无机及分析化学下教案Word格式文档下载.docx
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x=8/3
第页
注:
在共价化合物中,确立元素氧化值时不要与共价数相混杂.
比如:
CH4、CH3Cl等化合物中,C的共价数为
4,但C的氧化值分别为-4、
-2.化学中以Mn（Ⅶ）、S（Ⅵ）表示元素的氧化值
以与实质不存在的
Mn
7+、
S6+差异.
2.氧化与复原
19世纪：
由化合价变化确立
20世纪：
由氧化数变化确立（实质是电子发生转移或偏移）
氧化复原反响分类：
自己氧化复原反响：
2KClO3=2KCl+3O2（同一物质不一样元素）。
歧化反响：
水溶液
2Cu+=Cu+Cu
2+（同一物质同一元素）。
反歧化反响：
3+
2+
2Fe+Fe=3Fe
氧化复原反响的实质
:
氧化复原电对:
由同一种元素的氧化态物质和其对应的复原态物
质所构成的整体.一般以Ox/Re表示.
氧化剂/它的复原产物
复原剂/它的氧化产物
比如：
反响2Fe3++2I-=Fe2++I2
存在Fe3+/Fe2+
I2/I－两个电对
书写时：
氧化型物质（即氧化数较高）在左，复原型物质在右，中间用“/”分开
半反响：
每个电对中，氧化型物质与复原型物质之间的共轭
关系：
氧化型+ne－=复原型，每个半反响对应一个电对。
Fe3+/Fe2+
Fe3++e
→Fe2+
－
+8H+
→Mn2++4H2O
MnO4/Mn2+MnO4
+5e+
注:
氧化复原电对是相对的,由参加反响的两电对氧化复原能力的相对强弱而定.
例:
反响2Fe3++2I-=2Fe2++I2
电对Fe3+/Fe2+在此反响中为氧化剂电对.
氧化复原反响是由氧化剂电对与复原剂电对共同作用的结果,其实质
是电子的转移
二、氧化复原反响方程式的配平
1.离子-电子法
配平原则:
氧化剂、复原剂得失电子数一定相等（电荷守恒）;
反响前后各元素原子总数相等（质量守恒）.
配平KMnO4+K2SO3→MnSO4+K2SO4（酸性介质中）.
解:
①写出未配平的离子方程式;
MnO4-+SO32-→Mn2++SO42-
②拆分为氧化、复原两个半反响,并使左右两边相同元素的原子数量
相等依据溶液的酸碱性加上H+,OH-,H2O;
③加减电子数,使左右两边电荷数相等
.乘以适合系数后相加
整理.
MnO4-+8H+=Mn2++4H
2O
×
2
SO32-+H2O=SO4
2-+2H+
5
-
2-
+
2MnO4
+5SO3
+6H=2Mn
+5SO4+3H2O
配昭雪响FeS2+HNO3→Fe2（SO4）3+NO2
改写成离子方程式:
FeS2+NO3-→Fe3++SO4
2-+NO2
2FeS2+30HNO3=Fe2（SO4）3+30NO2+14H2O+H2SO4
注：
配平过程中半反响左右两边增添
H+,OH-,H2O的一般规律:
关于酸性介质:
多n个O,+2n
个H+,另一边+n个H2O
关于碱性介质:
多n个O,+n
个H2O,另一边+2n
个OH-.
关于中性介质:
左侧多n个O,+n个H2O,右侧+2n
个OH-;
右侧多
n个O,+2n个H+,左侧n个H2O.
2.氧化值法
配平原则（按照质量守衡和电荷守衡）
反响中元素氧化值升、降总数一定相等
;
反响前后各元素原子总数相等.
配平H2O2+Fe2++H+→H2O+Fe3+
写出未配平方程式,确立氧化值升、降的数值.
目测法配平氧化值没变的元素原子数量.
2++3+
H2O2+2Fe+H=H2O+2Fe
三、电极电势
1.原电池
（1）原电池:
一种能使氧化复原反响中电子的转移直接转变成电能的装置.
