无机及分析化学下教案Word格式文档下载.docx
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x=8/3
第页
注:
在共价化合物中,确立元素氧化值时不要与共价数相混杂.
比如:
CH4、CH3Cl等化合物中,C的共价数为
4,但C的氧化值分别为-4、
-2.化学中以Mn(Ⅶ)、S(Ⅵ)表示元素的氧化值
以与实质不存在的
Mn
7+、
S6+差异.
2.氧化与复原
19世纪:
由化合价变化确立
20世纪:
由氧化数变化确立(实质是电子发生转移或偏移)
氧化复原反响分类:
自己氧化复原反响:
2KClO3=2KCl+3O2(同一物质不一样元素)。
歧化反响:
水溶液
2Cu+=Cu+Cu
2+(同一物质同一元素)。
反歧化反响:
3+
2+
2Fe+Fe=3Fe
氧化复原反响的实质
:
氧化复原电对:
由同一种元素的氧化态物质和其对应的复原态物
质所构成的整体.一般以Ox/Re表示.
氧化剂/它的复原产物
复原剂/它的氧化产物
比如:
反响2Fe3++2I-=Fe2++I2
存在Fe3+/Fe2+
I2/I-两个电对
书写时:
氧化型物质(即氧化数较高)在左,复原型物质在右,中间用“/”分开
半反响:
每个电对中,氧化型物质与复原型物质之间的共轭
关系:
氧化型+ne-=复原型,每个半反响对应一个电对。
Fe3+/Fe2+
Fe3++e
→Fe2+
-
+8H+
→Mn2++4H2O
MnO4/Mn2+MnO4
+5e+
注:
氧化复原电对是相对的,由参加反响的两电对氧化复原能力的相对强弱而定.
例:
反响2Fe3++2I-=2Fe2++I2
电对Fe3+/Fe2+在此反响中为氧化剂电对.
氧化复原反响是由氧化剂电对与复原剂电对共同作用的结果,其实质
是电子的转移
二、氧化复原反响方程式的配平
1.离子-电子法
配平原则:
氧化剂、复原剂得失电子数一定相等(电荷守恒);
反响前后各元素原子总数相等(质量守恒).
配平KMnO4+K2SO3→MnSO4+K2SO4(酸性介质中).
解:
①写出未配平的离子方程式;
MnO4-+SO32-→Mn2++SO42-
②拆分为氧化、复原两个半反响,并使左右两边相同元素的原子数量
相等依据溶液的酸碱性加上H+,OH-,H2O;
③加减电子数,使左右两边电荷数相等
.乘以适合系数后相加
整理.
MnO4-+8H+=Mn2++4H
2O
×
2
SO32-+H2O=SO4
2-+2H+
5
-
2-
+
2MnO4
+5SO3
+6H=2Mn
+5SO4+3H2O
配昭雪响FeS2+HNO3→Fe2(SO4)3+NO2
改写成离子方程式:
FeS2+NO3-→Fe3++SO4
2-+NO2
2FeS2+30HNO3=Fe2(SO4)3+30NO2+14H2O+H2SO4
注:
配平过程中半反响左右两边增添
H+,OH-,H2O的一般规律:
关于酸性介质:
多n个O,+2n
个H+,另一边+n个H2O
关于碱性介质:
多n个O,+n
个H2O,另一边+2n
个OH-.
关于中性介质:
左侧多n个O,+n个H2O,右侧+2n
个OH-;
右侧多
n个O,+2n个H+,左侧n个H2O.
2.氧化值法
配平原则(按照质量守衡和电荷守衡)
反响中元素氧化值升、降总数一定相等
;
反响前后各元素原子总数相等.
配平H2O2+Fe2++H+→H2O+Fe3+
写出未配平方程式,确立氧化值升、降的数值.
目测法配平氧化值没变的元素原子数量.
2++3+
H2O2+2Fe+H=H2O+2Fe
三、电极电势
1.原电池
(1)原电池:
一种能使氧化复原反响中电子的转移直接转变成电能的装置.
