厦大无机4氧化还原反应
氧化还原反应大学无机化学
4、若干关键元素在化合物中的氧化数有定值。
a. 氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的 氢化物（NaH，CaH2 ，LiAlH4等中）其氧化数为-1。 (ZrH1.98则有不同的含义) b. 氧在化合物中氧化数一般为-2。例外的有：H2O2， Na2O2中O为-1；OF2中O为+2；KO2（超氧化钾）中O 为-1/2；O3-中氧为-1/3。
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电极电势(正)是金属表面的电势(V金属)与溶液本身的电势 (V溶液)之间的差值：
E = V金属 - V溶液 因此电极电势这一概念是指一金属相对于溶液而言的电势 值，它可以用来衡量金属失去电子本领的大小。
金属电极电势除与金属本身的活泼性和金属离子在溶液 中的浓度有关外，还取决于温度。在电极反应中的物质如果 都处于标准状态，这个电极叫做标准电极。
氢电极，这个装置叫做标准氢半电池，在这个电极表面建
立了如下的平衡：H2 (100 kPa)
2H+ (1.0 mol kg-1)
产生在标准氢电极和硫酸溶液之间的电势
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测定方法 规定标准氢电极的标准电极电势在任意温度下为零，其他
标准电极与它比较，便可测得标准电极电势之间的相对大小
尽管Eθ 大，反应条件：，Ag+催化
Eθ =1.51 V
ii) Eθ是在水溶液标准状态下水溶液中测出。非水溶液、高温、 固相反应等不适用。
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c) 用Eθ 判断反应能否进行……
如Eθ+ 与 Eθ- 相差较大（ > 0.3 V，n = 1），则可直接判断， lgK = n[Eθ+ - Eθ-]/0.0592。
厦大无机氧化还原反应
Δ 氧化还原反应1、用氧化数法配平并完成下列氧化还原反应方程式① KMnO 4+H 2C 2O 4+H 2SO 4 —→ MnSO 4+CO 2+K 2SO 4② +--++H Br BrO 3—→Br 2+H 2O③ KMnO 4+HCl(浓)—→MnCl 2+ Cl 2 ④ H 2O 2+—4Cr(OH)+OH －—→Cr —24O⑤ P+NaOH+H 2O —→Na H2PO 2+PH 3↑ ⑥ As 2S 3+HNO 3（浓）—→H 3AsO 4+NO+H 2SO 42、用离子电子法配平完成下列氧化还原反应方程式 ① KMnO 4+Na 2SO 3+H 2SO 4 —→ MnSO 4+Na 2SO 4+K 2SO 4 ② +--++H SO O Cr 23272—→Cr 3++-24SO③ Br 2+OH －—→Br -3O +Br －④ H 2O 2+I －+H +—→H 2O+I 2⑤ H 2O 2+ -4MnO -+ H +—→Mn 2++O 2+H 2O3、现有下列物质：KMnO 4，K 2Cr 2O 7，CuCl 2，FeCl 2，I 2，Br 2，Cl 2，F 2，在一定条件下它们都能做为氧化剂。
试根据标准电极电位表把上列物质按氧化本领的大小排列成顺序，并写出它们的还原产物。
4、现有下列物质：FeCl 2，SnCl 2，H 2，KI ，Mg ，Al ，它们都能做还原剂，试根据标准电极电位表，把它们按还原本领的大小排列成顺序，并写出它们相应的氧化产物。
5、欲把Fe 2+氧化成Fe 3+而又不引入其他金属离子，可采用哪些切实可行的氧化剂？（试举三例）。
6、根据标准电极电位表通过简单计算，判断下列反应进行的方向。
