无机化学 氧化还原
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。
无机化学中的氧化还原反应
无机化学是研究无机化合物及其反应的一门学科，而氧化还原反应是无机化学中的重要内容之一。
所谓氧化还原反应，是指物质的电荷状态发生变化的化学反应，其中涉及到电子的转移过程。
本文将详细介绍无机化学中的氧化还原反应的定义、特征以及其在日常生活和工业生产中的应用。
首先，我们来了解氧化还原反应的定义。
氧化还原反应是指，在化学反应中，物质的电荷状态发生变化的过程。
在这个过程中，一个物质丧失电子，被氧化称为氧化剂；另一个物质获得电子，被还原称为还原剂。
氧化剂和还原剂总是成对存在的，一个物质的氧化只能与另一个物质的还原同时发生。
这是因为根据电子转移的守恒定律，电子不能被丢失或产生。
氧化还原反应有一些特征。
首先，氧化还原反应可以通过观察电子转移的过程来判断。
当一个物质失去电子时，它被氧化，同时它的氧化态增加。
当一个物质获得电子时，它被还原，同时它的氧化态减少。
其次，氧化还原反应是通过电子在反应过程中的转移而发生的。
电子的转移可以是直接的，也可以通过中间物质媒介。
最后，氧化还原反应一般伴随着能量的转化。
氧化剂和还原剂之间的电子转移通常会释放出能量，这使得氧化还原反应在生物体内的能量转化和工业生产中的能源开发中发挥着重要作用。
在日常生活中，氧化还原反应无处不在。
例如，金属的生锈就是一种常见的氧化还原反应。
当金属与氧气接触时，金属表面的金属离子会失去电子，被氧化生成金属氧化物。
同样，食物的烹调和焊接等过程中，也会出现氧化还原反应。
此外，许多化妆品的制备和使用也离不开氧化还原反应。
在工业生产中，氧化还原反应的应用也非常广泛。
例如，炼铁和生产钢铁时，氧化还原反应是不可或缺的过程。
在这个过程中，铁矿石中的铁被还原为金属铁，同时氧气与碳反应生成二氧化碳气体。
此外，电池的工作原理也是建立在氧化还原反应的基础上的。
电池中的化学反应产生电流，从而产生电能。
总之，无机化学中的氧化还原反应是一种重要的反应类型，它涉及电子转移、能量转化等多个方面。
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。
通用无机化学反应类型总结
通用无机化学反应类型总结在无机化学领域，化学反应类型是研究的重要内容之一。
通用的无机化学反应类型涵盖了各种不同的化学变化过程，包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应、加合反应以及分解反应等。
本文将对这些通用的无机化学反应类型进行总结和讨论。
1. 氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中最重要的反应类型之一。
在氧化还原反应中，电子的转移是反应发生的关键。
氧化还原反应可以分为氧化反应和还原反应两个基本过程。
氧化反应是指物质失去电子的反应，而还原反应是指物质获得电子的反应。
通常情况下，氧化剂会接受电子，而还原剂会捐赠电子。
典型的氧化还原反应包括金属与非金属之间的反应以及金属与酸之间的反应等。
2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱之间发生的化学反应。
在酸碱中和反应中，酸和碱中的氢离子和氢氧根离子结合形成水和盐。
酸碱中和反应是化学实验室中常见的反应类型，也是生活中许多实际应用的基础。
例如，盐酸与氢氧化钠之间的反应可以产生氯化钠和水。
3. 置换反应置换反应是指一个元素或离子取代另一个元素或离子的反应。
在广义上，置换反应包括单置换反应和双置换反应两种基本类型。
单置换反应中，一个原子或离子取代另一个原子或离子的位置，例如铜与铁之间的单置换反应。
双置换反应则是指两种化合物之间发生离子交换的反应。
4. 加合反应加合反应是指两个或多个分子结合形成一个新的分子的反应。
加合反应通常涉及共价键或离子键的形成过程。
例如，氢气与氧气之间的加合反应产生水分子。
加合反应在有机化学和生物化学领域中也具有重要意义。
5. 分解反应分解反应是指一个分子分解为两个或多个较小的分子或原子的反应。
在分解反应中，通常需要输入能量以打破原有的化学键。
