普通化學(xué)課件

化學(xué)鍵和分子結(jié)構(gòu)分子是保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的最小微粒，是物質(zhì)參與化學(xué)反應(yīng)的基本單元。其性質(zhì)決定於分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，包括化學(xué)鍵和分子的空間構(gòu)型兩方面。

化學(xué)鍵是指分子或晶體中相鄰兩個或多個原子間的強烈相互作用。一般分為離子鍵、共價鍵以及金屬鍵。5.1離子鍵5.1.1離子鍵的形成與晶格能由正、負(fù)離子之間的靜電引力結(jié)合的化學(xué)鍵叫離子鍵。如：nNa(3s1)-nenNa+(2s22p6)nCl(3s23p5)+nenCl-(3s23p6)nNa+Cl-離子鍵形成的條件：元素的電負(fù)性相差1.7以上。離子鍵的強弱用晶格能表示。由氣態(tài)正離子與氣態(tài)負(fù)離子結(jié)合生成一摩爾晶體化合物時所放出的能量，符號U，單位是kJ·mol-1

晶格能越大，離子鍵越強，離子晶體越穩(wěn)定。晶格能的計算（波恩-哈伯迴圈）例：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，1mol金屬鈉固體與1/2molCl2直接反應(yīng)生成1摩爾NaCl晶體時放出的熱量為411KJ/mol，計算NaCl晶體的晶格能。例1：下列表示生成MgO晶體的晶格能是（）A.Mg(s)+1/2O2(g)=MgO(s)ΔrH?m(1)B.2Mg(s)+O2(g)=2MgO(s)ΔrH?m(2)C.Mg(g)+1/2O2(g)=MgO(s)ΔrH?m(3)D.Mg2+(g)+O2-(g)=MgO(s)ΔrH?m(4)5.1.2離子鍵的特點1.存在正負(fù)離子，具有強的極性。2.沒有飽和性和方向性.

由於離子所帶電荷球型分佈，它可以從空間各個方向吸引帶相反電荷的離子；只要空間允許，離子會盡可能吸引帶相反電荷的離子。5.2共價鍵5.2.1共價鍵的價鍵理論路易斯的經(jīng)典價鍵理論：分子中兩個相鄰原子間可以通過共用一對或幾對電子，共用電子對後，彼此都達到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。這種靠共用電子對結(jié)合而成的化學(xué)鍵稱為共價鍵。後來，pauling在量子力學(xué)的基礎(chǔ)上，根據(jù)經(jīng)典價鍵理論提出近代價鍵理論。近代價鍵理論的內(nèi)容：（1）形成共價鍵時，僅成鍵原子的外層軌道及其中的電子參加作用。（2）只有外層軌道能量相近，未成對電子自旋方向相反的兩個原子相互接近時，才能發(fā)生原子軌道重疊，才有可能形成共價鍵。（3）原子軌道只有發(fā)生同號重疊，且最大程度重疊，才能形成共價鍵。5.2.2共價鍵的特點1.具有飽和性由於每種元素的原子所能提供成鍵軌道的數(shù)目以及未成對電子數(shù)是一定的。2.具有方向性由於共價鍵的形成是由於原子軌道的最大程度重疊所至，除s軌道球型分佈外，其他的p、d、f軌道都有方向性。5.2.3共價鍵的類型原子軌道沿鍵軸方向，以“頭碰頭”方式形成的共價鍵為σ鍵。s-s,s-p,p-p原子軌道重疊都可以形成σ鍵。若原子軌道沿兩核連線方向，以“肩並肩”方式形成的共價鍵為π鍵。p-p原子軌道重疊可以形成π鍵。形成σ鍵如HCl分子中的3p和1s的成鍵，和Cl2

中的3p和3p的成鍵。++++

鍵

將成鍵軌道沿著鍵軸旋轉(zhuǎn)任意角度，圖形及符號均保持不變。即鍵的鍵軸是成鍵軌道的任意多重軸。一種形象化描述：

鍵是成鍵軌道的“頭碰頭”重疊。鍵成鍵軌道繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180°時，圖形復(fù)原，但符號變?yōu)橄喾?。例如兩個px

沿z軸方向重疊的情況。xx++px

z繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180°++xx

z形象化的描述，

鍵是成鍵軌道的“肩並肩”

重疊。

N2

分子中兩個原子各有三個單電子，

pxpypz

沿z軸成鍵時，

pz

與pz“頭碰頭”形成一個鍵。此時，px

和px，py

和py

以“肩並肩”形式重疊，形成兩個鍵。所以N2

分子的3鍵中，有1個鍵，2個鍵。

5.3雜化軌道理論雜化：在形成分子時，由於原子的相互影響，若干不同類型、能量相近的原子軌道混合起來重新組合成一組新軌道，這種軌道重新組合的過程叫雜化。所形成的新軌道叫雜化軌道。5.3.1雜化軌道理論的基本要點注意的問題

（1）原子軌道雜化只有在形成分子的過程中發(fā)生。（2）只有能量相近的原子軌道才能發(fā)生雜化。（3）形成雜化軌道數(shù)目等於參與雜化的原子軌道數(shù)。（4）雜化軌道之間盡可能在空間採取相互影響最小，角度最大的空間分佈。（5）雜化軌道與其它原子的軌道成鍵時，一般都形成σ鍵。NH3（N、P、As、Sb、Bi）5.3.2雜化軌道的類型雜化軌道類型SP雜化SP2雜化SP3雜化直線型分子平面三角形

四面體雜化軌道的類型2-2雜化軌道理論CH4形成的過程中，C原子的電子曾有過如下的激發(fā)步驟，以得到4個單電子。

電子激發(fā)2p2s

2p2s

顯然，這4個單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與4個H原子形成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全相同，也不應(yīng)該指向正四面體的四個頂點。CH4

為什麼是正四面體結(jié)構(gòu)？AlCl3

鍵角120°，NH4+鍵角109°28′。在成鍵過程中，軌道之間的夾角是怎樣形成的？（2）雜化軌道的類型（a）sp雜化+++=+在sp雜化軌道中，s和p的成份各1/2兩條雜化軌道呈直線形分佈互成180°角。BeCl2

