无机化学 第五章 电化学与氧化还原平衡
化学反应中的电化学平衡和电极电势
化学反应中的电化学平衡和电极电势电化学是研究电现象与化学变化之间相互关系的学科。
在化学反应中，电化学平衡和电极电势是两个重要的概念。
本文将详细介绍电化学平衡和电极电势，并探讨它们在化学反应中的作用。
一、电化学平衡电化学平衡是指在电化学反应中，电子传递和离子迁移速率达到平衡状态的情况。
在化学平衡条件下，氧化和还原反应同时进行，电荷转移速率相等。
电化学平衡与能量平衡紧密相关，通过控制电极上的电势差，可以调节反应速率和化学平衡。
1.1 氧化反应氧化反应是指物质失去电子的过程，通常与还原反应同时进行。
在电化学反应中，氧化和还原反应共现，氧化半反应是指失去电子的反应。
氧化反应的通常特征是物质电离能随反应进行而增加。
1.2 还原反应还原反应是指物质获得电子的过程，通常与氧化反应同时进行。
在电化学反应中，还原半反应是指获得电子的反应。
还原半反应中，物质的电离能随反应进行而降低。
1.3 Nernst方程Nernst方程是描述非标准电极电势的数学关系式。
Nernst方程可用于计算电极的标准还原电势与非标准电势之间的关系。
在电化学反应中，Nernst方程用于计算电极的电势差，从而得出反应进行的方向和速率。
Nernst方程的数学表达式如下：E = E0 - (0.059/n) * log(Q)其中，E为电极电势，E0为标准还原电势，n为电子转移的数量，Q为反应物和生成物浓度的比值。
二、电极电势电极电势是指相对于参比电极的电势差，用来描述电极上的电化学反应。
电极电势是评价电化学反应以及化学物质氧化还原能力的重要指标。
2.1 参比电极参比电极是一个标准电极，其电势被定义为零。
常见的参比电极有标准氢电极和齐次参比电极。
标准氢电极的电势被定义为0V，齐次参比电极的电势在不同的溶液中具有固定值。
2.2 电极电势的测定测定电极电势的方法主要有电动势测量和电位差测量两种。
电动势测量是通过建立一个与待测电极电势相等但方向相反的电势的系统来测定电极电势。
无机化学中的氧化还原反应和电化学
无机化学中的氧化还原反应和电化学无机化学是研究无机物质结构、性质和变化规律的科学分支。
其中，氧化还原反应和电化学是无机化学中重要且广泛应用的领域。
本文将探讨氧化还原反应和电化学的基本概念、应用和未来发展。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，被氧化的物质失去电子，而被还原的物质获得电子。
这种电子的转移导致了物质的化学变化。
氧化还原反应可以通过氧化态的变化来描述。
在反应中，氧化剂接受电子，其氧化态减少，而还原剂失去电子，其氧化态增加。
例如，氯气（Cl2）和氢气（H2）的反应可以表示为：Cl2 + 2e- -> 2Cl- （氯气被还原，氧化态减少）H2 -> 2H+ + 2e- （氢气被氧化，氧化态增加）氧化还原反应在生活和工业中有广泛的应用。
例如，电池的工作原理就是基于氧化还原反应。
电池中的正极和负极之间发生氧化还原反应，产生电流。
此外，氧化还原反应还可以用于金属的防锈和清洁等领域。
二、电化学的基本概念电化学是研究电与化学反应之间相互关系的学科。
它主要研究电解过程和电化学反应的机理。
在电化学中，电解是指通过外加电压将化学反应逆转的过程。
电解可以分为电解质溶液和电解固体两种情况。
在电解质溶液中，电解质分子或离子在电场的作用下发生氧化还原反应。
而在电解固体中，固体物质通过电子转移发生氧化还原反应。
电化学反应是指在电化学过程中发生的化学反应。
电化学反应可以是氧化还原反应，也可以是非氧化还原反应。
电化学反应的速率和方向可以通过电极电势来控制。
正电势的电极是发生氧化反应的位置，负电势的电极是发生还原反应的位置。
电化学在能源存储和转换、电解水制氢、电镀和电解池等领域有着广泛的应用。
例如，锂离子电池和燃料电池是电化学能源存储和转换的重要设备。
它们利用氧化还原反应将化学能转化为电能，实现能源的高效利用。
三、氧化还原反应和电化学的应用氧化还原反应和电化学在生活、工业和环境保护等领域有着广泛的应用。
无机化学-氧化还原反应及电化学基础
6-3 电池电动势和电极电势
第二十七页，共69页。
6-3 电池电动势和电极电势
E 甘汞参比电极
构成: 由Hg/Hg2Cl2/KCl溶液组成;
2) 电极反响: H 2 C 2 g (s )l 2 e 2 H (l) g 2 C (a l)q 3) 电极电势:
