无机化学课件氧化还原反应电化学基础
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氧化还原反应与电化学课件
氧化还原反应与电化学课件第一部分：氧化还原反应基础氧化还原反应，又称为化学电子转移反应，是化学反应中普遍存在的一种类型。
在氧化还原反应中，物质的氧化态或还原态发生变化，其中一个物质将电子转移给另一个物质。
这种电子转移过程导致原子或离子的氧化态发生改变，因此称为氧化还原反应。
1.1 氧化还原反应的基本概念在氧化还原反应中，我们需要关注两个重要的概念：氧化和还原。
- 氧化：物质失去电子，氧化态增大。
- 还原：物质获得电子，氧化态减小。
1.2 氧化还原反应的示例举例来说，我们可以观察以下氧化还原反应:Cu + 2Ag+ -> Cu2+ + 2Ag在这个反应中，Cu从0价氧化态变为+2价氧化态，被氧化，而Ag+离子从+1价还原态变为0价还原态，被还原。
在这个反应中，Cu失去了电子，被氧化，而Ag+获得了电子，被还原。
第二部分：电化学基础2.1 电化学的概念电化学是研究化学反应和电流之间相互转化的科学。
它研究物质在电化学过程中的氧化还原反应以及与之相关的电流和电势。
2.2 电化学的应用电化学在我们的日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
- 电解池中的电化学过程被应用于电镀、电解和电池等行业。
- 电化学还应用于环境保护，例如电化学处理废水和废气等。
- 电化学还在药物研发和分析仪器等领域有着重要的应用。
第三部分：电池和电解池3.1 电池的概念和分类电池是一种将化学能转化为电能的装置。
根据电池内部反应的性质，电池可以分为干电池和液电池两种类型。
3.2 电解池的概念电解池是一种在外部电流的作用下，将电能转化为化学能的装置。
它是电池的反向过程。
第四部分：课件设计4.1 课件设计的重要性课件设计是教学中不可或缺的一部分。
通过合理的课件设计，可以更好地呈现和组织知识内容，提高学生对氧化还原反应和电化学的理解程度。
4.2 课件设计的要点在氧化还原反应与电化学课件的设计中，应注意以下要点：- 简洁明了的页面布局，避免信息过载。
大学无机化学-第七章-氧化还原反应-电化学基础-课件
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 ④ 确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍
数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的 系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合 并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。 有时根据需要可将其改为分子方程式。
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
例 4 配平方程式
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l) + KOH
K2CrO4 + KBr
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l)
电极组成：Pt , Cl2(p) | Cl- (a)
电极反应： Cl2 + 2e
2Cl-
无机化学
§7.2 电化学电池
3. 金属-金属难溶盐-阴离子电极
将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，然后浸 入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成的电极
电极组成：Ag ,AgCl(s)| Cl- (a) 电极反应：AgCl + e Ag + Cl电极组成：Hg ,Hg2Cl2(s)| Cl- (a) 电极反应：Hg2Cl2+2e 2Hg +2Cl-
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
2-2 半反应法（离子—电子法） 配平原则 （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
种元素的原子总数各自相等且电荷数相等 ④ 确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍
数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的 系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合 并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。 有时根据需要可将其改为分子方程式。
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
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§7.1 氧化还原反应的基本概念
