9 氧化还原反应 Oxidation—Reduction
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9 氧氧氧氧氧氧 Oxidation— Reduction 本本本本本本： 本本本本本本： 1 1 本本本本本本本本本本本本本本本本本本本本 、 本本本本本本本本本本本本本本本本本本本本 、 2 2 本本本本本本本本本本本 本本本本本本本本本 、， 本本本本本本本本本本本 本本本本本本本本本 、， 3 3 本本 、 本本 、 Nerst Nerst 本本本本本本本 本本本本本本本 4. 4. 本本 本本本本本本本本 一 本本 本本本本本本本本 一 - - 本本本本 本本本本
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9 氧化还原反应 Oxidation—Reduction. 本章基本要求： 1 、理解氧化还原反应的基本概念及反应式的配平 2 、了解原电池的基本概念，了解电极电势的意义 3 、掌握 Nerst 方程的简单应用 4. 掌握一些重要元素的氧化 - 还原性质. 9.1 基本概念. 9.1.1 氧化还原定义： 2H 2 +O 2 =2H 2 O CuO+H 2 =Cu+H 2 O Zn+Cu 2+ =Cu+Zn 2+ 氧化 — 失电子的过程 还原 — 得电子的过程 氧化还反应的本质 —— 电子得失。 - PowerPoint PPT Presentation
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9 氧化还原反应 Oxidation—Reduction
本章基本要求：本章基本要求：
11 、理解氧化还原反应的基本概念及反应式的配平、理解氧化还原反应的基本概念及反应式的配平
22 、了解原电池的基本概念，了解电极电势的意义、了解原电池的基本概念，了解电极电势的意义
33 、掌握、掌握 NerstNerst 方程的简单应用方程的简单应用
4. 4. 掌握一些重要元素的氧化掌握一些重要元素的氧化 -- 还原性质还原性质
9.1.1 氧化还原定义：
2H2+O2=2H2O
CuO+H2=Cu+H2O Zn+Cu2+=Cu+Zn2+
氧化—失电子的过程 还原—得电子的过程 氧化还反应的本质——电子得失。特点：在同一反应中，有失电子的物质——还原剂，同时有得电子的物质——氧化剂，且氧化剂得电子总数等于还原剂失且氧化剂得电子总数等于还原剂失电子的总数电子的总数
9.1 9.1 基本概念基本概念
9.1.2 元素的氧化数
氧化数：氧化数：
元素在物质中所带的形式电荷。元素在物质中所带的形式电荷。
计算：计算：
是将成键电子指定给电负性较大的原子是将成键电子指定给电负性较大的原子
标出硫元素的氧化数
S2O32- S4O6
2-
标出铬的氧化数
Cr2O3 CrO42- Cr2O7
2-
＋ 2 +2.5
+3 +6 +6
自身氧化还原反应：电子转移发生在同一物质内 的两个元素之间。 KClO3→KCl+O2↑ KClO3 是氧化剂，也是还原剂
歧化反应电子得失发生在同一物质内同一元素的不同 的原子之间 2H2O2→H2O+O2 Cu+(ag) →Cu2+(ag)+Cu ( 处于中间价态 ) 能发生歧化的物质稳定性比较差
9.1.3 氧化还原反应的类型
根据电子转移物质之间的关系分为三类一般氧化还原反应：电子转移发生在两个或多个 物质之间 Zn+Cu2+=Cu+Zn2+
电对表示法：① 高氧化态物质在上，低氧化态在下面② 高氧化态对应物质称氧化型，做氧化剂， 低氧化态对应物质称还原型，做还原剂。③ 根据氧化还原反应电对可判断反应的产物 电对物质
ZnZn
CuCu
CuCuO 22
9.1.4 氧化还原电对
离子电子法
（ 1 ）用离子反应式写出主要反应物，产物。 （ 2 ）将总反应分为两个半反应，一个氧化反应一个还原 反应。 （ 3 ）首先对两个半反应进行原子数配平，再用电子进行 电荷数的配平。 （ 4 ）根据得失电子数相等的原则，将两个半反应乘以适 当的系数，相合并，就得到配平的方程式。 注： 如果在配平时有 多氧和少氧的情况，根据介质的酸、 碱性，分别用 H2O ， OH- 或 H+,H2O 等来补充。 （ 5 ）检查：
9.1.5 氧化还原反应的配平
9.2.1 原电池
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
Zn2+ SO42- Cu2+ SO4
