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最新大学无机化学课件氧化-还原

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氧化还原反应ppt课件

氧化还原反应ppt课件

根据下列反应判断有关物质还原性强弱的顺序 A
H2SO3 + I2 + H2O === 2HI + H2SO4
2FeCl3 + 2HI === 2FeCl2 + 2HCl + I2 A．H2SO3 ＞ I- ＞ Fe2+ B．I- ＞ Fe2+ ＞ H2SO3 C．Fe2+ ＞ I- ＞ H2SO3 D．Fe2+ ＞ H2SO3 ＞I-
电子的得失、共用电子对的偏移
氧化反应 还原反应 二者关系
元素化合价
电子的转移
升高
失电子（偏离）
降低
得电子（偏向）
二者是同时进行的
1．下列变化过程中，元素失去电子的是( D )
A．MnO2 → Mn2＋
B．CuO → CuCl2
C．Ag＋ → Ag2O
D．Sn2＋ → Sn4＋
2.下列说法正确的是（ D ） A.有得、失氧的反应才是氧化还原反应 B.氧化还原反应中，氧化反应与还原反应是先后进行的 C.有电子得失的反应才是氧化还原反应 D.凡是有化合价升降的反应，都是氧化还原反应
高温
C + H2O ===== H2 + CO
CuO + H2 ==== Cu + H2O
物质 CuO
C H2O
C CuO H2
氧化(还原)反应 还原 氧化 还原 氧化 还原 氧化
化合价变化 降低 升高 降低 升高 降低 升高
化合价升高 —— 氧化反应
化合价降低 —— 还原反应
化合价升高，发生氧化反应
Zn + 2HCl ==== ZnCl2 + H2↑
化合价
得失电子

大学无机化学课件氧化-还原

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。

大学基础课程无机化学课件p氧化还原反应定稿

大学基础课程无机化学课件p氧化还原反应定稿

+1
+2
NaClO + 2FeSO4 + H2SO4
氧还
介
化原
质
剂剂
–1 +3
NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O
还氧 原化 产产 物物
三、氧化还原半反应
任何一个氧化还原反应由两个半反应组成:
氧化数升高 氧化
H2O2 + Fe2+ + H+ → H2O + Fe3+
氧化数降低 还原
还原剂的氧化反应: Fe2+ - e- → Fe3+ 氧化剂的还原反应: H2O2 + 2e- + 2H+ →2H2O
Cu2+/Cu 氧化还原电对
半电池 半电池
原电池 氧化还原电对：
由同一种元素的氧化型物质和还原型物质构成
氧化还原电对表示方法 氧化型物质/还原型物(Ox/Red)
如 Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、H+/H2、Sn4+/Sn2+
氧化型 + ne- 还原型
一个电对氧化型的氧化能力越强， 则共轭电对的还原型还原能力越弱；
氧化数可以是正数、负数，也可以是 整数、分数、零。
Question “氧化数”与“ 化合价” 和“ 共价数”有否区 别？
氧化数不等同化合价
氧化数 荷电数 有正负 可为分数
化合价 原子相互结合的个数比
无正负 无分数
如
CH4
氧化数 -4
化合价 4
CH3Cl -2
4
CCl4 +4
4
CH2Cl2 0
4
氧化数与共价键数不同。

大学无机化学课件氧化-还原

大学无机化学课件氧化-还原
描述氧化还原反应中电子的不同传递方式，包括直接接触和通过中间体的传 递。
氧化还原反应的物质平衡
讨论氧化还原反应的物质平衡和化学方程式的写法，以及如何平衡复杂氧化 还原反应。
氧化剂与还原剂的介绍
详细了解氧化剂和还原剂的性质、特点以及在氧化还原反应中的作用和应用。
标准氧化还原电势的概念
介绍标准氧化还原电势的概念和计算方法，以及与氧化还原反应的关系。
氧化还原电位表的构成和使用
探讨氧化还原电位表的结构和使用，以及该表对氧化还原反应的理解和预测的重要性。
反应中电子的传递方式
大学无机化学课件氧化还原
大学无机化学课件氧化-还原是一个关于氧化还原反应的详细介绍和讨论。我 们将探讨氧化还原反应的定义、重要性以及相关概念和实验技术。
氧化还原反应的定义
了解氧化还原反应的含义，理解电子转移的过程，以及相关的定义和规则。
氧化-还原反应的重要性
探讨用。