分子直線形，用雜化軌道理論分析其成鍵情況，說明直線形構(gòu)型的原因。

Besp雜化

2s22p0

2條sp雜化軌道呈直線形分佈，分別與2個Cl的3p軌道成鍵，故分子為直線形。（b）sp2

雜化BCl3

平面三角形構(gòu)型

Bsp2雜化3個sp2雜化軌道呈三角形分佈，分別與3個Cl的3p成σ鍵，故BCl3分子構(gòu)型為三角形。(c)sp3雜化

CH4

是正四面體結(jié)構(gòu)，Csp3雜化，4個軌道

呈正四面體分佈，分別與4個H的1s成σ鍵。

沒有未雜化的電子，故CH4無雙鍵。(d)sp3d2

SF6

呈正八面體形狀，Ssp3d2

雜化。sp3d2

雜化(3)等性雜化與不等性雜化等性雜化如C的sp3雜化，4條sp3

雜化軌道能量一致不等性雜化H2OV形結(jié)構(gòu)，Osp3不等性雜化。

有單電子的sp3雜化軌道與H的1s成σ鍵，有對電子的

sp3不成鍵，為孤對電子，故H2O分子呈

V字形結(jié)構(gòu)。

HOH鍵角本應(yīng)109°28′，但由

於孤對電子的斥力，該角變小，為104°45′。OHH????判斷是否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等，不看未參加雜化的軌道的能量。價層電子對互斥理論：分子內(nèi)中心原子價電子層上的電子對有相互排斥作用，若價層中各電子對排斥能力相同，則分子為對稱平衡結(jié)構(gòu)，若價層電子對排斥能力不同，則分子為不對稱結(jié)構(gòu)。作用力大小規(guī)則：孤對電子-孤對電子間作用力孤對電子-成鍵電子間作用力成鍵電子-成鍵電子間作用力>>

判斷題：1、雜化軌道參與而形成的化學(xué)鍵一般都是σ鍵。（

）2、一種元素的原子最多所能形成共價單鍵的數(shù)目，等於基態(tài)的該種元素原子中所含未成對電子數(shù)。（

）

3、BCl3分子的空間構(gòu)型是平面三角形，而NCl3分子的空間構(gòu)型是三角錐形。（

）4、成鍵原子的價電子層中若無未成對電子，就不能形成共價鍵。（

）1、形成HCl分子時原子軌道重疊是（

）A、S—S重疊

B、Py

—Py重疊C、S—Px重疊

D、Px—Py重疊2、中心原子僅以SP雜化軌道成鍵的是（

）A、BeCl2和

HgCl2B、CO2

和CS2C、H2S和H2OD、BF3

和CCl4

3、BeCl2

分子幾何構(gòu)型是直線型，Be與Cl所成的鍵是（

）

A、（SP2—P）σ鍵

B、（SP—S）σ鍵

C、（SP—P）σ鍵

D、（SP—S）π鍵1、

H3O+離子的中心原子O採用____________雜化，其中有________個σ鍵和___________個配位鍵，該中心原子的價層電子對構(gòu)型為_________________，離子的幾何構(gòu)型___________________。2、PH3分子中P原子的雜化軌道類型是_________，分子空間構(gòu)型_______________

,H2Se分子中Se

原子採取的雜化方式________________，分子空間構(gòu)型_____________________。5.4分子的極性、分子間力、氫鍵5.4.1鍵的極性

共價鍵非極性共價鍵

極性共價鍵

按化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心是否重合

··+-+q-q鍵矩

u=q.L鍵的極性大小用鍵矩表示，成鍵原子的電負(fù)性相差越大，鍵矩越大，極性越強。

例1：下列化合物中價鍵極性最小的是（

）A、MgCl2B、AlCl3C、SiCl4D、PCl5例2：下列化學(xué)鍵中極性最強的是（

）

A、H—FB、S—HC、H—OD、N—H例3：下列分子中既具有極性鍵又有非極性鍵的是（

）

A、NH4OHB、HCNC、H2O2D、CCl4共價分子極性分子非極性分子按分子中正、負(fù)電荷中心是否重合

分子極性大小用偶極矩表示，偶極矩等於各鍵矩的向量和.5.4.2分子的極性對於雙原子分子,由極性鍵形成的分子都是極性分子。由非極性鍵形成的分子都是非極性分子。

對於多原子分子,只要分子結(jié)構(gòu)對稱，不管鍵有無極性都是非極性分子。分子結(jié)構(gòu)不對稱，鍵有極性，分子都是極性分子。

分子式中心原子的雜化方式分子空間構(gòu)型鍵有無極性分子有無極性分子間作用力分子偶極矩CH4

CH3Cl

CO2

例：填寫下表5.4.3分子間作用力(又叫範(fàn)德華力）1、分子間力的特點：A、分子間力是永遠存在的。

B、沒有方向性和飽和性。

C、它是一種短程力，與分子間距離的6次方成反比，隨分子間距離的增大將很快減小

D、它一種弱的相互作用，一般只有幾到幾十KJ/mol,化學(xué)鍵（100-600kJ·mol-1）2、分子間作用力的分類（1）色散力由於電子的不斷運動和原子核的振動，產(chǎn)生瞬間偶極+-+-+-+-+-瞬間偶極由於瞬間偶極之間的作用力叫做色散力。分子間色散力普遍存在，一般來說，分子的變形性越大，色散力越大。對於化學(xué)性質(zhì)相似的同類分子，分子量越大，色散力越大。非極性分子（2）誘導(dǎo)力+-+-+-+-+-+-誘導(dǎo)偶極由於誘導(dǎo)偶極之間的作用力叫做誘導(dǎo)力。極性分子非極性分子固有偶極

極性分子的極性越大，非極性分子的變形性越大，誘導(dǎo)力越大。（3）取向力極性分子極性分子+-+-+-+-+-+-固有偶極由於固有偶極之間的作用力叫取向力?？傊?，在非極性分子間只存在色散力，在非極性分子與極性分子間存在色散力和誘導(dǎo)力，在極性分子間存在色散力、誘導(dǎo)力和取向力，色散力存在於任何分子間，一般也是最主要力；只有當(dāng)分子極性非常大時，才以取向力為主。1、

下列分子間既存在誘導(dǎo)力，又存在取向力的是（

）

A、CCl4和苯

B、CHCl3和H2OC、CH4和H2D、CH2Cl2和CO22、鹵化氫HF、HCl、HBr、HI分子極性由強到弱的順序_______________________;

