无机化学第4章
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《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
大学无机化学第四章 酸与碱
酸碱质子理论的优点
与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl
与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认 为NH4Cl中的NH4+是酸， NaAc中的Ac-是碱。
• 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都
可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。
• 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸
二、 酸-水、碱-水质子传递
弱酸
HA + H2O HA
Ka
H3O+ + A H+ + A
可简写为 平衡常数
H / c A / c
HA/ c
c 1mol L1
Ka,HA
K a 酸度常数，acidity constant
弱碱
B + H2O
BH+ + OH
实质： 两对共轭酸碱对之间的质子（H+）传递反应。
第一节 质子酸碱概念
(1) 电离作用:
H+ HCl + H2O ≒H3O+ + Cl－
酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (2) 中和反应: H3O+ + OH－ ≒ H2O + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (3) 水解反应: H2O + Ac－ ≒ HAc + OH－ 酸1 碱2 酸2 碱1
酸碱的分类
一元弱酸、弱碱 多元弱酸、弱碱 两性物质
第三节 酸碱平衡中的浓度计算
一、一元弱酸、弱碱
例：试计算浓度为c的弱酸HA水溶液的[H+]。 解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则： HA ⇋ H+ + A– 起始浓度： c 0 0 电离浓度：[H+] [H+] [H+] 平衡浓度： c - [H+] [H+] [H+]
无机化学第四章课后习题参考答案
第四章氧化和还原1、在下列两种物质中，分别按Mn,N元素的氧化值由低到高的顺序将各物质进行排列：（1）MnO, MnSO4, KMnO4, MnO(OH), K2MnO4, Mn(2) N2, NO2, N2O5, N2O, NH3, N2H42、指出下列反应中的氧化剂，还原剂以及它们相应的还原，氧化产物。
（1）SO2+ I2 + 2H2O →H2SO4 + 2HI（2）SnCl2 + 2HgCl2→SnCl4 + Hg2Cl2(3) 3I2 + 6NaOH →5NaI + NaIO3 + 3H2O3、用氧化值法配平下列氧化还原反应方程式：（1）Cu + H2SO4 (浓)→CuSO4 + SO2 + H2O（2）KMnO4 + S →MnO2 + K2SO4(3) As2S3+ HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO(4) (NH4)2Cr2O7→N2 + Cr2O3 + H2O(5) P4 + NaOH →PH3+ NaH2PO24、用离子-电子法配平下列氧化还原反应方程式：（1）Cr2O72-+ SO32+ + H+→Cr3+ + SO42-(2) PbO2(s) + Cl- + H+→Pb2+ (实际是PbCl42-) + Cl2(3) H2S + I2→I- + S(4) CrO2- + H2O2 + OH-→CrO42-(5) ClO3- + S2-→Cl- + S + OH-(6) KMnO4+ FeSO4+ H2SO4→MnSO4+ Fe2(SO4)3+ K2SO4 + H2O(7) KI + KIO3 + H2SO4→I2+ K2SO4(8) Ca(OH)2 + Cl2→Ca(ClO) 2 + CaCl2(9) Fe(OH)2 + H2O2→Fe(OH)3(10) Al + NO3-→[Al(OH) 4] - + NH3(11) ClO- + Fe(OH)3→Cl- + FeO42-(12) P + CuSO4→Cu3P + H3PO4 + H2SO45、把镁片和铁片分别放入浓度均为1 mol .L-1的镁盐和亚铁盐的溶液中，并组成一个原电池。
无机化学第4章溶液
【例题】 2.6g尿素[CO(NH2)2]溶于50.0g水中，试计 算此溶液在标准压力下的凝固点和沸点，已知尿素的
摩尔质量为60.0g·mol-1。已知水的Kb=0.512K·kg·mol-1, Kf=1.86K·kg·mol-1 。
解
bB
50.0g
2.6g 60.0g
mol
1
0.867mol
kg 1
应用二：制作防冻剂和冷却剂
盐和冰的混合物可用作冷却剂，在水产 事业和食品贮藏及运输中广泛使用。
原因：冰的表面总附有少量水，当撒上盐后， 盐溶解在水中成溶液，此时溶液的蒸气压 下降，当它低于冰的蒸气压时，冰就会融 化。冰融化时将吸收大量的热，于是冰盐 混合物的温度就会降低。
bB
nB mA
bB —质量摩尔浓度，单位为mol·Kg-1。 nB —溶质B的物质的量，单位为mol mA —溶剂的质量，单位为kg。
（二）物质的量浓度
溶质B的物质的量nB与溶液的体积V之比， 称为溶液的物质的量浓度，用符号cB表示。
cB
nB V
cB
nB V
CB —B的物质的量浓度 ，单位为mol·L-1。
Tb1 0.402K 0.621 bB1
Tb2 0.647K
bB 2
50g 0.6216g
M B2
50g
MB2 96.5g mol1
【例题】已知苯的沸点是353.2K，将2.67g某难挥发 性物质溶于100g苯中，测得该溶液的沸点升高了 0.531K，试求该物质的摩尔质量。
