第十一章氧化还原反应第十一章氧化还原反应§11.1基本慨念NH4+Co(NH3)63+个人心得：思考题：确定氧化数11.1.2氧化还原反应的特征NaClO+2FeSO4+H2SO4NaCl+Fe2(SO4)3+H2O11.1.4氧化还原电对11.2氧化还原反应方程式的配平配平步骤(+4)2、离子-电子法例2：配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应[解]先写出相应的离子反应式：MnO4-+SO32-Mn2++SO42-写出半反应：SO32-SO42-(生成物多氧)MnO4-Mn2+(反应物多氧)配平半反应：SO32-+H2O-2eSO42-+2H+(1)MnO4-+8H++5eMn2++4H2O(2)(1)5+(2)2得2MnO4-+5SO32-+16H++5H2O=2Mn2++8H2O+5SO42-+10H+即：2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O例3：配平在碱性介质下MnO42-的歧化反应[解]MnO42-MnO2+MnO4-半反应：MnO42-MnO4-(1)MnO42-MnO2(反应物多氧)(2)配平半反应：MnO42--eMnO4-(1)MnO4-+2H2O+2eMnO2+4OH-（3）(1)2+(3)得3MnO42-+2H2O=2MnO4-+MnO2+4OH-介质配平注意事项：§11.3电极电势/Cu在铜锌电池中，电位差计的测量表明：Cu2+/Cu电极与Zn2+/Zn电极间存在1.10V的电势差，这表明，Cu2+/Cu电极的电位比Zn2+/Zn电极的电位高出1.10V。这个电势差是如何产生的？2、电极电势的产生另一方面，盐溶液中的Mn+(aq)离子又有一种从金属表面获得电子而沉积在金属表面的倾向：Mn+(aq)+ne-M这两种对立的倾向在一定条件下，建立暂时的平衡：MMn+(aq)+ne-金属越活泼，上述平衡向右进行的程度就越大，此时，在极板附近的溶液中有过剩的正电荷，而极板表面上有过剩的负电荷，即在极板表面上形成“双电层”。这样，在金属和盐溶液之间产生了电位差，这种产生在金属和它的盐溶液之间的电势叫做金属的电极电势。根据这个理论，可以很好的解释Cu-Zn原电池中检流计偏向的现象。由于Zn比Cu活泼，故Zn电极比Cu电极上的电子密度大（上述平衡更偏向右方）。Zn2+/Zn电对的电极电势更负一些，所以电子从Zn极流向Cu极。3、标准氢电极和标准电极电势⑴标准氢电极⑵标准电极电势如：测Zn2+/Zn标准电极的φθ（Zn2+/Zn=？)则使其与标准氢电极组成原电池，测得：φθ=0.7626V（由电子流动方向可确定正、负极）根据φθ=φ－φ∴φ=-0.7626V同理可测定标准Cu2+/Cu的电极，电子流动方向是H+/H2流向Cu2+/Cuφθ=φ－φ=0.340V∴φ=+0.340V用类似方法可测定一系列电对的φθ。例题：已知Fe3++e=Fe2+=0.77VCu2++2e=Cu=0.34VFe2++e=Fe=0.44VAl3++3e=Al=1.66V则最强的还原剂是：A.Al3+；B.Fe；C.Cu；D.Al.4电极的类型与原电池的表示法(b)气体–离子电极(c)金属–金属难溶盐或氧化物–阴离子电极(d)“氧化还原”电极2.原电池的表示法‖例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示11.3.2电池电动势和吉布斯自由能G的关系回顾知识点11.3.3影响电极电势的因素（电对）的大小首先决定于电极（电对）的性质，其次还与温度和溶液中离子的浓度、气体的分压有关。W.Nernst从理论上导出了这些影响关系。如电极反应：a[氧化型]+neb[还原型]，=θ+式中，[氧化型]、[还原型]分别表示电极反应中在氧化型、还原型一侧各物种相对浓度或相对分压幂的乘积。R为摩尔气体常数R=8.314J.mol-1·K-1如果：T=298.15K、F=96485J·V-1·mol-1，并将ln→lg，则得到298.15K下的能斯特方程式=θ+应用Nernst方程的注意事项的大小决定于[氧化型]/[还原型]活度的比电对中的固体、纯液体浓度为1，溶液浓度为相对活度，气体为相对分压。p/p(3)氧化型、还原型的物质系数，做为活度的方次写在Nernst方程的指数项中例1写出以下电池反应的Nernst方程式：1、浓度对电极电势的影响例2在298.15K下，将Pt片浸入c(MnO4-)=c(Mn2+)=1.0mol·L-1,C(H+)=10mol·L-1溶液中，计算(MnO4-/Mn2+)=?对某些含氧酸及其盐（如H3AsO4等）参加的氧化还