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第11章 电化学基础 11-1 氧化还原反应 11-2 原电池 11-3 实用电池 11-4有关电解的几个问题 习题 11-1 氧化还原反应 化学反应可按是否得失电子分成两大类——氧化还原反应和非氧化还原反应。前几章讨论的酸碱反应、沉淀反应和配合反应都是非氧化还原反应，本章讨论氧化还原反应。 一、氧化值和氧化态 我们在高中化学里学到过，氧化还原反应的基本特征是反应前后元素的“化合价”发生变动。这种“化合价”是带正负号的，可称为“正负化合价”。1970年，国际化学联合会建议将这种“正负化合价”改称为“氧化值”，或称“氧化态”。在中学化学里我们已经学过，确定正负化合价的主要依据为： 氧化还原反应 （1）单质中元素的氧化值为零； （2）在正常氧化物中，氧的氧化值为-2； （3）非金属氢化物中氢的氧化值为+1； （4）点中性的化合物各元素的氧化态的总和等于零而离子的电荷等于其组成元素氧化态的总和。 由以上4条依据便可以确定大多数“正常化合物”中元素的氧化值或氧化态。 但在某些情况下，不能用如上依据求出氧化态。主要情况有： 氧化还原反应 （1）为确定非正常氧化物中元素的氧化值，许首先社顶其中一种元素为正常氧化态； （2）当涉及的氢化物是金属氢化物时，通常社顶与氢结合的元素的氧化态为正常氧化态，因而其中的氢的氧化态为-1。 这两种情况中元素的氧化态可看做“非正常氧化态：。非正常氧化态的情况还有许多，宜在学习具体的元素及其化合物的过程中逐渐掌握。 氧化还原反应 二、氧化还原反应半式 为了分析氧化还原反应，特别是将氧化还原反应与电子得失、电流相联系，可以把氧化还原看做是两个“半反应”连接而成的，即：氧化还原反应的化学方程式可分解成两个“半反应式”，例如： 氧化还原反应 Cu2++Zn=Cu+Zn2+ 半反应 Cu2++2e-=Cu 还原反应 Zn-2e-=Zn2+ 氧化反映 可以想见，如果所有氧化还原反应都分解成组成它们的半反应，所得半反应的总数肯定不会太多，正如同千万种化合物只不过是百十来种元素的组合而已。 氧化还原反应 考察书后附录表中的半反应式，可以得出以下规律： （1）在表中列出的半反应式的书写格式是统一的——高价状态总是写在左边，低价状态总是写在右边；半反应式里一定有电子，而且总是在等式左边。半反应式的正向和逆向都有发生的可能，究竟向哪个方向视具体反应而定。 （2）半反应式从左到右相当于氧化剂接受电子生成共轭还原剂，反之，从右到左，相当于还原剂放出电子生成共轭氧化剂。以上关系可称为氧化还原共轭关系。 氧化还原反应 （3）半反应式必须是配平的； （4）对于水溶液系统，半反应式中的物质必须是它们在水中的主要存在形态，符合通常的离子方程式的书写规则——易溶强电解质要写成离子； （5）一个半反应式中发生氧化态变动的元素总是只有一个； （6）我们可以把半反应式中没有发生氧化态变化的元素称为“非氧化还原组分”。半反应式中的非氧化还原组分主要有：酸碱组分、沉淀剂和男溶组分、配合物的配体以及氧化物或含氧酸根中的O2-； 氧化还原反应 （7）对于水溶液系统，半反应式常分酸表和碱表两张来排列。 氧化还原方程式的配平 以KMnO4与FeSO4在酸性介质中的反应为例，说明配平方法如下：KMnO4+FeSO4+H2SO4→ 　　（a）写出半电池反应（或查表）： 　　找还原电对：Fe3++e-?Fe2+ 　　找氧化电对：MnO4-+8H++5e-?Mn2++4H2O 　　（b）电子得失数相等： 　　还原电对乘以5，两式组合得: MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O 　　这种配平方法称为离子一电子法，只适于水溶液中使用。 11-2 原电池 一、氧化还原反应和电子转移 　　1、氧化数变化和电子转移 　　金属锌置换Cu2+的氧化还原反应如下： Zn+Cu2+===Zn2++Cu 　　Zn和Cu2+在反应中氧化数发生了变化，根据它们氧化数的变化可以确定氧化剂为Cu2+，还原剂为Zn。 　　为什么有的元素氧化数升高，有的却降低？ 　　这是因为氧化剂、还原剂之间发生了电子转移。 　　怎样证明金属锌置换Cu2+的反应有电子转移呢? 　　可以设计一定的装置，让电子转移变成电子的定向移动。这种装置称为原电池。通过原电池将氧化还原反应的化学能转变为电能，产生电流，可以证明氧化还原反应发生了电子转移。 原电池 　　2、原电池 　　将锌和锌盐溶液与铜和铜盐溶液分开为两个半电池，即锌半电池和铜半电池；外电路用导线接通，半电池用盐桥沟通，这样就得到了一个Cu-Zn原电池。产生电流的方向和大小可由检流计测出。 原电池 　　任何氧化还原反应，从理论上说都可以设计一定的原电池证明有电子