Oxidation-reduction reaction

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1 Oxidation-reduction reaction
第九章 氧化还原反应 Chapter9 Oxidation-reduction reaction

2 章 节 介 绍 9.1 基本概念 9.2 氧化还原反应与原电池 9.3 原电池电动势和电极电势 9.4 氧化还原反应的自发方向
9.1 基本概念 章 节 介 绍 9.2 氧化还原反应与原电池 9.3 原电池电动势和电极电势 9.4 氧化还原反应的自发方向 9.5 氧化还原反应的标准平衡常数 9.6 电极电势图解及应用 9.7 常见的重要氧化还原反应(自学)

3 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 与氧结合 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l) 电子偏移
9.1 基本概念 (1) 氧化与还原 (oxidization and reduction) （1）氧化还原概念的发展 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 与氧结合 Mg→Mg2++2e 电子转移 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l) 电子偏移 （2）氧化数 指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的. 氧化：氧化数增加 还原：氧化数降低 氧化剂：electron acceptor 还原剂：electron donor

4 确定氧化数的规则 (the rules for the determination of oxidation number)
(1) 离子型化合物：氧化数等于该离子所带的电荷数； (2) 共价型化合物：两原子的形式电荷数即为它们的氧化数； (3) 单 质：元素的氧化数为零； (4) 中 性 分 子：各元素的氧化数的代数和为零 复杂离子的电荷=各元素氧化数的代数和. ⑸ 氢的氧化数一般为+1,在金属氢化物中为 -1，如 ⑹ 氧的氧化数一般为-2,在过氧化物中为 -1，如 超氧化物中 为-0.5，如 氧的氟化物中 为 +1或+2，如

5 (balancing of oxidation-reduction equation )
(2) 氧化还原方程式配平 (balancing of oxidation-reduction equation ) 1) 氧化值法 (the oxidation number method) 配平原则 被氧化元素氧化值升高总数=被还原元素氧化值降低总数 配平步骤 写出未配平的基本反应式，在相关原子上方标出氧化值； 计算相关原子氧化值上升和下降的数值； 下降值和上升值分别去除它们的最小公倍数，即得氧化 剂和还原剂的化学计量数； 平衡其他原子，最后将箭头改为等号。

6 配平2: 10HClO3 + 3P4 + 18 H2O →10 HCl + 12H3PO4
例1 氧化值法配平氯酸与磷的反应 HClO3 + P4 → HCl + H3PO4 ● HClO P4 → HCl H3PO4 (-1)–(+5 ) = -6 [(+5)–0]×4=+20 配平1: 10HClO3 + 3P4 →10 HCl + 12H3PO4 配平2: 10HClO3 + 3P H2O →10 HCl + 12H3PO4 配平3: 10HClO3 + 3P H2O =10 HCl + 12H3PO4

7 2)半反应法(离子-电子法) (the half-reaction method)
配平原则 电荷守恒：得失电子数相等 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等 配平步骤 用离子式写出主要反应物和产物（气体、纯液 体、固 体和弱电解质则写分子式）. 将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的原子 数及电荷数. 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个 半反应式， 然后合并整理，得配平的离子方程式。

8 例2 半反应法配平下列反应方程式 MnO4- + SO32- = SO42- + Mn2+ (2) MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O ① SO32- + H2O = SO H+ + 2e ② (3) ① × 2 + ② × 5得 2MnO H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O +) 5SO H2O = 5SO H+ + 10e- 2MnO SO H+ = 2Mn2+ + 5SO H2O 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

9 Cl2 (g) + NaOH → NaCl + NaClO3
例3 用半反应法配平 Cl2 (g) + NaOH → NaCl + NaClO3 Cl2 (g) + 2e- =2Cl ① Cl2 (g) + 12OH- = 2ClO3- + 6H2O + 10 e ② ① ×5 + ②得 6Cl2(g) + 12OH- = 10Cl- + ClO3- + 6H2O 化简得： 3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

