氧化还原反应与电极电势实验报告.docx

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氧化还原反应与电极电势实验报告

氧化还原反应与电极电势实验报告

氧化还原反应实验报告实验十二氧化还原反应一、实验目的1．理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。

2．加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。

3．进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。

[教学重点]电极电势和氧化还原反应的关系。

[教学难点]原电池、电解及电化学腐蚀等知识。

[实验用品]仪器：

低压电源、盐桥、伏特计药品：

0.5mol·L-1Pb（NO3）2、（0.5、1mol·L-1）CuSO4、0.5mol·L-1ZnSO4、0.1mol·L-1KI、0.1mol·L-1FeCl3、0.1mol.L-1KBr、0.1mol·L-1FeSO4、（1、3mol·L-1）H2SO4、6mol·L-1HAc、（2mol·L-1、浓）HNO3、（0.01、0.1mol·L-1）KMnO4、6mol·L-1NaOH、0.1mol·L-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸材料：

导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒）二、实验内容

（一）电极电势和氧化还原反应1．2Fe3++2I-=2Fe2++I2I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色2．Fe3++Br-不起反应，CCl4层无色3．Cl2+2Br-=2Cl-+Br2Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色

（二）浓度和酸度对电极电势影响1．浓度影响在两只50mL烧杯中，分别注入30mL0.5mol·L-1ZnSO4和0.5mol·L-1CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。

测量两电极之间的电压。

现象：

伏特表指针偏到E=0.80处解释：

（-）：

Zn2++2e-=Zn（+）：

Cu2++2e-=CuCuSO4溶液中加浓NH3.H2O到沉淀溶解为止，形成深蓝色溶液；Cu2++4NH3=[Cu（NH3）4]2+[Cu2+]下降,E变小，E=0.45VZnSO4溶液中加浓NH3.H2O至沉淀溶解为止;Zn2++4NH3=[Zn（NH3）4]2+[Zn2+]下降,E变大，E=0.76V最后达到平衡,E=0.8V接近初起值.2*．酸度影响在两只50mL烧杯中，分别注入FeSO4、K2Cr2O7溶液。

FeSO4溶液中插入Fe片，在K2Cr2O7溶液中插入C棒，将Fe片、C棒通过导线分别与伏特表的负极和正极相接,中间用盐桥连接，测量两极电压。

文档冲亿季，好礼乐相随miniipad移动硬盘拍立得XX书包现象：

测得E=0.61V解释：

（-）Cr2O72-+6e-+14H+=2Cr3++7H2O（+）Fe2++2e-=Fe在K2Cr2O7中，慢慢加入1mol·L-1H2SO4,再加入6mol·L-1NaOH。

加H+后E=1.1V加OH-后E=0.36V（三）浓度、酸度对氧化还原产物的影响1．浓度对产物的影响Zn+4HNO3（浓）=Zn（NO3）2+2NO2↑（红棕色）+2H2O4Zn+10HNO3（稀）=4Zn（NO3）2+NH4NO3+3H2O2．酸度对产物的影响KMnO4+H+→Mn2+肉色（无色）KMnO4+H2O→MnO2↓棕黑KMnO4+OH-→MnO42-绿色（四）浓度、酸度对氧化还原反应方向的影响。

1．浓度影响2Fe3++2I-=2Fe2++I2Fe3++6F-=[FeF6]3-I2易溶于CCl4呈紫色，加入Fe2+反应向逆方向进行、CCl4层颜色变浅；加入F-，生成[FeF6]3-，[FeF6]3-不能氧化I-，CCl4层无色。

2*．酸度影响I2+2AsO33-+2H2O=2I-+2AsO43-+4H+AsO33-+H2O-2e-=AsO43-+2H+2I--2e-=I2（五）酸度对氧化还原反应速率的影响2MnO4-+16H++10Br-==2Mn2++5Br2+8H2O[H+]越高，反应越快。

硫酸是强酸，[H+]浓度高，反应速度快；醋酸是弱酸，[H+]不能全部电离出来，反应慢。

三、注意事项1．加CCl4观察溶液上、下层颜色的变化；2．有NO2气体生成的反应，应在通风橱中做；3．注意伏特表的偏向及数值。

篇二：

第二节氧化还原反应和电极电势第二节电极电势知识要点一、电极电势和电池电动势1.电极电势（金属－金属离子电极）在铜锌原电池中,为什么电子从Zn原子转移给Cu2＋离子而不是从Cu原子转移给Zn2＋离子?

