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文档分类:研究生考试

无机化学综合复习资料讲义.ppt


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无机化学综合复习资料讲义.ppt
文档介绍:
**无机化学复****十一.氧化还原反应(一)氧化态(数)概念氧化数的本质:在单质中,元素的氧化数为0;在离子化合物中,即正、负离子所带的电荷数;在极性化合物中,即元素的一个原子提供参与共价键的电子数,其中电负性小,共用电子对离得较远的元素为正氧化数,电负性大、共用电子以离得较近的元素为负氧化数。**(二)氧化还原反应概念和方程式的配平1.氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。氧化失去电子或共用电子对偏离的变化,相应的物质称为“还原剂”;还原得到电子或共用电子对接近的变化,相应的物质称为“氧化剂”。氧化过程:元素的氧化数↑;还原过程:元素的氧化数↓。凡若干元素氧化数发生变化的过程,就是氧化还原反应。**2.氧化还原方程式的配平(重点)(1)氧化数法;(2)离子-电子法。(三)原电池的电动势与电极电位(重点)1.原电池、电解池与电化学2.电极电位的产生“双电层模型”3.电极电位的物理意义:表示水溶液中氧化型物质氧化性表示水溶液中还原型物质还原性**4.标准电极电位的应用(1)判断水溶液中氧化剂氧化性和还原剂还原性相对强弱,以及有关氧化还原反应自发的方向:强氧化剂1+强还原剂2→弱还原剂1+弱氧化剂2任意态rG=W’=-nFE(等温,等压,只作电功)标态rG=W’=-nFE(等温,等压,只作电功)**反应自发性判据正反应自发:任意态:rG<0,或E>0标态:rG<0,或E>0rG<0或rG<0自由能判据;E>0或E>0电动势判据。rG=-nFE=-RTlnK设n=1,rG=-40kJ.mol-1→E=0.41V→K=1107**(2)合理选择氧化剂或还原剂(3)计算反应平衡常数:rG=-nFE=-RTlnK(等温,等压,只作电功)lgK=nFE/(2.303RT)E=(2.303RTlgK)/nFE=+--把给出的反应设计为一个原电池;给出电池符号,要能够写出半反应(电极反应)和放电总反应方程式。**(四)影响电极电位的因素 —Nernst方程(重点)1.原电池:=-2.303RT/nFlgQ=-0.059/nlgQ(T=298K)2.电极反应:m(ox)+ne=q(red)=+2.303RT/nFlg[(ox)m/(red)q]=+0.059/nlg[(ox)m/(red)q](T=298K)**(五)多重平衡计算(重点)氧化-还原平衡与电离平衡共存;氧化-还原平衡与沉-溶平衡共存;氧化-还原平衡与配位平衡共存;3个或更多个平衡共存。**练****1:求[)6)3-/)6)4-](衍生电位) 已知:(Fe3+/Fe2+)=0.77V(母体电位),K稳,)6)3-=1.01042,K稳,)6)4-=1.01035.解:[)6)3-/)6)4-]对应的电极反应为:)6)3-+e=)6)4- 标态标态(Fe3+)和(Fe2+)不在标态,由配位平衡决定:Fe2++6CN-=)64-K稳[)6)4-]=[)6)4-]/[Fe2+][CN-]6[Fe2+]=[)6)4-]/K稳[)6)4-][CN-]6Fe3++6CN-=)63-K稳[)6)3-]=[)6)3-]/[Fe3+][CN-]6[Fe3+]=[)6)3-]/K稳[)6)3-][CN-]6
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