第九章氧化还原反应2概要
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2. 单原子离子的氧化数等于离子所带的电荷， 例如 ： Al3+离子的氧化数为＋3, 表示为 Al(+3)。
3. 除过氧化物 ( 如H2O2 )、超氧化物 ( 如KO2 ) 和含有 F －O 键的化合物 ( 如OF2 ) 外，化合物中O 原子的氧 化数均为 -2，例如 H2O 中的 O 原子。
4. 卤化物中卤素原子的氧化数为 -1。
分为：一般氧化还原反应和自身氧化还原反应（歧化反应）
氧化态Ⅰ+还原态Ⅱ
还原态Ⅰ+氧化态Ⅱ
9.1.1 氧化与还原
1、氧化、还原；氧化剂 、还原剂；被氧化、被还原 2、氧化数：就是元素的形式荷电数。如 H+:Cl – 规定: 1、元素单质的氧化数为零。如 Fe、Al、H2、Cl2 、S.
2、离子化合物中，元素的氧化数就等于离子的电荷数。 3、共价化合物中，元素的氧化数是将共价键中的电子指定
KMnO4 K2SO3 酸性溶液中MnSO4 K2SO4
Solution
(1)
MnO
4
+
SO
2 3
=
SO
2 4
+ Mn2+
(2) MnO 4+ 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
①
SO23+ H2O = SO42+ 2H+ + 2e-
②
(3) ① × 2 + ② × 5得
2MnO
4
碱性介质： 多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH– 少n个 O加 2n个 OH–，另一边加 n个 H2O
中性介质： 左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH – 右边多 n个 O加 n个 H2O ，左边加2n个 H+
Question 2 用半反应法配平下列反应方程式
电子偏移
围 扩
大
有电子得失或电子转移的反应，被称 为氧化还原反应。
（2）氧化数(Oxidation number)
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。
确定氧化数的规则
1. 单质的氧化数为零, 如单质 O2 和 S中 O 原子和 S 原 子的氧化数均为零。
+
16H+
+
10e-
=
2Mn2+
+
8H2O
+)
5SO
2 3
+
5H2O
=
5SO42+ 10H+ + 10e-
2MnO
4
+
5SO
2 3
+
6H+
=
2Mn2+
+
5SO
2 4
+
3H2O
伏达电池中电子流从阴极流向阳极很象水由高处流向低处
9.2 氧化还原反应与原电池
9.2.1 原电池的组成
利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置称 为原电池。从理论上讲，任何自发进行的氧化还原 反应都可以设计成原电池。
Cl2 (g) + NaOH
NaCl + NaClO3
Cl2 (g) + 2e- = 2ClCl2 (g) + 12OH- = 2ClO3- + 6H2O + 10 e-
① ×5 + ②得
① （还原半反应 ) ② （氧化半反应 )
6Cl2(g) + 12OH- = 10Cl- + 2ClO3- + 6H2O 化简得：
(2) 配平步骤
● 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)。
● 将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的 原子数及电荷数。
● 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个半反应 式，然后合并、整理，即得配平的离子方程式。
Question 1
用半反应法配平
Solution
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + 2ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
这里介绍一种配平H+、OH-和H2O的方法：
酸性介质： 多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O 少 n个O加 n 个H2O ，另一边 加 2n个H+
第9 章
氧化还原反应
Chapter 9 Oxidation-reduction reaction
9.1 基本概念 Basal concept
9.1.1 氧化与还原
（1）氧化还原概念的发展
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 与氧结合
覆
后来 Mg → Mg2++2e
电子转移
盖
范
现在 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l)
任何氧化还原反应都可看作由两个半反应组成， 例如：
2 Na(s) + Cl2(g)
2 NaCl(s)
可分为：
2 Na Cl2 + 2 e –
2 Na+ + 2e– 2 Cl –
（氧化半反应) （还原半反应)
像任何其他化学反应式一样，离子-电子方程式必须 反映化学变化过程的实际。
(1) 配平原则
● 电荷守恒：得失电子数相等 ● 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等
给电负性更大的原子后，各元素原子的形式荷电数。 如：SO3、CO、CrO5、S4O62-、Fe3O4
4、中性分子中各元素原子氧化数的代数和为零。
氧化还原电对（Redox couple）
Cu2+ /Cu，Zn2+ /Zn称为氧化还原电对，氧化态和还原 态成共轭关系。显然:
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
O1 R1 O2
R2
● 氧化剂降低氧化值的趋势越强，其氧化能力越强， 其共轭还原剂氧化值升高趋势越弱。
● 反应一般按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作 用的方向进行。
● 共轭关系可用半反应式表示：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn
Zn2+ +2e-
9.1.2 氧化还原反应方程式的配平
离子—电子法 (半反应法)
5. 除少数金属氢化物 ( 如 NaH )外,化合物中 H 原子的氧化数均为+1，如 H2SO4 中的H原子。
6. 中性化合物各元素氧化数的代数和等于零； 多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离 子所带电荷数。
Hale Waihona Puke Baidu
例： H5I O6
S2
O
2 3
S4
O
2 6
Fe3O4
I的氧化值为 7
S的氧化值为 2 S的氧化值为 2.5 Fe的氧化值为 8
3
（3）有关名词
氧化(oxidation)：失电子，氧化数增加的过程。 还原(reduction)：得电子，氧化数降低的过程。
氧化剂(oxidizing agent)：得到电子的物质 还原剂(reducing agent)：提供电子的物质
氧化还原反应（Oxidation-reduction reaction,或Redox reaction): 指电子由还原剂向氧化剂转移的反应。
3. 除过氧化物 ( 如H2O2 )、超氧化物 ( 如KO2 ) 和含有 F －O 键的化合物 ( 如OF2 ) 外，化合物中O 原子的氧 化数均为 -2，例如 H2O 中的 O 原子。
4. 卤化物中卤素原子的氧化数为 -1。
分为：一般氧化还原反应和自身氧化还原反应（歧化反应）
氧化态Ⅰ+还原态Ⅱ
还原态Ⅰ+氧化态Ⅱ
9.1.1 氧化与还原
1、氧化、还原；氧化剂 、还原剂；被氧化、被还原 2、氧化数：就是元素的形式荷电数。如 H+:Cl – 规定: 1、元素单质的氧化数为零。如 Fe、Al、H2、Cl2 、S.