① Zn+MgCl 2Mg+ ZnCl 2 ② I 2+Fe 2+I －+ Fe 3+③ -4MnO +HNO 2Mn 2++-3NO④ Cl 2+Sn2+Cl －+ Sn 4+⑤ Hg 2++ Hg+22Hg7、通过计算解释：（正确写出反应方程式，计算ØE 液）① 为什么H 2S 水溶液不能长期保存； ② 为什么配制SnCl 2溶液时需加些Sn 粒； ③ 为什么可用FeCl 3溶液腐蚀印刷电路铜板；④ 为什么金属银不能从稀盐酸中置换出H 2，却能从氢碘酸中置换出H 2？ 8、把镁片和铁片分别浸在它们的浓度为1 mol ·1－1的盐溶液中组成一个化学电池，试求这些电池的电动热（25℃），写出负极发生的变化，并说明哪一种金属溶解到溶液中去？9、在含有相同浓度的Fe 2+，I －混合溶液中，加入氧化剂K 2Cr 2O 7溶液。
大学无机化学课件氧化-还原
目录
CONTENTS
• 氧化-还原反应的基本概念 • 氧化-还原反应的原理 • 氧化-还原反应的实例 • 氧化-还原反应的应用 • 氧化-还原反应的实验操作
01 氧化-还原反应的基本概念
CHAPTER
定义与分类
定义
氧化-还原反应是电子在两个不同原 子间转移的反应，其中氧化是指电子 损失的过程，还原则是电子获得的过 程。
ABCD
还原剂是能够提供电子的 物质，通常是具有较低氧 化数的元素或化合物。
常见的氧化剂包括氧气、 高锰酸钾、硝酸等，常见 的还原剂包括氢气、金属、 碳等。
氧化数的变化与电子转移的关系
氧化数表示元素或化合物在氧化-还原状态下的电荷数， 可以用来描述电子转移的过程。
当电子从还原剂转移到氧化剂时，还原剂的氧化数升高， 而氧化剂的氧化数降低。
通过双线桥法或单线桥法表示电子转移的方向和数量，清晰地展示出氧化剂、还 原剂以及电子转移的过程。
电极反应式表示法
将氧化-还原反应拆分为两个半反应，分别表示为阳极和阴极反应式，有助于理 解和分析反应机理。
02 氧化-还原反应的原理
CHAPTER
电子转移过程
01 02 03 04
电子转移是氧化-还原反应的核心，它决定了反应的进行方向和速率 。
金属与酸反应
金属与酸反应，通常会生 成氢气和对应的金属盐， 同时金属被氧化。
非金属的氧化
非金属氧化物生成
非金属与氧气反应，生成非金属氧化物，如二氧化碳 的生成。
非金属燃烧
非金属在氧气中燃烧，如硫在空气中燃烧生成二氧化 硫。
非金属与碱反应
非金属与碱反应，通常会生成盐和水，同时非金属被 氧化。
氧化还原反应
氧化还原反应基本定义氧化还原反应 (oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是在反应前后元素的化合价具有相应的升降变化的化学反应。
在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。
这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应。
此类反应都遵守电荷守恒。
在氧化还原反应里，氧化与还原必然以等量同时进行。
两者可以比喻为阴阳之间相互依靠、转化、消长且互相对立的关系。
有机化学中也存在氧化还原反应。
规律因为氧化还原反应中会发生电子转移，也就是元素的化合价会发生变化，可以得知：复分解反应都不是氧化还原反应。
置换反应一定是氧化还原反应化合和分解反应不一定是氧化还原反应有单质参加的化合反应大部分是氧化还原反应（有例外，例如石墨在一定条件下变成金刚石，还包括其他同素异形体之间的转换。
）有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应对于不属于上述四种基本反应类型的化学反应，有属于氧化还原反应的（例如碳还原氧化铜），也有不属于氧化还原反应的（例如氧气在一定条件下反应变成臭氧）归中反应，歧化反应可以看作是特殊的氧化还原反应。
氧化反应：具有氧化性←氧化剂（反应物）—（失氧）→被还原→发生还原反应→化合价降低→得eˉ或共同电子对偏向→生成还原产物（具有还原性）还原反应：具有还原性←还原剂（反应物）—（得氧）→被氧化→发生氧化反应→化合价升高→失eˉ或共同电子对偏离→生成氧化产物（具有氧化性）当某元素为最高价次时，它只能做氧化剂。
