(1)定义假设将键结电子分配给电负度较大的元素时.doc

(1)定義：假設將鍵結電子分配給電負度較大的元素時，一原子所得失的電子數(2)性質：若得到電子，則氧化數為負；若失去電子，氧化數為正(3)氧化數決定的法則：A. 元素態的任何物質，氧化數為 0B. 單原子離子，元素的氧化數即為離子的電荷數C. 金屬化合物中，金屬的氧化數恆為正值(a) IA族的化合物，IA 族的氧化數為 +1(b) A族的化合物，A 族的氧化數為 +2D. 氫的氧化數：(a)金屬氫化物中，氫的氧化數為-1，例LiH，MgH2(b)非金屬氫化物中，氫的氧化數為+1，例HCN，HCl，NH3E. 氧的氧化數：(a) 一般氧化物，氧的氧化數為 -2(b)過氧化物，氧的氧化數為-1，例H2O2，Na2O2，BaO2 (c)超氧化物，氧的氧化數-1/2，例KO2，CsO2(d)氧的氟化物:O2F2+1 ; OF2+2F.氟在化合物中氧化數恆為 -1G.化合物中，各元素氧化數和為 0H.多原子離子，各元素氧化數和為離子電荷 I.元素的氧化數不超過族數，最多以族數為氧化數，例如H2SO4 中，硫的氧化數為+6(1) 氧化還原定義：定義氧化反應還原反應氫氧之轉移與氧化合，或失去氫之反應與氫化合，或失去氧之反應電子之轉移失去電子之反應得到電子之反應氧化數變化氧化數增加之反應氧化數減少之反應(2)性質：氧化還原反應同時相伴發生；兩個半反應，可在同一地點發生，亦可在不同地點發生(3)氧化劑，還原劑：氧化劑還原劑氧化數之變化氧化數可減少之反應物氧化數可增加之反應物電子之得失得到電子失去電子參與之反應本身被還原，參與氧化反應本身被氧化，參與還原反應自身氧化還原反應：氧化劑還原劑均為同一物質者 還原劑共軛生成物半反應式氧化劑共軛生成物半反應式平衡氧化還原方程式(1)原理：遵守得失電子數相等，電荷相等，原子數不滅等原則(2)方法：A.寫出氧化劑還原劑之共軛產物B.以氧化數平衡：氧化數改變量相等氧化劑還原劑之(克)當量數(1)當量(或克當量)：A.定義：氧化劑獲得 1mol 電子之質量，或還原劑釋出 1mol 電子之質量，稱為1當量(2)(克)當量數：A.當量數：在氧化還原反應中，得失電子之莫耳數，稱為(克)當量數 (3)當量濃度：一升溶液中所含有之當量數 當量濃度莫耳濃度得失電子之莫耳數(或氧化數改變量) 氧化還原滴定(1)指示劑：一般以氧化劑或還原劑的顏色改變當指示劑(2)原理：氧化劑當量數還原劑當量數電化電池(1)電池：將化學能轉變成電能的裝置稱為電池(2)電極：電化電池中發生反應的地方A.陽極：發生氧化反應之電極.(符號定為 )；如圖之Zn極B.陰極：發生還原反應之電極，(符號定為 )；如圖之 Cu 極(3)鹽橋：連接兩半反應電池之裝置，又稱電流橋樑 B.功用：溝通電路，保持電中性C.亦可用一多孔素瓷杯，效果更好(4)外電路中，電子由陽極流向陰極，故電流計偏向陰極；而鹽橋中，陰離子游向陽極，陽離子游向陰極，使電解質保持電中性乾電池（勒克朗舍乾電池）(1)構造：A.陽極：鋅殼B.陰極：石墨棒(2)反應：(3)1.5V蓄電池（鉛酸電池） (2)放電過程：(3)充電過程：(4)電壓：2.03V(6)每放電2F，陽極增重96克，陰極增重64克，兩極共增重160克；但電解液消耗燃料電池（氫氧燃料電池）(1)構造：陽極：多孔性Ni；陰極：多孔性NiNiO混合物；電解質：高濃度的KOH溶液 (4)電壓：0.9V(5)反應溫度為70140之間(6)優點：理論上能量轉換率為 100%電位 (1)定義：一粒子得失電子的相對大小稱為電位 (2)種類： A.氧化電位：失去電子的相對大小 B.