无机化学第6版氧化还原.ppt

5.1基本概念和氧化还原方程式的配平,5.2电极电势和电池的电动势,5.3元素电势图及其应用,【内容提要】,学习要求,难点：电极电势和电池电动势的Nernst方程及其计算计算,一、基本概念二、氧化剂和还原剂三、氧化还原方程式的配平,5.1基本概念和氧化还原方程式的配平,一、氧化数（oxidationnumber）,1、元素的氧化数(氧化值)：某元素一个原子的表观电荷数，这种表观电荷数是假设把原子间每个键中的电子指定给电负性较大的原子而求得。,2、确定氧化数的规则：,如HCl，CO2,KMnO4,MnO42-,1.单质的氧化数等于零。如Fe、O2,2.多原子分子中，所有元素氧化数的代数和等于零；多原子离子中，氧化数的代数和等于该离子所带的电荷数,3.常见元素的氧化数：氢：+1氧：-2氟：-1,例如：试计算Na2S2O3(硫代硫酸钠)和Na2S4O6（连四硫酸钠）中硫的氧化数。,解：Na2S2O3中S的氧化数为：(1)22X3(-2)0,X2Na2S4O6中S的氧化数为：(1)24Y6(-2)0,Y2.5,在Na2S4O6中，S4O62-离子的结构如下：,3、氧化数和共价数的区别：,氧化数并不是一个元素所带的真实电荷，是对外层电子偏离原子状态的人为规定值，是一种形式电荷数，可以是整数，也可以是小数，可以对单个原子而言，也可以是平均值。共价数是一种元素的一个原子与其他元素的原子构成的化学键的数量（化合价），反应的是原子间形成化学键的能力，只可以为整数。例如：CH4，C2H4，C2H2,二、氧化还原反应和氧化还原电对,Zn+Cu2+Cu+Zn2+还原剂氧化剂,1、氧化还原反应(Redoxreaction)：反应前后元素的氧化值发生了变化的反应，,还原剂(reducingagent)：氧化数升高的物质。,氧化(oxidation)：物质失去电子氧化数升高的过程。,氧化剂(oxidizingagent)：氧化数降低的物质。,还原(reduction)：物质获得电子氧化数降低的过程。,氧化还原反应的实质：在还原剂和氧化剂之间发生了电子的得失或偏移，从而导致元素氧化数发生变化。,2.氧化还原半反应,Zn-2e-Zn2+氧化半反应Cu2+2e-Cu还原半反应,氧化还原反应可以根据电子的转移，可看作由两个半反应构成。,如：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+,氧化反应和还原反应同时存在，在反应过程中得失电子的数目相等。两个半反应偶合，完成整个氧化还原反应。,氧化还原电对(redoxcouple)：同一元素原子的氧化型物质及对应的还原型物质,通常简写成：氧化型/还原型或Ox/Red如：Cu2+/Cu；Zn2+/Zn；MnO4-/Mn2+。,每个氧化还原半反应中都含有一个氧化还原电对。,例题：写出反应2Fe3+Sn2+=2Fe2+Sn4+中的氧化还原半反应及对应的氧化还原电对。还原半反应：Fe3+e=Fe2+Fe3+/Fe2+；氧化半反应：Sn2+-2e=Sn4+Sn4+/Sn2+氧化还原反应通式：aOx1+bRed2=cRed1+dOx2,三、氧化还原反应方程式的配平配平原则：质量守恒定律1、氧化数法：根据氧化剂和还原剂的氧化数变化相等的原则进行配平,8H+MnO4-+5Fe2+=Mn2+5Fe3+4H2O,氧化数降1,氧化数升5,MnO4-+Fe2+Mn2+Fe3+,2、半反应法（离子电子法）,根据氧化还原反应中的两个半反应电子得失总数必须相等的原则来配平反应方程式的方法。,如：KMnO4+HClMnCl2+Cl2+H2O,1.写出未配平的离子方程式,2.根据氧化还原电对，拆成两个半反应,MnO4-+Cl-+H+Mn2+Cl2+H2O,还原半反应：MnO4-Mn2+,氧化半反应：Cl-Cl2,MnO4-+8H+5e-Mn2+4H2O2Cl-2e-Cl2,4.得失电子数相等，配平离子反应方程式,2KMnO4+16HCl2MnCl2+5Cl2+8H2O+2KCl,5.将配平的离子方程式改写为分子方程式。注意反应前后氧化值没有变化的离子的配平。,2：2MnO4-+16H+10e-2Mn2+8H2O5：10Cl-10e-5Cl2,3.配平半反应式,注意：在配平过程中，如果半反应式两边的氧原子数不等，可根据反应的介质条件（酸碱性），添加H、OH-或H2O，以配平半反应式。