高中化学《氧化还原反应》课件15（69张PPT）（人教版必修1）

欢迎进入化学课堂 氧化还原反应 1 1氧化和还原 氧化还原反应 有电子得失或偏移的反应 还原 物质获得电子的作用Cu2 2e Cu氧化 物质失去电子的作用Zn Zn2 2e 以上两式为半反应 总反应 Zn Cu2 Zn2 Cu再如反应 H2 g Cl2 g 2HCl g 在反应过程中并没有电子得失 但共用电子对偏向氯这一边 该反应也属于氧化还原反应 1 2氧化数 IUPAC规定 氧化值是某元素一个原子的表观电荷数 这种表观电荷数是假设把每个键中的电子指定给电负性较大的原子而求得 确定元素氧化数的规则 1 在单质中元素的氧化值为零 如H2 Cl2等 2 中性分子中 所有原子的氧化数代数和为零 3 复杂离子中 所有原子的氧化数代数和等于离子电荷 单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数 4 在共价型化合物如 HCl 因Cl的电负性大 因此可以认为Cl的表观电荷数为 1 而H的表观电荷数为 1 5 氧在化合物中的氧化值一般为 2 但在过氧化物 如H2O2 为 1 超氧化物 如KO2 中为 1 2 在OF2中为 2 6 在大多数化合物中氢的氧化值为 1 但在活泼金属的氢化物中 如NaH H的氧化值为 1 根据上述规定可方便地求出各元素的氧化值 例 H2SO4中S的氧化值为 6KMnO4中Mn的氧化值为 7Fe2O3中Fe的氧化值为 8 3在许多化合物中 氧化数和化合价数值相同 但在一些化合物中两者并不相同 如 CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3和CCl4中 C的氧化值依次为 4 2 0 2 4 而化合价皆为 4 化合价都是整数 但氧化值可以是分数 2氧化还原方程式的配平 2 1氧化数法2 2离子电子法 2 1氧化数法 根据氧化数的概念 氧化数降低的过程称为还原 相应的物质称为氧化剂 氧化数升高的过程称为氧化 相应的物质称为还原剂 配平原则 氧化数降低的总和与氧化数升高的总和必须相等 配平反应式 HClO Br2 HBrO3 HCl 1 计算氧化数的升高值和降低值 乘以适当系数 Cl 1 1氧化数降低2Br22 0 5 氧化数升高10 5 1 3 配平氧化剂 还原剂及其氧化还原产物的原子数5HClO Br2 2HBrO3 5HCl 4 加上水分子 配平氢 5HClO Br2 H2O 2HBrO3 5HCl 5 最后核对氧 确定该反应式是否配平 例5 1 p 101 配平下列反应方程式Cu2S HNO3 Cu NO3 2 H2SO4 NO2Cu 2 1 2 升高2S 2 6升高8N 5 2降低3 3Cu2S 22HNO3 6Cu NO3 2 3H2SO4 10NO因为生成6个Cu NO3 2 还需消耗12个HNO3 所以的系数为22HNO3 加上水分子 配平H 最后核对氧原子数 3Cu2S 22HNO3 6Cu NO3 2 3H2SO4 10NO 8H2O 3 10 例5 2 p 101 配平下列反应式 Cl2 KOH KClO3 KCl这类反应为歧化反应 从逆反应配平比较方便 Cl KClO3 5 0降低5Cl KCl 1 0升高1 5 1 3Cl2 6KOH KClO3 5KCl 配平H 3Cl2 6KOH KClO3 KCl 3H2O 2 2离子电子法 配平原则 1 得失电子数相等 即在反应中氧化剂得到的电子数应等于还原剂失去的电子数 2 质量平衡 在反应式两边各种元素的原子总数必须各自相等 3 电荷平衡 反应式两边总的电荷数应相等 配平KMnO4 H2C2O4 Mn2 CO2 1 方程式写成离子方程式 MnO4 C2O42 Mn2 CO2 2 写出两个半反应式并配平 MnO4 8H 5e Mn2 4H2OC2O42 2CO2 