大学本科无机化学 氧化还原反应
无机化学第7章氧化还原反应
实验结果与讨论
实验结果
通过实验观察和测量，可以记录到电 流计和电压计的变化情况，从而得出 氧化还原反应过程中电子转移的结论 。
结果讨论
根据实验结果，分析氧化还原反应的 特点和规律，探讨影响氧化还原反应 的因素，以及在实际生产中的应用。
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子被氧化。
电子从还原剂转移到氧化剂
02
电子从还原剂转移到氧化剂是氧化还原反应的本质，也是判断
氧化剂和还原剂的依据。
反应趋向于降低电位
03
在自发反应中，反应总是趋向于降低电位，即趋向于更稳定的
电子状态。
氧化还原反应的速率
1 2
反应速率与反应物浓度成正比
在一定条件下，反应速率与反应物浓度呈正比关 系，即反应物浓度越大，反应速率越快。
特点
氧化还原反应是电子转移的过程 ，通常伴随着元素氧化数的变化 ，并伴随着能量的变化。
氧化数与氧化态
氧化数
表示元素在化合物中的氧化态，通常用罗马数字表示。例如，在H₂O中，H的 氧化数为+1，O的氧化数为-2。
氧化态
表示元素在某个特定反应中的氧化状态，通常用希腊字母表示。例如，在反应 H₂O + O₂ → H₂O₂中，H的氧化态为+1，O的氧化态为-1。
在达到平衡后，如果增加某一反应物的浓度，平衡会向减少该物质浓度的方向移动。
压力变化对平衡的影响取决于反应前后气体分子数的变化
如果反应前后气体分子数发生变化，压力变化会对平衡产生影响；反之则不会。
04 氧化还原反应的应用
在化学工业中的应用
氧化还原反应在化学工业中有着广泛的应用，如合成 有机物、制备无机物和金属冶炼等。
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:
大学无机化学-第七章-氧化还原反应-电化学基础-课件
种元素的原子总数各自相等且电荷数相等 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。
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
例 4 配平方程式
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l) + KOH
K2CrO4 + KBr
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l)
电极组成：Pt , Cl2(p) | Cl- (a)
电极反应： Cl2 + 2e
2Cl-
无机化学
§7.2 电化学电池
3. 金属-金属难溶盐-阴离子电极
将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，然后浸 入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成的电极
电极组成：Ag ,AgCl(s)| Cl- (a) 电极反应：AgCl + e Ag + Cl电极组成：Hg ,Hg2Cl2(s)| Cl- (a) 电极反应：Hg2Cl2+2e 2Hg +2Cl-
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
2-2 半反应法（离子—电子法） 配平原则 （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）反应前后各元素的原子总数相等
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：
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。
大学基础课程无机化学课件p氧化还原反应定稿
+1
+2
NaClO + 2FeSO4 + H2SO4
氧还
介
化原
质
剂剂
–1 +3
NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O
还氧 原化 产产 物物
三、氧化还原半反应
任何一个氧化还原反应由两个半反应组成:
氧化数升高 氧化
H2O2 + Fe2+ + H+ → H2O + Fe3+
氧化数降低 还原
还原剂的氧化反应: Fe2+ - e- → Fe3+ 氧化剂的还原反应: H2O2 + 2e- + 2H+ →2H2O
Cu2+/Cu 氧化还原电对
半电池 半电池
原电池 氧化还原电对：
