《无机及分析化学》教学课件电化学基础与氧化还原滴定法8.1~8.3
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《无机化学》课件—08氧化还原平衡和氧化还原滴定法
E ＝+ -
(8-1)
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第8章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法
式中 E——原电池的电动势，V； + ——原电池正的平衡电势，V； - ——原电池负的平衡电势，V。 在标准状态下测得的电动势称为标准电动势(Eɵ)。
标准状态是指电池反应中的液体或固体都是纯净物， 溶液中各离子浓度为1.0 mol/L，气体的分压为100KPa。 知识窗 用电池装置把化学能直接转化为电能，从理论 上讲是完全可能的。日常用的干电池、蓄电池就属于 这一类装置，不过商业电池均不用盐桥，外壳锌皮是
SO32-
SO42-
⑶将两个半反应式配平 首先配平原子数，然后在半反应
的左边或右边加上适当电子数来配平电荷数。
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第8章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法
MnO4- + 8H+ +5e-O32- + H2O
SO42- + 2H+ + 2e-
⑷找出两个半反应方程式得失电子数目的最小公倍数 将
2. 氧化剂与还原剂
在氧化还原反应中，元素氧化数的变化是电子得失的结 果。失去电子氧化数升高的物质称为还原剂,获得电子氧化数 降低的物质称为氧化剂。氧化剂与还原剂在反应中既相互对 立，又相互依存。
物质的氧化还原性质是相对的。有时，同一物质和强氧 化剂作用，表现出还原性；而和强还原剂作用，又表现出氧 化性。例如，二氧化硫和氯气在水中的反应：
第8章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法 8.1.1 氧化还原反应
1.氧化还原反应的概念
氧化还原反应是一类物质间有电子转移（电子得失或共用 电子对偏移）的反应。其基本特征是反应前后元素的氧化数发 生了变化。
《氧化还原滴定法》课件
酚酞指示剂
在弱酸性条件下，由无色变为粉红色，常用于 测定氧化剂和还原剂的滴定。
甲基橙指示剂
在酸性条件下，由红色变为黄色，常用于测定 还原剂的滴定。
二溴酚蓝指示剂
在强酸性条件下，由黄色变为蓝色，常用于测 定氧化剂和还原剂的滴定。
邻苯二酚指示剂
在碱性条件下，由无色变为蓝色，常用于测定 氧化剂的滴定。
常用的滴定试剂及其应用
滴定的控制误差和计算结果的 处理
滴定的控制误差主要包括滴定试剂的误差、指示剂的误差和操作误差。
为了减小滴定的误差，可以使用称量精确的试剂、选用敏感的指示剂，并尽 量减小搅拌或振荡时的人为误差。
滴定法在分析化学中的应用
滴定法广泛应用于分析化学中，可用于测定无机化合物、有机化合物、电解 质和非电解质的含量和浓度。
《氧化还原滴定法》PPT 课件
本课件将介绍氧化还原滴定法的基本原理，滴定的步骤和操作要点，常见的 氧化还原指示剂，以及常用的滴定试剂及其应用。
此外，我们还会学习如何计算滴定反应的过量试剂量，控制滴定误差以及处 理计算结果，并深入探讨滴定法在分析化学中的应用。
滴定的基本原理
滴定法是一种常用的定量分析方法，通过滴定试剂与被测物质进行化学反应，确定被测物质的含量。 滴定的速反应达到滴定终点，从而确定被 测物质的浓度。
滴定法具有快速、准确、经济的特点，是定量分析的重要手段，被广泛应用 于实验室和工业生产中。
高锰酸钾溶液
碘溶液
硫代硫酸钠溶液
常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定氧化剂的浓度和含量。
计算滴定反应的过量试剂量
滴定反应的过量试剂量是指在滴定终点之后，滴定试剂继续滴定并加入到被滴定溶液中的体积。 计算过量试剂量的方法是基于滴定反应的立方方程式，并考虑到滴定试剂的浓度和滴定反应的摩尔比例。
无机及分析化学全套课件第八章 配位化合物与配位滴定
[Ni(CO) 4]
只有内界无外界， 电荷为零
2019/2/20
第八章 配位化合物与配位滴定
14
8.1.2 配位化合物的命名