解：
查表得：苯的摩尔升高常数Kb=2.53K·mol-1·kg
0.183kg
mol 1
183g
mol
1
大学无机化学第四章试题及答案
⼤学⽆机化学第四章试题及答案第四章化学平衡本章总⽬标:1:了解化学平衡得概念,理解平衡常数得意义;2:掌握有关化学平衡得计算;3:熟悉有关化学平衡移动原理。
各⼩节⽬标:第⼀节:化学平衡状态1:熟悉可逆反应达到平衡得特征——反应体系中各种物质得⽣成速率分别等于其消耗得速率,各种物质得浓度将不再改变。
2:了解平衡常数、平衡转化率这两个概念得意义。
第⼆节:化学反应进⾏得⽅向学会运⽤标准平衡常数判断化学反应得⽅向:时,反应向逆向进⾏。
向正反应⽅向进⾏。
时体系达到平衡状态。
第三节;标准平衡常数与得关系1:掌握化学反应等温式(),当体系处于平衡状态得时候。
2:重点掌握运⽤公式进⾏热⼒学数据之间得计算。
第四节:化学平衡得移动1:熟悉温度、浓度、压强对化学平衡得影响,2:熟练地根据条件得改变判断平衡移动得⽅向。
习题⼀选择题1、可逆反应达平衡后,若反应速率常数k发⽣变化,则标准平衡常数( )(《⽆机化学例题与习题》吉⼤版)A、⼀定发⽣变化B、⼀定不变C、不⼀定变化D、与k⽆关2、反应:2CO(g)+O2(g)2CO2(g)在300K时得Kc与Kp得⽐值约为( )A、25B、2500C、2、2D、0、043、反应得温度⼀定,则下列得陈述中正确得就是( )(《⽆机化学例题与习题》吉⼤版)A、平衡常数能准确代表反应进⾏得完全程度B、转化率能准确代表反应进⾏得完全程度C、平衡常数与转化率都能准确代表反应进⾏得完全程度D、平衡常数与转化率都不能代表反应进⾏得完全程度4、相同温度下:2H2(g)+S2(g)2H2S(g) Kp12Br2(g)+2H2S(g)4HBr+S2(g) Kp2H2(g)+Br2(g)2HBr(g) Kp3则Kp2等于( )A、Kp1? Kp3B、(Kp3)2/ Kp1C、2Kp1? Kp3D、Kp3/ Kp15、下列反应中,K?得值⼩于Kp值得就是( )(《⽆机化学例题与习题》吉⼤版)A、H2(g)+Cl2(g)== 2HCl(g)B、2H2(g)+S(g)== 2H2S(g)C、 CaCO3(s) == CaO(s)+CO2(g)D、C(s)+O2(g)== CO2(g)6、N2(g)+3H2(g)2NH3(g),H=-92、4KJ?mol-1,473K时,三种混合⽓体达平衡。
无机化学-第四章：酸碱理论
经典的Arrhenius 酸碱理论
• 在水溶液中所有的酸都电离出氢离子， 所有的碱都电离出氢氧根离子，酸碱反 应就是H+和OH-反应生成水。
• 这个理论要求碱必须有OH-基团，但是 NH3这样的物质，虽然没有OH-基团， 但毫无疑问它也是碱。
• Arrhenius 酸碱理论另一个问题是没有 考虑到溶剂（H2O）担当的角色。 电离理论的局限性
OH2 250pm
H
H
259pm
H2O
259pm
H2O
4.1.4 酸碱性强弱与分子结构的关系
如果了解了化合物的酸碱性与其分子结构的关系， 就会发现，化合物的酸碱性与元素在周期表中的位置密 切相关。
1. 二元氢化物的酸性
★ 化合物显示的酸性源自失去质子的能力，可以预期
酸的强弱与H—B键的强弱有关，H—B键越强，相 应的酸越弱。
。水合高氯酸HClO4·H2O晶体结构测定结果证实, 其
中的H+以H3O+形式存在。H3O+是NH3的等电子体。另
一个被确定了结构的物种是固体水合物 HBr·4H2O中的
H9O4+。普遍的看法是, 水溶液中水合氢离子的形式随
条件变化而不同。
116o
H
110pm
O
H
100o-120o
H
110pm O
H 116o 105o
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3. 理解路易斯酸碱理论的意义和要点； 4. 了解软硬酸碱的内容和应用； 5. 了解几种有代表性的路易斯酸。 6. 酸碱平衡基础及溶液pH的计算。
回顾： 强电解质溶液理论(在溶液一章已介绍)
宋天佑《无机化学》第4章.
若 l = 2，则 m = 0， 1， 2 共 5 个值。
意义 间取向。
m 决定原子轨道的空
l 一定的轨道，如 p 轨道，因 l = 1，m 有 0，+ 1，－1 共 3 种 取值，故 p 轨道在空间有 3 种不同 的取向。
y
x
px
py
z
pz 轨道对应于
m = 0 的波函数
2pz 就是 2，1，0
E = －13.6 eV Z 2 n2
n 的数值大，电子距离原子核 远， 且具有较高的能量。
E = －13.6 eV Z 2 n2
对于 H 原子 n = 1 E = － 13.6 eV
n = 2 E = － 3.40 eV ……
E = －13.6 eV Z 2 n2
n E=0 即自由电子，其能量最大， 为 0。
第四章 原子结构和元素周期律
4. 1 核外电子运动的特殊性
原子结构的一个重要问题是解决 电子在原子核外的排布与运动方式。
所以研究核外电子运动的特殊性 是极其必要的。
4. 1. 1 微观粒子的性质
1924 年，法国年轻的物理学家 德•布罗意（de Broglie）指出：
对于光的本质的研究，人们长 期注重其波动性而忽略其粒子性。
在解方程求 时，要引入三个参 数 n，l 和 m。
且只有当 n，l 和 m 的取值满
足某些要求时，解得的波函数 才
是合理的解。
最终得到的波函数是一系列 三变量、三参数的函数
（r，， ） = R（r）•（）•（） n，l，m
波函数 最简单的几个例子
1，0，0
=
1
解出每一个原子轨道，都同时解 得一个特定的能量 E 与之相对应。
意义 间取向。
m 决定原子轨道的空
l 一定的轨道，如 p 轨道，因 l = 1，m 有 0，+ 1，－1 共 3 种 取值，故 p 轨道在空间有 3 种不同 的取向。
y
x
px
py
z
pz 轨道对应于
m = 0 的波函数
2pz 就是 2，1，0
E = －13.6 eV Z 2 n2
n 的数值大，电子距离原子核 远， 且具有较高的能量。
E = －13.6 eV Z 2 n2
