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内蒙古民族大学无机化学吉大武大版第10章氧化还原反应

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无机化学~第十章氧化还原

无机化学~第十章氧化还原

eg：Ag＋ + e－ = Ag ； 2Ag＋ + 2e－ = 2Ag； Ag = Ag＋ + e－
θ ϕ Ag
+
/ Ag
= 0 .7 7 9 V
[说明]标准电动势的大小只衡量反应进行的程度与趋势，不涉及反 应速度。
三、能斯特方程（公式） 反映的是电极电位与反应温度、各组分的浓度或分压 之间的定量关系。用来计算电对在非标态下的电极电位。 电极反应： 能斯特方程：
2．电极电位的产生 以金属—金属离子电极（ M—Mn＋ ）为例：金属晶体内 有金属原子，金属离子和电子。 将金属M插入含该金属离子Mn＋的溶液中： 一方面，金属失去电子成为金属离子进入溶液，称 之为金属的溶解：
M Mn (aq) + ne→
+
金属越活泼，溶液中金属离子浓度越小， 金属越活泼，溶液中金属离子浓度越小，溶解倾向就 越大。 越大。
如甘汞电极： Hg（L），Hg2Cl2（S）｜Cl－（饱和） 电极反应：
Hg 2 Cl 2 +2e 2Hg ( l ) + 2Cl →
_
ϕ Hg
2 Cl 2
/ Hg
= 0.2412V
[说明] 甘汞电极是在电极的底部放入少量的汞和少量由 说明] 甘汞（Hg2Cl2)、Hg、KCl溶液组成的糊状物，上面充入饱 的糊状物，上面充入饱 和的KCl溶液，再用导线引出。
如Cu—Zn原电池：Zn片插入ZnSO4溶液中；Cu片插入 CuSO4溶液中；用盐桥将两烧杯溶液沟通，同时将Cu片、 Zn片用导线与检流计相连形成外电路，会发现有电流通 过。（装置如下）
图10-1 铜-锌原电池
盐桥：在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的冻胶。盐桥的 盐桥：在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的冻胶。盐桥的 作用：使Cl 向锌盐方向移动，K 向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐 作用：使Cl-向锌盐方向移动，K+向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐 溶液一直保持电中性，使反应继续进行。

大学无机化学综合测试题+答案(吉林大学、武汉大学、第二版) 试题 期末考试 —— 内蒙古民族大学.DOC (2)

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A、 B、CNC、AcD、
19．反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) = -92kJ·mol-1，从热力学观点看要使H2达到最大转化率，反应的条件应该是
A、低温高压B、低温低压
C、高温高压D、高温低压
20．干冰升华吸收能量以克服
A、键能B、取向力C、诱导力D、色散力
二、填空（10小题，共10分）
13．
A、-3.7B、3.7C、1.2D、-1.2
14．参考给出的临界数据,判断偏离理想气体行为最大的一种气体是
A、NH3B、He C、CH4D、N2
────────────────────────
TC/KpC/MPa
────────────────────────
He 5.2 0.225
N2126.0 3.35
1． 的共轭碱是__________，[Fe (OH)(H2O)5]2+的共轭酸是____________。
2．Zn2+离子的第一步水解常数是1.010-9，0.001 mol·dm-3ZnCl2溶液的pH值是____________。
3．根据价层电子对互斥理论，画出并说明下列分子的几何构型，判断分子有无极性，分子间存在什么作用力。并指出SO2和SCl2哪个沸点高。
9．标准电极电势表的电极反应 + 8H++ 5e=Mn2++ 4H2O，实际是指该电极与氢电极组成的原电池的电池反应，该反应写完整了应当是。
10．请填写下面的空格：
化学反应条件的改变
对E，k，K的影响
活化能Ea
速率常数k
平衡常数K
升高温度
加正催化剂
三、计算（4小题，共20分）
1．根据下列热力学数据计算反应Cl2(g) + 2I(aq)=2Cl(aq) + I2(s)的标准电动势 值。