配合物的命名：阴离子在前，阳离子在后； 配阳离子 [Co(NH3)6]Br3 三溴化六氨合钻(Ⅲ) （某化某、某酸某） 配阴离子 K2[SiF6] 六氟合硅(Ⅳ)酸钾 （某酸某） 配体数—配体名称—合—中心离子(罗马数字表示氧化数) 配体数用二、三等中文数字表示；配体间用圆点“·” 分开，也可省略； 配体次序：阴离子—中性配体；无机—有机配体； 阴离子次序：简单离子—复杂离子—有机酸根离子。 中性分子次序：按配位原子元素符号英文字母顺序排列。
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第八章 配位化合物与配位滴定
8
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第八章 配位化合物与配位滴定
9
常见单齿配体
中性分子 配体 配位原子 阴离子 配体 配位原子 阴离子 配体 配位原子 F氟 F H2O 水 O Cl- Br氯 溴 Cl Br NH3 氨 N I碘 I CO 羰基 C OH羟基 O CN氰 C CH3NH2 甲胺 N NO2硝基 N
30
外轨型配合物与内轨型配合物性质的差异：
* 磁性 外轨型配合物，单电子数多，磁矩大； 内轨型配合物，单电子数减少，磁矩减小。 * 稳定性 内轨型配合物的键能大，较稳定，在水中 不易离解。 外轨型配合物的健能小，不稳定，在水中 易离解。
2019/2/20
第八章 配位化合物与配位滴定
31
*配合物几何构型实例
22
外轨型配合物
全部由最外层ns、np、nd 轨道 杂化所形成的配位化 合物称 外轨型配合物，该类配合物键能小，稳定性较 低。
4
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无机及分析化学08_第八章_氧化还原平衡与氧化还原滴定法
溶解
M(s)
沉积
Mz+(aq)+ze-
Chapter Eight
31
2.意义
金属越活泼 失电子趋势越大 电极表面积累 的负电荷越多 E(O/R)值越小 故还原态物质 的还原能力越强
Chapter Eight
金属越不活泼
得电子趋势越大 电极表面积累 的正电荷越多 E(O/R)值越大
故氧化态物质 的氧化能力越强
2. 原则
把每个化学键中的电子指定给电负
性更大的原子而求得。
Chapter Eight
5
3. 确定
在单质中，元素的氧化数为零； 在中性分子中所有原子氧化数代数和
应等于零；
除金属氢化物（如NaH）外，化合物
中氢的氧化数均为+1；
Chapter Eight
6
通常，在化合物中，氧的氧化数为-2；
成原电池，用电池图解式表示。
解：电对 氧化反应 还原反应
Fe3+/Fe2+ Fe2+(aq) Ag+ (aq) +e-
Ag+/Ag Fe3+ (aq) +e- (-) Ag (s) (+)
Fe2+(c1) | Fe3+(c2) || Ag+(c3) | Ag (-) Pt | Fe2+(c1)，Fe3+(c2) || Ag+(c3) | Ag (+)
Chapter Eight
21
4、基本术语
Zn(s) Zn2+(aq) + 2eCu(s) Cu2+(aq) + 2e（1）半电池(电极)
进行氧化反应和还原反应的两个不同的区域，也 称电极。 Zn－ZnSO4 组成锌电极， Cu－CuSO4 组成铜电极。
M(s)
沉积
Mz+(aq)+ze-
Chapter Eight
31
2.意义
金属越活泼 失电子趋势越大 电极表面积累 的负电荷越多 E(O/R)值越小 故还原态物质 的还原能力越强
Chapter Eight
金属越不活泼
得电子趋势越大 电极表面积累 的正电荷越多 E(O/R)值越大
故氧化态物质 的氧化能力越强
2. 原则
把每个化学键中的电子指定给电负
性更大的原子而求得。
Chapter Eight
5
3. 确定
在单质中，元素的氧化数为零； 在中性分子中所有原子氧化数代数和
应等于零；
除金属氢化物（如NaH）外，化合物
中氢的氧化数均为+1；
Chapter Eight
6
通常，在化合物中，氧的氧化数为-2；
成原电池，用电池图解式表示。
解：电对 氧化反应 还原反应
Fe3+/Fe2+ Fe2+(aq) Ag+ (aq) +e-
Ag+/Ag Fe3+ (aq) +e- (-) Ag (s) (+)
Fe2+(c1) | Fe3+(c2) || Ag+(c3) | Ag (-) Pt | Fe2+(c1)，Fe3+(c2) || Ag+(c3) | Ag (+)
Chapter Eight
21
4、基本术语
