第11章电化学基础[北]PPT课件
合集下载
电化学基础-PPT课件
Cu
√E
F
M
N
CCuu2SS OO 44
酒精
N a C l溶 液
H 2SO 4 H 2SO 4
大家学习辛苦了，还是要坚持
继续保持安静
例2. 在盛有稀H2SO4的烧杯中放入用 导线连接的锌片和铜片，下列叙述正
确的是( D )
(A)正极附近的SO42 －离子浓度逐渐增大 (B)电子通过导线由铜片流向锌片
知识结构
电化学基础
氧化还 原反应
§1原电池
化学能转化 §3电解池
为电能，自
§2化学电源
发进行
电能转化为
化学能，外
§4金属的电化学腐蚀与防护 界能量推动
一、原电池原理
把化学能转变为电能的装置叫 原电池
要解决的问题： 1. 什么是原电池？ 2. 原电池的工作原理？ （电子的流向、电流的流向、离子的流向、形 成条件、电极的判断、电极反应的写法）
(1) 热敷袋使用时，为什么会放出热量？ 利用铁被氧气氧化时放热反应所放出的热量。
(2)碳粉的主要作用是什么？氯化钠又起了什么作 用？碳粉的主要作用是和铁粉、氯化钠溶液一起
构成原电池，加速铁屑的氧化。 氯化钠溶于水，形成了电解质溶液。
(3)试写出有关的电极反应式和化学方程式。
负极：2Fe - 4e- = 2Fe2+ 正极：O2+2H2O + 4e- = 4OH总反应：4Fe+3O2+6H2O = 4Fe(OH)3
反应过程中产生臭鸡蛋气味的气体，原电池总反 应方程式为
3Ag2S+2Al+6H2O=6Ag+2Al(OH)3↓+3H2S↑
2.熔融盐燃料电池具有高的发电效率， 因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的 熔融盐混合物做电解质，CO为阳极燃气， 空气与CO2的混合气为阴极助燃气，制 得在650℃下工作的燃料电池，完成有关 的电池反应式：
《电化学基础》课件
电化学反应速率
总结词
电化学反应速率描述了电化学反应的快 慢程度，是衡量反应速度的重要参数。
VS
详细描述
电化学反应速率与参与反应的物质的浓度 、温度、催化剂等条件有关。在一定条件 下，反应速率可由实验测定，对于一些特 定的电化学反应，也可以通过理论计算来 预测其反应速率。
反应速率常数
总结词
反应速率常数是描述电化学反应速率的重要参数，它反映了电化学反应的内在性质。
详细描述
反应速率常数与参与反应的物质的性质、温度等条件有关。在一定条件下，反应速率常数可以通过实验测定，也 可以通过理论计算得到。反应速率常数越大，表示该反应的速率越快。
反应机理
总结词
电化学反应机理是描述电化学反应过程中各步骤的详细过程和相互关系的模型。
详细描述
电化学反应机理可以帮助人们深入理解电化学反应的本质和过程，从而更好地控制和优化电化学反应 。不同的电化学反应可能有不同的反应机理，同一电化学反应也可能存在多种可能的反应机理。 Nhomakorabea05
电化学研究方法
实验研究方法
01
重要手段
02
实验研究是电化学研究的重要手段，通过实验可以观察和测量电化学 反应的过程和现象，探究反应机理和反应动力学。
03
实验研究方法包括控制电流、电位、电场等电学参数，以及观察和测 量电流、电位、电导等电化学参数。
04
实验研究需要精密的实验设备和仪器，以及严格的操作规范和实验条 件控制。
01
02
03
电池种类
介绍不同类型电池的制造 过程，如锂离子电池、铅 酸电池、镍镉电池等。
电池材料
阐述电池制造过程中涉及 的主要材料，如正负极材 料、电解液、隔膜等。
第十一章 电化学基础1
Zn 极
Zn —— Zn2+ + 2 e
（ 1）
电子留在 Zn 片上，Zn2+ 进入溶液，发生氧化
Cu 极
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 2）
通过外电路从 Zn 片上得到电子，使 Cu2+ 还原成 Cu，沉积在 Cu 片上。
Zn —— Zn2+ + 2 e
Cu2+ + 2 e —— Cu
（ 1）
价，将从化学式出发算得的化合价定义为 氧化数。 S2O32－ 中的 S 元素的氧化数为 2，
S4O62－ 中的 S 元素的氧化数为 2.5。
前面的讨论中我们看到，从物质的微观
结构出发得到的化合价只能为整数，但氧化
数却可以为整数也可以为分数。 一般来说元素的最高化合价应等于其所 在族数，但是元素的氧化数却可以高于其所 在族数。
电池中电极电势 大的电极为正极，故 电池的电动势 E 的值为正。
有时计算的结果 E池 为负值，这说明计 算之前对于正负极的设计有特殊要求。
（–）Zn Zn2+（1mol· dm－3） Cu2+（1mol· dm－3）Cu（+）
E池 ＝ + － －
＝ 0.34 V －（－ 0.76 V） ＝ 1.10 V
价为正； 得到电子的原子带负电，这种元素的化合 价为正。
在共价化合物里，元素化合价的数值，就
是这种元素的一个原子与跟其他元素的原子形 成的共用电子对的数目。 化合价的正负由电子对的偏移来决定。
由于电子带有负电荷，电子对偏向哪种元
素的原子，哪种元素就为负价；电子对偏离哪
种元素的原子，哪种元素就为正价。
无机化学第11章 电化学基础
正极：Cu2+ + 2e- → Cu
二、半电池/原电池符号、电极的分类
• 原则上，任何氧化还原半反应都可以设计成半 电池。 • 两个半电池连通，都可以形成原电池。 • 原电池符号： 习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中 “︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示 溶液的浓度。
