《第四章 氧化还原反应》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第四章 氧化还原反应（116页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第四章 氧化还原反应,反应物之间有电子转移的化学反应,氧化还原反应,氧化还原反应,MnO2+4HCl(浓) MnCl2+ Cl2+ 2H2O,失去电子的过程叫氧化 得到电子的过程叫还原 失去电子的物质被氧化 得到电子的物质被还原 失去电子的物质叫还原剂 得到电子的物质叫氧化剂在一个氧化还原反应中,氧化和还原两个过程总是同时发生的.,氧化还原方程式的配平 电极电势概念，影响电极电势的因素及电极电势的应用 3.氧化剂、还原剂的相对强弱 4.氧化还原反应的方向和限度 5.元素的标准电极电势图及其应用,基本内容,氧化数法、离子-电子法配平氧化还原反应方程式 2.影响电极电势的因素及电极电势的应用 3.
2、氧化剂、还原剂的相对强弱 4.氧化还原反应的方向和限度 5.元素的标准电极电势图的应用,基本要求,目录,4-1 氧化还原方程式的配平,4-2 原电池,4-4电极电势的应用,4-5元素标准电极电势图和电势-PH图,4-3 电极电势, 4.1 氧化还原反应的基本概念,4.1.1 氧化值,4.1.2 氧化还原反应方程式的配平,4.1.1 氧化数(值),氧化值：是指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。,有电子得失或电子转移的反应，被称为氧化还原反应。,确定氧化值的规则：,单质中，元素的氧化值为零。在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数
3、 。在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和+1。,例：,中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。, 氧化值法： 离子-电子法,4.1.2 氧化还原反应方程式的配平,元素原子氧化数升高的总数等于元素原子氧化数降低的总数,(2) 反应前后各元素的原子总数相等,配平原则,(一)氧化值法,(2)找出元素原子氧化数降低值与元素原子氧化数升高值,写出未配平的反应方程式 HClO3 + P4 +
4、 H2O HCl + H3PO4,HClO3 + P4 + H2O HCl + H3PO4,配平原则,(3)根据第一条规则，求出各元素原子氧化数升降值的最小公倍数,10HClO3+3P4+H2O 10HCl+12H3PO4,(4)用观察法配平氧化数未改变的元素原子数目 10HClO3+3P +18H2O 10HCl+12H3PO4,配平原则,(2)找出元素原子氧化数降低值与元素原子氧化数升高值,写出未配平的反应方程式 PbO2+MnBr2+HNO3 Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O,PbO2+MnBr2+HNO3Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O,例,(3) 根据第一条规
5、则，求出各元素原子氧化数升降值的最小公倍数,(4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目7PbO2+2MnBr2+14HNO3 7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O,(-2)7=14,(+5)+(+2)2=14,例,简单、快捷,氧化数法*,优点,配平原则： 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。,(二)离子电子法,配平步骤：用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等。,例1：配平反应方程式
6、,确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分子方程式。,例2：配平,5+得：,化简得：,28+3得,例3：配平方程式,解：,3+2得：,例4：配平方程式,酸性介质：多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O,碱性介质：多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH-,小结：,(1) H2O2 + Cr2(SO4)3 + KOH K2CrO4 + K2SO4 + H2O,3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH 2K2CrO4 + 3K2S
7、O4 + 8H2O,H2O2+Cr2(SO4)3+KOH K2CrO4+K2SO4+H2O,氧化还原反应式配平课堂练习,氧化还原反应式配平课堂练习,(2) HClO3 HClO4 + O2 + Cl2 + H2O,aHClO3 bHClO4+ cO2+ dCl2 + eH2O,+7,氧化还原反应式配平课堂练习,(2) aHClO3 bHClO4+ cO2+ dCl2+ eH2O,解得: a b c d e3 1 2 1 15 3 1 1 17 1 4 3 3,氧化数降低数=氧化数升高数 10d = 2b + 4c,由Cl定: a = b + 2d,由 H定: 2e = a - b,3HClO3
8、 HClO4 + 2O2 + Cl2 + H2O,5HClO3 3HClO4 + O2 + Cl2 + H2O,7HClO3 HClO4 + 4O2 + 3Cl2 + 3H2O,氧化还原反应式配平课堂练习,(1) Cr2O72-+Fe2+H+ Cr3+Fe3+H2O,Cr2O72- + H+ Cr3+ + H2O,Fe2+ Fe3+,Cr2O72-+14H+6e- 2Cr3+7H2O,Fe2+ - e- Fe3+,Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+,氧化还原反应式配平课堂练习,(2) K2MnO4+H2O KMnO4+MnO2+KOH,MnO
