普通化學考試大綱四.氧化還原與電化學

氧化還原的概念；氧化劑與還原劑；氧化還原電對；氧化還原反應方程式的配平；原電池的組成和符號；電極反應與電池反應；標準電極電勢；電極電勢的影響因素及應用；金屬腐蝕與防護。第四節(jié)、氧化還原與電化學

一.氧化還原反應概念1.氧化反應:物質(zhì)失去電子的反應稱氧化反應.例Zn-2e-1=Zn2+（化合價升高的過程）

2.還原反應:

物質(zhì)得到電子的反應稱還原反應.

例Cu2++2e-1=Cu（化合價降低的過程）3.氧化還原電對：氧化態(tài)/還原態(tài),如Zn2+/Zn、Cu

2+/Cu4.氧化劑:得到電子（化合價降低）的物質(zhì)是氧化劑,如Cu2+。5.還原劑:失去電子（化合價升高）的物質(zhì)是還原劑,如Zn。

6.氧化還原反應:有電子轉(zhuǎn)移的反應。7.歧化反應：在同一反應中，同一物質(zhì)，既可作為氧化劑（元素化合價降低），又可作為還原劑（元素化合價升高），此反應稱為歧化反應。3I2+6OH-=====IO3-+5I-+3H2O中，單質(zhì)I2既是氧化劑又是還原劑。15．對于化學反應:Cl2+6NaOH=NaClO3+5NaCl+3H2O,下列評述中,Cl2在該反應中所起的作用的正確評述是:A.Cl2既是氧化劑,又是還原劑;B.Cl2是氧化劑,不是還原劑;C.Cl2是還原劑,不是氧化劑;D.Cl2既不是氧化劑,又不是還原劑;6.氧化還原反應方程式的配平:離子—電子法配平氧化還原反應方程式的步驟:(1)用離子式寫出參加氧化還原反應的反應物和產(chǎn)物。如：MnO4-+Fe2+→Mn2++Fe3+(2)寫出氧化還原反應的兩個半反應:還原劑失去電子被氧化—氧化反應;氧化劑得到電子被還原—還原反應。

MnO4-+e-→Mn2+;Fe2+→Fe3+(3)配平半反應式使兩邊的各種元素原子總數(shù)和電荷總數(shù)均相等。

MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O;

Fe2+-e-→Fe3+(4)根據(jù)氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等的原則確定各半反應式的系數(shù),并合并之,寫出配平的離子方程式和分子方程式。

MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++

5Fe3++4H2O例：MnO2+HCl=MnCl2+Cl2+H2O將反應配平后，MnCl2的系數(shù)為：A,1B,2C,3D,4MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O二.原電池與電極電勢1.原電池:將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。原電池的電極反應(半反應)、電池反應(總反應)：例如銅鋅原電池負極發(fā)生氧化反應：Zn-2e-1=Zn2+正極發(fā)生還原反應：Cu2++2e-1=Cu原電池的總反應：Zn+Cu2+=Zn2++Cu2.電極類型及符號組成原電池的電極歸納起來分為四類：(1)金屬—金屬離子電極,例如：Zn︱Zn2+（C）(2)非金屬—非金屬離子電極,

例如：Pt︱H2（P）︱H+（C）(3)金屬離子電極,例如：Pt︱Fe3＋(C1),Fe2＋(C2)(4)金屬—金屬難溶鹽電極,例如：Ag,AgCl（S）∣Cl—（C）;甘汞電極:Pt︱Hg︱Hg2Cl2(固)︱Cl-(aCl-)3,原電池的圖式：

(－）B︱B+（C）┆┆A+（C）∣A(+)“︱”

代表相界,“┆┆”

代表鹽橋鹽橋作用：補充電荷,保持兩邊溶液的電中性,維持電荷平衡，溝通線路。

銅鋅原電池圖式為：（－）Zn︱Zn2+（C1）┆┆Cu2+

（C2）∣Cu(+)937.關于鹽橋敘述錯誤的是（）A、電子通過鹽橋流動；B、鹽橋中的電解質(zhì)可以中和兩個半電池中過剩的電荷；C、可維持氧化還原反應的進行；D、鹽橋中的電解質(zhì)不參加電池反應。答：A例題82．根據(jù)下列反應構(gòu)成原電池，其電池圖式為▁▁▁▁▁。

