第六章氧化还原反应245265.docx

第六章氧化还原反应245265.docx

《第六章氧化还原反应245265.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第六章氧化还原反应245265.docx（13页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

第六章氧化还原反应245265

第六章氧化还原反应（245—265）

[教学要求]1.熟练掌握氧化数、氧化还原反应的功能基本概念；

2.掌握电极电势的概念；

3.掌握电极电势在判断氧化还原反应进行方向、次序方面的应用。

[教学重点]1.氧化数等基本概念；

2.电极电势的概念及其应用。

[教学难点]电极电势的概念。

[每节时分配]第一节氧化还原反应的基本概念2节时

第二节电极电势4节时

第三节电极电势的应用2节时

[教学方法]讲授结合启发式

[使用教具]多媒体课件

[作业]282页1、3、5、6、12、13、15、16

[执行情况记录]

第一节氧化还原的基本概念

（本节关于氧化还原反应的概念初中、高中均有涉及，在原有基础上给出更确切的定义，引出氧化数的概念。

）

[提问]1.回忆氧化还原的概念。

什么是氧化反应？

什么是还原反应？

2.2Na+Cl2==2NaClH2+Cl2==2HCl

以上两个氧化还原反应有何不同？

（HCl形成过程中无电子得失，只是电子的重排，没有发生电子得失，难于判断氧化作用还是还原作用。

从而引出“氧化数”。

一、氧化数：

1.定义：

假设把化合物中成键的电子归电负性更大的原子，从而求得原子所带得形式电荷数。

此电荷数即是该原子在该化合物中的氧化数。

（有正、负之分）

2.确定元素氧化数的规则：

（1）单质的氧化数等于零。

（2）单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数；多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。

（3）通常氢的氧化数为1，只有活泼金属的氢化物中为-1，氧的氧化数为-2，在过氧化物（H2O2Na2O2）中为-1;NaO2（-1/2）;KO3（-1/3）OF2（+2）

（4）中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。

[例题1]计算Fe3O4中Fe的氧化数

Fe=+8/3

[例题2]计算S4O62-中的氧化数

S=+5/2

2、氧化数与化合价的区别与联系

区别：

氧化数是人为规定的概念，不考虑分子结构，是一个形式电荷数，它可以是正、负正数和分数，而化合价（某元素一定数目的原子与另一数目的原子相化合的性质）：

分子中原子键相互结合的能力，反映了分子的结构；与分子结构有关系，不会是分数。

（化合价分为离子价和共价。

离子价指得失电子的数目，得电子为负，失电子为正；共价指共享电子对数，无正负之分）

联系：

氧化数是一个在化合价基础上发展起来的一个新概

二、氧化还原反应：

1、氧化还原反应反应前后氧化数发生变化的一类反应叫氧化还原反应。

氧化：

反应中氧化数升高的过程

还原：

反应中氧化数降低的过程

氧化剂：

含有元素氧化数降低的物质

还原剂：

含有元素氧化数升高的物质

0-1-10

例如：

Cl2+2KI=2KCl+I2

自身氧化还原反应：

在氧化还原反应中，若氧化剂和还原剂是同一物质，这种反应称为自身氧化还原反应。

如：

2KClO3=2KCl+3O2

歧化反应：

在自身氧化还原反应中，氧化数升高和降低是同一物质的同一物质的同一元素。

汽化反应是自身氧化还原反应的一个特例。

如：

Cl2+H2O=HCl+HclO是一个歧化反应

三、氧化还原反应方程式的配平

1氧化数法：

氧化剂中氧化数降低的总合=还原剂中氧化数升高的总合

i.根据事实写出反应物和生成物。

ii.标出氧化数、确定变化值。

iii.求出最小公倍数使升高降低总数相等。

iv.配平整个方程式。

3S+4HNO3→3SO2+4NO+2H2O

2离子电子法：

还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数

（1）以离子形式写出反应物和生成物.