-3,
; E 0.280V
电极符号：Pt2, H H2︱H2 +e(c ) H2PtC , C2l2l (p2 )︱eC l- (2c)Cl
“︱〞表示气体与溶液之间的界面，即气液界面
(p) 表示压力；
第十四页，共69页。
6-2 原电池
2 电极的类型和电池符号：
C 离子电极 组成：由同一种元素的不同氧化态的两种离子的溶液; 例：Fe3+/Fe2+电极
第十九页，共69页。
6-2 原电池
2.2 电池符号：
负极: 离子电极
电池反响:
电M 池符号4 : 8 n H O 5 F 2 e M 2 5 F n 3 4 e H 2 O
(-) Pt︱Fe2+ (c1), Fe3+(c2)‖MnO4+ (c3), H+(c4),Mn2+(c5)︱Pt (+)
和绿色Cr2(SO4)3，配平反响方程；
氧化数确定：
反响物： K2Cr2O7 [+6] FeSO4
[+2]
A
生成物： Cr2(SO4)3 [+3] Fe2(SO4)3 [+3]
每个Cr原子变化数＝3
B
每个Fe原子变化数＝1
C 总氧化数降低(2x3)x1
D
C 2 O 4 2 r 2 3 F 2 1 e H 4 2 C 3 2 r 3 F 3 7 e H 2 O
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：
《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
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。
氧化还原平衡电化学基础
拓展电化学技术的应用领 域
将电化学技术应用于其他领域 ，如生物医学、传感器、电子 器件等，可以开拓新的应用领 域并促进相关领域的发展。
THANKS
感谢观看
保持实验室通风良好
注意电源安全
在实验过程中，可能会产生有毒或刺激性 气体，因此应保持实验室通风良好，及时 排出有害气体。
在接通电源进行实验时，应注意电源安全 ，避免电极短路或过载，以免发生意外事 故。
实验结果分析
记录实验数据
在实验过程中，应认真观察并 记录电极反应的现象、电流的
变化情况等数据。
整理数据
电解过程
电解池
电解过程是在外加电源的作用下，在电解池中发生的氧化还 原反应。
电解产物
电解过程中，根据电解质的性质和电解条件的不同，会产生 不同的电解产物。
电镀过程
电镀原理
电镀过程是通过电解方法，在金属表 面沉积金属或合金的过程。
电镀应用
电镀广泛应用于工业、电子、航空航 天、汽车、建筑等领域，用于提高材 料表面的耐磨性、耐腐蚀性和美观度 等。
深入研究反应机理和动力 学过程
通过理论计算和实验手段，深 入揭示氧化还原反应的微观机 制和动力学过程，有助于优化 电化学反应过程和提高能源转 换效率。
发展新型电化学储能技术
针对可再生能源的间歇性特点 ，发展高效、长寿命、低成本 的新型电化学储能技术，如锂 硫电池、钠离子电池等，对于 实现可再生能源的高效利用具 有重要意义。
还原态
表示某元素被还原的状态，通常用负 号“-”表示，例如Fe0的还原态为0。
氧化还原反应的方向
氧化反应
物质失去电子的反应，通常需要外界提供能量。
还原反应
物质得到电子的反应，通常释放能量。
无机化学习题解答第五章
第五章氧化-还原反应无机化学习题解答（5）思考题1．什么是氧化数如何计算分子或离子中元素的氧化数氧化数是某一原子真实或模拟的带电数。
若某一原子并非真实得到若失去电子而带电荷，可以认为得到与之键合的电负性小于它的原子的电子或给予与之键合的电负性大于它的原子电子，然后计算出来的带电情况叫氧化数。
已知其他原子的氧化数，求某一原子的氧化数时可用代数和的方法，中性分子总带电数为零；离子总带电数为离子的电荷。
2．指出下列分子、化学式或离子中划线元素的氧化数：As2O3 KO2 NH4+ Cr2O72- Na2S2O3 Na2O2 CrO5 Na2PtCl6 N2H2 Na2S52．As2O3 +3，KO2 +1，NH4+ -3，Cr2O72-+3，Na2S2O3 +2，Na2O2 -1，CrO5 +10，Na2PtCl6 +4，N2H2 -1，Na2S5 -2/5，3．举例说明下列概念的区别和联系：⑴氧化和氧化产物⑵还原和还原产物⑶电极反应和原电池反应⑷电极电势和电动势3．⑴氧化是失去电子氧化数升高，所得氧化态较高产物即为氧化产物。
