zxq第8章氧化还原反应.ppt

1、氧化与还原,氧化：,元素失去电子的过程。,还原：,元素得到电子的过程。,如：,如：,氧化最初用于物质和氧反应，还原用于物质从氧化物中夺取氧的反应。,第一节基本概念,2、氧化剂和还原剂,氧化剂：,在反应中，得到电子的物质。,还原剂：,在反应中，失去电子的物质。,3、氧化产物和还原产物,还原剂发生氧化反应得到的产物。,氧化剂发生还原反应得到的产物。,氧化产物：,还原产物：,还原剂,氧化剂ne,第一节基本概念,失电子化合价升高氧化反应还原剂氧化产物,被氧化,被还原,得电子化合价降低还原反应氧化剂还原产物,4、氧化还原反应的实质,电子对得失或电子对偏移的反应。,例题一：指出下列反应中的氧化剂和还原剂。,氧化剂：,还原剂：,氧化剂：,还原剂：,歧化反应：,氧化剂和还原剂为同一种物质，即氧化反应和还原反应发生在同一氧化值的同种元素上的反应。,第一节基本概念,5、氧化值,元素的一个原子的电荷数。,成键电子指定给电负性大的原子,氧化值的指定是一种人为的做法，不表示实际情况,氧化值可为整数，也可为分数,氧化还原反应：,由于电子对得失或偏移致使单质或化合物中元素氧化值改变的反应。,第一节基本概念,氧化值计算的经验规则：,单质分子中，元素的氧化值为零；,氧的氧化值为2；,氢的氧化值为1，金属氢化物为1；,在化合物中，各元素的氧化值代数和为零；,在离子中，各元素氧化值代数和等于离子所带电荷数。,注意：,过氧化物中，氧的氧化值为1，超氧化物中，氧的氧化值为1/2，氧的氟化物中，氧的氧化值为2。,第一节基本概念,氧化还原：由于电子得失或电子对偏移致使单质或化合物中元素氧化值改变的反应称氧化还原反应。,失电子氧化值升高被氧化（氧化反应）还原剂,得电子氧化值降低被还原（还原反应）氧化剂,例题二：指出下列物质中元素的氧化值。,Fe3O4,Fe元素的氧化值：,S元素的氧化值：,K元素的氧化值：,O元素的氧化值：,Cr元素的氧化值：,KO2,CrO5,8/3,2,1,1/2,6,第一节基本概念,6、半反应,氧化还原反应根据电子转移的方向可拆成两个半反应。,如：,氧化半反应：,还原半反应：,注意：,氧化还原反应中，电子有得有失，因此半反应不能单独存在，必须同时共存，在反应过程中得失电子数也必须相等。,半反应通式：,或,还原剂,氧化剂ne,第一节基本概念,7、氧化还原电对,把满足半反应通式的两种物质称为氧化还原电对。,如：,氧化还原电对的写法：,或,半反应,氧化还原电对,复习：,共轭酸碱对,质子酸,质子碱质子,把满足上式的一对质子酸和质子碱称为共轭酸碱对。,第一节基本概念,1、离子电子法（半反应法）,遵循原则：,氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数必须相等。,配平步骤：,（1）把氧化值发生变化的离子写出来（根据实验）,以KMnO4和K2SO3在稀H2SO4中反应为例,第二节氧化还原反应方程式的配平,（2）写氧化半反应和还原半反应,氧化半反应：,还原半反应：,（3）配平半反应（根据物料平衡、电荷平衡）,氧化半反应：,还原半反应：,（4）将两半反应乘系数相加，消去电子得离子方程式,第二节氧化还原反应方程式的配平,（5）加上未参加氧化还原反应的其它离子，得化学方程式,例题三：配平下面氧化还原方程式。,第二节氧化还原反应方程式的配平,2、氧化值法,遵循原则：,氧化剂中元素氧化值降低的总数与还原剂中氧化值升高的总数必须相等。,配平步骤：,以KMnO4和K2SO3在稀H2SO4中反应为例,（1）写化学式，标氧化值，计算氧化值变化,+7,+4,+2,+6,氧化值降5价,氧化值升2价,第二节氧化还原反应方程式的配平,（2）用氧化值变化的最小公倍数除氧化值变化即得系数,最小公倍数为10,2,2,5,5,（3）观察法配平其它系数,例题四：配平下面氧化还原方程式。,第二节氧化还原反应方程式的配平,1、原电池,定义：,将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。,组成：,e,e,e,e,半电池,盐桥,灵敏电流计,导线,第三节电极电势,工作原理：,负极半反应,正极半反应,总反应,负极放出电子，Zn变成Zn2，电子通过导线达到正极，Cu2得到电子变成Cu，从而把氧化还原反应的能量转变为电能。