9
This presentation is the property of its rightful owner.
Sponsored Links
1 / 42

9 氧化还原反应 Oxidation—Reduction PowerPoint PPT Presentation


  • 53 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

9 氧化还原反应 Oxidation—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. 9.1 基本概念. 9.1.1 氧化还原定义: 2H 2 +O 2 =2H 2 O CuO+H 2 =Cu+H 2 O Zn+Cu 2+ =Cu+Zn 2+ 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。

Download Presentation

9 氧化还原反应 Oxidation—Reduction

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


9 oxidation reduction

9 氧化还原反应

Oxidation—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


9 oxidation reduction

9.1 基本概念

9.1.1 氧化还原定义:

2H2+O2=2H2O

CuO+H2=Cu+H2O Zn+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


9 1 2

9.1.2 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


9 oxidation reduction

标出硫元素的氧化数

S2O32- S4O62-

+2 +2.5

标出铬的氧化数

Cr2O3 CrO42- Cr2O72-

+3 +6 +6


9 oxidation reduction

9.1.3 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+

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+O2 Cu+(ag) →Cu2+(ag)+Cu

(处于中间价态) 能发生歧化的物质稳定性比较差


9 oxidation reduction

9.1.4 氧化还原电对

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


9 1 5

9.1.5 氧化还原反应的配平

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:


  • 9 oxidation reduction

    9.2 原电池和电极电势

    9.2.1 原电池

    Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+

    铜极: Cu2+ + 2e = Cu

    锌极: Zn = Zn2+ + 2e

    合并:Zn+Cu2+=Zn2++Cu

    盐桥

    原电池将化学能转化为电能

    原电池——化学电源

    Zn2+

    SO42-

    Cu2+

    SO42-


    9 oxidation reduction

    (1) 原电池的组成

    正极

    —发生还原反应(氧化剂)

    原电池

    负极

    —发生氧化反应(还原剂)

    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+


    9 oxidation reduction

    (2)原电池的表示法


    9 oxidation reduction

    氢电极:H+(c)|H2(p)|Pt

    Fe2+-Fe3+电极::

    Fe2(c1)+,Fe3+(c2`)|Pt

    饱和甘汞电极:

    Cl-(饱和溶液)|Hg2Cl2(s)|Hg()|Pt


    9 oxidation reduction

    9.3 电池电动势()和电极电势()

     = + - -

     =  (Cu2+ /Cu) -  (Zn2+/Zn)

    如果电池中各物质均处于标准态:

     = +- -

    =(Cu2+ /Cu) - (Zn2+/Zn)


    9 oxidation reduction

    (1)标准电极电势(  )

    标准氢电极{(H+/H2)}

    c(H+)=1.0mol.L-1

    条件

    H2

    H2(100kPa)

    H2(100kPa)

    • 电极反应 2H+ +2e= H2

    • 电极电势  (H+/H2)=0.0000V.

    度铂黑的铂片

    c(H+)=1.0mol.L-1

    标准氢电极


    9 oxidation reduction

    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。


    9 oxidation reduction

    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。


    9 oxidation reduction

    (-) |Pt H2(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。

    标准电极电势表


    9 oxidation reduction

    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


    9 oxidation reduction

    • 使用标准电极电势表注意:

      • 1 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


  • 9 oxidation reduction

    2 断判标准态时,反应自发进行的方向

    氧化还原反应自发进行的趋势:

    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+


    9 oxidation reduction

    9.4 氧化还原反应的自发方向

    9.4.1 ΔG 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=96.5 kJ·V-1·mol-1


    9 oxidation reduction

    反应的自发方向性


    9 oxidation reduction

    9.4.2 与K的关系

    标准态下进行反应:

    ΔrGm =-nF

    已知:ΔrGm = - RT lnK

    lgK=n/0.0592V


    9 oxidation reduction

    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

    解:已知:

    (Pb2+/Pb)=-0.1264V, (Sn2+/Sn)=-0.1377 V

    = (Pb2+/ Pb) - (Sn2+/ Sn)

    =-0.1264V -(-0.1377V)=0.0113V

    lgK=n/0.0592V

    =2×0.0113V/0.0592V=0.3820

    K=2.41

    该反应不能进行完全。


    9 oxidation reduction

    9.5 Nernst方程—非标准态电极电势

    Ox 氧化型——广义

    Red 还原型——广义


    9 oxidation reduction

    9.6 影响氧化还原反应的因素

    A(氧化型)+ ne = B(还原型)

    结论:

    (1)氧化型浓度增大,增大, 氧化型物质的氧化能力升高,还

    原型的还原能力降低。

    (2)还原型浓度增大,降低,还原型的还原能力升高,氧化型

    的氧化降低。


    9 oxidation reduction

    • 9.6.1 浓度对氧化还原反应的影响

    例:判断反应 Ag+ + Fe2+ = Ag + Fe3+自发进行的方向。

    (1)标准态下

    (2)c(Fe 3+) = c(Fe3+)= c(Ag+)=0.10mol.L-1

    解:

    反应正向自发。


    9 oxidation reduction

    • 9.6.2 酸度对氧化还原反应的影响

    例:分析O2的氧化能力随溶液酸度变化的情况


    9 oxidation reduction

    计算pH=3.0,其它物质都处于标准态时,(Cr2O72-/Cr3+)

