搜索
(1)定義：假設將鍵結電子分配給電負度較大的元素時，一原子所得失的電子數(2)性質：若得到電子，則氧化數為負；若失去電子，氧化數為正(3)氧化數決定的法則：A.元素態的任何物質，氧化數為0B.單原子離子，元素的氧化數即為離子的電荷數C.金屬化合物中，金屬的氧化數恆為正值(a)IA族的化合物，IA族的氧化數為+1(b)ⅡA族的化合物，ⅡA族的氧化數為+2D.氫的氧化數：(a)金屬氫化物中，氫的氧化數為-1，〔例〕LiH，MgH2(b)非金屬氫化物中，氫的氧化數為+1，〔例〕HCN，HCl，NH3E.氧的氧化數：(a)一般氧化物，氧的氧化數為-2(b)過氧化物，氧的氧化數為-1，〔例〕H2O2，Na2O2，BaO2(c)超氧化物，氧的氧化數-1/2，〔例〕KO2，CsO2(d)氧的氟化物:O2F2→+1;OF2→+2F.氟在化合物中氧化數恆為-1G.化合物中，各元素氧化數和為0H.多原子離子，各元素氧化數和為離子電荷I.元素的氧化數不超過族數，最多以族數為氧化數，例如H2SO4中，硫的氧化數為+6(1)氧化還原定義：定義氧化反應還原反應氫氧之轉移與氧化合，或失去氫之反應與氫化合，或失去氧之反應電子之轉移失去電子之反應得到電子之反應氧化數變化氧化數增加之反應氧化數減少之反應(2)性質：氧化還原反應同時相伴發生；兩個半反應，可在同一地點發生，亦可在不同地點發生(3)氧化劑，還原劑：氧化劑還原劑氧化數之變化氧化數可減少之反應物氧化數可增加之反應物電子之得失得到電子失去電子參與之反應本身被還原，參與氧化反應本身被氧化，參與還原反應自身氧化還原反應：氧化劑還原劑均為同一物質者還原劑共軛生成物半反應式平衡氧化還原方程式(1)原理：遵守得失電子數相等，電荷相等，原子數不滅等原則(2)方法：A.寫出氧化劑還原劑之共軛產物B.以氧化數平衡：氧化數改變量相等氧化劑共軛生成物半反應式氧化劑還原劑之(克)當量數(1)當量(或克當量)：A.定義：氧化劑獲得1mol電子之質量，或還原劑釋出1mol電子之質量，稱為1當量(2)(克)當量數：A.當量數：在氧化還原反應中，得失電子之莫耳數，稱為(克)當量數(3)當量濃度：一升溶液中所含有之當量數當量濃度＝莫耳濃度×得失電子之莫耳數(或氧化數改變量)氧化還原滴定(1)指示劑：一般以氧化劑或還原劑的顏色改變當指示劑(2)原理：氧化劑當量數＝還原劑當量數電化電池(1)電池：將化學能轉變成電能的裝置稱為電池(2)電極：電化電池中發生反應的地方A.陽極：發生氧化反應之電極.(符號定為－)；如圖之Zn極B.陰極：發生還原反應之電極，(符號定為＋)；如圖之Cu極(3)鹽橋：連接兩半反應電池之裝置，又稱電流橋樑B.功用：溝通電路，保持電中性C.亦可用一多孔素瓷杯，效果更好(4)外電路中，電子由陽極流向陰極，故電流計偏向陰極；而鹽橋中，陰離子游向陽極，陽離子游向陰極，使電解質保持電中性乾電池（勒克朗舍乾電池）(1)構造：A.陽極：鋅殼B.陰極：石墨棒(2)反應：(3)1.5V蓄電池（鉛酸電池）(2)放電過程：(3)充電過程：(4)電壓：2.03V(6)每放電2F，陽極增重96克，陰極增重64克，兩極共增重160克；但電解液消耗燃料電池（氫氧燃料電池）(1)構造：陽極：多孔性Ni；陰極：多孔性Ni－NiO混合物；電解質：高濃度的KOH溶液(4)電壓：0.9V(5)反應溫度為70~140℃之間(6)優點：理論上能量轉換率為100%電位(1)定義：一粒子得失電子的相對大小稱為電位(2)種類：A.氧化電位：失去電子的相對大小B.