10 例4 用半反应法配平方程式 Ca3(PO4)2 + C + SiO2 →CaSiO3 + P4 + CO2 C + 2H2O = CO2 + 4H+ + 4e ① 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10H2O + 20e- = 6CaSiO3 + P4 + 20OH- ② ①×5 + ②得 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 5C = 6CaSiO3 + P4 + 5CO2 酸性介质：多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O 碱性介质：多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH- 中性介质：左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH- 右边多 n个 O加 2n个 H+，左边加n个 H2O

11 9.2 氧化还原反应与原电池 (1) 铜锌原电池( Daniell 电池)

12 工作状态的化学电池同时发生三个过程： ● 两个电极表面分别发生氧化反应和还原反应 ● 电子流过外电路 ● 离子流过电解质溶液

13 盐桥 内盛饱和KCl溶液或NH4NO3溶液 以琼胶作成冻胶 作用： ● 让溶液始终保 持电中性使电 极反应得以继 续进行 ● 消除原电池中
的液接电势或 扩散电势

14 Cu2+ + 2e- →Cu Zn→Zn2+ +2e- (2)氧化还原电对（redox couple）
氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu O R1 O R2 Cu2+ /Cu ， Zn2+ /Zn 称为氧化还原电对，O1-R2， O2-R1氧化态和还原态成共轭关系. 结论： ●氧化剂降低氧化值的趋势越强，其氧化能力越强，其共轭还原剂氧化值升高趋势越弱. ●反应按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作用的方向进行. ●共轭关系用半反应式表示： Cu2+ + 2e- →Cu Zn→Zn2+ +2e-

15 (3) 原电池的表示法 (-) Zn∣Zn2+ (lmol ·L-1) ‖ Cu2+ (lmol ·L-1) ∣Cu(s)(+)
(3) 原电池的表示法 (-) Zn∣Zn2+ (lmol ·L-1) ‖ Cu2+ (lmol ·L-1) ∣Cu(s)(+) 界 c 盐 c 界 面 桥 面 (-) Pt︱H2(105Pa)∣H+ (lmol ·L-1)‖Cu2+ (lmol ·L-1)∣Cu(s)(+)

16 9.3 原电池电动势与电极电势 双 电 层 理 论 电极电势的产生
(the characterization of electrode potentials ) 溶解 沉淀 双 电 层 理 论 M活泼 M不活泼 稀 溶解 > 沉积 沉积 > 溶解 ---- ++++ 浓

17 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该电对的电极电势。
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。 原电池的电动势与系统组成有关，当各物质均处于 标准状态时，原电池的电动势称为标准电动势。

18 (2)标准电极电势 (standard electrode potential)
1)标准电极电势-指标准电极的电势. 凡符合标准态条件的电极都是标准电极。 ● 所有的气体分压均为1×105Pa ● 溶液中所有物质的活度均为1mol·Kg-1 ● 所有纯液体和固体均为1×105Pa条件下最稳定或最常见单质 2) 标准氢电极 表示为: H+ H2(g) Pt

19 由于标准氢电极的制作和使用都很困难,平时人们采用相对稳定的甘汞电极作参比电极.
(3) 甘汞电极 由于标准氢电极的制作和使用都很困难,平时人们采用相对稳定的甘汞电极作参比电极. 表示方法: Pt, Hg (1) Hg2Cl2 (s) Cl- (2.8 mol L-1) 电极反应: Hg2Cl2 (s) + 2e Hg (l) + 2 Cl- (aq) 标准甘汞电极: c (Cl- ) = 1.0 mol L-1 Eq (Hg2Cl2 / Hg) = V 饱和甘汞电极: c (Cl- ) = 2.8 mol L-1(KCl饱和溶液) E (Hg2Cl2 / Hg) = V

20 (4) 标准电极电势的测定 这样,就依次可测出各个电极在标准态时的电极。

21 (5) 标准电极电势表 ● 采用还原电势 ● 电极电势小的电对对应的还原型物质还原性强 电极电势大的电对对应的氧化型物质氧化性强
(5) 标准电极电势表 ● 采用还原电势 ● 电极电势小的电对对应的还原型物质还原性强 电极电势大的电对对应的氧化型物质氧化性强 ● 电极电势无加和性 ● 电对的电极电势与介质的酸碱性有关, 因此有表 和表

