第五章-氧化还原电化学
氧化还原反应及其电化学性质
氧化还原反应及其电化学性质氧化还原反应是化学中最基本的反应类型之一，也是电化学研究的核心内容。
它涉及到物质的电荷转移和能量变化，对于人类生活和工业生产具有重要意义。
本文将着重讨论氧化还原反应及其与电化学性质的关系。
氧化还原反应是一种电子转移的过程，其中一个物质失去电子被氧化，而另一个物质则接受电子被还原。
在反应中，电子的转移在离子或分子间进行，伴随着能量的变化。
氧化还原反应可以是不可逆的，也可以是可逆的。
对于不可逆的氧化还原反应，电子的转移是一次性的，反应达到平衡后不再发生任何变化。
而可逆的氧化还原反应则可以在合适的条件下逆转。
氧化还原反应的电化学性质可以通过电位来描述。
电位是电化学中用来衡量物质在电化学反应中电子转移能力的指标。
在一种溶液中，当氧化剂和还原剂达到平衡时，它们之间的电势差称为标准电动势。
标准电动势的符号和数值可以用来判断反应是放电还是充电过程。
具有正的标准电动势的反应是放电过程，而具有负的标准电动势的反应是充电过程。
在实际应用中，电位的测定对于电化学研究和工业生产都具有重要意义。
例如，在电池中，正极和负极之间的电位差是电池放电的动力来源。
而在腐蚀过程中，金属与溶液中的氧或其他化学物质发生氧化还原反应，产生电位差使金属被腐蚀。
通过测定电位可以评估金属的耐蚀性和寿命。
除了电位，电荷转移速率也是电化学性质的重要指标。
在氧化还原反应中，电子转移过程有时会受到电极表面的阻碍，导致反应速率变慢。
为了加快反应速率，可以引入催化剂。
催化剂是一种能够提高反应速率的物质，它们通过降低反应活化能，增强反应效率。
电化学中的许多领域都依赖于催化剂的使用，比如燃料电池、电解水制氢等。
总结起来，氧化还原反应是一种涉及物质电荷转移和能量变化的基本反应。
它的电化学性质通过电位和电荷转移速率来描述。
电位衡量物质在氧化还原反应中的电子转移能力，电荷转移速率则决定反应速率。
电化学的研究和应用领域广泛，涵盖了电池、腐蚀、燃料电池等众多领域，为人类生活和工业生产带来了诸多便利。
第五章 氧化还原与电化学
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
无机化学中的氧化还原反应和电化学
无机化学中的氧化还原反应和电化学无机化学是研究无机物质结构、性质和变化规律的科学分支。
其中，氧化还原反应和电化学是无机化学中重要且广泛应用的领域。
本文将探讨氧化还原反应和电化学的基本概念、应用和未来发展。
一、氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，被氧化的物质失去电子，而被还原的物质获得电子。
这种电子的转移导致了物质的化学变化。
氧化还原反应可以通过氧化态的变化来描述。
在反应中，氧化剂接受电子，其氧化态减少，而还原剂失去电子，其氧化态增加。
例如，氯气（Cl2）和氢气（H2）的反应可以表示为：Cl2 + 2e- -> 2Cl- （氯气被还原，氧化态减少）H2 -> 2H+ + 2e- （氢气被氧化，氧化态增加）氧化还原反应在生活和工业中有广泛的应用。
例如，电池的工作原理就是基于氧化还原反应。
电池中的正极和负极之间发生氧化还原反应，产生电流。
此外，氧化还原反应还可以用于金属的防锈和清洁等领域。
二、电化学的基本概念电化学是研究电与化学反应之间相互关系的学科。
它主要研究电解过程和电化学反应的机理。
在电化学中，电解是指通过外加电压将化学反应逆转的过程。
电解可以分为电解质溶液和电解固体两种情况。
在电解质溶液中，电解质分子或离子在电场的作用下发生氧化还原反应。
而在电解固体中，固体物质通过电子转移发生氧化还原反应。
电化学反应是指在电化学过程中发生的化学反应。
电化学反应可以是氧化还原反应，也可以是非氧化还原反应。
电化学反应的速率和方向可以通过电极电势来控制。
正电势的电极是发生氧化反应的位置，负电势的电极是发生还原反应的位置。
电化学在能源存储和转换、电解水制氢、电镀和电解池等领域有着广泛的应用。
例如，锂离子电池和燃料电池是电化学能源存储和转换的重要设备。
它们利用氧化还原反应将化学能转化为电能，实现能源的高效利用。
三、氧化还原反应和电化学的应用氧化还原反应和电化学在生活、工业和环境保护等领域有着广泛的应用。
《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 电化学基础
0.05917 lg 0.10 0.05917 lg 0.010
