高校无机化学氧化还原方程式的配平(天津大学第四版)讲义资料
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大学化学_第4章_氧化还原与电化学 (天津大学)
第 4章 氧化还原与电化学
(Oxidation-Reduction Reaction and Electrochemistry)
4.1 氧化还原反应(redox reaction )
4.1.1 氧化值（氧化数） oxidation numbers
有电子得失或电子偏移的反应，被称 为氧化还原反应。 2+ 2+ + Cu (aq) Zn(s) Zn (aq) + Cu(s) 得失电子 H 2 (g）+ Cl2（ g） 2HCl（ g） 电子偏移
2Hg(l)+ 2 Cl (aq)
1 标准甘汞电极：c(Cl ) 1.0mol L
E (Hg2Cl2 /Hg) 0.268V
1
c(Cl ) 2.8mol L ( KCl饱和溶液 ) 饱和甘汞电极：
Eθ (Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V
Cell EMF (电动势)
A voltaic cell is based on these two standard half-reactions: I2(s) + 2e 2I(aq) O2(g) + 4H+(aq) + 4e 2H2O(l) determine (a) the half-reactions that occur at the cathode and the anode, and (b) the standard cell potential. E(O2/H2O) = +1.23 V cathode E(I2/I) = 0.54 V anode E cell = E(cathode) E(anode) Ecell = 1.23 0.54 = 0.69 V
(Oxidation-Reduction Reaction and Electrochemistry)
4.1 氧化还原反应(redox reaction )
4.1.1 氧化值（氧化数） oxidation numbers
有电子得失或电子偏移的反应，被称 为氧化还原反应。 2+ 2+ + Cu (aq) Zn(s) Zn (aq) + Cu(s) 得失电子 H 2 (g）+ Cl2（ g） 2HCl（ g） 电子偏移
2Hg(l)+ 2 Cl (aq)
1 标准甘汞电极：c(Cl ) 1.0mol L
E (Hg2Cl2 /Hg) 0.268V
1
c(Cl ) 2.8mol L ( KCl饱和溶液 ) 饱和甘汞电极：
Eθ (Hg2Cl2/Hg) = 0.2415V
Cell EMF (电动势)
A voltaic cell is based on these two standard half-reactions: I2(s) + 2e 2I(aq) O2(g) + 4H+(aq) + 4e 2H2O(l) determine (a) the half-reactions that occur at the cathode and the anode, and (b) the standard cell potential. E(O2/H2O) = +1.23 V cathode E(I2/I) = 0.54 V anode E cell = E(cathode) E(anode) Ecell = 1.23 0.54 = 0.69 V
高校无机化学化学反应的方向和吉布斯自由能变(天津大学第四版)讲义
化学反应的吉布斯自由能变 ──热化学反应方向的判据
等温、等压的封闭体系内，不作非体 积功的前提下，任何自发过程总是朝
着吉布斯自由能(G)减小的方向进行。
rGm ＝ 0 时, 体系的G降低到最小值,
反应达平衡。此即为著名的最小自由 能原理。
rGm＝rHm-T rSm 各种 符 号 反应情况 情况 H S rG m r m r m
第二章 化学反应的方向、 速率和限度
第二章 化学反应的方 向、速率和限度 第一节 化学反应的方向和吉布 斯自由能变
2.1.1化学反应的自发过程 自发过程 在一定条件下不需外界作功，一经引发就 能自动进行的过程。 例如: 水总是自动地从高处向低处流,铁在 潮湿的空气中易生锈。 要使非自发过程得以进行, 外界必须作功。 例如：欲使水从低处输送到高处，可借助 水泵作机械功来实现。 注意：能自发进行的反应，并不意味着其 反应速率一定很大
