氧化还原平衡课件
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氧化还原滴定法(共52张PPT)
lgK(1 2)n1n2n
0.059
差值越大， 反应越完全
一般认为： º或 f 应有0.4V以上
影响 K 值的因素：
① n1 n2
② 1º~ 2º
注意：
① n1 n2 最小公倍数
② K ~ º K ~ f
五、滴定反应对平衡常数的要求
①当n1=n2=1时，两电对条件电势差大于
②当n1=n2=2时，两电对条件电势差大于 ③当n1≠n2时，
1
n [R]ed n [R] ed 酸度: H2SO4介质，控制～1mol/L
1
1
0 .0592
2
2
2
这些关于 Ep的讨论都是指对称电对
低—反应慢, 高—H2C2O4分解
邻二氮菲 - 亚铁
[O]x n [O]x n 0 .059 10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ == 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
O/R xe d O/R xe+d0n .0l5 ga a9 R Oexd
O/xRedO/xRed+0n .05lg9[[R Oexd]]
gg aa Ox/Red
Ox/Red
+ 0.059 lg( n
Ox Red
c Red Ox ) c Ox Red
三、条件电极电势
gg a a O /R xe d O /R xe + 0 dn .l0g5 R O (e 9 x R O d c c e R O xd e )xd
二苯胺磺酸钠
0.84V 如何选择？
另：
指示剂校正
第五节 氧化还原滴定前的预处理
目的：将被测物预先处理成便于滴定的形式
第二部分_化学分析(氧化还原平衡)
θ
续前 氧化还原平衡理论理论
θ θ 当 1 >φ（ 副 应 或 1 ' >φ2 ' 有 反 ） φθ 2 无 反 ） φθ （ 副 应 时
p2Ox1 + p1Red2
p1Ox2 + p2Red1
p2 p 1 aRed1 aOx2 ⇒ 衡 数 K = p2 ⋅ p1 平 常 aOx1 aRed2 ed
0.75
1 mol/L HCl
0.70
1 mol/L H2SO4
0.68
1mol/L H3PO4
0.44
1 mol/L HF
0.32
氧化还原平衡理论理论
RT aOX E=E + ln nF aRe d
o
不知道活度a（ 不知道活度 （或活度系数γ ）：
a=γc
离子在溶液可能发生： 络合，沉淀等副反应。 离子在溶液可能发生： 络合，沉淀等副反应。 (副反应系数：αM=[M' ]/[M] ； [M' ]总浓度 副反应系数： 总浓度,[M]有效浓度 有效浓度) 副反应系数 总浓度 有效浓度 考虑到这两个因数，需要引入条件电极电位！ 考虑到这两个因数，需要引入条件电极电位！ 条件电极电位
θ'
θ
结 ： 论
反 程 越 应 度 高
∆φ ↑⇒K'↑(有 反 ） 副 应
续前 氧化还原平衡理论理论 2. 滴定反应 时：滴定反应的完全度应 > 99.9% 滴定反应SP时
CRed1 COx2 3 3 应 足 满 ≥10 或 ≥10 COx1 CRed2
1：1型反应
QK' =
CRed1COx2 COx1CRed2
o
其中， 其中，E
续前 氧化还原平衡理论理论
θ θ 当 1 >φ（ 副 应 或 1 ' >φ2 ' 有 反 ） φθ 2 无 反 ） φθ （ 副 应 时
p2Ox1 + p1Red2
p1Ox2 + p2Red1
p2 p 1 aRed1 aOx2 ⇒ 衡 数 K = p2 ⋅ p1 平 常 aOx1 aRed2 ed
0.75
1 mol/L HCl
0.70
1 mol/L H2SO4
0.68
1mol/L H3PO4
0.44
1 mol/L HF
0.32
氧化还原平衡理论理论
RT aOX E=E + ln nF aRe d
o
不知道活度a（ 不知道活度 （或活度系数γ ）：
a=γc
离子在溶液可能发生： 络合，沉淀等副反应。 离子在溶液可能发生： 络合，沉淀等副反应。 (副反应系数：αM=[M' ]/[M] ； [M' ]总浓度 副反应系数： 总浓度,[M]有效浓度 有效浓度) 副反应系数 总浓度 有效浓度 考虑到这两个因数，需要引入条件电极电位！ 考虑到这两个因数，需要引入条件电极电位！ 条件电极电位
θ'
θ
结 ： 论
反 程 越 应 度 高
∆φ ↑⇒K'↑(有 反 ） 副 应
续前 氧化还原平衡理论理论 2. 滴定反应 时：滴定反应的完全度应 > 99.9% 滴定反应SP时
CRed1 COx2 3 3 应 足 满 ≥10 或 ≥10 COx1 CRed2
1：1型反应
QK' =
CRed1COx2 COx1CRed2
o
其中， 其中，E
第九章 氧化-还原反应
2020/11/22
第28张共79张