这与金属在溶液中的情况有关,一方面金属M表面构成晶格的金属离子和极性大的水分子互相吸引,有一种使金属棒上留下电子而自身以水合离子Mn（aq）的形式进入溶液的倾向,金属越活泼,溶液＋若两电极的各物质均处于标准状态,则其电动———○势为电池的标准电动势,E○=φ○（+）－φ（－）电池中电极电势φ大的电极为正极,故电池的电动势E的值为正.有时计算的结果E为负值,这说明计算之前对于正负极的判断有误.E0是氧化还原反应可以自发进行的判据.3.标准氢电极（气体－离子电极）电极电势的绝对值无法测量,只能选定某种电极作为标准,其他电极与之比较,求得电极电势的相对值,通常选定的是标准氢电极.标准氢电极是这样构成的:

将镀有铂黑的铂片置于H+浓度（严格的说应为活度a）为1.0mol·kg－1越稀,这种倾向越大,另一方面,盐溶液中的Mn＋（aq）离子又有一种从金属M表面获得电子而沉积在金属表面上的倾向,金属越不活泼,溶液越浓,这种倾向越大.这两种对立着的倾向在某种条件下达到暂时的平衡:

Mn＋（aq）＋ne－M在某一给定浓度的溶液中,若失去电子的倾向大于获得电子的倾向,到达平衡时的最后结果将是金属离子Mn＋进入溶液,使金属棒上带负电,靠近金属棒附近的溶液带正电,如右图所示,这时在金属和盐溶液之间产生电位差,这种产生在金属定于温度.在铜锌原电池中,Zn片与Cu片分别插在它们各自的盐溶液中,构成Zn2＋/Zn电极与Cu2＋/Cu电极.实验告诉我们,如将两电极连以导线,电子流将由锌电极流向铜电极,这说明Zn片上留下的电子要比Cu片上多,也就是Zn2/Zn电极的上述平衡比＋的硫酸溶液（近似为1.0mol·dm－3）中,如右图.然后不断地通入压力为1.013×105Pa的纯H2,使铂黑吸附H2达到饱和,形成一个氢电极.在这个电极的周围发生了如下的平衡:

H22H++2e－氢电极属于气体－离子电极.标准氢电极作为负极时,可以表示为Pt|H2（1.013×105Pa）|H+（1mol·dm－3）这时产生在标准氢电极和硫酸溶液之间的电势,叫做氢的标准电极电势,将它作为电极电势的相对标准,令其为零.在任何温度下都规定标准氢电极的电极电势为零（实际上电极电势同温度有关）.所以很难制得上述那种标准氢电极,它只是一种理想电极.用标准氢电极与其他各种标准状态下的电极组成原电池,测得这些电池的电动势,从而计算各种电极的标准电极电势,通常测定时的温度为298K.所谓标准状态是指组成电极的离子其浓度为1mol·dm－3（对于氧化还原电极来讲,为氧化型离子和还原型离子浓度比为1）,气体的分压为1.013×105Pa,液体或固体都是纯净物质.标准电极—电势用符号φ○表示.Cu/Cu电极的平衡更偏于右方,或Zn/Zn电对与Cu2＋/Cu电对两者具有不同的电极电势,Zn2＋/Zn电对的电极电势比Cu/Cu电对要负一些.由于两极电势不同,连以导线,电子流（或电流）得以通过.2.原电池的电动势电极电势φ表示电极中极板与溶液之间的电势差.当用盐桥将两个电极的溶液连通时,若认为两溶液之间等电势,则两极板之间的电势差即两电极的电极电势之差,就是电池的电动势.用E表示电动势,则有E＝φ＋－φ－2＋2＋2＋例如:

