第四章氧化还原反应（计划学时数：4）[教学要求] 1．熟练掌握氧化数、氧化还原反应的功能基本概念；2．掌握电极电势的概念；3．掌握电极电势在判断氧化还原反应进行方向、次序方面的应用。
[教学重点] 1．氧化数等基本概念；2．电极电势的概念及其应用。
[教学难点] 电极电势的概念。
[每节时分配] 第一节氧化还原反应的基本概念1节时第二节电极电势2节时第三节电极电势的应用1节时[教学方法] 讲授结合启发式[使用教具] 挂图，投影，多媒体课件[作业] 74页1、4、6、9第一节氧化还原的基本概念（本节关于氧化还原反应的概念初中、高中均有涉及，在原有基础上给出更确切的定义，引出氧化数的概念。
）[提问] 1．回忆氧化还原的概念。
什么是氧化反应？什么是还原反应？2．2Na + Cl2 == 2NaCl H2 + Cl2 ==2HCl以上两个氧化还原反应有何不同？（HCl形成过程中无电子得失，只是电子的重排，没有发生电子得失，难于判断氧化作用还是还原作用。
从而引出“氧化数”。
一、氧化数1．定义假设把化合物中成键的电子归电负性更大的原子，从而求得原子所带得形式电荷数。
此电荷数即是该原子在该化合物中的氧化数。
（有正、负之分）2．确定元素氧化数的规则（1）单质的氧化数等于零。
（2）单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数；多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离子所带电荷数。
（3）通常氢的氧化数为1，只有活泼金属的氢化物中为-1，氧的氧化数为-2，在过氧化物（H2O2 Na2O2）中为-1; NaO2(-1/2); KO3(-1/3) OF2(+2)（4）中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。
[例题1]计算Fe3O4中Fe的氧化数Fe=+8/3[例题2]计算S4O62-中的氧化数S=+5/23．氧化数与化合价的区别与联系区别：氧化数是人为规定的概念，不考虑分子结构，是一个形式电荷数，它可以是正、负正数和分数，而化合价（某元素一定数目的原子与另一数目的原子相化合的性质）：分子中原子键相互结合的能力，反映了分子的结构；与分子结构有关系，不会是分数。
（化合价分为离子价和共价。
离子价指得失电子的数目，得电子为负，失电子为正；共价指共享电子对数，无正负之分）联系：氧化数是一个在化合价基础上发展起来的一个新概二、氧化还原反应1．氧化还原反应反应前后氧化数发生变化的一类反应叫氧化还原反应。
氧化：反应中氧化数升高的过程还原：反应中氧化数降低的过程氧化剂：含有元素氧化数降低的物质还原剂：含有元素氧化数升高的物质0 -1 -1 0例如：Cl2+2KI=2KCl+I22在氧化还原反应中，若氧化剂和还原剂是同一物质，这种反应称为自身氧化还原反应。
如：2KClO3=2KCl+3O23．歧化反应在自身氧化还原反应中，氧化数升高和降低是同一物质的同一物质的同一元素。
歧化反应是自身氧化还原反应的一个特例。
如：Cl2+H2O=HCl+HClO是一个歧化反应三、氧化还原反应方程式的配平1．氧化数法氧化剂中氧化数降低的总合=还原剂中氧化数升高的总合i.根据事实写出反应物和生成物。
ii.标出氧化数、确定变化值。
iii.求出最小公倍数使升高降低总数相等。
iv.配平整个方程式。
3S+4HNO3→3SO2+4NO+2H2O2．离子电子法还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数（1）以离子形式写出反应物和生成物．MnO4-+SO32-+H+→Mn2++SO42-（2）将反应分为两个半反应: MnO4-→Mn2+SO32-→SO42-（3）配平两个半反应: MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O ×2SO32-+H2O=SO42-+2H++2e ×5（4）将两个半反应分别乘以适当系数使得失电子总数相等，而后相加。
2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O配平半反应时，反应前后原子种类不同时，根据介质条件加H+,OH-或H2O调整。
反应物中氧原子多：酸性介质，反应物中加H+，生成物中加H2O。
中性或弱碱性，反应物中加H2O，生成物中加OH-。
反应物中氧原子少：酸性或中性介质，反应物中加H2O，生成物中加H+。
碱性截止反应物中加OH-，生成物中加H2O。
第二节电极电势一、原电池氧化还原的过程是电子从还原剂转移到氧化剂的过程。
1．原电池的组成以Cu Zn为例说明Zn+Cu2+=Zn2++Cu把氧化和还原过程分开，中间用导线连接电子的转移过程就形成了电流。
（1）原电池的概念这种利用氧化还原反应产生电流，把化学能转变成电能的装置叫原电池（2）原电池的组成有两个半电池（电极）和盐桥组成。
铜锌原电池中，根据检流计指针偏转的方向判断电子的流向。
Zn负极Zn→Zn2++2e 氧化反应Cu正极Cu2++2e→Cu 还原反应总电池反应：Zn+Cu2+=Cu+Zn2+原电池是由两个半电池组成的，每个半电池就是一个电极（电极反应，半电池反应简称半反应）；每一个电极都是由同一元素的两种不同氧化态的物质组成，（3）基本概念半电池：Zn－ZnSO4，Cu－CuSO4氧化态：氧化数低的物质称氧化态，还原态：氧化数高的物质称还原态氧化还原电对：同一元素的氧化态和还原态所构成的整体叫氧化还原电对。
