第五章 氧化还原反应与电化学基础.pptVIP

氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数是假设把每个化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的。氧化数是元素在化合状态时人为规定的形式电荷数。 氧化数可以是正数、负数、零、分数。 二、氧化还原反应方程式的配平 （1）原电池的组成 ③ 电池符号：将负极写在左边，正极写在右边，用单竖线表示相与相间的界面，用双竖线表示盐桥 。例如： Pt∣Sn2+(c1),Sn4+(c’1)‖Fe3+(c2), Fe2+(c’2)∣Pt 相应的电池反应为： 2Fe3+(aq) + Sn2+(aq) 2Fe2+(aq) + Sn4+(aq) ① 定义 电极电势： 标准电极电势： ② 标准电极电势(E0)的确定 标准氢电极： 其他标准电极电势的确定： 以标准氢电极为负极，待测标准电极为正极组成原电池，测定该电池的标准电池电动势。由于标准氢电极电势为零，所以测得的标准电池电动势在数值上就等于待测电极的标准电极电势。 ③ 非标准电极电势(E)的确定（能斯特方程） 例3、298K时，在Fe3+，Fe2+ 的混合溶液中加入NaOH溶液时，有Fe(OH)3，Fe(OH)2沉淀生成（假设无其他反应发生）。当沉淀反应达到平衡时，保持c(OH－) =1.0 mol·L-1。求E(Fe3+/Fe2+)为多少？ 已知： E0(Fe3+/Fe2+)=0.769V, Ksp[Fe(OH)2]=4.86×10-17， Ksp[Fe(OH)3]=2.8×10-39。 ① 标准电池电动势 ③ 原电池电动势与反应的Gibbs函数变 （1）判断氧化剂还原剂的强弱 根据标准电极电势的大小，可以判断氧化剂、还原剂的相对强弱。E0 愈大，电对中氧化型的氧化能力愈强；E0 愈小，电对中还原型的还原能力愈强。 例6、 在含有Ni2+、Cd2+、Cu2+ 等杂质离子的粗制硫酸锌溶液中，采用加入锌粉以除去杂质离子，这为什么是可行的？如果杂质离子含量相同，那么，杂质离子还原沉积的次序如何？ （2）判断氧化还原反应方向 例7、MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e- Mn2+(aq) + 2H2O(l) E0 = 1.2293 V； Cl2(g) + 2e- 2Cl-(aq) E0 = 1.360 V。 例8、判断H2O2与Fe2+ 混合时能否发生氧化还原反应？若能反应写出反应的产物。(已知：E0(O2/H2O2)=0.682V，E0(H2O2/H2O)=1.77V, E0(Fe2+/Fe)=－0.44V，E0(Fe3+/Fe2+)=0.771V) （3）确定氧化还原反应的限度 （4）元素电势图 将某种元素不同氧化值的物种从左到右按氧化值由高到低的顺序排成一行，每两个物种间用直线连接表示一个电对，并在直线上标明此电对的标准电极电势的数值。这种图称为元素电势图。 * 欧阳邓福 一、氧化还原反应的基本概念 在半反应中，同一元素的两个不同氧化数的物种组成了电对。通常电对表示成 ：氧化型 / 还原型。 氧化还原反应是由两个电对构成的反应系统。可以表示为： 还原型(1)+氧化型(2) 氧化型(1)+ 还原型(2) 1、氧化数： 2、氧化还原电对： 离子—电子法（半反应法） KMnO4 + K2SO3 K2SO4 + MnSO4 例1、① 配平酸性溶液中的反应： ② 将氯气通入热的氢氧化钠溶液中，生成氯化钠和氯酸钠，配平此反应方程式。 MnO4- + C3H7OH Mn2+ + C2H5COOH 在酸性介质中，配平半反应时，少氧的一边加H2O，多氧的一边加H+ ，绝不能出现OH-。 在碱性介质中，配平半反应时，少氧的一边加OH- ，多氧的一边加H2O ，绝不能出现H+。 三、电极电势及其利用 1、原电池和电极电势 （1）原电池的组成 借助于自发的氧化还原反应产生电流的装置称为原电池。 在原电池中，两个半电池中发生的反应叫做电极反应。 与电解质溶液发生氧化还原反应的位置 叫电极，分正极(发生还原反应)和负极(发生氧化反应)。 ② 电极的类型： ① 原电池： 金属-金属离子电极： 气体-离子电极： 金属-金属难溶盐电极： “氧化还原”电极： Zn(s) | Zn2+(c) Pt | H2(g,P) | H+(c) Ag-AgCl(s) | Cl-(c) Pt | Fe3+(c1),Fe