氧化还原反应大学无机化学ppt课件

氧化还原反应大学无机化学ppt课件

原电池是由两个半电池组成的。在每个半电池中同时包含有同 一个元素的不同氧化数的两个物种所组成的电对。分别在两个半电 池中所发生的氧化或还原反应叫做半电池反应，或电极反应。氧化 和还原的总反应称为电池反应。
半电池中的固态导体有时狭义的叫做电极，有些固态导体只起 导电的作用而不参与氧化或还原反应，叫做惰性电极，如金属铂 (Pt)、石墨棒等；也有的固态导体除起导电作用外，还参与半电池 反应。例如，在铜锌原电池中的锌电极和铜电极。
氧化数
某元素一个原子的电荷数，这种电荷数由假设把化合物中各成键的电子 都归电负性更大的原子而求得。
确定氧化数的规则如下
1、在单质中（Cu，O2，O3），元素原子的氧化数为零 2、分子中，所有原子的氧化数的代数和为零
3、在简单离子化合物中，正负离子的电荷数就是它的氧化数；在多原子离 子中，各原子的氧化数的代数和等于离子的电荷数。
片附近的水层中，对金属离子有排斥作用，阻碍金属的继续溶解。当v溶解 = v沉淀 时，达到一种动态平衡，这样在金属与溶液之间，由于电荷的不均等
，便产生了电位差。
金属不仅浸在纯水中产生电位差，即使浸入含有该金属盐溶液中，也发生 相同的作用。由于溶液中已经存在该金属的离子，所以离子从溶液中析出， 即沉积到金属上的过程加快，因而使金属在另一电势下建立平衡。如果金 属离子很容易进入溶液，则金属在溶液中仍带负电荷，只是比纯水中时所 带的负电荷要少 ( 如图a )；如果金属离子不易进入溶液，溶液中已经存在 的正离子起初向金属沉积速度可能超过正离子由金属进入溶液的速度，因 而可使金属带正电荷（如图b）。
这种借助于氧化还原反应产生电流的装置，叫做原电池。 上述原电池叫做铜锌原电池。
原电池的表示方法：
(-) Zn|Zn2+ (C1) ‖ Cu2+ (C2)|Cu (+) “|”表示液-固相有一界面； “‖”表示盐桥。

大学无机化学课件氧化还原演示文稿

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。

大专无机化学课件-氧化还原

大专无机化学课件-氧化还原

确定氧化数的规则： 确定氧化数的规则： ①单质中，元素的氧化数为零。 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 在单原子离子中， 于该离子所带的电荷数 。 ③在大多数化合物中，氢的氧化数为 在大多数化合物中， +1；只有在金属氢化物中氢的氧化数为 -1。 ； 。 ④通常，氧在化合物中的氧化数为-2； 通常，氧在化合物中的氧化数为 ； 但是在过氧化物中，氧的氧化数为 ， 但是在过氧化物中，氧的氧化数为-1，在 氟的氧化物中， 氟的氧化物中，如OF2 和O2F2中，氧的氧 化数分别为+2和 。 化数分别为 和+1。
配平。（逆向配平） 配平。（逆向配平） 。（逆向配平
离子电子法配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物 气 离子式写出主要反应物和产物(气 写出主要反应物和产物 纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。 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 分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧 写出 化的半反应 半反应。 化的半反应。 ③分别配平两个半反应方程式，等号两 分别配平两个半反应方程式， 配平两个半反应方程式 边的各种元素的原子总数各自相等且电荷 数相等。 数相等。
化简得：
−
−
− 3
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO + 3H 2 O
−
−
− 3
3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O
例3：配平方程式 ： Cr(OH)3 (s) + Br2 (l) + KOH 解： Cr(OH)3 (s) + Br2 (l)
2+
Zn (aq) + Cu(s)