⑵还原是得到电子氧化数降低，所得氧化态较较产物即为还原产物。
⑶在某个电极上发生的反应为电极反应，分为正极的还原反应和负极的氧化反应，总反应为原电池反应。
⑷固体电极材料与所接触的溶液间的电势差即为该原电池的电极电势。
两电极构成原电池时两电极间的电势差为该原电池的电动势。
4．指出下列反应中何者为氧化剂，它的还原产物是什么何者为还原剂，它的氧化产物是什么⑴2FeCl3+Cu→FeCl2+CuCl2⑵Cu+CuCl2+4HCl→2H2[CuCl3]⑶Cu2O+H2SO4→Cu+CuSO4+H2O4．⑴氧化剂：FeCl3，还原产物：FeCl2，还原剂：Cu，氧化产物：CuCl2。
⑵氧化剂：CuCl2，还原产物：2H2[CuCl3]，还原剂：Cu，氧化产物：2H2[CuCl3]。
⑶氧化剂：Cu2O，还原产物：Cu，还原剂：Cu2O，氧化产物：CuSO4。
无机化学习题及答案
第一章化学反应的一般原理1．是非题（对的在括号内填 +，错的填 -）(1) 已知下列过程的热化学方程式为：UF 6 (l) → UF 6 (g) θ1r m 30.1kJ mol H -∆=⋅则此温度时蒸发 1mol UF 6 (l)，会放出热 30.1 kJ. ( )(2) 在定温定压条件下，下列两化学反应放出的热量相同。
( ) 2221H (g)O (g)H O (l)2+→ 2222H (g)O (g)2H O (l)+→(3) ∆r S 为正值的反应都是自发反应。
( )(4) 在常温常压下，空气中的N 2和O 2长期存在而不会生成NO ，这表明此时该反应的吉布斯函数变是负值。
( )(5) 反应 C(s) + H 2O (g) = CO (g) + H 2 (g)，θ1r m (298.15K)131.3kJ mol H -∆=⋅，由于方程式两边物质的化学计量数的总和相等，所以增加总压力对平衡无影响。
( )(6) 上述反应达平衡后，若升高温度，则正反应速率增加，逆反应速率减小，即平衡向右移动。
( )(7) 反应的级数取决于反应方程式中反应物的化学计量数。
( )2. 选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）(1) 下列反应中，反应 ______ 放出的热量最多。
(A) 4222CH (l)2O (g)CO (g) + 2H O (g)+=(B) 4222CH (g)2O (g)CO (g) + 2H O (g)+=(C) 4222CH (g)2O (g)CO (g) + 2H O (l)+= (D) 4223CH (g)O (g)CO(g) + 2H O (l)2+= (2) 定温定压下，某反应的θ1r m ()10kJ mol G T -∆=⋅，这表明该反应 _______。
(A) 能自发进行。
(B) 不能自发进行。
(C) 能否自发进行，还需要具体分析。
(3) 某温度时，反应 H 2 (g) + Br 2 (g) = 2HBr (g) 的标准平衡常数 K θ = 4⨯10-2，则反应 HBr (g) = 2211H (g)+Br (g)22的标准平衡常数K θ = _______。
张祖德《无机化学》修订版辅导用书-章节题库-第5章 氧化-还原反应和电化学【圣才出品】
B．2.76×1012
C．1.23×1013
D．2.05×1013
【答案】D
【解析】电动势为 0.057V，则可知负极（阳极）电极电势为－0.057V，通过公式
E
E
2.303RT 2F
lg
1 K
，代入数据可就得 Kfθ 的值。
4．在下列各电对中，中间氧化态物种不能发生歧化的是（ ）。 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】在元素电势图（氧化态由高导低）中，若某一氧化态右边电极电势大于左边 电极电势，则该氧化态将自发发生歧化反应。
3．已知
，将铜片插在含有 1.00mol·L－1 的 NH3 和
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1.00mol·L－1 [Cu(NH3)4]2＋的溶液中，以标准氢电极为正极，组成原电池，其电动势为
0.057V。则[Cu(NH3)4]2＋的稳定常数 Kfθ 为（ ）。 A．7.24×1012