Fe2++Ag+→Fe3++AgA.(一)Fe2+│Fe3+┆┆Ag+│Ag(+)B.(一)Pt│Fe2+│Fe3+┆┆Ag+│Ag│(+)C.(一)Pt│Fe2+,Fe3+┆┆Ag+│Ag,Ag(+)D.(一)Pt│Fe3+,Fe2+┆┆Ag+│Ag(+)題114.問：已知原電池的符號為:(-)Pt│Fe3+,Fe2＋┆┆Sn4+，Sn2＋│Pt(+),則此電池反應的產(chǎn)物為:Fe3+,Sn4+(B)Fe3+,Sn2＋(C)Fe2＋,Sn4+(D)Fe2＋,Sn2＋負極的反應為:Fe2＋－e=Fe3+;正極的反應為:Sn4++2e=Sn2＋;3．電極電勢：(1)標準氫電極：規(guī)定在任何溫度下標準氫電極的電極電勢為零，即

φθ（H+/H2）=0.0000V標準氫電極為:Pt︱H2(100kPa)︱H+(1mol.dm-3)(2)標準電極電勢φθ：標準狀態(tài)，相對于標準氫電極的電極電勢.如，φθ(Cu2+/

Cu)=+0.34V說明：1)標準電極電勢在一定溫度下為一常數(shù),不隨電極反應形式的改變而變.例：

Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V；

Cu－2e=Cu2+φθ=+0.34V2)電極電勢不隨電極反應計量系數(shù)的改變而變化。例：電極反應：Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V電極反應：2Cu=2Cu2++4e，φθ=+0.34V73.電極反應Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V,推測電極反應2Cu=2Cu2++4e的φθ值為_______A.-0.68V;B.+0.68V;C.-0.34V;D.+0.34V42.標準電極電勢是（）A．電極相對于標準氫電極的電極電勢；B．在標準狀態(tài)下，電極相對于標準氫電極的電極電勢；C.在任何條件下，可以直接使用的電極電勢；D．與物質(zhì)的性質(zhì)無關的電極電勢。（3）原電池電動勢:

E=φ(+)－φ(—)；

標準電動勢:

Eθ=φθ(+)－φθ(—)

(4)參比電極：由于標準氫電極要求氫氣純度高、壓力穩(wěn)定,并且鉑在溶液中易吸附其他組分而失去活性。因此,實際上常用易于制備、使用電極電勢穩(wěn)定的電極為對比參考,稱為參比電極常用參比電極:甘汞電極或氯化銀電極

4．濃度對電極電勢的影響---能斯特方程對任意給定的電極a（氧化態(tài)）+ne-=b（還原態(tài)）,298K時:其中：Cθ=1moldm-3,例：Cu2+(aq)＋2e-＝Cu（s)

Fe3＋（aq）＋e＝Fe2＋（aq）注意事項：（1）參加電極反應的物質(zhì)若是純物質(zhì)或純液體，則該物質(zhì)的濃度作為1。（2）若電極反應中某物質(zhì)是氣體，則用相對分壓P/Pθ

代替相對濃度

C/Cθ例：氫電極,電極反應為:2H+(aq)+2e-=H2(g),其能斯特方程為:其中：Pθ

=

100kPa(3)對于有H+或OH-參加的電極反應,其濃度及其計量系數(shù)也應寫入能斯特方程。如,電極反應:MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O其能斯特方程為:例：已知氯電極的標準電極電勢為1.358V，當氯離子濃度為0.1molL-1，氯氣濃度為0.1×100kPa時，該電極的電極電勢為：A,1.358VB,1.328V

C,1.388VD,1.417VCl2+2e=2Cl-128.

已知.某原電池的兩個半電池都由AgNO3溶液和銀絲組成,其中一個半電池的另一半電池的將二者連通后,其電動勢為:(B)(A)0.00V

(B)0.059V

(C)0.80V(D)無法判斷四.電極電勢的應用1、比較氧化劑、還原劑的相對強弱：電極電勢代數(shù)值越大，其氧化態(tài)氧化性越強，對應還原態(tài)的還原性越弱；電極電勢代數(shù)值越小，其還原態(tài)的還原性越強。例,已知:則,氧化性強弱順序為:>>

