无机化学教案氧化还原.pptx

第六章 氧化还原反应及电化学基础;例： K2Cr2O7 Cr为+6 Fe3O4 中，Fe为+8/3 Na2S2O3中，S 为+2 Na2S4O6中, 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： 化合价：共用电子对数 二者有时相等，有时不等。 例如：CH4 炭：氧化数，－4, 化合价，4 NH3 氮：氧化数，－3，化合价 3 ； 氢： 氧化数 ＋1，化合价 1。 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, 还原剂： 还原过程：氧化态降低, ??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 ;反应式配平;例、As2S3和HNO3反应;2、离子法（半反应法）;6.2 原电池;原电池的组成;电极的类型及电池符号;6.3 电池电动势和电极电势 ;标准电极电势;甘汞电极;4） E?值越小，表示还原型越容易失去电子， 还原型的还原性越强。Eo值越大，表示氧化 型越容易得到电子，氧化型的氧化性越强。 E? (Zn2+/Zn)= -0.762 E? (Cu2+/Cu) = 0.342;6.4 标准电动势与氧化还原平衡;判断氧化还原的方向（选择氧化剂）;按(2) 进行;例 试求反应2Ag + 2HI = 2AgI + H2 的平衡常数 解： 2Ag + H+ + I – = 2AgI + H2 负极：Ag + I – = AgI + e (氧化) 正极：2H+ + 2e = H2 (还原) ??H+/H2＝0 ??AgI/Ag＝-0.15 (V) ?? = 0 － (－ 0.15) = 0.15 (V);反应判据;6.5 标准电极电势的计算;;判断中间态歧化反应;E?A(V) MnO4- MnO42- MnO2 Mn3+ Mn2+ Mn;6.6 影响电极电势的因素;电极反应的Nernst公式;注意：;MnO4? + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O;浓度对电极电势的影响;例 :已知E?Ag+/Ag=0.8V,若在电极溶液中加入Cl-,有AgCl沉淀生成，假设平衡后，Cl-的浓度为1.00M, 计算EAg+/Ag 。 解： [Ag+] = Ksp/ [Cl?]=1.76x10-10 (M) EAg+/Ag= E?Ag+/Ag+0.059lg[Ag+]= 0.223 (V) 加入Cl-后，构成Ag、AgCl新电极 AgCl(s) + e == Ag+ + Cl- 平衡时，当[Cl?] = 1mol·dm?3 ?＝E(+)-E(-) = 0.059lgK = 0 此时：E?AgCl/Ag = EAg+/Ag =E?Ag+/Ag + 0.059lg[Ag+] ;例、由E?H+/H2 =0.00V， E?Pb2+/Pb =-0.126V知， H+可氧化Pb发生如下反应，2H++Pb=H2+Pb2+,若 在氢电极中加入NaAc，并使平衡后[Ac-]=[HAc] =1.00M,pH2为100kPa,上反应能自发进行吗？;例、E?Cu+/Cu= 0.522 V，求Cu(CN)2?+e=Cu+ 2CN? 的E?Cu(CN)2+/Cu;例、求在c(MnO4?) = c(Mn2+) = 1.0mol·dm?3时， pH=5的溶液中 ?MnO4-/Mn2+ 的数值。;电势-pH图 ;标态下 pH2 = 1 E= E? + (0.0592/2)lg{1/[OH-]2} = E? + 0.0592 lg{[H+]/10-14} =0.8288 + (-14 x 0.0592) – 0.0592pH = -0.0592pH 当 pH = 0, E = 0 pH = 7, E = -0.414 V pH =14, E = -0.8288 V 作图得a线;当 pH = 0, E = 1.229 V pH