氧化還原反應(yīng)與氧化還原滴定

《氧化還原反應(yīng)與氧化還原滴定》由會員上傳分享，免費(fèi)在線閱讀，更多相關(guān)內(nèi)容在教育資源-天天文庫。

1、第十章氧化還原反應(yīng)與氧化還原滴定內(nèi)容簡介氧化還原反應(yīng)原電池與電極電位氧化還原滴定法§10-1氧化還原反應(yīng)一、基本概念1.氧化數(shù)IUPAC規(guī)定：氧化是某元素的一個(gè)原子的表觀電荷數(shù)。是將成鍵電子指定給電負(fù)性較大的原子而求得數(shù)值在有些氧化還原反應(yīng)中電子得失關(guān)系不明顯，反應(yīng)中不能明確指出電子得失，只是電子在元素原子間的偏向不同，難于用電子得失衡量，為此引入氧化數(shù)規(guī)則：（1）單質(zhì)中氧化數(shù)為0（2）H在一般化合物中的氧化數(shù)為+1，一元金屬氫化物中為-1（3）氧一般氧化數(shù)為-2，除過氧化物，超氧化物外（4）簡單離子的氧化數(shù)等

2、于離子的電荷數(shù)（5）共價(jià)化合物中氧化數(shù)等于該原子在此化合態(tài)時(shí)的形式電荷（6）分子或離子的總電荷數(shù)為各元素氧化數(shù)的代數(shù)和，分子的總電荷數(shù)為0（7）F在化合物中的氧化數(shù)為-1氧化數(shù)的計(jì)算：1）KMnO4中Mn的氧化數(shù)2）Na2S4O6中S的氧化數(shù)3）Fe3O4中Fe的氧化數(shù)氧化數(shù)與化合價(jià)的區(qū)別：1）氧化數(shù)是一種形式電荷，表示元素原子平均的表觀氧化狀態(tài)；化合價(jià)表示元素原子結(jié)合成分子時(shí)，原子數(shù)目的比例關(guān)系。2）氧化數(shù)是為說明物質(zhì)的氧化狀態(tài)而引入的一個(gè)概念，可為正數(shù)，負(fù)數(shù)，分?jǐn)?shù)，小數(shù)；化合價(jià)是離子鍵和共價(jià)鍵的電價(jià)數(shù)和共價(jià)數(shù)，不

3、能為分?jǐn)?shù)或小數(shù)。2.氧化與還原（1）電子發(fā)生轉(zhuǎn)移或偏移，并且引起元素氧化數(shù)變化（2）氧化數(shù)上升的過程稱為氧化；氧化數(shù)下降的過程稱為還原（3）同一反應(yīng)中存在氧化還原兩個(gè)半反應(yīng)例:Zn(s）+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)Zn(s)-2e=Zn2+(aq)氧化數(shù)0→+2(氧化半反應(yīng))Cu2+(aq)+2e=Cu(s)氧化數(shù)+2→0(還原半反應(yīng))氧化劑與還原劑：（1）氧化劑：氧化還原反應(yīng)的物質(zhì)中某個(gè)元素氧化數(shù)有所降低，稱為氧化劑。（2）還原劑：氧化還原反應(yīng)的物質(zhì)中某個(gè)元素氧化數(shù)有所升高，稱為還原劑（3）介質(zhì)

4、：反應(yīng)前后任何元素都沒有發(fā)生氧化數(shù)的改變的物質(zhì)稱為介質(zhì)氧化還原反應(yīng)的分類:（1）一般的氧化還原反應(yīng)：不同物質(zhì)中的不同元素之間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移（2）自身氧化還原反應(yīng)：同一物質(zhì)中的不同元素之間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移（3）歧化反應(yīng)：同一物質(zhì)中的同種元素之間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移（4）反歧化反應(yīng)(歧化的逆過程)：不同物質(zhì)中同種元素之間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移3.氧化還原電對（1）氧化還原電對：氧化還原反應(yīng)中的反應(yīng)物與其產(chǎn)物組成的物質(zhì)對（2）表示：氧化態(tài)（型）/還原態(tài)（型）例：Cl2+2Br-=2Cl-+Br2氧化還原電對:Cl2/Cl-Br2/Br-（3）氧化