当某元素为最低价次时，它只能做还原剂。
当某元素为中间价次时，它既能做氧化剂，又能做还原剂。
概念反应的本质是电子有转移(或电子偏移），其特征为化合价的升降。
化合价升高，即失电子的半反应是氧化反应；化合价降低，得电子的反应是还原反应。
化合价升高的物质还原对方，自身被氧化，因此叫还原剂，其产物叫氧化产物；化合价降低的物质氧化对方，自身被还原，因此叫氧化剂，其产物叫还原产物。
大学无机化学课件氧化-还原
氧化还原反应的物质平衡
讨论氧化还原反应的物质平衡和化学方程式的写法，以及如何平衡复杂氧化 还原反应。
氧化剂与还原剂的介绍
详细了解氧化剂和还原剂的性质、特点以及在氧化还原反应中的作用和应用。
标准氧化还原电势的概念
介绍标准氧化还原电势的概念和计算方法，以及与氧化还原反应的关系。
氧化还原电位表的构成和使用
探讨氧化还原电位表的结构和使用，以及该表对氧化还原反应的理解和预测的重要性。
反应中电子的传递方式
大学无机化学课件氧化还原
大学无机化学课件氧化-还原是一个关于氧化还原反应的详细介绍和讨论。我 们将探讨氧化还原反应的定义、重要性以及相关概念和实验技术。
氧化还原反应的定义
了解氧化还原反应的含义，理解电子转移的过程，以及相关的定义和规则。
氧化-还原反应的重要性
探讨用。
氧化还原反应大学无机化学ppt课件
原电池是由两个半电池组成的。在每个半电池中同时包含有同 一个元素的不同氧化数的两个物种所组成的电对。分别在两个半电 池中所发生的氧化或还原反应叫做半电池反应，或电极反应。氧化 和还原的总反应称为电池反应。
半电池中的固态导体有时狭义的叫做电极，有些固态导体只起 导电的作用而不参与氧化或还原反应，叫做惰性电极，如金属铂 (Pt)、石墨棒等；也有的固态导体除起导电作用外，还参与半电池 反应。例如，在铜锌原电池中的锌电极和铜电极。
氧化数
某元素一个原子的电荷数，这种电荷数由假设把化合物中各成键的电子 都归电负性更大的原子而求得。
确定氧化数的规则如下
1、在单质中（Cu，O2，O3），元素原子的氧化数为零 2、分子中，所有原子的氧化数的代数和为零
3、在简单离子化合物中，正负离子的电荷数就是它的氧化数；在多原子离 子中，各原子的氧化数的代数和等于离子的电荷数。
片附近的水层中，对金属离子有排斥作用，阻碍金属的继续溶解。当v溶解 = v沉淀 时，达到一种动态平衡，这样在金属与溶液之间，由于电荷的不均等
，便产生了电位差。
金属不仅浸在纯水中产生电位差，即使浸入含有该金属盐溶液中，也发生 相同的作用。由于溶液中已经存在该金属的离子，所以离子从溶液中析出， 即沉积到金属上的过程加快，因而使金属在另一电势下建立平衡。如果金 属离子很容易进入溶液，则金属在溶液中仍带负电荷，只是比纯水中时所 带的负电荷要少 ( 如图a )；如果金属离子不易进入溶液，溶液中已经存在 的正离子起初向金属沉积速度可能超过正离子由金属进入溶液的速度，因 而可使金属带正电荷（如图b）。
这种借助于氧化还原反应产生电流的装置，叫做原电池。 上述原电池叫做铜锌原电池。
原电池的表示方法：
(-) Zn|Zn2+ (C1) ‖ Cu2+ (C2)|Cu (+) “|”表示液-固相有一界面； “‖”表示盐桥。
4大学物理
I2/ I0.5355
E (Cl2/Cl-) - E (Br2/Br-) < E (Cl2/Cl-) -E (I2/ I-) 反应首先在Cl2 和I- 之间进行
第四章 氧化还原反应
4.3.1氧化还原反应的方向
4 选择合适的氧化剂或还原剂
例 从Fe2(SO4)3和KMnO4中选择一种合适的氧化剂,使含有Cl-、
1.3583 >
0.771
1.51
无机化学
第四章
氧化还原反应
第三节 氧化还原反应的方向和限度
第四章
第四章 氧化还原反应
4.3.1氧化还原反应的方向
3 氧化还原反应进行的次序
一般而言，反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间
例 在Br-和I-的混合溶液中加入Cl2 , 哪种离子先被氧化?
