第七章1节氧化还原反应方程式配平与原电池概要
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第七章-氧化还原反应与电化学基础
§7.2 电化学电池
5. 正负极
• 电子的流出极叫负极：Zn极 • 电子的流入极叫正极：Cu极
6. 阴阳极
• 阳极(Positive Electrode)： 凡是进行氧化反应的电极叫阳极。
• 阴极(Negative Electrode)： 凡是进行还原反应的电极叫阴极。
第七章 氧化还原反应与电化学基础
在超氧化物中（KO2），氧的氧化数 为 1 ；
2
在氧的氟化物（OF2，O2F2）中，氧的 氧化数分别为+2和+1。
❖ 在所有的氟化物中氟的氧化数为-1。
第七章 氧化还原反应与电化学基础
§7.1 基本概念
例：
SiO2： Si的氧化数为+4； Cr2O72-：Cr的氧化数为+6； Fe3O4： Fe的氧化数为 8 ；
Mz+(aq)+ze-
–
离子电极
2OH-(aq) Pt | O2(p)|OH-(c)
金属-难 溶盐电极
AgCl(s) +e-
Ag(s) +Cl-(aq) Ag|AgCl|Cl-
§7.3 电极电势
(Electrode Potential)
7.3.1 电极电势的产生 7.3.2 电极电势的意义 7.3.3 电池电动势 7.3.4 标准电极电势 7.3.5 标准电极电势表 7.3.6 Nernst方程式 7.3.7 Nernst 方程式的应用
MgCl2(s)
第七章 氧化还原反应与电化学基础
§7.1 基本概念
2. 失去电子的过程叫氧化，得到电子的
过程叫还原
Zn(s) Zn2+(aq)+2eCu2+(aq)+2e- Cu(s) 局限性：形成共价分子的氧化过程不
无机化学简明教程第7章 氧化还原反应可编辑全文
H+浓度为1mol·L-1的酸溶液中。不断地通入压力为101.3
kPa的氢气流，使铂黑电极上吸附的氢气达到饱和。这时，
H2与溶液中H+可达到以下平衡：
电极反应： 2H (aq) 2e = H2 g
电电对对：：H/H2
E
H /H2
= 0.000V
无机化学
33
表示为: H+ H2(g) Pt
H2←
即: Cr(OH)3 (s) + 5OH- = CrO42- + 4H2O + 3e-
②
①×3+②×2得
2Cr(OH)3 (s) + 3Br2 (l) + 10OH- = 2CrO42- + 6Br- + 8H2O
2Cr(OH)3 (s) + 3Br2 (l) + 10KOH= 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
() Pt Fe2 1.0mol L1 , Fe3 0.1mol L1 ‖ Cl 2.0mol L1 Cl2101325Pa Pt ()
无机化学
21
例2：将反应: SnCl2 +FeCl3 SnCl4 +FeCl2 组成一个原电池，写出其电池组成及正负极的电极反应。
解： <–> Sn2+ – 2e
S4O62S4O62 S的氧S的化氧数化为数 为2.5 2.5 CCHH33CCOOOOHH CC的的氧氧化化数数为为00
无机化学
7
4、氧化还原电对
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu O1 R1 O2 R2
Cu2+ /Cu ， Zn2+ /Zn 称为氧化还原电对 氧化态和还原态成共轭关系:
化学必修一氧化还原反应配平
化学必修一氧化还原反应配平氧化还原反应是化学中的重要概念，也是化学必修一课程中的重点内容。
在化学反应中，氧化还原反应是一种十分常见的反应类型，它涉及物质的氧化与还原过程，也是化学实验中十分常见的实验现象。
在氧化还原反应中，氧化反应和还原反应是同时进行的，而氧化还原反应配平就是指在化学方程式中，使得反应前后原子数目相等的过程。
配平的目的是保证化学方程式中反应物和生成物的数量平衡，以体现物质守恒定律。
为了更深入地探讨氧化还原反应配平，我们需要从反应类型、电子转移、离子反应等方面进行全面的评估和分析。
我们需要了解什么是氧化反应，什么是还原反应，它们之间是如何相互转化的。
必须明白在氧化还原反应中，电子的转移是如何发生的，以及转移过程中各种原子之间是如何相互影响的。
离子反应也是氧化还原反应中不可或缺的一部分，它如何帮助我们更好地理解反应过程和配平的原理。
观察从简到繁的角度，我们可以首先从简单的氧化还原反应开始，例如铁与氧化铜的反应。
随着深入探讨，我们可以引入更复杂的氧化还原反应，例如强氧化剂与强还原剂之间的反应，以及涉及到电子转移的离子反应。
通过这种逐步深入的方式，我们能更好地理解配平的重要性以及反应中各个因素的相互影响。
总结回顾时，我们应该对氧化还原反应配平的原理进行总结，并指出其在化学反应中的重要性和应用价值。
个人观点上，我认为掌握氧化还原反应配平的原理对于理解化学反应、分析实验现象以及应用化学知识都是十分重要的。
只有通过深入理解和实践，我们才能真正掌握这一重要概念。
氧化还原反应配平是化学必修一课程中的基础内容，它的深度和广度都需要我们进行全面评估和探讨。
通过从简到繁的方式来探讨并加以总结回顾，我们能更好地理解这一概念，提升自己的化学素养，为将来的学习和实验打下坚实的基础。
氧化还原反应是化学中的重要概念，也是化学必修一课程中的重点内容。
在氧化还原反应中，物质发生氧化和还原的过程，涉及到电子的转移和离子的反应。
氧化还原反应方程式配平规则整理
氧化还原反应方程式配平规则整理
- 氧化还原反应方程式是描述氧化反应和还原反应的化学方程式。