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水，因此阳极析出氧气，阴极析出氢气。不管是原电池还是电解池，阳极发生氧化（氧化
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第 5 章 氧化-还原反应和电化学
一、选择题 1．有一个原电池：
则该电池的电池反应是（ ）。 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】原电池左边为（－）极，右边为（＋）极，据此可得出电池反应。
2．下列电对的电极电势与 pH 值无关的是（ ）。 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】S2O82－/SO42－电对所示的电极反应不涉及 H＋和 OH－，故与 pH 无关。
电动势变大。
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氧化还原反应和电化学
2006年化学竞赛讲义氧化还原反应和电化学（初赛版）化学竞赛大纲对氧化还原反应和电化学知识的要求：电化学：1、氧化态。
氧化还原的基本概念和反应的书写和配平。
2、原电池。
电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。
3、标准电极电势。
用标准电极电势判断反应的方向及氧化剂与还原剂的强弱。
4、元素电势图及其应用5、电解池的电极符号与电极反应。
6、电解与电镀。
7、电化学腐蚀。
8、常见化学电源。
9、pH、络合剂、沉淀剂对氧化还原反应的影响的定性说明。
概述电化学反应可分为两类：（1）利用自发氧化还原反应产生电流（原电池），反应△G＜0，体系对外做功。
（2）利用电能促使非自发氧化还原反应发生（电解），反应△G＞0，环境对体系做功。
一、氧化还原反应的基本概念（一）．氧化还原反应的实质1．氧化还原反应无机化学反应一般分为两大类，一类是在反应过程中，反应物之间没有电子的转移或得失，如酸碱反应、沉淀反应，它们只是离子或原子间的相互交换；另一类则是在反应过程中，反应物之间发生了电子的得失或转移，这类反应被称之为氧化还原反应。
氧化还原反应的实质是电子的得失和转移，元素氧化数的变化是电子得失的结果。
元素氧化数的改变也是定义氧化剂、还原剂和配平氧化还原反应方程式的依据。
2．氧化数1970年国际纯化学和应用化学学会（IUPAC）定义氧化数（oxidation number）的概念为：氧化数（又称氧化值）是某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是将成键电子指定给电负性较大的原子而求得。
确定元素原子氧化数有下列原则：（1）单质的氧化数为零。
因为同一元素的电负性相同，在形成化学键时不发生电子的转移或偏离。
例如S8中的S，Cl2中的Cl，H2中的H，金属Cu、Al等，氧化数均为零。
（2）氢在化合物中的氧化数一般为I，但在活泼金属的氢化物中，氢的氧化数为－I，如NaH－I。
（3）氧在化合物中的氧化数一般为－Ⅱ，但在过氧化物中，氧的氧化数为－I，如H2O －I、BaO－I 2；在超氧化物中，氧的氧化数为－I/2，如KO－I/22；在氟的氧化物中，氧的氧2化数为Ⅱ，如OⅡF2。
无机化学(人卫版)第五章_氧化还原反应以及电极电势
M活泼
M不活泼
M 稀
n+
M 浓
n+
溶解 〉沉积
电极电势：E M /M
(
沉积 〉溶解
n+
)
电池电动势： MF E ( + ) E ( ) E
标准氢电极和甘汞电极 标准电极电势和标准电动势 浓度对电极电势的影响 ——Nernst方程式
一、标准氢电极和甘汞电极
1. 标准氢电极
电极反应 ： + 2e 2 H ( aq) 电对： H /H 2 E (H + /H 2 ) 0 .000 V
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
( Cu
(
+ 2H+ Cu
2+
2+
/Cu 0.337V
)
)
( /H ) 0.337V H
+ 2
如：测Zn2+/Zn标准电极的 Eθ(Zn2+/Zn）=？ 使其与标准氢电极组 成原电池，测得：Eθ =0.7626V（由电子流动方向确定正、负极） 。 根据 Eθ = E －E ∴E =-0.7626V
2+
2Cl