简明无机化学氧化还原反应课件

简明无机化学氧化还原反应课件
E池 = E + － E－ 和参比电极的 E 值，就可以计算出 待测电极的电极电势。
现在的问题在于，用什么电极作 为参比电极，参比电极的电极电势如 何得知。
电化学和热力学上规定，标准氢 电极的电极电势为 0 V。
即 E ⊖（H+ / H2） = 0 V
氢电极如图所示，铂丝连接着 涂满铂黑（一种极细的铂微粒）的 铂片，作为极板。
这种电极属于 “金属 - 金属离子电极 ”
当金属 M 与其盐 Mn+ 溶液接 触时，有两种过程可能发生
M —— Mn+ + n e－ Mn+ + n e－ —— M
（1） （2）
M —— Mn+ + n e－ Mn+ + n e－ —— M
（1） （2）
金属越活泼，溶液越稀，则 过程（1）进行的程度越大；
阻碍半反应（2）的继续进行 Cu2+ + 2 e－ —— Cu
所以电池反应 Zn + Cu2+ —— Cu + Zn2+ 不能持续进行。
即不能维持持续的电流。
将饱和的 KCl 溶液灌入 U 形 管中，用琼脂封口，架在两池中。
由于 K+ 和 Cl－ 的定向移动，使 两池中过剩的正负电荷得到平衡，恢 复电中性。
金属 - 难溶盐（氧化物）- 离子电极
这三种电极的共同点是 电极反应均有单质参与
Zn2+ + 2 e－ —— Zn 2 H+ + 2 e－ —— H2
AgCl + e－ —— Ag + Cl － Ag2O + H2O + 2 e－ —— 2 Ag + 2 OH－

大学无机化学-课件-第10章氧化还原反应

大学无机化学-课件-第10章氧化还原反应
例如：(–) ZnZn2＋( 1 mol·dm－3 )‖Cu2＋(1 mol·dm－3)Cu(＋)
Eө池 ＝ Eө＋－ Eө－ ＝ 0.34 － (－ 0.76 ) ＝1.10 V
3. 标准氢电极:
涂满铂黑铂丝作为极板，插入到H＋(1 mol·dm－ 3 ) 溶液中，并向其中通入H2 ( 1.013 10 5 Pa ) .
左边负极，右边正极；两边的 Cu，Zn 表示极板材 料；离子的浓度，气体的分压要在 （ ） 内标明。 ‘ ’ 代表两相的界面；‘‖’代表盐桥。盐桥连接着不同电解质 的溶液或不同浓度的同种电解质的溶液。
10－1－3 电极电势和电动势
1. 电极电势
Cu－Zn 电池中，为什么电子从锌片流向铜片？为什 么 Cu 为正极，Zn 为负极？或者说为什么铜片的电势比 锌片的高？这是我们首先要回答的问题。
第 10 章 氧化还原反应
氧化还原反应是一类极其重要的化学反应。实验室 制取氧气的反应，工业上生产硝酸过程中涉及的几个反应 都是氧化还原反应。
4 NH3 ＋ 5 O2 ＝ 4 NO ＋ 6 H2O 2 NO ＋ O2 ＝ 2 NO2
3 NO2 ＋ H2O ＝ 2 HNO3 ＋ NO
10 － 1 氧化还原反应与原电池 10 － 1 － 1 化合价与氧化数
将饱和的 KCl 溶液灌入 U 形管中，用琼胶封口，倒 架在两池中。由于 K ＋ 和 Cl － 的定向移动，使两池中 过剩的正负电荷得到平衡，恢复电中性。于是两个半电池 反应乃至电池反应得以继续，电流得以维持。
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3. 电池符号
例如 Cu －Zn 电池符号
( – ) Zn Zn 2＋( 1 mol·dm － 3 ) ‖Cu 2＋( 1 mol·dm －3 )Cu (＋)