标准氢电极与标准铜电极组成的电池,用电池符号表示为2-1○（－）Pt|H2（p—）|H+（1mol·dm－3）‖Cu2+（1mol·dm－3）|Cu（+）—在298K,用电位计测得该电池的电动势E○=0.34V4.金属－金属难溶盐电极如Hg2Cl2/Hg由金属及其难溶盐浸在含有难溶盐负离子溶液中组成的电极.电极符号Pt,Hg,Hg2Cl2（s）|Cl（c）三、标准电极电势的应用1.标准电极电势表－E=φ－φ,得φ=E+φ（－）,———故φ○（Cu2+/Cu）=E○＋φ○（H+/H2）—○○—（+）—○（－）—○（+）—○—○=0.34V＋0V=0.34V为测锌电极的电极电势,组成电池—（－）Zn|Zn2+（1mol·dm－3）‖H+（1mol·dm－3）|H2（p○）|Pt（+）用同样的的方法可测得该电池的电势为0.7628V———○—○—○—○E○=φ○（＋）－φ（－）,得φ（－）=φ（＋）－E,———故φ○（Zn2+/Zn）=φ○（H+/H2）–E○=0V–0.7629V=–0.7628V则Cu－Zn电池（－）Zn|Zn2+（1mol·dm3）‖Cu2+（1mol·dm3）|Cu（+）－－——2+—2+○的电动势E○=φ○Cu/Cu－φZn/Zn=0.34V－（－0.76V）=1.1V上述原电池装置不仅可以用来测定金属的标准电极电势,它同样可以用来测定非金属离子和气体的标准电极电势,对某些剧烈与水反应而不能直接测定的电极,例如Na+/Na,F2/2F－等的电极则可以通过热力学数据用间接方法来计算标准电极电势.应—当指出:

所测得的标准电极电势φ○是表示在标准注意①标准电极电势的符号是正还是负,不因电极反应的写法而改变.如ZnZn—Zn2++2e－对应的φ○都是电对Zn2+/Zn条件下,某电极的电极电势.所谓标准条件是指以—+氢标准电极的电极电势φ○H/H=0,电对的[氧化2Zn2++2e－或型]/[还原型]=1或[Mn+]=1mol·dm－3;T=298K.因此—标准电极电势φ○是相对值,实际上是该电极同氢电极组成电池的电动势,而不是电极与相应溶液间电位差的绝对值.二、电极的类型及符号（四种电极）1.金属－金属离子电极如Zn/ZnCu/Cu等电极符号Zn|Zn（c）Cu|Cu（c）2.气体－离子电极如H/H2Cl2/Cl需用一个惰性固体导体如铂（Pt）或石墨.电极符号Pt,H2（p）|H（c）Pt,Cl2（p）|Cl（c）Pt与H2之间用逗号隔开,p为气体的压力.3.离子电极如Fe/Fe等体系将惰性电极插入到同一种元素不同氧化态的两种离子的溶液中所组成的电极.电极符号Pt|Fe（c1）,Fe（c2）2+3+3+2++－的标准电极电势.②标准电极电势和得失电子数多少无关,即与半反应中的系数无关,例如C12+2e－—φ○=1.358V.也可以书写为1/2C12+e－—其φ○值（1.358V）不变.2.判断判断氧化剂和还原剂的强弱2C1,－C1－,2+2+标准电极电势高的电极,其氧化型的氧化能力2+2+强;标准电极电势低的电极,其还原型的还原能力强.于是根据标准电极电势表,原则上可以判断一种氧化还原反应进行的可能性.3.判断反应方向氧化还原反应进行的方向判断反应方向氧化还原反应进行的方向与多种因素有关,例如,反应物的性质,浓度、介质的酸度和温度等.但是多种因素存在时,内因是事物变化的根据,外因是变化的条件.当外界条件一定时,如皆取标准状态,反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性.氧化还原反应发生的方向:

强氧化型1+强还原型2=弱还原型1+弱氧化型2在标准状态下,标准电极电势较大的电对的氧+－化型能氧化标准电极电势数值较小的电对的还原型.这样判断氧化还原反应方向的根据是什么?

