氧化还原反应总结报告

确定氧化数的四条规则： (1) 单质中原子氧化数为零(N2、H2、O2、Cu等)。 (2) 中性分子，所有原子的氧化数代数和为0。 (3) 离子中，所有原子的氧化数代数和等于离子电荷数 (4) 若干关键元素的原子在化合物中的氧化数有定值。
第十一章 氧化还原反应 §11-2 氧化还原反应方程式的配平
第十一章 氧化还原反应 §11-5 电解
依靠外电压迫使一个自发的氧化还原反应朝着 向反方向进行的反应，叫做电解反应。 电解定律：1934年法拉第通过实验指出：“由电解所产生的物质的量， 必定与通过的电量成正比，而与其他因素无关。” 1mol电子所带电荷的电量为96500C。由于离子所带电荷不同，所以 在电解过程中产生1mol电解产物所需电量也不相同。 电量(C) = 电流强度(A) ×时间(s)
电荷数（e）离子—电子式 4．调整系数使得失电子数相等 5．两个半反应加合成一个配平的离子反应式
第十一章 氧化还原反应
分别用氧化数配平法，离子-电子法 (半反应配平 法) 配平以下方程 MnO4- + SO32- + H+ Mn2+ + SO42- + H2O
第十一章 氧化还原反应
例1：写出并配平KMnO4与K2SO3在酸性、碱性和中性介质中 的反应方程式 。
2KMnO4+3K2SO3+H2O==2MnO2+3K2SO4+2KOH
第十一章 氧化还原反应 §11-3 电极电势
书写原电池符号的规则： 1.负极“”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“‖”表示。 2.半电池中两相界面用“|”分开，同相不同物种用“,”分开，溶 液、气体要注明浓度（cB）和压力（pB）。 3.纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“︱”分开。
氧化-还原反应的特征电子的得失或偏移 氧化还原电对在反应过程中，如果氧化剂得电子趋 势越强，它的氧化能力越强；则其共轭还原剂的还原能 力越弱。
配平原则：① 电荷守恒；② 质量守恒 （氧化数配平法；半反应配平法）
第十一章 氧化还原反应
1、氧化数配平法
(1) 写出反应物和生成物的化学式
(2) 确定元素氧化数的变化值
第十一章 氧化还原反应 §11-4 电势图解及其应用
元素电势图

0.6945V A
1.763V
/V
O2
n=1
1.229V n=2
H2O2
n=1
H2O
1.判断歧化反应能否发生
若 ө右 > ө 左 时， 发生歧化反应 若 ө右 < ө 左 时， 发生反歧化反应
2．判断元素各氧化态在不同介质中的氧化还原能力 强弱， 确定最终产物
A、Ce3++Fe3+== Ce4+ +Fe2+
B、3 Ce4+ +Ce==4Ce3+ C、 Ce4+ +Fe2+==Ce3++Fe3+ D、2 Ce4+ +Fe==2Ce3++Fe2+
第十一章 氧化还原反应
标准电极电势的应用
1. 判断氧化还原能力的相对强弱 电极电势愈高，电对中氧化型物质得电子能力愈强是较强氧 化剂；其还原型物质的还原能力较弱。 电极电势愈低，电对中还原型物质失电子能力愈强是较强还 原剂；其氧化型物质的氧化能力较弱。 2. 判断氧化还原反应进行的方向 Eө = ө(+) ө() > 0，正反应自发进行 + e强氧化型1 + 强还原型2 = 弱还原型1 + 弱氧化型2
第十一章 氧化还原反应
E E