分子間取向力由強到弱的順序為_______________________；分子間色散力由強到弱的順序為_____________；沸點由高到低的順序為

第二章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)教學(xué)目標(biāo)：熱力學(xué)基礎(chǔ)知識1.瞭解狀態(tài)函數(shù)及其特性、功和熱的概念。2.理解熱力學(xué)第一定律和熱力學(xué)能的概念，定容熱與熱力學(xué)能變、定壓熱與焓變的關(guān)係。熱化學(xué)1.理解並熟練應(yīng)用Hess定律。2.應(yīng)用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓計算反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。化學(xué)反應(yīng)的方向性1.瞭解自發(fā)過程的兩個趨勢,熵與混亂度.2.瞭解吉布斯自由能的物理意義.3.能應(yīng)用吉布斯自由能判據(jù)判斷自發(fā)反應(yīng)的方向.4.會應(yīng)用標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能計算反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變.5.掌握吉布斯-亥姆霍茲公式的應(yīng)用.6.瞭解化學(xué)反應(yīng)等溫方程式並能夠簡單應(yīng)用.2.1熱力學(xué)基礎(chǔ)知識2.1.1系統(tǒng)(體系)與環(huán)境系統(tǒng)(體系):被確定的研究對象.熱力學(xué)研究的是由大量微觀粒子所組成的宏觀體系.環(huán)境:

體系以外,與體系密切相關(guān)的部分.在熱力學(xué)上,體系通常分為:敞開體系,封閉體系,孤立體系.2.1.2狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)狀態(tài):是體系物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的宏觀表現(xiàn),由一系列物理量確定,如T、P、

V、

c、ρ、

η等．狀態(tài)函數(shù)：確定系統(tǒng)所處狀態(tài)的這一系列宏觀物理量，稱為狀態(tài)函數(shù)．狀態(tài)函數(shù)的特徵：A、單值性；

B、狀態(tài)函數(shù)的改變量只與體系的始終態(tài)有關(guān)，與途徑無關(guān)．例１：下列各組均為狀態(tài)函數(shù)的是（）

A．U、H、S、P、V、T

B．U、H、S、W、Q、G

C．ΔU、ΔH、ΔS、W、Q、ΔG

D．QP、QV、W、P、V、T例２：設(shè)Ｕ是某體系的一個狀態(tài)函數(shù)，當(dāng)體系從狀態(tài)A變化到狀態(tài)B，又回到起始狀態(tài)A時，則ΔU=＿2.1.3功和熱物質(zhì)之間進行能量交換的三種方式：功、熱、輻射．熱：由於體系和環(huán)境之間存在溫度差而引起體系和環(huán)境之間的能量傳遞．以“Q”表示．規(guī)定：系統(tǒng)吸收熱量，Q>0;

系統(tǒng)放出熱量，Q<0.功：由於壓力差或其他機電“力”引起能量在體系和環(huán)境之間的交換．用符號“w”表示．規(guī)定：環(huán)境對系統(tǒng)做功，w>0,

系統(tǒng)對環(huán)境做功，w<0.功分為體積功和非體積功．體積功：系統(tǒng)反抗外壓，體積變化所做的功．用符號“W體”表示．非體積功：又稱其他功，有用功．用符號“W′”

表示．注:功和熱都是過程量,不是狀態(tài)函數(shù).不能說某一體系的某一狀態(tài)具有多少熱或功.2.1.4內(nèi)能(熱力學(xué)能)體系內(nèi)的物質(zhì)所具有的各種形式能量的總和.用U表示.包括分子的平動能、轉(zhuǎn)動能、振動能、電子運動能、原子核能量以及分子間位能等．內(nèi)能是狀態(tài)函數(shù)，但系統(tǒng)內(nèi)能的絕對值無法知道．2.1.5熱力學(xué)第一定律（能量守恆定律）

1840年，英國物理學(xué)家焦耳作了大量的熱功當(dāng)量實驗，證實能量在轉(zhuǎn)化過程中總量保持不變．從而揭示了永動機的發(fā)明是不可能的．內(nèi)容：略．設(shè)體系由狀態(tài)A（Ｕ１）變化到狀態(tài)B（U2)，此過程中環(huán)境對體系作功為W，吸熱為Q，則體系內(nèi)能變化（ΔＵ）為：

ΔＵ＝Ｕ２－Ｕ１＝Q+W熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)運算式．例：體系對環(huán)境做了200J的功，體系須從環(huán)境____熱______J，才能使體系熱力學(xué)能增加50J。2.２反應(yīng)熱當(dāng)體系發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，且T產(chǎn)＝T反＝T始，W′=0時，體系所吸收或放出的熱．反應(yīng)熱包括恒容反應(yīng)熱和恒壓反應(yīng)熱．2.２.１恒容反應(yīng)熱Qv=ΔU2.２.２恒壓反應(yīng)熱Qp=ΔH(焓變）例：在1atm和373K時，２molH2和1molO2反應(yīng)生成２mol水蒸氣，放熱４８３.７KJ.計算生成１mol水蒸氣時的ΔH和ΔＵ．2.２.3熱化學(xué)反應(yīng)方程式2.２.4

Hess定律（蓋斯定律）一個化學(xué)反應(yīng),不管是一步還是分幾部完成,其熱效應(yīng)相同.表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)係的式子.

C(s)+O2(g)CO2(g)CO(g)根據(jù)Hess定律,例:根據(jù)蓋斯定律判斷下列等式哪一項是正確的？AA、△H1+△H2+△H3=△H4B、△H1+△H2=△H3+△H4C、（△H1+△H2

）－（△H3+△H4）=△H5D、△H1＋△H2＋△H3＋△H4=△H5CBDΔH1ΔH2ΔH3ΔH4ΔH52.2.5化學(xué)反應(yīng)熱計算中幾種熱力學(xué)基礎(chǔ)數(shù)據(jù)1.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓A.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài):

對於氣態(tài)物質(zhì),P=100kpa,指定溫度下的純氣體;

對於液態(tài)或固態(tài)物質(zhì),P=100kpa,指定溫度下的純液體或固體;

對於溶液中的溶質(zhì),P=100KPa,指定溫度下,質(zhì)量摩爾濃度bB=1mol/Kg時溶質(zhì)的狀態(tài).