内蒙古民族大学无机化学吉大武大版沉淀溶解平衡市公开课金奖市赛课一等奖课件

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s = 1.08×10-8 mol·L-1
BaSO4 式量为 233.3 s ＝ 1.08×10-8mol·L-1×233.3g·mol-1
＝ 2.52×10-6 g·L-1
第5页
2. 盐效应增大难溶物溶解度 溶液中加入不含相同离子可溶性盐，能够增大难
溶电解质溶解度现象称盐效应。
盐效应是由于溶液中离子强度增大，
值 Z=4 0.83 0.77 0.67 0.56 0.45 0.30 0.19 0.12 0.04 0.01 0.003 -
第17页
第九章 沉淀溶解平衡 P264—265 总结与思考题：2、3、4。
作业：1、2、4、6、7、9、10、13、16。
第18页
精品课件资料分享
SL出品
第19页
精品课件资料分享
例： 求298K时，BaSO4在0.010 mol·L-1 Na2SO4 溶液 中溶解度(g·L-1)。Ksp(BaSO4) =1.08×10-10
解：设所求BaSO4溶解度为s mol·L-1
BaSO4 平衡浓度/mol·L-1
Ba2+ + SO42s 0.010 + s = 0.010
Ksp = 0.010s =1.08×10-10
常见难溶电解质溶度积常数列成表供查用。
溶度积越小，表示物质溶解度越小，因此两者
之间必定存在一定关系。
溶解度：一定温度下饱和溶液浓度，也就是该溶质
在此温度下溶解度。单位能够是mol·L-1或g·L-1
第2页
二. 溶度积与溶解度关系
设难溶物MaXb溶解度为 s mol·L-1，溶解平衡时
MaXb = aMm+ + bXn-
AgCl开始析出时，溶液中 I- 浓度为：

武汉大学、吉林大学《无机化学》(第3版)(上册)名校考研真题-氧化还原反应(圣才出品)

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第11章氧化还原反应一、选择题1．碘元素在碱性介质中的电势图为：H 3IO 62-070.V IO 3-014.V IO -045.V I 2053.V I -；对该图的理解或应用中，错误的是（）。

[北京科技大学2012研]A．θK (IO 3-/I 2)＝0.20VB．I 2和IO -都可发生歧化C．IO -歧化成I 2和IO 3-的反应倾向最大D．I 2歧化的反应方程式是：I 2＋H 2O I -＋IO -＋2H ＋【答案】D【解析】A 项：根据公式()()()---3θθ1122θ32-323IO /IO IO /I IO /I =z E z E E z +()()θ3θ24IO IO IO I 40.140.45=V 0.202V 55E E ---+⨯+==；B 项：θθAB C E E 右左若θθE E 右左＞，歧化反应能够发生；若θθE E 右左＜，歧化反应不能发生。

可知I 2和IO -都可发生歧化反应；C 项：只有I 2和IO -可以发生歧化反应，IO -歧化成I 2和IO 3-反应的θ1=0.450.14=0.31V E -I 2歧化成IO -和I -反应的θ2=0.530.45=0.08V E -θθ12E E ＞，故IO -歧化成I 2和IO 3-反应倾向最大；D 项：卤素的歧化反应通式为：+22X H O H +X +HXO -+ ，D 项表示错误。

2．根据反应4Al＋3O 2＋6H 2O＝4Al(OH)3(s)则式中n 是（）。

[南开大学2010研]A．1B．2C．3D．4【答案】Ｃ【解析】ΔG ＝－nFE θ,其中n 为转移的电子数，题中Al→Al 3＋，转移3e-，则n＝33．对于下面两个溶液中反应的方程式，说法完全正确的是（）。

[中科院2010研]A．两式的都相等B．两式的不等C．两式的相等，不等D．两式的相等，不等【答案】D 【解析】电池电动势与电池反应的写法无关。

《无机化学》-氧化还原反应(国家级精品课程)

《无机化学》-氧化还原反应(国家级精品课程)

第十章氧化还原反应§10-1 氧化还原反应与原电池§10-2 电池反应的热力学§10-3 影响电极电势的因素§10-4 化学电源与电解§10-5 图解法讨论电极电势流出电子一极——负极，发生氧化反应如：Zn -2e →Zn 2+流入电子一极——负极，发生还原反应如：Cu 2+ + 2e →Cu一个氧化还原电对，如Zn 2+/Zn 、Cu 2+/Cu同种元素的不同氧化值的离子也可构成氧化还原电对，如：Fe 3+/Fe 2+、MnO4-/Mn 2+等。

非金属单质及其对应的离子，也可构成氧化还原电对，如H +/H 2、O 2/OH -等。

二、原电池符号如：Cu ～Zn原电池：（一）Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)如：Zn+H2SO4→ZnSO4+H2↑，原电池符号为：(-)Zn|ZnSO4(cl)||H2SO4(c2)|H2(Pθ)，Pt（+）H2+2Fe3+→2Fe2++2H+，原电池符号为：(-)Pt，H2(Pθ)|H+(c1)||Fe3+(c2),Fe2+(c3)|Pt(+)参加电极反应的气体、纯液体和固体则与惰性电极写在一起。