由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物(Ox/Red)
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型 + ne- 还原型
一个电对氧化型的氧化能力越强， 则共轭电对的还原型还原能力越弱；
氧化数可以是正数、负数，也可以是 整数、分数、零。
Question “氧化数”与“ 化合价” 和“ 共价数”有否区 别？
氧化数不等同化合价
氧化数 荷电数 有正负 可为分数
化合价 原子相互结合的个数比
无正负 无分数
如
CH4
氧化数 -4
化合价 4
CH3Cl -2
4
CCl4 +4
4
CH2Cl2 0
4
氧化数与共价键数不同。
最新大学无机化学课件氧化-还原
(1) 写出离子方程式：Cr2O72- + I- + H+ → Cr 3+ + I2+ H2O (2) 写出氧化半反应： I- － e - → I2
还原半反应： Cr2O72- + e - → Cr 3+
(3) 分别配平，使等式两边的原子个数和净电荷相等：
离子－电子式 2I- －2e - → I2
………………… ①
大学无机化学课件氧化-还原
(二) 氧化还原反应的特点
1. 氧化还原概念的发展 (1) 在化学发展的初期，氧化是指物质与氧化合的过程，
还原是指物质失去氧的过程。 例:2Hg + O2→2HgO ，2HgO →2Hg + O2 (2) 随后氧化还原的概念扩大了，认为物质失去氢的过程 也是氧化，与氢结合的过程则是还原。在有机化学和生 物化学中应用较为广泛。例：
(4)多原子离子中，所有元素的氧化值之和等于该离子所
带电荷数。 例：SO4 2-中，(Ⅵ)＋(- Ⅱ)× Ⅳ = -2。
(5)O在化合物-中Ⅰ的/ Ⅱ氧化值一般为Ⅰ-2-，ⅠH为＋1
-Ⅰ
但超氧化物KO2，过氧化物H2O2，金属氢化物如CaH2。
大学无机化学课件氧化-还原
【例1】求Cr2O72-中 Cr的氧化值。 解：设Cr2O72-中Cr的氧化值为x： 2 x + 7 ×(- Ⅱ) = - Ⅱ x = Ⅵ 则Cr的氧化值为Ⅵ 。
(+1)×2
(3) 调整系数，使氧化数变化值相等
2KMnO4 + 10HCl →2MnCl2 +5Cl2 (4) 原子数和静电荷数配平
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
大学无机化学课件第四章氧化还原反应2
较弱 较弱 + 还原剂 氧化剂
1.氧化还原反应自发进行的判据
E > 0 ；E(氧化剂)>E(还原剂) (1) 标准态时
只需比较E (氧化剂)和E (还原剂)大小
例1 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+ 在标准态时反应自发进行的方向
电对 E /V
2014-11-3
Pb2+/Pb -0.126V
Pb2+/Pb -0.126V
无机化学
>
Sn2+/Sn -0.136V
反应自发向右进行
1.氧化还原反应自发进行的判据
E > 0 ；E(氧化剂)>E(还原剂)
(2) 非标准态时 先根据 Nernst 方程求出 E(电对),再计算电动势E或比较E(电对) 例2 试判断下列反应:Pb2++ Sn Pb + Sn2+ 2+) c (Pb 0.0010 时反应自发进行的方向 在 = c(Sn2+) 1.0 E (Pb2+/Pb)/V E(Pb2+/Pb)/V E (Sn2+/Sn)/V < -0.126 -0.215 -0.136
c(H+) 强酸性介质 强碱性介质
酸度
HAsO2+I2+2H2O
E(H3AsO4/HAsO2) E (I2/I-) 反应 介质 方向 molL-1 V V 4.0 0.60 酸性 > 0.5355 向右 0.086 碱性 1.0×10-8 < 0.5355 向左
2014-11-3 无机化学
H3AsO4+2I-+2H+ (1) 酸性介质
无机化学中的氧化还原反应
无机化学中的氧化还原反应无机化学是研究无机物质的性质、组成和反应的学科，其中氧化还原反应是无机化学中非常重要的一个方面。
氧化还原反应是指物质中的电子的转移过程，涉及到物质的氧化和还原。
本文将从氧化还原反应的基本概念、应用和实例等方面进行论述。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应，简称氧化反应和还原反应，是指物质中的电子的转移过程。
其中，氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，氧化剂是接受电子的物质，而还原剂是提供电子的物质。