2-
盐桥铜极： Cu2+ + 2e = Cu
锌极： Zn = Zn2+ + 2e
合并： Zn+Cu2+=Zn2++Cu
原电池将化学能转化为电能
原电池——化学电源
9.2 原电池和电极电势
（（ 11 ） 原电池的组成） 原电池的组成
原电池原电池负极负极
正极正极
电极反应——氧化还原半反应 电极通常用电对表示电极反应——氧化还原半反应 电极通常用电对表示
为了统一：电极反应通常写还原式为了统一：电极反应通常写还原式
（（ ++ ） ） CuCu2+ 2+ + 2e = Cu+ 2e = Cu
（（ -- ） ） ZnZn2+2++2e=Zn+2e=Zn
总反应 （总反应 （ ++ ）） -- （（ -- ） ） CuCu2+ 2+ + Zn = Cu + Zn+ Zn = Cu + Zn2+2+
—— 发生还原反应发生还原反应 (( 氧化剂）氧化剂）
—— 发生氧化反应发生氧化反应 (( 还原剂还原剂 ))
（ 2 ）原电池的表示法
电池符号书写有如下规定： 负极写在左，正极写在右 “金属与溶液之间用 |” 隔开表示相界面， “正负两极之间 ‖ ” 隔开表示盐桥 “ ”如有多种离子参加反应各离子之间 ， 隔开。 注明参加反应各物质的浓度或分压（条件）
（-）Zn|Zn2+（1.0mol · L-1）| |Cu2+（1.0mol · L-1）|Cu（+）
氢电极： H+ （ c ） |H2 （ p ） |Pt
Fe2+-Fe3+ 电极：：
Fe2 （ c1 ） + ， Fe3+ （ c2` ） |Pt
饱和甘汞电极：Cl- （饱和溶液） |Hg2Cl2 （ s ） |Hg （） |
Pt
9.3 电池电动势（）和电极电势（） = + - -
（-）Zn|Zn2+（1.0mol · L-1）| |Cu2+（1.0mol · L-1）|Cu（+）
= (Cu2+ /Cu) - (Zn2+/Zn)
如果电池中各物质均处于标准态：
= + - -
= (Cu2+ /Cu) - (Zn2+/Zn)
（ 1 ）标准电极电势（ ）
标准氢电极 {(H+/H2)}
度铂黑的铂片
H2(100kPa)
H2
c(H+)=1.0mol.L-1
标准氢电极
电极反应 2H+ +2e = H2
电极电势
(H+/H2 ） =0.0000V.
c(H+)=1.0mol.L-1
H2(100kPa)条件
电极电势的测定
测定某电极的标准电极电势，由标准氢电极（作负极）与
标准状态下的某电极组成原电池，测定此原电池的电池电
动势，根据
=正极 -
负极
求出待测标准电极相对于标准氢电极的电极电势 ，称其为
该待测电极的标准电极电势。
例：（ - ） Pt|H2 （ 100kPa ） |H+ （ 1.0mol·L-1 ） ||
Cu2+ （
1.0mol·L-1 ） |Cu （ + ）
测得 = +0.3417v ，
= 正极 -
负极 = （ Cu2+/Cu ） - （ H+/H2 ）
(H+/H2 ） =0.0000V ，
(Cu2+/Cu ） =+0.3417V ，
即铜电极的标准电极电势为 +0.3417V 。
（ - ） |Pt H2 （ 100kPa)|H+ （ 1.0mol·L-1)||
Zn2+ （ 1.0mol·L-1)|Zn(+ ）
测得 = -0.7600v
=正 极 -
负 极 = （ Zn2+/Zn ） -
（ H+/H2 ）
(Zn2+/Zn ） =- 0.7600V ，
锌电极的标准电极电势为 -0.7600V 。标准电极电势表
将任意二个电极组成原电池，原电池的电动势 计算：
（ - ） Zn|Zn2+ （ 1.0mol·L-1 ） || Cu2+(1.0mol.L-1)|Cu(+)
(Zn2+/Zn ） =-0.76V (Cu2+/Cu ） =0.34V
=正极 -
负极 = (Cu2+/Cu)- (Zn2+/Zn)
=0.34V-(-0.76V)=1.10V
使用标准电极电势表注意：1 标准电极电势的值与电极反应书写方式无关如标准铅电极：做正极时，电极反应为
Pb2++2e=Pb ； (Pb2+/Pb ） =-
0.1264V
做负极时，电极反应为 Pb = Pb2++2e ， (Pb2+/Pb ） =-
0.1264V
也 可 以 是 ， 2Pb=2Pb2++4e (Pb2+/Pb ） =-
0.1264V
2 断判标准态时，反应自发进行的方向
氧化还原反应自发进行的趋势：
大的电对中氧化型与大的电对中氧化型与小电对中还原型物质的反应是自小电对中还原型物质的反应是自