如：甘汞电极，电极反应：Hg2Cl2+2e→2Hg(l)+2Cl-半电池符号是：Pt，Hg(l)，Hg2Cl2(s)/Cl-(c)三、电极电势和电动势电极电势的产生的：双电层理论简介。

当金属浸入其盐溶液时，在其接触面上会出现两种倾向：(1)金属表面原子因热运动及受极性分子的作用，以离子形式进溶液；(2)溶液中M n+(aq)受金属表面自由电子的吸引沉积到金属表面。

这样在金属表面及其盐溶液间产生电势差——金属平衡电极电势（简称电极电势）。

若把两个电极电势不等的电极以原电池形式连接起来，就产生了电流。

电极电势的测定通常选取标准氢电极作比较的标准，并规定：2H +(aq)+2e H 2 E = 0.00V把要确定电极电势的某电极与标准氢电极组成原电池，测电动势，由E=E (+)-E (-)即可得。

无机化学习题氧化还原反应配位化学基础

无机化学习题氧化还原反应配位化学基础

第10章氧化还原反应一选择题1.将反应K2Cr2O7+HCl → KCl+CrCl3+Cl2+H2O 完全配平后，方程式中Cl2 的系数是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. 1lB.2C.3D.42.下列化合物中，氧呈现+2 价氧化态的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. Cl2 O5B.Br O7C.H Cl O2D.F2O3.将反应KMnO4+ HCl → Cl2+ Mn Cl2+ KCl+H2O 配平后方程式中HCl 的系数是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.8B.16C.18D.324.某氧化剂YO(OH)2+中元素Y 的价态为+5，如果还原7.16×10-4mol YO(OH)2+溶液使Y 至较低价态，则需要用0.066 mol/L 的Na2SO3 溶液26.98ml。

还原产物中Y 元素的氧化态为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. -2B.-1C.0D.+15.已知电极反应ClO3-+6H+6e═Cl-839.6 kJ/ mol,则E0 ClO3-/ Cl-值为（）《无(机化学例题与习题》吉大版)A. 1.45VB.0.73VC.2.90VD.-1.45V6.使下列电极反应中有关离子浓度减小一半，而E 值增加的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. Cu2+ + 2e- ═ CuB. I2 + 2e- ═ 2I-C.2H+ + 2e- ═H2 D.Fe3+ + e- ═ Fe2+7.将有关离子浓度增大5 倍，E 值保持不变的电极反应是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. Zn2+ + 2e- ═ ZnB. MnO4- + 8 H+ + 5e- ═ Mn2+ + 4H2OC. Cl2 + 2e- ═ 2Cl-D. Cr3+ + e- ═ Cr2+8.将下列反应设计成原电池时，不用惰性电极的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2 + Cl2 ═ 2HClB. 2Fe3+ + Cu ═ 2Fe2+ + Cu2+C. Ag+ + Cl- ═ AgClD.2Hg2+ + Sn2+ ═ Hg22+ + Sn4+9.下列氧化还原电对中，E0 值最小的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. Ag+/ AgB. AgCl/ AgC. AgBr/ AgD. AgI/ Ag10.将标准氢电极与另一氢电极组成原电池，若使电池的电动势最大，另一电极所采用的酸性溶液应是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. 0.1 mol/L HClB.0.1 mol/L HAc+0.1 mol/L NaAcC.0.1 mol/L HAcD.0.1 mol/L H2SO411.以惰性电极电解一段时间后，pH 增大的溶液是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. HClB. H2SO4C. Na2SO4D. NaHSO412.某氧化还原反应的标准吉布斯自由能变为rG m，平衡常数为K0，标准电动势为E0，则下列对rG m，K0，E0 的值判断合理的一组是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. rG m >0, E0<0, K0<1B. rG m >0, E0<0, K0>1C. rG m <0, E0<0, K0>1D. rG m <0, E0>0, K0<113.某电池（-）A│A2+(0.1mol/L)‖B2+(1.0×10-2mol/L)│B(+)的电动势E 为0.27V，则该电池的标准电动势E0 为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.0.24VB.0.27VC.0.30VD.0.33V14.电极电势与pH 无关的电对是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2O2╱H2OB.IO3╱I-C. MnO2╱Mn2+D. MnO4-╱MnO42-15.关于原电池的下列叙述中错误的是（）（《无机化学释疑与习题解析》高教第二版）A.盐桥中的电解质可以保持两电池中的电荷平衡B.盐桥用于维持电池反应的进行C.盐桥中的电解质不参与电池反应D.电子通过盐桥流动16.FeCl3（aq）可用来刻蚀铜板，下列叙述中错误的是（）（《无机化学释疑与习题解析》高教第二版）A.生成了Fe 和Cu2+B.生成了Fe2+和Cu2+C. E○-( Fe 3+/Fe2+)>E○-(Cu2+/Cu)D. E○-( Fe 3+/Fe)>E○-(Cu2+/Cu)17.H2O2 既可做氧化剂又可做还原剂，下列叙述中错误的是（）（《无机化学释疑与习题解析》高教第二版）A.H2O2 可被氧化生成O2B.H2O2 可被还原生成H2OC.pH 变小，H2O2 的氧化能力增强D.pH 变小，H2O2 的还原性也增强18.将氢电极（p（H2）=100kPa）插入纯水中，与标准氢电极组成一个原电池，则E MF=（）V。