還原電位：得到電子的相對大小電位的測定(1)標準狀態：因電位隨物質的種類，濃度的變化及溫度與壓力而異，與半反(2)參考電極：以氫標準電極為參考電極決定電位大小的因素 標準還原電位的應用(1)可判斷氧化劑與還原劑的相對強度：還原電位正值愈大者，為愈強的氧化劑(2)預測電池之電壓E陰極之還原電位陽極之還原電位陰極之還原電位陽極之氧化電位陽極之氧化電位陰極之氧化電位(3)預測反應是否自發反應 半電池電位半電池電位：只表示失去或獲得電子傾向的大小，與電極的大小無關；半電池電位不是能量，沒有加成性非標準狀態之電位差非標準狀態之電位差：利用勒沙特列原理預測(1)反應向生成物方向進行之趨勢增大，電池電壓升高(2)反應向反應物方向進行之趨勢增大，電池電壓降低(3)達平衡時，電位差(電壓)為零雙電池(1)順接：陽極與另一電池之陰極相接之接法；此時雙電池之電壓為兩單電池電壓之和(2)逆接：陽極與另一電池之陽極相接之接法；此時雙電池之電壓為兩單電池電壓之差(3)四個半電池可組成六種雙電池，但電壓只有三種。 電解(1)定義：通直流電使物質分解的反應，稱為電解；為一種非自發反應(2)原理：A.電解質在水溶液中或熔融時會解離產生離子；離子數未必相等，離子所帶電荷亦未必相等，但總電量必相等，而呈電中性B.通入直流電時，陽離子或水游向陰極而被還原；陰離子或水游向陽極而被氧化(3)聯接法：電解槽的正極(陽極)和電池的正極(陰極)相連接；電解槽的負極(陰極)和電池的負極(陽極)相連接(4)所需最小電壓：應大於電解質被分解所引起氧化還原的電位差(5)電解產物的決定：(6)應用：B.電解食鹽水 (鹼氯工業)：(b)汞齊法：石墨為陽極，汞為陰極C.鋁的電解：(a)以濃 NaOH 去除鋁礬土中的鐵質(7)電解定量關係法拉第定律 電鍍(1)定義：利用氧化還原反應，把一種金屬鍍於器皿或裝飾品表面之作用(2)裝置：陽極：擬鍍金屬；陰極：被鍍物電鍍液：含陽極金屬離子鹽類水溶液COD的測量中，氧化有機務所剩下的氧化劑(Cr2O72-)利用Fe2+來滴定。試求當Cr2O72-=10-4 M Cr3+=10-4M Fe2+=10-5M H+=1M情況下之氧化還原電位。已知EoFe3+ Fe2+=0.68V EoCr2O72- Cr3+=1.33V最佳解答Fe3+e-=Fe2+E1=0.68 1 Cr2O72-+14H+6e-=2Cr3+7H2O E2=1.33 2Cr2O72-+14H+6Fe2+=2Cr3+7H2O+6Fe3+ E=? 3由3, Fe3+=3Cr3+E=E2-E1-(0.0591/6)log(Fe3+6Cr3+2/(Fe2+6Cr2O72-H+14)=0.65-(0.0591/6)log(36*10-32/10-34)=0.65-0.048=0.602 V利用氧化數處理氧化還原方程式的平衡，其步驟如下： 1. 先平衡氫、氧之外的原子。2. 利用氧化數，計算出各原子的氧化數，並找出兩組氧化數有變動者，即找出兩組氧化還原的對應物種。3. 氧化數增加總數要等於氧化數降低總數，視需要來調整兩組共軛氧化還原對之係數。4. 反應物與生成物兩邊電荷數要相等，在酸性溶液中利用H來平衡，在鹼性溶液中則利用OH-來平衡。5. 利用原子不滅，在水溶液中一般用H2O來平衡氫原子或氧原子。6. 檢查（原子不滅，電荷守恆） 氧化還原反應的平衡 1. 氧化還原反應方程式：與一般化學反應方程式一樣，氧化還原反應方程式首先要滿足 (A) 原子守恆的原理， (B) 電荷守恆的原理， 但在求取平衡關係時，可以利用氧化數的觀念輕易的達成平衡的目的。 2. 平衡方程式之方法： (1) 觀察法 。 (2) 代數法 。 (3) 氧化數法 。 (4) 半反應法 。 3. 平衡方程式之原理為： (A) 利用 原子不滅原理 平衡原子之數目。 (B) 利用 電子得失 、 氧化數增減 平衡氧化數 及 電荷 。 (C) 加入 H+ 、 OH- 及 H2O ，做最後之平衡。 4. 半反應法: (A) 一個氧化還原反應實際上是一個氧化反應和一個還原反應之和，亦即由兩個 半反應 (half reaction)所組成。 (B) 利用半反應平衡方程式的步驟為: 表單的頂端 (1)寫出 與 半反應式; 答案 表單的底部 (2)氧化(或還原)半反應式中，特定原子的氧化數變化，以 的加減來調整;並平衡電荷。 (3)兩個半反應式各乘以適當倍數，使得相加後所得到的 全反應中， 不得出現電子 。 