1、第四章 氧化和還原本章要求理解氧化值和氧化態、氧化、還原、氧化劑、還原劑等的概念；掌握氧化還原方程式的配平。了解原電池的組成和符號，明確電極反應與電池反應的關系。了解電極電勢的概念，能利用奈斯特方程進行有關計算，會利用電極電勢的大小比較氧化劑和還原劑的相對強弱，判斷氧化還原反應的方向。掌握元素電勢圖的意義，學會用元素電勢圖判斷歧化反應的方向及進行有關標準電極電勢的計算。第一節 氧化還原反應的基本概念例1：Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 電子得失（轉移）例2：C + O2 O=C=O 電子偏移氧化還原反應過程中，有電子的轉移或偏移，某些元素的氧化數發生了變化。 一、氧化數的概念1

2、、定義：氧化數是指某元素一個原子的荷電數，該荷電數是假定把每一個化學鍵中的電子指定給電負性大（即吸電子能力強）的原子而求得的。（得到電子為負價，失去電子為正價）電負性：不同元素在分子中吸引電子的能力。 P179電負性，吸引電子能力，其中F最強，=4.02、規律：HLiBeBCNOFClBrI2.11.01.52.02.53.03.54.03.02.82.5NaCl：Na=0.9 Cl=3.0，Na為+1價，Cl為-1價。CO2：O=C=O，O=3.5 C=2.5，C為+2價，O為-2價。確定氧化數的一般原則：P117單質中，元素的氧化數為0；如：O2 ，Cl2 ，Fe離子中，元素的氧化數=離子

3、的電荷數；如：Na+1Cl-1H：一般為+1價，但在NaH，KH中為-1價；O：一般為-2價，但在過氧化物（H2O2，Na2O2）中為-1價；中性分子，各氧化數代數和=0，多原子離子，各氧化數代數和=電荷數3、氧化數與共價數（化合價）氧化數共價數CH4-4+4CHCl3+2+4CCl4+4+4另：如SNa2SFeS2Na2SO3Na2S2O3Na2S2O4K2S2O8-2-1+4+2+3+7二、氧化還原電對失電子的過程稱為氧化，氧化數升高；得電子的過程稱為還原，氧化數降低。得電子，降低，被還原，為氧化劑Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu失電子，升高，被氧化，為還原劑C + O2 CO24

4、2×2=4氧化反應 還原反應還原劑 氧化劑還原劑 氧化劑 Zn + Cu2+ Zn2+ + CuZn 2e Zn2+ 氧化反應Cu2+ + 2e Cu 還原反應還原劑 氧化劑Zn + 2H+ Zn2+ + H2Zn 2e Zn2+ 氧化反應2H+ + 2e H2 還原反應 Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+Sn2+ 2e Sn4+ 氧化反應2Fe3+ + 2e 2Fe2+ 還原反應即可把一個氧化還原反應表示為兩個半反應，每個半反應中包含了同一種物質的兩種氧化態。氧化還原電對：氧化型 / 還原型（氧化數高 / 氧化數低）Zn2+/Zn，Cu2+/Cu，H+/H2，Sn4

5、+/Sn2+，Fe3+/Fe2+等三、氧化還原反應方程式的配平1、氧化數法+2-10+3-2+44FeS2+11O22Fe2O3+8SO21+5×2=11×42×2=4×11（1）步驟：寫出分子式，氧化數變化氧化劑氧化數降低總數=還原劑氧化數升高總數原子總數不變（質量守恒定律），配平反應前后氧化態未發生變化的原子數。（2）關鍵：確定產物分子式（以實驗為依據）確定氧化劑、還原劑前的系數例1： +4+7+6+2+65SO2+2KMnO4+2H2OK2SO4+2MnSO4+2H2SO425例2： +4+6 +6+3 +63K2SO3+K2Cr2O7+4H2SO

6、4（稀）4K2SO4+Cr2（SO4）3+4H2O23×2例3： 0+5+2+4Cu+4HNO3（濃）Cu（NO3）2+2NO2+2H2O21例4： 0+5 -13Cl2+6KOHKClO3+5KCl+3H2O歧化反應51例5： +10 +5 -15NaClO+I2+2NaOH2NaIO3+5NaCl+H2O25×22、離子電子法（適用于溶液中的反應）例1：Cr2O72- + SO32- + H+ Cr3+ + SO42- （如上例2）寫出離子方程式寫出兩個半反應分別配平（原子數及電荷數）14H+ + Cr2O72- + 6e 2Cr3+ + 7H2O （涉及到O的增加&#

7、215;3） H2O + SO32- -2e SO42- +2H+ 或減少時，P123）得失電子數相等，乘以系數后相加Cr2O72- + 3SO32- + 14H+ + 3H2O 2Cr3+ + 3SO42- + 7H2O + 6H+Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ 2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O例2：KMnO4+FeSO4+H2SO4（稀）MnSO4+Fe2（SO4）3+K2SO4+H2O離子式：MnO4+ Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O半反應： MnO4 + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O×5） Fe2+ e Fe3+ Mn

