第五章 氧化还原与电化学
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氧化还原反应与电化学
• 正极：Ag+ + ½Cl2 + e- = AgCl • 负极：Cl- = ½Cl2 + e-
5. 电极电势
电极电势
关于原电池的疑问
– 为何组成原电池后，电子会自发由负极流向正极？为何两个电极 之间存在电势差？ – 不同的电极组成原电池后，哪个为正极，哪个为负极？
电极电势(电极电位)
电极电势
电极电势
标准氢电极
标准电极电势绝对值是无法测定的，于是建立了标准氢电极(SHE)
4. 原电池
原电池
铜锌原电池（ Daniell电池） 直接氧化还原反应
negative pole
特点
– Zn + CuSO4 = ZnSO4positive + Cu
pole
氧化反应和还原反应发生在 不同地方
电子通过外电路由发生氧化 – 电子传递直接在氧化剂与还原剂接触面进行 – 化学能转变为热能，无法直接利用 反应的电极传递到发生还原 反应的电极
本题虽未标明，但明显应是碱性环境
电对：ClO-/Cl– 半反应： ClO- + H2O + 2e- = Cl- + 2OH-
电对：Fe(OH)3/FeO42最终结果
– 半反应：Fe(OH)3 + 5OH- = FeO42- + 4H2O + 3e– 2Fe(OH)3 + 3ClO- + 4OH- = 2FeO42- + 3Cl- + 5H2O
电极电势的产生 M(s)
双电层理论
溶解 沉淀
Mz+ + ze-
M活泼 + + + + – – – –
5. 电极电势
电极电势
关于原电池的疑问
– 为何组成原电池后，电子会自发由负极流向正极？为何两个电极 之间存在电势差？ – 不同的电极组成原电池后，哪个为正极，哪个为负极？
电极电势(电极电位)
电极电势
电极电势
标准氢电极
标准电极电势绝对值是无法测定的，于是建立了标准氢电极(SHE)
4. 原电池
原电池
铜锌原电池（ Daniell电池） 直接氧化还原反应
negative pole
特点
– Zn + CuSO4 = ZnSO4positive + Cu
pole
氧化反应和还原反应发生在 不同地方
电子通过外电路由发生氧化 – 电子传递直接在氧化剂与还原剂接触面进行 – 化学能转变为热能，无法直接利用 反应的电极传递到发生还原 反应的电极
本题虽未标明，但明显应是碱性环境
电对：ClO-/Cl– 半反应： ClO- + H2O + 2e- = Cl- + 2OH-
电对：Fe(OH)3/FeO42最终结果
– 半反应：Fe(OH)3 + 5OH- = FeO42- + 4H2O + 3e– 2Fe(OH)3 + 3ClO- + 4OH- = 2FeO42- + 3Cl- + 5H2O
电极电势的产生 M(s)
双电层理论
溶解 沉淀
Mz+ + ze-
M活泼 + + + + – – – –
氧化还原与电化学反应
氧化还原与电化学反应氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，涉及物质之间的电子转移过程。
电化学反应则是以电子传递为基础的化学反应。
本文将探讨氧化还原反应与电化学反应之间的关系，并介绍它们在化学领域的应用。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中的电子从一个物种转移到另一个物种的过程。
其中，发生氧化反应的物质称为氧化剂，它能够接受电子；而发生还原反应的物质称为还原剂，它能够提供电子。
在氧化还原反应中，物质的氧化态和还原态发生了变化。
二、氧化还原反应的表达方式一般情况下，氧化还原反应可以通过简化半反应方程式来表达。
对于氧化反应，其半反应方程式中的氧化剂在左侧，而还原剂在右侧；对于还原反应，情况则相反。
通过将氧化反应与还原反应配对，可以得到完整的氧化还原反应方程式。
三、电化学反应与氧化还原反应的关系电化学反应是以电子传递为基础的化学反应。
在电化学反应中，氧化还原反应是其中的一种特殊类型。