例5:根据电池符号写出电池反应式
(-) Pt | H2(1kPa) | H+(0.1mol·dm-3)|| Fe3+(0.1mol·dm-3), Fe2+(1mol·dm-3) Pt(+)
解:
2 Fe3+ (1mol.dm-3) + H2(1kPa)
2Fe2+(1mol·dm-3) + 2H+(0.1mol·dm-3)
2020/11/22
第32张共79张
请分析以下两个电极的金属板上 带什么电荷？
2020/11/22
第33张共79张
三、标准(参比)电极电势( θ)
• 热力学标准态是如何规定的？
–所有离子、分子a＝1 ( c1mol/L) –所有气体为pө ( ＝100 kPa) –纯液体、纯固体组分。
2020/11/22
2020/11/22
第29张共79张
• 为什么两个合适电极相连，回路上有 电流产生？
二、电极电势(electrode potential)
1. 电极电势的产生：
Zn
Nernst双电层理论
溶解（氧化）
M
Mn+ + ne
沉积（还原）
2020/11/22
第30张共79张
ZnSO4溶液
活泼金属
绝对电极电势
第34张共79张
1.标准氢电极
2H+ + 2e
H2
规定：在任何温度下
θ(H+/H2)= 0.0000V
2020/11/22
第35张共79张
2020/11/22
氧化还原平衡
组成电池后，使电子定向移动 （化学能 有序 电能）
第二节 氧化还原反应与原电池
1、原电池的组成：（Galvanic cells） (电解池 electrolytic cells) （2）半电池和电极 锌半电池：锌片，锌盐 铜半电池：铜片，铜盐 负极：锌片，给出电子， Zn - 2e → Zn2+ 氧化反应 正极：铜片，得到电子，Cu2+ + 2e → Cu 还原反应
E(H+/H2) = 0.0000 (V)
铂片上表面镀一层 海绵状铂（铂黒，很强的 吸附H2的能力）插入H+ 浓 度为1mol/dm3 的溶液中， 25°C下，不断地通入标 准压力的纯 H2气流，与 溶液中的H+ 达平衡。
原电池：(-)Zn|Zn2+(1mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)|H2(100KPa),Pt(+)
S
+4, (+6) 0, (-2)
3 氧化还原反应方程式的配平
(1) 氧化数法
+4
+6
+6 +3 +6
3K2SO3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4(稀)→ 4K2SO4+ Cr2(SO4)3 +4H2O
3× ↑ ↓
(2)离子—电子法（适用于溶液中的反应）
Cr2O72- + SO32- + H+ → Cr3+ + SO42-
第一节 氧化还原反应的基本概念
1. 氧化还原反应 – (Electron Transfer)
年代 历
氧化反应 还原反应
认
史 18世纪末 与氧化合 从氧化物夺取氧
第二节 氧化还原反应与原电池
1、原电池的组成：（Galvanic cells） (电解池 electrolytic cells) （2）半电池和电极 锌半电池：锌片，锌盐 铜半电池：铜片，铜盐 负极：锌片，给出电子， Zn - 2e → Zn2+ 氧化反应 正极：铜片，得到电子，Cu2+ + 2e → Cu 还原反应
E(H+/H2) = 0.0000 (V)
铂片上表面镀一层 海绵状铂（铂黒，很强的 吸附H2的能力）插入H+ 浓 度为1mol/dm3 的溶液中， 25°C下，不断地通入标 准压力的纯 H2气流，与 溶液中的H+ 达平衡。
原电池：(-)Zn|Zn2+(1mol·L-1)‖H+(1mol·L-1)|H2(100KPa),Pt(+)
S
+4, (+6) 0, (-2)
3 氧化还原反应方程式的配平
(1) 氧化数法
+4
+6
+6 +3 +6
3K2SO3+ K2Cr2O7 + 4H2SO4(稀)→ 4K2SO4+ Cr2(SO4)3 +4H2O
3× ↑ ↓
(2)离子—电子法（适用于溶液中的反应）
Cr2O72- + SO32- + H+ → Cr3+ + SO42-
第一节 氧化还原反应的基本概念
1. 氧化还原反应 – (Electron Transfer)
年代 历
氧化反应 还原反应
认
史 18世纪末 与氧化合 从氧化物夺取氧
大学化学 第5章氧化还原反应课件
21
电化学上规定标准氢电极的电极电势为零，即 φθ(H+/H2) = 0.0000V。
在原电池中，当无电流通过时两电极之间的电势差 称为电池的电动势，用E表示。当两电极均处于标准 状态时称为标准电动势，用Eθ表示，即
E=φ(+) -φ(-) 或者 Eθ=φθ(+) -φθ(-)
例如：将标准锌电极与标准氢电极组成原电池，
氧化能力逐渐增强
φθ (V) -2.714 -0.763 0.0000 0.342 0.401 2.866
2022/5/3
第五章 氧化还原反应