例 8-2試平衡 Sn 2+ + Fe3+ = Fe2+ (aq) + Sn4+ (8-6) 解 寫出半反應式， 氧化: Sn 2+ = Sn4+ 2 e (8-7) (8-7) 十 2 (8-8) 得， 2Fe3(aq) + Sn2+(aq) = 2Fe2+(aq) + Sn4+(aq) 根據電荷守恆原理檢驗左右雙邊之電荷: 2 3 2 = 2 2十4 = 8 寫半反應式時，在式中所出現的物種必須是確有其物，否則這個反應式就沒有意義了。 例8-3 試平衡N03 十H2S 十H = NO 十S 十H2O (8-9) 解： 這個反應是在酸性溶液中進行的，所以有H及H2O參與反應， 氧化半反應式: H2S = S + 2 e- +2 H+ (8-10) 還原半反應式: NO3(aq) 4H(aq)十3 e = NO(g)，十2H2O(l) (8-11) 因為反應是在水中進行，用以平衡方程式的氧與氫均應來自H2O，或水中的離子。這類反應通常對 pH值的依存性很大，在不同的pH值時就會有不同的產物。 (8-10) 3十 (8-11) 2得 2N03 十3H2S 十2H = 2NO 十 3 S 十 4 H2O (8-12) 5. 氧化數平衡法：是另一種平衡方法，即直接利用氧化數的改變。 (A) 確定氧化劑與還原劑：以H2S(aq)與MnO4(aq)反應生成S及Mn2為例， 氧化劑： MnO4(aq) ， S 還原劑： H2S(aq) ， Mn2 。 此方程式可以暫時寫成： H2S MnO4(aq) = S 十Mn 2 (8-13) (B) 首先察看S及Mn氧化數的改變，S：由 -2 變為 0 ，而Mn：由 +7 變成 +2 ， 所以要平衡電子的授受，必須有5 個S原子與 2 個Mn原子反應，亦即， 5 H2S(g) 2 MnO4(aq) = 5 S (s) 十 2 Mn2 (8-14) (C) 其次，我們要平衡 氧原子的數目：由於式(8-14)左邊有8個氧原子，因此右邊必須加上8個H2O分子 (反應是在水中進行，因此有大量的水存在): 5 H2S(g) 2 MnO4(aq) = 5 S (s) 十 2 Mn2十8H2O(8-15) (D) 最後平衡氫原子的數目，由於式(8-15)左邊有10個氫原子，而右邊卻有16個氫原子，兩者相差6個氫原子， 此氫原子即以氫離子形式由水溶液中供應，即此反應必須在 酸 性溶液中進行，全反應即為 5H2S (g) + 2 MnO4(aq) 十 6 H+ (aq) = 5S(s) 十 2Mn2+ 十 8 H2O(l) (8-16) 6. 環境之不同會產生不同之反應：在例 8-3 裏，我們提到氧化還原反應會受到pH的影響，就此我們進一步的提出說明。 (A) 過錳酸鉀(KMnO4 )：是一個 氧化力很強的氧化劑，用於氧化還原滴定，但通常這種滴定是在 其半反應式為： MnO4(aq) 十 8 H (aq) 十 5 e- = Mn2 (aq) 十 4 H2O(l) (8-17) (B) 在酸性溶液中有足夠的氫離子，7的錳可以還原成十2的狀態。如果反應是在 中性或微酸性 溶液中進行，情況就不相同了， MnO4(aq) 十 2H2O2 + 3 e- = MnO2(s) 十 4 OH-(aq) (8-18) 因為沒有足夠的氫離子， 7的錳只能捕捉3個電子而形成 (MnO2)的沈澱，顯然氧化力 減少了許多。再者，有的物質是很強的氧化劑(或還原劑)，但另有一些則既可扮演氧化劑又可當作還原劑，主要 取決於反應進行的條件。 7. 可當還原劑又可當氧化劑 之物：過氧化氫(H2O2 )就是這樣一種物質。 (A) 在酸性溶液中，過氧化氫會把碘離子氧化成碘， H2O2(aq) 十 2 I- 十 2 H(aq) = I2(s) 十 2H20 (l) (8-19) 但在同一條件下，它卻可能被過錳酸鉀氧化而放出氧， 5H2O2(aq) 十 2MnO4(aq) 十 6H+ = 5O2(g) 十 2Mn2+(aq) 十 8 H2O(l) (8-20) 類似的性質也可見於亞硝酸根、亞硫酸根等。 (B) 氧化還原反應在定量分析中有廣泛的應用，其中以 的滴定最為普遍。