天大第4版无机化学-教学课件-04-1氧化还原方程式的配平
大学基础课程无机化学p氧化还原反应定稿(课堂PPT)
【后来】 氧化—— 失去电子过程 还原—— 得电子的过程
Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu 得失电子
氧化还原反应
失去电子的过程叫氧化 得到电子的过程叫还原 失去电子的物质叫还原剂 得到电子的物质叫氧化剂
失去电子的物质被氧化 得到电子的物质被还原
第四章 氧化还原反应
目录
4-1 氧化还原方程式的配平 4-2 电极电势 4-3 氧化还原反应的方向和限度 4-4 电势图及其应用
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
什么是氧化还原反应？
【起先】 氧化—— 结合氧的过程 还原—— 失去氧的过程
b.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO4- + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O SO32- + H2O - 2e- → SO42- + 2H+
步骤
(3)根据原则1，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 SO32- + H2O - 2e- → SO42- + 2H+ 2MnO4- + 16H+ + 5SO32- + 5H2O
在一个氧化还原反应中,氧化和 还原两个过程总是同时发生的.
Question
H2 + Cl2 2HCl
无机化学课件第四章
第四章氧化还原与电化学离子—电子法酸性介质酸性介质））1）写出两个半反应写出两个半反应：：MnO -Mn 2+ （MnO -Mn 2++ 8H ++ 4 H O +5e SO 3SO 4+ 2H + H 2O + 3H O3）氧化剂氧化剂、、还原剂得失电子数相等还原剂得失电子数相等，，求出最小公倍数配平规律：酸性介质酸性介质，，多氧加多氧加H H +，少氧加少氧加H H 2O碱性介质碱性介质，，多氧加多氧加H H 2O ，少氧加少氧加OH OH -中性介质中性介质，，反应物加反应物加H H2O ，生成物少氧加生成物少氧加OH OH -, , 多氧加多氧加多氧加H H+4.2 电极电势: 将化学能转变为电能的装置将化学能转变为电能的装置作用原理原反应可以组成原电池2+ ZnΔG ø= 212.25KJ/mol电子流出的电极—负极负极（（-）Zn ：Zn -2e = Zn 电子流入的电极—正极（+）Cu ：电池反应电池反应：：Zn + Cu 2+ = Cu + Zn原电池符号符号：：（-）Zn | ZnSO4(c1) ‖CuSO4(c2) | Cu（+）/ Zn Cu/ Cu+ ne Cu 2+ + 2e Cu Zn 2++ 2e Zn + e Fe + 2e Fe 2+ 2e 2I Cu 2+ / Cu 2+ I 2/ I -1. 1. 金属金属—金属离子电极金属离子电极：：电极符号：Zn | Zn 2+(c) Ag | Ag +(c)电极反应：Zn 2+ + 2e Zn Ag + e Ag2. 氧化还原电极氧化还原电极：：电极符号电极符号：：Pt | Sn 4+(c 1) , Sn 2+(c 2)电对电对：：Sn 4+/ Sn 2+Sn 4++ 2e Sn2+3 . 3 . 气体气体—离子电极氢电极：Pt | H 2 ( p ) | H +(c) 电对电对：：H+/ H 22H ++2e H 2氧电极：Pt | O 2( p ) | OH -(c) O 2/ OH -O + 4e + 2H O 4OH -4. 4. 金属金属—金属难溶盐—难溶盐离子电极（难溶盐电极难溶盐电极））Ag —AgCl (s) | Cl -(c) 或Ag | AgCl (s) | Cl -(c)电对电对：：AgCl / AgAgCl + e Ag + Cl-Ag ++ e AgV ：趋势4.2.2 电极电势的产生 E 1 1 产生产生V 溶解> V 沉积金属表面带负电带负电，，附近溶液带正电E(Cu 2+ / Cu ) > E(Zn 2+/ Zn)/ Cu) -E(Zn 2+/ Zn)标准氢电极Eø（H +/ H 2）= 0.0000V 将标准氢电极和标准锌电极组成原电池将标准氢电极和标准锌电极组成原电池，，测得电动势得电动势，，可算出锌电极的标准电极电势H ( 101325Pa ）2H + (1mol/L) + 2e（-）Zn| Zn2+(1mol/L) ‖2e Zn+ 2e H 2Zn + H 2E= E+-E -= 0 -E -= 0.76V注标准电极电势只适用于溶液2 2 E Eø与得失电子数无关+e Fe= 0.77V + 2e 2Fe2+E = E(Cu/Cu) -E(Zn饱和甘汞电极饱和甘汞电极：：金属金属Hg Hg Hg表面覆盖一层氯化亚表面覆盖一层氯化亚汞（Hg 2Cl 2)，然后注入然后注入KCl KCl KCl溶液溶液E (Hg 2Cl 2/Hg ）= 0.2415V+ e Hg (l) + Cl -2多孔物质导线绝缘体-----------------------------------….......Pt 丝汞汞和甘汞汞和甘汞混合物混合物KCl 加液口...a (a (氧化型氧化型氧化型））+ + ze zeb (b (还原型还原型还原型））][][ln还原型氧化型zF RT E E +=ΘZ:电极反应式中转移的电子数电极反应式中转移的电子数E (氧化型氧化型//还原型）= E ø+ ———lg —————氧化型]a [还原型]0.0592Z 4.2.3 4.2.3 影响电极电势的因素影响电极电势的因素例[Zn 2+] =0.01mol/L Eø(Zn2+/Zn ) =-0.76V ，求E (Zn2+/Zn)+ 2e Zn ] /Cø0.01/1 = -0.82 V < E ø0.05922例[H+] = 2mol/L , 求E （MnO 4-/ Mn 2+），其他浓度均为1 mol/L——————————= 1.491 + 0.0592 / 5 lg (2 )8= 1.519 V > Eø[Mn ]/C例实验室能否用二氧化锰与盐酸作用制取氯气MnO2+ 4HCl = MnCl2+ ClEø( MnO2/Mn2+) < Eø( Cl2/ Cl-) E < 0MnO 2+ 4H ++ 2e = Mn 2++ 2H 2O （[ H+Cl 2+ 2e = 2Cl-E = E (Cl / Cl -)= E ø+ 0.0592 / 2 lg——————= 1.29 V P Cl / P ø( [Cl -] / C ø)2例电对：Ag ++ e -AgEø(Ag +/Ag) = 0.779V在溶液中加入NaCl ，使[Cl -] = 1mol·L -1,计算E (Ag +/Ag) 为多少多少？？[Ag ] = ———= 1.6 ×10[Cl -]E = Eø+ 0.0592 lgK spø= 0.221VAg +/Ag 后，形成新的AgCl/Ag 电极E ø(Ag +/Ag)E ø(AgCl/Ag)Eø(AgBr/Ag)E ø(AgI/Ag)K ø减小减小减小浓度对E 的影响：（1）对与酸度无关的电对对与酸度无关的电对，，如：M + e M , ————[M （3）电对中氧化型和还原型物质生成沉淀（弱电解质或配合物弱电解质或配合物），），），对对E 的影响4.2.4 电极电势的应用2 Fe3++ Sn2+2Fe2+ + Sn4+E ø(Sn 4+/ Sn 2+ ) = 0.15 V氧化还原反应总是自发地由较强氧化剂与较强还原剂相互作用较强还原剂相互作用，，向生成较弱还原剂和较弱氧化剂方向进行和较弱氧化剂方向进行。
天大第4版无机化学-教学课件-无机化学电子教案 简介
无机化学电子教案
崔建中 主编 崔建中 鲁凡丽 田昀 编制
高等教育出版社
无机化学电子教案 无机化学电子教案 无机化学电子教案
简 介
《无机化学电子教案》为天津大学无机化学教学组编 写的《无机化学》( 第四版 ,2010 年高等教育出版社出版 ) 教材配套的教学软件。 内容涵盖教材中的化学反应基本原理、物质结构基本 理论和元素化学基础知识等内容，其章节划分与教材完全 对应，综合运用了文字、图形、图像、动画、视频录像等 多种媒体技术。适用于高等院校本科(专科)各专业无机化 学教学使用，也可作为学生自学无机化学的参考软件。 本教案由崔建中、鲁凡丽和田昀等修订编制，崔建中 担任主编，杨宏孝、颜秀茹审定。
目 录
第七章 固体的结构与性质 第八章 配位化合物 第九章 氢、稀有气体
第十章 碱金属和碱土金属
第十一章 卤素和氧族元素 第十二章 氮族、碳族和硼族元素
第十三章 过渡元素（一）
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目 录
第十四章 过渡元素（二） 第十五章 元素化学综述 第十六章 无机合成
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运行环境
1. Windows XP中文系统 2. Microsoft Office 2002 XP中的 PowerPoint 2002 3. Windows media player 和 Realplayer 媒体播放器 4. Flashplayer 动画播放软件
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目 录
第〇章 绪论 第一章 化学反应中的质量关系和能量关系 第二章 化学反应的方向、速率和限度
无机化学 4.1氧化还原反应方程式的配平