    一般情况下,氧化物,含氧酸及其盐均需在酸性溶液中表现出氧化性。酸性越强、氧化能力强。如KNO3 < HNO3

    特殊地:MnO42-+ e = MnO4-


    9 oxidation reduction

    9.6.3 沉淀对氧化还原反应的影响

    由于氧化型(Ag+)浓度大大减小,降低。氧化能力降低


    9 oxidation reduction

    9.6.4 配位的影响

    Cu(NH3)42+ + 2e = Cu+4NH3

     {Cu(NH3)42+ / Cu}<  (Cu2+ / Cu)


    9 oxidation reduction

    9.7 元素电势图及其应用

    9.7.1 元素电势图

    A/v

    Fe3+ Fe2+ Fe

    0.185

    0.522

    0.77

    -0.44

    Cu+

    Cu

    Cu2+

    -0.037

    0.34

    B/v

    0.49

    0.15

    IO3- IO- I2I-

    0.45

    0.538

    0.26


    9 oxidation reduction

    9.7.2 应用

    (1)判断物质在水溶液中能否发生歧化反应

    分析Cu2+,Cu+在水溶液中的稳定性

    三种物质组成二个电对

    (Cu2+/Cu+)=0.185v

    (Cu+/Cu)= 0.522v

    0.185

    0.522

    Cu+

    Cu

    Cu2+

    0.34

    能够自发进行的反应是:Cu+ + Cu+ = Cu2+ +Cu


    9 oxidation reduction

    (A/B)

    (B/C)

    对于任意元素的电势图: A B C

    若:(1)(B/C)>(A/B)

    物质B发生歧化反应,歧化产物为A,C.

    (2) (B/C)< (A/B)

    物质A与C能发生反歧化反应,产物为B.


    9 oxidation reduction

    根据下列元素电势图,分析

    (1)配制Fe2+盐溶液中,应采取什么措施防止氧化?写

    出有关的反应式

    (2)I2在碱性溶液中是否稳定?写出反应式

    0.77

    -0.44

    Fe2+

    Fe3+

    Fe

    A/v

    -0.037

    B/v

    0.49

    0.15

    IO3- IO- I2I-

    0.45

    0.538

    0.26


    9 oxidation reduction

    (2)间接计算未知的电极电势


    9 oxidation reduction

    ?

    0.682

    A O2 H2O2 H2O

    1.229

    MnO4-

    1.69

    MnO2

    1.23

    Mn2+

    3

    2

    (MnO4-/Mn2+)=

    (1.69V3+1.23V 2)/5 =1.50v


    9 oxidation reduction

    重点

    • 离子电子法配平氧化还原反应

    • 原电池的组成

    • 氧化还原反应自发方向的判断

    • 的应用、元素电势图的简单应用

    • (非标准态计算——Nernst公式)

      影响的因素

      (酸碱、沉淀、配位)


    9 oxidation reduction

    练习题

    1、 根 据 ( Pb2 Pb ) =  0.13 V ,( Fe3 Fe2 ) = 0.77 V , 标 准 态 下 能 将 Pb 氧 化, 但 不 能 将 Fe2氧 化 的 氧 化 剂, 与 其 对 应 还 原 态 组 成 电 极 的  值 范 围 是:

    A.<  0.13 V ; B.  0.13 V  0.77 V ;

    C. >  0.13 V ; D. > 0.77V , <  0.13 V 。

    2. 标 准 态 下, 反 应 Cr2O72 + 6Fe2 + 14H = 2Cr3 + 6Fe3 + 7H2O 正 向 进 行, 则 最 强 氧 化 剂 及 最 强还 原 剂 分 别 为:

    A. Fe3、Cr3 ; B. Cr2O72、Fe2;

    C. Fe3、Fe ; D. Cr2O72、Cr3。


    9 oxidation reduction

    3. 酸 性 介 质 中, (AgAg)=0.80V, (BrO3Br2 ) = 1.52 V , (NO3NO) = 0.96 V , ( Zn2 Zn ) =  0.76 V 。 下 列 各 组 物 质 在 标 准 态 下, 可 共 存 的 为:

    A. Ag、Zn ;B. Zn2、Br2 ;

    C. NO3、Ag ;D. BrO3、Ag 。

    4. 根 据(Cu2Cu) = 0.34 V , (Zn2Zn) =  0.76 V , 可 知 反 应Cu + Zn2 ( 1  105 molL1)=Cu2(0.1molL1) + Zn 在 298 K 时 平 衡 常 数 约 为:

    A. 1037 ;B. 1037 ;C. 1042 ;D. 1042。


    9 oxidation reduction

    5 .写出电极反应MnO4- +8H+ + 5e =Mn2+ + 4H2O的能斯特方程式______________________________________________。

    6.根据碘元素在碱性溶液中标准电极电势图 :

    (B): IO3- 0.26 I2 0.53 I-

    在稀碱溶液中,I2、I-、IO3-中,最强的氧化剂是______;最强的还原剂是_______;他们之间可自发进行的反应方程式为_______________, 该反应是_____的歧化反应。

    7、 已 知 ( MnO4 Mn2 ) = 1.49 V , ( Br2 Br ) = 1.07 V , ( Cl2 Cl ) = 1.36 V 。欲 使 Cl、Br混 合 液 中 Br被 MnO4氧 化, 而 Cl不 被 氧 化, 溶 液 pH 值 应 控 制 在 什 么 范 围 之 内 ?( 假 定 其 他 各 物 质 均 处 于 标 准 态 ) (1.38~4.45)


  • Login