氧化还原反应与氧化还原滴定安徽中医药高等专科学校.docx

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氧化还原反应与氧化还原滴定安徽中医药高等专科学校

第九章氧化还原反应与氧化还原滴定

课时目标

【知识教学目标】

1．掌握氧化剂、原电池、电极电势等概念；电极电势、能斯特方程式的应用；高锰酸钾法、碘量法、亚硝酸钠法的原理、反应条件及应用。

2．熟悉氧化还原滴定中几种常见指示剂的作用原理及应用。

3．了解氧化还原反应的本质；浓度、酸度等因素对电极电势的影响；其他氧化还原滴定法。

【能力培养目标】

1．具有利用能斯特方程进行准确计算的能力。

2．具有根据计算结果进行正确判断的能力。

3．能熟练地进行氧化还原反应实验的操作。

4．正确配制和标定高锰酸钾法、碘量法、亚硝酸钠法的滴定液，

5．初步具备高锰酸钾法、碘量法的操作能力。

重点

原电池、能斯特方程、氧化还原滴定

难点

原电池的结构分析，能斯特方程的理解

教学方法

讲授、讨论、案例解析

课时数

6

使用教具

多媒体课件和原电池装置图板

参考资料

1．《无机化学》北京师范、华中师范、南京师范等校合编，高等教育出版社。

面向21世纪课程教材。

2．《无机化学》黄南珍主编，人民卫生出版社。

全国高等职业技术教育卫生部规划教材。

3．《大学基础化学》北京大学《大学基础化学》编写组，高等教育出版社。

普通高等教育“九五”国家教委重点教材。

4．《无机化学》侯新初主编，中国医药科技出版社。

普通高等专科教育药学类规划教材。

5．《无机化学》巫碧辉主编，上海科学技术出版社，高等医药院校教材。

6．《分析化学》，谢庆娟主编.北京：

人民卫生出版社.2003

7．《分析化学》，李发美主编..第5版.北京：

人民卫生出版社.2003

8．《中国药典》2005版

教学体会

本章的原电池和电极电势及反应方向判断等计算知识学生理解比较困难。

原电池结构知识最好借助多媒体和图片讲解，计算知识最好以药物中的应用实例，结合后面的滴定分析内容，采用讨论式讲解。

第九章氧化还原反应与氧化还原滴定

讲课安排：

由于书中“二”知识学生在中学已学过，所以改为“一”先讲。

导入：

每年世界将有1/3的钢铁被锈蚀，而金属的锈蚀都是一个氧化过程，究竟什么是氧化，它与那些因素有关，我们如何控制它将是本章主要讨论的内容。

①氧化还原反应

②氧化剂和还原剂

③特殊的氧化反应

④酸碱性对氧化还原反应的影响

⑤氧化态和还原态

⑥氧化还原的强弱关系

⑦氧化数导入

⑧氧化数定义、正数、负数、数值可为分数、零。

⑨氧化数规则

⑩练习（多媒体课件展示）

第一节氧化还原反应的基本概念

一、氧化数

根据1970年国际纯化学和应用化学学会的定义：

（又叫氧化性）是某元素的一个原子的电荷数,这种电荷数是由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得.

确定氧化数的规则：

①在离子型化合物中,元素原子的氧化数等于该原子离子电荷

②在共价化合物中,氧化数是原子在化合状态时的一种“形式电荷数”

a．在单质中，元素的氧化数为零

b．各元素的氧化数的代数和等于分子或离子的总电荷数

c．氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为-1

d．氧在化合物中的氧化数一般为-2，但在过氧化物（H2O2，BaO2）中央的氧化数为-1，在超氧化物KO2中氧化数为-1/2，在OF2中氧化数为+2

氧化数是一个有一定人为性的经验概念，表征元素在化合状态时形式电荷数，与化合价概念不同，化合价原意是原子个数比，不为分数。

结论：

氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程称为还原。

讲课安排：

①选基础好，能说的同学来讲解“三”

