第五章 氧化还原平
合集下载
分析化学 第五章 氧化还原滴定法
分析化学
上 页 下 页
通辽职业学院
另一方面，在HCl溶液中除Fe3+、Fe2+外，三价铁还以 Fe(OH)2+、FeCl2+、FeCl2+、FeCl4-、FeCl63-等存在形式， 而二价铁也还有Fe(OH)+、FeCl+、FeCl3-、FeCl42-等存在形 式。若用cFe(Ⅲ)、cFe(Ⅱ)分别表示溶液中三价铁Fe(Ⅲ)和二价 铁Fe(Ⅱ)各种存在形式的总浓度，则:
分析化学
通辽职业学院
式中：EOx/Red——氧化态Ox还原态Red电对的电极电位； Eθ Ox/Red——标准电极电位； aOx、aRed——氧化态Ox及还原态Red的活度，离子的活 度等于浓度c乘以活度系数γ，a=γc； R——摩尔气体常数，8.314 J· mol-1· K-1； T——热力学温度； F——法拉第常数，96 485 C· mol-1； n——半反应中电子的转移数。 将以上数据代入式中，在25℃时可得：
分析化学
通辽职业学院
分析中，要求氧化还原反应必须定量、迅速地进行，所以 对于氧化还原反应除了从平衡观点来了解反应的可能性外， 还应考虑反应的速率。下面具体讨论影响氧化还原反应速 率的因素。 1. 浓度对反应速率的影响 在一般情况下，增加反应物质的浓度可以加快反应速 率。例如，在酸性溶液中重铬酸钾和碘化钾反应：
通辽职业学院
现以在1 mol· L-1H2SO4溶液中，用0.1000 mol· L1 Ce(SO ) 标准溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol· L 4 2 1FeSO 为例，讨论滴定过程中标准溶液用量和电极 4 电位之间量的变化情况。
滴定反应式：
两个电对的条件电极电位：
分析化学
大学无机化学第五章 氧化还原
2KMnO4 + 16HCl ≒ 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
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：
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：
第五章-氧化还原电化学
氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。
氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还 原剂”;
氧化数升高
还原得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧 化剂”。
氧化数降低
（二）自氧化还原反应
例：
2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2(g)
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO-4 + H+ → Mn2+ SO23- → SO42-
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等
MnO-4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
SO23- + H2O → SO42- + 2H+ 右边多 1个O原子，左边加 1个H2O， 右边加2个H+
第五章 氧化还原电化学
Oxidation-Reduction Reactions、 Electrochemistry
2e-
Cu2+ (aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe2+ (aq)
第五章 氧化还原与电化学
氧化数与氧化还原方程式的配平 原电池的电动势与电极电位（势） 标准电极电位（势） 影响电极电位的因素
配平氧化数变化的原子 和不变的非H O原子
BiOCl——Bi+Cl－＋H2O BiOCl＋2H＋——Bi+Cl－＋H2O
BiOCl＋2H＋＋3e－ ＝ Bi+Cl－＋H2O
缺O加H2O补
缺H加H＋补
第五章 氧化还原滴定法
pH E’ 0 0.56v 2 0.44v 4 0.27v 8 -0.11v
H3AsO4 + 2 H+ + 3 I = H3AsO3 + I3 + H2O
E /I = 0.54v I
2
所以当
[H+]≥1mol/L时，H3AsO4 氧化I-，反应向右进行
