第4章电化学.pdf

教 案

教学单位 法化专业方向 教 研 室 微量物证教研室 课程名称 普通化学 总学时数 48学时 授课对象 刑技专业本科生 使用教材 公安基础化学

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第 10 次课

授课题目： 第四章 第一节 氧化还原反应方程式的配平

授课类型：理论课√ 实验课 训练课 习题课 其它 教学目的要求： 1、掌握氧化数、氧化剂、还原剂等基本概念。 2、掌握离子电子法配平氧化还原反应方程式。 教学重点、难点： 在不同的介质条件下，如何配平氧化还原反应方程式。 学时 2 备 注 学 无 止 境

教学方法与手段： 课堂讲授、学生讨论。 教学内容的组织： §4.1 氧化还原反应的基本概念 一、清楚三个基本概念 1、氧化反应、非氧化还原反应 非氧化还原反应：反应过程中不发生电子转移的反应。 氧化还原反应：反应过程中有电子转移的反应。 +-举例： H + OH ＝ H2O 无电子的转移→非氧化还原反应 Ag+ + Cl- ＝ AgCl 2 e 2+ 2+ 有电子的转移→氧化还原反应 Zn + Cu = Zn + Cu2、氧化剂、还原剂 氧化剂：得到电子，氧化数降低的物质 还原剂：给出电子，氧化数升高的物质 3、氧化数 氧化数：分子中某种原子的平均化合价。 （1）单质的氧化数为 0。 （2）中性分子中各元素氧化数的代数和为零。 （3）离子：单原子离子中等于离子的电荷数； 多原子离子中所有元素氧化数代数和等于离子的电荷数。 （4）一般情况，氢的氧化数为+1，氧的氧化数为－2。 （5）氧化数可以是分数。 举例： 2−(1)Cr2O7中Cr原子的氧化数 (2)Fe3O4中Fe原子的氧化数 二、离子－电子法配平氧化还原反应方程式 1、提问：配平反应式的原则：质量守恒、电荷守恒。 配平反应式的前提：准确写出给定条件下的反应产物。 2- 如：MnO4- + SO3 学 无 止 境

酸性条件下还原产物：Mn(无色） 中性条件下还原产物：MnO2↓（棕） 2- 碱性条件下还原产物：MnO4 （翠绿） 2、离子— 电子法 配平化学反应方程式的四个步骤 KClO3 + FeSO4 → KCl + Fe2(SO4)3 (稀H2SO4介质中） 讨论：举例说明，中学（1） 将反应物和产物以离子形式写出 是如何定义氧化还原3-2+ 3+ClO + Fe → Cl- + Fe 反应的？ （2）分成氧化和还原两个半反应 2+3+ 氧化反应： Fe → Fe 3-还原反应： ClO → Cl- （3）配平两个半反应式； 2+3+氧化反应： Fe ＝ Fe＋e +还原反应： 6e + 6H + ClO3- ＝ Cl- + 3H2O Fe2+= Fe3+ + e)×6 6e +6H++ ClO3-= Cl-+3H2O+) 2++6H++ ClO-= 6Fe3+ + Cl-+3HO6Fe32 （4）将两个半反应合并成一个配平的离子方程式 写出相应的分子方程式： 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O 3、举二个例子：在不同的介质条件下，如何调整H、O的个数来配平半反应。 Mn2++Cl2+H2OMnO4_+H++Cl- --ClClO+Cl2 经验：酸性介质中：多氧的一边加H+；少氧一边加H2O 碱性介质中：多氧的一边加H2O ；少氧的一边加OH- 注意： （1）酸性介质中，反应式两边不能出现OH- （2）碱性介质中，反应式两边不能出现H+ （3）中性介质中，根据情况，可加H+ 或者 OH- 讨论：中学化学中反应 （4）弱电解质、难溶电解质不允许拆成离子，要写分子式。 方程式的配平是如何 完成的？为什么还要 学习离子-电子法？ 作业：1、P125第一题 参考资料：赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》 2+学 无 止 境

