第五章氧化还原反应要点
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳氧化还原反应中的概念与规律:一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。
它们的名称和相互关系是：二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
2、性质强弱规律3、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。
例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+4、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。
5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较<1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。
如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。
同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。
同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物（5）根据元素周期律进行比较一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。
大学无机化学第五章 氧化还原
解：① 把此反应改写为离子反应方程式：
2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - ≒ 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O ② 根据离子反应式写出电极反应 正极(还原)： MnO4- + 8H+ + 5e ≒ Mn2+ + 4H2O 负极(氧化)： 2Cl- - 2e ≒ Cl2
3. 标准电极电势表（298.15K，酸性溶液中）
氧化态 电子数 还原态
氧 化 剂 的 氧 化 能 力 增 强 K+ ＋ e Na+ ＋ e Zn2+ ＋2e Fe2+ ＋2e Sn2+ ＋2e Pb2+ ＋2e 2H+ ＋2e Cu2+ ＋2e I2 ＋2e Fe3+ ＋ e Ag+ ＋ e MnO4-+8H+ ＋5e F2 ＋ 2e ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ ≒ EΘ/V K -2.931 Na -2.710 Zn - 0.762 Fe - 0.447 Sn - 0.14 Pb - 0.126 H2 ＋0.000 Cu ＋0.342 2I＋0.536 Fe2+ ＋0.771 Ag ＋0.800 Mn2++4H2O ＋1.507 2F＋2.866 还 原 剂 的 还 原 能 力 增 强
(3) 电极符号：Pt(s) ︳H2 (P θ) ︳H+ (c=1)
氢电极作为标准电极，使用条件非常严格，制作和纯化 复杂故在实际测定时，常采用甘汞电极作为参比电极。
饱和甘汞电极：
第五章 氧化还原反应和电位
氧化还原反应是自然界中存在的一大类非常 重要的化学反应，它在生命过程中扮演着十分重 要的角色。如人体动脉血液中的血红蛋白(Hb)同 氧结合形成氧合血红蛋白(HbO2)，通过血液循环 氧被输送到体内各部分，以氧合肌红蛋白(MbO2) 的形式将氧贮存起来，人需要氧的时候，氧合肌 红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
三、非标准态下电极电位的应用示例
2. 因为电池半反应通常是用 Ox + ne− 所以电极电位又可称为还原电位。 Red表示的，
3. 电极电位的数值反映了氧化还原电对得失电子的 趋向，它是一个强度性质，大小与反应方程式的书写 方向无关，也与电极反应中物质的计量系数无关。
（四）、标准电极电位表的应用
1. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱： φθ越高，电对 中氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱； φθ越低，电对中还原态的还原能力越强，氧化态的氧 化能力越弱。 2. 较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用，向生成它 们较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。 3. 判断氧化还原反应进行的方向： 在标准状态下， 电池电动势Eθ ＞0（即φ θ ＋＞φ θ −），则反应按给定 的方向正向进行；若Eθ ＜0（即φ θ ＋＜φ θ −），反应 按给定的方向逆向进行。 4. 选择适当的氧化剂、还原剂。 5. 判断溶液中离子的共存性。