,第三节电极电势,表示方法：,（原电池符号表示方法）,（1）负极写在左边，正极写在右边,（2）以化学式表示电池中各物质的组成，溶液要标明活度或浓度，气体要标明分压，还应标明温度。如未标明，则默认为298.15K，100kPa，1molL1。,（3）用“”表示不同相之间的接界；用“”表示盐桥；用“，”把同相中的不同物质分开。,（4）适当的时候应加惰性电极构成完整电池。,第三节电极电势,练习：书写丹尼尔电池的电池符号。,Zn片插入0.5molL1ZnSO4溶液中，Cu片插入0.3molL1CuSO4溶液中。,Zn电极为负极，应写在左边，Cu电极应写在右边。,()ZnZn2Cu2+Cu(),标明温度和浓度。,()ZnZn2(0.5molL1)Cu2+(0.3molL1)Cu(),标明要用符号“”、“”、“，”的地方。,()ZnZn2(0.5molL1)Cu2+(0.3molL1)Cu(),第三节电极电势,例题五：书写下列电池的电池符号。,正极反应：,负极反应：,正极反应：,负极反应：,()Pt(c1),(c2),H(c3)(c4),Mn2(c5),H+(c6)Pt(),()CuCu2(c1)Fe2+(c2),Fe3+(c3)C(),第三节电极电势,电极类型：,（1）金属及其离子电极,如：,AgAg(c),（2）气体电极,如：,PtH2(p)H(c),（3）氧化还原电极,如：,C(石墨)Fe2+(c1),Fe3(c2),（4）金属及其难溶盐阴离子电极,如：,AgAgClCl(c),HgHg2Cl2Cl(c),饱和甘汞电极,第三节电极电势,2、电极电势的产生,以金属及其离子电极电势产生的机理为例,金属的溶解：,金属离子在极性水分子作用下及其本身热运动，变成水合离子而把电子留在其表面,离子的沉积：,溶液中的金属离子受金属的表面电子吸附获得电子而沉积在金属表面,沉积,溶解,第三节电极电势,当溶解的倾向大于沉积的倾向时，形成如下图a式,当沉积的倾向大于溶解的倾向时，形成如下图b式,金属表面和溶液的界面处形成了一个相反电荷的双电层,在金属和它的盐溶液之间形成双电层而产生的电势差叫做金属的平衡电极电势，简称电极电势。,第三节电极电势,电极电势,在金属和它的盐溶液之间形成双电层而产生的电势差叫做金属的平衡电极电势，简称电极电势。,定义：,符号：,单位：,V（伏）,测定：,无法测得其绝对值，可以测定其相对值。,第三节电极电势,3、标准氢电极SHE,为了测定电极电势，选定一个电极作为标准。,标准氢电极将渡有一层多孔铂黑的铂片浸入含有氢离子浓度（严格讲为活度）为1molL1酸性溶液中，在298K时不断通入纯氢气，保持氢气压力为100kPa。氢气为铂黑所吸附，被吸附的氢气与溶液中的氢离子建立了动态平衡：,第三节电极电势,4、标准电极电势的测定,标准状态下电极的电势电势。,定义：,符号：,离子浓度（活度）1molL1,气体分压100kPa,纯液体，纯固体,测定方法：,把要测的标准状态下的电极与标准氢电极组成原电池，测出标准其电动势，代入上式即得所测电极的标准电极电势。如测定Zn2/Zn电对的标准电极电势。,第三节电极电势,组成如下图的原电池，从电流方向可得Zn电极为负极,（）ZnZn2（1mol/L）H（1mol/L）H2（100kPa）Pt（）,测量得到,第三节电极电势,5、标准电极电势表的使用注意事项,氧化态和还原态是相对的，其相互依存,标准电极电势与半反应的方向无关，亦与半反应的计量系数无关。,标准电极电势分酸表和碱表,在电极反应中出现H查酸表,在电极反应中出现OH查碱表,没出现两种离子，则从存在状态考虑,第三节电极电势,6、能斯特方程影响电极电势的因素,电对在温度为T的非标准态电极电势,电对在温度为T的标准态电极电势,气体常数,热力学温度,电极反应中得失的电子数,法拉第常数,氧化态一边浓度幂乘积除还原态一边浓度幂乘积,第三节电极电势,若温度为298K，则,浓度对电极电势的影响,例题六：金属Zn插入到0.1molL1Zn2盐溶液中的电极电势。,解：,已知：,第三节电极电势,酸度对电极电势的影响,当H或OH参加了电极反应时，溶液的pH将影响电极电势；当它们的系数较大时，从很大的程度上决定了电对的电极电势。如：,在标准状态下,其它条件不变，调pH1,第三节电极电势,其它条件不变，调pH6,其它条件不变，调pH3,溶液的pH成了控制电极电势的决定性因素。