解 电对 E
Cl2/Cl1.3583
Br2/Br1.065
Br- 和I-混合溶液中的I-被氧化,而Cl-、Br-不被氧化。
解 电对
I2/ IBr2/BrCl2/ClFe3+/Fe2+
MnO4-/Mn2+
E /V 0.5355 <
KMnO4不可采用
1.065 < E (MnO4-/Mn2+) 1.3583 <
0.771
ห้องสมุดไป่ตู้1.51
第四章 氧化还原反应
4.3.1氧化还原反应的方向
4 选择合适的氧化剂或还原剂
例 从Fe2(SO4)3和KMnO4中选择一种合适的氧化剂,使含有Cl-、
Br- 和I-混合溶液中的I-被氧化,而Cl-、Br-不被氧化。
解 电对
I2/ IBr2/BrCl2/ClFe3+/Fe2+
厦门大学大学化学氧化还原6汇总
第三节 标准电极电位（势）
单个电极的电位绝对值无法测量，只能测定两个 电极的电位差——电极电位只能采用相对标准。
3.1、标准氢电极
IUPAC规定，以标准氢电极的电位作为电极电位的相对 标准:
( H+/H2) = 0 V 写法: (氧化型/还原型) (电对), 称为”还原电
位”.
标准氢电极符号： (Pt), H2(1p )H+(1mol·dm-3)
第二节 原电池的电动势与电极电位（势）
2.1、原电池、电解池与电化学
（一）原电池：
氧化还原反应是电子转移的反应 同一溶液内的氧化还原反应过程，电子转移时 无定向运动，不产生电流:
Zn CuSO 4 aq ZnSO4 aq Cu
但若选择适当的电极，组装为“原电池”，使转移的电 子定向运动→产生电流。
H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl (g) 氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。
氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为 “还原剂”;
还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为 “氧化剂”。
氧化过程：元素的氧化数↑; 还原过程：元素的氧化数↓。 凡若干元素氧化数发生变化的过程，就是氧化还原反应。
(氧化型/还原型) ↑，表示氧化型物质氧化性↑
(氧化型/还原型) ↓，表示还原型物质还原性↑
电对
Cu2+/Cu H+/H2
/ V 6
氧化性 Cu2+ > H+ > Zn2+
还原性 Cu < H < Zn
标准电极电位是强度性质
其值与电极反应式的计量系数的写法无关：
或
= + - -
第四章无机化学氧化还原反应
θ
2Zn， 仍为2Zn， Eθ仍为-0.7626V
θ
E ( Fe3+ / Fe 2+ =+0.771V，E ( Fe ( OH )3 / Fe ( OH ) 2 )=-0.56V =+0.771V， =)
无机复习课-厦门大学无机化学
唐雯
试卷题型分布： 一、 选择题 20′ 二、 填空题 30′ 三、 简答题 22′ 四、 计算题 28′
第七章
·氧化还原反应的配平 ·电池符号书写以及电池正负极，总反应式书
写
·电池电动势计算 ·E的应用 ·电池电动势与平衡常数的关系
氧化还原反应的配平
还原反应
还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物
四个量子数的取值和意义
量子数 主量子数n
角量子数l 磁量子数m
可取值 1,2,3n正整数
0,1,2,(n1) 0, 1, 2, l
意义 (1) 确定电子的能量； (2) 确定电子出现几率最大 处离核的距离。 (1) 确定原子轨道的形状； (2) 与n一起确定多电子原子
的轨道能量。
确定原子轨道在空间的取向。
• r 减小 • I 增加 • E 增加
• 增加
几个理论
1.屏蔽效应 2.钻穿作用—— 能级交错 3.鲍林(Pauling)轨道近似能级图
课后习题很重要，大家一定 要复习。。。
预祝大家都能考个好成绩！
E池θ
2.303RT zF
lg
K
θ
T
298 K时，E池θ
0.059V z
lg
Kθ
E的应用
·判断氧化剂、还原剂的强弱
·判断氧化还原反应进行的方向 将氧化还原反应设计成原电池， 若E池 > 0，说明反应能正向进行； 若E池 < 0，说明反应只能逆向进行。