将两个电极组合起来就可构成一个原电池，原电池 的装置可用简易的化学式和符号来表示。如
MnO4− + 8H+ + 5Fe2+
其原电池的电池组成式为
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O ， H+(c4) ，
氧化还原反应知识点归纳精品
【关键字】化学、活动、情况、方法、规律、能力、方向氧化还原反应知识点归纳一、概念1、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应2、氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性：还原剂具有的失电子的能力3、氧化产物：氧化后的生成物还原产物：还原后的生成物。
4、被氧化：还原剂在反应时化合价升高的过程被还原：氧化剂在反应时化合价降低的过程5、氧化性：氧化剂具有的得电子的能力还原性：还原剂具有的失电子的能力6、氧化还原反应的实质：电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移口诀：失．电子，化合价升．高，被氧．化（氧化反应），还原剂；得．电子，化合价降．低，被还．原（还原反应），氧化剂；7、氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法（1）双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。
用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．化合价降低+ne－被还原氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物化合价升高－ne－被氧化（2）单线桥法：表示反应物中氧化剂、还原剂间电子转移的方向和数目。
在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．二、物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。
氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。
1、根据金属活动性顺序来判断:一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。
第五章天然水中的氧化还原反应
第五章天然水中的氧化还原反应第一节天然水的氧化还原电位一、天然水中的氧化还原反应1、天然水中变价元素的存在形态地球化学通常根据环境所存有游离氧（O2）量的多少，将环境划分为氧化环境或还原环境。
氧化环境指大气、土壤和水环境中含有一定量游离氧的区域，不含游离氧或游离氧含量极低的区域称为还原环境。
通常将含溶解氧丰富的水称为处于氧化状态的水，即其属氧化环境。
一般未受到人类活动的干扰、与外界交换良好的天然水域，均为处于氧化状态的水环境。
反之，则属还原性环境。
如果池塘采用过高放苗密度和高投饵量的养殖方法，同时又不能充分地增氧与适时地排出污物，必将使池水溶解氧含量降低到极低值，特别是处于高温季节的池塘底层水可能转化为还原性环境；此外，含丰富有机质的沼泽水、地下水以及封闭或半闭的海湾底层等水域，也常呈还原状态。
在含溶解氧丰富的氧化水环境与缺氧的还原水环境中，常见变价元素的主要存在形态列于表5-1。
由表5-1可知，变价元素可同时以多种价态形式存在于水环境中，但在不同的水环境中，其主要的存在价态形式不同。
如氮元素，在富含溶氧水的氧化环境中，主要以最高价（5+）的NO-3形态存在，即其含量最高；在溶氧量极低、甚至缺氧的还原性水环境中，NH4+(NH3)的含量较高，即氮以最低价（3-）的NH3(NH4+)为主要存在形态，NO-3含量很低，甚至可能无法检出。
天然水是一种极为复杂的氧化还原体系，其中同时存有多种处于氧化态与还原态的物质，如随雨水、河水等流入天然水域的风化壳、土壤和沉积物中的矿物质均为氧化态。
来源于火成岩风化产物的矿物质在其形成时，所含有的成分均被完全氧化，因此这些成分中的元素存在形态也多为氧化态。
水中也有一些元素主要以还原态存在，如海水中的氯、溴元素主要以低价的Cl-、Br-形态存在。
但天然水域中的多数无机物通常以氧化态形式存在。
天然水环境中的有机物主要来源于绿色植物与淋洗土壤的雨水，但在养殖池水中，情况则复杂得多，残饵与生物的粪便、尸体等代谢产物则是水中有机物的重要来源。
第五章--氧化还原反应和电位要点
3．离子−电子法配平的关键：(1) 每个半反应两 边的电荷数与电子数的代数和相等；(2)原子数 相等；(3)正确添加介质。