化学反应的熵变 熵的概念： 体系内组成物质粒子运动的混乱程度。 熵是描述物质混乱度大小的物理量。 物质(或体系) 混乱度越大,对应的熵值越大。 符号：S 。单位: JK-1 在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒 子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排 列状态, 混乱度最小, 熵值最小。 把任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规 定为零(S0＝0)。
标准摩尔熵 某单位物质的量的纯物质在标准态下的熵 值称为标准摩尔熵。 符号：Sm 单位：J· mol-1· K-1
注意： (1) 纯净单质在298.15K时Sm≠0； (2) 物质的聚集状态不同其熵值不同； 同种物质 Sm(g)>Sm (1)>Sm(s) (3) 物质的熵值随温度的升高而增大； (4) 气态物质的熵值随压力的增大而减小。
无机化学-氧化还原反应方程式的配平
电解质则写分子式)。
Fe 2 Cl 2 Fe 3 Cl -
将反应分解为两个半反应式
Fe2 Fe3 氧化反应
Cl2 Cl (还原反应)
配平两个半反应的原子数及电荷数。
Fe2 Fe3 e Cl2 2e 2Cl
根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相 等的原则，将两个半反应加合为一个配平的离子反应式。
中性介质： 左边多 n个 O，加 n个 H2O，右边加 2n个 OH – 右边多 n个 O，加 2n个 H+，左边加n个 H2O
2、离子—电子法
(1) 配平原则 ● 电荷守恒：两个半反应得失电子数相等 ● 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等
(2) 配平步骤 写出相应的离子反应式(气体、纯液体、固体和弱
确定氧化数的规则
1. 单质的氧化数为零, 如单质 O2 和 S8中 O 原子和 S 原 子的氧化数均为零。
2. 单原子离子的氧化数等于离子所带的电荷，例如Al3+ 离子的氧化数为 ＋3, 表示为 Al(+3)。
3. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2， 过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， KO2氧化数为－0.5， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。
10 HClO3 + 3P4 = 10HCl + 12H3PO4
一、氧化还原反应方程式的配平 1、氧化数法
① 配平原则 整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被
还原的元素氧化值的降低总数相等。
② 配平步骤 ● 写出未配平的基本反应式
-1-5= -6
+5 0 HClO3 + P4
-1 +5 HCl + H3PO4
Fe 2 Cl 2 Fe 3 Cl -
将反应分解为两个半反应式
Fe2 Fe3 氧化反应
Cl2 Cl (还原反应)
配平两个半反应的原子数及电荷数。
Fe2 Fe3 e Cl2 2e 2Cl
根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相 等的原则，将两个半反应加合为一个配平的离子反应式。
中性介质： 左边多 n个 O，加 n个 H2O，右边加 2n个 OH – 右边多 n个 O，加 2n个 H+，左边加n个 H2O
2、离子—电子法
(1) 配平原则 ● 电荷守恒：两个半反应得失电子数相等 ● 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等
(2) 配平步骤 写出相应的离子反应式(气体、纯液体、固体和弱
确定氧化数的规则
1. 单质的氧化数为零, 如单质 O2 和 S8中 O 原子和 S 原 子的氧化数均为零。
2. 单原子离子的氧化数等于离子所带的电荷，例如Al3+ 离子的氧化数为 ＋3, 表示为 Al(+3)。
3. 正常氧化物中，氧的氧化数为－2， 过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－1， KO2氧化数为－0.5， KO3中氧化数为－1/3， OF2中O为+2。
10 HClO3 + 3P4 = 10HCl + 12H3PO4
一、氧化还原反应方程式的配平 1、氧化数法
① 配平原则 整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被
还原的元素氧化值的降低总数相等。
② 配平步骤 ● 写出未配平的基本反应式