24
5.3.3 原电池电动势与吉布斯函数变
根据热力学原理，恒温恒压下系统吉布斯函数变(rGm)的降低 值等于系统所能作的最大有用功：
G = Wmax 在原电池中，系统在恒温恒压下做的最大有用功即为电功：
电极反应
Na+/Na
Na+(aq)+e Na(s)
Zn2+/Zn
Zn2+(aq)+2e Zn(s)
H+/H2 Cu2+/Cu O2/OH－ F2/F－
2H+(aq)+2e H2 (g) Cu2+(aq)+2e Cu(s) O2(g)+2H2O+4e 4 OH－(aq)
F2(g)+2e 2F－(aq)
第五章
氧化还原反应
2022/5/3
第五章 氧化还原反应
1
学习要求
1. 掌握氧化还原反应的基本概念和氧化还原方 程式的配平方法
2. 理解电极电势的概念，利用能斯特公式计算 不同条件下的电极电势
3. 掌握电极电势在有关方面的应用 4. 掌握原电池电动势与吉布斯自由能变之间的
§5—1氧化还原平衡
E I
2
I
0.535V
Fe2
E 3 Fe
0.771 V
Fe3 氧化能力强，干扰 2测定 Cu
如加入能与Fe3形成配合物的F ,降低Fe3 / Fe2，避免干扰
E E Fe3
'
Fe2
0.059 lg
Fe2 ( F ) Fe3 ( F )
1
n an bn
1
θ
2
nE1 0.059a lg
θ
cOx 1 cRed1
nE2 0.059b lg
1 2
cOx 2 cRed2
a b cRed1 cOx 2 lg a b cOx 1 cRed2
E E n lg K
0.059
无副反应
lg K
( E1 E2 )n
2.氧化还原电对 Ox1 + ne Red2 Ox1 + Red2 Red1 Ox2 + ne Ox2 + Red1
电对的电极电位衡量氧化或还原能力的强弱 电对的电极电位越高，其氧化形的氧化能力越强 （还原形的还原能力越弱）——氧化剂 电对的电极电位越低，其还原形的还原能力越强 （氧化形的氧化能力越弱）——还原剂
'
条件电势：一定条件下，氧化型Ox和还原型Red的分
析浓度都是1moL/L时的实际电位
EOx / Re d
'
0.059 COx E lg n CRe d
'
0.059 r0 R lg E E n rR 0
条件一定时,E
′一定，条件改变时E ′改变， ′由实验确定。
它反映了离子强度与各种副反应影响的总结果。 因此叫条件电势。通常E
人教版高中化学必修一课件氧化还原反应方程式配平
① 1 I2 + 6 KOH — 5 KI +1 KIO3 + 3 H2O ② 8 NH3 + 6 NO2 —7 N2 + 12 H2O ③ 2 C2H6 +7 O2 — 4 CO2 + 6 H2O ④2KMnO4 +16HCl —2KCl + 2MnCl2 +8H2O +5Cl2↑
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
④ P4+ CuSO4+ H2O — Cu3P+ H3PO4+ H2SO4
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
讨论：你能够用一次性配平法配平下列方程式吗？ ① C + S + KNO3 — K2S + N2+ CO2
适用范围：凡是得电子数与失电子数分别能用 一个箭头表示出来的氧化还原反应。
（五）零价法：
适用对象：用常规法无法确定化 合物中整数化合价
方法：令无法用常规法确定化合价的 物质中各元素均为零价，然后利用整 体法计算出化合价总升、降值，进行 配平，在观察配平其他物质的系数。
③根据Fe元素守恒： Fe(OH)3的系数为2； (O守恒)，ClO- 的系数为3。
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
(四) 、整体归一法：
某些反应物或生成物分子内有两种或 两种以上元素的化合价发生变化 ， 可将分子看作一个整体作为基准物质 进行配平，称为整体归一法。
思考：能否用整体归一法配平下列反应？
(三） 、缺项配平：
①先配氧化剂、还原剂及还原产物 与氧化产物； ②再根据质量守恒、电荷守恒确定 所缺的物质的化学式（分子或离子）
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
④ P4+ CuSO4+ H2O — Cu3P+ H3PO4+ H2SO4
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
讨论：你能够用一次性配平法配平下列方程式吗？ ① C + S + KNO3 — K2S + N2+ CO2
适用范围：凡是得电子数与失电子数分别能用 一个箭头表示出来的氧化还原反应。
（五）零价法：
适用对象：用常规法无法确定化 合物中整数化合价
方法：令无法用常规法确定化合价的 物质中各元素均为零价，然后利用整 体法计算出化合价总升、降值，进行 配平，在观察配平其他物质的系数。