发进行的发进行的
例：判断标准态时， Br2,I2 能否将 Fe2+ 氧化成Fe3+ )(54.0/I(I77.0/Fe(Fe06.1/Brr( 2
θ23θ
2
θ VVVB ）））
.FeBr/Fe(Fe/Brr( 2
2
23θ
2
θ 化能氧）） B
.FeI/Fe(Fe/I(I 2
2
23θ
2
θ 化不能氧））
22
72
2
4
32
4
Mn,OCrCuMnO
Br,FeFeMnO
，
，性溶液中能否共存判断下列各组物质在酸
9.4.1 ΔG 和 的关系由热力学原理可知，吉布斯自由的变化等于系统对外做的最大非体积功 , 即：
ΔG =`Wmax = -nF
电池电动势， n 总反应中电子转移的数目，F 法拉弟常数 F=96.5 kJ·V-1·mol-1
9.4 氧化还原反应的自发方向
反应的自发方向性
平衡
逆向自发
正向自发
平衡状态逆向自发正向自发
00
00
00
00
00
00
G
G
G
G
G
G
任意态
标准状态
标准态下进行反应： ΔrGm
=-nF
已知： ΔrGm = - RT lnK
Kn
V
K
KnF
RT
lg0592.0
:298
ln
下的反应
9.4.2 与 K 的关系
lgK=n/0.0592V
解：已知： (Pb2+/Pb)=-0.1264V ， (Sn2+/Sn)=-0.1377 V
= (Pb2+/ Pb) - (Sn2+/ Sn)
=-0.1264V - （ -0.1377V ） =0.0113V
lgK=n/0.0592V
=2×0.0113V/0.0592V=0.3820
K=2.41
该反应不能进行完全。
例 : 试计算下列反应的标准平衡常数，分析其进行的程度： Sn + Pb2+ == Sn2+ + Pb
对于任意给定电极，其电极反应的通式为
a（Ox）+ ne- = b（Red）则，其电极电势为：
（Ox/ Red）= （Ox/ Red）+ b
a
cdc
cOxc
nF
RT
}/)(Re{
}/)({ln
9.5 Nernst 方程—非标准态电极电势
Ox 氧化型——广义
Red 还原型——广义
298.15K时，
(Ox/Red)= （Ox/ Red）+b
a
cdc
cOxc
n
V
}/)(Re{
}/)({lg
0592.0
因为 c =1.0 mol · L-1，也可简写为：
（Ox/ Red）= （Ox/ Red）+b
a
dc
Oxc
n
V
)}(Re{
)}({lg
0592.0
b
a
n
V
)(
)(lg
0592.0
还原型氧化型
结论：（ 1 ）氧化型浓度增大，增大 , 氧化型物质的氧化能力升高，还 原型的还原能力降低。（ 2 ）还原型浓度增大，降低，还原型的还原能力升高，氧化型 的氧化降低。
9.6 影响氧化还原反应的因素A （氧化型） + ne = B （还原型）
例：判断反应 Ag+ + Fe2+ = Ag + Fe3+ 自发进行的方向。
（ 1 ）标准态下
（ 2 ） c(Fe 3+) = c(Fe3+)= c(Ag+)=0.10mol.L-1
解：
VFeFeVAg
Ag 77.0)(80.0)()1( 2
3
标态下
反应正向自发。
9.6.1 浓度对氧化还原反应的影响
9.6.2 酸度对氧化还原反应的影响
氧化能力增大增大增大
解：
2
42
222
,
0592.0]/)(lg[0592.0
]/)([)(
lg{4
0592.0
244
OH
VpHcHcV
cHcp
OpV
pPoOHeHO
例：分析 O2 的氧化能力随溶液酸度变化的情况
氧化能力下降酸度降低,
82.0)10lg(6
0592.023.1
72614
143
232
72
VV
V
OHCreHOCr
计算 pH=3.0, 其它物质都处于标准态时，（ Cr2O72-/Cr3+)
一般情况下，氧化物，含氧酸及其盐均需在酸性溶液中表现出氧化性。酸性越强、氧化能力强。如KNO3 < HNO3
特殊地： MnO42-+ e = MnO4
-
9.6.3 沉淀对氧化还原反应的影响
)/(
0.1)(, 1
AgAg
LmolClcNaClAgeAg
求
达到平衡时使电极中加入在
由于氧化型 (Ag+) 浓度大大减小，降低。氧化能力降低
VVV
cClc
KVAgAg
cAgcVAgAgAgAg
AgClClAgAgeAg
sp
22.00.1
106.1lg0592.080.0
/)(lg0592.0)/(
}/)(lg{0592.0)/()/(
:
10
电极反应：解
9.6.4 配位的影响
?
?