- 配平氧化还原反应方程式是指在方程式中使各种原子的数目相等，从而满足质量守恒和电荷守恒的原则。
下面是一些常用的氧化还原反应方程式配平规则：
1. 先列举氧化态和反应物及生成物的符号。
2. 找出需要配平的原子和离子。
3. 根据氧化还原反应的特点，将影响配平的物质分类为氧化剂和还原剂。
4. 通过氧化剂和还原剂的配平得到配平系数，使得反应物和生成物中所涉及的各个元素的原子数目相等。
5. 通过检查质量守恒和电荷守恒，确定配平是否正确。
6. 如果配平不正确，可以尝试重新调整配平系数，直到达到正确的配平。
这些规则可以帮助化学研究者更好地理解和掌握氧化还原反应方程式的配平方法。
通过不断练和实践，研究者可以逐渐提高解决配平问题的能力。
配平氧化还原反应方程式需要一定的化学知识和技巧，因此在实际操作中，建议根据具体化学反应的特点和条件，结合反应类型和反应物的特性，灵活运用配平规则。
以上是关于氧化还原反应方程式配平规则的简要整理，希望对你有所帮助。
参考文献：
- Smith, J. L., Berrett, C. L., & Wolf, W. M. (2015). General, Organic, & Biological Chemistry. McGraw-Hill Education.
- Tro, N. J. (2017). Chemistry: A Molecular Approach. Pearson.。
氧化还原反应与原电池
电极材料
铜片、锌片、碳棒等；
电解质溶液
稀硫酸、食盐水、氢氧化钠溶液等；
其他材料
盐桥、导线、电流表等；
工具
烧杯、滴定管、搅拌器、电烙铁等。
原电池的制作过程与注意事项
制作电极
配置电解质溶液
组装原电池
测试原电池性能
注意事项
将选定的电极材料加工 成适当的大小和形状；
根据需要，将适量的电 解质溶解在水中；
将电极插入电解质溶液 中，通过导线连接电流 表；
观察电流表是否显示电 流，记录实验数据。
确保电极间距适中，避 免短路；电解质溶液应 适量，避免过饱和或不 足；注意安全，避免电 极短路或电解过度导致 发热或爆炸。
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原电池中氧化还原反应的类型与实例
01
活性金属-活性非 铜作为氧化剂，发生氧化还原反 应产生电流。
02
活性金属-不活泼金 属型
如铁-银原电池，铁作为还原剂， 银作为氧化剂，发生氧化还原反 应产生电流。
03
燃料电池型
燃料电池通过燃料（还原剂）和 氧气（氧化剂）的反应产生电流， 如氢氧燃料电池。
原电池的设计原则与步骤
确定反应物和产物
根据氧化还原反应的原理，确定参与 反应的物质和生成物。
选择合适的电极材料
根据反应性质和可获得性，选择适当 的电极材料。
设计电解质溶液
根据反应物和产物，选择合适的电解 质溶液。
确定电极间距和连接方式
根据实验需求，确定电极之间的距离 和连接方式。
原电池的制作材料与工具
根据化合价变化确定电子 转移数目。
电子转移过程
通过离子或共价键实现电 子转移。
02
原电池的基本原理
第7章 第1节 氧化还原与电化学
例如，在CH3Cl 和CHCl3 两种化合物中，碳的化合 价都是4 价。但两种化合物中碳的氧化数不同。 CH3Cl中碳的氧化数是-2。
C的氧化数 3 H的氧化数 1 Cl的氧化数 0 C的氧化数 3 1 1 (1) 2
CHCl3中碳的氧化数是2。
C的氧化数 H的氧化数 3 Cl的氧化数 0 C的氧化数 1 1 3 (1) 2
得失电子
H2 (g) Cl 2 (g) 2HCl(g) 电子偏移
特征：有元素化合价升降。 本质：有电子的得失或偏移。
二、氧化还原反应
0 0 +1 -1 2Na＋Cl2 ＝ 2NaCl
Na Na+
失去e-
Cl [ Cl
]
0 0 +1-1 H2＋Cl2 ＝ 2 HCl H Cl
失去e-后
得到e-后
(-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、快速。
适用于水溶液和非水体系的氧化还原反应。
缺点：必须知道反应中各元素原子的氧化数的变化。 对于酸碱溶液中复杂的氧化还原反应的配平不太方便。
配平氧原子的经验规则
配平方程中，难点通常是没有发生氧化数变化的原子 的配平，有时需要加氢、水或碱进行调节。 比较方程式两 配平时左边应 介质条件 边氧原子数 加入物质 H+ 左边O多 酸性 H2O 右边O多 H2O 左边O多 碱性 OH右边O多 生成产 物 H2O H+ OHH2O
10HClO3+3P4+18H2O 10HCl+12H3PO4
第7章-电化学基础
标准电极电势的测定
例5 简述测定Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)的标准电极电势的方法及结果。 解 将Pt | Fe3+(1.0)， Fe2+(1.0)与标准氢电极组成电池。从实验电流的方向确定此待测电极为正极，标准氢电极为负极。 测得电动势为0.771V，则 EΘ＝ E+Θ - E- Θ ＝ EΘFe3+ /Fe2+ - EΘH+/H2
2.电极反应
任何氧化还原反应都可拆分为两个氧化还原电对的半反应（半电池反应，电极反应）： Fe3+ + e → Fe2+ Sn2+ → Sn4+ + 2e 氧化－还原反应的实质： 两个共轭电对之间的电子转移反应。
3.电对拆分：
2MnO4-＋5H2C2O4 ＋ 6H＋ → 2Mn2＋ ＋ 10CO2 ＋ 8H2O MnO4- ＋ 8H＋ ＋ 5e → Mn2＋ ＋ 4H2O ① H2C2O4 → 2CO2 ＋ 2H＋ ＋ 2e ② MnO4- / Mn2＋； CO2 /H2C2O4