第 11 次课

授课题目： 第四章 第二节 原电池和电极电势（一、二）

授课类型：理论课√ 实验课 训练课 习题课 其它 学时 2 备 注 教学目的要求： 1、掌握原电池的组成、电池符号的书写及正、负电极的电极反应。 2、掌握电极电势形成的原因、标准电极电势的概念。 教学重点、难点： 1、原电池的组成。 2、电极电势形成的原因及标准电极电势表的正确使用。 教学方法与手段： 课堂讲授、学生讨论。 教学内容的组织： §4.2 原电池和电极电势 一、掌握原电池的组成及相关的一些概念 1、原电池 借助氧化还原反应把化学能转变成电能的装置。 2、原电池的组成 2+（1）正负电极 负极：电子流出的极－发生氧化反应 Zn-2e＝Zn 2+正极：电子流入的极－发生还原反应 Cu +2e＝Cu （2）盐桥 组成：盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的胶冻。 作用：中和溶液电性，接通内电路，维持电子的流动。 （3）原电池的组成 原电池由两个半电池组成，半电池由电解质溶液，电极材料和盐桥组成。 3、氧化还原电对 氧化态物质/还原态物质 2+2+3+2+2+如：Zn/Zn; Cu/Cu; Fe/Fe; MnO4-/Mn 4、原电池表达式—电池符号 铜锌原电池的电池符号为：（﹣）Zn︱ZnSO4‖CuSO4︱Cu（+） 电池符号的书写规则： （1）以分子式或化学式表示原电池中各物质组成； （2）以“︱”表示两相间界面，“‖”表示盐桥，“（﹣）、（﹢） ”表示正负极； （3）负极在左，正极在右，依各化学物质的接触次序排列各物质； （4）同一相中的不同物质之间要用“ ，”隔开； （5）非标准状态要注明聚集状态、浓度、压力（气体）； (-) Cu |CuSO4(c1) ||AgNO3(c2) |Ag (+) 2+−(−)Cu(s)|Cu(1M)||Cl(1M)|Cl2(1atm)|Pt(+) （6）电极反应中无固体金属单质，需要外加一惰性电极材料（Pt或石墨） 化学能转变为热能 原电池装置示意图 学 无 止 境

作为电流的传导体； 2+2+ (-) Zn︱Zn(0.1mol·dm-3) ‖MnO4- , Mn︱ (Pt) (+) （7）强电解质，可以只写参加反应的离子；弱电解质或难溶电解质，必须写分子式。 +(-)(Pt)Hg︱Hg2Cl2(s)︱KCl(饱和)‖Ag︱Ag(+) 5、电极的类型： 2+（1）金属－金属离子电极 Zn + 2e＝ Zn +（2）气体－离子电极 2H + 2e＝ H2 （3）金属－金属难溶盐－阴离子电极 1/2Hg2Cl2 + e ＝ Hg + Cl- AgCl + e＝Ag + Cl- 3+2+（4）“氧化－还原”电极 Fe + e ＝ Fe +2+ MnO4- + 8H + 5e ＝ Mn + 4H2O 二、 电极电势 1、电极电势的产生――双电子层理论 溶解 M Mn+ + ne 沉积电极电势的表示方法： 氧化型还原型Cu2+CuZn2+Zn 2、电极电势的测量 （1）规定：以标准氢电极作为基准电极，并且任何温度下，标准氢电极的电极电势为零。 （2）标准电极 离子：浓度为1mol·dm-3； 气体：指定温度下，分压为101325Pa； 固体、液体：指定温度下，101325Pa下最稳定状态； 标准电极：参与电极反应的所有物质均处于标准状态。 标准氢电极 (Pt) H2(101325Pa) ︱H+(1mol·dm-3 （3）电极电势的测量 E=+−−=待测−oH+H2 3、标准电极电位表使用说明 （1）标准电极电势的正负号不因电极反应进行的方向而改变。 （2） 。值大小表示物质氧化还原能力的强弱。 （3）标准电极电势反映的是物质得失电子的倾向，数值与物质的数量无关。 （4）。无简单加和性。 作业：1、P126 第三题；2、P126 第五题 参考资料：赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》 学 无 止 境

