧化還原反應處于平衡時，E＝0，J＝K^θ，則氧化還原反應平衡常數(shù)與標準電池電動勢的關(guān)系為

lgK^θ=nE^θ/0.0592          (3-9)

    當n＝2，E^θ≥0．2V時，K^θ≥5．7×10⁶，反應進行很完全。
    當n＝2，E^θ≤－0．2V時，K^θ≤1．7×10^-7，反應基本不進行。

元素電勢圖及其應用
    一些元素具有多種氧化態(tài)，為了直觀地了解各氧化態(tài)之間的關(guān)系，把各氧化態(tài)之間所構(gòu)成的電對的標準電極電勢用圖形表示出來，這種圖形叫做元素電勢圖，亦稱還原電勢圖。
    在元素電勢圖中，從左至右，元素的氧化態(tài)由高到低排列，兩種氧化態(tài)之間以直線連接，在直線上標明該電對的標準電極電勢。例如，氯元素在酸性介質(zhì)中的電勢圖為（圖中數(shù)字單位為V）

    H₂O₂處于中間氧化態(tài)，因此，它既可以做氧化劑，又可以做還原劑。
    元素電勢圖的應用：
    （1）判斷歧化反應是否發(fā)生。在元素電勢圖中，如果某一氧化態(tài)物質(zhì)與其右邊低氧化態(tài)物質(zhì)構(gòu)成電對的標準電極電勢φ^θ（右），大于它與其左邊高氧化態(tài)物質(zhì)構(gòu)成電對的標準電極電勢φ^θ（左），該氧化態(tài)物質(zhì)就可能發(fā)生歧化反應，生成相鄰的兩種氧化態(tài)物質(zhì)。反之，歧化反應不能自發(fā)進行，而歧化反應應的逆反應可以自發(fā)進行。
    在氧的元素的電勢圖中，φ^θ（H₂O₂／H₂O）＞φ^θ（O₂／H₂O₂），即φ^θ（右）＞φ^θ（左），所以，H₂O₂能發(fā)生歧化反應

2H₂O₂(aq) = O₂(g)+2H₂O(l)

    在酸性介質(zhì)中，鐵的元素電勢圖為

    由于φ^θ（右）＜φ^θ（左），F(xiàn)e²⁺不能發(fā)生歧化反應，但其逆反應可以自發(fā)進行

2Fe³⁺(aq)+Fe(s) = 2Fe²⁺(aq)

    該反應用來穩(wěn)定亞鐵離子的水溶液，防止亞鐵離子被氧化為鐵離子。
    （2）計算某電對的標準電極電勢。假定有一元素的電勢圖為

圖中，n_i為相鄰氧化態(tài)的氧化數(shù)差值。從熱力學可以推導出：

φ^θ=(n₁φ₁^θ+n₂φ₂^θ+n₃φ₃^θ)/(n₁+n₂+n₃)          (3-10)

利用一些已知的標準電極電勢和式（3－10），可以計算某些電對的未知標準電極電勢。