氧化还原反应[].ppt

第八章 氧化还原反应 化学反应有许多种类，但根据反应是否有氧化数的变化或电子转移，可以分为两类： ①、有电子转移或氧化数变化的氧化还原反应； 　 ②、没有电子转移或氧化数变化的非氧化还原反应。 (1)、单质的氧化数为零； (2)、在中性分子中，所有元素氧化数的代数和为零，在 多原 子离子中等于离子所带的电荷数； (3)、氢在化合物中的氧化数为+1，但在活泼金属的氢化 物(NaH, CaH2)中，氢的氧化数为-1； (4)、氧在氧化物中的氧化数为-2，在过氧化物中为-1， 在超氧化物中为-1/2 (KO2) (氧化数可以为分数)，在 OF2中氧为+2； 其步骤如下： ①、写出基本反应式：HClO3 + P4 → HCl + H3PO4 ②、找出氧化剂和还原剂氧化数降低值和升高值； 离子-电子法配平氧化还原方程式，是将反应式改写为半反应式，先将半反应式配平，然后将半反应式加合起来，消去其中的电子而完成。 此法对以离子形式在水溶液中行的反应较适合，遵守的规则仍为氧化剂和还原剂的电子得失数相等。 §8-3 电极电势 ④、氧化还原电极：是将惰性导电材料（Pt、石墨）放在一种溶液中，这种溶液含有同一元素不同氧化数的两种离子： Fe3+ + e = Fe2+ 电极符号： Pt │Fe3+，Fe2+ 3-2、电池电动势和化学反应吉布斯自由能的关系 3-3 影响电极电势的因素 例1：将Cl2通入浓度为12mol.dm-3的盐酸溶液中，计算 此时氯的电极电位。 解： 电极反应为：Cl2 + 2e = 2Cl- [还原型] = [Cl-] = 12 mol.dm-3 PCl2 = 100 kPa [氧化型]是气体 3-4 电极电势的应用 例：H3AsO4 + 2I- + 2H+ = H3AsO3 + I2 + H2O 当[H3AsO4] = [H3AsO3] = [I-] = 1mol.dm-3，判断[H+] = 1.0 mol.dm-3 和10-8 mol.dm-3 时反应自发进行的方向。 §8-4 电势图解及其应用 §8-5 电解 A B C 第八章 氧化还原反应 §8.4 电势图解及其应用 根据盖斯定律： 1. 利用电势图求未知电对的标准电极电势 元素电势图应用 +1.50 +1.59 +1.07 BrO3- BrO- Br2 Br- 第八章 氧化还原反应 §8.4 电势图解及其应用 推广： A B C 氧化数降低 第八章 氧化还原反应 §8.4 电势图解及其应用 判断歧化反应是否能够进行 由某元素不同氧化态的三种物质组成两个电对，其氧化态 由高到低排列如下： 假设B能发生歧化反应，B→C是获得电子，应是电池的正极，B→A是失去电子，是电池的负极： 第八章 氧化还原反应 §8.4 电势图解及其应用 ＞ ，歧化反应能进行； Cu2+ Cu+ Cu +0.153 +0.521 例： Fe3+ Fe2+ Fe +0.77 -0.44 ＜ ，歧化反应不能进行，其逆反应能进行 Fe3+ + Fe = Fe2+ 能进行。 ＜ ，歧化反应不能进行，其逆反应能进行。 ＞ ，歧化反应能进行； 第八章 氧化还原反应 §8.4 电势图解及其应用 埃布斯袄斯(Ebsworth)提出另一种图解法表示元素的不同氧化态之间的关系。 其半反应式为：M0 + nH+ = Mn+ + 1/2nH2 以半反应的吉布斯自由能对氧化数(n)作图。标准状态下的单质画在零点上。单质同另一氧化态电对的标准电极电势乘以另一氧化态的氧化