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1、化学综合,第八课 氧化和还原, 第一节 氧化还原反应的基本概念,氧化数：是指某元素的一个原子的表观荷电数。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。,一、氧化数 oxidation state,确定氧化数的规则：,单质中，元素的氧化数为零。 在单原子离子中，元素的氧化数等于该离子所带的电荷数 。 在大多数化合物中，氢的氧化数为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化数为 -1。 通常，氧在化合物中的氧化数为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化数为-1，在氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。,例：,中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零 ，复杂离子
2、的电荷等于各元素氧化数的代数和。,二、氧化与还原,氧化：物质失去电子（或电子偏离）的过程,有电子得失或电子转移的反应，被称为氧化还原反应Oxidation-Reduction Reactions 。,还原：物质获得电子（或电子偏向）的过程,氧化剂：得到电子， 发生还原（半）反应， 氧化数降低， 生成其还原产物。,还原剂：失去电子， 发生氧化（半）反应， 氧化数升高， 生成其氧化产物。,一个氧化还原反应可看作由两个半反应偶合而成：氧化半反应和还原半反应。,概念判断方法口诀,升失氧（被氧化、发生氧化反应、生成氧化产物），作还原剂，表现还原性 降得还（被还原、发生还原反应、生成还原产物），作氧化剂，
3、表现氧化性,每一半反应中元素获得电子后（氧化值较小）的存在形式称还原型，失去电子后（氧化值较大）的存在形式称氧化型，,两者合称为一对氧化还原电对,常见的氧化剂,活泼的非金属单质：O2、Cl2高价态的微粒：浓硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3、H2O2、HClO,常见的还原剂,活泼的金属单质:Al、Zn、Fe某些非金属单质：C、H2低价态的微粒：CO、H2S、S2-、HS-、SO2、H2SO3、HSO3-、SO32-、Br-、I-、Fe2+,常见氧化剂、还原剂, 氧化还原反应方程式的配平Balancing Oxidation-Reduction Equations,配平方法： 氧化数法：还原
4、剂的氧化数升高总数等于氧化剂的氧化数降低总数。 离子电子法：还原剂失去电子总数等于氧化剂得到电子总数。,1、氧化数升降法,0,+4,+5,+4,4,1,x1,x4,4,4,2,C + HNO3 NO2 +CO2 + H2O,例:,KMnO4+ HCl KCl+ MnCl2+ H2O+ Cl2,+7,+2,0,-1,5,2,x5,2,5,2,2,16,8,x2,Fe3O4+HNO3 Fe(NO3)3 +NO +H2O,Fe0Fe2O3+ HNO3 Fe(NO3)3 +NO + H2O,+2,+5,+3,+2,3,1,x1,x3,3,28,9,14,Cu + HNO3(稀) Cu(NO3)2 +
5、NO+ H2O,0,+2,+5,+2,2,3,x2,x3,3,3,8,Al+ H2SO4 Al2(SO4)3+ H2,0,+1,+3,0,3,x2,2,x3,2,3,3,2,4,KMnO4+ H2S+ H2SO4 S+ MnSO4+K2SO4+ H2O,+7,-2,+2,0,5,2,x2,x5,2,2,5,5,8,3,HCl + KClO3- KCl + Cl2 + H2O,-1,+5,0,1,5,x5,x1,3,6,3,（1）若氧化剂和还原剂中某元素的化合价全部改变，配平宜从氧化剂、还原剂开始，即先考虑反应物。（正向配平）如：,（2）若氧化剂（或还原剂）中某元素化合价只有部分改变，配平宜从氧
6、化产物、还原产物开始，即先考虑生成物。（逆向配平）如：,（3）自身氧化还原（歧化）反应方程式，宜从生成物开始配平。（逆向配平）,技巧,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,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