氧化还原反应 大学无机化学ppt课件

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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。
在有气体参加的电池中还要表明气体的压力，溶液要表明浓度
原电池
给出电子的电极为负极 （发生氧化反应 ） 接受电子的电极为正极 （发生还原反应 ）
4、若干关键元素在化合物中的氧化数有定值。
a. 氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的
氢化物（NaH，CaH2 ，LiAlH4等中）其氧化数为-1。 (ZrH1.98则有不同的含义)
b. 氧在化合物中氧化数一般为-2。例外的有：H2O2，
Na2O2中O为-1；OF2中O为+2；KO2（超氧化钾）中O 为-1/2；O3-中氧为-1/3。
立了如下的平衡：H2 (100 kPa)
2H+ (1.0 mol kg-1)
产生在标准氢电极和硫酸溶液之间的电势
测定方法 规定标准氢电极的标准电极电势在任意温度下为零，其他
标准电极与它比较，便可测得标准电极电势之间的相对大小

从金属活泼性的角度来说, Eθ (Zn2+/Zn) = -0.763 V 意味着什么?
(3) 取出盐桥，检流计指针回至零点; 放入盐桥，指针又发 生偏转，说明盐桥起了使整个装置构成通路的作用。
在整个装置的电流回路中，溶液中的电流通路是靠离子迁 移完成的。
上述装置中所进行的总反应是: Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
但这种氧化还原反应的两个半反应分别在两处进行，一 处进行还原剂的氧化，另一处进行氧化剂的还原。电子不是 直接从还原剂转移给氧化剂，而是通过外电路进行转移。电 子进行有规则的定向流动，从而产生了电流，实现了由化学 能到电能的转化。

无机化学第10章 氧化还原反应课件

无机化学第10章 氧化还原反应课件

Cl2/ClFe3+/Fe2+
Me—难溶盐电极 AgCl/Ag
电极 Zn∣Zn2+ Cl-，Cl2∣Pt Fe3+,Fe2+∣Pt Ag∣AgCl, Cl-
甘汞电极：实际测量非常重要的一种电极，标准氢 电极使用不多，原因是氢气不易纯化，压强不易控制，铂 黑容易中毒。
电极反应 Hg2Cl2＋2e＝2Hg ＋2Cl－ 符号 Pt | Hg | Hg2Cl2 | KCl 标准电极电势 Eө ＝ 0.268 V 饱和甘汞电极电势 E ＝ 0.2415 V
故电功 W 可由下式表示 W ＝ n E F
一般认为电池反应的进行方式是可逆的。故有
G nEF
r
当反应均为标准态时，E 即是 E，故有
rGm nE F
10－ 2－2 E Ө 和电池反应的 KӨ 的关系
由 rGm RT ln K 和 rGm zE F 得 zE F RT ln K
故
E RT ln K
3）在缺少 n 个氢原子的一侧加上 n 个 H ＋ ，平衡氢原子 Cr2 O7 2 － ＋ 14 H ＋ —— 2 C r 3 ＋ ＋ 7 H2O
4）加电子以平衡电荷，完成电极反应式的配平 Cr2 O7 2 － ＋ 14 H ＋ ＋ 6 e ＝ 2 C r 3 ＋ ＋ 7 H2O
CI2N00231.jpg
10－1－4 电极反应式的配平
原则：方程式两边的原子数和电荷相等。
例 10－1 配平电对 Cr2 O7 2 － / C r3 ＋ 的电极反应式。 1）将氧化数有变化的原子配平Cr2O7 2 － —— 2 Cr 3 ＋
2）在缺少 n 个氧原子的一侧加上 n 个 H2O, Cr2 O7 2 － —— 2 C r 3 ＋ ＋ 7 H2O