-1-5= -6
+5 0 HClO3 + P4
-1 +5 HCl + H3PO4
大学无机化学课件氧化-还原
大学无机化学课件氧化-还原
目录
CONTENTS
• 氧化-还原反应的基本概念 • 氧化-还原反应的原理 • 氧化-还原反应的实例 • 氧化-还原反应的应用 • 氧化-还原反应的实验操作
01 氧化-还原反应的基本概念
CHAPTER
定义与分类
定义
氧化-还原反应是电子在两个不同原 子间转移的反应，其中氧化是指电子 损失的过程，还原则是电子获得的过 程。
ABCD
还原剂是能够提供电子的 物质，通常是具有较低氧 化数的元素或化合物。
常见的氧化剂包括氧气、 高锰酸钾、硝酸等，常见 的还原剂包括氢气、金属、 碳等。
氧化数的变化与电子转移的关系
氧化数表示元素或化合物在氧化-还原状态下的电荷数， 可以用来描述电子转移的过程。
当电子从还原剂转移到氧化剂时，还原剂的氧化数升高， 而氧化剂的氧化数降低。
通过双线桥法或单线桥法表示电子转移的方向和数量，清晰地展示出氧化剂、还 原剂以及电子转移的过程。
电极反应式表示法
将氧化-还原反应拆分为两个半反应，分别表示为阳极和阴极反应式，有助于理 解和分析反应机理。
02 氧化-还原反应的原理
CHAPTER
电子转移过程
01 02 03 04
电子转移是氧化-还原反应的核心，它决定了反应的进行方向和速率 。
金属与酸反应
金属与酸反应，通常会生 成氢气和对应的金属盐， 同时金属被氧化。
非金属的氧化
非金属氧化物生成
非金属与氧气反应，生成非金属氧化物，如二氧化碳 的生成。
非金属燃烧
非金属在氧气中燃烧，如硫在空气中燃烧生成二氧化 硫。
非金属与碱反应
非金属与碱反应，通常会生成盐和水，同时非金属被 氧化。
目录
CONTENTS
• 氧化-还原反应的基本概念 • 氧化-还原反应的原理 • 氧化-还原反应的实例 • 氧化-还原反应的应用 • 氧化-还原反应的实验操作
01 氧化-还原反应的基本概念
CHAPTER
定义与分类
定义
氧化-还原反应是电子在两个不同原 子间转移的反应，其中氧化是指电子 损失的过程，还原则是电子获得的过 程。
ABCD
还原剂是能够提供电子的 物质，通常是具有较低氧 化数的元素或化合物。
常见的氧化剂包括氧气、 高锰酸钾、硝酸等，常见 的还原剂包括氢气、金属、 碳等。
氧化数的变化与电子转移的关系
氧化数表示元素或化合物在氧化-还原状态下的电荷数， 可以用来描述电子转移的过程。
当电子从还原剂转移到氧化剂时，还原剂的氧化数升高， 而氧化剂的氧化数降低。
通过双线桥法或单线桥法表示电子转移的方向和数量，清晰地展示出氧化剂、还 原剂以及电子转移的过程。
电极反应式表示法
将氧化-还原反应拆分为两个半反应，分别表示为阳极和阴极反应式，有助于理 解和分析反应机理。
02 氧化-还原反应的原理
CHAPTER
电子转移过程
01 02 03 04
电子转移是氧化-还原反应的核心，它决定了反应的进行方向和速率 。
金属与酸反应
金属与酸反应，通常会生 成氢气和对应的金属盐， 同时金属被氧化。
非金属的氧化
非金属氧化物生成
非金属与氧气反应，生成非金属氧化物，如二氧化碳 的生成。
非金属燃烧
非金属在氧气中燃烧，如硫在空气中燃烧生成二氧化 硫。
非金属与碱反应
非金属与碱反应，通常会生成盐和水，同时非金属被 氧化。
天津大学无机化学课件：第8章 氧化还原反应
氧化半反应： Zn － 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e = Cu (－)ZnZn2+(c1/ mol·dm-3) Cu2+(c2/mol·dm-3) Cu(+)
要求：☆ 给出总反应方程式，要能够设计为原电池，写出电池 符号和半反应(电极反应)方程式。
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol·dm-3) Fe3+(1mol·dm-3) ,Fe2+ (1 mol·dm-3) Pt(+)
二、氧化还原反应 1.氧化还原反应定义 氧化还原反应：元素氧化数发生变化的反应。
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
氧化反应氧化数升高的反应；失去电子的物质为还原剂
应氧化数降低的反应。得到电子的物质为氧化剂
例如：Cu2+→Cu
氧化过程：元素的氧化数升高; 还原过程：元素的氧 化数降低。 氧化型：高氧化态 氧化剂
Na2S4O6中， 平均为2.5 (2个S 为0, 二个S为+5)
氧化数与化合价的区别与联系：二者有时相等，有时不等。 例如：CH4 CH3Cl CH2Cl2 CH3Cl3
