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第十一章 氧化还原反应

第十一章 氧化还原反应. 常见的氧化还原反应： 燃烧 电池 葡萄糖氧化提供能量 酿酒 …… 某些元素的化合价发生变化，发生了电子的转移或传递. 化合价升高的过程为氧化 化合价降低的过程为还原 氧化还原反应是由氧化半反应和还原半反应组成的，两者必然同时发生。. 化学电池. 氧化还原反应涉及电子的转移，电子的定向流动即为电流。. 原电池：利用自发的氧化还原反应产生电流的装 置；. 化学电池. 电解池：利用电流促使非自发的氧化还原反应发 生的装置. 11.1 氧化还原反应的基本概念

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第十一章 氧化还原反应

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Presentation Transcript

  1. 第十一章 氧化还原反应 • 常见的氧化还原反应： • 燃烧 • 电池 • 葡萄糖氧化提供能量 • 酿酒 • …… • 某些元素的化合价发生变化，发生了电子的转移或传递

  2. 化合价升高的过程为氧化 • 化合价降低的过程为还原 • 氧化还原反应是由氧化半反应和还原半反应组成的，两者必然同时发生。

  3. 化学电池 • 氧化还原反应涉及电子的转移，电子的定向流动即为电流。 原电池：利用自发的氧化还原反应产生电流的装 置； 化学电池 电解池：利用电流促使非自发的氧化还原反应发 生的装置

  4. 11.1 氧化还原反应的基本概念 11.2 氧化还原反应方程式的配平 11.3 电极电势 11.4 电极图及其应用

  5. 11.1 氧化还原反应的基本概念 • 11.1.1 原子价和氧化数 • 11.1.2 氧化还原反应的特征 • 11.1.3 氧化剂和还原剂 • 11.1.4 氧化还原电对

  6. 11.1.1 原子价和氧化数 • 氧化数（氧化值、氧化态） • 元素的一个原子荷电数（氧化态） • （通常假定将成键的电子指定给电负性较大的原子） 原子价（化合价）：元素的原子能够合成置换1价原子（H+）或一价基团（OH-）的数目。 电负性较大的为负值：O2-，Cl- 电负性较小的为正值：Na+，Cu2+

  7. 确定氧化值的原则 (1) 单质中，元素的氧化值为零； (2) 在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数； (3) 中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零； (4)复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。

  8. 常见元素的氧化值 • H:：+1 在氢化物中（NaH、CaH2） 为-1 • O： -2 在过氧化物中为-1，超氧化物为-1/2 • OF2中为+2 • F： -1 • 碱金属 +1 • 碱土金属 +2

  9. I的氧化值为+7 S的氧化值为+2 S的氧化值为+2.5 Fe的氧化值为 氧化值的计算 • 氧化值易变的元素需要通过其它元素的氧化值来计算。

  10. 氧化值和共价数的区别 • 共价数：原子间公用电子对数（仅有正整数） 氧化值和化合价的区别： 化合价有正负、无分数；氧化数有正负、有分数

  11. 11.1.2 氧化还原反应的特征 氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。 氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还原剂”; 还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧化剂”。 氧化还原反应是由氧化半反应和还原半反应组成的，两者必然同时发生。

  12. 特征： 反应前后某些元素的氧化数发生了变化。（氧化－氧化数升高；还原－氧化数降低）

  13. 特殊的氧化还原反应 • 1．自身氧化还原反应 • 氧化数的升高和降低都发生在同一个化合物分子中的氧化还原反应。 • 2．歧化反应 • 氧化作用和还原作用发生在同一分子内部处于同一氧化数的元素上的自身氧化还原反应。 Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq)

  14. Ox + ne Red 11.1.3 氧化剂和还原剂 • 氧化剂：电子的接受体，在反应中氧化数降低， • 被还原。 • 还原剂：电子的给予体，在反应中氧化数升高， • 被氧化。 同一元素可以具有不同的氧化数 氧化态：高氧化数(Ox) 还原态：低氧化数(Red) Ox/Red 氧化还原对

  15. 氧化还原对 • 在半反应中，同一元素的两个不同氧化数的物种所构成的整体叫氧化还原对。 • 表示方法： 氧化型 / 还原型

  16. 11.2 氧化还原方程式的配平 • 配平的基本方法： • 氧化数法——适合于非水体系的氧化还原反应的配平。（氧化剂元素的氧化数降低值等于还原剂元素氧化数的升高值） • 离子-电子法——适合于溶液中的氧化还原反应（得失电子数目相等的原则） 配平的原则：反应前后各有关原子总数相等，而且氧化剂、还原剂电子得失数也相等。

  17. 氧化数法 适用于任何氧化还原反应。 依据：还原剂氧化数的升高总值 = 氧化剂氧化数降低总值。 例：KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 物料平衡 电荷平衡 介质酸碱性 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 2 10 8 2 5 8

  18. 歧化反应 • KClO3 KClO4 + KCl 1、 KClO3既是氧化剂，又是还原剂，可分开写 KClO3 + KClO3 KClO4 + KCl 3 3 2、再配平O原子数目 3、合并 4KClO3 3KClO4 + KCl 必要时需要约简计量系数

  19. 离子—电子法 （1）确定合理的反应物及氧化还原产物（用离子式表达） （气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式） （2）确定氧化剂和还原剂 （3）分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。 （4）配平两个半反应（原子数、电荷数相等） （5）找出两个半反应的最小公倍数，合并整个反应 （6）复查