規(guī)定:指定溫度,標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零.穩(wěn)定單質(zhì):石墨、Br2(l)、I2(s)、白磷等．由標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的穩(wěn)定單質(zhì)生成１mol標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的某物質(zhì)時的焓變,叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓.例2:下列反應(yīng)中哪個是表示ΔfH?m(AgI,s)的反應(yīng)式（）A.Ag+(aq)+I-(aq)=AgI(s)B.2Ag(s)+I2(s)=2AgI(s)C.2Ag(s)+I2(g)=2AgI(s)D.Ag(s)+1/2I2(s)=AgI(s)

例4:已知反應(yīng)4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(l)ΔrH?m=－1170KJ.mol-1

4NH3(g)+3O2(g)=2N2(g)+6H2O(l)ΔrH?m=－1530KJ.mol-1

則NO(g)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓ΔfH?m為_______2.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱1mol可燃物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下完全燃燒時,所放出的熱,叫該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱.完全燃燒:有機物中各元素均氧化為穩(wěn)定的高價態(tài)物質(zhì).3.水合離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓規(guī)定:指定溫度下,標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的水合H+離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零.其他水合離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓可查表.2.2.6化學(xué)反應(yīng)熱的計算1.利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓計算反應(yīng)熱2.利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱計算反應(yīng)熱例題1:例題2:乙醇完全燃燒時放出熱量1366.8KJ/mol,計算乙醇的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓.2.3化學(xué)反應(yīng)的方向2.3.1自發(fā)過程與非自發(fā)過程自發(fā)過程:在一定條件下,不需要環(huán)境對系統(tǒng)做非體積功(有用功)而自動進行的過程.非自發(fā)過程:需要環(huán)境對系統(tǒng)提供有用功才能進行的過程.自發(fā)過程的特點:(1)有確定方向,只能單向進行;(2)可利用作有用功;(3)自發(fā)過程有一定限度----平衡狀態(tài);(4)自發(fā)過程有一定物理量判斷變化方向和限度.2.3.2反應(yīng)的焓變(熱效應(yīng))與自發(fā)反應(yīng)

實踐證明:幾乎所有的放熱反應(yīng)都是自發(fā)的.如:Zn+Cu2+=Cu+Zn2+但後來發(fā)現(xiàn)有些吸熱反應(yīng)也是自發(fā)的.如冰的融化,CaCO3的分解(低溫非自發(fā),高溫自發(fā))等.

結(jié)論:反應(yīng)的熱效應(yīng)(焓變)不能作為反應(yīng)自發(fā)性的判別依據(jù).2.3.3化學(xué)反應(yīng)過程的熵變1.熵的概念自發(fā)反應(yīng)的基本規(guī)律:(1)體系傾向於取得能量最低狀態(tài);(2)體系傾向於混亂度最大狀態(tài).熵:是用來表示體系混亂度大小的一個參數(shù),用“S”表示，與U,H一樣是狀態(tài)函數(shù)．體系的混亂度越大，熵值越大；在絕對0K時，任何純物質(zhì)的熵值為０．物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的大小規(guī)律：

A.同一物質(zhì)，B.同類物質(zhì)，例如鹵素、直鏈烷烴等，摩爾品質(zhì)越大，標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵越大．C.氣態(tài)多原子分子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵大於單原子分子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，原子數(shù)越多，熵值越大．D.同一物質(zhì)，溫度越高，熵值越大．例1:具有最小摩爾熵的物質(zhì)是（）

A.Br2(l)B.NaCl(s)C.Na(s)D.Cl2(g)例3:下列哪一反應(yīng)（或過程）的熵值是減小的（）

A、NaCl晶體從溶液中析出

B、反應(yīng)C(s)+1/2O2(g)=CO(g)C、CuSO4·5H2O晶體溶於水

D、固態(tài)I2的昇華例2:同溫同壓條件下，按熵值遞增次序排列正確的（）A.H2O(l)、H2O(g)、H2O(s)B.Cl2(g)、Br2(l)、I2(s)C.Na(s)、NaCl(s)、CaCl2(s)D.O3(g)、O2(g)、O(g)思考：（１）放熱反應(yīng)一定是自發(fā)反應(yīng)嗎？（２）熵增加的反應(yīng)一定是自發(fā)反應(yīng)嗎？2.３.４吉布斯自由能與化學(xué)反應(yīng)方向1.吉布斯自由能1876年,美國物理化學(xué)家Gibbs(吉布斯)綜合了熵、焓以及溫度提出新的狀態(tài)函數(shù)-----吉布斯自由能。G=H-T*S對於等溫等壓過程，ΔG=ΔH-T*ΔS----Gibbs-Helmholtz公式.2.熱力學(xué)第二定律在等溫等壓條件下,且不做非體積功時,吉布斯自由能減小的過程為自發(fā)過程.即:ΔG<0過程自發(fā).

ΔG=0平衡狀態(tài).

ΔG>0非自發(fā)過程.對於化學(xué)反應(yīng),一般都是在等溫等壓且不做非體積功條件下進行,故也可以利用反應(yīng)的吉布斯自由能變化判斷反應(yīng)的自發(fā)方向.標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)反應(yīng)自發(fā)平衡狀態(tài)反應(yīng)非自發(fā)

熱力學(xué)證明:體系在等溫等壓條件下,對外所做的最大非體積功W′max等於體系吉布斯自由能的減小.

例:化學(xué)反應(yīng)A(g)+B(g)=2C(g)，A、B、C均為理想氣體，在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，該過程分別依兩個不同途徑完成：（1）不做功，放熱40KJ；（2）做最大功，放熱2KJ。則在（1）、（2）兩情況下，ΔH?分別為__________，__________；ΔG?分別為__________，__________；ΔS?分別為__________，__________。3.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能

規(guī)定:指定溫度下,標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的元素穩(wěn)定單質(zhì)的的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能為零.如石墨、Br2(l)、I2(s)等．在指定溫度下，由標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的穩(wěn)定單質(zhì)到生成１摩爾標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的某物質(zhì)時所伴隨的吉布斯自由能變化稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能．4.化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能的計算A.利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能求標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)反應(yīng)自發(fā)平衡狀態(tài)反應(yīng)非自發(fā)對於化學(xué)反應(yīng):B.利用吉布斯-亥姆霍茲公式求反應(yīng)的ΔG=ΔH–TΔS例:根據(jù)數(shù)據(jù)反應(yīng)(1)N2(g)+O2(g)=2NO(g);(2)2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)，在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下進行的情況說明正確的是（）

A.（1）能自發(fā)（2）不能B.(1)和(2)都能自發(fā)

C.(2)能自發(fā)(1)不能D.(1)和(2)都不能自發(fā)5.溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響

ΔH

ΔSΔG=ΔH-TΔS反應(yīng)自發(fā)性

_

+

_任何溫度自發(fā)_

_低溫_高溫+低溫正向自發(fā);高溫非自發(fā)