(-) Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱Cu (+)
五、能斯特方程
∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ 对氧化还原反应:
RT EE ln J nF
能斯特方程
对电极反应:
RT [还原型] RT [氧化型] ln 或 ln nF [氧化型] nF [还原型]
活泼金属或浓度小
金属溶解的趋势小于 离子沉积的趋势，达 平衡时金属表面带正 电荷，靠近金属附近 溶液带负电荷。 Cu2++2eCu(s)
在原电池中做正极
不活泼金属 或浓度大
金属的平衡电极电势
• 产生在金属与其盐溶液之间的电势差称为 该金属的平衡电极电势（） • 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶 液浓度、温度等因素有关 • 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） • 电动势 E = 正 - 负
例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它 的原电池符号。
2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L)
负极: Fe2+-e-=Fe3+
正极: Cl2+2e- =2Cl原电池符号:
《电化学基础 》课件
电化学基础
电化学基础是研究电化学原理与应用的基础知识。电化学研究从化学反应中 产生电压、电流和电功率之间的相互作用，为科学和工业界提供了广泛的应 用。
定义
1 电化学
电化学是研究电流、电 势和电解过程中化学反 应的分支领域。
2 电感耦合
一个电子器件、传感器 或转换器用磁性耦合原 理将信号从一个电路传 送到另一个电路。
应用案例
1
节能灯
电化学领域的典型应用之一，催化层的材料选择是节能灯的成本决定因素。
2
肝素
肝素制备的中间体是一种糖，用电化学方法可以制备这种糖。
3
锂离子电池
锂离子电池正极材料由氧化物和其他元素经过多次烧结制备而成。
学习方法
1 精读重点内容
化学和物理的基础课程 是学习电化学重要的基 础。
2 参加相关学术会议
电化学池
可控制体系内离子的浓度，以适用于电化学 研究。
扫描电子显微镜
可通过成像和分析的手段观察样品形态、尺 寸、形貌等信息。
反应动力学
反应速率
电极反应性能
电化学反应速率可能受到温度、 电流密度、电极表面等因素的 影响。
电极表面材料和形貌会影响反 应动力学。
动力学基础
对电分析反应进行研究，可为 其他电化学研究领域提供理论 基础。
3 电池
一种能将化学能转化为 电能的设备。
重要性
能源
电化学研究为制造更高效、更 环保的能源提供了理论基础。
医学
电化学技术在医学领域中有潜 在的广阔应用领域。
电子产品
电化学原理及材料，如半导体、 电容器等，应用广泛于电子产 品中。
交通运输
电化学技术正在推动电动汽车 和混合动力汽车的发展。
电化学基础是研究电化学原理与应用的基础知识。电化学研究从化学反应中 产生电压、电流和电功率之间的相互作用，为科学和工业界提供了广泛的应 用。
定义
1 电化学
电化学是研究电流、电 势和电解过程中化学反 应的分支领域。
2 电感耦合
一个电子器件、传感器 或转换器用磁性耦合原 理将信号从一个电路传 送到另一个电路。
应用案例
1
节能灯
电化学领域的典型应用之一，催化层的材料选择是节能灯的成本决定因素。
2
肝素
肝素制备的中间体是一种糖，用电化学方法可以制备这种糖。
3
锂离子电池
锂离子电池正极材料由氧化物和其他元素经过多次烧结制备而成。
学习方法
1 精读重点内容
化学和物理的基础课程 是学习电化学重要的基 础。
2 参加相关学术会议
电化学池
可控制体系内离子的浓度，以适用于电化学 研究。
扫描电子显微镜
可通过成像和分析的手段观察样品形态、尺 寸、形貌等信息。
反应动力学
反应速率
电极反应性能
电化学反应速率可能受到温度、 电流密度、电极表面等因素的 影响。
电极表面材料和形貌会影响反 应动力学。
动力学基础
对电分析反应进行研究，可为 其他电化学研究领域提供理论 基础。
3 电池
一种能将化学能转化为 电能的设备。
重要性
能源
电化学研究为制造更高效、更 环保的能源提供了理论基础。
医学
电化学技术在医学领域中有潜 在的广阔应用领域。
电子产品
电化学原理及材料，如半导体、 电容器等，应用广泛于电子产 品中。
交通运输
电化学技术正在推动电动汽车 和混合动力汽车的发展。
电化学基本概念ppt课件
i i
两相间建立平衡电势
电极（Electrode)
电极材料/电解质
Zn|Zn2+, SO42Pt|H2,H+ Fe|Fe3O4|Fe2O3|水溶液
电极（Electrode)
电极材料/电解质 •传递电荷
Zn|Zn2+,SO42-,
•氧化或还原反应
Pt|H2,H+
的地点
•“半电池”
Fe|Fe3O4|Fe2O3|水溶液
法拉弟定律的几个要点
1. 电和化学反应相互作用的定量关系 2. 不受电极、外界条件的影响 3. 适用于多个电化学装置的多个反应（串联）
e-
i
H2
Cl2
Na+
Cl-
Ag
Ag+
ei
Ag+
Ag+
H+
OH-
阴极
阳极
H+
NO3-
银阴极 银阳极
法拉弟定律的几个要点
1. 电和化学反应相互作用的定量关系 2. 不受电极、外界条件的影响 3. 适用于多个电化学装置的多个反应（串联） 4. 适用于单个电化学装置的多个反应（并联）
I
负极 e
e 正极
-2e Pb
Pb2+ PbSO4
H2O H+
SO4= SO4= H+
硫酸
+2e PbO2
Pb2+ PbSO4