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。
第四页，共七十八页。
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。
大学无机化学之化学平衡(2024)
配位平衡常数计算及应用
配位平衡常数
表达配位反应平衡状态的物理量，与沉淀溶解平衡常数（Ksp）：表达式相似，沉淀溶解平衡常数的表达式中各 离子浓度项的次方数即为该离子的系数；而配位平衡常数的表达式中各离子浓度项的次方数则为该离子配体数的 负数。
应用
可用于预测和解释配位反应的结果，以及指导合成具有特定性质的配位化合物。
2024/1/29
氧化剂与还原剂
在氧化还原反应中，得电子的物质被称为氧化剂，失电子的物质 被称为还原剂。
氧化还原反应
指有电子转移的化学反应，包括还原过程和氧化过程两个同时进 行的半反应。
16
氧化还原反应方程式配平
01
氧化数法
通过比较反应前后各元素氧化数的变化，确定电子转移数目，从而配平
反应方程式。
配位化合物在材料科学中也有重要应 用，如用于制备荧光材料、磁性材料 等。
22
06
影响化学平衡因素及移动原理
2024/1/29
23
浓度对化学平衡影响
2024/1/29
沉淀溶解平衡
当溶液中存在难溶电解质时，其离子浓度的乘积会达到一 个定值，称为溶度积常数。当离子浓度改变时，沉淀溶解 平衡会发生移动。
3
深化对物质性质的认识
化学平衡研究有助于深入了解物质的性质和行为 ，为材料科学、环境科学等领域提供理论支持。
2024/1/29
5
化学平衡常数表达式
2024/1/29
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
01
表达式为等于等于生成物浓度的幂之积，例如
Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]。
酸的电离平衡常数（Ka）
7
沉淀溶解平衡原理
沉淀溶解平衡的定义
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
第章电化学基础与氧化还原平衡ppt课件
⑴ 氧化数法（自学）
⑵ 离子－电子法
①写出相应的离子反应式； ②将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和
氧化剂的还原反应； ③配平半反应； ④根据得失电子数相等的原则，确定二个半反
应的系数； ⑤根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加
入H+、OH－、H2O，使方程式配平。
配平: K M n O 4 ( a q ) K 2 S O 3 ( a q ) 酸性 M n S O 4 ( a q ) K 2 S O 4 ( a q )
上述半反应，正向为还原反应，逆 向为氧化反应，它们彼此依存，相互转 化，关系与共轭酸碱对一样，我们把它 命名为氧化还原电对，简称电对。
电对符号：[氧化型]／[还原型]
11.2 氧化还原方程式的配平
1 氧化数法 2 离子电子法
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。
()PF t2 e1.0L m 1,F o3 el0.1L m 1 ol ‖ C2 l .0L m 1 C o21 ll 013， P 2( t5 )
b)题中给出电池符号，要能够写出半反应 和电池反应。
原则：
负极发生氧化半反应； 正极发生还原半反应。
例题：已知电池符号如下： (－) (Pt)，H2(p)H+(1 mol·dm-3) Cl– (c mol·dm-3) Cl2(p) ，Pt（＋）
(2). 金属‒金属难溶盐(氧化物) ‒阴离子电极 金属表面涂上该金属的难溶盐或氧化物，
插入与该盐具有相同阴离子的溶液中。
甘汞电极
➢ 电极符号: Hg－Hg2Cl2(s) ︱Cl-(c)
➢ 电极反应: Hg2Cl2 + 2e
无机化学及分析化学无机及分析化学复习精选全文
c(B)
c
b
cθ=1mol·l-1
对气相反应 a A（g) +Bb（ g) =dD（ g) +eE（ g)
K
P(D) d P
P(E
)
P
e
Pθ=100Kpa
P(
A)
P
a
P(B)
P
b
用相对平衡浓度和相对平衡分压来表示的