例 4 配平方程式
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l) + KOH
K2CrO4 + KBr
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l)
电极组成：Pt , Cl2(p) | Cl- (a)
电极反应： Cl2 + 2e
2Cl-
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§7.2 电化学电池
3. 金属-金属难溶盐-阴离子电极
将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，然后浸 入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成的电极
电极组成：Ag ,AgCl(s)| Cl- (a) 电极反应：AgCl + e Ag + Cl电极组成：Hg ,Hg2Cl2(s)| Cl- (a) 电极反应：Hg2Cl2+2e 2Hg +2Cl-
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
2-2 半反应法（离子—电子法） 配平原则 （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
《无机化学》第五章 氧化还原反应和电化学基础
二、氧化还原反应方程式的配平
1. 氧化值法
配平原则：氧化剂中元素氧化值降低的总数等 于还原剂中元素氧化值升高的总数。
配平步骤： （1）写出反应方程式，标出氧化值有变化 的元素，求元素氧化值的变化值。
（2）根据元素氧化值升高总数和降低总数相等 的原则，调整系数，使氧化值变化数相等。
（3）用观察法使方程式两边的各种原子总数相 等。
酸表。
（4）E是电极处于平衡状态时表现出来的特
征，与反应速率无关。
（5）E仅适用于水溶液。
5.饱和甘汞电极：
Hg | Hg2Cl2(s) |KCl (饱和)
Hg2Cl2 (s) + 2e
2Hg(l) +2Cl-
E (Hg2Cl2/Hg)=0.245V
三、 影响电极电势的因素
1.影响 因素
(1)电极的本性：即电对中氧化型或还 原型物质的本性。
还原型：在电极反应中同一元素低氧化值的物质。）
电对：氧化型/还原型
例：MnO2 +4H+ + 2e
Mn2+ +2H2O
电对：MnO2 / Mn2+
（2）E与电极反应中的化学计量系数无关。
例：Cl2 + 2e 1/2Cl2 + e
2Cl- E(Cl2/Cl-)=1.358V Cl-
（3）电极反应中有OH- 时查碱表，其余状况查
（3）分别配平两个半反应，使等号两边的原子 数和电荷数相等。
（4）根据得失电子数相等的原则，给两个半 反应乘以相应的系数，然后合并成配平的离子 方程式。
（5）将离子方程式写成分子方程式。
离子电子法配平时涉及氧原子数的增加和减 少的法则：
大学无机化学课件氧化-还原
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。
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。
无机化学第11章 电化学基础
正极：Cu2+ + 2e- → Cu
二、半电池/原电池符号、电极的分类
• 原则上，任何氧化还原半反应都可以设计成半 电池。 • 两个半电池连通，都可以形成原电池。 • 原电池符号： 习惯上把负极写在左边，正极写在右边，其中 “︱”表示两相界面，“‖”表示盐桥，c表示 溶液的浓度。
(-) Zn ︱ ZnSO4(c1) ‖ CuSO4(c2) ︱Cu (+)
五、能斯特方程
∵△rGm= -nFE ； △rGm= -nFE 非标准态下： △rGm= △rGm+RTlnJ ∴-nFE= -nFE +RTlnJ 对氧化还原反应:
RT EE ln J nF
能斯特方程
对电极反应:
RT [还原型] RT [氧化型] ln 或 ln nF [氧化型] nF [还原型]
活泼金属或浓度小
金属溶解的趋势小于 离子沉积的趋势，达 平衡时金属表面带正 电荷，靠近金属附近 溶液带负电荷。 Cu2++2eCu(s)
在原电池中做正极
不活泼金属 或浓度大
金属的平衡电极电势
• 产生在金属与其盐溶液之间的电势差称为 该金属的平衡电极电势（） • 电势差不仅取决于金属本性，而且与盐溶 液浓度、温度等因素有关 • 原电池，两极之间的电势差称为电动势（E） • 电动势 E = 正 - 负
例: 将下列氧化还原反应设计成原电池, 并写出它 的原电池符号。
2Fe2+(1.0mol/L)+Cl2(101325Pa) →2Fe3+(0.10mol/L)+2Cl-(2.0mol/L)
负极: Fe2+-e-=Fe3+
正极: Cl2+2e- =2Cl原电池符号:
第九章 氧化还原反应和电化学基础
氧化还原反应和电化 学基础
无机化学
第九章 氧化还原反应和电化学基础
1 氧化还原反应方程式的配平
2 电极电势
3 电解及其应用
4 金属的腐蚀与防腐
无机化学
第一节 氧化还原反应方程式的配平
