氧化还原医科大学化学

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第七章氧化还原反应和电极电势Oxidation-ReductionReactionandEelectrodePotential\n1.掌握氧化值的定义，能熟练确定元素的氧化值。2.掌握氧化还原反应的基本概念。3.掌握电极反应的Nernst方程，会用Nernst方程进行有关计算。4.掌握用电极电势判断氧化剂与还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向和程度。5.熟练地写出原电池正、负极的电极反应式，电池符号。6.了解电极电势产生的原因。教学基本要求：\n氧化还原反应oxidation-reductionreaction氧化值oxidationnumber氧化剂oxidant还原剂reducer氧化还原电对redoxcouple原电池primarycell标准电极电势standardelectrodepotential电动势electromotiveforce标准氢电极standardhydrogenelectrodeNernst方程Nernstequation外语词汇：\n第七章氧化还原反应和电极电势第一节氧化还原反应的基本概念第二节原电池第三节电极电势和原电池的电动势第四节电极电势的应用\n一、氧化值oxidationnumber定义：氧化值为某元素一个原子的荷电数。这种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电负性较大的原子而求得。元素的氧化值发生变化的反应称为氧化还原反应oxidation-reductionreaction。\n要进一步确定同种元素每一个原子的氧化值时，必须了解化合物的结构。对化合物中的同一种元素的不同原子,常采用平均氧化值-O—S—O-OS-O—S—S—S—S—O-OOOO↑↓↑↓↑↓S2O32-和S4O62-\n确定氧化值的方法如下：(1)在单质中，元素的氧化值为零。如：O2，Cl2，Mg(2)O元素的氧化值，在正常氧化物中皆为-2在过氧化物中为-1（如H2O2）；在超氧化物中为-1/2（如KO2）；在OF2中为+2。\n(3)H元素在一般化合物中的氧化值为+1；但在金属氢化物中为-1(如NaH)。例题(4)在简单离子中，元素的氧化值等于该元素离子的电荷数，如：Mg2+为+2，Cl-为-1；在复杂离子中，元素的氧化值代数和等于离子的电荷数如：[S+6O4-2]2-，[N-3H4+1]+。(5)在中性分子中，所有元素的氧化值代数和等于零。\n在K2Cr2O7中，Cr元素的氧化值为+6。例7-1计算K2Cr2O7中Cr元素的氧化值。解：在K2Cr2O7中，O元素的氧化值为-2，K元素的氧化值为+1。设Cr元素的氧化值为x，则有：\n二、氧化剂和还原剂2Na0+Cl20=2Na+1Cl-1C-4H4+2O20=C+4O2-2+2H2ONa和C反应后氧化值升高，被氧化，发生了氧化反应，称为还原剂（reductionagent）Cl和O反应后氧化值降低，被还原，发生了还原反应，称为氧化剂（oxidizingagent）ReductionAgentandOxidizingAgent\n每个氧化还原反应可拆分成两个半反应Zn+Cu2+=Cu+Zn2+还原半反应：Cu2++2e→Cu氧化半反应：Zn-2e→Zn2+\n氧化还原电对：氧化值较高的物质称为氧化型物质，用符号Ox表示；氧化值较低的物质称为还原型物质，用符号Red表示三、氧化还原电对redoxcoupleOx／Red\nOx／Red转化关系：Ox＋ze-＝Red例如：Cu2+／Cu、Zn2+／Zn它们的关系如同共轭酸碱对。\n第七章氧化还原反应和电极电势第一节氧化还原反应的基本概念第二节原电池第三节电极电势和原电池的电动势第四节电极电势的应用\n第二节原电池（1）原电池的组成（2）原电池的表示方法两个--半反应（电极）盐桥\n一、原电池primarycell作用：利用氧化还原反应将化学能转变为电能组成原电池两个--半反应（电极）盐桥\n负极：Zn→Zn2++2e-氧化反应电极反应：（半电池反应）电池反应：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+正极：Cu2++2e-→Cu还原反应盐桥的作用：构成原电池的通路和维持溶液的电中性。\n书写原电池符号的方法如下：(1)（-）电极组成式电极组成式（+）(2)半电池中用“｜”表示电极导体与电解质溶液之间的界面。(3)溶液要注明浓度，气体要注明分压力。(4)如果电极中没有电极导体，必须外加一惰性电极导体，惰性电极导体通常是不活泼的金属（如铂）或石墨。二、原电池符号\n（－）Zn│Zn2+(1mol·L-1)┇┇Cu2+(1mol·L-1）│Cu(＋)例题\n例7-2将氧化还原反应：设计成原电池，写出该原电池的符号。解：先将氧化还原反应分为两个半反应还原反应：氧化反应：\n原电池的正极发生还原反应，负极发生氧化反应。因此组成原电池时，电对为正极，电对为负极。故原电池符号为：====\n第七章氧化还原反应和电极电势第一节氧化还原反应的基本概念第二节原电池第三节电极电势和原电池的电动势第四节电极电势的应用\n第三节电极电势和原电池的电动势一、电极电势的产生二、原电池的电动势三、标准电极电势五、Nernst方程\n把金属插入含有该金属离子的盐溶液中，当金属的溶解速率与金属离子的沉积速率相等时，建立了如下平衡：溶解沉淀\n这种产生于金属表面与含有该金属离子的溶液之间的电势差称为电对的电极电势。