+

+低溫+高溫_低溫非自發(fā);高溫自發(fā)

+

_

+任何溫度下均不能自發(fā)

例1:CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s)在250C及101KPa時是自發(fā)反應(yīng)，高溫時逆反應(yīng)為自發(fā)，這表明:（）

A.ΔrHΘm<0,ΔrSΘm<0B.ΔrHΘm>0,ΔrSΘm>0C.ΔrHΘm<0,ΔrSΘm>0D.ΔrHΘm>0,ΔrSΘm<0

例2:反應(yīng)MgCl2(s)=Mg(s)+Cl2(g),ΔrHΘm>0,標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，此反應(yīng)：（）

A.低溫自發(fā)B.高溫自發(fā)

C.任何溫度均自發(fā)D.任何溫度均不可能自發(fā)例3:在298.15K和標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時，下列反應(yīng)均為非自發(fā)反應(yīng)，其中在高溫下仍為非自發(fā)反應(yīng)的是（）（不必計算）

A.Ag2O(s)=2Ag(s)+O2(g)B.N2O4(g)=2NO2(g)

C.Fe2O3(s)+C(s)=2Fe(s)+CO2(g)D.6C(s)+6H2O(g)=C6H12O6(s)6.化學(xué)反應(yīng)等溫方程式7.Gibbs-HelmHoltz公式的應(yīng)用(1)估算反應(yīng)自發(fā)進行的溫度例:碘鎢燈燈管中放有碘，其可由燈絲蒸發(fā)後沉積在關(guān)壁上的鎢生成碘化鎢：W(s)+I2(g)=WI2(g),WI2(g)接觸高溫下的燈絲，分解得到的鎢又沉積在燈絲上，故碘鎢燈燈絲壽命長，可做的功率較大。計算標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，燈絲溫度最低為多少可使WI2(g)分解？已知298K時:W(s)I2(g)WI2(g)ΔfH?m/(KJ.mol-1)062.24－8.37S?m/(J.mol-1.K-1)33.5260250.4(2)利用有關(guān)熱力學(xué)數(shù)據(jù)求算液體的沸點當(dāng)液體的飽和蒸汽壓等於外界大氣壓時,此時液體達到沸騰狀態(tài),此溫度叫液體的沸點.

在液體的沸點時,氣液兩相處於平衡狀態(tài),例:求算Br2(l)的沸點.已知:Br2(l)=Br2(g)

030.91152.2245.35

例:在373K，101.3KPa時，水蒸發(fā)為水蒸汽的過程中，體系的熱力學(xué)含數(shù)的變數(shù)為零的（）A．ΔrH?mB.ΔrG?mC.ΔrS?mD.ΔrUm例:苯的熔點為5.0oC,熔化熱為10.7KJ·mol-1，那麼苯的熔化過程ΔS等於（）

A.2.1KJ·mol-1·K-1B.10.7KJ·mol-1

C.38.5KJ·mol-1·K-1D.38.5J·mol-1·K-14.1氧化還原反應(yīng)第四章氧化還原與電化學(xué)4.1.1基本概念1、氧化還原反應(yīng)C6H12O6（s）+6O2（g）=6CO2（g）+6H2O（g）Mg（s）+1/2O2（g）=MgO（s）氧化反應(yīng)（加氧的過程）CuO（s）+H2（g）=Cu（s）+H2O（g）還原反應(yīng)（去氧的過程）Mg（s）+Cl2（g）=MgCl2（s）無加氧的過程和去氧的過程物質(zhì)之間有電子轉(zhuǎn)移的過程稱氧化還原反應(yīng)P（s）+3/2Cl2（g）=PCl3（l）H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）氧化值（氧化數(shù)）的變化定義氧化還原反應(yīng)（1）氧化值（氧化數(shù)）氧化值某元素一個原子的形成電荷數(shù)，該電荷數(shù)是假設(shè)將成鍵電子對指定給電負(fù)性較大的原子而求得的確定氧化值的規(guī)則：a、在單質(zhì)中元素的氧化值為零；b、氧元素的氧化值在正常氧化物中為－2（如MgO-2、H2O-2），過氧化物的氧化值為－1（如H2O2-2，Na2O2-2），氟化物中氧的氧化值為正值（如O+2F2）；c、氫在一般的化合物中氧化值為+1（如H2+1O，H2+1SO4），在活潑金屬氫化物中為－1（如CaH2-1）；d、分子或離子的總電荷數(shù)等於各元素氧化值的代數(shù)和，分子的總電荷數(shù)等於零；例：求下列各種元素在化合物中的氧化值：K2Cr2O7+1+6－2Fe3O4+8/3－22個鐵是+3，1個鐵是+2氧化值和化合價是不同的兩個概念元素在化合物中的形式電荷形成共價化合物時所形成的共價鍵的數(shù)目例：C-4H4、C+4Cl4化合價數(shù)為+4據(jù)氧化值是否發(fā)生變化非氧化還原反應(yīng)（參加反應(yīng)的各物質(zhì)中元素氧化值不發(fā)生變化的反應(yīng)）氧化還原反應(yīng)（參加反應(yīng)的各物質(zhì)中元素氧化值發(fā)生變化的反應(yīng)）如：NaOH+HCl=NaCl+H2O）Zn+Cu+2=Zn+2+CuC+O2=CO2失2e氧化反應(yīng)——物質(zhì)中元素氧化值升高的過程還原反應(yīng)——物質(zhì)中元素氧化值降低的過程氧化劑——氧化值降低，被還原還原劑——氧化值升高，被氧化例：

在氧化還原反應(yīng)中，獲得電子的物質(zhì)是___________劑，被__________。失去電子的物質(zhì)是_____________劑，自身被________________________。氧化還原還原氧化自身氧化還原反應(yīng)（氧化值的升高和降低都發(fā)生在同一個物質(zhì)中不同元素上）據(jù)氧化值的變化情況如：2KCl+5O3-2

=2KCl-1+3O20歧化反應(yīng)（氧化值的升高和降低都發(fā)生在同一個物質(zhì)中同元素上）如：4KCl+5O3-2

=3KCl+7O4+KCl-1例：所謂歧化反應(yīng),就是________

A.

某一元素自身發(fā)生的反應(yīng).B.

某一化合物內(nèi)元素發(fā)生的氧化還原反應(yīng).C.

某一元素的自氧化還原反應(yīng).D.