[H+]<10-2mol/ L时 ，I3- 氧化H3AsO3，反应向左进行
δ NH Ka 10-9.25 = [H+ ] + K = 10-10 + 10-9.25 = 0.85 a
3
[NH3]=
CNH3=0.850.1=0.085mol.L-1=10-1.07mol•L-1 NH3
Zn（NH3）=1+1[NH3]+ 2[NH3]2 +3[NH3]3+4[NH3]4 =1+102.2710-1.07+104.6110-1.072+107.0110-1.073+109.0610-1.074 =104.83
解：
(0.68 - 0.14) ×2 lgK = = 18.31 0.059
'
[Fe2+ ]2 [Sn 4+ ] [Fe2+ ]3 K ' = 1018.31 = [Fe3+ ]2 [Sn 2+ ] = [Fe3+ ]3
[Fe2+ ]3 3 3+ 3 = K ' = 1.3× 6 10 [Fe ]
反应进行得相当完全
3 4 3 3 5+
3+
+ 2 0.059 δ H AsO [H ] E ' = E + 2 lg δ H AsO
H3AsO4 + 2 H+ + 3 I = H3AsO3 + I3 + H2O
E /I = 0.54v I
2
所以当
[H+]≥1mol/L时，H3AsO4 氧化I-，反应向右进行
[H+]<10-2mol/ L时 ，I3- 氧化H3AsO3，反应向左进行
δ NH Ka 10-9.25 = [H+ ] + K = 10-10 + 10-9.25 = 0.85 a
3
[NH3]=
CNH3=0.850.1=0.085mol.L-1=10-1.07mol•L-1 NH3
Zn（NH3）=1+1[NH3]+ 2[NH3]2 +3[NH3]3+4[NH3]4 =1+102.2710-1.07+104.6110-1.072+107.0110-1.073+109.0610-1.074 =104.83
解：
(0.68 - 0.14) ×2 lgK = = 18.31 0.059
'
[Fe2+ ]2 [Sn 4+ ] [Fe2+ ]3 K ' = 1018.31 = [Fe3+ ]2 [Sn 2+ ] = [Fe3+ ]3
[Fe2+ ]3 3 3+ 3 = K ' = 1.3× 6 10 [Fe ]
反应进行得相当完全
3 4 3 3 5+
3+
+ 2 0.059 δ H AsO [H ] E ' = E + 2 lg δ H AsO
第五章天然水中的氧化还原反应
第五章 天然水中的氧化还原反应
第一节天然水的氧化还原电位
一、天然水中的氧化还原反应
1、天然水中变价元素的存在形态
地球化学通常根据环境所存有游离氧（O2）量的多少，将环境划分为氧化环境或还原环境。氧化环境指大气、土壤和水环境中含有一定量游离氧的区域，不含游离氧或游离氧含量极低的区域称为还原环境。通常将含溶解氧丰富的水称为处于氧化状态的水，即其属氧化环境。一般未受到人类活动的干扰、与外界交换良好的天然水域，均为处于氧化状态的水环境。反之，则属还原性环境。如果池塘采用过高放苗密度和高投饵量的养殖方法，同时又不能充分地增氧与适时地排出污物，必将使池水溶解氧含量降低到极低值，特别是处于高温季节的池塘底层水可能转化为还原性环境；此外，含丰富有机质的沼泽水、地下水以及封闭或半闭的海湾底层等水域，也常呈还原状态。
表5-3氧化还原半反应的平衡常数（25℃）
氧化还原半反应
pe0(=logK)
pe0(W)(1)
(1) 1/4O2(g) + H++e=1/2H2O
+20.75
+13.75
(2) 1/5NO-3+ 6/5H++e=1/10 N2(g) + 3/5H2O
+21.05
+12.65
(3) 1/2MnO2(s)+1/2HCO-3(10-3)+3/2H++e=1/2MnCO3(s)+3/8H2O
天然水环境中常见处于氧化态的物质有：O2,、SO42-、NO-3、PO43-，以及Fe3+,Mn4+,Cu2+, Zn2+等金属离子；天然水环境中常见处于还原态的无机物质有：Cl-,、Br-、F-、N2、NH3(NH4+)、NO-2、H2S、CH4等。不同氧化还原水环境中常见元素的存在形态见表5-1。如果水环境严重缺氧，有机物分解的最终还原性产物为以下物质：NH3，、H2S、CH4等。有机物在不同环境条件下的分解产物详见表5-2。还应指出，有些元素常以多种价态形式同时存在于水环境中，如天然水域和养殖池水中的氮元素通常有4种存在形式：NO-3、NO-2,、N2、NH3(NH4+)，在一般未受污染的天然水中，若溶解氧丰富，氮元素主要以高价（5+）的NO3-形态存在。
