无机及分析化学第三版第章电子教案
无机及分析化学第三版教学设计
无机及分析化学第三版教学设计课程背景和目的本课程为无机及分析化学的必修课之一，该课程主要介绍了无机化合物的合成、性质及分析方法。
我们的教学目的是希望学生们可以全面了解无机化学领域的基本知识，掌握无机化合物的基本特性和分析方法，并培养学生的实验能力和科学素养。
教学内容和方式教学内容•无机化合物的基本概念和性质•无机化物的合成和制备方法•无机化合物的分析方法•无机化合物的应用教学方式1.理论教学•教师将根据教材和教学大纲进行授课，并结合实例进行讲解。
•课堂上，教师将组织学生参加课外阅读，以帮助学生深入了解本门课程的理论知识。
•教师将鼓励学生进行课程笔记，以便于课后的复习和自学。
2.实验教学•试验部分将占据本门课程的一大部分，以帮助学生更深入了解无机化合物的特性和分析方法。
•教师将与学生一起进行实验，介绍实验的方法和操作，以保证学生的安全，并确保实验结果的准确性。
同时，教师将鼓励学生进行实验报告，以便于学生对所学理论知识的巩固。
评估与考核评估方式•期末考试占总评成绩的70%，考试内容覆盖整个课程的理论知识。
•实验报告占总评成绩的20%，考察学生对课程内容和实验操作的理解和掌握。
•平时作业占总评成绩的10%，考查学生课程笔记的完整性和准确性。
考核标准•考试成绩：最高分为100分，不及格分数为60分。
•实验报告成绩：实验报告内容必须结合实验进行的方法和步骤，描述实验结果的准确性和可靠性。
•平时作业成绩：作业主要是对学生课堂笔记的检测，对于不认真做笔记的学生，将会得到低分。
教学建议和展望无机及分析化学的教学需要紧密结合实践，只有通过实验才能真正理解理论知识的含义和实际应用，加强实验教学可以有效提高学生的实验能力和科学素养。
同时，为了达到更好的教育效果，我们建议针对学生的学习特点，增加习题课和小组讨论的形式，以帮助学生更好地消化所学的知识。
此外，我们鼓励学生参加相关学术会议和国际比赛，以提高其学术素养和国际交流能力。
无机及分析化学电子教案
重点难点
1.重点内容: 盖斯定律和化学反应热效应的计算（标准摩尔生成焓）；反应的熵变；吉布斯自由能和化学反应的方向；
2.难点内容：状态函数及其计算, 化学反应热效应的计算和自发反应方向的判断。
2.难点内容: 状态函数及其计算，化学反应热效应的计算和自发反应方向的判断。
了解：分散体系的类型；溶胶的性质；离子交换吸附的特点；胶团的扩散双电层结构；电动电势及其与溶胶稳定性的关系；溶胶动力学稳定性和热力学不稳定性的原因；电解质对溶胶的聚沉作用；了解高分子化合物溶液的特点；表面活性物质的特点及应用；乳状液的组成及类型。
重点难点
1.重点内容: 稀溶液的依数性。溶胶的胶团结构, 溶胶的稳定性。
5-6学时: 综合焓、熵和温度对反应自发性的影响，提出自由能的定义，阐述自由能的意义、标准摩尔吉布斯自由能、吉布斯-亥姆霍兹方程、自由能判据，通过实例讲解使用条件和注意事项。
5-6学时：综合焓、熵和温度对反应自发性的影响，提出自由能的定义，阐述自由能的意义、标准摩尔吉布斯自由能、吉布斯-亥姆霍兹方程、自由能判据，通过实例讲解使用条件和注意事项。
课时安排
绪论1学时+本章4学时
课后作业
必做: 课后习题中的3.4.9、10、11.12
选做: 课后思考题和习题中的其它题目、网络课程中测试模块和配套学习指导书中的题目
选做：课后思考题和习题中的其它题目、网络课程中测试模块和配套学习指导书中的题目
探究学习
1.了解凝胶的概念, 从日常生活中寻找相应的实例, 去探究凝胶的性质, 并与溶胶相对比。
2.熟练运用盖斯定律计算反应的热效应，计算反应的标准摩尔熵变和吉布斯自由能变及化学反应方向判断。
无机及分析化学第三版第3章精品PPT课件
例 H3AsO4+2H++2e=H3AsO3+H2O j = 0.56 V
I2 + 2e =2I-
j = 0.54 V
j
= H3AsO4/ H3AsO3
j + 0.059 2
lg
[H3AsO4][H+]2 [H3AsO3]
pH=8
生物化学家称在pH7时的j为条件电位。 因为在一个细胞内pH接近于7。例：
反应 O2+4H++4e=2H2O O2(g)+2H++2e=H2O2
j
+1.229 +0.69
脱氢抗坏血酸+2H++2e=抗坏血酸 +0.390
富马酸盐+2H++2e=丁二酸盐 +0.433
j
+0.816 +0.295 +0.058 +0.031
每当H+在氧化还原反应中出现时,电位都与pH有关.
