四、氧化还原反应配平
一个前提：知道氧化剂和还原剂在给定的条件下反应后， 产物是什么；
如：MnO4- + SO32-
酸性条件下还原产物：Mn2+(无色） 中性条件下还原产物：MnO2↓（棕） 碱性条件下还原产物：MnO42- （翠绿）
两个原则： 质量守恒 电荷守恒
酸性介质中 MnO4- + Cl- 反应生成 Mn2+ + Cl2
OF2: +2
⑤ 氧化数可以是分数。
一般：
H — +1（有时候也为-1）； O — -2（有时候也为-1，+1）
例如
碳的氧化数 CO CO2 CH4 C2H5OH +2 +4 -4 -2
硫或铁的氧化数 S2O32- S2O82- Fe3O4 +2 +7 +8/3
example
试计算Cr2O72-中Cr的氧化值和Fe3O4中Fe的氧化值
解： 设Cr的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则：
2x + 7×(-2) = -2 x = +6
设Fe的氧化值为x，已知O的氧化值为-2 ，则:
3 x + 4 ×(-2) = 0
x=+ 8
3
由以上例子可见, 元素的氧化值可以是整数、零, 也可以是分数。
三、氧化还原电对和氧化还原半反应
酸碱反应 HAc + NH3 → NH4Ac 重要概念：酸碱半反应、共轭酸碱对
3. 两个半反应相加，消去电子
2 × （ M n 0 4 － + 8 H + + 5 e ＝ M n 2 + + 4 H 2 O ）
＋
5 × （ 2 C l－ ＝ C l2 + 2 e ）
2 M n O 4 － ＋ 1 0 C l － ＋ 1 6 H ＋ ＝ 2 M n 2 ＋ ＋ 5 C l 2 ＋ 8 H 2 O
6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O
例: 配平
M n O 4 _ + H + + C l-
M n 2 + + C l2 + H 2 O
1.分成氧化、还原两个半反应
M n04－
M n2+
2.配平半反应
M n 0 4 － + 8 H + + 5 e＝ M n 2 + + 4 H 2 O 2 C l－ ＝ C l2+2 e
步骤：
1. 将反应物和产物以离子形式写出；
ClO3- + Fe2+ → Cl- + Fe3+
★ 弱电解质、沉淀要以分子形式给出
2.把整个氧化还原反应分成氧化和还原两个半反应;（一分为二)
氧化反应： Fe2+ → Fe3+ 还原反应： ClO3- → Cl-
3. 分别配平两个半反应式；
氧化反应： Fe2+ → Fe3+ + e 还原反应： 6e + 6H+ + ClO3- → Cl- + 3H2O
Zn+ Cu 2+ →Cu +Zn2+
化学能转化为电能
原电池的定义
原电池：利用氧化还原反应将化学能转变成电能的 装置。
Zn
KCl
Cu
ZnSO4
Zn + Cu2+
CuSO4
Zn2+ + Cu
原电池的组成
原电池是由两个半电池组成。半电池中 的导体称为电极。原电池的电极有正负极之 分，电子密度较大的电极称为负极，电子密 度较小的电极称为正极。
4. 依据氧化还原反应得失电子总数必须相等的原则， 5. 将两个半反应合并成一个配平的离子方程式。
Fe2+ = Fe3+ + e )×6
+)
6e + 6H+ + ClO3- = Cl- + 3H2O
6Fe2+ + 6H+ + ClO3- = 6Fe3+ + Cl- + 3H2O
∵反应是在稀H2SO4介质中，∴可以写出相应的分子方程式：
应注意！
1. 酸性介质中，反应式两边不能出现OH2. 碱性介质中，反应式两边不能出现H+
3. 中性介质中，根据情况，可加H+ 或者 OH-
4. 弱电解质、难溶电解质不允许拆成离子，要写分子式。
氧化数法 配平化学反应方程式
自己看
第二节 原电池和电极电位
酸碱反应的特征：强酸强碱反应生成弱酸弱碱。酸碱的 强弱用Ka（Kb）来衡量。
标准电极电位及其测量：绝对电极电 位无法得到，但很容易测量两个电极 之间的电位差（比如万用表测干电池 电压）。因此，人们规定标准条件下 氢电极的电极电位为零，测量标准条 件下待测电极与标准氢电极之间的电 位差，就很容易得到该电极的标准电 极电位。（类比海拔高度）