③根据Fe元素守恒： Fe(OH)3的系数为2； (O守恒)，ClO- 的系数为3。
人教版高中化学必修一课件氧化还原 反应方 程式配 平
(四) 、整体归一法：
某些反应物或生成物分子内有两种或 两种以上元素的化合价发生变化 ， 可将分子看作一个整体作为基准物质 进行配平，称为整体归一法。
思考：能否用整体归一法配平下列反应？
(三） 、缺项配平：
①先配氧化剂、还原剂及还原产物 与氧化产物； ②再根据质量守恒、电荷守恒确定 所缺的物质的化学式（分子或离子）
氧化还原反应ppt课件
总结词：氧化数是表示元素氧化状态的数值，它可以用来判断元素在氧化还原反应中的状态。
总结词
根据电子转移的情况，氧化还原反应可以分为单向电子转移和偶联电子转移两类。
详细描写
单向电子转移是指在一个反应步骤中，电子从一个原子或分子转移到另一个原子或分子。偶联电子转移是指两个或多个相互关联的反应步骤中产生的电子转移。
氧化还原反应的实验操作
04
实验操作步骤
准备实验器材和试剂，如试管、滴定管、烧杯、试剂瓶等。
依照实验指导书或教材要求，准确称量所需的试剂。
依照实验步骤进行实验操作，并记录实验数据。
清洗实验器具，整理实验台面。
注意事项
注意安全使用化学品，避免直接接触皮肤和眼睛。
注意实验器具的清洁和保养，确保实验结果的准确性。
氧化还原反应的原理
02
电荷守恒是指在化学反应中，正电荷和负电荷的总数相等。
在氧化还原反应中，电子的得失会导致电荷的转移。根据电荷守恒原理，反应前后正负电荷的总数必须相等，从而保证全部体系的电中性。
详细描写
总结词
电子守恒是指在氧化还原反应中，得失电子的总数相等。
总结词
在氧化还原反应中，电子的转移是关键特征。根据电子守恒原理，反应中得到电子的数目和失去电子的数目必须相等，以确保全部反应的平衡和正确性。
03
注意个人防护措施，如佩戴化学防护眼镜、穿着实验服等。
01
实验安全
02
熟悉实验中使用的化学品的性质和危险性，遵循安全操作规程。
熟悉急救措施和消防器材的使用方法，确保在紧急情况下能够迅速应对。
环境保护
妥善处理实验废弃物，依照实验室规定分类存放和处置。
公道使用化学试剂，避免浪费和污染环境。
《氧化还原反应》PPT说课课件
通过观察氧化数的变化，可以判断电子转移的方向和数量。
氧化数的规则
在化合物中，元素的氧化数等于 该元素在化合物中的形式电荷数。
形式电荷是指假设所有化学键都 是由单键组成时，每个原子所带
的电荷数。
在离子化合物中，正离子的总形 式电荷数等于负离子的总形式电
荷数。
04
氧化还原反应的实例
燃烧反应
总结词
燃烧反应是典型的氧化还原反应，其中氧气作为氧化剂，燃料作为还原剂，反应过程中 发生电子转移。
氧化还原反应在化学工业中的应用
01
随着科技的发展，氧化还原反应在化学工业中的地位越来越重
要，例如在制药、能源、环保等领域的应用。
新型氧化还原反应的研究进展
02
近年来，新型的氧化还原反应不断被发现和研究，例如电化学
氧化还原反应、光化学氧化还原反应等。
氧化还原反应与新能源
03
随着新能源的发展，如太阳能、风能等，氧化还原反应在新能
电子转移的计算
总结词
掌握氧化还原反应中电子转移的计算技巧
详细描述
在计算电子转移数目时，应注意化合价的变化和反应 方程式的系数。同时，应注意电子转移的方向和数目 ，遵循守恒定律。在配平时，应将化合价变化的元素 配平，以确保电子转移的数目正确。
氧化还原反应平衡的计算
总结词
理解氧化还原反应平衡的概念和计算方法
THANKS
电子转移导致化合价发生变化，从而 形成氧化数。
氧化剂与还原剂
氧化剂是接受电子的 物质，通常具有较高 的氧化数。
在反应过程中，氧化 剂被还原，还原剂被 氧化。
还原剂是提供电子的 物质，通常具有较低 的氧化数。
氧化数的变化与电子转移的关系
氧化数的变化反映了电子转移的数量和方向。 电子从还原剂转移到氧化剂，导致还原剂的氧化数降低，而氧化剂的氧化数升高。
氧化数的规则
在化合物中，元素的氧化数等于 该元素在化合物中的形式电荷数。
形式电荷是指假设所有化学键都 是由单键组成时，每个原子所带
的电荷数。
在离子化合物中，正离子的总形 式电荷数等于负离子的总形式电
荷数。
04
氧化还原反应的实例
燃烧反应
总结词
燃烧反应是典型的氧化还原反应，其中氧气作为氧化剂，燃料作为还原剂，反应过程中 发生电子转移。
氧化还原反应在化学工业中的应用
01
随着科技的发展，氧化还原反应在化学工业中的地位越来越重
要，例如在制药、能源、环保等领域的应用。
新型氧化还原反应的研究进展
02
近年来，新型的氧化还原反应不断被发现和研究，例如电化学
氧化还原反应、光化学氧化还原反应等。
氧化还原反应与新能源
03
随着新能源的发展，如太阳能、风能等，氧化还原反应在新能
电子转移的计算
总结词
掌握氧化还原反应中电子转移的计算技巧
详细描述
