7普通化学_课件_中国农业大学

2020/2/151氧化还原反应的应用？？•1燃气燃烧供给热能！•2冶炼金属•3化学电源（各种电池）•4.生物能的获得•金属腐蚀•中国农业大学【天地农大BBS】—Reduction本章基本要求：1、理解氧化还原反应的基本概念及反应式的配平2、了解原电池的基本概念，了解电极电势的意义3、掌握Nerst方程的简单应用4.掌握一些重要元素的氧化-还原性质6.1.1氧化还原定义：2H2+O2=2H2OCuO+H2=Cu+H2OZn+Cu2+=Cu+Zn2+氧化—失电子的过程还原—得电子的过程氧化还反应的本质——电子得失。特点：在同一反应中，有失电子的物质——还原剂，同时有得电子的物质——氧化剂，且氧化剂得电子总数等于还原剂失电子的总数6.1基本概念6.1.2元素的氧化数氧化数：元素在物质中所带的形式电荷。计算：是将成键电子指定给电负性较大的原子标出硫元素的氧化数S2O32-S4O62-S2O82-标出铬的氧化数Cr2O3CrO42-Cr2O72-CrO5＋2+2.5+6+3+6+6+6自身氧化还原反应：电子转移发生在同一物质内的两个元素之间。KClO3→KCl+O2↑KClO3是氧化剂，也是还原剂歧化反应电子得失发生在同一物质内同一元素的不同的原子之间2H2O2→H2O+O2Cu+(ag)→Cu2+(ag)+Cu(处于中间价态)能发生歧化的物质稳定性比较差6.1.3氧化还原反应的类型根据电子转移物质之间的关系分为三类一般氧化还原反应：电子转移发生在两个或多个物质之间Zn+Cu2+=Cu+Zn2+电对表示法：①高氧化态物质在上，低氧化态在下面②高氧化态对应物质称氧化型，做氧化剂，低氧化态对应物质称还原型，做还原剂。③根据氧化还原反应电对可判断反应的产物电对物质ZnZnCuCuCuCuO226.1.4氧化还原电对6.1.5氧化还原半反应任何一个电对物质之间的关系，可用氧化—还原半反应表示。CuCuCuCuCuFeFeFeFeFe22322如2223272327222H2e2HHHO7H2Cr6e14HOCrCrOCrCu2eCuCuCu如离子电子法（1）用离子反应式写出主要反应物，产物。（2）将总反应分为两个半反应，一个氧化反应一个还原反应。（3）首先对两个半反应进行原子数配平，再用电子进行电荷数的配平。（4）根据得失电子数相等的原则，将两个半反应乘以适当的系数，相合并，就得到配平的方程式。注：如果在配平时有多氧和少氧的情况，根据介质的酸、碱性，分别用H2O，OH-或H+,H2O等来补充。（5）检查：6.2氧化还原反应的配平配平练习-11、酸性介质MnO4-+Cl-Cl2+Mn2+2、近中性介质中，MnO4-+SO32-MnO2+SO42-3、碱性介质Cr(OH)4-+H2O2CrO42-4、Br2+OH-BrO3-+Br-配平练习-21、酸性介质MnO4－+H2C2O4Mn2++CO22、碱性介质Co(NH3)62++O2Co(NH3)63++OH－3.MnO42－MnO4－+MnO28.3.1原电池Zn+Cu2+=Cu+Zn2+Zn2+SO42-Cu2+SO42-盐桥铜极：Cu2++2e=Cu锌极：Zn=Zn2++2e合并：Zn+Cu2+=Zn2++Cu原电池将化学能转化为电能原电池——化学电源6.3原电池和电极电势（1）原电池的组成原电池负极正极电极反应——氧化还原半反应电极通常用电对表示为了统一：电极反应通常写还原式（+）Cu2++2e=Cu（-）Zn2++2e=Zn总反应（+）-（-）Cu2++Zn=Cu+Zn2+—电子进入的极—发生还原反应(氧化剂）—电子输出的极—发生氧化反应(还原剂)（2）原电池的表示法电池符号书写有如下规定：负极写在左，正极写在右金属与溶液之间用“|”隔开表示相界面，正负两极之间“‖”隔开表示盐桥如有多种离子参加反应各离子之间“，”隔开。注明参加反应各物质的浓度或分压（条件）（-）Zn|Zn2+（1.0mol·L-1）||Cu2+（1.0mol·L-1）|Cu（+）氢电极：H+（c）|H2（p）|Pt氧电极：OH-（c）|O2（p）|PtFe2+-Fe3+电极：：Fe2（c1）+，Fe3+（c2`）|Pt饱和甘汞电极：Cl-（饱和溶液）|Hg2Cl2（s）|Hg（）|Pt6.3.2电池电动势（）和电极电势（）=+--（-）Zn|Zn2+（1.0mol·L-1）||Cu2+（1.0mol·L-1）|Cu（+）=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)如果电池中各物质均处于标准态：=+--=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)（1）标准电极电势（）标准氢电极{(H+/H2)}度铂黑的铂片H2(100kPa)H2c(H+)=1.0mol.L-1标准氢电极电极反应2H++2e=H2电极电势(H+/H2）=0.0000V.c(H+)=1.0mol.L-1H2(100kPa)条件电极电势的测定测定某电极的标准电极电势，由标准氢电极（作负极）与标准状态下的某电极组成原电池，测定此原电池的电池电动势，根据=正极-负极求出待测标准电极相对于标准氢电极的电极电势，称其为该待测电极的标准电极电势。例：（-）Pt|H2（100kPa）|H+（1.0mol·L-1）||Cu2+（1.0mol·L-1）|Cu（+）测得=+0.3417v，=正极-负极=（Cu2+/Cu）-（H+/H2）(H+/H2）=0.0000V，(Cu2+/Cu）=+0.3417V，即铜电极的标准电极电势为+0.3417V。