金属锌置换铜离子的反响:
Cu2+
+Zn=Cu+Zn
θ
rGm=-212.55
kJ·
mol-1能够将其设计成原电池.
电池反响:
Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)
电池符号:
(-)Zn|Zn2+(c1)||Cu2+(c2)|Cu(+)
理论上讲,任何一个氧化复原反响都能构成原电池.原由:
物质之间通
过热运动发生有效碰撞实现电子的转移。
因为质点的热运动是不定向的,
电子的转移不会形成电流,化学能以热的形式与环境发生互换。
可是若
使氧化剂与复原剂不直接接触,让它们之间的电子转移经过导线传达,
电子做定向挪动而形成。
原电池装置中盐桥:
在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的
冻胶。
其作用是使Cl-向锌盐方向挪动,K+向铜盐方向挪动,使Zn盐和
Cu盐溶液向来保持电中性,进而使电子不停从
Zn极流向Cu极。
电极反响:
(Zn片)
Zn=Zn2++2e
(Cu片)
2+
Cu
+2e=Cu
反响的结果与将Zn片直接插入CuSO4溶液反响结果一致,所不一样的是这时经过化学电池将化学能转变成电能。
原电池由两个半电池构成,每个半电池亦称电极。
电极电极的正、
负可由电子的流向确立。
输出电子的电极为负极,发生氧化反响;
输入
电子的电极为正极,发生复原反响。
负极(失电子):
正极(得电子):
(Cu片)
Cu2+
+2e
=Cu
将两个电极反响归并即得原电池的总反响,又称电池反响。
电池反响:
Zn+Cu2+=Cu+Zn2+
原电池中,正、负极发生的反响与前面的半反响相同,因为每个半
反响都对应一个电对,相同能够用电对来代表电极。
正极一个电对:
Cu/Cu
(-)Zn(s)│ZnSO4(C1)‖CuSO4(C2)│Cu(s)(+)
(2)书写规定:
①负极左,正极右;
②“│”表物质之间相界面;
③“‖”表盐桥,左右为负、正极;
④溶液注明浓度,气体注明分压;
⑤有些有惰性电极,亦要注明。
(3)常有电极分类
①金属—金属离子电极Cu(s)│Cu2+(c)金属及其离子的溶液构成。
②气体—离子电极pt,H2(P)│H+(c)气体与其饱和的离子溶液
及惰性电极构成。
③均相氧化复原电极pt│Fe3+(c),Fe2+(c)同一元素不一样氧的物化数对
应质及惰性电极构成。
④金属—金属难溶盐—阴离子电极,即固体电极:
将金属表面涂以该金
属难溶盐后,将其浸入与难溶盐有相同阴离子的溶液中构成。
如氯化银电极Ag(s),AgCl(s)│Cl-(c)
AgCl+e-=Ag++Cl-
第二讲
1.理解电极电势的观点。
2.掌握能斯特公式及应用
能斯特公式及应用
电极电势的观点
教课内容:
2.电极电位(φ)
(1)电极电位产生
以M—Mn+为例:
金属晶体内有金属原子,金属阳离子和共用电子。
M放入Mn+中一方面,金属表面构成晶格的金属离子和极性大的H2O分
子相互吸引,进而使金属拥有一种以水合离子的形式进入金属表面邻近
的溶液中的偏向。
MMnn(aq)ne
金属越开朗,溶液越稀,这类偏向就越大。
另一方面,盐溶液中的
Mn+(aq)离子又有一种从金属表面获取电子而
堆积在金属表面的偏向:
Mnn
(aq)ne
M
金属越不开朗,溶液
越浓,这类偏向就越大。
两种偏向不论大小,结果扩散双电层均使得金属与溶液之间产生电
位差,即金属电极的电极电位。
1)M开朗,溶解占主导M负电荷↑,电极电位↓,M的氧化能力