ห้องสมุดไป่ตู้
c. 生成沉淀的影响 (改变浓度比值)
j = j + 0.059 lg [Ox] n [Red]
Ox , j , 还原性 ; Red , j , 氧化性 .
例如,碘量法测铜
Cu2+ +e = Cu+ j Cu2+/ Cu+ = 0.16 V
I2 +2e = 2I-
AsO43-
0
-0.2 -0.4 -0.6
0
HAsO2
无机及分析化学教案
无机及分析化学教案第一章：绪论1.1 课程介绍了解无机及分析化学的概念、范围和重要性。
了解无机及分析化学在科学、工业和日常生活中的应用。
1.2 无机化学的基本概念物质、元素、化合物、同素异形体的定义及分类。
化学方程式、化学反应、化学平衡的基本概念。
1.3 分析化学的基本概念分析化学的定义、目的和任务。
定性分析与定量分析的分类和比较。
第二章：原子结构与元素周期律2.1 原子结构原子核、电子、原子的电子排布。
元素的原子序数、原子量、同位素。
2.2 元素周期律周期表的构成、周期律的规律。
主族元素、过渡元素、镧系和锕系元素的特点。
2.3 元素性质的递变性同一周期、同一族元素性质的递变规律。
元素的位置与性质的关系。
第三章：化学键与化合物的结构3.1 化学键的类型离子键、共价键、金属键、氢键的定义和特点。
化学键的极性和键能。
3.2 化合物的结构离子化合物、共价化合物、金属化合物、氢化物的结构特点。
分子的立体构型、键角、键长。
3.3 晶体结构晶体的定义、分类和性质。
晶体的空间点阵、晶胞参数、晶体的物理性质。
第四章：化学反应速率与化学平衡4.1 化学反应速率反应速率的定义、表达式和影响因素。
零级反应、一级反应、二级反应的特点和计算。
4.2 化学平衡化学平衡的定义、条件和原理。
平衡常数、平衡移动、平衡的判断方法。
4.3 化学动力学化学动力学的定义和研究内容。
反应速率与浓度的关系、反应速率与温度的关系。
第五章：溶液与离子平衡5.1 溶液的性质与制备溶液的定义、分类和特点。
溶液的制备方法、溶液的浓度表示法。
5.2 离子平衡离子的定义、离子的溶解度。
离子平衡的原理、离子平衡的计算。
5.3 沉淀与溶解平衡沉淀与溶解的定义、沉淀的种类。
沉淀溶解平衡的判断、沉淀转化的条件。
第六章：氧化还原反应6.1 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应的定义、特点和重要性。
氧化还原反应的基本术语：氧化剂、还原剂、氧化数、电子转移。
6.2 氧化还原反应的电子转移电子转移的类型、方向和数量。
无机及分析化学教案
无机及分析化学教案一、教学目标1. 知识与技能：（1）掌握无机化学的基本概念、原理和常见元素化合物的性质；（2）了解分析化学的基本原理和方法，具备一定的实验操作能力。
2. 过程与方法：（1）通过实验和理论教学相结合，培养学生的观察能力、思维能力和解决问题的能力；（2）学会运用化学知识分析和解决实际问题。
3. 情感态度与价值观：（1）培养学生对化学学科的兴趣和热爱；（2）增强学生的创新意识，培养学生的团队合作精神。
二、教学内容1. 第一章：无机化学基本概念（1）物质的组成与结构（2）化学反应的基本类型（3）溶液及其性质2. 第二章：元素周期律与元素周期表（1）元素周期律的实质（2）元素周期表的结构与特点（3）常见元素的原子结构与性质关系3. 第三章：非金属元素及其化合物（1）氢、氧、氮、卤族元素的基本性质（2）碳族元素及其化合物的性质（3）常见非金属化合物的制备与用途4. 第四章：金属元素及其化合物（1）碱金属与碱土金属的基本性质（2）过渡金属元素的基本性质（3）常见金属化合物的制备与用途5. 第五章：分析化学基本方法（1）滴定分析法（2）重量分析法（3）光谱分析法与色谱分析法三、教学重点与难点1. 教学重点：（1）无机化学基本概念、原理及元素化合物的性质；（2）分析化学的基本方法及其应用。