MnO4-+SO32-+H+→Mn2++SO42-

（2）将反应分为两个半反应:

MnO4-→Mn2+

SO32-→SO42-

（3）

配平两个半反应:

MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O×2

SO32-+H2O=SO42-+2H++2e×5

（4）将两个半反应分别乘以适当系数使得失电子总数相等，而后相加。

2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O

配平半反应时，反应前后原子种类不同时，根据介质条件加H+,OH-或H2O调整。

反应物中氧原子多：

酸性介质，反应物中加H+，生成物中加H2O。

中性或弱碱性，反应物中加H2O，生成物中加OH-。

反应物中氧原子少：

酸性或中性介质，反应物中加H2O，生成物中加H+。

碱性截止反应物中加OH-，生成物中加H2O。

第二节原电池

一、原电池：

氧化还原的过程是电子从还原剂转移到氧化剂的过程。

1、原电池的组成：

以CuZn为例说明Zn+Cu2+=Zn2++Cu

把氧化和还原过程分开，中间用导线连接电子的转移过程就形成了电流。

（1）原电池的概念：

这种利用氧化还原反应产生电流，把化学能转变成电能的装置叫原电池

（2）原电池的组成：

有两个半电池（电极）和盐桥组成。

铜锌原电池中，根据检流计指针偏转的方向判断电子的流向。

Zn负极Zn→Zn2++2e氧化反应

Cu正极Cu2++2e→Cu还原反应

总电池反应：

Zn+Cu2+=Cu+Zn2+

原电池是由两个半电池组成的，每个半电池就是一个电极（电极反应，半电池反应简称半反应）；每一个电极都是由同一元素的两种不同氧化态的物质组成，

（3）.基本概念：

半电池：

Zn－ZnSO4，Cu－CuSO4

氧化态：

氧化数低的物质称氧化态，

还原态：

氧化数高的物质称还原态

氧化还原电对：

同一元素的氧化态和还原态所构成的整体叫氧化还原电对。

表示为：

氧化态/还原态。

如Zn2+/Zn\、Cu+2/Cu、Fe2+/Fe、Cl-/Cl

氧化态+ne=还原态

2、原电池的表示方法

（1）画图：

复杂

（2）符号表示：

Cu－Zn电池中，有两个电极，即Zn/Zn2+与Cu/Cu2+。

这两个不同的电极组合起来，即构成原电池，其中每一电极叫半电池。

原电池的结构可以用简易的电池符号表示：

（－）Zn|ZnSO4（c1）||CuSO4（c2）|Cu（+）

[说明]1.负极在左侧，正极在右侧；

2.两个电极在两侧，盐溶液在中间；

3.若是溶液应表明溶液的浓度，若是气体应标明其分压；

4.“︱”表示相接口、“||”表示盐桥

[练习]写出下列反应的电池符号：

1.Cu（s）+Cl2（1atm）

Cu2+（1mol·L-1）+2Cl-（1mol·L-1）

2.H2+Cu2+

2H++Cu

3　对电池反应：

aSn2++2Fe3+=2Fe2++Sn4+　

电池符号:

（-）PtSn2+（c1）,Sn4+（c2）Fe3+（c3）,Fe2+（c4）Pt（+）

bZn+2H+=H2+Zn2+

　电池符号:

