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第7章 氧化还原反应与电化学 第一节 基本概念 第二节 电解质溶液 第三节 原电池 第四节 电极电势与电动势 第五节 电极电势的应用 无电子得失： 有电子得失： 第一节 基本概念 一.氧化数 二.氧化剂和还原剂 三.氧化还原反应方程式的配平 1.氧化数法 2.离子——电子对法 (1)氧化还原反应式——离子反应 Fe+H2O+O2= Fe2++OH- (2)将氧化与还原反应分开——半反应： 阴极还原：O2+H2O=OH- 阳极氧化：Fe=2Fe2+ (3)配平半反应——使半反应两边原子数和电荷数相等 阴极还原：O2+2H2O+4e=4OH- 阳极氧化：2Fe=2Fe2++4e (4)保证两半反应电子得失相等，半反应相加即可 2Fe+2H2O+O2= 2Fe2++4OH- CrI3+Cl2+KOH→K2CrO4+KIO3+KCl+H2O 氧化： Cr3++8OH- →CrO42-+4H2O+3e 3I-+18OH- → 3IO3-+9H2O+3×6e 阳极：2×(CrI3+26OH- →3IO3-+CrO42-+13H2O+21e) 阴极: 21Cl2+42e → 42Cl- 第二节 电解质溶液 一.电解质溶液的导电机理1.导体的分类 2.电解质溶液的导电机理正极:2Cl-=Cl2(g)+2e负极:2H++2e=H2(g)2Cl-+ 2H+=H2(g) +Cl2(g) 二.电解质溶液的电导 1.电导、电导率、摩尔电导率、极限摩尔电导率 2.浓度对λm的影响 离子独立运动定律 三.电导的测定与应用 第三节 原电池 一.原电池及其表示方法 氧化还原反应的本质是反应中有电子的转移 Zn(s)+2HCl=ZnCl2+H2↑ 电池符号：(-)Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu(+) 电池符号 ? 电池反应 例1： (-)Pt |Sn2+,Sn4+ ||Fe3+,Fe2+ |Pt(+) 负极氧化：Sn2+ ? Sn4+ +2e 正极还原：2Fe3+ +2e ?2Fe2+ 电池反应：Sn2++2Fe3+?Sn4++2Fe2+ 例2：Zn(s)+H2SO4(c1)=ZnSO4(c2)+H2(g) 氧化：Zn(s)=Zn2+(c2)+2e Zn2+(c2)/Zn 还原：2H+(c1)+2e=H2(g) H+(c1)/H2 例3 AgCl=Ag++Cl- Ag = Ag+ + e AgCl + e = Cl- + Ag 例4 氢氧燃料电池 二.可逆电池和可逆电极 1.可逆电池的条件 ①电池反应可逆 ②电池充放电可逆，即能量交换可逆 ③电极过程可逆（动力学） 丹尼尔电池：Zn(s) |ZnSO4(c2) ||CuSO4(c1) |Cu可逆 Zn+CuSO4 ? Cu+ZnSO4 Zn|H2SO4|Cu不是可逆电池 2.可逆电极 ①金属-金属离子电极 ②非金属电极：气体-离子电极 ③微溶盐或微溶氧化物电极 ④氧化—还原电极 Fe3+/Fe2+ 第四节 电极电势与电动势 一.电极电势、电动势的产生机理 1.金属与溶液之间：电极电势E 3.溶液与溶液之间：液接电势 2.金属与金属之间：接触电势 二.标准电极电势 指：半反应中各物质均处于标准状态时的电极电势 例: 铜电极的电极电势的测量 第二类 参比电极 甘汞电极 Hg2Cl2(s)+2e=2Hg(l)+2Cl- 三.能斯特公式(E—c的关系) 可逆电化学反应(T、p)：ΔrGm=W ′=-zFE 电极电势的表达式 电极反应：氧化型+ze=还原型 例： Zn2++2e=Zn 例：Pt，H2(p)|HCl(a) |Cl2(p)，Pt (+): Cl2+2e= 2Cl- (-): H2= 2H++2e 电池反应：H2+Cl2= 2Cl-+ 2H+ 注意事项： 1.电极反应中纯物质(s、l、H2O)的活度为1 2.E或E+、E-是强度量，其值与计量方程的写法无关 3.E或 E+、E-与温度、浓度、酸度有关 例2：298K，求E(Co3+/Co2+) ① ② 含氧酸盐的E与酸度的关系 例： 四.浓差电池 Zn|ZnSO4(c1)||ZnSO4(c2)|Zn c2c1 (+)Zn2+(c2)+2e=Zn (-)Zn= Zn