9、42- MnO4-,MnO42- +H2O MnO4- + MnO2+ OH-,MnO42- + H2O MnO2+ OH-,MnO42- + 2H2O + 2e- MnO2 + 4OH-,MnO42- - e- MnO4-,MnO42- + 2H2O + 2MnO42- MnO2 + 4OH- + 2MnO4-,整理 3MnO42- +2H2O 2MnO4- +MnO2+4OH-, 4.2 原电池,4.2.1 原电池的构造,4.2.2 原电池的表示方法,4.2.3 原电池电动势的测定,4.2.4 原电池的最大功与Gibbs函数,1.原电池的组成,Cu 极正极,Zn 极负极,化学能转变为电能,
10、1.原电池的组成(动画演示),负极写在左边,正极写在右边,2.原电池的表示方法,电极 电极反应正极(Cu极) Cu2+ + 2e- Cu 氧化反应 (电子流入的电极)负极(Zn极) Zn - 2e- Zn2+ 还原反应 (电子流出的电极)电池反应 Cu2+ + Zn Cu + Zn2+,e-,原电池: 使氧化、还原反应产生电流的装置,半电池 半电池原电池,氧化还原电对： 由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成,Zn2+ (氧化型物质) Zn (还原型物质) Zn2+/Zn 氧化还原电对,Cu2+ (氧化型物质) Cu (还原型物质) Cu2+/Cu 氧化还原电对,氧化还原电对： 由同一种元素
11、的氧化型物质和还原型物质构成,氧化还原电对表示方法,氧化型物质/还原型物质,如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+,如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+,注 意,若组成电极物质中无金属时，应插入惰性电极。,惰性电极： 如Pt ，石墨能导电而不参入电极反应的电极,Fe3+(c1)，Fe2+(c2) | Pt (+),(-) Pt, Cl2(p) | Cl- (c),2.原电池的表示方法,注 意,组成电极中的气体物质应在导体这一边，后面应注明压力。,H+(c1) | H2(p), Pt(+),(-)Pt，O2(p) | OH- (c1),2
12、.原电池的表示方法,注 意,Sn4+(c1)，Sn2+(c2) | Pt (+),2.原电池的表示方法,注 意,Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) | Pt (+),(-) Pt，O2(p) | H2O，OH- (c1),2.原电池的表示方法,Cr2O72-+6Cl-+14H+ 2Cr3+3Cl2+7H2O,Cr2O72-+14H+ 6e- 2Cr3+7H2O 还原,2Cl- - 2e- Cl2 氧化,原电池的表示方法课堂练习,原电池的表示方法课堂练习,2H2 + O2 2H2O,O2 + 4H+ + 4e- 2H2O 还原,H2 - 2e- 2H+ 氧化,书写原电池符
13、号的规则：负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“”表示。,原电池符号(电池图示)：,纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“,”分开。,例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。,解：,例：写出下列原电池的电池反应,3 原电池电动势的测定,E 电动势，可以由数字电压表或电位差计来测定。,锌原电池,标准电动势，例如，铜,-,4 原电池的最大功与Gibbs函数,EMF 电动势（V） F 法拉第常数 96485（Cmol-1） Z 电池反应中转移的电子的物质的量,电功(J)=电量(C)电势差(V),电池反应：,4.3 电极电势,4.3.1 电极电势的产生,4.3.2 标准电极电势的测定,4.
14、3.3 Nernst方程式,把金属M与其盐M+溶液接触面之间的电势差，称为该金属的平衡电极电势，即金属离子与金属单质构成的氧化还原电对(M+/M)的电极电势,记为E(M+/M),一 电极电势的产生,电极电势的绝对值现还无法测知 但可用比较方法确定它的相对值,选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零E (H+/H2)= 0 V,二 电极电势的测定,1. 标准氢电极,(动画演示),2. 甘汞电极(SCE),E(Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V,欲确定某电极的电极电势 可把该电极与标准氢电极组成原电池 测其电动势(E ) 则 E 即为待测电极的电极电势,2. 电极电势的测定,2.
15、电极电势的测定,设计原电池,() Pt, H2(100kPa) | H+(1molL-1) |Cu2+(1 molL-1) | Cu (+),E = E(+) - E(-) = E(Cu2+/Cu) - E (H+/H2),测得原电池电动势：E = 0.340 V,2. 电极电势的测定,测得原电池电动势：E = 0.7626 V,物质皆为纯净物 有关物质的浓度为1molL-1 涉及到的气体分压为100kPa,待测电极处于标准态,标准电极电势,常用电对的标准电极电势(298.15K),常用电对的标准电极电势(298.15K), 采用还原电势；,3.标准电极电势表, E 小的电对对应的还原型物质还原性强；,E 大的电对对应的氧化型物质氧化性强。, E 无加和性, 一些电对的 E 与介质的酸碱性有关,酸性介质： ；碱性介质：,氧化型 + ze- 还原型,