★ 现行中学化学课本中，仍用正负化合价来定义氧化还原反应 的有关概念。将前面所述氧化数概念及其应用，与中学化学课 本中化合价概念的定义及其应用对比一下，就可看出，中学化 学课本中所定义的化合价实际上指的是氧化数，它不同于现代 化学中的（如大学化学课程中所应用的）化合价概念。
半反应
SO32– SO42– + 2e
MnO4– + 5e Mn 2+
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+
要求：☆ 给出总反应方程式，要能够设计为原电池，写出电池 符号和半反应(电极反应)方程式。
(－) (Pt),H2(p)H+(1mol·dm-3) Fe3+(1mol·dm-3) ,Fe2+ (1 mol·dm-3) Pt(+)
二、氧化还原反应 1.氧化还原反应定义 氧化还原反应：元素氧化数发生变化的反应。
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
氧化反应氧化数升高的反应；失去电子的物质为还原剂
应氧化数降低的反应。得到电子的物质为氧化剂
例如：Cu2+→Cu
氧化过程：元素的氧化数升高; 还原过程：元素的氧 化数降低。 氧化型：高氧化态 氧化剂
Na2S4O6中， 平均为2.5 (2个S 为0, 二个S为+5)
氧化数与化合价的区别与联系：二者有时相等，有时不等。 例如：CH4 CH3Cl CH2Cl2 CH3Cl3
★ 现行中学化学课本中，仍用正负化合价来定义氧化还原反应 的有关概念。将前面所述氧化数概念及其应用，与中学化学课 本中化合价概念的定义及其应用对比一下，就可看出，中学化 学课本中所定义的化合价实际上指的是氧化数，它不同于现代 化学中的（如大学化学课程中所应用的）化合价概念。
半反应
SO32– SO42– + 2e
MnO4– + 5e Mn 2+
配平半反应：
SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+
大学无机化学课件氧化还原演示文稿
3. 氧化值概念还存在缺陷，有些问题不能解释，有待 更加完善。
(二) 氧化还原反应的特点
1. 氧化还原概念的发展 (1) 在化学发展的初期，氧化是指物质与氧化合的过程，
还原是指物质失去氧的过程。 例:2Hg + O2→2HgO ，2HgO →2Hg + O2 (2) 随后氧化还原的概念扩大了，认为物质失去氢的过程 也是氧化，与氢结合的过程则是还原。在有机化学和生 物化学中应用较为广泛。例：
方法一、氧化值法 : 氧化剂的氧化数降低总数与还原剂 氧化数升高的总数必定相等。
(1) 基本反应式: KMnO4 + 2HCl →MnCl2 +Cl2
(2) 求出元素氧化数的变化值：
(-5) ×1
Ⅶ
-Ⅰ Ⅱ 0
KMnO4 + 2HCl →MnCl2 +Cl2
(+1)×2
(3) 调整系数，使氧化数变化值相等
例：HCl、H2O、NH3和PCl5中，Cl为一价，O为二价， N为三价和P为五价；CO中，C和O是二价。
(2) 随着化学结构理论的发展，出现矛盾。 例： NH4+中，N为－3，但实验证明N与4个H结合。 SiF4中，为+4；而K2SiF6中，Si与6个F结合。
(3) 1948年，在价键理论和电负性基础上提出氧化值。 电负性：原子在分子中吸引电子的能力。
【例5】酸性介质， I- 氧化成IO3- ，写出离子电子式。
-Ⅰ Ⅴ 解: 1. 写出半反应，判断氧化数变化：I- →IO3-
2. 配平半反应，即得离子电子式: I- + 3H2O ≒ IO3- + 6H+ + 6e
【例6】碱性介质，SO32-氧化成SO42- ，写出离子电子式。
(二) 氧化还原反应的特点
1. 氧化还原概念的发展 (1) 在化学发展的初期，氧化是指物质与氧化合的过程，
还原是指物质失去氧的过程。 例:2Hg + O2→2HgO ，2HgO →2Hg + O2 (2) 随后氧化还原的概念扩大了，认为物质失去氢的过程 也是氧化，与氢结合的过程则是还原。在有机化学和生 物化学中应用较为广泛。例：
方法一、氧化值法 : 氧化剂的氧化数降低总数与还原剂 氧化数升高的总数必定相等。
(1) 基本反应式: KMnO4 + 2HCl →MnCl2 +Cl2
(2) 求出元素氧化数的变化值：
(-5) ×1
Ⅶ
-Ⅰ Ⅱ 0
KMnO4 + 2HCl →MnCl2 +Cl2
(+1)×2
(3) 调整系数，使氧化数变化值相等
例：HCl、H2O、NH3和PCl5中，Cl为一价，O为二价， N为三价和P为五价；CO中，C和O是二价。
(2) 随着化学结构理论的发展，出现矛盾。 例： NH4+中，N为－3，但实验证明N与4个H结合。 SiF4中，为+4；而K2SiF6中，Si与6个F结合。