還原電位：得到電子的相對大小電位的測定(1)標準狀態：因電位隨物質的種類，濃度的變化及溫度與壓力而異，與半反(2)參考電極：以氫標準電極為參考電極決定電位大小的因素標準還原電位的應用(1)可判斷氧化劑與還原劑的相對強度：還原電位正值愈大者，為愈強的氧化劑(2)預測電池之電壓△E°＝陰極之還原電位－陽極之還原電位＝陰極之還原電位＋陽極之氧化電位＝陽極之氧化電位－陰極之氧化電位(3)預測反應是否自發反應半電池電位半電池電位：只表示失去或獲得電子傾向的大小，與電極的大小無關；半電池電位不是能量，沒有加成性非標準狀態之電位差非標準狀態之電位差：利用勒沙特列原理預測(1)反應向生成物方向進行之趨勢增大，電池電壓升高(2)反應向反應物方向進行之趨勢增大，電池電壓降低(3)達平衡時，電位差(電壓)為零雙電池(1)順接：陽極與另一電池之陰極相接之接法；此時雙電池之電壓為兩單電池電壓之和(2)逆接：陽極與另一電池之陽極相接之接法；此時雙電池之電壓為兩單電池電壓之差(3)四個半電池可組成六種雙電池，但電壓只有三種。電解(1)定義：通直流電使物質分解的反應，稱為電解；為一種非自發反應(2)原理：A.電解質在水溶液中或熔融時會解離產生離子；離子數未必相等，離子所帶電荷亦未必相等，但總電量必相等，而呈電中性B.通入直流電時，陽離子或水游向陰極而被還原；陰離子或水游向陽極而被氧化(3)聯接法：電解槽的正極(陽極)和電池的正極(陰極)相連接；電解槽的負極(陰極)和電池的負極(陽極)相連接(4)所需最小電壓：應大於電解質被分解所引起氧化還原的電位差(5)電解產物的決定：(6)應用：B.電解食鹽水(鹼氯工業)：(b)汞齊法：石墨為陽極，汞為陰極C.鋁的電解：(a)以濃NaOH去除鋁礬土中的鐵質(7)電解定量關係→法拉第定律電鍍(1)定義：利用氧化還原反應，把一種金屬鍍於器皿或裝飾品表面之作用(2)裝置：陽極：擬鍍金屬；陰極：被鍍物電鍍液：含陽極金屬離子鹽類水溶液COD的測量中，氧化有機務所剩下的氧化劑(Cr2O72-)利用Fe2+來滴定。試求當Cr2O72-=10-4MCr3+=10-4MFe2+=10-5MH+=1M情況下之氧化還原電位。已知EoFe3+Fe2+=0.68VEoCr2O72-Cr3+=1.33V最佳解答Fe3++e-=Fe2+E1=0.68[1]Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2OE2=1.33[2]Cr2O72-+14H++6Fe2+=2Cr3++7H2O+6Fe3+E=?[3]由[3],[Fe3+]=3[Cr3+]E=E2-E1-(0.0591/6)log([Fe3+]6[Cr3+]2/([Fe2+]6[Cr2O72-][H+]14))=0.65-(0.0591/6)log(36*10-32/10-34)=0.65-0.048=0.602V利用氧化數處理氧化還原方程式的平衡，其步驟如下：1.先平衡氫、氧之外的原子。2.利用氧化數，計算出各原子的氧化數，並找出兩組氧化數有變動者，即找出兩組氧化還原的對應物種。3.氧化數增加總數要等於氧化數降低總數，視需要來調整兩組共軛氧化還原對之係數。4.反應物與生成物兩邊電荷數要相等，在酸性溶液中利用H來平衡，在鹼性溶液中則利用OH-來平衡。5.利用原子不滅，在水溶液中一般用H2O來平衡氫原子或氧原子。6.檢查（原子不滅，電荷守恆）氧化還原反應的平衡1.氧化還原反應方程式：與一般化學反應方程式一樣，氧化還原反應方程式首先要滿足(A)原子守恆的原理，(B)電荷守恆的原理，但在求取平衡關係時，可以利用氧化數的觀念輕易的達成平衡的目的。2.平衡方程式之方法：(1)觀察法。(2)代數法。(3)氧化數法。(4)半反應法。3.平衡方程式之原理為：(A)利用原子不滅原理平衡原子之數目。(B)利用電子得失、氧化數增減平衡氧化數及電荷。(C)加入H+、OH-及H2O，做最後之平衡。4.半反應法:(A)一個氧化還原反應實際上是一個氧化反應和一個還原反應之和，亦即由兩個半反應(halfreaction)所組成。(B)利用半反應平衡方程式的步驟為:(1)寫出與半反應式;答案(2)氧化(或還原)半反應式中，特定原子的氧化數變化，以的加減來調整;並平衡電荷。(3)兩個半反應式各乘以適當倍數，使得相加後所得到的全反應中，不得出現電子。