无机化学课件第7章 氧化还原反应

无机化学课件第7章 氧化还原反应
3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4

第一节
第一章
2、离子-电子法
现以 KMnO Na SO +H SO MnSO +K SO +H O反
4
2
3
2
4
4
2
4
2
应为例，用离子- 电子法配平其方程。
⑴ 以离子反应式表示氧化还原反应：
rGm ≤ W′
如果反应是热力学可逆，上式取等号；如果反应是自 发进行的，取小于号。即系统对环境所做的最大功的 绝对值不会超过| rGm | ， 只能小于等于| rGm | 。

第二节
第一章
在298.15 K和标准状态下进行的化学反应：
Zn(s)+Cu2+ ===Zn2+ +Cu(s)
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 找出氧化剂和还原剂反应前后氧化数的变化：
2×（3-6）= -6
+6
+2
+3
+3
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3
3-2=1


第二节
第一章
锌-铜原电池
原电池是由两个半电池组成，每个半电池又称作一个电极， 电极包括传导电子的金属及组成半电池的溶液。

第二节
第一章
2、电极反应 负极： Zn Zn2+ (aq)+2e (氧化反应) 正极： Cu2+ (aq)+2e Cu (还原反应)

大学无机化学第四版第四章课件

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
=

2024版大学无机化学完整版ppt课件

2024版大学无机化学完整版ppt课件

离子键。
离子晶体的结构
02
离子晶体中正负离子交替排列，形成空间点阵结构，具有高的
熔点和沸点。
离子键的强度
03
离子键的强度与离子的电荷、半径及电子构型有关，电荷越高、
半径越小，离子键越强。
12
共价键与分子结构
2024/1/29
共价键的形成
原子间通过共用电子对形成共价键，共价键具有方向性和饱和性。
分子的极性与偶极矩
大学无机化学完整版ppt课件
2024/1/29
1
目录
2024/1/29
• 无机化学概述 • 原子结构与元素周期律 • 化学键与分子结构 • 化学反应基本原理 • 酸碱反应与沉淀溶解平衡 • 氧化还原反应与电化学基础 • 配位化合物与超分子化学简介
2
01
无机化学概述
Chapter
2024/1/29
反应机理
基元反应和复杂反应、反应机理的推导和表示 方法
反应速率理论
碰撞理论、过渡态理论和微观可逆性原理
2024/1/29
影响反应速率的因素
浓度、温度、催化剂和光照等外部条件对反应速率的影响
18
05
酸碱反应与沉淀溶解平衡
Chapter
2024/1/29
19
酸碱反应概述
酸碱定义及性质
介绍酸碱的基本概念、性质和分类，包括阿累尼乌斯 酸碱理论、布朗斯台德酸碱理论等。
配位化合物的组成 中心原子或离子、配体、配位数、配位键等。
配位化合物的分类
3
根据中心原子或离子的性质可分为金属配位化合 物和非金属配位化合物；根据配体的性质可分为 单齿配体和多齿配体等。
2024/1/29
28