经常使用的电化学反应包括电解反应和电池反应。
电解反应是指在外加电压的作用下，使电解质溶液中的化合物发生氧化还原反应。
在电解质溶液中，正极发生氧化反应，负极发生还原反应，从而实现电子的转移。
电池反应是指利用化学能或电能来驱动氧化还原反应，通过电流流经导电介质来产生电能的过程。
电池中的正极是发生氧化反应的地方，而负极则是发生还原反应的地方。
电池的工作原理是通过将氧化还原反应中的电子转移过程与其他反应相结合，从而产生电能。
总结：氧化还原反应是电化学反应的一种特殊类型，它涉及物质之间的电子转移过程。
电解反应和电池反应是电化学反应的两种常见形式，都依赖于氧化还原反应的发生。
四、氧化还原反应在化学领域的应用氧化还原反应在化学领域有着广泛的应用。
以下是其中几个重要的应用领域：1. 腐蚀与防腐氧化还原反应是金属腐蚀的基础。
当金属与空气中的氧气发生氧化反应时，金属会逐渐腐蚀并形成氧化物。
为了防止金属的腐蚀，可以采取一些防腐措施，如涂层和防锈剂，来减少金属与氧气的接触。
《无机化学》第五章 氧化还原反应和电化学基础
二、氧化还原反应方程式的配平
1. 氧化值法
配平原则：氧化剂中元素氧化值降低的总数等 于还原剂中元素氧化值升高的总数。
配平步骤： （1）写出反应方程式，标出氧化值有变化 的元素，求元素氧化值的变化值。
（2）根据元素氧化值升高总数和降低总数相等 的原则，调整系数，使氧化值变化数相等。
（3）用观察法使方程式两边的各种原子总数相 等。
酸表。
（4）E是电极处于平衡状态时表现出来的特
征，与反应速率无关。
（5）E仅适用于水溶液。
5.饱和甘汞电极：
Hg | Hg2Cl2(s) |KCl (饱和)
Hg2Cl2 (s) + 2e
2Hg(l) +2Cl-
E (Hg2Cl2/Hg)=0.245V
三、 影响电极电势的因素
1.影响 因素
(1)电极的本性：即电对中氧化型或还 原型物质的本性。
还原型：在电极反应中同一元素低氧化值的物质。）
电对：氧化型/还原型
例：MnO2 +4H+ + 2e
Mn2+ +2H2O
电对：MnO2 / Mn2+
（2）E与电极反应中的化学计量系数无关。
例：Cl2 + 2e 1/2Cl2 + e
2Cl- E(Cl2/Cl-)=1.358V Cl-
（3）电极反应中有OH- 时查碱表，其余状况查
（3）分别配平两个半反应，使等号两边的原子 数和电荷数相等。
（4）根据得失电子数相等的原则，给两个半 反应乘以相应的系数，然后合并成配平的离子 方程式。
（5）将离子方程式写成分子方程式。
离子电子法配平时涉及氧原子数的增加和减 少的法则：
第五章--氧化还原反应与电化学
第五章--氧化还原反应与电化学————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：第五章 氧化还原反应与电化学习题与解答1．下列说法是否正确？如不正确，请说明原因。
（1）．氧化数就是某元素的一个原子在化合态时的电荷数。
答：不确切，氧化数是某元素的一个原子在化合态时的形式电荷数。
（2）．所有参比电极的电极电势皆为零。
答：错，只有氢标准氢电极的电极电势为零，其它不为零。
（3）．因为Δr G m 的值与化学反应计量方程式的写法（即参与反应物质的化学计量数）有关，因此Θϕ也是如此。
答：错，因电极电势的数值反映物种得失电子的倾向，这种性质应当与物质的量无关，因此与电极反应式的写法无关。
对电极反应a 氧化态 + z e - = b 还原态则有a bz ][][lg059.0氧化态还原态-=Θϕϕ； 如果电极反应为 na 氧化态 + nze - = nb 还原态，则有nanb nz ][][lg 059.0氧化态还原态-=Θϕϕ = a b z ][][lg 059.0氧化态还原态-Θϕ，与上式相同。
而Θϕ是指氧化态与还原态都是单位浓度（或标准态压力）时的ϕ，因此与电极反应方程式写法无关，ϕ也是如此。
因Δr G m = J RT G m r ln +Θ∆，而∑=BBm f B m r G G ΘΘ∆ν∆,，所以Δr G m 与化学计量数有关，故Θ∆m r G 也是如此，与化学反应方程式写法有关。