氧化还原反应-无机化学

氧化还原反应-无机化学

刘晓瑭
6
例:（1）检验司机是否酒后开车的反应：
3CH3C-1H2OH+2C+6r2O72- +16H+=3CH3+C3 OOH+4+C3r3++11H2O
氧化剂： Cr2O72- 还原剂：CH3CH2OH CH3CH2OH被Cr2O72-氧化成CH3COOH，表现出还原性； Cr2O72-被CH3CH2OH还原成Cr3+，表现出氧化性。
❖单质：氧化数为零。 ❖氢：氧化数一般为+1；
在金属氢化物（如 NaH）中为-1。 ❖氧：氧化数一般为-2；
在过氧化物（如H2O2、NaO2等）中为-1； 在超氧化物（如KO2）中为-0.5； 在含氟氧键时（OF2）为+2。 ❖离子：简单离子的氧化数等于其电荷数；
复杂离子中各元素氧化数代数和等于其电荷数。
2020/11/5
刘晓瑭
15
理解氧化数的概念应注意：
（1）氧化数与化合价、共价键数不同： 氧化数表示的是单质或化合物中原子的形式电荷数。
离子化合物：元素的氧化数 = 原子所带的电荷数 共价化合物：元素的氧化数 = 电子偏移的对数
化合价是指某元素的一个原子与一定数目的其它 元素的原子相结合的个数，表示的是一个原子结合 其它原子的能力。
氧化还原反应-无机化学
7.1基本概念
7.1.1 氧化与还原 7.1.2 原电池 7.1.3 电极电势和电动势
2020/11/5
刘晓瑭
4
1.氧化还原的定义
氧化——失去电子的过程； 还原——得到电子的过程； 还原剂——失去电子的物质； 氧化剂——得到电子的物质； 氧化还原反应——有电子得失的反应。 表示为：

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(吉林大学、武汉大学、南开大学版) 第11章(2) 配位化学基础 —— 内蒙古民族大学

大学无机化学(吉林大学、武汉大学、南开大学版) 第11章(2) 配位化学基础 —— 内蒙古民族大学

1. 中心离子（或原子） 大多数为阳离子或中性原子，主要是金属，特别 是过渡金属 ，少数为非金属，如： Ni(CO)4 [Cu(en)2]Cl2 ，SiF62- , PF6还有极少数为负离子，如：HCo(CO)4 : (Co-1) 2. 配位体和配位原子 简单的阴离子，如：X-。 复杂的阴离子，如：OH-、CN-、SCN-、RCOO-、 C2O42-、PO43-等。 中性分子：如：H2O、NH3、CO、O2、ROH、 RNH2、R3P等。
1）简单配合物（维尔纳型配合物） 由多个单齿配体与中心离子形成的在水溶液中发 生逐级解离现象。如：
Cu(NH3)42+ Cu(NH3)32+ Cu(NH3)22+ Cu(NH3)2+ Cu(NH3)32+ ＋NH3 Cu(NH3)22+ ＋NH3 Cu(NH3) 2+ ＋NH3 Cu2+ ＋ NH3 K1 K2 K3 K4
但这样的定义并不是绝对的。 例如：在 NH4Cl 和Na2SO4中，都有在晶体和溶液 中稳定存在的“配合单元” 即 NH4+ 和 SO42-，但习惯 上 并不把他们叫做配合物。 又如：LiCl. CuCl2.3H2O，在晶体中有稳定存在的 CuCl3-,但在水中不稳定形成Cu(H2O)42+和Cl-,但习惯上 仍把它称为配合物。 还有一些复盐如：摩尔盐、KCl.MgCl2.6H2O等， 仍视其为复盐，不归为配合物，因为他们在晶体和溶 液中不存在配位单元。(NH4+不视为配位单元）
配合物是一类由中心离子或原子和配体组成的 复杂化合物（complex)，旧称络合物。 中心离子：一般为金属离子或原子 配体可以是：无机分子、有机分子，也可以是 生物大分子，范围极广。 对配合物的合成、结构、性质及其反应性内在 规律的研究，早已成为一门非常活跃的新兴学科 ——配位化学。

无机化学 氧化还原反应的基本概念

无机化学 氧化还原反应的基本概念
3Cu 8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2 2NO 4H2O
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
4 氧化还原反应方程式的配平-氧化值法 配平技巧 (3)自身氧化还原（歧化）反应方程式，宜从生成物开 始配平。（逆向配平）
Cl2 KOH KCl KClO3 H2O
3Cl2 6KOH 5KCl KClO3 3H2O
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
4 氧化还原反应方程式的配平-离子电子法
(3)分别配平两个半反应： MnO4-+8H+→ Mn2++4H2O SO32-+H2O→SO42-+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：
MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O (a)
H2SO3、HSO3-、SO32-、Br-、I-、Fe2+
第四章 氧化还原
3 常见的氧化剂还原剂 具有中间氧化值的物质
4.1 氧化还原反应的基本概念
（如H2O2、SO2、HNO2、H2SO3）视反应条 件的不同，既可做氧化剂也可做还原剂。
第四章 氧化还原
3 常见的氧化剂还原剂
4.1 氧化还原反应的基本概念
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
1 氧化值
确定氧化值的一般原则： ④在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的 电荷数 。 ⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零， 复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
第四章 氧化还原
4.1 氧化还原反应的基本概念
1 氧化值

