第5章氧化还原反应
工科化学与实验(金继红)第5章-习题及思考题答案
思考题1.氧化还原反应的特征是什么？什么是氧化剂和还原剂？什么是氧化反应和还原反应？氧化还原反应的特征是有电子的转移或偏移。
在氧化还原的过程中，得电子的物质为氧化剂，失电子的物质为还原剂。
氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程称为还原。
2.如何用离子-电子法配平氧化还原方程式？配平原则：（1）反应过程中氧化剂所夺得的电子数必须等于还原剂失去的电子数。
（2）反应前后各元素的原子总数相等。
配平步骤：将反应式改写成两个半反应式，先将两个半反应式配平，然后将这些反应加合起来，消去电子而完成。
3.什么是氧化还原电对？同一元素原子的氧化型物质及对应的还原型物质称为氧化还原电对。
氧化还原电对通常写成: 氧化型/还原型(Ox/Red),如: Cu2+/Cu;Zn2+/Zn4.如何用图式表示原电池？为简单起见，通常用符号表示原电池。
图式中“∣”表示相界面；“‖”表示盐桥；（—）和（+）分别表示原电池的负极和正极。
一般进行氧化反应的负极写在左边，进行还原反应的正极写在右边。
要注明电池反应的温度和压力，如不写明，一般是指在298.15K和标准压力下。
对气体要注明压力，对溶液要注明浓度，当溶液浓度为1mol/L时可以不写。
当电极无金属导体时，需要增加只起导电作用而不参加反应的惰性电极Pt 或C；若参加电极反应的物质中有纯气体，液体或固体时，则应写在惰性导体的一边。
5. 原电池的两个电极符号是如何规定的？如何计算电池的电动势？（—）和（+）分别表示原电池的负极和正极。
电池电动势 E = E + - E -E +和 E - 分别代表正，负极的电极电势。
6. 电对的电极电势值是否与电极反应式的写法有关？电对的电极电势值是强度性质,与电极反应式的写法无关。
7. 原电池的电动势与离子浓度的关系是什么？从能斯特方程中可反映出影响电极电势的因素有哪些？原电池的电动势与正极和负极的电极电势有关，等于两者之差。
而电极电势与离子浓度之间的关系，可由能斯特方程表达。
掌握氧化还原反应中的氧化态与还原态变化
金属冶炼
金属冶炼过 程
分析金属冶炼的 步骤
氧化态还原 态变化
探讨金属在冶炼 过程中氧化态还
原态的变化
温度控制
分析温度对金属 冶炼的影响
还原剂的选 择
讨论还原剂对金 属冶炼的影响
废水处理
01 氧化反应
介绍废水处理中的氧化反应
02 还原反应
分析废水处理中的还原反应
03 氧化还原反应的作用
探讨氧化还原反应在废水处理中的重要性
电池原理
原电池
描述原电池的结构 介绍原电池中的氧化还原 反应
干电池
氧化还原反应与生物体内代谢
能量供应
氧化还原反应释 放能量，为细胞
提供动力
代谢过程
氧化还原反应参 与细胞的新陈代
谢过程
化学平衡
生物体内的氧化 还原反应维持细 胞内化学物质平
衡
感兴趣的领域应用
医学
环保
氧化还原反应在药物代谢、 疾病治疗等方面有应用 氧化还原反应的研究为医
学科研提供理论基础
氧化还原反应帮助解决工 业废水处理问题 氧化还原反应可用于净化
03 电池反应
锌与铜反应产生电能的过程
氧化还原反应动力学
反应速率
反应速率是反应物转变为 生成物的速度 受反应物浓度、温度等影 响
反应机制
反应机制是反应路径中各 步骤的详细描述 包括中间体的生成和消耗
平衡常数
平衡常数描述平衡反应中 生成物和反应物的比例 可通过改变温度来调节平 衡位置
第5章 氧化-还原滴定
2、氧化还原滴定曲线 ——对称电对的滴定
氧化还原滴定原理
例 求下述滴定反应的Esp ：
2、氧化还原滴定曲线 ——对称电对的滴定 化学计量点时： n2O1 + n1R2 = n2R1 + n1O2
氧化 2
n2 n1 n2 n1
Esp
n1E1 n2 E 2 n1 n2
