第7章 氧化还原反应 电化学基础.

第7章氧化还原反应电化学基础

一、单选题

1. 下列电对中，Eθ值最小的是：

A: Ag+/Ag；B: AgCl/Ag；C: AgBr/Ag；D: AgI/Ag

2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应2 Cu+Cu2+ + Cu的Kθ为：

A: 6.93×10-7；B: 1.98×1012；C: 1.4×106； D: 4.8×10-13

3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是：

A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2

C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是

4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是：

A: K2Cr2O7 B: PbO2

C: O2 D: FeCl3

5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是：

A: Sn4+ + 2e- = Sn2+B: Cl2+2e- = 2Cl-

C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2

6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是：

A: 加入Sn 粒B:. 加Fe 屑

C: 通入H2D: 均可

7. 反应Zn (s) + 2H+→Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？

A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26

二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”）

1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。

3．氢的电极电势是零。

4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。

5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力

都增加。

三、填空题

1. 根据Eθ(PbO2/PbSO4) >Eθ(MnO4-/Mn2+) >Eθ(Sn4+/Sn2+)，可以判断在组成电对的六种物质中，氧化性最强的是，还原性最强的是。

2. 随着溶液的pH值增加，下列电对Cr2O72-/Cr3+、Cl2/Cl-、MnO4-/MnO42-的E 值将分别、、。

3. 用电对MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-组成的原电池，其正极反应为

，负极反应为，电池的电动势等于，

电池符号为。（Eθ(MnO4-/Mn2+)=1.51V；Eθ(Cl2/Cl-)=1.36V）

4. 已知：Cr2O72- +1.36 Cr3+ -0.41 Cr2+ -0.86 Cr，则Eθ(Cr2O72- / Cr2+)= V，Cr2+能否发生歧化反应。

5. 用离子-电子法配平下列氧化还原反应式

（1）Cr2O72－+ Fe2+→Cr3+ + Fe2+ + H2O (酸性介质) ；

（2）Mn2+ + BiO3－+ H+→MnO4－+ Bi3+ + H2O ；

（3）H2O2 + MnO4－+ H+→O2 + Mn2+ + H2O 。

6. 反应2Fe3+(aq) + Cu(s) =2Fe 2++ Cu 2+(aq) 与Fe (s) + Cu 2+ (aq) =Fe2+(aq)+ Cu (s) 均正向自发进行，在上述所有氧化剂中最强的是，还原剂中最强的是。

7. 已知Eθ（Cu 2+/Cu）=0.337V, KθCu(OH) 2，sp,= 2.2×10-20, 则Eθ（Cu (OH)2/Cu）= V 。

8. 常用的两种甘汞电极分别是（1） , (2) , 其电极反应为

,常温下两种甘汞电极的电极电势大小顺序为。

9. 根据标准电极电势表，将Hg2+、Cr2O72－、H2O2、Sn、Zn、Br－中的氧化剂、还原剂由强到弱分别排列成序：（1）氧化剂由强到弱；（2）还原剂由强到弱。

四、计算题

1. 若下列反应在原电池中正向进行，试写出电池符号和电池电动势的表示式。

（1）Fe + Cu2+Fe2+ + Cu

（2）Cu2+ + Ni Cu + Ni2+

2. 求出下列原电池的电动势，写出电池反应式，并指出正负极。

（1）Pt | Fe2+(1mol·L－1) , Fe3+(0.0001mol·L－1) || I－(0.0001 mol·L－1)，I2(s) | Pt （2）Pt | Fe3+(0.5 mol·L－1)，Fe2+(0.05 mol·L－1) || Mn2+(0.01 mol·L－1)，H+(0.1 mol·L －1)，MnO2（固）| Pt

3. 将铜片插入盛有0.5mol·L－1CuSO4溶液的烧杯中，银片插入盛有0.5mol·L－1 AgNO3溶液的烧杯中，组成一个原电池。

（1）写出原电池符号；

（2）写出电极反应式和电池反应式；

（3）求该电池的电动势。

4. 在pH = 3 和pH = 6时，KMnO4是否能氧化I－离子和Br－离子？

5. 已知φ＃（H3AsO4/H3AsO3）= 0.559V，φ＃（I2/I－）=0.535V，试计算下列反应：

H3AsO3 + I2 + H2O H3AsO4 + 2I－+ 2H+

在298K时的平衡常数。如果pH = 7，反应朝什么方向进行？

6. 已知：Fe2+ + 2e－Fe φ＃= －0.44V

Fe3+ + e－Fe 2+φ＃= +0.771V

该电池反应式为：3Fe 2+ = Fe + 2Fe3+

计算该电池的E＃值及电池反应的△r G m＃，并判断反应能否正向自发进行？

7. 根据下列反应组成电池，写出电池组成式，计算298K时的电动势，并判断反应自发进行的方向。

（1）2Ag(s) + Cu(NO3)2(0.01 mol·L－1) 2AgNO3(0.1 mol·L－1) + Cu(s)

（2）2Cr3+(0.01 mol·L－1) + 2Br－(0.1 mol·L－1) 2Cr 2+ (1 mol·L－1) + Br2(l) 8. 已知[Sn2+] = 0.1000 mol·L－1，[Pb 2+] =0.100 mol·L－1

（1）判断下列反应进行的方向Sn + Pb 2+Sn 2+ + Pb

（2）计算上述反应的平衡常数K。

9. 已知φ＃（Br2/ Br－）＝1.065V，φ＃（IO3－，H+/I2）= 1.20V

（1）写出标准状态下自发进行的电池反应式；

（2）若[Br－] = 0.0001 mol·L－1，而其它条件不变，反应将如何进行？

（3）若调节溶液pH = 4，其它条件不变，反应将如何进行？

10 . 已知锰的元素电势图为：

（1）求φ＃（MnO4－/Mn 2+）；

（2）确定MnO2可否发生歧化反应？

（3）指出哪些物质会发生歧化反应并写出反应方程式。

11. 在298K时，测定下列电池的E = +0.48V，试求溶液的pH值。

（－）Pt，H2(100kPa)|H＋(x mol·L－1)||Cu2+(1 mol·L－1)|Cu（+）

12. I2在水中溶解度很小，试从两个半反应计算在298K时，I2饱和溶液的浓度。已知

I2（s）＋2e =2I－jΘ=0.535V

I2（aq）＋2e =2I－jΘ=0.621V

无机化学习题库参考答案:

一、单选题

题号1234567

答案D C D D B A D

二、判断题

题号12345

答案×××××

三、填空题

1. PbO2，Sn2+

2. 减小、不变、不变

3. MnO4- + 8H+ + 5e →Mn2+ + 4H2O，2Cl- -2e →Cl2 ，0.15V，(-)Pt,Cl2(pθ)|Cl-‖MnO4-,Mn2+,H+|Pt(+)

4. 0.917 V，不能

5. （1）Cr2O72－+ 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

（2）2Mn2+ + 5BiO3－+ 14H+ = 2MnO4－+ 5Bi3+ + 7H2O

（3）5H2O2 + 2MnO4－+ 6H+ = 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O

6. Fe3+ , Fe

7. -0. 24

8. 标准甘汞电极, 饱和甘汞电极, Hg2Cl2 + 2e - = 2Hg + 2Cl –, E θ(1) > Eθ(2)