2e 3 根据得失电子数相等的原则 两个半反应乘以适当系数再合并 得到配平的离子反应方程式 2MnO4 5C2O42 16H 2Mn2 10CO2 8H2O离子电子法配平氧化还原反应方程式的特点 配平时不需要知道元素的氧化值 得失电子数是根据电荷平衡的原则确定的 离子电子法配平时很重要的一点是氧原子数的配平 不同介质条件下 配平氧原子数的规则是 在酸性条件下反应式中不应出现OH 在碱性条件下反应式中不应出现H 例5 3 p 103 用离子电子法配平 ClO CrO2 Cl CrO42 碱性介质中 对一般的氧化还原反应的配平用氧化值法迅速 而离子电子法对水溶液中有介质参加的复杂反应较方便 但该方法不适用于气相 固相反应 2 3 3ClO 2CrO2 2OH 3Cl 2CrO42 H2O ClO H2O 2e Cl 2OH CrO2 4OH CrO42 2H2O 3e 例5 4 p 103 写出下列半反应分别在酸性和碱性介质中的离子电子式 1 ClO Cl 2 SO32 SO42 解 1 酸性介质ClO 2H 2e Cl H2O碱性介质ClO H2O 2e Cl 2OH 2 酸性介质SO32 H2O SO42 2H 2e 碱性介质SO32 2OH SO42 H2O 2e 3电极电势 3 1原电池3 2电极电势3 3能斯特方程式3 4原电池电动势与 rG的关系 3 1原电池 原电池 利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置 如在盛有ZnSO4的溶液中插入Zn片 在盛有CuSO4的溶液中插入Cu片 两溶液间用盐桥连通 然后用导线将Zn片和Cu片连结起来 分析 因Zn比Cu活泼 则Zn易失去电子成为Zn2 进入溶液 Zn Zn2 2e 电子沿外电路由Zn片流向Cu片 在Cu片上溶液中的Cu2 得到电子析出Cu Cu2 2e Cu 盐桥的作用 保持溶液电中性 Cu Zn原电池装置 几个基本概念 1 电对 或称氧化还原电对 同一元素的不同氧化值物质所构成的整体 称氧化还原电对 氧化值高的物质称为氧化态物质 如Cu2 等 表示它可以得到电子而起氧化剂的作用 氧化值低的物质称为还原态物质 如Cu 表示它可以失去电子而起还原剂的作用 氧化还原电对通常表示为 氧化态物质 还原态物质如 Cu2 Cu Zn2 Zn MnO4 Mn 2 半电池 原电池可看作由两个半电池组成 如上例中 Zn ZnSO4组成Zn半电池Cu CuSO4组成Cu半电池在每一个半电池中均包含同一元素不同氧化值物质组成的电对 3 电极 组成原电池的导体 如Cu Zn原电池中的Cu片和Zn片 它们不仅起导电作用还参加氧化还原反应 另有一类电极仅起导电作用而不参加氧化还原反应 如Pt 石墨等 这类电极称为惰性电极 4 原电池的正负极负极 电子流出的一极 正极 电子流入的一极 5 电极反应 也称半电池反应 在半电池中进行的氧化或还原反应 如Cu Zn原电池中 负极 Zn电极 Zn Zn2 2e 氧化反应正极 Cu电极 Cu2 2e Cu还原反应 6 电池反应 原电池中所进行的氧化还原总反应 Zn Cu2 Zn2 Cu 7 电池符号 原电池习惯上用如下符号表示 Zn ZnSO4 c1 CuSO4 c2 Cu 习惯上将负极写在左边 正极写在右边 表示相界面 表示盐桥 c 表示溶液的浓度 由上可见 原电池负极所对应的电对是电池反应中还原剂对应的电对 正极的电对是电池反应中氧化剂对应的电对 从理论上说 根据任何一个氧化还原反应都可设计成一个原电池 使该氧化还原反应在原电池中进行 如 Sn2 2Fe3 Sn4 2Fe2 负极 氧化反应Sn2 Sn4 2e 正极 还原反应Fe3 e Fe2 氧化还原反应可设计成如下原电池 电池符号为 Pt Sn4 Sn2 Fe3 Fe2 Pt 说明 1 Sn4 Sn2 Fe3 Fe2 分别在同一溶液中 