氧化值法不仅适用于在水溶液中进行 的反应，而且适用于在非水溶液和高 温下进行的反应；离子−电子法仅适用 于在水溶液中进行的反应。
第二节 原电池和电极电位
一、原电池 (一)、原电池的概念 图5−1原电池结构示意图
将两个电极组合起来就可构成一个原电池，原电池 的装置可用简易的化学式和符号来表示。如
MnO4− + 8H+ + 5Fe2+
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
其原电池的电池组成式为
(−)Pt∣Fe2+(c1) ， Fe3+(c2) Mn2+(c5) ∣Pt(+)；
Pt为辅助电极。
‖MnO4−
红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
第一节 氧化还原反应
一、氧化值 为表示各元素在化合物中所处的化合状态，
无机化学中引进了氧化值的概念，氧化值又 称为氧化数。1970年纯粹和应用化学国际联 合会（International Union of Pure and Applied Chemistry , 缩写为IUPAC）。
电池电动势Eθ＞0（即φθ＋＞φθ−），则反应按给 定的方向正向进行；若Eθ＜0（即φθ＋＜φθ−），
反应按给定的方向逆向进行。
4. 选择适当的氧化剂、还原剂。 5. 判断溶液中离子的共存性。
第三节 能斯特方程式
一、能斯特方程式
在aOx +neb
Red ：
(Ox/Red)
θ (Ox/Red)
(二)、沉淀的生成对电极电位的影响
无机化学 氧化还原反应
图5-1原电池
二、原电池的表达式
1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用“，” 分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
（1）写出化学反应方程式 （2）确定有关元素氧化态升高及降低的数值 （3）确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。 找出氧化剂、还原剂的系数。 （4）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例1 ： HClO3+ P4 HCl+ H3PO4 Cl5+ Cl–
P4 4PO43–
氧化数降低 6
4
Sn 2
0.15 0.72
3
Fe 2
E 根据 > 0，反应正向自发进行
三、电对的电极电势 1.电极电位的形成 （见P105图）
金属晶体组成：是由金属原子、 金属离子和一定数量的自由电子。
M(s）
Mn+ (aq）+ n e
金属离子进入溶液中，金属带多余的负电荷。 金属离子回到金属表面，带正电荷。
电极电势：金属与其盐溶液间的电势差就是该金属的电极电势。 （其绝对值不可知）
例 4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应方
程式 解：第一步:MnO4–+SO32–+ H+ Mn2+ + SO42– 第二步: 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 第三步:配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ (1) MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O (2) 第四步: (1)×5+(2)×2
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳1.氧化还原反应的本质：有电子的转移（包括电子的得失或者电子的偏移）2.氧化还原反应的判断依据：有元素化合价的升降3.置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，分解和化合反应即可能是氧化还原反应也可能不是氧化还原反应（如果有单质参与的分解和化合反应就一定是氧化还原反应）4.氧化剂得电子化合价降低被还原，发生还原反应，得到还原产物还原剂失电子化合价升高被氧化，发生氧化反应，得到氧化产物5.氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
最高价态的元素表现氧化性，最低价态的元素表现还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
如0价铁单质，二价铁和三价铁。
6.常见的氧化剂有氧气、氯气、溴单质、碘单质、高锰酸钾、浓硫酸、硝酸等，常见的还原剂有活泼金属单质如镁、铝、铁等以及C、H2、CO等7.氧化性、还原性的强弱比较一、根据氧化还原反应方程式找到氧化剂还原剂氧化产物还原产物，然后根据氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性来进行判断二、根据金属活动顺序表，从左到右金属性逐渐减弱即还原性逐渐减弱，则对应的阳离子的氧化性逐渐增强。
