《氧化还原反应》PPT课件

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1、第七章 氧化还原反应 Redox Reaction,无 机 化 学,返回,下页,退出,掌握氧化还原的基本概念，熟练掌握氧化还原反应式的配平。 理解标准电极电势的意义，能运用标准电极电势来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。 会用能斯特方程式来讨论离子浓度变化时电极电势的改变和对氧化还原反应的方向的影响。 会用元素电势图进行歧化反应的判断和元素电势的计算。,返回, 在超氧化物(KO2)中，氧的氧化值为-1/2; 在臭氧化物(KO3)中，氧的氧化值为-1/3 ， 在氟的氧化物(OF2、O2F2)中，氧的氧化值分别为+2和+1。,(4) 中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和

2、为零 ， 复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。,7,2,8/3,2.5,根据氧化值的概念，氧化值升高的过程称为氧化， 氧化值降低的过程称为还原。,氧化还原反应：元素的原子或离子在反应前后氧化值 发生了变化的一类反应。,2KClO32KCl + 3O2,自氧化还原反应,歧化反应,氧化值升高的物质叫做还原剂，氧化值降低的物质叫做氧化剂。,每个氧化还原反应由两个半反应构成：,还原剂被氧化的半反应,氧化剂被还原的半反应,在半反应中，同一元素的两个不同氧化值的物种组成了电对，电对的表示为：氧化型/还原型。,Sn4+/ Sn2+,Fe3+/Fe2+,每个电对构成相应的氧化还原半反应,通式：氧化型 +

3、n e 还原型,7.1.2 离子 电子法配平氧化还原方程式,配平原则:,返回,(1) 物质守恒(原子、电荷)： 方程式两边各元素原子总数相等。,电荷数的代数和相等。,(2) 反应中氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。,配平步骤：,(1) 用离子式写出反应物及其氧化还原产物 (气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。,(2) 分别写出还原和氧化的半反应。,(3) 配平两个半反应: 原子、电荷,(4) 合并两个半反应，得到配平的氧化还原方程式。,4,5,最后核对一下方程式两边的各元素原子总数， 以及电荷总数是否相等。,如需要，可以在离子反应式中添上不参与反应的 阳离子或阴离子，写出相应的分子方程式

4、。,例1：配平反应方程式,2),(还原),(氧化),3),4),3,5,例2：配平反应方程式,5 + 得：,化简得：,例3：配平方程式,解：,28 + 3 得：,酸性介质:,多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O来平衡；,碱性介质：,多n个O+n个H2O, 另一边 +2n个OH-来平衡;,多n个H+n个OH, 另一边+n个H2O来平衡。,注意事项,配平以实验为依据,酸性介质中，不能出现 OH 碱性介质中，不能出现 H,练习,7.2 电化学电池Electrochemistry Cell,7.2.1 原电池的构造 7.2.2 *电解池与Faraday定律 7.2.3 原电池电动势的测定 7.2

5、.4 原电池的最大功与Gibbs函数,返回,7.2.1 原电池的构造,Cu-Zn原电池,返回,半反应：,Zn2+/ Zn,电对：,Cu2+/ Cu,原电池符号(电池图示）,原电池符号：,半反应：,电对：,返回,例3：将下列反应设计成原电池,电池图示：,返回,例4：已知下列电池图示：,返回,* 7.2.2 电解池与Faraday定律,1. 电解池 利用电能发生氧化还原反应的装置。,Faraday (1791-1867),2. Faraday定律,1834年，M. Faraday 提出电化学过程的定量学说：,Faraday常量 F = 9.648531104 Cmol-1,1mol电子所带电量,F

6、 = 1.602177310-19C 6.022137 1023mol-1 = 9.648531104Cmol-1 = 96485 Cmol-1,7.2.3 原电池电动势的测定,原电池的两电极间的电势差是电流形成的原因， 电流是从电势高的电极流向电势低的电极。,当通过原电池的电流趋于零时，两电极间最大的电势差称为原电池的电动势。用EMF 表示。(electromotive force),EMF ：标准电动势，当电池中各物种均处于各自的 标准态和温度T时的电动势,例：铜锌原电池的标准电动势：,EMFE(Cu2+/Cu) E(Zn2+/Zn),0.3394(-0.7621)1.10V,7.2.4