0.10 E 0.05917 lg 0.05917 (V) 0.010
二. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱
越大 电极的 氧化型物质氧化能力↑
共轭还原型物质还原能力↓
还原型物质还原能力↑ 共轭氧化型物质氧化能力↓
（1）Mn2+ + 2e
2
Mn
2
(Mn / Mn) (Mn
0.05917 / Mn) lg c(Mn 2 ) 2
（2）2H2O + 2e
H2 + 2OH0.05917 1 (H 2O / H 2 ) (H 2O / H 2 ) lg 2 p(H 2 ) {c(OH )}2 Ag + Br-
∵ ∴
(H / H 2 ) 0.00 V
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· -1)||Zn2+(1mol· -1)|Zn(+) L L
298.15K时， E =-0.763V，
电池反应：
二、原电池符号
(-)Zn | Zn2+(c1) || Cu2+(c2) | Cu(+) 相界面 盐桥
电极导体
溶液
同相不同物种用“，”分开，
负极“ - ”在左边，正极“ + ”在右边； 溶液、气体要注明cB，pB ，固体浓度忽略
纯液体、固体和气体写在惰性电极(Pt)一边用“ , ”分开。
例1：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。 2Fe2 1.0mol L1 Cl2 100kPa
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。
第五章 氧化还原反应与电化学2
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-精选.ppt
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
（3）配平（或核对）O 原子数目：已平衡。 Nhomakorabea注意
1物料平衡 2电荷平衡 3介质酸碱性
2021/1/3
注意
• 若写为： • MnO4- + 3 Fe2+ + 4 H+ = MnO2↓+ 3 Fe3+ + 2
H2O • 错！产物与实验事实不符，不是MnO2↓，而是
Mn2+； • 若写为： • MnO4- +5 Fe2+ + 4 H2O = Mn2+ +5 Fe3+ + 8
OH• 错！虽然物料平衡、电荷平衡，但介质不符。
2021/1/3
例2：歧化反应方程式配平
I2 (s) + OH- → I- + IO3I2 既是氧化剂，又是还原剂，可分开写 :
的总电荷。
如 氧化数
2021/1/3
Cr2O27Cr O x -2 +6
2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、
负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与化合价不同 ？
2021/1/3
化合价和氧化数的区别
1. 化合价具有特定的，确切的含义，而氧化数则是按 规则经 验指定的一个数值。 2.数值有区别
不同元素
（三）歧化反应
同一元素
例： 0
+1
-1
Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq) 同一物质中同一元素的原子，有的氧化数↑，有的氧化数↓
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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 如
FPe23OO54
FPeOO
氧氧化化数数 xx --22 32xx++45××((--22))==00
++85/3
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
Cr2O27-
Cr O
氧化数 x -2
+6
2x+7×(-2)=-2
1. 氧化数
注意
(1) 氧化数可以是正数、
负数、整数、分数、零
(2) 氧化数与化合价不同 ？
化合价和氧化数的区别
1. 化合价具有特定的，确切的含义，而氧化数则是按 规则经 验指定的一个数值。
应”): （还原反应） （氧化反应）
M 4 n 8 H O 5 e M 2 4 H n 2 O
F2 e F3 ee
2.调整两个“半反应”的计量系数，使得电子总数 = 失电子总数.
