氧化還原反應總結報告

化氧還原總結報告反應

12CONTENTS目錄基本概念氧化還原反應方程式的配平3電極電勢4電勢圖解及其應用5電解確定氧化數(shù)的四條規(guī)則：

(1)單質中原子氧化數(shù)為零(N2、H2、O2、Cu等)。(2)中性分子，所有原子的氧化數(shù)代數(shù)和為0。(3)離子中，所有原子的氧化數(shù)代數(shù)和等于離子電荷數(shù)(4)若干關鍵元素的原子在化合物中的氧化數(shù)有定值。氧化數(shù):是化合物中某元素所帶形式電荷的數(shù)值。和化合價區(qū)別：(1)氧化數(shù)：形式電荷數(shù)，不考慮結構，有正負、分數(shù)或0；化合價：依據(jù)化學鍵，只能是整數(shù)。(2)同一物質中同種元素原子的氧化數(shù)和化合價不一定相同?！?1-1基本概念氧化-還原反應的特征電子的得失或偏移

氧化還原電對在反應過程中，如果氧化劑得電子趨勢越強，它的氧化能力越強；則其共軛還原劑的還原能力越弱。配平原則：①電荷守恒；②質量守恒（氧化數(shù)配平法；半反應配平法）§11-2氧化還原反應方程式的配平1、氧化數(shù)配平法(1)寫出反應物和生成物的化學式(2)確定元素氧化數(shù)的變化值(3)調整系數(shù)按最小公倍數(shù)原則，使氧化數(shù)變化相等；(4)原子數(shù)配平。(關鍵是氧原子數(shù)的配平)2、離子-電子法(半反應配平法)1.寫出離子反應式(氣體、純液體、固體和弱電解質則寫分子式)2．將反應式分成兩個電對半反應式（一個氧化，一個還原）3．配平半反應的原子數(shù)（關鍵是氧原子的配平）和電荷數(shù)（e）離子—電子式4．調整系數(shù)使得失電子數(shù)相等5．兩個半反應加合成一個配平的離子反應式分別用氧化數(shù)配平法，離子-電子法(半反應配平法)配平以下方程MnO4-

+SO32-+H+Mn2++SO42-+H2O例1：寫出并配平KMnO4與K2SO3在酸性、堿性和中性介質中的反應方程式。書寫原電池符號的規(guī)則：1.負極“”在左邊，正極“+”在右邊，鹽橋用“‖”表示。2.半電池中兩相界面用“|”分開，同相不同物種用“,”分開，溶液、氣體要注明濃度（cB）和壓力（pB）。3.純液體、固體和氣體寫在惰性電極一邊用“︱”分開。§11-3電極電勢書寫下列原電池符號1、銅鋅原電池2、Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)23、2Al+2OH-+2H2O==2AlO2-

+

3H2↑

現(xiàn)有原電池（－）Pt∣Fe2+(c1),Fe3+(c2)‖Ce4+，Ce3+︱Pt（+），該電池放電時所發(fā)生的反應是A、Ce3++Fe3+==Ce4++Fe2+B、3Ce4++Ce==4Ce3+C、Ce4++Fe2+==Ce3++Fe3+D、2Ce4++Fe==2Ce3++Fe2+標準電極電勢的應用電極電勢愈高，電對中氧化型物質得電子能力愈強是較強氧化劑；其還原型物質的還原能力較弱。電極電勢愈低，電對中還原型物質失電子能力愈強是較強還原劑；其氧化型物質的氧化能力較弱。1.判斷氧化還原能力的相對強弱2.判斷氧化還原反應進行的方向強氧化型1+強還原型2=弱還原型1+弱氧化型2+e--e-E?

=?(+)

?()>0，正反應自發(fā)進行第一種題型：通過求K?Zn+Hg2Cl2==2Hg+Zn2++2Cl-2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-(Zn2+/Zn)=-0.7618V(Hg+/Hg)=0.268V(Fe3+/Fe2+)=0.771V(Cl2/Cl-)=1.358VrG?=-nFE?

第二種題型：通過rG?求E?

已知Mn+2H+==Mn2++H2

rG?

=-228KJ/mol

計算電對Mn2+/Mn的E?標準氫電極?(H+/H2)=0.000V●

氣體分壓均為100kPa●

溶液中所有物質的活度為1

mol/L●

純液體和固體標準電極：凡是符合標準態(tài)條件的電極

第三種題型：通過求?已知：Fe3++e-==Fe2+

=0.77VFe(OH)3的=2.810-39Fe(OH)2的=4.910-17求半反應Fe(OH)3+e-==Fe(OH)2+OH-的Fe(OH)3+e-==Fe(OH)2+OH-中[OH-]為1mol/L對電極反應：p

氧化型+ne-

q

還原型從電極電勢的Nernst方程可以看出：電極電勢不僅取決于電極本性，還取決于溫度和氧化劑、還原劑及相關介質的濃度或分壓。在溫度一定的條件下，氧化型濃度愈大，則值愈大；還原型濃度愈大，則值愈小。決定電極電勢高低的主要因素是標準電極電勢，只有當氧化型或還原型物質濃度很大或很小時，或電極反應式中的系數(shù)很大時才對電極電勢產生顯著的影響。n是反應式中轉移的電子數(shù)，單位mol；電動勢E單位V。法拉第常數(shù)F=96500C·mol-1。W單位J。當電池中各物質均處于標準態(tài)時rG?=-nFE?=－RTlnK?§11-4電勢圖解及其應用元素電勢圖OH

1.763V

0.6945V2OH22n=1n=1O21.229V

n

=2/VA

1.判斷歧化反應能否發(fā)生若

?右

>?

左時，發(fā)生歧化反應若?右

<?

左時，發(fā)生反歧化反應

2．判斷元素各氧化態(tài)在不同介質中的氧化還原能力強弱，確定最終產物3.計算電對的未知標準電極電勢

下面是氧元素的電勢圖。根據(jù)此圖回答下列問題：OH

0.695V2OH22n=1n=1O21.23V

n

=2/VA

/VA

OH-

OH2n=1n=1O20.4V

n

=2-0.88V計算(1)、(2)的電極電勢（1）（2）(n1)(n2)(n3)ABCD(nx)+）FnG

n-=D+-

B

eA11m(1)r11FnG

n-=D+-C

e

B22m(2)r22

FnG

nxxxxx-=D+-

DeA)m(rFnG

n-=D+-

D

e

C33m(3)r33電勢—pH圖及其應用

在等溫等濃度的條件下，以電對的電極電勢為縱坐標，溶液的pH值為橫坐標，繪出隨pH變化的關系圖，叫電勢—pH圖。O2穩(wěn)定區(qū)H2O穩(wěn)定區(qū)H2穩(wěn)定區(qū)

理論上講，在某一pH值下，若一電對的值在氧線上方區(qū)，該電對中的氧化型物質就會把水氧化放出氧氣；若一電對的值在氫線下方，該電對中的還原型物質就會把水還原放出氫氣。§11-5電解依靠外電壓迫使一個自發(fā)的氧化還原反應朝著向反方向進行的反應，叫做電解反應。電解定律：1934年法拉第通過實驗指出：“由電解所產生的物質的量，必定與通過的電量成正比，而與其他因素無關?！?mol電子所帶電荷的電量為96500C。由于離子所帶電荷不同，所以在電解過程中產生1mol電解