1、第13章氧化還原反應一 氧化還原反應的基本概念13.1 氧化還原反應1. 電對：Zn+CuSO4Cu+ZnSO4還原反應：Cu2+ + 2e Cu 規定：同一元素的不同價態，組成一個電對。電對符號： 氧化劑電對： Cu2+ /Cu 還原劑電對： Zn2+ /Zn氧化反應：Zn 2e Zn2+ 氧化數：是人為規定的某元素在化合物分 子中各元素形式上所帶的電荷數。2 氧化數（氧化值，氧化態）Na Cl 確定氧化數的規則 離子型化合物中，元素的氧化數等于該離子所帶的電荷數 。 共價型化合物中，共用電子對偏向于電負性大的原子 ，兩原子的形式電荷數即為它們的氧化數。單質中，元素的氧化數為零。中性分子中，

2、各元素原子的氧化數的代數和為零 ，復雜離子的電荷等于各元素氧化數的代數和。 氫的氧化數一般為+1，在金屬氫化物中為 -1，如 。 氧的氧化數一般為-2，在過氧化物中為-1，如在超氧化物中為-0.5，如 在氧的氟化物中為+1或+2，如例： 配平原則： (1) 電荷守恒：得失電子數相等。 (2) 質量守恒：反應前后各元素原子總數相等。 二 氧化還原方程式的配平（離子電子法） 配平步驟： （1）用離子式寫出主要反應物和產物（氣體、純液 體、固體和弱電解質則寫分子式）。 （2）將反應分解為兩個半反應式，并配平兩個半反應的原子數及電荷數。 （3）根據電荷守恒，以適當系數分別乘以兩個半反應式，然后合并，整

3、理，即得配平的離子方程式；有時根據需要可將其改為分子方程式。例：MnO4- + SO32- + H+ Mn2+ + SO42-（1） 將反應分解成兩個半反應，一個是有氧化劑參加的還原反應，另一個是有還原劑參加的氧化反應。MnO4- Mn2+ SO32- SO42- （2） 配平兩個半反應，使等式兩邊的原子數、電荷數均相等。(在酸性介質中，少氧的一方加H2O，另一方加H+；在堿性介質中少氧的一方加OH-，另一方加H2O)MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2OSO32- + H2O 2e SO42- + 2H+（3） 將兩個半反應乘以適當系數，使反應中得失電子總數相等，然后將兩個半

4、反應相加，即為配平的離子方程式。 2 MnO4- + 8H+ +5e Mn2+ + 4H2O+) 5 SO32- + H2O 2e SO42- + 2H+2MnO4-+5SO32-+6H+ 2Mn2+5SO42-+3H2O 例：配平反應方程式 1. 在酸性介質中2+5得注：在酸性介質中，在少氧的一邊加水。 例：配平反應方程式 2. 在堿性介質中3+2得注：在堿性介質中，在少氧的一邊加OH-,另一 邊加水, 。 例：配平28+3得觀察：在酸性介質中，在少氧的一邊加水。最后： 酸性介質： 在少氧的一邊加水，另一邊加H+。堿性介質： 在少氧的一邊加OH-,另一邊加水。中性介質： 左邊總是加H2O；右

5、邊若氧少，則加OH-，若氧多，則加H+。小結： 13.2 電極電勢 13.2.1 原電池 13.2.2 電極電勢的產生 13.2.3 電極電勢的測定 13.2.4 影響電極電勢的因素 13.2.5 電極電勢的應用1 Volta電池的構造Cu-Zn原電池裝置 原電池氧化反應 還原反應 金屬導體如 Cu、Zn 惰性導體如 Pt、石墨棒.電極2. 定義：借助于氧化-還原反應，將化學能轉化為 電能的裝置。 3. 鹽橋的結構與作用 （1）鹽橋的結構：由飽和的KCl和瓊脂煮沸騰后凝 固制得。（2） 鹽橋的作用 ：a.閉合電路。 b.保持兩邊溶液的電中性。 1.書寫原電池符號的規則： 負極“-”在左邊，正極

6、“+”在右邊，鹽橋用“”表示。 半電池中兩相界面用“ ”分開，同相不同物種用“，”分開，溶液、氣體要注明ci，pi 。（3）有金屬導體，則用金屬導體作電極，無金屬導體應加惰性電極，如C、Pt。（4） 純液體、固體和氣體寫在電極一邊用“，”分開。二 原電池的表示方法以Cu-Zn 原電池為例：2. 電對的幾種形式 （1）金屬-金屬離子 Zn2+/Zn （2）同種金屬元素的不同價態 Fe3+/Fe2+ (3) 非金屬的不同價態 H+/H2 Cl2/Cl- 例：將下列反應設計成原電池并以原電池符號表示練習：將下列反應設計成原電池并以原電池符號 表示 13.2.2 電極電勢的產生 M活潑M不活潑稀 溶解

