第五章氧化还原电位-精选
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氧化还原反应的电位与电势
氧化还原反应的电位与电势氧化还原反应是化学中一种重要的反应类型，通过电子的转移改变物质的氧化态和还原态。
在这个过程中，电位和电势起着关键的作用，它们可以帮助我们理解反应的性质和趋势。
本文将详细介绍氧化还原反应的电位和电势，并解释它们在化学反应中的重要性。
一、电位的概念与作用电位，也称为标准电极电位，是指氧化还原反应中，各物质的电极处于标准状态时，与标准氢电极的电位差。
标准氢电极被定义为电极电位为0的标准。
电位可以用来描述一种物质在氧化还原反应中具有氧化（或还原）能力的强弱。
当物质的电位越正，说明它越容易被氧化；当电位越负，说明它越容易被还原。
电位的单位是伏特（V），通常用标准氢电极为参照物进行测量。
电位的测量涉及到电池的两个半反应，具体步骤较为复杂。
通过电位的测量，可以推断物质的氧化还原性质，例如，电位越正的物质在反应中更容易发生氧化反应，而电位越负的物质更容易发生还原反应。
二、电势的概念与计算方法电势是指氧化还原反应中，电子从氧化剂转移到还原剂的趋势或驱动力。
简单来说，电势可以理解为电子从一个物质转移至另一个物质的能力。
当电位差（电势差）越大时，电子转移的能力越强，反应也越容易发生。
电势的单位是伏特（V），可以通过以下公式来计算：电势 = 氧化剂的电位 - 还原剂的电位其中，氧化剂的电位和还原剂的电位分别来自于物质的标准电极电位。
电势的正负号表示了电子向哪个方向转移，正号表示电子从氧化剂转移到还原剂，负号表示反之。
通过计算电势，我们可以预测氧化还原反应的进行方向和强弱。
当电势为正时，反应趋势会向着氧化剂的方向进行；当电势为负时，反应趋势会向着还原剂的方向进行。
三、电位和电势在化学反应中的重要性电位和电势的概念为我们揭示了氧化还原反应的驱动力和方向提供了有力工具。
通过电位，我们可以了解物质的氧化还原能力，进一步推测反应的进行性质。
在化学实验和工业生产中，电位和电势的测定可以帮助我们选择合适的氧化剂和还原剂，优化反应条件，提高反应效率。
化学反应的氧化还原电位
化学反应的氧化还原电位化学反应的氧化还原电位是描述化学物质进行氧化还原反应时电子转移方向和趋势的重要物理性质。
它对于揭示化学反应的机理、预测反应的方向以及评估电化学性质具有重要意义。
本文将对氧化还原电位的定义、计算方法以及应用进行探讨。
1. 氧化还原电位的定义氧化还原电位是指化学反应中电子从一个化学物质转移到另一个化学物质时所伴随的电势变化。
它是以标准氢电极为基准的。
标准氢电极被定义为电势为零，可以提供无限大的电子供给或接受电子。
因此，其他化学物质相对于标准氢电极的电势差就是它们的氧化还原电位。
2. 氧化还原电位的计算方法氧化还原电位的计算通常使用Nernst方程。
Nernst方程用于计算在给定条件下的氧化还原电位，其公式如下：E = E° - (RT/nF) * ln(Q)其中，E是氧化还原电位，E°是标准氧化还原电位，R是气体常数，T是温度，n是电子转移数目，F是法拉第常数，Q是化学反应的反应物浓度之比。
3. 氧化还原电位的意义与应用氧化还原电位的大小可以判断一个化学反应的方向和强度。
当一个物质的氧化还原电位较正时，说明它有较强的氧化性；当一个物质的氧化还原电位较负时，说明它有较强的还原性。
因此，通过氧化还原电位的测量，可以预测反应的可能性和趋势。
氧化还原电位的应用非常广泛。
在电化学领域，它被广泛应用于电池和燃料电池的设计和优化。
在生物化学中，氧化还原电位在细胞呼吸、光合作用等生命活动中起着重要作用。
此外，氧化还原电位还与环境保护和腐蚀防护等领域密切相关。
总结：化学反应的氧化还原电位是描述化学物质进行氧化还原反应时电子转移方向和趋势的重要物理性质。
它可以通过使用Nernst方程进行计算和测量。
氧化还原电位的大小可预测反应的可能性和方向，并在电化学、生物化学等领域中有广泛的应用。
深入研究氧化还原电位的性质和应用，对于推动化学科学的发展和实际应用具有重要意义。
五章氧化还原与电极电位
= -0.744V
结论: c(氧化型) ↑、c(还原型) ↓，φ↑ 电对中氧化型氧化能力强 c(氧化型) ↓ 、c(还原型) ↑ ，φ ↓ 电对中还原型还原能力强
2、溶液酸度对电极电位的影响 例5-5：已知电极反应MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O(l) =1.507v，若MnO4-和Mn2+ 仍为标准状态，即浓度均为1molL-1，求 298.15K，pH=6时，此电极的电极电位。 [解] (MnO4-/Mn2+)= (MnO4-/Mn2+)+ 8
（三）标准电极电位表(表5-1)及其应用 1、标准电极电位表
表5-1 298.15K时某些电对的标准电极电位 /v 半反应 电对 -2.71 Na+/Na Na++e-=Na Zn2+/Zn Zn2++2e-=Zn -0.7618 Cu2++2e-=Cu 0.3419 Cu2+/Cu Ag+/Ag Ag++e-=Ag 0.7996 1.507 MnO4-/Mn2+ MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O