即：酸性介质中无OH-，碱性介质中无H。,离子-电子法配平原则：两个半反应得失电子总数相等。方程式两边各种元素的原子数相等。,练习：用离子电子配平法配平下列反应方程式,解：(1)写出离子反应式,MnO4-+SO32-SO42-+Mn2+,(2)写出两个半反应：,MnO4-Mn2+SO32-SO42-,(4)配平离子反应方程式：,MnO4-+8H+5e-Mn2+4H2OSO32-+H2O-2e-SO42-+2H+,2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+3H2O,(5)完成反应方程式：,(3)配平两个半反应,3.半反应法的（离子电子法）优点,（1）在给定条件（介质的酸碱性）下，配平复杂反应比较方便；,（2）在配平过程中更能揭示出电解质溶液发生氧化还原反应的实质；,（3）大多数氧化还原反应是在水溶液中进行的，学习离子电子法有助于掌握书写半反应式的方法，而半反应式正是电极反应的基本反应式。,缺点：离子电子法只适用于水溶液中的离子反应。,5.2电极电势和电池电动势,一、原电池二、电极电势三、氧化还原反应的方向和限度四、影响电极电势的因素五、电极电势的应用,一、原电池(primarycell)利用氧化还原反应将化学能转化成电能的装置称原电池。,(一)原电池的组成,无电流产生。,反应式为：Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4,原电池的组成：两个半电池，盐桥，导线,1、电极(electrode)：组成半电池的金属导体叫电极负极(anode)：向外电路中流出电子的电极。正极(cathode)：接受外电路中电子的电极。2、电极反应和电池反应电极反应：正极Cu2+2e=Cu（氧化剂的还原反应）负极Zn-2e=Zn2+（还原剂的氧化反应）电池反应(cellreaction)：正极和负极反应的加和Zn+Cu2+=Cu+Zn2+,（二）原电池的表示方法：从负极开始沿内电路写到正极1、负极在左，以（）表示；正极在右，以（+）表示。2、以化学式表示电池中各物质的组成，纯净物质表明其状态（g,l,s），溶液应注明浓度，气体注明分压。当溶液浓度为1molL-1或气体分压为100kPa时可不标注。3、“|”表示相界面，“|”表示盐桥，同一相中的不同物质用“，”分开。4、不能导电的物质做氧-还电对时需加惰性电极做导体。电池组成式:（）Zn|Zn2+(c1)|Cu2+(c2)|Cu(),原则上,任何一个氧化还原反应都可设计成电池.例如：,Cl2+2I-=2Cl-+I2此反应可分解为两个半电池反应：（负极，氧化反应）：2I-2e=I2（正极，还原反应）：Cl2+2e=2Cl-该电池表示式为：（）Pt|I2(s)|I-(c1)|Cl-(c2)|Cl2(p)|Pt（）,例题：将高锰酸钾与浓盐酸作用制取氯气的反应2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O设计为原电池。,解:2MnO4-+16H+10Cl-=2Mn2+5Cl2+8H2O（-）：2Cl-2e=Cl2（+）：MnO4-+8H+5e=Mn2+4H2O电池组成式：（）Pt|Cl2(p)|Cl-(c1)|MnO4-(c2),Mn2+(c3)，H+(c4)|Pt（）,（三）常用电极类型,将金属插入到其盐溶液中构成的电极。如：银电极（Ag+/Ag）。,1.金属-金属离子电极,电极符号：Ag(s)|Ag+(c),2.金属金属难溶盐阴离子电极,银氯化银电极：Ag(s)|AgCl(s)|Cl-(c),电极反应：AgCl(s)+e=Ag(s)+Cl-,甘汞电极：Hg(l)|Hg2Cl2(s)|Cl-(c),电极反应：Hg2Cl2(s)+2e=2Hg(s)+2Cl-,3.氧化还原电极：,如Fe3/Fe2电极:,4.气体离子电极：,如:氢电极和氯电极。,【教学目标】1、掌握氧化数、氧化、氧化剂、还原、还原剂、氧化还原反应、氧化还原电对、原电池、正极、负极、电池反应等基本概念，明确氧化还原反应的本质；2、能够熟练地配平氧化还原反应方程式；3、会将化学反应设计成原电池。【教学重难点】原电池的书写与设计【课后作业】课后习题p130T1：（1）（5）T2：（2）（4）T3：（1）（2）,小结,