2. 教学难点：（1）复杂化学反应机理的理解；（2）分析化学方法的原理与操作技巧。
四、教学方法与手段1. 教学方法：（1）采用实验与理论相结合的教学方式；（2）运用案例分析、问题驱动、小组讨论等教学方法；（3）注重启发式教学，培养学生的独立思考能力。
2. 教学手段：（1）利用多媒体课件、网络资源进行教学；（2）实验室实践教学；（3）发放相关教材、辅导资料。
五、教学评价1. 过程性评价：（1）课堂提问、讨论、实验操作；（2）课后作业、小测验；（3）实验报告、课程论文。
2. 终结性评价：（1）期末考试；（2）综合素质评价。
无机及分析化学教案-第三章酸碱滴定法-6学时
第7、8次课学时 4第9次课学时 2以0.1000mol·L －1的NaOH 标准溶液滴定20.00mL 0.1000mol·L －1的HCl 溶液为例 滴定前： pH ＝1.00。
计量点前：(即99.9%的HCl 被中和)时： )L (mol 105.000.100019.9820.0019.9820.0015H --⋅⨯=⨯+-=+c ，pH ＝4.30计量点时：NaOH 与HCl 已完全中和，生成的NaCl 不水解，溶液呈中性，pH ＝7.00。
计量点后：NaOH 过量，所以溶液的pH 值决定于过量的NaOH 的浓度。
当加入20.02mLNaOH 溶液(即过量0.1%)时： )L (mol 105.000.100020.0220.0020.0020.0215OH --⋅⨯=⨯+-=-c ，pOH ＝4.30， ∴ pH ＝14.00－4.30＝9.70如果以加入NaOH 标准溶液的体积为横坐标，以溶液的pH 值为纵坐标作图，就可以得到一条曲线，这就是强碱滴定强酸的滴定曲线。
滴定突跃：这种在计量点附近加入一滴标准溶液而引起溶液pH 值的突变。
滴定突跃范围：滴定突跃所在的pH 值范围。
(2)选择酸碱指示剂的原则凡是变色范围全部或部分落在滴定的突跃范围内的指示剂都可以选用。
(3)浓度对突跃范围的影响酸碱滴定突跃范围的大小与滴定剂和被测物质的浓度有关，浓度越大，突跃范围就越大。
2.强碱滴定弱酸以0.1000mol·L －1NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol·L －1HAc 为例0.1000mol·L －1NaOH 滴定0.1000mol·L －1HAc 的滴定曲线强碱滴定弱酸突跃范围的大小还与被滴定的弱酸的强弱程度有关。
当浓度一定时,K a 越大,突跃范围越大。
通常把c · K a ≥10－8作为弱酸能被强碱准确滴定的判据。
无机化学与化学分析第三版课程设计
无机化学与化学分析第三版课程设计一、课程目标本课程的目标是让学生能够掌握无机化学和化学分析的基本概念、原理和方法，能够熟练运用实验技能和仪器手段进行化学实验分析，以此提高学生的化学实验技能和实践能力。
二、教学内容1. 无机化学1.无机化学基础知识2.常见无机化合物的性质及用途3.无机材料的制备和性能4.无机化学实验技术2. 化学分析1.化学分析基础知识2.常用分析方法的原理和应用3.分析实验技术三、教学方法本课程采用理论教学与实验教学相结合的方式，课堂讲授以理论、实验、案例为主线，引导学生充分理解和掌握知识点，并在实验中进行实践操作，加深对知识的认识和理解。
四、考核方式本课程考核采取闭卷笔试和实验考核相结合的方式，期末考试占总成绩的60%，实验考核占总成绩的40%。
五、教材《无机化学与化学分析》（第三版），高等教育出版社出版。
六、实验教学安排1. 无机化学实验1.熟练使用基本仪器2.理解实验原理和操作步骤3.熟悉实验记录和数据分析方法4.掌握实验注意事项和安全规范2. 化学分析实验1.掌握化学分析方法的基本原理和应用2.理解标准曲线的绘制和分析方法3.熟练进行分析样品的前处理和操作步骤4.熟悉实验记录和数据分析方法5.掌握实验注意事项和安全规范七、教学效果评价本课程评价的内容包括学生的理论与实践成绩以及课堂互动、课堂表现等多个方面，对学生的实验技能水平的提高和实际应用能力的增强做出全面的评价。
