第 7-8章习题精品参考资料.doc

第七章 氧化还原反应 一、内容提要 (一) 氧化还原反应的基本概念 1．氧化还原反应实质上是反应前后有电子得失或电子对偏移的反应。 2．任意化学实体中一个元素的氧化值是该元素的原子所带的表观电荷数，该电荷数通过把每一条化学键上参与成键的所有电子全部划定给电负性更大的原子而求得。 氧化值的求算规则如下： (1)在单质中，元素的氧化值为零。 (2)氢在化合物中的氧化值一般为＋1，但在金属氢化物(如KH、CaH2等)中，氢的氧化值为－1。 (3)在化合物中，氧的氧化值为－2。 但在过氧化物(如Na2O2、H2O2中)，氧的氧化值为－1。在OF2中氧的氧化值为+2。在所有的氟化物中，氟的氧化值都为－1。 (4)在中性分子中，所有元素的氧化值的代数和为零。在多原子离子中，所有元素的氧化值的代数和等于离子所带的电荷数。对于简单离子，元素的氧化值等于离子所带的电荷数。 (二) 氧化还原反应的配平 1．氧化还原反应的配平方法有氧化值法和离子-电子法 氧化值法配平的原则：氧化剂中元素氧化值降低的总数与还原剂中氧化值升高的总数必须相等。 离子—电子法配平原则：反应过程中氧化剂得到的电子数必须等于还原剂失去的电子数。 2．氧化还原反应的配平中介质的配平原则：酸中出水，碱中出水，水中出酸或碱。 介质为酸性，反应物比生成物每多一个氧加两个氢2H+ → H2O； 介质为碱性或中性，每多一个氧加一个H2O →2OH-； 介质为酸性或中性，反应物比生成物每少一个氧加H2O→ 2 H+； 介质为碱性，每少一个氧加一个加2OH- → H2O。 (三) 电极电势 1．将化学能转化为电能的装置称原电池，它由两个半电池和盐桥、导线组成。理论上，任一氧化还原反应原则上都可设计成原电池，正极氧化剂得到电子发生还原反应，负极还原剂失去电子发生氧化反应。电池反应是两个半电池反应的加和，其实质就是氧化还原反应。 2．原电池可用原电池符号表示，表示方法如下： (1) 左边为负极发生氧化反应；右边为正极发生还原反应。电解质溶液写在中间，电极极板(固体导体)写在左右两边的外侧，最外侧标明正负极。 (2) 用单垂线“|”表示不同物相之间的界面，同一相内的不同物质用逗号隔开。 (3) 用双垂线“||”表示连接两个半电池的盐桥。 (4) 写明电池物质及其状态(s，l，g)、组成(活度a或浓度c)、压力与温度(，298 K常可省略)等。 3．在金属和它的盐溶液之间因形成双电层结构而产生的电势差叫做金属的平衡电极电势，简称电极电势，用符号表示，单位为V(伏)。某一电对的电极电势绝对值无法测量，只能测得两个电极组成原电池的电动势，即： 标准状况下，两个电极组成原电池的电动势称标准电动势，即： 4．人为规定标准氢电极的电极电势为零，将其它电对的标准电极作为正极，标准氢电极作负极组成原电池，测得的电池电动势值就是该电极的标准电极电势。 ，则有 5．将测得的各种氧化还原电对的标准电极电势按一定的方式汇集在一起就构成了标准电极电势表，使用标准电极电势表时需注意： (1)在M n+(aq)＋ne- M电极反应中左侧为氧化型，右则为还原型，即： 氧化型 ＋ ne- 还原型 (2)表中，氧化型物质获得电子的倾向或氧化能力自上而下依次增强；还原型物质失去电子的倾向或还原能力自下而上依次增强。其强弱程度可从E值的大小来判断。氧化剂的氧化能力越强其对应的还原剂的还原能力越弱，反之亦然。 (3)标准电极电势值反映了氧化还原电对得失电子的趋向，它是一个强度性质，与反应方程式的写法无关。标准电极电势的数值亦与半反应的方向无关。 (4)查表时应注意介质：电极反应中有H+出现均查酸表，有OH-出现均查碱表，若没有H+或OH-出现时，可以从存在状态来考虑。 (四) 电极电势的影响因素 1．影响电极电势的因素有温度、压力、浓度等，这种定量关系可用Nernst方程式表示。对于任意一个电极反应，其电极电势的Nernst方程式为： 当T为298.15K时，代入有关常数，得： ［Ox］/［Red］的表示式与标准平衡常数的书写方式相同。即[氧化型]/[ 还原型]表示在电极反应中，氧化态一边各物质浓度幂次方的乘积与还原态一边各物质浓度幂次方的乘积之比。当Ox及Red为气体时，其分压应除以标准态压力100kPa；当Ox及Red为溶液时，其浓度应除以标准态浓度1mol/L，若为纯固体、纯液体则相对浓度视为1。 2．浓度、酸度改变造成氧化型物质浓度增大或还原型物质的浓度减小的，电极电势将升高；反之电极电势将降低。加入某种沉淀剂，若氧化型物质产生沉淀，电极电势将升高；若还原型物质产生沉淀，电极电势将降低。由于配合物的生成会减小氧化剂或还原剂的浓度，所以必然会影响电极电势，具体影响见配合物一章