2）标准电极电位: 以表示 电极处于标准态时的电极电位 3）标准电极电位的测定 步骤 a）组成原电池 : 标准氢电极||标准待测电极 b）测定原电池EΘ c）根据EΘ = Θ +- Θ - , 已知 Θ （H+/H2）， 即可求出另一 Θ 。
测（Cu2+/Cu）
(-) pt,H2(100kPa)H+(1molL-1) Cu2+(1molL-1)Cu (+)
第五章 氧化还原反应和电位
第五章 氧化还 原反应和电位
氧化还原反应是自然界中存在的一大类非常 重要的化学反应，它在生命过程中扮演着十分重 要的角色。如人体动脉血液中的血红蛋白(Hb)同 氧结合形成氧合血红蛋白(HbO2)，通过血液循环 氧被输送到体内各部分，以氧合肌红蛋白(MbO2) 的形式将氧贮存起来，人需要氧的时候，氧合肌 红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
三、非标准态下电极电位的应用示例
2. 因为电池半反应通常是用 Ox + ne− 所以电极电位又可称为还原电位。 Red表示的，
3. 电极电位的数值反映了氧化还原电对得失电子的 趋向，它是一个强度性质，大小与反应方程式的书写 方向无关，也与电极反应中物质的计量系数无关。
（四）、标准电极电位表的应用
1. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱： φθ越高，电对 中氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱； φθ越低，电对中还原态的还原能力越强，氧化态的氧 化能力越弱。 2. 较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用，向生成它 们较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。 3. 判断氧化还原反应进行的方向： 在标准状态下， 电池电动势Eθ ＞0（即φ θ ＋＞φ θ −），则反应按给定 的方向正向进行；若Eθ ＜0（即φ θ ＋＜φ θ −），反应 按给定的方向逆向进行。 4. 选择适当的氧化剂、还原剂。 5. 判断溶液中离子的共存性。
将两个电极组合起来就可构成一个原电池，原电池 的装置可用简易的化学式和符号来表示。如
MnO4− + 8H+ + 5Fe2+
其原电池的电池组成式为
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O ， H+(c4) ，
氧化还原反应是自然界中存在的一大类非常 重要的化学反应，它在生命过程中扮演着十分重 要的角色。如人体动脉血液中的血红蛋白(Hb)同 氧结合形成氧合血红蛋白(HbO2)，通过血液循环 氧被输送到体内各部分，以氧合肌红蛋白(MbO2) 的形式将氧贮存起来，人需要氧的时候，氧合肌 红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
三、非标准态下电极电位的应用示例
2. 因为电池半反应通常是用 Ox + ne− 所以电极电位又可称为还原电位。 Red表示的，
3. 电极电位的数值反映了氧化还原电对得失电子的 趋向，它是一个强度性质，大小与反应方程式的书写 方向无关，也与电极反应中物质的计量系数无关。
（四）、标准电极电位表的应用
1. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱： φθ越高，电对 中氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱； φθ越低，电对中还原态的还原能力越强，氧化态的氧 化能力越弱。 2. 较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用，向生成它 们较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。 3. 判断氧化还原反应进行的方向： 在标准状态下， 电池电动势Eθ ＞0（即φ θ ＋＞φ θ −），则反应按给定 的方向正向进行；若Eθ ＜0（即φ θ ＋＜φ θ −），反应 按给定的方向逆向进行。 4. 选择适当的氧化剂、还原剂。 5. 判断溶液中离子的共存性。
将两个电极组合起来就可构成一个原电池，原电池 的装置可用简易的化学式和符号来表示。如
MnO4− + 8H+ + 5Fe2+
其原电池的电池组成式为
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O ， H+(c4) ，
第五章氧化还原电位PPT课件
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伽伐尼偶然发现挂在窗前铁栅栏的铜钩上的青蛙腿肌肉，每当碰到 铁栅栏就猛烈地收缩一次。这偶然的现象并没有被伽伐尼放过，经 不懈的探索和思考，第一个提出了“动物电”的见解。他认为：青 蛙神经和肌肉是两种不同的组织，带有相反电荷，所以两者存在着 电位差，一旦用导电材料将两者接通，就有电流通过，铁栅栏和铜 钩在此接通了电路，于是有电流产生，由于有动物电流的刺激，蛙 腿肌肉发生收缩。
