无机化学---第四章 氧化还原反应
无机化学中的重要反应
无机化学中的重要反应一、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中最为重要的反应之一，广泛应用于工业生产和实验室研究中。
在氧化还原反应中，物质失去或获得电子，从而引发化学反应。
常见的氧化还原反应包括金属与酸的反应、金属与非金属的反应等。
例如，铜与硝酸反应的氧化还原反应方程式为：Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O在这个反应中，铜原子失去两个电子被氧化为正二价铜离子，硝酸接受这两个电子而被还原为一氧化氮和水。
通过这种氧化还原反应，铜被转化为铜离子，而硝酸则被还原为一氧化氮和水。
二、沉淀反应沉淀反应是无机化学中常见的反应类型之一，涉及到溶液中的离子型态的变化和沉淀物的生成。
当两种水溶液中的阳离子和阴离子发生反应时，有可能会产生一种不溶于水的盐类沉淀物，在反应液中以固体形式存在。
例如，铵氢氟化物与铵镉硫酸反应的沉淀反应方程式为：(NH4)HF2 + (NH4)2Cd(SO4)2 + 2H2O → CdF2↓ + 2NH4HSO4在这个反应中，铵氢氟化物和铵镉硫酸反应生成了不溶于水的氟化镉（CdF2）沉淀物。
沉淀反应在实验室中常用于检测阳离子和阴离子的存在，通过观察产生的沉淀物可以判断化合物的组成。
三、酸碱中和反应酸碱中和反应是无机化学中常见的反应类型，涉及到酸和碱之间的反应。
在这种反应中，酸和碱发生中和反应，生成盐和水。
例如，硫酸和氢氧化钠反应的酸碱中和反应方程式为：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O在这个反应中，硫酸是酸，氢氧化钠是碱，它们反应生成硫酸钠盐和水。
酸碱中和反应广泛应用于实验室和工业生产中，例如在制备药品、肥料和清洁剂等过程中。
四、配位反应配位反应是无机化学中的重要反应类型，涉及到配合物中的配体与中心金属离子之间的结合和解离过程。
在配位反应中，配体可以与中心金属离子发生配位键的形成和断裂。
例如，氯化铂与氨水反应的配位反应方程式为：PtCl2 + 4NH3 → [Pt(NH3)4]Cl2在这个反应中，氯化铂和氨水反应形成了四个氨配体的[Pt(NH3)4]Cl2配合物。
无机化学中的氧化还原反应
无机化学是研究无机化合物及其反应的一门学科，而氧化还原反应是无机化学中的重要内容之一。
所谓氧化还原反应，是指物质的电荷状态发生变化的化学反应，其中涉及到电子的转移过程。
本文将详细介绍无机化学中的氧化还原反应的定义、特征以及其在日常生活和工业生产中的应用。
首先，我们来了解氧化还原反应的定义。
氧化还原反应是指，在化学反应中，物质的电荷状态发生变化的过程。
在这个过程中，一个物质丧失电子，被氧化称为氧化剂；另一个物质获得电子，被还原称为还原剂。
氧化剂和还原剂总是成对存在的，一个物质的氧化只能与另一个物质的还原同时发生。
这是因为根据电子转移的守恒定律，电子不能被丢失或产生。
氧化还原反应有一些特征。
首先，氧化还原反应可以通过观察电子转移的过程来判断。
当一个物质失去电子时，它被氧化，同时它的氧化态增加。
当一个物质获得电子时，它被还原，同时它的氧化态减少。
其次，氧化还原反应是通过电子在反应过程中的转移而发生的。
电子的转移可以是直接的，也可以通过中间物质媒介。
最后，氧化还原反应一般伴随着能量的转化。
氧化剂和还原剂之间的电子转移通常会释放出能量，这使得氧化还原反应在生物体内的能量转化和工业生产中的能源开发中发挥着重要作用。
在日常生活中，氧化还原反应无处不在。
例如，金属的生锈就是一种常见的氧化还原反应。
当金属与氧气接触时，金属表面的金属离子会失去电子，被氧化生成金属氧化物。
同样，食物的烹调和焊接等过程中，也会出现氧化还原反应。
此外，许多化妆品的制备和使用也离不开氧化还原反应。
在工业生产中，氧化还原反应的应用也非常广泛。
例如，炼铁和生产钢铁时，氧化还原反应是不可或缺的过程。
在这个过程中，铁矿石中的铁被还原为金属铁，同时氧气与碳反应生成二氧化碳气体。
此外，电池的工作原理也是建立在氧化还原反应的基础上的。
电池中的化学反应产生电流，从而产生电能。
总之，无机化学中的氧化还原反应是一种重要的反应类型，它涉及电子转移、能量转化等多个方面。
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。
氧化和还原
H2O2 H2SO3 H2C2O4 H2S
课堂练习
无机化学 jycjgb@
