第五章」 氧化还原与电化学 §5.1氧化还原反应与电极电势 一、氧化还原反应及氧化还原平衡 1、氧化还原反应
第五章 氧化还原与电化学 § 5.1 氧化还原反应与电极电势 一、氧化还原反应及氧化还原平衡 1、氧化还原反应
第5章氧化还原和电化学
第5章 氧化还原和电化学
历史发展 1777年拉瓦锡向法国科学院提出了划时代的论文 《燃烧概论》， 建立了燃烧的氧化学说； 18世纪末，人们把与氧化合的反应称作氧化反应，而把从氧化物中夺 取氧的反应称作还原反应； 2Zn(s)+02(g)=2Zn0s) 19世纪中叶，建立了化合价的概念，人们把化合价升高的过程叫做氧 化，而把化合价降低的过程叫做还原； Zn→Zn2+2e 20世纪初，由于化合价电子理论的建立，人们把失去电子的过程叫氧 化，得到电子的过程叫还原，把这类有电子得失的反应叫氧化还原反应。 H2(g)+Cl2(g)=2HC1(g) 从氧化还原反应的发展来看，覆盖的范围是越来越广的
历史发展 1777年拉瓦锡向法国科学院提出了划时代的论文——《燃烧概论》， 建立了燃烧的氧化学说； 18世纪末，人们把与氧化合的反应称作氧化反应，而把从氧化物中夺 取氧的反应称作还原反应； 2Zn(s)+O2 (g) = 2ZnO(s) 19世纪中叶，建立了化合价的概念，人们把化合价升高的过程叫做氧 化，而把化合价降低的过程叫做还原； Zn→Zn2++ 2e 20世纪初，由于化合价电子理论的建立，人们把失去电子的过程叫氧 化，得到电子的过程叫还原，把这类有电子得失的反应叫氧化还原反应。 H2 (g)+Cl2 (g) = 2HCl(g) 从氧化还原反应的发展来看，覆盖的范围是越来越广的
5.1氧化还原反应
5.1 氧化还原反应
一、 氧化数（中学：化合价） 1、氧化数的概念 又称氧化值或氧化态，是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数可由假设 把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 2、确定氧化数的规则（经验规则） 1)在单质中，元素原子的氧化数等于零。（N2、H2、O2等) 2)在中性化合物中，所有元素原子的氧化数代数和为零。(KMO4) 离子化合物，正、负离子所带的电荷数；NaCl CaF2 +1,-1+2,-1 共价化合物中，成键电子对偏向电负性大的元素。 例如：在NH分子中，三对成键的电子都归电负性大些的氮原子所有，则N 的氧化数为-3，H的氧化数为+1
一、氧化数 (中学：化合价) 1、氧化数的概念 又称氧化值或氧化态，是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数可由假设 把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 2、确定氧化数的规则（经验规则） 1）在单质中，元素原子的氧化数等于零。（N2、H2 、O2 等） 2）在中性化合物中，所有元素原子的氧化数代数和为零。（KMnO4） 离子化合物，正、负离子所带的电荷数；NaCl CaF2 +1,-1 +2,-1 共价化合物中，成键电子对偏向电负性大的元素。 例如：在NH3分子中，三对成键的电子都归电负性大些的氮原子所有，则N 的氧化数为-3，H的氧化数为+1
3)对于复杂离子，各元素的氧化数之和等于该离子的电荷数。 Fe304 Fe的氧化值为 +8/3 (Fe2O3FeO) 4)若干关键元素原子在化合物中氧化数有定值。 0:-2H20等；-1H202；-0.5K02超氧化钾 :+1一般情况；-1CaH2、NaH 对于新合成、新发现的化合物，当按以上规则确定氧化数发生困难 时，课根据电负性大小予以指定
