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氧化还原

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氧化还原反应

氧化还原反应

氧化还原反应氧化-还原反应(oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。

氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。

氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一（另外两个为（路易斯）酸碱反应与自由基反应。

自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。

研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。

18世纪末，化学家在总结许多物质与氧的反应后，发现这类反应具有一些相似特征，提出了氧化还原反应的概念：与氧化合的反应，称为氧化反应；从含氧化合物中夺取氧的反应，称为还原反应。

随着化学的发展，人们发现许多反应与经典定义上的氧化还原反应有类似特征，19世纪发展化合价的概念后，化合价升高的一类反应并入氧化反应，化合价降低的一类反应并入还原反应。

20世纪初，成键的电子理论被建立，于是又将失电子的半反应称为氧化反应，得电子的半反应称为还原反应。

1948年，在价键理论和电负性的基础上，氧化数的概念被提出，1970年IUPAC对氧化数作出严格定义，氧化还原反应也得到了正式的定义：化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应称作氧化还原反应。

氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。

根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。

氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。

反应中，发生氧化反应的物质，称为还原剂，生成氧化产物；发生还原反应的物质，称为氧化剂，生成还原产物。

氧化产物具有氧化性，但弱于氧化剂；还原产物具有还原性，但弱于还原剂。

一个化学反应，是否属于氧化还原反应，可以根据反应是否有氧化数的升降，或者是否有电子得失与转移判断。

如果这两者有冲突，则以前者为准。

氧化还原反应方程式100个

氧化还原反应方程式100个

氧化还原反应方程式100个氧化还原反应方程式100个1. 2Na + Cl2 -> 2NaCl2. 2Al + 3CuCl2 -> 2AlCl3 + 3Cu3. Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H24. 3Fe + 4H2O -> Fe3O4 + 4H25. 2K + Br2 -> 2KBr6. 2H2 + O2 -> 2H2O7. 2Mg + O2 -> 2MgO8. PbO2 + 2HCl -> PbCl2 + H2O + Cl29. 2H2O2 -> 2H2O + O210. 2H2 + 2Br2 -> 4HBr11. CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O12. 2Cu + O2 -> 2CuO13. 2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br214. 2Al + 3Cl2 -> 2AlCl315. CuSO4 + Zn -> ZnSO4 + Cu16. 4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O17. 2HCl + Zn -> ZnCl2 + H218. HgO -> Hg + O219. 2H2O + 2K -> 2KOH + H220. 2CuO + C -> 2Cu + CO221. 2Na + H2O -> 2NaOH + H222. 2AgNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + 2Ag23. Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO224. 2HCl + Cu -> CuCl2 + H225. H2O2 + Cl2 -> 2HCl + O226. H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O27. 2HgO -> 2Hg + O228. 2Ag + H2S -> Ag2S + H229. 2K + 2H2O -> 2KOH + H230. 2NaOH + Cl2 -> NaCl + NaClO + H2O31. 2NO2 + H2O -> HNO3 + HNO232. 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 -> Ca3(PO4)2 + 6H2O33. 2HCl + H2S -> 2H2O + S34. 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H235. 5Fe2O3 + 3CO -> 10Fe + 3CO236. 4HCl + MnO2 -> MnCl2 + 2H2O + Cl237. 2KClO3 -> 2KCl + 3O238. 2H2O + 2Na -> 2NaOH + H239. 2Fe + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H240. 2H2O2 + 2KOH -> 2H2O + 2K2O241. 2NaOH + H2SO4 -> Na2SO4 + 2H2O42. 2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + CO2 + H2O43. 2C2H2 + 5O2 -> 4CO2 + 2H2O44. Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu45. 4HNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO246. 2H2 + O2 -> 2H2O47. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 -> O2 + H2O + K2SO4 + MnSO448. 2AgNO3 + Zn -> Zn(NO3)2 + 2Ag49. 3Na2O2 + 6CO2 -> 3Na2CO3 + 3O250. 2HCl + Na2S2O3 -> 2NaCl + S + SO2 + H2O51. 2Cl2 + Na2S2O3 -> 2NaCl + S2O652. Na2CO3 + H2SO4 -> Na2SO4 + H2O + CO253. C + 2H2O -> CO2 + 2H254. Zn + 2AgNO3 -> Zn(NO3)2 + 2Ag55. C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O56. BaCl2 + Na2SO4 -> BaSO4 + 2NaCl57. 2CH3OH + 3O2 -> CO2 + 4H2O58. H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 -> 3O2 + 2K2SO4 + 2MnSO4 + 4H2O59. Pb + PbO2 + 2H2SO4 -> 2PbSO4 + 2H2O60. C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O61. Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H262. 2HgS + O2 -> 2HgO + 2SO263. 2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl264. Pb + CuCl2 -> PbCl2 + Cu65. 2H3PO4 + 3Mg(OH)2 -> Mg3(PO4)2 + 6H2O66. 2KBr + F2 -> 2KF + Br267. 4C + 5O2 -> 2CO2 + 2CO68. CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O69. BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 + 2HCl70. Na2CO3 + Ca(OH)2 -> CaCO3 + 2NaOH71. 2Na + Cl2 -> 2NaCl72. 6NaOH + 3Cl2 -> 5NaCl + NaClO3 + 3H2O73. 2AgNO3 + BaCl2 -> 2AgCl + Ba(NO3)274. 5H2O2 + 2MnO2 -> 2H2O + 5O2 + Mn2O375. SO2 + O2 -> SO376. FeS2 + 8O2 -> Fe2O3 + 4SO277. H2O2 + 2FeCl3 -> 2HCl + 2FeCl2 + H2O + Cl278. 4HNO3 + MnO2 -> Mn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 + O279. 2HNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + H2O + NO280. C2H6 + O2 -> CO2 + H2O81. 2FeCl3 + SnCl2 -> 2FeCl2 + SnCl482. 2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O83. 2Na + H2 -> 2NaH84. Zn + HCl -> ZnCl2 + H285. 3Cl2 + 6NaOH -> 5NaCl + NaClO3 + 3H2O86. 6NaOH + 3H2 + 2Al -> 2Al(OH)3 + 3Na2O87. C6H8O6 + O2 -> CO2 + H2O88. H2O2 + 2KI -> 2KOH + I2 + H2O89. 2Cr + 3HCl -> 2CrCl3 + 3H290. 4Al + 3O2 -> 2Al2O391. Fe3O4 + 4H2SO4 -> 3FeSO4 + 4H2O92. 2HCl + Na2S2O3 -> 2NaCl + S + SO2 + H2O93. 2ZnS + 3O2 -> 2ZnO + 2SO294. 2NaOH + FeCl2 -> 2NaCl + Fe(OH)295. NH4NO3 -> N2O + 2H2O96. 2C8H18 + 17O2 -> 16CO2 + 18H2O97. 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O398. SnCl2 + 2HCl -> SnCl4 + H299. H2 + Cl2 -> 2HCl100. 2H2 + O2 -> 2H2O氧化还原反应是化学中非常重要的类型之一。