考研复习-无机化学-第10章 氧化还原反应

考研复习-无机化学-第10章 氧化还原反应
如 S2O32- 中的 S 元素，根据所给出 的化学式计算，化合价为 2。
硫代硫酸根中原子间的键联关系可 以从其结构式看出：
居中的硫原子与邻近的 3 个氧原子 共用 4 对电子，且共用电子对均偏向于 氧原子。
故居中的硫原子显正 4 价。
两个硫原子属于同种原子，可以认为 它们的共用电子对与两个硫原子等距，于 是居于右下的硫原子化合价为零。
如在银丝的表面涂上一层 AgCl， 将其插入盐酸中，即构成这种电极。
这种电极称为 金属－难溶盐－离子电极
该电极作为正极时的半反应是 AgCl + e —— Ag + Cl －
该电极作为负极时可表示为 Ag | AgCl （s） | Cl－ （c）
它的标准态应是 [ Cl－ ] ＝ 1 mol•dm－3
还有另一种考虑方式，由于两个硫原子 所处的位置和环境不同，它们的共用电子对 实际上是不会象同核双原子分子的共用电子 对那样，不偏不倚地处于两原子的中间。
于是可以认为居中的为正 6 价，右下的 为负 2 价。
后面在学习第 16 章氧族元素，讲到硫 代硫酸盐时，会看到这两种说法均有一定的 实验依据。
化合价有正价和负价。
在离子化合物里，元素化合价的数值，就 是这种元素的一个原子得失电子的数目。
失去电子的原子带正电，这种元素的化合 价为正；
得到电子的原子带负电，这种元素的化合 价为正。
在共价化合物里，元素化合价的数值，就 是这种元素的一个原子与跟其他元素的原子形 成的共用电子对的数目。
化合价的正负由电子对的偏移来决定。
前述的丹聂尔 Cu - Zn 电池可表示如下
（–）Zn Zn2+（1mol·dm－3） Cu2+（1mol·dm－3）Cu（+）

无机化学 氧化还原反应

无机化学 氧化还原反应

Ag+ + e-
Ag
2. 金属－金属难溶盐－阴离子电极
将金属表面涂渍上其金属难溶盐的固体，然后
浸入到与该电解质具有相同阴离子的溶液中构成的 电极 难溶电解质：难溶盐、氧化物及氢氧化物
例：氯化银电极
氧化还原电对：AgCl /Ag 电极组成式： Cl－|AgCl(s) , Ag(s) 电极反应式： AgCl + e-
电势高低
二 、电极和电池符号
原电池中的半电池 表示方法 金属（电极极板）与溶液之间的界面以及不同相之 间的接界用“｜”分开 同一相中不同物质之间用“，”或者“｜”分开
气体和液体参与电极，应以不活泼的惰性导体 (Pt等) 作极板起导电作用 纯气体、液体和固体应标出其物理状态并紧靠极板
将气体物质通入含有相应离子的溶液中，并用 惰性金属作导电极板构成的电极 例：氢电极 氧化还原电对： H+ / H2
电极组成式：
电极反应式：
H+(c) | H2 (p) | Pt (s)
2H+ + 2eH2
电池组成式
书写原则： 两个电极组合起来构成原电池 负极在左，正极在右 (-)表示负极、(+)表示正极，紧靠金属导电极板书写 两个半电池之间的盐桥用“ || ”表示 Zn ＋ Cu2+ ＝ Zn2+ ＋ Cu
氧化型和还原型
氧化型
Ox
＋
＋
nene
-
还原型
Red
同一物质的氧化型和还原型之间存在共轭关系， 两者组成一对氧化还原电对 氧化型和还原型通过电子转移可以互相转化 氧化还原电对表示方法：
Ox / Red
Zn2+ / Zn Cu2+ / Cu

大学无机化学综合测试题+答案(吉林大学、武汉大学、第二版) 试题 期末考试 —— 内蒙古民族大学.DOC (12)

