第4章氧化还原反应资料教程

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1、4.1 氧化还原方程式的配平,4.3 氧化还原反应的方向和限度,4.6 电解及其应用,4.7 金属的腐蚀与防腐,4.2 电极电势,4.4 电势图及其应用,4.5 实用电池,第4章 氧化还原反应,1 +1 +3 +5 +7,1. 氧化数表示各元素在化合物中所处的化合状态。,单质 H2O NaH Na2O2 、 H2O2、O2F2 、 OF2、 SO2,离子化合物，氧化数为元素原子的电荷数,共价化合物，氧化数为原子的表观电荷数,中性分子，各元素原子的氧化数的代数和为零 复杂离子中，各元素原子氧化数的代数和为离子的总电荷数,氧化数可为整数也可为分数或小数，Fe3O4中Fe的氧化数为,氯的氧化数,2.

2、 配平方法,配平原则：氧化数升高与降低的总数相等 质量守恒定律,氧化还原方程式的配平,一、氧化数法,（1）将反应分解为两个半反应式，并配平,（2）根据得失电子总数相等的原则，合并两个半反应式,配平原则：得失电子总数相等 质量守恒 电荷守恒,氧化还原方程式的配平,二、离子-电子法,本节目录,原电池的电极反应式,互为逆反应,电对用“氧化型/还原型”来表示。如： “Zn2+/Zn”、 “Cu2+/Cu”,2. 原电池的电极反应式和符号,电极电势,金属难溶盐电极（如甘汞电极）,非金属离子电极,金属-金属离子电极,同种金属不等电荷数离子电极,电极的种类,电极电势,() Zn | Zn2+(c1) Cu2

3、+(c2) | Cu(+),负极写在左边,“|”表示相与相之间的界面,“”表示盐桥,正极写在右边,(1)负极“”在左边，正极“+”在右边，盐桥“”在溶液中。 (2)两相界面用“”分开，同相不同物种用“,”分开，溶液、气体要注明ci，pi。 (3)必要时应加电极(如Pt、C)。,原电池的符号,电极电势,例 电池符号,Sn2+ + 2Fe3+= Sn4+ + 2Fe2+,例 写出下列氧化还原反应构成的原电池符号和电极反应式 Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+ ,电极电势,M,平衡电极电势 平衡时M与Mn+溶液之间的电势差。 其数值取决于金属的本性，并与盐溶液的浓度、温度有关。,

4、M,M活泼,M不活泼,溶解 沉积,沉积 溶解,二、电极电势的产生,电极电势,(g, 100kPa),规定标准氢电极的电极电势值为零，即 (H+/H2) = 0 V 2H+ 2e H2,Pt H2(100 kPa) H+(1 molL1),三、电极电势的测定,1. 标准氢电极 (standard hydrogen electrode),电极电势,2. 标准电极电势,待测电极处于标准态所测得的电极电势， (Mn+/M),E = (Cu2+/Cu) (H+ /H2), (Cu2+/Cu),= E, (Zn2+/Zn),= E,电极电势,常用电对的标准电极电势(298.15K),电极电势,例 判断氧化

5、性还原性强弱,例 请问下列三个电对，在标准条件下哪个是最强的氧化剂，哪个是最强的还原剂?,解：,非标准态、非水溶液不能用E比较物质氧化还原能力 电极电势与电极反应式写法无关,注意,甘汞电极,标准甘汞电极,饱和甘汞电极,电极电势,化学能全部转化为电功，则等温、等压条件下：,J/mol,电子转移总数,V,法拉第常数96485 C/mol,标准态下,Walter Nernst (18641941),德国卓越的物理学家、物理化学家和化学史家 曾获1920年诺贝尔化学奖 (1)发明能斯特灯 (2)建议用铂氢电极为零电位电势 (3)得出电极电势与溶液浓度的关系式，即Nernst方程,rGm = Wmax=

6、 EQ = zFE,四、影响电极电势的因素,电极电势,例计算G,例 计算由标准氢电极和标准镉电极组成原电池反应的标准吉布斯自由能变。,原电池符号,电池反应,解：,E(Cd2+/Cd) = 0.4030 V E(H+/H2) = 0 V,电极电势,Nernst方程,当R = 8.314 JK1 mol1, F = 96485 JV1mol1, T = 298.15 K时,电极反应通式 m 氧化型 + ze = n 还原型,气体用相对分压表示；溶液用相对浓度表示 纯固体或纯液体物质不写入 电极反应中电对以外物质也应写入，但溶剂(如H2O)不写入,电子转移数,法拉第常数,Nernst方程,电极电势,

7、例 求298.15K时，E(Co3+/Co2+) (1) c(Co2+) = 1.0molL-1, c(Co3+) = 0.1molL1 (2) c(Co2+) = 0.01molL1, c(Co3+) = 1.0 molL1,解：,比值越大, 电极电势值越大 比值越小, 电极电势值越小,(2),(1),= 1.74V,= 1.92V,1. 浓度对电极电势的影响,电极电势,例计算浓度,E = E lg,例 实验测得铜锌原电池的电动势为1.06 V ，并已知 c(Cu2+) = 0.020 molL1，问该电池中c(Zn2+)的浓度是多少?,解:,（+） Cu2+2e = Cu(s) E(Cu2

8、+/Cu) = 0.3419V,（）Zn(s) = Zn2+ + 2e E(Zn2+/Zn) =0.7618V,E = E(+) E () = 1.1037 V,c(Zn2+) = 0.045molL1,1.06 = 1.1037 lg,电极电势,例 当c(OH) = 0.10 molL1，p(O2)=100 kPa时, 计算氧电极的电极电势。,O2(g) + 2H2O + 4e = 4OH,E(O2/OH) = 0.401V,解：,= 0.46V,E(O2/OH) = E(O2/OH) lg,例 c(H+) = 1.0105 molL1时，求电对E(MnO4/Mn2+) 的电极电势(其它条件

