化学奥林匹克竞赛辅导资料第五讲 电化学.doc

第五讲 氧化还原反应与电化学基础 【知识梳理】 一、氧化还原反应的基本概念氧化NaCl中，钠的氧化数为 +1，氯的氧化数为 –1。在SO2中，硫的氧化数为+4，氧的氧化数为 –2。由此可见，氧化数是元素在化合状态时人为规定的形式电荷数。 确定氧化数的规则： （1）在单质中，元素的氧化数为零。 （2）在单原子离子中，元素的氧化数等于离子所带的电荷数。 （3）在大多数化合物中，氢的氧化数为 +1，只有在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为 –1。 （4）?通常，在化合物中氧的氧化数为 –2；但在过氧化物（如H2O2、Na2O2、BaO2）中氧的氧化数为 –1；而在OF2和O2F2中，氧的氧化数分别为 +2和 +1。 （5）在所有氟化物中，氟的氧化数为 –1。 （6）?碱金属和碱土金属在化合物中的氧化数分别为 +1和 +2。 （7）?在中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。在多原子原子离子中各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。 根据上述原则，可以确定化合物中某元素的氧化数。 2、氧化还原电对 在氧化还原反应中，元素氧化数升高的物质是还原剂，元素氧化数降低的物质是氧化剂。 氧化还原反应是由还原剂被氧化和氧化剂被还原两个半反应所组成的。例如： Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) 是由半反应Zn(s) Zn2+ + 2e－ 和Cu2+ + 2e－ Cu(s) 所组成。 在半反应中，同一元素的两个不同氧化数的物种组成了电对，其中，氧化数较大的物种称为氧化型，氧化数较小的物种称为还原型。通常电对表示成 ： / 还原型。 例如：氧化还原反应是由两个电对构成的反应系统。可以表示为： 还原型（1）+氧化型（2） 氧化型（1）+ 还原型（2） 二、氧化还原反应方程式的配平 – 电子法。氧化值法在中学化学中已经学过，其重要原则是还原剂中元素氧化值升高的总数等于氧化剂中元素氧化值降低的总数。这里不在重复。以下我们介绍离子– 电子法。 用离子– 电子法配平氧化还原反应方程式的原则是： （1）反应中氧化剂得到电子的总数必须等于还原剂失去电子的总数。 （2）根据质量守衡定律，方程式中等号两边各种元素的原子总数必须相等。 下面分别用酸性溶液和碱性溶液中的氧化还原反应为例介绍离子– 电子法的配平步骤。 例1 配平酸性溶液中的反应： KMnO4 + K2SO3 K2SO4 + MnSO4 具体配平步骤如下： （1）写出主要反应物和产物的离子式： MnO + SO Mn2+ + SO （2）分别写出两个半反应中的电对： MnO Mn2+? SO SO?? （3）分别配平两个半反应。这是离子电子法的关键步骤。所以离子电子法也叫做半反应法。先根据溶液的酸碱性配平两边各元素的原子： MnO+ 8H+ Mn2+?+ 4H2O SO+ H2O SO+ 2H+ 少氧的一边加H2O，多氧的一边加H+，酸性溶液中不能出现OH－。 再加电子使两边的电荷数相等： MnO+ 8H+ 5e－ = Mn2+?+ 4H2O ① SO+ H2O = SO+ 2H+ + 2e－ ② （4）根据两个半反应得失电子的最小公倍数，将两个半反应分别乘以相应的系数后，消去电子，得到配平的离子方程式。①式×2加②式×5得： 核对等式两边各元素原子个数和电荷数是否相等。 根据题目要求，将离子方程式改写为分子（或化学式）方程式。加入不参与反应阳离子或阴离子，引入的酸根离子以不引入其他杂质，不参与氧化还原反应为原则。此反应中加入的是稀硫酸。 2KMnO4 + 5K2SO3 +3H2SO4 = 2MnSO4 + 5K2SO4 + H2O 例2 将氯气通入热的氢氧化钠溶液中，生成氯化钠和氯酸钠，配平此反应方程式。 配平：此反应是碱性溶液中Cl2歧化为NaCl和NaClO3反应，Cl2即是氧化剂，又是还原剂 Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 相应的离子方程式为： Cl2 + OH– Cl– + ClO ??写出两个半反应： Cl2 Cl– Cl2 ClO 配平两个半反应，碱性溶液中少氧的一边加OH－，多氧的一边加H2O，但不能出现H+。 Cl2 + 2e－ = 2Cl– ③ Cl2 + 12OH– = 2ClO + 6H2O +10e－ ④ 将③式×5+④得 化为简式得： 3Cl2 + 6OH– = ClO +5 Cl– + 3H2O 改写为分子方程式： 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O 用离子– 电子法配平氧化还原反应方程式时，可以不必知道元素的氧化值，转移电子数在配平半反应时即可以确定，这是此法的一个优