氧化还原反应

氧化还原反应

练习分析：
下列反应属于氧化还原反应的是（ D ）
A.CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑
高温
B.CaCO3====CaO+CO2↑
C.Na2O+H2O==2NaOH
D.Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
巩固练习
1.某元素在化学反应中由化合态（化合物） 变为游离态（单质），则该元素（ C ） A．一定被氧化 B．一定被还原 C．可能被氧化，也可能被还原 D．以上都不是
物质夺取电子能力越强则其氧化性越强 物质失去电子能力越强则其还原性＝还原产物＋氧化产物 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物
（2)单质还原性: K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
练习:判断下列反应是否属于氧化还原反应？
+7 -2
+6
+4
0
• ⑴ 2KMnO4 == K2MnO4 ＋ MnO2 ＋ O2↑
√
+5 -2
-1 0
• ⑵ 2KClO3 M=n=O22KCl+3O2↑
√
• ⑶ Na2CO3+2HCl==2NaCl+ H2O + CO2↑ ×
0 +1
+2
0
• ⑷ Fe+2HCl== 2FeCl2 + H2↑ √
素的化合价升高，该元素的原子 失 电子，被 氧化 ；而 铁 元
素的化合价降低，该元素的原子 得 电子，被 还原 。该反应中

氧化还原

氧化还原
+1 –1
Fe3O4
+8/3 -2
FeO
+2 -2
2.氧化数与化合价（化学键）的区别: (1) 它们的含义不同：化合价是原子间相互作用力 的表示，反映出形成化学键的能力，而氧化数是人为 规ห้องสมุดไป่ตู้的，当然还是要服从公认的规则。 例如在有机化合物中C原子都呈4价，而在不同化合 物中，碳可以有不同氧化数：
CH4
aKMnO4 + bFeS + cH2SO4→
d K2SO4+ eMnSO4+ f Fe2(SO4)3+ gS+ h H2O
根据各原子守恒，可列出方程组： a=2d （钾守恒） a=e（锰守恒） b=2f（铁守恒） b+c=d+e+3f+g（硫守恒） 4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恒） c=h（氢守恒）
①×28+②×3得
28NO 3 3As2S3 4H2 O 10H
= 6H3 AsO4 9SO 2 28NO 4
3As2S3 28HNO 3 4H2 O = 6H3 AsO4 9H2SO 4 28NO
例4：配平方程式 Cr(OH)3 (s) Br2 (l) KOH 解： Cr(OH)3 (s) Br2 (l)
电极电势
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 如何证明锌置换铜的反应有电子转移？
负极反应：Zn = Zn2+ + 2 e
正极反应：Cu2+ + 2 e = Cu 原电池
电池反应：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 电池符号：() ZnZn2+(c1)Cu2+(c2)Cu (+)

氧化还原反应

氧化还原反应

得到2×e－，化合 价降低，被还原
（2）氢气和氯气反应（电子对偏移）:
电子对远离,化合价升高,被氧化
0
0
+1 -1
Cl2：氧化剂
H2 + Cl2 == 2HCl
H2：还原剂
电子对靠近,化合价降低,被还原
归纳一、氧化还原反应
概念： 凡有电子转移（得失或偏移）的化学反应 特征： 化合价发生了变化 （ 判断依据) 本质： 电子转移
(5) Cu + HNO3 --- Cu(NO3)2 + NO2 + H2O (6) MnO2 + HCl --- MnCl2 + Cl2 + H2O
复习
失电子，化合价升高，被氧化
氧化剂＋还原剂 ==== 还原产物 ＋ 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
还原剂 具有还原性 失电子
化合价升高
氧化剂
被氧化 具有氧化性
⑷写出上述氧化还原反应方程式，并标出电子转移的方向和数
目：
化合价降低，得2×3e-，被还原
氧化剂___H_N_O__3____ 还原剂___C_u_______ 氧化产物_C__u_(N__O_3_)2__ 还原产物__N_O______ 转移的电子数____6_e_- ______
用双线桥表示下列氧化还原反应
得2e-
+4
-1
△ +2
0
（1）MnO2+4HCl(浓) == MnCl2＋Cl2 ↑ ＋2H2O
复分解
6)HCl NaOH NaCl H2O

