氧化還原反應知識點總結(jié),氧化還原反應方程式大全

1、無機部分專題五：氧化還原反應氧化還原反應 5.1 氧化還原反應的基本概念 5.5 元素電勢圖及其應用 5.3 電極電勢 5.4 電極電勢的應用 5.2 氧化還原反應方程式配平1. 熟悉氧化還原反應的基本概念，掌握氧化還原反應方程式的配平。2. 了解原電池的組成、作用及表示符號；了解原電池電動勢與吉布斯自由能變的關(guān)系。3. 熟悉電極電勢的概念，能用能斯特公式進行有關(guān)的計算。4. 掌握電極電勢在有關(guān)方面的應用，學會利用電極電勢計算反應的平衡常數(shù)和溶度積常數(shù)等。5. 掌握元素電勢圖及其用。 本章要求 5.1 氧化還原反應的 基本概念5.1.2 氧化和還原5.1.1 氧化數(shù) 氧化數(shù)是某元素一個原子的表

2、觀電荷數(shù)，這個荷電數(shù)可由假設(shè)把每個鍵中的電子指定給電負性更大的原子而求得。（1970年國際純粹和應用化學聯(lián)合會IUPAC）1、定義5.1.1 氧化數(shù)2、 確定氧化值的規(guī)則： 單質(zhì)中，元素的氧化值為零。 在單原子離子中，元素的氧化值等于該離子所帶的電荷數(shù) 。 在大多數(shù)化合物中，氫的氧化值為+1；只有在金屬氫化物中氫的氧化值為 -1。 通常，氧在化合物中的氧化值為-2；但是在過氧化物中，氧的氧化值為-1，在氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化值分別為+2和+1。例： 中性分子中，各元素原子的氧化值的代數(shù)和為零 ，復雜離子的電荷等于各元素氧化值的代數(shù)和。5.1.2 氧化和還原 凡是元素的原

3、子或離子的氧化數(shù)有變化的反應，統(tǒng)稱為氧化還原反應。氧化(反應) ：物質(zhì)失去電子，氧化數(shù)升高的過程。還原(反應) ：物質(zhì)得到電子，氧化數(shù)降低的過程。氧化還原反應的實質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移（包括電子得失和電子偏移）Cu2+Zn Zn2+Cu氧化還原+200+2氧化劑：氧化數(shù)降低的物質(zhì)。使其它物質(zhì)氧化，反應中自身被還原。還原劑：氧化數(shù)升高的物質(zhì)。使其它物質(zhì)還原，反應中自身被氧化。2FeCl3 + 2KI 2FeCl2 + I2 + 2KCl氧化劑 還原劑+3+2-10還原半反應：Cu2+ + 2e- Cu 氧化數(shù)降低，還原作用，Cu2+：氧化劑 氧化半反應：Zn Zn2+ + 2e- 氧化數(shù)升高，氧化作用，

4、Zn ：還原劑 一個完整的氧化還原反應是氧化反應和還原反應這兩個半反應組成的。Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu可分為： 5.2 氧化還原反應 方程式的配平5.2.2 離子電子法5.2.1 氧化數(shù)法 配平原則： 電荷守恒：氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。 質(zhì)量守恒：反應前后各元素原子總數(shù)相等。 配平氧化還原方程式使用較多的有氧化數(shù)法和離子電子法。氧化數(shù)法較簡單，易掌握。離子電子法則可以更清楚地反映氧化還原反應的實質(zhì)。配平步驟：【例5-1】采用離子電子法配平下列離子反應方程式（酸性介質(zhì)）： KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O (1) 將反應物和產(chǎn)物以離子形式寫出，例

5、如： MnO4- + H+ + Cl- Mn2+ + Cl2 + H2O (2) 將氧化還原反應分為兩個半反應，一個發(fā)生氧 化反應，另一個發(fā)生還原反應： Cl- Cl2 MnO4- + H+ Mn2+ + H2O (3) 分別配平兩個半反應： 2Cl- Cl2 + 2e- MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O(4) 確定兩個半反應得、失電子數(shù)的最小公倍數(shù)，將兩個半反應分別乘以相應系數(shù)，使其得、失電子數(shù)相等，再將兩個半反應合并為一個配平的氧化還原反應的離子方程式。 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O 10Cl- 5Cl2 +