分解反应是一种常见的化学变化过程，例如热分解和光分解等。
通过对以上通用的无机化学反应类型的总结，我们可以更好地理解不同类型反应的特点和机理。
在实际应用中，对各种反应类型的认识可以帮助我们更好地进行化学实验、工业生产以及环境保护等方面的工作。
考研化学无机化学重要反应总结
考研化学无机化学重要反应总结在考研化学中，无机化学是一个重要的科目。
熟练掌握无机化学的重要反应对于考研的成功非常关键。
下面我将对考研化学无机化学重要反应进行总结，希望能够对考生们有所帮助。
一、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中最重要的一类反应。
其中，常见的重要反应包括：1. 活动性金属与酸反应：活动性金属（如铁、锌、铝等）与酸（如盐酸、硫酸等）反应会生成相应金属的盐和氢气。
例如：2HCl + Zn → ZnCl2 + H22. 金属与非金属元素反应：金属与非金属元素的反应通常是氧化还原反应，其中金属元素被氧化，非金属元素被还原。
例如：2Mg + O2 → 2MgO3. 单质与氧化剂反应：单质与氧化剂反应的热稳定性变化可用来判断其是否是还原剂。
例如：2Cu + O2 → 2CuO4. 非金属氧化物与碱反应：非金属氧化物与碱反应会生成相应的盐和水。
例如：SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O二、配位化学配位化学是无机化学中另一个重要的分支。
其中，与配位化学相关的重要反应包括：1. 配位络合反应：配体与金属离子之间的反应称为配位络合反应。
在配位化学中，常见的络合反应有配体取代、加成、还原等反应。
例如：[Fe(H2O)6]3+ + 6NH3 → [Fe(NH3)6]3+ + 6H2O2. 配位置换反应：配位置换反应是指一个配体从金属离子中脱离，同时另一个配体与金属离子结合。
例如：[Cu(NH3)4]2+ + 2H2O → [Cu(H2O)4]2+ + 4NH3三、反应动力学反应动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学。
了解反应动力学对于掌握无机化学重要反应非常重要。
下面是一些值得关注的重要反应动力学内容：1. 反应速率：反应速率描述了反应物的消耗和反应物产物的生成之间的关系。
例如：2NO2 → 2NO + O22. 反应速率常数：反应速率常数是描述反应速率与反应物浓度关系的常数。
例如：rate = k[NO2]^23. 反应机理：反应机理是描述反应物转化为产物的详细过程。
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。
无机化学第4章 氧化还原反应
∵ E- =E (H+/H2) = 0.000V
∴ E = E+ = E待测
例如：测定Zn2+/Zn电极的标准电极电势 将Zn2+/Zn与SHE组成电池
(-)Pt,H2(100kPa)|H+(1mol· -3)||Zn2+(1mol· -3)|Zn(+) dm dm 298.15K时， E = -0.76V E (Zn2+/Zn) = -0.76V 又如：测定Cu2+/Cu电极的标准电极电势 将Cu2+/Cu与SHE组成电池
1. 标准氢电极(SHE)
电极反应：
2H+(aq) + 2e
电对：H+/H2 电极电势(规定):
H2(g)
H+ 标准氢电极装置图
E (H+/H2）= 0.000V
电极符号：
Pt ，H2(100kPa) | H+ (1.0mol· -3) dm
2. 电极电势的测定
将标准氢电极与待测电极组成电池： ( - )标准氢电极 || 待测电极( + ) E = E+ - E-
Cr2O72- (c1)， Cr3+(c3) ，H+(c2) | Pt (+)
例题4-1 将下列氧化还原反应设计成原电池， 并写出它的原电池符号。 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 解： 原电池的正极： Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 负极： Fe2+ = Fe3+ + e-