大学无机化学综合测试题+答案(吉林大学、武汉大学、第二版) 试题 期末考试 —— 内蒙古民族大学.DOC (12)
(2)计算氧气存在下，Au在NaCN溶液中溶解反应的平衡常数。
四、问答题（8小题，每小题5分，共40分）
1、反应I2(g) 2I(g)气体混合处于平衡时：
(1)升温时，平衡常数加大还是减小?为什么?
(2)压缩气体时，I2(g)的解离度是增大还是减小?
(3)恒容时充入N2气时，I2(g)的解离度是增大还是减小?
kspag2cro4111012ksppbcro4181014kspbacro4121010kspsrcro422105?mrh为kjmol1b2607c2607d4423cg0ds0c045d0548铅蓄电池放电时电解质密度的变化是a密度不变b密度变大c密度变小d不能确定9对于反应i22clo?32io?3cl2下面说法中不正确的是a此反应为氧化还原反应bi2得到电子clo?3失去电子ci2是还原剂clo?3是氧化剂d碘的氧化数由0增至5氯的氧化数由5降为010一个氧化还原反应在特定温度下的a该温度下反应的平衡常数c该温度下相应电池的电动势?mrg可由下列测量计算的是b速率常数随温度的变化d该温度下反应的?mrh11某一级反应的半衰期t12是30min则其反应速率常数k为a0023min1c023min112在确定的温度范围内arrhenius公式适用的条件是a仅适用于基元反应b可适用于任何反应c仅适用于具有简单级数的反应d适用于有明确反应级数及速率常数k且在该温度区间内ea近似不随温度变化的一些反应b208min1d不能确定13硫代乙酰胺ta水解反应ch3cnh2sh2o??h2sch3cnh2o的速率定律为?dtadtkhta若在25的ta和h浓度均为010moldm3的溶液中加醋酸钠下面叙述中正确的是a反应速率变慢但k保持不变b反应速率和k都变小c反应速率增加但k保持不变d反应速率和k都增加14已知h2o2分解是一级反应若浓度由10moldm3降至060moldm3需20min则浓度从060moldm3降至036moldm3所需的时间是a超过20minc低于20min15设有两个化学反应a和b其反应的活化能分别为ea和ebeaeb若反应温度变化情况相同由t1t2则反应的速率常数ka和kb的变化情况为aka改变的倍数大cka和kb改变的倍数相同16下列元素电负性大小顺序中正确的是abebalmgcbbealmgb20mind无法判断bkb改变的倍数大dka和kb均不改变bbalbemgdbalbemg密封线教研室主任教务处验收人考试时间总主考专业年级学号姓名第2页共2页17nacl结构是阴离子排成最紧密堆积阳离子占据的是a所有八面体空穴c二分之一的八面体空穴18根据分子轨道理论下列分子或离子中键级最高的是b所有四面体空穴d四分之一的八面体空穴a22ob2oco2d?2o19下列分子中偶极矩大于0的分子是as
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还原型还原能力越强，则氧化型氧化能力越弱
例：Sn4+/Sn2+
Sn2+ 强还原剂； Sn4+弱氧化剂。
a
7
氧化型与它的还原型之间的关系可用氧化还原
半反应式（电极反应）表示。例：
Cu2+/Cu
Cu2+ + 2e ＝ Cu
Zn2+/Zn
Zn2+ + 2e ＝ Zn
MnO4-/Mn2+ MnO4- + 8H+ + 5e ＝ Mn2+ + 4H2O
具有弱的氧化性是弱的氧化剂。
还原剂与被氧化的产物组成氧化还原电对。
a
6
例 Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu 氧化剂 还原剂 被氧化物 被还原物
Cu2+/Cu
氧化型 还原型
Zn2+/Zn
氧化型 还原型
氧化型氧化能力越强则还原型还原能力就越弱。
例：MnO4-/ Mn2+ MnO4- 氧化能力很强； Mn2+ 还原能力弱。
reduction reaction equation
氧化数法 The oxidation number method
半反应法(离子—电子法) The half-reaction method: ion-electron method
a
13
1. 用氧化数法配平氯酸与磷作用生成氯化 氢和磷酸的反应：
简单的说：氧化数是化合物中某元素所带形式电 荷的数值。
例如 : NaCl：Cl电负性大，Cl 氧化数为-1、Na为+1。 氧化数可以是正、 负、 0 或分数。
确定分子中某原子氧化数是有规则的。
a
10
(3) 确定氧化数的规则
① 离子型化合物中，元素的氧化数等于该
离子所带的电荷数 。
②共价型化合物中，共用电子对偏向于电
第 10 章
氧化还原反应
Oxidation - reduction reaction
a
1
本章教学要求:
