第十一章电化学基础PPT课件
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3.掌握用能斯特方程式讨论离子浓度 变化时电极电势的改变对氧化还原 反的影响。
本章教学内容
11-1 氧化还原反应 11-2 原电池 11-3 实用电池(自学，了解) 11-4 有关电解的几个问题
(自学，了解)
电化学： 研究电能与化学能相互转化规律的
科学。 转化条件：
(1)涉及的化学反应必须有电子的转移 —— 氧化还原反应。
二、确定氧化值的规则：
①单质中，元素的氧化值为零；
②非金属氢化物中氢的氧化值为 +1； 金属氢化物中氢的氧化值为 -1，如NaH；
③电中性的化合物各元素的氧化值的总和等于
零，而离子的电荷等于其组成元素氧化值的总
和。
④通常，氧的正常氧化值为-2；但是在过氧化物中， 如Na2O2中氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和+1。这几种情况中， 氧的氧化值为“非正常氧化值”
)
5SO
2 3
5H 2O
=
5SO
2 4
10H
10e
2MnO4 5SO32 6H = 2Mn2 5SO24 3H2O
或 2KMnO 4 5 K 2SO 3 3 H 2SO 4 = 2MnSO4 6K2SO4 3H2O
往往是最简单的H+、OH-和H2O难 配平，通常做法是：
酸性介质：
等于还原剂失电子数。还原剂氧化 值升高数和氧化剂氧化值降低数相 等。
例：配平反应方程式
KM 4 (a)n q K O 2 S3 ( O a)q
酸 性 M 溶液 4 n (a 中 S )q K O 2 S4 O (a)q
① MnO4 8H 5e = Mn2 4H 2 O
②
SO
2 3
H2O
=
SO
2 4
2H
2e
③ ①×2+②×5得
2MnO4 16H 10e = 2Mn 2 8H 2O
七、氧化还原方程式的配平
1.半反应法（离子---电子法）：
【1】配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数
等于还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素
原子总数相等。
【2】配平步骤：
（1）分别写出氧化剂被还原和还原剂 被氧化的半反应。
（2）分别配平两个半反应方程式，等 号两边的各种元素的原子总数各自相等 且电荷数相等。
多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O； 碱性介质：
多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH-；
中性介质：
左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH-；
右边多 n个 O加 2n个 H+，左边加 n个 H2O。
2. 氧化值法：
【1】配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数
反应一般按较强的氧化剂与较强的 还原剂相互作用生成弱氧化剂和弱还原 剂的方向进行。
半反应式是在原电池或电解池某一 电极上发生的氧化或还原反应。
六、半反应式的规律：
（1）半反应式的书写格式是统一的---高价状态总是写在
Biblioteka Baidu
左边，低价状态总是写在右边，而且电子总在等式左边
如，Cu2+ + 2e
Cu
（2）半反应式中同一元素的不同氧化态之间的关系如 Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对，氧化态和还原态构成 氧化还原共轭关系。
（6）半反应中还有非氧化还原组份，主要包括酸 碱组分、沉淀剂和难溶物组分、配合物的配体等。
（7）对水溶液系统，半反应式常分酸表和碱表来 排列。许多反应在酸性溶液和碱性溶液里都可能发 生，这时在酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶 液中时，查碱表。
例：
酸性溶液：2 H+ +2e- = H2 (H+/H2) 碱性溶液：2H2O + 2e- = H2 + 2OH- (H2O/H2)
（3）半反应式必须是配平的。配平的原则相同于通常的化 学方程式。
（4）对于水溶液系统，半反应式中的物质必须 是它们在水中的主要存在形态，符合通常的离子方 程式的书写规则——易溶强电解质要写成离子。
（5）一个半反应中发生氧化态变动的元素只有 一种。如：