9. H2O2> Cr2O72－> Hg2+；Zn > Sn > H2O2> Br－

四、计算题

1. 解：（1）（－）Fe | Fe2+ (1 mol·L－1) || Cu2+ (1mol·L－1) | Cu（＋）

E = j (+)－j (－) = j＃(Cu2+/Cu) －j＃(Fe2+/Fe) + lg

（2）（－）Ni | Ni2+ (1mol·L－1) || Cu2+ (1mol·L－1) | Cu（＋）

E = j (+)－j (－) = j＃(Cu2+/Cu) －j＃(Ni2+/Ni) + lg

2. 解：（1）Pt | Fe2+(1mol·L－1) , Fe3+(0.0001mol·L－1) || I－(0.0001 mol·L－1)，I2(s) | Pt

设右边为正极，左边为负极

E = j (+) －j (－) =φ＃(I2/I－) + 0.0592lg－j＃(Fe3+/Fe2+)－0.0592 lg

= 0.535－0.771＋0.0592lg=0.238V > 0

∴假设正确，电池反应式为I2 + 2Fe2+ = 2I－+ 2Fe3+

（2）Pt | Fe3+(0.5 mol·L－1)，Fe2+(0.05 mol·L－1) || Mn2+(0.01 mol·L－1)，H+(0.1 mol·L－1)，MnO2（固）| Pt

设右边为正极，左边为负极

E = j (+) －j (－)

=φ＃(MnO2/Mn2+)+lg－j＃(Fe3+/Fe2+)－0.0592 lg

=0.3406V > 0

∴假设正确，电池反应式为MnO2 + 2Fe2+ + 4H+ = Mn2+ + 2Fe3+ + 2H2O

3. 解：（1）（－）Cu | Cu 2+ (0.5 mol·L－1) || Ag + (0.5 mol·L－1) | Ag（＋）

（2）正极反应Ag+ + e－Ag

负极反应Cu 2+ +2e－Cu

①×2＋②得电池反应式：2Ag+ + Cu = 2Ag + Cu 2+

（3）E = j (Ag +/Ag) －j (Cu 2+ /Cu)

= j＃(Ag +/Ag)+0.0592lg[Ag +]－j＃(Cu 2+ /Cu)－lg[Cu 2+]

=0.7996+0.0592lg0.5－0.3402－lg0.5 =0.4505(V)

4. 解：j＃(I2/I－) = 0.535V，j＃(Br2/Br－) = 1.08V

在酸性条件下：MnO4－+ 8H+ + 5e →Mn2+ + 4H2O

[MnO4－]=[ Mn2+]=1 mol·L－1

j (MnO4－/Mn2+)= j＃(MnO4－/Mn2+)+lg[H+]8

pH=3时j (MnO4－/Mn2+)=1.51+lg(10－3)8 =1.226(V)

既大于j＃(I2/I－)，也大于j＃(Br2/Br－)，所以既能够氧化I－，也能够氧化Br－。PH=6时j (MnO4－/Mn2+)=0.942V

此时，j (MnO4－/Mn2+)> j＃(I2/I－)，

但j (MnO4－/Mn2+)< j＃(Br2/Br－)

∴KMnO4能氧化I－，却不能氧化Br－。

5. lgK = = = = －0.81

∴K = 0.15 由于E#<0 ∴此时反应逆向进行

当pH=7时，[H+]=10－7，其它浓度均为1 mol·L－1

E = j (+)－j (－)= j＃(I2/I－) －j＃(H3AsO4/ H3AsO3) －lg[H+]2

=0.535－0.559－lg(10－7)2=0.39V>0 ∴反应正向进行。

6. 解：E# =＃(＋)－＃(－) = －0.44－0.771 = －1.211V < 0

△r G m＃=－nFE# =－2×96485×(－1.211) = 233.69(kJ) > 0

∴反应不能自发进行。

7. 解：（1）(－)Ag | Ag+(0.1mol·L－1) || Cu2+(0.01mol·L－1) | Cu(+)

E = j (＋)－j (－) =0.34－0.7996＋lg

=－0.46+lg=－0.46(V) < 0

故反应逆向自发进行。

（2）(－)Pt | Br2(l)，Br－(0.1mol·L－1) || Cr3+(0.01mol·L－1)，Cr2+(1mol·L－1) | Pt(+)

E = j (＋)－j (－) =－0.41－1.087＋lg=－1.68(V) < 0

故反应逆向自发进行。

8. 解：（1）E = j (＋)－j (－) = j＃(Pb2+/Pb)－j＃(Sn2+/Sn)＋lg

=－0.126－(－0.136) + lg=0.010V > 0

故反应正向进行。

（2）lgK == = 0.34 ∴K = 2.18

9. 解：（1）j＃(IO3－，H+/I2) > j＃(Br2/Br－)

故电池反应为：2IO3－+ 10Br－+ 12H+ == I2 + 5Br2 + 6H2O

（2）E = j＃(IO3－，H+/I2) －j＃(Br2/Br－) + (0.0592/10)lg[Br－]10 =1.20 －1.065 + 0.0592lg0.0001

=－0.101(V) < 0 故反应逆向进行。

（3）E = j＃(IO3－，H+/I2) －j＃(Br2/Br－) + (0.0592/10)lg[H+]12 =1.20 －1.065 + (0.0592×12/10)lg10－4

=－0.15(V) < 0 故反应逆向进行。

10. 解：（1）j＃(MnO4－/Mn2＋) = (0.564 +2×2.26 + 0.95 + 1.51)/5 = 1.51(V)

（2）MnO 2-4 2.26 MnO0.95Mn3-

E# = j＃(右)－j＃(左) < 0，MnO2不能歧化成MnO 2-4 和Mn3+ MnO4－ 1.69 MnO2 1.23 Mn 2+

E# = j＃(右)－j＃(左) < 0，MnO2不能歧化成MnO4－和Mn2+∴MnO2不能发生歧化反应

（3）同理，MnO 2-4 和Mn3+能发生歧化反应。11. 解：Cu2+ + H2 == Cu + 2H+

E = E#－lg

0.48 = j＃(Cu2+/Cu) －j＃(H+/H2) －lg[H+]2

=0.34 －lg[H+]2

－lg[H+]2 = 2.36

∴pH = 2.0

12．解依题意正极-负极得

I2（aq）→I2（s）

E=Eθ+(0.0592/n)lg[I2]=0

Eθ=-(0.0592/2)lg[I2]=0.621-0.535

lg[I2]=-(0.086/0.0296) [I2]=1.24×10-3(mol/L)