7、：,化简得：,解：,3+2得：,例3：配平方程式,酸性介质： 氧化数较高的一边增加n个H+，另一边 增加H2O,碱性介质： 氧化数较低的一边增加n个OH- ，另一边增加H2O,小结：配平氢、氧原子时, 第二节 原电池和电极电势,1.Cu-Zn原电池装置,一、原电池 Galvanic Cells,anode,cathode,原电池：利用氧化还原反应把化学能转变为电能的装置。,原电池由两个半电池(电极)组成，每个半电池包括导电材料和电解质溶液。,盐桥内充满饱和了KCl的琼脂，可以消除两溶液间的电势差,并使溶液保持电中性，电子继续流动。,(aq),Zn,2e,Zn(s),：,),(,极,2,-,+,
8、-,氧化反应,电子流出,负,Cu(s),2e,(aq),Cu,：,),(,极,2,+,-,+,还原反应,电子流入,正,Cu(s),(aq),Zn,(aq),Cu,Zn(s),电池反应：,2,2,+,+,+,+,半电池反应(电极反应),两电极间存在电势差，称为电池的电动势E,书写原电池符号的规则： 负极“”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“”表示。,两电极参与电池反应的电对物质按所在相和各相接触顺序依次写出。,2.电极与电池符号,负极在左正在右,电极导体放两头,缺少导体用铂碳,纯的固、液、气体把极板亲非标态莫忘把浓度压力标,同异相之间将逗号要,盐桥来将两极联,反应物种除水以外都写到。,1.金属-
9、金属离子电极 电极符号 Zn | Zn2+ (c) 电极反应: Zn2+ (aq) + 2e Zn(s),3.电极的类型,2.金属-金属难溶盐-阴离子电极 电极符号 Ag|AgCl | Cl (c) 电极反应: AgCl(s) + e Ag(s)+Cl(aq),4.气体-离子电极 电极符号 Pt | H2(p) | H+ (c) 电极反应: 2H+ (aq) + 2e H2(g),3.氧化还原电极 电极符号 Fe3+ (c1) | Fe2+ (c2) 电极反应: Fe3+ (aq) + e Fe2+ (aq),例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。,解：,例： 写出下列反应的电极反应和
10、电池组成式 MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O,() Pt|Fe3+，Fe2+ | | MnO4-，Mn2+，H+|Pt(+),电极反应：,标准氢电极(SHE) standard hydrogen electrode,标准氢电极装置图,二、 标准电极电势,2.标准电极电势,把各种电极做成标准电极，与标准氢电极组成原电池，再测出这些标准电池的电动势，即可得标准电极电势：EOx/Red。, 电极电势的大小符号与电极反应方向无关,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 与半反应的计量系数无关, 一
11、些电对的 E 与介质的酸碱性有关,酸性介质： ；碱性介质：, 标准电极电势是热力学数据，与反应速率无关。, 本书给出的标准电极电势数据只适用于水溶液体系, 298K。,1.对于反应：,一、Nernst方程式,e,-,+,n,a还原型,b氧化型,对于电极反应, Nernst方程式,使用Nernst方程时须注意几点：Nernst方程可用于任意温度、浓度和压力条件下E池和E的求算，但是所查表得到的E值通常是298K时的值。2.电极反应中有其他介质等参与反应时，也要一并写入方程式。3.有气体参加反应，应以其相对分压(p/p)代入方程式。,或,1. 氧化型或还原型的浓度或分压,影响电极电势的因素,浓差电
12、池,这种由于浓度差异造成的电池称为浓差电池。,2. 介质的酸碱性,，,Ag,3.沉淀的生成对电极电势的影响,小结：,氧化型形成沉淀 ，E;还原型形成沉淀 ，E。,氧化型和还原型都形成沉淀，还要看二者 的相对大小。,小结：,氧化型形成配合物，E ，还原型形成配合物， E ，,4.配位平衡与氧化还原平衡之间的相互影响：,电极电势的应用,氧化剂（1）+ 还原剂（2） 还原剂（1）+ 氧化剂（2）,判断：（1）氧化剂和还原剂的相对强弱（2）氧化还原反应进行的方向（3）氧化还原反应进行的程度,例：试比较 KMnO4、Cl2、FeCl3 在酸性介质中的氧化能力,氧化能力：KMnO4 Cl2 FeCl3,判
13、断氧化剂、还原剂的相对强弱,对于某一给定反应，先区分该反应的氧化剂和还原剂，以氧化剂及其还原型的电对为正极，还原剂及其氧化型的电对为负极，,注意：用标准电极电势值只能判断各物质处于标准态时的情况。,判断氧化还原反应进行的方向和程度,所以，该反应在标准态下不能向右进行。,例：判断在酸性溶液中H2O2与Fe2+混合时，能否发生氧化还原反应？若能反应，写出反应方程式。,解：,解：,例：求反应,的平衡常数 。,元素电势图,元素电势图的表示方法,表示方法：,各物种按氧化数从高到低向右排列；,各物种间用直线相连接，直线上方标明相应电对的E ，（线下方为转移电子数）,1.判断歧化反应能否发生,元素电势图的应用,