7)4HCl(浓)+MnO2 MnCl2 +Cl2 2H2O
8)Cl2 2NaOH NaCl NaClO H2O

氧化还原反应的定义及口诀

氧化还原反应的定义及口诀

氧化还原反应的定义及口诀
一、氧化还原反应的定义
氧化还原反应啊，就是那种在反应过程中有电子转移的反应呢。

这里的电子转移包括电子的得失或者电子对的偏移哦。

比如说，在铜和氧气反应生成氧化铜这个反应里，铜原子失去电子变成铜离子，氧原子得到电子变成氧离子，这就是典型的氧化还原反应啦。

再比如说氢气和氯气反应生成氯化氢，氢原子和氯原子之间是共用电子对的，但是在反应的时候电子对会偏向氯原子，这也属于氧化还原反应呢。

二、氧化还原反应中的一些概念
1. 氧化剂和还原剂
氧化剂就是在反应中得到电子的物质，它能让别的物质氧化，自己却被还原了呢。

就像氧气在很多反应里都是氧化剂，因为它老是爱得电子。

还原剂呢，刚好相反，是在反应中失去电子的物质，它让别的物质还原，自己被氧化了。

像金属单质一般都是还原剂，因为它们很容易失去电子。

2. 氧化产物和还原产物
氧化产物就是还原剂被氧化后得到的产物，还原产物就是氧化剂被还原后得到的产物。

还是拿铜和氧气反应来说，氧化铜就是氧化产物，因为铜被氧化了；这里没有特别明显的还原产物，不过在别的反应里就很容易区分啦。

三、氧化还原反应的口诀
1. “升失氧，降得还，若说剂，正相反”
这个口诀超级好用哦。

“升失氧”就是说化合价升高，失去电子，发生氧化反应；“降得还”就是化合价降低，得到电子，发生还原反应。

“若说剂，正相反”的意思是，如果说氧化剂和还原剂的话，那就是氧化剂发生还原反应，还原剂发生氧化反应啦。

2. “失电子者被氧化，得电子者被还原”
这个口诀简单直白，直接告诉你判断氧化还原反应中物质被氧化还是被还原的关键就是看电子的得失情况呢。

50个氧化还原反应方程式

50个氧化还原反应方程式

50个氧化还原反应方程式下面是50个氧化还原反应方程式的示例：1. 铁与氧气反应生成铁(III)氧化物：4Fe + 3O2 = 2Fe2O32. 氯气与氢气反应生成盐酸：H2 + Cl2 = 2HCl3. 锌与硫酸反应生成锌硫酸：Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H24. 氢气与氯氰酸反应生成甲醇和氯化氰：HCN + 3H2 = CH3OH +NH4Cl5. 铜与硝酸反应生成亚硝酸铜：Cu + 2HNO3 = Cu(NO2)2 + H2O6. 钾与水反应生成氢气和氢氧化钾：2K + 2H2O = 2KOH + H27. 亚硝酸与溴化钾反应生成氯化钾和氮气：KBr + HNO2 = KCl + N2 + H2O8. 铝与氯化银反应生成铝氯和银：2Al + 3AgCl = 2AlCl3 + 3Ag9. 溴和铜反应生成亚溴化铜：Cu + Br2 = CuBr210. 硫和氧反应生成二氧化硫：2S + O2 = 2SO211. 钠和氯气反应生成氯化钠：2Na + Cl2 = 2NaCl12. 锌和盐酸反应生成氯化锌和氢气：Zn + 2HCl = ZnCl2 + H213. 硫酸与钠氢碳酸反应生成二氧化碳、水和硫酸钠：H2SO4 + NaHCO3 = CO2 + H2O + Na2SO414. 铝和氢氟酸反应生成氟化铝和氢气：2Al + 6HF = 2AlF3 + 3H215. 氧气与锌反应生成氧化锌：2Zn + O2 = 2ZnO16. 二溴化碳和纯氢反应生成氯化碳和氢气：CCl2Br2 + 4H2 = CCl4 + 2H217. 铂和氯反应生成氯化铂：Pt + Cl2 = PtCl218. 二氧化硫与氮氧化物反应生成亚硫酸和三氧化硫：2SO2 + NO = SO3 + NO219. 锑和硫反应生成二硫化锑：Sb + S = Sb2S320. 铜和硫酸反应生成亚硫酸铜：Cu + H2SO3 = CuSO3 + H221. 钠和硫酸反应生成硫化氢和硫酸钠：2Na + H2SO4 = H2S +Na2SO422. 过氧化氢和二氧化锰反应生成水和氧气：2H2O2 + 2MnO2 = 2H2O + O2 + 2MnO23. 氨和二氧化氯反应生成盐酸和氮气：2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N224. 铜和硝酸反应生成硝酸铜和氮氧化物：Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O25. 碘和亚硫酸钠反应生成硫和碘化钠：2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O626. 锌和硫反应生成硫化锌：Zn + S = ZnS27. 硫酸和氨水反应生成硫酸铵：H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO428. 铁和二氧化碳反应生成三氧化二铁和二氧化碳：3Fe + CO2 =Fe3O4 + CO29. 二氯甲烷和铜反应生成氯化铜和二氯甲烷：Cu + CH2Cl2 = CuCl2 + CHCl230. 硫和氟反应生成二氟化硫：S + F2 = SF231. 铝和硫化氢反应生成硫和铝硫化物：2Al + 3H2S = Al2S3 + 3H232. 氢气和氧气反应生成水：2H2 + O2 = 2H2O33. 锌和硫酸反应生成二氧化硫和硫酸锌：Zn + H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + H2O34. 硝酸铜与氢氧化钠反应生成氢氧化铜和硝酸钠：Cu(NO3)2 +2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaNO335. 二氧化硫和氮氧化物反应生成亚硝酸和三氧化氮：2SO2 + 2NO = 2HNO2 + N2O336. 铁和硫酸反应生成二氧化硫和硫酸亚铁：Fe + H2SO4 = FeSO4 + SO2 + H2O37. 大气中二氧化硫和水反应生成亚硫酸和硫酸：SO2 + H2O = H2SO3 + H2SO438. 氯和氧反应生成二氧化氯：Cl2 + O2 = ClO239. 锰和硫酸反应生成二氧化锰和硫酸锰：Mn + H2SO4 = MnO2 + H2O + SO240. 铝和氯反应生成氯化铝：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H241. 硫和锌反应生成硫化锌：Zn + S = ZnS42. 氧化锌和铜反应生成氧化铜和锌：2CuO + Zn = 2Cu + ZnO43. 二氯乙烷和溴化钾反应生成溴乙烷和氯化钾：KBr + ClCH2CH2Cl = BrCH2CH2Cl + KCl44. 硫酸和氢氧化钠反应生成水和硫酸钠：H2SO4 + 2NaOH = 2H2O + Na2SO445. 亚硫酸和氧气反应生成二氧化硫：2H2SO3 + O2 = 2H2O + 2SO246. 铜和硫酸反应生成二氧化硫和硫酸铜：Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O47. 硫酸和氯化钠反应生成氯化氢和硫酸钠：H2SO4 + 2NaCl = 2HCl + Na2SO448. 铝和硫酸铜反应生成铜和硫酸铝：2Al + 3CuSO4 = 3Cu +Al2(SO4)349. 硫和铜反应生成二氧化硫和铜：Cu + S = CuS + SO250. 二氯乙烷和重铅反应生成有机铅化合物和氯化铅：2PbCl4 + ClCH2CH2Cl = Pb(ClCH2CH2Cl)2 + PbCl2。

第一讲 氧化还原反应

第一讲 氧化还原反应

减弱 还原性逐渐__________ 还原性逐渐
…Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ (Fe3+) Hg2+ Ag + 氧化性逐渐
增强 。
②根据非金属活动性顺序判断 F2 Cl2 Br2 I2 S
得电子能力减弱，氧化性减弱 得电子能力减弱，氧化性减弱
F － Cl －
了解某些元素常见的化合价 Na2O、 Na2O2、KO2 、Cu2S、FeS2 、 、 、
、Na2S2O3
Na2FeO4、K2Cr2O7 、HCN、H2C2O4(草酸 、 草酸) 草酸 、 北京理综）从矿物学资料查得，一定条件下， 【例】（2004 北京理综）从矿物学资料查得，一定条件下，自 然界存在以下反应： 然界存在以下反应： 14CuSO4+5FeS2+12H2O=7Cu2S+5FeSO4+12H2SO4下列说法 正确的是 C A.Cu2S既是氧化产物又是还原产物 既是氧化产物又是还原产物 B.5molFeS2发生反应，有10mol电子发生转移 发生反应， 电子发生转移 C.产物中的 42-有一部分是氧化产物 产物中的SO 产物中的 D.FeS2只作还原剂
六、氧化还原反应中电子转移方向和数目 双线桥法： 双线桥法： 表示同一元素的原子(或离子) 表示同一元素的原子(或离子)间的电子转移 原子个数
失去 5 ×e－
KClO3 + 6 HCl
得到 1×5 e－
KCl + 3 Cl2 ↑ + 3H2O 化合价的变化值
单线桥法： 单线桥法： 表示还原剂与氧化剂间的电子转移
3、先后律

化学氧化还原反应归纳总结

化学氧化还原反应归纳总结
解释：化合价升高，失去电子，发生氧化反应，得到氧化产物；化合价降低，得 到电子，发生还原反应，得到还原产物。如果谈氧化剂还原性的话，那么就反过 来，得到氧化产物的对应的是还原性，得到还原产物的对应的是氧化剂。
氧化还原反应中电子的转移表示方法——双线桥法 双线桥法
注意事项： (1)箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同种元素。 (2)箭头方向不代表电子转移方向，仅表示电子转移前后的变化。 (3)在“桥”上标明电子的“得”与“失”，得(或失)电子数＝元素化合价变化数 ×化合价发生变化的原子数，且得失电子总数应相等。
又有还原性，如 ( Fe2＋、S、Cl2)。
应用于判断元素或物质的氧化性、还原性。
3．强弱律：强氧化性的氧化剂跟强还原性的还原性反应，生成弱还原性的还原 产物和弱氧化性的氧化产物。
氧化剂 ＋ 还原性 ＝ 还原产物＋氧化产物
↓
↓
↓
↓
强氧化性 强还原性 弱还原性 弱氧化性
应用于在适宜条件下，用氧化性强的物质制备氧化性弱的物质；用还原性强 的物质制备还原性弱的物质；用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。