工科化学问题详解第五章氧化还原反应与电化学

第五章氧化还原反应与电化学 教学容 1. 氧化数； 2.原电池与原电池电动势； 3. 金属的腐蚀与防护； 4.电解的基本原理及应用。 教学要求 了解氧化数的概念及确定方法；掌握原电池的组成、结构、符号表示、电极反应及电池反应的表示方法；了解电极电势的产生原因和测求方法；掌握浓度对电极电势的影响及Nernst方程的有关计算；了解电解池的结构特点；理解理论分解电压、实际分解电压的概念及产生原因；了解电解的应用；熟悉金属电化学腐蚀的产生原因及析氢腐蚀、吸氧腐蚀的主要特点；了解电化学腐蚀的主要防护方法。 知识点与考核点 1．氧化数 某元素的一个原子在化合状态时的形式电荷数 ．．．．．（可以为分数）。 2．电对 同一元素氧化数高的状态（氧化态）与其氧化数低的状态（还原态）构成 一个电对。通常表述为氧化态/还原态，例如，Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Fe3+/Fe2+、Fe2+/Fe、O２／H2O2、H2O2/OH–等。 3．原电池 借助氧化还原反应直接 ．．产生电流的装置。 4．原电池装置的符号表示：（以铜锌原电池为例） （－）Zn | Zn2+（c1）|| Cu2+（c2）| Cu（+） 负极反应：Zn（s）→Zn2+（aq）+2e– 正极反应： Cu2+（aq）+2e–→Cu（s） 电池总反应： Cu2+（aq）+ Zn（s）= Cu（s） + Zn2+（aq） 5．原电池装置的符号表示书写规则 （1）负极在左侧，正极在右侧， （2）两个半电池的中间用盐桥“||”连接， （3）盐桥两侧分别是正、负极的离子“Zn2+（c1）||Cu2+（c2）”，溶液需标 出离子的浓度。 例：将下列氧化还原反应组成原电池，写出电极反应。 （1）Sn2+（aq）+2Fe3+（aq）= Sn4+（aq）+2Fe2+ （aq） 解：原电池符号表示式为 （－）Pt | Sn2+ (c1), Sn4+ (c2) || Fe3+ (c3), Fe2+ (c4) | Pt（＋）负极反应：Sn2+（aq）→ Sn4+（aq）+2e– 正极反应：2Fe3+（aq）+ 2e–→2Fe2+（aq）

第七章氧化还原反应电化学基础

第七章氧化还原反应电化学基础 [教学要求] 1．熟悉氧化还原反应的基本概念，能熟练地配平氧化反应方程式。 2．了解原电池的基本概念和电池电动势的概念。 3．掌握电极电势的概念及其影响因素、Nernst方程式及其有关的简单计算、电极电势的应用。 4．掌握元素电势图及其应用。 [教学重点] 1．电极电势的概念，以及浓度、沉淀、酸度等对电极电势的影响。 2．电极电势的应用。 3．元素电势图及其运用。 [教学难点] 电极电势的应用。 [教学时数]10学时 [主要内容] 1．氧化还原反应的实质，氧化值，氧化还原方程式配平。 2．原电池，电极电势（电极电势的概念，标准电极电势及其测定，能斯特方程式，影响电极电势的因素）。 3．电极电势的应用：判断氧化还原反应的方向和氧化剂还原剂的强弱，判断氧化还原反应进行的程度。 4．元素电势图及其运用。 [教学内容] §7.1 氧化还原反应的基本概念 7.1.1 氧化值 氧化值：是指某元素的一个原子的荷电数。该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。 确定氧化值的规则：

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OF 2 和O 2F 2中，氧的氧化值分别为+2和+1。 ⑤中性分子中，各元素原子的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： K 2Cr 2O 7 Cr 为+6 Fe 3O 4 中，Fe 为+8/3 Na 2S 2O 3中，S 为+2 Na 2S 4O 6中，平均为2.5 (2个S 为0, 二个S 为+5) 但 CrO 5中Cr 为+6，而不习惯认为10。 7.1.2 氧化还原反应方程式的配平 配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。 配平步骤： ①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。 ②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。 ③分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等。 ④确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分子方程式。 例：配平下列反应方程式 423424KMnO (aq)K SO (aq)MnSO (aq)K SO (aq)+????→+酸性溶液中

3 氧化还原与电化学

3 氧化还原与电化学 一、实验目的 1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定； 2.认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响； 3．认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4.了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 二、实验原理 1.原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极氧化反应 正极还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势应为 2.浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 （1）浓度对电极电势的影响 例如： （2）介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (a) 2Zn e -2Zn +=22Cu e Cu ++=E E ??=正 - 负 22Zn e Zn +-=2220.059 Zn /Zn Zn /Zn lgc(Zn )2+θ++?=?+ 32C 1O 6H 6e C 13H O -+- +++? 1.45V θ?=3 3 63 C1O /C1C1O /C1[c(C1O )/c ][c(H )/c ]0.0591g 6[c(C1)/c ] - - -- - +-=+θθθ ??

(b) (c) (d) 3．物质的氧化还原性 例如 4.电化学腐蚀及其防止 吸氧腐蚀阳极 阴极 差异充气腐蚀 表面处高大，为阴极； 深处低，小，为阳极。 防腐蚀可用牺牲阳极法、外加电流法、缓蚀剂法。乌洛托品（六次甲基四胺）可作钢铁在酸性介质中的缓蚀剂。 三、仪器和药品 1.仪器 直流伏特计（0~3 V ）（公用）盐桥（公用）① 242MnO 8H 5e Mn 4H O -++ +++?22448 42MnO /Mn MnO /Mn [c(MnO )/c ][c(H )/c ]0.0591g 5[c(Mn )/c ] -+-+ -θ+θθ +θ?=? +422MnO 2H O 3e MnO (s)4OH -- +++?MnO /MnO 4 2 4 2 44 MnO /MnO [c(MnO )/c ]0.0591g 3[c(OH )/c ]---θ θ -θ?=?+()244MnO e MnO --????→+←????强碱介质224 444 42MnO /MnO MnO /MnO 4[c(MnO )/c ]0.0591g [c(MnO )/c ] -----θ θ -θ?? +?2242PbS 4H O HAcPbSO ()4H O +↓+白色2422222MnO 6H 5H O 2Mn 5O 8H O -++ ++=++2Fe Fe 2e + =+22O 2H O 4e 4OH - ++=22 2O 4 O /OH O /OH p /p 0.059 1g 4[c(OH )/c ]- - θθ -θ?=? +2 O p 2 /O OH ?- 2 O p 2 /O OH ?-

