澄海中学高中化学奥林匹克竞赛辅导资料
第九章氧化还原反应与电化学基础
【竞赛要求】
氧化态。氧化还原的基本概念和反应的书写与配平。原电池。电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。标准电极电势。用标准电极电势判断反应的方向及氧化剂与还原剂的强弱。电解池的电极符号与电极反应。电解与电镀。电化学腐蚀。常见化学电源。Nernst方程及有关计算。原电池电动势的计算。pH对原电池的电动势、电极电势、氧化还原反应方向的影响。沉淀剂、络合剂对氧化还原反应方向的影响。
【知识梳理】
一、氧化还原反应的基本概念
1、氧化数
在氧化还原反应中，由于发生了电子转移，导致某些元素带电状态发生变化。为了描述元素原子带电状态的不同，人们提出了氧化数的概念。
1970年，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）对氧化数的定义是：氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数是假设把每个化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的。例如，在NaCl中，钠的氧化数为+1，氯的氧化数为–1。在SO2中，硫的氧化数为+4，氧的氧化数为–2。由此可见，氧化数是元素在化合状态时人为规定的形式电荷数。
确定氧化数的规则：
（1）在单质中，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，只有在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为–1。
（4）通常，在化合物中氧的氧化数为–2；但在过氧化物（如H2O2、Na2O2、BaO2）中氧的氧化数为–1；而在OF2和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
（5）在所有氟化物中，氟的氧化数为–1。
（6）碱金属和碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1和+2。
（7）在中性分子中，各元素氧化数的代数和为零。在多原子原子离子中各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。
根据上述原则，可以确定化合物中某元素的氧化数。
2、氧化还原电对
在氧化还原反应中，元素氧化数升高的物质是还原剂，元素氧化数降低的物质是氧化剂。
氧化还原反应是由还原剂被氧化和氧化剂被还原两个半反应所组成的。例如：
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
是由半反应Zn(s)Zn2+ + 2e－和Cu2+ + 2e－Cu(s) 所组成。
在半反应中，同一元素的两个不同氧化数的物种组成了电对，其中，氧化数较大的物种称为氧化型，氧化数较小的物种称为还原型。通常电对表示成：/ 还原型。
例如：氧化还原反应是由两个电对构成的反应系统。可以表示为：
还原型（1）+氧化型（2）氧化型（1）+ 还原型（2）
二、氧化还原反应方程式的配平
配平氧化还原反应方程式的常用方法有氧化数法和离子–电子法。氧化值法在中学化学中已经学过，其重要原则是还原剂中元素氧化值升高的总数等于氧化剂中元素氧化值降低的总数。这里不在重复。以下我们介绍离子–电子法。
用离子–电子法配平氧化还原反应方程式的原则是：
（1）反应中氧化剂得到电子的总数必须等于还原剂失去电子的总数。
（2）根据质量守衡定律，方程式中等号两边各种元素的原子总数必须相等。
下面分别用酸性溶液和碱性溶液中的氧化还原反应为例介绍离子–电子法的配平步骤。
例1 配平酸性溶液中的反应：
KMnO4 + K2SO3K2SO4 + MnSO4
具体配平步骤如下：
（1）写出主要反应物和产物的离子式：
MnO-
4+ SO-2
3
Mn2+ + SO-2
4
（2）分别写出两个半反应中的电对：
MnO-
4Mn2+SO-2
3
SO-2
4
（3）分别配平两个半反应。这是离子电子法的关键步骤。所以离子电子法也叫做半反应法。先根据溶液的酸碱性配平两边各元素的原子：
MnO-
4
+ 8H+ Mn2+ + 4H2O
SO-2
3+ H2O SO-2
4
+ 2H+
少氧的一边加H2O，多氧的一边加H+，酸性溶液中不能出现OH－。再加电子使两边的电荷数相等：
MnO-
4
+ 8H+ 5e－= Mn2+ + 4H2O ①
SO -23+ H 2O = SO -24+ 2H +
+ 2e －
②
（4）根据两个半反应得失电子的最小公倍数，将两个半反应分别乘以相应的系数后，消去电子，得到配平的离子方程式。①式×2加②式×5得：
核对等式两边各元素原子个数和电荷数是否相等。
根据题目要求，将离子方程式改写为分子（或化学式）方程式。加入不参与反应阳离子或
阴离子，引入的酸根离子以不引入其他杂质，不参与氧化还原反应为原则。此反应中加入的是稀硫酸。
2KMnO 4 + 5K 2SO 3 +3H 2SO 4 = 2MnSO 4 + 5K 2SO 4 + H 2O
例2 将氯气通入热的氢氧化钠溶液中，生成氯化钠和氯酸钠，配平此反应方程式。 配平：此反应是碱性溶液中Cl 2歧化为NaCl 和NaClO 3反应，Cl 2即是氧化剂，又是还原剂
Cl 2 + NaOH ?→?
?
NaCl + NaClO 3 相应的离子方程式为：
Cl 2 + OH – ?→??
Cl – + ClO -3
写出两个半反应：
Cl 2
Cl – Cl 2
ClO -
3
配平两个半反应，碱性溶液中少氧的一边加OH －
，多氧的一边加H 2O ，但不能出现H +。
Cl 2 + 2e －
= 2Cl – ③
Cl 2 + 12OH – = 2ClO -
3 + 6H 2O +10e
－
④
将③式×5+④得
化为简式得：
3Cl 2 + 6OH – = ClO -3 +5 Cl – + 3H 2O
改写为分子方程式：
3Cl 2 + 6NaOH = NaClO 3 + 5NaCl + 3H 2O
用离子– 电子法配平氧化还原反应方程式时，可以不必知道元素的氧化值，转移电子数在
2MnO -4+ 16H
+
10e －
= 2Mn 2+ + 8H 2O +）5SO -23+ 5H 2O = 5SO -24+ 10H + + 10e －
2MnO -4+ 5SO -23+ 6H + = 2Mn 2+ + 5SO -24+ 3H 2O
5Cl 2 + 10e －
= 10Cl –
+）Cl 2 + 12OH – = 2ClO -
3 + 6H 2O +10e
－
6Cl 2 + 12OH – = 2ClO -
3 +10 Cl – + 6H 2O
配平半反应时即可以确定，这是此法的一个优点。离子电子法特别适合配平水溶液中的氧化还原反应，而配平半反应对于氧化还原反应的有关计算是非常重要的。
三、电极电势 1、原电池 （1）原电池的组成
将锌片插入硫酸铜溶液中会自发地发生氧化还原反应： Zn(s) + Cu 2+
(aq)
Zn 2+(aq) + Cu(s) △r )298(0
K H m = – 281.66 kJ ·mol －
1
随着反应的进行，金属铜不断地沉淀在锌片上，同时锌片不断地溶解。反应是放热的，化学能转变为热能。如何将化学能转变为电能而产生电流呢？
1863年，J.E.Daniell 将锌片插入ZnSO 4溶液中，用这两个半电池组成了一个电池，称为Daniell 电池。
后来，经过改进，用充满含有饱和KCl 溶液的琼脂胶冻的倒置U 型管作盐桥将两个半电池联通，在锌片和铜片间串联一个安培计。 采用这样的铜–锌原电池获得了电流。
锌片为负极，发生氧化反应：
Zn(s) Zn 2+ + 2e －
铜片为正极，发生还原反应：
Cu 2+ + 2e
－
Cu(s)
氧化和还原反应分别在两处进行，还原剂失去电子经外电路转移给氧化剂形成了电子的有规则定向流动，产生了电流。这种借助于自发的氧化还原反应产生电流的装置称为原电池。
在原电池中，两个半电池中发生的反应叫做半电池反应或电极反应。 总的氧化还原反应叫做电池反应。铜–锌原电池反应为：
Zn(s) + Cu 2+
(aq)
Zn 2+(aq) + Cu(s)
原电池可以用简单的符号表示，称为电池符号（或电池图示）。例如铜–锌原电池的符号为：
Zn(s)∣ZnSO 4(1c )‖CuSO 4(2c )∣Cu(s)
在电池符号中，将负极写在左边，正极写在右边，用单竖线表示相与相间的界面，用双竖线表示盐桥。
有些原电池需要用铂片或石墨作电极。例如：
Pt ∣Sn 2+(1c ),Sn 4+('
1c )‖Fe 3+(2c ), Fe 2+('
2c )∣Pt
相应的电池反应为：
2Fe 3+(aq) + Sn 2+
(aq)
Fe 2+(aq) + Sn 4+(aq)
（2）原电池的电动势
原电池的两极用导线连接时有电流通过，说明两极之间存在着电势差在外电路电流趋于零时，用电位计测定正极与负极间的电势差，用MF E 表示原电池的电动势等于正极的电极电势与负极的电极电势之差：
MF E =)(+E －)(-E （10-1）
原电池的电动势与系统的组成有关。当原电池中的各物质均处于标准态时，测得的原电池
的电动势称为标准电动势，用0MF E 表示。
MF
E =0)(+E －0)(-E （10-2） 例如，25℃在铜–锌原电池中，当c (Cu 2+) =1.0 mol·L －1 , c (Zn 2+) =1.0 mol·L －1时，测得的电
池电动势0
MF E =1.10 V 。
（3）原电池的电动势与反应的Gibbs 函数变
热力学研究表明，在恒温恒压下，反应系统Gibbs 函数变等于系统能做的最大有用功，即：
△r m G =max W （10-3）
对于原电池反应来说，系统所能做的最大有用功就是电功。根据物理学原理，电功等于通过的电量Q 与电动势的乘积：
max W = – MF QE = –MF zFE （10-4）
式中，F 为Faraday 常量，F = 96485 C·mol －
1，z 为电池反应转移的电子数。由上述两式得：
△r m G = –MF zFE （10-5）
如果电池反应是在标准状态下进行，则
△r 0m G = –0MF
zFE （10-6） 根据（10-5），若已知电池电动势MF E ，可以求出电池反应的Gibbs 函数△r m G ；反之亦然。
2、电极电势 （1）电极电势的产生
原电池的电动势是组成原电池的两个电极电势之差。每个电极的电势是如何产生的呢？以金属电极为例，将金属浸入其盐溶液时，在金属与其盐溶液接触的界面上会发生金属溶解和金属离子沉淀两个不同的过程：
M(s) M 2+(aq) + z e －
当这两个过程速率相等时，达到动态平衡。如果是较活泼的金属(如锌)，金属表面带负电荷，而靠近金属的溶液带正电荷，形成了双电层，产生了电势差，称为电极电势。对于不活泼的金属(如铜)，则情况刚好相反，金属表面带正电荷，而靠近金属的溶液带负电荷。但也形成双电层，产生电极电势。
电极电势的绝对值尚无法测定。通常要选定一个参比电极，以其电极电势为基准，与其他电极相比较，从而确定其他电极的电极电势相对值。通常选取的参比电极是标准氢电极。
（2）标准电极的确定 ①标准氢电极
将镀有一层海绵状铂黑的铂片浸入H +浓度为1.0 mol ·l
－1
的酸性溶液中，不断通入压力
为100 kPa 的纯净氢气。铂黑吸附氢气达到饱和。这样的氢电极即为标准氢电极，电极反应为：
2H +(aq) +
H
2(g)
规定在298.15 K 时，其标准电极电势为零，即0
)/(2
H H E += 0 ②甘汞电极
实际应用中常常使用甘汞电极作参比电极。甘汞电极的电极反应为：