氧化还原反应是化学反应中最常见和重要的反应类型之一，广泛应用于许多领域。
二、氧化还原反应的应用氧化还原反应在日常生活中有许多重要的应用。
一个典型的例子是电池。
电池就是利用氧化还原反应的原理将化学能转化为电能的装置。
电池中，正极发生氧化反应，而负极发生还原反应。
而我们使用的手机、电脑等电子设备都离不开这一原理。
在工业生产中，氧化还原反应也发挥着重要作用。
例如，许多金属的提取过程实际上是通过氧化还原反应来完成的。
通过氧化还原反应，我们可以从矿石中提取出有用的金属，为人类的工业和生活做出贡献。
此外，氧化还原反应还广泛应用于环境保护和污染处理中。
许多废水和废气中含有有害的氧化物，通过氧化还原反应，我们可以将其转化为无害的物质，从而保护环境和人类的健康。
三、氧化还原反应的实例氧化还原反应有许多实际的应用。
例如，高锰酸钾与二氧化硫反应产生的二氧化锰是一种很强的氧化剂，可以用来消毒和氧化有机物。
这个反应在水处理中也有重要的应用。
另一个实际的例子是氯和亚硫酸钠的反应。
这是一种化学分析中常用的还原反应。
我们可以通过观察氯的消失来检测亚硫酸钠的含量，从而分析出样品中的其他化合物。
有机化学中也存在许多氧化还原反应的实例。
例如，烯醇和醛酮的氧化反应是合成有机化合物的重要一步。
这种反应可以通过添加氧化剂来实现，将烯醇或醛酮氧化为相应的羧酸或酮。
总结：无机化学中的氧化还原反应是化学领域中非常重要的一个方面。
大学无机化学第九章试题及答案
第九章 氧化还原反应本章总目标：1：牢固掌握氧化还原的基本概念，熟练掌握氧化还原反应式配平的方法。
2：理解标准电极电势的意义，能运用标准电极电势来判断氧化剂和还原剂的强弱，氧化还原反应的方向和计算平衡常数3：会用能斯特方程式来讨论离子浓度变化时电极电势的改变和对氧化还原反应的影响 各小节目标第一节：氧化还原反应与原电池1：掌握化合价、氧化数的概念，以及原电池的符号表示方法。
2：能判断原电池的正、负极以及会表示电池的电动势，可以配平电极反应式，书写电池反应方程式。
第二节：电池反应的热力学1：可以判断原电池反应的自发性：r mG zEF θ∆=-,E>0反应以原电池的方式进行。
2：掌握E θ和电池反应的K θ的关系的计算;2.303ln ln lg RT RTzE F RT K E K K zF zFθθθθθ=⇒==. 3：掌握利用能斯特方程来求算电极电势：。
0.059lg V E E z θ⎡⎤⎣⎦=+⎡⎤⎣⎦氧化型还原型 第三节：影响电极电势的因素学会运用能斯特方程来从酸度、沉淀物生成和配位化合物生成三方面来讨论这些因素对电池电动势的影响。
第四节：化学电源与电解1：认识几种常见的化学电源---锌锰电池、银锌电池、铅蓄电池、燃料电池、镍氢电池、锂电池和锂离子电池。
2：了解分解电压和超电压的概念。
第五节：图解法讨论电极电势 1：会看元素电势图。
2;可以根据元素电势图判断酸性的强弱、计算电对的电极电势112212......n nn z E z E z E E z z z θθθθ+++=+++、判断某种氧化态的稳定性学会绘制和利用自由能-氧化数图。
习题一 选择题1.将反应K 2Cr 2O 7+HCl → KCl+CrCl 3+Cl 2+H 2O 完全配平后，方程式中Cl 2的系数是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. 1lB.2C.3D.42.下列化合物中，氧呈现+2价氧化态的是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. Cl 2 O 5B.Br O 7C.H Cl O 2D.F 2O3.将反应KMnO 4+ HCl → Cl 2+ Mn Cl 2+ KCl+H 2O 配平后方程式中HCl 的系数是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.8B.16C.18D.324.某氧化剂YO(OH)2+中元素Y 的价态为+5，如果还原7.16×10-4mol YO(OH)2+溶液使Y 至较低价态，则需要用0.066 mol/L 的Na 2SO 3溶液26.98ml 。
[北科大]无机化学实验：3 氧化还原反应(实验报告)
![[北科大]无机化学实验：3 氧化还原反应(实验报告)](https://img.taocdn.com/s3/m/c1e327df804d2b160a4ec049.png)
������⊝(02/H202)=0.68V,小于 MnO2 或 MnO4-,作氧化剂时相应电对的电极电势,则要发
