无机及分析化学第三版第章电子教案

4. 依据氧化还原反应得失电子总数必须相等的原则， 5. 将两个半反应合并成一个配平的离子方程式。
Fe2+ = Fe3+ + e )×6
+)
6e + 6H+ + ClO3- = Cl- + 3H2O
6Fe2+ + 6H+ + ClO3- = 6Fe3+ + Cl- + 3H2O
∵反应是在稀H2SO4介质中，∴可以写出相应的分子方程式：
298.15K 下:
注意！
0.0n59lg[[氧 还化 原态 态]]ab
1) 如果电对中的某一物质是固体或液体，则它们的 浓度均为常数，常认为是1。
2) 如果电对中的某一物质是气体，其浓度用分压来 表示，分压的单位为：大气压（atm）
3）方程式中的[氧化态]和[还原态]并非专指氧化数有变 化的物质，而是参与电极反应的所有其它物质。
原电池的电动势——原电池中两半电池之间的电位差
E = φ正极 - φ负极
二、电极电位的概念
ZnCl2浸入水中会 发生什么？
金属Zn浸入ZnSO4溶液中会 发生什么？
溶解
M
Mn+ + ne
沉积
➢ 与金属本身的活泼性有关 ➢ 与溶液中金属离子浓度有关 ➢ 与温度有关
金属电极的双电层
电极电位的产生：金属与溶液荷不同电荷——双电层——电 位差——产生电极电位。
Zn-2e→Zn2+ Cu 2++2e →Cu
Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
化学能转化为热能
实验二: Zn-Cu原电池反应
装置
Zn
e-
A
KCl
Zn SO4
现象
1、电流表指针发生偏移 2、Zn棒逐渐溶解,铜棒上有铜沉积 3、取出盐桥,指针回零;放入盐桥,指针偏转 Cu
原理
CuSO4 Zn - 2e →Zn2+ Cu 2++2e →Cu
一、氧化还原反应的本质
2e
Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4
得电子
失电子
2H2 + O2
2 H O H δ+
* * δ2-
**
**
δ+
**
本质：电子的得失或电子对的偏移
H+ + OH-
氧化反应：物质失去电子的反应；
铁生锈
还原反应：物质得到电子的反应。 CuSO4电解成Cu
氧化剂：得到电子的物质，发生还原反应。 氧气 还原剂：失去电子的物质，发生氧化反应。 氢气
Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
化学能转化为电能
原电池的定义
原电池：利用氧化还原反应将化学能转变成电能的 装置。
Zn
KCl
Cu
ZnSO4
Zn + Cu2+
CuSO4
Zn2+ + Cu
原电池的组成
原电池是由两个半电池组成。半电池中 的导体称为电极。原电池的电极有正负极之 分，电子密度较大的电极称为负极，电子密 度较小的电极称为正极。
负极反应：
Zn → Zn2+ + 2e (还原剂电对作负极，氧化反应) 正极反应：
Cu2+ + 2e - → Cu (氧化剂电对作正极, 还原反应)
电池反应 Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
原电池的书写
➢ 原电池图解表达式书写规定： (-) Zn | ZnSO4(c1) || CuSO4 (c2) | Cu (+)
6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O
例: 配平
M n O 4 _ + H + + C l-
M n 2 + + C l2 + H 2 O
1.分成氧化、还原两个半反应
M n0Байду номын сангаас－
M n2+
还原反应
Cl－
Cl2
氧化反应
2.配平半反应
M n 0 4 － + 8 H + + 5 e＝ M n 2 + + 4 H 2 O 2 C l－ ＝ C l2+2 e
解： 设Cr的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则：
2x + 7×(-2) = -2 x = +6
设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则:
3 x + 4 ×(-2) = 0
x=+ 8
3
由以上例子可见, 元素的氧化值可以是整数、零, 也可以是分数。
三、氧化还原电对和氧化还原半反应