对于 H 原子 n = 1 E = － 13.6 eV
n = 2 E = － 3.40 eV ……
E = －13.6 eV Z 2 n2
n E=0 即自由电子，其能量最大， 为 0。
第四章 原子结构和元素周期律
4. 1 核外电子运动的特殊性
原子结构的一个重要问题是解决 电子在原子核外的排布与运动方式。
所以研究核外电子运动的特殊性 是极其必要的。
4. 1. 1 微观粒子的性质
1924 年，法国年轻的物理学家 德•布罗意（de Broglie）指出：
对于光的本质的研究，人们长 期注重其波动性而忽略其粒子性。
在解方程求 时，要引入三个参 数 n，l 和 m。
且只有当 n，l 和 m 的取值满
足某些要求时，解得的波函数 才
是合理的解。
最终得到的波函数是一系列 三变量、三参数的函数
（r，， ） = R（r）•（）•（） n，l，m
波函数 最简单的几个例子
1，0，0
=
1
解出每一个原子轨道，都同时解 得一个特定的能量 E 与之相对应。
无机化学--第4章溶液与电离平衡
2019/5/10
课件
3
溶解过程
溶解过程是物理-化学过程，不是单纯物 理过程，常有能量、体积、颜色变化。 例如：
H2SO4(l) + H2O(l) = H2SO4(aq)
△H ø ＜ 0
NH4HCO3(l) + H2O(l) = NH4HCO3(aq)
△H ø ＞0
2019/5/10
课件
2019/5/10
课件
32
S.Arrhenius酸碱理论的优点
1. 从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的 特征。
2. 解释了“中和热”的值： H+(aq) + OH- (aq) = H2O(l)
△Hø= -55.99 kJ.mol-1 （放热）
3. 找出了衡量酸、碱强度的标度 （酸pKHa、= -碱lgKab(、H+水) 溶液酸碱性pH）。
溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压,导致溶液的沸 点升高：
ΔTb＝kb m
（ΔTb ＝ Tb - Tb* ）
Tb* 为纯溶剂的沸点； Tb 为溶液的沸点；
kmbo：l ·溶kg剂-1时沸的点溶上液升沸常点数升，高即值：。溶液的浓度m = 1
kb取决定于溶剂的本性：与溶剂的摩尔质量、沸点、 汽化热有关。（不同溶剂的kb数值见教材p.71, 表5-1）
2019/5/10
课件
13
溶液的沸点升高示意图
2019/5/10
课件
14
常用溶剂的Kb和Kf值
2019/5/10
课件
15
3. 凝固点下降（教材p.71, 图5-4）
凝固点（Freezing point)：在标准状况下，纯 液体蒸气压与它的固相蒸气压相等时的温度为 该液体的凝固点。
无机化学第四章 缓冲溶液
H+ + Ac-
0
0.1
x 0.1+x
Ka
0.1 (0.2 (00.1.1 )x0).1x 0.02.1x0.2 0.1 0.10.1 x 0.1 0.1
Ka
[H]ຫໍສະໝຸດ KacHAC cAC
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.01mol的
HAc和0.03mol的NaAc，计算该缓冲溶液的
pH。已知Ka(HAc)=1.75×10-5。
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
1.75105
0.01 0.03
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.05mol的
NH3和0.04mol的NH4Cl，计算该缓冲溶液的 pH。已知Kb(NH3)=1.75×10-5
[OH- ]=Kb
c碱 c共轭酸
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
通过两边同取负对数，得到缓冲溶液的pH计算
以HAc -NaAc体系为例：
HAc
H+ ＋ Ac-
（大）
（小） （大）
（1）若在溶液中加入少量强酸，外来H+将质子 传给Ac- ，平衡左移，溶液的pH保持基本不变。
缓冲体系中的共轭碱发挥抵抗外来强酸的作用， 故称之为缓冲溶液的抗酸成分。
（2）当溶液中加入少量强碱时，H+被OH-消 耗，HAc的解离反应向右移动，补充消耗掉的 H+离子。溶液的pH值基本不变。
结论
HAc — NaAc 混合溶液具有抵抗外来少量 强酸、强碱而保持pH基本不变的能力。
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
实验说明：HAc －NaAc混合溶液具有抵 抗外来少量强酸、强碱而保持pH不变的能力。 这种能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释 而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
无机化学课件：第四章(应化专业)
负极(Zn极) Zn - 2e- →Zn2+ 氧化反应 (电子流出的电极)
电池反应
Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
氧化还原电对：
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物质
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型物质，还原型物质 如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+
(-)Pt, Cl2(p) Cl-(c) Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) Pt(+)
原电池的表示方法课堂练习
2H2 + O2 → 2H2O
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