在计算电子转移数目时，应注意化合价的变化和反应 方程式的系数。同时，应注意电子转移的方向和数目 ，遵循守恒定律。在配平时，应将化合价变化的元素 配平，以确保电子转移的数目正确。
氧化还原反应平衡的计算
总结词
理解氧化还原反应平衡的概念和计算方法
THANKS
电子转移导致化合价发生变化，从而 形成氧化数。
氧化剂与还原剂
氧化剂是接受电子的 物质，通常具有较高 的氧化数。
在反应过程中，氧化 剂被还原，还原剂被 氧化。
还原剂是提供电子的 物质，通常具有较低 的氧化数。
氧化数的变化与电子转移的关系
氧化数的变化反映了电子转移的数量和方向。 电子从还原剂转移到氧化剂，导致还原剂的氧化数降低，而氧化剂的氧化数升高。
氧化还原反应平衡
0.059 lg cFe3
n2
cFe2
n1eq
n O 1 Ce4 /Ce3
0.059
lg
c Ce
4
cCe3
n2eq
n O 2 Fe3 /Fe2
0.059 lg cFe3 cFe2
(n1 n2 )
eq n1
n O
Ce4 /Ce3
2
c c O 0.059 lg c c Fe3/Fe2
1 ′- 2 ′= 1.51- 0.68
Δ = 0.86 ~1.46V
2+
(2) 在1 mol/L H2SO4中Ce(SO4)2滴定Fe
1 ′- 2 ′= 1.44 - 0.68
Δ = 0.86 ~1.26V
2、介质不同，突跃范围不同
例如:在不同介质中用KMnO4滴定 Fe2+.
(1) 化学计量点前, 电极电位由 Fe3+/ Fe2+ 电对决定。
附录八（p437）列出部分条件电势，均为实测 值。计算时可用相近值代，误差比用标准电势反而 低。
如：φ= φ0 + 0.059㏒[Fe3+] / [Fe2+]
= φ0′+ 0.059㏒CFe3+ / CFe2+
在1.5 mol /L H2SO4 中φ0′ ，书中无数据， 此时宁可用1.0 mol /L H2SO4的φ0′= 0.68代替， 而不用φ0 = 0.77；对没有φ0′，只好采用φ0
例题：0.1000 mol ·L-1 Ce(SO4)2溶液滴定0.1000 mol ·L-1 Fe2+ 的酸性溶液 (1.0 mol ·L-1硫酸)
滴定反应: Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+
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- 3 ×4
离子— 电子配平法
1. 配平原则： 电荷守恒： 反应物之间得失电子数相等 质量守恒： 反应前后各元素原子总数相等
2. 配平步骤
(1) 确定反应介质 (2) 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） (3) 将反应分解为两个半反应式 (4) 物料平衡 a 配平除O、H以外的原子； b 配平O、H原子。 (5) 配平两个半反应的电荷数
2MnO +3SO 7H O 2MnO2 8OH +3SO 6H
2左边少O原子加H2O 4 3 2 24
再将O H原子个数配平：
3
2
4
，右边用H+补齐H原子数；
+
左边多O原子加H2O ，在另一边用2OH- 补齐H 和O （3）电荷平衡：
2（4）使两个半反应的得失电子数相等：用系数调整 22MnO +3SO H O 2MnO 2OH +3SO 4 3 2 2 4
SO 3 H 2O SO 4 + 2H
SO
（3）电荷平衡： 8H 5e Mn 2+ 4H 2O) 2(MnO 4
+ 5(SO （4） （5）
23
H 2O -2e SO + 2H )
24
2MnO4 5SO 6H 2Mn 5SO 3H 2O
23 2+ 24
e.g.1:
As 2S3 s HNO3 H 3AsO 4 H 2SO 4 NO (g)
2 1) As 2S3 NO3 H3AsO4 SO4 NO
2) NO NO 3
3As2S3 (s) 28HNO3 4H2 O 3) NO 4H NO 2H O
e
氧化产物 d Ox2
a Ox1 + 氧化剂
b Red2 = c Red1 + 还原产物
氧化数配平法：根据氧化数的升降 1. 配平原则：
氧化数变化值相等 质量守恒：反应前后各元素的原子总数相等 2. 配平步骤：
+5 0
+4×3
+2 +4
4 HNO3
+ S = 4 NO + 3 SO2 + 2 H2O +3 = +
多原子离子中各元素原子的氧化数之和等于 离子的电荷数
e.g.
2 S2 O 3 2 SCrO5
Cr的氧化数为
6
O O Cr O O
4个O的氧化数为 -1,
一个O的氧化数为 2 O
熟悉一些物质的氧化数
Al Br2 Mg2+ S2-
配平 H 和 O 原子的经验规则
介质条件
反应式两边氧原子数
左边加入物质
右边加入物质
酸性
左边O多 左边O少 左边O多 左边O少 左边O多 左边O少
H+ H2O H2O OH H2O H2O
H2O H+ OH H2O OH H+
碱性
中性
配平时应注意!