故无相界面 2 电对中没有金属作导体时 可用Pt或其它导体作惰性电极 类似的还有 Pt Cl2 Cl c 等 3 2电极电势 用导线将原电池的两极连接起来 则导线中有电流通过 这说明原电池的两极间存在电势差 也说明每一个电极具有各自不同的电势 1 电极电势 某一电极所具有的电势称电极电势 2 标准电极电势 标准条件下的电极电势 电极电势的绝对值还无法测定 故选一电极作为相对比较标准 而得到电极电势的相对值 目前采用的参比标准为标准氢电极 3 标准氢电极构成 在铂片上镀一层疏松的铂黑 浸入H 浓度为1mol L 1的H2SO4中 在指定温度下 不断通入压力为100kPa的纯氢气 Pt H2 100kPa H 1mol L 1 被铂黑吸附的氢气与溶液中的H 建立如下平衡 2H 2e H2 g 这就是氢电极的电极反应 规定标准氢电极的电极电势为零 记为 H H2 0 标准氢电极装置图 4 电极电势的确定有了标准氢电极作相对标准 就可以测量其它电极的电极电势 例 测 Zn2 Zn 用标准状态下的Zn电极与标准氢电极组成原电池 Zn Zn2 1 0mol L 1 H 1 0mol L 1 H2 100kPa Pt 测原电池的电动势 可确定Zn电极的电势 用类似的方法可测出其它电对的电极电势 表5 1列出了一些电对的电极电势 详细的见书后附录十四 几点说明 1 该表是按 代数值由小到大的顺序排列的 把电极电势分成酸表和碱表 2 由表中数据可见 电极电势代数值越小 对应电对中还原态物质的还原能力越强 电极电势代数值越大 对应电对中氧化态物质的氧化能力越强 3 电极电势不具有加和性 Zn2 2e Zn Zn2 Zn 0 763V2Zn2 4e 2Zn Zn2 Zn 0 763V 3 3能斯特方程式 标准电极电势是在标准条件及温度通常为298K时测得的 如不在标准态 电极电势的大小可通过能斯特方程式计算 对任一电极反应 氧化态 ze 还原态 上式称为能斯特方程式 z为电极反应式中转移的电子数a 还原态 a 氧化态 分别代表还原态和氧化态物质的活度 当温度为298K时 将各常数值代入后得 稀溶液 a c c 气体 a p p 固体或纯液体物质 a 1 能斯特公式中不必列入 活度的方次等于该物质在电极反应中的化学计量数 例5 5 p 108 列出下列电极反应在298K时的电极电势计算式 1 I2 s 2e 2I 0 535V 2 Cr2O72 14H 6e 2Cr3 7H2O 1 33V 3 PbCl2 s 2e Pb s 2Cl 0 268V 4 O2 g 4H 4e 2H2O 1 229V 有H 或OH 离子参加的反应 其浓度应列在能斯特方程式中 在稀溶液中有水参加的反应 其浓度不列出 例5 6 p 108 已知电极反应NO3 4H 3e NO 2H2O NO3 NO 0 96V 求c NO3 1 0mol L 1 p NO 100kPa c H 1 0 10 7mol L 1时的电极电势 解 对于含氧酸根离子 电极电势值与溶液中H 浓度有很大的关系 当溶液中H 浓度减小时 减小 3 4原电池电动势与 rG的关系 rG zFEz 电池反应中转移的电子数 F 法拉第常数 96485C mol 1 J V 1 mol 1 E 原电池的电动势在标准状态下 rG zFE 例5 7 p 109 若把下列反应排成电池 求电池的E 及反应的 rG Cr2O72 6Cl 14H 2Cr3 3Cl2 7H2O解 正极 Cr2O72 14H 6e 2Cr3 7H2O 1 33V 负极 2Cl Cl2 2e 1 36V E 正极 负极 1 33 1 36 0 03V rG zFE 6 96500 0 03 2 104J mol 1 例5 8 p 109 利用热力学函数计算 Zn2 Zn 的值 解 把电对Zn2 Zn与H H2组成原电池 电池反应为Zn 2H Zn2 H2 