八、教学质量保证为了保证本课程的教学质量，我们将采取以下措施：1.严格遵守实验规范，确保实验安全2.定期对学生进行考试和实验操作的评估3.开展教学质量评价和教学效果反馈4.打造优质的教育资源库，帮助教师和学生提高学习效率和主动性九、总结通过本课程的学习，学生将能够全面掌握无机化学和化学分析的基本概念、原理和方法，并具备熟练运用实验技能和仪器手段进行化学实验分析的能力，这将对其未来的科研和实践工作有着重要的指导作用。
《无机化学》电子教案
《无机化学》电子教案一、教学目标1.让学生掌握无机化学的基本概念、基本理论和基本知识，为后续课程的学习和化学实践打下基础。
2.培养学生运用无机化学知识分析和解决问题的能力，提高学生的综合素质。
3.培养学生对无机化学的兴趣，激发学生的创新意识和科研潜能。
二、教学内容1.无机化学基本概念：原子、分子、离子、化学键、化合物等。
2.无机化学基本理论：原子结构、元素周期律、化学热力学、化学动力学、化学平衡等。
3.无机化合物：包括元素及其化合物、无机酸碱盐、金属与非金属元素化合物等。
4.无机化学实验：基本实验技能、实验方法、实验现象的观察与分析等。
三、教学方法1.讲授法：系统讲解无机化学的基本概念、基本理论和基本知识。
2.案例分析法：结合实际案例，引导学生运用无机化学知识分析和解决问题。
3.讨论法：组织学生进行课堂讨论，激发学生的学习兴趣，培养学生的创新思维。
4.实验法：指导学生进行无机化学实验，培养学生的实践操作能力和实验素养。
四、教学安排1.总学时：64学时。
2.理论教学：48学时。
3.实验教学：16学时。
4.课外实践：根据实际情况安排。
五、教学评价1.平时成绩：包括课堂表现、作业完成情况、实验报告等，占总成绩的40%。
2.期中考试：笔试，占总成绩的30%。
3.期末考试：笔试，占总成绩的30%。
六、教学资源1.教材：《无机化学》（第四版），高等教育出版社。
2.参考文献：《无机化学实验教程》、《无机化学学习指导》等。
3.网络资源：无机化学相关网站、在线课程、教学视频等。
七、教学进度安排1.第一周：无机化学基本概念（原子、分子、离子、化学键、化合物等）。
2.第二周：原子结构、元素周期律。
3.第三周：化学热力学、化学动力学。
4.第四周：化学平衡、酸碱平衡。
5.第五周：氧化还原反应、配位化合物。
6.第六周：无机酸碱盐、金属与非金属元素化合物。
7.第七周：无机化学实验（基本实验技能、实验方法等）。
8.第八周：无机化学实验（实验现象的观察与分析等）。
无机及分析化学课件第3章
[Cu(NH 3 )4 ]2
[Fe(CN )6 ]3
四氨合铜（Ⅱ）离子 六氰合铁（Ⅲ）离子
[ Ag(S2O3 )2 ]3 二硫代硫酸根合银离子
[Cr(en)3 ]3
[Zn(NH3)4]2+， [Cd(CN)4]2– [Ni(CN)4]2– [Ni(CN)5]3–， [Fe(CO)5] [TiF5]2– [FeF6]3– ，[AlF6]3- ， [SiF6]2- ， P[FtCe l(6C4-N)6]3 – ，[Co(NH3)6]
[Ag(NH3)2]+ 配位数为2， 直线型 H3N——Ag——NH3
3.2 配合物的价键理论
价键理论的要点 1. 中心离子或中心原子(M)：有空轨道
配位体(L)：有孤对电子 二者形成配位键ML 2. 形成体(中心离子)采用杂化轨道成键 3. 空间构型与杂化方式有关
中心原子M与配位体L形成配离子时中心原子的价电子 轨道必须进行杂化，组成各种类型的杂化轨道。每个杂化 的空轨道可以接受配体提供的孤对电子，形成一个δ配位 共价键（M δ L），简称δ配键。δ配键的数目就是中心 原子的配位数。
单齿配位体：每个配位体只提供一对孤对电子与 一个中心离子结合形成一个配位键如:H2O、NH3、 CN-、Cl-、F- 等是单齿配位体。
