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1、,第8章 氧化还原反应,学习要求： 1、掌握氧化还原反应的基本概念，掌握氧化还原反应的配平方法。 2、理解标准电极电势的意义，能运用标准电极电势判断氧化剂和还原剂的强弱，氧化还原反应的方向和计算平衡常数。 3、掌握电池的表示方法，掌握能斯特方程式的应用。 4、认识常见电源和了解电解原理。,一、化合价：离子型化合物中离子价数即为离子的电荷数；在共价化合物中某原子的价数即为该原子形成的共价单键数目。如：H2O，NaCl， CO2等。 1970年, 国际纯化学和应用化学联合会(IUPAC)建议: 正负化合价改称氧化值或氧化态。,第一节 基本概念,二、氧化态、氧化值、氧化数,(1) 定义：1970年，
2、国际纯化学和应用化学联合会对氧化数的定义：“某元素一个原子的荷电数。这种荷电数的计算是假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得”。 (2) 确定规则： 单质中元素的氧化值为零。 正常氧化物中, 氧的氧化值为-2; 过氧化物(如H2O2, BaO2等)中, 为 -1; 在超氧化合物(如KO2)中, 为-1/2; 臭氧化物( KO3)中, 为-1/3; 在OF2中, 为+2。, 非金属氢化物中, 氢的氧化值为+1; 活泼金属氢化物(NaH, CaH2, LiAlH4)中, 氢的氧化值为-1。,离子化合物中, 氧化值=离子电荷数;共价化合物中, 氧化值=形式电荷数。,电中性化合物中各元素的氧化
3、值的总和等于零; 离子的总电荷数等于各组成元素氧化值的代数和。,注： 1、氧化数可以是正数、负数，也可是整数、分数、零。 2、没有确切的物理意义 ，是人为的。,O2 S8 P4K2Cr2O7Fe3O4C2H2 Pb3O4 C2H4 H5IO6,- 0 - Cr(+6) - Fe(+8/3) - C(-1) - Pb(+8/3) - C(-2)- I(+7),例：确定下列物质中元素原子的氧化数,例： 确定下列化合物中S原子的氧化数： H2SO4 (b) Na2S2O3 (c) K2S2O8 (d) SO32- (e) S4O62-,(a) H2SO4 +6 (b) Na2S2O3 +2 (c)
4、K2S2O8 +7 (d) SO32- +4 (e) S4O62- +2.5,三、氧化和还原的定义,氧化还原反应：元素的氧化数在反应前后有变化的反应。,氧化数 物质 反应过程中 反应类型降低 氧化剂 被还原 还原升高 还原剂 被氧化 氧化,Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu,氧化剂、还原剂-具体的物质； 氧化还原-反应过程； 氧化和还原是同时发生的 。, 一般氧化还原反应2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4(稀)2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O, 自身氧化还原反应一个化合物中的不同元素的氧化数既有升高又有降低2NaNO3 = 2NaNO2 +O2, 歧化反应一种
5、单质或化合物同一元素的氧化数既有升高又有降低3I2 + 6NaOH = NaIO3 + 5NaI + 3H2O,氧化还原反应的类型：,四、氧化还原半反应,Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 氧化还原反应,Cu2+ + 2e Cu 还原反应， Cu2+ 氧化剂 Zn Zn2+ + 2e 氧化反应， Zn还原剂,两个半反应：,如果一个氧化还原反应组成原电池： 氧化还原反应：电池反应； 半反应：半电池反应（电极反应）。,任何氧化还原反应都可以分解成两个半反应式。,半反应书写规律: 1、半反应式的书写格式是统一的: 高氧化态在左边, 低氧化态在右边, 半反应式中有电子(e, e-), 总写在左