例1 用离子-电子法配平下列氧化还原反应： K2Cr2O7 + KI + H2SO4 →K2SO4 + Cr2（SO4）3+I2+H2O 解：先写成离子反应式： Cr2O72- + I- + H+→ Cr3+ + I2 + H2O 将离子反应式分成两个半反应： I- → I2（电对：I2 /I- ） Cr2O72- + H+ → Cr3+ + H2O（电对：Cr2O72- /Cr3+） 分别配平两个半反应： 2I- = I2 + 2e Cr2O72- + 14 H+ + 6e = 2Cr3+ +7 H2O
氧化还原反应方程式配平规则总结
氧化还原反应方程式配平规则总结
氧化还原反应是化学反应中常见的一类反应，其特点是电子的转移。
在配平氧化还原反应方程式时，遵循以下规则可以使配平更加简单有效：
1.确定反应中的氧化剂和还原剂。
氧化剂是能够接受电子的物质，而还原剂是能够提供电子的物质。
2.对于单质，其原子的氧化态为零。
3.氧的氧化态通常为-2，除非它与氟形成的化合物，氧的氧化态为+2.
4.氢的氧化态通常为+1，除非它与金属形成的化合物，氢的氧化态为-1.
5.金属的氧化态通常为正数，等于其原子价。
6.氧化态之和在反应前后保持不变。
7.对于酸性溶液，根据反应需要，在反应方程中加入适当数量
的H+离子和H2O分子。
8.对于碱性溶液，根据反应需要，在反应方程中加入适当数量
的OH-离子和H2O分子。
9.配平电子数。
根据氧化还原反应的电子转移规律，通过增加
或减少电子数目来配平反应方程式。
总之，在配平氧化还原反应方程式时，应当根据氧化剂和还原
剂的特性以及各元素的氧化态进行合理分析和操作。
遵循上述规则，可以简化配平步骤，提高配平的准确性和效率。
以上为氧化还原反应方程式配平规则的总结，希望对您有帮助！。
第七章氧化还原反应与电化学
非电解质溶液的依数性
B cB RT pA p*A xA Tb K b mB Tf K f mB
一.电解质溶液的导电机理
1.导体的分类
电子导体 离子导体 混合导体
两类导体的比较
第一类导体（电子导体) 如金属、石墨等
第二类导体（离子导体) 如电解质溶液、熔融电解质等
A.自由电子作定向移动而导电 A.正、负离子定向移动而导电 B.导电过程中导体本身不发 B.导电过程中一般有化学反应发生 生变化
E电 极
E电0 极
0.0592 z
lg
[氧 化 态] [还 原 态]
ECo3 /Co2
E0 Co3 /Co2
0.0592
lg
[Co [Co
3 2
] ]
E1,Co3/Co2 1.74V E2,Co3/Co2 1.92V
1.80V
含氧酸盐的E与酸度的关系
例：
Cr2O
Zn+CuSO4 ⇌ Cu+ZnSO4
E<E外充电
Zn|H2SO4|Cu不是可逆电池
E>E外：Zn+2H+→Zn2++H2 E<E外：Cu+2H+ →Cu2++H2
2.可逆电极
Zn
Cu
①金属-金属离子电极
ZnSO4 溶液
CuSO4 溶液
②非金属电极：气体-离子电极 ③微溶盐或微溶氧化物电极 ④氧化—还原电极 Fe3+/Fe2+
状态时的电极电势
E E E
EO
E
O
E
O
H
B cB RT pA p*A xA Tb K b mB Tf K f mB
一.电解质溶液的导电机理
1.导体的分类
电子导体 离子导体 混合导体
两类导体的比较
第一类导体（电子导体) 如金属、石墨等
第二类导体（离子导体) 如电解质溶液、熔融电解质等
A.自由电子作定向移动而导电 A.正、负离子定向移动而导电 B.导电过程中导体本身不发 B.导电过程中一般有化学反应发生 生变化
E电 极
E电0 极
0.0592 z
lg
[氧 化 态] [还 原 态]
ECo3 /Co2
E0 Co3 /Co2
0.0592
lg
[Co [Co
3 2
] ]
E1,Co3/Co2 1.74V E2,Co3/Co2 1.92V
1.80V
含氧酸盐的E与酸度的关系
例：
Cr2O
Zn+CuSO4 ⇌ Cu+ZnSO4
E<E外充电
Zn|H2SO4|Cu不是可逆电池
E>E外：Zn+2H+→Zn2++H2 E<E外：Cu+2H+ →Cu2++H2
2.可逆电极
Zn
Cu
①金属-金属离子电极
ZnSO4 溶液
CuSO4 溶液
②非金属电极：气体-离子电极 ③微溶盐或微溶氧化物电极 ④氧化—还原电极 Fe3+/Fe2+
状态时的电极电势
E E E
EO
E
O
E
O
H
氧化还原平衡
组成电池后，使电子定向移动 （化学能 有序 电能）
第二节 氧化还原反应与原电池
1、原电池的组成：（Galvanic cells） (电解池 electrolytic cells) （2）半电池和电极 锌半电池：锌片，锌盐 铜半电池：铜片，铜盐 负极：锌片，给出电子， Zn - 2e → Zn2+ 氧化反应 正极：铜片，得到电子，Cu2+ + 2e → Cu 还原反应
E(H+/H2) = 0.0000 (V)
铂片上表面镀一层 海绵状铂（铂黒，很强的 吸附H2的能力）插入H+ 浓 度为1mol/dm3 的溶液中， 25°C下，不断地通入标 准压力的纯 H2气流，与 溶液中的H+ 达平衡。
原电池：(-)Zn|Zn2+(1mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)|H2(100KPa),Pt(+)
S
+4, (+6) 0, (-2)
3 氧化还原反应方程式的配平
(1) 氧化数法
+4
+6
+6 +3 +6