cO1 0.059 Esp= E1= E1 + n lg c 1 R1 Esp= E2= E2
0.059 Ox Re d 0.059 cOx lg lg n Re d Ox n c Re d
E Ox / Re d E Ox / Re d
/
0.059 Ox Re d lg n Re d Ox
/ EOx / Re d E Ox / Re d
0.059 cOx lg n c Re d
4+
氧化还原滴定原理
VCe mL 滴定分数 电势 V 说明 0.00 0.0000 不好计算 1.00 0.0500 0.60 E=EFe /Fe =0.68+0.059lgcFe /cFe 10.00 0.5000 0.68 12.00 0.6000 0.69 19.80 0.9900 0.80 19.98 0.9990 0.86 Esp=(EFe /Fe +ECe /cCe )/2 20.00 1.000 1.06 22.02 1.001 1.26 30.00 1.500 1.42 E=ECe /Ce =1.44+0.059lgcCe /cCe 40.00 2.000 1.44
条件电位（Eθ/)是氧化态与 还原态的分析浓度等于 1mol/L时的电极电位
大学无机化学第五章 氧化还原
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 氧化还原反应
氧化反应：SO32-+2OH--2e SO42-+H2O ×1 ×2 还原反应：MnO4- + e MnO422MnO4-+SO32-+2OH核对: 2MnO42-+SO42-+H2O -6 = -6
反应物少一个氧原子
介质 反应物多一个氧原子
酸性
碱性
+2H+ = H2O
+H2O = 2OH-
+H2O＝2H+
+2OH-＝H2O
中性
+H2O＝2OH-
+H2O＝2H+
5.3. 电极电势 5.3.1 原电池
将锌片放入硫酸铜溶液中，反应如下： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
e (-) A
检流计
(+)
KCl+琼脂 Zn Cu
ZnSO4溶液
CuSO4溶液
使化学能转变为电能的装置叫原电池(动画) 负极（氧化反应）： Zn - 2e Zn2+ 正极（还原反应）： Cu2+ + 2e Cu 电池反应(氧化还原反应)： Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu 锌与锌离子（铜与铜离子）构成的电极 又叫半电池。 电极反应即半反应：氧化态+ne 还原态- ne 还原态 氧化态
还原
Cu2+＋Zn
氧化
Zn2+＋Cu
2） 氧化剂与还原剂 氧化剂：使其它物质氧化，反应中自身被 还原。 还原剂：使其它物质还原，反应中自身被 氧化。 2FeCl3 + 2KI 氧化剂 还原剂 2FeCl2 + I2 + 2KCl
第5章--氧化还原滴定法习题汇总
第5章氧化还原滴定法一、名词解释1、氧化还原滴定法：以氧化还原反应为基础的滴定方法。
2、氧化形和还原形：氧化还原反应中得到电子的物质为氧化剂，本身被还原，从氧化形变成还原形；失去电子的物质为还原剂，本身被氧化，从还原形变成氧化形。
3、电极电位：氧化还原反应中氧化剂的氧化能力和还原剂的还原能力用有关电对的电极电位衡量。
电对的电位越高，其氧化形的氧化能力越强；电对的电位越低，其还原形的还原能力越强。
4、标准电极电位：电对的半电池反应中氧化形和还原形的活度为1mol/L时的电位。
对一定的电对，标准电极电位的值仅随温度变化。
5、条件电位：在考虑离子强度以及副反应存在的条件下，氧化形和还原形的分析浓度均为1mol/L时的电位称为条件电位。
条件电位和溶液组成以及能与电对发生副反应物质有关，仅在一定条件下为常数。
二、填空题1、能应用于氧化还原滴定分析的反应（当n1=n2时），其lgK应大于等于6 ，两电对的电极电位之差应大于0.36/n V。