8、O4+ 5Fe2+ + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O2KMnO4+10FeSO4+8H2SO42MnSO4+5Fe2（SO4）3+K2SO4+8H2O例3：2Fe（OH）2+ H2O2 2Fe（OH）3半反應： H2O2 + 2e 2OH×2）OH + Fe（OH）2 e Fe（OH）3例4：2Cl2 + 2Ca（OH）2 Ca（ClO）2+ CaCl2 + 2H2O半反應： Cl2 + 4OH 2e 2ClO + 2H2OCl2 + 2e 2Cl 2Cl2 + 4OH 2ClO + 2Cl + 2H2O關鍵：（1）氧化劑得到電子數 = 還原劑失去電子數（2）元素的

9、原子總數相等（3）根據溶液的酸堿性，增補H2O，H+或OH。第二節 氧化還原反應與原電池一、原電池丹尼爾電池（1936年）Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu電子的轉移，離子的運動 無序 熱能（即由化學能 熱能）組成電池后，使電子定向移動 （化學能 有序 電能）1、原電池的組成：（1）半電池和電極鋅半電池：鋅片，鋅鹽銅半電池：銅片，銅鹽負極：鋅片，給出電子，Zn - 2e Zn2+ 氧化反應正極：銅片，得到電子，Cu2+ + 2e Cu 還原反應氧化還原反應在電極表面進行，電極反應為： 氧化型 + ne 還原型原電池反應：Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu正負極也可以是惰性電極，如：Pt

10、、石墨等，只起導電作用。（2）外電路用金屬導線把一個靈敏電流計與兩個半電池中的電極串連起來。電子由鋅 銅，電流由銅 鋅。（3）鹽橋（是一種電解質溶液）加入鹽橋，才能使電流完整，產生電流。作用：溝通電路，使溶液中體系保持中性。制作：稱取30g KCl和2g瓊脂，放在100ml蒸餾水中浸泡過夜，再用小火（或溫水浴）加熱至瓊脂幾近溶解，趁熱把此溶液充入鹽橋管，將此鹽橋浸在飽和KCl中備用。二、原電池表示方法（）Zn|Zn2+（1mol·L-1）Cu2+（1 mol·L-1）|Cu（+）負極在左邊 固相和 溶液 鹽橋 電極液相的接界 濃度 電 對若有氣體，注明氣體壓力第三節 電極電

11、勢 一、電極電勢1、電極電勢的概念電流產生的原因：兩極之間有電勢差（電動勢E）（如水自然流動的水位差）電勢差產生的原因：參與氧化還原反應的物質得失電子的能力不同。單個電極的電勢無法測定，而電動勢可用電位計測定。選定某種標準電極，人為規定它的電勢值為0，那么，它和另一電極所構成的原電池的電動勢就是另一電極的電勢（）。（1）標準氫電極1953年瑞典會議選定標準氫電極電勢 = 02H+（1mol·L-1）+ 2e ? H2（101.3KPa）規定298.15K時，（H+/H2）= 0 （氧化型/還原型）標準電極電勢某一電極和標準氫電極組成原電池的電動勢例1：PH2= 101.3KPaCZn

12、2+=1.0mol·L-1 CH+=1.0mol·L-1原電池：（）Zn|Zn2+（1mol·L-1）H+（1mol·L-1）|H2（101.3KPa），Pt（+）E = +標準電極電勢（電勢差），由實驗測得。0.7628(V) = 0 -(Zn2+/Zn)(Zn2+/Zn)= -0.7628V0.337(V) =(Cu2+/Cu) - 0(Cu2+/Cu)= 0.337V（2）電極的種類)金屬金屬離子電極Zn|Zn2+ 、 Cu|Cu2+）氣體離子電極Pt，H2（1atm）|H+（1mol·L-1） 、 Pt，Cl2（1atm）|Cl（1mo

13、l·L-1） Pt：較常用，固體導體，不起反應）金屬金屬難溶鹽陰離子電極Ag|AgCl|Cl（1mol·L-1HCl）（Pt）Hg|Hg2Cl2|Cl（1mol·L-1KCl） 甘汞電極，穩定性好，使用方便）氧化還原電極Pt插入同一元素不同氧化數的二種離子的溶液中。(Fe3+/Fe2+)= 0.771V (Sn4+/Sn2+)= 0.154V(Cr2O72-/Cr3+)= 1.33V (MnO4-/Mn2+)= 1.51V（3）標準電極電勢表 P530表3格式：氧化型 + ne ? 還原型 （氧化型/還原型）注意：本書采用的是還原電勢（+ne，被還原），與氧化電勢