3K2SO3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4(稀)→ 4K2SO4+ Cr2(SO4)3 +4H2O
3× ↑ ↓
(2)离子—电子法（适用于溶液中的反应）
Cr2O72- + SO32- + H+ → Cr3+ + SO42-
第一节 氧化还原反应的基本概念
1. 氧化还原反应 – (Electron Transfer)
年代 历
氧化反应 还原反应
认
史 18世纪末 与氧化合 从氧化物夺取氧
第二节 氧化还原反应与原电池
1、原电池的组成：（Galvanic cells） (电解池 electrolytic cells) （2）半电池和电极 锌半电池：锌片，锌盐 铜半电池：铜片，铜盐 负极：锌片，给出电子， Zn - 2e → Zn2+ 氧化反应 正极：铜片，得到电子，Cu2+ + 2e → Cu 还原反应
E(H+/H2) = 0.0000 (V)
铂片上表面镀一层 海绵状铂（铂黒，很强的 吸附H2的能力）插入H+ 浓 度为1mol/dm3 的溶液中， 25°C下，不断地通入标 准压力的纯 H2气流，与 溶液中的H+ 达平衡。
原电池：(-)Zn|Zn2+(1mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)|H2(100KPa),Pt(+)
S
+4, (+6) 0, (-2)
3 氧化还原反应方程式的配平
(1) 氧化数法
+4
+6
+6 +3 +6
3K2SO3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4(稀)→ 4K2SO4+ Cr2(SO4)3 +4H2O
3× ↑ ↓
(2)离子—电子法（适用于溶液中的反应）
Cr2O72- + SO32- + H+ → Cr3+ + SO42-
第一节 氧化还原反应的基本概念
1. 氧化还原反应 – (Electron Transfer)
年代 历
氧化反应 还原反应
认
史 18世纪末 与氧化合 从氧化物夺取氧
氧化还原反应离子方程式的配平 ppt课件
依据质量守恒，检查氢和氧，配得H2O的化学计量数为1。将分数化成整数， 单线改等号，加上沉淀符号即可。
6Fe2++3ClO－+3H2O==4Fe3++2Fe(OH)3↓+3Cl－
氧化还原反应离子方程式的配平
13
氧化还原反应离子方程式的配平
6
缺项配平法
• 先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物及其化学计量数 （电子守恒），再通过比较反应物与生成物（充分利用电荷守恒 和质量守恒），确定缺项（一般为H2O、H+或OH-），最后观察 配平的方法
氧化还原反应离子方程式的配平
7
例题解答
MnO4－+ Fe3O4—— Fe3++ Mn2+
1MnO4－+5Fe3O4+ ——15Fe3++1Mn2++H2O
氧化还原反应离子方程式的配平
8
例题解答
1MnO4－+5Fe3O4+ ——15Fe3++1Mn2++H2O
再观察上式，左边没有氢原子，H+或OH－离子中都含有氢，依据电荷守恒，要 左右两边的电荷相等，也只有添加带正电荷的H+离子。即
1MnO4－+5Fe3O4+48H+——15Fe3++1Mn2++H2O
2Fe2++1ClO－+H2O —— Fe3++Fe(OH)3+1Cl－
氧化还原反应离子方程式的配平
12
练习
2Fe2++1ClO－+ H2O —— Fe3++ Fe(OH)3+1Cl－
6Fe2++3ClO－+3H2O==4Fe3++2Fe(OH)3↓+3Cl－
氧化还原反应离子方程式的配平
13
氧化还原反应离子方程式的配平
6
缺项配平法
• 先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物及其化学计量数 （电子守恒），再通过比较反应物与生成物（充分利用电荷守恒 和质量守恒），确定缺项（一般为H2O、H+或OH-），最后观察 配平的方法
氧化还原反应离子方程式的配平
7
例题解答
MnO4－+ Fe3O4—— Fe3++ Mn2+
1MnO4－+5Fe3O4+ ——15Fe3++1Mn2++H2O
氧化还原反应离子方程式的配平
8
例题解答
1MnO4－+5Fe3O4+ ——15Fe3++1Mn2++H2O
再观察上式，左边没有氢原子，H+或OH－离子中都含有氢，依据电荷守恒，要 左右两边的电荷相等，也只有添加带正电荷的H+离子。即
1MnO4－+5Fe3O4+48H+——15Fe3++1Mn2++H2O
2Fe2++1ClO－+H2O —— Fe3++Fe(OH)3+1Cl－
氧化还原反应离子方程式的配平
12
练习
2Fe2++1ClO－+ H2O —— Fe3++ Fe(OH)3+1Cl－
1.7氧化还原反应方程式的配平及计算
考点二
氧化还原反应计算及综合应用
1．应用得失电子守恒解题的一般步骤 (1)“一找物质” 找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。 (2)“二定得失” 确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中的原子个 数 )。 (3)“三列关系” 根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式。 n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)× 变 FeO＋ 3 CaO
高温
1 Ca3(PO4)2＋ 5 Fe
