课件-全国-2008_高三化学 电化学金属腐蚀 ppt.rar

第四章电化学金属腐蚀基本要求氧－还反应的实质**补充无机化学反应可分为两大类：一类是非氧化还原反应，如复分解反应、中和反应、盐类水解和某些配合反应等，这些反应的特点是反应物中原子或离子没有氧化数的变化；另一类是氧化还原反应，所有氧－还反应的共同特点是反应物中某些元素的氧化数发生了变化。一、氧化数的规定单质中，元素的氧化数为零，H2Cl2Fe正常氧化物中，O的氧化数为-2，过氧化物(H2O2、Na2O2)中O的氧化数为-1，KO2中O的氧化数为-0.5，KO3中O的氧化数为-1/3，OF2中O的氧化数为+2，O2F2中O的氧化数为+1H一般为+1，在NaH中为-1离子化合物中，氧化数=离子电荷数共价化合物中，氧化数=形式/表观电荷数总电荷数=各元素氧化数的代数和例：K2Cr2O7Cr为+6Fe3O4Fe为+8/3Na2S2O3S为+2Na2S4O6S平均为2.5(2个S为0,2个S为+5)二、氧化还原作用氧化还原反应:某些元素氧化数发生改变的反应氧化过程:氧化数升高的过程,还原剂还原过程:氧化数降低的过程,氧化剂三、氧化还原方程式的配平1.氧化数法：原则1：还原剂氧化数升高数＝氧化剂氧化数降低数(得失电子数目相等）原则2：反应前后各元素的原子总数相等步骤：写出化学反应方程式HClO3+P4HCl+H3PO4确定有关元素氧化态升高及降低的数值Cl5+Cl–氧化数降低6P44PO43–氧化数升高20确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。找出氧化剂、还原剂的系数。6（×10）和20（×3）的最小公倍为6010HClO3+3P410HCl+12H3PO4核对，可用H+,OH–,H2O配平。方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子，应在左边加18个H2O10HClO3+3P4+18H2O10HCl+12H3PO4例：1.As2S3+HNO3H3AsO4+H2SO4+NO2.氧化数升高的元素：2As3+→2As5+升高43S2–→3S6+升高24N5+→N2+降低3§4-1原电池和电极电势1.半电池和电极：锌片和锌盐溶液构成锌半电池。组成电池的导体叫做电极。给出电子的极叫做负极。铜片和铜盐溶液构成铜半电池。得到电子的极，叫做正极。Zn+Cu2+=Cu+Zn2+原电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应氧化半反应：Zn－2e=Zn2+还原半反应：Cu2++2e=Cu(－)ZnZn2+(c1/mol·dm-3)Cu2+(c2/mol·dm-3)Cu(+)几个概念(3)这种共轭关系，称为氧化还原电对，记为：“氧化态/还原态”如：Zn2+/Zn，H+/H2，Fe3+/Fe2+，O2/OH-，Hg2Cl2/Hg，MnO4-/Mn2+,等。氧化半反应：H2－2e=2H+还原半反应：Fe3++e=Fe2+(－)Pt,H2(p)H+(1mol·dm-3)Fe3+(1mol·dm-3),Fe2+(1mol·dm-3)Pt(+)总反应：H2+2Fe3+=2H++2Fe2+例：已知电池符号如下：(－)Pt,H2(p)H+(1mol·dm-3)Cl–(cmol·dm-3)Cl2(p),Pt(+)写出该电池的半反应方程式和总反应方程式常见的电极种类及其举例三、电对的电极电势1.电极电势的产生M（s)↔Mn+(aq)+ne趋势1：金属进入水溶液中变成水合离子，电子留在金属片上，使金属带多余的负电荷。趋势2：溶液中带正电荷的金属离子受金属片上负电荷的吸引，从金属表面获得电子，沉积到金属表面，金属片上由于电子减少而带正电荷。如果溶解倾向大于沉积倾向，金属带负电，溶液带正电。平衡时，溶液中的金属离子由于受金属表面负电荷的吸引，是聚集在金属表面附近，形成一个正离子层，它与金属表面的负电荷构成“双电层”。3.电池电动势的形成及符号Eø=+ø–øEø：标准电池电动势E：非标准电池电动势Eø、ø单位：V金属的电极电势是衡量金属失去电子能力大小的尺度，是比较金属活泼性强弱的标准。4.标准电极电势的测定电极电势的绝对值迄今仍无法测量。然而为了比较氧化剂和还原剂的相对强弱,常用电极的相对电势值。通常所说的某电极的“电极电势”就是相对电极电势。为了获得各种电极的电势差的相对大小，必须选用一个通用的标准电极。测量电极电势，则选择了标准氢电极的电势作为标准，规定其标准电极电势为零。当用标准氢电极和欲测电极组成电池后，测量该原电池的电动势，就得出了各种电极电势的相对数值。标准氢电极将铂片表面镀上一层多孔的铂黑(细粉状的铂)，放人氢离子浓度为1mol·L-1的酸溶液中(如HCl)。不断地通人压力为101.3kPa的氢气流，使铂黑电极上吸附的氢气达到饱和。这时，H2与溶液中H+可达到以下平衡：(－)Pt,H2(105Pa)H+(1mol·dm-3