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4
⑤中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零 ， 复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和。
例：
H5IO6
S2 O32
I的氧化+值 7 为
S的氧化值 +2为
S4O62 S的氧化+值 2.5为
Fe3O4
F的 e 氧化+值 8 为 3
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5
5.1.2 氧化还原反应方程式的配平
第五章 氧化还原反应 电化学基础
§5.1 氧化还原反应的基本概念 §5.2 电化学电池 §5.3 电极电势 §5.4 电极电势的应用
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1
§ 5.1 氧化还原反应的基本概念
5.1.1 氧化数 5.1.2 氧化还原反应方程式的配平
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2
5.1.1 氧化数
有电子得失或电子转移的反应，被称为 氧化还原反应。
100moll1ptfecrlg10010100lg070v型钢截面只需少量加工即可用作构件省工省时成本低但型钢截面受型钢种类及型钢号限制难于完全与受力所需的面积相对应用料较多加入沉淀剂对电极电势的影响加入沉淀剂对电极电势的影响型钢截面只需少量加工即可用作构件省工省时成本低但型钢截面受型钢种类及型钢号限制难于完全与受力所需的面积相对应用料较多等温等压下化学反应吉布斯自由能的降低等于对环境所作的最大有用功对电池反应来说就是指最大电型钢截面只需少量加工即可用作构件省工省时成本低但型钢截面受型钢种类及型钢号限制难于完全与受力所需的面积相对应用料较多55551计算原电池的电动势p110型钢截面只需少量加工即可用作构件省工省时成本低但型钢截面受型钢种类及型钢号限制难于完全与受力所需的面积相对应用料较多552p11102v反应正向进行
第五章 氧化还原与电位
*在一给定浓度的溶液中，若金属失去电子的溶 解速度大于金属离子得到 电子的沉积速度，达 到平衡时，金属带负电，溶液带正电。溶液中 的金属离子并不是均匀分布的，由于静电吸引， 较多地集中在金属表面附近的液层中。这样在 金属和溶液的界面上形成了双电层，产生电位 差。
*反之，如果金属离子的沉积速度大于金属的溶 解速度，达到平衡时，金属带正电，溶液带负 电。金属和溶液的界面上也形成双电层，产生 电位差。 *金属与其盐溶液界面上的电位差称为金属的电 极电位，常用符号φ表示。
三、标准电极电位
（一） 标准氢电极
H2
100Ka
Pt 2H+ (aq) +2e H2(g)
H+=1mol· -1 L
标准氢电极示意图
电极表示：H+(1mol.L-1),H2(100kPa)│Pt
（二） 标准电极电位
通常将测定温度为298K，组成电极的各离子 浓度为1mol· -1，各气体压力为100KPa时的状态 L 称为电极的标准状态。（用上标“θ”表示）
4.标准电极电位为298.15K时测定，但电极电 位随温度变化不大。
5.φθ值愈高，表示该电对的氧化型愈容易接受电 子，氧化能力愈强，它本身易被还原，是一个强 氧化剂，而它的还原能力愈弱； φθ值愈低，表示该电对的还原型愈容易放出电子， 还原其它物质的能力愈强，它本身易被氧化， 是一个强还原剂，而它的氧化型的氧化能力愈弱。
⑴正确书写反应物和生成物的分子式或离子式；
例： P4+HClO3 HCl+H3PO4
还原剂P4
H3PO4， 氧化剂HClO3
HCl
⑵找出还原剂分子中所有原子的氧化数总升高值和氧化剂 分子中所有原子的氧化数总降低值 例 P4：4×（+5-0）＝+20； Cl：-1-（+5）＝-6 ⑶找出⑵中两值的最小公倍数，求出各反应物系数 得 3P4+10HClO3 10HCl+12H3PO4 ⑷质量守恒定律检查反应中各元素原子数目是否相等
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
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
将两个电极组合起来就可构成一个原电池，原电池 的装置可用简易的化学式和符号来表示。如
MnO4− + 8H+ + 5Fe2+
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
其原电池的电池组成式为
(−)Pt∣Fe2+(c1) ， Fe3+(c2) Mn2+(c5) ∣Pt(+)；
Pt为辅助电极。
‖MnO4−
红蛋白释放出氧将葡萄糖氧化，并放出能量。
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）。