Zn(s) Zn2+(aq) + 2eCu(s) Cu2+(aq) + 2e（1）半电池(电极)
进行氧化反应和还原反应的两个不同的区域，也 称电极。 Zn－ZnSO4 组成锌电极， Cu－CuSO4 组成铜电极。
第五章-氧化还原滴定法ppt课件(全)
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 3、催化剂与反应速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 3、催化剂与反应速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 4、诱导反应
第五章 第一节 概述
一、氧化还原滴定的计算 1、高锰酸钾法
第五章 第五节 氧化还原滴 定计算
一、氧化还原滴定的计算 2、碘酸钾法
第五章 第五节 氧化还原滴 定计算
一、氧化还原滴定的计算 2、碘酸钾法
第五章 氧化还原滴定法
【学习小结】
基础知识：电极电位及能斯特方程 氧化还原滴定曲线 氧化还原指示剂
理论知识应用：高锰酸钾法 重铬酸钾法 碘量法 溴酸盐法
一、条件电极电位
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 1、电极电位的测量
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 3、有副反应发生时电对的电位
四、氧化还原反应的速率 4、诱导反应
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
【学习要点】
一、氧化还原滴定曲线 二、氧化还原滴定用指示剂
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
一、氧化还原滴定曲线 1、计量点时电位的计算
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
一、氧化还原滴定曲线 1、计量点时电位的计算
Mn2++4H2O
无机及分析化学08氧化还原平衡.pptx
④配平电荷数、乘系数、相加
(MnO
－ 4
+
2H2O
+
3e－
=
MnO
2
+
4OH－)
2
(SO32－ + H2O = SO42－ + 2H+ + 2e－)3
2MnO
－ 4
+
3SO32－
+
7H2O
=
2MnO
2
+
3SO42－
+
6H+
+
8OH－
⑤约简
2MnO
－ 4
+
3SO32－
+
H2O
=
2MnO 2
+
3SO42－
但这个溶解过程是有限度的。随着溶解过程的进行，即
随着双电层的建立，在电场力的作用下，MZ+(s)愈加难于脱离 金属，从而使溶解速率逐渐下降；另一方面，随着溶解过程
的进行，溶液中的 MZ+(aq)逐渐增多，使沉积速率逐渐增大。 当溶解速率与沉积速率相等时，即达平衡
MZ+ (s)
MZ+ (aq)
此时，在固－液两相间形成了一个稳定的双电层 ( 见图8.3 － a、b)。应该指出，在这两相间的迁移量是很微小的，无法用 化学方法检测出来。
显然，经过这样的指定以后，原子所带的电荷数实际上是一 种“形式电荷”数。氧化数实际上反映了原子在化合物中的 表观氧化状态。例如HCl分子中Cl原子的电负性大于H原子的 电负性，把一对共用电子指定给Cl原子后，H带有一个正的 “形式电荷”，Cl带有一个负的“形式电荷”。
所以HCl分子中H的氧化数为＋1，Cl的氧化数为－1。用元素
无机及分析化学教学课件5定量分析基础(4)-氧化还原滴定法
Esp
n1E1 n2 E2 (n1 n2 )
(6-12)
所以本例计量点 Esp= [10.68+11.44]V/(1+1)=1.06V
计量点后
Fe2+均被氧化，此时系统电势可计算E(Ce4+/Ce3+)： 加入Ce4+20.02ml，过量0.1%：
E(Ce4+/ Ce3+) = E(Ce4+/ Ce3+) 0.059V lg[c(Ce3+)/c (Ce4+)]
4)反应速率较快，一般可常温滴定。
缺点：1)需外加指示剂，常用二苯胺磺酸钠；
2) K2Cr2O7有毒，应注意废水处理。
应用示例
铁的测定