中失电子被氧化，而不是失电子被还原。
答案：A
1．守恒律：对于一个氧化还原反应，元素化合价升高总数与降低总数相等； 还原性失电子总数与氧化剂得电子总数相等；反应前后电荷总数相等(离子 反应)。
应用于有关氧化还原反应的计算。
2．价态律：元素处于最高价，只有氧化性(如Fe3＋、KMnO4中
等)；元素
处于最低价，只有还原性(如S2－、I－等)；元素处于中间价态，既有氧化性
【例1】 (2009·福建理综，6)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

氧化还原反应知识归纳

氧化还原反应知识归纳

氧化还原反应一、氧化还原反应的几组概念1、氧化还原反应与非氧化还原反应氧化还原反应：有化合价改变或者有电子得失的反应。

非氧化还原反应：没有化合价改变或者没有电子得失的反应。

例如：2AgNO3△2Ag＋2NO2↑＋O2↑，是氧化还原反应。

2Mg＋O2点燃2MgO是氧化还原反应的化合反应。

CaO＋H2O===Ca(OH)2是非氧化还原反应的化合反应。

NH4HCO3△NH3↑＋CO2↑＋H2O是氧化还原反应的分解反应。

CaCO3高温CaO＋CO2↑是非氧化还原反应的分解反应。

BaCl2＋H2SO4===BaSO4↓＋2HCl是非氧化还原反应的复分解反应。

Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu是氧化还原反应的置换反应。

结论：置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合反应可能是氧化还原反应，分解反应可能是氧化还原反应。

2、氧化剂与还原剂氧化剂：在反应中得到电子的反应物。

即：能使对方元素化合价升高的反应物。

还原剂：在反应中得到电子的反应物。

即：能使对方元素化合价降低的反应物。

常见的氧化剂：Cl2、O2、Fe2O3、NO2、浓H2SO4、HNO3、HClO、FeCl3、KMnO4常见的还原剂：Zn、C、H2、CO、SO2、H2S、HI、Fe(OH)2、FeCl2、Na2SO3、KI3、氧化性与还原性氧化性：反应物得到电子的性质。

即：使对方元素化合价升高的性质。

还原性：反应物失去电子的性质。

即：使对方元素化合价降低的性质。

规律：一般来说元素处在最高价的反应物只具有氧化性，元素处在最低价的反应物只有还原性，元素处在中间价的反应物既具有氧化性又具有还原性。

4、氧化反应与还原反应氧化反应：反应物失去电子的反应。

还原反应：反应物得到电子的反应。

一个氧化还原反应可以拆开为一个氧化反应和一个还原反应，这是电极反应书写的依据。

反之，一个氧化反应和一个还原反应可以合并成一个氧化还原反应。

一个放热的氧化还原反应理论上可以设计成原电池。

氧化还原反应

氧化还原反应

有 单 质 参 加 的 化 合 反 应 是 氧 化 还 原 反 应
非氧化还 氧化还 原反应 原反应 复分解 反应
置换反应
化合反应
分解
反应
有 单 质 生 成 的 分 解 反 应 是 氧 化 还 原 反 应
练习：
1.离子反应、复分解反应、置换反应和氧化还原反应之间可用集合关系来表示，其 中正确的是下图中的 （ ）
Cl2+2KI=I2+2KCl
该反应中是否有氧得失？ 该反应是不是氧化还原反应？
是否能用有无氧元素的得失判断 所有的氧化还原反应？ 若不能应该怎么判断？
二、从化合价升降的角度判断氧化还原反应
元素化合价升高的物质发生——氧化反应 元素化合价降低的物质发生——还原反应
氧化还原反应： 元素化合价发生变化的反应叫做氧化还原反应
还原剂 Zn + 还原剂 CaCO3 + Cl2 +
小结：
从电子转移的观点说明氧化剂、还原剂的实质是什么？ 失e-的反应物 → 所含元素化合价升高→ 发生氧化反应 →是还原剂→具有还原性
得e-的反应物 → 所含元素化合价降低→ 发生还原反应 →是氧化剂→具有氧化性
氧化产物：还原剂被氧化后生成的物质
化合价升降的原因：电子的偏移
三、从电子转移的角度判断氧化还原反应
元素失去电子，化合价升高发生——氧化反应 元素得到电子，化和价降低发生——还原反应
氧化还原反应： 有电子转移的反应叫做氧化还原反应 氧化还原反应的实质
注意：得失电子同时进行，且的是电子数目相等
小结
反应类型
得失氧
得到氧
化合价的变化
化合价升高 化合价降低
CuO ＋ H2 ＝＝ Cu ＋ H2O

氧化还原

氧化还原

n1Ox2 + n2Red1
氧化剂和还原剂两个电对的电极电位分别为：
0.059 cOx1 Φ1 = Φ 1 + lg n1 cRed1
0'
0.059 cOx2 Φ2 = Φ 2 + lg n2 cRed2
0'
当反应平衡时，两电对的电位相等即φ1=φ2。
Φ
0′ 1
−Φ
0′
2
cOx2 0.059 cOx1 0.059 lg lg = − n2 cRed2 n1 cRed1
+
− 2
(3)氧化还原反应的次序
溶液中含有几种还原剂时，若加入氧化剂，首先与 还原能力最强的还原剂作用。同样，溶液中含有几 种氧化剂时，若加入还原剂，则其首先与氧化能力 最强的氧化剂作用。即在适合的条件下，所有可能 发生的氧化还原反应中，电极电位相差最大的电对 之间首先进行反应。 如在测定Fe3+时，通常先用SnCl2还原Fe3+为 Fe2+，然后再用重铬酸钾测定溶液中的Fe2+浓度。 为保证Fe3+完全转化为Fe2+，测定前加入的Sn2+ 总是过量的。因此，用重铬酸钾滴定时，溶液中就 有Fe2+和Sn2+两种还原剂，会消耗更多的重铬酸 钾溶液而产生误差。
=
0.059 cRed1 cOx2 lg n1n2 cOx1 cRed2 ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
n2 n1
n2
n1
c Red1 c Ox2 lg K ' = lg c Ox1 c Red2
(Φ o '1 − Φ o ' 2 )n 1 n 2 = 0.059

最全氧化还原反应知识点总结

最全氧化还原反应知识点总结

一、氧化还原基本概念1、四组重要概念间的关系(1)氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化(或电子转移)的化学变化叫氧化还原反应。

氧化还原反应的特征：元素化合价的升降；氧化还原反应的实质：电子转移。

(2)氧化反应和还原反应：在氧化还原反应中,反应物所含元素化合价升高（或者说物质失去)电子的反应成为氧化反应；反应物所含元素化合价降低(或者说是物质得到电子）的反应称为还原反应.(3)氧化剂、还原剂是指反应物。

