§9-1氧化还原反应 教学目的:了解氧化还原的基本概念;掌握氧化还原的配平。 教学过程 [板]一、基本概念 1.氧化数 2.确定氧化数的规则 (1)在单质中,元素的氧化数为零 (2)在中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零 3.氧化还原反应 4.氧化剂和还原剂 2K Mn O, +5H, O2+3H, SO, =2Mn SO, +K, SO, +502 1+8H,O 氧化剂还原剂 还原产物氧化产物 氧化剂和还原剂是同一物质的氧化还原反应,称为自身氧化还原反应。如: 2KCIO3=2KCI+ 302 5.氧化还原电对和半反应 在氧化还原反应中,表示氧化还原过程的方程式,分别叫氧化反应和 还原反应,统称为半反应。 半反应中的氧化态和还原态是彼此依存、相互转化的,这种共轭的氧 化还原体系称为氧化还原电对 氧化还原配平 [叙]氧化数法和离子一电子法两种 [板]1.氧化数法 依据反应中氧化剂的氧化数降低的总数与还原剂的氧化数升高 的总数相等的原则
§9-1 氧化还原反应 一、 教学目的：了解氧化还原的基本概念；掌握氧化还原的配平。 二、 教学过程 [板] 一、基本概念 1．氧化数 2．确定氧化数的规则 (1)在单质中，元素的氧化数为零； (2)在中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零； 3．氧化还原反应 4．氧化剂和还原剂 2K Mn O 5H O 3H SO 2Mn SO K SO 5O2 8H2O 0 4 2 4 2 2 4 2 1 4 2 7 + + = + + + + − + 氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物 氧化剂和还原剂是同一物质的氧化还原反应，称为自身氧化还原反应。如： 2KClO3 = 2KCl + 3O2 5．氧化还原电对和半反应 在氧化还原反应中，表示氧化还原过程的方程式，分别叫氧化反应和 还原反应，统称为半反应。 半反应中的氧化态和还原态是彼此依存、相互转化的，这种共轭的氧 化还原体系称为氧化还原电对。 二、氧化还原配平 [叙] 氧化数法和离子—电子法两种 [板] 1．氧化数法 依据反应中氧化剂的氧化数降低的总数与还原剂的氧化数升高 的总数相等的原则
例1配平Cu2S与HNO3反应的化学方程式 解:(1)写出未配平的反应式,并将有变化的氧化数注明在相应 的元素符号的上方 Cl2S+HNO3→C(NO3)2+H2SO4+NO↑ (2)按最小公倍数的原则,对还原剂的氧化数升高值和氧化剂的 氧化数降低值各乘以适当系数,使两者绝对值相等 氧化数升高值: 取最小公倍数 C2×[(+2)-(+1)=+2 合计:+10×3=+30 S(+6)-(-2)=+8 氧化数降低值 N(+2)-(+5)=-3 ×10=-30 (3)将系数分别写入还原剂和氧化剂的化学式前边,并配平氧化 数有变化的元素原子个数。 3Cu2S+10HNO3→>6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO↑ (4)配平其它元素的原子数,必要时可加上适当数目的酸、碱以 及水分子。上式右边有12个未被还原的NO3,所以左边要增加12 个HNO3,即 3Cu2S+22HNO3→>6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO↑ 再检查氢和氧原子个数,显然在反应式右边应配上8H2O,两边各元素的原 子数目相等后,把箭头改为等号,即 3Cu2S+ 22HNO3=6Cu(NO3 )2+ 3H2SO4+ IoNOT+ 8H20 2.离子一电子法 此法是根据在氧化还原反应中,氧化剂和还原剂得失电子总数相