大学无机化学第五章 氧化还原ppt课件

大学无机化学第五章 氧化还原ppt课件

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17
第二节 电极电势和电池电动势
一、原电池
原电池 (primary cell)将化学能转化成电能的装置
（一）原电池的组成
正 极：接受电子的一极。 负 极：输出电子的一极。 电解液：两份。 盐 桥：在U型管中装满用饱和KCl溶
液和琼胶作成的冻胶。 作用：传导离子，中和两溶液中电荷
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电负性：原子在分子中吸引电子的能力。
(4) 1990年，IUPAC 定义了氧化数的概念。
ppt精选版
8
化合价与氧化数的区别与联系
1. 元素的化合价只能是整数，而元素的氧 化数可以是整数、分数。
2. 氧化数概念是在化合价的基础上提出 的，适用范围比化合价概念广。
3. 氧化数概念还存在缺陷，有些问题不 能解释，有待更加完善。
电极电势的绝对值现还无法测知 但可用比较方法确定它的相对值
选用标准氢电极作为比较标准 规定它的电极电势值为零. 即EΘ (H+/H2)= 0 V
1. 标准氢电极 (简称SHE)
(1) 2H+ (aq) +2e≒ H2(g) (2) IUPAC规定: T=298.15K, PH2=100kPa，cH+ = 1mol·L-1时， EΘ(H+/ H2) = 0.0000V
例 题2
2. 将下反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电 池组成式：
2KMnO4 + 16HCl ≒ 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O 解：① 把此反应改写为离子反应方程式： 2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - ≒ 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O ② 根据离子反应式写出电极反应 正极(还原)： MnO4- + 8H+ + 5e ≒ Mn2+ + 4H2O 负极(氧化)： 2Cl- - 2e ≒ Cl2