同一元素的同一氧化態(tài)氧化還原成不同氧化態(tài)的反應(yīng).D4.1.2氧化還原反應(yīng)方程式的配平1.氧化數(shù)法a、寫出基本反應(yīng)式如：KMnO4+HCl→MnCl2+Cl2b、求有關(guān)元素的氧化數(shù)變化值c、求氧化數(shù)升高與降低值的最小公倍數(shù)KMn+7O4+HCl－→Mn+2Cl2+Cl20降5升1×25、2的最小公倍數(shù)為102KMnO4+16HCl－=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O（1）用離子方程式寫出反應(yīng)的主要產(chǎn)物2.離子——電子法如：Fe+2+Cl2→Fe+3

+Cl－（2）改寫為半反應(yīng)（一個是氧化反應(yīng)，一個是還原反應(yīng)）並配平，加合起來

2Fe+2=2Fe+3+2e氧化反應(yīng)Cl2+2e=2Cl－還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)中得失電子數(shù)相等+如：2Fe+2+Cl2=2Fe+3

+2Cl－核實：原子數(shù)、電荷數(shù)（都要相等）例：MnO4－

+SO32-→Mn2+

+SO42-酸性介質(zhì)Mn7+O4－

+5e+8H+=Mn2++4H2OSO32-+H2O=SO42-+2H++2e2×5×+2MnO4－

+5SO32-+6H+=2Mn2+

+5SO42-+3H2O核實：原子數(shù)、電荷數(shù)（都要相等）例：ClO－

+Cr（OH）4－→Cl－

+CrO42-鹼性介質(zhì)Cl+1O－

+2e+H2O=Cl－+2OH－Cr+3（OH）4－+

4OH－

=Cr+6O42-+3e+4H2O3×2×+2Cr（OH）4－+

2OH－

+3ClO－

=2CrO42-+3Cl－

+5H2O出現(xiàn)有所謂“多餘”或“缺少”氧原子的情況，必定有H2O或OH－參加了反應(yīng)，配平時可根據(jù)反應(yīng)介質(zhì)條件，按下列方法進行：介質(zhì)條件O原子半反應(yīng)式反應(yīng)物生成物酸性多H＋H2O少H2OH+鹼性多H2OOH-少OH-H2O中性多H2OOH-少H2OH+例：MnO4－

+C3H7OH→Mn2+

+C2H5COOH酸性介質(zhì)Mn7+O4－

+5e+8H+=Mn2++4H2OC3H7OH

+H2O=C2H5COOH+4H++4e4×5×+4MnO4－

+5C3H7OH

+12H+=4Mn2+

+5C2H5COOH

+11H2O離子電子法將一個複雜的問題一分為二進行處理，且無須計算元素氧化數(shù)及其變化，因此，對於水溶液中發(fā)生的離子反應(yīng)式的配平，尤其是複雜有機化合物參加的氧化還原反應(yīng)式的配平十分簡單方便KMnO4與H2O2反應(yīng),可寫出下列兩個反應(yīng)___________(1）2KMnO4+H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+3O2+4H2O(2）2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5O2+4H2O

(1)式對B.(2)式對

C.兩式都不對D.兩式都對例：電子得失數(shù)不同氧、氫原子的原子數(shù)不同C4.2原電池和電極電勢4.2.1原電池1、組成鋅銅原電池Zn+CuSO4=ZnSO4

+Cu失2e原電池通過氧化還原反應(yīng)而產(chǎn)生電流，把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。電極原電池發(fā)生氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)的部分正極還原反應(yīng)負(fù)極氧化反應(yīng)（1）第一類電極電極類型將某金屬或吸附了某種氣體的惰性金屬放在含有該元素離子的溶液中構(gòu)成的A、金屬—該金屬離子電極（金屬電極）如：銅電極Cu2+/Cu、Zn2+/ZnB、氣體—離子電極（氣體電極）如：氫電極H+/H2（g）/Pt電極反應(yīng)：2H++2e=H2（g）氫電極H+/H2（g）/Pt（B）鋅電極Zn2+/Zn（A）電極反應(yīng)：Zn2++2e=Zn（2）第二類電極A、金屬—難溶鹽電極[如甘汞電極：Cl-/Hg2Cl2（s）/Hg(l)/Pt]電極反應(yīng)：Hg2Cl2+2e=2Hg（l）+2Cl-B、金屬—難溶氧化物電極[如銻—氧化銻電極：H+，H2O/Sb2O3（s）/Sb]電極反應(yīng)：Sb2O3（s）+6H++6e=2Sb+3H2O甘汞電極Cl-/Hg2Cl2（s）/Hg(l)/Pt（3）第三類電極由一種惰性金屬（Pt）插入含有某種元素兩種不同氧化態(tài)物質(zhì)的水溶液構(gòu)成電極反應(yīng)：Fe3++e=Fe2+如電極：Fe3+，F(xiàn)e2+/Pt電極金屬電極——由金屬與其離子水溶液構(gòu)成如：Cu2+/Cu、Zn2+/Zn等氧化還原電極——由一種惰性金屬（Pt）插入含有某種元素兩種不同氧化態(tài)物質(zhì)的水溶液構(gòu)成如：Fe3+，F(xiàn)e2+/Pt氣體電極——將氣體通入含有其離子在的溶液如：H+/H2（g）/Pt2、原電池的符號

Zn+CuSO4=ZnSO4

+CuCu——Zn原電池正極：Cu2++2e=Cu還原反應(yīng)負(fù)極:Zn=Zn2++2e氧化反應(yīng)電極反應(yīng)式(半電池反應(yīng)式)原電池反應(yīng)式原電池符號：（－）Zn/ZnSO4（C1）//CuSO4（C2）/Cu（+）原電池符號：（1）Zn+2HCl=ZnCl2

+H2（－）Zn/ZnSO4（1mol?L-）//H+（1mol?L-

）/H2（100kPa）/Pt（+）（2）Fe3++H2=Fe2++2H+原電池符號：（－）Pt/H2（100kPa）/H+（1mol?L-

)//Fe3+（1mol?L-），F(xiàn)e2+（1mol?L-）/Pt（+)例：下列哪一個反應(yīng)設(shè)計出來的電池不需要用到惰性電極_________

A.

Hg2Cl2(s)+H2(g)→H++Hg(l)+Cl-

B.

Fe3++Ce3+→Ce4++Fe2+

C.

H2+Cl2→HCl

D.