例 1 配平 Cu2S 与 HNO3反应的化学方程式。 解：(1)写出未配平的反应式，并将有变化的氧化数注明在相应 的元素符号的上方。 1 2 5 2 6 2 2 3 3 2 2 4 Cu S H N O Cu NO H S O N O ( ) + − + + + + + → + + (2)按最小公倍数的原则，对还原剂的氧化数升高值和氧化剂的 氧化数降低值各乘以适当系数，使两者绝对值相等。 氧化数升高值： 取最小公倍数 2 [( 2) ( 1)] 2 ( 6) ( 2) 8 Cu S + − + = + + − − = + 合计：+10 × 3 = +30 氧化数降低值： N (+2) - (+5) = -3 × 10 = -30 (3)将系数分别写入还原剂和氧化剂的化学式前边，并配平氧化 数有变化的元素原子个数。 3Cu2S + 10HNO3 → 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑ (4)配平其它元素的原子数，必要时可加上适当数目的酸、碱以 及水分子。上式右边有 12 个未被还原的 NO3 －，所以左边要增加 12 个 HNO3，即 3Cu2S + 22HNO3 → 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑ 再检查氢和氧原子个数，显然在反应式右边应配上 8H2O，两边各元素的原 子数目相等后，把箭头改为等号，即 3Cu2S + 22HNO3 =6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑+ 8H2O 2．离子－电子法 此法是根据在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂得失电子总数相
等的原则来配平的。 例2写出酸性介质中,高锰酸钾与草酸反应的方程式。 解:(1)写出未配平的离子方程式MnO4-+H2C2O4→Mn2++CO2 (2将反应改为两个半反应,并配平 H2C2O4=2C02+2H+2e MnO4 +8H+5e=Mn2+4H20 (3)合并两个半反应,消去式中的电子,即得配平的反应式 2MnO4-+5H2C2O4+6H=2Mn2++10CO2+8H2O §9-2氧化还原反应与电极电势 教学目的:了解原电池的概念;掌握电池电动势及电极电位的 计算 二、教学过程 [板]、原电池 1、定义: 2、电池符号书写规定: (1)一般把负极写左边,正极写右边。 (2)用“”表示界面;不存在界面用“,”表示;用“‖”表示盐桥。 (3)要注明物质的状态,而气体要注明其分压,溶液要注明其浓度。 如不注明,一般指1moL-1或100kPa (4)对于某些电极的电对自身不是金属导电体时,则需外加一个能导 电而又不参与电极反应的惰性电极,通常用铂作惰性电极 [例]写出下列电池反应对应的电池符号。 (1)2Fe3++2I=2Fe2++I2 2)Zn +2H Zn2++H2↑
等的原则来配平的。 例 2 写出酸性介质中，高锰酸钾与草酸反应的方程式。 解：(1)写出未配平的离子方程式 MnO4 － + H2C2O4 →Mn2＋ + CO2 (2)将反应改为两个半反应，并配平 H2C2O4 =2CO2 + 2H＋ + 2e MnO4 － + 8H＋ + 5e =Mn2＋ + 4H2O (3)合并两个半反应，消去式中的电子，即得配平的反应式 2MnO4 － + 5H2C2O4 + 6H＋ = 2Mn2＋ + 10CO2 + 8H2O §9-2 氧化还原反应与电极电势 一、 教学目的：了解原电池的概念；掌握电池电动势及电极电位的 计算。 二、 教学过程 [板]一、原电池 1、定义： 2、电池符号书写规定： (1)一般把负极写左边，正极写右边。 (2)用“|”表示界面；不存在界面用“，”表示；用“║”表示盐桥。 (3)要注明物质的状态，而气体要注明其分压，溶液要注明其浓度。 如不注明，一般指 1mol·L－1 或 100kPa。 (4)对于某些电极的电对自身不是金属导电体时，则需外加一个能导 电而又不参与电极反应的惰性电极，通常用铂作惰性电极。 [例] 写出下列电池反应对应的电池符号。 (1)2Fe3＋ + 2I－ ==2Fe2＋ + I2 (2)Zn +2H＋ == Zn2＋ + H2↑