铅酸蓄电池 (1860年--)
充电
(吸收电能)
负极 e
e 正极
Pb2+ PbSO4
+2e
Pb
Pb2+
H2O
PbSO4
Chapter11 电化学基础
H 一般为 ，PH3； 在NaH中为－ 1。 一般为+1， 中为－ 。 中为 离子化合物中， 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数 共价化合物中， 共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数 总电荷数=各元素氧化数的代数和 各元素氧化数的代数和。 总电荷数 各元素氧化数的代数和。 例：K2 Cr2O7中， Cr为+6 为 Fe3 O4 中，Fe为+8/3 为 Na2 S2 O3中，S 为+2 Na2 S4 O6中， 平均为2.5 个 二个S为 平均为 (2个S 为0, 二个 为+5)
E = ϕ+ − ϕ−
现在的问题在于，用什么电极作为参比电极， 现在的问题在于，用什么电极作为参比电极，参比电极的电 极电势如何得知。 极电势如何得知。 电化学和热力学上规定， 电化学和热力学上规定，标准氢电极 如图，铂丝连接着涂满铂黑（ 如图，铂丝连接着涂满铂黑（一种极 的铂片，作为极板， 细的铂微粒 ）的铂片，作为极板，插入到 溶液中， 标准态的 H + （1 mol·dm － 3）溶液中，并 向其中通入标准态的 H2（1.013 × 10 5 Pa） ） 构成标准氢电极。 构成标准氢电极。 离子电极。 氢电极属于气体 — 离子电极。 氢电极作为电池的正极时的半反应为 2 H + + 2 e- —— H2 标准氢电极作为负极时， 标准氢电极作为负极时，可以表示为 Pt | H2（1.013 × 10 5 Pa）| H +（1 mol·dm － 3 ） ）
ϕθ
H+ / H2
= 0 V
标准氢电极与标准铜电极组成的原电池， 标准氢电极与标准铜电极组成的原电池，用电池符号表示为 (－) Pt|H2 ( pθ ) |H + (1 mol·dm－3 )‖Cu 2 +( 1 mol·dm－3 )|Cu ( + ) ‖ 测得该电池的电动势 E θ = 0.34 V， ， 由公式 E θ = ϕ θ − ϕ θ ， 得 ϕ θ + − +
《电化学基础》课件
学习储能装置和电池技术的原 理，如锂离子电池和太阳能电 池。
燃料电池和电化学传感器
燃料电池
探索燃料电池的原理与应用，如氢燃料电池和燃料电池汽车。
电化学传感器
了解电化学传感器的工作原理，以及其在环境监测和医学诊断中的应用。
《电化学基础》PPT课件
本PPT课件将介绍电化学的基础理论、动力学、电池与电解池、电化学表征技 术以及电化学的应用领域，带你深入了解这个令人着迷的领域。
电化学基础理论
1 电化学基础概念
2 电化学反应的基本
学习电化学的基础概念，
特征和实验表征方 法
包括电解质、离子和电
探索电化学反应的特征
子传输。
以及实验方法，包括溶
了解反应速率和速率常数的 定义及其在动力学研究中的 重要性。
电池和电解池
1
电池和电解池的基本概念
探索电池与电解池的原理和应用，包
奥姆定律和纳尔斯特方程
2
括电子转移和离子传输过程。
学习奥姆定律和纳尔斯特方程，揭示
电池和电解池中电流与电势之间的关
系。
3
活性质量、化学放电和电化学 效率
和计时电流法
深入了解线性扫描伏安法和循环伏安法的 原理和应用。
探索电位阶跃法和计时电流法在电化学研 究中的重要性。
电化学应用
电催化和电极催化反应
电化学合成和电化学分析 储能装置和电池技术
了解电催化和电极催化反应的 应用，如催化转化和废水处理。
探索电化学合成和电化学分析 在化学工业和实验室中的应用。
电解和电沉积过程
4
响，以及化学放电和电化学效率的计
算。
了解电解和电沉积在电化学中的应用
以及相关实验和工业过程。
第十一章 电化学基础
第十一章
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。 掌握配平氧化还原方程式的方法 配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、 理解电极电势的概念，以及浓度、 电极电势的概念 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原 掌握应用电极电势判断氧化还原 反应进行的方向和限度及其计算。 反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。 了解元素电势图及其运用 元素电势图及其运用。
21
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 表示（更简洁）， ），配平步骤类似 表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似： ），配平步骤类似 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number） ）
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法 规定： （1）规定： 单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－ 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， 氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5， 中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。 一般为+1 +1， 但在NaH LiAlH4中为 NaH、 中为－ c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
