【正文】 氧化還原反應(yīng)的基本概念 該離子的氧化數(shù)是假設(shè)在形成化學(xué)鍵時(shí)成鍵電子轉(zhuǎn)移給電負(fù)性大的原子時(shí)所求得的原子所帶的電荷數(shù)。 規(guī)定： 1）單質(zhì)中元素的氧化數(shù)為零 2）簡(jiǎn)單離子中元素的氧化數(shù)為電荷數(shù) 1. 氧化數(shù) 3）中性分子中各元素氧化數(shù)的代數(shù)和為零，復(fù)雜離子中各元素氧化數(shù)的代數(shù) 和等于離子所帶電荷數(shù)。 4）在化合物中，氫的氧化數(shù)一般為 +1 (在 活潑金屬氫化物中為 1) 。 氧的氧化數(shù)一般為 2 (在過(guò)氧化物中為 1。 在超氧化物 KO2中為1/2。 在 OF2中為 +2 ) 。 堿金屬 元素氧化數(shù)為 +1。 氟的氧化數(shù)為 –1 。 例： ? S2O42: 2x+4 (2)=2。 x=+3 ? S2O82: 2x+6 (2)+2 (1)=2。 x=+6 ? Na2S4O6 S平均為 (2個(gè) S 為 0, 二個(gè) S為 +5) 元素的氧化數(shù)、化合價(jià)、共價(jià)鍵數(shù)的區(qū)別 氧化數(shù) 化合價(jià) 共價(jià)鍵數(shù) 概念 元素原子表觀電荷數(shù) 某元素一個(gè)原子同H原子化合（置換）的能力 兩原子間共用電子對(duì)數(shù) 數(shù)值 0， 正負(fù)整數(shù) 。 正負(fù)分?jǐn)?shù) 0、 正 、 負(fù)整數(shù) 正整數(shù) 實(shí)例 CH3CI C 2 CI 1 H + 1 +1價(jià) 1價(jià) 4 2. 氧化與還原 ?氧化 ：在氧化和還原反應(yīng)中，元素氧化數(shù)升高的過(guò)程稱為氧化。 ?還原 ：在氧化和還原反應(yīng)中，元素氧化數(shù)降低的過(guò)程稱為還原。 201120 IlC2KI2KCl ????反應(yīng)中氧化過(guò)程和還原過(guò)程同時(shí)發(fā)生 特征 : ?氧化劑：得電子的物質(zhì)，氧化數(shù)降低。 ?還原劑：失電子的物質(zhì)，氧化數(shù)升高。 ?氧化反應(yīng)：失電子的過(guò)程 ?還原反應(yīng)：得電子的過(guò)程 ?氧化性：得電子的能力 ?還原性：失電子的能力 反應(yīng)物 電子 得失 發(fā)生反應(yīng) 氧化數(shù)變化 呈現(xiàn) 性質(zhì) 物質(zhì) 氧化劑 得 還原 降低 氧化性 活潑非 金屬 ,高價(jià)離子 還原劑 失 氧化 升高 還原性 活潑 金屬低價(jià)離子 3. 氧化還原半反應(yīng) ?Cl2+2KI==2KCl+I2 Cl2+2e==2Cl 2I2e==I2 氧化還原半反應(yīng) 氧化還原半反應(yīng)式中，氧化數(shù) 較高 的物質(zhì)稱為 氧化型 物質(zhì)，氧化數(shù) 較低 的物質(zhì)稱為 還原型 。 4. 氧化還原電對(duì) ? 同一元素的氧化型和還原型構(gòu)成的 共軛體系 稱為氧化還原電對(duì)。 用 “ 氧化型 /還原型 ” 表示。 例： Cl2/Cl,I2/I ? 氧化還原電對(duì)的書寫形式與反應(yīng)式有關(guān)。 半反應(yīng) 電對(duì) MnO4+8H++5e=Mn2++4H2O MnO4/Mn2+ MnO4+2H2O+3e=MnO2+4OH MnO4/Mn2O ?在氧化還原電對(duì)中 ， 氧化型的氧化能力越強(qiáng) ， 則其共軛還原型的還原能力越弱；反之 ， 還原型的還原能力越強(qiáng) ， 則其共軛氧化型的氧化能力越弱 。 氧化還原反應(yīng)是兩個(gè)氧化還原電對(duì)共同作用的結(jié)果 ， 反應(yīng)一般按照較強(qiáng)的氧化劑和較強(qiáng)的還原劑相互作用的方向進(jìn)行 。 氧化還原方程式的配平 1. 氧化數(shù)法 原則：還原劑氧化數(shù)升高數(shù)和氧化劑氧化數(shù)降低數(shù)相等 (得失電子數(shù)目相等） ? 寫出化學(xué)反應(yīng)方程式 ? 確定有關(guān)元素氧化態(tài)升高及降低的數(shù)值 ? 確定氧化數(shù)升高及降低的數(shù)值的最小公倍數(shù)。找出氧化劑、還原劑的系數(shù)。 ? 核對(duì)，可用 H+, OH–, H2O配平。 