高中化學(xué)奧林匹克競賽輔導(dǎo)講座-第10講-氧化還原反應(yīng)與電化學(xué)基礎(chǔ)

1、高中化學(xué)奧林匹克競賽輔導(dǎo)講座高中化學(xué)奧林匹克競賽輔導(dǎo)講座第10講氧化還原反應(yīng)與電化學(xué)基礎(chǔ)氧化還原反應(yīng)與電化學(xué)基礎(chǔ)【競賽要求】【競賽要求】氧化態(tài)。氧化還原的基本概念和反應(yīng)的書寫與配平。原電池。電極符號(hào)、電極反應(yīng)、原電池符號(hào)、原電池反應(yīng)。標(biāo)準(zhǔn)電極電勢。用標(biāo)準(zhǔn)電極電勢判斷反應(yīng)的方向及氧化劑與還原劑的強(qiáng)弱。電解池的電極符號(hào)與電極反應(yīng)。電解與電鍍。電化學(xué)腐蝕。常見化學(xué)電源。Nernst方程及有關(guān)計(jì)算。原電池電動(dòng)勢的計(jì)算。pH對原電池的電動(dòng)勢、電極

2、電勢、氧化還原反應(yīng)方向的影響。沉淀劑、絡(luò)合劑對氧化還原反應(yīng)方向的影響?！局R(shí)梳理】【知識(shí)梳理】一、氧化還原反應(yīng)的基本概念1、氧化數(shù)在氧化還原反應(yīng)中，由于發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移，導(dǎo)致某些元素帶電狀態(tài)發(fā)生變化。為了描述元素原子帶電狀態(tài)的不同，人們提出了氧化數(shù)的概念。1970年，國際純粹與應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會(huì)（IUPAC）對氧化數(shù)的定義是：氧化數(shù)是某元素一個(gè)原子的荷電數(shù)，這個(gè)荷電數(shù)是假設(shè)把每個(gè)化學(xué)鍵的電子指定給電負(fù)性更大的原子而求得的。例如，在NaCl中，

3、鈉的氧化數(shù)為1，氯的氧化數(shù)為–1。在SO2中，硫的氧化數(shù)為4，氧的氧化數(shù)為–2。由此可見，氧化數(shù)是元素在化合狀態(tài)時(shí)人為規(guī)定的形式電荷數(shù)。確定氧化數(shù)的規(guī)則：（1）在單質(zhì)中，元素的氧化數(shù)為零。（2）在單原子離子中，元素的氧化數(shù)等于離子所帶的電荷數(shù)。（3）在大多數(shù)化合物中，氫的氧化數(shù)為1，只有在活潑金屬的氫化物（如NaHCaH2）中，氫的氧化數(shù)為–1。（4）通常，在化合物中氧的氧化數(shù)為–2；但在過氧化物（如H2O2、Na2O2、BaO2）中氧

4、的氧化數(shù)為–1；而在OF2和O2F2中，氧的氧化數(shù)分別為2和1。（5）在所有氟化物中，氟的氧化數(shù)為–1。MnOMn2SOSO?4?23?24（3）分別配平兩個(gè)半反應(yīng)。這是離子電子法的關(guān)鍵步驟。所以離子電子法也叫做半反應(yīng)法。先根據(jù)溶液的酸堿性配平兩邊各元素的原子：MnO8HMn24H2O?4SOH2OSO2H?23?24少氧的一邊加H2O，多氧的一邊加H，酸性溶液中不能出現(xiàn)OH－。再加電子使兩邊的電荷數(shù)相等：MnO8H5e－=Mn24H2

5、O①?4SOH2O=SO2H2e－②?23?24（4）根據(jù)兩個(gè)半反應(yīng)得失電子的最小公倍數(shù)，將兩個(gè)半反應(yīng)分別乘以相應(yīng)的系數(shù)后，消去電子，得到配平的離子方程式。①式2加②式5得：核對等式兩邊各元素原子個(gè)數(shù)和電荷數(shù)是否相等。根據(jù)題目要求，將離子方程式改寫為分子（或化學(xué)式）方程式。加入不參與反應(yīng)陽離子或陰離子，引入的酸根離子以不引入其他雜質(zhì)，不參與氧化還原反應(yīng)為原則。此反應(yīng)中加入的是稀硫酸。2KMnO45K2SO33H2SO4=2MnSO45K

6、2SO4H2O例2將氯氣通入熱的氫氧化鈉溶液中，生成氯化鈉和氯酸鈉，配平此反應(yīng)方程式。配平：此反應(yīng)是堿性溶液中Cl2歧化為NaCl和NaClO3反應(yīng)，Cl2即是氧化劑，又是還原劑Cl2NaOHNaClNaClO3????相應(yīng)的離子方程式為：Cl2OH–Cl–ClO?????3寫出兩個(gè)半反應(yīng)：Cl2Cl–Cl2ClO?3配平兩個(gè)半反應(yīng)，堿性溶液中少氧的一邊加OH－，多氧的一邊加H2O，但不能出現(xiàn)H。Cl22e－=2Cl–③2MnO16H1