1、对于反应 I2 + 2ClO3- = 2IO3- + Cl2,下面说法中不 正确的是---( B ) (A) 此反应为氧化还原反应 (B) I2得到电子, ClO3- 失去电子 (C) I2是还原剂, ClO3-是氧化剂 (D) 碘的氧化数由 0 增至 +5, 氯的氧化数由 +5 降为 0
用，能斯特方程式。
• 4.了解元素电势图等。
§1 氧化还原反应的基本概念
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• 一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的 反应，叫做氧化还原反应。
• 例：C + O2 → O=C=O 电子偏移（转移）。 • 还有一类虽无氧参加，但反应前后元素的化
合价发生了升降，也是氧化还原反应。
1-3常见的氧化剂和还原剂
无机化学 jycjgb@
P84中的表4-1列出了一些常见的氧化剂和 还原剂。
氧化剂: X2 O2 XOn- MnO4- Cr2O72-
NaBiO3 PbO2 MnO2
还原剂:
Fe3+ H2O2 H2SO3 HNO2 浓H2SO4 浓HNO3 稀HNO3 M H2 I- S2- Sn2+ Fe2+
• H+/H2，Sn4+/Sn2+，Fe3+/Fe2+等
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 Zn -2e-→ Zn2+ 氧化反应
Sn2+ + 2Fe3+ → Sn4+ + 2Fe2+
2H+ + 2e-→ H2 还原反应
无机化学基础——氧化还原反应
无机化学基础——超重点3氧化还原反应1.氧化还原反应产物的判断(1)题中没有特别说明时，氧化产物或还原产物一般优先考虑元素常见价态物质，注意:①一般情况下，元素价态越高，氧化性越强，但HCIO中CI的价态不是最高，氧化性却比CI的其他含氧酸强。
②同种物质浓度越大，氧化性(或还原性)越强。
③同种物质，所处环境酸(碱)性越强，其氧化性(还原性)越强，(2)判断产物时要遵循价态归中规律，即“价态相邻能共存，价态相间可归中，归中价态仅靠拢不交叉”。
若元素处于中间价态，则可能发生歧化反应，即同一物质同一价态的同一元素，一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。
(3)判断产物时也可根据价态变化规律，即处于最高价态的元素只具有氧化性，处最低价态的元素只具有还原性，进而判断出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。
2.氧化还原反应方程式的配平(1)正向配平法适用范围:简单氧化还原反应、归中反应等。
技巧:根据得失电子守恒，直接确定反应物中氧化剂、还原剂的化学计量数，然后再根据质量守恒配平其他物质。
实例:MnO42-+H++CI-→Mn2++Cl2↑+H20，Mn由+7价降为+2价，得5e-，Cl由-1价升至Cl2中的0价，失2xe-，根据得失电子守恒，MnO42-和CI-的化学计量数分别为2、10，然后配平其他物质的化学计量数，得2MnO42-+16H++10CI-=====2Mn2++5Cl2↑+8H2(2)逆向配平法适用范围:反应物中同一元素的化合价部分发生变化或同一元素的化合价发生多变化的反应。
技巧:根据得失电子守恒，直接确定生成物中氧化产物与还原产物的化学计量数，然后再根据质量守恒配平其他物质。
实例:Cu+HNO3(浓)→Cu(NO3)2+NO2↑+H20，N由+5价降为+4价，得e-Cu由0价升至+2价，失2e-，根据得失电子守恒，Cu(NO3)2和NO2的化学计量数分别1、2，然后配平其他物质的化学计量数，得Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2(3)设价配平法适用范围:复杂氧化还原反应，如一种反应物中有多种元素化合价发生变化，或物质中的不同元素经化合价变化后存在于同一种产物中。
无机化学课件：第四章(应化专业)
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
无机化学第4章 氧化还原反应
∵ E- =E (H+/H2) = 0.000V
∴ E = E+ = E待测
例如：测定Zn2+/Zn电极的标准电极电势 将Zn2+/Zn与SHE组成电池
(-)Pt,H2(100kPa)|H+(1mol· -3)||Zn2+(1mol· -3)|Zn(+) dm dm 298.15K时， E = -0.76V E (Zn2+/Zn) = -0.76V 又如：测定Cu2+/Cu电极的标准电极电势 将Cu2+/Cu与SHE组成电池