第7章 氧化还原反应 电化学基础

第7章氧化还原反应电化学基础 一、单选题 1. 下列电对中，Eθ值最小的是： A: Ag+/Ag； B: AgCl/Ag； C: AgBr/Ag； D: AgI/Ag 2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应 2 Cu+ Cu2+ + Cu的Kθ为： A: 6.93×10-7； B: 1.98×1012； C: 1.4×106； D: 4.8×10-13 3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是： A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2 C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是 4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是： A: K2Cr2O7 B: PbO2 C: O2 D: FeCl3 5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是：A: Sn4+ + 2e- = Sn2+ B: Cl2+2e- = 2Cl- C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2 6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是：A: 加入Sn 粒 B:. 加Fe 屑 C: 通入H2 D: 均可

7. 反应Zn (s) + 2H+ → Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？ A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26 二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”） 1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快 2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。 3．氢的电极电势是零。 4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。 5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力 都增加。 三、填空题 1. 根据Eθ(PbO2/PbSO4) >Eθ(MnO4-/Mn2+) >Eθ(Sn4+/Sn2+)，可以判断在组成电对的六种物质中，氧化性最强的是，还原性最强的是。 2. 随着溶液的pH值增加，下列电对 Cr2O72-/Cr3+、Cl2/Cl-、MnO4- /MnO42-的E值将分别、、。 3. 用电对MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-组成的原电池，其正极反应为 ，负极反应为，电池的电动势等于，

实验七--氧化还原反应与电化学

实验七 氧化还原反应与电化学 一．实验目的 1. 了解测定电极电势的原理及方法 2. 掌握用酸度计测定原电池电动势的方法 3. 了解原电池、电解池的装置及作用原理 二．实验原理 1．电极电势的测定 E (Zn 2+/Zn)电极电位的测定 (-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3)??KCl(饱和)?Hg 2Cl 2,Hg (Pt) (+) 测测甘汞E E E E E E E E -=-=-=-=+++-+V 2415.0)/Zn Zn () /Zn Zn (V 2415.0)/Zn Zn ()(222 ()()() ++++ =22O 2Zn lg 216059.0Zn Zn Zn Zn c E E 理论 2.浓度对电极电势的影响 对于任意一个电极反应 氧化型物质 + z e - 还原型物质 )()(lg 05916.0)O/R ()O/R (还原态氧化态c c z E E += c (氧化态)增大或c (还原态)减小，E (O/R)变大；c (氧化态) 减小或c (还原态)增大，E (O/R) 减小。对比下面三个原电池 （1）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) （2）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ [Cu(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ?Cu (+) （3）(-) Zn ?[Zn(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) 电池（2）中正极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则正极的电极电势变小；（3）中负极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则负极的电极电势变小，故电动势 E 3 >E 1 >E 2。 3．酸度对电极电势的影响 含氧酸盐的氧化性随介质溶液的酸度的增加而增强，如 O H 7Cr 2 e 6H 14O Cr 23272+=+++-+- ) Cr ()H ()O Cr (lg 605916.0)/Cr O Cr ()/Cr O Cr (321427232723272++-+-+-?+=c c c E E

氧化还原反应及电化学-例题解析

第十四讲氧化还原反应及电化学 【例题解析】 【例1】(2005年江苏省化学竞赛夏令营选拔赛试题)铝是一种重要的金属材料，广泛用于制作导线、结构材料和日用器皿，铝合金大量用于飞机和其它构件的制造。十九世纪曾以电解熔融氧化铝的方法制备金属铝，当时铝由于价格昂贵而只被贵族用作装饰品。现代工业上是通过在1000℃左右的高温下电解氧化铝和冰晶石(Na3AlF6)的熔融液制备铝的。请回答下列问题： (1) 现代工业电解制备铝过程中正极和负极实际发生的反应分别为：在正极放电产生；在负极放电产生。 (2) 电解反应方程式为。 (3) 以现代工业方法制备的铝价格下降的可能原因是：。 (4) 若电流效率为75％，则制备1kg金属铝需以10A电流电解小时。 (5) 电解NaCl－AlCl3熔融液制备铝比电解Al2O3－Na3AlF6的熔融液制备铝节省电能约30％，为什么现在仍用后一种方法制备铝? 。 【解析】 (1) O2－3+ (2) O O Al 2 (3) 纯氧化铝熔点很高(＞2000℃)，加入Na3AlF6后由于形成共熔体使其熔点大大降低，从而使制备铝成本降低 (4) 397 (5) 由于AlCl3没有天然矿藏，制备AlCl3所需氯气仍需电解制得，电能没有省下。 【例2】(2006年江苏省化学竞赛夏令营选拔赛试题)锂离子电池、金属氢化物-镍电池(MH-Ni)、无水碱性锌-锰电池、燃料电池、太阳能电池等是21世纪理想的绿色环保电源。其中液态锂离子电池是指Li+嵌入化合物为正负电极的二次电池。正极采用锂化合物LiCoO2、LiNiO2或LiMn2O4，负极采用碳电极，充电后成为锂-碳层间化合物Li x C6(0

高中化学 氧化还原反应和电化学

第六章 氧化─还原反应和电化学 Chapt e r 6 Oxidation-Reduction Reactions & Electrochemistry 本章研究另一类化学反应──氧化─ 还原反应（有电子转移的反应） §6-1 氧化─ 还原反应 Oxidation —Reduction Reactions 一、氧化数（Oxidation Number ） 1．氧化数是一个经验值，是一个人为的概念。 2．引入此概念，有以下几方面的应用： (1) 判断是否发生氧化──氧化数升高、氧化反应、还原剂 reducing agent ( reductant )；氧化数降低、还原反应、氧化剂 oxidizing agent ( oxidant )。 (2) 计算氧化──还原当量 (3) 配平氧化──还原反应方程式 (4) 分类化合物，如Fe ( Ⅲ )、Fe (Ⅱ)；Cu (Ⅰ)、Cu (Ⅱ)。 引入氧化数，可以在不用详细研究化合物的结构和反应机理的情况下，实现上述四点。 3．怎样确定氧化数 (1) 在离子化合物中，元素的氧化数等于离子的正、负电荷数。 (2) 在共价化合物中，元素的氧化数为两个原子之间共用电子对的偏移数。 a ．在非极性键共价分子（单质）中，元素的氧化数为零，如P 4、S 8、Cl 2中P 、S 、Cl 的氧化数都为零； b ．在极性键共价分子中，元素的氧化数等于原子间共用电子对的偏移数，例如： 11H :F +-，1 1 11(-2) H :O :H +--+，11 0011(1) H :O :O:H +--+-，11 +11 (0) H ::F O +--。 (3) 具体规定： a ．单质的氧化数为零，例如P 4、S 8中P 、S 的氧化数都为零，因为P －P 和 S －S 键中共用电子对没有偏移； b ．除了在NaH 、CaH 2、NaBH 4、LiAlH 4中氢的氧化数为-1以外，氢的氧 化数为+1； c ．所有氟化物中，氟的氧化数为-1； d ．氧的氧化数一般为-2，但有许多例外，例如2O (1/2)--、22O (1)- -、3O (1/3)--、 21/2O ()++、2OF 2)(+等； 目前元素的最高氧化数达到+8，在OsO 4、RuO 4中，Os 和Ru 的氧化数均 为+8，其它元素的最高氧化数至多达到其主、副族数。例如：Na 2Cr 2O 12和CrO 5 中，Cr 的氧化数为+6，因为这些化合物中有22O - （O 的氧化数为-1）存在；