現以鐵的定量加以說明: 將欲定量的試料溶於硫酸 中，再以適當的還原劑 通常為 ：鋅汞齊 例如：將試料中的Fe3完全還原成十2狀態， 即 (8-21) (C) 以過錳酸鉀的標準溶液進行滴定，陰極(還原反應)： (8-22) 陽極( 氧化反應) ： (8-23) (D) 剛開始滴定時，加入的KMnO4 完全被還原，因此紫色消失，但超過滴定當量點時，超量的K Mn O4。 所顯示的紫紅色就可指示滴定的終了。式(8-22) 與式(8-23)兩個半反應，表示在這個氧化還原中， 消耗 莫耳的過錳酸鉀，即可氧化1莫耳的Fe2+，據此我們定義: 氧化劑(或還原劑)當量 = 氧化劑(或還原劑)的式量/氧化劑(或還原劑)在反應中獲取(或失去)的電子數目 E = M / n (8-24) (E) 雖然是同樣的過錳酸鉀，如果在中性溶液中進行滴定，它的氧化當量當然也就有所 。 例8-4 求反應 MnO4 FeSO4(aq) = Fe(s) 十MnSO4 (aq) ，中的 FeSO4 的反應當量。 解： FeSO4 的式量為151.84克，而反應中鐵自十2，變為0， 獲取了兩個電子，因此當量為151.84 克/2 = 克。 例8-5 氧化0.0 l M 的FeSO4 溶液 (酸性) 400毫升，所需要0. 0 l M 的KMnO4 溶液多少毫升? 解： MnO4 (aq) 十 8 H (aq) 十 5 Fe(aq) = 5Fe (aq) 十 Mn 十4 H2O(l) 0.0l M FeSO4= N FeSO4 0.01 400 /1000 氧化當量 0.0l M KMnO4= N KMnO4 0.01 V /1000 還原當量 N2H4 + N2O4 = N2 十 H2O (未平衡) 3. 下列何者不是氧化還原反應？ (A) NO3 = NO (B) Cr2O72- = CrO42- (C) H2O2 = O2 (D) C2O42-= CO2 4. 下列何者不是氧化還原反應？ (A) C十O2 = CO2 (B) N2 + 3H2 = NH3 (C) 2 H2 + O2 = 2H2O (D) CaCO3 = CaO + CO2 7. 2H2O2 = 2H2O + O2 反應中，氧化與還原的得失電子數為多少? (A)1 (B)2 (C)3 (D)4 8. 水 HCl中 H 氧化數為 十 1，是因為 (A) H 在與Cl鍵結時獲得1個電子 (B) H 原來就帶 +1 的電荷 (C) H 只有 +1 價 (D) H 在與Cl鍵結時最外圍 l 個電子被氧所吸引 9. 下列何者為自身氧化還原反應? (A) 2 H2O = 2H2 十 O2 (B) 2 H2O2 = 2H2O O2 (C) H2O = H+ + OH (D) 2 H2 + O2 = 2H2O 10. 酸性下 MnO4-會產生下列何者? (A) Mn2+ (B) MnO2 (C) MnO4 (D) MnO42- 11. 濃HNO3當氧化劑時 會產生下列何者? (A) NO (B)NO2 (C)NO3 (D)NO2 12. H2O2 擔任還原劑時 會產生下列何反應物? (A) 2 H2 (B)H2O (C)O2 (D)O3 13. 酸性下 Cr2O72 擔任氧化劑時，會產生下列何者? (A) Cr2O3 (B) CrO42 (C) Cr 3+ (D) Cr 。 14. Cr2O72- 中Cr的氧化數為多少? (A) +3 (B) -3 (C) -6 (D) +6 15. MnO4 中 Mn 的氧化數為多少? (A) +7 (B) +5 (C) +3 (D) +1 16. 下列化含物中何者 S 原子有最大的氧化數 ？(A) S (B) SO2 (C) SO3 (D) S2O32。 17. 下列物質何者只能當還原劑? (A) Fe (B)Fe+ (C)Fe2+ (D) Fe3+ 18. C2O42- 被氧化成CO2時 碳的氧化數變化為多少? (A)+1 (B)+2 (C)-1 (D)-2 19. 6 CO2 + 6 H2O = C6H12O6 + 6 O2 反應中那一個原子被氧化? (A) C (B) H (C)O (D)C與H 20. 