PU氧化还原反应与氧化还原滴定法.pptx

（1）用电池符号表示原电池，电池电动势的计算，氧化还原反应方程式的配平。（2）能斯特公式及电极物质浓度对电极电势的影响。（3）利用电极电势判断氧化剂或还原剂的相对强弱、选择恰当的氧化剂或还原剂、判断氧化还原反应进行的方向和次序，原电池电动势与氧化还原反应平衡常数的关系。（4）元素电势图及其应用。（5）掌握高锰酸钾法、碘量法和重铬酸钾法滴定条件的选择和终点的确定。有关氧化还原滴定的计算。§10-1氧化还原反应铜丝一、基本概念确定元素氧化数的规则：标出硫元素的氧化数H2SO4H2SO3H2SS2O32-S4O62-氧化还原反应：有电子得失或偏移的反应。还原：物质获得电子的作用Cu2++2e-→Cu氧化：物质失去电子的作用Zn→Zn2++2e-以上两式为半反应，总反应：Cu2++Zn=Cu+Zn2+（2）类型3．氧化还原电对⑵氧化还原半反应含义：氧化还原电对物质的共轭关系式称氧化还原半反应。每个电对对应一个氧化还原半反应。氧化性物质的氧化能力越强，其对应的还原性物质还原能力就越弱。如MnO4-/Mn2+。同一物质在不同电对中可表现出不同性质。FeFe3+/Fe2+Fe2+/Fe二、氧化还原反应方程式的配平离子电子法配平的步骤：用离子形式写出主要的反应物和产物;将总反应分为两个半反应，一个氧化剂对应的反应，一个还原剂对应的反应;先将每个半反应两边的原子数配平，再用电子将电荷数配平;将每个半反应分别乘以适当的系数使反应中得失的电子数相等;两个半反应相加即得总反应。例：配平KMnO4+H2C2O4→Mn2++CO2(1)方程式写成离子方程式：MnO4-+C2O42-→Mn2++CO2(2)写出两个半反应式并配平：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2OC2O42-=2CO2+2e-(3)根据得失电子数相等的原则，两个半反应乘以适当系数再合并，得到配平的离子反应方程式。2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O离子电子法配平重要的是氧原子数的配平，不同介质条件下，配平氧原子数的规则是：例：写出下列半反应分别在酸性和碱性介质中的离子电子式。(1)ClO-→Cl-(2)SO32-→SO42-解:(1)酸性介质ClO-+2H++2e-→Cl-+H2O碱性介质ClO-+H2O+2e-→Cl-+2OH-(2)酸性介质SO32-+H2O→SO42-+2H++2e-碱性介质SO32-+2OH-→SO42-+H2O+2e-VO2+(aq)+Zn(s)→VO2+(aq)+Zn2+(aq)一、原电池二、电极电势及电池电动势三、能斯特公式四、电极物质浓度对电极电势的影响五、电极电势的应用六、元素电势图及其应用VoltaicCells一、原电池盐桥：充满KCl或KNO3饱和的琼脂胶冻U形玻璃管。外电场作用下离子可迁移，其作用：①沟通电路；②维持两性溶液的电中性，保证反应持续进行。例：写出下列电池反应的电池符号Fe+2H+(1.0mol·L-1)=Fe2+(0.1mol·L-1)+H2(100kPa)常见电极分为以下四种类型常见电极分为以下四种类型金属－金属难溶盐—阴离子电极(固体电极)Hg2Cl2+2e-=2Hg+2C1-Hg(l)，Hg2Cl2(s)|C1-(c)该类电极是将金属表面涂以该金属难溶盐后，将其侵入与难溶盐有相同阴离子的溶液中构成的。干电池二、电极电势及电池电动势二、电极电势及电池电动势①电极电势的高低取决于电极物质的本性。金属活泼性↑，离子沉积倾向↓，电极电势↓；金属活泼性↓，离子沉积倾向↑，电极电势↑；②从氧化还原角度考虑：电极电势↓，金属在溶液中还原能力↑；电极电势↑，金属在溶液中氧化能力↑；所以利用电极电势高低可以判断电对物质的氧化还原能力。电动势：E=+--=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)§10-2（1）标准氢电极{(H+/H2)}(2)标准电极电势的测定可将任意两个电极组成原电池，计算出电动势：(3)使用标准电极电势表时应注意的事项三、能斯特公式气体参加反应，应以相对分压带入浓度项；纯固体、纯液体参加反应时，在公式中不列出；公式中纯固体，纯液体和溶剂的浓度带数值1.公式中Ox、Red是广义的氧化型和还原型物质，包括没有发生氧化数变化的参加电极反应的所有物质。例：写出电极反应在298K时的电极电势计算式。(1)I2(s)+2e-2I-(3)PbCl2(s)+2e-Pb(s)+2Cl-结论：氧化态(Zn2+)浓度减小,导致相对浓度减小，电极电势降低。例：在Ag++e-=Ag电极中加入NaCl溶液，则发生Ag++Cl-=AgCl沉淀反应，计算298K反应达到平衡和c(C1-)=1.0mol·L-1时，(Ag+/Ag)值。结论：①沉淀的生成会改变氧化型或还原型的浓度，从而引起电极电势的变化