Hg 2Cl 2(s) + 2e
－
2Hg(l) + 2Cl －
(aq)
饱和甘汞电极的电极电势为0.2415 V 。 ③其他标准电极电势的确定
通过实验测定某电极标准电极电势的方法是：以标准氢电极为负极，待测标准电极为正极组成原电池，测定该电池的标准电池电动势。由于标准氢电极电势为零，所以测得的标准电池电动势在数值上就等于待测电极的标准电极电势。例如，将标准氢电极与标准铜电极组成原电池：
Pt ∣H 2(100kPa)∣H +(1.0 mol ·l －
1)‖Cu 2+(1.0 mol ·l －
1)∣Cu(s)
测得标准电池电动势0
MF E = 0.340 V
由于 0MF E =0)(+E －0)(-E =0)/(2Cu Cu E +－0)/(2
H H E +=0)/(2Cu Cu E +
所以 0
)/(2Cu Cu E += 0.340 V
由于铜电极为正极，其电极反应为还原反应：
Cu 2+(aq) + 2e
－
Cu(s)
所以实验测得的标准电极电势为标准还原电极电势。
同理，可以确定标准锌电极电势 0
)/(2Zn Zn E += – 0.762 V
按照此方法，可以测定许多电对的标准还原电极电势。在无机化学教材的附表或化学手册中可以查到298.15K 时常用标准还原电极电势的数据。
（3）Nernst 方程式及其应用 ①Nernst 方程式
影响电极电势的因素有浓度、压力和温度等。 （a ）电池反应的Nernst 方程式 对于原电池反应
△r m G (T ) = –MF zFE (T ) △r 0
m G (T ) = –0MF zFE (T )
代入等温方程式得：
△r m G (T ) = △r 0m G (T ) + RT ln J –MF zFE (T ) = –0MF zFE (T ) + RT ln J
即
MF E (T ) = 0
MF
E (T ) －J zF
RT
ln （10-7） 此式称为电池反应的Nernst 方程式。式中，J 为电池反应的反应商，z 为电池反应中转移
电子数。由此式可以看出浓度、压力和温度对电池电动势的影响。应当注意，0
MF E 也随温度
的变化而改变。
298.15 K 时，Nernst 方程式为：
MF E (298.5 K ) = 0
MF
E (298.5 K) － J z
V lg 0592.0 （10-8） 利用此式可以计算298.15 K 时的非标准电池电动势。 （b ）电极反应的Nernst 方程式 对于电极
氧化型 + z e －
还原型
标准状态时 △r 0
m G = –0
zFE
非标准状态时 △r m G = –zFE 代入等温方程式得：
)
()(ln
0还原型氧化型c c zF RT E E -
= （10-9）
298.15K 时
)
()(lg 0592.0)15.298()15.298(0还原型氧化型c c z V K E K E -
= （10-10）
利用此式，可以计算298.15K 时非标准态时的电极电势。应该注意，z 为电极反应转移电子数。c (氧化型)包括电极反应中氧化型一侧各物种的浓度幂，c (还原型)包括电极反应中还原型一边各物种的浓度幂。
由电极反应的Nernst 方程式可以看出：c (氧化型)增大，电极电势增大；c (还原型)增大，
电极电势减小。
②生成沉淀或配合物对电极电势的影响
在电极反应中，加入沉淀试剂或配位剂时，由于生成沉淀或配合物，会使离子的浓度改变，结果导致电极电势发生变化。
（a ）沉淀的生成对电极电势的影响
Ag +/Ag 电对为例。298.15K 时，0
)/(Ag Ag E +=0.799 V 相应的电极反应为：Ag +(aq) + e －
Ag(s)
其Nernst 方程式为：
)/(Ag Ag E +=0)
/(Ag Ag
E +
+0.0592 lg 0
)(c Ag c +
若加入NaCl ，生成AgCl 沉淀。
0)
(AgCl cp K =1.8×10–10， 0
)(0/)(/)(c Cl c K c Ag c AgCl sp -+=
代入上述Nernst 方程，
)
(0
)
/()/(/)(ln
0592.0c
Cl c K V E
E AgCl cp Ag Ag Ag Ag -+=++
当c (Cl -) = 1.0mol ·l –1时,
0)
(0
)
/()/(/)(ln
0592.0c
Cl c K V E
E AgCl cp Ag Ag Ag Ag -+=++
= 0.799V + 0.0592 ln1.8×10－10
= 0.222 V
由此可见，当氧化型生成沉淀时，使氧化型离子浓度减小，电极电势降低。
这里计算所得E (Ag +/Ag)值，实际上是电对AgCl/Ag 的标准电极电势，因为当c (Cl －
) = 1.0mol·L
－1
时，电极反应：
AgCl(s) + e –
Ag(s) + Cl －
(aq)
处于标准状态。由此可以得出下列关系式：
)(ln 0592.0)/()/(0
00AgCl K V Ag Ag E Ag AgCl E sp +=+
很显然，由于氧化型生成沉淀，则
)/()/(00Ag Ag E Ag AgCl E +
当还原型生成沉淀时，由于还原型离子浓度减小，电极电势将增大。当氧化型和还原型都
生成沉淀时，若氧化型）(0sp K ＜还原型）
(0
sp K ，则电极电势减小。反之，则电极电势变大。 （b ）配合物的形成对电极电势的影响 以电对Cu 2+/Cu 为例，298.15K 时，
Cu 2+(aq) + 2e –
Cu(s) V E 340.00=
若加入过量氨水时，生成[Cu(NH 3)4]2+，当c (Cu(NH 3)+
24) = c (NH 3) = 1.0 mol · L –1 时，
2/)(c Cu c +=
]
)([]/)([/])([24304030
243+
+NH Cu K c NH c c NH Cu c f =
]
)([1
2430+
NH Cu K f 代入Nernst 方程得：
]
)([1
lg 0592.02430
0)/()/(22+
+
=++NH Cu K z V E E f Cu Cu Cu Cu = 0.340 V +
12
10
30.21lg 20592.0?V = – 0.392 V 即 =+0
]
/)([24
3Cu NH Cu E – 0.392 V
当电对的氧化型生成配合物时，使氧化型离子的浓度减小，则电极电势变小。
同理可以推知：
)(lg 0592.0200)/(0)/(22
2CuCl K V E E f Cu Cu CuCl Cu +=++-+
= 0.1607 V + 0.0592V lg6.91×104
= 0.447 V
当电对的还原型生成配合物时，使还原型离子的浓度减小，则电极电势增大。
当氧化型和还原型都生成配合物时，若0f K （氧化型）＞0
f K （还原型）则电极电势变小；
反之，则电极电势变大。
3、电极电势的应用
（1）判断氧化剂、还原剂的相对强弱
氧化剂是电对中的氧化剂，还原剂是电对中的还原剂。根据标准电极电势的大小，可以判断氧化剂、还原剂的相对强弱。E 愈大，电对中氧化型的氧化能力愈强，是强的氧化剂；E 愈小，电对中还原型的还原能力愈强，是强的还原剂。
在标准电极电势数据表中，电极反应为还原反应，即
氧化型 + ze –
还原型
排在最前面的)/(0Li Li E +最小，其还原型Li 是最强的还原剂；排在最后面的电对F 2 / HF 的0E 最大，其氧化型F 2是最强的氧化剂。
（2）判断氧化还原反应的方向
判断化学反应自发进行方向的判据是m r G ?。对于氧化还原反应，由于m r G ?与E MF 之间的关系为：m r G ?= MF zFE -
所以可以用E MF 代替m r G ?判断反应的方向。
MF E ＞0 反应正向进行 m r G ? ＜ 0 MF E ＜0 反应逆向进行 m r G ? ＞ 0
MF E = 0 反应应处于平衡状态 m r G ? = 0
又由于MF E = （还原剂）氧化剂）E E E E -=--+()()(
若使E ＞0，则必须)()(-+E E ，即氧化剂电对的电极电势大于还原剂电对的电极电势。 E 大的电对的氧化型作氧化剂， E 小的电对的还原型作还原剂，两者的反应自发地进行。氧化还原反应的方向可以表示为：
强氧化型（1）+ 强还原型（2）= 弱还原型（1）+ 弱氧化型（2）
从标准电极电势表中查得的0
E 能用于计算0M
F E 。但严格地说，0MF E 只能用于判断标准状态下的氧化还原反应的方向。如果用0MF E 判断非标准状态下的氧化还原反应的方向，有如下
经验规则：
MF E ＞0.2 V 反应正向进行
MF E ＜－0.2 V 反应逆向进行
若 －0.2 V ＜0
MF E ＜ 0.2 V ，因为浓度的影响，反应可能正向进行也可能逆向进行，所以
必须计算出MF E ，用以判断反应的方向。
（3）确定氧化还原反应的限度
氧化还原反应的限度即为平衡状态，可以用其标准平衡常数来表明。氧化还原反应的标准平衡常数与标准电池电动势有关，即与相关的电对的标准电极电势有关。由：
00ln K RT G m r -=? 和 0
m
r G ?= –0MF zFE 可得： RT
zFE K MF
ln = （10-11）
298.15K 时：
V
zE K MF
0592.0lg 00
= （10-12）
根据氧化还原反应方程式，确定正极和负极（方程式左边的氧化剂电对为正极，还原剂电
对为负极），计算标准电池电动势：0
MF E = )()(-+-E E
代入上式即可计算氧化还原反应的标准平衡常数。0K 愈大，反应正向进行的程度愈大。 例如：试估计反应：
Zn(s) + Cu 2+(aq)
Zn 2+(aq) + Cu(s)
在298K 下进行的限度。
化学反应进行的限度可以由它的标准平衡常数来评价。
Zn(s) + Cu 2+(aq)
Zn 2+(aq) + Cu(s)
MF
E =0)/(0)/(22Zn Zn Cu Cu E E ++- = 0.3394V －(－0.7621V) = 1.1015 V
2128.370592.01015.120592.0lg 0
=?==V
V
V zE K MF
3701063.1?=K
0K 值很大，说明反应向右进行得很完全。
由于生成难溶化合物、配合物、弱电解质会影响有关电对的电极电势，所以根据氧化还原反应的标准平衡常数与标准电池电动势间的定量关系，可以通过测定原电池电动势的方法来推算难溶电解质的溶度积、配合物的稳定常数、弱电解质的解离常数等。
例如 298K 时，下列电极反应的标准电极电势：
Ag +(aq) + e －
Ag(s) E 0 = 0.7991 V
[Ag(NH 3)2]+(aq) + e －
Ag(s) + 2NH 3(aq) E 0 = 0.3719 V
试求出0
)(,2
3+NH
Ag f K
以给出的两电极反应组成原电池，电池反应为：
Ag +(aq) + 2NH 3
(aq)
[Ag(NH 3)2]+ (aq) K 0 = 0)(,2
3+NH Ag f K 0
MF
E =V V V E E Ag NH Ag Ag Ag 4272.03719.07991.00]
/)([0)/(2
3=-=-++
lg K 0
=
216.70592.04272.010592.00
=?=V
V
V zE MF K 0 = 0
)(,2
3+NH
Ag f K =1.64×107
（4）元素电势图
许多元素具有多种氧化值，不同氧化值的物种可以组成电对。将某种元素不同氧化值的物种从左到右按氧化值由高到低的顺序排成一行，每两个物种间用直线连接表示一个电对，并在直线上标明此电对的标准电极电势的数值。这种图称为元素电势图。例如，酸性溶液中氧元素的电势图如下：
V E A
/0
1.229