(3) 1948年，在价键理论和电负性基础上提出氧化值。 电负性：原子在分子中吸引电子的能力。
【例5】酸性介质， I- 氧化成IO3- ，写出离子电子式。
-Ⅰ Ⅴ 解: 1. 写出半反应，判断氧化数变化：I- →IO3-
2. 配平半反应，即得离子电子式: I- + 3H2O ≒ IO3- + 6H+ + 6e
【例6】碱性介质，SO32-氧化成SO42- ，写出离子电子式。
氧化还原反应方程式的配平、书写及计算
氧化还原反应方程式的配平、书写及计算【配平步骤】1、标价态：列出发生氧化和还原反应 的元素的化合价；2、列变化：列出元素得失电子数（元素的化合价的变化）；。
3、定系数：使得失电子总数（化合价的升高和降低）相等；4、配其他：利用观察法，配平其它物质的系数，把单线改成等号。
例1 C + HNO 3（浓）— NO 2 + CO 2 + H 2O【练习】1. C + H 2SO 4（浓）— SO 2 + CO 2 + H 2O2. NH 3 + O 2 —— NO + H 2O3. Cu + Fe 3+ —— Fe 2+ + Cu 2+对于部分反应物参加的氧化还原反应，可先配平化合价发生变化的物质的系数例2 Cu + HNO 3（稀）— Cu(NO 3)2 + NO + H 2O【练习】1. Cu + HNO 3（浓）— Cu(NO 3)2 + NO 2 + H 2O2. C u + H 2SO 4（浓）— CuSO 4 + SO 2 + H 2O【作业】用化合价升降法配平下列化学方程式1. 2 + P + 2O H 3PO 4 +2. 2 + O 2 + 2O — 33. 3 — 3)2 + 2O + 2O+ —2+ KCl Cl2+ H2O45. 4 + 2—2(SO4) 3 + 36. 4+ 2C2O H2SO4 —CO2+ 2SO4+ MnSO4H2O7. Cl2 + 2O —8. Na + 2O H29. Fe + 3FeCl210. 2HCl2Cl2 + 2O二、新氧化还原反应与信息方程式书写【书写步骤】1、识身份：判断出谁是氧化剂，谁是还原剂；2、抓规律：利用氧化还原反应的价态原理（邻位转化规律、互不换位规律、跳位规律）写出产物。
3、定系数：配平该氧化还原反应；例1造纸工业常用Cl2漂白约浆，漂白后纸浆要用NaHSO3除去残留的Cl2，取少量用NaHSO3处理过的溶液，用盐酸酸化的BaCl2溶液检验，发现有白色沉淀生成。
原创课件1： 氧化还原反应的计算及方程式的配平
守恒)，4×1＝2x(电荷守恒)，即 x＝2。
本节内容结束
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【 跟 踪 训 练 】 1. 已 知 离 子 方 程 式 ： As2S3 ＋ H2O ＋
NO－ 3 ―→AsO34－＋SO24－＋NO↑＋____
(未配平后水的计量数为 4
B．反应后溶液呈酸性
C．配平后氧化剂与还原剂的物质的量之比为 3∶28
D．氧化产物为 AsO34－和 SO24－
解析：选 C 根据氧化还原反应中得失电子守恒、电荷 守恒及元素守恒，可得：3As2S3＋4H2O＋28NO－ 3 ===6AsO34－ ＋9SO24－＋28NO↑＋8H＋，据此可知 A、B、D 均正确。氧 化剂和还原剂的物质的量之比为 28∶3，故 C 错误。
二、氧化还原反应的有关计算—守恒法的应用 守恒法是中学化学计算中一种很重要的方法，也是高考 试题中应用最多的方法之一，其特点是抓住有关变化的始态 和终态，忽略中间过程，利用其中某种不变量建立关系式， 从而简化思路，快速解题。 1．原子守恒法 从本质上讲，原子守恒和质量守恒是一致的，原子守恒 的结果即质量守恒。
(2)补项原则
条件
补项原则
酸性条件下 缺 H(氢)或多 O(氧)补 H＋，少 O(氧)补 H2O(水)； 碱性条件下 缺 H(氢)或多 O(氧)补 H2O(水)，少 O(氧)补 OH－；
NaNO2 是一种食品添加剂，它能致癌。酸性高 锰酸钾溶液与亚硝酸钠的反应方程式是：MnO－ 4 ＋NO2－＋
(4)配系数 根据质量守恒，反应前后原子的种类和个数不变配平。 C＋4HNO3===4NO2↑＋CO2↑＋2H2O 一般原则：①“列变化”中，若双线桥两边原子个数不 相等，一般按原子个数多的算电子数。 ②“配系数”中，一般按哪种物质算的电子，系数(或 化学计量数)就先配在哪种物质前边。
[正式版]氧化还原反应的配平ppt资料
![[正式版]氧化还原反应的配平ppt资料](https://img.taocdn.com/s1/m/05b22df1a300a6c30d229fc2.png)
根据N原子守恒： HNO3（被还原）
NO2
1mol
1mol