7、 沉積 沉積 溶解-+-+-+13.2.3 電極電勢的測定標準氫電極裝置圖表示為: H+ H2(g) ，Pt1. 標準氫電極 2. 標準電極電勢和標準電動勢 采用還原電勢 E小的電對對應的還原型物質還原性強 E大的電對對應的氧化型物質氧化性強 E無加和性 一些電對的 E與介質的酸堿性有關 酸性介質： 堿性介質：3 標準電極電勢表4. Nernst方程式 1 Nernst方程式13.2.4 影響電極電勢的因素1. 氧化型或還原型的濃度或分壓2. 介質的酸堿性對電極電勢的影響Ag3. 沉淀的生成對電極電勢的影響 氧化型形成沉淀 ，E， 還原型形成沉淀 ，E， 氧化型和還原型都形成沉淀，看二者 的相

8、對大小。小結：4. 弱電解質的生成對電極電勢的影響G=-nEF式中:E為電動勢； F為法拉第常數，數值為96485C/mol n為電池反應中轉移電子數。標準態下，G0=-nFE013.3 氧化還原反應的方向非標態下反應自發進行的條件為: 即 E 0 反應正向自發進行 E 0 反應逆向自發進行標態下反應自發進行的條件為: 即 E0 0 反應正向自發進行 E0 0 反應逆向自發進行例1：試判斷下述反應：Pb2+Sn Pb+Sn2+，在（1）標準態； （2）非標準態，時反應自發進行的方向。解：（1）E0=E0（+） -E0（-） =E0（Pb2+/ Pb）-E0（Sn2+/ Sn） =-0.126V

9、-(-0.136V)=0.010V上述反應可以自發向右進行。（2）E=（Pb2+/ Pb）-（Sn2+/ Sn）= E0+ 上述反應的方向逆轉，即自發地向左進行例2、判斷2MnO4-(0.1mol/L)+10Br-(1mol/L)+16H+(10-8mol/L) 2Mn2+(0.1mol/L)+ 5Br2(l)+8H2O反應方向。解：MnO4-+8H+5e Mn2+4H2OBr2(l) +2e- 2Br-因為：E=（+） -（-）0即：反應逆向進行。 所以，該反應在標準態下不能向右進行。13.3.2 氧化還原反應進行的限度例：計算下列反應：Ag+Fe2+ Ag+Fe3+，（1）在298K時的平

10、衡常K0；（2）如果反應開始時，c(Ag+)=1.00mol，c(Fe2+)=0.1mol/L，求達平衡時Fe3+的濃度？解：（1）K0=3.08（2）設達平衡時，c(Fe3+)=xmol/L Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+始態濃度(mol/L) 1.00 0.10 0平衡濃度(mol/L) 1.00-x 0.10-x xx=c(Fe3+)=0.074mol/L 電極電勢大的作正極依據：電極電勢小的作負極1. 判斷原電池的正、負極13.2.5 電極電勢的應用例： 判斷下列原電池正、負極，并計算電動勢 例： 例：根據下列氧化還原反應：Cu+Cl2 Cu2+2Cl-組成原電池。已知 p(

11、Cl2)=101325Pa， c(Cu2+)=0.1mol/L， c(Cl-)=0.1mol/L，試寫出此原電池符號并計算原電池的電動勢。例：由附錄5查得：0（Cu2+/Cu）=0.34V；0（Cl2/Cl-）=1.36V根據能斯特方程式：Cu2+2e- CuCl2(g) +2e- 2Cl-原電池符號：(-)Cu Cu2+ (0.1mol/L) Cl-(0.10mol/L) Cl2(P0),Pt(+)E=（+） -（-）=(1.42-0.31)V=1.11V2. 判斷氧化劑、還原劑的強弱電極電勢大的氧化態的氧化性強，是氧化劑依據：電極電勢小的還原態的還原性強，是強還 原劑例：在電極反應中：判斷

12、其氧化劑、還原劑的強弱?例：現有含Cl-、Br-、I-的混合溶液，欲將I-氧化成I2 ，而Br-、Cl-不被氧化，在常用的氧化劑Fe2(SO4)3和KMnO4中選擇哪一個能符合上述要求？Fe 3+只能把I-氧化為I2，而 能把Cl-、Br-、I-氧化為相應的單質，應選擇Fe2(SO4)3。3. 計算弱電解質電離常數例：已知：計算：解：構造原電池：正極： H+ + e- 1/2H2負極：1/2H2+CN-e- HCN電池反應： H+ + CN- HCN K0=1/ K0i(HCN)E0=0（H+/ H2）-0（HCN/H2）=0-(-0.545)V=0.545VK0i(HCN)）=6.17*10-104. 計算難溶電解質的例： 已知：解：設計原電池正極：Pb2+2e- Pb；負極：Pb+SO42-2e- PbSO4電池反應：Pb2+ SO42- PbSO4 K0=1/ K0sp（PbSO4）E0=0（Pb2+/Pb）-0（PbSO4/Pb）=-0.126-(-0.356)V=0.23VK0sp（PbSO4）=1.7*10-8例