氧化还原反应 电化学基础

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1、第七章氧化还原反应电化学基础7.1氧化还原反应的基本概念7.2电化学电池7.3电极电势7.4电极电势的应用7.1氧化还原反应的基本概念氧化值（数）离子—电子法配平氧化还原方程式氧化剂和还原剂半反应和氧化还原电对氧化数：是指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。一、氧化值（数））g（2HCl）g（Cl）g(HCuZnZnCu2222电子偏移得失电子+++++确定氧化数的规则⑴离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子所带的电荷数。⑵共价型化合物中，

2、共用电子对偏向于电负性大的原子，两原子的形式电荷数即为它们的氧化数。⑶单质中，元素的氧化数为零。⑷中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零，复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和。⑸氢的氧化数一般为+1，在金属氢化物中为-1，如。⑹氧的氧化数一般为-2，在过氧化物中为-1，如　　　　　　　　在超氧化物中为-0.5，如在氧的氟化物中为+1或+2，如例：的氧化数为Fe的氧化数为S的氧化数为S的氧化数为IOFe43OIH6538+2.5+2+7+OS264-OS232-二、氧化剂和还原剂在氧化还原反应

3、中，失去电子的物质是还原剂，得到电子的物质是氧化剂。Zn+Cu2+=Zn2++Cu6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O常见氧化剂：MnO4-,NaBiO3,PbO2,S2O82-,Cl2,Br2,I2,ClO-,H2O2,Fe3+常见还原剂：Fe2+,Zn,Al,Sn2+,I-,H2O2,SO32-三、半反应和氧化还原电对半反应反应Zn+Cu2+=Zn2++Cu半反应Zn=Zn2++2e-Cu2++2e-=Cu反应6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++

4、2Cr3++7H2O半反应Fe2+=Fe3++e-Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O2.氧化还原电对Zn2+/ZnCu2+/CuCr2O72-/Cr3+Fe3+/Fe2+氧化型/还原型四、离子—电子法配平氧化还原方程式配平原则：(1)电荷守恒：得失电子数相等。(2)质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。配平步骤：（1）用离子式写出主要反应物和产物（气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式）。（2）将反应分解为两个半反应式，并配平两个半反应的原子数及电荷数。（3）根据电荷守恒，以适

5、当系数分别乘以两个半反应式，然后合并，整理，即得配平的离子方程式；有时根据需要可将其改为分子方程式。例：配平反应方程式42酸性溶液32SOKMnSO4SOKKMnO4+¾¾¾®¾+①×2+②×5得)3(-+--++=++10e10H5SOO5H5SO)24223+-+-+=++O8H2Mn10e16H2MnO224②-+--++=+2e2HSOOHSO24223①+-+-+=++O4HMn5e8HMnO）2224（+---+®+MnSOSOMnO1224234）（例：配平解：①×5+②得化简得O3

6、HNaClO5NaCl6NaOH）g（3ClO3HClO5Cl6OH）g（3Cl232232++=+++=+---O6HClO210Cl12OH(g)6Cl232++=+---②10eO6H2ClO12OH(g)Cl232++=+---①2Cl2e(g)Cl2=+--①×5+②得解()24322435COP6CaSiO5C6SiOPO2Ca++=++例：配平方程式()2432243COPCaSiOSiOCPOCa++®++()②43224320OHP6CaSiO20eO10H6SiO2PO2Ca+

7、+=+++--①224e4HCOO2HC++=+-+酸性介质：多n个O+2n个H+，另一边+n个H2O碱性介质：多n个O+n个H2O，另一边+2n个OH-中性介质：左边多n个O+n个H2O，右边+2n个OH-右边多n个O+2n个H+，左边n个H2O小结：7.2电化学电池原电池的构造原电池电动势的测定原电池的最大功与Gibbs函数Volta电池的构造Cu-Zn原电池装置CuZnCuZn电池反应：22++++-+还原反应Cu2eCu)(极2+：电子流入正氧化反应Zn2eZn)(极2-+-：电子流出负金

8、属导体如Cu、Zn惰性导体如Pt、石墨棒电极/CuCu，/ZnZn电对：还原型e氧化型22++-+Z书写原电池符号的规则：⑴负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“‖”表示。⑵半电池中两相界面用“”分开，同相不同物种用“，”分开，溶液、气体要注明ci，pi。⑶纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“，”分开。原电池符号‖例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示‖+-+---+322FeeFe极负2Cl2eCl极正解：Volta电池电动势的测定‖EMF—电动势，可以由数字电压表