平衡 MnO4 + H2O2 + H+ = Mn2+ + O2 + H2O 方程的係數為？ (A) 2.5.6.2.5.8 (B)2,5,6,5.2.8 (C) 2.5.6.2.5.4 (D) 2.6.5.5.2.8 21. Cr2O72- + C2O42- + H+ = Cr3+ + CO2 + H2O 方程式之係數為 (A) 10 (B) 20 (C)30 (D)40 22. 平衡 I2 = I 十 IO3 反應後其係數比為 (A)1,1,1 (B)2.3,1 (C)3,5,1 (D)3,3,3 23. 在酸中過錳酸鉀與硫酸鐵(II)之反應，平衡時之MnO4與Fe2之係數比為？(A) 1：5 (B) 2：5 (C) 1：4 (D) 2：7。 24. 在酸中過錳酸鉀與硫酸鐵(II)之反應，平衡時之係數總合為？(A) 20 (B) 21 (C) 24 (D) 27。 25. 在酸性之溶液中，過氧化氫會將碘離子氧化成碘，而過氧化氫之半反應為？ (A) H2O2 = H2O 2 e O2 (B) H2O2 2 H 2 e H2O (C) H2O2 2 H 2 H2O 2e (D) H2O2 2 e 2 H 2 H2O 26. 過氧化氫之半反應式，可能為下列何者？(A) H2O2 = 2 H 2 e O2 (B) H2O2 2 H 2 e = H2O (C) H2O2 2 H = 2 H2O 2e (D) H2O2 2 e 2 H = 2 H2O (E) H2O2 2e = 2 H O2 1. 試寫出過錳酸鉀 ， (A) 在酸中之氧化情況？ 。 (B) 在中性溶液中之氧化情況？ 。 2. 未知濃度之H2O2 100 mL，在酸中以0.1 M之過錳酸鉀25 mL 滴定恰能變色(紫色)， (A) 平衡之： 。 (B) 問H2O2 之濃度？： 。 3. 試平衡 NO3 十 H2S 十 H = NO 十 S 十 H2O 。 4. 氧化0.02l M 的FeSO4 溶液 (酸性) 200毫升，所需要0. 0 l M 的KMnO4 溶液多少毫升? ： MnO4 (aq) 十 8 H (aq) 十 5 Fe (aq) = 5Fe (aq) 十 Mn 十4 H2O(l) 5. 未知濃度之草酸60 mL，以0.1 M之過錳酸鉀30 mL 滴定恰能變色(紫色)， (A) 平衡之： 。 (B) 問H2O2 之濃度？： 。 6. 氧化還原通常 (A)需指示劑 (B) 不需指示劑 (C) 以氧化、或還原劑之顏色變化為指示劑。 7. 在酸中以過錳酸鉀之滴定反應其氧化數之變化為 (A) +7 = +2 (B) +7 = +4 (C) +7 = +6。 8. .在5H2O2十2MnO4 十 6H = 2Mn2 十 8H2O 十 5 O2 反應中，下列何者正確? (A) H為催化劑 (B) H2O為還原劑 (C)MnO4於陽極被還原成Mn2+ (D)生成物 O2 是由 MnO4所釋出 (E)生成物O2是由H2O所釋出。 題一.K2Cr2O4 + H2SO4 + FeSO4 = K2SO4 + H2O + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3平衡之!K2Cr2O4 (Cr為+3) 變成 Cr2(SO4)3 (Cr為+3) 哇勒是見鬼了喔?不然是誰氧化了Fe?題二.Cr2O7(-2價) + H2O2 + H(+1價) = Cr(+3價) + H2O + O2平衡之!算得係數1 . 1 . 8 . 2 . 5 . 2Cr由+6變成+3用一個雙氧水(O由-1變成0) 同題二之理.題三.Cr2O7(-2價) + CH3CH2OH + H(+1價) = Cr(+3價) + H2O + CH3CHO平衡之!在下只看過Cr2O7與CrO4沒看過Cr2O4?