根据F2 CL2Br2I2S的顺序其非金属性逐渐减弱，则其单质氧化性逐渐减弱，对应的阴离子的还原性逐渐增强三、根据氧化还原反应程度的大小判断同一物质，被氧化的程度越大（化合价变化越大），氧化剂的氧化性越强。
四、根据反应的条件及反应的剧烈程度反应条件越容易或反应得越剧烈则性质越强8.氧化还原反应中：得电子数=失电子数=电子转移数=化合价的差值×变价后的原子个数9.氧化还原反应的基本规律一．守恒规律：原子个数守恒即反应前后原子个数不变电子守恒：得电子数=失电子数=电子转移数=化合价的差值×变价后的原子个数（即化合价的升高总数=化合价的降低总数）二．价态规律：最高价态的元素表现氧化性，最低价态的元素表现还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性三．归中规律：同种元素不同价态之间发生反应，元素化合价只靠近不交叉。
第五章 氧化还原反应
医药上用于消毒杀菌，清洗伤口
2、高锰酸钾(KMnO4)
医药上常用其稀释液作外用消毒剂
3、硫代硫酸钠( Na2S2O3) 医药上可用于治疗慢性麻疹或用解毒剂
化合价升高， 被氧化
练习1
Cl2 + H2O = HCl
化合价降低， 被还原
0
＋1 －2
＋1 －1
+ H Cl O
＋1 ＋1 －2
氯气是还原剂 也是氧化剂
物质所含元素 化合价升高 的 反应 是 氧化反应 所含元素 化合价升高 的 物质 是 还原剂 物质所含元素 化合价降低 的 反应 是 还原反应 所含元素 化合价降低 的 物质 是 氧化剂
CuO + H2 = Cu + H2O
0
0
＋1 －2
（氧化剂）（还原剂） 化合价升高， 被氧化
物质所含元素 化合价升高 的 反应 是 氧化反应 所含元素 化合价升高 的 物质 是 还原剂 物质所含元素 化合价降低 的 反应 是 还原反应 所含元素 化合价降低 的 物质 是 氧化剂
从化合价升降观点分析氧化还原反应
练习３：
分析化合价变化的情况，说明反应中的
电子得失。
0 +1 +2 0
Mg + 2HCl = MgCl2 +H2
镁元素的化合价由 0 升高至 +2 失去 2e
（一个镁原子失去两个电子） 氢元素的化合价由 +1 降低至 0
得到 2 * e
（一个氢原子得到一个电子， 有两个氢原子，共得到两个电子）
学会比较，学会总结
元素化合价和电子得失的关系
化合价升高，被氧化
离子化合物：
+1 －1
第五章 氧化还原反应和电位要点
3．离子−电子法配平的关键：(1) 每个半反应两 边的电荷数与电子数的代数和相等；(2)原子数 相等；(3)正确添加介质。
氧化值法不仅适用于在水溶液中进行
的反应，而且适用于在非水溶液和高 温下进行的反应；离子−电子法仅适用 于在水溶液中进行的反应。
第二节 原电池和电极电位
一、原电池 (一)、原电池的概念 图5−1原电池结构示意图
氧化还原半反应的通式为
氧化态 + ne−
或 Ox + ne−
还原态
Red
式中： n 为半反应中电子转移的数目，氧化态 应包括氧化剂及其相关介质，还原态应包括还原 剂及其相关介质。如半反应
Cr2O72−+14H++6e−
2Cr3++7H2O
式中电子转移数为6，氧化态为Cr2O72−和H+， 还原态为Cr3+ (H2O是溶剂不包括在内)。
第一节 氧化还原反应
一、氧化值 为表示各元素在化合物中所处的化合状态， 无机化学中引进了氧化值的概念，氧化值又 称为氧化数。 1970 年纯粹和应用化学国际联 合会（International Union of Pure and Applied Chemistry , 缩写为IUPAC）。
定义是：氧化值是某元素一个原子的荷电数，
例5-7 计算298.15K时， Zn∣Zn2+（0.01mo1· L−1） 的电极电势。 解：查表得φθ（Zn2+/Zn）= −0.762V 根据能斯特方程 φ(Zn2+/Zn) = φθ(Zn2+/Zn) +lg[c(Zn2+)/cθ] =−0.762V+lg0.01=−0.821V
大学化学 第五章 氧化还原反应
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§5.4 电极电势的应用
一、 计算原电池的电动势
E 或 E
二、 表示氧化还原能力的相对强弱
越大，其电对中氧化型物质的氧化性越强。 越小，其电对中还原型物质的还原性越强。
例：电对 MnO4-/Mn2+ Br2/Br-
φ
1.51 1.068
Cu2+/Cu 0.342
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学习要求
1.掌握氧化还原反应的基本概念
2.掌握离子－电子法配平氧化还原方程式