6、10e- ( 5=10) +) 2MnO4- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 8H2O ( 2=10) 最后，在配平的離子方程式中添加不參與反應的陽離子和陰離子，寫出相應的化學式，就可以得到配平的氧化還原反應方程式。 2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 5Cl2+ 8H2O + 2KCl介質(zhì)反應物多一個氧原子反應物少一個氧原子酸性+2H+ = H2O+H2O2H+堿性+H2O = 2OH-+2OH-H2O中性+H2O2OH-+H2O2H+注意介質(zhì)的配平：5.3 電極電勢 5.3.1 原電池 5.3.2 電極電勢 5.3.3 Nernst方程式 5.3.4 原電池的電動勢

7、與 G 的關(guān)系5.3.1 原電池Cu-Zn原電池裝置鋅與鋅離子（銅與銅離子）構(gòu)成的電極， 又叫半電池。電池反應(氧化還原反應)： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu原電池：使化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。 使電子轉(zhuǎn)移由無序變成有序、定向移動。 負極（氧化反應）： Zn - 2e Zn2+ 正極（還原反應）： Cu2+ + 2e Cu電極反應即半反應：還原態(tài)- ne 氧化態(tài) 氧化態(tài)+ne 還原態(tài)ACuSO4溶液ZnCuZnSO4溶液e( - )( + )KCl+瓊脂檢流計任意一個氧化還原反應都可以制作成一個電池。對于由非金屬單質(zhì)及其對應的非金屬離子(如 H2 和H+，O2 和OH- )、同一種金屬

8、不同價的離子(如Fe3+和Fe2+)等構(gòu)成的電對，在組成電極時常需外加導電體材料，如Pt、石墨（惰性電極）等。原電池符號的表示： ( - ) Zn | Zn2(cZn2+ )Cu2(cCu2+) | Cu (+)（1） 負極在左，正極在右，并用“+”、“-”標明正、負極，把正極與負極用鹽橋連接；（2）“ | ”表示兩相的界面（電極導體與電解質(zhì)溶液之間），“ ”表示鹽橋。不存在相界面的用“，”分開；（3） 應注明溶液的濃度，氣體的壓力，反應的溫度。 如不注明則為標準狀態(tài)。規(guī)定：所有的離子濃度都為1molL-1，氣體壓力為100kPa，固體、液體為純物質(zhì)，此時的狀態(tài)稱為標準狀態(tài)?！纠?-2】將氧化

9、還原反應： 2MnO4-+10Cl-+16H+2Mn2+5Cl2+8H2O設(shè)計成原電池，并寫出該原電池的符號?！窘狻肯葘⒀趸€原反應分為兩個半反應：氧化反應：2Cl- Cl2 + 2e-還原反應：MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O 原電池的正極發(fā)生還原反應，負極發(fā)生氧化反應。因此組成原電池時，電對MnO4-/Mn2+為正極，電對Cl2/Cl-為負極。故原電池符號為：(-)Pt|Cl2(p)|Cl-(c1) | H+(c2), Mn2+(c3), MnO4-(c4)|Pt(+)水從高處（重力勢能大）往低處（重力勢能?。┝鲃樱怯捎谒徊畹拇嬖?。1、原電池的電動勢 把原電池