配平后的方程式中不要同时出现H+ 、OH 酸性介质不应出现OH ，碱性介质不应出现H+ 已经配平的方程式必须用“=‖。
3 2
As 2S3 H 3 AsO4 SO2 4
2 6H3AsO 4 4 9H 2SO 4 28NO (g) As 2S3 20HO 2H 3AsO 3SO 4 34H 2
4) NO 4H 3e NO 2H O 3 2 5)
As 2S3 20H 2 O - 28e 2H 3AsO 4 3SO 34H
28
In
0.059 [ In( Ox ) ] lg n [ In(Re d ) ]
[ In( O ) ] [ In(R) ]
≥10（显甲色）
In
≤0.1（显乙色）
In
0.059 (v ) n 0.059 (v) n
故指示剂的变色范围为：
In
0.059 (v ) n
4
23
（2）物质不灭（物料平衡）: - SO SO 22222 H O SO 3 - 2e SO 2- 422O 4 2-SO 3 2OH 2OH SO 4 SO先将除O和H以外的其它原子个数配平； H 2O 3 2OH 2e SO 4 再将O H原子个数配平： 少O原子的一侧加OH-，另一边加H2O
(6)使两个半反应的得失电子数相等 (7) 两个半反应相加、整理得配平的反应式 (8) 核对电荷数与原子数
3. 不同介质中反应的配平 2MnO-4 +SO2- Mn 2+ +SO4 1）在酸性介质中: 3
（1）将反应分解为两个半反应： 4
MnO 8H Mn
SO
2+ Mn 2+ MnO 4 2 232-
（5）两个半反应相加、整理得配平的反应式
左边氧少加H2O ，另一端补2倍的H+；
左边氧多加H2O ，另一端补2倍的OH-； 配平的方程式中可出现H+或OH-，但不能
同时出现。
小结
(1) 将反应分解为两个半反应式 (2) 物料平衡 a 配平除O、H以外的原子； b 配平O、H原子。 (3) 配平两个半反应的电荷数 (4)使两个半反应的得失电子数相等 (5) 两个半反应相加、整理得配平的反应式 (6) 核对电荷数与原子数
再发展： 失去电子的被氧化 得到电子的被还原 电子偏离的被氧化 进一步： 电子偏向的被还原
Cu2++Zn= Cu+Zn2+
H :Cl
氧化还原反应必然同时发生
氧化还原反应及氧化数
Cu 2+ + Zn (s) === Zn 2+ + Cu(s)
H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) ===
1 氧化还原反应及氧化数
2 氧化还原反应的配平
1 氧化数（oxidation number）
1. 氧化还原反应概念的发展
得氧-氧化反应 燃料燃烧：2Mg + O2 = 2MgO 早期： 失氧-还原反应 冶金：C +2CuO = Cu + CO2 后来： 没有得氧但失氢 2H2S＋O2=2H2O＋2S 没有失氧但得氢 H2＋Cl2=2HCl
28NO3 3As2 S3 4H2 O 10H 2 4
2 4
6H3 AsO4 9SO 28NO
氧少加H2O，另一端补H+；
配平的方程式中无OH-出现。
2） 在碱性介质中： 222MnO4 +SO3 MnO4 +SO4 2-MnO - MnO （1）两个半反应： MnO 2-- 2- MnO 2MnO e 4 MnO 4 4 4 2(MnO 4 e MnO4 )
KCl
CO2
NaOH HNO3
Fe2O3 H2O2 KO2 KO3 OF2
ClO- ClO2- ClO3- S2O82- S4O62NH4+ CH4 CaH2
氧化数与化合价的区别
★ 氧化数可取整数、分数、正数、负数
★ 化合价代表原子形成的化学键的数目，只取正整数
氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应 还原剂
O2+4H++4e =2H2O MnO4-+8H++5e = Mn2+ + 4H2O Ce4+ + e = Ce3+ Sn4+ +2e=Sn2+
E=1.23 V E=1.51 V E=1.61 V E=0.15 V
KMnO4水溶液
Ce4+水溶液
Sn2+水溶液
为什么这些水溶液可以稳定存在？
0.059 (v) 或 In n