电池电动势Eθ＞0（即φθ＋＞φθ−），则反应按给 定的方向正向进行；若Eθ＜0（即φθ＋＜φθ−），
反应按给定的方向逆向进行。
4. 选择适当的氧化剂、还原剂。 5. 判断溶液中离子的共存性。
第三节 能斯特方程式
一、能斯特方程式
在aOx +neb
Red ：
(Ox/Red)
θ (Ox/Red)
(二)、沉淀的生成对电极电位的影响
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配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于
还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子
总数相等。
2020/8/2
1.氧化数法： 原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降
低数相等(得失电子数目相等）
写出化学反应方程式 确定有关元素氧化数升高及降低的数值 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。 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
化简得：
32 C + 6lO 5H C + C l3 + l3 O 2 O H 20203 /8/2 2 C + 6lN 5 aN O + N a H C a 3+ 3 C l2 O H lO
例3：配平方程式
A 2 S 3 ( s ) + s H 3 ( a ) N q H 3 A 4 O ( a ) + s H q 2 S O 4 ( a ) O + N q ( g )
3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O
6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
2.离子电子法
写出相应的离子反应式 将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应 和 氧化剂的还原反应。 配平半反应 确定二个半反应的系数得失电子数相等的原 则 根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ =
2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
2020/8/2
配平两个半反应式中的H和O
2020/8/2
例2：配平
解 ： A 2 S 3 + s N 3 O H 3 A 4 + s SO 2 4 O + NO
N 3 + O 4+ H + 3 eN+ 2 O 2 O H
①
即 A 2 S 3 + 2 ： s2 O 0 2 H 3 A H 4 + 3 s4 2 O S + 3+ O + 4 2 H ②8
①×28+②×3得
Cu2+ (aq) + Zn(s) Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子
H2(g）+ Cl2（g） 2HCl（g）
电子偏移
氧化数：是指某元素的一个原子的荷电 数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子 指定给电负性更大的原子而求得的。
2020/8/2
确定氧化数的规则：
①单质中，元素的氧化数为零。 ②在单原子离子中，元素的氧化数等于该离子所 带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化数为 +1；只有在 金属氢化物中氢的氧化数为 -1。（NaH, CaH2) ④通常，氧在化合物中的氧化数为-2；但是在过 氧化物中，氧的氧化数为-1，在氟的氧化物中，如 OF2 和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
第五章 氧化还原反应 电化学基础 §5.1 氧化还原反应的基本概念 §5.2 电化学电池 §5.3 电极电势 §5.4 电极电势的应用
2020/8/2
§ 5.1 氧化还原反应的基本概念
5.1.1 氧化数 5.1.2 氧化还原反应方程式的配平
2020/8/2
5.1.1 氧化数
有电子得失或电子转移的反应，被称为 氧化还原反应。
2020/8/2
例 11-4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–
半反应
SO32– SO42– + 2e
MnO4– + 5e Mn 2+
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ×5+ ×2
2020/8/2
As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
氧化数升高的元素：
2As3+ → 2As5+ 升高 4
→ 3S2–
3S6+
升高24 共升2高 8
N5+ → N2+
降低3