O 2 H 2O 2 H 2O
0.6945 1.763
碱性溶液中氧的元素电势图为：
V E A /0
元素电势图简明、直观地表明了元素各电对的标准电极电势，对于讨论元素各氧化值物种的氧化还原性和稳定性非常重要和方便，在元素化学中得到广泛的应用。
①判断氧化还原反应能否发生
某元素中间氧化值的物种发生自身氧化还原反应，生成高氧化值物种和低氧化值物种，这样的反应叫做歧化反应。例如：
2H 2O 2
2H 2O + O 2
相反，由同一元素的高氧化值物种和低氧化值物种生成中间氧化值物种的反应叫做反歧化反应。例如：
Hg 2+
+ Hg
Hg +
22
在标准状态下，歧化反应能否发生可用元素电势图来判断。
例如 根据铜元素在酸性溶液中的有关电对的标准电极电势，画出它的电势图，并推测在酸性溶液中Cu + 能否发生歧化反应。
在酸性溶液中，铜元素的电势图为：
铜的电势图所对应的电极反应为：
Cu 2+(aq) + e － Cu +(aq) E 0 = 0.1607 V ① Cu +(aq) + e －
Cu (s) E 0 = 0.5180 V ② ①－② 得 2 Cu +
(aq)
Cu 2+(aq) + Cu (s) ③
MF E =V V V E E Cu Cu Cu Cu 3573.01607.05180.00]
/[0)/(2=-=-++ 0
MF
E ＞ 0，反应③能从左向右进行，说明Cu + 在酸性溶液中不稳定，能够发生歧化。 推广到一般情况，如某元素的电势图如下：
1.229
O 2 HO -2 OH –
0.6945 1.763 0左
E 0
右
E
如果0右E ＞0
左E ，即0/C B E ＞0/B A E ，则较强的氧化剂和较强的还原剂都是B ，所以B 会发
生歧化反应。相反，如果0右E ＜0左E ，则标准状态下B 不会发生歧化反应，而是A 与C 发生反
歧化反应生成B 。
②计算某些未知的标准电极电势
在一些元素电势图上，常常不是标出所有电对的标准电极电势，但是利用已经给出的某些电对的标准电极电势可以很简便地计算出某些电对的未知标准电极电势。如果某元素的电势图为：
相应的各电极反应及0
m r G ?与0
E 的关系为：
由于 0)(x m r G ? = 0)1(m r G ?+0)2(m r G ?+0
)3(m r G ? 即 0x x FE z -=011FE z -022FE z -03
3FE z - 所以
x
x
z E z E z E z E 0
3
30220110
++=
根据此式，可以由元素电势图上的相关0
E 数据计算出所需要的未知标准电极电势。应该注意，这里 321z z z z x ++=。
四、化学电源与电解 1、化学电源简介 （1）锌锰干电池
锌锰干电池是最常见的化学电源。干电池的外壳（锌）是负极，中间的碳棒是正极，在碳棒的周围是细密的石墨和去极化剂MnO 2的混合物，在混合物周围再装入以NH 4Cl 溶液浸润的ZnCl 2，NH 4Cl 和淀粉或其他填充物（制成糊状物）。为了避免水的蒸发，干电池用蜡封好。
A + z 1e －
B 0)1(m r G ? = 0
11FE z - B + z 2e － C 0)2(m r G ? = 022FE z - +) C + z 3e － D 0)3(m r G ? = 033FE z - A + z x e
－
D 0)(x m r G ? = 0x x F
E z -
A B C D
01E
z 1 z 2 02E 0
3
E z 3
0x
E x
干电池在使用时的电极反应为
碳极：
锌极： Zn － 2e －
= Zn 2+
总反应： Zn + 2MnO 2 + 2NH +4
= 2MnO(OH) + 2NH 3 + Zn 2+
从反应式看出：加MnO 2是因为碳极上NH +4离子获得电子产生H 2，妨碍碳棒与NH +4的
接触，使电池的内阻增大，即产生“极化作用”。添加MnO 2就能与H 2反应生成MnO(OH)。这样就能消除电极上氢气的集积现象，使电池畅通。所以MnO 2起到消除极化的作用，叫做去极剂。
此外，普通碱性干电池，也是用Zn 和MnO 2或HgO 做反应物，但在KOH 碱性条件下工作。例如汞电池是最早应用的微型电池，有Zn （负极）和HgO （正极）组成，电解质为KOH 浓溶液，电极反应为
负极： Zn(s) + 2OH
－
Zn(s) + H 2O + 2e －
正极： HgO(s) + H 2O + 2e －
Hg(1) + 2OH －
总反应：
Zn(s) + HgO(s)
ZnO(s) + Hg (1)
电动势为1.35V ，特点是在有效使用期内电势稳定。另有一种氧化银电池由Zn 和Ag 2O 组成，电解质为碱性溶液，电动势为1.5V 。
此外，目前新型纽扣电池多数属于锂化学体系，以金属锂为阳极，铬酸银为阴极，电解质为高氯酸锂，电动势为3.2 V ，它广泛用于电子表、照相机和计算器等。
（2）蓄电池
蓄电池和干电池不同，它可以通过数百次的充电和放电，反复作用。所谓充电，是使直流电通过蓄电池，使蓄电池内进行化学反应，把电能转化为化学能并积蓄起来。充完电的蓄电池，在使用时蓄电池内进行与充电时方向相反的电极反应，使化学能转变为电能，这一过程称为放电。
常用的蓄电池是铅蓄电池，铅蓄电池的电极是用铅锑合金制成的栅状极片，正极的极片上填充着PbO 2，负极的极片上填塞着灰铅。这两组极片交替地排列在蓄电池中，并浸泡在30%的H 2SO 4（密度为1.2 kg ·L －
1）溶液中。
蓄电池放电时（即使用时），正极上的PbO 2被还原为Pb 2+，负极上的Pb 被氧化成Pb 2+。Pb 2+离子与溶液中的SO -
24离子作用在正负极片上生成沉淀。反应为
负极： Pb(s) + SO -
24
PbSO 4 + 2e －
正极： PbO 2 (s) + 4H + + SO -
24+ 2e －
PbSO 4(s) + 2H 2O
随着蓄电池放电，H 2SO 4的浓度逐渐降低，这是因为每1 mol Pb 参加反应，要消耗2 mol H 2SO 4，
2NH +4 + 2e －
= 2NH 3 + H 2
+）H 2 + 2MnO 2 = 2MnO(OH)
2NH +4 +2MnO 2 + 2e －
= 2NH 3 + 2MnO(OH)
生成2 mol H 2O 。当溶液的密度降低到1.05 kg ·L –1 时蓄电池应该进行充电。 蓄电池充电时，外加电流使极片上的反应逆向进行。
阳极： PbSO
4(s) + 2H 2O Pb O 2 (s) + 4H + + SO -
24+ 2e －
阴极： PbSO
4 (s) + 2e －
Pb + SO -24
蓄电池经过充电，恢复原状，可再次使用。
（3）燃料电池
燃料电池和其他电池中的氧化还原反应一样都是一种自发的化学反应。目前像氢氧燃料电池已应用于宇宙飞船的潜艇中。它的基本反应是：
H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2O(1)
从原则上说燃烧1 mol H 2可以转换成237kJ 的电能。如果通过加热蒸汽间接得到电能，则所产生的电能最多不超过237 kJ ×40% = 95 kJ 。若将它设计成一个电池，一般可以得到200 kJ 电能，电能的利用率较一般发电方式增加了一倍。在氢氧燃料电池中用多孔隔膜把电池分成三部分。电池的中间部分装有75%的KOH 溶液，左侧通入燃料H 2，右侧通入氧化剂O 2，气体通过隔膜，缓慢扩散到KOH 溶液中并发生以下反应：
正极： 1/2O 2 (g) + H 2O + 2e －
= 2OH －
负极： H 2 (g) + 2OH －
= 2H 2O +2e －
总反应： H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2O
燃料电池的突出优点是把化学能直接转变为电能而不经过热能这一中间形式，因此化学能的利用率很高而且减少了环境污染。
2、电解
（1）原电池与电解池
我们已经知道，一个氧化还原反应可以组成一个原电池，并且把化学能转化为电能。而电解则是在外电源的作用下，通过电流促进氧化还原反应进行，它是把电能转变为化学能，两者的作用正好相反。从热力学的角度来看，原电池是自发进行的，而电解池是强迫进行的。
从结构上看，两者也是不同的。在原电池中，电势高的电极处于正极，例如铜锌原电池中的铜电极，正极发生的是还原反应，所以是阴极，也是阳离子趋向的极；电势低的电极处于负极，例如铜锌电池中的锌电极，负极发生氧化反应，所以是阳极，也是阴离子趋向的极。在电解池中，与外电路正极相连的极是阳极，该电极发生的反应是氧化反应；与外电路负极相连的极是阴极，阴极上发生的是还原反应。电流经阳极通过电解池流向阴极。
例如氧化还原反应Ni + Cl 2 = Ni 2+ + 2Cl －
，当处于标准态时，组成原电池，该原电池的电
动势为
0/0
/0)(0)(022
Ni
Ni CL
CL
E E E E E +
-
-=-=-+= 1.36 –（– 0.25）=1.61 V 此时氯电极处于正极，发生的反应是Cl 2 + 2e －
= 2Cl －
，还原反应；镍电极处于负极，发生的反应是Ni －2e －
= Ni 2+，氧化反应。如果我们要使反应逆向进行，即Ni 2+ + 2Cl －
= Ni + Cl 2，
则必须在外电路中加入一个与原电池的电动势相反的电势，该电势必须大于1.60V ，才能抵消
原电池的电动势，使电流经氯电极流向镍电极，此时氯电极是阴极，发生的是还原反应，即Ni 2+ +2e －
= Ni ，整个氧化还原反应向着逆方向进行。我们加在电解池上的最小外电压是用来克
服原电池的电动势的，称为理论分解电压。原电池和电解池的差别见下表
原电池和电解池的比较
（2）电解定律
1934年法拉第通过实验指出“电解所产生的物质的量，必定与通过的电量成正比，而与其他因素无关”。1 mol 电子所带的电量为96500C ，称为一个法拉第。由于离子所带的电荷不同，所以在电解中产生1 mol 电解产物所需的电量也不相同。例如：
在电解生产中，法拉第常数（96500C · mol －
1）是一个很重要的数据，因为它给我们提供了一个有效利用电能的极限数值。在实际生产中，不可能得到理论上相应量的电解产物，因为同时有副反应存在。通常我们把实际产量与理论产量之比称为电流效率，即电流效率 = 实际产量 / 理论产量×100%。
【典型例题】
例1、从下列三个反应中，排出氧化剂氧化性的顺序： （1）4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2↑+ 2H 2O
（2）16HCl + 2KMnO 4 = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2↑+ 8H 2O （3）4HCl + O 2 2Cl 2↑+ 2H 2O
分析：抓住这三个反应所用还原剂都是盐酸。不同的氧化剂与同一还原剂反应时，若反应越容易发生，则氧化剂的氧化性越强，反之就弱。
CuCl 2
=== 450o
解：其氧化性顺序：KMnO 4＞ MnO 2＞ O 2
例2、在Na 、Cl 2、Cu 2+、I －
、SO 2、H +、Fe 3+等微粒中，哪些只有氧化性？哪些只有还原
性？哪些既有氧化性又有还原性？举例说明。
分析：抓住三个关键（1）单质的还原性比阴离子的还原性强。（2）阴离子的还原性比阳离子的还原性强。（3）考虑元素的价态，在氧化还原反应中，元素处于最高化合价时只能作氧化剂，元素处于最低化合价时只能作还原剂，元素处于中间价态的，在不同的条件下，既可做氧化剂也可作还原剂。
解：只有氧化性的为：Fe 3+、Cu 2+、H +，只有还原性的为：Na 、I －
，既有氧化性，又有还
原性的为：Cl 2、SO 2。如：
2 Fe 3+ + Fe =