  20. 8 5 4 5e 5e • FeSO4与酸性KMnO4反应，生成无色Mn2+ 氧化半反应： × 5 还原半反应： ×1

  21. 2 2 14 2 7 6 • K2Cr2O7和浓盐酸反应放出Cl2，溶液变绿（Cr3+） 氧化半反应： ×3 还原半反应： ×1

  22. 12 2 6 10 2 2 歧化反应 氧化半反应： ×1 还原半反应： ×5 约分：

  23. 氧化半反应： ×3 还原半反应： ×28

  24. 11.3 原电池和电极电势 • 11.3.1 原电池和电极电势 • 11.3.2 原电池的电动势与Gibbs函数 • 11.3.3 影响电极电势的因素 • 11.3.4 电极电势的应用

  25. 11.3.1 原电池和电极电势 • 如果将两个氧化还原对放入电解质溶液中 • ① 如果同处于一个容器中，直接发生反应。 • ② 如果分别处于不同的容器中，然后用导线将两个氧化还原对连接起来，就形成了原电池。 化学能 热能 化学能 电能

  26. 电子流出 氧化半反应： 还原半反应： 电子流入 • （1）电流从Cu流向Zn • （电子从Zn流向 Cu ） • （2）Zn 逐渐减少，Cu逐渐增多 • （3）盐桥不存在，则无电流 现象：

  27. 电池的结构 • ①、盐桥：充满胶冻状电解质饱和溶液的倒立U 型管。 • 作用：离子传输通道，中和因反应产生的过剩的正、负电荷。 • ②、两个半电池 • 半电池称电极， 电极由导体和电解质溶液组成；导体按需要选用活性金属（Zn、Fe等）或惰性金属（Pt）及石墨等。 • 负极：失去电子、发生氧化反应； • 正极：得到电子、发生还原反应。

  28. 电池的表示方法（原电池符号） • ⑴ 负极写左边，正极写右边 • ⑵ “ ” 表示不同物相的界面 • a 电极与溶液的界面 • b 两种不同溶液的界面 • c 同种溶液不同浓度的界面 • ⑶ 同相不同物种用“,”分开，要注明ci ，pi • ⑷ “ ”盐桥 • ⑸ 纯液体、固体和气体与惰性电极一边的用“ ”分开

  29. 将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示

  30. 原电池的电动势的测量 原电池的电动势 E： 指原电池正、负电极之间的平衡电势差。是迫使电子做定向运动的推动力。 • 测量原则：必须使通过电流非常小以至于化学反应基本不发生，从而保证浓度不改变。 • 方法： • 1利用大电阻的电位差计 • 2 补偿法

  31. 电极电势的产生 金属与盐溶液间存在着电位差，这种电位差称为电极电势。

  32. 扩散双电层理论

  33. 不同的电极产生的电位差不同，两个不同的电极组合时，电子将从负极流向正极，从而产生电流(注意：电流方向与电子流动方向相反)。不同的电极产生的电位差不同，两个不同的电极组合时，电子将从负极流向正极，从而产生电流(注意：电流方向与电子流动方向相反)。 活泼金属溶解倾向大于沉积倾向，平衡时M n＋进入溶液，则溶液带正电，极板带负电；不活泼金属溶解倾向小于沉积倾向，平衡时M n＋沉积在极板上，则溶液带负电，极板带正电。

  34. Ө 标准电极（参比电极） • 1. 标准氢电极

  35. 甘汞电极

  36. Ө Ө Ө Ө Ө Ө 标准电极电势

  37. 1. 电动势的测量一定是正值，但是电极电势可以是负值。当φ < 0，相对于氢电极为负极；当φ > 0，相对于氢电极为正极。 • 2. 为了方便比较，一般采用还原电势，即假定电极发生的是还原反应。 • 3. 附表7表明在热力学标准状态下的还原电势，温度为298.15K。 • 4. 标准电极电势是强度性质，与物质的量无关，无加和性。

  38. 6. φ小的电对对应的还原型物质还原性强 φ大的电对对应的氧化型物质氧化性强 • 7.一些电对的 φ 与介质的酸碱性有关

  39. 11.3.2 原电池的电动势与Gibbs函数 • 在等温、等压、只做电功的条件下，原电池体系的Gibbs自由能降低值全部用于做电功，即： • rG = -W ’ (热力学-电化学桥梁) • 标态: - rG = W ’ = nF E Ө Ө 作用：1、热力学计算 2、判断反应方向 3、计算标准电动势

  40. 11.3.3 影响电极电势的因素 • 影响电极电势的因素：电极的本性、离子浓度、温度、介质等。 • 当外界条件一定时，电极电势的高低就取决于电极的本性。对于金属电极，则取决于金属的活泼性大小。

  41. 标准电极电势φ任意状态电极电势φ φ- φ 关系？ 影响电极电势的因素 : 1. 电对本身的性质不同电对有不同的φ数值. 2. 电对体系的浓度(压力)和温度Nernst方程.

  42. Ө Ө Ө Nernst方程式 Ө

  43. Ө Ө • 电极反应 a Ox + ne b Red 注意: 对于相同反应的不同书写形势,由于得失电子数与化学计量数相关,因此相同反应的电极电势是一致的.

  44. Nernst方程的计算 • 1 电池电动势的计算 • 2 电极电势的计算 • 3 pH对电极电势的影响 • 4 沉淀形成对电极电势的影响 • 5 形成配合物对电极电势的影响

  45. Ө Ө Ө Ө Ө Ө 电池电动势的计算

  46. Ө 浓差电池

  47. Ө 电极电势计算

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