②求做酸的HNO3的物质的量？ 根据得失电子 nCu(NO3)2×2 = nNO2×1 守恒可得： nCu(NO3)2×2 = 1×1
nCu(NO3)2 =
③求参加反应的HNO3的物质的量？
根据N原子守恒： HNO3=Cu(NO3)2×2 + NO2
+5
0
-1
例NH:请4N说O化出3 下合列价反应变的H化氧NO化3剂+和还原N2剂?+ 高H到2O 低(由低到高)
Cl Cl Cl
↑1×1 ×5 ↓5×1 ×1
注意: 同种元素变化的反应: 归中原则(化合价向中间变化)
H2S + H2SO4
S + SO2 + 2 H2O
+2 -1 4 FeS2 +
2 MnO4- + 10Ⅰ- + H+
2、用电荷守恒：
2MnO4- + 10Ⅰ- + 16 H+
2 Mn 2+ + 5Ⅰ2 + H2O 2 Mn 2+ + 5Ⅰ2 + 8 H2O
3、若有缺项：可以根据原子守恒(电荷守恒)补上缺项：
一般是补： H2O、 OH-、 H+
练 习：
1 IO3-+ 5 I- + 6 H+
-2
NH3 + O2 _ N O + Fe 3+ + SO32-+ H2O
Fe 2++ SO42- +
2NO + O2 = 2NO2
大学无机化学第四版第四章课件
EMF
=
EMF
0.0592 V Z
lg
J
对于非标准态下的反应：
EMF > 0.2V EMF > 0 反应正向进行； EMF < - 0.2V EMF < 0 反应逆向进行。 0.2V < EMF < 0.2V 用 EMF 判断
例：判断在酸性溶液中H2O2与Fe2+混合 时，能否发生氧化还原反应？若能反应，写
3
4.1.2 氧化还原反应方程式的配平
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。
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气 体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧 化的半反应。
③分别配平两个半反应方程式，等号两 边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数 相等。
= E (Ag+ / Ag) + 0.0592V lg {c(Ag+ )} = E (Ag+ / Ag) + 0.0592V lg Ksp (AgCl) = 0.799V + 0.0592V lg1.8×1010 = 0.222V
AgCl(s)+ e Ag(s)+ Cl (aq) 当c(Cl ) = 1.0mol L1 时 , c(Ag+ ) = Ksp (AgCl)
①
MnO
4
+
SO
2 3
SO
2 4
+
Mn 2+
②
MnO
4
+ 8H +
+ 5e
=
第6讲 氧化还原反应方程式的配平及计算-备战2024年高考化学一轮复习全考点精选课件(全国通用)
3.(1)__2__MnO－4 ＋___5_H2O2＋_6_H__＋===__2__Mn2＋＋__5__O2↑＋___8_H2O。
(2)某高温还原法制备新型陶瓷氮化铝(AlN)的反应体系中的物质有 Al2O3、 C、N2、AlN、CO。 请将 AlN 之外的反应物与生成物分别填入以下空格内，并配平。
【温馨提示】信息型氧化还原反应方程式的书写步骤
2．氧化还原反应方程式的计算
（1）氧化还原反应方程式计算的基本方法：电子守恒法。 （2）守恒解题思维流程
1．24 mL浓度为0.05 mol·L－1的Na2SO3溶液恰好与20 mL浓度为0.02 mol·L－1的 K2Cr2O7溶液完全反应。已知Na2SO3可被K2Cr2O7氧化为Na2SO4，则元素Cr在还原 产物中的化合价为（ B ）
1 000 kg该溶液需消耗氯气的质量为___2_0_3___kg(保留整数)。
A．＋2 B．＋3
C．＋4
D．＋5
2 ． 在 P ＋ CuSO4 ＋ H2O―→Cu3P ＋ H3PO4 ＋ H2SO4( 未 配 平 ) 的 反 应 中 ， 7.5 mol CuSO4可氧化P的物质的量为____1_._5__ mol。生成1 mol Cu3P时，参加反应的P的物 质的量为___2_._2___mol。
（ 3 ） “84 消 毒 液 ” 的 有 效 成 分 为 NaClO ， 不 可 与 酸 性 清 洁 剂 混 用 的 原 因 是 _C_l_O_－__＋__C_l_－_＋__2_H__＋_＝__C_l_2_↑_＋__H_2_O( 用 离 子 方 程 式 表 示 ) 。 工 业 上 是 将 氯 气 通 入 30% 的 NaOH溶液中来制备NaClO溶液，若NaClO溶液中NaOH的质量分数为1%，则生产
氧化还原反应方程式的配平.