·判断氧化还原反应的顺序
元素电势图
在特定的pH条件下，将同一元素的不同氧化
自旋量子数ms 1/2
描述电子绕自轴旋转的状态。
13
原子核外电子排布
1. 保（鲍）里(Pauli)不相容原理 2. 能量最低原理 3. 洪特规则（Hund）（又称等价轨道原理）
厦门大学无机化学第05章 氧化还原反应
第五章氧化还原反应5.1 前言 (1)5.2 氧化还原方程式的配平 (1)5.3 电池电动势 (4)5.4 电解 (23)5.5 化学电源简介 (26)5.1 前言前言根据反应的过程中是否有氧化数的变化或电子的转移，化学反应基本上分为两大类：有电子转移或氧化数变化的氧化还原反应和没有电子转移或氧化数变化的非氧化还原反应。
氧化还原反应是化学中最重要的反应。
如工业上元素的提取，煤、石油、天然气的燃烧以获取能源。
许多有机物的合成等等。
可以说，凡是涉及化学的工矿企业，包括衣食住行的各行各业的物质生成、生物有机体的发生、发展和消亡，大多同氧化还原反应有关。
本章将在中学化学的基础上进一步讨论氧化还原反应方程式的配平问题和氧化还原的本质、特点，同时在介绍标准电极电势基本概念的基础上，重点讨论氧化还原反应的方向和进行的程度，最后简单介绍标准电极电势的应用和电化学的初步知识。
5.2 氧化还原方程式的配平5.2.1 氧化数法氧化还原方程式的配平一、氧化数法氧化数：表示元素氧化态的代数值，反映在一个化合物中电子的偏离情况，即化合物中某元素所带形式电荷的数值，代表了元素价态的高低。
氧化剂：在氧化还原反应中得电子氧化数降低被还原的物质。
还原剂：在氧化还原反应中失电子氧化数升高被氧化的物质。
氧化数法配平基本原则是：反应中氧化剂元素氧化数降低值等于还原剂元素氧化数增加值，或得失电子的总数相等。
用此法配平氧化还原反应方程式的具体步骤是：１．先找出反应式中氧化数发生变化的元素。
２．标出反应式中氧化数发生变化的元素（氧化剂、还原剂）的氧化数。
３．标出反应式中氧化剂、还原剂氧化数变化值。
４．按最小公倍数即“氧化剂氧化数降低总和等于还原剂氧化数升高总和”原则。
在氧化剂和还原剂分子式前面乘上恰当的系数。
５．配平方程式中两边的Ｈ和Ｏ的个数。
根据介质不同，在酸性介质中Ｏ多的一边加H+，少的一边加H2O，在碱性介质中，O 多的一边加H2O，O少的一边加OH－。
氧化还原反应厦门大学化学化工学院
E' E 0.059 lg R
n
O
电极电位的变化决定于氧化态和还原 态络合物的稳定常数的相对大小。
存在形体分析
例题 求pH = 3.0, c(F-) = 0.10 mol / L时电 对 Fe3+/Fe2+的条件电极电位。 lg1 = 5.2, lg2 = 9.2, lg3 = 11.9
E '
E
0.059 n1
lg
R O
O 1
R 1 1[X]
1
1 Ksp,RX
[X]
1 K sp,RX
[X]
2005-11
GXQ 分析化学 2005-2006学年
12
化学化工学院
形成络合物的影响
O ne R
A
B
OA … O(A)
RB … R(B)
Analytical Chemistry 分析化学
酸度的影响 OH-、H+参与反应的电对 MnO4- + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
弱酸碱参与反应的电对 H3AsO4 + 2 H+ + 2e = H3AsO3 + 2H2O
O ne mH R E ' E 0.059m lg[H ] 0.059 lg R
5.1.1 5.1.2 5.1.3 5.1.4
能斯特方程 条件电位 影响条件电位的因素 氧化还原反应进行的程度
5.2 氧化还原反应的速度
5.2.1 氧化还原反应速度的差异 5.2.2 影响反应速度的因素(自学)
催化作用
诱导作用
2005-11
大学无机化学第四版第四章课件
EMF
=
EMF
0.0592 V Z
lg
J
对于非标准态下的反应：
EMF > 0.2V EMF > 0 反应正向进行； EMF < - 0.2V EMF < 0 反应逆向进行。 0.2V < EMF < 0.2V 用 EMF 判断
例：判断在酸性溶液中H2O2与Fe2+混合 时，能否发生氧化还原反应？若能反应，写
3
4.1.2 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。