1. 标准氢电极(SHE)
电极反应：
2H+(aq) + 2e
电对：H+/H2 电极电势(规定):
H2(g)
H+ 标准氢电极装置图
E (H+/H2）= 0.000V
电极符号：
Pt ，H2(100kPa) | H+ (1.0mol· -3) dm
2. 电极电势的测定
将标准氢电极与待测电极组成电池： ( - )标准氢电极 || 待测电极( + ) E = E+ - E-
Cr2O72- (c1)， Cr3+(c3) ，H+(c2) | Pt (+)
例题4-1 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。 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 解： 原电池的正极： Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 负极： Fe2+ = Fe3+ + e-
无机化学第四版第四章思考题与习题答案
10．4.63*10-5
11. E(Cu2+/Cu)=0.31V,E(Ag+/Ag)=0.681V,Eθ(Fe2+/Fe)=-0.44V { E(Ag+/Ag)- Eθ(Fe2+/Fe)}>{ E(Cu2+/Cu)- Eθ(Fe2+/Fe)} 故Ag+先被Fe还原。C(Ag+)=5.47*10-9mol.L-1
8. E(Cu2+/Cu)=+0.340+(0.0592V/2)lg(0.01)=+0.28V E=E(Ag+/Ag)-E(Cu2+/Cu)= Eθ(Ag+/Ag)+0.0592V*lg{c(Ag+)/cθ}
0.436=0.7991+0.0592*lgx-0.28 X=0.040mol.L-1
8.(1) × (2) × (3) ×
9. 选H2O2，提示：Eθ（H2O2/H2O）最大
10. (1) Cu+和Au+ (2) Cu2+、 Ag+ 、Fe3+、Au3+
习 题
1.(1)3 Cu + 8HNO3(稀) ===== 3 Cu(NO3)2 +2 NO↑+4H2O
9. 解：Eθ（AgBr/Ag）=E(Ag+/Ag)= Eθ(Ag+/Ag)+ 0.0592V*lg{c(Ag+)/cθ}
= Eθ(Ag+/Ag)+0.0592*lg Ksp(AgBr)
0.0711=0.799+0.0592* lg Ksp(AgBr) Ksp(AgBr)=5.04*10-13
氧化还原反应大学无机化学
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。
第十五页，共七十八页。
在一个烧杯中放入含有Fe2+和Fe3+的溶液(róngyè); 另一烧杯中放入含有Sn2+ 和Sn4+ 的溶液，分别插入铂片作为电极，用盐桥、导线等联接起来成为原电池，
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。
第二十一页，共七十八页。
标准(biāozhǔn)电极电势
①金属的标准电极电势 ：
金属与该金属离子的质量摩尔浓度为1 mol·kg—l的溶液 相接触的电势
②氢的标准电极电势
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。
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4、若干关键(guānjiàn)元素在化合物中的氧化数有定值。
第二十六页，共七十八页。
注意(zhùyì)点
i) 标准电极电势表中，电极电势的正号或负号不因电极反应进行的方
向而改变，例如不管电极反应是按Zn2+ +2e Zn ，还是(hái shi)按Zn Zn2+ +2e方式进行，电对(Zn2+/Zn或Zn/Zn2+)的标准电极电势总是 负号，即Eθ (Zn2+/Zn)或Eθ (Zn/Zn2+) 都是 - 0.763 V。
无机化学氧化还原反应的实验计算与平衡探究
无机化学氧化还原反应的实验计算与平衡探究无机化学中，氧化还原反应是一类重要的反应类型。
它涉及原子或离子的电子转移过程，常常伴随着物质的氧化和还原状态的变化。
本实验旨在通过一系列实验，探究氧化还原反应的计算与平衡的相关问题。
一、实验目的本实验的目的是通过探究各种氧化还原反应，了解其反应类型、计算反应物质的物质量以及平衡状态的相关知识。
二、实验原理1. 氧化还原反应氧化还原反应指的是在反应中，氧化剂得到电子而被还原，而还原剂失去电子而被氧化的反应过程。
氧化剂是电子受体，而还原剂是电子供体。