第 12 次课

授课题目：第四章 第二节 原电池和电极电势（三）

第四章 第三节 电极电势的应用（一、二）

授课类型：理论课√ 实验课 训练课 习题课 其它 学时 2 备 注 教学目的要求： 1、掌握能斯特方程式的应用。 2、掌握利用电极电势判断氧化剂、还原剂的强弱及氧化还原反应进行的方向。 教学重点、难点： 能斯特方程式的应用。 教学方法与手段： 课堂讲授、学生讨论。 教学内容的组织： 三、浓度对电极电势的影响 1、能期特方程式 aA(氧化态) + ne ＝ bB(还原态) 式中：  ：指定浓度下的电极电势 a[氧化态]ooRT=+ln：标准电极电势 nF[还原态]b n ：电极反应中的得失电子数 F : 法拉第常数 [氧化态]ao0.059=+lg[还原态]b R : 气体常数 注：要求牢记能斯特方 T : 电极反应的温度 程式。 说明： （1）电对中的某一物质是固体或液体，其浓度均为常数，常认为是1。 （2）电对中的某一物质是气体，浓度用分压表示，单位为：大气压（atm）。 （3）[氧化态]和[还原态]包括参与电极反应的所有其它物质。 2、举三个例题，理解能斯特方程应用。 例: 计算(1) 高锰酸钾在[H+]=1×10-5mol·dm-3的弱酸性介质中的电 2+极电势。（[MnO4-]=[Mn]= 1.0 mol·dm-3 ，T=298.15K） （2）高锰酸钾在[OH-]= 1×10-4mol.dm-3的弱碱性介质中的电极电势。 （[MnO4-]=1.0mol.dm-3 ，T=298.15K） +2+解：MnO4- + 8H + 5e ＝ Mn + 4H2O − 0.059−58[MnO4][H+]80.059=1.057+lg(1.015)=+ lg2+] n [Mn 5 =1.507 － 0.472 = 1.035（v） MnO4- + 2H2O+ 3e ＝ MnO2 + 4OH- −[MnO]140.059lg =+0.059lg=0.588+=0.903 -4−44n[OH]3(110) 学 无 止 境

3、学生总结介质的酸碱性对含氧酸盐氧化性的影响。 §4.3 电极电势的应用 一、判断氧化剂和还原剂的相对强弱 依据标准电极电势或电极电势进行判断： 。、大，氧化态氧化能力强；小，还原态还原能力强。 例： 下列三个电对中，（1）在标准状态下哪个是最强的氧化剂？哪个是最强的还原剂？（2）若其中MnO4-改为在pH=5.00的条件下，氧化性相对强弱顺序2+如何？ 。MnO4-/Mn ＝ 1.507v 。Br2/Br- ＝ 1.066v 。I2/I- ＝ 0.5355v 2+ 解：（1）在标准状态下：。MnO4-/Mn＞ 。Br2/Br- ＞ 。I2/I- 最强的氧化剂→MnO4-；最强的还原剂→I- +（2）电极电势： 。Br2/Br- ＞ MnO4-/Mn2＞ 。I2/I- 2+氧化性：Br2 ＞ MnO4- ＞ I2；还原性：I- ＞ Mn＞Br- 总结：同一元素不同氧化态的物质，最高氧化态物质一定是氧化剂；最低2+氧化态物质一定是还原剂；一些中间氧化态的物质，如Fe，根据所处环境，即能做氧化剂，又能做还原剂。 二、判断氧化还原反应进行的方向 E=0 正 = 负 反应处于平衡状态 E＞0 正 ＞ 负 正反应能自动进行 E＜0 正 ＜ 负 逆反应能自动进行 2+-33+m-3 例：已知溶液中[Fe]=0.1 mol.dm [Fe]= 1 mol.d [I-]= 0.1 mol.dm-3 判断在298.15K时，2Fe 2+ +I 2 2Fe 3+ +2I - 能否自发进行。 解：正极：I + 2e＝2I- 0.059lg1。2= +2 [I −] I2/I- I2/I- ＝0.5945(v) 2+3+ 负极：Fe - 2e ＝ Fe [Fe3+] 0.059lg。Fe3+/Fe2+= Fe3+/Fe2++[Fe2+] ＝0.830V 3+2+E＝I2/I-- Fe/Fe＝0.5945-0.830＝-0.236＜0 该反应不能从左到右自发进行，能从右向左自发进行 作业：1、 P126 第6、7、10、12题 参考资料：赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》 问题：如何判断氧化剂和还原剂的相对强弱？ 学 无 止 境