= E (Ag+ / Ag) + 0.0592V lg {c(Ag+ )} = E (Ag+ / Ag) + 0.0592V lg Ksp (AgCl) = 0.799V + 0.0592V lg1.8×1010 = 0.222V
AgCl(s)+ e Ag(s)+ Cl (aq) 当c(Cl ) = 1.0mol L1 时 , c(Ag+ ) = Ksp (AgCl)
①
MnO
4
+
SO
2 3
SO
2 4
+
Mn 2+
②
MnO
4
+ 8H +
+ 5e
=
大学本科无机化学氧化还原反应
负极 (电子流出 )：Zn 2e Zn 2+ 氧化反应 正极 (电子流入 )：Cu 2+ + 2e Cu 还原反应 电池反应： Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu
氧化型 + Z e 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
金属导体如 Cu、Zn
6Fe2＋ ＋ Cr2O72- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ +7H2O
三、半反应和氧化还原电对
1、半反应
对反应：Zn ＋ Cu2+ = Zn2+ + Cu 半反应：Zn = Zn2+ + 2e-
Cu2+ +2e- =Cu
2、氧化还原电对
Zn2+/Zn, Cu2+/Cu
氧化型/还原型
+2，如
+1
+2
O2 F2 , O F2 。
例：
H5I O6
S2
O
2 3
Hale Waihona Puke S4O2 6
Fe 3 O 4
I的氧化数为 + 7 S的氧化数为 + 2 S的氧化数为 + 2.5 Fe 的氧化数为 + 8
3
二、氧化剂和还原剂
在氧化还原反应中，失去电子的物质是还原 剂，得到电子的物质是氧化剂。
如：Zn ＋ Cu2+ = Zn2+ + Cu
⑶ 纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用 “，”分开。
例：将下列反应设计成原电池并以原电池符 号表示
无机化学氧化还原反应与配位化合物
无机化学氧化还原反应与配位化合物氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型之一，它涉及原子的电子转移过程，其中一种物质的氧化态发生变化，而另一种物质的还原态也发生相应的变化。
氧化还原反应在自然界、生物体内和人类工业生产中都广泛存在，并对我们日常生活产生着深远的影响。
一、氧化还原反应的定义和基本概念在无机化学中，氧化还原反应是指电子在化学反应中的转移。
在这类反应中，一种物质丧失电子，被认为是被氧化的；而另一种物质得到这些电子，被认为是被还原的。
因此，氧化还原反应也可以简称为“氧化反应”和“还原反应”。
基本上，氧化还原反应涉及两种基本的化学变化：氧化和还原。
氧化是指物质失去电子，或增加氧原子的过程。
还原则是指物质获得电子，或减少氧原子的过程。
从电子角度来看，氧化实际上是电子的流失，而还原则是电子的得到。
这种电子转移是通过电子的传递或共享来实现的。
二、氧化还原反应的类型氧化还原反应的类型可以分为几种基本情况，包括金属与非金属的反应、氧化物与非氧化物的反应、还原性物质与氧化性物质的反应等。
1. 金属与非金属的反应在金属与非金属的反应中，金属通常容易失去电子而被氧化，而非金属则容易获得电子而被还原。
例如，钠和氯的反应产生氯化钠（NaCl），钠的氧化态由0增加为+1，氯的氧化态由0减少为-1。
2. 氧化物与非氧化物的反应在氧化物与非氧化物的反应中，氧化物通常是被还原的物质，而非氧化物则是氧化的物质。
例如，二氧化碳（CO2）与氢气（H2）反应生成甲酸（HCOOH）。
在这个反应中，二氧化碳的氧化态由+4减少为+2，氢气的氧化态由0增加为+1。
3. 还原性物质与氧化性物质的反应还原性物质指的是有能力失去电子的物质，即被氧化的物质；而氧化性物质指的是有能力获得电子的物质，即被还原的物质。
这类反应中，还原性物质失去电子，而氧化性物质获得电子。
例如，氧气（O2）与氢气（H2）反应生成水（H2O），氢气的氧化态由0增加为+1，氧气的氧化态由0减少为-2。