而伽伐尼的朋友伏打则认为 他可以用任意两个金属和一 种潮湿的物质（食盐水）重 复上述现象，用伏打自己的 话来说：金属是真正的电流 激发者，而神经是被动的。 从而发明了伏打堆。 这一发现引起了极大地震动， 因为这是第一个可以产生持 续电流的装置。
公元1799年，伏打发明伏打電池。
一种利用两种不同的金属夹着盐水湿过的纸张、布片 的多种构造。相当于数个电池串联，故又称为伏打电 堆。
= 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
3. 标准电极电势的意义
待测电极处于标准态时
物质皆为纯净物 有关物质的浓度为1mol·L-1 涉及到的气体分压为100kPa 此时测得的电极电势即为标准电极电势
电池反应
Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
氧化还原电对：
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物质
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型物质，还原型物质 如 Cu2+,Cu、Zn2+,Zn、H+,H2、Sn4+,Sn2+
(-)Pt, Cl2(p) Cl-(c) Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) Pt(+)
原电池的表示方法课堂练习
2H2 + O2 → 2H2O
H2 - 2e- → 2H+ 氧化 O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O 还原
(-) Pt, H2(p1) | H+(c1) || H+(c1), H2O | O2(p2), Pt(+)
而伽伐尼的朋友伏打则认为 他可以用任意两个金属和一 种潮湿的物质（食盐水）重 复上述现象，用伏打自己的 话来说：金属是真正的电流 激发者，而神经是被动的。 从而发明了伏打堆。 这一发现引起了极大地震动， 因为这是第一个可以产生持 续电流的装置。
公元1799年，伏打发明伏打電池。
一种利用两种不同的金属夹着盐水湿过的纸张、布片 的多种构造。相当于数个电池串联，故又称为伏打电 堆。
= 0V- 0.7626 V= -0.7626 V
3. 标准电极电势的意义
待测电极处于标准态时
物质皆为纯净物 有关物质的浓度为1mol·L-1 涉及到的气体分压为100kPa 此时测得的电极电势即为标准电极电势
《无机化学》课件——第4章第2节化学平衡
1.NH4Cl(s)
NH3(g)+HCl(g)
2.3H2(g)+N2(g)
2NH3(g)
3.N2H4(l) 4.H2O
N2(g)+2H2(g) H++O15H-
5.Ag2S(s)+H2(g)
2Ag(s)+H2S(g)
15
二、化学平衡常数
❖ 化学平衡常数是可逆反应的特征常数，它表示在 一定条件下，可逆反应进行的程度。K值越大，表 明在一定条件下反应物转化为生成物的程度越大 ； K值越小，表明在一定条件下反应物转化为生 成物的程度越小。所以，从K值的大小，可以推断
❖ 由于催化剂能同等程度地改变正反应和逆反应的 速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。但因
34
为它能大大缩短反应达到平衡的时间，所以在工 业生产中广泛使用催化剂来提高生产效率。
34
【课堂互动】
1.N2与H2反应合成NH3是一个可逆反应，其热化学方 程式为：
N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) △H＝－92.4kJ·mol－1
A. 升高温度 B. 增大体系压强
C. 增大c(N2) D. 容器体3积6 增大
36
【课堂互动】
1. 压强变化不会使下列化学反应的平衡发生移动的 是( A )
A. H2(g)+I2(g) 2HI(g)
B. 3H2(g)+N2(g) 2NH3(g)
C. 2SO2(g)+O2(g) D. C(s)+CO2(g)
❖1． 可逆反应 ❖ 只能向一个方向进行到底的反应叫做不可逆反应. ❖ 如：
2KClO3 MnO2 2KCl + 3O2↑
❖像这种实际上只能向一个6 方向进行到底的反应叫 做不可逆反应。
无机化学第四章 化学平衡
4.1.4
4.1.1
c / mol L
1
化学平衡的基本特征
υ 正 × 10
7.60 1.20 0.345
6
大多数化学反应都是可逆的.例如:
t/s 0
H2 (g) + I 2 (g)
0.0100
2HI(g)
0
mol L s
1
υ 逆 × 10 7
1
0.0100
0 2.04 3.43
2000 0.00397 0.00397 0.0121 4850 0.00213 0.00213 0.0157
化学平衡: 在一定条件下,可逆反应处于化学 平衡状态:
υ正 = υ 逆 ≠ 0
特征: (1)系统的组成不再随时间而变. (2)化学平衡是动态平衡. (3)平衡组成与达到平衡的途径无关.
4.1.2
标准平衡常数表达式
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g)
对于气相反应:
[ p ( HI ) / p ] 2 K = [ p ( H 2 ) / p ][ p ( I 2 ) / p ]
100.0kPa
§4.2 标准平衡常数的应用
4.2.1 判断反应的程度 4.2.2 预测反应的方向 4.2.3 计算平衡的组成
4.2.1 判断反应的程度
K 愈大,反应进行得愈完全; K 愈小,反应进行得愈不完全; K 不太大也不太小(如 10-3< K <103), 反应物部分地转化为生成物.
4.2.2 预测反应的方向
若反应开始时,GeO和W2O6 的分压均 为100.0kPa,平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0kPa.求平衡时GeO和W2O6的分压以及 反应的标准平衡常数.