懷疑原方程式應該是K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 = K2SO4 + H2O + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3題二Cr207(2-)-2Cr(3+) 氧化數變化-6H2O2-O2 氧化數變化+2所以根據氧化數平衡：一個Cr207(2-)-2Cr(3+)同時要有3個H2O2-O2可得Cr207(2-)+3H2O2-2Cr(3+)+3O2又根據電荷數平衡:反應物電荷為2-而產物電荷為2*3+=6+所以須在反應物方加上8個H+使方程式左右方電荷數相等得Cr207(2-)+3H2O2+8H+-2Cr(3+)+3O2最後再考慮H2O2的生成將沒有参與氧化還原的H及O全變成H2O故得Cr2O7(-2價) +3H2O2 +8H(+1價) =2Cr(+3價) +3O2+7H2O 題三同題二之理Cr207(2-)-2Cr(3+) 氧化數變化-6CH3CH2OH -CH3CHO 右邊的C氧化數變化+2(C由-1-+1)所以根據氧化數平衡：一個Cr207(2-)-2Cr(3+)同時要有3個CH3CH2OH -CH3CHO 可得Cr207(2-)+3CH3CH2OH -2Cr(3+)+3CH3CHO 又根據電荷數平衡:反應物電荷為2-而產物電荷為2*3+=6+所以須在反應物方加上8個H+使方程式左右方電荷數相等得Cr207(2-)+3CH3CH2OH+8H+-2Cr(3+)+3CH3CHO最後再考慮H2O2的生成將沒有参與氧化還原的H及O全變成H2O得Cr2O7(-2價) +3CH3CH2OH +8H(+1價) =2Cr(+3價) +3CH3CHO+7H2O ClO4(-1)+V2(SO4)3+H2O箭頭向右Cl(-)+SO4(-2)+VO(+2)+H(+1)2.FeS2+O2箭頭向右Fe2O3+SO2 ClO4- + V2(SO4)3 + H2O-Cl- + SO4-2 + VO+2 + H+先看還原反應ClO4-1 + 8e- + 8H+- Cl- + 4H2OCl的氧化數 +7-1為了使電荷平衡 必須加8個電子在左邊(才能達電荷平衡)被甩了的氧 . 必須有人代替已逃走的氯 . 所以吸引了氫離子反應產生水有4個氧被甩 . 所以要有8個氫離子參與 . 產生4個水再來看氧化反應V2(SO 4)3 + 2H2O-2VO 2+ + 3SO42- +e- + 4H+V的氧化數變化 +3 -+4必須加1個電子在右邊才能平衡又方程式尚未平衡(右邊多了兩個氧) . 所以必須在右邊加4個H+反應再來就只剩下兩式相加(相消電子)的問題了氧化反應方程式*8 + 還原反應方程式ClO 4- + 8e- + 8H+8V2(SO4)3 + 16H2O-Cl- + 4H2O + 16VO 2+ + 24SO42- + 8e- + 32H+8個電子全相消32個氫離子 - 8個氫離子 =24個氫離子16個水 - 4個水 =12個水得方程式ClO 4- + 8V2(SO4)3 + 12H2O -Cl- + 16VO2+ + 24SO42- + 24H+-FeS2+O2-Fe2O3+SO2先看還原反應O2+ 4e- -2O2- .第一式先不看S看O的氧化數變化 0 -2 所以在左邊加4個電子再看氧化反應S2- -SO2 + 6e- .第二式S的氧化數變化 -2 -+4在右邊加6個電子第一式*3 + 第二式 *23O2 + 12e- + 2S 2-6O 2- + 2SO2 + 12e-加入鐵 . 再平衡4FeS2 + 11O2-2Fe2O3 + 8SO2因為硫的氧化數變化明顯 . 鐵無氧化數變化由-2/3 - 4做氧化還原方程式的平衡訣竅-找有氧化數變化的 . 首先 . 必須把氧化方程式(半反應) . 和還原半反應分開再進一步的考量 . 電子要加在哪裡再看看有沒有牽涉到氧的增減問題 . 加入H . 在反應是的另一頭加上水(個數為所加的H 個數的一半)最後看如何把氧化半反應的電子和還原半反應的電子消去(一定是不同邊的)以相加的方法消去電子 . 後再將化學式平衡即可 Re . 為何加四個電子因為一個氧帶-2 . 