第四章氧化还原反应汇编.doc

第四章 氧化还原反应 （计划学时数：4） [教学要求] 1．2．3．[教学重点] 1．2．[教学难点] 电极电势的概念。 [每节时分配] 第一节 氧化还原反应的基本概念 1节时 第二节 电极电势 2节时 第三节 电极电势的应用 1节时 [教学方法] 讲授结合启发式 [使用教具] 挂图，投影，多媒体课件 [作业] 74页 1、4、6、9 第一节 氧化还原的基本概念 （本节关于氧化还原反应的概念初中、高中均有涉及，在原有基础上给出更确切的定义，引出氧化数的概念。） [提问] 1．2． 2Na + Cl2 == 2NaCl H2 + Cl2 ==2HClHCl形成过程中无电子得失，只是电子的重排，没有发生电子得失，难于判断氧化作用还是还原作用。从而引出“氧化数”。 一、氧化数 1．定义 假设把化合物中成键的电子归电负性更大的原子，从而求得原子所带得形式电荷数。此电荷数即是该原子在该化合物中的氧化数。（有正、负之分） 确定元素氧化数的规则 （1）单质的氧化数等于零。 （2）单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数；多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。 （3）通常氢的氧化数为1，只有活泼金属的氢化物中为-1，氧的氧化数为-2，在过氧化物（H2O2 Na2O2）中为-1; NaO2(-1/2); KO3(-1/3) OF2(+2) （4）中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。 [例题1]计算Fe3O4中Fe的氧化数 Fe=+8/3 [例题2]计算S4O62-中的氧化数 S=+5/2 3．氧化数与化合价的区别与联系 区别：氧化数是人为规定的概念，不考虑分子结构，是一个形式电荷数，它可以是正、负正数和分数，而化合价（某元素一定数目的原子与另一数目的原子相化合的性质）：分子中原子键相互结合的能力，反映了分子的结构；与分子结构有关系，不会是分数。 （化合价分为离子价和共价。离子价指得失电子的数目，得电子为负，失电子为正；共价指共享电子对数，无正负之分） 联系：氧化数是一个在化合价基础上发展起来的一个新概 二、氧化还原反应 1．氧化还原反应 反应前后氧化数发生变化的一类反应叫氧化还原反应。 氧 化： 反应中氧化数升高的过程 还 原： 反应中氧化数降低的过程 氧 化 剂： 含有元素氧化数降低的物质 还 原 剂： 含有元素氧化数升高的物质 0 -1 -1 0 例如： Cl2+2KI=2KCl+I2 2．自身氧化还原反应 在氧化还原反应中，若氧化剂和还原剂是同一物质，这种反应称为自身氧化还原反应。如： 2KClO3=2KCl+3O2 3．歧化反应 在自身氧化还原反应中，氧化数升高和降低是同一物质的同一物质的同一元素 。歧化反应是自身氧化还原反应的一个特例。如： Cl2+H2O=HCl+HClO是一个歧化反应 三、氧化还原反应方程式的配平 1．氧化数法 氧化剂中氧化数降低的总合=还原剂中氧化数升高的总合 根据事实写出反应物和生成物。 标出氧化数、确定变化值。 求出最小公倍数使升高降低总数相等。 配平整个方程式。 3S+4HNO3→3SO2+4NO+2H2O 2．离子电子法 还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数 （1）以离子形式写出反应物和生成物． MnO4-+SO32-+H+Mn2++SO42- （2）将反应分为两个半反应: MnO4-→Mn2+ SO32-→SO42- （3）配平两个半反应: MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O ×2 SO32-+H2O=SO42-+2H++2e ×5 （4）将两个半反应分别乘以适当系数使得失电子总数相等，而后相加。 2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O 配平半反应时，反应前后原子种类不同时，根据介质条件加H+,OH-或H2O调整。 反应物中氧原子多：酸性介质， 反应物中加H+，生成物中加H2O。 中性或弱碱性， 反应物中加H2O，生成物中加OH-。 反应物中氧原子少：酸性或中性介质，反应物中加H2O，生成物中加H+。 碱性截止 反应物中加OH-，生成物中加H2O。 第二节 电极电势 一、原电池 氧化还原的过程是电子从还原剂转移到氧化剂的过程。 1．原电池的组成 以