表示为：氧化态/还原态。
如Zn2+/Zn\、Cu+2/Cu、Fe2+/Fe、Cl-/Cl氧化态+ne = 还原态2．原电池的表示方法（1）画图：复杂（2）符号表示：Cu－Zn电池中，有两个电极，即Zn/Zn2+与Cu/Cu2+。
这两个不同的电极组合起来，即构成原电池，其中每一电极叫半电池。
原电池的结构可以用简易的电池符号表示：（－）Zn|ZnSO4（c1）||CuSO4（c2）|Cu（+）[说明] 1．负极在左侧，正极在右侧；2．两个电极在两侧，盐溶液在中间；3．若是溶液应表明溶液的浓度，若是气体应标明其分压；4．“︱”表示相接口、“||”表示盐桥[练习] 写出下列反应的电池符号：1．Cu(s) + Cl2(1atm) ⇔Cu2+(1mol·L-1) + 2Cl-(1mol·L-1)2．H2 + Cu2+⇔2H+ + Cu3．对电池反应：a Sn2+ + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Sn4+电池符号: :(-)Pt |Sn 2+(c 1) ,Sn 4+(c 2) ⎪⎪ Fe 3+(c 3) ,Fe 2+(c 4) | Pt(+)b Zn + 2H + = H 2 + Zn 2+电池符号:(-) Zn | Zn 2+ (c 1) ⎪⎪ H + (c 2) | H 2 (p)，Pt (+)正确书写电池符号的步骤：a 分析电子的得失情况以确定氧化剂、还原剂；b 写出半电池反应（电极反应）确定正、负极（正极得电子）；c 金属既参加反应，又是导体，故直接作电极；气体参加反应，但不是导体，需选用导体做电极（惰性电极），如Pt 。
3．组成电极的材料（1）金属电极： 如Zn +２/Zn 、 Cu +2 /Cu 、Fe +2/Fe 金属既参加电极反应，本身又为导体。
（2）非金属电极：如H +/H 2、Cl 2/Cl -、O 2/OH -（3）不同价态的金属离子构成的电极：如Fe 3+/Fe 2+ 、 Cu 2+ /Cu +注意：在（2）、（3）中需另加惰性材料（Pt ）做电极。
且在电极中应表示出来。
（2）中的电极表示为： Pt ，H +（c ） H 2(P)、 Pt ，Cl 2（c ） Cl -(P)（3）中的电极表示为： Pt Fe 3+ （c 1） ，Fe 2+ （c 2）、Pt Cu 2+ （c 1） ， Cu + （c 2） 从理论上讲任何能自发进行的氧化还原反应都可构成原电池，但有些只有理论意义而无实际应用。
4．原电池中盐桥的作用盐桥的作用是：为了维持两个半电池的电中性，以保证原电池的正常工作。
第二节电极电势[引出] 为什么电子是从Zn原子转移给铜离子，而不是相反方向呢？这与金属在溶液中的情况有关。
一、电极电势（以金属为例说明）把金属M插入含有该金属离子的盐溶液中有以下两个相反的过程发生：M+neM在M n+M n+与水结合进入溶液，金属棒上留下过剩的电子，金属越活泼，越容易脱离表面；溶液中离子获得电子沈积与金属棒表面，金属越不活泼，越容易沉积。
即：M ==M n+ + ne 若失电子倾向大，最终M n+进入溶液，棒上带负电（如图）；若得电子倾向大，最终金属沉积表面，棒带正电。
总之，金属与盐溶液间存在双电层，产生电势差，称为金属得电极电势。
1．定义电极电势用符号E表示。
某一电对的电极电势可表示为E氧化态/还原态如：Cu 2+/Cu 电极的电极电势可写为：E Cu 2+/CuZn2+/Zn 电极的电极电势可写为：E Zn2+/Zn2．影响因素（1）金属本身得活泼性；（2）溶液的浓度c（3）温度T（4）介质(pH)3．意义衡量金属在水中的失电子能力的大小不同电极的电极电势值不同，金属越活泼，越易失去电子，E也越小，反之其金属离子越不易失去电子；即：电对的E值越小，该电对中还原态的还原性越强，其氧化态的氧化性越弱。
[讲解] 两个不同电极电势的氧化还原电对组成原电池（如Zn2+/Zn与Cu2+/Cu），电子由Zn 电极流向铜电极，说明Zn片上留下的电子比铜片上多，Zn2+/Zn电极的上述平衡比Cu2+/Cu 电对的电极电势要负一些。
如果能得电对得电极电势，不需实际操作，便可判断电池得正负极。
二、标准氢电极和标准电极电势（电极电势的绝对值无法测量，只能寻找标准，求得相对值。
）1．标准氢电极(1)构成：把镀有铂黑的铂片置于H+为1mol．L-的硫酸溶液中，在298．15 K时不断通入压力为101．325KPa的纯氢气，使铂黑上吸附的氢气达到饱和，就组成了标准氢电极。
(2)电极反应：2H+ + 2e ⇔H2(3)电极符号：Pt，H2（101325Pa）∣H+（1mol·L-1）(4)电极电势；EΘH+/H2 = 0．00(5)将标准氢电极作为标准，其它电极与其组成电池，便可测得响应电极得电极电势。
2．标准电极电势（1）标准电极电势的概念标准状态下的电极电势称为标准电极电势，用E o表示．所谓标准态是指组成电极的物质，气体的分压为101．325KPa，离子的浓度为1mol ．L-，温度为298．15K。
（2）标准电极电势的测定用标准氢电极与标准状态下的其它电极组成原电池，测量该原电池的电动势，即可求得各电对的相对电极电势，称为该电极的标准电极电势。
原电池的标准电动势为E o =E o(+)-E o(-)例如：标准锌电极电势的测定：将纯净的锌片插入C Zn2+= 1mol ．L-的ZnSO4溶液中，然后与标准氢电极组成原电池，用直流电压表确定锌电极为负极，氢电极为正极。