氧化还原反应与电化学

第一章氧化—还原反应·电化学 1. 已知X的氧化数为+1; +2; +3; +4; +5; +3/4。试写出X在这些氧化数下的氧化物分子式。 2. 写出下列分子或离子中，硫的氧化数： S22－，HSO4－，S2O32－，SO3，H2S，S4O62－，SO2，S8。 3. 写出下列分子或离子中，锰的氧化数： MnF2，K4Mn(CN)6, K2MnO4, Mn2(CO)10, MnO4-, MnO2, Mn2O7, Mn(CO)5I。 4. 写出下列各分子或离子中，P的氧化数： H3PO4，P4O6，P4O10，P4，P2H4，H3PO3，HPO42－，HPO3，PH4+。 5. 用氧化数法配平下列反应方程式： (1) H2S + SO2→S + H2O (2) NH3 + NO →N2 + H2O (3) CuS + HNO3→Cu(NO3)2 + S + NO + H2O (4) CuFeS2 + SO2 + HCl →CuCl2 + FeCl2 + S + H2O (5) Zn + AgO + H2O →Zn(OH)2 + Ag2O (6) I2 + Cl2 + H2O →HIO3 + HCl (7) BaO2 + HCl →BaCl2 + H2O + Cl2 (8) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)2 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O (9) KClO3→KClO4 + KCl

(10) As2S3 + HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO 6. 用氧化数法配平： (1) K2CrO4 + S →Cr2O3 + K2SO4 + K2O (2) KMnO4 + C12H22O11→CO2 + MnO2 + H2O + K2CO3 (3) HCNS + KClO3→CO2 + NO + SO2 + KCl + H2O (4) C3H8 + O2→CO2 + H2O (5) KMnO4 + H2C2O4→K2CO3 + MnO2 + H2O + CO2 7. 用离子?电子法配平如下反应方程式： (1) NO2- + Al →NH3 + Al(OH)4-(在OH－中) (2) Cu(NH3)42+ + CN－→Cu(CN)32－+ CNO－+ NH3(在OH－中） (3) HIO →IO3－+ I－+ H2O (在OH－中) (4) CN－+ O2→CO32－+ NH3(在OH－中) (5) MnO4－+ H2O2→Mn2+ + H2O + O2(在H+中） (6) Zn + CNS－→Zn2+ + H2S + HCN (在H+中）8. 用离子?电子法配平下列各反应方程式： (1) MnO4－+ Sn2+→Sn4+ + Mn2+(在H+中) (2) BrO3－+ Br－→Br2(在H+中) (3) Cr2O72－+ SO32－→SO42－+ Cr3+(在H+中) (4) Cr3+ + H2O2→CrO42－+ H2O (在OH－中) (5) Fe + NO2－→FeO22－+ NH3(在OH－中）

氧化还原反应实验报告

实验十二氧化还原反应 一、实验目的 1．理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。2．加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。 3．进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。 [教学重点] 电极电势和氧化还原反应的关系。 [教学难点] 原电池、电解及电化学腐蚀等知识。 [实验用品] 仪器：低压电源、盐桥、伏特计 药品： mol·L-1Pb(NO3)2、、1 mol·L-1)CuSO4、 mol·L-1 ZnSO4、 mol·L-1KI、 mol·L-1FeCl3、、 mol·L-1FeSO4、(1、3 mol·L-1) H2SO4、6 mol·L-1HAc、(2 mol·L-1、浓)HNO3、、 mol·L-1)KMnO4、6 mol·L-1NaOH、 mol·L-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸 材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒） 二、实验内容 （一）电极电势和氧化还原反应 1．2Fe3++ 2I-= 2Fe2++ I2 I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色 2．Fe3++ Br-不起反应，CCl4层无色 3．Cl2+ 2Br-= 2Cl-+ Br2 Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色 （二）浓度和酸度对电极电势影响 1．浓度影响 在两只50m L烧杯中，分别注入30mL ·L-1 ZnSO4和·L-1 CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。测量两电极之间的电压。 现象：伏特表指针偏到E=处解释：(-)：Zn2++2e-=Zn (+)：Cu2++2e-=Cu CuSO4溶液中加浓到沉淀溶解为止，形成深蓝色溶液； Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ [Cu2+]下降, E变小，E= ZnSO4溶液中加浓至沉淀溶解为止; Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ [Zn2+]下降, E变大，E= 最后达到平衡, E=接近初起值. 2*．酸度影响 在两只50mL烧杯中，分别注入FeSO4、K2Cr2O7溶液。FeSO4溶液中插入Fe片，在K2Cr2O7溶液中插入C棒，将Fe片、C棒通过导线分别与伏特表的负极和正极相接,中间用盐桥连接，测量两极电压。 文档冲亿季，好礼乐相随mini ipad移动硬盘拍立得百度书包 现象：测得E= 解释：(-) Cr2O72-+ 6e- + 14H+ = 2Cr3++ 7H2O (+) Fe2++ 2e- = Fe 在K2Cr2O7中，慢慢加入1mol·L-1H2SO4,再加入6mol·L-1NaOH。 加H+后E = 加OH-后E = （三）浓度、酸度对氧化还原产物的影响

氧化还原反应与电化学

氧化还原反应与电化学 一、 实验目的 1. 掌握电极电势对氧化还原反应的影响 2. 了解氧化型或还原型物质浓度、溶液酸度改变对电极电势的影响。 3. 进一步理解氧化还原反应的可逆性 4. 熟练掌握能斯特方程的应用 二、 实验原理 氧化还原过程也就是电子的转移过程。能斯特（Nernst ）方程式 电对的氧化型物质或还原型物质的浓度，是影响其电极电势的重要因素之一，电对在任一离子浓度下的电极电势，可由能斯特方程算出。例如Cu-Zn 原电池，若在铜半电池中加入氨水，由于Cu 2+和NH 3能生成深蓝色的、难解离的四氨合铜（II ）配离子[Cu(NH 3)4]2+，溶液中的Cu 2+浓度就会降低，从而使电极电势降低： Cu 2++4NH 3=[Cu(NH 3)4]2+ (深蓝色) 过氧化氢的氧化还原性(摇摆实验)主要反应方程式: 辅助试剂起到调节（1）、（2）反应速率的作用 已知在酸性介质中元素电势图： 三、 实验仪器与药品 Pb(NO 3)2 (0.5mol · L – 1) CuSO 4 (0.5mol · L –1) ZnSO 4(0.5mol · L –1) 锌片 铅粒 铜片 氨水1:1 A:量取400 ml H 2O 2(30%)稀释到1000mL ； B:称取40g KIO 3和量取40mL H 2SO 4(2 mol · L –1)，稀释到1000mL ；（此溶液相当于HIO 3溶液） C:（辅助试剂）：称取15.5g 丙二酸，3.5g MnSO 4·2H 2O 和0.5g 淀粉（先溶于热水）稀释到1000mL 。 四、 实验内容 a.电极电势与氧化还原反应的关系 分别在5滴 Pb(NO 3)2 (0.5mol · L – 1)和5滴 CuSO 4 (0.5mol · L –1)点滴板穴中，各放入一块表面擦净的锌片，观察锌片表面和溶液颜色有无变化？以表面擦净的铅粒（或铅片）代替锌片，分别与ZnSO 4(0.5mol · L –1)和CuSO 4(0.5mol · L –1)溶液反应，观察有无变化？根据实验结果定性比较Zn 、Pb 、Cu 电极电势的大小。 根据实验结果，说明电极电势与氧化还原反应方向的关系 ,298.15K 时= T