（-）|PtH2（100kPa)|H+（1.0mol·L-1)||Zn2+（1.0mol·L-1)|Zn(+）测得=-0.7600v=正极-负极=（Zn2+/Zn）-（H+/H2）(Zn2+/Zn）=-0.7600V，锌电极的标准电极电势为-0.7600V。将任意二个电极组成原电池，原电池的电动势计算：（-）Zn|Zn2+（1.0mol·L-1）||Cu2+(1.0mol.L-1)|Cu(+)(Zn2+/Zn）=-0.76V(Cu2+/Cu）=0.34V=正极-负极=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)=0.34V-(-0.76V)=1.10V使用标准电极电势表注意：标准电极电势的值与电极反应书写方式无关如标准铅电极：做正极时，电极反应为Pb2++2e=Pb；(Pb2+/Pb）=-0.1264V做负极时，电极反应为Pb=Pb2++2e，(Pb2+/Pb）=-0.1264V也可以是，2Pb=2Pb2++4e(Pb2+/Pb）=-0.1264V.同一电对在不同介质（酸、碱）中，其电极反应和标准电极电势不同。如ClO3-/Cl-电极：在酸性溶液中电极反应为：ClO3-+6H++6e-=Cl-+3H2O(ClO3-/Cl-）=1.451V在碱性溶液中电极反应为：ClO3-+3H2O+6e-=Cl-+6OH-（ClO3-/Cl-）=0.62V（2）标准电极电势的应用大小反映物质在水溶液中氧一还能力的相对强弱(Zn2+/Zn）=-0.76V(Cu2+/Cu）=0.34VCu2+的氧化能力大于Zn2+Zn的还原能力大于Cu大，氧化型的氧化能力强，是强氧化剂，还原型是弱还原剂小，还原型的还原能力强，是强还原剂，氧化是弱氧化剂。VVVVrV0)/HH(76.0)/ZnZn(77.0)/FeFe(07.1)/BrB(49.1)/MnMnO(,:2θ2θ23θ2θ24θ能力大小排列下列物质的氧一还根据下列电极电势值如强氧化剂对应弱还原剂。强还原剂对应弱氧化剂（共轭关系）2324ZnHFeBrMnO222MnBrFeHZn氧化型物质的氧化能力：还原型物质的还原能力：断判标准准态时，反应自发进行的方向氧化还原反应自发进行的趋势：强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂，弱还原剂即：大的电对中氧化型与小电对中还原型物质的反应是自发进行的例：判断标准态时，Br2,I2能否将Fe2+氧化成Fe3+)(54.0/I(I77.0/Fe(Fe06.1/Brr(2θ23θ2θVVVB）））.FeBr/Fe(Fe/Brr(2223θ2θ化能氧））B.FeI/Fe(Fe/I(I2223θ2θ化不能氧））227224324Mn,OCrCuMnOBr,FeFeMnO，，性溶液中能否共存判断下列各组物质在酸8.4.1ΔG和的关系由热力学原理可知，吉布斯自由的变化等于系统对外做的最大非体积功,即：ΔG=`Wmax=-nF电池电动势，n总反应中电子转移的数目，F法拉弟常数F=96.5kJ·V-1·mol-16.4电池电动势与吉布斯自由能的关系反应的自发方向性平衡逆向自发正向自发平衡状态逆向自发正向自发000000000000GGGGGG任意态标准状态标准态下进行的1mol反应：ΔrGm=-nF已知：ΔrGm=-RTlnKKnVKKnFRTlg0592.0:298ln下的反应6.4.2与K的关系6.4.3化学反应进行的程度（趋势）VVKnVVKnKnV2.0~2.010~10236.0~36.010~101lg059.06666通常以0.3v或-0.3v作为反应完全程度（或趋势大小）的估计值。3342242242422422224224109.2lg10059.098.1lg059.0,3.0)(98.1)49.0(49.1O8H10CO6HOC5H2MnO:0.49V)COOC(HOCH2H2e2CO:1.49V)Mn(MnOO4HMn5e8HMnO::KKVVKnVVVVV可以用于定量测定反应进行的相当完全电池反应负极正极解例：是否可以用已知浓度的H2C2O4标定KMnO4溶液浓度，写出电极反应及电池反应。解：已知：(Pb2+/Pb)=-0.1264V，(Sn2+/Sn)=-0.1377V=(Pb2+/Pb)-(Sn2+/Sn)=-0.1264V-（-0.1377V）=0.0113VlgK=n/0.0592V=2×0.0113V/0.0592V=0.3820K=2.41该反应不能进行完全。例:试计算下列反应的标准平衡常数，分析其进行的程度：Sn+Pb2+==Sn2++Pb对于任意给定电极，其电极反应的通式为a（Ox）+ne-=b（Red）则，其电极电势为：（Ox/Red）=（Ox/Red）+bacdccOxcnFRT}/)(Re{}/)({ln6.5Nernst公式—非标准态电极电势Ox氧化型——广义Red还原型——广义298.15K时，(Ox/Red)=（Ox/Red）+bacdccOxcnV}/)(Re{}/)({lg0592.0因为c=1.0mol·L-1，也可简写为：（Ox/Red）=（Ox/Red）+badcOxcnV)}(Re{)}({lg0592.0注意事项-平衡常数表达式练习：写出下列电极的nerst表达式1.(H+/H2）=2.(Br2/Br-）=3.(Cr2O72-/Cr3+）=4.{Fe(OH)3/Fe(OH)2}=banV)()(lg0592.0还原型氧化型结论：（1）氧化型浓度增大，增大,氧化型物质的氧化能