5eM 和 e 4 的 计 n 8 量H 系 数O 最5 e 小 公M 倍数2 是 54 H n 2 O
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)
氧化数配平
(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
(-6)×10=(-60)
+5 0
-1
+5
10HClO3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
第五章-氧化还原电化学
2e-
Cu2+ (aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe2+ (aq)
电负性
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 共用电子对靠近Cl一边, 电负性 H < Cl
定义
元素的氧化数是指该
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+
步骤
(4)整理，即得配平的离子反应方程式
2MnO-4 +5SO23- +6H+ 2Mn2++3H2O+ 5SO42-
例
(1)写出未配平的离子反应方程式
MnO-4 + SO32- →MnO42- + SO42- +OH-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO-4 → MnO42SO23- → SO42-
（三）歧化反应
同一元素
例： 0
+1
-1
Cl2 (g) + H2O (l) = HOCl (aq) + HCl (aq) 同一物质中同一元素的原子，有的氧化数↑，有的氧化数↓
5.1.3 氧化还原反应方程式的配平
观察法 简单反应
氧化数法
离子－电子法 电极反应
电荷、原子数 皆平衡
氧化数法 配平原则
(1) 元素原子氧化数升高的 总数等于元素原子氧化 数降低的总数
5 F 2 eF 3 e e
3.合M 并半4 反 应 5 F n 2 8 O e H M 2 5 F n 2 4 e H 2 O
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
MnO4- + SO32- +H+ → Mn2+ + SO42-
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO-4 + H+ → Mn2+ SO23- → SO42-
(2) 反应前后各元素的原子 总数相等
核对H、O等，用H＋ OH－ H2O
最小公倍数法确定氧化、还原剂系数
确定元素氧化数升、降数值
根据反应条件，写出反应物、生成物
+7
+2
+2
+3
2KMnO4 +150FeSO4 +8H2SO4 2MnSO4 + 55/2 Fe2(SO4)3 + K2SO4 +8H2O
(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 SO23- + H2O → SO42- + 2H+ 2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO-4 + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O SO23- + H2O - 2e- → SO24- + 2H+
MnO4- + 5 Fe2+ + H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ = Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
（3）配平（或核对）O 原子数目：已平衡。
注意
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 MnO-4 + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O +）5 SO23- + H2O - 2e- → SO24- + 2H+ 2MnO-4 + 16H+ + 5SO32- + 5H2O
→ 2Mn2+ + 8H2O+ 5SO42- +10H+
+4 +2 -1
+2
0 +7
PbO +MnBr +HNO → Pb(NO ) +Br +HMnO +H O
2
2
3
32
2
42
(-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
原则
（1）反应过程中氧化剂得到 的电子数等于还原剂失 去的电子数
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 HgO (s) 2 Hg(l) + O2(g) 同一物质，既是氧化剂，又是还原剂，
但氧化、还原发生在不同元素的原子上。
不同元素
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- + e- → MnO42+）1 SO23- + 2OH- - 2e- → SO42- +H2O 2MnO-4 + SO32- + 2OH-
2MnO42- + SO42- +H2O 以上即为配平的离子反应方程式
注意
在配平半反应式,如果反应物、 生成物所含氧原子数不等时, 可根 据介质的酸碱性条件来配平
例
(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 SO23M- +nO2O-4 H→- →MnSOO4242-- + H2O
右边多 1个O原子，左边加2个OH- ， 右边加 1个H2O
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO-4 + e- → MnO42SO23- + 2OH- - 2e- → SO42- + H2O
缺O加H2O补
缺H加H＋补
加电子平衡电荷
酸性介质
离子电子法－配平半反应
写出氧化型、还原型
BiOCl——Bi BiOCl——Bi+Cl－
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
❖ 错！虽然物料平衡、电荷平衡，但介质不符。
例2：歧化反应方程式配平
I2 (s) + OH- → I- + IO3I2 既是氧化剂，又是还原剂，可分开写 :
I2 (s) + 5 I2 (s) + OH- → 10 I- + 2 IO3再配平H、O原子数目： I2 (s) + 5 I2 (s) + 12 OH- → 10 I- + 2 IO3- +6 H2O 合并 I2 ：