氧化还原反应方程式的配平技能
1．正向配平法：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变 的，一般从左边反应物着手配平。 2．逆向配平法：自身氧化还原反应 (包括分解、歧化) 一般从右边着手配平。 3．缺项配平法：对于化学方程式来说，所缺物质往往 是酸、碱或水；如果是离子方程式，所缺物质往往是 H＋、OH－或水。可以根据质量守恒先写出所缺物质， 再用化合价升降守恒方法配平。 如果无法确定所缺项， 可先依据化合价的升降守恒将现有的物质配平，然后 再根据质量守恒法确定所缺物质的化学式及化学计量 数。
【思维提示】 缺项配平时，对于离子方程式而言，所缺物质 往往是H＋、OH－或H2O。
解析显/隐
【应用 1】 配平下列方程式 (1)[2011· 福 建 理 综 ， 23(6)] 在 某 强 酸 性 混 合 稀 土 溶 液 中 加 入 ＋ H2O2，调节 pH≈3，Ce3 通过下列反应形成 Ce(OH)4 沉淀得以 分离。完成反应的离子方程式： 2 Ce3＋＋ 1 H2O2＋ 6 H2O=== 2 Ce(OH)4↓＋ 6 ________ H＋ (2)[2010· 福建理综，24(2)改编]完成“氧化除铁”步骤中反应的 离子方程式： － 2 Fe(OH)2＋ 1 ClO－＋ 1 H O 2 1 ____== Fe(OH) ＋ Cl 3 2 (3)[2011· 安徽理综，27(2)改编]配平反应的离子方程式是 － 5 Mn2＋＋ 2 ClO3 H＋ 。 ＋ 4 H2O= 5 MnO2↓＋ 1 Cl2↑＋ 8 ____ (4)[2010· 重庆理综，26(3)]配平用钙线脱氧脱磷的化学方程式：
第七章氧化还原反应和氧化还原滴定(2013秋)分解
反应
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 由于Zn片与Cu2+直接接触，电子直接转移给Cu2+，这是电 子的流动是无序的，反应中放出的化学能转化为热能而得不到 电流。
图3-1 Cu-Zn原电池 符号 （－）Zn│ZnSO4‖CuSO4│Cu （+）
若在一只盛有 ZnSO4 溶液的烧杯中，插入 Zn 片，在一只盛 有CuSO4溶液的烧杯中，插入 Cu片，用盐桥（装满饱和KCl溶 液和琼脂凝成的胶冻状物质的 U形管，离子可以在管内自由移 动）连接两只烧杯中的溶液，用导线连接Zn片和Cu片，并在导 线中连一电流计。当电路闭合时，就可以看到电流计指针发生 偏转，证明有电子从Zn片流向Cu片。通过这样一个装置，就把 系统降低的能量转化成电能。这种装置叫做原电池。
④合并半反应，两式各乘以适当的系数，使得失电子总数相 等，然后将两式相加，消去电子合并为一个离子反应式。 2×) MnO4－ + 8H+ + 5e－ = Mn2+ + 4H2O +) 5×) SO32－ + H2O –2e－ = SO42－ + 2H+
整理后为 2MnO4－ + 5SO32－ + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42－ + 3H2O
若氧化还原反应是在水溶液中进行的，可以只写参加反 应的离子。 MnO4－ + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 这样的反应方程式叫做离子方程式。
3、氧化还原电对：
任何一氧化还原反应都可以分为氧化反应和还原反应两部分。 如：Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu 还原反应：Cu2+ + 2e － = Cu 氧化反应：Zn － 2e－ = Zn2+ 称作氧化还原反应的半反应。每一个半反应均表示某一元 素的两种氧化数物质之间的转化，常将高氧化数物质称为氧化 态（或氧化型）物质，低氧化数物质称的概念是为了说明氧化还原反应，氧化剂，还原剂等问 题而人为地提出的。 氧化数是假设将化合物中成键电子都归电负性较大的原子， 从而求得原子所带的形式电荷数，此形式电荷数即为原子在化合 物中的氧化数。 简单的说：氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。 （3）确定元素氧化数的规则： 1）单质的氧化数为零。 2）在化合物中各元素氧化数的代数和等于零。在多原子离子 中，各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。 3）氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的氢化物 (如NaH、CaH2）中，氢的氧化数为－1。 4）氧在化合物中的氧化数一般为－2；但在过氧化物(如H2O2 、 BaO2 ）中，氧的氧化数为－ 1 ；在超氧化物（ KO2 ）中，氧的 氧化数为－1/2；在氟化氧（OF2）中，氧的氧化数为+2。
氧化还原反应方程式的配平
练习： C + 4 HNO3(浓) —△ CO2 ↑+ 4NO2 ↑+ H22O
点燃
2 H2S+ 3 O2 —— 2 SO2+ 2 H2O
Cr2O72- + 6 Cl - +14 H+ —2 Cr3+ +3 Cl2 ↑+ 7H2O
例：配平下列 + 6 H2O 4NO＋3 O2＋2H2O— 4 HNO3
3S + 6 KOH — 2 K2S + K2SO3 + 3 H2O
总结：歧化、分解、部分氧化还原反应——用生成物作为参照物 练习：
Cl2 + NH3 — NH4Cl + N2
KMnO4+ HCl（浓） —— KCl+ MnCl2+ Cl2↑+ H2O