Cr2O72 + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 铁矿石用热、浓HCl溶解，并用SnCl2将其中的Fe3+还原为Fe2+ ，过 量SnCl2可用HgCl2氧化，加H2SO4-H3PO4混酸，以二苯胺磺酸钠为 指示剂，终点颜色由绿色(Cr3+) 紫红： 2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+ ；Sn2+ + 2Hg2+ Cl Sn4+ + Hg2Cl2 加入H2SO4增加酸度，加入H3PO4，使Fe3+Fe(PO4)23, c(Fe3+), E(Fe3+/Fe2+) ,增大突跃范围，同时消除Fe3+的黄色，终点明显。
比也会发生改变，因而使溶液的颜色发生变化。
当c(InOx)/c(InRed)≥10时，溶液呈现氧化型的颜色：
无机化学课件第8章 电化学基础(教改版)
子所有，故N的氧化数为-3，H的为+1
无机化学
确定氧化值的几个规则 ① 单质中，元素的氧化值为零。 P4, Br2, Cl2, Cu
② 在单原子离子中，元素的氧化值等于该离
子所带的电荷数 。 S2-, Cu2+, Cl-, Ag+
③ 在大多数化合物中，氢的氧化值为 +1； HCl
只有在金属氢化物中氢的氧化值为 -1。NaH, CaH
Zn2+ / Zn Cu2+ / Cu
== Cu + Zn2+
无机化学
（三）电极类型
1。金属—金属离子电极 定义：将金属板插到此金属的盐溶液中构成的电极 电极反应： 符 装 号： 置： 银电极
无机化学
Ag+
+ e --→
Ag
区分电极材料 与电极溶液
Ag | Ag+(a) ||....
Ag
注明溶液的活度 常用浓度代替
（Pt），Cl2(p) | Cl- (a)
Ag，AgCl(s)| Cl(a)
Cl2(p) + 2e ⇌ 2Cl-(a-) AgCl(s) + e ⇌ Ag(s) + Cl-(a-) Ag2O(s) + 2H+(a+) + 2e ⇌ 2Ag(s) + H2O(l)
Ag(s)，Ag2O(s)| H+(a+)
电极组成：Ag(s)| Ag2O(s)| H+(a) 电极反应：Ag2O(s) + 2H+(a+) + 2e ⇌ 2Ag(s) + H2O(l) 符 装 号：Ag(s)，Ag2O(s)| H+(a+) Ag 置：
氧化还原滴定法PPT课件
cox/cRed = 1) 时的实际电极电位叫条件电极电位。条件电极电位
能更准确判断氧化还原反应进行的方向、次序及反应完成的程度
。
7
6.1.3 外界条件对电极电位的影响
电极电位
1、离子强度的影响 2、副反应的影响 3、酸度的影响
8
1.离子强度的影响 离子强度较大时，活度系数远小于1，活度
与浓度有较大差异。但与副反应对电极电位的影响相比一般忽
12
O' Fe3+ /Fe2+
O Fe3+ /Fe2+
0.059 lgFe3+
0.77 0.059 lg108.6
0.26V
此时，IO2/2I-
(
0.54V
)
O' Fe3+ /Fe2+
(
0.26V
),
Fe3+不能氧化I-，不干扰碘量法测定Cu2+
同理，pH
RT nF
ln
ox Red Red ox
O' Fe3+/Fe2+
O Fe3+ /Fe2+
RT nF
ln
Fe3+ Fe2+
Fe2+
Fe3+
O Fe3+ /Fe 2+
0.059 lg
1
Fe3+
O Fe3+ /Fe2+
0.059 lgFe3（+ Fe2+无副反应并忽略离子强度的影响）
进另一种氧化还原反应进行的现象。
16
催化剂的影响 例：在高锰酸钾法滴定中
大学课件无机及分析化学-第九章氧化还原反应与氧化还原滴定法
质都处于标准状态，即 所有的气体分压均为1105Pa， 溶液中所有物质的活度均为1（m=1mol·kg1）， 所有纯液体和固体均为1105Pa条件下最稳定或最
常见单质，所产生的电势称为标准电极电势，常用符号
表示。
三、电极电势
标准氢电极
Pt | H2 (p ) | H (aH 1) 电极反应：
1 2
（1） (Fe3+/Fe2+ ) (Fe3+/Fe2+ ) 0.0592 lg c(Fe3+ ) / c
1 c(Fe2+ ) / c
0.771 0.0592 lg 1.0 0.830V 1 0.1
（2） (Fe3+/Fe2+ ) 0.771 0.0592lg 0.1 0.712V
1.0
H2
(
p
) H (aH+
1) e
规定：H/H2 0.00 V
电池的电动势 E
第九章第三节
三、电极电势
第九章第三节
3. 铜电极电势的测定
标准铜电极与标准氢电极构成右图所示电池： ) Pt | H2(1atm) | H+(1mol·L 1 )|| Cu2+(1mol·L1 )|Cu (+
测得： E 0.340V
第一节 基本概念