第七章 氧化还原反应电化学基础

第七章氧化还原反应电化学基础 一、教学基本要求 1、掌握氧化值，氧化，还原，氧化还原反应，原电池，标准电极电势，标准氢电极，甘汞电极，元素电势图等基本概念。 2、掌握氧化—还原方程式的配平方法。 3、熟练掌握能斯特方程的相关计算，能运用其讨论离子浓度对电极电势的影响。 4、熟练掌握电极电势的应用。 5、掌握元素电势图及其应用。 二、内容要点 本章以原电池作为讨论氧化还原反应的物理模型，重点讨论标准电极电势的概念以及影响电极电势的因素。同时将氧化还原反应与原电池电动势联系起来，判断反应进行的方向和限度。 (一)、氧化还原反应的基本概念。 氧化还原反应是一类有电子转移（或得失）的反应。 1、氧化值 （1）氧化值是某元素的一个原子的荷电数。该荷电数是假定把每一化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的。在化合物分子中，氧化值是元素的电荷数或形式电荷数。 （2）氧化值的确定规则： A 在单质中，元素的氧化值为零。

B 在单原子离子中，等于离子所带的电荷数。 C 大多数化合物中，氢的氧化值为+1：只有在金属氢化物（NaOH,CaH 2 ）中，氢的氧化值为—1。 D 通常，氧的氧化值为—2，但是在H 2O 2 ,NaO 2 ,BaO 2 等过氧化物中，其氧化值为— 1，在氧的氟化物中，如OF 2和O 2 F 2 中，氧的氧化值分别为+2，+1。 E 所有氟化物中，氟的氧化值为—1。 F 碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值为+1和+2。 G 在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零。在多原子离子中，各元素氧化值的代数和等于离子所带电荷数。 2.还原剂和氧化剂： 在氧化还原反应中，失电子的物质是还原剂，即电子给予体。其本身被氧化，其元素氧化值升高；得电子的物质是氧化剂，即电子接受体，其本身被还原，其元素氧化值降低。 3.电对： 氧化还原反应是由还原剂被氧化和氧化剂被还原这两个“半反应”组成。在“半反应”中同一元素高氧化值的物种被称为氧化型，低氧化值的物种被称为还原型，氧化型与还原型组成“电对”，“电对”与“半反应”是相互对应的。 4.氧化还原反应方程式的配平。 配平原则 ①方程式两边各种元素的原子总数必须各自相等，各物种的电荷数之代数和必须相等。 ②反应中氧化剂和还原剂的得失电子数相等。

氧化还原原理在电化学中的应用_New

氧化还原原理在电化学中的应用

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氧化还原原理在电化学中的应用 氧化还原原理在电化学中的应用 摘要：电化学基础在高中阶段是一个知识难点，利用氧化还原原理来进行电化学的教学，有利于学生对该部分知识的理解，反过来又巩固和提高了氧化还原反应知识，更主要是训练了学生的思维，掌握了学习方法。通过研究和实践探索，取得了较好的效果。证明采用氧化还原原理的分析方法是可行的、策略是有效的、措施是可控的、效果是显著的。 关键词：氧化还原；电化学基础；电化学应用 氧化还原原理不仅仅是一个独立的知识点，更是一种工具，是贯穿整个高中化学知识体系的基本原理。体现在众多的知识和题目解释中，例如元素化合物的性质、化学工业流程、化学实验探究、电化学应用等，都会用到氧化还原原理。氧化还原的本质就是电子的转移，原电池的形成原理就是自发的氧化还原反应，在教学过程中，将两者有效的结合起来，能让学生更好的理解电化学，更好的应用电化学的知识和电化学在生活中的应用，并能巩固和提高氧化还原反应知识。 一、问题研究的背景 氧化还原反应在高一（人教版高中必修①）的课本中就已经进行过学习，电化学的基础在高一（人教版高中必修②）的课本开始学习。高一必修②只是简单介绍了电化学，详细的介绍是在高二（人教版高中必修④第四章）学习。很多老师在电化学的教学过程中，简单的提及原电池和电解池与氧化还原反应相关，然后就进行原电池和电解池的教学，导致学生没有从根本上理解电化学的来源和意义。从高一必修②中的Zn-Cu（H2SO4溶液）原电池、锌锰干电池、铅蓄充电电池、燃料电池，到高二选修④中的双液电池、化学电源、电解池，有很多不同

氧化还原反应和电化学

2006年化学竞赛讲义 氧化还原反应和电化学（初赛版） 化学竞赛大纲对氧化还原反应和电化学知识的要求： 电化学： 1、氧化态。氧化还原的基本概念和反应的书写和配平。 2、原电池。电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。 3、标准电极电势。用标准电极电势判断反应的方向及氧化剂与还原剂的强弱。 4、元素电势图及其应用 5、电解池的电极符号与电极反应。 6、电解与电镀。 7、电化学腐蚀。 8、常见化学电源。 9、pH、络合剂、沉淀剂对氧化还原反应的影响的定性说明。 概述 电化学反应可分为两类： （1）利用自发氧化还原反应产生电流（原电池），反应△G＜0， 体系对外做功。 （2）利用电能促使非自发氧化还原反应发生（电解），反应△G＞0，环境对体系做功。 一、氧化还原反应的基本概念 （一）．氧化还原反应的实质 1．氧化还原反应 无机化学反应一般分为两大类，一类是在反应过程中，反应物之间没有电子的转移或得失，如酸碱反应、沉淀反应，它们只是离子或原子间的相互交换；另一类则是在反应过程中，反应物之间发生了电子的得失或转移，这类反应被称之为氧化还原反应。 氧化还原反应的实质是电子的得失和转移，元素氧化数的变化是电子得失的结果。元素氧化数的改变也是定义氧化剂、还原剂和配平氧化还原反应方程式的依据。 2．氧化数 1970年国际纯化学和应用化学学会（IUPAC）定义氧化数（oxidation number）的概念为：氧化数（又称氧化值）是某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是将成键电子指定给电负性较大的原子而求得。 确定元素原子氧化数有下列原则： （1）单质的氧化数为零。因为同一元素的电负性相同，在形成化学键时不发生电子的转移或偏离。例如S8中的S，Cl2中的Cl，H2中的H，金属Cu、Al等，氧化数均为零。 （2）氢在化合物中的氧化数一般为I，但在活泼金属的氢化物中，氢的氧化数为－I，如NaH－I。 （3）氧在化合物中的氧化数一般为－Ⅱ，但在过氧化物中，氧的氧化数为－I，如H2O －I 、BaO－I 2；在超氧化物中，氧的氧化数为－I/2，如KO－I/22；在氟的氧化物中，氧的氧2 化数为Ⅱ，如OⅡF2。 （4）单原子离子元素的氧化数等于它所带的电荷数。如碱金属的氧化数为I，碱土金属的氧化数为Ⅱ。