标准条件 与 标准电极电位
标 离子：浓度为1mol·dm-3；
第六章 氧化还原反应
第一节 氧化还原反应的基本概念
氧化还原反应在我们 的身边无处不在，例如 铁锈的生成，天然气的 燃烧等，下面让我们从 三个方面具体看一看。
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O + Q
C + O2 = CO2 + Q
NaCl + H2O = NaOH + Cl2 +H2
氧化还原反应的特征：强氧化剂反应生成弱氧化剂。氧化 剂的强弱什么参数来衡量？
氧化还原电对 的电极电位
水果电池
电池的概念是什么？ 电极电位的定义是什么？
一、原电池的概念
实 验一: Zn与CuSO4溶液的置换反应
CuSO4
Zn
现象 所发生的反应
Zn棒逐渐溶解
溶液的天蓝色减退
有红棕色疏松的铜 在Zn棒表面析出 溶液的温度渐升
298.15K 下:
注意！
0.0n59lg[[氧 还化 原态 态]]ab
1) 如果电对中的某一物质是固体或液体，则它们的 浓度均为常数，常认为是1。
2) 如果电对中的某一物质是气体，其浓度用分压来 表示，分压的单位为：大气压（atm）
3）方程式中的[氧化态]和[还原态]并非专指氧化数有变 化的物质，而是参与电极反应的所有其它物质。
（1）负极写左边，正极写右边；负极 发生氧化反应，正极发生还原反应；
（2）两相或不相混溶的两种溶液之间的界面，用单竖线 “|”表示；使用盐桥消除液接电位，用双竖线“ ”表 示；同一相中多种组分用“，”隔开； （3）电解质位于两电极之间； （4）气体或准相电极反应，用惰性固体导电材料作电极， 以传导电流； （5）电池中的溶液应表明浓（活）度，气体标明温度和 压力。
5
[M n2]
三、电极电位的影响因素
(一) 氧化还原电对的浓度
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
例 计算298K时电对Fe3+/Fe2+在下列情况下的电极电势： （1）c(Fe3+)=0.1mol.L-1， c(Fe2+)=1mol.L-1 （2）c(Fe3+)=1mol.L-1， c(Fe2+)=0.1mol.L-1
bB(还原态)
R nFTln[[氧 还化 原态 态]]ab
能斯特(Nernst)方程式
式中： ：指定浓度下的电极电势
：标准电极电势 n：电极反应中的得失电子数 F： 法拉第常数 R：气体常数 8.314 J mol-1 K-1 T : 电极反应的温度
能斯特(Nernst)方程式：
RT [氧化态]a nFln[还原态]b
同样，根据电子转移，氧化还原反应可以拆成两个 半反应，或看成由两个半反应构成。
例如: Zn＋Cu2+
Cu＋Zn 2+
氧化半反应（失电子）： 还原半反应（得电子）：
Zn - 2e- → Zn 2+ Cu2+ + 2e - → Cu
氧化还原反应中，氧化态物质(电子受体)及其对应的还原态物 质(电子供体)组成氧化还原电对。可表示为：氧化态/还原态； 或 (Ox / Red)，如 Fe3+/Fe2+。氧化还原电对中氧化数较高的物 种称为氧化态，氧化数较低的物种称为还原态。
2 M n 0 4 － + 3 S O 3 2 － ＝ 2 M n O 2 + ? 3 S O 4 2 － + 2 O H －
小诀窍
★ 酸性介质中：多氧的一边加H+；少氧一边加H2O ★ 碱性介质中：多氧的一边加H2O ；少氧的一边加OH-
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
确定氧化数的规则
① 单质的氧化数为 0。
② 中性分子中各元素氧化数的代数和为零。
③ 离子： 单原子离子中等于离子的电荷数；
④
多原子离子中所有元素氧化数代数和等于离子的电荷
数。
④ 共价型化合物：H:
+1（一般情况） -1（金属氢化物中，如： NaH, CaH2）
一般 O：﹣2
O:
过氧 O22-: ﹣1 超氧 O2-: ﹣1/ 2
M n 0 4 － + 8 H + + 5 e＝ M n 2 + + 4 H 2 O 2 C l－ ＝ C l2+2 e
离子— 电子法 配平化学反应方程式