3 Fe 2+ Fe 3+ 表现为氧化性； Cu 2+ + Fe = Cu + Fe 2+ Cu 2+ 表现为氧化性； 2 H + + Zn = H 2↑+ Zn 2+ H + 表现为氧化性； 4Na + O 2 == 2Na 2O Na 表现为还原性； 2I －
+ Br 2 = I 2 + 2Br
－
I
－
表现为还原性；
Cl 2 + H 2 2 HCl Cl 2 表现为氧化性；
Cl 2 + H 2O = HCl + HClO Cl 2 既表现氧化性又表现还原性； SO 2 + 2H 2S = 3S ↓+2H 2O SO 2 表现为氧化性。 2SO 2 + O 2 2SO 3 SO 2 表现为还原性
例3、配平MnO -4 + C 3H 7OH → Mn 2+ + C 2H 5COOH （酸性介质）
分析：在此反应中有些化合物中，元素的氧化数比较难于确定，用氧化数法配平比较困难，而用离子—电子法则比较方便。
解：（1）任何一个氧化还原反应都是由两个半反应组成的。因此可以将这个方程式分成两个未配平的半反应式，一个代表氧化，一个代表还原，对于此反应可以写成：
MnO -4 → Mn
2+
（还原） C 3H 7OH → C 2H 5COOH （氧化）
（2）由于反应在酸性介质中进行，加H +和H 2O 配平半反应式两端的氢原子数，并使两端电荷数相等：
MnO -4 + 8 H + +5e －
= Mn 2+ + 4H 2O ①
C 3H 7OH + H 2O = C 2H 5COOH + 4 H + +4e －
②
（3）根据得失电子数必须相等，将两边电子消去，加合成一个已配平的反应式。 （①式×4）+（②式×5）得
4MnO -4 + 5C 3H 7OH +12 H + = 5C 2H 5COOH + 4 Mn 2+ + 11H 2O
（4）检验方程式两边氧原子数相等，配平正确。
催化剂
=== △
点燃
===
例4、289K 时，在Fe 3+，Fe 2+ 的混合溶液中加入NaOH 溶液时，有Fe(OH)3，Fe(OH)2
沉淀生成（假设无其他反应发生）。当沉淀反应达到平衡时，保持c (OH －
) =1.0 mol·L －
1。求
E (Fe 3+/Fe 2+)为多少。
解： Fe 3+(aq) + e －
Fe 2+(aq)
在Fe 3+，Fe 2+混合溶液中，加入NaOH 溶液后，发生如下反应：
Fe 3+(aq) + 3OH －
(aq)
Fe(OH)3 (s) ①
3
0030
)(,01]
/)(][/)([1
1
3
c OH c c Fe c K K OH Fe sp -+=
=
Fe 2+(aq) + 2OH －
(aq)
Fe(OH)2 (s) ②
2
0020
)(,02]/)(][/)([1
1
2
c OH c c Fe c K K OH Fe sp -+=
=
平衡时，c (OH －) = 1.0 mol·L －1，则
0)(,0
)(,0333]/)([)(OH Fe sp OH Fe sp K c OH c K c Fe c ==-+ 0)(,0
)(,0222]
/)([)(OH Fe sp OH Fe sp K c OH c K c Fe c ==-+ 所以， )/(23++
Fe Fe E =0
)
/(23++Fe Fe E – 0
30
2/)(/)(lg 0592.0c
Fe c c Fe c z V ++ =
0)
/(23++Fe Fe E – 0
)(,0
)(,3
2lg 0592.0OH Fe sp OH Fe sp K K z V = 0.769V – 39
17108.21086.4lg 10592.0--??V = – 0.55 V
根据此例，可以得出如下结论：如果电对的氧化型生成难溶化合物，使c (氧化型)变小，
则电极电势变小。如果还原型生成难溶化合物，使c (还原型)变小，则电极电势变大。当氧化
型和还原型同时生成沉淀时，若氧化型）(0sp K ＜还原型）
(0
sp K ，则电极电势变小；反之，则变大。
例5、（1）试判断反应： MnO 2
(s) + 4HCl(aq) MnCl 2(aq) + Cl 2(g) + 2H 2O(l)
在25℃时的标准状态下能否向右进行？
（2）实验室中为什么能用MnO 2(s)与浓HCl 反应制取Cl 2(g)?
解：（1）查表可知：
MnO 2(s) + 4H +(aq) + 2e － Mn 2+(aq) + 2H 2O(l) E 0 = 1.2293 V
Cl 2(g) + 2e －
2Cl －(aq) E 0 = 1.360 V
MF
E =0)/(22
+
Mn
MnO E －0
)
/(2
-Cl Cl
E =1.2293 V －1.360 V = – 0.131 V ＜0
所以在标准状态下，上述反应不能由左向右进行。
（2）在实验室中制取Cl 2(g) 时，用的是浓HCl （12 mol·L －1）。根据Nernst 方程式可分别计算上述两电对的电极电势，并假定c (Mn 2+) =1.0 mol·L －1，p (Cl 2) = 100 kPa 。在浓HCl 中，c (H +) = 12 mol·L －1， c (Cl －) = 12 mol·L －1，则
)
/(22
+Mn MnO
E =
0)
/(22
+Mn MnO E －4
002]
/)([/)(lg 20592.0c H c c Mn c V
++ = 1.2293 V －
412
1
lg 20592.0V = 1.36 V )
/(2
-Cl Cl
E =
0)/(2
-Cl Cl E －
22
0/)(]/)([lg
20592.0p Cl p c Cl c V - =1.360 V －0.0592 V lg12 = 1.30 V
MF E =0)/(22+
Mn
MnO
E －0)
/(2
-Cl Cl
E =1.36 V －1.30 V = 0.06 V ＞0
因此，从热力学方面考虑，MnO 2可与浓HCl 反应制取Cl 2。实际操作中，还采取加热的方法，以便能加快反应速率，并使Cl 2尽快逸出，以减少其压力。
例6、求298 K 时反应①Cl 2(g) + 2Br －
(aq) = Br 2(l) + 2Cl －
(aq)，②
21Cl 2(g) + Br －
(aq) = 2
1Br 2(l) + Cl －
(aq) 的平衡常数01K 和0
2K 各是多少？
分析：反应①和②转移的电子数分别为z 1 = 2，z 2 = 1；但0)
/(2-Cl Cl
E 和0)
/(2
-Br Br
E 的值却不随
电极反应中的计量数不同而改变，故反应①和②的0
MF E 是相同的。
解：① Cl 2(g) + 2Br －(aq) = Br 2(l) + 2Cl －
(aq)
1,MF E =0)/(2-Cl Cl E －0)/(2-Br Br E =1.36 V －1.08 V = 0.28 V
z 1 = 2
01lg K = 2×0.28/0.0592 = 9.5 01K = 3.0×109
②
21Cl 2(g) + Br －(aq) = 2
1Br 2(l) + Cl －
(aq)
z 2 = 1
2
lg K = 1×0.28/0.0592 = 4.7 01K = 5.5×104
比较01K 和02K 的结果，有01K =(02K )2
，这是由于化学反应方程式中计量数不同而引起的，
但这并不影响平衡时[Cl －]/[Br －
]的比值。请大家思考原因是什么？
例7、用电位测定法以0.1 mol ·L
－1
AgNO 3溶液滴定含有Na 2C 2O 4和NaI 的混合物样品，
以银电极为指示电极，加入10 mL AgNO 3溶液后，达第一等当点；加入20 mL AgNO 3溶液后。达第二等当点。然后，再取一份与第一份完全相同的混合物样品，向其中加入8×10－
2 mol ·L
－1
KMnO 4溶液10 mL ，，0.66 mol ·L
－1
H 2SO 410 mL ，稀释至100 mL ，插入铂电极和饱和甘汞
电极（SCE ）
（1）计算在两个等当点处银电极的电极电位；
（2）计算由铂电极和饱和甘汞电极（SCE ）组成的电池的电动势。 （已知：Ag 2C 2O 4、AgI 的溶度积K sp 分别为10
－11
、10
－16
；电极的标准电位：E 0/Ag
Ag += 0.799 V E 0
/24
+-Mn MnO = 1.51 V E SCE = 0.248 V ）
分析：沉淀I －
和C 2O -24所需Ag +少的为第一等当点。加入KMnO 4和H 2SO 4后用反应后剩
余的MnO -4和H +
浓度计算电极电位。
解：（1）第一等当点对应于碘化物被沉淀：
[Ag +] = [I －
] =
SpAgI K = 1610- = 10－8 mol ·L －
1
根据奈斯特方程：
E = E 0/Ag
Ag ++ 0.0591 lg[Ag +] = 0.799 + 0.0591 lg10－
8 = 0.327 V 第二等当点对应于C 2O -
24离子被沉淀：
Ag
2C 2O 4
2Ag + + C 2O -
24
设 [C 2O -
24] = x ， 则 [Ag +] = 2x
422,O C Ag sp K = [Ag +]2[ C 2O -
24] = (2x )2·x = 10
－11
x = (4
1011-)31
= 1.357 × 10－4 mol ·L －1
[Ag +] = 2x = 2.714 × 10－
4 mol ·L
－1
E = E 0/Ag
Ag +
+ 0.0591 lg[Ag +] = 0.799 + 0.0519 lg （2.714× 10－
4
） = 0.589 V （2）混合溶液未反应前：
n I －
= 0.1×10 ×10－
3 = 10－
3 mol
高中化学专题复习之—— 氧化还原反应 一、基本概念 概念定义注意点氧化反应物质失去电子的反应物质失去电子的外部表现为化合价的升高还原反应物质得到电子的反应物质得到电子的外部表现为化合价的降低被氧化元素失去电子的过程元素失去电子的外部表现为化合价的升高被还原元素得到电子的过程元素得到电子的外部表现为化合价的降低 氧化产物通过发生氧化反应所 得的生成物 氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一种产物， 也可以是不同产物，还可以是两种或两种以上的产物。如 反应4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2 中，Fe 2 O 3 和SO 2 均既为氧化产 物，又为还原产物。 还原产物 通过发生还原反应所得的生成物 氧化剂得到电子的反应物常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质(X 2 )、O 2 、 S等(2)高价金属阳离子；如Fe3+、Cu2+等(3)高价或较高价 含氧化合物；如MnO 2 、浓H 2 SO 4 、HNO 3 、KMnO 4 等(4)过氧化 物；如Na 2 O 2 、H 2 O 2 等 还原剂失去电子的反应物常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如K、Na、Z n 、Fe 等②一些非金属单质；如H 2 、C、Si等③较低态的化合物； CO、SO 2 、H 2 S、Na 2 SO 3 、FeSO 4 氧化性得到电子的能力物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有关，与 得失电子的数目无关。 还原性失去电子的能力 ⑵.基本概念之间的关系： 氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物 还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物 例1、制备氰化钙的化学方程式为CaCO3+ 2HCN = Ca(CN)2 + CO↑+ H2↑+ CO2↑，在反应中（） A. 氢元素被氧化，碳元素被还原 B. HCN既是氧化剂又是还原剂 C. Ca(CN)2是氧化产物，H2是还原产物 D. CO为氧化产物，H2为还原产物 解析：本题考查氧化还原反应的有关概念。 CaCO3+ 2HCN = Ca(CN)2 + CO↑+ H2↑+ CO2↑（注意生成物中CO2碳元素来自CaCO3，它的化合价在反应前后没有发生变化），即氢元素化合价降低，碳元素化合价升高，故HCN既是氧化剂又是还原剂，Ca(CN)2 是氧化产物，H2是还原产物。答案：B、C。