（4）．插入水中的铁棒，易被腐蚀的部位是水面以下较深部位。
答：错，水面下的接近水线处的铁棒容易被腐蚀。
（5）．凡是电极电势偏离平衡电极电势的现象，都称之为极化现象。
答：对。
2．选择题（将正确答案的标号填入空格内，正确答案可以不止一个） （1）为了提高Fe 2(SO 4)3的氧化能力，可采用下列那些措施（ ① ）。
①．增加Fe 3+的浓度，降低Fe 2+的浓度； ②．增加Fe 2+的浓度，降低Fe 3+的浓度； ③．增加溶液的pH 值；④．降低溶液的pH 值。
氧化还原与电化学(2021精选文档)
3．中间氧化值化合物的氧化还原性 （1）过氧化氢的氧化性 现象及生成物：
（2）过氧化氢的还原性 现象及生成物：
52.一旦立下目标，不达目标绝不罢手，方可成功。 31.面对，不一定最难过；孤独，不一定不快乐；得到，不一定能长久。 19.如果要挖井，就要挖到水出为止。 54.人格是一种力量，魅力是一个磁场。自信是成功的阶梯，自律是成长的保障；真诚是人际的桥梁，宽容是处世的境界；守信是一张名片，乐观是一种态度；担当是一种责任，坚韧是一种精神 。要么不做，要么做好！
3支试管：数滴0.1 mol ·L-1 KMnO4溶液 ①加入数滴3 mol ·L-1H2SO4使溶液酸化 ②试管中加入数滴水 ③数滴6 mol·L-1 NaOH使溶液碱化
再各加入0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液，并观察各试管中的现象。
（2）酸度对高锰酸钾氧化性的影响
2支试管：各加入0.5mL 0.1 mol ·L-1 KBr溶液 ①加入约0.5mL 3mol ·L-1 H2SO4 ②入约0.5mL 6 mol ·L-1 CH3COOH 再各加入1~3滴0.01 mol ·L-1 KMnO4溶液
按实验教材要求填写
五、注意问题
1.试剂瓶不要离开原位，滴管不要插错； 2.滴管不要插入试管中； 3.实验时：边滴加、边振荡、边观察。
2．介质对氧化还原反应的影响 （1）介质对高锰酸钾氧化性的影响 现象及生成物：
（2）酸度对高锰酸钾氧化性的影响 现象及解释：
（3）酸度对氯酸钾氧化性的影响 现象： 反应式：
氧化还原与电化 学
二、实验原理
1.氧化还原反应进行的方向 △G＜0， 反应自发
恒温、恒压 △G =0， 处于平衡 △G ＞0，反应非自发
∵△G = -zEF
第五章 氧化还原反应与电化学2
-2)8 1/(10
解：MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) + 5e
MnO4-/Mn2+ = 1.507 – (0.059/5)lg
KMnO4能氧化Br–
Ө = 1.317 V > Br2/Br- = 1.07 V
结论：介质的酸碱性对 的影响较大，在电极反应中有 H+ 或 OH- 参加时，应在 Nernst 方程中体现
解： Cd2+ +2e- ↔ Cd
Cd2+/Cd = ӨCd2+/Cd – (0.059/2)lg[1/ (cCd2+/c Ө)]
= - 0.403 + (0.059/2)lg0.01 = - 0.462 V 结论：浓度对金属电极的 影响较小
溶液中氧化态离子浓度变小，则 减小,还原态 还原能力增强
例：用符号表示标准H电极与标准Cd电极构成的原电 池，写出电池反应，并计算电池反应的ΔrG Өm 。 (T=298K) 解: H+/H2 Ө = 0.0000 V 正极 正极反应 2H+ +2e → H2
Cd2+/CdӨ = - 0.4026 V
负极 负极反应 Cd –2e → Cd2+
(-) Cd│Cd2+ (1mol· -1)‖H+ (1mol· -1)│H2(pӨ), Pt (+) L L
Fe3+/Fe2+Ө = 0.77 V
Ce4+/Ce3+Ө = 1.60 V
② 判断电池正负极，求 E, 判断氧化还原反应的方向
高者为正极， 低者为负极，E = 正 - 负