多齿配位体：一个配位体中有两个或两个以上的 配位原子，且与一个中心离子形成两个或两个以 上配位键，称为多齿配位体。如乙二胺、乙二胺 四乙酸(EDTA).
乙二胺(en)： NH2—CH2—CH2—H2N
3.1.2 配合物的组成 1. 中心离子：配合物中占据中心位置的正离子或原
无机及分析化学教案
6、郭文录等编.无机与分析化学,哈尔滨工业大学出版社, 2004年版
6.郭文录等编.无机与分析化学，哈尔滨工业大学出版社，2004年版
6、郭文录等编.无机与分析化学，哈尔滨工业大学出版社，2004年版
（第7次课）
章节
名称
第3章化学热力学初步
8
9
10
作业
单元练习题1的相关内容
参考
资料
1.浙江大学编.无机及分析化学,高等教育出版社, 2003年版
2.南京大学编.无机及分析化学,高等教育出版社, 1998年版
3.陈虹锦等编.无机与分析化学,科学出版社, 2002年版
4、钟国清等编.无机及分析化学学习指导,科学出版社, 2007年版
5、董元彦主编.无机及分析化学，科学出版社，2006年版
2
2
气体, 理想气体状态方程
3
3
分压力, 分压定律
10
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溶液, 分散系, 分散质与分散剂, 分散系分类
5
5
物质的量及其单位
9
6
溶液的组成量度, 质量分数与体积分数, 摩尔分数, 质量浓度, 物质的量浓度, 质量摩尔浓度, 它们之间的有关换算
30
7
等物质的量规则及其应用
8
8
稀溶液的通性, 溶液的蒸气压下降
2.熟悉溶液的组成量度。
2、熟悉溶液的组成量度。
重点、难点
重点:溶液组成量度的表示方法(物质的量浓度,质量摩尔浓度,量分数,质量分数及相互换算),稀溶液的依数性(蒸汽压下降、沸点升高)。
难点:稀溶液的依数性
难点：稀溶液的依数性
教学方法
无机及分析化学教案
无机及分析化学教案第一章：绪论1.1 课程介绍了解无机及分析化学的概念、范围和重要性理解无机及分析化学在科学和工程中的应用1.2 化学基本概念物质的组成和分类元素和化合物的性质1.3 化学计量学物质的量的概念摩尔、摩尔质量和摩尔比例关系第二章：原子结构与元素周期律2.1 原子结构原子核和电子云电子层和能级2.2 元素周期律周期表的组成和结构元素周期律的规律2.3 元素性质的递变性原子半径的递变性金属性和非金属性的递变性第三章：化学键与化合物3.1 化学键的类型离子键、共价键和金属键键的极性和键的能力3.2 化合物的结构离子晶体、共价晶体和金属晶体分子结构和空间结构3.3 化合物的性质熔点、沸点和溶解度电离度和酸碱性第四章：无机化学反应4.1 酸碱反应酸碱的定义和分类酸碱反应的原理和类型4.2 氧化还原反应氧化还原反应的基本概念电子转移和电荷守恒4.3 沉淀反应沉淀的形成和溶解溶度积和溶解度规律第五章：分析化学方法5.1 定性分析定性分析的基本概念和方法常规分析方法和现代分析方法5.2 定量分析定量分析的基本概念和方法滴定法、原子吸收光谱法和质谱法5.3 样品处理和数据处理样品处理的方法和技术数据处理的基本原则和方法第六章：溶液与浓度6.1 溶液的基本概念溶液的定义和组成溶剂和溶质的分类6.2 溶液的浓度摩尔浓度、质量浓度和体积浓度浓度计算和稀释公式6.3 溶液的配制和保存实验室常用溶液的配制方法溶液的保存和注意事项第七章：酸碱平衡与缓冲溶液7.1 酸碱平衡的基本概念酸碱的定义和分类酸碱反应的平衡常数7.2 缓冲溶液的原理和制备缓冲溶液的定义和作用缓冲溶液的制备方法和选择7.3 酸碱滴定滴定法的原理和类型标准溶液的制备和滴定操作第八章：氧化还原平衡与电化学8.1 氧化还原平衡氧化还原反应的基本概念电子转移和电荷守恒8.2 电化学基本原理原电池和电解池的原理电位和电动势的定义和计算8.3 电化学分析方法电位滴定和库仑滴定电化学发光和原子吸收光谱法第九章：光谱分析与色谱法9.1 