MnO4-+8H++5e = Mn2+ +4H2O
例：
H5IO6 S2 O32 S4 O62 Fe3O4
I的氧化态 7 为 S的氧化态 2为
S的氧化态 2.5为 F的 e 氧化态 8 为
3
三、氧化还原反应： 某些元素氧化值发生改变的反应。
氧化：元素的氧化值增加的过程。 还原：元素的氧化值降低的过程。 氧化剂：获得电子的物质。 还原剂：失去电子的物质。
(2) 化学反应必须在电极上进行
——原电池或电解池。
一、氧化值和氧化态
元素的氧化值又叫氧化数或氧化态，是按一定规则给元素指 定一个数字，以表征元素在各物质中的表观电荷（又叫形式 电荷）数。 在离子化合物中，元素的氧化值等于该元素离子的电荷数。如 在MgCl2中，镁的氧化值是 +2，氯的氧化值是-1。 在共价化合物中，元素的氧化值等于该元素的原子偏离或偏 向的共用电子对数。偏离的那种原子，元素的氧化值是正的， 偏向的元素氧化值是负的。例如在NH3中，氮的氧化值是-3，氢 的氧化值是 +1。 在单质中，相同元素的原子不发生电子的转移或偏移，元素的 氧化值定为O。
五、氧化还原半反应式
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
分解成两个半反应：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn -2e-
Zn2+
还原反应 氧化反应
Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对， 氧化态和还原态构成氧化还原共轭关系。
通常，氧化剂降低氧化值的趋势越 强，其氧化能力越强，其共轭还原剂氧 化值升高趋势越弱。
第 11 章 电化学基础
Chapter 11 The basic of electronic-chemistry
本章教学要求
1.掌握氧化还原的基本概念；熟练掌 握氧化还原反应配平的方法；
2.理解标准电极电势的意义，能应用 标准电极电势判断氧化剂和还原剂 的强弱、氧化还原反应的方向和计 算平衡常数；
（3）确定两半反应方程式得、失电子数目 的最小公倍数。将两个半反应方程式中各 项分别乘以相应的系数，使得、失电子数 目相同。然后，将两式相加。
（4）再将各物质写成主要存在形态（ 气体、 纯液体、固体和弱电解质则写分子式）， 就得到了配平的氧化还原反应的离子方程 式。有时根据需要可将其改为分子方程式。
本章教学内容
11-1 氧化还原反应 11-2 原电池 11-3 实用电池(自学，了解) 11-4 有关电解的几个问题
(自学，了解)
电化学： 研究电能与化学能相互转化规律的
科学。 转化条件：
(1)涉及的化学反应必须有电子的转移 —— 氧化还原反应。
二、确定氧化值的规则：
①单质中，元素的氧化值为零；
②非金属氢化物中氢的氧化值为 +1； 金属氢化物中氢的氧化值为 -1，如NaH；
③电中性的化合物各元素的氧化值的总和等于
零，而离子的电荷等于其组成元素氧化值的总
和。
④通常，氧的正常氧化值为-2；但是在过氧化物中， 如Na2O2中氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和+1。这几种情况中， 氧的氧化值为“非正常氧化值”
)
5SO
2 3
5H 2O
=
5SO
2 4
10H
10e
2MnO4 5SO32 6H = 2Mn2 5SO24 3H2O
或 2KMnO 4 5 K 2SO 3 3 H 2SO 4 = 2MnSO4 6K2SO4 3H2O
往往是最简单的H+、OH-和H2O难 配平，通常做法是：
酸性介质：
等于还原剂失电子数。还原剂氧化 值升高数和氧化剂氧化值降低数相 等。
例：配平反应方程式
KM 4 (a)n q K O 2 S3 ( O a)q
酸 性 M 溶液 4 n (a 中 S )q K O 2 S4 O (a)q
① MnO4 8H 5e = Mn2 4H 2 O
②
SO
2 3
H2O
=
SO
2 4
2H
2e
③ ①×2+②×5得
2MnO4 16H 10e = 2Mn 2 8H 2O
七、氧化还原方程式的配平
1.半反应法（离子---电子法）：
【1】配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数
等于还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素
原子总数相等。
【2】配平步骤：
（1）分别写出氧化剂被还原和还原剂 被氧化的半反应。