解:按电池符号书写规定可表示为 (1)(-)Pt2(s川(c1)|Fe2t(e2),Fe'(c3)Pt(+) (2)(-)Zn() Zn2(ci)H(c2)H2(PH )Pt(+) 、电极电势和能斯特方程 1.标准氢电极和标准电极电势 (1)标准氢电极 将镀有铂黑的铂片插入氢离子浓度为 Imol. L-1的硫酸溶液中, 并在29815K时不断通入压力为100kPa的纯氢气流,使铂黑吸附氢 气达到饱和,这时溶液中的氢离子与铂黑所吸附的氢气建立了如下的 动态平衡:2H++2e==H2(g) 标准压力的氢气饱和了的铂片和H+浓度为1moL-1溶液间的电势 差就是标准氢电极的电极电势,电化学上规定为零,即:%A=0.00y (2)标准电极电势 电极处于标准状态时的电极电势称为标准电极电势,符号g 何谓标准? 电极的标准态是指组成电极的物质的浓度为1molL1,气体的分压为 100kPa,液体或固体为纯净状态,温度通常为298.5K。 (3)电池电动势 在原电池中,当无电流通过时两电极之间的电势差称为电池的 电动势,用ε表示;当两电极均处于标准状态时称为标准电动势,用 E°表示,即E=9(+)-°(-) E°=q+-9-) (4)能斯特方程 对电极反应:a氧化型+ne=b还原型能斯特方程式为:
解：按电池符号书写规定可表示为： (1)（-）Pt|I2 (s)|I－ (c1)║Fe2＋ (c2)，Fe3＋ (c3)|Pt（+） (2)（-）Zn (s)| Zn2＋ (c1)║H＋ (c2)|H2 ( H2 p )|Pt（+） 二、电极电势和能斯特方程 1． 标准氢电极和标准电极电势 （1）标准氢电极 将镀有铂黑的铂片插入氢离子浓度为 1mol·L－1 的硫酸溶液中， 并在 298.15K 时不断通入压力为 100kPa 的纯氢气流，使铂黑吸附氢 气达到饱和，这时溶液中的氢离子与铂黑所吸附的氢气建立了如下的 动态平衡：2H＋ + 2e ==H2(g) 标准压力的氢气饱和了的铂片和H＋浓度为1mol·L－1 溶液间的电势 差就是标准氢电极的电极电势，电化学上规定为零，即： H H2 V + = 0.00（ ） （2）标准电极电势 电极处于标准状态时的电极电势称为标准电极电势，符号 何谓标准？ 电极的标准态是指组成电极的物质的浓度为 1mol·L－1，气体的分压为 100kPa，液体或固体为纯净状态，温度通常为 298.15K。 （3）电池电动势 在原电池中，当无电流通过时两电极之间的电势差称为电池的 电动势，用 ε 表示；当两电极均处于标准状态时称为标准电动势，用 表示，即 ε = (＋)－ (－) ( ) ( ) ε = − + − （4）能斯特方程 对电极反应：a 氧化型 + ne b 还原型 能斯特方程式为：
1cb 式中:φ——任意状态时的电极电势(V); q°—标准状态时的电极电势(V); R—气体常数,8.314Jmo-1K-1 电极反应中转移电子的物质的量 F——法拉第常数,96487 C mol I; T——热力学温度; a、b分别表示在电极反应中氧化型、还原型有关物质的计量系数 当温度为298.15K时,能斯特方程式为: 0.0592 [注意]1、如果电对中某一物质是固体、纯液体或水溶液中的 H2O,它们的浓度为常数,不写入能斯特方程式中 2、如果电对中某一物质是气体,其浓度用相对分压代替。 §9-3电极电势的应用 、教学目的:掌握用元素电势图判断氧化还原方向 二、教学过程 [板]、判断氧化剂和还原剂的相对强弱 [叙]φ°值大小代表电对物质得失电子能力的大小,因此,可用于判断标准态下 氧化剂、还原剂氧化还原能力的相对强弱。φ°值大,电对中氧化态物质的氧化 能力强,是强氧化剂。反之越弱 例比较标准态下,下列电对物质氧化还原能力的相对大小 qx=136(V)9m=1.07(V)9n=053V) 解:比较上述电对的φ值大小可知,氧化态物质的氧化能力相对大小为:
a b ln RT c nF c = + 氧化型 还原型 式中： ──任意状态时的电极电势（V）； ──标准状态时的电极电势（V）； R──气体常数，8.314J·mol－1·K－1； n──电极反应中转移电子的物质的量； F──法拉第常数，96487C·mol－1； T──热力学温度； a、b──分别表示在电极反应中氧化型、还原型有关物质的计量系数。 当温度为 298.15K 时，能斯特方程式为： a b lg c c = + 氧化型 还原型 0.0592 n [注意] 1、如果电对中某一物质是固体、纯液体或水溶液中的 H2O，它们的浓度为常数，不写入能斯特方程式中。 