3) 对于复杂离子, 各元素的氧化数之和等于该离子的电荷数。 Fe3O4 Fe的氧化值为 + 8/3 (Fe2O3·FeO) 4）若干关键元素原子在化合物中氧化数有定值。 O: -2 H2O 等； －1 H2O2 ; -0.5 KO2 超氧化钾 H: +1 一般情况； －1 CaH2 、NaH 对于新合成、新发现的化合物，当按以上规则确定氧化数发生困难 时，课根据电负性大小予以指定
思考题：确定氧化数 (1)Na,S,O3(硫代硫酸钠)NaS,O,(连四硫酸钠) (2)KCr207（重铬酸钾) CrOs (3)K02（超氧化钾) KO3（臭氧化钾) 注意：1)同种元素可有不同的氧化数； 2)氧化数可为正、负和分数等 ; 3)氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。 S2032 S的氧化数为+2， +4,(+6) 0,(-2)
思考题： 确定氧化数 （1）Na2S2O3 （硫代硫酸钠） Na2S4O6（连四硫酸钠） +2 +2.5 （2）K2Cr2O7 （重铬酸钾） CrO5 +6 +10 （3）KO2 （超氧化钾） KO3 （臭氧化钾） -0.5 -1/3 注意：1） 同种元素可有不同的氧化数； 2） 氧化数可为正、负和分数等； 3） 氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。 S2O3 2- S的氧化数为＋2， S O - - O O S +4, (+6) 0, (-2)
常用的氧化剂和还原剂举例 常用的氧化剂有活泼的非金属单质（如CL、B2、12、O2),某些氧化物（如MnO2、 PbO2)与过氧化物（如HO2),高价的金属离子（如Fe+、Ce+),含氧酸(HNO、 HzSO,)或高价含氧酸盐（如KMnO4、KClO3、KzCr2O)
表5-1常用氧化剂 氧化剂 还原反应及产物 元素氧化数变化 活泼非金属单质 C(黄绿色气体) Cl+2e一2CI(无色) 0→-1 Br:(红棕色液体) Br+2e一2Br(无色) 0+-1 2(紫色品体) +2e一21（无色） 0+-1 O,(无色气体) O:+2HO+4e一4OH(碱介质) 0+-2 O+4Ht+4e一2H0(酸介质) 0+-2 氧化物 MaOz(黑色固体) M'O+4H++2e一Mm+(浅肉色)+2H0 十4+十2 PbO,(棕色固体) P%'O2+4Ht+2e一PbW+(无色)+2H,O +4→十2 H2O,(无色液体) H:O;+2H++2e-2H2O -1-+-2 高价金属离子 Fe+(黄色) Fe+e一Fe*(浅绿色) +3→+2 Ce+(黄色) Ce++e一Ce+(无色) +4→+3
高价含氧酸或含氧酸盐 KMn(O,(紫色晶体) MO+8H++5e一Mm2++4HO(酸介质) +7→+2 h'Q+2HO+3e一O★（棕黑色）+4OH(中性介质) +7→+4 Mn'O,+2OH+e一MnO+H2O(碱介质) +7→+6 KCO(白色固体) CIO+2H++2e一C+HO(酸介质) +1+-1 C1'0+H0+2e一C+2OH(碱介质) +1+-1 KCIO,(白色固体) CIO十6H++6e一C+3HO(酸介质) +5-+-1 C'O5+3H2O+6e一C+6OH(碱介质) +5-◆-1 K,CrO方（橙色晶体） CriO月+14H++6e一2C2+(绿色)+7H20 +6→+3 HNO方（无色液体） N·O方+2H++e一NO2↑（棕红）+HO(浓酸) +5+十4 N"O方+4H++3e一NO忄（无色）+2HO(稀酸) +5++2 N"O方+10H++8c一NH时（无色）+3HO(极稀酸) +5→-3 2N“O+10H+8e一WO4(无色)+5HOX极稀酸) +5++1 浓HSO,(无色液体) 2S0+8H*+4e=2S02↑+4HO +6-+4 K,SOa(白色固体) Sx0g+2e一2S0 +7→+6