例:有原电池 (-) Zn│Zn2+ (1M)‖ Zn2+ (0.001M)│ Zn (+),
解：MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) + 5e
MnO4-/Mn2+ = 1.507 – (0.059/5)lg
KMnO4能氧化Br–
Ө = 1.317 V > Br2/Br- = 1.07 V
结论：介质的酸碱性对 的影响较大，在电极反应中有 H+ 或 OH- 参加时，应在 Nernst 方程中体现
解： Cd2+ +2e- ↔ Cd
Cd2+/Cd = ӨCd2+/Cd – (0.059/2)lg[1/ (cCd2+/c Ө)]
= - 0.403 + (0.059/2)lg0.01 = - 0.462 V 结论：浓度对金属电极的 影响较小
溶液中氧化态离子浓度变小，则 减小,还原态 还原能力增强
例：用符号表示标准H电极与标准Cd电极构成的原电 池，写出电池反应，并计算电池反应的ΔrG Өm 。 (T=298K) 解: H+/H2 Ө = 0.0000 V 正极 正极反应 2H+ +2e → H2
Cd2+/CdӨ = - 0.4026 V
负极 负极反应 Cd –2e → Cd2+
(-) Cd│Cd2+ (1mol· -1)‖H+ (1mol· -1)│H2(pӨ), Pt (+) L L
Fe3+/Fe2+Ө = 0.77 V
Ce4+/Ce3+Ө = 1.60 V
② 判断电池正负极，求 E, 判断氧化还原反应的方向
高者为正极， 低者为负极，E = 正 - 负
例:有原电池 (-) Zn│Zn2+ (1M)‖ Zn2+ (0.001M)│ Zn (+),
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
氧化还原反应与电化学
6. 元素标准电极电势图及其应用
如果一种元素有几种氧化态，就可形成 多种氧化还原电对。如铁有0，+2，+3和+6 等氧化态，因此就有下列几种电对及相应的 标准电极电势：
半反应
Fe2++2eFe3++eFe3++ 3eFeO42-+8H++3eFe3++4H2O Fe Fe2+ Fe
0
-0.447 0.771 -0.037 2.20
此电池的电动势即为待测电极的电极电势。 标准电极电势：待测电极中各反应组分均处 于各自的标准态时的电极电势。 E 0 = 0(Cu2+/Cu) - 0 H+/H2) = +0.340 V 0(Cu2+/Cu) = 0.340 V
标准电极电势表
二类标准电极
氢电极使用不方便，用有确定电极势 的甘汞电极作二级标准电极。
原电池电动势等于两电极的电极电势之差：
E = (+)－ (-) = (Cu2+/Cu)－ (Zn2+/Zn) 当电极反应中所涉及的物质处于标 准态时(各物质的浓度为1个单位，气体 的压力为1标准压力，固体为纯态)，此 时电极电势为“标准电极电势”(0 ) E 0 = 0(+)－ 0 (-) = 0(Cu2+/Cu)－0 (Zn2+/Zn)
电池反应： Fe3+(a2) + 2I-(a1) → I2(s) + Fe2+(a3) 是不正确的，
而应是 2Fe3+(a2) + 2I-(a1) → I2(s) + 2Fe2+(a3)
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电子做有规则的定向流动
2. 原电池的组成：
（1）半电池和电极
锌半电池：锌片，锌盐－负极
铜半电池：铜片，铜盐－正极
正、负极也可以是惰性电极， 如：Pt、石墨等，只起导电作用。
（2）外电路 用金属导线把一个灵敏电流计 与两个半电池中的电极串连起来。 电子由锌 → 铜，电流由铜 → 锌。 （3）盐桥（是一种电解质溶液： 饱和KCl和琼胶） 加入盐桥，才能使电流完整，产生电流。 作用：沟通电路，使溶液中体系保持中性，使电极反 应得以继续进行。
液写离子; 4) 不同相用竖线“∣”隔开，同相用“，”
隔开，两个半电池用双竖线“‖”隔开 .