3.理解电极电势的概念
4.掌握能斯特公式并进行有关的计算，学
会用电极电势判断氧化还原反应的方向、 次序及选择氧化剂和还原剂
5.掌握原电池电动势、吉布斯自由能变、 平衡常数及容度积常数的关系及应用
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2. 标准电极电势和标准氢电极
(1) 标准电极电势
标准状态下的电极电势。用 表示。
所谓标准状态是指组成电极的物质，气体 的分压为100KPa，离子浓度为1mol·L-1。
标准电池电动势用E 表示，根据物 理学可知：
E
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(2) 标准氢电极 电极构成：
电极符号：Pt,H2(100KPa)∣H+(1mol·L-1)
298K时
0.0592 z
lg
[Ox]a [Red]b
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说明：
⑴ 溶液中离子代入相对浓度，气体带入相对
分压； 2H+ + 2e
《氧化还原反应》 知识清单
《氧化还原反应》知识清单一、氧化还原反应的基本概念1、氧化反应和还原反应氧化反应是指物质失去电子（化合价升高）的反应；还原反应则是物质得到电子（化合价降低）的反应。
在一个化学反应中，氧化反应和还原反应总是同时发生的。
2、氧化剂和还原剂氧化剂是在反应中得到电子（化合价降低）的物质，具有氧化性，能使其他物质发生氧化反应；还原剂是在反应中失去电子（化合价升高）的物质，具有还原性，能使其他物质发生还原反应。
3、氧化产物和还原产物氧化产物是由还原剂被氧化而得到的产物；还原产物是由氧化剂被还原而得到的产物。
例如，在反应 2H₂＋ O₂＝ 2H₂O 中，氢气（H₂）失去电子，化合价升高，发生氧化反应，氢气是还原剂，水（H₂O）是氧化产物；氧气（O₂）得到电子，化合价降低，发生还原反应，氧气是氧化剂，水（H₂O）也是还原产物。
二、氧化还原反应的特征和实质1、特征氧化还原反应的特征是元素化合价的升降。
通过观察化学反应中元素化合价的变化，可以判断一个反应是否为氧化还原反应。
2、实质氧化还原反应的实质是电子的转移（得失或偏移）。
电子转移导致了化合价的升降，从而表现出氧化还原反应的各种特征。
三、氧化还原反应中电子转移的表示方法1、双线桥法用双线桥法表示电子转移时，要分别从氧化剂指向还原产物，从还原剂指向氧化产物，在线桥上标明电子的得失以及数目。
例如，对于反应 2KClO₃＝ 2KCl ＋ 3O₂↑，双线桥法表示为：“从 KClO₃中的氯元素指向 KCl 中的氯元素，线上标‘得 6e⁻’；从KClO₃中的氧元素指向 O₂中的氧元素，线上标‘失 6e⁻’。
”2、单线桥法单线桥法是用一条线从还原剂指向氧化剂，在线桥上标明电子转移的数目。
比如，上述反应用单线桥法表示为：“从 KClO₃中的氧元素指向氯元素，线上标‘6e⁻’。
”四、常见的氧化剂和还原剂1、常见的氧化剂（1）活泼的非金属单质，如氧气（O₂）、氯气（Cl₂）等。
（2）含高价态元素的化合物，如高锰酸钾（KMnO₄）、硝酸（HNO₃）等。
氧化还原反应知识点归纳
氧化还原反应知识点归纳（氧化还原反应中的概念与规律；氧化还原反应的表示方法及配平。
）氧化还原反应中的概念与规律:一、五对概念在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。
它们的名称和相互关系是：二、五条规律1、表现性质规律同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
2、性质强弱规律3、反应先后规律在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。
例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+4、价态归中规律含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。
5、电子守恒规律在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
三．物质氧化性或还原性强弱的比较:（1）由元素的金属性或非金属性比较<1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱（2）由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。
如：前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。
同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如，根据铁被氧化程度的不同，可判断氧化性：。