1
氧化数法
2
离子-电子法
无机化学
一、氧化数法
1.氧化数
①离子化合物中，元素的氧化数等于相应的离子电荷数。
②共价化合物中，将共用电子对看作归电负性较大的元 素的原子单独所有，再比照离子化合物确定氧化数。 ③复杂离子中，各元素原子氧化数的代数和等于离子电 荷数。分子中各元素原子氧化数的代数和为零。
相等； ②原子守恒 ③电子守恒
无机化学
二、离子-电子法
2.配平方法
①将反应式中主要反应物、生成物改写成离子符号
②将上述反应分解成两个半反应 ③分别配平两个半反应，使每个半反应两边的各元素 原子数目及电荷数目分别相等。 ④根据得、失电子总数相等的原则，将两个半反应合
并为一个配平的离子反应。
⑤补入合适的阴、阳离子，把离子方程式改成分子方 程式。
无机化学
二、金属的防腐
1.制成耐腐蚀合金
2.隔离法
3.化学处理法 （1）钢铁发蓝 （2）钢铁磷化 4.电化学保护法
5.使用缓蚀剂
无机化学
Thank you
无机化学
3.判断氧化还原反应进行的次序
无机化学
第三节 电解及其应用
1
电解
2
电解的应用
无机化学
一、电解
1.电解原理
无机化学
一、电解
无机化学
一、电解
2.放电次序
无机化学
二、电解的应用
1.电化学工业
无机化学
第九章 氧化还原反应和电化学基础
1 氧化还原反应方程式的配平
2 电极电势
3 电解及其应用
4 金属的腐蚀与防腐
无机化学
第一节 氧化还原反应方程式的配平
1
氧化数法
2
离子-电子法
无机化学
一、氧化数法
1.氧化数
①离子化合物中，元素的氧化数等于相应的离子电荷数。
②共价化合物中，将共用电子对看作归电负性较大的元 素的原子单独所有，再比照离子化合物确定氧化数。 ③复杂离子中，各元素原子氧化数的代数和等于离子电 荷数。分子中各元素原子氧化数的代数和为零。
相等； ②原子守恒 ③电子守恒
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二、离子-电子法
2.配平方法
①将反应式中主要反应物、生成物改写成离子符号
②将上述反应分解成两个半反应 ③分别配平两个半反应，使每个半反应两边的各元素 原子数目及电荷数目分别相等。 ④根据得、失电子总数相等的原则，将两个半反应合
并为一个配平的离子反应。
⑤补入合适的阴、阳离子，把离子方程式改成分子方 程式。
无机化学
二、金属的防腐
1.制成耐腐蚀合金
2.隔离法
3.化学处理法 （1）钢铁发蓝 （2）钢铁磷化 4.电化学保护法
5.使用缓蚀剂
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3.判断氧化还原反应进行的次序
无机化学
第三节 电解及其应用
1
电解
2
电解的应用
无机化学
一、电解
1.电解原理
无机化学
一、电解
无机化学
一、电解
2.放电次序
无机化学
二、电解的应用
1.电化学工业
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。
氧化还原反应 大学无机化学ppt课件
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。
在有气体参加的电池中还要表明气体的压力，溶液要表明浓度
原电池
给出电子的电极为负极 （发生氧化反应 ） 接受电子的电极为正极 （发生还原反应 ）
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。
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
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
从金属活泼性的角度来说, Eθ (Zn2+/Zn) = -0.763 V 意味着什么?
(3) 取出盐桥，检流计指针回至零点; 放入盐桥，指针又发 生偏转，说明盐桥起了使整个装置构成通路的作用。
在整个装置的电流回路中，溶液中的电流通路是靠离子迁 移完成的。
上述装置中所进行的总反应是: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
但这种氧化还原反应的两个半反应分别在两处进行，一 处进行还原剂的氧化，另一处进行氧化剂的还原。电子不是 直接从还原剂转移给氧化剂，而是通过外电路进行转移。电 子进行有规则的定向流动，从而产生了电流，实现了由化学 能到电能的转化。
❖ 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。
在有气体参加的电池中还要表明气体的压力，溶液要表明浓度
原电池
给出电子的电极为负极 （发生氧化反应 ） 接受电子的电极为正极 （发生还原反应 ）
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。
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
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
从金属活泼性的角度来说, Eθ (Zn2+/Zn) = -0.763 V 意味着什么?