②总结

③请同学们将书实验内容中相关的反应式配平

二、氧化与还原

（一）氧化反应和还原反应

本质是电子的得失（或偏移）。

氧化还原反应的定义为：

有电子得失（或偏移）的反应称为氧化还原反应。

（二）氧化剂和还原剂

失去电子，氧化数升高的过程称为氧化，氧化数升高的物质叫做还原剂，具有还原性，使另一种物质还原，本身被氧化。

得到电子，氧化数降低的过程称为还原，氧化数降低的物质叫做氧化剂，具有氧化性，使另一种物质氧化，本身被还原。

如：

2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4===5Fe2（SO4）3+2MnSO4+K2SO4

氧化剂还原剂

1．同一物质在不同反应中，有时做氧化剂，有时做还原剂。

2．有些物质在同一反应中，既是氧化剂，又是还原剂。

3．氧化剂、还原剂的氧化还原产物与反应条件有关，反应条件不同，氧化还原的产物也不同。

4．由于得失电子的能力不同，氧化剂和还原剂也有强弱之分。

容易得到电子的为强氧化剂；容易失去电子的为强还原剂。

5．氧化数高的物质叫氧化型物质，氧化数低的物质叫还原型物质，氧化还原电对中，氧化型物质氧化能力越强，则其共轭还原剂的还原能力越弱MnO4-/Mn2+。

同理，还原剂的还原能力越强，则其共轭氧化剂的氧化能力越弱Sn4+/Sn2+。

氧化还原反应的方向是较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用向着生成较弱的氧化剂和还原剂的方向进行。

