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第五章 氧化还原 学习要求-P110 第一节 基本概念和氧化还原方程式的配平 一、基本概念 氧化与还原 一 氧化还原概念的发展 1 在化学发展的初期，氧化是指物质与氧化合的过程，还原是指物质失去氧的过程。 例:2Hg + O2→2HgO ，2HgO →2Hg + O2 2 随后氧化还原的概念扩大了，认为物质失去氢的过程也是氧化，与氢结合的过程则是还原。在有机化学和生物化学中应用较为广泛。 例：CH3CH2OH→CH3CHO 3 现代化学认为氧化还原反应是指元素的氧化值发生变化的化学反应. 氧化值可为整数，也可为分数。 例： Fe3O4 中，Fe：+8/3； S4O62- 中，S：+5/2。 按确定元素氧化值6条规则的先后顺序，就能正确确定化合物中各元素的氧化值。 例：KMnO4，先确定K，+1； 再确定O，-2； 最后确定Mn，+7。 【例1】求Cr2O72-中 Cr的氧化值。【例2】求Na2S4O6中S的氧化值。 解：设Cr2O72-中Cr的氧化值为x： 2 x + 7 × - 2 -2 x + 6 解：设Na2S4O6 中S的氧化值为x： 2× +1 + 4 x + 6× -2 0 x 2.5 三 . 化合价与氧化值的区别与联系 1. 元素的化合价只能是整数，而元素的氧化值可以是整数、分数。 2. 氧化值概念是在化合价的基础上提出的，适用范围比化合价概念广。 3. 氧化值概念还存在缺陷，有些问题不能解释，有待更加完善。 【例3】酸性介质， I- 氧化成IO3- ，写出离子电子式。 【例4】碱性介质，SO32-氧化成SO42- ，写出离子电子式。 第二节电极电势和电池的电动势 一、原电池与电极 一 原电池 10.3 Voltaic Cells or Electrochemical Cells 二 原电池的表示方法（电极和原电池符号 原电池和电极电位 原电池组成式 “|”表示相界面，同一相的不同物质用“,”隔开。 “||”表示盐桥。 溶质标浓度；气体标压力。 溶液靠盐桥，电极板在两边。 负极在左，正极在。 三 常用电极的类型 【例5】写出反应Cl2+2Fe2+ 2Fe3+ +2Cl-的电池符号。 原电池和电极 例6 写出下列反应的电极反应和电池组成式 MnO4- + Fe2+ + H+ → Mn2+ + Fe3+ + H2O 解 配平半反应（电极反应） Fe2+ Fe3+ + e - MnO4- + 8 H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O 电池组成式 - Pt|Fe3+,Fe2+ | | MnO4-,Mn2+,H+|Pt + 【例7】将下面的反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电池组成式：2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O解: 把此反应改写为离子反应方程式： 2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O 二、电极电势 E+ ，E - （一）电极的产生 1.金属越活泼, 浓度越小, M转变成Mn+的倾向越大。 2.金属越不活泼，浓度越大， Mn+ 转变成M的倾向越大。 3. 达到平衡： M s 　　Mn+ aq 溶液中）+ne 金属中） 4.当失去电子的倾向大于得电子得倾向时，平衡右移，金属上带电子，双电层出现，产生了电势差，即电极电势 金属与其盐溶液之间 ，与金属的本性、温度和离子浓度有关。 5. Zn比Cu活泼， Zn上留下的电子比Cu上多，平衡更偏右，绝对的电极电势不同，导致电子流。 6. 绝对的电极电势无法求得。 2. 标准电极电势 将任何两个半电池 电极 组成电池，零电流时，电极反应达到平衡，并且能方便地测定电池地电动势 E ,即能测得该电池正、负电极电位的差值。 E E+－ E - E E待测－ E 已知 若电极均处在标准状态下，则电池的标准电动势为： E θ E + θ － E - θ 电池符号为： pt s ︳H2 p θ ︳H+ cH+ ＝1 ︳︳待测电极 3. 标准电极电势表 298.15K,acid solution附录表４ Notes: 三 标准电极电势的应用 判断氧化剂、还原剂的相对强弱 判断氧化还原反应进行的方向 电池电动势与Gibbs自由能 例 计算 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 的?G?m，并判断反应在标准状态下是否自发进行。 解 正极 Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O 查表得 Ｅ? Cr2O72-/Cr3+ 1.232V 负极 Fe3+ + e- Fe2+，查表得Ｅ?