10、的兩個電極采用導線、鹽橋聯(lián)接起來后，有定向電流產(chǎn)生，說明：兩個電極之間有一定的電勢（位）差存在；構(gòu)成原電池的兩個電極各自具有不同的電勢。5.3.2 電極電勢 某電極的電極電勢用“氧化型/還原型”表示，如： Fe3+/Fe2+、I2/I- 、+ 、-等。 組成原電池的兩個電極的電極電勢之差，稱為該原電池的電動勢，以符號E表示。 則有：E = + - - 標準狀態(tài)下：標準電極電勢用 表示。標準電動勢用E 表示。 E = + - - 2、電極電勢產(chǎn)生的原因雙電層理論德國化學家W.H.Nernst在1889年提出的“雙電層理論”對電極電勢給予了解釋：因為金屬晶體是由金屬陽離子和自由電子（公共化）組成的

11、。 當把金屬放入含有該金屬離子的濃溶液時，有兩種反應的傾向存在：一方面是金屬表面的離子進人溶液和水分子結(jié)合成為水合離子（溶解）：M Mn+(aq) + ne- 金屬越活潑，溶液越稀，這種傾向就越大。另一方面，溶液中的水合離子又有一種從金屬表面獲得電子，沉積到金屬表面的傾向：Mn+(aq) + ne- M 金屬越不活潑，溶液越濃，這種傾向就越大。 這兩種對立的傾向在一定條件下，建立暫時的平衡：M Mn+(aq) + ne- 金屬越活潑，上述平衡向右進行的程度就越大，此時，在極板附近的溶液中有過剩的正電荷，而極板表面上有過剩的負電荷，即在極板表面上形成“雙電層”。這樣，在金屬和鹽溶液之間產(chǎn)生了電勢

12、差，這種產(chǎn)生在金屬和它的鹽溶液之間的電勢差叫做金屬的電極電勢。M活潑M不活潑Mn+ 稀溶解沉積 沉積溶解+-+-Mn+ 濃+根據(jù)這個理論，可以很好的解釋Cu-Zn原電池中檢流計偏向的現(xiàn)象：因為Zn比Cu活潑，故Zn電極比Cu電極上的電子密度大(上述平衡更偏向右方)，即Zn2+/Zn電對的電極電勢比Cu2+/Cu低，所以電子從Zn極流向Cu極。 影響電極電勢的因素有：電極的本性、金屬離子的濃度、溫度、介質(zhì)等。當外界條件一定時，電極電勢的高低就取決與電極的本性。對于金屬電極則取決于金屬的活潑性大小。3、標準電極電勢 由E = + - - 和E = + - - 可知，只要知道各電極的電極電勢，就可以

13、求出原電池的電動勢。那么，如何測定電極的電勢呢？電極電勢的絕對值迄今為止仍無法測量；采用相對電極電勢類似于海拔高度。標準氫電極的電極電勢為零1956年起，我國以青島的黃海海面作為海拔的零點規(guī)定標準狀態(tài)下氫電極的電極電勢為零，即：標準氫電極(SHE)H2 (100kPa) 2H+(1 molL-1) + 2e- ，25H+/H2 = 0.0000 (V)鍍有一層疏松鉑黑的鉑片標準電極電勢因為E = + - - 【例】測鋅電極的電極電勢 (-)Zn | Zn2+(c )H+(c ) | H2( p ) | Pt (+) 根據(jù)檢流計偏轉(zhuǎn)方向，測得鋅電極為 負極,氫電極為正極，并測得E =0.763V

14、。 按國際規(guī)定，在標準狀態(tài)下以標準氫電極作為其中一個電極，待測電極作為另一電極組成原電池，測定其電動勢E，就可計算得到該電極的標準電極電勢。0.763 = 0.0000 - Zn2+/ZnZn2+/Zn = -0.763 V因為E = + - - 【例】測銅電極的電極電勢 (-) Pt | H2( p ) | H+(c ) Cu2+(c ) |Cu (+) 根據(jù)檢流計偏轉(zhuǎn)方向，測得銅電極為正極,氫電極為負極，并測得E =0.340 V。0.340 = (Cu2+/Cu) - 0.0000(Cu2+/Cu) = 0.340 V(1) 根據(jù)電極反應溶液的酸堿性來分別查酸表和堿表。 例：Cu2O +