三、氧化还原反应方程式的配平

配平原则：

还原剂氧化数改变总数（失e）=氧化剂氧化数改变总数

等式两边各元素原子数均相等，等式两边各元素电荷总数相等。

（一）氧化数法

1．写出反应前后的反应物和生成物的分子式（基本反应式）

K2CrO7+FeSO4+H2SO4→Cr2（SO4）3+Fe2（SO4）3

2．找出氧化剂中原子氧化数降低的数位和还原剂中，原子氧化数升高的数位（找出氧化剂、还原剂、氧化数改变值）

+6+2+3+3

K2CrO7+FeSO4+H2SO4→Cr2（SO4）3+Fe2（SO4）3

（3-6）×2=-6

（3-2）×2=2

3．为了使氧化数升高值和降低值相等，按最小公倍数原则确定氧化剂和还原剂分子式前面的系数（调整系数使氧化数变化相等）

K2CrO7+6FeSO4+H2SO4→Cr2（SO4）3+3Fe2（SO4）3

4．配平其他物质系数，核定反应式两边的H原子，O原子和H2O分子的数目（配平氧化数未发生变化的原子数）

（二）离子—电子法

1．写出反应物和生成物的离子式

Cr2O72-+Fe2+→Cr3++Fe3+

2．分成两个半反应，一个表示还原剂被氧化，另一个表示氧化剂被还原

Fe2+→Fe3+（氧化）Cr2O72-→2Cr3+

3．配平半反应使两边的各种元素原子总数和电荷总数均相等

Fe2+===Fe3++e

Cr2O72-+14H++6e===2Cr3++7H2O

两边氧原子数不等时，若在酸性介质条件下，则可在多氧一边加H2O。

若在碱性介质中，则在多氧一边假H2O，少氢一边加OH-，是利用水的电离平衡使两侧的氧原子数和电荷数均相等。

4．根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，确定氧化剂和还原剂离子式前面系数

6Fe2+=6Fe3++6e

Cr2O72-+10H++6e===2Cr3++7H2O

6Fe2++Cr2O72-+14H+===6Fe3++2Cr3++7H2O

ClO-+Cr（OH）4-→2Cl-+CrO42-（碱性物质）

ClO-+H2O+2e===Cl-+2OH-×3

Cr（OH）4-+4OH-===CrO42-+4H2O+3e×2

2Cr（OH）4-+2OH-+3ClO-=2CrO42-

第二节原电池与电极电势

一、原电池

讲课安排：

①导入（原电池多媒体课件）

②电极上的反应

③电池反应和原电池概念

④电极表示及电池表示

⑤电极电势

⑥电极电势表示，大小

⑦电位

⑧氢标准电极电势

⑨标准电极电势

⑩电极电势使用时注意事项

图9—1铜-锌原电池

接通电源后，发现（多媒体展示）：

1．电流计发生偏转，表明有电流通过。

根据电流计的偏转方向，可以判断锌为负极，铜为正极。

2．锌片溶解而铜片上由铜沉淀。

3．取出盐桥，电流计指针回至零点；放入盐桥，指针又发生偏转。

这种使化学能变为电能的装置，叫做原电池。

由锌极铜极组成的原电池叫铜锌原电池。

原电池中所进行的反应是氧化还原反应

负极（Zn）Zn失去电子，氧化数升高，被氧化，是还原剂，负极进行的是氧化反应。

正极（Cu）Cu2+获得电子，氧化数降低，被还原，是氧化剂，正极进行的是还原反应。

原电池证明氧化还原反应的本质是氧化剂和还原剂之间电子转移。

原电池表示法（电池符号）

两种不同的电极组合起来，中间用“‖”表示盐桥

规定：

负极写在左边，正极写在右边，以“‖”表示盐桥，“｜”表示两极之间的接界，若氧化态和还原态为同一相，则用“，”表示。

用C表示浓度，导体总是写在电池符号的两侧，外加导电材料常用Pt或石墨。

如：

标准铜电极与标准氢电极组成的电池符号

（—）Pe｜H2（1atm）｜H+（1m）‖Cu2+（1m）｜Cu（+）

二、电极电势

（一）电极电势的产生

图9-2金属的电极电势

金属棒放入它的盐溶液中存在两种倾向M≒Maqn++ne

金属一般达到平衡时最后结果将是金属离子Mn+进入溶液，使金属棒带负电，溶液带正电。

这时金属和盐溶液之间产生电位差叫做金属的电极电势。

Zn2+/Zn电极与Cu2+/Cu电极的电极电势不同，Zn2+/Zn的电极电势比Cu2+/Cu电对要负一些，故用导线连接，有电流通过。

三、标准电极电势

1．标准氢电极

绝对值无法测定，只能求得相对值，通常选定标准氢电极。

标准氢电极的构成：

电极（是惰性电极）镀有铂黑的铂片，溶液是氢离子浓度（活度）为1M的硫酸，溶液通以压力为1atm的纯氢气，形成氢电极。

规定：

标准氢电极电势为相对值，令其为零。

2．标准电极电势

标准状态（与热力学中相同），气体分压力为1atm，离子浓度（活度）1m，液体和固体是纯的，温度298K，用ϕΘ表示。

图9-3测定Zn2+/Zn标准电极电势的装置

与标准氢电极用盐桥组成一个原电池，用直流电压表测知电流方向，确定正极和负极。

ε（电动势）在没有电流通过的情况下，两电极电势之差

ε=ϕΘ正-ϕΘ负

使用标准电极电势表的注意事项：

1．表中的电极反应都是以还原反应式表示：

Mn++ne

M电极反应（Mn+为氧化型，M为还原型）

标准电极电势写作ϕΘMn+/M，下标氧化型和还原型前后不能写错。

2．标准电极电势的数值只与电对的种类有关，而与半反应中的系数无关。

Cl2+2e

2Cl-ϕΘ=1.358V

½Cl2+e

Fe2+ϕΘ=1.358V

3．标准电极电势可分为两种介质，酸性溶液ϕΘA，碱性溶液ϕΘB。

在电极反应中，无论反应物或产物有H+出现查酸表，有OH-出现查碱表，没有H+或OH-出现的可以从存在状态来考虑

Fe3+（H+）ZnO2-（OH-）

介质没有参与电极反应也可列在酸表中Cl2+2e

2Cl-等。

4．氧化型所对立的ϕΘ值（代数值）越大，氧化能力越强，还原型所对应的ϕΘ值（代数值）越小，还原能力越强，代数值大的氧化剂与代数值小的还原剂反应。

εΘ=ϕΘ正-ϕΘ负

四、影响电极电势的因素

对于非标准电极电势改如何计算呢？

可以用能斯特方程计算。

能斯特（德国科学家）为此还获得1920年诺贝尔化学奖。

1．能斯特方程式（电极电势与溶液中离子浓度气体、压力、温度关系）

ϕ=ϕΘ+（RT/nF）ln[氧化型]/[还原型]

R——气体常数（8.314Jkmol-1）

T——绝对温度（t+273.15K）

n——电极中反应得失电子数

F——法拉第常数