RT ln Q nF
n( ) nE lg K 0.0591 0.0591

正
负
n是反应式中转移的电子数，单位mol；电动势 E 单位V。法拉第常数F = 96500 C· mol-1。W单位J。
当电池中各物质均处于标准态时 rGө= - nFEө = －RT lnKө
第十一章 氧化还原反应
在实际电解生产中，不可能得到理论上相应量的电解产物，通常把 实际产量与理论产量之比称为电流效率。
实际产量 电流效率= 100% 理论产量
由实验测得的分解电压与由原电池计算的理论 分解电压数值上存在差别，它大于理论分解电压， 两者之差叫做超电压。这种现象叫做“极化作用”， 与电极有关。
● 纯液体和固体
第十一章 氧化还原反应
θ ө K 第三种题型：通过 sp求
已知：Fe3++e-==Fe2+
Fe(OH)3的 K
θ =2.8 10-39 sp
E =0.77V
Fe(OH)2的K sp =4.9 10-17
θ
求半反应Fe(OH)3+e-==Fe(OH)2+OH-的 E Fe(OH)3+e-==Fe(OH)2+OH-中[OH-]为1mol/L
第十一章 氧化还原反应
氧 化 还
总结报告
反 应
第十一章 氧化还原反应
1
基本概念
目录
2
氧化还原反应方程式的配平
电极电势
CONTENTS
3
4 5
电势图解及其应用
电解
第十一章 氧化还原反应 §11-1 基本概念
• 氧化数: 是化合物中某元素所带形式电荷的数值。 • 和化合价区别： • (1) 氧化数：形式电荷数，不考虑结构，有正负、分数或0； • 化合价：依据化学键，只能是整数。 • (2)同一物质中同种元素原子的氧化数和化合价不一定相同。
第十一章 氧化还原反应
书写下列原电池符号 1、铜锌原电池 2、Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2 3、2Al+2OH-+2H2O==2AlO2- + 3H2↑
第十一章 氧化还原反应
现有原电池（－）Pt∣Fe2+(c1), Fe3+(c2) ‖Ce4+，Ce3+︱Pt（+），该电池放电 时所发生的反应是
A (n1) B (n2) (nx)
C
3
(n3)
D
x
A n 1e

B n 2e A n xe
B 1 C 2 D D
3
r Gm(1) n 1 F 1 r Gm(2) n 2 F 2 r Gm(3) n 3 F 3 r Gm(x ) n x F x
3. 计算电对的未知标准电极电势
第十一章 氧化还原反应
下面是氧元素的电势图。根据此图回答下列问题：

A
/V
O2
0.695V
n=1
A /V O2
（2） n=1
1.23V n=2
0.4V n=2
H2O2
2
（1） n=1
H2O
HO
0.88V
n=1
OH-
计算(1)、(2)的电极电势
第十一章 氧化还原反应 1 2
第十一章 氧化还原反应
第十一章 氧化还原反应
+） C n 3e
x来自百度文库
第十一章 氧化还原反应
O2稳定区
电势—pH图及其应用
在等温等浓度的条件下，以电对的 电极电势为纵坐标，溶液的pH值为横 坐标，绘出 随pH变化的关系图，叫电 势—pH图。
H2O稳定区
H2稳定区
理论上讲，在某一pH值下，若一电对的 值在氧线上方区，该电对中的氧 化型物质就会把水氧化放出氧气；若一电对的 值在氢线下方，该电对中的还 原型物质就会把水还原放出氢气。
负
(Fe3+/Fe2+) =0.771V (Cl2/Cl-)
=1.358V
第十一章 氧化还原反应
第二种题型：通过rGө求Eө
rG = - nFE
ө
rGө =-228KJ/mol
ө
已知Mn+2H+==Mn2++H2 计算电对Mn2+/Mn的Eө
标准氢电极
ө
(H+/H2)
= 0.000V
标准电极：凡是符合标准态条件的电极 ● 气体分压均为100kPa ● 溶液中所有物质的活度为1 mol/L
解：（1）酸性介质 KMnO4+K2SO3——Mn2++K2SO4
2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4==2MnSO4+6K2SO4+3H2O (2)碱性介质 KMnO4+K2SO3——K2MnO4+K2SO4
2KMnO4+K2SO3+2KOH==2K2MnO4+K2SO4+H2O (3)中性介质 KMnO4+K2SO3——MnO2+K2SO4
- e-
第十一章 氧化还原反应
第一种题型：通过
求Kө
(Zn2+/Zn) (Hg+/Hg)

Zn+Hg2Cl2==2Hg+Zn2++2Cl-
=-0.7618V =0.268V
2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-
n( ) nE lg K 0.0591 0.0591

正
对电极反应：
p 氧化型 + neθ
q 还原型
p
RT [氧化型 ] ln nF [还原型 ]q
第十一章 氧化还原反应
从电极电势的Nernst方程可以看出：
• 电极电势不仅取决于电极本性，还取决于温度和氧化剂、还原剂及相关
介质的浓度或分压。
• 在温度一定的条件下，氧化型浓度愈大，则值愈大；还原型浓度愈大， 则值愈小。 • 决定电极电势高低的主要因素是标准电极电势，只有当氧化型或还原型 物质浓度很大或很小时，或电极反应式中的系数很大时才对电极电势产 生显著的影响。
(3) 调整系数按最小公倍数原则，使氧化数变化相等；
(4) 原子数配平。(关键是氧原子数的配平)
第十一章 氧化还原反应
2、离子-电子法 (半反应配平法)
1. 写出离子反应式 (气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式) 2．将反应式分成两个电对半反应式（一个氧化，一个还原）
3．配平半反应的原子数（关键是氧原子的配平）和