金属锌置换铜离子的反响：
Cu2+
+Zn=Cu+Zn
θ
rGm=-212.55
kJ·
mol-1能够将其设计成原电池.
电池反响:
Zn（s）+Cu2+（aq）=Zn2+（aq）+Cu（s）
电池符号:
（-）Zn|Zn2+（c1）||Cu2+（c2）|Cu（+）
理论上讲,任何一个氧化复原反响都能构成原电池.原由：
物质之间通
过热运动发生有效碰撞实现电子的转移。
因为质点的热运动是不定向的，
电子的转移不会形成电流，化学能以热的形式与环境发生互换。
可是若
使氧化剂与复原剂不直接接触，让它们之间的电子转移经过导线传达，
电子做定向挪动而形成。
原电池装置中盐桥：
在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的
冻胶。
其作用是使Cl-向锌盐方向挪动，K+向铜盐方向挪动，使Zn盐和
Cu盐溶液向来保持电中性，进而使电子不停从
Zn极流向Cu极。
电极反响：
（Zn片）
Zn=Zn2++2e
（Cu片）
2＋
Cu
+2e=Cu
反响的结果与将Zn片直接插入CuSO4溶液反响结果一致，所不一样的是这时经过化学电池将化学能转变成电能。
原电池由两个半电池构成，每个半电池亦称电极。
电极电极的正、
负可由电子的流向确立。
输出电子的电极为负极，发生氧化反响；
输入
电子的电极为正极，发生复原反响。
负极（失电子）：
正极（得电子）：
（Cu片）
Cu2＋
+2e
=Cu
将两个电极反响归并即得原电池的总反响，又称电池反响。
电池反响：
Zn+Cu2＋=Cu+Zn2＋
原电池中，正、负极发生的反响与前面的半反响相同，因为每个半
反响都对应一个电对，相同能够用电对来代表电极。
正极一个电对：
Cu/Cu
（－）Zn（s）│ZnSO4（C1）‖CuSO4（C2）│Cu（s）（＋）
（2）书写规定：
①负极左，正极右；
②“│”表物质之间相界面；
③“‖”表盐桥，左右为负、正极；
④溶液注明浓度，气体注明分压；
⑤有些有惰性电极，亦要注明。
（3）常有电极分类
①金属—金属离子电极Cu（s）│Cu2＋（c）金属及其离子的溶液构成。
②气体—离子电极pt，H2（P）│H＋（c）气体与其饱和的离子溶液
及惰性电极构成。
③均相氧化复原电极pt│Fe3＋（c），Fe2＋（c）同一元素不一样氧的物化数对
应质及惰性电极构成。
④金属—金属难溶盐—阴离子电极，即固体电极：
将金属表面涂以该金
属难溶盐后，将其浸入与难溶盐有相同阴离子的溶液中构成。
如氯化银电极Ag（s），AgCl（s）│Cl－（c）
AgCl+e－=Ag＋+Cl－
第二讲
1.理解电极电势的观点。
2.掌握能斯特公式及应用
能斯特公式及应用
电极电势的观点
教课内容：
2.电极电位（φ）
（1）电极电位产生
以M—Mn+为例：
金属晶体内有金属原子，金属阳离子和共用电子。
M放入Mn＋中一方面，金属表面构成晶格的金属离子和极性大的H2O分
子相互吸引，进而使金属拥有一种以水合离子的形式进入金属表面邻近
的溶液中的偏向。
MMnn（aq）ne
金属越开朗，溶液越稀，这类偏向就越大。
另一方面，盐溶液中的
Mn+（aq）离子又有一种从金属表面获取电子而
堆积在金属表面的偏向：
Mnn
（aq）ne
M
金属越不开朗，溶液
越浓，这类偏向就越大。
两种偏向不论大小，结果扩散双电层均使得金属与溶液之间产生电
位差，即金属电极的电极电位。
1）M开朗，溶解占主导M负电荷↑，电极电位↓，M的氧化能力
弱。