fG kJ mol 1 00 1470 rG 147kJ mol 1 E H H2 Zn2 Zn 0 762V Zn2 Zn 0 762V 4电极电势的应用 4 1计算原电池的电动势4 2判断氧化还原反应进行的方向4 3选择氧化剂和还原剂4 4判断氧化还原反应进行的次序4 5判断氧化还原反应进行的程度4 6测定某些化学常数 4 1计算原电池的电动势 例5 9 p 110 计算下列原电池在298K时的电动势 并标明正负极 写出电池反应式 Cd Cd2 0 10mol L 1 Sn4 0 10mol L 1 Sn2 0 0010mol L 1 Pt解 两极的电极反应及其标准电极电势为Cd2 2e Cd Cd2 Cd 0 403V Sn4 2e Sn2 Sn4 Sn2 0 154V Sn4 Sn2 为正极 Cd2 Cd为负极 E Sn4 Sn2 Cd2 Cd 0 213 0 433 0 646V 正极反应Sn4 2e Sn2 负极反应Cd Cd2 2e 电池反应Sn4 Cd Sn2 Cd2 例5 10 p 111 把下列反应排成原电池 并计算该原电池的电动势 解 2Fe3 0 10mol L 1 Sn2 0 010mol L 1 2Fe2 0 10mol L 1 Sn4 0 20mol L 1 负极Sn2 Sn4 2e Sn4 Sn2 0 154V 正极Fe3 e Fe2 Fe3 Fe2 0 771V E Fe3 Fe2 Sn4 Sn2 0 771 0 193 0 578V电池符号 Pt Sn2 0 010mol L 1 Sn4 0 20mol L 1 Fe3 0 10mol L 1 Fe2 0 10mol L 1 Pt 4 2判断氧化还原反应进行的方向 rG zFE rG 0反应正向进行则 E 0E 氧 还 即 反应可自发进行 氧化还原反应的方向就是由电极电势大的氧化态物质与电极电势小的还原态物质反应 如反应是在标准状态下则 E 0在标准状态下 反应正向进行E 0在标准状态下 反应逆向进行E 是否大于零只能判断在标准状态下氧化还原反应进行的方向 但由能斯特方程可知 浓度项在对数项内 对电动势的影响不是太大 当E 是一个较大的正值或较大的负值时 一般认为浓度的变化不会引起E符号的变化 可近似地用E 判断氧化还原反应进行的方向 E 0 2V反应正向进行或逆向进行 E 0 2V浓度的变化可能会引起符号的变化 应计算后判断 例5 11 p 112 判断下列反应能否在标准态下进行 解 I2 2Fe2 2Fe3 2I 正极 I2 I 0 54V负极 Fe3 Fe2 0 77V标准状态下 上述反应不能进行 E 0 54 0 77 0 23V一般情况下 正反应也不能进行 逆反应可进行 例5 12 p 112 判断反应Pb2 SnPb Sn2 能否在下列条件下进行 1 c Pb2 c Sn2 1 0mol L 1 2 c Pb2 0 10mol L 1 c Sn2 2 0mol L 1 解 1 标准态正极 Pb2 Pb 0 13V负极 Sn2 Sn 0 14V正反应能进行 2 E 0 01V 0 2V计算后判断 Pb2 2e Pb Pb2 Pb 0 13V Sn2 2e Sn Sn2 Sn 0 14V E 正极 E 负极 正反应不能自发进行 4 3选择氧化剂和还原剂 要对混合体系中的某一组份进行氧化 或还原 而不氧化 或还原 其它组分 这时应选择合适的氧化剂 或还原剂 例 选择合适的氧化剂氧化I 而不氧化Br 和Cl I2 I Br2 Br Cl2 Cl Fe3 Fe2 HNO2 NO V0 541 071 360 771 00氧化剂电对的电极电势值应在0 54 1 07V之间 可选择Fe3 HNO2 选择KMnO4 MnO4 Mn2 1 51V 不适用 例5 13 p 114 已知 MnO4 Mn2 1 51V Br2 Br 1 07V Cl2 Cl 