2、如果电对中某一物质是气体，其浓度用相对分压代替。 §9-3 电极电势的应用 一、 教学目的：掌握用元素电势图判断氧化还原方向。 二、 教学过程 [板]一、判断氧化剂和还原剂的相对强弱 [叙] 值大小代表电对物质得失电子能力的大小，因此，可用于判断标准态下 氧化剂、还原剂氧化还原能力的相对强弱。 值大，电对中氧化态物质的氧化 能力强，是强氧化剂。反之越弱。 例 比较标准态下，下列电对物质氧化还原能力的相对大小。 - Cl Cl 2 1.36 V = （ ） - Br Br 2 1.07 V = （ ） - 2 I I Θ = 0.53 V （ ） 解：比较上述电对的 值大小可知，氧化态物质的氧化能力相对大小为：
Cl2>Br2>I2还原态物质的还原能力相对大小为:I>Br>Cl 二、判断氧化还原反应进行的方向 大量事实表明,氧化还原反应自发进行的方向总是 强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂 板]根据以下规则来判断反应进行的方向。 (1)当>0,即9(+)>9(一)时,则反应正向自发进行; (2)当E=0,即9(+)=9(一)时,则反应处于平衡状态; (3)当Eq-1,即>9°,故该反应能正向自发进行 例9判断反应Pb2++Sn→Pb+Sn2在标准状态时及cn=0.1(molL1) 3s=2(mo11)时的反应方向。q→m=013(V),qn=-014(V) 解:在标准状态时 0 故在标准状态时上述反应可向右进行,但不很完全。 当cn=0.1(molL1)、c3=2(molL1)时 p2/=ow/×、O05921g=m2=-0.16(V) 0.0592 gc3n=-0.13(V) E=9-9)=9n→-93→An=(-0.16)-(013)=-0030)<0 即反应向左进行,和标准态时反应方向相反。 三、选择氧化剂和还原剂 例10有一含Br、I的混合液,选择一种氧化剂只氧化I为I,而不氧化 Br,问应选择FeCl还是K2Cr2O7?
Cl2＞Br2＞I2 还原态物质的还原能力相对大小为：I －＞Br－＞Cl－ 二、判断氧化还原反应进行的方向 大量事实表明，氧化还原反应自发进行的方向总是： 强氧化剂 + 强还原剂 → 弱还原剂 + 弱氧化剂 [板]根据以下规则来判断反应进行的方向。 （1）当 ε＞0，即 （＋）＞ （－）时，则反应正向自发进行； （2）当 ε = 0，即 （＋）= （－）时，则反应处于平衡状态； （3）当 ε＜0，即 （＋）＜ （－）时，则反应逆向自发进行。 例 8 在标准状态下，判断反应 2Fe3＋ + Cu → 2Fe2＋ + Cu2＋进行的方向？ 解：正极 Fe3＋ + e→Fe2＋ 3 2 Fe Fe 0.77 V + + = （ ） 负极 Cu2＋ + 2e→Cu 2 Cu Cu 0.34 V + = （ ） 3 2 Fe Fe + + ＞ 2 Cu Cu + ，即 （+） ＞ （−） ，故该反应能正向自发进行。 例 9 判断反应 Pb2＋ +Sn→Pb+Sn2＋在标准状态时及 2 0 1 Pb c + = . （mol·L－1）、 2 2 Sn c + = （mol·L－1）时的反应方向。 2 Pb Pb 0.13 V + = − （ ）， 2 Sn Sn 0.14 V + = − （ ） 解：在标准状态时 2 2 Pb Pb Sn Sn ( 0.13) ( 0.14) 0.01( ) V = − = − = − − − = （+ − ） （） + + ＞0 故在标准状态时上述反应可向右进行，但不很完全。 当 2 0 1 Pb c + = . （mol·L－1）、 2 2 Sn c + = （mol·L－1）时 2 2 2 Pb Pb Pb Pb Pb 0.0592 lg 2 + + + = + c Θ = -0.16(V) 2 2 2 Sn Sn Sn Sn Sn 0.0592 lg 2 c + + + = + = -0.13 (V) 2 2 ( ) ( ) Pb Pb Sn Sn = − = − + − + + = (-0.16) - (-0.13) = -0.03(V)＜0 即反应向左进行，和标准态时反应方向相反。 三、选择氧化剂和还原剂 例 10 有一含 Br－、I －的混合液，选择一种氧化剂只氧化 I －为 I2，而不氧化 Br－，问应选择 FeCl3 还是 K2Cr2O7？