无机化学 氧化还原反应
图5-1原电池
二、原电池的表达式
1、负极写在左边，正极写在右边 2、用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3、不存在相界面，用“，” 分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4、 用表示盐桥 5、 表示出相应的离子浓度或气体压力。
（1）写出化学反应方程式 （2）确定有关元素氧化态升高及降低的数值 （3）确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。 找出氧化剂、还原剂的系数。 （4）核对，可用H+, OH–, H2O配平。
例1 ： HClO3+ P4 HCl+ H3PO4 Cl5+ Cl–
P4 4PO43–
氧化数降低 6
4
Sn 2
0.15 0.72
3
Fe 2
E 根据 > 0，反应正向自发进行
三、电对的电极电势 1.电极电位的形成 （见P105图）
金属晶体组成：是由金属原子、 金属离子和一定数量的自由电子。
M(s）
Mn+ (aq）+ n e
金属离子进入溶液中，金属带多余的负电荷。 金属离子回到金属表面，带正电荷。
电极电势：金属与其盐溶液间的电势差就是该金属的电极电势。 （其绝对值不可知）
例 4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3的反应方
程式 解：第一步:MnO4–+SO32–+ H+ Mn2+ + SO42– 第二步: 半反应 SO32– SO42– + 2e MnO4– + 5e Mn 2+ 第三步:配平半反应： SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ (1) MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O (2) 第四步: (1)×5+(2)×2
无机化学 氧化还原反应的基本概念
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
4 氧化还原反应方程式的配平-氧化值法 配平技巧 (3)自身氧化还原（歧化）反应方程式，宜从生成物开 始配平。（逆向配平）
Cl2 KOH KCl KClO3 H2O
3Cl2 6KOH 5KCl KClO3 3H2O
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
4 氧化还原反应方程式的配平-离子电子法
(3)分别配平两个半反应： MnO4-+8H+→ Mn2++4H2O SO32-+H2O→SO42-+2H+
少氧的一边加H2O,多氧的一边加H+ 。酸性溶 液中不能出现OH-。再加电子使两边的电荷数相等：
MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O (a)
H2SO3、HSO3-、SO32-、Br-、I-、Fe2+
第四章 氧化还原
3 常见的氧化剂还原剂 具有中间氧化值的物质
4.1 氧化还原反应的基本概念
（如H2O2、SO2、HNO2、H2SO3）视反应条 件的不同，既可做氧化剂也可做还原剂。
第四章 氧化还原
3 常见的氧化剂还原剂
4.1 氧化还原反应的基本概念
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
1 氧化值
确定氧化值的一般原则： ④在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的 电荷数 。 ⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零， 复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
1 氧化值
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 (＋)
无机化学课件第7章 氧化还原反应
第一节
第一章
2、离子-电子法