大学无机化学第七章氧化还原反应电化学基础课件

大学无机化学第七章氧化还原反应电化学基础课件
① 负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用 “‖”表示
② 半电池中两相界面用“ | ”分开，同相不同 物种用“,”分开，溶液、气体要注明cB，pB
③ 纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“|” 分开
§7.2 电化学电池 例7
将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示。
22 F 1e.0 L 1 m C 2 o 1 ll01 325 23 F 0e.1 L 1 m 2o C 2l.l0 L 1 m
②
(3) ① × 2 + ② × 5得
2MnO4- + 16H+ + 10e- = 2Mn2+ + 8H2O +) 5SO32- + 5H2O = 5SO42- + 10H+ + 10e2MnO4- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
子联结，碳原子的氧化数算作+l，+2或+3。
§7.1 氧化还原反应的基本概念 §7.1.2 氧化还原反应方程式的配平 2-1 氧化值法
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
适用于
水溶液 非水体系
中的氧化还原反应
§7.1 氧化还原反应的基本概念
例1
用氧化值法配平氯酸与磷作用生成氯化氢和磷酸的反应.
+ 5 0 -1 +5 • HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
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(1) 写出离子方程式：Cr2O72- + I- + H+ → Cr 3+ + I2+ H2O (2) 写出氧化半反应： I- － e - → I2
还原半反应： Cr2O72- + e - → Cr 3+
(3) 分别配平，使等式两边的原子个数和净电荷相等：
离子－电子式 2I- －2e - → I2
………………… ①
大学无机化学课件氧化-还原
(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：
(4)多原子离子中，所有元素的氧化值之和等于该离子所
带电荷数。 例：SO4 2-中，(Ⅵ)＋(- Ⅱ)× Ⅳ = -2。
(5)O在化合物-中Ⅰ的/ Ⅱ氧化值一般为Ⅰ-2-，ⅠH为＋1
-Ⅰ
但超氧化物KO2，过氧化物H2O2，金属氢化物如CaH2。
大学无机化学课件氧化-还原
【例1】求Cr2O72-中 Cr的氧化值。 解：设Cr2O72-中Cr的氧化值为x： 2 x + 7 ×(- Ⅱ) = - Ⅱ x = Ⅵ 则Cr的氧化值为Ⅵ 。
(+1)×2
(3) 调整系数，使氧化数变化值相等
2KMnO4 + 10HCl →2MnCl2 +5Cl2 (4) 原子数和静电荷数配平
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + 8 H2O
大学无机化学课件氧化-还原
【例3】在酸性溶液中，高锰酸钾与亚硫酸钾反应生成硫 酸锰和硫酸钾，配平此方程式。
(-3) ×2
Ⅶ
Ⅳ
Ⅳ
Ⅵ
KMnO4 + K2SO3 + H2O → MnO2 +K2SO4 +KOH
(+2)×3
大学无机化学课件氧化-还原
方法二、离子－电子法：
配平原则：氧化剂和还原剂电子得ห้องสมุดไป่ตู้总数相等。
Ⅵ
-Ⅰ
Ⅲ
0
K2Cr2O7 + KI + H2SO4→ Cr2(SO4)3+ I2 + K2SO4+H2O
(3) 现代化学认为氧化还原反应是指元素的氧化值发生 变化的化学反应。
大学无机化学课件氧化-还原
-2e-
+2e-
0Ⅱ
0Ⅱ
给出电子 接受电子 氧化值↑ 氧化值↓ 被氧化 被还原
还原产物 氧化产物
还原剂 氧化剂
氧化反应 还原反应
口诀：氧化剂——降得还；还原剂——升失氧。
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2. 氧化还原反应的本质：电子转移→氧化值变化
(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) …………………………
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注：电子转移包括完全得失电子和非完全得失电子
(即电 子偏移，例：
)。
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3. 氧化还原反应的分类：
(1) 歧化反应：氧化值的变化发生在同一化合物的同一
元素中.例： Ⅴ
Ⅶ
-Ⅰ
(2) 分子内氧化还原反应：氧化值的变化发生在同一 化合物的不 同元素中.例：
Ⅴ -Ⅱ
-Ⅰ
0
(3) 分子间氧化还原反应：氧化值的变化发生在不同 化合物的不同元素中.
Cr2O72- + 14H+ + 6e - → 2Cr 3++ 7H2O … … ②
(4) ①×3 + ② = Cr2O72- + 6I- + 14H+→2Cr 3++3I2+ 7H2O
大学无机化学课件氧化-还原
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二、氧化还原反应方程式的配平
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
2. 定义：某元素中一个原子的荷电数，即形式电荷数。 这种荷电数是假设将成键的电子指定给电负性较大的原 子而求得的。
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3. 规则：
(1)单质中元素的氧化值为零。例：H2、O2等。 (2)电中性的化合物中，所有元素氧化值的代数和等于零。
(3)在简单离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷 数。例：Na+中Na的氧化值为Ⅰ，S2-中S的氧化值为Ⅱ。
解：
(-5) ×2
Ⅶ
Ⅳ
Ⅱ
Ⅵ
KMnO4 + K2SO3 + H2SO4(稀) → MnSO4 +K2SO4
(+2)×5
2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4(稀)=2MnSO4+6K2SO4+ 3H2O
【例7-4】写出高锰酸钾与亚硫酸钾在中性溶液中反应， 生成二氧化锰和硫酸钾，配平此反应方程式。
解:
氧化-还原
§6.1 基本概念和氧化还原 方程式的配平
§6.2 电极电势和电池电动势 §6.3 电势图及其应用
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§6.1 基本概念和氧化还原 方程式的配平
6.1.1 基本概念 6.1.2 氧化还原方程式的配平
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氧化还 原反应
… …
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【例2】求Na2S4O6中S的氧化值。 解：设Na2S4O6 中S的氧化值为x： 2×(+Ⅰ) + 4 x + 6×(-Ⅱ) = 0
x=Ⅴ/Ⅱ
即Na2S4O6中S的氧化数为Ⅴ / Ⅱ。
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4. 化合价与氧化值的区别与联系
1. 元素的化合价只能是整数，而元素的氧化数可以是 整数、分数。 2. 氧化值概念是在化合价的基础上提出的，适用范围 比化合价概念广。 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。
一、基本概念 (一)氧化数(或氧化值)
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1. 化合价→氧化值的历史变迁
(1) 19世纪中叶提出化合价概念: 元素原子能够化合或置 换一价原子(H)或一价基团(OH -)的数目。 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。