生下列反应:
������������������2 + ������2������2 + ������+ → ������������2+ + ������2 ������������������4− + ������2������ + ������+ → ������������2+ + ������2 上述两个反应可以发生。把 H202 作氧化剂与作还原剂的两个反应合并成一个总反
发生。因为此时������ ⊝ ������������ >0,氧化剂、还原剂浓度或压力的改变不会改变������ ⊝ ������������ 的符 号。
2．H202 的氧化、还原性 H202 中氧的氧化值为-1,它既可作氧化剂,使氧化值降低为-2,生成 H20 或 OH-; 又可作还原剂,使氧化值升高为 0,生成 02。H202 在氧化还原反应中到底起氧化剂 还是还原剂作用,要根据另一个反应物而定。若另一反应物只能作还原剂,如 I-离 子,则 H202 在反应中起氧化剂作用。若另一个反应物只能作氧化剂,如 MnO4-离子, 则 H202 在反应中起还原剂作用。至于反应能否发生,可根据所在两个电对的电极 电势 E 判定。若另一个反应物既可作氧化剂也可作还原剂,如 Fe2+离子,那么可先 写出两个可能发生的反应方程式:
氧化还原反应的产物是由下列两方面决定的。
(1)电极电势 当反应的速率均很快时,由电极电势决定其产物。如 MnO4-在
酸性条件下被 H2SO4 还原,其还原产物由电极电势决定,锰在酸性介质中元素电势
大学无机化学-课件-第10章氧化还原反应
Eө池 ＝ Eө＋－ Eө－ ＝ 0.34 － (－ 0.76 ) ＝1.10 V
3. 标准氢电极:
涂满铂黑铂丝作为极板，插入到H＋(1 mol·dm－ 3 ) 溶液中，并向其中通入H2 ( 1.013 10 5 Pa ) .
左边负极，右边正极；两边的 Cu，Zn 表示极板材 料；离子的浓度，气体的分压要在 （ ） 内标明。 ‘ ’ 代表两相的界面；‘‖’代表盐桥。盐桥连接着不同电解质 的溶液或不同浓度的同种电解质的溶液。
10－1－3 电极电势和电动势
1. 电极电势
Cu－Zn 电池中，为什么电子从锌片流向铜片？为什 么 Cu 为正极，Zn 为负极？或者说为什么铜片的电势比 锌片的高？这是我们首先要回答的问题。
第 10 章 氧化还原反应
氧化还原反应是一类极其重要的化学反应。实验室 制取氧气的反应，工业上生产硝酸过程中涉及的几个反应 都是氧化还原反应。
4 NH3 ＋ 5 O2 ＝ 4 NO ＋ 6 H2O 2 NO ＋ O2 ＝ 2 NO2
3 NO2 ＋ H2O ＝ 2 HNO3 ＋ NO
10 － 1 氧化还原反应与原电池 10 － 1 － 1 化合价与氧化数
将饱和的 KCl 溶液灌入 U 形管中，用琼胶封口，倒 架在两池中。由于 K ＋ 和 Cl － 的定向移动，使两池中 过剩的正负电荷得到平衡，恢复电中性。于是两个半电池 反应乃至电池反应得以继续，电流得以维持。
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3. 电池符号
例如 Cu －Zn 电池符号
( – ) Zn Zn 2＋( 1 mol·dm － 3 ) ‖Cu 2＋( 1 mol·dm －3 )Cu (＋)
大学无机化学-第六章：氧化还原滴定
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电极类型(The various types of electrodes )
● 金属-金属离子电极 电极反应 Zn2+ + 2eZn
电极符号 Zn (s) ∣ Zn2+ ( c) ● 气体-离子电极 电极反应 2H+ (c)+ 2eH2(p) 电极符号 Pt ∣ H2(p) ∣ H+ (c)
第六章 氧化还原反应
6.1 氧化还原反应的基本概念 6.2 氧化还原反应方程式的配平 6.3 电极电势 6.4 原电池的电动势和自由能变的关系 6.5 影响电极电势的因素 6.6 电极电势的应用 6.7 条件电极电势与氧化还原平衡 6.8 氧化还原滴定的基本原理 6.9 常用的氧化还原滴定法 6.10 氧化还原滴定法计算示例
21
2
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例：测铜电极的电极电势 测得: 铜电极为正极，氢电极为负极 E ＝ 0.340伏
0.340 Cu2 / Cu 0.0000
Cu
2
0.340V / Cu