29
常用氧化还原指示剂
指示剂 氧化态颜色 还原态颜色 E (V) 0.28 酚藏花红 红色 无色 0.36 四磺酸基靛蓝 蓝色 无色 0.53 亚甲基蓝 蓝色 无色 0.75 二苯胺 紫色 无色 0.76 乙氧基苯胺 黄色 红色 0.85 紫红 无色 二苯胺磺酸钠 0.89 紫红 无色 邻苯氨基苯甲酸 1.15 嘧啶合铁 浅蓝 红色 1.06 邻二氮菲-亚铁 浅蓝 红色
27
氧化还原指示剂
常用的指示剂可分为三种：
１氧化还原指示剂：氧化态和还原态具有不同的颜色
例如：K2Cr2O7 滴定Ｆe2+ ，常用二苯胺磺酸钠为 指示剂，二苯胺磺酸钠的还原态为无色，氧化态 为紫红色
设In（O），In（R）分别为其氧化态和还原态， 则其作用原理为： In(O)(甲色）+ne- = In(R)(乙色）
30
２ 自身指示剂：某些标准溶液或被测物本身 具有颜色，而其反应产物无色或颜色很浅，则 滴定时无需另加指示剂，它本身的颜色变化起 指示剂的作用， 如：KMnO4，本身紫红，产物无色，稍过量， 溶液即呈粉红，指示终点。
4H O
24
（2）物质不灭（物料平衡）: 2-
MnO -H原子个数配平：少O原子的一侧加H2O， 8H 5e Mn 2+ 4H 2O 再将O 4
22少H原子的一侧补上H+ SO 4 + 2H SO 3 H 2O -2e
先将除O和H以外的其它原子个数配平；
酸性条件下，过量 KI ，暗处放 10 min ，反应完全
26
2. 温度：温度升高，反应速率增大，每增高100C ，速度增加2～3倍 例：2MnO4- + H2C2O4 2Mn2+ +10CO2 +8H2O
离子— 电子配平法
1. 配平原则： 电荷守恒： 反应物之间得失电子数相等 质量守恒： 反应前后各元素原子总数相等
2. 配平步骤
(1) 确定反应介质 (2) 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） (3) 将反应分解为两个半反应式 (4) 物料平衡 a 配平除O、H以外的原子； b 配平O、H原子。 (5) 配平两个半反应的电荷数
2MnO +3SO 7H O 2MnO2 8OH +3SO 6H
2左边少O原子加H2O 4 3 2 24
再将O H原子个数配平：
3
2
4
，右边用H+补齐H原子数；
+
左边多O原子加H2O ，在另一边用2OH- 补齐H 和O （3）电荷平衡：
2（4）使两个半反应的得失电子数相等：用系数调整 22MnO +3SO H O 2MnO 2OH +3SO 4 3 2 2 4
SO 3 H 2O SO 4 + 2H
SO
（3）电荷平衡： 8H 5e Mn 2+ 4H 2O) 2(MnO 4
+ 5(SO （4） （5）
23
H 2O -2e SO + 2H )
24
2MnO4 5SO 6H 2Mn 5SO 3H 2O
23 2+ 24
e.g.1:
As 2S3 s HNO3 H 3AsO 4 H 2SO 4 NO (g)
2 1) As 2S3 NO3 H3AsO4 SO4 NO
2) NO NO 3
3As2S3 (s) 28HNO3 4H2 O 3) NO 4H NO 2H O
e
氧化产物 d Ox2
a Ox1 + 氧化剂
b Red2 = c Red1 + 还原产物
氧化数配平法：根据氧化数的升降 1. 配平原则：
氧化数变化值相等 质量守恒：反应前后各元素的原子总数相等 2. 配平步骤：
+5 0
+4×3
+2 +4
4 HNO3
+ S = 4 NO + 3 SO2 + 2 H2O +3 = +
多原子离子中各元素原子的氧化数之和等于 离子的电荷数
e.g.
2 S2 O 3 2 SCrO5
Cr的氧化数为
6
O O Cr O O
4个O的氧化数为 -1,
一个O的氧化数为 2 O
熟悉一些物质的氧化数
Al Br2 Mg2+ S2-
配平 H 和 O 原子的经验规则
介质条件
反应式两边氧原子数
左边加入物质
右边加入物质
酸性
左边O多 左边O少 左边O多 左边O少 左边O多 左边O少
H+ H2O H2O OH H2O H2O
H2O H+ OH H2O OH H+
碱性
中性
配平时应注意!
