安徽科技学院理学院《普通化学》教案（九）授课内容第九章氧化还原反应教学目的1、掌握氧化还原反应、氧化数、氧化还原方程的配平；2、化学电池、电池符号和电池反应；3、电池电动势、电极电势、标准氢电极、电极电势的应用；4、掌握Nernst方程的简单应用；5、电动势和自由能变化、氧化还原反应的平衡常数的关系；6、掌握标准电极电势图的简单应用。难点与重点[重点]1、氧化还原方程配平；2、电池反应与电池符号；3、Nernst方程的应用；4、E与△G及Ko的关系；5、电势图。[难点]1、方程式配平；2、氧化还原反应与电池符号的书写；3、电极电势、电动势与浓度、自由能的计算；4、氧化还原与电离、沉淀多平衡体系的处理；5、岐化反应的判定。课时6学时教学方法课堂讲授与实验相结合本章作业P225-227：9.2、9.7、9.8、9.10、9.11、9.13、9.17参考文献中国农业大学赵士铎编《普通化学》浙江大学编《普通化学》武汉大学《无机化学》北京师范大学编《无机化学》第九章氧化还原反应9.1氧化还原反应(oxidation-reductionreaction常缩写为redox)基本概念：以Cu(s)+2Ag+(aq)→Cu2+(aq)+2Ag(s)为例（1）还原剂(reductant):反应中给出电子的物质（Cu）。还原剂被氧化。（2）氧化剂(oxidant)：反应中得到电子的物质（Ag+），氧化剂被还原。注：“电子转移”或“电子得失”为：电子得失，或电子的强烈偏移。判断：反应前后元素氧化数是否有改变。9.1.1氧化数1定义：氧化数是指某元素一个原子的荷电数（形式上和外观上），该荷电数是假定把每个化学键中的电子指定给电负性（得电子相对能力）大的原子而求得。可以理解为该元素与其它元素的原子化合的能力。2氧化数规则：（1）单质中元素的氧化数为零。（2）氧在化合物中的氧化数一般为-2，在过氧化物中为-1，在OF2中为+2。氢的氧化数一般为+1，在与活泼金属形成的金属氢化物中则为-1。（3）离子化合物中，单原子离子元素的氧化数为离子所带电荷。（4）共价化合物中，元素的氧化数是把电子对指定给电负性大的一方而求得的表观电荷数。（如：HCl分子中Cl的氧化数为-1，H的氧化数为+1）（5）中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。【例9.1】求Fe3O4、K2Cr2O7和S2O32－中Fe、Cr和S的氧化值【解】设Fe的氧化数为x，由规则（5）得：3x＋4×(-2)=0得x=+83，Fe的氧化数为+83。设Cr的氧化数为x,则2x＋7×(-2)=-2得x=6，Cr的氧化数为+6。设S的氧化值为x，则2x＋3×(-2)=-2得x=+2，S元素的氧化值为+2。注：氧化数和化合价的区别：氧化数可以是±整数或分数，而化合价只能是正负整数。结论：在氧化还原反应中，氧化过程必有某个元素的氧化数增加，还原过程必有某元素的氧化数减少。氧化数的增加数正是该元素原子失掉的电子数，氧化数的减少数也正是该元素原子得到的电子数。氧化还原反应中氧化数增加的总和等于氧化数减少的总和。9.1.2氧化还原电对任何一个氧化还原反应可以分解为氧化反应和还原反应两个半反应。以Zn+Cu2+Zn2++Cu为例：氧化反应：ZnZn2+＋2e还原反应：Cu2+＋2eCu。其中：氧化数高的Zn2+和Cu2+称为氧化态，氧化数低的Zn和Cu称为还原态。1电对表示：氧化态/还原态，如Zn2+/Zn。任何一种元素的两种不同氧化数状态均可以构成一对氧化还原电对，如Fe2+/Fe、Fe3+/Fe、Fe3+/Fe2+。2自身氧化还原反应和歧化反应：（1）自身氧化还原反应：指的是氧化剂和还原剂都是同一种物质的氧化还原反应。例如2KClO3＝2KCl+3O2中，KClO3既是氧化剂，又是还原剂。（2）歧化反应：是同一种元素的处于同一氧化态的原子部分被氧化，部分被还原的自身氧化还原反应。如歧化反应2H2O2＝2H2O+O2。9.1.3氧化还原反应方程式配平配平依据：根据反应中氧化剂与还原剂氧化数变化的总数相等；或得、失电子总数相等的原则。常见的方法有氧化数法和离子电子法。1.氧化数法配平原则：①元素的氧化数升高值和降低值相等(氧化数守恒)。②反应前后各元素的原子总数相等（质量守恒）。配平步骤：(1)根据实验结果，正确写出基本反应式。HClO3+P4HCl+H3PO4(2)确定元素原子氧化数，并加上适当的系数，使反应式两边氧化数发生了变化的各原子的个数分别相等。HClO3+5+P40HCl−-1+4H3PO4+5(3)按照...