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298 K时酸性水溶液中一些常用的标准电极电势
半反应 Eθ(Ox/Red) 半反应 Eθ(Ox/Red)
KMnO4 （酸、碱和中性的产物） K2Cr2O7（酸的产物）、 Fe2(SO4)3
常见还原剂： H2 Zn C2O 42- H2S Sn2+
H 2O 2
H2O 2
H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ 氧化剂 H2O2 + Cl2 还原剂
2Fe3+ + 2H2O 2HCl + O2
大一无机化学知识点下册
大一无机化学知识点下册无机化学是化学科学中的重要分支，主要研究无机物质的性质、合成方法以及在化学反应中的应用。
在大一学习无机化学，我们需要了解一些基本的知识点。
本文将介绍一些大一无机化学知识点下册，帮助大家更好地掌握这门学科。
一、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中非常重要的一类反应，指的是物质从一个氧化态转变为另一个氧化态的过程。
在氧化还原反应中，常常伴随着电子的转移。
无机化合物的氧化态可以通过氧化数来表示，氧化数表示原子的电荷状态。
1. 氧化数的计算方法计算氧化数的方法有两种，一种是根据元素在化合物中的位置来判断，原子靠近电负性大的原子，氧化数更高；另一种是根据元素在化合物中的电荷数来判断，阳离子的氧化数为其电荷数，阴离子的氧化数为其电荷数的负值。
2. 氧化还原反应的平衡氧化还原反应的平衡需要满足电荷平衡和物质平衡。
通过调整反应物和生成物的系数来平衡反应方程式，以确保反应中的原子数目和反应前后的电荷数目相等。
3. 氧化还原反应的应用氧化还原反应在生产和日常生活中有广泛的应用。
例如，电池中的化学反应就是氧化还原反应，电池将化学能转化为电能。
另外，许多金属的腐蚀和焊接过程也是氧化还原反应。
二、配位化学配位化学是无机化学中的重要分支，研究物质由金属中心离子与其周围的配体形成的配位化合物。
在配位化学中，有一些重要的概念需要掌握。
1. 配位数配位数是指一个金属离子周围配体的数目。
金属离子周围的配体以配位键与金属离子配位。
配位数的大小决定了配合物的稳定性和性质。
2. 配位键配位键是指金属离子和配体之间形成的化学键。
常见的配位键有配位键、离子键、共价键等。
配位键的类型决定了配位物的性质。
3. 配位化合物的结构配位化合物的结构可以分为简单配合物和配合物离子两种。
简单配合物由单个金属离子和配体组成，而配合物离子由一个带电的金属离子和多个配体组成。
三、无机量子化学无机量子化学是无机化学和量子力学的交叉学科，研究无机化合物的电子结构和性质。
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
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例：配平反应方程式
KMnO4+ K2SO3 酸性溶液MnSO4+K2SO4
（1）
MnO
4
+
SO
2 3
SO
2 4
+ Mn 2+
（2）
MnO
4
+ 8H +
+ 5e
Mn 2+
+ 4H 2O
①
SO
2 3
+
H2O
SO
2 4
+
2H +
+
2e
②
(3) ①×2+②×5得
2MnO
4
+ 16H +
+ 10e
Cu2+ +2e- =Cu
2、氧化还原电对
Zn2+/Zn, Cu2+/Cu
氧化型/还原型
6Fe2＋ ＋ Cr2O72- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ +7H2O Fe2＋ ＝ Fe3+ +e-
Cr2O72- +14H+ + 6e- =2Cr3+ +7H2O
Fe3+/Fe2 +，Cr2O72－/Cr3+
Cu-Zn原电池装置
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
小结：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
酸性介质： 多n个O+2n个H+，另一边 +n个H2O
碱性介质： 多n个O+n个H2O，另一边 +2n个OH-
中性介质： 左边多n个O+n个H2O，右边+2n个OH右边多n个O+2n个H+，左边n个H2O
7.2 电化学电池
原电池 原电池电动势的测定 原电池的最大功与Gibbs函数
一、原电池 1.Volta电池的构造
2Cl Fe3+