第九章第一节
注意：化合价与氧化数的区别与联系
化合价反映了一种元素的原子与其它元素的原子化合
的数量比。氧化数是指形式上的得失电子数。
在离子型化合物中，两者是一致的；
在共价型化合物中，两者是不同：
化合价=共价键数目
如
CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4
化合价： 4
常见单质，所产生的电势称为标准电极电势，常用符号
表示。
三、电极电势
标准氢电极
Pt | H2 (p ) | H (aH 1) 电极反应：
1 2
（1） (Fe3+/Fe2+ ) (Fe3+/Fe2+ ) 0.0592 lg c(Fe3+ ) / c
1 c(Fe2+ ) / c
0.771 0.0592 lg 1.0 0.830V 1 0.1
（2） (Fe3+/Fe2+ ) 0.771 0.0592lg 0.1 0.712V
1.0
H2
(
p
) H (aH+
1) e
规定：H/H2 0.00 V
电池的电动势 E
第九章第三节
三、电极电势
第九章第三节
3. 铜电极电势的测定
标准铜电极与标准氢电极构成右图所示电池： ) Pt | H2(1atm) | H+(1mol·L 1 )|| Cu2+(1mol·L1 )|Cu (+
测得： E 0.340V
第一节 基本概念
第九章第一节
注意：化合价与氧化数的区别与联系
化合价反映了一种元素的原子与其它元素的原子化合
的数量比。氧化数是指形式上的得失电子数。
在离子型化合物中，两者是一致的；
在共价型化合物中，两者是不同：
化合价=共价键数目
如
CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4
化合价： 4
基础化学电子教案第八章 氧化还原平衡和氧化还原滴定-PPT精选文档
图8-2 金属的电极电势
金属的电极电势
＝V
(金属表面的电势)
V(溶液本身的电势)
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第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
金属的活泼性 影响金属进入溶液的因素 溶液的浓度
体系的温度
2.标准电极电势 标准氢电极是将镀有铂黑的铂片置于氢离子浓度(严格地说应为活 度a)为1mol/L的硫酸溶液中，然后不断地通入压强为1.013105Pa的纯 氢气，使铂黑吸附氢气达到饱和，形成一个氢电极。
＋ 2 2
0 . 763 V ∴ Zn/Zn
2
注意： 1. 的代数值与半反应中的系数无关，即与 得失电子数多少无关。 例如： Cu2+ + 2e Cu 2Cu2+ + 4e 2Cu 其 Cu2+/Cu值都是0.34V。
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第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
2.附录五中列出了298K时一些常用电对的标准电极电势，查表时要注 意溶液的酸碱性，电极在不同的介质中值一般不同。 3.在电极反应中，标准电极电势就是对某物质氧化型得电子或还原型 失电子能力的量度。电对的电极电势数值越正，该电对中氧化型的氧化能 力(得电子倾向)越大，电对的电极电势数值越负，还原型还原能力越强。 4.关于电极反应和电对的写法，目前尚未统一。本书为了统一比较和 掌握，采用还原电势的系统，附录中的电极反应都是还原反应，所以相应 的电极电势称为还原电势。电对写为还原型／氧化型，相应的电极电势为 氧化电势。不过这两种电势没有原则区别，因为标准电极电势是平衡电势， 电极反应是可逆的，从哪边写都可以。
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第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
说明 1.在原电池中，电子流出的电极是负极，发生氧化反应；电子流入的 电极是正极，发生还原反应。 2.在电极上发生的氧化或还原反应则称为电极反应或半电池反应；两 个半电池反应合并构成的原电池总反应是电池反应。
金属的电极电势
＝V
(金属表面的电势)
V(溶液本身的电势)
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第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