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Δ 氧化还原反应1、用氧化数法配平并完成下列氧化还原反应方程式① KMnO 4+H 2C 2O 4+H 2SO 4 —→ MnSO 4+CO 2+K 2SO 4 ② +--++H BrBrO3—→Br 2+H 2O③ KMnO 4+HCl(浓)—→MnCl 2+ Cl 2 ④ H 2O 2+—4Cr(OH)+OH －—→Cr —24O ⑤ P+NaOH+H 2O —→Na H2PO 2+PH 3↑ ⑥ As 2S 3+HNO 3（浓）—→H 3AsO 4+NO+H 2SO 42、用离子电子法配平完成下列氧化还原反应方程式 ① KMnO 4+Na 2SO 3+H 2SO 4 —→ MnSO 4+Na 2SO 4+K 2SO 4② +--++H SO O Cr 23272—→Cr 3++-24SO③ Br 2+OH －—→Br -3O +Br －④ H 2O 2+I －+H +—→H 2O+I 2 ⑤ H 2O 2+ -4MnO-+ H +—→Mn 2++O 2+H 2O3、现有下列物质：KMnO 4，K 2Cr 2O 7，CuCl 2，FeCl 2，I 2，Br 2，Cl 2，F 2，在一定条件下它们都能做为氧化剂。
试根据标准电极电位表把上列物质按氧化本领的大小排列成顺序，并写出它们的还原产物。
4、现有下列物质：FeCl 2，SnCl 2，H 2，KI ，Mg ，Al ，它们都能做还原剂，试根据标准电极电位表，把它们按还原本领的大小排列成顺序，并写出它们相应的氧化产物。
5、欲把Fe 2+氧化成Fe 3+而又不引入其他金属离子，可采用哪些切实可行的氧化剂？（试举三例）。
6、根据标准电极电位表通过简单计算，判断下列反应进行的方向。
① Zn+MgCl 2Mg+ ZnCl 2 ② I 2+Fe 2+ I －+ Fe 3+③ -4MnO+HNO 2Mn 2++-3NO④ Cl 2+Sn2+Cl －+ Sn 4+⑤ Hg 2++ Hg +22Hg7、通过计算解释：（正确写出反应方程式，计算ØE 液） ① 为什么H 2S 水溶液不能长期保存； ② 为什么配制SnCl 2溶液时需加些Sn 粒； ③ 为什么可用FeCl 3溶液腐蚀印刷电路铜板；④ 为什么金属银不能从稀盐酸中置换出H 2，却能从氢碘酸中置换出H 2？ 8、把镁片和铁片分别浸在它们的浓度为1 mol ·1－1的盐溶液中组成一个化学电池，试求这些电池的电动热（25℃），写出负极发生的变化，并说明哪一种金属溶解到溶液中去？9、在含有相同浓度的Fe 2+，I －混合溶液中，加入氧化剂K 2Cr 2O 7溶液。
问哪一种离子先被氧化？10、写出下列原电池的半电极反应及电池总反应式。
（1） Fe|Fe 2+(1 mol ·1－1)||H +(1 mol ·1－1) |H 2(ØP )|Pt(+)（2）Pt| H 2(ØP )|H +(1 mol ·1－1)||-272O Cr (1 mol ·1－1)，Cr 3+(1 mol ·1－1)，H +（1 mol ·1－1）|Pt （+）11、根据下列氧化还原反应设计电池，并写出电池符号。
① 2Ag ++Zn=2Ag++2nZn② —4MnO+8H +＋5Fe 2+=Mn 2++5Fe 3++4H 2O12、写出如下电池的总反应式，并计算AgBr 的K SPAg|Ag +|| Br （1 mol ·1－1）|AgBr|Ag(+)13、计算下列反应的平衡常数，哪一个反应进行得更完全一些？ ① Ni+Sn 2+=Sn++2Ni② -27CrO+6Fe 2++14H +=2Cr 3++6Fe 3++7H 2O14、通过计算回答： 若溶液中—4MnO和+2Mn的浓度相等，问：在如下酸度：① pH=3，或② pH=6，KMnO 4可否氧化I －和Br －？ 15、计算以下标准电极电位值。
① 已知：ØCu /Cu 2E ++=0.158V ， ØCu /Cu 2E +=0.340V ，求ØCu /Cu E +② 已知：ØMnO/MnO24E —=1.659V ，ØMn/MnO22E +=1.23V ，求ØMn/MnO24E +—16、应用元素电势图判断下列物质能否发生歧化反应？写出有关反应式，并计算反应的平衡常数。