2）M不开朗，堆积占主导M正电荷↑，电极电位↑，
M的氧
化能力强。
往常用来判断电对物质的氧还可以力
（2）标准电极电位
│Φ│没法获取
规定E（H
H2）=0.000V
以标准氢电极作为标准，与其余电极
构成原电池，测标准电池电动势
Eθ，即可计算各样电极的电极电势
E。
E
意义：
电极反响中各样物质均处于标准状态
－1
（c为1mol·
L；
P为100KPa；
液体或固体都是纯净的物质。
）E
E（）E（）
（3）甘汞电极
从理论上来说，用上述方法能够测定出各样电对的标准电极电势，
可是氢电极作为标准电极，使用条件特别严格，并且制作和纯化也比较
复杂，所以在实质测准时，常常采纳甘汞电极作为参比电极。
甘汞电极
在室温下电极电势数值比较稳固，并且简单制备，使用方便。
甘汞电极是在电极的底部放入少许的汞和少许由甘汞（Hg2Cl2）、Hg、
KCl溶液构成的糊状物，上边充入饱和的
Hg2Cl2、KCl溶液，再用导线
引出。
Hg2Cl22e_2Hg（l）2Cl
电极符号：
Hg，Hg2Cl2（S）｜Cl－（饱和
原电池电动势：
原电池两个电极之间的电位差E（v）
E=Φ（＋）－Φ（－）
标准电池电动势：
Eθ=Φ（＋）－Φ（－）
Φθ是一个特别重要的物理量，它将物质在水溶液中的氧化复原能力定量化。
Φθ高，说明电对中氧化型物质在标态下氧化能力强，复原型
物质复原能力衰；
Φθ低，说明电对中氧化型物质在标态下氧化能力衰，
复原型物质复原能力强。
a.因为介质酸碱性影响
Φθ值，Φθ
表分酸表与碱表。
A表示酸
性介质（[H＋]=1mol
·
L－1）中的标准电极电位
B表示碱性介质（[OH
－]=1mol·
L
）中的标准电极电位。
b.Φθ大小反应物质得失电子的能力，强度性质，与电极反响写法无
关。
eg：
Ag
＋
+e
=Ag；
2Ag
+2e=2Ag；
Ag=Ag
0.799V
均为
AgAg
c.Φθ不合用于非水溶液系统。
3.能斯特公式
aOx+ne－=bRed
能斯特公式：
RTln
[Ox]a
F96485cmol1
nF
[Red]b
应用：
用来计算非标准态下的电极电位。
反应电极电位与反响温度，反响物的浓度或分压的定量关系。
一般是常温298K时,详细计算时取值F=96500，则
0.059lg[Ox]a
n
[Red]b
使用公式注意：
1）气体，应以相对分压代入浓度项P/Pθ
2）纯固体、纯液体，不列出即作1；
3）公式中Ox、Red（广义的氧化型、复原型物质）包含参加了反响
但氧化数未变化的物质，即所有参加电极反响的物质。
eg：
298KNO3－（aq）＋4H＋（aq）＋3e－=NO（g）＋2H2O（l）
NO3NO
0.059lgc（NO3）c4（H）
P（NO）/P
4.影响电极电势的要素
（1）积淀溶解的影响
例：
Ag
/Ag加入Cl,求均衡且c（Cl）=1.0mol
L·
1时；
ΦAg＋/Ag=?
解：
Ag＋
+e－
=Ag
0.059lgc（Ag
）
1
又Ag
+Cl
－10
=AgCl
Ksp（AgCl）=1.77×
10
c（Ag
）=1.8×
－10
Ksp=c（Ag）·
c（Cl
mol·
=0.203V
∴Φ=Φ
（0.05916/1）lg1.8×
可见，积淀使
c（Ag＋）↓，Φ
↓，Ag＋氧化能力Ag复原能力↑。
（2）配位均衡的影响
例．Cu2＋/Cu
中加入NH3·
H2O，使均衡时c（NH3）=c（[Cu（NH3）
4]
）=1.0mol
L－·
1，求ΦCu2＋/Cu=?