(3) 取出盐桥，检流计指针回至零点; 放入盐桥，指针又发 生偏转，说明盐桥起了使整个装置构成通路的作用。
在整个装置的电流回路中，溶液中的电流通路是靠离子迁 移完成的。
上述装置中所进行的总反应是: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
但这种氧化还原反应的两个半反应分别在两处进行，一 处进行还原剂的氧化，另一处进行氧化剂的还原。电子不是 直接从还原剂转移给氧化剂，而是通过外电路进行转移。电 子进行有规则的定向流动，从而产生了电流，实现了由化学 能到电能的转化。
第七章氧化还原反应 电化学基础PPT课件
19
Volta电池的构造
Cu-Zn原电池装置
20
负极 (电子流出 )：Zn 2e Zn2+ 氧化反应 正极 (电子流入 )：Cu2+ + 2e Cu 还原反应 电池反应： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
氧化型 + Ze 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
3
一、氧化值（数）
Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu
得失电子
H2(g）+ Cl2（g） 2HCl（g） 电子偏移
氧化数：是指某元素的一个原子的荷电
数，该荷电数是假定把每一化学键中的电
子指定给电负性更大的原子而求得的。
4
确定氧化数的规则
⑴ 离子型化合物中，元素的氧化数等 于该离子所带的电荷数 。
13
例：配平反应方程式
KMnO4+K2SO3 酸性溶液MnSO4+K2SO4
14
（1）
MnO4
+
SO
2 3
SO
2 4
+ Mn2+
（2） MnO4 + 8H + + 5e Mn2+ + 4H 2O ①
SO
2 3
+
H2O
SO
2 4
+
2H +
+
2e
②
(3) ①×2+②×5得
2MnO
4
+ 16H +
例：配平方程式
Ca3
(PO4
) 2
+
Volta电池的构造
Cu-Zn原电池装置
20
负极 (电子流出 )：Zn 2e Zn2+ 氧化反应 正极 (电子流入 )：Cu2+ + 2e Cu 还原反应 电池反应： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
氧化型 + Ze 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
3
一、氧化值（数）
Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu
得失电子
H2(g）+ Cl2（g） 2HCl（g） 电子偏移
氧化数：是指某元素的一个原子的荷电
数，该荷电数是假定把每一化学键中的电
子指定给电负性更大的原子而求得的。
4
确定氧化数的规则
⑴ 离子型化合物中，元素的氧化数等 于该离子所带的电荷数 。
13
例：配平反应方程式
KMnO4+K2SO3 酸性溶液MnSO4+K2SO4
14
（1）
MnO4
+
SO
2 3
SO
2 4
+ Mn2+
（2） MnO4 + 8H + + 5e Mn2+ + 4H 2O ①
SO
2 3
+
H2O
SO
2 4
+
2H +
+
2e
②
(3) ①×2+②×5得
2MnO
4
+ 16H +
例：配平方程式
Ca3
(PO4
) 2
+
基础化学-第九章-氧化还原平衡及电化学基础-课件PPT
二、电极的还原电势：电极电势
1、还原电势：对于一个电极反应，若写成还原反 应的形式，则电极的还原电势就表示元素或离子 得到电子而被还原的趋势。
Cl2 + 2e
2Cl-
Cl2 / Cl
2、标准还原电势：在标准状态的还原电势。
Cl2 /Cl
E
3、标准还原电势的确定 1953年国际纯粹和应用化学联合会（IUPAC）建议：
×2 ×5
2MnO4- +5SO32- +6H+=2Mn2++5SO42- +3H2O
（5）加上原来未参与氧化还原的离子，写成分子方程式：
2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4= 2MnSO4+6K2SO4+3H2O
• 离子电子法能反映出水溶液中反应的实质，特别 对有介质参加的复杂反应配平比较方便。但该法 仅适用于配平水溶液中的反应。此法不仅有助于 书写半反应式，而且对根据反应设计电池，书写 电极反应及电化学计算都是很有帮助的。
(0.1588)
(0.3596)
0.2038V
正极：Pb2++2e=Pb ;负极：Pb+SO42- = PbSO4 +2e 电池反应：Pb2++SO42- = PbSO4
-)Pb︱PbSO4(s) ︱SO42-(1.0mol/L) ‖Pb2+(0.1mol/L) ︱Pb(s)(+
3、判断氧化还原反应进行的方向
三、氧化还原反应方程式的配平
2.离子-电子法：即半反应法（适用于水溶液中， 或使用介质的复杂反应）
无机化学 课件 大连理工 高教 第七章 氧化还原反应 电化学基础
7.3 电极电势
四、标准电极电势
E(Cu2+/Cu)