兩個氧須平衡就需4個電子了 ElectrochemistryIntroduction：化學反應產生電解：電池電池的使用：汽車，計算機，手電筒，鐘錶，手提收音機及電腦等，甚至用電池當能源的來源如：電動機器車等電池的種類：乾、濕電池，太陽電池，燃料電池腐蝕，corrosion的問題，金屬表面防腐蝕的問題senser偵測器，化學分析上的應用，尤其在微量分析方面化學反應產生電能或者是利用電產生化學反應(電解)，大部分是氧化還原反應17.1 Galvanic cellsoxidation-reduction (redox) reaction:oxidation: transfer of electron from reducing rgent to the oxidizing agent, loss if electronsFe2+Fe3+e 增加1價(oxidation nccmber)reduction: gain electrons ，減少5價如果把兩者用電向連接如圖Fig 17.1，則電子從Fe2+轉移到有電流產生，如果有一迴路如Fig 17.2，則電流繼續移動形成一電池，化學反應繼續產生電流electrochemical cell 化學電流：由化學反應產生電能cell potential：如上圖所示，電子由anode轉移到cathode之力量driving force是由於電位差之關係，此稱為cell potential一般以volt表示17.2 Standard reduction potentialshalf - reactionanode (oxidation):ZnZn2+2e-cathode (reduction):2H+2eH2cell potential: Zn| Zn2+ | H+ | H2 |Ptcell potential =0.76 volt at standard state (1M and 1 atm)如果我們將H+(M) | H2(1 atm) |Pt的電極當作標準定為0，則量度所將的cell potential就是anode electrode Zn| Zn2+的電極的電位，如此一來可將各種半反應電極的電位全部量出來，建立一表如Table 17.1，任何電池由兩個電極組合而成時其就可以計算，例如：Zn+Cu2+Zn2+Cuanode (oxid): Zn Zn2+2e =0.76 voltcathode (red): Cu2+2e Cu =0.34 voltcell reaction : Zn +Cu2+ Zn2+ Cu =0.76+0.34=1.10 voltFe3+CuCu2+Fe2+anode(oxid): CuCu2+2e =-0.34 voltcathode (red):2Fe3+2e2Fe2+ =0.77 voltcell reaction : Cu+2Fe3+ Cu2+2Fe2+ =0.77-0.34 volt17.3 Cell potential, electrical work, and free energywork = qv chargepotential =coulombvolt=joulev: cell potentialDemfdriving force work:化學反應而產生功，此功是流出system -w= qv wmax=-q1 mole of electron=faraday=F q=nF n: of mole wmax=-nF wmax= =-nF =-nF例題：Cu2+FeCu+Fe2+ anode (oxid)：FeFe2+2e =0.44 volt cathode (red)：Cu2+2eCu =0.34 volt cell reaction Cu2+FeCu+Fe2+ =0.78 volt =-nF =-2964850.78 = -1.5105 J 0 0 0 Spontaneous process17.4 Dependence of cell potential on concentrationat standard state：1M , 1atmfor cell reaction： 2Al+3Mn2+2Al3+3Mn =0.48 volt如果Mn2+的濃度比1M大，很明顯向右的反應的driving force動力就大，必大於，因此cell