氧化还原反应和电极电势
知识点一：氧化还原反应
一、基本概念：
1、氧化值（氧化数）和原子价（化学价）
氧化数：假定把化合物中成键的电子全部归于电负性大的原子后，原子所带的形式电荷数，就叫该元素的氧化数。
它与离子带的电荷表示不一样。Zn2+→Zn+2（与化合价表示法类似）。 氧化数与化合价含义不同。氧化数有许多人为的规定： ①单质中，元素的氧化值为零。
②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数 。
③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。 ④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF2和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子氧化值的代数和为零；复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
例： H5I O6 I的氧化值是 ?7；
2? S的氧化值是? 2.5； S4O6
氧化数与化合价的区别：
a.含义不同，氧化数仅表示了元素原子在化合物中的化合状态；而化合价则表示元素的化合能力（原子个数比）。
b.由于化合价表示在离子化合物中原子得失电子数，共价化合物中共用电子对数，∴它只能是整数，不能是分数；
而氧化数实质上是化合物中原子所带有的形式电荷数（表观电荷数），∴它可以是整数，也可以是分数。 2、氧化还原反应
在一个反应中，氧化数升高的过程称为氧化；氧化数降低的过程称为还原。
在化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应称为氧化还原反应。
在氧化还原反应中，氧化数降低的物质称氧化剂；氧化数升高的物质称还原剂。
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3、氧化还原电对
在氧化还原反应中，氧化剂得电子氧化数降低，就变成了氧化数低的还原剂；同样，还原剂失电子后变成了氧化数高的氧化剂，这样就构成了两个共轭的氧化还原电对。氧化还原反应是两个共轭氧化还原电对共同作用的结果。
如： Cu + Zn ? Cu + Zn. 氧化剂1 还原剂1 还原剂2 氧化剂2
电对中氧化剂氧化能力越强，其共轭还原剂的还原能力越弱；还原剂还原能力越强，其共轭氧化剂的氧化能力越弱。
Cu氧化能力大于Zn；Zn还原能力大于Cu。它们都趋向于由活泼→不活泼状态。 在氧化还原电对中，氧化值高的叫电对的氧化态，低的叫电对的还原态。 表示为：Cu/Cu、Zn/Zn。上方为氧化态（氧化型），下方为还原态（还原型）。 二、氧化还原反应方程式的配平 1、氧化数升降法
配平原则：①氧化数升降数相等；
②反应式左右两边原子数相等。
2+
2+
2+
2+
2+
2+
不同介质，在反应式左右两边O原子数不相等时，配平的经验规律： ? 酸性介质
多n个O+2n个H，另一边 +n个H2O
－
+
碱性介质 多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH 中性介质 左边只能＋H2O，右边 +H或OH
配平规则：先配平氧化数再根据左、右O原子数和介质性质，用H、OH及H2O配平O原子数。
注意：＋H是为了调整左右H原子数。若有弱酸等提供H者（如HAc、NH4）也可。 2、离子电子法
用离子－电子配平法配平氧化还原方程式时，不必算出元素的氧化数。 配平原则：①使氧化剂得电子数与与还原剂失电子数相等（电荷守恒）；
②反应前后各元素的原子总数相等（原子守恒）。
＋
+
＋
＋
－
＋
－
如：用离子电子法配平下列反应方程式
K2Cr2O7?Na2SO3?H2SO4?K2SO4?Cr2(SO4)3?Na2SO4?H2O
2
步骤：
2?2?① 写出离子方程式。Cr2O7?SO32??H??SO4?Cr3??H20
② 分写成氧化－还原两个半反应。 ③ 分别配平两个半反应（包括电荷数）。
2?Cr2O7?14H?(?6e?)?2Cr3??7H2O
2?2?3×SO3?H2O?SO4?2H?(?2e?)