同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物（5）根据元素周期律进行比较一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。
氧化还原知识点归纳总结
氧化还原知识点归纳总结1.了解氧化还原反应的本质是电子转移；2. 能正确理解氧化还原反应的概念及概念间的相互关系；3.能用单、双线桥正确表示氧化还原反应中电子转移的方向和数目；4.能正确判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
5.掌握氧化还原反应方程式的配平方法和技巧；6.灵活运用电子转移守恒法进行氧化还原反应的相关计算。
一、氧化还原反应的相关概念 1．本质和特征2．有关概念及其相互关系例如：反应4HCl(浓)＋MnO 2=====△MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 中，氧化剂是MnO 2，氧化产物是Cl 2，还原剂是HCl ，还原产物是MnCl 2；生成1 mol Cl 2时转移电子的物质的量为2_mol ，被氧化的HCl 的物质的量是2_mol 。
3．氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1)双线桥法请标出Cu 与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：(2)单线桥法请标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：4．常见的氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。
如：(2)常见还原剂常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
如：(3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性具有中间价态的物质氧化产物还原产物Fe2＋Fe3＋FeSO2－3SO2－4SH2O2O2H2O其中：Fe2＋、SO2－322二、物质氧化性、还原性强弱的比较1．氧化性、还原性的判断(1)氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。
(2)氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。
如：Na －e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
(3)从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl－、S2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2＋、S、Cl2等。
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不同的电极产生的电势不同，将两个不同的电极 组成原电池时，原电池两极间就必然存在电势差， 从而产生电流，整个原电池的最大电势差即原电
池的电动势E= (+)- (-)
12
2、标准电极电势和标准氢电极
1）标准电极电势:
在指定温度下(298K)，金属同金 属离子浓度为1mol/L的溶液所产
3
例： KClO3和FeSO4在酸性介质中反应生成 KCl和Fe2(SO4)3，配平该氧化还原方程式。 KClO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4 = KCl + 3Fe2(SO4)3 + 3H2O
总之：酸中加H+和H2O；碱中加OH-和H2O； 中性溶液，左加水，右加H+或OH-
4
5-3 电极电势
5.3.1 原电池
Zn 2e Zn2 （－） e
（+）Cu 2 2e Cu e
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
5
这种使化学能变为电能的装置叫做原电池。6
常用电池符号来表示电池，Cu2++Zn=Zn2++Cu
（–）Zn | ZnSO4(c1) CuSO4(ｃ2) | Cu（+）
书写原电池符号的规则：
生的电势。以θ (fai )表示
2）标准氢电极
a(H+)=1mol·L-1
P(H2)=100kPa
电极反应：
H2
2H++2е-
θ(H+/H2)=0.00V
13
电极电势的测定
+
-
EMF= (Cu2+/Cu) (H+/H2) = 0.34V
(Cu2+/Cu) = 0.34V
14
-
+
EMF= (H+/H2) (Zn2+/Zn) = 0.76V
第五章 氧化还原反应