平衡常数称为标准平衡常数。
4
多重平衡规则
若一个化学反应式是若干相关化学反应式的代数和，在相 同温度下，该反应的平衡常数就等于其相应的平衡常数的 积（或商）。
HCl
NaCl 甲基橙 ------
NaHCO3 NaHCO3
V2
pH=3.9
CO2 CO2
NaOH
NaHCO3 Na2CO3 NaOH + Na2CO3 NaHCO3 + Na2CO3
16
3-24
有一Na3PO4 试样，其中含有Na2HPO4， 称取0.9947g，以酚酞为指示剂，用0.2881 mol·L-1HCl 溶液滴定至终点，用去 17.56ml。
29
原电池
2.原电池组成
负极(Zn片)反应：
Zn(s)
2e + Zn2＋(aq) 发生氧化反应
正极(Cu)反应：
Cu2+(aq) + 2e
Cu(s) 发生还原反应
电池反应：原电池中发生的氧化还原反应
电池反应=负极反应 + 正极反应
如
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2＋(aq) + Cu(s)
30
条件：
A.指示剂用量 B.溶液酸度 C.注意事项 充分振摇，干扰离子事先去除
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4. 氧化还原电对
同一元素的氧化型和还原型构成的共轭体 系称为氧化还原电对。
用“氧化型/还原型”表示。
例：Cl2/Cl-,I2/I-
氧化还原电对的书写形式与反应式有关。
半反应
电对
MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O MnO4-/Mn2+ MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH- MnO4-/Mn2O
还原：在氧化和还原反应中，元素 氧化数降低的过程称为还原。
特征: 反应中氧化过程和还原过程同时发生 5
氧化剂：得电子的物质，氧化数降低。 还原剂：失电子的物质，氧化数升高。 氧化反应：失电子的过程 还原反应：得电子的过程 氧化性：得电子的能力 还原性：失电子的能力
6
反应物 电子 发生反 氧化数 呈现
12
2） 离子-电子法 电荷守恒 质量守恒
酸性介质
多1个O
+ 2H+H2O
碱性介质
+ H2O 2OH-
13
例：配平反应KMnO4 + Na 2SO3+H2SO4
Mn2++SO42-+H2O
1）写出离子反应式
2）写成两个半反应
3）分别配平两个半反应式中的H和O。
14
4）根据“氧化剂得电子总和等于还原剂失 电子总和”的原则，在两个半反应前面乘 上适当的系数相减并约化。
元素原子
概 念 表观电荷
数
某元素一个原子同 两原子间共用 H原子化合（置换） 电子对数
的能力
数值
0，正负整 数。正负
0、正、负整数 正整数
分数
实例
CO
C O
+ 2 +2价 - 2 -2价
3
4
2. 氧化与还原
0
-1
-1 0
Cl2 2K I 2K C l I2
氧化：在氧化和还原反应中，元素 氧化数升高的过程称为氧化。
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电极反应：正、负极上发生的半反应，称为电极反应。
负极（锌极）：Zn－2e Zn2+ (氧化反应) 正极（铜级）：Cu2++2e Cu (还原反应)
电池反应：由正极反应和负极反应所构成的总反应。 Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
18
原电池符号
(-) Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu (+) 1) 左边表示负极，右边表示正极 2) “|”表示界面，“||”表示盐桥 3) c1,c2表示各溶液浓度，若有气体，注明气
写出化学反应方程式
确定有关元素氧化态升高及降低的数值
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。
核对，可用H+, OH–, H2O配平。
11
例: As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
氧化数升高的元素：
2As3+ → 3S2– →
2As5+ 3S6+
５）检查质量平衡及电荷平衡。