（2）分别配平两个半反应方程式，等 号两边的各种元素的原子总数各自相等 且电荷数相等。
多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O； 碱性介质：
多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH-；
中性介质：
左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH-；
右边多 n个 O加 2n个 H+，左边加 n个 H2O。
2. 氧化值法：
【1】配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数
反应一般按较强的氧化剂与较强的 还原剂相互作用生成弱氧化剂和弱还原 剂的方向进行。
半反应式是在原电池或电解池某一 电极上发生的氧化或还原反应。
六、半反应式的规律：
（1）半反应式的书写格式是统一的---高价状态总是写在
Biblioteka Baidu
左边，低价状态总是写在右边，而且电子总在等式左边
如，Cu2+ + 2e
Cu
（2）半反应式中同一元素的不同氧化态之间的关系如 Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对，氧化态和还原态构成 氧化还原共轭关系。
（6）半反应中还有非氧化还原组份，主要包括酸 碱组分、沉淀剂和难溶物组分、配合物的配体等。
（7）对水溶液系统，半反应式常分酸表和碱表来 排列。许多反应在酸性溶液和碱性溶液里都可能发 生，这时在酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶 液中时，查碱表。
例：
酸性溶液：2 H+ +2e- = H2 (H+/H2) 碱性溶液：2H2O + 2e- = H2 + 2OH- (H2O/H2)
（3）半反应式必须是配平的。配平的原则相同于通常的化 学方程式。
（4）对于水溶液系统，半反应式中的物质必须 是它们在水中的主要存在形态，符合通常的离子方 程式的书写规则——易溶强电解质要写成离子。
（5）一个半反应中发生氧化态变动的元素只有 一种。如：
MnO4-+8H++5e = Mn2+ +4H2O
例：
H5IO6 S2 O32 S4 O62 Fe3O4
I的氧化态 7 为 S的氧化态 2为
S的氧化态 2.5为 F的 e 氧化态 8 为
3
三、氧化还原反应： 某些元素氧化值发生改变的反应。
氧化：元素的氧化值增加的过程。 还原：元素的氧化值降低的过程。 氧化剂：获得电子的物质。 还原剂：失去电子的物质。
(2) 化学反应必须在电极上进行
——原电池或电解池。
一、氧化值和氧化态
元素的氧化值又叫氧化数或氧化态，是按一定规则给元素指 定一个数字，以表征元素在各物质中的表观电荷（又叫形式 电荷）数。 在离子化合物中，元素的氧化值等于该元素离子的电荷数。如 在MgCl2中，镁的氧化值是 +2，氯的氧化值是-1。 在共价化合物中，元素的氧化值等于该元素的原子偏离或偏 向的共用电子对数。偏离的那种原子，元素的氧化值是正的， 偏向的元素氧化值是负的。例如在NH3中，氮的氧化值是-3，氢 的氧化值是 +1。 在单质中，相同元素的原子不发生电子的转移或偏移，元素的 氧化值定为O。
五、氧化还原半反应式
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
分解成两个半反应：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn -2e-
Zn2+
还原反应 氧化反应
Cu2+/Cu，Zn2+/Zn 称为氧化还原电对， 氧化态和还原态构成氧化还原共轭关系。
通常，氧化剂降低氧化值的趋势越 强，其氧化能力越强，其共轭还原剂氧 化值升高趋势越弱。
第 11 章 电化学基础
Chapter 11 The basic of electronic-chemistry
本章教学要求
1.掌握氧化还原的基本概念；熟练掌 握氧化还原反应配平的方法；
2.理解标准电极电势的意义，能应用 标准电极电势判断氧化剂和还原剂 的强弱、氧化还原反应的方向和计 算平衡常数；
（3）确定两半反应方程式得、失电子数目 的最小公倍数。将两个半反应方程式中各 项分别乘以相应的系数，使得、失电子数 目相同。然后，将两式相加。
（4）再将各物质写成主要存在形态（ 气体、 纯液体、固体和弱电解质则写分子式）， 就得到了配平的氧化还原反应的离子方程 式。有时根据需要可将其改为分子方程式。