现以 KMnO Na SO +H SO MnSO +K SO +H O反
4
2
3
2
4
4
2
4
2
应为例，用离子- 电子法配平其方程。
⑴ 以离子反应式表示氧化还原反应：
rGm ≤ W′
如果反应是热力学可逆，上式取等号；如果反应是自 发进行的，取小于号。即系统对环境所做的最大功的 绝对值不会超过| rGm | ， 只能小于等于| rGm | 。
第二节
第一章
在298.15 K和标准状态下进行的化学反应：
Zn(s)+Cu2+ ===Zn2+ +Cu(s)
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 找出氧化剂和还原剂反应前后氧化数的变化：
2×（3-6）= -6
+6
+2
+3
+3
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3
3-2=1
第二节
第一章
锌-铜原电池
原电池是由两个半电池组成，每个半电池又称作一个电极， 电极包括传导电子的金属及组成半电池的溶液。
第二节
第一章
2、电极反应 负极： Zn Zn2+ (aq)+2e (氧化反应) 正极： Cu2+ (aq)+2e Cu (还原反应)
无机化学第7章氧化还原反应
2020/8/4
第七章 氧化还原反应（环境2015）
3/33
§7.1 氧化还原反应的基本概念
一. 氧化数（值） 二. 氧化还原反应方程式的配平
2020/8/4
第七章 氧化还原反应（环境2015）
4/33
一.氧化值 (oxidation number)
1.氧化还原概念的发展
1) 2Mg(s)+O2(g) = 2MgO(s) 2) Mg→Mg2+ + 2e
氧化数与化合价的区别2
1.氧化数只指原子而不指原子团，而化合价 既可指示原子又指原子团。 （例：OH－）
2.化合价只能是整数，不能是分数，而氧化 数可以用分数。 （例：Fe3O4 ）
3.氧化数纯粹是为了说明氧化态而引入的人 为规定的概念，它可以是正数、负数或分数。 氧化数实质上是一种形式电荷数，表示元素 原子平均的、表观的氧化状态。
还原型1＋氧化型2
氧化型1＋还原型2
2020/8/4
第七章 氧化还原反应（环境2015）
6/33
2.氧化还原电对（redox couple）
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，
氧化值小
氧化态和还原态为共轭关系－电子得失:Βιβλιοθήκη 连四硫酸根 离子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
2020/8/4
第七章 氧化还原反应（环境2015）
无机化学-氧化还原反应
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(2)找出元素原子氧化数降低值与 元素原子氧化数升高值
(-1)-(+5)=(-6)
+5
0
-1 +5
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+5)
配平原则
(3)根据第一条规则，求出各
元素原子氧化数升降值的最小公倍数
1. 氧化数
规则
(2) O的氧化数一般为-2
但 氟化物 如 O2F2 OF2
OF O F
氧化数
-1 +1 -2 +1
过氧化物 氧化数
H2O2 Na2O2 H O Na O +1 -1 +1 -1
1. 氧化数
规则
(3) H的氧化数一般为+1
但 活泼金属氢化物
如 氧化数
NaH Na H +1 -1
CaH2 Ca H
+2 -1
1. 氧化数
规则
(4) 中性分子中，各元素原
子的氧化数的代数和为零。
如
FPe23OO54
FPe O
氧化数 x -2
++8/53
32x+45×(-2)=0
1. 氧化数
规则
(5) 复杂离子中，各元素原子 氧化数的代数和等于离子
的总电荷。
如 氧化数
Cr2O72Cr O x -2 +6
2x+7×(-2)=-2
MnO4 + H+ → Mn2+ SO32 → SO42
无机化学氧化还原反应与配位化合物
无机化学氧化还原反应与配位化合物氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型之一，它涉及原子的电子转移过程，其中一种物质的氧化态发生变化，而另一种物质的还原态也发生相应的变化。