教学目标知识目标使学生掌握用化合价升降法配平氧化还原反应方程式。
能力目标培养学生配平氧化还原反应方程式的技能。
情感目标通过对各种氧化还原反应方程式的不同配平方法的介绍，对学生进行辩证思维的训练。
教学建议教学重点：氧化还原反应方程式配平的原则和步骤。
教学难点：氧化还原反应方程式配平的一些可借鉴的经验。
教材分析：氧化还原反应方程式的配平是正确书写氧化还原反应方程式的一个重要步骤，也是侧重理科学生所应掌握的一项基本技能。
配平氧化还原反应方程式的方法有多种，本节介绍的“化便谷升降法”就是其中的一种。
教材从化学反应中的物质变化遵守质量守恒定律引入，说明氧化还原反应方程式可以根据质量守恒定律来配平，但对于较复杂的氧化还原反应，根据质量守恒定律来配平不太方便，进而引出用“化合价升降法”解决这一问题的有效措施。
本节教材通过三个典型的例题，对三种不同类型的氧化还原反应进行细致分析；介绍了三种不同的配平方法，培养了学生灵活看待氧化还原反应方程式的配平能力，训练了学生的辩证思维。
教材还通过问题讨论，将学生易出错误的氧化还原反应的离子方程式，用配平时应遵循的原则—化合价升降总数相等，进行分析判断，强化了配平的关键步骤—使反应前后离子所带的电荷总数相等的原则，培养了学生的能力。
教法建议教学中应注重新旧知识间的联系，利用学生所学的氧化还原反应概念和接触的一些氧化还原反应，学习本节内容。
教学中应采用精讲精练、讲练结合的方法，使学生逐步掌握氧化还原反应的配平方法。
不能使学生一步到位，随意拓宽知识内容。
1．通过复习，总结配平原则教师通过以学生学习过的某一氧化还原反应方程式为例，引导学生分析电子转移及化合价的变化，总结出氧化还原反应方程式的配平原则—化合价升降总数相等。
2．配平步骤[例1]、[例2]师生共同分析归纳配平基本步骤：（1）写出反应物和生成物的化学式，分别标出变价元素的化合价，得出升降数目。
（2）使化合价升高与化合价降低的总数相等（求最小公倍数法）（3）用观察的方法配平其它物质的化学计算数（包括部分未被氧化或还原的原子（原子团）数通过观察法增加到有关还原剂或氧化剂的化学计量数上），配平后把单线改成等号。
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[(+5)×4]×3=(+60)
(4)用观察法配平氧化数未改变的元 素原子数目 10HClO3+3P4 +18H2O → 10HCl+12H3PO4
例
(1)写出未配平的反应方程式 PbO2+MnBr2+HNO3 →Pb(NO3)2+Br2+HMnO4+H2O (2)找出元素原子氧化数降低值与元素 原子氧化数升高值
2
+H+ →
Mn2+
+ SO4
2
(2)将反应分解为两个半反应方程式
MnO4 + H+ → Mn2+
2 SO2 → SO 3 4
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 MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
左边多 4个O原子，右边加 4个H2O， 左边加 8个H+
氧化数 过氧化物 O 氧化数 -1
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 CaH2 H 氧化数 1 NaH
Na H
+1 -1
Ca
+2 -
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 氧化数 2)=0 P23 O Fe O 54 P O Fe x -2 2x+5 3x+4×(-
(1) 氧化数可以是正数、 负数、整数、分数、零。
(2) 氧化数与共价数不同 如 C氧化数 C共价数 CO2 +4 4 CH4 -4 4
2. 配平方法
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
(2) 反应前后各元素的原子 总数相等
(1)写出未配平的反应方程式 HClO3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4 (2)找出元素原子氧化数降低值与 元素原子氧化数升高值
+6 -2
-2
-2
3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH
→ 2K2CrO4 + 3K2SO4 + 8H2O
4.1.2 离子-电子法
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 （2）反应前后各元素的原子 总数相等
步骤
(1)写出未配平的离子反应方程式
