§9-1 氧化还原反应 教学目的：了解氧化还原的基本概念；掌握氧化还原的配平。 教学过程 [板] 一、基本概念 1．氧化数 2．确定氧化数的规则 (1)在单质中，元素的氧化数为零； (2)在中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零； 3．氧化还原反应 4．氧化剂和还原剂  氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物 氧化剂和还原剂是同一物质的氧化还原反应，称为自身氧化还原反应。如： 2KClO3 = 2KCl + 3O2 5．氧化还原电对和半反应 在氧化还原反应中，表示氧化还原过程的方程式，分别叫氧化反应和还原反应，统称为半反应。 半反应中的氧化态和还原态是彼此依存、相互转化的，这种共轭的氧化还原体系称为氧化还原电对。 二、氧化还原配平 [叙] 氧化数法和离子—电子法两种 [板] 1．氧化数法 依据反应中氧化剂的氧化数降低的总数与还原剂的氧化数升高的总数相等的原则。 例1 配平Cu2S与HNO3反应的化学方程式。 解：(1)写出未配平的反应式，并将有变化的氧化数注明在相应的元素符号的上方。  (2)按最小公倍数的原则，对还原剂的氧化数升高值和氧化剂的氧化数降低值各乘以适当系数，使两者绝对值相等。 氧化数升高值： 取最小公倍数  合计：+10 × 3 = +30 氧化数降低值： N (+2) - (+5) = -3 × 10 = -30 (3)将系数分别写入还原剂和氧化剂的化学式前边，并配平氧化数有变化的元素原子个数。 3Cu2S + 10HNO3  6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑ (4)配平其它元素的原子数，必要时可加上适当数目的酸、碱以及水分子。上式右边有12个未被还原的NO3－，所以左边要增加12个HNO3，即 3Cu2S + 22HNO3  6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑ 再检查氢和氧原子个数，显然在反应式右边应配上8H2O，两边各元素的原子数目相等后，把箭头改为等号，即 3Cu2S + 22HNO3 =6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑+ 8H2O 2．离子－电子法 此法是根据在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂得失电子总数相等的原则来配平的。 例2写出酸性介质中，高锰酸钾与草酸反应的方程式。 解：(1)写出未配平的离子方程式 MnO4－ + H2C2O4 → Mn2＋ + CO2 (2)将反应改为两个半反应，并配平 H2C2O4 =2CO2 + 2H＋ + 2e MnO4－ + 8H＋ + 5e =Mn2＋ + 4H2O (3)合并两个半反应，消去式中的电子，即得配平的反应式 2MnO4－ + 5H2C2O4 + 6H＋ = 2Mn2＋ + 10CO2 + 8H2O §9-2 氧化还原反应与电极电势 教学目的：了解原电池的概念；掌握电池电动势及电极电位的计算。 教学过程 [板]一、原电池 1、定义： 2、电池符号书写规定： (1)一般把负极写左边，正极写右边。 (2)用“|”表示界面；不存在界面用“，”表示；用“║”表示盐桥。 (3)要注明物质的状态，而气体要注明其分压，溶液要注明其浓度。如不注明，一般指1mol·L－1或100kPa。 (4)对于某些电极的电对自身不是金属导电体时，则需外加一个能导电而又不参与电极反应的惰性电极，通常用铂作惰性电极。 [例] 写出下列电池反应对应的电池符号。 (1)2Fe3＋ + 2I－ ==2Fe2＋ + I2 (2)Zn +2H＋ == Zn2＋ + H2↑ 解：按电池符号书写规定可表示为： (1)（-）Pt|I2 (s)|I－(c1)║Fe2＋(c2)，Fe3＋(c3)|Pt（+） (2)（-）Zn (s)| Zn2＋(c1)║H＋(c2)|H2 ()|Pt（+） 二、电极电势和能斯特方程 标准氢电极和标准电极电势 标准氢电极 将镀有铂黑的铂片插入氢离子浓度为1mol·L－1的硫酸溶液中，并在298.15K时不断通入压力为100kPa的纯氢气流，使铂黑吸附氢气达到饱和，这时溶液中的氢离子与铂黑所吸附的氢气建立了如下的动态平衡：2H＋ + 2e ==H2(g) 标准压力的氢气饱和了的铂片和H＋浓度为1mol·L－1溶液间的电势差就是标准氢电极的电极电势，电化学上规定为零，即： （2）标准电极电势 电极处于标准状态时的电极电势称为标准电极电势，符号 何谓标准？ 