2、用间接碘量法测定某样品含量时，其酸度应控制在中性或弱酸性溶液中进行，且指示剂在近终点时加入，否则引起终点推迟。
3、用直接碘量法测定某样品含量时，其酸度应控制在酸性、中性或弱碱性溶液中进行，如果溶液的pH大于9 ，碘就会发生副反应。
4、氧化还原滴定中，影响反应进行方向的主要因素有盐效应，沉淀效应，络合效应和酸效应。
5、氧化还原反应完成的程度，可用反应的平衡常数的大小来衡量。
6、氧化还原反应的实质是电子的转移。
7．在氧化还原滴定法中，对于1：1类型的反应，一般氧化剂和还原剂条件电位差大于0.3～0.4V才可用氧化还原指示剂指示滴定终点；条件电位差在0.2～0.3V之间，需要用电位法确定终点；若条件电位差小于0.2V，就不能用于常规滴定分析。
三、选择题1．溶液中氧化还原反应的平衡常数和( D )无关。
A．温度B．标准电极电位C．电子得失数D．浓度2．问接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是( C )。
第5章 氧化还原滴定法
（3）碘量法产生误差的原因 ①溶液中H+的浓度：碘量法必须在中性或弱酸性溶液中
进行，在碱性和强酸性溶液中易发生副反应。
②I2的挥发和I-的氧化 I2的挥发和I-被空气中O2氧化成I2是碘量法产生误差
的主要原因。
1）防止I2的挥发：溶液中加入过量的KI, 使析出的I2与I-形成I3-, 可防止I2的挥发；要求含I2的溶液应在碘量瓶或带塞的玻璃容器 中暗处保存；反应一般在室温下进行，温度不能过高；滴定时 不能剧烈摇动。
③最后再用KMnO4标准溶液回滴剩余的Na2C2O4至粉红色出现,并 在0.5～1min内不消失为止,消耗KMnO4标准溶液（V’1mL ）。
5C2O4- + 2MnO4-+ 16H+
2Mn2++ 10CO2↑+ 8H2O
70 85o C
计算公式:
8
高锰酸盐指数(mgO2 —氧的摩尔质量（1/2
❖ 选择指示剂原则：应使指示剂的变色电位在滴定突跃范 围内,且应尽量使指示剂的变色电位与计量点电位一致或接近。
指示剂
颜色变化
[H+ ] = 1molgL-1 还原型
氧化型
次甲基蓝
0.52
二苯胺磺酸钠 0.85
邻苯氨基苯甲酸 0.89
邻二氮菲亚铁 1.06
无色 无色 无色 红色
天蓝色 紫红色 紫红色 浅蓝色
3) 对于含NO2-的水样,可采用叠氮化钠修正法：在浓H2SO4溶解 沉淀物之前,在水中加入数滴5% NaN3溶液,或在配制碱性KI 溶液时,把碱性KI和1% NaN3溶液同时加入,然后加入浓H2SO4。 其反应为：
2NaN3＋H2SO4= 2HN3＋NaSO4 HNO2＋HN3=N2＋N2O＋H2O
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小于0.536 V
0.536 V ~ 1.087 V
1.087 V ~ 1.390 V
大于1.390 V
5.4.4 判断氧化反应进行的次序
先氧化还原能力最强的 先还原氧化能力最强的
，后氧化 ，后还原
； ；
Hale Waihona Puke 5.4.5 判断氧化反应进行的程度
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
(298 K)
5.4.6 测定某些化学常数
H2
N2 CO
5.2
氧化还原方程式的配平
HBrO3 + HCl
（1） 氧化数法（化合价法）
HClO + Br2
Cl
Br
先配平氧化数有变化的元素原子数，后配平氧化数没有变化的元素原子数：
配平氢，并找出参加反应（或生成）水的分子数：
5.2 氧化还原方程式的配平
（2）离子电子法
例：稀硫酸中，KMnO4 氧化 H2C2O4 氧化数发生变化 两个电对的半反应： 配平原子数：
?