( ) ( ) () Pt Fe2+ 1.0mol L1 , Fe3+ 0.1mol L1 ( ) ‖ Cl 2.0mol L1 Cl2(101325Pa) ，Pt (+)
二、Volta电池电动势的测定 () Zn Zn 2+ (1.0mol L1)‖ Cu2+ (1.0mol L1) Cu (+)
2Mn 2+
+ 8H 2O
+)
5SO
2 3
+ 5H 2O
5SO
2 4
+ 10H +
+ 10e
2MnO4 + 5SO32 + 6H+ 2Mn2+ + 5SO24 + 3H2O 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4
2MnSO4 + 6KSO4 + 3H2O
例：配平 Cl 2 (g) + NaOH Δ NaCl + NaClO 3
确定氧化数的规则
⑴ 离子型化合物中，元素的氧化数等 于该离子所带的电荷数 。
⑵ 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。
⑶单质中，元素的氧化数为零。
⑷中性分之中，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
7.1 氧化还原反应的基本概念 氧化值（数） 氧化剂和还原剂 半反应和氧化还原电对
离子— 电子法配平氧化还原方程式
一、氧化值（数）
Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu
得失电子
H2(g）+ Cl2（g） 2HCl（g） 电子偏移
氧化数：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。
四、离子— 电子法配平氧化还原方程式
配平原则： (1) 电荷守恒：得失电子数相等。 (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）将反应分解为两个半反应式，并 配平两个半反应的原子数及电荷数。
（3）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；有时根据需要可将 其改为分子方程式。
电极 惰性导体如 Pt、石墨棒
2.原电池符号
() Zn Zn 2+ (1.0mol L1 )‖ Cu2+ (1.0mol L1) Cu (+)
书写原电池符号的规则：
⑴ 负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥 用“‖”表示。
⑵ 半电池中两相界面用“ ”分开，同相不同 物种用“，”分开，溶液、气体要注明ci，pi 。
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
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-
例：配平方程式
Ca
3
(PO
4
) 2
+
C + SiO2
CaSiO3
+
P4
+
CO2
解 C + 2H2O CO2 + 4H+ + 4e
①
2Ca3 (PO4
) 2
+
6SiO2+ 10H2 O
+
20e
①×5+②得
6CaSiO3 + P4 + 20OH ②
2Ca3 (PO4
) 2
+
6SiO2
+
5C
6CaSiO3 + P4 + 5CO2
1
物中为 -1，如 Na H 。
⑹ 氧的氧化数一般为-2，在过氧化物
1
1
中为-1，如 H2 O2 ` Na2 O2 , 在超氧化物中
0.5
为-0.5，如 K O 2 ,在氧的氟化物中为+1或
+2，如
+1
+2
O2 F2 , O F2 。
例：
H5I O6
S2
O
2 3
S4
O
2 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
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
( ) 2Fe2+ 1.0mol L1 + Cl2(101325Pa) ( ) ( ) 2Fe3+ 0.1mol L1 + 2Cl 2.0mol L1
解： 正 极 Cl2 + 2e 负 极 Fe2+ e
解：
Cl2 (g) + 2e 2Cl
①
Cl2 (g)
+ 12OH
2ClO
3
+
6H2O +10e
②
①×5+②得
6Cl2 (g) +12OH 10Cl + 2ClO3 + 6H2O 化简得
3Cl2（g）+ 6OH 5Cl + ClO3 + 3H2O 3Cl2（g）+ 6NaOH 5NaCl + NaClO3 + 3H2O