复习：
反应物 性质 表观特征 实质 变化过程 变化结果 生成物 氧化剂 氧化性 化合价降低 得电子 还原反应 被还原 还原产物 还原剂 还原性 化合价升高 失电子 氧化反应 被氧化 氧化产物
从氧化还原反应的实质和表观特征分析此反应： 化合价降低2，得到2e-
MnO2 + 4HCl（浓）=△=MnCl2 + Cl2↑+2H2O
总结：归中、化合反应——用反应物作为参照物
练习： H2S+ SO2 —— S+ H2O Fe(OH)2+ O2+ H2O —— Fe(OH)3
例：配平下列氧化还原反应 3Cu +8 HNO3(稀) — 3 Cu(NO3)2 +2NO ↑+ 4H2O 2AgNO3 — 2Ag+ 2NO2 ↑+ O2 ↑
大学化学课件第七章-氧化还原与电化学
中性介质 +H2O ----2OH-
+H2O ----2H+
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第二节 原电池与电动势
一、原电池 二、原电池的电动势 三、电极电势 四、电动势E与ΔG的关系 五、能斯特公式
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一、原电池
1、原电池的定义 2、原电池的组成 3、原电池的半反应式 4、原电池的电池图解
1、原电池的定义
既然氧化还原反应是电子转移的反应，就有可 能在一定的装置中利用氧化还原反应获得电流。
3、氧化还原电对
一个氧化还原反应由二个半反应组成，例如：
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 写成二个半反应：
Zn = Zn2+ + 2e
Cu2+ + 2e = Cu
每个半反应由同一元素的两个不同氧化数的物质 构成的电对组成，例如：
Zn2+/Zn 电对； Cu2+/Cu 电对— 氧化还原电对
MnO
4
Mn 2
离子---电子法
第三步，配平两个半反应
M
n
O
4
8H
5e
Mn 2
4H 2O
S
O
2 3
H
2O
S
O
2 4
2H
2e
第四步，根据电子得失数相等原则，将两个半反应组
合成一个方程
2
M
n
O
4
5 S O 32
16 H
5H 2O
2Mn 2
氧化型 + Z e -
第7章 氧化还原反应和电极电势
惰性电极
惰性电极 惰性电极
A. H2 + Cl2 = 2HCl
(-)Cu︱Cu2+ (c1)
B. 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+
(-)Fe︱Fe2+ (c1)
Fe2+ (c2),Fe3+ (c2)︱ Pt (+) Cu2+ (c2)︱ Cu (+)
C
惰性电极 C. Fe
+ Cu2+ = Fe2+ + Cu
还原反应
氧化态/还原态
每个氧化还原反应是由两个半反应组成的。
四、氧化还原反应方程式的配平
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。 Mn2+(肉色） MnO2↓(棕) MnO42- (墨绿)
如：MnO4– + SO32酸性条件下还原产物 中性条件下还原产物 碱性条件下还原产物
两个原则： 质量守恒、电荷守恒
负极反应
Fe2+ ＝ Fe3+ + e正极反应 MnO4- + 8H+ + 5e- ＝ Mn2+ + 4H2O
2+(c ),Fe3+(c ) H+(c ), Mn2+(c ) ,MnO -(c ) | Pt (+) (– )Pt|Fe 电池符号 1 2 3 4 4 5
第三节 电极电势和原电池的电动势
思考题： 确定氧化数
Na2S2O3
解
K2Cr2O7
KO2
KO3
【例】计算 Na2S2O3中S元素的氧化值。 在Na2S2O3中，O元素的氧化值为-2，Na 元素的氧化值为 +1。设 S 元素的氧化值为 x。
第七章 氧化还原反应 电化学基础
Eθ =1.229V
解（1） EBr2 / Br （2） E MnO
0.0592 2 = 1.065 lg cBr 2
2+
2 / Mn
0.0592 cMn 2+ = 1.228 lg 4 4 cH +
（3） EO2 / H 2O
0.0592 1 = 1.229 lg 4 4 cH + pO2
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。
Cu (aq) + Zn(s) Zn (aq) + Cu(s) 得失电子 H 2 (g）+ Cl2（ ） 2HCl（ ） g 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。
2KMnO + 5K2SO3 + 3H2SO4 4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
配平的难点是未发生电子得失的原子的配平 在进行未发生电子得失的H和O原子数配平时,有 下列规律:
(1) 反应在酸性介质中进行,则方程式两边根据需要均可 出现H+或H20,但绝不能出现OH-.如果反应前氧原子数小 于反应后的,则在左边加上H20,右边生成H+;反之,则左边 加H+,右边生成H20. (2) 反应在碱性介质中进行,则方程式两边根据需要均可 出现OH-或H20,但绝不能出现H+.如果反应前氧原子数小 于反应后的,则在左边加上0H-,右边生成H2O;反之,则左 边加H20,右边生成0H-. (3)反应在中性介质中进行,则左边加H20,右边(产 物)根据需要均可出现H+或OH-.