15
5.2 电极电势
1.原电池：由氧化还原反应
产生电流，把化学能变为电能的装 置。通常由两个半电池用盐桥连接 构成。
Cu-Zn原电池
16
电极(半电池)
正极—— 流入电子的电极。 即发生还原反应的电极
负极—— 流出电子的电极。 即发生氧化反应的电极
铜-锌原电池： 锌（阳）极为负极； 铜（阴）极为正极。
第5章 电化学与氧化还原平衡
1
5.1 氧化还原反应
1. 氧化数
假设在形成化学键时成键电子转移给电负性大 的原子时所求得的原子所带的电荷数。
规定：
1）单质中元素的氧化数为零 2）简单离子中元素的氧化数为电荷数
2
3）中性分子中各元素氧化数的代数和为 零，复杂离子中各元素氧化数的代数 和等于 离子所带电荷数。
（-）Pt| Sn2+(c1) , Sn4+ (c2) Fe2 + (c3) , Fe3+(c4) |Pt（+）
20
例
MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O 电极反应：(-)Fe2++e=Fe3+
(+)MnO4-+8H++5e=Mn2++H2O 符号：
(-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)|| MnO4-(c3),Mn2+(c4),H+(c5)|Pt(+)
4）在化合物中，氢的氧化数一般为+1 (在 活泼金属氢化物中为-1) ; 氧的氧化数一般为
-2 (在过氧化物中为-1; 在超氧化物 KO2中为1/2; 在OF2中为+2 ) ; 碱金属 元素氧化数为 +1; 氟的氧化数为 –1 。
3
元素的氧化数、化合价、共价键数的区别
氧化数 化 合 价 共 价 键 数
体分压。 4) 若没有金属参加，引入惰性金属(如Pt)作
导体，构成电极。
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5）相同聚集状态（相同相态）的同一元素不 同价态物质可组成氧化还原电对如Fe2+(c) 和Fe3+(c)，PbSO4(s)和PbO2 (s)在电池符 号表示中两者用","号隔开
反应：2Fe3++Sn2+=Sn4++2Fe2+ 的电池符号为:
凡有参加氧化还原反应及电极反应的物质有的自
身虽无发生氧化还原反应，在原电池符号中仍需
表示出来
21
例
(-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(c3) ||Fe3+(c4),Fe 2+(c5)|Pt(+)
电极反应： 负极：HNO2+H2O-2e=NO3-+3H+ 正极：Fe3++e=Fe2+ 电极反应：2Fe3++HNO2+H2O=2Fe2++NO3-+H+
升高 4 共升高28
升高24
N5+ →
N2+
降低3
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 +
28NO
左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O
左边比右边少8个H，少4个O
3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O
6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
9
在氧化还原电对中，氧化型的氧化能力 越强，则其共轭还原型的还原能力越 弱；反之，还原型的还原能力越强，则 其共轭氧化型的氧化能力越弱。氧化还 原反应是两个氧化还原电对共同作用的 结果，反应一般按照较强的氧化剂和较 强的还原剂相互作用的方向进行。
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5. 氧化还原方程式的配平
1） 氧化数法
原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低数相 等(得失电子数目相等）
得失 应
变化 性质
物质
氧化剂 得 还原 降低 氧化性 活泼非金 属,高价 离子
还原剂 失 氧化 升高 还原性 活泼金属 低价离子
7
3. 氧化还原半反应
Cl2+2KI = 2KCl+I2
Cl2+2e 2Cl2I--2e I2
氧化还原半反应
氧化还原半反应式中，氧化数较高的物质称 为氧化型物质，氧化数较低的物质称为还原 型。