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
离解常数是一种平衡常数，它只与温度有 关，与浓度无关。
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
《无机化学》第3版 宋天佑 第4章 化学平衡
g G（aq）+ h H（aq）
平衡时
K ⊖=
[ c（cc⊖⊖G）]g[ c（cH⊖）]h [ c（A）]a [ c（B）]b
c⊖
对于气相反应 a A（g）+ b B（g）
g G（g）+ h H（g）
平衡时⊖Βιβλιοθήκη K=[ p（pp⊖⊖G）]g[ p（pH⊖）]h [ p（pA⊖ ）]a [ p（B）]b
K1 =
c（NH3）
1
3
[ c N2 ] 2 [ c H2 ] 2
N2 + 3 H2
2 NH3 （2）
K2 =
[ c NH3 ]2 c N2 [ c
H2 ]3
1 2
N2
+
3 2
H2
N2 + 3 H2
NH3 （1） 2 NH3 （2）
K2 =（K1）2，计量数扩大 2 倍， 平衡常数 K 乘 2 次方。
的相等，才会达到反应的平衡。
[
c（H c⊖
）]h
[ c（A ） ]a
<
[
c（H ）平 c⊖
]h
[ c（A ）平 ]a
c⊖
c⊖
所以，此时刻反应是在向正向进行。
比较 Q 和 K ⊖的关系，判断反应方向 当 Q < K ⊖时，反应正向进行； 当 Q > K ⊖时，反应逆向进行； 当 Q = K ⊖时，反应达到平衡。
平衡时， c（H2）c（I2） 的值 [ c（HI）]2
保持一定。
对于一般可逆反应
aA + bB
gG + hH
某温度下达平衡时，
[ c（G ）] g [ c（H ）] h K = [ c（A ）] a [ c（B ）] b
第4章 化学平衡(无机化学)
非平衡时，
( pG / p ) g ( pD / p ) d a b ( p A / p ) ( pB / p )
称为反应商，用符号Q表示。
△G= -RT lnKo+ RT lnQ 该式称为化学反应等温方程式。
用Ko和Q进行比较判断化学反应的方向。
Q < Ko 时， △G <0，反应正向进行；
Q = Ko 时， △G =0 反应达到平衡状态； Q > Ko 时， △G >0 反应逆方向进行。
4.2.4 化学平衡的移动
一、 浓度对化学平衡的影响 aA(aq)+bB(aq)＝gG(aq)+dD(aq)
g d
K
( (
在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度，使 CACA’，且CA’ >CA，此时有：
CG C CA C
) ( )a (
CD C CB C
)
)b
Q
( (
CG g C C 'A a C
) ( ) (
CD C CB C
)
d b
)
K
结论：
增加反应物（或减少生成物）的浓度，平衡朝生成 物方向(正向)移动； 减少反应物（或增加生成物）的浓度，平衡朝反应 物方向(逆向)移动；
( pi / p ) ( pT xi ) / p
( pT / p )( ni / nT )
(100 / 100 )( ni / nT ) (ni / nT )
解题思路：
求 Ko=?求 pi =? 求 xi =? 求 ni 解：
初始物质的量/mol
变化物质的量/mol 平衡物质的量/mol 平衡分压/100
( pG / p ) g ( pD / p ) d a b ( p A / p ) ( pB / p )
称为反应商，用符号Q表示。
△G= -RT lnKo+ RT lnQ 该式称为化学反应等温方程式。
用Ko和Q进行比较判断化学反应的方向。
Q < Ko 时， △G <0，反应正向进行；
Q = Ko 时， △G =0 反应达到平衡状态； Q > Ko 时， △G >0 反应逆方向进行。
4.2.4 化学平衡的移动
一、 浓度对化学平衡的影响 aA(aq)+bB(aq)＝gG(aq)+dD(aq)
g d
K
( (
在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度，使 CACA’，且CA’ >CA，此时有：
CG C CA C
) ( )a (
CD C CB C
)
)b
Q
( (
CG g C C 'A a C
) ( ) (
CD C CB C
)
d b
)
K
结论：
增加反应物（或减少生成物）的浓度，平衡朝生成 物方向(正向)移动； 减少反应物（或增加生成物）的浓度，平衡朝反应 物方向(逆向)移动；
( pi / p ) ( pT xi ) / p
( pT / p )( ni / nT )
(100 / 100 )( ni / nT ) (ni / nT )
解题思路：
求 Ko=?求 pi =? 求 xi =? 求 ni 解：
初始物质的量/mol
变化物质的量/mol 平衡物质的量/mol 平衡分压/100
无机化学—第四章电化学
电极电势j及原电池的电动势 E的关系： E = j正 - j负
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零.
即 j (H+/H2)= 0 V
19
2-1 标准电极电势
标准氢电极
j (H+/H2)= 0 V
H2←
H2(100kpa) →
Pt →
←H+(1mol·L-1)
20
2-1 标准电极电势
准态时反应自发进行的方向。
电对
j /V
Pb2+/Pb Sn2+/Sn
>
-0.126V -0.136V
反应自发向右进行
38
非标准态时：先根据Nernst方程求出j(电对), 再计算电动势E 或比较j (电对)。
例 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+，在c(P
b2+) /c(Sn2+)=0.1/1.0 时反应自发进行的方向。
EE
RT ln cG nF cA
c g cD c a cB
c d c b
平衡时: E
=0
cG c g cD c d cA c a cB c b K
平衡时 E 0.05917 lg K 0
(298K):
n
lg K nE 0.05917
(4.3b) 17
§4-2 电极电势
18
2-1 标准电极电势
j 越大,电对中氧化态物质的氧化能力越强，
还原态物质的还原能力越弱
强氧化剂对应弱还原剂 弱氧化剂对应强还原剂
类似酸碱共轭关系 酸 === 质子 + 碱
氧化还原反应的规律：
较强
较强
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零.
