第4章能源和绿色化学 (能源化学) Why can some batteries be recharged 6d e but others cannot? o EVEREADY Is rechargeability of a battery controlled by thermodynamics or by kinetics? Dry cell DieHard DURACELL Mercury Ni-Cad DurAcK Lead-acid Alkaline
第4章 能源和绿色化学 (能源化学)
Anode half-reaction Zn(s Zn2+(aq)+2e Cathode half-reaction Cu2+(ag)+2e- → Cu(s) Net reaction Zn(s)+Cu2+(aq)- Zn2+(aq)+Cu(s) Voltmeter v Anode w wire Cathode sAlt bridge An electrochemical cell 阳极 anode),负极,Zn,氧化, 化学电池 阴极 (cathode),正极,Cu2,还原
化学电池 阳极(anode),负极，Zn, 氧化， 阴极(cathode), 正极，Cu2+ , 还原
电极电势和 Nernst方程 水溶液中的标准电极电势( Standard potential 氢标:H+e—>1/2H,E°=0 氧化剂还原剂 Lit+e-〉LiEo=-3.03V Na++e-)NaE°=-2.71V Zn2++2e)ZnE°=-0.76V Fe2++2e>FeE°=-0.45V He-)1/2H,E=0 Cu2++2e->CuE°=0.34V Cl,+2e-)2ClE°=1.36V F2+2e—>2FE°=2.87V
水溶液中的 标准电极电势（Standard potential ） 氢标：H++ e ⎯→ 1/2H2 E=0 氧化剂 还原剂 Li++ e ⎯→ Li E= −3.03V Na++ e ⎯→ Na E= −2.71V Zn2++ 2e ⎯→ Zn E= −0.76V Fe 2++ 2e ⎯→ Fe E= −0.45V H++ e ⎯→ 1/2H2 E=0 Cu2++ 2e ⎯→ Cu E= 0.34 V Cl2+ 2e ⎯→ 2Cl− E= 1.36V F2+ 2e ⎯→ 2F − E= 2.87V 一．电极电势和Nernst 方程
电池反应: Zn+Cu2)Zn2+Cu(化学镀) E(ce)=E(正极)一E°(负极)=0.34-(-0.76)=1lV 2Fe3++Cu->2Fe2++Cu2+(烂板液) Ece)=E°(正板)-E(负板)=077-(0.34)=033
电池反应： Zn + Cu2+ ⎯→ Zn2++ Cu（化学镀） E(cell) = E(正极)－E(负极)＝ 0.34 − (−0.76) ＝ 1.1 V 2Fe3+ + Cu ⎯→2 Fe 2++ Cu2+ （烂板液） E(cell) = E(正极)－E(负极)＝ 0.77 − (0.34) ＝ 0.33 V
K与电池的电动势E的关系 △G°=nE°F(F为法拉第常数) △G°=RTnK nE F=RTInK, InK=nE FRT 2Fe3++Cu-)2Fe2++Cu2+反应的平衡常数K为: lnK=2×96500×0.33/8,314×297=25.7 K=1.5×101l 由电动势得到氧化还原反应的平衡常数K,电池的电动势越大 则K也越大,氧化还原反应进行得越彻底
K与电池的电动势E的关系 −G= nE F (F为法拉第常数） −G =RTlnK nE F =RTlnK， lnK= nE F/RT 2Fe3+ + Cu ⎯→2 Fe 2++ Cu2+ 反应的平衡常数K为： lnK = 2965000.33/8.314297= 25.7 K=1.5 1011 由电动势得到氧化还原反应的平衡常数K，电池的电动势越大， 则K也越大，氧化还原反应进行得越彻底