第 13 次课

授课题目：第四章 第三节 电极电势的应用（三）

第四节 电解

授课类型：理论课√ 实验课 训练课 习题课 其它 教学目的要求： 1、掌握利用电极电势判断氧化还原反应进行的程度。 2、掌握电解、电解池、电解池中的电极反应等基本概念。 3、掌握电解产物的规律。 教学重点、难点： 1、 电极电势判断氧化还原反应进行的程度。 2、电解产物的判断。 教学方法与手段： 课堂讲授、学生讨论。 学时 2 备 注 教学内容的组织： 三、确定氧化还原反应进行的程度 2+2+-32+ 铜锌原电池，设反应开始时[Cu][Zn]=1 mol.dm ，随着反应进行， [Cu]2+不断减小，而Zn 不断给出电子Zn增大，最后两极电势相等，E=0，氧化还原反应达平衡状态。 此时， E=0 ，正 =负 0.059lg[Cu2+]=。+0.059lg[Zn2+]。Cu/Cu+Zn/Zn22 2+[Zn]。。0.059 Cu/Cu-Zn/Zn=lg[Cu2+] 237。。 0.059lgKcKc=210[Zn2+]-=Cu/CuZn/ZnKc=[Cu2+]2 §4.4 电解 一、电解池的组成和电极反应 1、电解 在外电源的作用下被迫发生的氧化还原过程。 2、电解池 将电能转变为化学能的装置。 3、电极反应 阴极：阳离子移向的极→得到电子，发生还原反应 阳极：阴离子移向的极→失去电子，发生氧化反应 总反应：电解反应→ 氧化还原反应 二、分解电压与过电势 1、分解电压 使电解顺利进行的最低电压称为实际分解电压，简称分解电压。 -3例：以铂作电极，电解0.1 mol·dmNaOH溶液 阴极： 2H+ + 2e ＝ H2 阳极： 4OH- ＝ 2H2O + O2 + 4e 2+2+ 2+2+2+2+学 无 止 境

电池符号：(-) (Pt) H2 ︱NaOH(0.1mol·dm-3) ︱O2(Pt)(+) 部分的H2、O2吸附在铂片上，组成了氢氧原电池，因此，外加电压要足够大，以克服原电池产生的电动势，才能使电解顺利进行。 2、分解电压理论值的计算 分解电压的理论值＝原电池的电动势 3、过电势 电解池中实际析出电势与理论析出电势的差值称为过电势（或超电势）。 4、极 化 实际分解电压偏离理论分解电压值的现象称为极化。 原因 : ①因电阻所引起的电压降 ②电极的极化所造成的。（浓差极化和电化学极化） 三、 电解产物的一般规律 阳极：容易给出电子的物质，即φ小的还原态物质先放电； 阴极：容易得电子的物质，即φ大的氧化态物质先放电。 1、例：电解食盐水制备NaOH。食盐水浓度不小于5.38mol.dm-3 ，溶液pH值控制在8左右，石墨作阳极，氯气和氧气的过电势分别为0.25v和1.06v，铁丝网作阴极，氢气的过电势0.08v，气体分压取101325Pa计。 ++--解： Na、H移向铁阴极，Cl、OH移向石墨阳极。 阴极： 。+0.059lg[H+]H+/H2=H+/H2 2−15 H+/H2=0.059lg(3.610)=−0.85(v)φ阴实＝φ阴理－φ阴过＝-0.85-0.08=-0.93V 。Na+/Na＝ - 2.71v，远小于氢的，而浓度变化最多改变0.2v。 阳极： Cl/Cl−=1.358+0.25+0.059lg1−2＝1.57v 22[Cl] 0.059lg1.401.09−=0O2/ OH + 1 + 4 −]4 ＝1.845v [OH+所以，阴极上是H放电，产物是H2，阳极上是Cl-放电，产生Cl2。 2、常见电解产物的一般规律： 阴极上可能放电的物质有金属离子、H+离子等，放电的先后次序: Al3+/Al的金属离子首先得电子； (1) Al3+/Al的金属离子在水溶液中不被还原，而是H+离子得电子。 (2) 阳极上可能反应的物质有复杂阴离子、简单阴离子、OH-离子和金属(可溶性阳极)，放电的先后次序: (1)金属阳极(除Au、Pt)首先失电子； 2---- (2)简单阴离子(惰性电极,尤其是石墨电极),如S、I、Br、Cl等失电子； -(1) 复杂阴离子(惰性电极)一般不放电，而是OH放电。 作业：1、P128 第17题；2、P129 第22题 参考资料：赵玉娥主编《基础化学》；高教出版社《无机化学》