即 j (H+/H2)= 0 V
19
2-1 标准电极电势
标准氢电极
j (H+/H2)= 0 V
H2←
H2(100kpa) →
Pt →
←H+(1mol·L-1)
20
2-1 标准电极电势
准态时反应自发进行的方向。
电对
j /V
Pb2+/Pb Sn2+/Sn
>
-0.126V -0.136V
反应自发向右进行
38
非标准态时：先根据Nernst方程求出j(电对), 再计算电动势E 或比较j (电对)。
例 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+，在c(P
b2+) /c(Sn2+)=0.1/1.0 时反应自发进行的方向。
EE
RT ln cG nF cA
c g cD c a cB
c d c b
平衡时: E
=0
cG c g cD c d cA c a cB c b K
平衡时 E 0.05917 lg K 0
(298K):
n
lg K nE 0.05917
(4.3b) 17
§4-2 电极电势
18
2-1 标准电极电势
j 越大,电对中氧化态物质的氧化能力越强，
还原态物质的还原能力越弱
强氧化剂对应弱还原剂 弱氧化剂对应强还原剂
类似酸碱共轭关系 酸 === 质子 + 碱
氧化还原反应的规律：
较强
较强
无机化学 第四章 化学平衡
第一节 平衡常数
例如： (1)C(gra)+ O2(g) ⇌ CO2(g) (2)CO(g)+ 1/2O2(g) ⇌ CO2(g) (3)C(gra)+ 1/2O2(g) ⇌ CO (g)
K1 △rGm,1 K2 △rGm,2 K3 △rGm,3
△rGm,1 = △rGm,2 + △rGm,3
K1= K2 × K3
无机化学
第四章 化学平衡
Chapter4: Chemical equilibrium
内容提要
第一节 平衡常数 第二节 化学平衡的移动
第一节 平衡常数
一、 化学反应的可逆性和化学平衡
可逆反应：在相同条件下，既能向某一方向又 能向相反方向进行的反应。 化学平衡： 在可逆反应中正逆反应速率相等时， 体系各组份的相对量不随时间而改变的状态。 化学平衡特点： ★ 各物质的浓度或分压不再发生变化，反应 达到动态平衡； ★ 平衡条件破坏后，平衡会发生移动。 ★ 物质浓度或分压的幂的乘积比值为常数。
第二节 化学平衡的移动
（二）压力对化学平衡的影响 压力的变化对液相和固相反应的平衡几乎没有影 响。
对于任意气相反应： aA + bB ⇌ dD + eE 1、改变气体分压
增加反应物的分压或减小产物的分压，将使Q＜ Kθ，则 △rGm ＜0， 平衡正向移动。反之，平衡 逆向移动.
第二节 化学平衡的移动
★ 正、逆反应的Kθ互为倒数。即K正θ· K逆θ＝1
第一节 平衡常数
（1）2N2O4(g) ⇌ 4NO2(g) N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
K
1
p = p
NO2
p
N 2O4
p
大学无机化学思维导图第四章
02
化学键与分子结构
离子键与离子晶体
离子键的形成
通过正离子和负离子之间的静电吸引力形成 。
离子晶体的特点
高熔点、硬度大、脆性、导电性差（固态） 、溶解性（在水中易溶解）。
离子晶体的结构
离子晶体中，正离子和负离子交替排列，构 成空间点阵结构。
共价键与分子晶体
共价键的形成
通过原子间共用电子对形成。
配位化合物的分类
根据中心原子和配体的种类以及 配位数的不同，配位化合物可分 为不同类型，如单核配合物、多 核配合物等。
配位化合物的组成和命名
配位化合物的组成表示方 法
配位化合物的组成可以用化学式表示，其中 中心原子和配体的比例以及配体的种类和数 目都有特定的表示方法。
配位化合物的命名规则
配位化合物的命名遵循一定的规则，包括中心原子 、配体和配位数的表示，以及配合物类型的指明等 。
大学无机化学思维导 图第四章
contents
目录
• 原子结构与元素周期律 • 化学键与分子结构 • 配位化合物 • 氧化还原反应与电化学 • 固体无机化学简介
01
原子结构与元素周期律
原子结构模型
道尔顿实心球模型
原子是一个坚硬的实心小球，不可再分。
汤姆生枣糕模型
原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了 正电荷，从而形成了中性原子。
分子晶体的特点
低熔点、硬度小、具有弹性、不导电（固态和液态） 、溶解性（在水中难溶解，易溶于有机溶剂）。
分子晶体的结构
分子晶体中，分子间通过范德华力相互吸引，构成晶 体。
金属键与金属晶体
金属键的形成
通过金属原子间自由电子的共享形成。
金属晶体的特点
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MnO4 + SO3
2-
+H+ →
Mn2+
+ SO4
2-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+ SO3 → SO4
2-
2-
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 + → Mn2+ + 4H O MnO+ 8H 2 4
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
10HClO3+3P4+18H2O 10HCl+12H3PO4
(1)写出未配平的反应方程式 PbO +MnBr +HNO →Pb(NO ) +Br +HMnO +H O
2 2 3 3 2 2 4 2
例
(2)找出元素原子氧化数降低值与元素 原子氧化数升高值 (+7)-(+2)=(+5) 0-(-1)=(+1)
2. 配平方法
配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 总数等于元素原子氧化 数降低的总数
(2) 反应前后各元素的原子 总数相等
配平原则
(1)写出未配平的反应方程式 HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(2)找出元素原子氧化数降低值与 元素原子氧化数升高值
(-1)-(+5)=(-6) +5 0
+4 +2 -1 +2 0 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O
(+2)-(+4)=(-2)
(3) 根据第一条规则，求出各
例
元素原子氧化数升降值的最小公倍数 (+5) [(+5)+(+2)]×2=14 (+1)×2=(+2) +4 +2 -1 +2 0 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→ Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (-2)×7=14 (4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目 7PbO2+2MnBr2+14HNO3 7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O
22-
+) 6
2-
2+ → 3+ 3+ 2+ Fe Fe Fe - e → Fe
Cr2O7 + 14H+ + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
返回
氧化还原反应式配平课堂练习