酸碱反应 HAc + NH3 → NH4Ac 重要概念：酸碱半反应、共轭酸碱对
M n 0 4 － + 8 H + + 5 e＝ M n 2 + + 4 H 2 O 2 C l－ ＝ C l2+2 e
离子— 电子法 配平化学反应方程式
我们讨论的反应多在水溶液中进行，即：一般以离子形式进行，用该方法较简便。
例：KClO3 + FeSO4 → KCl + Fe2(SO4)3 (稀H2SO4介质中）
例 写出298.15K时下列电极反应的能斯特方程式
2H++2e
H2
lg 0.059 [H]2
2
PH2/P
Hg2Cl2（s）+2e
2Hg（l）+2Cl-
lg 0.059 1
2
[Cl_]2
MnO4- + 8H+ + 5e
Mn2+ + 4H2O
lg 0.059 [M nO 4 ][H ]8
第六章 氧化还原反应
第一节 氧化还原反应的基本概念
氧化还原反应在我们 的身边无处不在，例如 铁锈的生成，天然气的 燃烧等，下面让我们从 三个方面具体看一看。
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O + Q
C + O2 = CO2 + Q
NaCl + H2O = NaOH + Cl2 +H2
标准电极电位及其测量：绝对电极电 位无法得到，但很容易测量两个电极 之间的电位差（比如万用表测干电池 电压）。因此，人们规定标准条件下 氢电极的电极电位为零，测量标准条 件下待测电极与标准氢电极之间的电 位差，就很容易得到该电极的标准电 极电位。（类比海拔高度）
标准条件 与 标准电极电位
标 离子：浓度为1mol·dm-3；
应注意！
1. 酸性介质中，反应式两边不能出现OH2. 碱性介质中，反应式两边不能出现H+
3. 中性介质中，根据情况，可加H+ 或者 OH-
4. 弱电解质、难溶电解质不允许拆成离子，要写分子式。
氧化数法 配平化学反应方程式
自己看
第二节 原电池和电极电位
酸碱反应的特征：强酸强碱反应生成弱酸弱碱。酸碱的 强弱用Ka（Kb）来衡量。
确定氧化数的规则
① 单质的氧化数为 0。
② 中性分子中各元素氧化数的代数和为零。
③ 离子： 单原子离子中等于离子的电荷数；
④
多原子离子中所有元素氧化数代数和等于离子的电荷
数。
④ 共价型化合物：H:
+1（一般情况） -1（金属氢化物中，如： NaH, CaH2）
一般 O：﹣2
O:
过氧 O22-: ﹣1 超氧 O2-: ﹣1/ 2
OF2: +2
⑤ 氧化数可以是分数。
一般：
H — +1（有时候也为-1）； O — -2（有时候也为-1，+1）
例如
碳的氧化数 CO CO2 CH4 C2H5OH +2 +4 -4 -2
硫或铁的氧化数 S2O32- S2O82- Fe3O4 +2 +7 +8/3
example
试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值
5
[M n2]
三、电极电位的影响因素
(一) 氧化还原电对的浓度
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
例 计算298K时电对Fe3+/Fe2+在下列情况下的电极电势： （1）c(Fe3+)=0.1mol.L-1， c(Fe2+)=1mol.L-1 （2）c(Fe3+)=1mol.L-1， c(Fe2+)=0.1mol.L-1
四、氧化还原反应配平
一个前提：知道氧化剂和还原剂在给定的条件下反应后， 产物是什么；
如：MnO4- + SO32-
酸性条件下还原产物：Mn2+(无色） 中性条件下还原产物：MnO2↓（棕） 碱性条件下还原产物：MnO42- （翠绿）
两个原则： 质量守恒 电荷守恒
酸性介质中 MnO4- + Cl- 反应生成 Mn2+ + Cl2
氧化还原反应的特征：强氧化剂反应生成弱氧化剂。氧化 剂的强弱什么参数来衡量？
氧化还原电对 的电极电位
水果电池
电池的概念是什么？ 电极电位的定义是什么？
一、原电池的概念
实 验一: Zn与CuSO4溶液的置换反应
CuSO4
Zn
现象 所发生的反应
Zn棒逐渐溶解
溶液的天蓝色减退
有红棕色疏松的铜 在Zn棒表面析出 溶液的温度渐升
3. 两个半反应相加，消去电子
2 × （ M n 0 4 － + 8 H + + 5 e ＝ M n 2 + + 4 H 2 O ）
＋