第一节天然水的氧化还原电位
一、天然水中的氧化还原反应
1、天然水中变价元素的存在形态
地球化学通常根据环境所存有游离氧（O2）量的多少，将环境划分为氧化环境或还原环境。氧化环境指大气、土壤和水环境中含有一定量游离氧的区域，不含游离氧或游离氧含量极低的区域称为还原环境。通常将含溶解氧丰富的水称为处于氧化状态的水，即其属氧化环境。一般未受到人类活动的干扰、与外界交换良好的天然水域，均为处于氧化状态的水环境。反之，则属还原性环境。如果池塘采用过高放苗密度和高投饵量的养殖方法，同时又不能充分地增氧与适时地排出污物，必将使池水溶解氧含量降低到极低值，特别是处于高温季节的池塘底层水可能转化为还原性环境；此外，含丰富有机质的沼泽水、地下水以及封闭或半闭的海湾底层等水域，也常呈还原状态。
表5-3氧化还原半反应的平衡常数（25℃）
氧化还原半反应
pe0(=logK)
pe0(W)(1)
(1) 1/4O2(g) + H++e=1/2H2O
+20.75
+13.75
(2) 1/5NO-3+ 6/5H++e=1/10 N2(g) + 3/5H2O
+21.05
+12.65
(3) 1/2MnO2(s)+1/2HCO-3(10-3)+3/2H++e=1/2MnCO3(s)+3/8H2O
天然水环境中常见处于氧化态的物质有：O2,、SO42-、NO-3、PO43-，以及Fe3+,Mn4+,Cu2+, Zn2+等金属离子；天然水环境中常见处于还原态的无机物质有：Cl-,、Br-、F-、N2、NH3(NH4+)、NO-2、H2S、CH4等。不同氧化还原水环境中常见元素的存在形态见表5-1。如果水环境严重缺氧，有机物分解的最终还原性产物为以下物质：NH3，、H2S、CH4等。有机物在不同环境条件下的分解产物详见表5-2。还应指出，有些元素常以多种价态形式同时存在于水环境中，如天然水域和养殖池水中的氮元素通常有4种存在形式：NO-3、NO-2,、N2、NH3(NH4+)，在一般未受污染的天然水中，若溶解氧丰富，氮元素主要以高价（5+）的NO3-形态存在。
5环境化学-天然水的氧化-还原平衡(王晓蓉)
第五章 天然水中的氧化-还原平衡
三、天然水体的pE-pH图 2、pE-pH图 （2）Fe 2+和Fe(OH)2(s)的边界
[Fe2+]=1.00×10-5mol·L-1，则
平pE13.2＋logKsp[H+]3 [Fe2+]
边界条件[Fe2+]=1.0010-5molL-1, 则得 pE=22.2-3pH
3、天然水的pE和决定电位
平logK＝nFE0＝nE0（25℃） 2.303RT0.0591
第五章 天然水中的氧化-还原平衡
一、天然水中氧化-还原平衡的意义 二、电子活度和氧化还原电位 三、天然水体的pE-pH图 四、天然水中污染物的氧化还原转化
第五章 天然水中的氧化-还原平衡
1、重金属元素的氧化还原转化 天然水中的铁主要以Fe(OH)3(S)或Fe2+形态存在。 设总溶解铁的浓度为1.00×10-3 mol/L
1
p E = 5 .8 2 + lo g
[N
O
2-]6
1
[N
H
+ 4
]6
[N
H
+ 4
]
1
.0
0
1
0
4
lo g [N O 2-] 3 8 .9 2 6 p E
1 8
NO
3
5 4
H
e
1 8
N
H
+ 4
3 8
H
2O
p E 0 1 4 .9 0
1
p E = 6 .1 5 + lo g
[N O
3- ]8
1
是 一 条 垂 直 于 横 轴 平 行 于 pE纵 轴 的 直 线 ， 表 明 与 pE无 关 。 当 pH2.99时 ， Fe(OH)3(s)将 陆 续 析 出 。
第5章氧化还原滴定法ppt课件
第五章 氧化还原滴定法
第一节 氧化还原平衡
氧化还原滴定法的特点： 反应机理比较复杂 反应速度慢 反应条件苛刻，若控制不当反应物之间没有确定的计
量关系。
氧化还原电对的分类：
可逆电对 在氧化还原半反应的任一瞬间，可逆电对都 能迅速建立起氧化还原平衡，其所显示的实际电位与 能斯特公式计算所的电位相符。
0.059 n1 n2
lg 1 b[R1 ]b1
0.059 n1 n2
lg[H ]x
当采用条件电位时，
Esp
n1 E10` n1
n2 E20` n2
0.059 n1 n2
1 lg b[R1 ]b1
化学计量点后
按Ce4+/Ce3+电对计算比较方便，滴入20.02mL时 过量的物质的量=0.02×0.10=0.0020 mmoL 形成的物质的量= 20×0.10=2.0 mmoL