所含元素化合价降低的物质叫做氧化剂，所含元素化合价升高的物质叫做还原剂.(4)氧化产物、还原产物是指生成物。

所含元素化合价升高被氧化，所得产物叫做氧化产物，所含元素化合价降低被还原，所得产物叫做还原产物。

关系：口诀：化合价升高，失电子，被氧化，还原剂，氧化反应；（升失氧还氧）化合价降低，得电子，被还原，氧化剂,还原反应；（降得还氧还）2、氧化还原反应与四种基本反应类型注意：有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应均为氧化还原反应。

二、氧化还原反应的有关计算1．氧化还原中的电子转移表示法(1)双线侨法：在反应物和生成物之间表示电子转移结果，该法侧重于表示同一元素的原子或离子间的电子转移情况，如注意：线桥从方程式的左侧指向右侧；箭头不表示得失,只表示变化，所以一定要标明“得”或“失”。

(2)单线桥法：在反应物中的还原剂与氧化剂之间箭头指向氧化剂,具体讲是箭头从失电子的元素出发指向得电子的元素。

如三、氧化还原反应的类型1．还原剂+氧化剂氧化产物+还原产物此类反应的特点是还原剂和氧化剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂或还原剂全部被还原或氧化，有关元素的化合价全部发生变化。

例如：2．部分氧化还原反应此类反应的特点是还原剂或氧化剂只有部分被氧化或还原，有关元素的化合价只有部分发生变化，除氧化还原反应外,还伴随非氧化还原反应。

例如3．自身氧化还原反应自身氧化还原反应可以发生在同一物质的不同元素之间，即同一种物质中的一种元素被氧化，另一种元素被还原，该物质既是氧化剂又是还原剂；也可以发生在同一物质的同种元素之间，即同一物质中的同一种元素既被氧化又被还原。

氧化还原反应

氧化还原反应

考点名称：氧化还原反应的定义∙氧化还原反应：有电子转移（得失或偏移）的反应；（无电子转移(得失或偏移)的反应为非氧化还原反应）反应历程：氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。

根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。

氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。

∙氧化还原反应中存在以下一般规律：强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。

转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数只接近而不交叉，最多达到同种价态。

优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。

守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。

氧化还原性的强弱判定：物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。

物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。

从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。

最高价态——只有氧化性，如H2SO4、KMnO4中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO2等。

（2）根据氧化还原的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。

电子的得失过程：其过程用核外电子排布变化情况可表示为：考点名称：氧化还原反应的本质和特征∙氧化还原反应的本质：电子的转移（得失或偏移）氧化还原反应的特征：化合价升降（某些元素化合价在反应前后发生变化，是氧化还原反应判别的依据）∙氧化还原反应的发展史：1.物质与氧气发生的反应属于氧化反应，含氧化合物中氧被夺去的反应属于还原反应。

氧化还原

氧化还原

氧化-还原反应(oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。

氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。

氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一（另外两个为（路易斯）酸碱反应与自由基反应。

自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。

研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义。

物理概念编辑在无机反应中，有元素化合价升降，即电子转移（得失或偏移）的化学反应是氧化还原反应。

在有机反应中，有机物引入氧或脱去氢的作用叫做氧化反应，引入氢或失去氧的作用叫做还原反应。

氧化与还原的反应是同时发生的,即是说氧化剂在使被氧化物质氧化时,自身也被还原.而还原剂在使被还原物还原时自身也被氧化.氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是发生电子转移。

判断依据编辑无机反应时，得到了电子（或电子对偏向）的元素被还原，失去了电子（或电子对偏离)的元素被氧化。

有机物反应时，把有机物引入氧或脱去氢的作用叫氧化，引入氢或失去氧的作用叫还原。

即应看其是失去了电子（或电子对偏离），还是得到了电子（或电子对偏向）或者看其化合价是升高了还是降低了。

电子（或电子对偏向）即为氧化剂，其化合价降低。

在产物中：被氧化的产物叫做氧化产物，其化合价在反应的过程中升高了。

被还原的产物叫做还原产物，其化合价在反应的过程中降低了。

一般来说，在氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物中，氧化剂的氧化性最强，还原剂的还原性最强。

可以用来判断氧化还原反应的发生。

反应类型编辑氧化还原反应分歧化反应、归中反应等类型歧化反应即反应中同一元素从一个价态转化为两个价态。

一个高价态，一个低价态，也就是说同一物质既做氧化剂又做还原剂。

（例如NO2和水的反应，或Cl2和水的反应）归中反应是指同一元素的不同价态升至或降至同一个价态。

氧化还原

氧化还原

(2) 求出元素氧化数的变化值：
(-5) ×1 +7 -1 +2 0 KMnO4 + 2HCl →MnCl2 +Cl2 (+1)×2 (3) 调整系数，使氧化数变化值相等 2KMnO4 + 10HCl →2MnCl2 +5Cl2 (4) 原子数配平 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
【例8】将下面的反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电池组
成式：2KMnO4 + 16HCl D 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O 解:
把此反应改写为离子反应方程式： 2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - D 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O
正极(还原)： MnO4- + 8H+ + 5e D Mn2+ + 4H2O 负极(氧化)：2Cl-－2e D Cl2
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。
(4) …………………………
-2eZn
失电子
+2eCu2+
得电子
+
Cu
+ Zn2+
还原产物 氧化产物
还原剂
被氧化
氧化剂

氧化还原反应

氧化还原反应

氧化还原反应【基础知识梳理】一、氧化还原反应1.氧化还原反应的定义在反应过程中有元素化合价变化的化学反应叫做氧化还原反应。

在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低的反应称为还原反应。

氧化反应和还原反应对立统一于一个氧化还原反应之中。

2.氧化还原反应的实质：元素化合价的变化是电子转移的外观表现，电子转移是氧化还原反应的实质。

3. 氧化还原反应的特征（判断依据）反应中是否发生元素化合价的变化4.氧化还原反应与四种基本类型反应之间的关系化合反应：有单质参加的是氧化还原反应。

分解反应：有单质生成的是氧化还原反应。

置换反应：全部是氧化还原反应。

复分解反应：都是非氧化还原反应。

二、氧化剂和还原剂1.氧化剂和还原剂的相关概念氧化剂: 的反应物；还原剂：的反应物。

三、氧化性、还原性强弱比较（1）根据氧化还原反应方程式强还原剂（A）＋强氧化剂（B）＝弱氧化产物（a）＋弱还原产物（b）则氧化性：B＞a，还原性：A＞b氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性则越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性则越弱。

（2）根据金属活动性顺序表在金属活动性顺序表中，位置越靠前，其还原性就越强，其阳离子的氧化性就越弱。

（3）根据元素周期表同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

（4）根据反应的难易程度氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越。

不同的还原剂（或氧化剂）与同一氧化剂（或还原剂）反应时，条件越易或者氧化剂（或还原剂）被还原（或被氧化）的程度越大，则还原剂（或氧化剂）的还原性（或氧化性）就越；（5）其它条件一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越，反之则越弱。