将电池反应分解为两个电极反应,反应物中还原剂的电对作负极,反应物中氧化剂的电对作正极.当负极的电势更负,正极的电势更正,电子就可以自动地由负极流向正极.或者说,电流能自动地由正极流向负极.负极的还原型能将电子自动地给予正极的氧化型,电池电动势必须为正,即E0,反应就能自动向右进行.例如:

判断Zn+Cu=Zn+Cu反应是否向右进行?

分析将反应物中还原型和它的产物的电对—作负极（－）:

Zn2++2e－=Zn,φ○=－0.7628V2+2+恰好相反,所以使用时应加以注意.在两种氧化态之间若构成一个电对,就用一条直线把它们联接起来,并在上方标出这个电对所对应的标准电极电势.—根据溶液的pH值不同,又可以分为两大类:

φ○A（A表示酸性溶液Acidsolution）表示溶液的pH=0;φB（B表示碱性溶液Basicsolution）表示溶液的pH=14.书写某一元素的元素电势图时,既可以将全部氧化态列出,也可以根据需要列出其中的一部分.例如碘的元素电势图:

—○将反应物中氧化型和它的产物的电对作正极Cu+2e=Cuφ=0.337V查出标准电势,求出电池电动势:

———○—○—○E○=φ○（+）－φ（－）=φ（Cu2+/Cu）－φ（Zn2+/Zn）2+－—○=1.10V0故反应向右进行.☆利用标准电极电势定量地判断氧化还原方向的具体步骤可总结如下:

①首先,求出反应物和生成物中元素的氧化数,根据氧化数的变确定氧化剂和还原剂;②分别查出氧化剂电对的标准电极电势和还原剂电对的标准电极电势;③以反应物中还原型作还原剂,它的电对为负极,以反应物中氧化型作氧化剂,它的电对为正极,求出电池标准状态的电动势:

E=φ－φ—○—○○—（+）—○（－）也可以列出其中的一部分,例如:

从元素电势图不仅可以全面地看出一种元素各氧化态之间的电极电势高低和相互关系,而且可以判断哪些氧化态在酸性或碱性溶液中能稳定存在.现介绍以下几方面的应用.1.利用元素电势图求算某电对的未知的标准电极电势.若已知两个或两个以上的相邻电对的标准电极电势,即可求算出另一个电对的未知标准电极电势.例如某元素电势图为—φ○1—φ○2若E0,则反应自发正向（向右）进行,以符号→表示;—若E○0,则反应逆向（向左）进行,以符号←表示.五、元素电势图及其应用大多数非金属元素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,这种图称为元素电势图或拉提默图.比较简单的元素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.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.两者的排列顺序—φ○根据标准自由能变化和电对的标准电极电势关系,经过一系列变化,可得φ=—○——○n1φ○1+n2φ2n1+n2其中n1,n2分别为电对的电子转移数）2.判断歧化反应是否能够进行由某元素不同氧化态的三种物质所组成两个电对,按其氧化态由高到低排列如下:

假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组φ—○左度等都是影响电极电势的重要因素,当然电极的种类是最根本的因素.对于一定的电极来讲,对电极电势影响较大的是离子的浓度,温度的影响较小.定性的看,在金属电极反应中,金属离子的浓度越－大,则Mn++neφ—○右氧化态降低成的电池电动势:

E=φ成的电池电动势:

E=φ化反应?