(－)PtH2( 105Pa)H+(1mol· dm-3)Cu2+ (1mol· dm-3)Cu (+) EMF = 0.34V E(Cu2+/Cu)= 0.34V (－) Zn Zn2+(1mol· dm-3) Cu2+ (1mol· dm-3)Cu (+)
(4) 溶液需标出浓度,气体需标出压力
理论上，任何氧化还原反应都可以设计为原电池。
例:将下列氧化还原反应设计成原电池,写出它的电池符号 (1) Cu2+ + H2 = Cu + 2H+
(2) Fe3+ + Ag + Cl- = AgCl +Fe2+
解: (1) 电极反应: (-) H2 = 2H+ + 2e (氧化反应) (+) Cu2+ + 2e = Cu (还原反应) 电池符号:
EMF = 0.34-(-0.76)=1.1V
§ 7.4
电极电势的应用
7.4.1 判断氧化剂、还原剂的相对强弱 7.4.2 判断氧化还原反应进行的方向 7.4.3 确定氧化还原反应进行的限度
§ 7.4
电极电势的应用
7.4.1 判断氧化剂、还原剂的相对强弱 Eθ 小的电对对应的还原型物质还原性强；Eθ 大的电对对应的氧化型物质氧化性强。 例. 在标准条件下有三个电对: I2/I-,Fe3+ /Fe2+,Sn4+/Sn2+
试将其中的氧化剂和还原剂均按由强到弱的次序排列.
Sn4+(aq) ꨓV
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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。
④确定两半反应方程式得、失电子数目 的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项 分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相 同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧 化还原反应的离子方程式。有时根据需要可 将其改为分子方程式。
H2(g) + Cl2 (g) 2HCl (g)
电子偏移
氧化值：是指某元素的一个原子的荷电
数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子 指定给电负性更大的原子而求得的。
确定氧化值的规则： ①单质中，元素的氧化值为零。 ②在单原子离子中，元素的氧化值等于
该离子所带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；
氧化型 + Z e - 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
电极 金属导体如 Cu、Zn 惰性导体如 Pt、石墨棒
原电池符号(电池图示)：
( ) Z Z 2 ( nn 1.L 0 1 ) m C 2 (u o 1l.L 0 1 )C m ( ) u o
解： Cr(OH)3(s) + Br2 (l) CrO24- + Br-
Br2 (l) + 2e- = 2Br-
①
Cr(OH)3(s)+ 8OH- = CrO24- + 3OH- + 4H2O + 3e-
即：Cr(OH)3(s) + 5OH- = CrO24- + 4H2O + 3e- ② ①×3+②×2得：
Fe3O4
I的氧化值 7 为
S的氧化值 2为 S的氧化值 2.5为 F的 e 氧化值 8 为
3
7.1.2 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)。
第七章 氧化还原反应 电化学基础
§7.1 氧化还原反应的基本概念 §7.2 电化学电池 §7.3 电极电势 §7.4 电极电势的应用
§ 7.1 氧化还原反应的基本概念
7.1.1 氧化值 7.1.2 氧化还原反应方程式的配平
7.1.1 氧化值
有电子得失或电子转移的反应，被称 为氧化还原反应。
Cu2+ (aq) + Zn(s) Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子
2Cr(OH)3(s) +3Br2 (l) +10OH= 2CrO24- + 6Br- + 8H2O
2Cr(OH)3(s) +3Br2 (l) +10KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
小结： 酸性介质：
多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O 碱性介质：
多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH-
只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。 ④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；
但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟 的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化值 分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的 代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元 素氧化值的代数和。