弱。
2)M不开朗,堆积占主导M正电荷↑,电极电位↑,
M的氧
化能力强。
往常用来判断电对物质的氧还可以力
(2)标准电极电位
│Φ│没法获取
规定E(H
H2)=0.000V
以标准氢电极作为标准,与其余电极
构成原电池,测标准电池电动势
Eθ,即可计算各样电极的电极电势
E。
E
意义:
电极反响中各样物质均处于标准状态
-1
(c为1mol·
L;
P为100KPa;
液体或固体都是纯净的物质。
)E
E()E()
(3)甘汞电极
从理论上来说,用上述方法能够测定出各样电对的标准电极电势,
可是氢电极作为标准电极,使用条件特别严格,并且制作和纯化也比较
复杂,所以在实质测准时,常常采纳甘汞电极作为参比电极。
甘汞电极
在室温下电极电势数值比较稳固,并且简单制备,使用方便。
甘汞电极是在电极的底部放入少许的汞和少许由甘汞(Hg2Cl2)、Hg、
KCl溶液构成的糊状物,上边充入饱和的
Hg2Cl2、KCl溶液,再用导线
引出。
Hg2Cl22e_2Hg(l)2Cl
电极符号:
Hg,Hg2Cl2(S)|Cl-(饱和
原电池电动势:
原电池两个电极之间的电位差E(v)
E=Φ(+)-Φ(-)
标准电池电动势:
Eθ=Φ(+)-Φ(-)
Φθ是一个特别重要的物理量,它将物质在水溶液中的氧化复原能力定量化。
Φθ高,说明电对中氧化型物质在标态下氧化能力强,复原型
物质复原能力衰;
Φθ低,说明电对中氧化型物质在标态下氧化能力衰,
复原型物质复原能力强。
a.因为介质酸碱性影响
Φθ值,Φθ
表分酸表与碱表。
A表示酸
性介质([H+]=1mol
·
L-1)中的标准电极电位
B表示碱性介质([OH
-]=1mol·
L
)中的标准电极电位。
b.Φθ大小反应物质得失电子的能力,强度性质,与电极反响写法无
关。
eg:
Ag
+
+e
=Ag;
2Ag
+2e=2Ag;
Ag=Ag
0.799V
均为
AgAg
c.Φθ不合用于非水溶液系统。
3.能斯特公式
aOx+ne-=bRed
能斯特公式:
RTln
[Ox]a
F96485cmol1
nF
[Red]b
应用:
用来计算非标准态下的电极电位。
反应电极电位与反响温度,反响物的浓度或分压的定量关系。
一般是常温298K时,详细计算时取值F=96500,则
0.059lg[Ox]a
n
[Red]b
使用公式注意:
1)气体,应以相对分压代入浓度项P/Pθ
2)纯固体、纯液体,不列出即作1;
3)公式中Ox、Red(广义的氧化型、复原型物质)包含参加了反响
但氧化数未变化的物质,即所有参加电极反响的物质。
eg:
298KNO3-(aq)+4H+(aq)+3e-=NO(g)+2H2O(l)
NO3NO
0.059lgc(NO3)c4(H)
P(NO)/P
4.影响电极电势的要素
(1)积淀溶解的影响
例:
Ag
/Ag加入Cl,求均衡且c(Cl)=1.0mol
L·
1时;
ΦAg+/Ag=?
解:
Ag+
+e-
=Ag
0.059lgc(Ag
)
1
又Ag
+Cl
-10
=AgCl
Ksp(AgCl)=1.77×
10
c(Ag
)=1.8×
-10
Ksp=c(Ag)·
c(Cl
mol·
=0.203V
∴Φ=Φ
(0.05916/1)lg1.8×
可见,积淀使
c(Ag+)↓,Φ
↓,Ag+氧化能力Ag复原能力↑。
(2)配位均衡的影响
例.Cu2+/Cu
中加入NH3·
H2O,使均衡时c(NH3)=c([Cu(NH3)
4]
)=1.0mol
L-·
1,求ΦCu2+/Cu=?