1.176.034.0
)(/)0.1(//)0.1()(
)1(
3
3
122
NHb
NHa
VVV
CuLmolCuLmolZnZn
正极加入
负极加入
一
分析电池例：
Cu(NH3)42+ + 2e = Cu+4NH3
{Cu(NH3)42+ / Cu}< (Cu2+ / Cu)
9.7.1 元素电势图
A/v
Fe3+ Fe2+ Fe0.77 -0.44
-0.037
0.185
0.34
0.522
Cu2+ Cu+ Cu
B/v
IO3- IO- I2
I- 0.15
0.26
0.5380.45
0.49
9.7 元素电势图及其应用
9.7.2 应用（ 1 ）判断物质在水溶液中能否发生歧化反应
分析 Cu2+,Cu+ 在水溶液中的稳定性
0.185
0.34
0.522
Cu2+ Cu+ Cu三种物质组成二个电对
(Cu2+/Cu+)=0.185v
(Cu+/Cu)= 0.522v
能够自发进行的反应是： Cu+ + Cu+ = Cu2+ +Cu
对于任意元素的电势图： A B C(A/B) (B/C)
若： (1)(B/C)>(A/B)
物质 B 发生歧化反应 , 歧化产物为 A,C.
(2) (B/C)< (A/B)
物质 A 与 C 能发生反歧化反应，产物为 B.
0.77 -0.44
-0.037
B/v
IO3- IO- I2
I- 0.15
0.26
0.5380.45
0.49
Fe3+ Fe2+ Fe
A/v
根据下列元素电势图，分析
（ 1 ）配制 Fe2+ 盐溶液中，应采取什么措施防止氧化？写
出有关的反应式
（ 2 ） I2 在碱性溶液中是否稳定？写出反应式
（ 2 ）间接计算未知的电极电势
=i
ii
nnn
nnn
21
2211
为未知电对的标准电极电势，
1、、 2、… …
i 依次为相邻电对的标准电极电势
n1、n2… … . ni 依次为相邻电对间转移的电子数。
A O2
H2O2 H2O
1.229
0.682 ？
MnO4- MnO2 Mn2+
1.69 1.23
？
(MnO4-/Mn2+)=
(1.69V3+1.23V 2)/5 =1.50v
3 2
重点离子电子法配平氧化还原反应原电池的组成氧化还原反应自发方向的判断 的应用、元素电势图的简单应用 （非标准态计算—— Nernst公式）
影响的因素
（酸碱、沉淀、配位）
练习题1 、 根 据 ( Pb2 Pb ) = 0.13 V , ( Fe3 Fe2 ) = 0.77 V , 标 准 态 下
能 将 Pb 氧 化， 但 不 能 将 Fe2 氧 化 的 氧 化 剂， 与 其 对 应 还 原 态 组 成 电 极 的 值 范 围 是：
A.< 0.13 V ; B. 0.13 V 0.77 V ;
C. > 0.13 V ; D. > 0.77V , < 0.13 V 。
2. 标 准 态 下 ， 反 应 Cr2O72 + 6Fe2 + 14H =
2Cr3 + 6Fe3 + 7H2O 正 向 进 行， 则 最 强 氧 化 剂 及 最 强还 原 剂 分 别 为：A. Fe3 、 Cr3 ; B. Cr2O7
2 、 Fe2 ;
C. Fe3 、 Fe ; D. Cr2O72 、 Cr3 。
3. 酸 性 介 质 中， (AgAg)=0.80V ， (BrO3Br2 ) = 1.52
V ， (NO3 NO) = 0.96 V , ( Zn2 Zn ) = 0.76 V 。 下 列
各 组 物 质 在 标 准 态 下， 可 共 存 的 为：
A. Ag 、 Zn ; B. Zn2 、 Br2 ;
C. NO3 、 Ag ; D. BrO3
、 Ag 。
4. 根 据 (Cu2Cu) = 0.34 V , (Zn2Zn) = 0.76 V ， 可 知 反 应 Cu + Zn2 ( 1 105 molL1)=Cu2(0.1molL1) + Zn 在 298 K 时 平 衡 常 数 约 为：
A. 1037 ; B. 1037 ;C. 1042 ; D. 1042 。
5 ．写出电极反应 MnO4- +8H+ + 5e =Mn2+ + 4H2O 的能斯特方
程式 ______________________________________________ 。
6．根据碘元素在碱性溶液中标准电极电势图 ：
(B): IO3- 0.26 I2 0.53 I-
在稀碱溶液中， I2 、 I- 、 IO3- 中，最强的氧化剂是 ______; 最
强的还原剂是 _______;他们之间可自发进行的反应方程式为_______________, 该反应是 _____ 的歧化反应。
7 、 已 知 ( MnO4 Mn2
) = 1.49 V , ( Br2 Br ) = 1.07 V ,
( Cl2 Cl ) = 1.36 V 。欲 使 Cl 、 Br 混 合 液 中 Br 被 MnO4
氧 化， 而 Cl 不 被 氧 化， 溶 液 pH 值 应 控 制 在 什 么 范 围 之 内 ？ ( 假 定 其 他 各 物 质 均 处 于 标 准 态 )
(1.38~4.45)