例： H5IO6
S2 O32 S4 O62
= 2MnSO4 + 6K2SO4 +3H2O
例2：配平
C 2 (lg N ) aO Δ H N(aaC q N l)(a 3 ( aC aq
解C ： 2l2e2C l
①
C 2 1 l 2 O 2C H 3 6 l2 O O H 1 0 ② e
①×5+②得：
62 C 1l 2 1 O 0 H 2 C C 3 ll6 O 2 O H
①×28+②×3得
28N 3 3O A 2S3 s42 H O 10H 63 H A4 s O 9S 2 4 O 28NO
3A 2S 3 s28H 34 N 2 H O O 63 H A4 s O 92 H S4O 28N
例4：配平方程式
Cr(OH)3(s) + Br2 (l) + KOH K2CrO4 + KBr
解 ： A 2 S 3 s N 3 O H 3 A 4 s SO 2 4 O NO
N 3 O 4 H 3 eN 2 O 2 O H
①
A 2 S 3 s 6 H 20 2 O H
23 A H4s 3 O S 2 4 4 O0 2 H 8e
即 A 2 S 3 2 ： s 2 O 0 2 H 3 A H 4 3 s2 4 O S 3O 4 2 H ②8
§ 7.2 电化学电池
7.2.1 原电池的构造 * 7.2.2 电解池与Faraday定律
7.2.3 原电池电动势的测定 7.2.4 原电池的最大功与Gibbs函数
7.2.1 原电池的构造
Cu-Zn原电池装置
Байду номын сангаас
负极 (电子流出 ) ：Zn(s) - 2e - Zn 2+ (aq) 氧化反应 正极 (电子流入 ) ：Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) 还原反应 电池反应： Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
化简得：
32 C 6lO 5H C C l3 l3 O 2 O H 32 C 6lN 5 aN O N a H C a 3 3 C l2 O H l
例3：配平方程式
A 2 S 3 ( s ) s H 3 ( a ) N q H 3 A 4 O ( a ) s H q 2 S O 4 ( a ) O N q ( g )
+ 2H +
+ 2e -
②
③ ①×2+②×5得
2MnO
4
+ 16H +
+ 10e -
= 2Mn 2+
+ 8H 2O
+)
5SO
2 3
-
+ 5H 2O
=
5SO
24
+ 10H +
+ 10e -
2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO24- +3H2O 2KMnO4 +5K2SO3 +3H2SO4
例1：配平反应方程式
KM 4(a)n q K O 2S3(O a)q 酸 性 M 溶液 4 n (a中 S )q K O 2S4O (a)q
①
MnO
4
+
SO
2 3
-
SO
2 4
-
+ Mn 2+
②
MnO
4
+ 8H +
+ 5e -
= Mn 2+
+ 4H 2O
①
SO
2 3
-
+
H2O
=
SO
2 4
-
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。
④确定两半反应方程式得、失电子数目 的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项 分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相 同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧 化还原反应的离子方程式。有时根据需要可 将其改为分子方程式。
H2(g) + Cl2 (g) 2HCl (g)
电子偏移
氧化值：是指某元素的一个原子的荷电
数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子 指定给电负性更大的原子而求得的。
确定氧化值的规则： ①单质中，元素的氧化值为零。 ②在单原子离子中，元素的氧化值等于
该离子所带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1；
氧化型 + Z e - 还原型 电对： Zn 2 + /Zn ，Cu 2 + /Cu
电极 金属导体如 Cu、Zn 惰性导体如 Pt、石墨棒
原电池符号(电池图示)：
( ) Z Z 2 ( nn 1.L 0 1 ) m C 2 (u o 1l.L 0 1 )C m ( ) u o
解： Cr(OH)3(s) + Br2 (l) CrO24- + Br-
Br2 (l) + 2e- = 2Br-
①
Cr(OH)3(s)+ 8OH- = CrO24- + 3OH- + 4H2O + 3e-
即：Cr(OH)3(s) + 5OH- = CrO24- + 4H2O + 3e- ② ①×3+②×2得：
Fe3O4
I的氧化值 7 为