电化学基础
制作人
1
何晓燕
教学要求
• 1．掌握配平氧化还原方程式的方法。 掌握配平氧化还原方程式的方法 配平氧化还原方程式的方法。 • 2．理解电极电势的概念，以及浓度、 理解电极电势的概念，以及浓度、 电极电势的概念 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 沉淀、酸度等对电极电势的影响。 • 3．掌握应用电极电势判断氧化还原 掌握应用电极电势判断氧化还原 反应进行的方向和限度及其计算。 反应进行的方向和限度及其计算。 • 4．了解元素电势图及其运用。 了解元素电势图及其运用 元素电势图及其运用。
21
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式” 表示（更简洁）， ），配平步骤类似 表示（更简洁），配平步骤类似
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 对于电解质在溶液中的反应，也可通过“ MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O 表示（更简洁），配平步骤类似： ），配平步骤类似 式”表示（更简洁），配平步骤类似：
1111-1 氧化还原反应
11氧化数（ 11-1-1 氧化数（值、态）（Oxidation number） ）
1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 1.含义：某元素一个原子的形式电荷数。 含义 2.确定氧化数的方法 2.确定氧化数的方法 规定： （1）规定： 单质中，元素的氧化数为零. a. 单质中，元素的氧化数为零. 如:H2 ,Cl2’ Fe, C60 正常氧化物中，氧的氧化数为－ b. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2. 但过氧化物中(H 氧的氧化数为－ 但过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， 氧化数为－0.5， KO2氧化数为－0.5， 中氧化数为－1/3， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。 +2。 一般为+1 +1， 但在NaH LiAlH4中为 NaH、 中为－ c. H 一般为+1，PH3； 但在NaH、LiAlH4中为－ 1。
第十一章电化学基础.ppt
④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，将两者合并，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e2(SO4)3 + K2SO4+ H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(4) 配平各元素原子数（观察法）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18
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。
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分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
③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。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
(3)若出现分数，可调整为最小正整数：
2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
(4) 配平各元素原子数（观察法）
先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 1）配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18
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。
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分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
③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。
3）配平（或核对）O的原子数目：已平衡。
对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程 式”表示（更简洁），配平步骤类似： MnO4- + Fe2+ + H+ Mn2+ + Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
2(g) = 2PCl3(l)
电子偏移
（2）氧化值和氧化态（氧化数）（IUPAC1970年定义）
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.
