9_氧化还原反应与氧化还原滴定(上)重点详解.ppt

第9章 氧化还原反应与氧化还原滴定 9.1 氧化还原反应的基本概念 该离子的氧化数是假设在形成化学键时成键电子转移给电负性大的原子时所求得的原子所带的表观电荷数。人为规定、方便使用。 规定： 1）单质中元素的氧化数为零 2）简单离子中元素的氧化数为电荷数 3）中性分子中各元素氧化数的代数和为零，复杂离子中各元素氧化数的代数和等于离子所带电荷数。 4）在化合物中， 氢的氧化数一般为+1 (在 活泼金属氢化物中为-1) ; 氧的氧化数一般为-2 (在过氧化物中为-1; 在超氧化物 KO2中为-1/2; 在OF2中为+2 ) ; 碱金属 元素氧化数为 +1; 氟的氧化数为 –1 。 2. 氧化与还原 氧化：在氧化和还原反应中，元素氧化数升高的过程称为氧化。 还原：在氧化和还原反应中，元素氧化数降低的过程称为还原。 氧化剂：得电子的物质，氧化数降低。 还原剂：失电子的物质，氧化数升高。 氧化反应：失电子的过程 还原反应：得电子的过程 氧化性：得电子的能力 还原性：失电子的能力 3. 氧化还原半反应 Cl2+2KI==2KCl+I2 Cl2+2e==2Cl- 2I--2e==I2 4. 氧化还原电对 同一元素的氧化型和还原型构成的共轭体系称为氧化还原电对。 用“氧化型/还原型”表示。 例：Cl2/Cl-,I2/I- 氧化还原电对的书写形式与反应式有关。 半反应 电对 MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O MnO4-/Mn2+ MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH- MnO4-/Mn2O 在氧化还原电对中，氧化型的氧化能力越强，则其共轭还原型的还原能力越弱； 反之，还原型的还原能力越强，则其共轭氧化型的氧化能力越弱。 氧化还原反应是两个氧化还原电对共同作用的结果。 反应一般按照较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用的方向进行。 9.2 氧化还原方程式的配平 1. 氧化数法 原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低数相等(得失电子数目相等） ? 写出化学反应方程式 ? 确定有关元素氧化态升高及降低的数值 ? 确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。找出氧化剂、还原剂的系数。 ? 核对，可用H+, OH–, H2O配平。 2. 离子-电子法 电荷守恒 质量守恒 1）写出离子反应式 2）写成两个半反应 3）分别配平两个半反应式中的H和O。 4）根据“氧化剂得电子总和等于还原剂失电子总和”的原则，在两个半反应前面乘上适当的系数相减并约化。 1) 电极反应与电池反应 电极反应： 负极：Zn-2e=Zn2+ 正极: Cu2++2e=Cu 原电池总反应（电池反应）： Zn+Cu2+==Zn2++Cu 2).原电池符号 (-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+) 左边表示负极，右边表示正极 “|”表示界面，“||”表示盐桥 c1,c2表示各溶液浓度，若有气体，注明气体分压。 若没有金属参加，引用惰性金属(如Pt)作导体，构成电极。 相同聚集状态（相同相态）的同一元素不同价态物质可组成氧化还原电对如Fe2+(c)和Fe3+(c)，PbSO4(s)和PbO2 (s).在电池符号表示中两者用,号隔开 例 MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O 电极反应：(-)Fe2+- e=Fe3+ (+)MnO4-+8H+ + 5e=Mn2++4H2O 符号： (-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)|| MnO4-(c3),Mn2+(c4),H+(c5)|Pt(+) 例 (-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(c3) ||Fe3+(c4),Fe 2+(c5)|Pt(+) 电极反应： 负极：HNO2+H2O-2e=NO3-+3H+ 正极：Fe3++e=Fe2+ 电池反应：2Fe3++HNO2+H2O=2Fe2++NO3-+H+ 1) 电极电势的产生 2) 电动势 组成原电池两个电极的平衡电极电势差称原电池电动势用符号E表示： 标准条件下： 根据电极电势的测定装置中电位计的指向，可以判断标准电极的正负和大小。 3) 标准氢电极和标准电极电势 Pt, H2(100kPa) | H+(1mol.L-1) 若被测电对为正极，则jθ为正值。 若被测电对为负极，则jθ为负值。 根据jθ的代数值大小