氧化还原电化学

1.氧化还原反应方程式（含电极反应式）书写策略 (1)三步书写未知氧化还原方程式 第一步根据氧化还原的顺序规律确定谁是氧化性最强的氧化剂及还原性最强的还原剂，确定氧化剂相应的还原产物及还原剂相应的氧化产物，并根据题意及化合价变化规则确定生成物的化合价、进一步列出得失电子情况； 第二步根据电荷守恒及溶液中存在的微粒情况将电荷配平； 第三步根据原子守恒结合溶液中微粒情况配平原子； (2) 四步书写电极反应式 第一步根据氧化还原的顺序规律确定谁是氧化性最强的氧化剂及还原性最强的还原剂，它们分别在两极上发生还原反应与氧化反应，并根据题意及化合价变化规则确定生成物的化合价、生成物的稳定存在形式、并进一步列出得失电子情况； 第二步根据电荷守恒及溶液中存在的微粒情况将电荷配平； 第三步根据原子守恒结合溶液中微粒情况配平原子； 第四步将两极上氧化剂与还原剂得失电子总数配平。 很明显：未知氧化还原方程式的书写与电极反应式的书写方法及技巧基本相同，无非是因为电极反应是在两个不同的场所进行的，书写出来的电极反应式分氧化反应和还原反应两部分，根据氧化还原规律，得失电子数必须相等（第四步）。 例1：完成下列氧化还原方程式的书写。 ①一定条件下，向废水中加入CH3OH，将HNO3还原成N2。若该反应消耗32 g CH3OH 转移6 mol电子，则参加反应的还原剂和氧化剂的物质的量之比是。（2011北京26） ②SO2吸收Br2的离子方程式是。（2009北京28）Na2SO3稀溶液与I2反应的离子方程式是。（2007北京28） ③MnO2在H2O2分解反应中作催化剂。若将适量MnO2加入酸化的H2O2的溶液中， MnO2 溶解产生Mn2+，该反应的离子方程式是。（2007北京27） ④铜屑放入稀硫酸不发生反应，若在稀硫酸中加入H2O2，铜屑可逐渐溶解，该反应的离子方程式是。（2005北京27） 转化为N2的离子方程式是。（2011北京26） ⑤来自电解的淡盐水（含氯水）将NH+ 4 ⑥若FeCO3浊液长时间暴露在空气中，会有部分固体表面变为红褐色，该变化的化学方程式是。（2009北京26） ⑦取硫酸亚铁溶液，调pH约为7，加入淀粉KI溶液和H2O2，溶液呈蓝色并有红褐色沉淀生成。当消耗2mol I-时，共转移3 mol电子，该反应的离子方程式是。（2008北京28） ⑧无色有刺激性气味的气体与含1.5mol氯的一种含氧酸（该酸的某盐常用于实验室制取氧气）的溶液在一定条件下反应，可生成一种强酸和一种氧化物，若有1.5×6.02×1023个电子转移时，该反应的化学方程式是。（2006北京28） ⑨将硫与氯水充分反应可生成两种强酸，该反应的化学方程式是。（2004北京27） (3)如果不是氧化还原反应，也可将三步的第一步改为依据元素守恒及相关信息确定生成物或反应物，其余两步与之相同。 高温 例2：将燃烧黄铁矿的化学方程式补充完整：4 +11O22Fe2O3+8SO2（2009北京28）；将FeSO4溶液与稍过量的NH4HCO3溶液混合，得到含FeCO3的浊液的离子方程式是。（2009北京26） 例3：写出①铜锌原电池②氢氧燃料电池(KOH为电解质)③甲醇燃料电池(KOH为电解质)的电极反应式和总反应的离子方程式。