写出下列电池反应所对应的电池符号： Cu2+ + Zn ←→ Cu + Zn2+
( - ) Zn | Zn2+ (c1) || Cu2+(c2) | Cu ( + )
Cl2+2Fe2+ ←→ 2Fe3+ +2Cl( - )C | Fe2+(c1),Fe3+ (c2)||Cl-(c3)|Cl2(p)|C ( + )
2MnO4- +16H++ 10e 5SO32- + 5H2O
2MnO4- + 5SO32- + 6H+
2Mn2++8H2O 5SO42- +10H++10e +)
2Mn2+ + 5SO42- +3H2O
5）检查原子个数、电荷数，使之相等并还原 为分子反应式 。
2KMnO4 + 5K2SO3+ 3H2SO4 2MnSO4+ 6K2SO4 +3H2O
二、离子-电子法
1．配平原则：反应中得失电子数相等
2．配平步骤： 例: 配平反应：
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 →MnSO4+K2SO4 + H2O
1）写出未配平的离子反应式： MnO4- + SO32- →Mn2++SO422）写出两个半反应：
MnO4- + 5e→Mn2+ SO32- → SO42- + 2e 3）配平两个半反应：
3、电池反应：
电极 电极反应
正极(Cu极)
负极(Zn极) 电池反应
Cu2+ + 2e- →Cu 还原反应
e-
Zn - 2e- →Zn2+ 氧化反应 Cu2+ + Zn ←→Cu + Zn2+
原电池: 是氧化、还原反应产生电流的装置
4. 原电池符号的表示方法
用“||”表示盐桥
负极写在左边
正极写在右边
2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4
=2MnSO4+5Fe2（SO4）3+K2SO4+8H2O
练习2: CrO2-+H2O2+OH- → CrO42-+H2O
离子式： CrO2- + H2O2 → CrO42- + H2O
半反应： H2O2 + 2e → 2OH×3 × 2）
CrO2- +4OH--3e→ CrO42- ＋2 H2O 2CrO2-+3H2O2+2OH- → 2CrO42-+4H2O
1. 含义： 氧化数是指化合物中某元素所带的形 式电荷的数值。
这种形式电荷是假定把每一化学键中的 电子指定给电负性较大的原子而求得。HCl、 H2O、NH3、PCl5
3. 氧化数的确定：
（1）单质中，元素的氧化数为零； （2）单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数。 例： Na+的氧化数为+1, Cl-的氧化数; 以共价键结合的多原子分子或离子，共用电子对 偏向于电负性大的元素的原子，原子的表观电荷数
第三节
Zn
原电池与电极电势
Zn棒逐渐溶解 现象 溶液的天蓝色减退 有红棕色疏松的铜 在Zn棒表面析出 Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
Cu2+
所发生的反应
Zn-2e→Zn2+
Cu 2++2e →Cu
一、原电池
1.原电池的概念 是将化学能转变为电能的装置。
Cu 极——正极
Zn 极——负极
eZn + Cu2+ ←→ Zn2+ + Cu
MnO4- +8H++ 5e Mn2+ +4H2O
SO32- + H2O
SO42- +2H+ +2e
4）据配平原则在两个半反应中乘以适当的 系数，使得失电子数相等。
MnO4- +8H++ 5e
SO32- + H2O
2) Mn2+ +4H2O (×
SO42- +2H+ +2e (× 5)
将两式相加：
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。
氧化态Ⅰ+还原态Ⅱ 还原态Ⅰ+氧化态Ⅱ
氧化剂一般是活泼的非金属单质，及高氧化数 的化合物。如：X2、O2、HNO3、KMnO4、 K2Cr2O7、KClO3、PbO2、FeCl3等。