金属的活泼性 影响金属进入溶液的因素 溶液的浓度
体系的温度
2.标准电极电势 标准氢电极是将镀有铂黑的铂片置于氢离子浓度(严格地说应为活 度a)为1mol/L的硫酸溶液中，然后不断地通入压强为1.013105Pa的纯 氢气，使铂黑吸附氢气达到饱和，形成一个氢电极。
＋ 2 2
0 . 763 V ∴ Zn/Zn
2
注意： 1. 的代数值与半反应中的系数无关，即与 得失电子数多少无关。 例如： Cu2+ + 2e Cu 2Cu2+ + 4e 2Cu 其 Cu2+/Cu值都是0.34V。
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第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
2.附录五中列出了298K时一些常用电对的标准电极电势，查表时要注 意溶液的酸碱性，电极在不同的介质中值一般不同。 3.在电极反应中，标准电极电势就是对某物质氧化型得电子或还原型 失电子能力的量度。电对的电极电势数值越正，该电对中氧化型的氧化能 力(得电子倾向)越大，电对的电极电势数值越负，还原型还原能力越强。 4.关于电极反应和电对的写法，目前尚未统一。本书为了统一比较和 掌握，采用还原电势的系统，附录中的电极反应都是还原反应，所以相应 的电极电势称为还原电势。电对写为还原型／氧化型，相应的电极电势为 氧化电势。不过这两种电势没有原则区别，因为标准电极电势是平衡电势， 电极反应是可逆的，从哪边写都可以。
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第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
说明 1.在原电池中，电子流出的电极是负极，发生氧化反应；电子流入的 电极是正极，发生还原反应。 2.在电极上发生的氧化或还原反应则称为电极反应或半电池反应；两 个半电池反应合并构成的原电池总反应是电池反应。
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HCl H2O NH3 PCl5 1 23 5
2. 表示化合物某原子成键的数目.
a 在离子型化合物中, 离子价数=离子电荷数
b 共价化合物中 某原子的价数
=
该原子形成的 共价单键数目
CO2 4 –2
NH4+ –3
SiF4 +4
氧化数: 化合物中某元素所带形式电荷的数值
确定元素氧化数的规则 (1) 单质的氧化数为零 (2) 在多原子分子中所有元素氧化数的代数和
(5–0)4 = +20 3 = +60
② 找出氧化剂中元素氧化数降低的数值和还 原剂中元素氧化数升高的数值
① 写出基本反应式； ② 找出氧化剂中元素氧化数降低的数值和还原
剂中元素氧化数升高的数值； ③ Hale Waihona Puke 循最小公倍数原则，对各氧化数的变化值
乘以相应的系数, 使氧化数降低值和升高值 相等； ④ 将找出的系数分别乘在氧化剂和还原剂的分 子式前面； ⑤ 检查反应方程式两边的氢原子数目, 找出参 加反应的水分子数； ⑥ 核实反应方程式两边各元素的原子数。
2KMnO4 + 3H2SO4 + 7H2O2 K2SO4 + 2MnSO4 + 10H2O + 6O2
1 氧化数法
• 基本原则 电荷守恒: 氧化剂和还原剂的得失电子的总数 质量守恒: 反应前后各元素原子总数相等 • 配平步骤 ① 写出基本反应式
–1–5 = –6 10 = –60
+5
0
–1
+5
10HClO3 +3 P4+ 18H2O 10 HCl +12H3PO4
氧化/还原剂 氧化数升高的过程/物质
还原/氧化剂 氧化数降低的过程/物质
特征 反应中氧化过程和还原过程同时发生
+1 NaClO
+
2F+e2SO4
+
H2SO4
=
–1 NaCl
+
F+e32(SO4)3
+
H2O
氧化剂 还原剂 介质 还原产物 氧化产物
自身氧化 还原反应
歧化反应
反应过程中氧化数的升高和降低发生在同 一化合物上 2KClO3 = 2KCl + 3O2
无机及分析化学—第八章
化学反应的分类
• 依据反应特点
沉淀反应
酸碱中和反应
热分解反应
取代反应
•依据反应过程中电子转移或氧化数变化
氧化还原反应
非氧化还原反应
8.1氧化还原反应
历 年代 氧化反应 史 18世纪末 与氧化合
认
还原反应
识
从氧化物夺取氧 不
