无机化学第4章解题.ppt

氧化还原反应;目录;4.1.1氧化数（氧化值） 4.1.2 氧化和还原的定义 4.1.3氧化还原方程式的配平 ; 1970年，国际纯化学和应用化学联合会对氧化数的明确定义：“某元素一个原子的荷电数。这种荷电数的计算是假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得”。 ;二、氧化数的确定;3. 规定;④在中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零；在复杂离子中，各元素原子氧化数的代数和等于离子的总电荷数。;氧化数是按一定规则指定的形式电荷的数值，可以是正、负数；可以是整数、分数或零。 [例4.1]P89 [例4.2]P89;氧化还原反应：有氧化数发生变化的反应。 非氧化还原反应：没有发生氧化数变化的反应。; 氧化剂、还原剂为具体的物质，而氧化还原是指反应过程，它们都通过氧化数的改变来认定。在氧化还原反应中，氧化和还原是同时发生的。;二、氧化还原反应的类型;3. 歧化反应;1. 配平原则 ①氧化数守恒——元素原子氧化数升高的总数等于元素原子氧化数降低的总数 ②原子守恒——反应前后各元素的原子总数相等。;2. 配平步骤;③各元素原子氧化数的变化值乘以相应系数，使其符合第一条原则;附例4.1： HClO3 + P4 ? HCl + H3PO4;左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O 左边比右边少8个H，少4个O;二、离子－电子法;2. 配平步骤;③ 配平半反应，一般先配平 H、O以外的原子数，然后配平H、O原子数，最后配平电子数。;④根据第一条原则，用适当系数乘以两个半反应方程式，然后将两个半反应方程式相加、整理，即得配平得离子反应方程式。;酸性溶液中＋2nH+ →nH2O 中性溶液中＋nH2O → 2nOH– 碱性溶液中＋nH2O → 2nOH–;几个配平氧原子的例子 ;4.2.1 原电池 4.2.2 电极电势的产生 4.2.3 电极电势的测定 4.2.4 影响电极电势的因素 4.2.5 电极电势的应用 ;原电池结构; 将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置。;二、若干概念;2. 半反应（电极反应）涉及同一元素的氧化态和还原态：;3. 氧化态和相应的还原态物质能用来组成电对，通常称为氧化还原电对，用符号“氧化态/还原态”表示。;二、原电池的表示方法;2. 如果电对中无可以作电极的物质，如非金属单质及其相应的离子，或者是同一种元素不同氧化数的离子，如H＋/H2O；O2/OH－等，则需加惰性电极如Pt、石墨等。惰性电极是能够导电而不参加电极反应的电极。;3. 如电对中有固体、气体、纯液体物质，则应写在惰性导体一边。;附例4.3：已知电池符号如下： 电池符号：(－) Pt ? H2(p)?H+(1 mol·L-1) ?? Cl– (c mol·L-1) ? Cl2(p) ? Pt(+) 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式;附例4.4：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l)为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号表示),分别写出电极半反应。;四类常见电极;电极电势产生的原因：双电层理论(德国化学家Nernst, H.W.) ①因热运动和极性溶剂水分子作用，金属极板原子生成溶剂化正离子进入溶液——溶解；;2. 对于Zn-Zn2+电极: ;3. 铜电极的“双电层”结构与锌电极的相反。;E(Zn2+/Zn) ;一、标准氢电极;二、标准电极电势;附例4.5：欲测定铜电极的标准电极电势，应组成下列原电池： (－)Pt ? H2(100 kPa)|H+(1.0 mol·L-1 )||Cu2+(1.0 mol·L-1 )|Cu(＋) 在298.15K时，测得该电池的电动势为E? = 0.340V E? = E?(Cu2+/Cu)－ E?(H+/H2) = E?(Cu2+/Cu) = + 0.340V;附例4.6：欲测定锌电极的标准电极电势，应组成下列原电池： (－)Pt ? H2(100 kPa)|H+(1.0mol·L-1 )||Zn2+(1.0mol·L-1 )|Zn(＋) 在298.15K时，测得该电池的电动势为E?=－0.76286V E? = E?(Zn2+/Zn)－ E?(H+/H2) = E?(Zn2+/Zn)=－0.76286V; 电 对 ;表的物理意义和注意事项;2. E? 代数值与电极反应中化学计量数的选配无关;4. 查阅标准电极电势数据时，要注意电对的具体存在形式、状态和介质条件等都必须完全符合。 ;Walther Hermann Nernst （1864－1941）德国卓越的物理学家、物理化学家和化学史家。 获1920年诺贝尔化学奖。;E? ：表