文档介绍：第六章氧化还原反应及电化学基础
一、氧化数及氧化还原反应方程式的配平
1 氧化还原反应
2 氧化数
3 氧化还原反应方程式的配平
二、电池电动势()与电极电势()
1 原电池
2 电池电动势
3 电极电势
4 标准电极电势
三、标准电极电势与氧化还原平衡
1 与G
2 平衡常数与标准电池电势
四、电极电势的计算
1 由标准Gibbs自由能变(G)计算
2 由已知电对的E计算
五、影响电极电势的因素
1 Nernst方程
2 浓度对电极电势的影响
3 酸度对电极电势的影响
六、电极电势的应用
1 比较氧化剂、还原剂的强弱
2 判断氧化还原反应的方向
3 Ksp 的确定
4 Ka 的测定
一、氧化数及氧化还原反应方程式的配平
1 氧化还原反应
年代
氧化反应
还原反应
18世纪末
与氧化合
从氧化物夺取氧
19世纪中
化合价升高
化合价降低
20世纪初
失去电子
得到电子
认
识
不
断
深
化
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu
氧化还原反应
还原态= 氧化态+ n e
氧化态、还原态的共轭关系
历
史
发
展
Fe Fe2+ + 2e
Cu2+ + 2e Cu
氧化
氧化
还原
氧化、还原
半反应
还原
2 氧化数与电子转移
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu
2个“e”的转移
H2 + O2 H 2 O
共价键
+1 -2
“形式电荷”
称为“氧化数”
(电子偏移情况的反映)
经验规则: 各元素氧化数的代数和为零。
1)单质中,元素的氧化数等于零。(N2 、H2 、O2 等)
2)二元离子化合物中,与元素的电荷数相一致。 NaCl CaF2
+1,-1 +2,-1
3) 共价化合物中,成键电子对偏向电负性大的元素。
O: -2 (H2O 等); -1 (H2O2); - (KO2 超氧化钾)
H: +1, 一般情况; -1, CaH2 、NaH
思考题: 确定氧化数
(1)Na2S2O3 Na2S4O6
+2 +
(2)K2Cr2O7 CrO5
+6 +10
(3)KO2 KO3
- -1/3
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,
3 氧化还原反应方程式的配平
例: 在酸性介质中,K2Cr2O7氧化FeSO4, 生成 Fe2(SO4)3 和绿色Cr2(SO4)3, 配平此反应方程式。
解:1)写出反应物、产物及反应条件
Cr2O72- + Fe2+ + H+ = Fe3+ + Cr3+
2)写出各氧化数
Cr2O72- + Fe2+ + H+ = Fe3+ + Cr3+
+6
3)配平氧化剂、还原剂前系数
Cr2O72- + 6Fe2+ + H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+
4)用H2O等进行总配平
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
思考题: 配平方程式、改错
1)原来:2 Cr3+ + 3Cl2 + 8OH- = 2CrO42- + 6Cl- + 8H+
分析: 碱性条件、酸性条件?
若在碱性条件下, Cr3+ Cr(OH)3 Cr(OH)4-
Cl2 Cl- + ClO-
Cl-
改正: 碱性介质中(容易进行,实际上常用的方法):
2 Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10 OH- = 2CrO42- + 6Cl- + 8 H2O
酸性介质中( Cl2的氧化性大于Cr2O72- 的,但差别较小):
2 Cr3+ + 3Cl2 + 7 H2O = Cr2O72- + 6Cl- + 14 H+
2)原来: Pb(Ac)2 + ClO- + H2O = 2 H+ + 2 Ac- + PbO2 + Cl-
改正:Pb(Ac)2 + ClO- + H2O = 2 HAc + PbO2 + Cl-
OH-
OH-
2e
pH13
配平注意事项:
写出的方程式必须与实验事实相符合
•反应介质: 酸性介质中,不能出现 OH-
碱性介质中,不能出现 H+
•难溶或弱电解质应写成分子形式
•注明沉淀的生成,气体的产生等
二、电池电动势()与电极电势()
Cu-Zn原电池
二、电池电动势()与电极电势()
1 原电池
化学能转化成电能的装置
1)组成:
①半电池(电极)
②检流计
③盐桥(琼脂+ 强电解质
(KCl, KNO3等)
补充电荷、维持电荷平衡
2)电极反应:
正极(Cu): Cu2+