发 19世纪中 化合价升高 化合价降低
断
展 20世纪初 失去电子 得到电子
例: 配平下列反应式 KClO3 KClO4 + KCl
解:
+7–(+5) = +2 3 = +6
+5
+5
+7
–1
3KClO3 + KClO3 3 KClO4 + KCl
–1–(+5) = –6 1 = –6
4 KClO3 = 3 KClO4 + KCl
例: 配平下列反应式:
Ca3(PO4)2 + C + SiO2 ——CaSiO3 + P4 + CO2
+7 +2 +5/2 +8/3
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。
S2O32S的氧化数为＋2
计算C的氧化数：CH4, CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, CCl4
8.1.2 氧化和还原
定义 化学反应过程中, 元素的原子或离子在反应前 后氧化数发生了变化的一类反应
氧化数的升高和降低发生在同一化合物的 同一原子上：4KClO3 = 3KClO4 + KCl
8.1.3 氧化还原反应方程式的配平
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 3H2O2 K2SO4 + 2MnSO4 + 6H2O + 4O2
例: 配平下列离子反应式 解: MnO4– + Cl– + H+ Mn2+ + Cl2 + H2O
+2–7 = –5 2 = –10
+7
–1
+2
0
2MnO4– + 120 Cl– +16 H+ 2 Mn2+ + 5 Cl2 + 8H2O
2[0–(–1)] = +2 5 = +10
2MnO4– + 10Cl– + 16H+ = 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O
2Ca3(PO4)2 + 5C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4 + 5CO2
例: 配平下列反应式
As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO 解:
3[6–(–2)] = +24 = +28 3 = +84
2(5–3) = +4
+3 –2
+
+5
4H2O
+5
+6
+2
3As2S3 +28HNO3 6H3AsO4 +9 H2SO4 +28 NO
+2–(+5) = –3 28 = –84
3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6 H3AsO4 + 9 H2SO4 +28NO
2 离子––电子法
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 分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半 反应, 并配平两个半反应方程式, 等号两边的 各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等;
③ 对于等号两边氧原子数不同的半反应, 根据 反应进行的酸、碱性介质, 在半反应式中加 H+离子或OH–离子以及H2O分子；
➢ 酸性:多n个O则加2n个H+, 另一边加n个H2O ➢ 碱性:多n个O则加n个H2O, 另一边加2n个OH–
深
Fe 氧化 Fe2+ + 2e
氧化、还原
化
还原
还原
Cu2+ + 2e 氧化 Cu
半反应
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu 氧化还原反应
还原态 = 氧化态 + n e-, 电子转移 氧化态、还原态
( 酸 ＝ 碱 + n H+ , 质子转移)
的共轭关系
8.1.1氧化数
化合价 1. 表示元素原子能够化合或置换一价 原子 (H) 或一价基团的数目;
等于零; 在多原子离子中所有元素氧化数 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 泼金属的氢化物中为–1. (4) 氧在化合物中的氧化数一般为–2; 在过氧化 物中为–1; 在超氧化物中为–1/2; 在OF2中为+2.
H5IO6 的 I 的氧化数 S2O32- 的 S 的氧化数 S4O62- 的 S 的氧化数 Fe3O4 的 Fe 的氧化数