注意：○1物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的 ，与得失电子的 无关。

氧化还原

氧化还原
失去5×e-
+5
-1
0
（2）单线桥法
5e-
KClO3+6HCl===KCl+3Cl2↑+3H2O
标出下列反应的电子转移方向和数目
1、Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 2、3S + 3Ca(OH)2 = 2CaS + CaSO3 + 3H2O 3、2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ↑ 4、2H2S + SO2 = 2H2O + 3S 5、KClO3 + 6HCl = KCl + 3H2O + 3Cl2 ↑ 6、5NH4NO3 = 4N2 + 2HNO3 + 9H2O
高温
Fe
得
Fe2O3
Fe2O3
CO2 ___________是氧化产物。 C 失 CO
_______元素化合价升高，_____（得、失）电子，
_______发生氧化反应， __________是还原剂，
__________ 是还原产物。
CO
Fe
典例分析：
【例1】对于反应IBr+H2O = HBr+HIO的说法正确 的是 C
2Na + Cl2 = 2NaCl
（还原剂）（氧化剂） 化合价降低，被还原
物质所含元素 化合价升高 的 反应 是 氧化反应 所含元素 化合价升高 的 物质 是 还原剂
物质所含元素 化合价降低 的 反应 是 还原反应
所含元素 化合价降低 的 物质 是 氧化剂
从化合价升降观点分析氧化还原反应
化合价升高， 被氧化
Cl