E 0.68 0.059lg 1.2 0.69V 0.8
当加入的滴定剂19.98mL时，E=0.86V
3 化学计量点时 n2O1 + n1R2 == n1O2 + n2R1
E sp
E10
0.059 lg [O1 ] n1 [R1 ]
E sp
E
0 2
0.059 lg [O2 ] n2 [R2 ]
E E0 0.059 lg [o ] n [R ]
氧化态和还原态的活度
物质的活度受溶液中各种因素的影响。为了能够比较 准确的反映溶液在一定条件下的氧化还原能力，在这 里引入条件电位。
条件电位 E 0`
它表示在一定条件下氧化态和还原态的分析 浓度均为1mol/L时的实际电位。 条件电位在一定条件下是常数。在处理氧化还原反 应计算时，尽量采用条件电位，对于没有相应条件 电位的可用标准电极电位。考虑离子强度和副反应 的影响
第一节 氧化还原平衡
氧化还原滴定法的特点： 反应机理比较复杂 反应速度慢 反应条件苛刻，若控制不当反应物之间没有确定的计
量关系。
氧化还原电对的分类：
可逆电对 在氧化还原半反应的任一瞬间，可逆电对都 能迅速建立起氧化还原平衡，其所显示的实际电位与 能斯特公式计算所的电位相符。
0.059 n1 n2
lg 1 b[R1 ]b1
0.059 n1 n2
lg[H ]x
当采用条件电位时，
Esp
n1 E10` n1
n2 E20` n2
0.059 n1 n2
1 lg b[R1 ]b1
化学计量点后
按Ce4+/Ce3+电对计算比较方便，滴入20.02mL时 过量的物质的量=0.02×0.10=0.0020 mmoL 形成的物质的量= 20×0.10=2.0 mmoL
E 0.68 0.059lg 1.2 0.69V 0.8
当加入的滴定剂19.98mL时，E=0.86V
3 化学计量点时 n2O1 + n1R2 == n1O2 + n2R1
E sp
E10
0.059 lg [O1 ] n1 [R1 ]
E sp
E
0 2
0.059 lg [O2 ] n2 [R2 ]
E E0 0.059 lg [o ] n [R ]
氧化态和还原态的活度
物质的活度受溶液中各种因素的影响。为了能够比较 准确的反映溶液在一定条件下的氧化还原能力，在这 里引入条件电位。
条件电位 E 0`
它表示在一定条件下氧化态和还原态的分析 浓度均为1mol/L时的实际电位。 条件电位在一定条件下是常数。在处理氧化还原反 应计算时，尽量采用条件电位，对于没有相应条件 电位的可用标准电极电位。考虑离子强度和副反应 的影响
第五章 氧化还原反应和电位要点
3．离子−电子法配平的关键：(1) 每个半反应两 边的电荷数与电子数的代数和相等；(2)原子数 相等；(3)正确添加介质。
氧化值法不仅适用于在水溶液中进行
的反应，而且适用于在非水溶液和高 温下进行的反应；离子−电子法仅适用 于在水溶液中进行的反应。
第二节 原电池和电极电位
一、原电池 (一)、原电池的概念 图5−1原电池结构示意图
氧化还原半反应的通式为
氧化态 + ne−
或 Ox + ne−
还原态
Red
式中： n 为半反应中电子转移的数目，氧化态 应包括氧化剂及其相关介质，还原态应包括还原 剂及其相关介质。如半反应
Cr2O72−+14H++6e−
2Cr3++7H2O
式中电子转移数为6，氧化态为Cr2O72−和H+， 还原态为Cr3+ (H2O是溶剂不包括在内)。
第一节 氧化还原反应
一、氧化值 为表示各元素在化合物中所处的化合状态， 无机化学中引进了氧化值的概念，氧化值又 称为氧化数。 1970 年纯粹和应用化学国际联 合会（International Union of Pure and Applied Chemistry , 缩写为IUPAC）。
定义是：氧化值是某元素一个原子的荷电数，
例5-7 计算298.15K时， Zn∣Zn2+（0.01mo1· L−1） 的电极电势。 解：查表得φθ（Zn2+/Zn）= −0.762V 根据能斯特方程 φ(Zn2+/Zn) = φθ(Zn2+/Zn) +lg[c(Zn2+)/cθ] =−0.762V+lg0.01=−0.821V
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
2.氧化数
氧化数——指某元素一个原子的形式电荷。这种荷 电数是人为地将成键电子指定给电负性较大的原子而 求得的。 原子相互化合时，若原子失去电子或电子发生偏离， 规定该原子具有正氧化数；若原子得到电子或电子发 生偏近，规定该原子具有负氧化数。