氧化还原反应配平
升高4 升高4
0
+5
+4
+4
C + HNO3—— NO2↑+ CO2 ↑ + H2O
降低1 降低1
0
+5
+4
+4
三、配平步骤： 配平步骤：
1.标价态：写出反应物和生成物的化学式， 1.标价态：写出反应物和生成物的化学式，标出有化 标价态 合价变化的元素的化合价。 合价变化的元素的化合价。 2.列变化 列出反应前后元素化合价的变化值。 列变化： 2.列变化：列出反应前后元素化合价的变化值。 3.定总数 定总数： 3.定总数：将化合价升高数和化合价降低数的最小公倍数定 为电子转移总数。依据电子守恒，确定氧化剂、还原剂、 为电子转移总数。依据电子守恒，确定氧化剂、还原剂、 氧化产物、还原产物的系数。 氧化产物、还原产物的系数。
三、配平步骤： 配平步骤： 1.标价态 1.标价态 2.列变化 2.列变化 3.定总数 3.定总数
化合价升高的I 化合价升高的I 原子为1 原子为1个
4.观察平 4.观察平
升高5 升高5 ×1
3 I2 +6 KOH—— 1KIO3 + 5KI + 3 H2O
降低1 降低1 ×5
化合价降低的I 化合价降低的I 原子为5 原子为5个
二、配平基本方法：化合价升降法 配平基本方法： 配平步骤： 三、配平步骤： 1.标 价态) 写出反应物和生成物的化学式， 1.标(价态)：写出反应物和生成物的化学式，标出有 化合价变化的元素的化合价。 化合价变化的元素的化合价。 2.列 变化) 列出反应前后元素化合价的变化值。 2.列(变化)：列出反应前后元素化合价的变化值。 3.定 总数) 3.定(总数)：将化合价升高数和化合价降低数的最 小公倍数定为电子转移总数。依据电子守恒， 小公倍数定为电子转移总数。依据电子守恒， 确定氧化剂、还原剂、氧化产物、 确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的 系数。 系数。 4.观 察平) 用观察法配平其他物质的化学计量数， 4.观(察平)：用观察法配平其他物质的化学计量数， 配平后，把单线改成单箭头。 配平后，把单线改成单箭头。 5.查 依据原子守恒、电荷守恒、电子得失守恒。 5.查：依据原子守恒、电荷守恒、电子得失守恒。
0
+5
+4
+4
C + HNO3—— NO2↑+ CO2 ↑ + H2O
降低1 降低1
0
+5
+4
+4
三、配平步骤： 配平步骤：
1.标价态：写出反应物和生成物的化学式， 1.标价态：写出反应物和生成物的化学式，标出有化 标价态 合价变化的元素的化合价。 合价变化的元素的化合价。 2.列变化 列出反应前后元素化合价的变化值。 列变化： 2.列变化：列出反应前后元素化合价的变化值。 3.定总数 定总数： 3.定总数：将化合价升高数和化合价降低数的最小公倍数定 为电子转移总数。依据电子守恒，确定氧化剂、还原剂、 为电子转移总数。依据电子守恒，确定氧化剂、还原剂、 氧化产物、还原产物的系数。 氧化产物、还原产物的系数。
三、配平步骤： 配平步骤： 1.标价态 1.标价态 2.列变化 2.列变化 3.定总数 3.定总数
化合价升高的I 化合价升高的I 原子为1 原子为1个
4.观察平 4.观察平
升高5 升高5 ×1
3 I2 +6 KOH—— 1KIO3 + 5KI + 3 H2O
降低1 降低1 ×5
化合价降低的I 化合价降低的I 原子为5 原子为5个
二、配平基本方法：化合价升降法 配平基本方法： 配平步骤： 三、配平步骤： 1.标 价态) 写出反应物和生成物的化学式， 1.标(价态)：写出反应物和生成物的化学式，标出有 化合价变化的元素的化合价。 化合价变化的元素的化合价。 2.列 变化) 列出反应前后元素化合价的变化值。 2.列(变化)：列出反应前后元素化合价的变化值。 3.定 总数) 3.定(总数)：将化合价升高数和化合价降低数的最 小公倍数定为电子转移总数。依据电子守恒， 小公倍数定为电子转移总数。依据电子守恒， 确定氧化剂、还原剂、氧化产物、 确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的 系数。 系数。 4.观 察平) 用观察法配平其他物质的化学计量数， 4.观(察平)：用观察法配平其他物质的化学计量数， 配平后，把单线改成单箭头。 配平后，把单线改成单箭头。 5.查 依据原子守恒、电荷守恒、电子得失守恒。 5.查：依据原子守恒、电荷守恒、电子得失守恒。
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酸性 氧由多少 反应物中增加H+，生成H2O 介质
氧由少多 反应物中增加H2O，生成H+； 碱性 氧由多少 反应物中增加H2O，生成OH介质
氧由少多 反应物中增加OH-，生成H2O
四.原电池
• 1.定义 将化学能直接转化为电能的装置。
2.工作原理：氧化-还原反应。 正极：得电子极，被还原。 负极：失电子极，被氧化。
第一步：将反应式改写为离子方程式。
第二步：将离子反应分解为氧化、还原半 反应。