有关的电势图为:

＋0.163＋＋0.521—○φA/vCu2＋CuCu因为φ右φ左,所以在酸性溶液中,Cu+离子不稳定,它—○—○—○—○—○正－φ—○负=φ—○右－φ—○右—○左上的负电荷,使电极电势增大.Mn+离子浓度越小,有更多的M失去电子变成Mn+离子,从而增多电极上的负电荷,使电极电势减小.在Fe3++e－Fe2+离子浓度,都将使平衡向右移动,结果减少了电极上的负电荷,使电极电势增大.反之,减少Fe3+离子浓度或增大Fe2+离子浓度,会使电极电势降低.总之,高氧化数（氧化型）离子的浓度越大,则电极电势越高;低氧化数（还原型）离子的浓度越大,则电极电势越低.换句话说,[氧化型]/[还原型]越大,则电极电势越高.氧化型]或[还原型]表示氧化型物质（如Fe3+）或还原型物质（如Fe2+）的物质的量的浓度（严格的说应该是活度）.2.能斯特（Nernst）方程由热力学的关系式导,可得出电极电势同离子的浓度、温度等因素之间的定量关系——Nernst方程:

对电极反应氧化型+ne－=还原型—有φ=φ○+M平衡向右移动,减少电极假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组—○右－φ左0,即φ+—○φ—○左根据以上原则,来看一看Cu是否能够发生歧Fe2+电极反应中,增大Fe3+离子浓度或减小将发生下列歧化反应:

2Cu+=Cu+Cu2+又如铁的电势图—＋0.5213＋＋0.77φ○/vFeFe2＋FeA——○2+因为φ○右φ左,Fe不能发生歧化反应.——○3+2+3+但是由于φ○左φ右,Fe/Fe电对中的Fe离子可氧化Fe生成Fe2+离子:

Fe3++Fe=2Fe2+可将上面讨论的内容推广为一般规律:

在元素电势图—○——A—B—C中,若φ○φ○,物质B将自发发生歧右左RT[氧化型]lnnF[还原型]应用这个方程时应注意：

①方程式中的[氧化型]和[还原型]并非专指氧化数有变化的物质,而是包括了参加电极反应的所有物质.②在电对中,如果氧化型或还原型物质的系数不是1,则[氧化型]或[还原型]要乘以与系数相同的方次.③如果电对中的某一物质是固体或液体,则它们的浓度均为常数,常认为是1.④如果电对中的某一物质是气体,它的浓度用气体分压来表示.典型例题例1在稀H2SO4溶液中,KMnO4和FeSO4发生以下反应:

+2+2+3+MnO－4＋H＋Fe?

Mn＋Feφ左φ右—○化反应,产物为A和C.若φ左φ右,当溶液中有A和C存在时,将自发地发生睦化反应的逆反应,产物为B.六、影响电极电势的因素1.定性的讨论如前所述,电极电势是电极和溶液间的电势差.这种电势差产生的原因,对于金属电极来讲,是由于在电极上存在Mn++neM电极反应的缘故.对于氧化还原电极采讲（如Fe3+/Fe2+电极）,是由于在惰性电极上存在Fe3++e－－—○—○Fe2+电极反应的结果.因此,从平衡的角度上看,凡是影响上述平衡的因素都将影响电极电势的大小.显然,电极的本质、溶液中离子的浓度、气体的压强和温如将此反应设计为原电池,写出正、负极的反应,电池反应和电池符号.解电极为离子电极,即将一金属铂片插入到含有Fe、Fe溶液中,另一铂片插入到含有MnO、－4－－生成I－,AsO3失电子生成AsO3.34解

（1）形成了原电池,将化学能转化为电能.