Cu2+
ΦθCu2+/Cu=0.34V
Φ=Φ+(0.05916/2)lg[Cu2+]
加入NH3后有:
Cu2+
+4NH3
[Cu(NH3)4]
已知:
Kfθ[Cu(NH3)4]2+
=2.09×
1013
当c([Cu(NH3)4]2+)=c(NH3)=1.0mol·
L-1时,
c(Cu2+)=1/Kfθ[Cu(NH3)4]2+
当∴Φ=Φθ
+(0.05916/2)lg1/(2.09×
1013)=-0.05V
可见氧化型物质
Kfθ↑,Φ↓
(3)酸碱的影响
例.计算电极NO3
+4H
+3e=NO+2H2O在以下条件下的
(298K)。
(1)pH=1.0其余物质处于标准态。
(2)pH=7.0其余物质处于标准态。
0.059
c(NO3)c4(H)
lg
P(NO)P
0.059lgc4(H)
(1)pH=1.0c(H+)=0.1mol·
L-1Φ=0.88V
(2)pH=7.0c(H+)=1.0×
10-7mol·
L-1Φ=0.41V说明NO3-随酸度↓,其氧化能力↓,即HNO3氧化能力↓
第三讲
1.掌握能斯特公式及应用2.掌握电极电势的应用、元素电势图的应用
电极电势的应用、元素电势图的应用
四、电极电势的应用
1.比较氧化剂,复原剂的相对强弱
ΦθFe3+/Fe2+=0.77VΦθI2/I-=0.54V
氧化能力Fe3+>I2,复原能力I->Fe2+
2.判断反响进行的方向
T.P下由G降低的方向判断反响进行的方向
△rGm=-EQ(等T、P下电功)=-nFE
判断水溶液中氧还方向,则
△rGm<0,E>0,Φ+>Φ-
△rGm>0,E<0,Φ+<Φ-
正向自觉
逆向自觉
△rGm=0,E=0,Φ+=Φ-均衡状态
例.
(1)判断标态下,298K时,反响MnO2+2Cl-+4H+=Mn2++Cl2+2H2O
可否自觉进行?
(2)若改用c(HCl)=12.0mol·
L-1与MnO2作用,反响可否自觉进行?
正极MnO2+4H++2e-=Mn2++2H2O
Φ
=1.22V
负极:
2Cl-=Cl2+2e-
Φθ
=1.36V
(1)标态时:
MnO2Mn
Cl2Cl
故反响不可以自觉进行
(2)
改用浓HCl后:
MnO2
MnO2
0.059lgc4(H
1.35V
c(Mn
p(Cl2)
p
1.30V
(Cl
Cl2
Cl
c
故反响能自觉进行。
3.计算反响均衡常数Kθ,即判断反响进行的程度
rGmnEF
T=298K时:
LnK
对一般化学反响
Kθ>106
反响正向进行完整
则:
n=1
=0.36V
n=2
=0.18V
n=3
=0.12V
用Eθ能否大于0.2V~0.4V来判断反响方向与程度关于随意给定的反响而言:
依据化学反响等温式:
rGm=rGm+RTlnQ
△rGmθ=-nFEθ,△rGm=-nFE
EERTnFLnQ(Q为反响商)
∴所以能够求随意状态下电池反响
rGm、E或△rGmθ,进而能够判断任
意状态电池反响可否进行。
4.反响先后序次的判断或选择适合的氧化剂(复原剂)
Φ氧化剂越高先被复原;
Φ复原剂越低先被氧化
V
1.07V
0.54V
Cl2Cl
1.36
Br2
Br
I2I
则I-先被氧化成I2,Br-后被氧化。
现有Br-、I-两种离子的混杂液,欲使I-氧化为I2,而Br-不被氧化,则用以下哪一种氧化剂能切合要求?
5.测pH及某些常数
Kθsp一般很小不宜直接测定,那么如何求
AgBr的Kθsp?
可设计电
池,298K时(-)Ag,AgBr(s)│Br
-1
)│
(1.0mol
)‖Ag
(1.0mol·
Ag(+)
Eθ=0.728V已知:
ΦθAg+/Ag=0.80V,计算AgBr的Kθsp
方法
(一)
=
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