5 × （ 2 C l－ ＝ C l2 + 2 e ）
2 M n O 4 － ＋ 1 0 C l － ＋ 1 6 H ＋ ＝ 2 M n 2 ＋ ＋ 5 C l 2 ＋ 8 H 2 O
同样，根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两个 半反应，或看成由两个半反应构成。
例如: Zn＋Cu2+
Cu＋Zn 2+
氧化半反应（失电子）： 还原半反应（得电子）：
Zn - 2e- → Zn 2+ Cu2+ + 2e - → Cu
氧化还原反应中，氧化态物质(电子受体)及其对应的还原态物 质(电子供体)组成氧化还原电对。可表示为：氧化态/还原态； 或 (Ox / Red)，如 Fe3+/Fe2+。氧化还原电对中氧化数较高的物 种称为氧化态，氧化数较低的物种称为还原态。
了解内容
准 状
气体：指定温度下，分压为101325Pa；
态 固体、液体：指定温度下，101325Pa下最稳定状态；
标准电极 ： 参与电极反应的所有物质均处于标准状态。
表示为：
氧化型 还原型
非标准状态表示为：
氧化型 还原型
标准电极电位：查表获得 电极电位：利用Nernst方程计算获得
任一电极反应： aA(氧化态) + ne
解： C r 2 O 7 2 - + 1 4 H + + 6 e
n= 6
2 C r 3 + + 7 H 2 O
( C 2 O 7 2 / rC 3 )r ( C 2 O 7 2 / rC 3 ) 0.r 0659lg1c(6Cc2O 2(r7 2-C )c31r)4(H )
因为: c(Cr2O72-)= c(Cr3+)=1mol·L-1, pH=6, c(H+)=1×10-6mol·L-1
（1）负极写左边，正极写右边；负极 发生氧化反应，正极发生还原反应；
（2）两相或不相混溶的两种溶液之间的界面，用单竖线 “|”表示；使用盐桥消除液接电位，用双竖线“ ”表 示；同一相中多种组分用“，”隔开； （3）电解质位于两电极之间； （4）气体或准相电极反应，用惰性固体导电材料作电极， 以传导电流； （5）电池中的溶液应表明浓（活）度，气体标明温度和 压力。
2 M n 0 4 － + 3 S O 3 2 － ＝ 2 M n O 2 + ? 3 S O 4 2 － + 2 O H －
小诀窍
★ 酸性介质中：多氧的一边加H+；少氧一边加H2O ★ 碱性介质中：多氧的一边加H2O ；少氧的一边加OH-
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
(二) 酸度 在许多电极反应中,H+、OH-和H2O作为介质参加
反应, pH的改变会影响电极电位。
example
电极反应:
C r 2 O 7 2 - + 1 4 H + + 6 e
2 C r 3 + + 7 H 2 O φ =1.232V
若Cr2O72-和Cr3+的浓度均为1mol·L-1, 求298.15K, pH=6时的电极电位。
bB(还原态)
R nFTln[[氧 还化 原态 态]]ab
能斯特(Nernst)方程式
式中： ：指定浓度下的电极电势
：标准电极电势 n：电极反应中的得失电子数 F： 法拉第常数 R：气体常数 8.314 J mol-1 K-1 T : 电极反应的温度
能斯特(Nernst)方程式：
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
例: 配平在碱性条件下进行的下列反应
M n 0 4 － + S O 3 2 －
M n O 2 + S O 4 2 －
M nO4－
2－
SO 3
M nO2 SO 42－
还原反应 氧化反应
M n O 4 － ＋ 2 H 2 O ＝ M n O 2 ＋ 4 O H － － 3 e
S O 3 2 － ＋ 2 O H － ＝ S O 4 2 － ＋ H 2 O ＋ 2 e
步骤：
1. 将反应物和产物以离子形式写出；
ClO3- + Fe2+ → Cl- + Fe3+
★ 弱电解质、沉淀要以分子形式给出
2.把整个氧化还原反应分成氧化和还原两个半反应;（一分为二)
氧化反应： Fe2+ → Fe3+ 还原反应： ClO3- → Cl-
3. 分别配平两个半反应式；
氧化反应： Fe2+ → Fe3+ + e 还原反应： 6e + 6H+ + ClO3- → Cl- + 3H2O