氧化还原反应与电极电位.ppt

2．判断氧化还原反应进行的方向定温定压时：即即平衡状态正反应自发逆反应自发即如果在标准状态下，则用Eθ或?θ进行判断：当Eθ0即?θ+?θ－正反应能自发进行当Eθ＝0即?θ+＝?θ－反应达到平衡当Eθ0即?θ+?θ－逆反应能自发进行Pb+Sn2+Sn+Pb2+02例：判断反应在标准状态下能否自发进行。01第八章氧化还原反应与电极电位本章学习要求掌握氧化数的概念及氧化数规则，氧化还原反应的基本概念。掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；标准电极电位的意义，标准电极电位的应用。掌握Nernst方程并能运用Nernst方程式进行计算。掌握原电池电动势Eθ与电池反应△rGmθ的关系，掌握标准电动势与氧化还原反应标准平衡常数Kθ的关系。一、氧化还原反应的基本概念氧化数是假设把原子间每个键中的电子指定给电负性大的原子时所求得的原子所带的电荷数。是指某元素一个原子的表观荷电数。规定：单质中元素的氧化数为零简单离子中元素的氧化数为该元素离子的电荷数氧化数共价化合物中,把两个原子共用的电子对指定给电负性较大的原子后,各原子所具有的形式电荷数即为他们的氧化数.在化合物中，氢的氧化数一般为+1(在活泼金属氢化物中为-1);氧的氧化数一般为-2(在过氧化物中为-1;在超氧化物KO2中为-1/2;在OF2中为+2);碱金属元素氧化数为+1;氟的氧化数为–1。中性分子中各元素氧化数的代数和为零，复杂离子中各元素氧化数的代数和等于离子所带电荷数。按确定元素氧化数规则的先后顺序，就能正确确定化合物中各元素的氧化值。例：KMnO4，先确定K，+1；再确定O，-2；最后确定Mn，+7氧化数可为整数，也可为分数。例：Fe3O4中，Fe：+8/3例：求S2O32-，S2O82-，Na2S4O6中S的氧化数。氧化还原反应不同类型的氧化还原反应:电子转移Zn+Cu2+=Cu+Zn2+电子偏移C+O2=CO2这两类不同的氧化还原反应可以用氧化数概念统一：元素的氧化数发生了变化。定义氧化还原反应元素的氧化数发生了变化的化学反应称为氧化还原反应。Zn+Cu2+=Cu+Zn2+氧化数升高称为氧化反应，例如Zn→Zn2+；氧化数降低称为还原反应，例如Cu2+→Cu。电子供体失去电子，称为还原剂，如Zn；电子受体得到电子，称为氧化剂，如Cu2+。氧化还原半反应和氧化还原电对氧化还原反应可以根据电子的转移，由两个氧化还原半反应构成：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+一个半反应是氧化反应：Zn-2e-→Zn2+；一个半反应为还原反应：Cu2++2e-→Cu。氧化反应和还原反应同时存在，在反应过程中得失电子的数目相等。氧化还原半反应用通式写做氧化型+ne-还原型或Ox+ne-Red式中n为半反应中电子转移的数目。Ox表示氧化数相对较高的氧化型物质；Red表示氧化数相对较低的还原型物质。同一元素的氧化型和还原型构成的共轭体系称为氧化还原电对。用“氧化型/还原型”（Ox/Red）表示。氧化还原电对的书写形式与反应式有关。半反应电对MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OMnO4-/Mn2+MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH-MnO4-/MnO2二、原电池和电极电位1、原电池将氧化还原反应的化学能转化成电能的装置称为原电池(primarycell)，简称电池。原电池可以将自发进行的氧化还原反应所产生的化学能转变为电能，同时做电功。理论上讲，任何一个氧化还原反应都可以设计成一个原电池。1）原电池的组成两个半电池（或电极）。半电池包括电极材料（电极板）和电解质溶液，电极板是电池反应中电子转移的导体，氧化还原电对的电子得失反应在溶液中进行。盐桥连接两个半电池，沟通原电池的内电路。半电池Zn2+/Zn半电池Cu2+/Cu电极板电极板盐桥电池的反应#2022原电池组成式“|”表示相界面，同一相的不同物质用“,”隔开。“||”表示盐桥。溶液标浓度；气体标压力。溶液靠盐桥，电极板在两边。负极在左，正极在右。(-)Zn|Zn2+(c1)||Cu2+(c2)|Cu(+)电极电位的产生金属电极板浸入其盐溶液中，存在相反的过程，速率相等时，建立动态