？
因为 所以
将各物质相应的浓度带入能斯特方程后：
原电池的电动势为：
5.4 电极电势的应用
（2）判断氧化还原反应进行的方向
不符合以上对角线关系的物质不能自发反应！
判断反应
Pb2++Sn
Pb+Sn2+
能否在下面给出条件下进行？ (1) 解：
c(Pb2+)=c(Sn2+)=1.0 mol· L-1
Sn 和 Pb2+ 符合对角线关系，反应可以自发进行！
氧化数与化合价的区别与联系
① 氧化数(原子的表观电荷数）有正负之分，且可为 分数，化合价（形成共价键时共用电子对数）不可能 为分数。 ② 离子化合物 :元素的氧化数正好等于离子的化合价。
③ 共价化合物 : 同一物质中同种元素的氧化数与共价 键的数目不一定相同。 例如 元素的氧化数 O O O : -2 C : +2 共价键的目 1 3 3
1 氧化（得电子 -氧化剂-被还原-还原半反应）电子偏移 还原 （失电子 -还原剂-被氧化-氧化半反应） 还原半反应 氧化半反应 Cu2+ + 2eZn - 2eCu2+ + Zn Cu Zn2+ Zn2+ + Cu
氧化还原全反应
2 氧化数
某元素一个原子的表观电荷数。表观电荷数不仅包括
电子的得失数，也包括电子的偏移数。 氧化数正负符号：电负性小的（失去电子 或电子对被偏离)为正值，电负性较大的（ 得到电子或使电子对靠近）为负值
所以：
表 5-1 标准电极电势（298 K）
5.3.3 能斯特方程
电极反应
氧化态 + ze还原态
能斯特方程
298 K时
5.3.4 原电池的电动势与
原电池的电池总反应如下，求反应的 和
的关系
？
正极电极反应： 负极电极反应：
所以：
5.4 电极电势的应用
（1）计算原电池的电动势
与该原电池有关的电极反应及其标准电极电势
判断反应
Pb2++Sn
Pb+Sn2+
能否在下面给出条件下进行？
L-1,c(Sn2+)=2.0 mol· L-1 (2) c(Pb2+)=0.10 mol·
解：
Sn 和 Pb2+ 不符合对角线关系，反应不能进行！
5.4.3 选择氧化剂和还原剂
某氧化剂(
)
不能氧化上述阴离子 可以氧化 可以氧化 可以氧化 、 、 、
5.2 氧化还原方程式的配平
（2）离子电子法
例：稀硫酸中，KMnO4 氧化 H2C2O4 配平电荷数：
消去电子，配平离子式：
5.3 电极电势
（1）原电池
Zn和CuSO4的置换反应为 Zn+Cu2+
Zn2++Cu
负极，氧化反应： 正极，还原反应： 铜锌原电池总反应：
5.3.2
标准电极电势
测定锌电极标准电极电势的装置
测定以上原电池的电动势E为 0.34 V，试计算AgCl的
？
解得
5.5 元素电势图及其应用
元素电势图
应用一
酸性介质
比较元素各氧化态的氧化能力
氧化态 还原态
是最强氧化剂 是最强氧化剂
应用二
碱性介质
判断元素某氧化态能否发生歧化反应
因为
，
在水溶液中发生歧化
应用三
已知：
从几个相邻电对已知的
求算电对未知的
氧化数确定规则
（1）单质中，原子的氧化数为零；O2 Br2 （2）中性分子中，所有原子的氧化数代数和为零；
（3）复杂离子中，所有原子的氧化数和等于离子的电荷数；
单原子离子的电荷数为原子的等于所带电荷数； S2-
（4）氢原子、氧原子在化合物中的氧化数有定值：
氢在化合物中的氧化数通常为 +1，氧在化合物中的氧 化数通常为 -2；活泼金属氢化物（如：NaH）中氢的氧化数 为 -1 ；过氧化物中氧的氧化数为 -1;
无机及分析化学
（第五版）
1
第五章 氧化还原平衡
掌握氧化还原反应的基本概念； 掌握能斯特方程的有关计算； 掌握电极电势在有关方面的应用； 了解原电池电动势与吉布斯自由能之间的关系； 掌握元素电势图及其应用。
5.1
氧化还原反应的基本概念
酸碱滴定、
化学反应分类：（1）没有发生电子转移 沉淀反应、配位反应 （2）发生电子转移 氧化还原反应