电极的标准态是指组成电极的物质的浓度为1mol·L－1，气体的分压为100kPa，液体或固体为纯净状态，温度通常为298.15K。 （3）电池电动势 在原电池中，当无电流通过时两电极之间的电势差称为电池的电动势，用ε表示；当两电极均处于标准状态时称为标准电动势，用表示，即 ε = (＋)－ (－)  （4）能斯特方程 对电极反应：a氧化型 + ne b还原型 能斯特方程式为：  式中：──任意状态时的电极电势（V）； ──标准状态时的电极电势（V）； R──气体常数，8.314J·mol－1·K－1； n──电极反应中转移电子的物质的量； F──法拉第常数，96487C·mol－1； T──热力学温度； a、b──分别表示在电极反应中氧化型、还原型有关物质的计量系数。 当温度为298.15K时，能斯特方程式为：  [注意] 1、如果电对中某一物质是固体、纯液体或水溶液中的H2O，它们的浓度为常数，不写入能斯特方程式中。 2、如果电对中某一物质是气体，其浓度用相对分压代替。 §9-3 电极电势的应用 教学目的：掌握用元素电势图判断氧化还原方向。 教学过程 [板]一、判断氧化剂和还原剂的相对强弱 [叙] 值大小代表电对物质得失电子能力的大小，因此，可用于判断标准态下氧化剂、还原剂氧化还原能力的相对强弱。值大，电对中氧化态物质的氧化能力强，是强氧化剂。反之越弱。 例 比较标准态下，下列电对物质氧化还原能力的相对大小。    解：比较上述电对的值大小可知，氧化态物质的氧化能力相对大小为：Cl2＞Br2＞I2 还原态物质的还原能力相对大小为：I－＞Br－＞Cl－ 二、判断氧化还原反应进行的方向 大量事实表明，氧化还原反应自发进行的方向总是： 强氧化剂 + 强还原剂 → 弱还原剂 + 弱氧化剂 [板]根据以下规则来判断反应进行的方向。 （1）当ε＞0，即（＋）＞（－）时，则反应正向自发进行； （2）当ε = 0，即（＋）=（－）时，则反应处于平衡状态； （3）当ε＜0，即（＋）＜（－）时，则反应逆向自发进行。 例8 在标准状态下，判断反应2Fe3＋ + Cu → 2Fe2＋ + Cu2＋进行的方向？ 解：正极 Fe3＋ + e→Fe2＋  负极 Cu2＋ + 2e→Cu  ＞，即＞，故该反应能正向自发进行。 例9 判断反应Pb2＋ + Sn → Pb + Sn2＋在标准状态时及（mol·L－1）、  （mol·L－1）时的反应方向。， 解：在标准状态时 ＞0 故在标准状态时上述反应可向右进行，但不很完全。 当（mol·L－1）、（mol·L－1）时 = -0.16(V) = -0.13 (V) = (-0.16) - (-0.13) = -0.03(V)＜0 即反应向左进行，和标准态时反应方向相反。 三、选择氧化剂和还原剂 例10 有一含Br－、I－的混合液，选择一种氧化剂只氧化I－为I2，而不氧化Br－，问应选择FeCl3还是K2Cr2O7？ 解：有关电极电势值： ,,, 因＞,＞，Cr2O72－既能氧化Br－又能氧化I－，故K2Cr2O7不能选用。而＞＞，Fe3+不能氧化Br－但能氧化I－，故应选择FeCl3作氧化剂。 四、元素电势图及其应用 1、定义：把元素不同氧化态按氧化数降低的顺序排列，不同氧化态之间用直线连接，并标明两种氧化态组成电对的标准电极电势所得的图，称为元素电势图。 2、元素电势图的应用 （1）．判断岐化反应能否进行  若 ＞，B能歧化为A和C；若 ＞，B不能发生歧化，A和C会发生逆歧化反应生成B。 （2）．计算电对的标准电极电势 已知两个或两个以上相邻电对的标准电极电势，可利用元素电势图求同一元素另一电对的未知标准电极电势。   §9-4 氧、硫、硒 教学目的：了解氧族元素性质 教学过程 [板]一、结构特点 氧、硫、硒的价电子排布是ns2p4 二、重要化合物 1．H2O2 纯的H2O2为无色液体．市售的一般为30％的水溶液，又称双氧水。H2O2既有氧化性，又有还原性。 2．硫化氢 H2S是无色有恶臭味的气体、有较强的毒性和还原性。 3. SO2及SO3 SO2是无色有刺激气味的气体，比空气重2.26倍，易溶于水，易液化，有毒。SO2溶于水生成H2SO3，它是一个中等强度的二元酸。 SO3遇水可生成硫酸。纯SO3是无色易挥发固体。 §9-5 氮 磷 碳 教学目的：了解氮族元素的性质。 教学过程： [板]一、结构特点：VA族元素价电子构型为ns2np3 二、重要化合物 氮及其化合物 [叙]简介NH3和HNO3 2．磷及其化合物 [叙]简介红磷和白磷。