(2) K MnO +H O →KMnO +MnO +KOH 2MnO4 +H O → MnO4 + MnO2+ OH221 MnO MnO + + 2H O→ + 2e → MnO + 4OH HO MnO + OH
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+5)
-1
+5
配平原则
(3)根据第一条规则，求出各 元素原子氧化数升降值的最小公倍数
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
[(+5)×4]×3=(+60) +5
(-6)×10=(-60) 0
-1
+5
(4)用观察法配平氧化数未改变的元 素原子数目
→K2CrO4+K2SO4+H2O
+6 -2
-2
-2
3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH
→ 2K CrO + 3K SO + 8H O
2 4 2 4 2
4-1-2 离子-电子法
原则
（1）反应过程中氧化剂得到
的电子数等于还原剂失 去的电子数 （2）反应前后各元素的原子
总数相等
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
第四章 氧化还原反应
第一节 氧化还原反应方程式的 基本要求 配平 1. 熟悉氧化值的概念及确定氧化值的规则
2. 掌握氧化还原反应方程式的配平方法 3. 掌握电极电势的概念及影响因素, 并能利 用Nernst方程式进行有关计算 4. 掌握电极电势的应用(包括原电池的正负极、 计算原电池的电动势、判断氧化剂还原剂的 相对强弱、氧化还原反应的方向及限度、计 算氧化还原反应的平衡常数Kθ) 5. 掌握元素标准电极电势图及其应用 6. 了解原电池的概念、组成及符号
Na2O2 Na O +1 -1
1. 氧化数
规则
(3) H的氧化数一般为+1
但 活泼金属氢化物
如 NaH Na H +1 -1 CaH2 Ca H +2 -1
氧化数
1. 氧化数
规则
(4) 中性分子中，各元素原 子的氧化数的代数和为零
如
P23O Fe O54 P O Fe 2x+4 +5×(-2)=0 氧化数 x -2 3 +5 +8/3
eZn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
2.原电池的表示方法
用“||”表示盐桥
负极写在左边
正极写在右边
浓度
(-)Zn | Zn2+(c1)
“| ”
Cu2+(c2) | Cu(+)
表示相与相之间的界面
电极
电极反应
正极(Cu极) Cu2+ + 2e- →Cu 还原反应 (电子流入的电极) e 负极(Zn极) Zn - 2e- →Zn2+ 氧化反应
(电子流出的电极) 电池反应 Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
原电池: 使氧化还原反应产生电流的装置
Zn2+
(氧化型物质) Zn (还原型物质) Zn2+/Zn 氧化还原电对
Cu2+ (氧化型物质) Cu (还原型物质) Cu2+/Cu 氧化还原电对
半电池 半电池 原电池 氧化还原电对： 理论上讲，任何两个氧化还原电对构成的 由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成 电极都可以组成原电池
2 4 2 4 2 2 44 22 2 2 -
+) 2
2-
22- MnO e → MnO MnO → MnO 4 4 4 4 2-
-
MnO4 + 2H2O + 2MnO4 → MnO2 + 4OH- + 2MnO4 整理 23MnO4 +2H2O 2MnO +MnO +4OH 4 2 返回
无机化学多媒体电子教案 第一节 结束
如
NaCl
CaSO4
Ca S O +2 +6 -2
Na Cl 氧化数 +1 –1
1. 氧化数
规则
(1) 在单质中，元素原子的 氧化数为零。
1. 氧化数
但 氟化物 如 O2F2
氧化数
规则
O F -1 +1 OF2 O F -2 +1
(2) O的氧化数一般为-2
过氧化物 氧化数
H2O2 H O +1 -1
2OH- →
SO4 + H2O
2-
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等 -， 2右边多 1 个 O 原子， 左边加 2 个 OH MnO4 + e- → MnO4 右边加 1 个 H O 2 22SO3 + 2OH- - 2e- → SO4 + H2O
例
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加 2 MnO4 + MnO4 2- - 2e- → SO2- +H O 1 SO + 2OH +） 2 3 4
电负性
是指分子中元素原子吸引电子的能力
元素原子吸引电子能力越大,其电负性越大
元素原子吸引电子能力越小,其电负性越小
如: H : Cl 共用电子对靠近Cl一边,
电负性
H < Cl
ⅠA
一 H ⅡA 2.1 二 Li Be 1.0 1.5 0.9 1.2
元素的电负性
ⅢA Ⅳ ⅤA ⅥA ⅦA A
B C N O F 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
1. 氧化数
定义
元素的氧化数是指该 元素原子在其化合态中 的形式电荷数。
1. 氧化数
定义
在共价化合物中,元素的氧 化数等于该元素的原子偏近或 偏离的形式电荷数。
如
氧化数
HCl
H Cl +1 –1
C +4
CO2
O -2
1. 氧化数 定义 在离子化合物中,简单阳、 阴离子所带的电荷数即为该元 素原子的电荷数。
1. 氧化数
规则
(5) 复杂离子中，各元素原子 氧化数的代数和等于离子 的总电荷。
如 Cr 氧化数 x +6
2Cr2O7
O -2 2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、 负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与共价数不同 如 C氧化数 C共价数 CO2 +4 4 CH4 -4 4
Ⅷ ⅠB ⅡB Al Si P
2-
+H+ →
Mn2+
+ SO4
2-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+ SO3 → SO4
2-
2-
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 + → Mn2+ + 4H O MnO+ 8H 2 4
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
10HClO3+3P4+18H2O 10HCl+12H3PO4
(1)写出未配平的反应方程式 PbO +MnBr +HNO →Pb(NO ) +Br +HMnO +H O
2 2 3 3 2 2 4 2
例
(2)找出元素原子氧化数降低值与元素 原子氧化数升高值 (+7)-(+2)=(+5) 0-(-1)=(+1)
2. 配平方法
配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 总数等于元素原子氧化 数降低的总数
(2) 反应前后各元素的原子 总数相等
配平原则
(1)写出未配平的反应方程式 HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(2)找出元素原子氧化数降低值与 元素原子氧化数升高值
(-1)-(+5)=(-6) +5 0