氧化还原反应

氧化还原反应

标准氢电极装置图
4.电极电势的确定 电极电势的确定 有了标准氢电极作相对标准，就可以测量其它电极 的电极电势。 例：测 φθ(Zn2+/Zn) 用标准状态下的Zn电极与标准氢电极组成原电池：
(-)ZnZn2+(1.0molL-1)‖H+(1.0molL-1)H2(100kPa) Pt(+)
测原电池的电动势，可确定Zn电极的电势。 用类似的方法可测出其它电对的电极电势，表5-1 列出了一些电对的电极电势，详细的见书后附录十四。
离子电子法配平时很重要的一点是氧原子数的配平， 不同介质条件下，配平氧原子数的规则是：
介质条件 酸性 碱性 中性 多氧的一边 H+ H2O H+ 或 H2O 少氧的一边 H2O OHH2O OH-
在酸性条件下反应式中不应出现OH-；在碱性条 件下反应式中不应出现H&#子电子法配平： ClO- + CrO2- → Cl- + CrO42- (碱性介质中) 3× 2× ClO- + H2O + 2 e - = Cl- + 2 OHCrO2- + 4 OH- = CrO42- + 2 H2O + 3 e -
5.2.2 离子电子法
配平原则： (1) 得失电子数相等。即在反应中氧化剂得到的电 子数应等于还原剂失去的电子数； (2) 质量平衡。在反应式两边各种元素的原子总数 必须各自相等。 (3) 电荷平衡。反应式两边总的电荷数应相等。
配平 KMnO4 + H2C2O4 → Mn2+ + CO2 (1) 方程式写成离子方程式： MnO4- + C2O42- → Mn2+ + CO2 (2) 写出两个半反应式并配平： MnO4- + 8 H+ + 5 e - = Mn2+ + 4 H2O C2O42- = 2CO2 + 2 e (3) 根据得失电子数相等的原则，两个半反应乘以适 当系数再合并，得到配平的离子反应方程式。 2MnO4- + 5C2O42- + 16 H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8 H2O 离子电子法配平氧化还原反应方程式的特点： 配平时不需要知道元素的氧化值，得失电子数是根 据电荷平衡的原则确定的。
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§5—1 条件电位一.能斯特方程1.电对的分类(1)可逆电对和不可逆电对可逆电对:在氧化还原反应的任一瞬间都能迅速地建立起氧化还原平衡且实际电位遵从能斯特方程的电对称为可逆电对,如:Fe2+-e Fe3+、Fe3+/Fe2+ .不可逆电对:在氧化还原反应的任一瞬间不能真正建立起按氧化还原反应所示的平衡的电对称为不可逆电对,如:MnO4-/Mn2+.(2)对称电对和不对称电对对称电对:氧化态和还原态的系数相同的电对称为对称电对,如:Fe3++e Fe2+ .不对称电对:氧化态和还原态系数不相同的电对称为不对称电对,如:Cr2O72-+14H++6e2Cr3++7H202.能斯特方程(1)可逆氧化还原电对电位的计算公式—能斯特方程对于均相可逆氧化还原电对aA+bB+…+ne pP+qQ+…式中E—电对电位,E°—电对的标准电位,a A、a B,…表示A、B,…的活度.R—气体常数,8.314J/(K·mol), T—绝对温度,F—法拉第常数,96487C/mol,n—反应中的电子转移数.注意:半反应中所有固态物质的活度为1,稀溶液中水的活度为1.当t=25° C时,(2)利用平衡常数计算电对电位例:(略)二.条件电位1.定义由上述讨论知,要根据能斯特方程计算氧化还原电对的电位,必须知道有关组分的活度,这在实际上常常是不可能的.在分析化学中,参与半反应各物质及生成各物质的总浓度是容易知道的,因此若以总浓度代替活度计算氧化还原电对的电位将带来极大的方便,为此,必须校正由(i)离子强度、(ii)有关组分的副反应引起的误差.要校正这两个因素造成的误差就必须在能斯特方程中引入α和γ对于前述半反应:a A=[A]γA=C AγA/αAa B=[B]γB=C BγB/αB…当浓度比时, 则—条件电位,它是在特定的条件下,氧化态和还原态的条件浓度比(浓度均为1mol/L)为1时的实际电位.在离子强度I、副反应系数α等条件不变时为一常数.关于需作以下说明:(1)许多情况下,I、α不一定不变,故并不真正是一常数,只能用作一些近似计算,但误差比用E°小得多.(2)E°与的关系类似于稳定常数K与条件稳定常数K´的关系.(3)当缺乏相同条件下的时,可用相近条件下的代替.§5—2 氧化还原反应平衡常数和化学计量点电位的计算一.氧化还原平衡常数的计算1.计算公式n1、n2—半反应的电子转移数,n-n1、n2的最小公倍数,—为给定氧化还原反应中氧化剂的标准电位或条件电位,—为给定氧化还原反应中还原剂的标准电位或条件电位,K—平衡常数,K´—条件平衡常数.2.公式推导考虑一般情况,以有不对称电对参加的氧化还原情况进行推导.设氧化还原反应为:O1+n1R2n1O2+n2aR1 (O—氧化剂,R—还原剂)n有关半反应:O1+n1e aR1O2+n2e R2反应达到平衡时必有E1=E2,故两边同乘以n1和n2的最小公倍数n并整理得:考虑溶液种的副反应的影响,以相应的条件电位、总浓度代替上式中的标准电位和活度,则:(证毕).3.欲使反应定量进行对lgK´或的要求(1) 对lgK´的要求以反应n2O1+n1R2n1O2+n2R1为例欲使反应定量进行(TE≤0.1%),则有:若n1=n2=1, K´=106n1=1,n2=2, K´=109 等等.(2)对的要求由得:若n1=n2=1,lgK´≥6若n1=1,n2=2,lgK´≥9一般若>0.4伏,则反应就能定量进行.二.计量点电位的计算(对可逆氧化还原反应而言)1.计算公式对反应(两个均为不对称电对)n2aO1+n1bR2n2cR1+n1dO2对反应(一个为不对称电对)n2O1+n1R2n1O2+n2aR1对反应(两个均为对称电对)n2O1+n1R2n1O2+n2R12.公式推导以反应n2aO1+n1bR2n2cR1+n1dO2计量点时的计算公式为例, 有关半反应:aO1+n1e cR1dO2+n2e bR2计量点时E1=E2=E sp,(1)×n1+(2)×n2得:由反应式可知,计量点时,O1毫摩尔数:R2毫摩尔数＝n2a:n1b等体积,则: [O1]sp:[R2]sp=n2a:n1b 或: n1b[O1]sp=n2a[R2]sp由此,同理:把(4),(5)代入(3)得:若以条件电位表示,则:(证毕)余下两个公式自证.3.计算示例例:在合适的酸性溶液中,,. 今以mol/L K2Cr2O7标准溶液滴定0.2000 mol/LFe2+溶液,计算计量点电位.解:将反应式Cr2O72++6Fe2++14H+2Cr3++6Fe3+ 与反应式n2aO1+n1bR2n2cR1+n1dO2相比得:a=1,n1b=6,n2c=2,n1d=6,又n1=6,n2=1. 代入计算公式得:n则:a=1/n2=1,b=6/n1=1,c=2/n22,d=6/n1=1.§5—3 影响氧化还原反应速度的因素一.浓度对反应速度的影响1.质量作用定律对总反应的速度不适用,只适用于基元反应.如:H2O2+2I-+2H+=I2+H2O其反应速度为(假设各反应物的浓度相等):v=KC2而不是, v=KC5这是因为反应分三步进行. (慢) I -+H 2O 2IO -+H 2O (快) IO -+H +HIO (快) HIO+I -+H +I 2+H 2O因为总反应速度取决于各反应中速度最慢的一个,所以v=KC 2. 2.一般讲,增大反应物的浓度,反应速度加快. 二.温度对反应速度的影响 一般说,温度增加10℃,反应速度可加快2—4倍,在反应中应根据需要控制合适的温度. 三.催化剂和诱导反应1.催化剂对反应速度的影响加入催化剂改变了反应的历程从而改变反应的速度,正催化剂加快反应速度,如I -可加速下述反应: Ce 4++As(Ⅲ)─→Ce 3++As(Ⅴ) 2.自动催化反应生成物本身起催化作用的反应叫自动催化反应,如KMnO 4与C 2O 42-反应生成的Mn 2+就可起自动催化作用. 3.诱导反应对反应速度的影响(1)诱导作用 一个反应发生促使另一个反应进行的现象称诱导作用. 如:反应)反应)MnO 4-—作用体,Fe 2+—诱导体,Cl -—受诱体 (2)诱导反应对反应速度的影响加快反应速度,但诱导反应在滴定分析中一般是有害的. §5—4 氧化还原滴定 一.滴定曲线1.可逆氧化还原体系的滴定曲线可逆氧化还原体系的滴定曲线可以用实验方法测绘,也可以根据能斯特方程计算绘制. (1)滴定过程中E 的计算以0.1000 mol/L Ce(SO 4)2滴定20.00 mL 0.1000 mol/L Fe 2+为例. ()a.滴定前溶液组成: Fe 2++Fe 3+(极少量),E 无法计算. b.滴定开始至计量点前溶液组成: Ce 3++Fe 2++Fe 3++Ce 4+(极少量).由Fe 3+/Fe 2+电对计算E,如加入19.98 mL 0.1000 mol/L Ce 4+, c.计量点溶液组成: Ce 3++Fe 3++Fe 2+(极少量)+Ce 4+(极少量). d.计量点后溶液组成: Ce4+(过量)+Fe3++Fe2+(极少量)+Ce3+.由Ce4+/Ce3+电对计算E,如加入20.02 mL 0.1000 mol/L Ce4+,(2)滴定曲线a.滴定曲线b.