「例8-2」試平衡Sn2++Fe3+===Fe2+(aq)+Sn4+(8-6)[解]寫出半反應式，氧化:Sn2+===Sn4+＋2e－(8-7)(8-7)十2×(8-8)得，2Fe3＋(aq)+Sn2+(aq)===2Fe2+(aq)+Sn4+(aq)根據電荷守恆原理檢驗左右雙邊之電荷:2×3＋2=2×2十4=8寫半反應式時，在式中所出現的物種必須是確有其物，否則這個反應式就沒有意義了。[例8-3]試平衡N03－十H2S十H＋===NO十S十H2O(8-9)[解]：這個反應是在酸性溶液中進行的，所以有H＋及H2O參與反應，氧化半反應式:H2S=S+2e-+2H+(8-10)還原半反應式:NO3－(aq)＋4H＋(aq)十3e－===NO(g)，十2H2O(l)(8-11)因為反應是在水中進行，用以平衡方程式的氧與氫均應來自H2O，或水中的離子。這類反應通常對pH值的依存性很大，在不同的pH值時就會有不同的產物。(8-10)×3十(8-11)×2得2N03－十3H2S十2H＋===2NO十3S十4H2O(8-12)5.氧化數平衡法：是另一種平衡方法，即直接利用氧化數的改變。(A)確定氧化劑與還原劑：以H2S(aq)與MnO4－(aq)反應生成S及Mn2＋為例，氧化劑：MnO4－(aq)，S還原劑：H2S(aq)，Mn2＋。此方程式可以暫時寫成：H2S＋MnO4－(aq)===S十Mn2＋(8-13)(B)首先察看S及Mn氧化數的改變，﹒S：由-2變為0，而Mn：由+7變成+2，所以要平衡電子的授受，必須有5個S原子與2個Mn原子反應，亦即，5H2S(g)＋2MnO4－(aq)===5S(s)十2Mn2＋(8-14)(C)其次，我們要平衡氧原子的數目：由於式(8-14)左邊有8個氧原子，因此右邊必須加上8個H2O分子(反應是在水中進行，因此有大量的水存在):5H2S(g)＋2MnO4－(aq)===5S(s)十2Mn2＋十8H2O(8-15)(D)最後平衡氫原子的數目，由於式(8-15)左邊有10個氫原子，而右邊卻有16個氫原子，兩者相差6個氫原子，此氫原子即以氫離子形式由水溶液中供應，即此反應必須在酸性溶液中進行，全反應即為5H2S(g)+2MnO4－(aq)十6H+(aq)===5S(s)十2Mn2+十8H2O(l)(8-16)6.環境之不同會產生不同之反應：在[例8-3]裏，我們提到氧化還原反應會受到pH的影響，就此我們進一步的提出說明。(A)過錳酸鉀(KMnO4)：是一個氧化力很強的氧化劑，用於氧化還原滴定，但通常這種滴定是在其半反應式為：(8-17)(B)在酸性溶液中有足夠的氫離子，＋7的錳可以還原成十2的狀態。如果反應是在中性或微酸性溶液中進行，情況就不相同了，MnO4－(aq)十2H2O2+3e-===MnO2(s)十4OH-(aq)(8-18)因為沒有足夠的氫離子，＋7的錳只能捕捉3個電子而形成(MnO2)的沈澱，顯然氧化力減少了許多。再者，有的物質是很強的氧化劑(或還原劑)，但另有一些則既可扮演氧化劑又可當作還原劑，主要取決於反應進行的條件。7.可當還原劑又可當氧化劑之物：過氧化氫(H2O2)就是這樣一種物質。(A)在酸性溶液中，過氧化氫會把碘離子氧化成碘，H2O2(aq)十2I-十2H＋(aq)===I2(s)十2H20(l)(8-19)但在同一條件下，它卻可能被過錳酸鉀氧化而放出氧，5H2O2(aq)十2MnO4－(aq)十6H+===5O2(g)十2Mn2+(aq)十8H2O(l)(8-20)類似的性質也可見於亞硝酸根、亞硫酸根等。(B)氧化還原反應在定量分析中有廣泛的應用，其中以的滴定最為普遍。現以鐵的定量加以說明:將欲定量的試料溶於硫酸中，再以適當的還原劑通常為：鋅汞齊例如：將試料中的Fe3＋完全還原成十2狀態，即(8-21)(C)以過錳酸鉀的標準溶液進行滴定，陰極(還原反應)：(8-22)陽極(氧化反應)：(8-23)(D)剛開始滴定時，加入的KMnO4完全被還原，因此紫色消失，但超過滴定當量點時，超量的KMnO4。所顯示的紫紅色就