氧化还原和电极电势

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1、氧化还原和电极电势第七章教学基本要求熟悉氧化值和氧化还原反应的意义，熟练计算元素氧化值，掌握离子—电子法配平氧化还原反应式。掌握电池组成式的书写，了解电极电位产生的原因，熟悉标准电极电位概念，掌握用标准电极电位判断氧化还原反应的方向。了解电动势与自由能的关系，掌握通过标准电动势计算氧化还原反应平衡常数的方法。掌握电极电位的Nernst方程、影响因素及有关计算。了解电位法测量溶液pH值的原理。化合价和氧化数第一节氧化还原反应oxidation-reductionreaction化合价氧化数oxidationnumber原子间相互结合形成分子时，各原子上价键的数目。假定把每个键上

2、的电子指定给电负性较大的原子后，化合物中各原子实际或表观所带的电荷数。NHHHO＝C＝OCl－Cl31421确定氧化数的规则：(l)在单质分子中，元素的氧化数为0(2)一般情况下,H的氧化数为+1；O为-2(3)一般情况下IA元素氧化数为+1；IIA元素氧化数为+2(4)电中性化合物中，所有元素的氧化数总代数和为零(5)对于单原子离子，元素的氧化数等于离子电荷数；对于多原子离子，所有元素的氧化数之和等于离子的电荷数一般：H—+1（-1）；O—-2（-1，+1）碳的氧化数COCO2CH4C2H5OH+2+4-4-2硫或铁的氧化数S2O32-S2O82-Fe3O4+2+7+8/3

3、例如试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值解：设Cr的氧化值为x，已知O的氧化值为-2，则：2x+7×(-2)=-2x=+6设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2，则:3x+4×(-2)=0由以上例子可见,元素的氧化值可以是整数、零,也可以是分数。examplex=+注意：1）同种元素可有不同的氧化数；2）氧化数可为正、负和分数等；3）氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。S2O32-S的氧化数为＋2，（1）Na2S2O3Na2S4O6+2+2.5（2）K2Cr2O7CrO5+6+10（3）KO2KO3OF2CaH2LiAlH4-0.5-1/3+2-

4、1-1Na2S2O3+4Cl2+5H2O==Na2SO4+H2SO4+8HClexample元素的氧化数发生了变化的化学反应氧的氧化数：0——-2；氧化数降低，发生了还原反应。碳的氧化数：-4——+4;氧化数升高，发生了氧化反应。注：电子并不是完全失去或完全得到，只是电子对偏移。CH4(g)＋O2(g)CO2(g)＋2H2O(g)氧化还原反应氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转移（电子的得失或电子云的偏移），从而导致元素的氧化数发生变化。氧化剂和还原剂氧化剂(oxidant)：在反应中得到电子氧化数降低的物质还原剂(reductant)：在反应中失去电子氧化数升高的物质H2

5、S＋Cl22HCl＋SZn＋Cu2+Zn2+＋Cu氧化剂还原剂还原剂氧化剂氧化态和还原态氧化态(oxidationstate)：物质处于相对较高氧化数的状态还原态(reductionstate)：物质处于相对较低的氧化数状态H2S＋Cl22HCl＋SZn＋Cu2+Zn2+＋Cu氧化态还原态还原态氧化态氧化态氧化态还原态还原态Ox＋neRedCu2+＋2eCu氧化态还原态如：Fe3+＋eFe2+氧化态还原态氧化态常作氧化剂，还原态常作还原剂；氧化态和还原态是相对而言的。半反应与氧化还原电对根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两个半反应，或看成由两个半反应构成。氧化半反应：Zn-2

6、e-→Zn2+还原半反应：Cu2++2e-→Cu氧化还原反应中，电子有得必有失，且失得数目相等；氧化半反应和还原半反应同时并存，不能单独存在。例如:Zn＋Cu2+Cu＋Zn2+半反应的通式为：氧化态+ne-还原态Ox+ne-Red氧化还原反应中，氧化态物质(电子受体)及其对应的还原态物质(电子供体)组成氧化还原电对。记为：氧化态/还原态；或(Ox/Red)。如：MnO4-/Mn2+；Cu2+/Cu；Zn2+/Zn；还原半反应：氧化半反应：Fe3++e-→Fe2+Sn2+→Sn4++2e-氧化还原电对为：Fe3+/Fe2+；Sn4+/Sn2+又如：2Fe3+＋Sn2+2Fe2+

7、＋Sn4+(4)根据氧化剂得电子数＝还原剂失电子数的原则，将两个半反应乘以相应的系数，然后将两个半反应式相加，即得配平的离子式。(l)写出主要反应物和生成物的表达式(2)将反应物和生成物以离子式表示(3)写出氧化剂得电子和还原剂失电子的两个半反应式，以电子、H+、OH-来配平半反应式两边的电荷数。酸性：用H+配平；碱性：用OH-配平，另一边加水。氧化还原反应方程式的配平-离子电子法配平半反应：SO32–+H2OSO42–+2e+2H+MnO4–+5e+8H+Mn2++4H2O×5+×22Mn