7、原电池的最大功与Gibbs函数,可逆电池：,(1) 电极可逆 (2)通过电池的电流趋于零, 电极反应在接近电化学平衡的条件下进行。,原电池和电解池只要通过的电流无限小, 都可看作可逆电池。,电功=电量电势差,W=QU,可逆电池所做的最大电功：,EMF 电动势（V）,F 法拉第常数 96485（Cmol-1）,z 电池反应中转移的电子的物质的量,电池反应：,例：将下列反应配平，并计算它设计为原电池时的标准电动势： Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+ (酸液中),解：氧化半反应：,Fe2+ Fe3+,还原半反应：,Cr2O72-Cr3+,配平两个半反应：,负极,Fe2+ Fe3+

8、 + e,正极,6e + Cr2O72- + 14H+2Cr3+ + 7H2O,合并,电池符号：,(-)Pt | Fe2+(c), Fe3+(c) | H+(c), Cr2O72-(c) , Cr3+(c) | Pt(+),7.3 电极电势Electrode potential,7.3.1 标准氢电极和甘汞电极 7.3.2 标准电极电势 7.3.3 Nernst方程式,返回,7.3.1 标准氢电极和甘汞电极,(1)标准氢电极(SHE) Standard Hydrogen Electrode,标准氢电极装置图,电极反应：,电对：,H+/ H2,规定：,E(H+/ H2)0,氢电极的图示可表示为：

9、,为负极：,(-)Pt | H2(g) | H+(aq),为正极：,H+(aq) | H2(g) | Pt (+),另:与电对的还原反应相对应的电极电势为还原电势；与电极的氧化反应相对应的电极电势为氧化电势,本教材全部采用还原电极电势，即元素从高氧化值到低氧化值的电极电势。,(2)甘汞电极（SCE）Saturated Calomel electrode,甘汞电极装置图,电极反应：,电对：,Hg2Cl2 / Hg,甘汞电极的图示：,为负极：,(-)Hg(l) | Hg2Cl2(s) | 2Cl(aq),为正极：,2Cl(aq) | Hg2Cl2(s) | Hg(l) (+),测得：,7.3.2

10、标准电极电势,1. 标准电极电势和标准电动势,电对的标准电极电势：,E(电对),原电池的标准电动势：,2. 电极电势的测定,测定Zn电极Zn 2+/ Zn的标准电极电势,负极：氧化反应,正极：还原反应,还原电势必须对应还原反应；,负极：,氧化还原总反应正极的还原反应负极的还原反应,(-) Zn(s) | Zn2+ (1molL-1) | H+(1molL-1) | H2(p ) | Pt(+),返回,(-) Zn(s) | Zn2+ (1molL-1) | H+(1molL-1) | H2(p ) | Pt(+),测定Cu电极Cu2+/Cu的标准电极电势,Cu电极为正极，氢电极为负极,电池符号

11、为：,(-)Pt | H2(p) | H+(1molL-1) | Cu2+(1molL-1) | Cu(s) (+),测得此原电池的标准电动势为,总结：,各电对的标准电动势的绝对值等于各标准电极与标准氢电极组成原电池时测得的电动势。,如待测电极为负极，其电极电势值符号为“”,如待测电极为正极，其电极电势值符号为“+”,可以将任意两电对组成原电池，并能计算出该电池的EMF,电极电势高的电对为正极，电极电势低的为负极。,原电池的标准电动势,电极电势的讨论：,1. 标准电极电势的大小由物质本性决定，与物质的量多少无关,标准电极电势的大小与电极方程式中各组分的系数无关,标准电极电势值的大小与得失电子数