1. 理解氧化还原反应的基本概念 2. 掌握氧化还原方程式的两种配平方法 3. 了解电极电势的概念 4. 熟悉能斯特方程、影响电极电势的因素及其应用 5. 简单了解电化学的应用。
a
2
§1 基本概念
子的数目相同。若相同将→改写成＝即可。
10HClO3 + 3P4 + 18 H2O →10 HCl + 12H3PO4
10HClO3 + 3P4 + 18 H2O ＝a 10 HCl + 12H3PO4
14
配平铜与稀硝酸反应的方程式
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O 掌握氧化数法配平的原则后，就可以将电子转移 （得失）数直接写成反应物或生成物的计量系数：
The primary concept of redox reaction 我们所学过的化学反应，从反应过程中是否有氧 化数变化的角度来看，可分为两类： 1.有电子转移和氧化数的改变，这就是氧化还原应。 2.无电子转移及氧化数的改变，叫非氧化还原反应。
氧化与还原 Oxidization and reduction
+5 0
-1 +5
HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
( - 1 ) – ( + 5 ) = - 6 最小公倍×10
HClO3 + P4 → HCl + H3PO4
[( + 5 ) – 0]×4 = + 20 最小公倍×3
10HClO3 + 3P4 →10 HCl + 12H3PO4 两侧的O、H数目不同，加水补充，至反应前后原
SO42-/SO32SO42- + 2H+ +2e ＝ SO32- + H2O
a
8
原子价和氧化数
（1）原子价又称化合价：
元素中能够化合或置换一价原子（H）或一
价基团（OH—）的数目。
共价化合物中表示某原子形成单键的数目，
在离子化合物中表示离子电荷。
例 : HCl : Cl为1价； H2O：O为2价； NH3 ：N为3价； PCl5 : P为5价。
a
4
+5 -2
Hale Waihona Puke -102KClO3 ==== 2KCl + 3O2
+5
-1
+7
KClO3 ==== KCl + KClO4
氧化剂和还原剂
氧化数升高的物质叫还原剂，还原剂被氧化；
氧化数降低的物质叫氧化剂，氧化剂被还原。
NaClO + 2FeSO4 + H2SO4 = NaCl + Fe2(SO4)3 + H2O
负性大的原子 ，两原子的形式电荷数即为它们
的氧化数。
③单质中，元素的氧化数为零。
④中性分子中，各元素原子的氧化数的代
数和为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化
数的代数和。
a
11
⑤ 氢的氧化数一般为+1，在金属氢化物中
为
-1，如
Na
1
H
。
⑥氧的氧化数一般为-2，在过氧化物中为-1，
如
1
H2O2 `
1
N2aO2,
例: MgCl2：Mg：+2价, Cl为-1价。 局限性：不能反映化合物结合的真实情况。
例: NH4+从结构上看N为-3价，但它确同4个H结合。 为了解决这一问题，提出了氧化数的概念。
a
9
（2）氧化数： 由于化合物中组成元素的电负性不同，原子结合
时电子对总是移向电负性大的一方，从而化合物中组 成元素原子必须带有正或负电荷。这种所带形式电荷 的多少就是该原子的氧化数。
氧化剂 还原剂 +1→-1 +2→+3
还原 氧化 产物 产物
a
5
0
+1
-1
Cl2 + H2O === HClO + HCl
歧化反应是自身氧化还原反应的特殊型。
氧化还原电对
氧化剂得电子氧化数降低、被还原，产物
具有弱还原性，是弱还原剂。
氧化剂与被还原产物组成氧化还原电对。
还原剂失电子氧化数升高、被氧化，产物
在超氧化物中为-0.5，如在氧的
氟化物中为+1或+2,如
0.5
KO2 ,
1
2
O2 F2 ,OF2。
原子价和氧化数的区别：
CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4
化合价 4
4
4
4
4
氧化数 -4 -2
0
+2 +4
a
12
§2 氧化还原反应方程式的配平 Balancing of oxidation-
氧化还原概念的发展
最初 2Mg(s)+ O2(g) = 2MgO(s)
后来 Mg
Mg2++ 2e
与氧结合 电子转移
现在 2P(s)+2Cl2(g) = 2PCl3(l)
电子偏移
a
3
氧化还原反应的特征和类型 （1）氧化还原过程中，某元素的原子或离子 在反应前后氧化数发生改变—氧化还原反应。 （2）氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低 的过程称为还原。反应中氧化和还原同时进行。 （3）假如氧化数升高和降低都发生在同一个化 合物中－自身氧化还原反应。 （4）反应过程中，同一元素氧化数即有升高又 有降低－歧化反应。