15、 H2O + 2e- 2Cu + 2OH- 查堿表 Fe3+ e- Fe2+ Fe3+、Fe2+易水解，查酸表 總之查表時要注意電對的存在形式、狀態(tài)和介質(zhì)等條件。4、標準電極電勢表P489-492附錄十四 標準電極電勢(298.15K)幾點說明：氧化型+ ne- 還原型(3) 值只是反映了物質(zhì)得失電子的傾向，它與物質(zhì)的量無關(guān)。 例：Cu2+ 2e- Cu = +0.337V 2Cu2+ 4e- 2Cu = +0.337V Cu Cu2+ 2e- = +0.337V(2) 氧化劑和還原劑的強弱可由值來判斷： 值越小，還原型物質(zhì)是越強的還原劑; 值越大，氧化型物質(zhì)是越強的氧化劑。 表是按代數(shù)值由小

16、到大排列。5.3.3 能斯特(Nernst)方程影響電極電勢大小的因素 影響電極電勢大小的因素：電極本性、測定時的溫度、介質(zhì)的酸堿度、離子濃度和氣體壓力等。氧化態(tài) + z e- 還原態(tài) = -a(還原態(tài))a(氧化態(tài))2.303RTzFlg法拉第常數(shù)(96485Cmol-1)稀溶液時以c 來代替 a1、能斯特方程式 = -a(還原態(tài))a(氧化態(tài))0.0592zlg說明： 溶液中離子濃度為相對濃度，氣體則為 相對分壓； 固體、純液體的濃度為常數(shù)，不寫出來； 電極反應中的H+或OH-也應根據(jù)反應式 代入能斯特公式。298K時：稀溶液時以c 來代替 a （1）Zn2+ + 2 e- ZnZn2+/Zn

17、 = Zn2+/Zn +0.05922lg cZn2+（2）2H+ + 2 e- H2H+/H2 = H+/H2 -0.05922lgpH2/pc2H+（3）MnO4- + 5 e- + 8H+ Mn2+ + 4H2OMnO4-/Mn2+ = MnO4-/Mn2+ -0.05925lgcMn2+c MnO4- c8H+ 寫出下列電極反應的Nernst方程式2、濃度對電極電勢的影響【例5-3】計算25、c(Zn2+) = 0.001molL-1時鋅電極的電極電勢。 氧化型物質(zhì)的濃度減小時，電極電勢減小，氧化型物質(zhì)的氧化性減弱； 還原型物質(zhì)的濃度減小時，電極電勢增大，還原型物質(zhì)的還原性減弱?！窘狻?/p>

18、Zn2+ + 2 e- ZnZn2+/Zn = Zn2+/Zn +0.05922lg cZn2+= - 0.762 +0.05922lg 0.001= - 0.851(V)3、 介質(zhì)酸堿度對電極電勢的影響【例5-4】計算25時，MnO4-/Mn2+電極在c(MnO4-) = c(Mn2+) =1molL-1，c(H+) =10molL-1時的電極電勢。 (MnO4-/Mn2+ = 1.51V)【解】MnO4- + 5 e- + 8H+ Mn2+ + 4H2OMnO4-/Mn2+ = MnO4-/Mn2+ -0.05925lgcMn2+c MnO4- c8H+MnO4-/Mn2+ = 1.51

19、-0.05925lg1108= 1.60 (V)【例5-5】計算Cr2O72-/Cr3+電極在 c(Cr2O72-)=c(Cr3+) =1molL-1， pH=5 時的電極電勢。 一般而言，氫離子濃度增大，氧化態(tài)的氧化能力增強；反之亦然。【解】Cr2O72- + 6 e- + 14H+ 2Cr3+ + 7H2OCr2O72-/Cr3+ = Cr2O72-/Cr3+ -0.05926lgc2Cr3+cCr2O72- c14H+= 1.232 -0.05926lg11(10-5)14= 0.541 (V)從熱力學中已知，體系的G 等于系統(tǒng)在等溫恒壓下對外所做的最大有用功(非膨脹功)。在原電池中如果