,高锰酸钾、重铬酸钾在酸性溶液中有强氧化性。,第三节电极电势,沉淀生成对电极电势的影响,如果在反应体系中加入沉淀剂，由于沉淀的生成，会使被沉淀的离子的浓度大大降低，从而影响电极电势。,如：,如果在溶液中加入Cl，并使Cl浓度为1.0molL1,则溶液中,第三节电极电势,特别注意：,电对Ag/Ag标准状态是指,而电对AgCl/Ag标准状态是指,如果在溶液中加入Cl，并使Cl浓度为1.0molL1,即,第三节电极电势,配合物的生成对电极电势的影响,如果在反应体系中加入络合剂，由于配合物的生成，会使被沉淀的离子的浓度大大降低，从而影响电极电势。,如：,如果在溶液中加入氨水,则Cu2浓度降低,则电对的电极电势降低,第三节电极电势,7、电极电势的应用,判断氧化剂和还原剂的相对强弱,电极电势越大，电对中氧化态物质的氧化能力越强，越容易夺得电子转变为相应的还原态，其还原态的还原能力越弱。,实验室常用的氧化剂的Ey大于1,如KMnO4，K2Cr2O7，H2O2等,实验室常用的还原剂的Ey小于0或稍大于0,如Zn、Fe、Sn2等,注意：,判断氧化剂和还原剂的强弱时应该用电极电势。,第三节电极电势,例题七：已知,则六种物质中，氧化能力最强的是：,还原能力最强的是：,按氧化态的氧化能力从大到小排序,沉淀物的浓度积越小，则它的氧化能力越弱。,第三节电极电势,判断氧化还原反应进行的方向,原则上，任一个氧化还原反应都可以设计成原电池。,在标准状态下,Ey0,电池反应自发进行,Ey0,电池反应自发进行,E0,电池反应逆向自发进行,氧化还原反应的氧化剂是正极电对中的氧化态，还原剂是负极电对中的还原态。,第三节电极电势,例题八：已知,则在标准状态下，氧化还原反应进行的方向是：,氧化还原反应,的正极反应为：,已知：,则氧化还原反应的氧化剂为,还原剂为,第三节电极电势,8、氧化还原平衡及其应用,平衡常数,氧化还原反应同其他可逆反应一样，可以用平衡常数定量说明反应进行的程度。如丹尼尔电池,在标准状态下,为负极,为正极,第三节电极电势,随着反应的进行，Ag浓度减小，Cu2浓度增加，则,正极电势,负极电势,减小,增加,逐渐变小直至相等达到平衡,达到平衡时,即,反应的平衡常数,第三节电极电势,则,例题九：已知,标准平衡常数与温度、氧化剂和还原剂的本性有关。,结论：,求两电对所组成的电池反应的平衡常数。,解：,则,第三节电极电势,判断氧化还原反应进行的程度,标准电动势越大，平衡常数值越大，反应进行得越完全，越彻底,如：,则,反应进行得非常彻底,第三节电极电势,计算难溶电解质的溶度积常数,选择两个适当的电对组成原电池，根据E计算电池反应的平衡常数，再根据平衡常数与溶度积的关系，计算出溶度积常数。例如：,两个电对可以组成电池,()AgAgClCl(1molL1)Ag+(1molL1)Ag(),电池反应为,Ag+AgClAgAgCl,即,Ag+ClAgCl,第三节电极电势,反应的平衡常数,用这种方法测定的浓度积常数准确。,用这种方法也可测定配合物的稳定常数。,第三节电极电势,例题十：已知,计算,解：,组成原电池，电池反应为,Cu2+ICu+CuICu2+,达平衡时，有,第三节电极电势,例题十一：已知,求Cu能否发生歧化反应？,2CuCuCu2,如能发生歧化反应，则反应的平衡常数为多少？,解：,因,能发生歧化反应,Cu+在水中不稳定，易歧化,第三节电极电势,从已知电对求未知电对的标准电极电势,根据盖斯定律和吉布斯能，可得,整理得,推广至相邻的i个电对,第三节电极电势,本章小节：,一、介绍了氧化还原反应、氧化值、氧化剂、还原剂、氧化还原电对、原电池、电极电势、标准电极电势、标准氢电极等基本概念。二、介绍了氧化还原反应的两种配平方法，离子电子法、氧化值法。三、原电池符号与电池反应的互写：1已知电池反应写原电池符号；2已知原电池符号写电池反应四、能斯特方程及其应用,1.有和反应中所有物质的浓度求非标准态,能斯特方程中氧化型和还原型浓度的具体形式及浓度的方次应由具体的电极反应来确定。当体系中pH值改变或加入沉淀剂、络合剂时，则必须利用酸碱平衡、沉淀平衡和络和平衡先求出有关离子的浓度，再代入方程，求出,2.求原电池的电动势E,五、电极电势的应用,计算标准状态下的,比较氧化剂和还原剂的相对强弱,确定氧化还原反应的方向,计算难溶电解质的,计算平衡常数,六、元素电势图的应用1.利用元