1 36V 欲使Br 和Cl 混合液中Br 被MnO4 氧化 而Cl 不被氧化 溶液pH应控制在什么范围 假定系统中除H 外 其它物质均处于标准态 解 要满足题目条件1 07V MnO4 Mn2 1 36V MnO4 8H 5e Mn2 4H2O 当 MnO4 Mn2 1 07Vlgc H 4 54pH 4 54 当 MnO4 Mn2 1 36Vlgc H 1 58pH 1 58应控制pH为1 58 4 54 4 4判断氧化还原反应进行的次序 一种氧化剂可以氧化几种还原剂时 首先氧化最强的还原剂 同理 还原剂首先还原最强的氧化剂 在Br I 混合液中 加入氯水 哪一种先被氧化 I 先被氧化 因I 还原性比Br 强 4 5判断氧化还原反应进行的程度 rG RTlnK 2 303RTlgK rG zFE T 298K 例5 14 p 115 在0 10mol L 1CuSO4溶液中投入Zn粒 求反应达平衡后溶液中的Cu2 浓度 解 反应Zn Cu2 Zn2 Cu 正极的电极反应Cu2 2e Cu 0 337V负极的电极反应Zn Zn2 2e 0 763V E 0 337 0 763 1 100V K 很大 说明反应完全 平衡时c Zn2 0 10mol L 1 4 6测定某些化学常数 沉淀 弱电解质 配合物等的形成 会造成离子浓度的降低 若测得该电对的电极电势 可计算该离子的浓度 从而可进一步算出溶度积常数 解离常数 配合物的稳定常数等 例5 15 p 116 为了测定AgCl的Ksp 有人设计了如下原电池 Ag AgCl Cl 0 010mol L 1 Ag 0 010mol L 1 Ag 测得电动势为0 34V 试计算AgCl的Ksp 解 正极 Ag e Ag 负极 Ag Cl AgCl e Ksp 1 8 10 10 例5 16 p 116 25 时 实验测得由0 10mol L 1弱酸HB组成的氢电极 p H2 100kPa 和饱和甘汞电极所组成的原电池的电动势为0 452V 试计算HB的解离常数 已知饱和甘汞电极25 时的电极电势为0 241V Pt H2 100kPa HB 0 10mol L 1 KCl 饱和 Hg2Cl2 Hg 解 E 0 452 0 241 0 211V负极H2 2H 2e H 2 7 10 4mol L 1 5元素电极电势图及其应用 许多元素具有多种不同的氧化态 为了便于比较各种氧化态的氧化还原性质 可以把它们的 从高氧化态到低氧化态以图解方式表示出来 A VCu2 0 159Cu 0 52Cu 0 337 A 表示酸性条件下的元素电势图 B 表示碱性条件下元素电势图 1 比较元素各氧化态的氧化还原能力 A V B V 在酸性介质中 MnO4 MnO42 MnO2 Mn3 都是较强的氧化剂 MnO42 的 值最大 是最强的氧化剂 Mn的 值最小 是最强的还原剂 2 判断元素某氧化态能否发生歧化反应A 左 B 右 C 右 左 氧化态B会发生岐化反应B A C 右 左 则会发生反岐化反应A C B 在酸性介质中 MnO42 会发生岐化反应3MnO42 4H 2MnO4 MnO2 2H2O所以在元素电势图中 如 右 左 处于中间氧化值物质可发生歧化反应 3 计算电对的未知标准电极电势z1 1 z2 2 z3 3 A B C D Z z1 1 z2 2 z3 3 例5 17 p 119 已知 A VClO4 1 23ClO3 1 21HClO21 64HClO1 63Cl21 36Cl 求 1 电对ClO3 HClO和ClO3 Cl2的 2 那些氧化态能发生岐化 解 1 ClO4 1 23ClO3 1 21HClO21 64HClO1 63Cl21 36Cl 1 43 1 475 2 能发生岐化反应的有ClO3 HClO2 HClO 同学们 来学校和回家的路上要注意安全 同学们 来学校和回家的路上要注意安全