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O 左边比右边少8个H，少4个O
C 2 (lg + N ) aO Δ H N(aaC + q N l)(a 3 ( aC aq
Cl2 → Cl- + ClO3-
解C ： 2l+2e2C l
①
C 2+ 1 l 2 O 2C H 3 + 6 l2 O O H + 1 0 ② e
①×5+②得：
62 C + 1l 2 1 O 0 + H 2 C C 3 + ll6 O 2 O H
2020/8/2
⑤中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零 ， 复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和。
例：
H5IO6
S2 O32 S4 O62
2020/8/2
Fe3O4
I的氧化+值 7 为
S的氧化值 +2为 S的氧化+值 2.5为 F的 e 氧化+值 8 为
3
5.1.2 氧化还原反应方程式的配平
Br2 (l) + 2e 2Br
K2CrO4 + KBr CrO24 + Br
①
Cr(OH)3(s) + 5OH CrO24 + 4H2O + 3e ② ①×3+②×2得：
2Cr(OH)3(s) + 3Br2 (l) +10OH 2CrO24 + 6Br + 8H2O
28N 3 +3O A 2S3+ s42 H O +28H + 63 H A4 s+ O 9S 2 4+ O 28NO
3A 2S 3+ s28H 3+4 N 2 H O O 63 H A4 s+ O 92 H S4O +28N
例4：配平方程式 Cr(OH)3(s) + Br2 (l) + KOH 解： Cr(OH)3(s) + Br2 (l)
2020/8/2
HClO3 + P4 HCl + H3PO4
Cl5+ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ Cl–
氧化数降低 6
P4 4PO43– 氧化数升高20
10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4
10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4 方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子， 应在左边加18个H2O
还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子
总数相等。
2020/8/2
1.氧化数法： 原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降
低数相等(得失电子数目相等）
写出化学反应方程式 确定有关元素氧化数升高及降低的数值 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。 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
化简得：
32 C + 6lO 5H C + C l3 + l3 O 2 O H 20203 /8/2 2 C + 6lN 5 aN O + N a H C a 3+ 3 C l2 O H lO
例3：配平方程式
A 2 S 3 ( s ) + s H 3 ( a ) N q H 3 A 4 O ( a ) + s H q 2 S O 4 ( a ) O + N q ( g )
3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O
6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
2.离子电子法
写出相应的离子反应式 将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应 和 氧化剂的还原反应。 配平半反应 确定二个半反应的系数得失电子数相等的原 则 根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+ 即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ =
2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
2020/8/2
配平两个半反应式中的H和O
2020/8/2
例2：配平
解 ： A 2 S 3 + s N 3 O H 3 A 4 + s SO 2 4 O + NO
N 3 + O 4+ H + 3 eN+ 2 O 2 O H
①
即 A 2 S 3 + 2 ： s2 O 0 2 H 3 A H 4 + 3 s4 2 O S + 3+ O + 4 2 H ②8
①×28+②×3得
Cu2+ (aq) + Zn(s) Zn2+ (aq) + Cu(s) 得失电子
H2(g）+ Cl2（g） 2HCl（g）
电子偏移