2. 氧化还原反应的计算针对氧化还原反应的计算中，通常需要计算反应物质的物质量和平衡状态。
其中，反应物质量的计算可通过化学方程式和摩尔比的关系来求解；平衡状态则是指在反应过程中反应物质的摩尔比达到一定比例时，反应停止的状态。
三、实验步骤1. 根据实验所需，准备相应的实验器材和试剂，如电容量瓶、分析天平、试管、试剂溶液等。
2. 针对氧化还原反应的计算与平衡探究，选择合适的实验模型和反应物质进行实验。
根据实验结果，确定反应物质量和平衡状态。
3. 根据实验计算所得的数据，进行相应的数据处理和分析。
比较不同实验条件下的结果差异，探究氧化还原反应的规律和影响因素。
四、实验结果及讨论1. 分析实验数据，计算不同实验条件下反应物质的物质量和平衡状态。
比较各实验组的数据差异，得出相应结论。
2. 探究不同氧化还原反应的特点和规律。
比如，某些反应中氧化剂和还原剂的摩尔比保持不变，而反应物质量有所改变；而另一些反应中，摩尔比和物质量均有变化。
3. 分析实验中存在的误差和不确定性。
如实验操作的不准确、仪器误差等。
通过引入适当的实验控制组，减小误差和提高实验的可靠性。
五、实验结论通过本实验，我们得出以下结论：1. 氧化还原反应是一种涉及电子转移的反应类型。
2. 氧化剂是电子受体，还原剂是电子供体。
3. 氧化还原反应的计算可通过化学方程式和摩尔比的关系来求解。
无机化学第四章 氧化还原反应参考答案
第4章 氧化还原反应 习题参考答案1．解：S 的氧化数分别为-2、0、2、4、5、6。
2．解：（1）3Cu + 8HNO 3(稀) → 3Cu(NO 3)2+2 NO ↑ + 4H 2O（2）4Zn + 5H 2SO 4(浓) →4ZnSO 4 +H 2S ↑ + 4H 2O（3）KClO 3 + 6 FeSO 4 + 3H 2SO 4 → KCl +3 Fe 2 (SO 4)3 + 3H 2O（4）Cu 2S + 22HNO 3 → 6Cu (NO 3)2 + 3H 2SO 4 + 10NO↑ +8 H 2O3．解：（1） 12I - 2e → I 2--+) 1H 2O 2+ 2H + + 2e → 2H 2O -2I + H 2O 2+ 2H + → I 2+2H 2O -（2） 1Cr 2O + 14H + + 6e → 2Cr 3+ + 7H 2O 27--+) 3H 2S - 2e → S + 2H +-Cr 2O + 3H 2S + 8H + → 2Cr 3+ + 3S↓ + 7H 2O27-（3） 1ClO + 6H + + 6e → Cl - + 3H 2O 3--+) 6Fe 2+-e →Fe 3+-ClO + 6Fe 2++ 6H + → Cl - +6Fe 3+3H 2O3-（4）1/2Cl 2+ 2e →2Cl - -+) 1/2Cl 2 + 4OH - 2e →2ClO -+ 2H 2O --Cl 2 + 2OH →Cl -+ClO -+ H 2O -（5）1Zn + 4OH - 2e →[Zn (OH)4]2---+) 1ClO -+ H 2O +2e →Cl -+ 2OH --Zn + ClO -+2OH + H 2O→[Zn (OH)4]2- + Cl --（6）2MnO + e → MnO 4--24- +) 1SO + OH - 2e →SO + H 2O 23---24- 2MnO +SO + 2OH →2 MnO +SO + H 2O4-23--24-24-4．解：（1）（-）Pt ，I 2(s)∣I (c 1)‖Cl -(c 2)∣Cl 2(P ), Pt （+）- （2）（-）Pt ∣Fe 2+, Fe 3+ (c 3)‖MnO (c 3), Mn 2+(c 4)，H +(c 5)∣Pt （+）4-（3）（-）Zn ∣ZnSO 4 (c 1)‖CdSO 4 (c 2)∣Cd （+）5．解：由于E (F 2/HF)＞E (S 2O /SO 42-)＞E (H 2O 2/H 2O)＞E (MnO /Mn 2+)＞E (PbO 2/Pb 2+) 28- 4- ＞E (Cl 2/Cl -)＞E (Br 2/Br -)＞E (Ag +/Ag)＞E (Fe 3+/Fe 2+)＞E (I 2/I -) 故氧化能力顺序为F 2 ＞S 2O ＞ H 2O 2＞ MnO ＞PbO 2＞Cl 2 ＞Br 2 ＞ Ag +＞Fe 3+＞I 2。
无机化学知识点学习笔记 (4)
《无机化学》学习笔记四第四章氧化还原反应与应用电化学1.了解氧化数的概念，初步会用氧化数法和离子电子法配平氧化还原反应式。
2.了解原电池的构成及表示方法。