22 (6) 电极的类型与原电池的表示法 ● 金属-金属离子电极 电极反应 电极符号 Zn2+ + 2e- Zn
Zn (s) ∣ Zn2+ + (aq) ● 气体-离子电极 电极反应 电极符号 2H+ (aq)+ 2e H2(g) Pt ∣ H2(g) ∣ H+ (aq) ● 金属-金属难溶盐电极 电极反应 电极符号 AgCl(s)+ e Ag(s)+ Cl- (ag) Ag-AgCl (s)∣ Cl- (aq) ● 氧化还原电极或浓差电极 电极反应 电极符号 Fe 3+ (aq)+ e Fe 2+ (ag) Pt∣Fe 3+ (aq,c1), Fe 2+ (aq, c2)

23 9.4 氧化还原反应自发方向 (1) 和电极电势的关系

24 任一氧化还原反应，原则上都可设计成原电池。
利用所设计的原电池的电动势，可以判断氧化还原反应进行的方向。其判定依据：

25 例子5

26 (2) 能斯特方程式(Nernst equation)

27 影响电极电势的因素 1)浓度或分压 2)介质的酸度 例6

28 例7

29 3)沉淀的生成对电极电势的影响 例8 Ag

30 结论：沉淀反应对电极电势的影响是很大的

31 减 小 AgI(s)+e- Ag+I - -0.152 AgBr(s)+e- Ag+Br - +0.071
c(Ag)+ AgI(s)+e Ag+I AgBr(s)+e Ag+Br AgCl(s)+e Ag+Cl Ag++e Ag 减 小 氧化型形成沉淀 ，电极电势减小； 还原型形成沉淀 ，电极电势升高； 二者都形成沉淀，看二者溶度积的相对大小.

32 4)配合物的生成对电极电势的影响 氧化型形成配合物，电极电势减小↓； 还原型形成配合物，电极电势增大↑；
二者都形成配合物，看 两者的相对大小。 例9 氨水 Cu Cu2+

33

34

35 5)弱电解质的生成对电极电势的影响 例子10

36 (01)确定金属的活动性顺序 (02)计算原电池的电动势 (03)判断氧化剂和还原剂的相对强弱 (04)选择合适的氧化剂和还原剂
5)电极电势的应用 (01)确定金属的活动性顺序 (02)计算原电池的电动势 (03)判断氧化剂和还原剂的相对强弱 (04)选择合适的氧化剂和还原剂 (05)判断氧化还原反应进行的次序 (06)求平衡常数 (07)求溶度积常数 (08)估计反应进行的程度 (09)求溶液的pH值 (10)配平氧化还原反应方程式

37 应用举例-求溶液的pH值 298K时，测得原电池电动势为0.460V，求溶液的pH值。

38 9.5 氧化还原反应的标准平衡常数 1.正、负极标准电势差值越大，平衡常数也就越大，反应进行得越彻底. 因此，可以直接利用标准电势差值的大小来估计反应进行的程度. 2.一般平衡常数 Kq =105，反应向右进行程度就算相当完全 3.当 n=1 时，相应的标准电势为0.3 V，这是直接从电势的大小来衡量反应进行程度的有用数据.

39 应用举例-求解平衡常数 求反应Zn + Cu2+ (1.0 mol/L) = Zn2+ (1.0mol/L)+Cu在298 K时的平衡常数？ 解：查标准电极电势表得：

40 电极电势图解与应用 元素电极电势图是将某元素各物种按氧化态从高到低的方向自左至右顺序排列（也有相反方向的），元素的氧化值标在各物种的下方（或上方），横线上方注明两物种构成的电对的 (Ox/Red)值. 如氧的元素电势图： 1.229V n = 2

41 电极电势图的应用 1)判断歧化反应能否发生 0.337V

42 9.7 常见的重要氧化还原反应 参考教材9.7自学