三、氧化还原反应 1、准确理解氧化还原反应的概念 1.1 氧化还原反应各概念之间的关系 （1）反应类型： 氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。 还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。 氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应。 （2）反应物： 氧化剂：在反应中得到电子(化合价降低)的物质-----表现氧化性 还原剂：在反应中失去电子（化合价升高）的物质-----表现还原性 （3）产物： 氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-----具有氧化性 还原产物：得电子被还原后得到的产物-----具有还原性 （4）物质性质： 氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质 还原性：还原剂所表现出失电子的性质 注意：a.氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质 b氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质 C.物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去）电子的能力，与物质得失电子数目的多少无关（5）各个概念之间的关系如下图 1.2 常见的氧化剂与还原剂 (1)物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。 ①元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Mn和+6价的S ②元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如0价的S和+4价的S ③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如-2价的S (2)重要的氧化剂 ①活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。 ②元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；
一、高中化学氧化还原反应练习题（含详细答案解析） 1．锂离子电池能够实现千余次充放电，但长时间使用后电池会失效，其中的化学试剂排放至环境中不仅会造成环境污染，还会造成资源的浪费。实验室模拟回收锂离子电池中的Co、Ni、Li的流程如图。 已知：LiCoO2难溶于水，易溶于酸。回答下列问题： （1）LiCoO2中Co的化合价是__。 （2）LiCoO2在浸出过程中反应的离子方程式是__。 （3）浸出剂除了H2O2外，也可以选择Na2S2O3，比较二者的还原效率H2O2__(填“>”或“<”)Na2S2O3(还原效率：还原等物质的量的氧化剂消耗还原剂的物质的量)。 （4）提高浸出效率的方法有__。 （5）利用Cyanex272萃取时，pH对钴、镍萃取分离效果的影响如图。从图中数据可知，用Cyanex272萃取分离时，最佳pH是__。 （6）反萃取的离子方程式为2H++CoR2=Co2++2HR，则反萃取剂的最佳选择是__。 （7）常温下，若水相中的Ni2+的质量浓度为1.18g·L-1，则pH=__时，Ni2+开始沉淀。 [K sp(Ni(OH)2=2×10-15] （8）参照题中流程图的表达，结合信息设计完成从水相中分离Ni和Li的实验流程图(如图)___。 已知： 提供的无机试剂：NaOH、Na2CO3、NaF。 【答案】+3 2LiCoO2+6H++H2O2=2Co2++O2↑+2Li++4H2O < 适当升高温度，适当增加H2SO4浓度 5.5 H2SO4 7.5 ①NaOH ②Ni(OH)2 ③NaF
【解析】 【分析】 (1)通过化合物中各元素化合价代数和为0进行计算； (2)由流程图中有机相反萃取得到CoSO4，可知LiCoO2与H2O2在酸性条件下发生氧化还原反应，根据氧化还原反应的规律写出化学方程式； (3)根据等物质的量H2O2和Na2S2O3作为还原剂转移电子的多少进行判断； (4)提高浸出效率即提高化学反应速率； (5)分离Co2+和Ni2+时，由于Co2+进入有机相，Ni进入水相，因此，应该选择钴的萃取率高而镍的萃取率低的pH范围； (6)将钴洗脱进入水相中时，应该使反应向正反应方向移动，同时不能引入新杂质； (7)根据K sp(Ni(OH)2的表达式进行计算； (8)根据表格中所给物质溶解度信息，调节pH应该用碱性物质，但要考虑分离Ni和Li元素不能使Ni和Li元素同时沉淀。 【详解】 (1)LiCoO2中O元素为-2价，Li为+1价，根据化合物中各元素化合价代数和为0进行计算得Co的化合价为+3价； (2)由流程图中有机相反萃取得到CoSO4，可知LiCoO2与H2O2在酸性条件下发生氧化还原反应，化学方程式为：2LiCoO2+6H++H2O2=2Co2++O2↑+2Li++4H2O； (3)1molH2O2作为还原剂转移2mol电子，1molNa2S2O3作为还原剂转移8mol电子，则 Na2S2O3的还原效率更高； (4)提高浸出效率可以适当升高温度，适当增加H2SO4浓度等； (5)分离Co2+和Ni2+时，由于Co2+进入有机相，Ni进入水相，因此，应该选择钴的萃取率高而镍的萃取率低的pH范围，所以最佳pH是5.5； (6)将钴洗脱进入水相中时，应该使反应向正反应方向移动，同时，为不引入新杂质，反萃取剂最好选择H2SO4； (7)c(Ni2+)=1.18 59 mol/L=0.02mol/L，则开始沉淀时，c(OH-)＝ -6.5mol/L，则pH=14-6.5=7.5； (8)根据表格中所给物质溶解度信息，调节pH应该用碱性物质，但要考虑分离Ni和Li元素不能使Ni和Li元素同时沉淀，所以选用NaOH，则Ni(OH)2先沉淀，过滤后滤液中加入NaF生成LiF沉淀。 【点睛】 本题(5)选择合适的pH时，注意读懂图中信息，要根据实验的具体操作情况来分析。 2．根据当地资源等情况，硫酸工业常用黄铁矿(主要成分为FeS2)作为原料。完成下列填空： (1)将0.050mol SO2(g) 和0.030mol O2(g) 充入一个2L的密闭容器中，在一定条件下发生反应：2SO2(g)+O2(g)?2SO3(g)+Q。经2分钟反应达到平衡，测得n(SO3)=0.040mol，则O2的平
氧化还原反应 氧化还原反应与四大基本反应类型的关系①置换反应都是氧化还原反应； ③有单质生成的分解反应是氧化还原反 应； ④有单质参加的化合反应也是氧化还原反 应。 从数学集合角度考虑： 氧化还原反应的概念 1.基本概念 . 2.基本概念之间的关系：
氧化剂 有氧化性 化合价降低 得电子 被还原 发生还原反应生成还原产物 还原剂 有还原性 化合价升高 失电子 被氧化 发生氧化反应生成氧化产物 [例1]金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料制取Ti的反应为： aTiO2＋ bCl2＋ cC aTiCl4＋ c CO ……反应① TiCl4＋2Mg Ti ＋ 2MgCl2 ……反应② 关于反应①、②的分析不正确的是（） ①TiCl4在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化剂； ②C、Mg在反应中均为还原剂，被还原； ③在反应①、②中Mg的还原性大于C，C的还原性大于TiCl4； ④a＝1，b＝c＝2； ⑤每生成19.2 g Ti，反应①、②中共转移4.8 mol e-。 A．①②④B．②③④C．③④D．②⑤ 标电子转移的方向和数目（双线桥法、单线桥法） ①单线桥法。从被氧化（失电子，化合价升高）的元素指向被还原（得电子，化合价降低）的元素，标明电子数目，不需注明得失。例： MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O ②双线桥法。得失电子分开注明，从反应物指向生成物（同种元素）注明得失及电子数。例： MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O 两类特殊的化学反应 ①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例： 3Cl2+6KOH KClO3+5KCl+3H2O ②归中反应。不同价态的同种元素的原子在反应中趋于中间价态，解此类题最好将该元素的不同价态用数轴标出，变化的区域只靠拢，不重叠。例： 得2e-—— 2e- 失2e-— — 失5e 得5×e
高中化学氧化还原反应的练习题 1. 将木炭与氧化铜的粉未混合加热，可得到红色的铜。试写出其反应的化学方程式，指出其中的氧化反应与还原反应并考虑它们的关系。 思路解析：C+2CuO 2Cu+CO2↑,从反应过程来看，氧化铜失去氧原子被还原为铜，炭得到氧原子被氧化为二氧化碳，前者为还原反应，后者为氧化反应，两者在一个反应中同时进行，氧原子在两个反应中进行传递。 答案：氧化铜失去氧原子被还原为铜，炭得到氧原子被氧化为二氧化碳，前者为还原反应，后者为氧化反应，两者在一个反应中同时进行，氧原子在两个反应中进行传递 2. 生活中有很多氧化反应，如金属腐蚀、细胞老化。请你总结氧化反应的本质，然后再在你的生活中找一找，还有哪些是氧化反应。 思路解析：金属腐蚀是金属的化合价升高，细胞老化可能是得到了氧原子或失去了氢原子，其实质还是化合价升高。生活中最典型的莫过于燃烧反应，燃烧的物质总是得到氧原子化合价被氧化。 答案：实质是化合价升高。燃烧也是氧化反应。（其他合理答案亦可） 3. 根据以下几种常见元素原子的原子结构示意图，指出它们在化学反应中得失电子的趋势。 氢氧氖钠镁氯 思路解析：最外层电子数越多，电子层数越少，得电子能力越强。 答案：氧和氯主要得电子，钠和镁主要失电子，氢得失电子能力都不强;氖则既不易得电子，又不易失电子。 4. 比较氯化钠和氯化氢的形成过程，总结其区别与联系。 思路解析：分析氯化钠和氯化氢形成过程中电子的得失或转移、化合价的变化情况。