熟悉氧化还原平衡和理解电极电势的概念，能通过计算说明分压、浓度（含酸度）对电极电势的影响。
3.会用电极电势来判断氧化剂(或还原剂)的相对强弱，计算原电池的电动势。
会用∆r G m、E判断氧化还原反应进行的方向。
4.熟悉元素的标准电极电势图的应用。
知识点:1.氧化还原反应参加反应的物质之间有电子转移的化学反应−−称为氧化还原反应。
电化学是研究化学能与电能之间相互转换的一门科学,这些转换也是通过氧化还原反应实现的。
氧化还原反应中的电子转移包括电子得失或电子偏移。
2.氧化数1970年国际纯粹和应用化学联合会(IUPAC)定义，元素的氧化数是元素的一个原子的形式荷电数,这个荷电数可由假设把每个键中的电子指定给电负性较大的原子而求得。
氧化数可以是正数、负数、整数、分数、零。
3.氧化还原的概念一个氧化还原反应包含氧化和还原两个半反应(两个过程)。
氧化数升高的过程叫氧化，氧化数降低的过程叫还原。
氧化数升高的物质被氧化，氧化数降低的物质被还原。
氧化数升高的物质叫还原剂，氧化数降低的物质叫氧化剂。
在一个氧化还原反应中，氧化和还原两个过程总是同时发生，4.氧化还原电对同种元素的不同氧化数的两种物质均可构成一个氧化还原电对，简称电对。
电对的写法：高氧化数(态)物质在前，低氧化数(态)物质在后，中间划一左斜线。
如：Cu2+/Cu,Cr2O72-/Cr3+,Fe3+/Fe2+,Fe2+/Fe。
高氧化数(态)物质叫氧化型物质，低氧化数(态)物质叫还原型物质。
5.氧化还原反应方程式的配平用氧化数法和离子电子法配平氧化还原反应方程式。
6.原电池一种把化学能转变成电能的装置。
7.原电池符号用原电池符号表示原电池。
原电池符号写法的一些规定： 1.负极写在左边，并注明(－)；正极写在右边，并注明(+);盐桥在中间，用“||”表示；用“|”表示相与相之间的界面。
人卫版无机化学第四章无机化学氧化还原反应
Zn
Cu
ZnSO4 图: Cu
CuSO4 Zn 原电池
2、每个原电池都可分为两个对称部分，每个部分称为一个“半 电池”。 如: （Zn+ ZnSO4）——Zn半电池（即一个电极） （Cu+CuSO4）——Cu半电池
在每一个半电池中都含有同一元素不同氧化数的两种物质，其 中高氧化数的称氧化型（氧化态）物质；低氧化数的称还原型（还 原态）物质，这两种物质配合在一起就构成一个氧化还原电对，如 Zn2+/Zn、Cu2+/Cu等。
2FeS2+30HNO3→Fe2(SO4)3+30NO2+H2SO4+14H2O
氧化数法简单、快速，即适用于水溶液，又适用于非水 体系的氧化还原反应。
4.1.2 离子-电子法 配平原则： ①反应中得、失电子数相等； ②反应前后各元素的原子总数相等。 例1： K2Cr2O7+Na2SO3+H2SO4→? 配平步骤： （1）根据反应规律写出未配平的离子反应式； Cr2O72-+SO32-+H+→Cr3++SO42（2）写出并配平两个半反应式； 氧化反应： SO32-+H2O - 2e→SO42- + 2H+ 还原反应：Cr2O72-+14H++6e→2Cr3++7H2O
0.0592 0.7626 lg 0.01 0.8218 V 2
可见: 金属离子浓度越小，则该金属还原性越强。
如为气体， 例: O2+2H2O+4e
E(O
/ OH )
4OH-
2
0.0592 [ P(O2 ) / P ] E(O / OH ) lg 2 4 [c(OH ) / c ]4
大学无机化学第四版第四章课件
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。 例1：配平反应方程式
KMnO4 (aq) + K 2SO 3 (aq) MnSO4 (aq) + K 2SO 4 (aq)
数分别为+2和+1。
⑤中性分子中，各元素原子的氧化数的
代数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元
素氧化数的代数和。
例： H 5 I O6
I的氧化值为+ 7
S2 O S4 O
2 3 2 6
S的氧化值为+ 2 S的氧化值为+ 2.5
8 Fe的氧化值为 + 3
Fe 3 O 4
4.1.2 氧化还原反应方程式的配平
Ag(s) + Cl (aq)
1 +
当c(Cl ) = 1.0mol L 时 , c(Ag ) = Ksp (AgCl) E (AgCl /Ag) = E (Ag /Ag) = E (Ag /Ag) + 0.0592V lg Ksp (AgCl) = 0.222V AgCl AgBr
K sp 减小
E (Hg2Cl2 /Hg) = 0.268V