氧化还原反应在自然界、生物体内和人类工业生产中都广泛存在，并对我们日常生活产生着深远的影响。
一、氧化还原反应的定义和基本概念在无机化学中，氧化还原反应是指电子在化学反应中的转移。
在这类反应中，一种物质丧失电子，被认为是被氧化的；而另一种物质得到这些电子，被认为是被还原的。
因此，氧化还原反应也可以简称为“氧化反应”和“还原反应”。
基本上，氧化还原反应涉及两种基本的化学变化：氧化和还原。
氧化是指物质失去电子，或增加氧原子的过程。
还原则是指物质获得电子，或减少氧原子的过程。
从电子角度来看，氧化实际上是电子的流失，而还原则是电子的得到。
这种电子转移是通过电子的传递或共享来实现的。
二、氧化还原反应的类型氧化还原反应的类型可以分为几种基本情况，包括金属与非金属的反应、氧化物与非氧化物的反应、还原性物质与氧化性物质的反应等。
1. 金属与非金属的反应在金属与非金属的反应中，金属通常容易失去电子而被氧化，而非金属则容易获得电子而被还原。
例如，钠和氯的反应产生氯化钠（NaCl），钠的氧化态由0增加为+1，氯的氧化态由0减少为-1。
2. 氧化物与非氧化物的反应在氧化物与非氧化物的反应中，氧化物通常是被还原的物质，而非氧化物则是氧化的物质。
例如，二氧化碳（CO2）与氢气（H2）反应生成甲酸（HCOOH）。
在这个反应中，二氧化碳的氧化态由+4减少为+2，氢气的氧化态由0增加为+1。
3. 还原性物质与氧化性物质的反应还原性物质指的是有能力失去电子的物质，即被氧化的物质；而氧化性物质指的是有能力获得电子的物质，即被还原的物质。
这类反应中，还原性物质失去电子，而氧化性物质获得电子。
例如，氧气（O2）与氢气（H2）反应生成水（H2O），氢气的氧化态由0增加为+1，氧气的氧化态由0减少为-2。
无机化学第六章氧化还原总结
298.15K,忽略 离子强度时
0.0592 n
lg
Ox Red
n 为电极反应中转移的电子数； 式中： [Ox ]为电极反应中氧化型一侧各物质浓度幂的乘积
注意
[Red]为电极反应中还原型一侧各物质浓度幂的乘积
1）纯液体、固体不出现在方程式中。气体用分压(p/p) 表示；（p以kPa为单位， p＝100kPa)
已知 (Cl2 / Cl-) = 1.36 V, 当[ Cl- ] = 10 mol·L-1 , p(Cl2) = 1.0 kPa 时， (Cl2 / Cl-) 的值是 ( 1.24V )
I2 + 2e- 2I-
(I2/ I )
(I2/ I )
0.0592 1 2 lg [ I ]2
0.535
利用 ´计算 的 Nernst 方程：
/ 0.0592 lg cOx
n
cRe d
2、氧化还原滴定曲线计算(电极电势)
（1）计量点前——根据被滴定电对计算
（2）化学计量点sp
SP
n11 '
n1
n22 '
n2
适用于对称电对——电极反应中 氧化型、还原型前的系数相同。
（3）计量点后——根据滴定剂电对计算
AgI /Ag :
AgI + e- Ag + I- ；
Cl2/Cl- :
Cl2 + 2e- 2Cl-
（-）Ag ︱ AgI (s) | I- (c1) ‖Cl- (c2)︱Cl2 (P ) ，Pt (+)
：写出反应 I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62- 所对应的原电池符号： 解：根据反应式可知：
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例题
• 酸度不仅从改变浓度角度影响电极电势，有 时还会改变反应的方式。如氧化剂MnO4-， 在强酸性溶液中氧化性最强，电极反应为： • MnO4-+8H++5e == Mn2++4H2O • EØ=1.507V • 在中性或弱碱性溶液中电极反应为： • MnO4-+2H2O+3e == MnO2+4OH－ EØ=0.588V
4.电极和原电池符号 电极可用电对符号表示，如铜电极：Cu2+/Cu。 电池符号稍复杂一些： “|”表示相界面，同一相的不同物质用“,”隔开。 “||”表示盐桥。 溶质标浓度（严格应标活度）；气体标压力。 溶液靠近盐桥，电极板在两边。 负极在左，正极在右。如 (-) Zn | Zn2+ (c1) || Cu2+ (c2) | Cu (+)
