《药用基础化学 第二版课件 教学课件 ppt 作者 戴静波 主编 第六章 氧化还原反应与电化学氧化还原反应》由会员分享，可在线阅读，更多相关《药用基础化学 第二版课件 教学课件 ppt 作者 戴静波 主编 第六章 氧化还原反应与电化学氧化还原反应（60页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第一节 氧化还原反应 一、 氧化数的概念 氧化数：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。,规定： 单质中，元素的氧化数为零，H2 Cl2 Fe 正常氧化物中，氧的氧化数为2， 过氧化物中(H2O2 和Na2O2) 氧的氧化数为 1， KO2氧化数为 0.5， OF2中O为+2。, H 一般为+1，PH3； 在NaH中为 1。 中性分子中各元素的氧化数代数和为零 单原子离子中元素的氧化数等于离子所带电荷数； 在复杂离子中各元素的氧化数的代数和等于离子的电荷数 例： K2Cr2O7 Cr为+6 Fe3O4 中，Fe为+8/3 Na2S2O3
2、中，S 为+2 Na2S4O6中， 平均为2.5 (2个S 为0, 二个S为+5),氧化数与化合价的区别与联系： 二者有时相等，有时不等。碳的共价数均为4，但其氧化数分别4、-2和4。 例如：CH4 CH3Cl CCl4,氧化数与化合价的区别与联系,二、氧化还原作用 1.氧化还原反应: 某些元素氧化数发生改变的反应 氧化过程： 氧化数升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化数降低的过程, 氧化剂 氧化型：高氧化态 氧化剂 还原型：低氧化态 还原剂 中间态： 既可作为氧化剂, 又可做为还原剂 还原型 = 氧化型 + ne 10 HClO3 + 3P4 = 10HCl + 12H3PO4,2.任何氧
3、化还原反应都可拆分成两个半反应 氧化半反应和还原半反应。 半反应通式：a氧化态 + ne b还原态 n：半反应中转移的电子数目。 氧化半反应和还原半反应同时共存， 并且在反应过程中得失电子数相等。,氧化还原电对：同一物质的还原态和氧化态物质。(共轭关系) 氧化型/还原型 （Ox/Red） 下述的两个氧化还原反应: Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+ 可以分别分解为二个半反应 2Fe3+ + 2 e 2Fe2+ (1) Sn2+ - 2e Sn4+ (2) 用电对表示分别为Fe3+/ Fe2+ 、 Sn4+ /Sn2+ 、,三、 氧化还原反应方程式的配平 1.氧化数法： 原则
4、：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降 低数相等(得失电子数目相等） 1） 写出化学反应方程式 2） 确定有关元素氧化态升高及降低的数值 3） 确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍 数。找出氧化剂、还原剂的系数。 4） 核对，可用H+, OH, H2O配平。,例1： HClO3 + P4 HCl + H3PO4 Cl5+ Cl 氧化数降低 6 P4 4PO43 氧化数升高20 10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4 方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子，应在左边加18个H2O,例2 As2
5、S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO 氧化数升高的元素： 2As3+ 2As5+ 升高 4 3S2 3S6+ 升高24 N5+ N2+ 降低3 3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO 左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O 左边比右边少8个H，少4个O 3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO,练习 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2（SO4）3 + K2SO4 + H2O,总结：配平方程式时，如果是分子方程式，则不能出现离子；如
6、果是离子方程式，配平时反应方程式的两面边不仅各元素的原子个数相等，电荷总数也要相等。,2KMnO4 + 10FeSO4 +8 H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2（SO4）3 + K2SO4 +8 H2O,2.离子-电子法 基本原则是：氧化剂所得到的电子总数与还原剂所失去的电子总数相等，反应前后各元素的原子总数相等。(拆、配、合 ) 1） 写出相应的离子反应式 2） 将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应 和氧化剂的还原反应。 3） 配平半反应 4）确定二个半反应的系数得失电子数相等的原则 5）根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。,例 3 配
7、平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3反应 解：MnO4 + SO32 + H+ Mn2+ + SO42 半反应 SO32 SO42 + 2e MnO4 + 5e Mn 2+ 配平半反应： a) SO32 + H2O SO42 + 2e + 2H+ b) MnO4 + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O a)5 + b)2 2MnO4 + 5SO32 + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 + 10H+ 即： 2MnO4 + 5SO32 + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 ,酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现OH ,