9、都处于标准态，T = 298.15K),解：,= 1.304 V,电极电势随溶液酸度的降低而减小,2. 酸度对电极电势的影响,电极电势,解:,E(Ag+/Ag) = E(Ag+/Ag) + lg c(Ag+),= 0.7996 + lg(1.561010),= 0.2210V,氧化型物质生成沉淀，电极电势降低，还原型物质生成沉淀，电极电势升高。,3. 沉淀对电极电势的影响,电极电势,计算E(AgCl / Ag),AgCl(s) + e = Ag(s) + Cl E(AgCl/Ag),E(AgCl/ Ag) = E (Ag+/ Ag) = 0.22V,例 若Ag+/Ag与AgCl/Ag组成原电池

10、，在此体系中加入NaCl溶液至溶液中 c(Cl) = 1molL1，计算E(AgCl / Ag) 。,Ag+ + e = Ag(s) E(Ag+/Ag),原电池反应达平衡时： E (Ag+/ Ag) = E (AgCl / Ag),E(Ag+/Ag) + lg c(Ag+),同样方法算出：,解:,= E(AgCl/Ag) + lg,电极电势,例：E(H+/ H2) = 0 V，求E(HAc/ H2),= 1.8105 molL1,E (H+/ H2) = E(HAc/ H2),H+的氧化能力减弱,氧化型物质生成弱电解质或配离子，电极电势降低，还原型物质生成弱电解质或配离子，电极电势升高。,=

11、0.28V,电极反应 2H+ + 2e = H2 若体系中加入NaAc，生成弱酸HAc 当p(H2 ) = 100 kPa，c(HAc) = c(Ac) = 1 molL1时，,4. 生成弱电解质或稳定的配离子,电极电势,例 根据氧化还原反应Cu + Cl2 Cu2+ + 2Cl组成原电池。 已知p(Cl2 ) = 100 kPa，c(Cu2+) = 0.1 molL1，c(Cl) = 0.10 molL1。计算原电池的电动势并写出原电池符号。,解：,E(Cu2+/Cu)= 0.34V，E(Cl2/Cl)= 1.36V,E = E(+) E() = (1.42 0.31)V = 1.01V,原

12、电池中E(+) E()，电动势E = E(+) E(),1. 判断原电池的正负极，计算原电池的电动势,五、电极电势的应用,电极电势,计算Ksp,标准态下c(SO42) = 1.0 molL1,2. 计算解离平衡常数、溶度积常数、稳定常数,= E(Pb2+/Pb) + lg,解法2 设计原电池,(+) Pb2+ + 2e = Pb， E(Pb2+/Pb) = 0.126V,() Pb(s) + SO42 2e = PbSO4(s)，E(PbSO4/Pb) = 0.356V,电池反应：Pb2+ + SO42 = PbSO4,电极电势,求Ka,标准态下c(HCN) = c(CN) = 1 molL1

13、，p(H2) = 100 kPa,解法1,解法2 设计原电池,() H2 + 2CN2e = 2HCN，E(HCN/H+) = 0.545V,(+) 2H+ + 2e = H2， E(H+/H2) = 0V,电池反应 2H+ + 2CN= 2HCN,电极电势,氧化还原反应的规律： 强氧化剂 + 强还原剂 弱还原剂 + 弱氧化剂,rGm E() 自发进行 rGm = 0，即E = 0 时，E(+) = E() 平衡状态 rGm 0，即E0 时，E(+) E() 非自发进行,二、氧化还原反应的限度,E值越大，K值越大，正反应进行得越完全。 氧化还原反应的K只与E有关，而与溶液浓度无关,氧化还原反应

14、中转移电子数,氧化还原反应的方向和限度,一、氧化还原反应的方向,判断自发进行的方向,例 判断下列氧化还原反应自发进行的方向 Sn + Pb2+(1molL1) = Sn2+(1molL1) + Pb (2) Sn + Pb2+(0.1molL1) = Sn2+(1molL1) + Pb,例 判断下列氧化还原反应自发进行的方向。 2H+(1.0 molL1) + 2Ag + 2I(0.5 molL1) = 2AgI + H2(100 kPa),解: E(H+/H2 ) = 0 V, E(Ag+/Ag) = 0.799 V,= 0.018V E (H+/H2),E(Ag+/Ag) = E(Ag+/

15、Ag) + lg,E(Sn2+/Sn) = 0.136V，E(Pb2+/Pb) = 0.126V,解:,(1) E(Pb2+/Pb)E(Sn2+/Sn),(2) E (Pb2+/Pb) E(Fe2+/Fe), 可以发生下列反应：,Fe + 2Fe3+ 3Fe2+,解释元素的氧化还原特性,电势图及其应用,化学电源,锌锰干电池,锌汞电池,实用电池,镍镉充电电池,实用电池,蓄电池,锂电池,铅蓄电池,实用电池,燃料电池,实用电池,交通运输,德国海军燃料电池潜艇,中国奥运会燃料电池客车,实用电池,知识回顾,Zn(s) = Zn2+ + 2e () 氧化反应,Cu2+ + 2e = Cu(s) (+) 还原反应,Zn(s) + Cu2+ Zn2+ + Cu(s),CuCl2 Cu(s) + Cl2(g)?,电解及其应用,原电池和电解池的区别,电解氯化铜实验,电解及其应用,微观模拟,电解及其应用,原电池和电解池的区别,阳极(anode),阴极(cathode),氧化反应,还原反应,在外电压作用下才能进行,电能转变为化学能,电解及其应用,本节目录,一