1 Cr22O7722--++14HH+++ 6→e- →C2r3C+r+3++H7H2O2O
+) 6
FFee2+2+- e→- →FeF3+e3+
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
氧化还原反应式配平课堂练习
(2) K2MnO4+H2O →KMnO4+MnO2+KOH
4-1-2 离子-电子法
例
(1)将反应分解为两个半反应
(2)使两边同种元素的原子数相等
MnO4 → MnO42SO32+ 2OH- → SO42 + H2O
右边多1个O原子， 左边加2个OH- ，右边加 1个H2O (3)用加减电子数方法使两边电荷数相等
4-1-2 离子-电子法
例
MnO4 + e- → MnO42SO32 + 2OH- - 2e- → SO42 +H2O
MnO4 + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O SO32 + H2O - 2e- → SO42 + 2H+
4-1-2 离子-电子法 步骤
(4)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 SO32 + H2O - 2e- → SO42 + 2H+ 2MnO4 + 16H+ + 5SO32 + 5H2O
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。
大学无机化学第五章-氧化还原PPT优秀课件
还原剂 氧化剂
口诀：失－升－氧－还； 得－降－还－氧。
氧化半反应与还原半反应 氧化型和还原型: 氧化型＋ne ＝还原型 氧化还原电对: 氧化态/还原态（Ox/Red)。
如 Cu2+/Cu
5
二、元素的氧化数 1.定义
定义：氧化数又称为氧化值，是某元素一
个原子的表观荷电数。 （ IUPAC）
假设将成键的电子指定给电负性较大的原子而求 得的荷电数。
Z n + 2 H C l
Z n C l2 + H 2
C H 4 ( g ) + 2 O 2 ( g )
C O 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g )
11
例2
1. 求Cr2O72-中 Cr的氧化数。 2. 求Na2S4O6中S的氧化数。
12
二、氧化还原反应方程式的配平
总原则：质量守恒、电量守恒。
(4) 原子数和静电荷数配平 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H21O4
方法二 离子-电子法
• 配平原则：氧化剂和还原剂电子得失总数相等。
例： +6
-1
+3
0
K2Cr2O7 + KI + H2SO4→ Cr2(SO4)3+ I2 + K2SO4+H2O
(3) 1948年，在价键理论和电负性基础上提出氧化数。
电负性：原子在分子中吸引电子的能力。
(4) 1990年，IUPAC 定义了氧化数的概念。
8
化合价与氧化数的区别与联系
1. 元素的化合价只能是整数，而元素的 氧化数可以是整数、分数。
氧化还原方程式配平ppt课件
一、氧化还原方程式配平 方法：氧化值法和离子电子法
二、原电池和电极电势 1、原电池符号通式：
(－)导体︱还原剂电对(注明浓度或分压) 氧化剂电对(注明浓度或分压) 导体(+)
2、电极电势
1
三、原电池电动势与吉布斯自由能变的关系： 公式：△G=－nF △G=－nF
四、与K的关系
13
A
1 n1
B
2 n2
C······
i ni
M
x
nx
则未知电对A/M的电极电势值的计算公式为：
n1·1+n2·2+······+ni·i=nx·x 其中： nx=n1+n2+······+ni
14
= (+)(－)
结论：
①、↗，则K便↗；
②、当K106时，可认为反应完全。
11
（六）、测难溶电解质的Ksp ①、据 ε= 正- 负 求待求 或测出 OX/Red。
②、据
0.059 log[Mn
]
求出[Mn＋]值。
待测
n
③、据[Mn＋]、[沉淀剂]= Ksp，求出Ksp值。
代数值较大的电极正极 代数值较小的电极负极 2、计算电动势()值
=(+)(－)
(二）判断氧化剂和还原剂的相对强弱
根据实验得到如下规律：
5
规律： ①、(Ox/Red)代数值↗，则Ox的氧化性便 ↗，而Re的还原性便↘。 ②、(Ox/Rd)代数值↘，则Ox的氧化性便 ↘ ，而Re的还原性便↗。
nF {c(Re)/cθ }b
3
当T=298.15K时：
θ 0.0592 lg {c(Ox)/cθ }a
高校无机化学卤族元素(天津大学第四版)讲义PPT课件
3主.F要-F氧键化能如数小，-A易1、s打F05、开++S,15化F、 、6学++、73性I++质F157、、活++泼73 ++15、 、++37
.