1 = c(Cl ) 2.8mol L ( KCl 饱和溶液 ) 饱和甘汞电极：
E(Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V
4.2.3 标准电极电势
1.标准电极电势和标准电动势
E (电对) 电对的标准电极电势： EMF = E+ E 原电池的标准电动势：
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
氧化还原反应
用 H2O）Βιβλιοθήκη 写入1. 组成电对的物质的本性,决定E 值,金属越活泼, E 代数值越小, E越小
2.氧化型物质,还原型物质的浓度、分压
3.酸度对某些电对有影响 4、沉淀和弱电解质的生成
影响不大
例1
Cl2(g) + 2e- 2Cl-
E(Cl2/Cl-)=E (Cl2/Cl-) +
0.0592 lg
p(Cl2)/p
测得原电池电动势：E = 0.340 V
E = E(+) - E(-) = E (Cu2+/Cu) - E (H+/H2) E (Cu2+/Cu) = E - E (H+/H2)
= 0.340 V- 0 V= +0.340 V
3. 标准电极电势
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
半反应式
左多氧原子一侧 左少氧原子一侧
酸性 H+
H2O
介质 碱性 H2O OH-
中性 H2O H2O
注意
不能出现OH不能出现H+
4-2 电极电势
4-2-1 原电池
化学能→电能
1、 原电池 ——能使氧化还原反应产生电流的装置。
动画
还原反应 Cu 极:正极(电子流入的电极)
Cu2+ + 2e- →Cu
Cu2+/Cu 氧化还原电对
半电池 半电池 原电池
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+
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（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
MnO4 + SO32 +H+ → Mn2+ + SO42
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+ SO32 → SO42
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
MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
10HClO3+3P +18 H2O → 10HCl+12H3PO4
例
(1)写出未配平的反应方程式
PbO2+MnBr2+HNO3 →Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (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)
+4 +2 -1
(-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
氧化数法* 优点
简单、快捷
水溶液 适用于
氧化还原反应
非水体系
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. 配平方法 配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 (2) 总数等于元素原子氧化 (3) 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)
氧化数 为了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数的概念。
基本内容
1.氧化还原方程式的配平 2.电极电势概念，影响电极电势的 3. 因素及电极电势的应用 4.3.氧化剂、还原剂的相对强弱 5.4.氧化还原反应的方向和限度 6.5.元素的标准电极电势图及其应用
基本要求
1.能熟练地配平氧化还原反应方程式。 2.掌握氧化还原方向和趋势,标准电极电势E,利用E 判断反应的方向趋势,标准电极电势与平衡常数的关系公式 的计算和应用。 3.掌握标准电极电势与能斯特方程式的意义，并能进 行有关计算。 4．了解电解和原电池的作用机理及电解产物析出的 一般规律。
目录
4-1 氧化还原方程式的配平 4-2 电极电势 4-3 氧化还原反应的方向和
限度 4-4 电势图及其应用
4.1 氧化还原方程式的配平