6、边。2、半反应式从左到右相当于氧化剂接受电子生成其共轭还原剂; 反之, 从左右到左相当于还原剂失去电子生成其共轭氧化剂。,3、半反应式必须配平。,4、对于水溶液系统, 半反应式中的物质必须是它们在水中的主要存在形态, 符合通常离子方程式的书写规则。,5、 一个半反应式中发生氧化态变动的元素总是只有一个。 6、把半反应式中没有发生氧化态变动的元素成为“非氧化还原组分”, 主要有: 酸碱组分, 沉淀剂和难溶组分, 配合物的配体, 氧化物或含氧酸根等。 7、对于水溶液系统, 半反应式分酸表和碱表排列。酸性环境用酸表, 碱性环境用碱表。,第二节 氧化还原反应方程式的配平(自学）,第三节 氧化还原反应和
7、电化学,一、 原电池,Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ 氧化还原反应,电子直接转移,一般化学反应，氧化剂和还原剂之间直接有效碰撞，电子的转移；分子热运动无方向，不形成电流； 化学能以热能的形式表现出来。,1936年英国教授丹尼尔制造出一种可以长时间供电的简单电池。,丹尼尔电池是以浸泡在硫酸铜溶液中的铜质圆筒为正极，以浸泡在硫酸中的锌棒为负极。两者之间隔着具有许多透水孔的容器。丹尼尔电池可产生约1伏的电，主要作为实验电源。, Cu-Zn 原电池,ZnZn2+ + 2e Cu2+ + 2eCu,Zn片溶解 Cu沉积 产生电流, 盐桥,通常内盛饱和 KCl 溶液 (以琼脂作成冻胶)。,目的
8、：沟通两个半电池，形成闭合回路；平衡电荷，溶液始终保持电中性 ,使反应得以继续进行。,正极(铜电极,还原)： Cu2+ + 2e- Cu 负极(锌电极,氧化)： Zn Zn2+ + 2e-,正、负两极分别发生的反应，称为电极反应。,CuSO4溶液中放入Zn片，发生氧化还原反应：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu, 工作状态的化学电池同时发生三个过程, 两电极表面发生氧化、还原反应 电子流过外电路 离子流过电解质溶液,锌电极 ZnZn2+ + 2e 氧化反应（负极） 铜电极 Cu2+ + 2eCu 还原反应（正极）, 电池反应 （+）+（-）： ZnCu2+Zn2+Cu,氧化还原反应,电
9、极反应中氧化数高的为氧化型物质： Cu2+ 、Zn2+ 氧化数低的为还原型物质 ： Cu、 Zn,原电池符号：() Zn| Zn2+ (C1)| Cu2+ (C2)|Cu (),原电池由电极和盐桥组成的，电极由电对和导体组成；电对是由电极反应中氧化型物质和对应的还原型物质组成。, 电对的表示：电极反应中，氧化型物质/还原型物质 氧化数高的为氧化型物质， 氧化数低的为还原型物质.,ZnZn2+ + 2e Cu2+ + 2eCu,氧化型物质 Zn2+； 氧化型物质 Cu2+ 还原型物质 Zn； 还原型物质 Cu,电对： Zn2+/Zn Cu2+/Cu,Cu-Zn原电池中，为什么电子由锌极到铜极？外
10、电路中为何产生电流?,由于Cu电极和Zn电极存在电势差，即Cu2+/Cu ， Zn2+/Zn两电对存在电极电势差。,当电流I0时,克服内阻消耗趋近于零,电池电动势,二、 电极电势,双电层理论,德国化学家W.H.Nernst在1889年提出“双电层理论” ：金属晶体里有金属阳离子和自由电子。当把金属放入含有该金属离子的浓溶液时，有两种反应的倾向。,金属和溶液之间的电势差-电极的电极电势，用 表示。, M不活泼: 沉积 溶解,锌电极的双电层,铜电极的双电层, M活泼，易失电子，溶解趋势大，金属表面留下电子呈负电性而金属离子进入溶液，在电极附近呈正电性。形成双电层。,两电极只要存在电极电势差，组成原