5
11.2.2 卤素单质
1.物理性质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
均集为聚双状分态子气体 气体 液体 固体 (熔∵点具/有℃稳-定21的9.68电子-1构01型及较–高7.2的键能11)3.5 在沸周点期/℃表中-，18整8 族是-双34原.6子分5子8.的76只有1卤84素.3
HF稀溶液是弱酸，浓度>5molL-1时为强酸
∵溶液中存在 HF H+ + FF- + HF HF2-
K 6.3×10-4
5.1
c(HF)增大，使(2)为主要，导致(1)向右移动
.
28
11.2.3 卤化氢和氢卤酸
3.化学性质
HF HCl HBr HI
水溶液 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸 (盐酸)
缓慢
爆炸
不如氯
明显
减 小
缓慢
.
11
2.化学性质
氧化性
1 2
X2 + e- → X-
F2 > Cl2 > Br2 > I2
与金属、非金属的反应
卤素
反应物质
反应程度
所有金属
反应激烈
CF保Fl222与护除C膜u氮，、、可与N氧i阻上、外止类M的进似g非作一金用步属，被常表氧伴面化有生，燃平成所烧稳氟以和化F减2爆物可炸 B储r2存在Cu活、泼Ni金、属Mg制成的容器常中温 小
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少氧原子一侧
＋H2O ＋OH-
不能出现H+
第四章 氧化还原反应与应用电化学 4.1.2 离子-电子法
优点
1. 在配平时，不需知道元素的氧化值
2.能反映在水溶液中的氧化还原本质
但不能配平气相或固相反应式
氧化还原反应式配平课堂练习
第四章 氧化还原反应与应用电化学
(1) Cr2O72-+Fe2++H+ → Cr3++Fe3++H2O
2-+14H++6e- → 2Cr3++7H O Cr O 1 2 7 2
+) 6
Fe2+ - e- → Fe3+
Cr2O72- + 14H+ + 6Fe2+ → 2Cr3+ + 7H2O + 6Fe3+
第四章 氧化还原反应与应用电化学 氧化还原反应式配平课堂练习
(2) K2MnO4+H2O →KMnO4+MnO2+KOH 2- +H O → MnO - + MnO + OHMnO4 2 4 2
第四章 氧化还原反应与应用电化学
例
(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 (+5) [(+5)+(+2)]×2=14 (+1)×2=(+2) +4 +2 +2 +7 PbO2+MnBr2+HNO3→ Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (-2)×7=14 (4)用观察法配平氧化数未变的元素原子数目 7PbO2+2MnBr2+14HNO3 → 7Pb(NO3)2+2Br2+2HMnO4+6H2O
第四章 氧化还原反应与应用电化学
氧化数法
简单、快捷 适用于
优点
水溶液
非水体系
氧化还原反应
氧化还原反应式配平课堂练习
(1) H2O2 + Cr2(SO4)3 + KOH
第四章 氧化还原反应与应用电化学
→ K2CrO4 + K2SO4 + H2O
2×[(-2)-(-1)]=-2 3
H2O2+Cr2(SO4)3+KOH
如
氧化数
HCl
H Cl +1 –1
C +4
CO2
O -2
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
定义
在离子化合物中,元素的氧 化数等于该元素的离子电荷。
如
NaCl
CaSO4
Ca S O +2 +6 -2
Na Cl 氧化数 +1 –1
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
规则
(1) 在单质中，元素原子的 氧化数为零。
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
规则
(2) O的氧化数一般为-2
但 氟化物 如 O2F2
氧化数 过氧化物 氧化数 O F +1 -1 H2O2 H O +1 -1 OF2 O F +2 -1 Na2O2 Na O +1 -1
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
规则
(3) H的氧化数一般为+1
但 活泼金属氢化物
如 NaH Na H +1 -1 CaH2 Ca H +2 -1
氧化数
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
规则
(4) 中性分子中，各元素原 子的氧化数的代数和为零。
如 P23 O Fe O 54 P O Fe 氧化数 x -2 2x+5 3x+4×(-2)=0 +5 +8/3
(+5)-0=(+5)
-1
+5
第四章 氧化还原反应与应用电化学
(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
