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1、第11章电化学基础［教学要求］1.理解氧化还原反应的实质，掌握配平氧化还原方程式的方法。2.理解电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。3.掌握应用电极电势判断氧化还原反应进行的方向和限度及其计算。4.了解元素电势图及其运用。［教学重点］1.电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。2.电极电势的应用。3.元素电势图及其运用。［教学难点］电极电势的应用。［教学时数］8学时［主要内容］1.氧化还原反应：氧化还原反应的实质，氧化值，氧化还原方程式的（离子一电子法）。2.电极电势：原电池，电极电势（电极电势的概念，标准电极电势及其测定，能斯特方程式
2、，影响电极电势的因素）。3.电极电势的应用：判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强弱，判断氧化还原反应进行的程度。4.元素电势图及其运用。［教学内容］11-1氧化还原反应一、氧化数的概念规定：单质中，元素的氧化数为零，H2、C12、Fe正常氧化物中，氧的氧化数为一2,过氧化物中（H2O2和Na?。?）氧的氧化数为一1，K02氧化数为・0.5,KO3中氧化数为-1/3,OF?中O为+2H一般为+1,PH3；在NaH中为一1。离子化合物中，氧化数=离子电荷数共价化合物中，氧化数=形式电荷数总电荷数=各元素氧化数的代数和。例:K2Cr2O7+Cr为+6、Fe3O4中Fe为+8
3、/3、Na2S2O3+S为+2、Na2S4O6小S平均为2.5（2个S为0,二个S为+5）氧化数与化合价的区别与联系：意义不同，取值范围不同。数值二者有吋相等，有吋不等。例如：CH4CH3ClCH2Cl2CH3Cl二、氧化还原作用氧化还原反应：某些元素氧化态发生改变的反应氧化过程：氧化态升高的过程，还原剂还原过程：氧化态降低的过程，氧化剂氧化型：高氧化态氧化剂还原型：低氧化态还原剂中间态：既可作为氧化剂，又可做为还原剂还原型=氧化型+ne10HClOj+3P4=10HC1+12H3PO4三、氧化述原反应方程式的配平1.氧化数法：原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低数
4、和等（得失电子数目相等）写出化学反应方程式•确定有关元素氧化态升高及降低的数值确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。找出氧化剂、述原剂的系数。核对，可用HjOH-,H2O配平。例：11-1HC1O3+P4THC1+H3PO4Cl5+->cr氧化数降低6P4->4PO43'氧化数升高20IOHCIO3+3P4T10HC1+12H3PO4IOHCIO3+3P4+I8H2OT10HC1+I2H3PO4方程式左边比右边少36个H原了，少18个O原了，应在左边加18个H2O例11-2As2S3+HNO3fH3AsO4+H2SO4+NO氧化数升高的元素：2As3+^2As5+升高4
5、3S2-^3S6+升高24N5+->N2+降低33As2S3+28HNO3—6H3AsO4+9H2SO4+28NO左边28个H,84个O；右边36个H,88个O左边比右边少8个H,少4个O3As2S3+28HNO3+4H2O->6H3AsO4+9H2SO4+28NO1.离子电子法写出相应的离子反应式将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和氧化剂的还原反应。配平半反应-确定二个半反应的系数得失电了数相等的原则.根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加入h+,oh-,H2O,使方程式配平。i般先配平H、O以外的原子数，然后配平H、O原子数，最后配平电子数左边右边酸性介质多O缺H时
6、，多一个O加2个屮，缺1个H加1加相应的H2O碱性介质多H缺0时，多一个H加1个0H—,缺1个O加加相应的H2O2个0M※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现0H-,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+11-2原电池一、原电池的概念Zn+Cu2+=Cu+Zn2+原电极止极发生还原反应，负极发生氧化反应负极：Zn—2c=Zn2+(氧化态升高)正极：Cu2++2e=Cu(氧化态降低)二、原电池的表达式1、负极写在左边，正极写在右边2、用
7、表示电极与离子溶液之间的物相界面3、不存在相界面，用，分开。加上不与金属离子反应的金属惰性电极。4、用丨丨表示盐桥5、表示出相应的离子浓度
8、或气体压力。氧化半反应：Zn一2c=Zn2+还原半反应：Cu2t+2e=Cu(—)ZnIZn2+(c1/moldm_3)
9、
10、Cu2+(c2/moldm-3)
11、Cu(+)(-)(Pt),H2(pq)IH+(lmoldm-3)
12、
13、Fe34(lmoldm'3),Fe2,(lmoldm_3)
14、Pt(+)氧化半反应：H2-2e=2H+还原半反应：Fc3++e=Fe2+总反应：H2+2Fe3+=2H4'+2Fe2+要求：题屮给出电池符号，要能够写出半反应和总反应方程式三、电对的电极电位1.电极电位的形成M=Mn++ne金属进入溶液中，金属