S的氧化值 2为 S的氧化值 2.5为 F的 e 氧化值 8 为
3
7.1.2 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)。
第七章 氧化还原反应 电化学基础
§7.1 氧化还原反应的基本概念 §7.2 电化学电池 §7.3 电极电势 §7.4 电极电势的应用
§ 7.1 氧化还原反应的基本概念
7.1.1 氧化值 7.1.2 氧化还原反应方程式的配平
7.1.1 氧化值
有电子得失或电子转移的反应，被称 为氧化还原反应。
Cu2+ (aq) + Zn(s) Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子
2Cr(OH)3(s) +3Br2 (l) +10OH= 2CrO24- + 6Br- + 8H2O
2Cr(OH)3(s) +3Br2 (l) +10KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
小结： 酸性介质：
多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O 碱性介质：
多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH-
只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。 ④通常，氧在化合物中的氧化值为-2；
但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟 的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧化值 分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的 代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元 素氧化值的代数和。
例： H5IO6
S2 O32 S4 O62
= 2MnSO4 + 6K2SO4 +3H2O
例2：配平
C 2 (lg N ) aO Δ H N(aaC q N l)(a 3 ( aC aq
解C ： 2l2e2C l
①
C 2 1 l 2 O 2C H 3 6 l2 O O H 1 0 ② e
①×5+②得：
62 C 1l 2 1 O 0 H 2 C C 3 ll6 O 2 O H
①×28+②×3得
28N 3 3O A 2S3 s42 H O 10H 63 H A4 s O 9S 2 4 O 28NO
3A 2S 3 s28H 34 N 2 H O O 63 H A4 s O 92 H S4O 28N
例4：配平方程式
Cr(OH)3(s) + Br2 (l) + KOH K2CrO4 + KBr
解 ： A 2 S 3 s N 3 O H 3 A 4 s SO 2 4 O NO
N 3 O 4 H 3 eN 2 O 2 O H
①
A 2 S 3 s 6 H 20 2 O H
23 A H4s 3 O S 2 4 4 O0 2 H 8e
即 A 2 S 3 2 ： s 2 O 0 2 H 3 A H 4 3 s2 4 O S 3O 4 2 H ②8
§ 7.2 电化学电池
7.2.1 原电池的构造 * 7.2.2 电解池与Faraday定律
7.2.3 原电池电动势的测定 7.2.4 原电池的最大功与Gibbs函数
7.2.1 原电池的构造
Cu-Zn原电池装置
Байду номын сангаас
负极 (电子流出 ) ：Zn(s) - 2e - Zn 2+ (aq) 氧化反应 正极 (电子流入 ) ：Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) 还原反应 电池反应： Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
化简得：
32 C 6lO 5H C C l3 l3 O 2 O H 32 C 6lN 5 aN O N a H C a 3 3 C l2 O H l
例3：配平方程式
A 2 S 3 ( s ) s H 3 ( a ) N q H 3 A 4 O ( a ) s H q 2 S O 4 ( a ) O N q ( g )
+ 2H +
+ 2e -
②
③ ①×2+②×5得
2MnO
4
+ 16H +
+ 10e -
= 2Mn 2+
+ 8H 2O
+)
5SO
2 3
-
+ 5H 2O
=
5SO
24
+ 10H +
+ 10e -
2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO24- +3H2O 2KMnO4 +5K2SO3 +3H2SO4
例1：配平反应方程式
KM 4(a)n q K O 2S3(O a)q 酸 性 M 溶液 4 n (a中 S )q K O 2S4O (a)q
①
MnO
4
+
SO
2 3
-
SO
2 4
-
+ Mn 2+
②
MnO
4
+ 8H +
+ 5e -
= Mn 2+
+ 4H 2O
①
SO
2 3
-
+
H2O
=
SO
2 4
-