再看反应： MnO4－+8H++5e 其Nernst方程为：
Mn2++4H2O
0.059 c(MnO-4 )c(H+ )8 E (MnO-4 / Mn2+ ) = E 0 (MnO-4 / Mn2+ ) + lg 5 c(Mn2+ )
当c(MnO4－)=c(Mn2+)=1mol· -1时 L
0.059 8 E (MnO / Mn ) = E (MnO / Mn ) pH 5
RT E池 = E 池 lnQ nF
o
式中Q为用相对浓度表示的反应商，对于一个氧化
还原反应： aOx1+bRed2 === dRed1+eOx2
Q=
c c
d Red1 a Ox1
c c
e Ox 2 b Red 2
代入Nernst方程得
RT E池 = E 池 ln a b nF cOx1 cRed2
第五章 氧化还原
第一节 基本概念
一．概念：…。 二．元素的氧化数： 三．氧化还原反应方程式的配平： KMnO4+Na2C2O4+HCl→MnCl2+KCl+NaCl+ H2O+CO2 MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O C2O42-→2CO2+2e 2KMnO4+5Na2C2O4+16HCl= 2MnCl2+2KCl+10NaCl+8H2O+10CO2
• 上面的两条直线为平行线，前者称为水的 还原线，用a表示，它预示着凡是电对电极 电势低于此线的还原态物质在水中都不能 稳定存在，都会将水还原而生成氢气。a线 以下称为氢气稳定区。与此对应的是，凡 是电对电极电势高于后者（称为b线）的氧 化态物质在水中也不能稳定存在，都会将 水氧化，生成氧气。b线以上称为氧气稳定 区。而在a线以上、b线以下的区域内，电 对既不能还原水，也不能氧化水，可在水 中稳定存在，因此此区域称为水稳定区。
三、生成沉淀的影响 当参与反应的离子生成沉淀时，会使其浓度发 生较大的改变，对电极电势的影响也较大。 如电极反应：Ag++e == Ag EØ=0.7996V Nernst式为 0.059 1 lg E=EØ－ 1 c(Ag + )
这时若加入KI，会生成AgI沉淀，设平衡时 [I-]=1mol· -1，此时电对的电极电势为多少呢？ L
EH+/H2
=E Ø
0.059 lg 2 + H+/H22 c (H )
pH2 /pθ
1 ＝0-0.059lg c(H + )
＝-0.059pH 可见EH+/H2与pH值成直线 关系，斜率为-0.059。
再看水被氧化的情况，按通式电极反应可写为： O2+4H+(aq)+4e == H2O(l) 1 EO /H O = E0O /H O － 0.059 lg θ + 4
配平示例
第二节 电池电动势和电极电势
一、原电池和电极 1.原电池 将氧化还原反应的化学能转 化成电能的装置称为原电池 (primary cell)，简称电池。 原电池可以将自发进行的氧 化还原反应所产生的化学能 转变为电能，同时做电功。 理论上讲，任何一个氧化还 原反应都可以设计成一个原 电池。
2.原电池的组成 两个半电池（或电极）。半电池包括电极 材料（电极板）和电解质溶液，电极板 是电池反应中电子转移的导体，氧化还 原电对的电子得失反应在溶液中进行。 盐桥连接两个半电池，沟通原电池的内电 路。
四．生成配合物的影响 当向反应体系中加入能与电对中某物质形成 配合物的物质时，如向Cu2+/Cu电对中加入 氨水，由于配合物[Cu(NH3)4]2+的电离度很 小，使得c(Cu2+)大大下降，导致Cu2+/Cu电 对的电极电势大幅度下降（标准电极电势 由0.3402V下降到－0.054V）。关于配合物 的问题，后面有一章专门介绍。
例题
把其他电对的电势—pH图和水的画在一起， 即可清楚地看出电对中的物质在水中是否 能稳定存在。如电对MnO4-/Mn2+、Zn2+/Zn、 Na+/Na等。 另外，将不同电对的电势—pH图画在一起， 可很直观地表示出电对中物质的稳定性随 pH变化的情况。如电对H3AsO3/HAsO2和 电对I2/I-的情况。
o