MnO4 + SO3
(-1)-(+5)=(-6)
0 +5 + -1 HClO 5 3 + P4 + H2O → HCl + H3PO4
(+5)-0=(+5)
(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
+5 + -1 10HClO 5 3+3P4+H2O →10HCl+12H3PO4
(-6)×10=(-60) 0
第四章 氧化还原反应 第一节
氧化还原反应 方程式的配平
氧化数法 离子-电子法
4.1.1 氧化数法
1. 氧化数
定义
1970年国际纯粹与应用化学联合会确定 (IUPAC) 元素的氧化数是元素的一个原子的形 式荷电数, 这个荷电数可由假设把每个 键中的电子指定给电负性较大的原子而 求得。
电负性
是指分子中元素原子吸引电子的能力
如
NaCl
CaSO
Na 氧化数 Cl +1
4 Ca S +2 +6 -2 –1 O
1. 氧化数
规则
(1) 在单质中，元素原子的 氧化数为零。
1. 氧化数
规则
O2F2 O F +1 -1 H2O2 H O +1 -1 OF2 O F +2 -1 Na2O2 Na +1
(2) O的氧化数一般为-2
但 氟化物 如
SO3 + H2O → SO4 + 2H+ 右边多 1个O原子，左边加 1个H2O， 右边加2个H+
2
2
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
MnO4 + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
SO3 + H2O → SO4 + 2H+
2
2
2.用加减电子数方法使两边电荷数相等
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 边
H
: Cl
电子靠近Cl一
电负性
H < Cl
1. 氧化数
定义
在共价化合物中,元素的氧 化数等于该元素的原子偏近或 偏离的电荷数。
如
氧化数 1
HCl
H +1 Cl –
CO2
C +4 2 O -
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
1. 氧化数
定义
在离子化合物中,元素的氧 化数等于该元素的离子电荷。
(+7)-(+2)=(+5) 0-(-1)=(+1) + + + -1 + 0 PbO Pb(NO3)2+Br2+HMnO 4 2+MnBr 2 2+HNO3→2 7 4+H2O (+2)-(+4)=(-2)
例
(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 (+5) [(+5)+(+2)]×2=1 (+1)×2=(+2) 4 + + + + PbO 4 2+MnBr 2 2 7 4+H2O 2+HNO3→ Pb(NO 3)2+Br2+HMnO (-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
MnO4 + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O 2 - → SO + SO2 + H O 2e + 2H 2 3 4
(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 + 8H+ + 5e-→ Mn2+ + 4H2O 2 2 5 SO3 + H2O - 2e → SO4 + 2H+ +） 2 + 2MnO4 + 16H + 5SO3 + 5H2O 2 2+ + 8H O+ 5SO → 2Mn 2 4 +10H+ (4)整理，即得配平的离子反应方程式。 2 + 2MnO4 +5SO +6H 3 2 → 2Mn2++8H2O+ 5SO 4
+5 +8/3
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。 2 Cr2O7 如
氧化数 2)=-2 Cr O x -2 +6 2x+7×(-
1. 氧化数
规则
氯的氧化数
Cl -1
ClO +1
ClO2 +3
ClO3 +5
ClO4 +7
1. 氧化数
注意
氧化数法
简单、快捷 适用于
优点
水溶液
非水体系
氧化还原反应
氧化还原反应式配平课堂练习
(1) H2O2 + Cr2(SO4)3 + KOH
→ K2CrO4 + K2SO4 + H2O
2×[(-2)-(-1)]=-2 3
H2O2+Cr2(SO4)3+KOH
-1 +3
2×[(+6)-+3)]=+6 2
→K2CrO4+K2SO4+H2O