各原子数相等、电荷数相等。
④ 将两个半反应方程式乘适当系数后相加，消去半反应中的电子数。
2?2?Cr2O7?3SO32??8H??3SO4?2Cr3??4H20
⑤ 检查方程式两边各元素的原子总数及总电荷数。若二者都相等，则方程式已配平。 ⑥ 如要写成分子方程式，可加上不参与反应的离子。
K2Cr2O7?3Na2SO3?4H2SO4?K2SO4?Cr2(SO4)3?3Na2SO4?4H2O
【练习1 】乙酰氯(CH3COCl)中碳的氧化态是……………………………………………（ ）
+4 B.+2 C.0 D.-4
【练习2 】下列化学反应式中，哪一个不是氧化还原反应? ……………………………（ ） A Na2S2O8 + 2HCl ←→ 2NaCl + S↓ + 2O2↑ + H2SO4 B CCl4 + K2Cr2O7 ←→ 2COCl2 + CrO2Cl2 C ClO- + NO2- ←→ NO3- + Cl-
D (NH4)2S2O8 + 3KI ←→ (NH4)2SO4 + KI3 + K2SO4
【练习3】下列电对：Sn2+/Sn、Cu2+/Cu、Fe2+/Fe、Ag+/Ag的?值分别是-0.136V、0.34V、-0.44V、0.799V，其中最强的氧化剂和最强的还原剂是（ ）。
A．Cu2+和Fe B．Ag+和Fe C．Sn2+和Fe D．Ag和Sn 【练习4】. 完成并配平下列反应 （1）、Cr2O72- + H+ + Fe2+ = （2）、MnO4- +H2O2 + H+ = （3）、Fe3+ +Cu = （4）、Cu2+ + I- = （5）、AgBr +S2O32- =
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?知识点二：原电池与电极电势
一、以铜锌原电池为例
(1)原理分析
电极名称 电极材料 电极反应 反应类型 电子流向 电流流向 离子移向 负极 正极 （2）原电池的表示方法为：???ZnZn2?(1mol?l?1)Cu2?(1mol?l?1)Cu???. 负极写在左边，正极写在右边；‘∣’表示电极与液体的相界面，要注明离子浓度；‘‖’表示盐桥。 （3）原电池理论意义：
a. 它证明氧化还原反应确实发生了电子转移，电子转移是氧化还原反应的实质。 b. 它把氧化还原反应与电现象联系起来了，从而产生了电化学这门化学的分支。 c. 它可以用来测定电极电对的电极电势。
（4）根据氧化还原反应组成原电池的步骤。如：2Fe3＋＋Sn2＋→2Fe2＋＋Sn4＋。 ①． 根据反应式写出两个氧化还原电对。Fe3＋/Fe2＋、Sn4＋/Sn2＋。
②． 根据氧化数的变化确定氧化剂、还原剂。Sn2＋为还原剂，Fe3＋为氧化剂。 ③． 根据还原剂对应电对组成负极所在半电池；氧化剂对应电对组成正极所在半电
池。
④． 写出原电池符号。(-)Pt︱Sn2＋(C1)、Sn4＋(C2)‖Fe2＋(C3)、Fe3＋(C4)︱Pt(+).
【练习1】 标态下有如下反应 Zn + Cu2+ ←→ Zn2+ + Cu 用原电池符号表示为 . 【练习2】原电池的负极是 移向的极，而电解池的负极是 移向的极称
为 .
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二、常用电极类型
1. 金属电极 将金属浸入含有该金属离子的溶液中，如：铜电极 电极符号： Cu︱Cu
2+
电极反应式：Cu2+（aq）+2e-==Cu(s)
2. 气体电极 将气体通入含有该气体所对应的离子的溶液中，如：氢电极 电极符号：Pt︱H2(p)︱H(c)
+
电极反应式：2H+（aq）+2e-==H2(g)
3. 金属-金属难溶盐-负离子电极
在金属表面覆盖一层该金属的难溶盐，然后浸入含有该难溶盐的相同负离子的溶液 如：将表面涂有AgCl的银丝插在HCl溶液中，可得氯化银电极 电极符号：Ag︱AgCl︱Cl(c)
-
电极反应式：AgCl（s）+e-==Ag(s)+Cl-(aq)
4. 氧化-还原电极
将惰性导电材料浸入离子型氧化还原电对的溶液中所构成的电极，这种溶液含有同一元素不同氧化态的两种离子
如：将Pt插入含有Fe3+、Fe2+溶液中 电极符号：Pt︱Fe3+（c1),Fe2+（c2)
电极反应式：Fe3+（aq）+e=Fe2+(aq)
三、标准电极电势
1、金属晶体中的离子受水分子的吸引进入溶液形成水合离子——溶解。
2、溶液中的水合金属离子受金属表面自由电子的吸引而沉积到金属表面上——沉积。 当这两种方向相反的过程进行的速率相等时，即达到动态平衡。
-
M(s)?Mn??ne?
金属越活泼，或溶液中金属离子浓度越小，则金属溶解趋势就大于溶液中金属离子沉积到金属表面的趋势，达平衡时，金属表面自由电子过剩，带负电；而靠近金属附近的溶液由于静电作用带正电。反之，若金属越不活泼，或溶液中金属离子浓度越大，则金属溶解的趋势就小于金属离子沉积的趋势，达平衡时，金属表面带正电，而与其相邻的溶液带负电荷。这样，在金属与其盐溶液之间形成了双电层，在双电层间产生了电势差。 金属及其盐溶液之间形成的电势差，叫金属与其盐中离子形成的氧化还原电对的平衡电势。这就是电对的电极电势。
电极电势实质上是衡量氧化态物质或还原态物质得失电子能力大小的物理量。但电极电势的绝对值到目前为止，尚无法测得。
规定：标准氢电极为参比电极，将它的电极电势定为0。
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氧化还原反应和电极电势