氧化还原反应和电化学的实验步骤

步骤 1.原电池的组成和电动势的粗略测定: 在一只井穴皿的1.2.3.位置分别倒入约1/2容积的0.1Mol*L-1 CuSO4、ZnSO4、(NH4)2Fe(SO4)2,再分别插入相应的金属片组成电极，若在1.2间插入盐桥则组成铜---锌原电池；在2.3间插入盐桥则组成锌----铁原电池；在1.3间插入盐桥则组成铜----铁原电池。分别用PH 计的mv部分去测定其近似的电动势，并与计算值相比较 2.浓度、介质对电动势的影响 （1）浓度对电极电势的影响 在上述实验基础上先往1中滴加2Mol*L-1NH 3 水至生成沉淀又溶解,在测铜---锌原电池的电动势,并与未加氨水前进行比较有什么变化?为什么?然后往2中滴加2 Mol*L-1氨水至沉淀又溶解,并测定其电势,又有什么变化?为什么? (2)介质对电极电势的影响 往井穴皿的1孔中加入适量的 0.1Mol*L-1Cr 2(SO 4 ) 3 和0.1 Mol*L-1K 2Cr 2 O 7 溶液至孔穴容积的一 半左右,往2孔穴中加入质量分数3% 的H 2O 2 溶液至约孔穴容积的1/2左 右,再分别插入石墨和盐桥使组成原电池用PH计的mv部分测其电动 势并记录.再往Cr 2O 7 2-/Cr3+电对中加 入几滴3 Mol*L-1H 2SO 4 ,并测其电动势, 再往Cr 2O 7 2-/Cr3+电对中滴入 6 Mol*L-1NaOH至生成沉淀又溶解,并测定电动势.试简单解释电动势的变化. 现象 1.2之间测量值为1100mv 1.3之间测量值为740mv 2.3之间测量值为300mv 1中先生成蓝色沉淀,后沉淀溶解成 浑蓝色的,PH计读数减小. 2中先生成白色沉淀,后沉淀溶解PH 计读数变大 E =900mv E读数先减小,改变正负极后,增大 E读数先减小,改变正负极后,增大. 解释结论及方程式 ψψ(1)=ψ(Cu2+/Cu） =ψο(Cu2+/Cu)+0.0592/2 *lg(Cu2+) =0.3394-0.0296=0.3098(V) ψ(2)=ψ(Zn2+/Zn） =ψο(Zn2+/Zn)+0.0592/2 *lg(Zn2+) =-0.7917(V) ψ(3)=ψ(Fe2+/Fe） =ψο(Fe2+/Fe)+0.0592/2 *lg(Fe2+) =-0.4385(V) 1.2之间,1为正极,2为负极 ψ=ψ(1)- ψ(2)=1.1015(V) 1.3之间,1为正极,3为负极 ψ=ψ(1)- ψ(3)=0.7483(V) 2.3之间,2为正极,3为负极 ψ=ψ(2)- ψ(3)=0.3532(V) *由于原电池含内阻,测量值比理论值小 加入氨水C(Cu2+)下降ψ(Cu2+/Cu）下 降,E=ψ(Cu2+/Cu) -ψ(Zn2+/Zn)下降 Zn2++2NH4·H2O=Zn(OH)2+2NH4+ Zn(OH) 2 +4NH 3 =[Zn(NH 3 )4]2++2OH- 加入氨水C(Zn2+)下降, ψ(Zn2+/Zn)下降 E=ψ(Cu2+/Cu) -ψ(Zn2+/Zn)上升 负极：Cr2O72-+6e+14H+=2Cr3++7H2O Φ=Φο+0.0592/6 *lg[C(Cr2O72-)*C14(H+)/C2(Cr3+)] =0.363(V) 正极：H2O2+2e+2H+=2H2O Φ=Φο+0.0592/2 *lg[C(H2O2)*C2(H+)]=1.2894(V) 加入H2SO4后,C(H+)增大 Φ(Cr2O72-/ Cr3+)增大 E=Φ(H2O2/H2O)-Φ(Cr2O72-/Cr3+) 读数减小,当Φ(Cr2O72-/Cr3+)大于 Φ(H2O2/H2O)后,正负极相反. 加 NaOH,C(H+)减小,Φ(Cr 2 O 7 2-/Cr3+)减 小, E=Φ(Cr 2 O 7 2-/Cr3+) -Φ(H 2 O 2 /H 2 O) 读数减小,当Φ(Cr 2 O 7 2-/Cr3+)小于 Φ(H2O2/H2O)后，正负极相反

氧化还原反应与电化学

第五章氧化还原反应与电化学 内容 1. 氧化数； 2.原电池与原电池电动势； 3. 金属的腐蚀与防护； 4.电解的基本原理及应用。 知识点与考核点 1．氧化数 某元素的一个原子在化合状态时的形式电荷数 ．．．．．（可以为分数）。 2．电对 同一元素氧化数高的状态（氧化态）与其氧化数低的状态（还原态）构成 一个电对。通常表述为氧化态/还原态，例如，Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Fe3+/Fe2+、Fe2+/Fe、O２／H2O2、H2O2/OH–等。 3．原电池 借助氧化还原反应直接 ．．产生电流的装置。 4．原电池装置的符号表示：（以铜锌原电池为例） （－）Zn | Zn2+（c1）|| Cu2+（c2）| Cu（+） 负极反应：Zn（s）→Zn2+（aq）+2e– 正极反应： Cu2+（aq）+2e–→Cu（s） 电池总反应： Cu2+（aq）+ Zn（s）= Cu（s） + Zn2+（aq） 5．原电池装置的符号表示书写规则 （1）负极在左侧，正极在右侧， （2）两个半电池的中间用盐桥“||”连接， （3）盐桥两侧分别是正、负极的离子“Zn2+（c1）||Cu2+（c2）”，溶液需标 出离子的浓度。 例：将下列氧化还原反应组成原电池，写出电极反应。 （1）Sn2+（aq）+2Fe3+（aq）= Sn4+（aq）+2Fe2+ （aq） 解：原电池符号表示式为 （－）Pt | Sn2+ (c1), Sn4+ (c2) || Fe3+ (c3), Fe2+ (c4) | Pt（＋）负极反应：Sn2+（aq）→ Sn4+（aq）+2e– 正极反应：2Fe3+（aq）+ 2e–→2Fe2+（aq） 说明：①反应物中氧化剂的还原反应为正极反应，还原剂的氧化反应为负极反应。 ②没有金属作为电极，故选用不参与反应、只起导电作用的Pt或石墨等惰性电机作为辅助电极。 （2）2HCl（aq） + Zn（s）= H2（g）+ ZnCl2（aq） 解：原电池符号表示式为 （－）Zn| Zn2+ (c1) || H+ (c2) | H2（p），(Pt)（＋）

氧化还原和电化学一

普化无机试卷（氧化还原和电化学一） 答案 一、选择题 1. (0701) (C) 2. (0702) (C) 整个分 子是中性的。其中Cl 为-1， O 为-2，H 为+1。 3. (0703) (A) 4. (0704) (C) 5. (0711) (B) 6. (0712) (B) 7. (0713) (B) 8. (0714) (C) 9. (0715) (D) 10. (0716) (A) 11. (0717) (D) 12. (0718) (A) 13. (0719) (B) 14. (0720) (C) 15. (0767) (C) 16. (0768) (D) 17. (0769) (C) 18. (0781) (C) 19. (0782) (A) 20. (0791) (D) 二、填空题 ( 共16题 46分 ) 21. (0705) 配平的方程式为： (1) 7PbO 2 + 2MnBr 2+ 14HNO 3 = 7Pb(NO 3)2 + 2Br 2+ 2HMnO 4 + 6H 2O (2) 2CrI 3+ 27Cl 2+ 64KOH = 2K 2CrO 4 + 6KIO 4 + 54KCl + 32H 2O 22. (0706) N 2H 4(-2) NH 2OH(-1) NCl 3(+3) N 2O 4(+4) 23. (0710) (1) > (4) > (2) > (3) 24. (0721) 小，小。 25. (0724) (3) > (1) > (2) 26. (0725) 大于 小于 因为 ?(A) = ?(Ag +/Ag) + 10591 .0lg 7 101.11? ?(B) = ?(Ag +/Ag) + 1 0591 .0lg (1.6 ? 1010) ?(C) = ?(Ag +/Ag) + 0.059/2·lg 12100.9-? 所以 ?(A) > ?(B) ?(B) < ?(C) 27. (0726) 0 -0.83 28. (0740) (1) 2- 3BrO + 10Cl - + 12H + 5Cl 2 + Br 2 + 6H 2O (2) a ：正向， b ：平衡， c ：逆向. (3) (-)Pt, Cl 2( p )│Cl -(1mol ·dm -3)‖-3BrO (1mol ·dm -3), H +(1mol ·dm -3)│Br 2, Pt(+) 29. (0770) (-) Zn │Zn 2+(1 mol ·dm -3)‖KCl(饱和)│Hg 2Cl 2│Hg (+) 正极反应：Hg 2Cl 2 + 2e - = 2Hg + 2Cl -