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
[(+5)×4]×3=(+60)
+5
(-6)×10=(-60) 0
-1
+5
(4)用观察法配平氧化数未改变的元 素原子数目 10HClO3+3P4 +18H2O → 10HCl+12H3PO4
第四章 氧化还原反应与应用电化学
例
(1)写出未配平的离子反应方程式
2 MnO4 + SO3 →MnO4 + SO4 +OH 2
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 → MnO4
2 SO3 → SO4 2 2
第四章 氧化还原反应与应用电化学
例
(2)将反应分解为两个半反应方程式
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
MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
SO3 + H2O → SO4 + 2H+
2
2
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO4 + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O 2 + H O - 2e- → SO 2 + 2H+ SO3 2 4
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
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。 2 Cr2O7 如
Cr O 氧化数 x -2 2x+7×(-2)=-2 +6
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
规则
氯的氧化数
Cl ClO -1 +1
ClO2 ClO3 ClO4 +3 +5 +7
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等 MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
2 + H O → SO 2 + 2H+ SO3 2 4 右边多 1个O原子，左边加 1个H2O， 右边加2个H+
第四章 氧化还原反应与应用电化学
第四章 氧化还原反应与应用电化学
步骤MnO4 + SO3
2
+H+ →
Mn2+
+ SO4
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+
2 → SO 2 SO3 4
第四章 氧化还原反应与应用电化学
步骤
(2)将反应分解为两个半反应方程式
第四章 氧化还原反应与应用电化学
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加。 2 MnO4 + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O 2 2 5 SO3 + H2O - 2e → SO4 + 2H+ +） 2 + 5H O 2MnO4 + 16H+ + 5SO3 2 2 → 2Mn2+ + 8H2O+ 5SO4 +10H+ (4)整理，即得配平的离子反应方程式。 +6H+ 2MnO4 +5SO2 3 → 2Mn2++8H2O+ 5SO42
第四章 氧化还原反应与应用电化学
例
(1)写出未配平的反应方程式 PbO2+MnBr2+HNO3 →Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (2)找出元素原子氧化数降低值与元素 原子氧化数升高值
(+7)-(+2)=(+5) 0-(-1)=(+1) +4 +2-1 +2 +7 0 PbO2+MnBr2+HNO3→Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (+2)-(+4)=(-2)
电负性
第四章 氧化还原反应与应用电化学
是指分子中元素原子吸引电子的能力
元素原子吸引电子能力越大,其电负性越大
元素原子吸引电子能力越小,其电负性越小
如
H
: Cl
电子靠近Cl一边
电负性 H < Cl
1. 氧化数
第四章 氧化还原反应与应用电化学
定义
在共价化合物中,元素的氧 化数等于该元素的原子偏近或 偏离的电荷数。
1.使半反应式两边相同元素的原子数相等
2MnO4 → MnO4 2- + 2OH- → SO 2- + H O SO3 2 4
右边多 1个O原子，右边加 1个H2O，
左边加2个OH-
第四章 氧化还原反应与应用电化学
例
(3)根据原则1，求出最小公倍数，乘
以两个半反应式，并相加。
2 MnO4 + MnO4 2- + 2OH- - 2e- → SO 2- +H O 1 SO +） 2 3 4
22MnO4 + SO3 + 2OH22→ 2MnO4 + SO4 +H2O
e- →
2-
以上即为配平的离子反应方程式