（-）ZnZn2+（c1）H+（c2），H2（p）Pt（+）

正确书写电池符号的步骤：

a、分析电子的得失情况以确定氧化剂、还原剂；

b、写出半电池反应（电极反应）确定正、负极（正极得电子）；

c、金属既参加反应，又是导体，故直接作电极；气体参加反应，但不是导体，需选用导体做电极（惰性电极），如Pt。

3、组成电极的材料

（1）金属电极：

如Zn+２/Zn、Cu+2/Cu、Fe+2/Fe金属既参加电极反应，本身又为导体。

（2）非金属电极：

如H+/H2、Cl2/Cl-、O2/OH-

（3）不同价态的金属离子构成的电极：

如Fe+3/Fe+2、Cu+2/Cu+1

注意：

在

（2）、（3）中需另加惰性材料（Pt）做电极。

且在电极中应表示出来。

（2）中的电极表示为：

Pt，H+（c）H2（P）、Pt,Cl2（c）Cl-（P）

（3）中的电极表示为：

PtFe+3（c1），Fe+2（c2）、

PtCu+2（c1），Cu+1（c2）

从理论上讲任何能自发进行的氧化还原反应都可构成原电池，但有些只有理论意义而无实际应用。

4．原电池中盐桥的作用

⏹盐桥的作用是：

为了维持两个半电池的电中性，以保证原电池的正常工作。

第三节电极电势

[引出]为什么电子是从Zn原子转移给铜离子，而不是相反方向呢？

这与金属在溶液中的情况有关。

一、电极电势（以金属为例说明）

把金属M插入含有该金属离子的盐溶液中

有以下两个相反的过程发生：

溶解

MMn++ne

沉积

M在Mn+溶液中，在极性水分子的作用下，Mn+与

水结合进入溶液，金属棒上留下过剩的电子，金属越

活泼，越容易脱离表面；溶液中离子获得电子沈积与金

属棒表面，金属越不活泼，越容易沉积。

即：

M==Mn++ne若失电子倾向大，最终Mn+进入溶液，棒上带负电（如图）；若得电子倾向大，最终金属沉积表面，棒带正电。

总之，金属与盐溶液间存在双电层，产生电势差，称为金属得电极电势。

1.定义：

电极电势用符号E表示。

某一电对的电极电势可表示为E氧化态/还原态

如：

Cu2+/Cu电极的电极电势

可写为：

ECu2+/Cu

Zn2+/Zn电极的电极电势可写为：

EZn2+/Zn

2.影响因素：

（1）金属本身得活泼性；

（2）溶液的浓度；C

（3）温度。

T

（4）介质（PH）

3．意义：

衡量金属在水中的失电子能力的大小。

不同电极的电极电势值不同，金属越活泼，越易失去电子，E也越小，反之其金属离子越不易失去电子；即：

电对的E值越小，该电对中还原态的还原性越强，其氧化态的氧化性越弱。

[讲解]两个不同电极电势的氧化还原电对组成原电池（如Zn2+/Zn与Cu2+/Cu），电子由Zn电极流向铜电极，说明Zn片上留下的电子比铜片上多，Zn2+/Zn电极的上述平衡比Cu2+/Cu电对的电极电势要负一些。

如果能得电对得电极电势，不需实际操作，便可判断电池得正负极。

二、标准氢电极和标准电极电势

电极电势的绝对值无法测量，只能寻找标准，求得相对值。

1、标准氢电极

（1）构成：

把镀有铂黑的铂片置于H+为1mol.L-的硫酸溶液中，在298.15K时不断通入压力为101.325KPa的纯氢气，使铂黑上吸附的氢气达到饱和，就组成了标准氢电极。

（2）.电极反应：

2H++2e

H2

（3）.电极符号：

Pt，H2（101325Pa）∣H+（1mol·L-1）

（4）电极电势；EΘH+/H2=0.00

（5）.将标准氢电极作为标准，其它电极与其组成电池，便可测得响应电极得电极电势。

2．标准电极电势：

（1）标准电极电势的概念：

标准状态下的电极电势称为标准电极电势，用Eo表示.所谓标准态是指组成电极的物质，气体的分压为101.325KPa，离子的浓度为1mol.L-，温度为298.15K。

（2）标准电极电势的测定：

用标准氢电极与标准状态下的其它电极组成原电池，测量该原电池的电动势，即可求得各电对的相对电极电势，称为该电极的标准电极电势。

原电池的标准电动势为Eo=Eo（+）-Eo（-）

例如：

标准锌电极电势的测定：

将纯净的锌片插入CZn2+=1mol.L-的ZnSO4溶液中，然后与标准氢电极组成原电池，用直流电压表确定锌电极为负极，氢电极为正极。

其原电池的标准电动势为0.736V。

0.763V=EoH+/H2-EoZn2+/Zn

0.763V=0V-EoZn2+/Zn

EoZn2+/Zn=0.763V

同理可得EoCu2+/Cu=0.3