3.确定氧化值的一般规则：
1.原电池装置
将一片鋅片放入CuSO4溶液中，立刻会发生 下列反应： Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 思考：在这样的装置中发生上述反应会产生电流吗？ 为什么？ 实验结果：化学能→热能 设计下列装置：原电池装置
原电池产生电流：
Zn Zn2+ + 2e 锌电极为负极 Cu2+ + 2e Cu 铜电极为正极 正、负两极分别发生 反应，电子不断从Zn 极流向Cu极
第五章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法 学习目标：
1.掌握氧化还原的基本概念和氧化还原反应方程式配平的 基本方法。 2.掌握原电池工作的基本原理和电极电势的应用。 3.掌握高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法等几种氧化还原 滴定法的原理、方法和操作技术，熟练滴定分析结果的计 算。
目录
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应方程式的配平 原电池和电极电势 电极电势的应用 氧化还原滴定法
【例1】写出未配平的反应方程式
（1）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
HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=+5
+5
0
-1
+5
(3)求出各元素原子氧化数升降值的最小公倍数
第二节
氧化还原反应方程式的配平
一、氧化数法 1．配平原则
（1）反应前后各原子总数相等，既服从质量守恒定 律。反应前后各元素的原。子
总数
（2）元素得失电子总数相等，即氧化数升降总数相 等。
2.配平步骤
（1）根据事实，写出反应物、生成物。 （2）标出反应前后有变化的元素的氧化值。 （3）用反应后元素的氧化数减去反应前同种 元素的氧化数。 （4）找出氧化值升降数的最小公倍数，求出 化学式前的系数。使得失电子总数相等 。 （5）用观察法配平其他元素的原子数。
电解质溶液
电解质溶液在导电过程是正负离子的定向移动 和电极反应同时发生的过程，这里电解质溶液 既是化学反应的参与者，又是电荷的输送者。
三、原电池的表示方法
1. 氧化还原电对 氧化还原电对：同一元素的氧化型物质与所对应的 还原型物质所构成的整体。 氧化型→氧化数高的物质 （有氧化性） 还原型→氧化数低的物质 （有还原性） 半电池中氧化态和还原态组成电极反应的电对 表示方法： 氧化态/还原态 例： Zn2+/Zn Cu2+/Cu 一个原电池中由两个氧化还原电对组成。
Cu + H2SO4(浓) → CuSO4 + SO2 + H2O
KClO3 → KCl + O2
二、 离子-电子法
1. 配平的基本原则：
（1）反应过程中氧化剂得到的电子总 数与还原剂失去的电子总数相等。
（2）反应前后各元素的原子总数相等。
2.配平步骤：
（1）写出未配平的离子反应方程式 -
MnO-
半反应式的书写：
氧化型 + ne → 还原型 氧化型和还原型在一定条件下可以转化：
氧化型 + ne 还原型
n—电极反应中的电子数
2.原电池符号
书写规则: (1)负极写在左边，正极写在右边，溶液写在中间。 (2) 凡是两相界面，均用“│” 表示，连接两种溶液的盐 桥用“‖”或“┇┇”表示。 (3) 气体或溶液中同种金属不同价态离子不能直接构成电 极，必须依附在石墨或惰性金属（如Pt）做成的极板 上。此时，应注明惰性金属的种类。 例如： H+(c)│ H2(p2) │ Pt (4) 必要时，可注明电极反应进行时的温度
Ʊ4
↓（0-3）×2=-6
C → C ↑（4-2）×3=6 【例3】 MnO2 + 4HCl(浓)= MnCl2 + Cl2 + 2H2O
+4 +2
Mn
-1
→
Mn
0
↓（2-4）×1=-2
2Cl- →
Cl2
↑（0+1）×2 =2
氧化数法的优点：
1.简单、快捷 2.适用于水溶液、气体、固体等情况。
(4)整理，即得配平的离子反应方程式
2MnO4 +5SO3 +6H+ 22Mn2++3H2O+ 5SO4
-
2-
配平经验规则：
酸性条件：多O原子一侧加H＋，少氧原子一侧加H2O 碱性条件：多O原子一侧加H2O，少氧原子一侧加 OH中 性：（或弱碱性） 左边O多 H2O—OH左边O少 H2O—H＋（中性）