氧化：氧化值增加的过程 还原：氧化值降低的过程 氧化剂：electron acceptor 还原剂：electron donor
4
(3) 确定氧化值的规则
(the rules for the determination of oxidation number)
a. 离子型化合物中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷 数；
b.共价型化合物中，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值（举例Al2O3 、PCl3）；
11.4 有关电解的几个问题
Spontaneity of redox reactions in aqueous solution and electrode potential
3
11.1 氧化还原反应
11.1.1 氧化值和氧化态(oxidization number)
（1）氧化还原概念的发展
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 后来 Mg → Mg2+ + 2e
酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶液中时，查碱表。
8
11.1.3 氧化还原方程式的配平
(balancing of oxidation-reduction equation )
氧化值（氧化数）法(the oxidation number method)
(1) 配平原则
整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被还 原的元素氧化值的降低总数相等.
K O2
在氧的氟化物中 为 +1或+2， 如
1
2
O2F2 ,OF2
g. 通常情况下碱金属为正+1，碱土金属为+2
设定氧化态的目的是为了判定某反应是不是氧化还原反应, 并确定氧化剂和还原剂以及发生的还原过程和氧化过程.
5
Question 1
什么是“氧化值”？它与“化合价”有否区 11-1-2确定氧化值（氧别化？数）的方法
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、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应的影响。
一、根据指定元素的氧化数确定未知元素的氧化数（例如：H2SO4、 H2SO4、 H4P2O7
二、表观氧化值（氧化态） 只根据分子组成，依据有关规定（7条）确定分子表观形式的氧化值， 例如：Na2SO3、 K2S2O8、CrO5等。表观氧化值只是某元素的一种形式电 荷数，不一定符合结构，但用处很大。（1）判断氧化还原反应。（2）配 平反应式。 （3）确定反应产物。
7
✓半反应式的规律:
1、半反应式的书写格式是统一的——还原反应。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.（如：Cu2+/Cu、Cu2+/Cu+、Cu+/Cu半反应式是不一样的）
三、非正常价态化合物中氧化值确定 如：Na2O2、H2SO5、 Na2S2O3等，根据规定元素的氧化值，确定未知 元素的氧化值。（注：这部分内容课本讲很多，作为了解）
6
11.1.2 氧化还原半反应式
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu O1 R2 O2 R1
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.
c.单质中，元素的氧化值为零；
d.中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零 ，复
杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和.
e. 氢的氧化值一般为+1,在金属氢化物中为 -1，如:
1
Na H
f. 氧的氧化值一般为-2,在过氧化物中为 -1，如
1
1
H2O2 ` N2aO2,
在超氧化物中
为-0.5，如
0.5
(2) 配平步骤 ● 根据实验事实写出未配平的基本反应式，在涉及氧化还原过 程的有关原子上方标出氧化值. （ KMnO4与HCl为例） ● 计算相关原子氧化值上升和下降的数值 ● 用下降值和上升值分别去除它们的最小公倍数，即得氧化剂 和还原剂的化学计量数. ● 配平氧化数没有变化的原子（还原原子和氧化原子之外的其 他原子），在多数情况下是H原子和O原子. ● 最后将箭头改为等号.
● 共轭关系可用半反应式表示：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn
Zn2+ +2e-
● 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.（举例KMnO4与FeSO4反应，说明半反应 的书写方法）
● 反应一般按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作用的方向进行. ✓半反应式 : 在原电池或电解池某一电极上发生的氧化或还原反应.
2
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
The primary concepts of redox reactions
Balancing redox equations
Spontaneity of redox reactions at high temperature and the diagram of llingham
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、半反应式中的物质存在形态要与溶剂相适应.（MnO42- 半反应）
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
6、半反应中还有非氧化还原组份。 7、对水溶液系统，半反应常分酸表和碱表来排列。
9
Example
用氧化值法配平氯酸与磷作用生成氯化氢和磷酸的反应.
