电极电位的Nernst方程式
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还原态(reduction state)：
物质处于相对较低的氧化数状态
H 2S
还原态
＋ ＋
Cl2
氧化态
2HCl
还原态
＋ ＋
S
氧化态
Zn
还原态
Cu2+
氧化态
Zn2+
氧化态
Cu
还原态
Ox ＋ ne
如： Fe3+ ＋ e
氧化态
Red
Fe2+
还原态
Cu2+ ＋ 2e
氧化态
Cu
还原态
氧化态常作氧化剂，还原态常作还原 剂；氧化态和还原态是相对而言的。
第七章 氧化还原和电极电势
教学基本要求
• 熟悉氧化值和氧化还原反应的意义， 熟练计算 元素氧化值，掌握离子—电子法配平氧化还原 反应式。 • 掌握电池组成式的书写，了解电极电位产生的 原因，熟悉标准电极电位概念，掌握用标准电 极电位判断氧化还原反应的方向。 • 了解电动势与自由能的关系，掌握通过标准电 动势计算氧化还原反应平衡常数的方法。 • 掌握电极电位的 Nernst 方程、影响因素及有 关计算。了解电位法测量溶液 pH值的原理。
则： 2x + 7×(-2) = -2 x = +6 设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，
8 x=+ 3 x + 4 ×(-2) = 0 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。
则:
example
（1）Na2S2O3 +2 （3）KO2 -0.5 Na2S4O6 +2.5 KO3 OF2 -1/3 +2 （2）K2Cr2O7 CrO5 +6 +10 CaH2 LiAlH4 -1 -1
第一节 氧化还原反应 oxidation-reduction reaction
化合价和氧化数
化合价 原子间相互结合形成分子时，各原子上 价键的数目。
H1
H N H
3
O＝C＝O
2 4
Cl－Cl
1
氧化数 oxidation number 假定把每个键上的电子指定给电负性较 大的原子后，化合物中各原子实际或表 观所带的电荷数。
例 :配平酸性介质中KMnO4溶液与Na2SO3的 反应方程式。
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ×5+ ×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
元素的氧化数发生了变化的化学反应 CH4 (g)＋O2 (g) CO2 (g) ＋2H2O (g)
氧的氧化数：0 —— -2；氧化数降低，发生了还原反应。 碳的氧化数：-4 —— +4;氧化数升高，发生了氧化反应。 注：电子并不是完全失去或完全得到，只是电子对偏移。
氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转移（电子 的得失或电子云的偏移），从而导致元素的氧化数发 生变化。
还原半反应： 氧化半反应：
Fe3+ + e- → Fe2+ Sn2+ →Sn4+ + 2e-
氧化还原电对为：Fe3+ /Fe2+ ；Sn4+ /Sn2+
氧化还原反应方程式的配平-离子电子法
(l)写出主要反应物和生成物的表达式 (2)将反应物和生成物以离子式表示 (3)写出氧化剂得电子和还原剂失电子的两个半反应 式，以 电子、H+、OH-来配平半反应式两边的电荷数。 酸性：用H+配平；碱性：用OH-配平，另一边加水。 (4)根据氧化剂得电子数＝还原剂失电子数的原则， 将两个半反应乘以相应的系数，然后将两个半反应式 相加，即得配平的离子式。
一般：
H — +1（-1）； O — -2（-1，+1） CO CO2 CH4 C2H5OH +2 +4 -4 -2 S2O32- S2O82- Fe3O4 +2 +7 +8/3
例如
碳的氧化数
硫或铁的氧化数
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 ，
确定氧化数的规则：
(l) 在单质分子中，元素的氧化数为0 (2) 一般情况下,H的氧化数为+1；O为-2 (3) 一般情况下IA元素氧化数为+1；IIA元 素氧化数为+2 (4) 电中性化合物中，所有元素的氧化数总 代数和为零 (5) 对于单原子离子，元素的氧化数等于离 子电荷数；对于多原子离子，所有元素的氧 化数之和等于离子的电荷数
半反应与氧化还原电对
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+
氧化半反应：
还原半反应：
Cu＋Zn 2+
Zn - 2e- → Zn 2+
Cu2+ + 2e - → Cu
氧化还原反应中，电子有得必有失，且 失得数目相等；氧化半反应和还原半反 应同时并存，不能单独存在。
氧化剂和还原剂
氧化剂(oxidant)：
在反应中得到电子氧化数降低的物质
还原剂(reductant)：
在反应中失去电子氧化数升高的物质
H 2S
还原剂
＋ ＋
Cl2
氧化剂
2HCl Zn2+
＋ ＋
S Cu
Zn
还原剂
Cu2+
氧化剂
氧化态和还原态
氧化态(oxidation state)：
物质处于相对较高氧化数的状态
注意：1） 同种元素可有不同的氧化数；
2） 氧化数可为正、负和分数等；
3） 氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。
O O S OS的氧化数为＋2， S
S2O32-
+4, (+6) 0, (-2)
Βιβλιοθήκη Baidu
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O ==Na2SO4 + H2SO4 + 8HCl
氧化还原反应
半反应的通式为：氧化态 + neOx + ne-
还原态
Red
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。 记为：氧化态/还原态；或 (Ox / Red)。 如： MnO4-/Mn2+；Cu2+/Cu；Zn2+ /Zn； 又如： 2Fe3+ ＋Sn2+ 2 Fe2+ ＋Sn4+