光谱分析的基本原理紫外-可见光谱、红外光谱和核磁共振光谱光谱分析的应用和选择9.2 色谱法的基本原理气相色谱法、液相色谱法和色谱-质谱联用色谱法的应用和操作技巧9.3 现代分析仪器质谱仪、原子吸收光谱仪和X射线荧光光谱仪扫描电子显微镜和透射电子显微镜第十章：现代化学分析方法10.1 原子吸收光谱法原子吸收光谱法的原理和仪器标准曲线和样品分析方法10.2 质谱法质谱法的原理和仪器质谱图的解析和应用10.3 核磁共振波谱法核磁共振波谱法的原理和仪器核磁共振谱图的解析和应用重点解析1.1 课程介绍、1.2 化学基本概念、1.3 化学计量学重点：无机及分析化学的概念、范围和重要性；物质的组成和分类；元素的性质；化学计量的相关计算。
电子教案与课件：无机化学(第三版) 5-2
第二节 原子核外电子的分布 第四章 原子结构和元素周期律
原子失去电子就成为阳离子。阳离子的电子结构式可在原子 的电子结构式基础上写出。
但应注意,原子失去电子的顺序是依次由外层到内层进行的, 它并不是电子分布的逆过程。例如:
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电子层是决定电子能量的主要因素。一般来说,n 值越大， 电子与核的平均距离越远，电子的能量越高。
2. 电子亚层 在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状 也不相同。因此,电子层又可划分为若干电子亚层(简称亚层)。 分别用s、p、d、f等符号表示。
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第二节 原子核外电子的分布 第四章 原子结构和元素周期律
原子核外电子分布的三个规则是从大量实验中总结出来的 一般性结论,它能帮助我们正确认识绝大多数原子的电子分布。 但仍有局限性,对某些“不规则”元素(如原子序数为41、44、 45、57、58、78、89、90、91、92、93的元素) 原子的电 子分布还不能作出满意的解释,说明这些理论还有待于完善。但 有一点可以肯定,它们的电子分布仍会服从能量最低原理。
某电子层所含的亚层数与该电子层的序数(n≤4)一致。为了 说明电子所处的电子层和亚层，通常将电子层序数标在亚层符 号的前面。例如：
K层(n=1) 有1个亚层：1s L层(n=2) 有2个亚层：2s、2p M 层(n=3) 有3个亚层：3s、3p、3d N 层(n=4) 有4个亚层：4s、4p、4d、4f 处在K层、s亚层的电子称为1s电子，处在L层、p亚层的电 子称为2p电子。依此类推。 s电子云为球形(如基态H 原子的电子云)；p电子云为无柄 哑铃形(如图4-2所示)；d电子云和f电子云的形状更为复杂。 同一电子层的不同亚层中，电子的能量按s、p、d、f的次
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四、氧化还原反应配平
一个前提：知道氧化剂和还原剂在给定的条件下反应后， 产物是什么；
如：MnO4- + SO32-
酸性条件下还原产物：Mn2+(无色） 中性条件下还原产物：MnO2↓（棕） 碱性条件下还原产物：MnO42- （翠绿）
两个原则： 质量守恒 电荷守恒
酸性介质中 MnO4- + Cl- 反应生成 Mn2+ + Cl2
OF2: +2
⑤ 氧化数可以是分数。
一般：
H — +1（有时候也为-1）； O — -2（有时候也为-1，+1）
例如
碳的氧化数 CO CO2 CH4 C2H5OH +2 +4 -4 -2
硫或铁的氧化数 S2O32- S2O82- Fe3O4 +2 +7 +8/3
example
试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值
解： 设Cr的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则：