Cu2＋
ΦθCu2＋/Cu=0.34V
Φ=Φ＋（0.05916/2）lg[Cu2＋]
加入NH3后有：
Cu2＋
+4NH3
[Cu（NH3）4]
已知：
Kfθ[Cu（NH3）4]2＋
=2.09×
1013
当c（[Cu（NH3）4]2＋）=c（NH3）=1.0mol·
L－1时，
c（Cu2＋）=1/Kfθ[Cu（NH3）4]2＋
当∴Φ=Φθ
+（0.05916/2）lg1/（2.09×
1013）=-0.05V
可见氧化型物质
Kfθ↑，Φ↓
（3）酸碱的影响
例．计算电极NO3
+4H
+3e=NO+2H2O在以下条件下的
（298K）。
（1）pH=1.0其余物质处于标准态。
（2）pH=7.0其余物质处于标准态。
0.059
c（NO3）c4（H）
lg
P（NO）P
0.059lgc4（H）
（1）pH=1.0c（H＋）=0.1mol·
L－1Φ=0.88V
（2）pH=7.0c（H＋）=1.0×
10－7mol·
L－1Φ=0.41V说明NO3－随酸度↓,其氧化能力↓，即HNO3氧化能力↓
第三讲
1.掌握能斯特公式及应用2.掌握电极电势的应用、元素电势图的应用
电极电势的应用、元素电势图的应用
四、电极电势的应用
1.比较氧化剂，复原剂的相对强弱
ΦθFe3＋/Fe2＋=0.77VΦθI2/I－=0.54V
氧化能力Fe3＋＞I2，复原能力I－＞Fe2＋
2.判断反响进行的方向
T．P下由G降低的方向判断反响进行的方向
△rGm=－EQ（等T、P下电功）=－nFE
判断水溶液中氧还方向，则
△rGm＜0，E＞0，Φ＋＞Φ－
△rGm＞0，E＜0，Φ＋＜Φ－
正向自觉
逆向自觉
△rGm＝0，E＝0，Φ＋＝Φ－均衡状态
例.
（1）判断标态下，298K时,反响MnO2＋2Cl－＋4H＋=Mn2＋＋Cl2＋2H2O
可否自觉进行？
（2）若改用c（HCl）=12.0mol·
L－1与MnO2作用，反响可否自觉进行？
正极MnO2＋4H＋＋2e－＝Mn2＋＋2H2O
Φ
=1.22V
负极：
2Cl－＝Cl2＋2e－
Φθ
=1.36V
（1）标态时:
MnO2Mn
Cl2Cl
故反响不可以自觉进行
（2）
改用浓HCl后：
MnO2
MnO2
0.059lgc4（H
1.35V
c（Mn
p（Cl2）
p
1.30V
（Cl
Cl2
Cl
c
故反响能自觉进行。
3.计算反响均衡常数Kθ，即判断反响进行的程度
rGmnEF
T=298K时:
LnK
对一般化学反响
Kθ＞106
反响正向进行完整
则：
n=1
=0.36V
n=2
=0.18V
n=3
=0.12V
用Eθ能否大于0.2V～0.4V来判断反响方向与程度关于随意给定的反响而言：
依据化学反响等温式：
rGm=rGm+RTlnQ
△rGmθ＝－nFEθ，△rGm＝－nFE
EERTnFLnQ（Q为反响商）
∴所以能够求随意状态下电池反响
rGm、E或△rGmθ，进而能够判断任
意状态电池反响可否进行。
4.反响先后序次的判断或选择适合的氧化剂（复原剂）
Φ氧化剂越高先被复原；
Φ复原剂越低先被氧化
V
1.07V
0.54V
Cl2Cl
1.36
Br2
Br
I2I
则I－先被氧化成I2，Br－后被氧化。
现有Br－、I－两种离子的混杂液，欲使I－氧化为I2，而Br－不被氧化，则用以下哪一种氧化剂能切合要求？
5.测pH及某些常数
Kθsp一般很小不宜直接测定，那么如何求
AgBr的Kθsp？
可设计电
池,298K时（－）Ag，AgBr（s）│Br
－1
）│
（1.0mol
）‖Ag
（1.0mol·
Ag（＋）
Eθ=0.728V已知：
ΦθAg+/Ag=0.80V，计算AgBr的Kθsp
方法
（一）
＝
升级会员 