基本 第三步：通过增加或减少电子，平衡半反 步骤 应的电荷。
第四步：用最小公倍数法，使得失电子 总数相同。
第五步：合并半反应，并配平其它物质。
注意事项
• 如果氧化剂、还原剂反应前后有H或O的 变化，应通过介质、水等调节。
第七章 氧化还原反应与电化学
氧化还原反应的特征：在反应中，反 应物之间或内部原子之间通过电子的得失 或转移，产生新物质。
反应失去电子：被氧化，还原剂； 反应获得电子：被还原，氧化剂；
电化学是研究化学能与电能相互转化的 科学，其基础是氧化还原理论。
第一节 氧化还原方程式配平与原电池
• 一.几个基本概念 1.化合价与氧化数 化合价：一种元素一定数目原子与另外 一种元素一定数目原子化合的性质。 氧化数：化合物中某元素所带的形式电荷数。
• （1）氧化数方法
基本原则：
升高的氧化数总值=降低的氧化数总值。
第一步：写出反应式并标明氧化数变化。
基本 第二步：计算氧化还原电对中氧化数变化。 步骤 第三步：找出最小公倍数。
第四步：使降低总值=升高总值。 第五步：用观察法配平其它物质，并简化系数。
（2）离子—电子法
• 基本原则：得电子总数=失电子总数。
Fe3O4中：Fe化合价有+2、+3；Fe氧化数为8/3；
2.氧化剂和还原剂
• 氧化剂：在氧化Biblioteka 原反应中，氧化数降 低的物质。被还原。
• 还原剂：在氧化还原反应中，氧化数升 高的物质。被氧化。
如：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 氧化剂：Cu2+；还原剂：Zn
3.氧化还原电对
• 在氧化还原反应中，氧化剂与其被还原 产物，或还原剂与其被氧化产物，通过 电子对而构成的共轭体系。
3.电池符号
• 表示原电池的方法，如铜锌原电池：
电子流动方向
盐桥的作用：提供离子通道，不通过电子；
如：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu反应 氧化还原电对有：Cu2+/Cu；Zn2+/Zn
规则：一般将氧化态高的物质或离子放在前。
二.氧化还原反应方程式的配平
• 1.基本原则 反应前后元素的原子个数不变
物质 平衡
反应物质间得失电子总数相等。 电荷
反应前后体系的电荷维持不变。 平衡
2.配平反应式的方法（很多）
氧由少多 反应物中增加H2O，生成H+； 碱性 氧由多少 反应物中增加H2O，生成OH介质
氧由少多 反应物中增加OH-，生成H2O
四.原电池
• 1.定义 将化学能直接转化为电能的装置。
2.工作原理：氧化-还原反应。 正极：得电子极，被还原。 负极：失电子极，被氧化。
第一步：将反应式改写为离子方程式。
第二步：将离子反应分解为氧化、还原半 反应。
基本 第三步：通过增加或减少电子，平衡半反 步骤 应的电荷。
第四步：用最小公倍数法，使得失电子 总数相同。
第五步：合并半反应，并配平其它物质。
注意事项
• 如果氧化剂、还原剂反应前后有H或O的 变化，应通过介质、水等调节。
第七章 氧化还原反应与电化学
氧化还原反应的特征：在反应中，反 应物之间或内部原子之间通过电子的得失 或转移，产生新物质。
反应失去电子：被氧化，还原剂； 反应获得电子：被还原，氧化剂；
电化学是研究化学能与电能相互转化的 科学，其基础是氧化还原理论。
第一节 氧化还原方程式配平与原电池
• 一.几个基本概念 1.化合价与氧化数 化合价：一种元素一定数目原子与另外 一种元素一定数目原子化合的性质。 氧化数：化合物中某元素所带的形式电荷数。
• （1）氧化数方法
基本原则：
升高的氧化数总值=降低的氧化数总值。
第一步：写出反应式并标明氧化数变化。
基本 第二步：计算氧化还原电对中氧化数变化。 步骤 第三步：找出最小公倍数。
第四步：使降低总值=升高总值。 第五步：用观察法配平其它物质，并简化系数。
（2）离子—电子法
• 基本原则：得电子总数=失电子总数。
Fe3O4中：Fe化合价有+2、+3；Fe氧化数为8/3；
2.氧化剂和还原剂
• 氧化剂：在氧化Biblioteka 原反应中，氧化数降 低的物质。被还原。
• 还原剂：在氧化还原反应中，氧化数升 高的物质。被氧化。
如：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 氧化剂：Cu2+；还原剂：Zn
3.氧化还原电对
• 在氧化还原反应中，氧化剂与其被还原 产物，或还原剂与其被氧化产物，通过 电子对而构成的共轭体系。
3.电池符号
• 表示原电池的方法，如铜锌原电池：
电子流动方向
盐桥的作用：提供离子通道，不通过电子；
如：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu反应 氧化还原电对有：Cu2+/Cu；Zn2+/Zn
规则：一般将氧化态高的物质或离子放在前。
二.氧化还原反应方程式的配平
• 1.基本原则 反应前后元素的原子个数不变
物质 平衡
反应物质间得失电子总数相等。 电荷
反应前后体系的电荷维持不变。 平衡
2.配平反应式的方法（很多）