5-1 氧化还原反应的基本概念 5-2 氧化还原方程式配平 5-3 电极电势 5-4 电极电势的应用 5-5 元素电势图及其应用
1
5-1 基本概念
5.1.1 基本概念 氧化、还原、氧化剂、还原剂 还原产物、氧化产物、半反应
5.1.2 氧化数 氧化数：是指某元素的一个原子的表观电荷数 确定氧化数的规则
解： 正 极 Cl2 2e 负 极 Fe2 e
2Cl Fe3
() Pt Fe2 1.0mol L1 , Fe3 0.1mol L1
‖ Cl 2.0mol L1 Cl2 101325Pa ，Pt ()
8
氧化还原电对
半反应中（Cu2++2е-→Cu），同一元素的不同氧化态 物质可构成氧化还原电对。 电对中高氧化态物质称氧化型，低氧化态物质称还原型。
力，其大小与物质的量无关，与电极反应的写法
也无关
Zn2+ +2e
Zn
Zn
Zn2+ +2e
c、酸表：如 MnO4- + 8H+ + 5 e ⇌ Mn2+ +H2O； 碱表：如 O2 + 2H2O +4 e ⇌ 4OH-； 与酸碱性无关的，查酸表。
17
5.3.3 Nernst方程式
1、表达式
电极反应：x氧化态 Ze y 还原态
2.303RT a y (还原态) ZF lg a x (氧化态)
18
（1）电极反应中，若某一物质是纯固体或纯液体则
不列入方程式中
I2 (s) + 2e 2I-
0.0592 lg {C（I ) / C }2
2
1
0.0592 lgC（2 I ) 2
（2） 若是气体B则用PB/Pθ表示
电对通式：氧化型/还原型 说明：氧化型或还原型物质必须是能稳定存在的。
MnO4-/MnO2(√)
MnO4-/Mn4+(×)
9
5.3.2 电极电势
1、电极电势的产生 活泼金属M
(a)金属M表面构成晶格的金属 离子Mn+受到极性水分子的吸 引，有在金属M上留下电子而 自身以水合离子Mn+(aq)的形 式进入溶液的倾向。金属带负 电,溶液带正电。
，或
a a
x y
Mn+稀 (a) 溶解＞沉积
金属越活泼，溶液越稀，这种 倾向越大。
10
不活泼金属M
(b)盐溶液中的Mn+(aq)又有 一种从金属M表面获得电 子而沉积在金属表面上的 倾向，而使金属带正电,溶 液带负电.
金属越不活泼，溶液越浓， 这种倾向越大。
Mn+浓 (b) 沉积＞溶解
11
两种倾向在一定条件下达到暂时的平衡，这时 在金属和盐溶液之间就产生了电势差，这个电 势差叫做金属的电极电势。
⑴ 负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐 桥用“ ”表示。 ⑵ 半电池中两相界面用“|”分开，同相不同 物种用“,”分开，溶液、气体要注明ci，pi 。
7
例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示
2Fe2 1.0mol L1 Cl2 101325Pa 2Fe3 0.1mol L1 2Cl 2.0mol L1
注意：氧化数可为整数，也可是分数或小数
2
5-2 氧化还原方程式配平——离子电子法
配平原则：电荷守恒、质量守恒 配平步骤： （1）以离子的形式表示出反应物和产物 （2）把一个氧化还原反应分成两个半反应 （3）分别配平两个半反应式使电荷守恒、质量守恒 （4）将两个半反应式各乘以适当的系数，使得失电子总 数相等，然后合并，得到一个配平的氧化还原方程式
2H+ (aq) + 2e H2 (g)
0.0592 2
lg
P(H2 ) / P {c(H ) / C }2
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(3) 若在电极反应中除氧化态、还原态物质外,还有
参加电极反应的其它物质(如H+, OH-)，则应把这些
物质的浓度(活度)也表示在方程式中
例：MnO
4
8H
5e
Mn 2
4H 2O
MnO
4
/Mn
2
MnO
4
/Mn
2
0.0592 lg
5
c
c
ห้องสมุดไป่ตู้
MnO
4
Mn 2 / c / c [c H
/ c ]
20
2、影响电极电势的因素
1） 浓度或分压
电极反应：x 氧化型 Ze y还原态
2.303RT ZF
lg
ax (还原态) a y (氧化态)
a
氧化态
，a 还原态
(Zn2+/Zn) = - 0.76V
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注意
a、高高低低法则：高电势的高价态氧化能力强 低电势的低价态还原能力强
例： θ (MnO4-/Mn2+)=1.49V
θ (Cr2O72-/Cr3+)=1.33V
氧化能力： MnO4- > Cr2O72还原能力： Cr3+ > Mn2+
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b、标准电极电势的数值反映物质的得失电子能