① ØAE ：Cu 2+ CuCl Cu ② ØAE ：Hg 2+ +22 Hg ③ ØA E ：HgS S Hg 2 Hg ④ ØBE ：IO －I 2 I － 17、根据如下两个电极的标准电极电位： -4MnO+8H ++5eMn 2++4H 2OØE =1.491V Cl 2+2e2Cl －ØE =1.358V① 若把这两个电极组成一化学电池时，判断反应自发进行方向，（设离子浓度均为1mol ·1－1，气体分压为101.325KPa ）。
② 完成并配并上述电池反应的方程式。
③ 用电池符号表示该电池的构成，标明电池的正、负极并计算ØG ∆。
④ 计算当[H +]=10 mol ·1－1，其他各离子浓度均为 1 mol ·1－1，Cl 2气体分压为101.325KPa 时，该电池的电动势。
⑤ 计算该反应的平衡常数。
18、利用Nernst 方程式，用简单电位计算复杂电位。
① 已知ØAg/AgE +=0.799V ，求ØCl,Ag /AgClE -=？（K SP =1.56×10－10）② 已知ØFe /Fe 23E ++=0.770V ，3Fe(OH)SP K ∙=1×10－362Fe(OH)SP K ∙=1.0×10－14，求Ø)OH (Fe /)OH (Fe 23E =？ ③ 已知Ø/Zn Zn 2E +=－0.76V +243)n(NHZ K 绝=1.01×10100.566 0.1240.7960.905 -0.75V -0.60V 0.45 0.54求Ø/Zn)Zn(NH243E +=？④ 已知Ø/Fe Fe 23E ++=0.770V ，-46e(CN)F K 不稳=1.0×10－37-36e(CN)F K 不稳=1.0×10－44，求Ø/Fe(CN)Fe(CN)4636E --=？⑤ 已知：ØHO,/H O22E +=1.229V求O 2+4H +（pH=7）+4e 2H 2O 的E=？（设2O P =10ØP ）⑥ 已知：S+2e S 2- ØE =－0.508VH 2S ∶K 1=1.0×10－8， K 2=1.0×10－15 求S+2H ++2e H 2S （0.10 mol ·1－1）的ØE⑦ 已知ØH /H 2E +=0.00V K HAc =1.8×10－5求ØAc,HAC/H2E -=？19、已知：H 2（g ）+21 O 2（g ）= H 2O （1）ØG ∆=－237.2KJ/mol 求：O 2 + 2H 2O + 4e 4OH －的ØE提示，利用ØØnFEG池-=∆求出半电池反应2H ＋(aq) +21 O2 (g) + e = H 2O （1）的ØE + 。
20、电解CuSO 4溶液时，如果①两电极都用铜；②阴极用铜，阳极用铂；③阴极用铂，阳极用铜，问这三种情况下电解池两极所发生的电化学反应以及溶液组分的变化将有何不同？21、试说明在普通条件下铁的镉镀层是阳极性镀层还是阴极性镀层？ 22、解释下列名词，并指出它们之间的关系： ① 原电池和半电池 ② 电极和电对③ 半电池反应和电池反应④ 氧化型和还原型 ⑤ 氧化剂和还原剂。
23、比较说明① 绝对电极电势和相对电极电势； ② 标准电极电势和非标准电极电势； ③ 电极电势和电池电动势；④ 酸性溶液中的电极电势和碱性溶液中的电极电势。
24、今有原电池如下：（－）Pt|H 2(ØP )|HA(0.5 mol ·1－1)||NaCl(1mol ·1－1)|AgCl(S)|Ag(+) 经测定知其电动势为0.568V ，试计算一元酸HA 的电离常数（ØClAgCl/Ag,-E =0.2223V ，Ø/H H 2E +=0V ）25、如何利用热力学循环及反应Ca （s ）+2H +(aq)= Ca 2+（aq ）+H 2(g)的有关ØG ∆数据求Ø/Ca Ca 2E +的值。
已知：Ca(s)+O 2(g)+H 2(g)=Ca(OH)2(s) ØG ∆=－899 KJ/mol Ca(OH)2(s)=Ca 2+(aq)+2OH －(aq) ØG ∆= +33 KJ/mol 2OH －(aq)+2H +(aq)=2H 2O(l) ØG ∆=－160 KJ/mol 2H 2O(l)=2H 2(g)+O 2(g)ØG ∆= +483 KJ/mol26、往含Cu 2+，Ag +的混合液中（设均为1 mol ·1－1）加入铁粉，哪种金属先被置换析出？当第二种金属开始被置换时，溶液里第一种金属离子的浓度是多少？。