Cu2++Ag+Cl-→Cu+AgCl(s)D（－）Pt/H2（100kPa）/H+（1mol?L-

）//Cl-（飽和）/Hg2Cl2（s）/Hg（l）/Pt(+)（－）Pt/Ce3+（1mol?L-）,Ce2+（1mol?L-）//Fe3+（1mol?L-）,Fe2+（1mol?L-）/Pt（+）（－）Pt/H2（100kPa）//H+（1mol?L-

）//Cl2（100kPa）/Cl-（1mol?L-

）/Pt（+）（－）Ag/AgCl（s）/Cl-（1mol?L-

）//Cu2+（1mol?L-

）/Cu（+）例：在Pt|H2(101.325Pa)/H+(1mol.L-1)||Fe3+(1mol.L-1),Fe2+(1mol.L-1)|Pt電池中,電子轉(zhuǎn)移是______

A.Fe2+→Fe3+B.H2→Fe3+C.H2→H+D.Fe2+→H+B例：

根據(jù)下列反應(yīng)Fe+2HCl=FeCl2+H2組成原電池，正極反應(yīng)式___________________________________

負(fù)極反應(yīng)式__________________________________.2H++2e=H2Fe=Fe2++2e例：用導(dǎo)線把原電池兩極連接起來,將有電流產(chǎn)生.電子流動方向是由原電池的__________流向_____________.電流的方向是由原電池的__________流向負(fù)極正極正極負(fù)極例：已知電池(-)Ag|AgCl|Cl-(1mol.L-1)||I-(1mol.L-1)|I2|Pt(+)，該電池電極反應(yīng)是_______________________________________,正極反應(yīng)_____________________________,負(fù)極反應(yīng)_______________________________.2Ag+I2+2Cl-=2AgCl+2I-I2+2e=2I-Ag+Cl-=AgCl+e4.2.2電極電勢1、雙電子層的概念離子水化作用極性水分子對金屬表面M+的作用靜電吸引作用金屬中自由電子對M+的靜電吸引作用2、電極電勢標(biāo)準(zhǔn)氫電極將鍍有鉑黑的鉑片浸入c（H+）=1mol?L-1的水溶液中，並通入標(biāo)準(zhǔn)壓力（100kPa）的氫氣組成的電極電極反應(yīng)：2H++2e=H2（g）標(biāo)準(zhǔn)氫電極

選標(biāo)準(zhǔn)氫電極作為參比電極，用之與各個電極組成原電池標(biāo)準(zhǔn)電極電勢若組成電極的各物質(zhì)均處於熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，則此時電極的電極電勢稱為該電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢電極電勢實驗溫度下，任意一電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成的原電池的電動勢電動勢在外電路（導(dǎo)線）未接通時，兩極之間的電位差。測量鋅電極標(biāo)準(zhǔn)電極電勢的裝置例：電極Zn/Zn2+標(biāo)準(zhǔn)電極電勢（－）Zn/Zn2+（1mol?L-）//H+（1mol?L-

）/H2（100kPa）/Pt（+）該電池電極反應(yīng)是：（2）Zn+2H+=Zn2++H2298K時，測的“－”號表示與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池時，該電極作為負(fù)極例：電極Cu/Cu2+標(biāo)準(zhǔn)電極電勢（－）Pt/H2（100kPa）/H+（1mol?L-）//Cu2+（1mol?L-）/Cu（

+）該電池電極反應(yīng)是：（2）Cu2++H2=Cu+2H+

298K時，測的“+”號表示與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池時，該電極作為正極例：根據(jù)下列反應(yīng)（1）2FeCl3+Cu→2FeCl2+CuCl2（2）2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4=2MnSO4＋5Fe2(SO4)3+K2SO4+8H2O

判斷電極電勢最大的電對是——————

A．Fe3+/Fe2+B.Cu2+/CuC.Mn2+/MnO4-D.MnO4-/Mn2+D例：

下列敘述中正確的是——————

A.

電極電勢的大小可以衡量物質(zhì)得失電子容易的程度.B.

某電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢就是該電極雙電層的電勢差.C.

原電池中,電子由負(fù)極經(jīng)導(dǎo)線流到正極,再由正極經(jīng)溶液到負(fù)極，從而構(gòu)成了電回路.D.

在一個實際供電的原電池中，總是電極電勢大的電對作正極，電極電勢小的作負(fù)極。D例：

電對Fe3++e=Fe2+

的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢為0.771V，此值表示_____

A.Fe3+較H+容易被還原B.Fe2+較H+容易被還原C.Fe3+較Fe2+容易被還原D.Fe較H2容易被氧化A3、原電池的電動勢與反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能的關(guān)係：N=6.022×1023

，e=1.6022×10-19（庫倫）F=Ne=96500（庫）=96500J/vF=96500（庫倫/摩爾電子）——法拉第常數(shù)測△G在的方法和判斷氧化還原反應(yīng)自發(fā)方向的理論依據(jù)例：已知原電池（－）Cu/Cu2+（1mol?L-）//Ag+（1mol?L-

）/Ag（+）的計算電池反應(yīng)Cu+2Ag+=Cu2++2Ag解：（1）對於除氧化態(tài)、還原態(tài)物質(zhì)外，還有其他物質(zhì)如H+離子、OH-離子等參加的電極，它們的相對濃度亦要代入濃度項。應(yīng)用能斯特（Nerust）方程式時應(yīng)注意：MnO4－

+5e+8H+=Mn2++4H2O（2）固體、純液體不出現(xiàn)在濃度項中。如鋅電極

Zn2++2e=Zn（3）氣體以其相對壓力代入濃度項。如氫電極2H++2e=H2例1：計算Zn2+濃度為0.001mol/L時鋅電極的電極電勢解：該電極反應(yīng)是：Zn2++2e=Zn解：O2（g）+2H2O+4e=4OH-例2：計算P（O2）=100kPa、中性溶液時氧鋅電極的電極電勢解：Cr2O72-+14H++6e=2Cr3+

+H2O例3：計算Cr2O72-/Cr3+電對中pH=1和PH=6時的電極電勢pH=1時：pH=6時：4、影響電極電勢的因素電對的本性、濃度、壓力、溫度aA（氧化態(tài)）+bB（還原態(tài)）=a′A（還原態(tài)）

+b′B（氧化態(tài)）化學(xué)反應(yīng)等溫方程式：

代入298K時：能斯特（Nerust）方程式電子轉(zhuǎn)移數(shù)反應(yīng)商aA（氧化態(tài)）+bB（還原態(tài)）=a′A（還原態(tài)）