+4 +2 -1 +2 0 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O
(+2)-(+4)=(-2)
(3) 根据第一条规则，求出各
例
元素原子氧化数升降值的最小公倍数 (+5) [(+5)+(+2)]×2=14 (+1)×2=(+2) +4 +2 -1 +2 0 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→ Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (-2)×7=14 (4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目 7PbO2+2MnBr2+14HNO3 7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O
22-
+) 6
2-
2+ → 3+ 3+ 2+ Fe Fe Fe - e → Fe
Cr2O7 + 14H+ + 6Fe2+ 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
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氧化还原反应式配平课堂练习
(2) K MnO +H O →KMnO +MnO +KOH 2MnO4 +H O → MnO4 + MnO2+ OH221 MnO MnO + + 2H O→ + 2e → MnO + 4OH HO MnO + OH
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+5)
-1
+5
配平原则
(3)根据第一条规则，求出各 元素原子氧化数升降值的最小公倍数
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
[(+5)×4]×3=(+60) +5
(-6)×10=(-60) 0
-1
+5
(4)用观察法配平氧化数未改变的元 素原子数目
→K2CrO4+K2SO4+H2O
+6 -2
-2
-2
3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH
→ 2K CrO + 3K SO + 8H O
2 4 2 4 2
4-1-2 离子-电子法
原则
（1）反应过程中氧化剂得到
的电子数等于还原剂失 去的电子数 （2）反应前后各元素的原子
总数相等
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
第四章 氧化还原反应
第一节 氧化还原反应方程式的 基本要求 配平 1. 熟悉氧化值的概念及确定氧化值的规则
2. 掌握氧化还原反应方程式的配平方法 3. 掌握电极电势的概念及影响因素, 并能利 用Nernst方程式进行有关计算 4. 掌握电极电势的应用(包括原电池的正负极、 计算原电池的电动势、判断氧化剂还原剂的 相对强弱、氧化还原反应的方向及限度、计 算氧化还原反应的平衡常数Kθ) 5. 掌握元素标准电极电势图及其应用 6. 了解原电池的概念、组成及符号
Na2O2 Na O +1 -1
1. 氧化数
规则
(3) H的氧化数一般为+1
但 活泼金属氢化物
如 NaH Na H +1 -1 CaH2 Ca H +2 -1
氧化数
1. 氧化数
规则
(4) 中性分子中，各元素原 子的氧化数的代数和为零
如
P23O Fe O54 P O Fe 2x+4 +5×(-2)=0 氧化数 x -2 3 +5 +8/3
eZn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
2.原电池的表示方法
用“||”表示盐桥
负极写在左边
正极写在右边
浓度
(-)Zn | Zn2+(c1)
“| ”
Cu2+(c2) | Cu(+)
表示相与相之间的界面
电极
电极反应
正极(Cu极) Cu2+ + 2e- →Cu 还原反应 (电子流入的电极) e 负极(Zn极) Zn - 2e- →Zn2+ 氧化反应
(电子流出的电极) 电池反应 Cu2+ + Zn →Cu + Zn2+
原电池: 使氧化还原反应产生电流的装置
Zn2+
(氧化型物质) Zn (还原型物质) Zn2+/Zn 氧化还原电对
Cu2+ (氧化型物质) Cu (还原型物质) Cu2+/Cu 氧化还原电对
半电池 半电池 原电池 氧化还原电对： 理论上讲，任何两个氧化还原电对构成的 由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成 电极都可以组成原电池
2 4 2 4 2 2 44 22 2 2 -
+) 2
2-
22- MnO e → MnO MnO → MnO 4 4 4 4 2-
-
MnO4 + 2H2O + 2MnO4 → MnO2 + 4OH- + 2MnO4 整理 23MnO4 +2H2O 2MnO +MnO +4OH 4 2 返回
无机化学多媒体电子教案 第一节 结束
如
NaCl
CaSO4
Ca S O +2 +6 -2
Na Cl 氧化数 +1 –1
1. 氧化数
规则
(1) 在单质中，元素原子的 氧化数为零。
1. 氧化数
但 氟化物 如 O2F2
氧化数
规则
O F -1 +1 OF2 O F -2 +1
(2) O的氧化数一般为-2
过氧化物 氧化数
H2O2 H O +1 -1
2OH- →
SO4 + H2O
2-
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等 -， 2右边多 1 个 O 原子， 左边加 2 个 OH MnO4 + e- → MnO4 右边加 1 个 H O 2 22SO3 + 2OH- - 2e- → SO4 + H2O
例
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加 2 MnO4 + MnO4 2- - 2e- → SO2- +H O 1 SO + 2OH +） 2 3 4
电负性
是指分子中元素原子吸引电子的能力
元素原子吸引电子能力越大,其电负性越大
元素原子吸引电子能力越小,其电负性越小
如: H : Cl 共用电子对靠近Cl一边,
电负性
H < Cl
ⅠA
一 H ⅡA 2.1 二 Li Be 1.0 1.5 0.9 1.2
元素的电负性
ⅢA Ⅳ ⅤA ⅥA ⅦA A
B C N O F 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
1. 氧化数
定义
元素的氧化数是指该 元素原子在其化合态中 的形式电荷数。
1. 氧化数
定义
在共价化合物中,元素的氧 化数等于该元素的原子偏近或 偏离的形式电荷数。
如
氧化数
HCl
H Cl +1 –1
C +4
CO2
O -2
1. 氧化数 定义 在离子化合物中,简单阳、 阴离子所带的电荷数即为该元 素原子的电荷数。
1. 氧化数
规则
(5) 复杂离子中，各元素原子 氧化数的代数和等于离子 的总电荷。
如 Cr 氧化数 x +6
2Cr2O7
O -2 2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、 负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与共价数不同 如 C氧化数 C共价数 CO2 +4 4 CH4 -4 4
Ⅷ ⅠB ⅡB Al Si P