氧化还原与电化学

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1、第九章氧化还原与电化学10.1氧化数与氧化还原方程式的配平10.2原电池的电动势与电极电位（势）10.3标准电极电位（势）10.4影响电极电位的因素10.5与电极电位（势）有关的三种图形10.1氧化数与氧化还原方程式的配平一、氧化数（Oxidationnumber）（氧化态.中学：化合价）单质：000000H2O2O3C60NaNe化合物：氧化数=0+1-1+2-1NaClCaF2+1-1+1-2H:ClH2O氧化数的本质：在离子化合物中，即正、负离子所带的电荷数；在极性化合物中，即元素的一个原子提供参与共价键的电子数，其中电负性小,共用电子对离得较远的元素为正氧化数，电负性大、共

2、用电子以离得较近的元素为负氧化数。二、氧化还原反应（一）氧化还原反应定义例1：2Na(s)+Cl2(g)=2Na+Cl-(s)H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还原剂”;还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧化剂”。氧化过程：元素的氧化数↑;还原过程：元素的氧化数↓。凡若干元素氧化数发生变化的过程，就是氧化还原反应。（二）自氧化还原反应例：2KClO3(s)2KCl(s)+3O2(g)2HgO(s)2Hg(l)+O2(g)同一物质，既是氧化剂，又

3、是还原剂，但氧化、还原发生在不同元素的原子上。（三）歧化反应例：0+1-1Cl2(g)+H2O(l)=HOCl(aq)+HCl(aq)同一物质中同一元素的原子，有的氧化数↑，有的氧化数↓，称为“歧化反应”。三、氧化还原反应方程式的配平（一）氧化数法：适用于任何氧化还原反应。依据：还原剂氧化数的升高总值=氧化剂氧化数降低总值例1：KMnO4+FeSO4+H2SO41.据反应事实，写出反应产物，注意介质酸性：KMnO4+FeSO4+H2SO4MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O2.调整计量系数，使氧化数升高值=降低值:+7+2KMnO4+5FeSO4+H2SO4+2+3

4、MnSO4+5/2Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O3.若出现分数，可调整为最小正整数：2KMnO4+10FeSO4+H2SO4=2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O3.配平各元素原子数（观察法）先配平非H、O原子，后配平H、O原子。（1）配平K+、SO42-数目SO42-：左11，应+7；右182KMnO4+10FeSO4+8H2SO4=2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O（2）配平H+数目H+：左16，右2，应×8H2O2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4=2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+8H2O（3）配平（或核对）

5、O在原子数目：已平衡。对于电解质在溶液中的反应，也可通过“离子方程式”表示（更简洁），配平步骤类似：MnO4-+Fe2++H+Mn2++Fe3++H2OMnO4-+5Fe2++H+Mn2++5Fe3++H2OMnO4-+5Fe2++8H+Mn2++5Fe3++H2OMnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O（3）配平（或核对）O在原子数目：已平衡。注意注意若写为：MnO4-+3Fe2++4H+=MnO2↓+3Fe3++2H2O错！产物与实验事实不符，不是MnO2↓，而是Mn2+；若写为：MnO4-+5Fe2++4H2O=Mn2++5Fe3++8OH-错！虽然

6、物料平衡、电荷平衡，但介质不符。例2：歧化反应方程式配平I2既是氧化剂，又是还原剂，可分开写再配平H、O原子数目：合并I2：约简计量系数：（二）离子-电子法：只适用于发生在水溶液中的氧化还原反应。例1：1.把反应分为氧化反应,还原反应(均为“半反应”,“电极反应”):（还原反应）（氧化反应）2.调整两个“半反应”的计量系数，使得电子总数=失电子总数.5e和e的计量系数最小公倍数是5（二）离子-电子法(续)3.合并上述2个“半反应”：10.2原电池的电动势与电极电位（势）一、原电池、电解池与电化学（一）原电池：氧化还原反应是电子转移的反应同一溶液内的氧化还原反应过程，电子转移时无定向运

7、动，不产生电流:但若选择适当的电极，组装为“原电池”，使转移的电子定向运动→产生电流。原电池：是化学能→电能的装置。教材P.269图11.2锌-铜电池（DaniellCell电池）发生的反应：Zn极（负极,Cathode）:Cu极（正极,Anode）:原电池总反应：盐桥(饱和KCl(aq)+琼脂)的作用：作为正、负离子通道，使两个“半电池”的溶液都保持电中性.Cl-,SO42-ZnSO4(aq)K+,Zn2+CuSO4(aq)总结”原电池”：负极(Ca