5、還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩個(gè)氧化還原電對之間發(fā)生電子交換的過程每個(gè)電對中氧化型物質(zhì)與還原型物質(zhì)之間存在如下共扼關(guān)系：氧化態(tài)+ne還原態(tài)（4）氧化還原電對中①較強(qiáng)的氧化劑對應(yīng)較弱的還原劑②較強(qiáng)的還原劑對應(yīng)較弱的氧化劑③一個(gè)氧化還原電對中,氧化型物質(zhì)做氧化劑，還原型物質(zhì)做還原劑④同一物質(zhì)在不同電對中可表現(xiàn)出不同性質(zhì)（氧化性和還原性）⑤最高氧化數(shù)的元素只能做氧化劑；而最低氧化數(shù)的元素只能做還原劑；中間氧化數(shù)的元素既可以做氧化劑又能做還原劑4.氧化與還原半反應(yīng)式氧化劑和它的共軛還原劑或還原劑與它的共軛氧化劑之間的關(guān)系用方程式表示。元

6、素的原子數(shù)守恒,并用電子數(shù)使電荷平衡，這樣的方程式為氧化還原半反應(yīng)方程式，每個(gè)電對都對應(yīng)一個(gè)氧化還原半反應(yīng)Cu2+/CuCu2++2e-=CuS/S2?S+2e?=S2?H2O2/OH?H2O2+2e?=2OH?（1）還原半反應(yīng)：半反應(yīng)式左側(cè)寫氧化型物質(zhì),右側(cè)寫還原型物質(zhì)Zn-2e=Zn2+（2）氧化半反應(yīng)：半反應(yīng)式左側(cè)寫還原型物質(zhì),右側(cè)寫氧化型物質(zhì)Zn2++2e=Zn（3）寫法：當(dāng)電對構(gòu)成中有O元素,應(yīng)根據(jù)介質(zhì)要求來寫半反應(yīng)方程式①若電對構(gòu)成元素減少n個(gè)O在H+介質(zhì)中,左側(cè)可加2n個(gè)H+,使O元素結(jié)合成H2O在OH

7、-介質(zhì)中,左側(cè)可加n個(gè)H2O,使生成2n個(gè)OH-例：MnO4?/Mn2+MnO4?+8H++5e-=Mn2++4H2O②若電對構(gòu)成元素增加n個(gè)O在H+介質(zhì)中，左側(cè)可加n個(gè)H2O，生成2n個(gè)H+在OH-介質(zhì)中，左側(cè)可加2n個(gè)OH-，生成n個(gè)H2OMnO4?/Mn2+Mn2++4H2O?5e-=MnO4?+8H+§10-2原電池與電極電位要點(diǎn)1.電池符號2.電極電位及標(biāo)準(zhǔn)電極電位3.標(biāo)準(zhǔn)電極電位表的應(yīng)用4.電極電位的影響因素5.Nernst公式的寫法及運(yùn)用6.電極電位的應(yīng)用7.元素電位圖及其應(yīng)用一、原電池1.原電池：利用

8、自發(fā)的氧化還原反應(yīng)產(chǎn)生電流的裝置，使化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。證明了氧化還原反應(yīng)中有電子的轉(zhuǎn)移。2裝置：CuSO4+Zn=ZnSO4+Cu（見圖）3作用機(jī)理：Zn-2e=Zn2+Cu+2e=Cu2+4意義：理論上，任意一個(gè)自發(fā)的氧化還原反應(yīng)可以設(shè)計(jì)為在原電池中進(jìn)行。原電池裝置圖鹽橋負(fù)極（氧化反應(yīng)）正極（還原反應(yīng)）AZnSO4CuSO4ZnCu5.電極和