物质处于相对较低的氧化数状态
H 2S
还原态
＋ ＋
Cl2
氧化态
2HCl
还原态
＋ ＋
S
氧化态
Zn
还原态
Cu2+
氧化态
Zn2+
氧化态
Cu
还原态
Ox ＋ ne
如： Fe3+ ＋ e
氧化态
Red
Fe2+
还原态
Cu2+ ＋ 2e
氧化态
Cu
还原态
氧化态常作氧化剂，还原态常作还原 剂；氧化态和还原态是相对而言的。
第七章 氧化还原和电极电势
教学基本要求
• 熟悉氧化值和氧化还原反应的意义， 熟练计算 元素氧化值，掌握离子—电子法配平氧化还原 反应式。 • 掌握电池组成式的书写，了解电极电位产生的 原因，熟悉标准电极电位概念，掌握用标准电 极电位判断氧化还原反应的方向。 • 了解电动势与自由能的关系，掌握通过标准电 动势计算氧化还原反应平衡常数的方法。 • 掌握电极电位的 Nernst 方程、影响因素及有 关计算。了解电位法测量溶液 pH值的原理。
则： 2x + 7×(-2) = -2 x = +6 设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，
8 x=+ 3 x + 4 ×(-2) = 0 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。
则:
example
（1）Na2S2O3 +2 （3）KO2 -0.5 Na2S4O6 +2.5 KO3 OF2 -1/3 +2 （2）K2Cr2O7 CrO5 +6 +10 CaH2 LiAlH4 -1 -1
第一节 氧化还原反应 oxidation-reduction reaction
化合价和氧化数
化合价 原子间相互结合形成分子时，各原子上 价键的数目。
H1
H N H
3
O＝C＝O
2 4
Cl－Cl
1
氧化数 oxidation number 假定把每个键上的电子指定给电负性较 大的原子后，化合物中各原子实际或表 观所带的电荷数。
例 :配平酸性介质中KMnO4溶液与Na2SO3的 反应方程式。
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42– 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ×5+ ×2 2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
元素的氧化数发生了变化的化学反应 CH4 (g)＋O2 (g) CO2 (g) ＋2H2O (g)
氧的氧化数：0 —— -2；氧化数降低，发生了还原反应。 碳的氧化数：-4 —— +4;氧化数升高，发生了氧化反应。 注：电子并不是完全失去或完全得到，只是电子对偏移。
氧化还原反应的本质是反应过程中有电子转移（电子 的得失或电子云的偏移），从而导致元素的氧化数发 生变化。
还原半反应： 氧化半反应：
Fe3+ + e- → Fe2+ Sn2+ →Sn4+ + 2e-
氧化还原电对为：Fe3+ /Fe2+ ；Sn4+ /Sn2+
氧化还原反应方程式的配平-离子电子法
(l)写出主要反应物和生成物的表达式 (2)将反应物和生成物以离子式表示 (3)写出氧化剂得电子和还原剂失电子的两个半反应 式，以 电子、H+、OH-来配平半反应式两边的电荷数。 酸性：用H+配平；碱性：用OH-配平，另一边加水。 (4)根据氧化剂得电子数＝还原剂失电子数的原则， 将两个半反应乘以相应的系数，然后将两个半反应式 相加，即得配平的离子式。
一般：
H — +1（-1）； O — -2（-1，+1） CO CO2 CH4 C2H5OH +2 +4 -4 -2 S2O32- S2O82- Fe3O4 +2 +7 +8/3
例如
碳的氧化数
硫或铁的氧化数
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 ，
确定氧化数的规则：
(l) 在单质分子中，元素的氧化数为0 (2) 一般情况下,H的氧化数为+1；O为-2 (3) 一般情况下IA元素氧化数为+1；IIA元 素氧化数为+2 (4) 电中性化合物中，所有元素的氧化数总 代数和为零 (5) 对于单原子离子，元素的氧化数等于离 子电荷数；对于多原子离子，所有元素的氧 化数之和等于离子的电荷数
半反应与氧化还原电对
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+
氧化半反应：
还原半反应：
Cu＋Zn 2+
Zn - 2e- → Zn 2+
Cu2+ + 2e - → Cu
氧化还原反应中，电子有得必有失，且 失得数目相等；氧化半反应和还原半反 应同时并存，不能单独存在。
氧化剂和还原剂
氧化剂(oxidant)：
在反应中得到电子氧化数降低的物质
还原剂(reductant)：
在反应中失去电子氧化数升高的物质
H 2S
还原剂
＋ ＋
Cl2
氧化剂
2HCl Zn2+
＋ ＋
S Cu
Zn
还原剂
Cu2+
氧化剂
氧化态和还原态
氧化态(oxidation state)：
物质处于相对较高氧化数的状态
注意：1） 同种元素可有不同的氧化数；
2） 氧化数可为正、负和分数等；
3） 氧化数不一定符合实际元素的电子转移情况。
O O S OS的氧化数为＋2， S
S2O32-
+4, (+6) 0, (-2)
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Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O ==Na2SO4 + H2SO4 + 8HCl
氧化还原反应
半反应的通式为：氧化态 + neOx + ne-
还原态
Red
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。 记为：氧化态/还原态；或 (Ox / Red)。 如： MnO4-/Mn2+；Cu2+/Cu；Zn2+ /Zn； 又如： 2Fe3+ ＋Sn2+ 2 Fe2+ ＋Sn4+