答案：氯元素的原子在氯化钠和氯化氢形成的过程中化合价都降低了，被还原，发生的是还原反应;钠元素的原子失去电子，化合价升高被氧化，发生的是氧化反应;氢元素虽然不能得到电子，但它与氯原子共用的电子对偏离氢原子，氢的化合价升高，被氧化，发生的是氧化反应 10分钟训练(强化类训练，可用于课中) 1. (2004 全国春季高考理综)在下图所表示的粒子中，氧化性的是( ) A. B. C. D. 思路解析：氧化性的本质是物质得电子的能力，从粒子结构示意图可以很清 楚地知道：最容易得电子的是 B 项中粒子。 答案：B 2. 下列叙述正确的是( ) A. 元素的单质可由氧化或还原含该元素的化合物来制得 B. 得电子越多的氧化剂，其氧化性就越强 C. 阳离子只能得到电子被还原，只能作氧化剂 D. 含有价元素的化合物不一定具有强的氧化性 思路解析： A 项正确，一般金属用还原其相应化合物的方法获得，非金属用氧化其相应化合物的方法获得;B 项将得电子能力与得电子多少混为一谈，实际上氧化性只与得电子能力有对应关系;C 项绝对化，也有阳离子如Fe2+可以继续被氧化，作还原剂;D 项正确，如H2O 中H 元素就是价，但它只有极弱的氧化性。 答案：AD 3. 下列有关氧化还原反应的叙述正确的是( )
3 氧化还原与电化学 一、实验目的 1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定； 2.认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响； 3．认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4.了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 二、实验原理 1.原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极氧化反应 正极还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势应为 2.浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 （1）浓度对电极电势的影响 例如： （2）介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (a) 2Zn e -2Zn +=22Cu e Cu ++=E E ??=正 - 负 22Zn e Zn +-=2220.059 Zn /Zn Zn /Zn lgc(Zn )2+θ++?=?+ 32C 1O 6H 6e C 13H O -+- +++? 1.45V θ?=3 3 63 C1O /C1C1O /C1[c(C1O )/c ][c(H )/c ]0.0591g 6[c(C1)/c ] - - -- - +-=+θθθ ??
(b) (c) (d) 3．物质的氧化还原性 例如 4.电化学腐蚀及其防止 吸氧腐蚀阳极 阴极 差异充气腐蚀 表面处高大，为阴极； 深处低，小，为阳极。 防腐蚀可用牺牲阳极法、外加电流法、缓蚀剂法。乌洛托品（六次甲基四胺）可作钢铁在酸性介质中的缓蚀剂。 三、仪器和药品 1.仪器 直流伏特计（0~3 V ）（公用）盐桥（公用）① 242MnO 8H 5e Mn 4H O -++ +++?22448 42MnO /Mn MnO /Mn [c(MnO )/c ][c(H )/c ]0.0591g 5[c(Mn )/c ] -+-+ -θ+θθ +θ?=? +422MnO 2H O 3e MnO (s)4OH -- +++?MnO /MnO 4 2 4 2 44 MnO /MnO [c(MnO )/c ]0.0591g 3[c(OH )/c ]---θ θ -θ?=?+()244MnO e MnO --????→+←????强碱介质224 444 42MnO /MnO MnO /MnO 4[c(MnO )/c ]0.0591g [c(MnO )/c ] -----θ θ -θ?? +?2242PbS 4H O HAcPbSO ()4H O +↓+白色2422222MnO 6H 5H O 2Mn 5O 8H O -++ ++=++2Fe Fe 2e + =+22O 2H O 4e 4OH - ++=22 2O 4 O /OH O /OH p /p 0.059 1g 4[c(OH )/c ]- - θθ -θ?=? +2 O p 2 /O OH ?- 2 O p 2 /O OH ?-
高中化学知识点总结氧化还原反应 三、氧化还原反应 1、准确理解氧化还原反应的概念 1.1 氧化还原反应各概念之间的关系 (１)反应类型： 氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。 还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。 氧化还原反应：有元素化合价升高和降低的反应. （２)反应物: 氧化剂：在反应中得到电子（化合价降低)的物质—－－--表现氧化性 还原剂：在反应中失去电子（化合价升高)的物质---——表现还原性 （３）产物: 氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-—－-－具有氧化性 还原产物：得电子被还原后得到的产物-—－-－具有还原性（4）物质性质: 氧化性:氧化剂所表现出得电子的性质 还原性：还原剂所表现出失电子的性质 注意：a．氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质 b氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质 C。物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去)电子的能力，与物质得失电子数目的多少无关
(5)各个概念之间的关系如下图 1。2 常见的氧化剂与还原剂 (1）物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。 ①元素处于最高价时,它的原子只能得到电子,因此该元素只能作氧化剂，如+7价的Ｍn和＋６价的Ｓ ②元素处于中间价态时,它的原子随反应条件不同，既能得电子,又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂,如0价的S和+4价的S...文档交流仅供参考... ③元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如－2价的Ｓ （2）重要的氧化剂 ①活泼非金属单质，如Ｆ2、Cl２、Ｂｒ2、O２等。 ②元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2;浓H２SＯ4，HNO3；KＭnO４，KClO３，FeCl3等。...文档交流仅供参考... ③过氧化物，如Na２O2,H2O2等。 （3)重要的还原剂 ①金属单质,如Ｎa，K,Zn，Fｅ等. ②某些非金属单质,如H2，C，Sｉ等。 ③元素处于低化合价时的氧化物，如CO,SＯ2等。
强电解质： 1、强酸：HCl 盐酸 H 2SO 4 硫酸 HNO 3 硝酸 HBr氢溴酸 HI氢碘酸 HCLO 4 高氯酸 2、强碱：NaOH KOH Ba(OH) 2 Ca(OH) 2 3、绝大多数盐：高中见到的盐全部是强的电解质 金属化合物：a、氧化物：氧化钙CaO 氧化钠NaCl 氧化镁MgO 氧化Al 2O 3 氧化锌 ZnO 氧化盐铁FeO 氧化铁Fe 2 O 3 氧化铜CuO 氧化汞HgO 氧化银AgCl b、过氧化合物：过氧化钠Na 2O 2 c、金属碳化物：碳化钙CaC 2 d、金属硫化物：硫化钙CaS 2二硫化亚铁FeS 2 弱电解质： 1、弱酸：碳酸H 2CO 3 亚硫酸H 2 SO 3 醋酸CH 3 COOH 氢硫酸H 2 S 氢氟酸HF 硅酸H 2SiO3 原硅酸H 3 SiO 4 所有的有机酸 2、弱碱：一水合氨NH3.H2O 所有的除强碱的氢氧化金属R(OH) 3、水H2O也是弱电解质 非电解质： 1、非金属氧化物：二氧化碳二氧化硫一氧化碳三氧化硫二氧化氮 一氧化氮 2、大多数有机物：甲烷乙醇蔗糖（有机酸和有机盐除外） 3、非金属化合物：氨气 (1)氧化反应：失去电子(化合价升高 )的反应。 (2)还原反应：得到电子(化合价降低 )的反应。 (3)氧化剂(被还原 )：得到电子的反应物(所含元素化合价降低的反应物)。 (4)还原剂(被氧化 )：失去电子的反应物(所含元素化合价升高的反应物)。 (5)氧化产物：还原剂失电子被氧化后的对应产物(包含化合价升高
的元素的产物)。 (6)还原产物：氧化剂得电子被还原后的对应产物(包含化合价降低的元素的产物)。 （7）强氧化剂与强还原性相遇时，一般都会发生氧化还原反应。 如：H2SO4(浓)与金属、H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P等。 Cl 2与金属、H 2 S、S 2 －、HI、I－、HBr、Br－、Fe 2 ＋、H 2 、SO2、、H2SO3等。 HNO3与金属、H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P、SO2、、H2SO3等。 （8）．元素处于最高价时只有氧化性，在反应中只作氧化剂； 元素处于最低价时只有还原性，在反应中只作还原性； 元素处于中间价态时，在反应中化合价既可升高又可降低，既有氧化性又有还原性，既可作氧化剂又可作还原性。 练习题 1下列类型的反应，一定发生电子转移的是( ) A.化合反应 B．分解反应 C．置换反应 D．复分解反应2下列有关氧化还原反应的叙述中正确的是( ) A.在反应中不一定所有元素化合价都发生变化 B．肯定有一种元素被氧化另一种元素被还原 C．非金属单质在反应中只能得电子 D．金属单质在反应中失电子被还原 3已知下列反应： 2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2① 2FeCl2＋Cl2===2FeCl3② I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI③
高三一轮复习氧化还原反应专题练习 可能用到的相对原子质量：H-1 N-14 O-16 C-23 一、选择题（本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意。） 1．硒是人体微量元素中的“抗癌之王”，补充适量的硒还可以延缓衰老。中国科学家尝试用Na2SeO3清除人体内能加速人体衰老的活性氧。下面有关Na2SeO3在该反应的作用说法正确的是（A） A．该反应中是还原剂B．既是氧化剂又是还原剂 C．反应过程中Se的化合价从+2→+4 D．既不是氧化剂又不是还原剂 2．氢化亚铜（CuH）是一种难溶的物质，可用CuSO4溶液和“另一种物质”在40oC~50oC时反应来制备，CuH不稳定，它既能与HCl反应产生气体，又能在氯气中燃烧，以下有关判断不正确的是（D）A．CuH既可做氧化剂又可做还原剂 B．另一种物质一定具有还原性 C．CuH跟HCl反应的化学方程式为：2CuH+2HCl=CuCl2+2H2↑+Cu D．CuH在Cl2燃烧的化学方程式为：CuH+Cl2 CuCl+HCl 3．下列叙述中正确的是A A．元素的单质可由氧化含该元素的化合物来制得 B．失电子越多的还原剂，其还原性就越强 C．阳离子只能得电子被还原，作氧化剂 D．含有最高价元素的化合物一定具有强氧化性 还原性的强弱与失电子多少无关，B错，Fe2+有还原性，C错，NaCl没有强氧化性，D错 4．据广州日报：2008年2月23日深圳市龙岗宝龙工业区小食店发生疑似食物中毒事件，经调查该事件已正式确定为食品或水受到亚硝酸盐污染而引起的中毒事件。为了食品安全，可以用酸性高锰酸钾溶液进行滴定实验，定量检测NaNO 2的含量：NO2－＋MnO4－＋H＋NO3－＋Mn2＋＋H2O（未配平）。下列叙述中错误的是C A．滴定过程中不需加入指示剂 B．滴定实验后溶液的pH增大 C．滴定实验时酸性高锰酸钾溶液盛装在碱式滴定管中 D．1molKMnO4参加反应时消耗2.5molNaNO2 根据溶液颜色变化，可以确定滴定终点，不需加入指示剂，A对；该反应中消耗H＋，滴定实验后pH增大，B对；高锰酸钾溶液盛装在碱式滴定管下端的橡胶部分，C错；该反应中亚硝酸钠作还原剂，KM nO 4 作氧化剂， A对；MnO 4－Mn2＋，NO 2 －NO 3 －，根据得失电子守恒，1molKMnO 4 参加反应时消耗