配平后的方程式中不要同时出现H+ 、OH 酸性介质不应出现OH ，碱性介质不应出现H+ 已经配平的方程式必须用“=‖。
3 2
As 2S3 H 3 AsO4 SO2 4
2 6H3AsO 4 4 9H 2SO 4 28NO (g) As 2S3 20HO 2H 3AsO 3SO 4 34H 2
4) NO 4H 3e NO 2H O 3 2 5)
As 2S3 20H 2 O - 28e 2H 3AsO 4 3SO 34H
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In
0.059 [ In( Ox ) ] lg n [ In(Re d ) ]
[ In( O ) ] [ In(R) ]
≥10（显甲色）
In
≤0.1（显乙色）
In
0.059 (v ) n 0.059 (v) n
故指示剂的变色范围为：
In
0.059 (v ) n
4
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（2）物质不灭（物料平衡）: - SO SO 22222 H O SO 3 - 2e SO 2- 422O 4 2-SO 3 2OH 2OH SO 4 SO先将除O和H以外的其它原子个数配平； H 2O 3 2OH 2e SO 4 再将O H原子个数配平： 少O原子的一侧加OH-，另一边加H2O
(6)使两个半反应的得失电子数相等 (7) 两个半反应相加、整理得配平的反应式 (8) 核对电荷数与原子数
3. 不同介质中反应的配平 2MnO-4 +SO2- Mn 2+ +SO4 1）在酸性介质中: 3
（1）将反应分解为两个半反应： 4
MnO 8H Mn
SO
2+ Mn 2+ MnO 4 2 232-
（5）两个半反应相加、整理得配平的反应式
左边氧少加H2O ，另一端补2倍的H+；
左边氧多加H2O ，另一端补2倍的OH-； 配平的方程式中可出现H+或OH-，但不能
同时出现。
小结
(1) 将反应分解为两个半反应式 (2) 物料平衡 a 配平除O、H以外的原子； b 配平O、H原子。 (3) 配平两个半反应的电荷数 (4)使两个半反应的得失电子数相等 (5) 两个半反应相加、整理得配平的反应式 (6) 核对电荷数与原子数
再发展： 失去电子的被氧化 得到电子的被还原 电子偏离的被氧化 进一步： 电子偏向的被还原
Cu2++Zn= Cu+Zn2+
H :Cl
氧化还原反应必然同时发生
氧化还原反应及氧化数
Cu 2+ + Zn (s) === Zn 2+ + Cu(s)
H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) ===
1 氧化还原反应及氧化数
2 氧化还原反应的配平
1 氧化数（oxidation number）
1. 氧化还原反应概念的发展
得氧-氧化反应 燃料燃烧：2Mg + O2 = 2MgO 早期： 失氧-还原反应 冶金：C +2CuO = Cu + CO2 后来： 没有得氧但失氢 2H2S＋O2=2H2O＋2S 没有失氧但得氢 H2＋Cl2=2HCl
28NO3 3As2 S3 4H2 O 10H 2 4
2 4
6H3 AsO4 9SO 28NO
氧少加H2O，另一端补H+；
配平的方程式中无OH-出现。
2） 在碱性介质中： 222MnO4 +SO3 MnO4 +SO4 2-MnO - MnO （1）两个半反应： MnO 2-- 2- MnO 2MnO e 4 MnO 4 4 4 2(MnO 4 e MnO4 )
KCl
CO2
NaOH HNO3
Fe2O3 H2O2 KO2 KO3 OF2
ClO- ClO2- ClO3- S2O82- S4O62NH4+ CH4 CaH2
氧化数与化合价的区别
★ 氧化数可取整数、分数、正数、负数
★ 化合价代表原子形成的化学键的数目，只取正整数
氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应 还原剂
O2+4H++4e =2H2O MnO4-+8H++5e = Mn2+ + 4H2O Ce4+ + e = Ce3+ Sn4+ +2e=Sn2+
E=1.23 V E=1.51 V E=1.61 V E=0.15 V
KMnO4水溶液
Ce4+水溶液
Sn2+水溶液
为什么这些水溶液可以稳定存在？
0.059 (v) 或 In n
29
常用氧化还原指示剂
指示剂 氧化态颜色 还原态颜色 E (V) 0.28 酚藏花红 红色 无色 0.36 四磺酸基靛蓝 蓝色 无色 0.53 亚甲基蓝 蓝色 无色 0.75 二苯胺 紫色 无色 0.76 乙氧基苯胺 黄色 红色 0.85 紫红 无色 二苯胺磺酸钠 0.89 紫红 无色 邻苯氨基苯甲酸 1.15 嘧啶合铁 浅蓝 红色 1.06 邻二氮菲-亚铁 浅蓝 红色
27
氧化还原指示剂
常用的指示剂可分为三种：
１氧化还原指示剂：氧化态和还原态具有不同的颜色
例如：K2Cr2O7 滴定Ｆe2+ ，常用二苯胺磺酸钠为 指示剂，二苯胺磺酸钠的还原态为无色，氧化态 为紫红色
设In（O），In（R）分别为其氧化态和还原态， 则其作用原理为： In(O)(甲色）+ne- = In(R)(乙色）
30
２ 自身指示剂：某些标准溶液或被测物本身 具有颜色，而其反应产物无色或颜色很浅，则 滴定时无需另加指示剂，它本身的颜色变化起 指示剂的作用， 如：KMnO4，本身紫红，产物无色，稍过量， 溶液即呈粉红，指示终点。
4H O
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（2）物质不灭（物料平衡）: 2-
MnO -H原子个数配平：少O原子的一侧加H2O， 8H 5e Mn 2+ 4H 2O 再将O 4
22少H原子的一侧补上H+ SO 4 + 2H SO 3 H 2O -2e
先将除O和H以外的其它原子个数配平；
酸性条件下，过量 KI ，暗处放 10 min ，反应完全
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2. 温度：温度升高，反应速率增大，每增高100C ，速度增加2～3倍 例：2MnO4- + H2C2O4 2Mn2+ +10CO2 +8H2O