12、无关。,E(Cl2/Cl) =1.36V,E=1.36V,同一反应方程式的写法不同，转移电子数不同，,rGm不同，,但E相同。,E(1) = E(2),rGm(1) =-z1FE(1)=-2FE,rGm(2) =-z2FE(2)=-FE,rGm(1) = 2 rGm(2),2. 标准电极电势数值的大小标志着组成该电极的氧化态的 氧化能力和还原态的还原能力的强弱。,其数值越大，氧化态的氧化能力越强，得电子能力越强，,还原态的还原能力越弱,反之？,3. 标准电极电势只受温度的影响，但影响程度很小， 常用数值为298K时值；,电极电势的值随温度，浓度，压力(的改变而改变），受诸多条件的影响。,7.3

13、.3 Nernst方程式,Nernst方程式,返回,返回,返回,难溶化合物、配合物的形成的影响,例5 298.15K时，在含有Fe 2+，Fe3+ 的混合溶液中加入NaOH溶液时，有沉淀Fe(OH)2, Fe(OH)3生成，当沉淀反应达到平衡时，保持c(OH-)=1.0mol L-1，求E(Fe3+ / Fe2+) 为多少？,解：,返回,返回,返回,结论：,氧化型形成沉淀 ，c（氧化型）变小，E变小; 还原型形成沉淀 ， c（还原型）变小，E变大。,当氧化型和还原型同时形成沉淀，若 (氧化型) (还原型)， 则 E变小；反之，则 变大。,返回,返回,返回,返回,结论：,电对的氧化型形成配合物，

14、c(氧化型)变小，E 变小。 电对的还原型形成配合物， c(氧化型)变小，E 增加。 当氧化型和还原型都形成配合物， 若 (氧化型) (还原型)， 则 E 变小；反之，则 E变大。,返回,7.4 电极电势的应用,7.4.1 判断氧化剂、还原剂的相对强弱 7.4.2 判断氧化还原反应进行的方向 7.4.3 确定氧化还原反应进行的限度 7.4.4 元素电势图,返回,7.4.1 判断氧化剂、还原剂的相对强弱,E 越大，电极反应向右进行的趋势越强，氧化型得电子的能力越强，还原型失电子能力越弱。 E 越小，氧化型是愈强的氧化剂，还原型是愈弱的还原剂。,返回,例7：,氧化性最强的物质是：,还原性最强的物质

15、是：,Br2,I-,返回,7.4.2 判断氧化还原反应进行的方向,反应自发进行的条件为rGm 0 因为 rGm = zFE MF 即氧化还原反应正向自发进行的判椐为：,EMF=E（+） E（-） 0,返回,7.4.3 确定氧化还原反应进行的限度,返回,7.4.4 元素电势图,表示方法： 物种的化学式按氧化值从高到低向右排 列；不同氧化值物种间用直线相连接，直线上方标明相应电对的标准电极电势。,返回,电势图对应的电极反应为：,（1）判断歧化反应的发生,返回,一般规则：,A B C,(左),(右),返回,例8：在碱性介质中，单质溴是否会发生歧化反应？,反应可以进行,0.70,解：,返回,因此单质溴

16、在碱性溶液中可以发生歧化反应,返回,（2） 计算电对的电极电势,(zx),返回,返回,例9：已知下列各电对的电极电势,试计算,解：,返回,1.氧化值的概念及确定氧化值的规则。 2.用离子-电子法配平氧化还原反应方程式。 3.原电池的半反应、图式的表示方法。 4.反应吉布斯函数变与电动势的关系。 5.标准氢电极、标准甘汞电极的原理和表示方法。,& 小结,返回,6.Nernst方程式及相关计算，浓度对电极电势、电动势的影响。 7.难溶化合物、配合物的形成的影响（如何求溶度积常数和稳定平衡常数）。 8.通过电极电势判断判断氧化剂、还原剂的相对强弱、氧化还原反应进行的方向、确定氧化还原反应进行的限度。 9.用元素电势图判断歧化反应的发生，计算电对的电极电势。,& 小结,返回,上页,退出,