还原剂一般是活泼金属、低氧化数的化合物及 某些非金属单质。如：K、Na、Ca、Mg、Zn、 Al、H2S、KI、SnCl2、CO、H2、C等。
例：配平反应： KMnO4 + K2SO3 →MnO2+ K2SO4（中性）
MnO4- + SO32- → MnO2 +SO42MnO4- + 3e → MnO2 SO32- → SO42- + 2e MnO4- + 2H2O+3e → MnO2+ 4OHSO32- +H2O → SO42- + 2H++2e
MnO4- + 2H2O+3e → MnO2+ 4OH- ×2 SO32- +H2O → SO42- + 2H++2e ×3 2MnO4- + 4H2O+6e →2MnO2+ 8OH-
3SO32- +3H2O → 3SO42- + 6H++6e
2MnO4- +H2O+3SO32- →2MnO2+3 SO42- +2OH 2KMnO4 +H2O+3K2SO3= 2MnO2+3K2SO4+2KOH
第五章
1 2
氧化还原平衡
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 电极电势的应用及电势图
3
4
电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标 度。 周期表中各元素的原子吸引电子能力的一种相 对标度。元素的电负性愈大，吸引电子的倾向愈大。
电负性↑，吸引电子能力↑，其中F最强，χ=4.0
（6）中性分子中，各元素氧化数的代数和为零；
氧化数的确定实例
Fe2O3 3×(-2)+2Fe=0 Fe = +3 MnO44×(-2) + Mn = -1 Mn = +7 Fe3O4 4×(-2)+3Fe = 0 Fe = +8/3 H2S4O6 2 ×(+1) + 4S +6×(-2) = 0 S = +10/4=+5/2
ClO4- + 2e →ClO3ClO4- / ClO3MnO4- + 5e →Mn2+ MnO4-/ Mn2+ NaClO+2FeSO4+H2SO4→NaCl+Fe2(SO4)3 +H2O ClO- /ClFe3+/Fe2+
Cl2 + H2O = HClO + HCl Cl2/ ClClO- / Cl2
具有中间氧化数的物质既有氧化性，又有还原 性。如：SO2、HNO2、H2O2、H2SO3等。
三、氧ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ还原电对
1、含义
授受电子的一对物质称为氧化还原电对 Zn2+ + 2e →Zn Cu2++ 2e →Cu 2、表示： 氧化态/还原态 （氧化数高 / 氧化数低）
如：Zn2+/Zn，Cu2+/Cu，MnO4-/Mn2+，Fe3+/Fe2+等
Sn4+(c1)，Sn2+(c2) | Pt (+)
7) 加入电极反应其它的物质也应写入电池符 号中 Cr2O72-(c1), H+(c2), Cr3+(c3) | Pt (+)
例题
Cr2O72-+6Cl-+14H+ → 2Cr3++3Cl2↑+7H2O 电极反应
2Cl- - 2e- → Cl2
离子-电子法配平的关键：
（1）氧化剂得到电子数 = 还原剂失去电子数
（2）元素的原子总数相等
（3）根据溶液的酸碱性， 增补H2O，H+或OH-。
练习1: KMnO4+FeSO4+H2SO4(稀)
→MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O
离子式：MnO4- + Fe2+ + H+ → Mn2+ + Fe3+ + H2O 半反应： MnO4- + 8H+ +5e → Mn2+ + 4H2O Fe2+ - e → Fe3+ MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O × 5）