滴定突跃范围的计算及影响滴定突跃的因素对可逆对对称电对参与的氧化还原反应,n2O1+n1R2n1O2+n2R1滴定突跃范围为:或:若n1=n2,则即E sp在滴定突跃中心,滴定曲线在计量点前后基本对称.若n1≠n2, 不在滴定突跃中心,而是偏向电子转移数较大的一方,滴定曲线在计量点前后不对称.如: Ce4++Fe2+Ce3++Fe3+突跃范围为0.86-1.26,E sp=(0.86+1.26)/2=1.06 恰在突跃中心.而: 2Fe3++Sn2+2Fe2++Sn4+突跃范围为0.23-0.52,E sp=(1×0.70+2×0.14)/(1+2)=0.33≠(0.23+0.52)/2,不在突跃中心. 由上可知，影响突跃范围的因素主要有:(i),差值越大,突跃越大,(ii)n1,n2.2.不可逆体系的滴定曲线因不可逆电对的电位不遵从能斯特方程,故不可逆氧化还原反应体系的滴定曲线只能通过实验测绘.二.氧化还原滴定中的指示剂1.氧化还原指示剂的分类三类:自身指示剂,显色(专用、特殊)指示剂,本身发生氧化还原反应的指示剂.2.自身指示剂利用标准溶液或被滴定物质本身的颜色指示终点(滴定时无需另加指示剂),这种物质叫自身指示剂.如KMnO4法中的KMnO4(紫色)就可作为指示剂.3.显色指示剂本身不能发生氧化还原反应,但能与氧化剂或还原剂生成特殊颜色以指示终点的物质称为显色指示剂.如可溶性淀粉常用作碘量法的显色指示剂.(有人认为碘—淀粉化合物是I5-在淀粉的葡萄糖结构中通过I与H间的范德华力结合而成的络合物,M.Naffemeyer etal., Nature, 259,629 (1976))4.本身发生氧化还原反应的指示剂(1)原理这类指示剂的氧化态和还原态具有不同的颜色.在滴定过程中,指示剂由氧化态变为还原态或由还原态变为氧化态而引起颜色的突变指示滴定终点,如K2Cr2O7测Fe时,用二苯胺磺酸纳作指示剂,终点前无色,终点时溶液显紫色.(2)指示剂变色范围In(O)+ne=In(R)当[In(O)]/[[In(R)]≥10时,显氧化态的颜色,当[In(O)/[In(R)]≤0.1时,显还原态的颜色,故指示剂的变色范围:(3)选择试剂的原则a.指示剂变色的电位范围应在滴定突跃范围内,即:或粗略表示为():b.计量点前后混合色变化应明显.三.氧化还原滴定的预处理1.目的:使待测组分定量的转化为一定价态.§5—5 氧化还原滴定的计算一.百分含量的计算1.化学计量系数的确定设待测组分X经过一系列反应得到Z后，用滴定剂T来滴定，由各步反应的计量关系可得出：aX bY...cZ dT故aX dT2.待测组分X百分含量的计算C T-滴定剂的浓度(mol/L),V T-消耗滴定剂的体积(mL),M X-X的摩尔质量(g/mol),m S-样品的质量.3.计算示例（略）三.终点误差的计算1.计算公式:对反应n2O1+yn1R2n1O2+xn2R1 终点误差:式中,n1、n2分别为半反应中转移的电子数,ΔE=E终-E等(E终为指示剂变色时的电位),由此知ΔE相差越大,TE越大.2.公式推导以反应:n 2O1+yn1R2n1O2+xn2R1为例有关半反应:设n为n1,n2的最小公倍数,则有:又设被滴定还原剂R2在滴定终点与化学计量点(等当点)时的分析浓度分别为C R2终、C R2等；物质O1、R2、R1、O2在滴定终点与化学计量点并达平衡时的平衡浓度为[O1]终、[R2]终、[R1]终、[O2]终;[O1]等、[R2]等、[R1]等和[O2]等.化学计量点时,O1与R2按上述反应式的比例转化为R1和O2;由于滴定反应一般进行比较完全,故此时O1和R2的剩余量均甚微且有以下关系:O1毫摩尔数:R2毫摩尔数＝n/n1:yn/n2因等体积则有:[O1]等:[R2]等=n/n1:yn/n2即:(yn/n2)[O1]等=(n/n1)[R2]等如果滴定终点与等当点不一致,则:(yn/n2)[O1]终≠(n/n1)[R2]终根据终点误差的定义因为V终≈V等, (n/n1)[R2]等≈(n/n1)[R2]终, C R2等≈C R2终则设滴定终点与等当点电位的差为ΔE,即:ΔE=E终-E等对半反应: O1+n1e xR1则对半反应:O2+n2e yR2类上处理得:将:(2)、(3)代入得:由前讨论可知,在等当点达平衡时,有(yn/n2)[O1]等=(n/n1)[R2] (5)(5)代入得:又在滴定过程中,R2以一定比例转化为O2,即: C R2等≈C R2终[R2]转:[O2]转=y(n/n2):n/n2=y:1 则:[R2]转=y[O2]转∴ C R2终≈C R2等=[R2]等+y[O2]等=y[O2]等 (7)(7)代入(6)得:由可得:(9)代入(10) 得:(10)式即为计算终点误差公式[详见化学通报(11)52,(1988)]3.计算示例例1: 在H2SO4介质中,用0.1000mol/L的Ce4+滴定0.1000mol/L的Fe2+,指示剂变色点电位为0.94V,试计算终点误差(已知:E°'Ce4+/Ce3+=1.44V, E o'Fe3+/Fe2+=0.68V).解: Ce4++e Ce3+, Fe3++e Fe2+Ce4++Fe2+Ce3++Fe3+因为n1=1, n2=1, x=1, y=1 E等=(1.44+0.68)/2=1.06V ΔE=E终-E等=0.94-1.06=-0.12V例2: 在合适的酸性溶液中,E°'Cr2O72-/Cr3+=1.00V, E°'Fe3+/Fe2+=0.68V,今用0.1000N K2Cr2O7标准溶液滴定0.1000N Fe2+溶液,E终=0.84V,求终点误差.解:Cr2O72-+6e+14H+2Cr3++7H2O Fe3++e Fe2+ Cr2O72-+6Fe2++14H+2Cr3++6Fe3++7H2O因为n1=6,n2=1,x=2,y=1ΔE=E终-E等=0.84-0.97=-0.13V§5—6 常用的氧化还原滴定法一.KMnO4法二.K2Cr2O7法(加H3PO4的作用)三.碘量法(误差的来源)四.其它氧化还原滴定法补充题:1.锌还原器可将Ti(IV)Ti(III),将Fe(III)Fe(II),而银还原器(金属银浸于1M HCl中)只能将Fe(III)Fe(II),不能将Ti(IV)还原,试从电极电位说明之.2.已知E°Pb2+/Pb=-0.126伏PbI2的Ksp=1.0×10-8.求半电池反应:PbI2(s)+2e Pb+2I-的标准电位.3.已知E°Fe3+/Fe2+=0.77伏,1M H2SO4中它的克式量电位是0.68伏,问:(1)在1M H2SO4中,邻二氮菲与Fe3+和Fe2+生成的络合物使铁电对的克式量电位E°'Fe(Ph)33+/Fe(Ph)32+=1.06伏,这两种络合物哪个比较稳定?其稳定常数比为何?(2)计算Fe3+/Fe2+电对在pH=3的10-2M EDTA溶液中的克式量电位(3)从Fe(CN)63-+e Fe(CN)64-的E°=0.36伏及Fe(CN)64-之稳定常数K=1037求Fe(CN)63-的稳定常数.4.计算在0.1M HCl中,Fe(CN)63-/Fe(CN)64-电对的克式量电位,H3Fe(CN)6是强酸,H4Fe(CN)6的Ka3=6×10-3,Ka4=6.8×10-5.5.计算下列反应的平衡常数(在1M HCl介质中): 2Fe3++3I-2Fe2++I3-E°'Fe3+/Fe2+=0.76伏, E I3-/3I-=0.536V.当25mL 0.05M Fe3+与25mL 0.15M I-混合后,溶液中残留的Fe3+还有百分之几?如何才能做到定量测定Fe3+?6.下列电池的电动势是0.3000伏.(一)饱和甘汞|Zn2+, ZnY2-,HgY2-|Hg(+)其中Zn2+, ZnY2-,HgY2-, 摩尔浓度分别为:1.0×10-3,1.0×10-2, 1.0×10-4M,从这些数据中计算ZnY2-的形成常数,(饱和甘汞电极电位为+0.2438V,电池电动势=E+-E-7.若1.00mL KMnO4相当于0.125克Fe2+,1.00mL KHC2O4·H2C2O4溶液可以和0.175mL KMnO4反应;则1.00mL比KHC2O4·H2C2O4可以中和0.200M NaOH多少毫升?8.混合KHC2O4·H2C2O4·2H2O及Na2C2O4,使其配成溶液作还原剂时之当量浓度为用作酸时当量浓度的2.150倍,求此混和物中两者之重量比是多少?解:设WKHC2O4·H2C2O4·2H2O(记为x)与WNa2C2O4(记为y)之比为a .由题可得:解之,a=1.55即:9.对反应n1Ox1+n2Red2+n2C H+n1bOx2+n2aRed1+n2(C/2)H2O证明等当点电位之计算公式为:(参见《大学化学》55,3(3),1988)10.对于氧化还原反应:(1).计算下列条件下得平衡常数值:用0.2000M M3+离子溶液滴定50.00mL 0.1000M A2+离子溶液,当加入49.95mL 滴定剂时,所有的A2+离子基本上已经反应,多加2滴(0.10mL)滴定剂,PA的值改变2个单位.(2)对于以上K值,两个氧化还原电位的标准电位的差是多少?解:(1)由反应A2++2M3+A4++2M2+知:又知:达等量点时,至加入50.00mL的M3+溶液,当加入49.95mL时又再加入0.01mL 对[M2+],[M3+],[A4+]的改变可忽略不计,而[A2+]则降低了100倍故:(2)由,n1=2, n2=1,K=1.0×1011。