14、數值相同，符號相反。酸性介質，有H+出現，A堿性介質，有OH出現，B ，表中用“*” 表示介質酸堿性使物質存在形式不同，不同。與電子得失多少無關，即與計量數無關。意義：指給定電極與（H+/H2）組成原電池的E；正值越大，表示在電極反應中吸收電子能力越強，氧化性強；反之，負值越大，表示在電極反應中失電子能力越強，還原性強。二、影響電極電勢的因素：Nernst方程隨著反應的進行，離子濃度發生變化，標準態變為非標準態，變化。：電對在某一濃度時的電極電勢R：氣體常數，8.314 J·K-1·mol-1F：法拉第常數，96486 C·mol·L-1 C庫侖T：熱力

15、學溫度，一般用298.15Kn：電極反應式中轉移的電子數從公式中可看出，首先取決于電對的本性（，n），另外，R、F為常數，還與T、濃度有關。將各常數代入，并將ln lg，得：例：P130，例4應先寫出電極反應，再寫出能斯特方程氧化型或還原型對的影響從表達式可看出，氧化型或還原型，使例1：計算Cu2+= 0.001mol/l時, (Cu2+/Cu)Cu2+(mol/l) (V)0.001 降 0.248 降，表中位置上移1.0 0.337例2：計算OH= 0.1mol/l，PO2 = 101.3KPa時, (O2/OH)O2 + 2H2O + 4e ? 4OHCu2+(mol/l) (V)0.0

16、01 降 0.248 降，表中位置上移1.0 0.337酸度對的影響P131，例7根據電極反應式，寫出表達式代入H+，求出值H+=1mol/l (MnO4/Mn2+)=1.51VH+=0.001mol/l (MnO4/Mn2+)=1.23V 第三節 電極電勢的應用一、氧化劑與還原劑的相對強弱標準電極電勢表，正值越大，氧化性越強；負值越大，還原性越強實驗室或工業上：氧化劑：1.0V，KMnO4，K2Cr2O7，（NH4）2S2O8，H2O2，O2，MnO2等還原劑：0V，Mg，Zn，Sn2+，SO32-，S2O32-，H2等二、氧化還原反應可能進行的方向和次序當外界條件一定，且皆取標準

17、態，反應方向一般是：強氧化型1 + 強還原型2 =弱還原型1 + 弱氧化型2在標準電極電勢表中，氧化型（左邊）越往下，氧化能力越強；還原型（右邊）越往上還原能力越強。反應發生方向：左下方的氧化型物質與右上方的還原型物質反應，即“對角線方向相互反應”。例1： Zn|Zn2+ Cu|Cu2+Zn2+ + 2e =Zn - 0.763Cu2+ + 2e =Cu + 0.337 Zn|Zn2+ 負極, Cu|Cu2+ 正極; Cu高價 + Zn低價Zn + Cu2+ =Zn2+ + Cu例2：2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+判斷反應方向Cu2+ + 2e =Cu + 0.337

18、15;2） Fe3+ + e =Fe2+ + 0.771Fe高價 + Cu低價2Fe3+ + Cu 2Fe2+ + Cu2+例3：判斷Fe3+，I能否共存(Fe3+/Fe2+)= 0.771V (I2/I)= 0.5345VFe3+和I能起反應，不能共存。例4：根據比較下列各電對中物質的氧化性、還原性相對強弱，找出最強的氧化劑、還原劑，并寫出它們之間的反應式。HClO/Cl2 Cl2/Cl MnO4/Mn2+（V） 1.63 1.36 1.51值越大，其氧化型的氧化能力越強，值越小，其還原型的還原能力越強。HClO的氧化能力最強，Cl的還原能力最強。Cl2 + 2e = 2Cl 1.36V2H

19、ClO + 2H+ + 2e = Cl2 + 2H2O 1.63V2HClO + 2Cl + 2H+ = 2Cl2 + 2H2O即：HClO + Cl + H+ = Cl2 + H2O例5:在一含有I、Br的混合液中，逐步通入Cl2 ，哪一種先游離出來？要使I2游離，而Br2不游離，應選擇Fe2（SO4）3還是KMnO4的酸性溶液？（V）解： I2（S）+ 2e = 2I 0.5345 Br2（l）+ 2e = 2Br 1.065 Cl2（g）+ 2e = 2Cl 1.36I比Br的還原性強，I2先游離出來。 I2（S）+ 2e = 2I 0.5345 Fe3+ + 2e = Fe2+ 0.771 Br2（l）+ 2e = 2Br 1.065 MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 1.51 應選擇在I2/I和Br2/Br之間應選擇Fe2（SO4）3 。三、氧化還原反應進行的程度例1：計算CuZn反應的平衡常數。將Zn投入CuSO4中，Zn + Cu2+ =Zn2+ + CuK = Zn2+/ Cu2+ V正 = kCu2+，V逆 = kZn2+隨著反應的進行：a：從速度分析，隨著反應的進行，Zn2+，Cu2+，正反速率逐漸相等，反應不再進行；b從分析，Zn2+，(Z