Solution
+ 5 0 -1 +5 ● HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
电子偏移
（2）氧化值和氧化态（氧化数）（IUPAC1970年定义）
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.
氧化：氧化值增加的过程 还原：氧化值降低的过程 氧化剂：electron acceptor 还原剂：electron donor
4
(3) 确定氧化值的规则
(the rules for the determination of oxidation number)
a. 离子型化合物中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷 数；
b.共价型化合物中，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值（举例Al2O3 、PCl3）；
11.4 有关电解的几个问题
Spontaneity of redox reactions in aqueous solution and electrode potential
3
11.1 氧化还原反应
11.1.1 氧化值和氧化态(oxidization number)
（1）氧化还原概念的发展
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 后来 Mg → Mg2+ + 2e
酸性或中性溶液中时，查酸表；碱性溶液中时，查碱表。
8
11.1.3 氧化还原方程式的配平
(balancing of oxidation-reduction equation )
氧化值（氧化数）法(the oxidation number method)
(1) 配平原则
整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被还 原的元素氧化值的降低总数相等.
K O2
在氧的氟化物中 为 +1或+2， 如
1
2
O2F2 ,OF2
g. 通常情况下碱金属为正+1，碱土金属为+2
设定氧化态的目的是为了判定某反应是不是氧化还原反应, 并确定氧化剂和还原剂以及发生的还原过程和氧化过程.
5
Question 1
什么是“氧化值”？它与“化合价”有否区 11-1-2确定氧化值（氧别化？数）的方法
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、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应的影响。
一、根据指定元素的氧化数确定未知元素的氧化数（例如：H2SO4、 H2SO4、 H4P2O7
二、表观氧化值（氧化态） 只根据分子组成，依据有关规定（7条）确定分子表观形式的氧化值， 例如：Na2SO3、 K2S2O8、CrO5等。表观氧化值只是某元素的一种形式电 荷数，不一定符合结构，但用处很大。（1）判断氧化还原反应。（2）配 平反应式。 （3）确定反应产物。
7
✓半反应式的规律:
1、半反应式的书写格式是统一的——还原反应。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.（如：Cu2+/Cu、Cu2+/Cu+、Cu+/Cu半反应式是不一样的）
三、非正常价态化合物中氧化值确定 如：Na2O2、H2SO5、 Na2S2O3等，根据规定元素的氧化值，确定未知 元素的氧化值。（注：这部分内容课本讲很多，作为了解）
6
11.1.2 氧化还原半反应式
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu O1 R2 O2 R1
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.
c.单质中，元素的氧化值为零；
d.中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零 ，复
杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和.
e. 氢的氧化值一般为+1,在金属氢化物中为 -1，如:
1
Na H
f. 氧的氧化值一般为-2,在过氧化物中为 -1，如
1
1
H2O2 ` N2aO2,
在超氧化物中
为-0.5，如
0.5
(2) 配平步骤 ● 根据实验事实写出未配平的基本反应式，在涉及氧化还原过 程的有关原子上方标出氧化值. （ KMnO4与HCl为例） ● 计算相关原子氧化值上升和下降的数值 ● 用下降值和上升值分别去除它们的最小公倍数，即得氧化剂 和还原剂的化学计量数. ● 配平氧化数没有变化的原子（还原原子和氧化原子之外的其 他原子），在多数情况下是H原子和O原子. ● 最后将箭头改为等号.
● 共轭关系可用半反应式表示：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn
Zn2+ +2e-
● 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.（举例KMnO4与FeSO4反应，说明半反应 的书写方法）
● 反应一般按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作用的方向进行. ✓半反应式 : 在原电池或电解池某一电极上发生的氧化或还原反应.
2
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
The primary concepts of redox reactions
Balancing redox equations
Spontaneity of redox reactions at high temperature and the diagram of llingham
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、半反应式中的物质存在形态要与溶剂相适应.（MnO42- 半反应）
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
6、半反应中还有非氧化还原组份。 7、对水溶液系统，半反应常分酸表和碱表来排列。
9
Example
用氧化值法配平氯酸与磷作用生成氯化氢和磷酸的反应.
Solution
+ 5 0 -1 +5 ● HClO3 + P4 → HCl + H3PO4