无机化学 氧化还原反应.ppt

第六章 氧化还原;第一节 氧化还原反应 ;一、氧化数;计算氧化数的原则;氧化数与化合价;例题：;氧化还原的一些基本概念;实例：;二、氧化还原半反应;氧化型和还原型;氧化剂、还原剂和氧化型、还原型;氧化－还原方程式的配平;第二节 原电池电动势和电极电势; 原电池; 这就组成了一个由锌电极(Zn-Zn2+)和铜电极(Cu-Cu2+)组成的原电池，简称铜-锌电池，也叫Daniell电池。;讨论：;小 结;二 、电极和电池符号;三、常用电极类型;1. 金属－金属离子电极;2. 金属－金属难溶盐－阴离子电极;3. 氧化还原电极;4. 气体－离子电极;电池组成式;例1：;例2：;例3将反应 2MnO4- + 16H+ + 10Cl- ＝ 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O设计为原电池，写出正、负极的反应、电池反应、电池组成式。;例4 写出并配平下列各电池的电极反应、电池反应，并说明电极的种类 (-) Pb, PbSO4(s) │K2SO4║KCl│PbCl2(s),Pb (+);四、电极电势; 溶解倾向：金属越活泼、溶液中Mn+浓度越小、温度越高，溶解倾向越大;φ (氧化型/还原型);电池电动势：;五、标准电极电势;2. 标准电极电势;六、 标准电极电势表; E ?越大，氧化还原电对中氧化型越易得到电子 氧化能力越强 E ?越小，氧化还原电对中还原型越易失去电子 还原能力越强 E ?的数值在水溶液中测得，不适用于非水体系及高温下的固相反应 表中E?是298.15K时的数据，由于E?随温度变化并不很大，在其它温度下也可参照使用。 ;; 标准电极电势的应用;例题：; 标准电极电势的应用;例题：;第三节 氧化还原平衡;ΔrGm＜0，E＞0，反应正向自发进行。; 例题：求电池 (-)Pt|H2 (100kPa)|H+(1mol· L-1 )||Cl– (1mol·L-1) |AgCl,Ag(+) 的E池? 和E? (AgCl,Cl-/Ag ) 已知：1/2H2 + AgCl = Ag +HCl的 ?rHm? = – 40.4kJ · mol – 1 ?rSm? = – 63.6 J · mol – 1 ; 氧化还原反应的标准平衡常数计算;例题：;第四节 影响电极电势的因素; 由电极电势的产生可知：影响电极电势高低的因素有本性、离子浓度、温度。若是气体电极，气体的分压也会影响电极电势的高低。;一、能斯特方程;比较等式两边：;电极电势的能斯特方程;T＝298.15 K时;讨论：;举例：;二、浓度对电极??势的影响;求[Fe3+]=1mol·L-1，[Fe2+]=0.0001mol·L-1时的电极电势;三、溶液酸度对电极电势的影响;已知: 求pOH = 1, P(O2) = 100kPa时, 电极反应(298K) O2 + H2O + 4e = 4OH? 的电极电势 ;四、加入沉淀剂对电极电势的影响;解： Ag+ + e- = Ag Ag+ + I- + e- = Ag + I- AgI = Ag+ + I? 当[I?] = 1mol·L?1时 [Ag+] = Ksp/ [I?] = 8.5×10?17 mol·L?1 E ?AgI/Ag = E ?Ag+/Ag + 0.0592 lg[Ag+] = 0.799 + 0.0592 lg(8.5×10?17) = ?0.152 V 可置换H+生成H2 ;五、形成难电离物质对电极电势的影响;六、 电极电势和电池电动势的应用; （二） 判断氧化还原反应自发进行的方向 (非标准态下);例：试判断反应：;＞; 例：试判断在中性溶液中，其它物质的浓度均为1mol·L-1时，下列反应进行的方向。; 注意：自发进行的氧化还原反应的电池的电动势一定是E＞0，实验测出的也都是正值，不可能出现负值;(三) 氧化还原反应进行的限度;or 298K ;(四) 计算溶度积常数;(五) 计算弱酸的电离常数;pKa=7.096;(六) 电势法测定溶液的pH值; 参比电极：电极电位已知，电位稳定，不受试液组成变化的影响;（1）饱和甘汞电极(SCE);(2) 氯化银电极;（2）pH指示电极;玻璃电极;（