实验七 氧化还原反应与电化学 一．实验目的 1. 了解测定电极电势的原理及方法 2. 掌握用酸度计测定原电池电动势的方法 3. 了解原电池、电解池的装置及作用原理 二．实验原理 1．电极电势的测定 E (Zn 2+/Zn)电极电位的测定 (-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3)??KCl(饱和)?Hg 2Cl 2,Hg (Pt) (+) 测测甘汞E E E E E E E E -=-=-=-=+++-+V 2415.0)/Zn Zn () /Zn Zn (V 2415.0)/Zn Zn ()(222 ()()() ++++ =22O 2Zn lg 216059.0Zn Zn Zn Zn c E E 理论 2.浓度对电极电势的影响 对于任意一个电极反应 氧化型物质 + z e - 还原型物质 )()(lg 05916.0)O/R ()O/R (还原态氧化态c c z E E += c (氧化态)增大或c (还原态)减小，E (O/R)变大；c (氧化态) 减小或c (还原态)增大，E (O/R) 减小。对比下面三个原电池 （1）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) （2）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ [Cu(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ?Cu (+) （3）(-) Zn ?[Zn(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) 电池（2）中正极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则正极的电极电势变小；（3）中负极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则负极的电极电势变小，故电动势 E 3 >E 1 >E 2。 3．酸度对电极电势的影响 含氧酸盐的氧化性随介质溶液的酸度的增加而增强，如 O H 7Cr 2 e 6H 14O Cr 23272+=+++-+- ) Cr ()H ()O Cr (lg 605916.0)/Cr O Cr ()/Cr O Cr (321427232723272++-+-+-?+=c c c E E
最新高考化学考点总结-氧化还原反应及其配平 1．复习重点：1、氧化还原反应概念。 2、电子守恒原理的应用。 3、根据化合价升降总数守恒配平化学反应方程式。2．难点聚焦 氧化还原反应中的概念与规律: 一、五对概念 在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是： 二、五条规律 1、表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 2、性质强弱规律 3、反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的
溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+ 4、价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。 5、电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。 三．物质氧化性或还原性强弱的比较: （1）由元素的金属性或非金属性比较 <1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱 非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 （2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如： 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。 （3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧
氧化还原反应专题练习 可能用到的相对原子质量：H-1 N-14 O-16 C-23 一、选择题 1．硒是人体微量元素中的“抗癌之王”，补充适量的硒还可以延缓衰老。中国科学家尝试用Na2SeO3清除人体内能加速人体衰老的活性氧。下面有关Na2SeO3在该反应的作用说法正确的是（） A．该反应中是还原剂B．既是氧化剂又是还原剂 C．反应过程中Se的化合价从+2→+4 D．既不是氧化剂又不是还原剂 2．氢化亚铜（CuH）是一种难溶的物质，可用CuSO4溶液和“另一种物质”在40oC~50oC时反应来制备，CuH 不稳定，它既能与HCl反应产生气体，又能在氯气中燃烧，以下有关判断不正确的是（） A．CuH既可做氧化剂又可做还原剂 B．另一种物质一定具有还原性 C．CuH跟HCl反应的化学方程式为：2CuH+2HCl=CuCl2+2H2↑+Cu D．CuH在Cl2燃烧的化学方程式为：CuH+Cl2 CuCl+HCl 3．下列叙述中正确的是 A．元素的单质可由氧化含该元素的化合物来制得 B．失电子越多的还原剂，其还原性就越强 C．阳离子只能得电子被还原，作氧化剂 D．含有最高价元素的化合物一定具有强氧化性 4．据广州日报：2008年2月23日深圳市龙岗宝龙工业区小食店发生疑似食物中毒事件，经调查该事件已正式确定为食品或水受到亚硝酸盐污染而引起的中毒事件。为了食品安全，可以用酸性高锰酸钾溶液进行滴定实验，定量检测NaNO2的含量：NO2－＋MnO4－＋H＋NO3－＋Mn2＋＋H2O（未配平）。下列叙述中错误的是A．滴定过程中不需加入指示剂 B．滴定实验后溶液的pH增大 C．滴定实验时酸性高锰酸钾溶液盛装在碱式滴定管中 D．1molKMnO4参加反应时消耗2.5molNaNO2 5．在一定条件下，硫酸铵的分解反应为:4(NH4)2SO4=N2↑+6NH3↑+3SO2↑+SO3↑+7H2O，当有n mol电子转移时，下列说法正确的是:
氧化还原反应1、从得失氧的角度认识氧化还原反应：根据反应物中物质是否得到氧或者失去氧，将化学反应分为氧化反应和还原反应； 注：氧化反应和还原反应一定是同时发生的； 2、从化合价升降角度认识氧化还原反应：元素化合价升高的反应时氧化反应；元素化合价降低的反应是还原反应； 注：凡是有元素化合价升降的反应都是氧化还原反应，氧化还原反应不一定有氧的得失； 3、从电子转移角度认识氧化还原反应：①从电子得失的角度分析，失电子，化合价升高，被氧化；得电子，化合价降低，被还原；②从共用电子对角度分析，非金属原子间不易得失电子形成化合物，它们通过共用电子对达到8（2）个电子的稳定结构。电子对常偏向其吸引力较强的原子（显负价），而偏离其吸引力较弱的原子；注：氧化还原反应的本质：有电子转移（电子得失或共用电子对偏离）的反应； 氧化反应的本质：元素失去电子或者共用电子对偏离的反应； 还原反应的本质：元素得到电子或者共用电子对偏向的反应； 4、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系： 化合反应：有单质参加的化合反应都是氧化还原反应； 分解反应：有单质生成的分解反应都是氧化还原反应； 置换反应：所有的置换反应都是氧化还原反应； 复分解反应：复分解反应都不是氧化还原反应； 注：有单质参加的反应不一定都是氧化还原反应，例如氧气在放电的情况下可以生成臭氧； 5、氧化剂：在氧化还原反应中得到电子的物质；
还原剂：在氧化还原反应中失去电子的物质； 氧化剂具有氧化性：物质中所含元素的原子或离子得电子能力越强，则物质的氧化性就越强； 还原剂具有还原性：物质中所含元素的原子或离子失电子能力越容易，则物质的还原性就越强； 氧化产物：物质失电子被氧化的生成物，具有得电子的性质（氧化性）； 还原产物：物质得电子被还原的生成物，具有失电子的性质（还原性）； 注：还原剂：有还原性，被氧化，化合价升高，失电子，发生氧化反应，转化成氧化产物 氧化剂：有氧化性，被还原，化合价降低，得电子，发生还原反应，转化成还原产物 6、常见的氧化剂和还原剂： 常见的氧化剂：①活泼的非金属单质：O2，Cl2，Br2，I2②高价金属阳离子：Fe3+，Cu2+，Ag+ ③高价或较高价含氧化合物：MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、H2SO4、KClO3④其他：H2O2，Na2O2； 常见的还原剂：①活泼或较活泼金属：K，Na，Ca，Mg，Al，Zn，Fe；②某些非金属单质：C，H2；③低价金属阳离子：Cu+，Fe2+；④非金属阴离子：S2-，I-，Br-，Cl-； ⑤较低价化合物：CO，SO2，H2S，NH3； 注：若元素处于最高价态，则只表现氧化性，作氧化剂；若元素处于最低价态，则只表现还原性，作还原剂；若元素处于中间价态，则既表现氧化性又表现还原性，既可作氧化剂又可作还原剂； 7、氧化剂、还原剂强弱的判断； ①根据金属活动顺序判断：在金属活动顺序表中，从左到右原子的还原性逐渐减弱，
第六章 氧化─还原反应和电化学 Chapt e r 6 Oxidation-Reduction Reactions & Electrochemistry 本章研究另一类化学反应──氧化─ 还原反应（有电子转移的反应） §6-1 氧化─ 还原反应 Oxidation —Reduction Reactions 一、氧化数（Oxidation Number ） 1．氧化数是一个经验值，是一个人为的概念。 2．引入此概念，有以下几方面的应用： (1) 判断是否发生氧化──氧化数升高、氧化反应、还原剂 reducing agent ( reductant )；氧化数降低、还原反应、氧化剂 oxidizing agent ( oxidant )。 (2) 计算氧化──还原当量 (3) 配平氧化──还原反应方程式 (4) 分类化合物，如Fe ( Ⅲ )、Fe (Ⅱ)；Cu (Ⅰ)、Cu (Ⅱ)。 引入氧化数，可以在不用详细研究化合物的结构和反应机理的情况下，实现上述四点。 3．怎样确定氧化数 (1) 在离子化合物中，元素的氧化数等于离子的正、负电荷数。 (2) 在共价化合物中，元素的氧化数为两个原子之间共用电子对的偏移数。 a ．在非极性键共价分子（单质）中，元素的氧化数为零，如P 4、S 8、Cl 2中P 、S 、Cl 的氧化数都为零； b ．在极性键共价分子中，元素的氧化数等于原子间共用电子对的偏移数，例如： 11H :F +-，1 1 11(-2) H :O :H +--+，11 0011(1) H :O :O:H +--+-，11 +11 (0) H ::F O +--。 (3) 具体规定： a ．单质的氧化数为零，例如P 4、S 8中P 、S 的氧化数都为零，因为P －P 和 S －S 键中共用电子对没有偏移； b ．除了在NaH 、CaH 2、NaBH 4、LiAlH 4中氢的氧化数为-1以外，氢的氧 化数为+1； c ．所有氟化物中，氟的氧化数为-1； d ．氧的氧化数一般为-2，但有许多例外，例如2O (1/2)--、22O (1)- -、3O (1/3)--、 21/2O ()++、2OF 2)(+等； 目前元素的最高氧化数达到+8，在OsO 4、RuO 4中，Os 和Ru 的氧化数均 为+8，其它元素的最高氧化数至多达到其主、副族数。例如：Na 2Cr 2O 12和CrO 5 中，Cr 的氧化数为+6，因为这些化合物中有22O - （O 的氧化数为-1）存在；