金属电极的电极电势电极电势的符号：E（Mz+/M）\n第三节电极电势和原电池的电动势一、电极电势的产生二、原电池的电动势三、标准电极电势五、Nernst方程\n在没有电流通过的情况下，正、负两极的电极电势之差称之为原电池的电动势electromotiveforce。\n第三节电极电势和原电池的电动势一、电极电势的产生二、原电池的电动势三、标准电极电势五、Nernst方程\n标准氢电极\n规定标准氢电极的电极电势为零：\n标准电极电势standardelectrodepotential某一电极在标准状态下的电极电势符号：E(Ox/Red)标准状态：298.15K组成电极的有关离子的浓度是1mol·L-1,（活度为1）有关气体的分压为100kPa。\n标准电极电势（-）标准氢电极待测标准电极（+）====\nE（Cu2+/Cu）-E（H+/H2）=E=0.3394VE（Cu2+/Cu）=0.3394V标准电极电势表:各种氧化还原电对的标准电极电势\n关于标准电极电势表的几点说明：1.电极反应均用Ox+ne-Red表示，并不表示该电极一定作正极。2.标准电极电势是强度性质，与物质的量无关，与方程书写方向无关。3.标准电极电势是在水溶液中测定，不用于非水系统。\nBr2+2e-2Br-1/2Br2+e-Br-2Br-Br2+2e-\n\n\n第三节电极电势和原电池的电动势一、电极电势的产生二、原电池的电动势三、标准电极电势五、Nernst方程\nNernst方程：Faraday常数（96485C·mol-1）某给定电极的电极反应为：νO、aOνR、aR分别为氧化型物质化学计量数和活度分别为还原型物质化学计量数和活度R:T:F:气体常数（8.314J·K-1·mol-1)绝对温度（K）Z：电极反应中转移的电子数\n注意的问题:（1）电极中的氧化态或还原态是固体、纯液体或稀溶液中的溶剂时，--其浓度项不列入Nernst方程式中。（2）电极中的氧化态或还原态是溶液时，--用相对浓度(活度)表示；电极中的氧化态或还原态是气体时，--其分压应除以标准压力p（100kPa）（3）有H+或OH-（其它离子）参加电极反应，--它们的浓度必须写入Nernst方程式中。\n例7-4写出下列电极反应的能斯特方程式：解：上述电极反应的能斯特方程分别为：\n温度为298.15K时，将T,R,F的量值代入Nernst方程，可得:例题\n例7-5已知298.15K时，。计算金属银插在AgNO3溶液中组成电极的电极电势。解：298.15K时，电极的电极电势为：\n例7-7已知298.15K时，把铂丝插入溶液中，计算电极的电极电势。\n解：电极反应为：298.15K时，电极的电极电势为：MnO4-(aq)＋8H+(aq)＋5e＝Mn2+(aq)＋4H2O\n第七章氧化还原反应和电极电势第一节氧化还原反应的基本概念第二节原电池第三节电极电势和原电池的电动势第四节电极电势的应用\n电极电势的应用一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱二、计算原电池的电动势三、判断氧化还原反应的方向四、确定氧化还原反应进行的程度\n一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱电极的电极电势越小，还原型物质越易失去电子，是较强的还原剂；当电对处于非标准状态下，必须计算出各电对的电极电势，然后再进行比较。电极的电极电势越大，氧化型物质越易得到电子，是较强的氧化剂；电极电势的符号：E（Mz+/M）\n例7-8在298.15K、标准状态下，从下列电对中选择出最强的氧化剂和最强的还原剂，并列出各种氧化型物质的氧化能力和还原型物质的还原能力的强弱顺序。\n解：查得：在标准状态下，上述电对中氧化型物质的氧化能力由强到弱的顺序为：还原型物质的还原能力由强到弱的顺序为：\nE=E+（较大)－E－(较小)二、计算原电池的电动势例题\n例7-9在298.15K时，将银丝插入AgNO3溶液中，铂片插入FeSO4和Fe2(SO4)3混合溶液中组成原电池。试分别计算出下列两种情况下原电池的电动势，并写出原电池符号、电极反应和电池反应。\n原电池的电动势为：解：正负\n原电池符号为：====正极反应：负极反应：电池反应：\n(2)浓度发生变化后：由于，故电对为正极，为负极。\n原电池电动势为：原电池符号为：====正极反应：负极反应：电池反应：\n利用氧化剂和还原剂的相对强弱判断氧化还原反应方向更为方便。强氧化剂1+强还原剂2弱还原剂1+弱氧化剂2三、判断氧化还原反应的方向E=E+（较大)－E－(较小)>0得电子\n例7-11判断298.15K时,氧化还原反应:在下列条件下进行的方向。解：大，正极，得电子反应正向进行\n(2)和的电极电势分别为：大，正极，得电子\n氧化还原反应的标准平衡常数K越大，氧化还原反应进行的程度就越完全。当T=298.15K时，上式可改写为：四、确定氧化还原反应进行的程度原电池的标准电动势越大，氧化还原反应的标准平衡常数越大，氧化还原反应进行的程度就越完全。\n例7-11试估计298.15K时反应进行的程度。解：反应的标准电动势为：K很大，正向进行很完全\n习题1，2，3，4，5，9，10，11，12，14