2x + 7×(-2) = -2 x = +6
设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则:
3 x + 4 ×(-2) = 0
x=+ 8
3
由以上例子可见, 元素的氧化值可以是整数、零, 也可以是分数。
三、氧化还原电对和氧化还原半反应
酸碱反应 HAc + NH3 → NH4Ac 重要概念：酸碱半反应、共轭酸碱对
3. 两个半反应相加，消去电子
2 × （ M n 0 4 － + 8 H + + 5 e ＝ M n 2 + + 4 H 2 O ）
＋
5 × （ 2 C l－ ＝ C l2 + 2 e ）
2 M n O 4 － ＋ 1 0 C l － ＋ 1 6 H ＋ ＝ 2 M n 2 ＋ ＋ 5 C l 2 ＋ 8 H 2 O
6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O
例: 配平
M n O 4 _ + H + + C l-
M n 2 + + C l2 + H 2 O
1.分成氧化、还原两个半反应
M n04－
M n2+
2.配平半反应
M n 0 4 － + 8 H + + 5 e＝ M n 2 + + 4 H 2 O 2 C l－ ＝ C l2+2 e
步骤：
1. 将反应物和产物以离子形式写出；
ClO3- + Fe2+ → Cl- + Fe3+
★ 弱电解质、沉淀要以分子形式给出
2.把整个氧化还原反应分成氧化和还原两个半反应;（一分为二)
氧化反应： Fe2+ → Fe3+ 还原反应： ClO3- → Cl-
3. 分别配平两个半反应式；
氧化反应： Fe2+ → Fe3+ + e 还原反应： 6e + 6H+ + ClO3- → Cl- + 3H2O
Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
化学能转化为电能
原电池的定义
原电池：利用氧化还原反应将化学能转变成电能的 装置。
Zn
KCl
Cu
ZnSO4
Zn + Cu2+
CuSO4
Zn2+ + Cu
原电池的组成
原电池是由两个半电池组成。半电池中 的导体称为电极。原电池的电极有正负极之 分，电子密度较大的电极称为负极，电子密 度较小的电极称为正极。
4. 依据氧化还原反应得失电子总数必须相等的原则， 5. 将两个半反应合并成一个配平的离子方程式。
Fe2+ = Fe3+ + e )×6
+)
6e + 6H+ + ClO3- = Cl- + 3H2O
6Fe2+ + 6H+ + ClO3- = 6Fe3+ + Cl- + 3H2O
∵反应是在稀H2SO4介质中，∴可以写出相应的分子方程式：
应注意！
1. 酸性介质中，反应式两边不能出现OH2. 碱性介质中，反应式两边不能出现H+
3. 中性介质中，根据情况，可加H+ 或者 OH-
4. 弱电解质、难溶电解质不允许拆成离子，要写分子式。
氧化数法 配平化学反应方程式
自己看
第二节 原电池和电极电位
酸碱反应的特征：强酸强碱反应生成弱酸弱碱。酸碱的 强弱用Ka（Kb）来衡量。
标准电极电位及其测量：绝对电极电 位无法得到，但很容易测量两个电极 之间的电位差（比如万用表测干电池 电压）。因此，人们规定标准条件下 氢电极的电极电位为零，测量标准条 件下待测电极与标准氢电极之间的电 位差，就很容易得到该电极的标准电 极电位。（类比海拔高度）
标准条件 与 标准电极电位
标 离子：浓度为1mol·dm-3；
第六章 氧化还原反应
第一节 氧化还原反应的基本概念
氧化还原反应在我们 的身边无处不在，例如 铁锈的生成，天然气的 燃烧等，下面让我们从 三个方面具体看一看。
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O + Q