11、电池就会产生电流，两极相连，电子将由外电路从锌板流向铜板。,Cu-Zn原电池中，锌电极、铜电极的电极电势分别是其对应电对的电极电势。,双电层的电势差统一指金属高出溶液的电势差 。, Zn2+ /Zn电极的电极电势为负值-低 Cu2+ /Cu电极的电极电势为正值-高,注意： （1） 值大小与金属本性（电极本性）有关，金属越活泼， 越小，反之，金属越不活泼，越大。 （2） 值大小还与离子浓度、温度、介质有关。 （3）原电池的电动势：, 各物质均处标准态时-称为标准电极电势。,1、标准电极电势,三、标准电极电势,电极电势的绝对值无法测定，选用标准氢电极为标准。, 气体分压均为1105 Pa 溶液中所
12、有物质的活度为1 纯液体和固体为1105 Pa条件下最稳定或最常见的形态,标准电极-凡是符合标准态条件的电极。,Pt | H2 (g)| H+,2、标准氢电极,H+= 1mol/L PH2= 1105 Pa,电极反应：2H+ + 2e H2,在铂片和酸溶液之间的电势差就是标准氢电极的电极电势。,理论上用上述方法可测定出各种电对的标准电极电势，但是氢电极作为标准电极，使用条件非常严格，在实际测定时，常采用甘汞电极（calomell electrode)作为参比电极。甘汞电极在室温下电极电势数值比较稳定，并且容易制备，使用方便。,甘汞电极是在电极的底部放入少量的汞和少量由甘汞（Hg2Cl2)、Hg
13、、KCl溶液组成的糊状物，上面充入饱和的Hg2Cl2、 KCl溶液，再用导线引出。Hg2Cl2 2- 2Hg 2Cl表示方法:, 饱和甘汞电极: c (Cl- ) = 2.8 mol L-1(KCl饱和溶液)(Hg2Cl2 / Hg) = 0.2415 V 标准甘汞电极: c (Cl- ) = 1.0 mol L-1(Hg2Cl2 / Hg) = 0.2628 V,3、标准电极电势的测定, 标准锌电极与标准氢电极构成原电池,(-)Zn|Zn2+(1molL-1)|H+(1molL-1)|H2(105Pa)|Pt(+),电池电动势(E)为0.762V E (H+/H2) -(Zn2+/Zn) (
14、Zn2+/Zn) -0.762 V,(Cu2+/Cu) = + 0.3419V,依次测出各电极标准电极电势, 标准铜电极与标准氢电极构成原电池,(-) Pt|H2(105Pa)|H+(1molL-1)|Cu2+(1molL-1)|Cu(+), 代数值越大(越正），即氧化型的氧化性越强；代数值越小（越负）, 即还原型的还原性越强。, 对同一电对而言，氧化型的氧化性越强，还原型的还原性就越弱，反之亦然。,注意：,电极电势是一个电对的电势，每个电对有一个对 应的电极反应。电极反应一般形式： 氧化型ne- 还原型电极的电极电势: 氧化型/还原型,如：MnO4-/Mn2+ =1.51V,MnO4-氧化性
15、较强，Mn2+还原性较弱,说明:标准电极电势的数值与半反应的方向无关。半反应的计量系数不会改变电极电势的数值，是强度性质，决定于电极本身。 半反应的物质形态发生变化将有不同的电极电势.标准电极电势是热力学数据, 与反应速率无关, 不能 保证动力学性质与热力学性质不发生矛盾.,(5)本书附表给出的标准电极电势数据都是在水溶液测 定的. 对于高温反应和非水溶剂反应不适用。 (6)标准电极电势有酸性介质和碱碱性介质。 (7) 原则上, 标准电极电势只适用于热力学标态和常温下的反应, 非标态时, 电极电势将发生变化, 只有当电极电势改变幅度不大时, 用标准电极电势对氧化剂还原剂强度和反应方向的判断才有效。,