氧化数：是指某元素的一个原子的荷电 数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子 指定给电负性更大的原子而求得的。
2020/8/2
确定氧化数的规则：
①单质中，元素的氧化数为零。 ②在单原子离子中，元素的氧化数等于该离子所 带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化数为 +1；只有在 金属氢化物中氢的氧化数为 -1。（NaH, CaH2) ④通常，氧在化合物中的氧化数为-2；但是在过 氧化物中，氧的氧化数为-1，在氟的氧化物中，如 OF2 和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
第五章 氧化还原反应 电化学基础 §5.1 氧化还原反应的基本概念 §5.2 电化学电池 §5.3 电极电势 §5.4 电极电势的应用
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§ 5.1 氧化还原反应的基本概念
5.1.1 氧化数 5.1.2 氧化还原反应方程式的配平
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5.1.1 氧化数
有电子得失或电子转移的反应，被称为 氧化还原反应。
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例 11-4 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–
半反应
SO32– SO42– + 2e
MnO4– + 5e Mn 2+
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O ×5+ ×2
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As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
氧化数升高的元素：
2As3+ → 2As5+ 升高 4
→ 3S2–
3S6+
升高24 共升2高 8
N5+ → N2+
降低3
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO
左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O 左边比右边少8个H，少4个O
C 2 (lg + N ) aO Δ H N(aaC + q N l)(a 3 ( aC aq
Cl2 → Cl- + ClO3-
解C ： 2l+2e2C l
①
C 2+ 1 l 2 O 2C H 3 + 6 l2 O O H + 1 0 ② e
①×5+②得：
62 C + 1l 2 1 O 0 + H 2 C C 3 + ll6 O 2 O H
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⑤中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和为零 ， 复杂离子的电荷等于各元素氧化数的代数和。
例：
H5IO6
S2 O32 S4 O62
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Fe3O4
I的氧化+值 7 为
S的氧化值 +2为 S的氧化+值 2.5为 F的 e 氧化+值 8 为
3
5.1.2 氧化还原反应方程式的配平
Br2 (l) + 2e 2Br
K2CrO4 + KBr CrO24 + Br
①
Cr(OH)3(s) + 5OH CrO24 + 4H2O + 3e ② ①×3+②×2得：
2Cr(OH)3(s) + 3Br2 (l) +10OH 2CrO24 + 6Br + 8H2O
28N 3 +3O A 2S3+ s42 H O +28H + 63 H A4 s+ O 9S 2 4+ O 28NO
3A 2S 3+ s28H 3+4 N 2 H O O 63 H A4 s+ O 92 H S4O +28N
例4：配平方程式 Cr(OH)3(s) + Br2 (l) + KOH 解： Cr(OH)3(s) + Br2 (l)
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HClO3 + P4 HCl + H3PO4
Cl5+ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ Cl–
氧化数降低 6
P4 4PO43– 氧化数升高20
10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4
10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4 方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子， 应在左边加18个H2O