8、在碱性介质中配平的半反应不应出现H+,一般先配平 H、O以外的原子数，然后配平H、O原子数，最后配平电子数,第二节 原电池和电极电势 一、原电池 1.装置及电极反应 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 原电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应,（1）组成: 半电池反应：,负极： Zn2e Zn2+ （氧化半反应） 正极： Cu2+ + 2e Cu （还原半反应）,在原电池中 负极都发生氧化反应(失去电子),生成其氧化型物质;正极都发生还原反应(得到电子), 生成其还原型物质,电极,金属导体如 Cu、Zn,惰性导体如 Pt、石墨棒,氧化-还原电对：,电极类型,盐桥：在U型管中装满用饱和K
9、Cl溶液和琼胶作成的冻胶。 盐桥的作用：使Cl-向锌盐方向移动，K+向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐溶液一直保持电中性，从而使电子不断从Zn极流向Cu极。 氧化-还原反应的本质：电子得失 半电池：电极反应 电池：氧化还原反应,氧化半反应： Zn 2e Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e Cu ()ZnZn2+(c1/ molL-1) Cu2+(c2/molL-1) Cu(+),2.原电池的表达式 1、负极写在左边，正极写在右边 2、用表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压
10、力。,() Pt,H2(p)H+(1molL-1) Fe3+(1molL-1) ,Fe2+ (1 molL-1) Pt(+),要求：1. 题中给出电池符号，要能够写出半反应和总反应方程式,例题：已知电池符号如下： 电池符号：() Pt,H2(p)H+(1 molL-1) Cl2(p) Cl (c molL-1) , Pt(+) 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式,氧化半反应： H2 2e 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e 2Cl 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl,二、电 极 电 位（势） 1、电极电势的产生,在Cu-Zn原电池中，为什么检流计的指针只偏向一个方向，
11、即电子由Zn传递给Cu2+，而不是从Cu传递给Zn2+？这是因为原电池中Zn电极的电极电势比Cu电极的电极电势更负（或更低）。 E=+- 电极电势是怎样产生的？是什么原因引起各个电极的电势不同呢？,双 电 层 理 论,德国化学家W.H.Nernst在1889年提出“双电层理论”对电极电势给予了说明。 “双电层理论”认为：金属晶体里有金属阳离子和公共化电子。当把金属放入含有该金属离子的浓溶液时，有两种反应的倾向存在。,一方面，金属表面构成晶格的金属离子和极性大的H2O分子相互吸引，从而使金属具有一种以水合离子的形式进入金属表面附近的溶液中的倾向： M Mn+(aq) + ne-， 金属越活泼，溶
12、液越稀，这种倾向就越大。,溶解,另一方面，盐溶液中的Mn+(aq)离子又有一种从金属表面获得电子而沉积在金属表面的倾向： Mn+(aq) + ne- M 金属越不活泼，溶液越浓，这种倾向就越大。,沉积,这两种对立的倾向在一定条件下，建立暂时的平衡： M Mn+(aq) + ne- 金属越活泼，上述平衡向右进行的程度就越大，此时，在极板附近的溶液中有过剩的正电荷，而极板表面上有过剩的负电荷，即在极板表面上形成“双电层”。这样，在金属和盐溶液之间产生了电位差，这种产生在金属和它的盐溶液之间的电势叫做金属的电极电势。,溶解,沉积,Zn比Cu活泼，故Zn电极比Cu电极上的电子密度大（上述平衡更偏向右方
13、）。 Zn2+/ Zn电对的电极电势更负一些，所以电子从Zn极流向Cu极。,电极 电势的符号:,影 响 电 极 电 势 的 因 素,影响电极电势的因素：电极的本性、离子浓度、温度、介质等。 当外界条件一定时，电极电势的高低就取决与电极的本性。对于金属电极，则取决于金属的活泼性大小。,2、标准氢电极和标准电极电势,任何一个电极其电极电势的绝对值是无法测量的如物质的H），但是我们可以通常选择标准氢电极（Standard Hydrogen electrode）作为基准。 将待测电极与标准氢电极组成一个原电池，通过测定该电池的电动势（Electrmotive Force）就可以求出待测电极的电极电势的
14、相对值,标准氢电极, H+=1.0molkg-11.0molL-1 PH2=100kPa H2 2H+ + 2e,标准氢电极构造简图,标准电极电势,标准状态：组成电极的离子浓度为1.0molL-1，气体的分压为100kPa，液体或固体都是纯净的物质。,标准电极电势的测定 () Zn2+(1molL-1) Zn Pt,H2( 105Pa)H+(1molL-1)(+),E = 0.76V,E = 0.337V,E = + ,() Pt,H2( 105Pa)H+(1molL-1)Cu2+ (1molL-1)Cu (+),电极 电势的符号 电极电势,电池电动势的形成及符号 E = + E、 单位：V
15、：非标准电池电动势,标准电极电势,标准电极电势表,说明： 电池反应一律用还原过程： 氧化型ne 还原型，因此电极电势是还原电势。 查表时注意电极反应的溶液酸碱性。,Zn2+ + 2e Zn,氧化型ne 还原型,Al3+ 3e Al,氧化剂、还原剂的强弱可由值大小来判断：值越小，还原型物质是越强的还原剂;值越大，氧化型物质是越强的氧化剂。 值反映物质得失电子的倾向，它与物质的量无关。 例：Cu2+ 2e Cu = +0.337V 2Cu2+ 4e 2Cu = +0.337V,该表为298.15K时的标准电极电势。因为电极电势随温度的变化而变化，所以，室温下一般均可应用表列值。 标准电极电势是指标准状态下的电极电势（本表不能用于非水溶液或熔融盐）。,例题： 已知 Fe3+ e Fe2+ = 0.77V Cu2+ 2e Cu