解:有关电极电势值: ,/m=107V,,m=0.53V,9m=0.7V2,92+=13yV 因可诗>和9…>9,CO2既能氧化Br又能氧化,故 KCDO不能选用。而>q>h,Fe不能氧化Br但能氧化I,故应 选择FeCl3作氧化剂。 四、元素电势图及其应用 定义:把元素不同氧化态按氧化数降低的顺序排列,不 同氧化态之间用直线连接,并标明两种氧化态组成电对的标准电极电 势所得的图,称为元素电势图 2、元素电势图的应用 (1).判断岐化反应能否进行 q1n92 若2>,B能歧化为A和C;若>9,B不能 发生歧化,A和C会发生逆歧化反应生成B。 (2).计算电对的标准电极电势 已知两个或两个以上相邻电对的标准电极电势,可利用元素电势 图求同一元素另一电对的未知标准电极电势。 A性BC当D nn, n n9+n292+n293 n,+n, +n3 §9-4氧、硫、硒 教学目的:了解氧族元素性质 教学过程 [板]、结构特点
解：有关电极电势值： - Br Br 2 =1.07V Θ , - 2 I I = 0.53V Θ , 3 2 Fe Fe + + = 0.77V Θ , 2 3 Cr O Cr 2 7 − + =1.33V Θ 因 2 3 Cr O Cr 2 7 − + Θ ＞ - Br Br 2 Θ , 2 3 Cr O Cr 2 7 − + Θ ＞ - 2 I I Θ ，Cr2O7 2 －既能氧化 Br－又能氧化 I －，故 K2Cr2O7 不能选用。而 - Br Br 2 Θ ＞ 3 2 Fe Fe + + Θ ＞ - 2 I I Θ ，Fe3+不能氧化 Br－但能氧化 I －，故应 选择 FeCl3 作氧化剂。 四、元素电势图及其应用 1、定义：把元素不同氧化态按氧化数降低的顺序排列，不 同氧化态之间用直线连接，并标明两种氧化态组成电对的标准电极电 势所得的图，称为元素电势图。 2、元素电势图的应用 （1）．判断岐化反应能否进行 1 2 A B C 若 2 ＞ 1 ，B 能歧化为 A 和 C；若 1 ＞ 2 ，B 不能 发生歧化，A 和 C 会发生逆歧化反应生成 B。 （2）．计算电对的标准电极电势 已知两个或两个以上相邻电对的标准电极电势，可利用元素电势 图求同一元素另一电对的未知标准电极电势。 1 2 3 1 2 3 x A B C D n n n 1 1 2 2 3 3 1 2 3 x n n n n n n + + = + + §9-4 氧、硫、硒 一、 教学目的：了解氧族元素性质 二、 教学过程 [板]一、结构特点
氧、硫、硒的价电子排布是nsp4 、重要化合物 1.H2O2纯的H2O2为无色液体.市售的一般为30%的水溶液,又 称双氧水。H2O2既有氧化性,又有还原性。 2.硫化氢HS是无色有恶臭味的气体、有较强的毒性和还原性。 3.SO2及SO3 SO2是无色有刺激气味的气体,比空气重226倍,易溶于水,易 液化,有毒。SO2溶于水生成HSO3,它是一个中等强度的二元酸。 SO3遇水可生成硫酸。纯SO3是无色易挥发固体 §9-5氮磷碳 教学目的:了解氮族元素的性质。 二、教学过程 [板]、结构特点:ⅥA族元素价电子构型为nsn 、重要化合物 氮及其化合物 [叙]简介NH3和HNO3 2.磷及其化合物 叙]简介红磷和白磷
氧、硫、硒的价电子排布是 ns 2p 4 二、重要化合物 1．H2O2 纯的 H2O2为无色液体．市售的一般为 30％的水溶液，又 称双氧水。H2O2既有氧化性，又有还原性。 2．硫化氢 H2S 是无色有恶臭味的气体、有较强的毒性和还原性。 3. SO2及 SO3 SO2是无色有刺激气味的气体，比空气重 2.26 倍，易溶于水，易 液化，有毒。SO2溶于水生成 H2SO3，它是一个中等强度的二元酸。 SO3遇水可生成硫酸。纯 SO3是无色易挥发固体。 §9-5 氮 磷 碳 一、 教学目的：了解氮族元素的性质。 二、 教学过程： [板]一、结构特点：VA 族元素价电子构型为 ns2np3 二、重要化合物 1． 氮及其化合物 [叙]简介 NH3 和 HNO3 2．磷及其化合物 [叙]简介红磷和白磷