（1）氧化与还原 (oxidization and reduction)
氧化还原概念的发展起Fra bibliotek 后来 现在2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) Mg→Mg2++2e 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l)
数等于该元素的原子偏近或偏离
的电荷数。
如
HCl
H Cl 氧化数 +1 –1
CO2
CO +4 -2
1. 氧化数
定义
在离子化合物中,元素的氧化
数等于该元素的离子电荷。
如 NaCl
Na Cl 氧化数 +1 –1
CaSO4
Ca S O +2 +6 -2
2 确定氧化值的规则
(1) 离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子所带的电荷 数；
(2) 共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大的原子 ， 两原子的形式电荷数即为它们的氧化数；
(3) 单质中，元素的氧化数为零； (4) 中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零 ，复杂 离子的电荷等于各元素氧化数的代数和.
⑸ 氢的氧化数一般为+1,在金属氢化物中为 -1，如
1
Na H
⑹ 氧的氧化数一般为-2,
+5
0
-1
+5
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+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
(-6)×10=(-60)
+5
0
-1
+5
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
[(+5)×4]×3=(+60)
(4)用观察法配平氧化数未改变的元 素原子数目
失去电子的过程叫氧化 得到电子的过程叫还原
失去电子的物质被氧化 得到电子的物质被还原
失去电子的物质叫还原剂 得到电子的物质叫氧化剂
在一个氧化还原反应中,氧化和 还原两个过程总是同时发生的.
MnO2+4HCl(浓) → MnCl2+ Cl2↑+ 2H2O
MnO2 氧化剂
HCl 还原剂
MnO2中的Mn被还原 HCl中的Cl被氧化
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
SO32 + H2O → SO42 + 2H+ 右边多 1个O原子，左边加 1个H2O， 右边加2个H+
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
在过氧化物中为 -1，如
1
1
H2O2 ` N2aO2,
在超氧化物中 为-0.5，如
0.5，
K O2
在氧的氟化物中 为 +1或 +2，如
1
2
O2F2 ,OF2
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氧化值 CO2 +4 CH4 -4
C共价数 4 4
与氧结合 电子转移 电子偏移
（2）氧化数
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.
氧化：氧化数增加的过程 还原：氧化数降低的过程 氧化剂：electron acceptor 还原剂：electron donor
1. 氧化数
定义
在共价化合物中,元素的氧化
+2
0 +7
PbO2+MnBr2+HNO3→Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O
(+2)-(+4)=(-2)
例
(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
(+5) [(+5)+(+2)]×2=14 (+1)×2=(+2)
+4 +2 -1
+2
0 +7
PbO2+MnBr2+HNO3→ Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O
无机化学---第四章 氧化还原反 应
氧－还反应的实质
无机化学反应可分为两大类：
一类是非氧化还原反应，如复分解反应、中和反应、盐 类水解和某些配合反应等，这些反应的特点是反应物中 原子或离子没有氧化数的变化；（没有电子转移）
另一类是氧化还原反应，所有氧－还反应的共同特点是 反应物中某些元素的氧化数发生了变化。（有电子转移）