《普通化学》--9第9章 氧化还原反应.ppt

Oxidation-reduction reaction
Chapter 9
第 9 章
氧化还原反应
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 与氧结合
后来 Mg → Mg2++2e 电子转移
现在 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l) 电子偏移
指某元素的一个原子的荷电数,该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。
(2)氧化数(Oxidation number)
氧化与还原
(1)氧化还原概念的发展
覆盖范围扩大
基本概念 Basal concept
确定氧化数的规则
单质的氧化数为零, 如单质 O2 和 S2中 O 原子和 S 原子的氧化数均为零。
单原子离子的氧化数等于离子所带的电荷,
例如: Al3+离子的氧化数为+3, 表示为 Al(+3)。
除过氧化物( 如H2O2 )、超氧化物( 如KO2 ) 和含有 F-O 键的化合物( 如OF2 ) 外,化合物中O 原子的氧化数均为-2,例如 H2O 中的 O 原子。
确定氧化数的规则
4. 卤化物中卤素原子的氧化数为-1。
5. 除少数金属氢化物( 如 NaH )外,化合物中 H
原子的氧化数均为+1,如 H2SO4 中的H原子。
中性化合物各元素氧化数的代数和等于零;
多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。
氧化(oxidation):失电子,氧化数增加的过程。
还原(reduction):得电子,氧化数降低的过程。
氧化剂(oxidizing agent):得到电子的物质
还原剂(reducing agent):提供电子的物质
(3)有关名词
氧化还原反应(Oxidation-reduction reaction,或Redox reaction):
指电子由还原剂向氧化剂转移的反应。
氧化态Ⅰ+还原态Ⅱ
还原态Ⅰ+氧化态Ⅱ
分为:一般氧化还原反应和自身氧化还原反应(歧化反应)
离子—电子法(半反应法)
任何氧化还原反应都可看作由两个半反应组成,
例如:
可分为:
像任何其他化学反应式一样,离子-电子方程式必须反映化学变化过程的实际。
氧化还原反应方程式的配平
2 Na 2 Na+ + 2e–(氧化半反应)
Cl2 + 2 e – 2 Cl –(还原半反应)
2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)
●电荷守恒:得失电子数相等
●质量守恒:反应前后各元素原子总数相等
(2) 配平步骤
(1) 配平原则
●用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、
固体和弱电解质则写分子式)。
●将反应分解为两个半反应式,配平两个半反应的
原子数及电荷数。
●根据电荷守恒,以适当系数分别乘以两个半反应
式,然后合并、整理,即得配平的离子方程式。
Cl2 (g) + NaOH NaCl + NaClO3
用半反应法配平
Solution
Question 1
Cl2 (g) + 2e- = 2Cl- ①
Cl2 (g) + 12OH- = 2ClO3- + 6H2O + 10 e- ②
(氧化半反应)
(还原半反应)
①×5 + ②得
6Cl2(g) + 12OH- = 10Cl- + 2ClO3- + 6H2O
化简得:
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + 2ClO3- + 3H2O
3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
酸性介质:
多 n个O加 2n个H+,另一边加 n个 H2O
少 n个O加 n 个H2O ,另一边加 2n个H+
碱性介质:
多 n个 O加 n个 H2O,另一边加 2n个 OH–
少n个 O加 2n个 OH–,另一边加 n个 H2O
中性介质:
左边多 n个 O加 n个 H2O,右边加 2n个 OH –
右边多 n个 O加 n个 H2O ,左边加2n个 H+
这里介绍一种配平H+、OH-和H2O的方法:
用半反应法配平下列反应方程式
Solution
Question 2
+ + 6H+ = 2Mn2+ + + 3H2O
+ = + Mn2+
(2) + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O ①
+ H2O = + 2H+ + 2e- ②
(3) ①× 2 + ②× 5得
+ 16H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O
+) + 5H2O = + 10H+ + 10e-