第五章氧化还原反应两类反应：非氧化还原反应：如酸碱反应、沉淀反应、配位反应。5.1氧化还原反应共价化合物HClH：+1Cl：-1H2OH：+1O：-2As2S3As：+3S：-23.多原子离子中元素氧化数的代数和等于离子电荷，如NO3-：+5+3(-2)=-1计算H2S、H2SO4、H2SO3、Na2S2O3中S的氧化数。计算Fe3O4中Fe的氧化数2.氧化剂与还原剂常见氧化剂：KMnO4、K2Cr2O7、Fe2(SO4)3、HNO3氧化数：Mn:+7、Cr:+6、Fe:+3、N:+5氧化还原电对Cu2+/Cu,Zn2+/Zn，H+/H2通式为：氧化型/还原型称为氧化还原电对。5.2氧化还原反应方程式的配平2.写成两个半反应氧化反应：Fe2+→Fe3+还原反应：Cr2O72-→Cr3+×1×2CuSO4溶液16锌与锌离子（铜与铜离子）构成的电极又叫半电池。原电池符号的表示：(-)Zn|Zn2＋()‖Cu2＋()|Cu(+)例：标准状态下的氧化还原反应：Zn+2H+Zn2+＋H2原电池为：(-)Zn|Zn2+(c)‖H+(1mol/L)|H2(p)Pt(+)12.3.1电极电势1.电极电势的产生将金属插入含该金属离子溶液中：双电层示意图影响电极电势的因素：(1)电极的本性，即金属的活泼性(2)温度(3)介质（溶液的酸碱性）(4)溶液中离子的浓度规定25℃时，电极电势为零，即(2)甘汞电极25电极反应:Hg2Cl2(s)+2e2Hg(l)+2Cl-(3)标准电极电势规定：所有的离子浓度都为1mol/L，气体压力为100kPa，固体、液体为纯物质，此时的状态称为标准状态。例：测锌电极的电极电势(-)Zn|Zn2+(c)‖H+(c)|H2(p)Pt(+)根据检流计偏转方向，测得锌电极为负极,,氢电极为正极，并测得E=0.763V29例：测铜电极的电极电势测得:铜电极为正极，氢电极为负极E＝0.340伏313.标准电极电势表(4)标准电极电势表分为酸表和碱表。5.4原电池的E与ΔGΔG＝-nFE例：计算原电池的电动势并判断反应方向。(-)Ag|Ag+(1mol·L-1)‖Cu2+(1mol·L-1)|Cu(+)ΔG=-nFE=-2×96500×(-0.4594)=88664.2J·mol-1=88.66kJ·mol-1电极本性、温度、介质、离子浓度和气体压力等。说明：⑴溶液中离子浓度为相对浓度，气体则为相对分压；⑵固体、纯液体的浓度为常数，不写出来；⑶电极反应中的H+或OH-也应根据反应式代入能斯特公式。2H++2eH2二、影响电极电势的因素1.浓度对电极电势的影响2.酸度对电极电势的影响例：计算Cr2O72-/Cr3+电极在c(Cr2O72-)＝c(Cr3+)=1mol/L,pH=5时的电极电势.3.生成沉淀对电极电势的影响∵c(I-)c(Ag+)=Ksp5.6电极电势的应用越小，其电对中还原型物质的还原性越强。例：判断下列反应在标准状态下反应的方向Cu+2H+Cu2++H2例：判断以下反应在标准状态下及在c(Pb2+)=0.1mol·L-1，c(Sn2+)=2mol·L-1时的自发反应方向。Pb2++SnPb+Sn2+c(Pb2＋)=0.1mol·L-1，c(Sn2＋)=2mol·L-1E=-0.16-(-0.13)=-0.03(V)<0逆反应自发。所以lgK=-1.52，K＝0.03x=0.075(mol·L-1)Fe2+／Fe2+,Cr2O72-/Cr3+,MnO4-/Mn2+0.771.331.49(V)六、测定非氧化还原反应的平衡常数1.测定难溶电解质的Ksp例：测定PbSO4的溶度积常数。2.弱酸(弱碱)电离常数的测定5.7元素电势图及其应用②利用其来判断歧化反应能否进行如果E右>E左，则发生歧化反应；反之E右<E左不能发生歧化反应。③利用电势图来求算某电对的未知的标准电极电势（这里要注意转移电子的个数）△rG＝-nFE对于：反应（1）反应（2）反应（3）反应（3）＝反应（1）＋反应（2）由盖斯定律可知：△rG3๏=△rG1๏+△rG2๏-z3FE5.8电化学腐蚀及防腐被腐蚀的金属717273因为金属腐蚀而使桥梁坍塌金属的腐蚀金属或合金跟周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程，即为金属的腐蚀。其本质是金属原子失去电子被氧化的过程。1、化学腐蚀与电化腐蚀钢铁的析氢腐蚀示意图铜板上的铁铆钉为什么特别容易生锈？P85实验4-3①改变金属内部的组织结构，制成合金(如不锈钢）。②在金属表面覆盖保护层。如油漆、油脂等，电镀Zn,Cr等易氧化形成致密的氧化物薄膜作保护层。③电化学保护法，即将