例 : As2S3 + HNO3 ? H3AsO4 + H2SO4 + NO 氧化數(shù)升高的元素： 2As3+ → 2As5+ 升高 4 3S2– → 3S6+ 升高 24 N5+ → N2+ 降低 3 3As2S3 + 28HNO3 ? 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO 左邊 28個(gè) H， 84個(gè) O ；右邊 36個(gè) H， 88個(gè) O 左邊比右邊少 8個(gè) H，少 4個(gè) O 3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O ? 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO ? 28共升高2. 離子 電子法 配平原則 ： ① 電荷守恒 ： 氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。 ② 質(zhì)量守恒 ： 反應(yīng)前后各元素原子總數(shù)相等。 ? 配平步驟： ①用離子式寫出主要反應(yīng)物和產(chǎn)物 (氣體、純液體、固體和弱電解質(zhì)則寫分子式 )。 ②分別寫出兩個(gè)的半反應(yīng)。 ③分別配平兩個(gè)半反應(yīng)方程式。 ④確定兩半反應(yīng)方程式得、失電子數(shù)目的最小公倍數(shù)。將兩個(gè)半反應(yīng)方程式中各項(xiàng)分別乘以相應(yīng)的系數(shù)，使得、失電子數(shù)目相同。然后，將兩者合并，就得到了配平的氧化還原反應(yīng)的離子方程式。有時(shí)根據(jù)需要可將其改為分子方程式。 反應(yīng) KMnO4 + Na 2SO3+H2SO4 1）寫出離子反應(yīng)式 2）寫成兩個(gè)半反應(yīng) 3） 分別配平兩個(gè)半反應(yīng)式。 Mn2++SO42+H2O 4） 根據(jù) “ 氧化劑得電子總和等于還原劑失電子總和 ” 的原則，在兩個(gè)半反應(yīng)前面乘上適當(dāng)?shù)南禂?shù)相減并約化。 ５）檢查質(zhì)量平衡及電荷平衡。 ?酸性介質(zhì)： ? 多 n個(gè) O+2n個(gè) H+，另一邊 +n個(gè) H2O ?堿性介質(zhì)： ? 多 n個(gè) O+n個(gè) H2O，另一邊 +2n個(gè) OH 電極電勢(shì) 1. 原電池 ( galvanic cell) 利用自身的氧化還原反映將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。 由兩個(gè)半電池組成： (一 )鋅極 ═銅極 (＋ ) 低電位 高電位 失去電子 得到電子 還原劑 氧化劑 1) 電極反應(yīng)與電池反應(yīng) ?電極反應(yīng)： 負(fù)極： Zn2e=Zn2+ 正極 : Cu2++2e=Cu ?原電池總反應(yīng)（電池反應(yīng)）： Zn+Cu2+==Zn2++Cu 2).原電池符號(hào) ()Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+) 1) 左邊表示負(fù)極，右邊表示正極 2) “ |”表示界面，“ ||”表示鹽橋 3) c1,c2表示各溶液濃度，若有氣體，注明氣體分壓。 4) 若沒(méi)有金屬參加，引用惰性金屬 (如 Pt)作導(dǎo)體，構(gòu)成電極。 ?相同聚集狀態(tài)（相同相態(tài)）的同一元素不同價(jià)態(tài)物質(zhì)可組成氧化還原電對(duì)如Fe2+(c)和 Fe3+(c)， PbSO4(s)和 PbO2 (s).在電池符號(hào)表示中兩者用 ,號(hào)隔開 反應(yīng)： 2Fe3++Sn2+=Sn4++2Fe2+ 的電池 符 號(hào)為 : Pt| Sn2+(c1) , Sn4+ (c2) Fe2 + (c3) , Fe3+(c4) |Pt 例題 1 ? MnO4+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O 電極反應(yīng)： ()Fe2++e=Fe3+ (+)MnO4+8H++5e=Mn2++H2O 符號(hào)： ()Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)|| MnO4(c3),Mn2+(c4),H+(c5)|Pt(+) 凡有參加氧化還原反應(yīng)及電極反應(yīng)的物質(zhì)有的自身雖無(wú)發(fā)生氧化還原反應(yīng)，在原電池符號(hào)中仍需表示出來(lái) . 