d e cRed1 子数。当温 度为室温25℃(298K)时，再把自然对数换为 常用对数，则Nernst方程简化为：
0.059 c E池 = E 池 lg n c
o d Red1 a Ox1
c c
e Ox2 b Red 2
对于电极反应，Nernst方程同样适用： Ox+ne == Red
铜电极电极电位的测定 E = E (Cu 2+ /Cu) - ESHE = E (Cu 2+ /Cu) - 0.00000V = E (Cu 2+ /Cu)
4.标准电极电势：规定，表；通式的写法； 表的应用：判断氧化剂和还原剂的强弱；判 断氧化还原反应进行的方向等。
第三节 影响电极电势的因素
一、Nernst方程 由热力学方法可推导出Nernst方程式：
例题
例题
• 在强碱性溶液中电极反应为： • MnO4-+e == MnO42• 另外还有其他一些氧化还原反应具有这种 变化，这里不一一列举。 • 对于电极反应中无OH-或H+参与的电对， 其电极电势和酸度的关系较简单，如 • Zn2+/Zn、Na+/Na、Fe3+/Fe2+电对等，在一 定的酸度范围内电极电势不受酸度的影响， 但当酸度变化幅度很大时也有影响，这一 点后面会提到。
2．求未知的电极电势 有些氧化还原反应并不常见，有些则在实际 中根本不能实现，这些在元素电势图中也 就未标出，但有时在某些研究和计算中却 要用到这些数据，此时可用元素电势图中 已知的信息来求未知的E，方法如下： E1,n1 M1 M2 E3,n3 E2,n2 M3
关于元素电势图，有几点说明： ⑴习惯上高氧化态在左，低氧化态在右，依 次排列。 ⑵图中的数字为标准电极电势，单位为V，写 在要表示的电对之间连线的上方。 ⑶在不同pH值条件下，元素的氧化还原反应 可能会不同，因此元素电势图分酸性条件 （A表示）和碱性条件（B表示），使用时 应注意不同。
二、应用 1．判断某氧化态能否发生歧化反应 此氧化态物质与相邻的左右氧化态间的标准电 极电势分别用E左和E右表示，若E左>E右，则 此物质能稳定存在，反之，若E左<E右，则此 物质不能稳定存在，将发生歧化反应。如： 酸性溶液中MnO42-不稳定，可歧化为MnO2 和MnO4-；ClO2不能稳定存在，等等。
o
4
再如电对H+/H2 H++e == 1/2H2
0.059 (p H 2 /p ) o E=E lg 1 cH+
0 1/ 2 H2
电极反应式的写法不影响Nernst方程的写法 和计算，如上例。
二、酸度对E的影响 在许多电极反应中，有H+或OH－参加了反应， 在Nernst公式中有H+或OH-项，也就是说电 极电势受到酸度的影响。 例如实验室中用K2Cr2O7氧化浓HCl制取Cl2， 电极反应为： Cr2O72-+14H++6e==Cr3++7H2O E0=1.232V Cl2+2e==2Cl- E0=1.358V
电极板
半电池 Zn2+/Zn
电极板
半电池 Cu2+/Cu
3.电池的反应 ZnSO4 溶液和Zn片构成Zn半电池，是原电 池的负极(anode)； CuSO4溶液和Cu片构 成Cu半电池，是原电池的正极(cathode)。 负极反应 Zn → Zn2+ + 2e- （氧化反应） 正极反应 Cu2+ + 2e- → Cu （还原反应） 由正极反应和负极反应所构成的总反应，称 为电池反应(cell reaction)。 Zn + Cu2+ === Cu + Zn2+
(3)金属-金属难溶盐-阴离子电极 如：Ag-AgCl电极 电极组成式 Ag | AgCl(s) | Cl-(c) 电极反应 AgCl + e- ==Ag + Cl(4)氧化还原电极 如：Fe3+/Fe2+电极 电极组成式 Pt | Fe2+(c1), Fe3+(c2) 电极反应 Fe3++ e- == Fe2+
2 2
2
2
4
(pO2 /p )c(H )
＝1.229－0.059pH，可见与pH也成直线关 系，斜率也是－0.059，只是直线上移了1.229V。 由于动力学原因，实际上要使水被还原而放出氢 气，必须在更低的电势才行（约低0.5V），这就 产生了实际的水还原线，用a´َ 示。同样，要把 表 水氧化而放出氧气也必须在更高的电势下才行 （约高0.5V），也就产生了b´َ 。这样水稳定区 线 扩大了。如上图。