78．已知φθCu2+/Cu=+0.3419V，

φθFe3+/Fe2+=+0.771VφθSn4+/Sn2+=+0.151V，

φθI2/I-=+0.5355V其還原態(tài)還原性由強到弱的順序為(C)。A．Cu>I->Fe2+>Sn2+，

B．I->Fe2+>Sn2+>CuC．Sn2+>Cu>I->Fe2+，

D．Fe2+>Sn2+>I->Cu39．已知電對的標準電極大小順序為：E（F2/F-）>E（Fe3+/Fe2+

）>E（Mg2+

/Mg）>E（Na+/Na）,則下列離子最強的還原劑為：AF-B,Fe2+

C,Na+D,Mg2+

76.下列物質(zhì)與H2O2水溶液相遇時，能使H2O2顯還原性的是：[已知：Eθ（MnO-4/Mn2+）=1.507V，Eθ（Sn4+/Sn2+

）=0.151V，Eθ（Fe3+/Fe2+

）=0.771V，Eθ（O2/H2O2）=0.695V，Eθ（H2O2/H2O）=1.776V，Eθ（O2/OH-

）=0.401V]（A）KMnO4(酸性)

（B）SnCl2

（C）Fe2+

（D）NaOH答：A分析：電極電位的大小順序為：Eθ（H2O2/H2O）Eθ（MnO4/Mn2+

）Eθ（Fe3+//Fe2+

）Eθ（O2/H2O2）Eθ（O2/OH-）>Eθ（Sn4+/Sn2+

）2、判斷氧化還原反應進行的方向：E=φ(+)－φ(-)>0反應正向進行;E=φ(+)－φ(-)=0反應處于平衡;E=φ(+)－φ(-)<0反應逆向進行;電極電勢大的氧化態(tài)作氧化劑(正極),電極電勢小的還原態(tài)作還原劑(負極),反應正向進行.已知：φθ(Sn2+/Sn)

＝-0.1375V;

φθ(Pb2+/Pb)＝-0.1262V在標準狀態(tài)下,反應方向為:

Sn+Pb

2+→Sn

2++Pb74.已知θSn4+/Sn2+=0.15V，θCu2+/Cu=0.34V

θFe3+/Fe2+=0.77V，θCl2/Cl-=1.36V在標準狀態(tài)下能自發(fā)進行的反應是:。A.2Fe2++Cu2+

2Fe3++CuB.Cl2+Sn2+

2Cl-+Sn4+C.2Fe2++Sn4+

2Fe3++Sn2+D.2Fe2++Sn2+

2Fe3++Sn4+75.在標準條件下,下列反應均正方向進行:Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+它們中間最強的氧化劑和最強的還原劑是()A.Sn2+和Fe3+

B.Cr2O72-和Sn2+

C.Cr3+和Sn4+D.Cr2O72-和Fe3+3、計算氧化還原反應進行的程度：

氧化還原反應進行的程度可用標準平衡常數(shù)kθ來表示。在298．15k時，

Eθ=φθ

(+)－φθ(—)

=φθ

(氧化劑)－φθ

(還原劑)n:反應中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)

五．

金屬的腐蝕及防止1．化學腐蝕：金屬與干燥的腐蝕性氣體或有機物發(fā)生的化學反應引起的腐蝕稱化學腐蝕。2．電化學腐蝕：由電化學作用而引起的腐蝕叫做電化學腐蝕，它是由于形成許多微小腐蝕電池而引起的。電化學腐蝕分為：（1）析氫腐蝕：在酸性溶液中，陰極反應主要以H＋離子得電子還原成H2而引起的腐蝕稱析氫腐蝕陽極：Fe－2e－＝Fe2＋陰極：2H＋＋2e－=H2電池反應：Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2(2)吸氧腐蝕：陰極以O2得電子生成OH－離子所引起的腐蝕稱吸氧腐蝕。

一般金屬在大氣中、弱堿性、中性甚至酸性不太強的水膜中的腐蝕主要是吸氧腐蝕。陽極：Fe－2e－＝Fe2＋陰極：O2+2H2O+4e-=

4OH－電池反應：2Fe＋

2H2O＋O2=2Fe（OH）2(3)差異充氣腐蝕：金屬表面因氧氣濃度分布不均勻而引起的電化學腐蝕稱差異充氣腐蝕。是吸氧腐蝕的一種。

O2+2H2O+4e-=

4OH－

pO2小的部位，電位低，作為陽極被腐蝕。這種腐蝕多發(fā)生在金屬表面不光滑處、加工接口處及埋入地下的管道例題134.

下列說法錯誤的是:C(A)金屬腐蝕分為化學腐蝕和電化學腐蝕; (B)金屬在干燥的空氣中主要發(fā)生化學腐蝕