（2）该反应是一个可逆反应,加盐酸时,增大反应物H+浓度,平衡向正反应方向进行;加氢氧化钠时中和H+,减小反应物H+的浓度,平衡向逆反应方向进行.（3）C1:

2I－－2e－=I2,－－C2:

AsO3+2e－+2H+=AsO3+H2O432+3+Mn2＋及H+的溶液中,分别组成负极和正极:

负极反应:

Fe2＝Fe3+e＋＋－正极反应:

MnO－8H＋＋5e－＝Mn2+＋4H2O4＋电池反应:

MnO－＋8H＋＋5Fe2＋＝Mn2＋＋5Fe3＋+4H2O4电池符号:

（－）Pt|Fe2+（c1）,Fe3+（c2）||MnO－（c3）,H+（c4）,Mn2+（c5）|Pt（+）4－－例2已知反应:

AsO3+I→AsO3+I2+H2O43－（4）C1:

I2+2e－=2I－,－－C2:

AsO3－2e+H2O=AsO3+2H+34－例3实验室制备氯气的方法之一是常用MnO2和浓度为12mol·L－1的浓HCl反应,而不用MnO2和浓度为1mol·L－1的稀HCl反应?

请用电极电位说明理由.分析不仅酸、碱、盐之间进行离子互换反应是有条件的,同样地,氧化剂与还原剂之间的反应也是有条件的.条件是:

⑴φ氧－φ还0反应向右进行⑵φ氧－φ还0反应向左进行⑶φ氧－φ还=0反应达到平衡若氧化剂与还原剂的电位相差较大（一般大断.但是如果氧化剂与还原剂的电位相差较小（一般小于0.2V）时,由于溶液的浓度或酸度改变,均种情况下,必须算出非标准情况下的电位,然后才能进行判断.解MnO2与HCl的反应MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O当HCl浓度为lmol·L－1时,按标准电极电位判断反应方向：

MnO2+4H++2e－－（未配平）,现设计成如图的实验装置,进行下述操作:

（Ⅰ）向（B）烧杯中逐滴加入浓盐酸发现微安表指针偏转;（Ⅱ）若改向（B）烧杯中滴加40%NaOH溶液,发现微安表指针向相反的方向偏转,试回答下列问题:

⑴两次操作过程中指针为什么会发生偏转?

⑵两次操作过程中指针偏转方向为什么相（3）（Ⅰ）操作中C1上发生的反应为,C2,C2上发生的反应反?

试用化学平衡移动的原理加以解释于0.2V）的情况下,可以用标准电极电位直接来判（4）（Ⅱ）操作中C1上发生的反应为可引起电位的变化,从而可使反应方向改变.在这为.分析

（1）指针发生偏转表示有电流通过,说明形成了原电池,将化学能转化为电能.

（2）在原电池中指针向负极一边偏转,两种操作指针偏转方向相反,说明总反应是一个可逆反应.加HCl与加NaOH时,发生的反应刚好相反即为可逆反应.从题给反应来看,加盐酸时,增大反应物H+++－浓度,平衡向正反应方向进行,加氢氧化钠时中和H,减小反应物H的浓度,平衡向逆反应方向进行,故两种操作刚好使得电子转移方向相反,故检流计的指针偏转方向相反.（3）加盐酸时,总反应向右进行,故C1上I－失电子－－生成I2,C2上AsO3得电子生成AsO3.43—Cl2+2e2Clφ○=1.36V—○—○—○因为E=φ（MnO/Mn2+）－φ（Cl/Cl－）—Mn2++2H2Oφ○=1.23V=1.23V－1.36V=－0.13V0,故MnO2与lmol·l－1的稀HCl不会发生反应.当HCI浓度为12mol·L－1－221的浓HCl－时,[H+]=12mol·L.若[Mn2+]=lmol·L1,此时氧化剂的电位为（4）加氢氧化钠时,总反应向左进行,故I2得电子篇三：

实验五氧化还原反应与电极电势实验五氧化还原反应与电极电势一、实验目的1、掌握电极电势对氧化还原反应的影响。

2、定性观察浓度、酸度对电极电势的影响。

3、定性观察浓度、酸度、温度、催化剂对氧化还原反应的方向、产物、速度的影响。

4、通过实验了解原电池的装置。

二、实验原理氧化剂和还原剂的氧化、还原能力强弱，可根据她们的电极电势的相对大小来衡量。

电极电势的值越大，则氧化态的氧化能力越强，其氧化态物质是较强氧化剂。

电极电势的值越小，则还原态的还原能力越强，其还原态物