C + O2 = CO2 + Q
NaCl + H2O = NaOH + Cl2 +H2
氧化还原反应的特征：强氧化剂反应生成弱氧化剂。氧化 剂的强弱什么参数来衡量？
氧化还原电对 的电极电位
水果电池
电池的概念是什么？ 电极电位的定义是什么？
一、原电池的概念
实 验一: Zn与CuSO4溶液的置换反应
CuSO4
Zn
现象 所发生的反应
Zn棒逐渐溶解
溶液的天蓝色减退
有红棕色疏松的铜 在Zn棒表面析出 溶液的温度渐升
298.15K 下:
注意！
0.0n59lg[[氧 还化 原态 态]]ab
1) 如果电对中的某一物质是固体或液体，则它们的 浓度均为常数，常认为是1。
2) 如果电对中的某一物质是气体，其浓度用分压来 表示，分压的单位为：大气压（atm）
3）方程式中的[氧化态]和[还原态]并非专指氧化数有变 化的物质，而是参与电极反应的所有其它物质。
（1）负极写左边，正极写右边；负极 发生氧化反应，正极发生还原反应；
（2）两相或不相混溶的两种溶液之间的界面，用单竖线 “|”表示；使用盐桥消除液接电位，用双竖线“ ”表 示；同一相中多种组分用“，”隔开； （3）电解质位于两电极之间； （4）气体或准相电极反应，用惰性固体导电材料作电极， 以传导电流； （5）电池中的溶液应表明浓（活）度，气体标明温度和 压力。
5
[M n2]
三、电极电位的影响因素
(一) 氧化还原电对的浓度
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
例 计算298K时电对Fe3+/Fe2+在下列情况下的电极电势： （1）c(Fe3+)=0.1mol.L-1， c(Fe2+)=1mol.L-1 （2）c(Fe3+)=1mol.L-1， c(Fe2+)=0.1mol.L-1
bB(还原态)
R nFTln[[氧 还化 原态 态]]ab
能斯特(Nernst)方程式
式中： ：指定浓度下的电极电势
：标准电极电势 n：电极反应中的得失电子数 F： 法拉第常数 R：气体常数 8.314 J mol-1 K-1 T : 电极反应的温度
能斯特(Nernst)方程式：
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
同样，根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两个 半反应，或看成由两个半反应构成。
例如: Zn＋Cu2+
Cu＋Zn 2+
氧化半反应（失电子）： 还原半反应（得电子）：
Zn - 2e- → Zn 2+ Cu2+ + 2e - → Cu
氧化还原反应中，氧化态物质(电子受体)及其对应的还原态物 质(电子供体)组成氧化还原电对。可表示为：氧化态/还原态； 或 (Ox / Red)，如 Fe3+/Fe2+。氧化还原电对中氧化数较高的物 种称为氧化态，氧化数较低的物种称为还原态。
2 M n 0 4 － + 3 S O 3 2 － ＝ 2 M n O 2 + ? 3 S O 4 2 － + 2 O H －
小诀窍
★ 酸性介质中：多氧的一边加H+；少氧一边加H2O ★ 碱性介质中：多氧的一边加H2O ；少氧的一边加OH-
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
确定氧化数的规则
① 单质的氧化数为 0。
② 中性分子中各元素氧化数的代数和为零。
③ 离子： 单原子离子中等于离子的电荷数；
④
多原子离子中所有元素氧化数代数和等于离子的电荷
数。
④ 共价型化合物：H:
+1（一般情况） -1（金属氢化物中，如： NaH, CaH2）
一般 O：﹣2
O:
过氧 O22-: ﹣1 超氧 O2-: ﹣1/ 2
M n 0 4 － + 8 H + + 5 e＝ M n 2 + + 4 H 2 O 2 C l－ ＝ C l2+2 e
离子— 电子法 配平化学反应方程式