例題 2 ? ()Pt|HNO2(c1),NO3(c2),H+(c3) ||Fe3+(c4),Fe 2+(c5)|Pt(+) 電極反應(yīng)： 負(fù)極： HNO2+H2O2e=NO3+3H+ 正極： Fe3++e=Fe2+ 電極反應(yīng)： 2Fe3++HNO2+H2O=2Fe2++NO3+H+ 2. 電極電勢(shì) ?1) 電極電勢(shì)的產(chǎn)生 在金屬和溶液之間產(chǎn)生電位差 （金屬進(jìn)入溶液中，金屬帶多余的負(fù)電荷。金屬離子回到金屬表面，帶正電荷。） ， 這種產(chǎn)生在金屬和鹽溶液之間的電勢(shì)叫金屬的電極電勢(shì)。用 j 表示 當(dāng)把金屬棒放入它的鹽溶液中時(shí)，一方面金屬表面構(gòu)成晶格的金屬離子和極性大的水分子相互吸引，有一種使金屬棒上留下電子而自身以水合離子的形式進(jìn)入溶液的傾向，另一方面鹽溶液中的水合金屬離子又有一種從金屬表面獲得電子而沉積在金屬表面的傾向。這兩種對(duì)立的傾向在某種條件下達(dá)到暫時(shí)的平衡。 2) 電動(dòng)勢(shì) ?組成原電池兩個(gè)電極的平衡電極電勢(shì)差稱原電池電動(dòng)勢(shì)用符號(hào) E表示： 可用電位計(jì)測(cè)定 ?標(biāo)準(zhǔn)條件下 ? 根據(jù)電極電勢(shì)的測(cè)定裝置中電位計(jì)的指向，可以判斷標(biāo)準(zhǔn)電極的正負(fù)和大小。 )()( ?? ?? jjE??? jj)()( ?? ??E3) 標(biāo)準(zhǔn)氫電極和標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì) Pt, H2(100kPa) | H+() ?標(biāo)準(zhǔn)氫電極 2H/H?j ? ?規(guī)定 : 電極標(biāo)準(zhǔn) 2H++2e =H2 標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的測(cè)定 Zn + 2H+ Zn2+ + H2? 2e– 原電池的標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì) E E = j正極 – j負(fù)極 H+/H2 j Zn2+/Zn j = = 0 Zn2+/Zn j = – Zn+/Zn j OX+ne=Red j? V (298K) Li + +e=Li Na ++e=Na Zn2++2e=Zn 2H++2e=H2 Cu2++2e=Cu Fe3++e=Fe2+ Ag++e=Ag MnO4+5e+8H+=Mn2++4H2O Cr2O72+6e+14H+=2Cr3+ +7H2O + + + + + OX 氧化能力越強(qiáng) Red 還原能力越強(qiáng) ?若被測(cè)電對(duì)為正極，則 jθ為正值。 若被測(cè)電對(duì)為負(fù)極，則 jθ為負(fù)值。 ?根據(jù) jθ的代數(shù)值大小，可以判斷電對(duì)中氧化型物質(zhì)的氧化能力和還原型物質(zhì)的還原能力的相對(duì)強(qiáng)弱。 jθ的代數(shù)值越大，表示在標(biāo)準(zhǔn)條件下該電對(duì)中氧化能力越強(qiáng)，或還原型物質(zhì)的還原能力越弱。 jθ的代數(shù)值越小，表示電對(duì)中還原物質(zhì)的還原能力越強(qiáng)，或氧化型物質(zhì)的氧化能力越弱。 ?氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向： jθ大的氧化型 物質(zhì) + jθ小的還原型物質(zhì) ― → jθ小的氧化型 物質(zhì) + jθ大的還原型物質(zhì) 3) j ? j ? 2) j ? 1) j? , j ? , 4) j? j? j? vvvθ)FeFe(θ)Cl(Clθ)MnMn O(23224????????jjj例：在酸性介質(zhì)中，比較下列電對(duì)的氧化還原能力： ?氧化性強(qiáng)弱的順序?yàn)椋? MnO4 Cl2 Fe3+ ?還原性強(qiáng)弱的順序?yàn)椋? Fe2+ Cl Mn2+ 例：在 Cl,Br,I的混合溶液中，欲使 I氧化成I2，而不使 Cl,Br氧化，應(yīng)選擇 Fe 2(SO4)3和KMnO4哪一種氧化劑？ 解： 電對(duì) Cl2/Cl Br2/Br I2/I Fe3+/Fe2+ MnO4/Mn2+ j ?(V) 可見 ， MnO4氧化能力最強(qiáng) ,可分別將 Cl 、 Br、