20、非膨脹功只有電功一種，那么G 便與電池電動勢之間就有下列關(guān)系： -G = WE = QE =zFE 即G = - zFE Q：電量。這個式子說明電池的電能來源于化學反應。在反應中，當z mol電子自發(fā)地從低電勢區(qū)流至高電勢區(qū)，即從負極流向正極，反應的G轉(zhuǎn)化為電能做了電功。5.3.4 原電池的電動勢與G的關(guān)系在標準狀態(tài)下，上式可以寫為： G = zFE 這樣就把熱力學和電化學聯(lián)系起來：測得原電池的電動勢E，就可以求出該電池的最大電功以及反應的G。反之，亦然。 【解】從上述電池看出鋅是負極，銅是正極，電池的氧化還原反應式為 Zn + Cu2+ Cu + Zn2+查表：Zn2+/Zn = - 0.7

21、63V，Cu2+/Cu = 0.337V E = 0.337 - (-0.763)1.100 V G = zFE = - 29.6481041.10 = - 212.3 kJmol-1【例5-6】根據(jù)下列電池寫出反應式并計算在25時電池的E值和G。 ()Zn|Zn2+(1 mol/L)|Cu2+(1mol/L)|Cu(+) 5.4 電極電勢的應用5.4.1 計算原電池的電動勢5.4.2 判斷氧化還原反應進行的方向5.4.5 判斷氧化還原反應進行的程度5.4.6 測定某些化學常數(shù)5.4.3 選擇氧化劑和還原劑5.4.4 判斷氧化還原反應進行的次序在原電池中，電極電勢較大的電極是原電池的正極，電極

22、電勢較小的電極是原電池的負極。原電池的電動勢等于正極的電極電勢減去負極的電極電勢： E = + - - E = + - -5.4.1 計算原電池的電動勢一個氧化還原反應能否自發(fā)進行，可用反應的G來判斷，而G = zFE，電池電動勢E = + - - 。當G 0，反應正向進行； 當G = 0 時，E = 0 ，反應處于平衡狀態(tài)； 當G0 時，E Fe3+ /Fe2+ = 0.771 V 反應自左向右進行。(2) Cr2O72-/Cr3+ Cr2O72-/Cr3+ 60.0592lg(cCr3+)2 cCr2O72-(cH+)14 10-5114 = 1.330.05926lg12= 1.28V=

23、 0.639V Fe3+/Fe2+(3) Cr2O72-/Cr3+1(10-5)14 = 1.330.05926lg12在標準條件下，可直接根據(jù)兩電對的標準電極電勢的相對大小即可判斷反應的方向，而標準電極電勢表是按值由小到大排列的，所以根據(jù)兩電對在標準電極電勢表中的位置也可知道反應的方向。結(jié)論：電勢表左下方的物質(zhì)能和右上方的物質(zhì)發(fā)生反應，即在表中符合上述對角線關(guān)系的物質(zhì)能互相發(fā)生反應。Fe3+ + e- Fe2+ Fe3+ /Fe2+ 0.771VAg+ + e- Ag Ag+/Ag 0.799V反應方向： Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+ 有一含有Cl-、Br-、I-的混合溶液，欲使

24、I- 氧化為I2，而Br-和Cl-不發(fā)生變化。在常用的氧化劑 H2O2、Fe2(SO4)3 和KMnO4中選擇哪一種合適？（設(shè)體系在標準狀態(tài)下）5.4.3 選擇氧化劑和還原劑 要氧化I-而不與Br-、Cl-發(fā)生反應，要求電對的電極電勢要大于I2/I-而小于Br2/Br-和Cl2/Cl-。電極電對I2/I-Fe3+/Fe2+Br2/Br-電極電勢/V0.5350.7711.07電極電對Cl2/Cl-MnO4-/Mn2+H2O2/H2O電極電勢/V1.361.511.77 Br2/Br-、 Cl2/Cl - Fe3+/Fe2+ I2/I- Fe3+ + I - Fe2+ + I2剛才已知在Cl-、