2、离子化合物中，元素的氧化数就等于离子的电荷数。 3、共价化合物中，元素的氧化数是将共价键中的电子指定
KMnO4 K2SO3 酸性溶液中MnSO4 K2SO4
Solution
(1)
MnO
4
+
SO
2 3
=
SO
2 4
+ Mn2+
(2) MnO 4+ 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
①
SO23+ H2O = SO42+ 2H+ + 2e-
②
(3) ① × 2 + ② × 5得
2MnO
4
碱性介质： 多 n个 O加 n个 H2O，另一边 加 2n个 OH– 少n个 O加 2n个 OH–，另一边加 n个 H2O
中性介质： 左边多 n个 O加 n个 H2O，右边加 2n个 OH – 右边多 n个 O加 n个 H2O ，左边加2n个 H+
Question 2 用半反应法配平下列反应方程式
电子偏移
围 扩
大
有电子得失或电子转移的反应，被称 为氧化还原反应。
（2）氧化数(Oxidation number)
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。
确定氧化数的规则
1. 单质的氧化数为零, 如单质 O2 和 S中 O 原子和 S 原 子的氧化数均为零。
+
16H+
+
10e-
=
2Mn2+
+
8H2O
+)
5SO
2 3
+
5H2O
=
5SO42+ 10H+ + 10e-
2MnO
4
+
5SO
2 3
+
6H+
=
2Mn2+
+
5SO
2 4
+
3H2O
伏达电池中电子流从阴极流向阳极很象水由高处流向低处
9.2 氧化还原反应与原电池
9.2.1 原电池的组成
利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置称 为原电池。从理论上讲，任何自发进行的氧化还原 反应都可以设计成原电池。
Cl2 (g) + NaOH
NaCl + NaClO3
Cl2 (g) + 2e- = 2ClCl2 (g) + 12OH- = 2ClO3- + 6H2O + 10 e-
① ×5 + ②得
① （还原半反应 ) ② （氧化半反应 )
6Cl2(g) + 12OH- = 10Cl- + 2ClO3- + 6H2O 化简得：
(2) 配平步骤
● 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)。
● 将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的 原子数及电荷数。
● 根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个半反应 式，然后合并、整理，即得配平的离子方程式。
Question 1
用半反应法配平
Solution
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + 2ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
这里介绍一种配平H+、OH-和H2O的方法：
酸性介质： 多 n个O加 2n个H+，另一边 加 n个 H2O 少 n个O加 n 个H2O ，另一边 加 2n个H+
第9 章
氧化还原反应
Chapter 9 Oxidation-reduction reaction
9.1 基本概念 Basal concept
9.1.1 氧化与还原
（1）氧化还原概念的发展
起先 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 与氧结合
覆
后来 Mg → Mg2++2e
电子转移
盖
范
现在 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l)
任何氧化还原反应都可看作由两个半反应组成， 例如：
2 Na(s) + Cl2(g)
2 NaCl(s)
可分为：
2 Na Cl2 + 2 e –
2 Na+ + 2e– 2 Cl –
（氧化半反应) （还原半反应)
像任何其他化学反应式一样，离子-电子方程式必须 反映化学变化过程的实际。
(1) 配平原则
● 电荷守恒：得失电子数相等 ● 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等
给电负性更大的原子后，各元素原子的形式荷电数。 如：SO3、CO、CrO5、S4O62-、Fe3O4
4、中性分子中各元素原子氧化数的代数和为零。
氧化还原电对（Redox couple）
Cu2+ /Cu，Zn2+ /Zn称为氧化还原电对，氧化态和还原 态成共轭关系。显然:
对氧化还原反应 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu
O1 R1 O2
R2
● 氧化剂降低氧化值的趋势越强，其氧化能力越强， 其共轭还原剂氧化值升高趋势越弱。
● 反应一般按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作 用的方向进行。
● 共轭关系可用半反应式表示：
Cu2+ + 2e-
Cu
Zn
Zn2+ +2e-
9.1.2 氧化还原反应方程式的配平
离子—电子法 (半反应法)
5. 除少数金属氢化物 ( 如 NaH )外,化合物中 H 原子的氧化数均为+1，如 H2SO4 中的H原子。
6. 中性化合物各元素氧化数的代数和等于零； 多原子离子中各元素氧化数的代数和等于该离 子所带电荷数。
Hale Waihona Puke Baidu
例： H5I O6
S2
O
2 3
S4
O
2 6
Fe3O4
I的氧化值为 7
S的氧化值为 2 S的氧化值为 2.5 Fe的氧化值为 8
3
（3）有关名词
氧化(oxidation)：失电子，氧化数增加的过程。 还原(reduction)：得电子，氧化数降低的过程。
氧化剂(oxidizing agent)：得到电子的物质 还原剂(reducing agent)：提供电子的物质
氧化还原反应（Oxidation-reduction reaction,或Redox reaction): 指电子由还原剂向氧化剂转移的反应。