+b′B（氧化態(tài)）因電池中兩個電極是相互獨立的，上式可分為兩個獨立的部分即對任一電極反應(yīng)：aA（氧化態(tài)）+ne=a′A（還原態(tài)）能斯特（Nerust）方程式解：Ag++Cl-=AgCl例4：向銀電極Ag+（1mol/L）

/Ag中加NaCl溶液產(chǎn)生沉澱後[Cl-]=1.0mol/L，問此時電極電勢是多大？Ksp=[Ag+][Cl-][Ag+]=Ksp/[Cl-]Ag++e

=Ag銀氯化銀電極Cl-/AgCl

（s）/Ag的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢4.3.1判斷原電池的正、負(fù)極4.2電極電勢的應(yīng)用4.3.2比較氧化劑和還原劑的相對強弱例：根據(jù)下列反應(yīng)（1）2FeCl3+Cu→2FeCl2+CuCl2

（2）2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4=2MnSO4＋5Fe2(SO4)3+K2SO4+8H2O

判斷電極電勢最大的電對是——————

A．Fe3+/Fe2+B.Cu2+/CuC.Mn2+/MnO4-D.MnO4-/Mn2+D4.3.3判斷氧化還原反應(yīng)進行的方向＜0，正向自發(fā)進行=0，反應(yīng)達到平衡狀態(tài)>0，正向反應(yīng)不自發(fā)，逆向自發(fā)。，正向自發(fā)進行，反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，正向反應(yīng)不自發(fā)，逆向自發(fā)。例：在298.15K，判斷反應(yīng)：Pb2++Sn（s）=Sn2++Pb（s）在下列兩種情況下反應(yīng)進行的方向（1）[Pb2+]=[Sn2+]=1mol/L（2）[Pb2+]=0.001mol/L，[Sn2+]=1mol/L解：（1），標(biāo)態(tài)下正向自發(fā)進行，正向反應(yīng)不自發(fā)，逆向自發(fā)。4.3.4判斷氧化還原反應(yīng)進行的程度（氧化還原反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)）在298K下進行的反應(yīng)電子轉(zhuǎn)移的最小公倍數(shù)例：計算Cu—Zn原電池的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)解：Zn+Cu2+=Zn2++Cu例：設(shè)計一個原電池，測定AgCl的解：設(shè)計的原電池如下：（－）Ag/AgCl

（s）/Cl-（1mol/L）//Ag+（1mol?L-

）/Ag（+）正極反應(yīng)：Ag++e

=Ag負(fù)極反應(yīng)：AgCl+e

=Ag+Cl-電池反應(yīng)：Ag+Ag++Cl-=AgCl+AgK=1/Ksp

元素電勢圖4.3.5元素的電勢圖及其運用把不同氧化態(tài)間的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢，按照氧化態(tài)依次降低的順序排成圖解方式。Fe3+————Fe2+————Fe0.77V-0.41V-0.036VMnO4-————MnO42-————MnO2————Mn2+————Mn0.56V2.26V1.23V-1.18V1.695V1、判斷歧化反應(yīng)是否能進行A——————B——————CE左E右E右＞E左能發(fā)生歧化反應(yīng)E右＜E左不能發(fā)生歧化反應(yīng)例：Cu2+——————Cu+———————Cu0.158V0.522VE右＞E左能發(fā)生歧化反應(yīng)2Cu1+=Cu2++Cu1、判斷歧化反應(yīng)是否能進行2、求算未知電對的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢A——————B——————CA———B———C———D``````n1n2n3````````````例：Cu2+——————Cu+———————Cu0.158V0.522V例：有三個電池

(1)

Tl|Tl+||Tl3+,Tl+|Pt(2)

Tl|Tl3+||Tl3+,Tl+|Pt(3)

Tl|Tl+||Tl3+|Tl

已知φΘTl+/Tl=-0.34VφΘTl3+/Tl=0.74V

設(shè)這三個電池中各物質(zhì)濃度都是0.1mol.L-1，則它們的________

A.

電池反應(yīng)式不同，ε不同

B.

電池反應(yīng)式不同，ε相同

C.

電池反應(yīng)式相同，ε相同

D.

電池反應(yīng)式相同，ε不同2TI+TI3+=3TI+D例：

兩個半電池，電極相同，電解後溶液中各物質(zhì)相同，都可以進行電極反應(yīng)，但溶液濃度不同，將兩個半電池用鹽橋和導(dǎo)線聯(lián)接，這個電池的電動勢___________

A.εΘ=0,ε=0B.εΘ=0,ε≠0C.εΘ≠0,ε=0D.εΘ≠0,ε≠0B例：

某溶液中含有Cl-、Br-、I-三種離子。要求只把I-氧化出來而Cl-、Br-們留在溶液中，應(yīng)選擇哪種氧化劑——————

（已知φΘCl2/Cl-=1.36V，φΘBr2/Br-=1.07V,，φΘI2/I-=0.54V）

A.φΘMnO4-/Mn2+=1.491VB.φΘCr2O7-/Cr3+=1.33VC.φΘFe3+/Fe2+=0.770VD.φΘCu2+/Cu+=0.3402VC例：已知φΘMnO2/Mn2+=1.23V,φΘCl2/2Cl-=1.36V,從標(biāo)準(zhǔn)電極電勢看，MnO2不能氧化Cl-，但用MnO2加濃鹽酸，可以生成Cl2(g)這是因為——————

A.

兩個φΘ相差不太大.

B.酸度增加，φMnO2/Mn2+

增加

C.

[Cl-]增加，φCl2/2Cl-

減小.D.上面三個因素都有.D例：φAΘ/VAu3+————Au+————

Au

根據(jù)上列電勢圖可預(yù)測能自發(fā)進行的反應(yīng)是_______

A.Au3++2Au→3Au+B.Au+Au+→2Au3+

C.2Au→2Au3++Au+D.3Au+→Au3++2Au1.29V1.68VD例：已知下列數(shù)據(jù)Cu++e=CuφΘ=+0.522VCu2++e=Cu+φΘ=+0.167V

確定2Cu+→Cu+Cu2+的EΘ為——————————

+0.689VB.–0.689VC.-0.355VD.+0.355VCu2+——————Cu+———————Cu0.522V0.167VD例：250C時,φΘMnO4-/Mn2+=1.15V,φΘSO4-/H2SO3=0.20V,若將上兩電極組成