4+
2SO3
+H+ → Mn2+ + SO42-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4- + H+ → Mn2+
2SO3
→ SO4 2-
(3)使半反应式两边相同元素的原子数及电荷数相等
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等
MnO4 -+ 8H+ → Mn2+ + 4H2O SO32-+ H2O → SO42- + 2H+
元素的价态
（1）元素处于最高价态时，一般只具有氧化性；如 K2CrO7 、 KMnO4、 浓 H2SO4等 元素处于最低价态时，一般只具有还原性；如 Na 、 H2S 、NH3 等 元素处于中间价态时，既有氧化性，又有还原性。 如： FeCl2 + Zn = ZnCl2 + Fe 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
（2） Cr2O72- + I- + H+ →Cr3+ + I2 + H2O （3） MnO4- + SO32- + OH- →MnO42- + SO42- + H2O
第三节 原电池和电极电势
一、原电池的工作原理 在CuSO4溶液中，加入Zn粒或Zn片，Zn可以 将Cu置换出来，电子由Zn传递给Cu2+(无序 的)，那么，能否设计一个装置，使Zn失去电 子通过导线传递给Cu2+?
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO4 -+ 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O SO32-+ H2O - 2e →SO4 + 2H+
(3) 求出最小公倍数，乘以两个半反应式，并相加 2 MnO4- + 8H+ + 5e→ Mn2+ + 4H2O 5 SO3 2-+ H2O - 2e→ SO42- + 2H+ +） 2MnO4 - + 16H+ + 5SO32- + 5H2O → 2Mn2+ + 8H2O+ 5SO42- +10H+
单质中元素的氧化值为零。 中性分子中各元素的氧化值之和为零。多原子离子中各元 素原子氧化值之和等于离子的电荷。 在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性大的元素的原 子，原子的“形式电荷数”即为它们的氧化值。 氧在化合物中氧化值一般为2；在过氧化物(如H2O2等)中为 1；在超氧化合物(如KO2)中为1/2；在OF2中为+2。 氢在化合物中 的氧化值一般为+1，仅在与活泼金属生成的 离子型氢化物(如 NaH、CaH2)中为1。 所有卤化合物中卤素的氧化数均为1； 碱金属、碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1、+2。
（3）盐桥
组成：琼脂——含水丰富的冻胶 溶液——饱和KCl溶液 作用： ①作为正、负离子通道，既导电作用。 ②使两个“半电池”的溶液都保持电中性， 既中和电性作用。
原电池的组成：由电极、电解质溶液、盐桥、导线等组成。
二、电解质溶液的导电机理
电流通过溶液是靠离子的定向迁移来实现的。通电 后在外电场的作用下，溶液中的阳离子→ 负极 迁 移，阴离子→ 阴极 迁移，这样使电荷在溶液中通 过。 电流在电极与溶液界面处得以连续，是由电极上发 生氧化还原反应来实现的。在两极上发生氧化还原 反应，分别得到或放出电子，这样两电极间的外电 路导线上靠电子移动导电，从而形成了整个闭合回 路的连续电流。
【例1】求NH4+中N的氧化值
解：已知H的氧化值为+1。设N的氧化值为x。 根据多原子离子中各元素氧化值代数和等 于离子的总电荷数的规则可以列出： x +(+1)4 = +1 x = 3 所以N的氧化值为3。
【例 2 】 求Fe3O4中Fe的氧化值
解： 已知氧元素的氧化值为-2。设Fe的氧化 值为x，则： 3x + 4( 2)＝ 0 x = +8/3 所以Fe的氧化值为+8/3
得失电子
氧化剂 还原剂 得电子 失电子
得失电子能力
氧化性 还原性
发生的反应
还原反应 被还原 氧化反应 被氧化
产物
还原产物 氧化产物
注意：
（1）氧化性、还原性的强弱决定于得失电子 的难易，而不决定于得失电子的多少。 （2）常见的氧化剂是活泼的非金属单质及高 氧化数的化合物； （3）还原剂是活泼的金属及低氧化数的化合 物。