第7章氧化还原反应电化学基础 一、单选题 1. 下列电对中，Eθ值最小的是： A: Ag+/Ag；B: AgCl/Ag；C: AgBr/Ag；D: AgI/Ag 2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应2 Cu+Cu2+ + Cu的Kθ为： A: 6.93×10-7；B: 1.98×1012；C: 1.4×106； D: 4.8×10-13 3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是： A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2 C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是 4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是： A: K2Cr2O7 B: PbO2 C: O2 D: FeCl3 5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是： A: Sn4+ + 2e- = Sn2+B: Cl2+2e- = 2Cl-
C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2 6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是： A: 加入Sn 粒B:. 加Fe 屑 C: 通入H2D: 均可 7. 反应Zn (s) + 2H+→Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？ A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26 二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”） 1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。 3．氢的电极电势是零。 4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。 5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力 都增加。
第二章第三节氧化还原反应 一、选择题（只有1个正确答案；共6小题，每小题3分，共18分。） 1．有关氧化还原反应实质的说法中正确的是（）A．是否有元素的电子转移B．是否有元素的化合价的变化 C．是否有氧元素的参加D．是否有原子的重新组合 2．下列有关四种基本反应类型与氧化还原反应关系的说法中正确的是（）A．化合反应一定是氧化还原反应B．分解反应一定不是氧化还原反应 C．置换反应一定是氧化还原反应D．复分解反应不一定是氧化还原反应 3．下列有关实验室制取气体的反应中，其原理不属于氧化还原反应的是（）A．实验室中用稀硫酸与锌粒反应制取H2B．实验室中用浓盐酸与二氧化锰加热制Cl2(见P3-20) C．实验室中用高锰酸钾加热分解制取O2D．实验室中用稀盐酸与石灰石反应制取CO2 4．下列化学反应中，属于氧化还原反应的是（）A．Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl B．Fe+CuSO4===Cu+FeSO4 C．2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O D．CaO＋H2O===Ca （OH）2 5．氧化还原反应在生产、生活中具有广泛的用途。下列生产、生活中的事例不属于氧化还原反应的是A．金属冶炼 B．燃放鞭炮C．食物腐败D．点制豆腐 6．从硫元素的化合价态上判断，下列物质中的硫元素不能表现氧化性的是（）A．Na2S B．S C．SO2 D．H2SO4 二、选择题（有1-2个答案，只有一个正确选项的，多选不给分；有两个正确选项的，选对一个给2分， 选错一个该小题不给分。共10小题，每小题4分，计40分。） 7．下列说法中，能够判断一个反应是否是氧化还原反应的是（）A．反应前后，元素是否有电子转移 B．反应前后，元素是否有化合价变化 C．反应前后，是否有氧元素参加 D．反应前后，是否有氢元素参加 8．对溶液中的离子反应存在下列几种说法，其中正确的是（）A．不可能是氧化还原反应B．只能是复分解反应 C．可能是置换反应 D．可能是化合反应 9．下列水溶液中的各组离子因为发生氧化还原反应而不能大量共存的是（）A．Na+、Ba2+、Cl-、SO42-B．Ca2+、HCO3-、C1-、K+
第一章氧化—还原反应·电化学 1. 已知X的氧化数为+1; +2; +3; +4; +5; +3/4。试写出X在这些氧化数下的氧化物分子式。 2. 写出下列分子或离子中，硫的氧化数： S22－，HSO4－，S2O32－，SO3，H2S，S4O62－，SO2，S8。 3. 写出下列分子或离子中，锰的氧化数： MnF2，K4Mn(CN)6, K2MnO4, Mn2(CO)10, MnO4-, MnO2, Mn2O7, Mn(CO)5I。 4. 写出下列各分子或离子中，P的氧化数： H3PO4，P4O6，P4O10，P4，P2H4，H3PO3，HPO42－，HPO3，PH4+。 5. 用氧化数法配平下列反应方程式： (1) H2S + SO2→S + H2O (2) NH3 + NO →N2 + H2O (3) CuS + HNO3→Cu(NO3)2 + S + NO + H2O (4) CuFeS2 + SO2 + HCl →CuCl2 + FeCl2 + S + H2O (5) Zn + AgO + H2O →Zn(OH)2 + Ag2O (6) I2 + Cl2 + H2O →HIO3 + HCl (7) BaO2 + HCl →BaCl2 + H2O + Cl2 (8) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)2 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O (9) KClO3→KClO4 + KCl
(10) As2S3 + HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO 6. 用氧化数法配平： (1) K2CrO4 + S →Cr2O3 + K2SO4 + K2O (2) KMnO4 + C12H22O11→CO2 + MnO2 + H2O + K2CO3 (3) HCNS + KClO3→CO2 + NO + SO2 + KCl + H2O (4) C3H8 + O2→CO2 + H2O (5) KMnO4 + H2C2O4→K2CO3 + MnO2 + H2O + CO2 7. 用离子?电子法配平如下反应方程式： (1) NO2- + Al →NH3 + Al(OH)4-(在OH－中) (2) Cu(NH3)42+ + CN－→Cu(CN)32－+ CNO－+ NH3(在OH－中） (3) HIO →IO3－+ I－+ H2O (在OH－中) (4) CN－+ O2→CO32－+ NH3(在OH－中) (5) MnO4－+ H2O2→Mn2+ + H2O + O2(在H+中） (6) Zn + CNS－→Zn2+ + H2S + HCN (在H+中）8. 用离子?电子法配平下列各反应方程式： (1) MnO4－+ Sn2+→Sn4+ + Mn2+(在H+中) (2) BrO3－+ Br－→Br2(在H+中) (3) Cr2O72－+ SO32－→SO42－+ Cr3+(在H+中) (4) Cr3+ + H2O2→CrO42－+ H2O (在OH－中) (5) Fe + NO2－→FeO22－+ NH3(在OH－中）
实验十二氧化还原反应 一、实验目的 1．理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。2．加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。 3．进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。 [教学重点] 电极电势和氧化还原反应的关系。 [教学难点] 原电池、电解及电化学腐蚀等知识。 [实验用品] 仪器：低压电源、盐桥、伏特计 药品： mol·L-1Pb(NO3)2、、1 mol·L-1)CuSO4、 mol·L-1 ZnSO4、 mol·L-1KI、 mol·L-1FeCl3、、 mol·L-1FeSO4、(1、3 mol·L-1) H2SO4、6 mol·L-1HAc、(2 mol·L-1、浓)HNO3、、 mol·L-1)KMnO4、6 mol·L-1NaOH、 mol·L-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸 材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒） 二、实验内容 （一）电极电势和氧化还原反应 1．2Fe3++ 2I-= 2Fe2++ I2 I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色 2．Fe3++ Br-不起反应，CCl4层无色 3．Cl2+ 2Br-= 2Cl-+ Br2 Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色 （二）浓度和酸度对电极电势影响 1．浓度影响 在两只50m L烧杯中，分别注入30mL ·L-1 ZnSO4和·L-1 CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。测量两电极之间的电压。 现象：伏特表指针偏到E=处解释：(-)：Zn2++2e-=Zn (+)：Cu2++2e-=Cu CuSO4溶液中加浓到沉淀溶解为止，形成深蓝色溶液； Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ [Cu2+]下降, E变小，E= ZnSO4溶液中加浓至沉淀溶解为止; Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ [Zn2+]下降, E变大，E= 最后达到平衡, E=接近初起值. 2*．酸度影响 在两只50mL烧杯中，分别注入FeSO4、K2Cr2O7溶液。FeSO4溶液中插入Fe片，在K2Cr2O7溶液中插入C棒，将Fe片、C棒通过导线分别与伏特表的负极和正极相接,中间用盐桥连接，测量两极电压。 文档冲亿季，好礼乐相随mini ipad移动硬盘拍立得百度书包 现象：测得E= 解释：(-) Cr2O72-+ 6e- + 14H+ = 2Cr3++ 7H2O (+) Fe2++ 2e- = Fe 在K2Cr2O7中，慢慢加入1mol·L-1H2SO4,再加入6mol·L-1NaOH。 加H+后E = 加OH-后E = （三）浓度、酸度对氧化还原产物的影响