25、Br-、I-的混合溶液中，F(xiàn)e2(SO4)3只能氧化I-，而Br-和Cl-不發(fā)生變化。說明I-的還原能力最強，最容易被氧化(I2/I-最低)，而Br2/Br-和Cl2/Cl-較高，因而Br-、Cl-的還原能力較弱，較難被氧化。5.4.4 判斷氧化還原反應進行的次序氧化還原反應也是可逆反應，反應進行一段時間后也能到達平衡。根據(jù)化學等溫方程式及G與電池電動勢的關(guān)系： G = - RTlnK = - 2.303RTlgK = - zFE lgK = zFE /2.303RT 當T = 298K時，代入各常數(shù)，得： lgK = zE /0.0592V5.4.5 判斷氧化還原反應進行的程度【例5-8】求

26、下列反應在298 K時的平衡常K ：Zn + Cu2+(1.0molL-1)Zn2+(1.0molL-1) + Cu【解】查表得： Zn2+/Zn = - 0.763V， Cu2+/Cu = 0.337V E = 0.337 - ( -0.763) = 1.100V lgK = 2 1.100/0.059237.2 K = 2 1037 利用電極電勢，可進一步算出難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)、弱酸弱堿的 解離常數(shù)、配合物的穩(wěn)定常數(shù)等。 5.4.5 測定某些化學常數(shù)【例5-9】已知： PbSO4 + 2e- Pb+SO42- = - 0.359 VPb2+ + 2e- Pb = - 0.126 V 求

27、：PbSO4的溶度積Ksp?！窘狻堪岩陨蟽呻姌O反應組成原電池，則電對 Pb2+/Pb為正極， PbSO4/Pb為負極，電池反應為： Pb2+ + SO42- PbSO4 K1/Pb2+SO42- 1/KsplgK zE /0.0592lgKsp -zE /0.0592E = Pb2+/Pb - PbSO4/Pb=(-0.126)-(-0.359)=0.233VlgKsp= - (20.233) / 0.0592= -7.872 Ksp=1.810-8 5.5 元素電勢圖及其應用 5.5.1 元素電勢圖 5.5.2 元素電勢圖的應用元素電勢圖：把各電對的標準電極電勢以圖的形式表示出來。同一元素如

28、具有多種氧化數(shù)，為比較各種氧化數(shù)物質(zhì)的氧化還原性質(zhì)，常將各物質(zhì)按該元素氧化數(shù)從高到低排列，并將相鄰兩物質(zhì)組成的電對的標準電極電勢值寫在中間聯(lián)線上，所得圖形即為該元素的標準電勢圖，簡稱元素電勢圖。5.5.1 元素電勢圖圖中所對應的電極反應是在酸性溶液中發(fā)生的： O2+2H+2e H2O2 O2/H2O2 = 0.682V O2+4H+4e 2H2O O2/H2O = 1.229V H2O2+2H+2e 2H2O H2O2/ H2O = 1.77V 0.682O2H2O2H2O 1.2291.77氧元素的電勢圖（酸性溶液） 1、 元素電勢圖直觀地反映了同一元素的不同氧化還原電對的氧化(還原)能力。5.5.2 元素電勢圖的應用0.95-1.181.512.260.56MnO4MnO42MnO2Mn3+Mn2+Mn1.511.6951.23錳元素的電勢圖（酸性溶液） 2、元素電勢圖可以用來判斷歧化反應能否發(fā)生發(fā)生歧化反應； 發(fā)生歧化逆反應。 左=0.682V，所以H2O2會發(fā)生岐化反應：2H2O2 O2 + 2H2O。0.682O2H2O2H2O0.6821.773、元素電勢圖可用于計算任意氧化態(tài)之間組成電對時的標準電極電勢2.260.56MnO4MnO42MnO2利用元素電勢圖，可以從某些已知電對的標準電極電勢計算出另一個電對的未知標準電極電勢。例如從