potential 與濃度有關例如：AgAg+, (0.1M)Ag+ (1M)Ag 如圖Fig.17.9兩相同電極但濃度不同cathode的濃度高，即Ag+eAg tendency 大即：anode AgAg+e -0.80 volt (絕對值) cathode Ag+eAg =0.80 volt cell Rea. 0 所以如圖Fig .17.9 電子流向cathode, anode 上的Ag溶解而cathode之Ag電極有Ag deposite上去，此cell稱為concentration cellThe Nernst equation =+RT ln Q -nF=-nF+RT ln Q =- ln Q Nernst equation at 25，RT/nF=(8.314J/mole.deg)(298deg)/(n equiv/mole)(96500Coul/equiv)=0.02567J/nC=0.02567V/n又因為2.303A=A所以RT/nFQ=0.025672.303Q=0.0591Q =- log Qfor a reaction 2Al+3Mn2+Qal3+3Mn 2Al2Al3+6e 0.50M 1.50M =0.48 volt Q=(Al3+)2/(Mn2+)3=18=0.48-0.0591/6 log18 = 0.47 voltion-selective electrocles：Nerst equation：=- ln QCell potential與ion的濃度有關，如此就可以藉由測而知溶液中的離子濃度Glass electrocle for PH meter 如Fig.17.12, 其電極含AgAgClH+，插入待測之溶液中，因溶液的H+濃度不同，則顯示有電位差而知溶液中H+濃度。ion-selective electrocle之原理也是如此，其對某一特定離子如Na+, K+等Table 17.2表中所列，顯示有電位差就可以知道溶液中某一離子之濃度。At equilibrium：=0 = ln K log K= at 25 由之值可計算K之值17.5 Battery1. load storage battery：anode： Pb+HSO4-PbSO4+H+2ecathode： PbO2+ HSO4-+3H+2ePbSO4+2H2O =2.0 volt =1.28 g/cm3 6個cell串聯得12volt之電池2. dry cellanode： ZnZn2+2ecathode： 2NH4+2MnO2+2eMn2O3+2NH3+H2O =1.5 volt3. Ni-Cd rechangable cell： anode：Cd+2OH-Cd(OH)2+2e cathode：NiO2+2H2O+2eNi(OH)2+2OH-4. Fuel CellReactant 消耗掉可以繼續補充而發電anode：2H2+4OH-4H2O+4e如圖Fig.17.16cathode：O2+2H2O+4e4OH-cell Rea. 2H2+O22H2OCAcT HomePage Nernst Equation Skills to develop Explain and distinguish the cell potential and standard cell potential. Calculate cell potentials from known conditions (Nernst Equation). Calculate the equilibrium constant from cell potentials. Nernst Equation Electrochemistry deals with cell potential as well as energy of chemical reactions. The energy of a chemical system drives the charges to move, and the driving force g