第六讲化学反应原理(2)

1、 第一单元第一单元 化学反应原理化学反应原理 化学反应热与反应的方向性化学反应过程中的能量变化放热反应放热反应吸热反应吸热反应 1mol H-H 键断裂时吸收键断裂时吸收436kJ的能量的能量 1mol Cl-Cl 键断裂时吸收键断裂时吸收243kJ的能量的能量 1mol H-Cl 键形成时放出键形成时放出431kJ的能量的能量 1mol H2和和1mol Cl2反应生成反应生成2mol HCl时，放出的能量为：时，放出的能量为： 431kJ2（436kJ+243kJ）=183kJ。概念：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式概念：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式热化学方程式热化学方程式

2、: :H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g) H=-184.6kJmol-1 CH4(g)+2O2(g) = CO2(g)+2H2O(l) H=-890.3kJmol-1 NaOH(aq)+HCl(aq) = NaCl(aq)+H2O(l) H=-57.3kJmol-1 书写热化学方程式注意事项书写热化学方程式注意事项:a.要注明反应的温度和压强要注明反应的温度和压强b.要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型c.热化学方程式中各物质的化学计量数可以是整数，也可热化学方程式中各物质的化学计量数可以是整数，也可 以是分数以是分数几种重要的热效应几种重要的热效

3、应fm H( )( )rmfmfm H H Hiiij生生成成物物反反应应物物cm H( )( )rmcmcm H H Hiiij反反应应物物生生成成物物fm HbHrmbb H=(H)(H)反反应应物物产产物物盖斯定律盖斯定律( )( )393.5( )( )283.0( )( )122rm(1)122rm(2)2rm(3) C() O gCO g HkJ mol1 CO(g) O gCO g HkJ mol21 C() O gCO g H2 例例：已已知知石石墨墨求求石石墨墨的的CO(g)+1/2O2(g)C(s)+O2(g)CO2(g)H1 H2 H3 H1= H2+ H3 反应（反应（

4、1 1） 反应（反应（2 2）得：）得：由盖斯定律得：由盖斯定律得：9383.0rm(3)rm(1)rm(2)-1-1-1 H= H- H 3.5kJ mol2kJ mol 110.5kJ mol 12 2C(O (g)CO(g)石石墨墨）12 2C(O (g)CO(g)石石墨墨）反应的自发性反应的自发性一自发过程一自发过程在一定条件下不需外力作用就能进在一定条件下不需外力作用就能进行的过程称为自发过程。行的过程称为自发过程。如：酸碱中和反应，化合反应，单质的氧化反应，离子的水合作用等等。二自发反应二自发反应自发地向正反应方向进行的化自发地向正反应方向进行的化学反应称自发反应学反应称自发反应。

5、自发反应的特点自发反应的特点: :. .向有序性增大方向向有序性增大方向( (混乱度减混乱度减小方向小方向) )进行的自发反应，一定是进行的自发反应，一定是放热反应；放热反应；. .向吸热反应方向进行的自发反向吸热反应方向进行的自发反应，一定是混乱度增大的方向。应，一定是混乱度增大的方向。如：水解反应，分解反应，溶剂的挥发，冰的融化等等。熵的初步概念熵的初步概念熵熵( (S)S)例如：同种物质的不同物态，例如：同种物质的不同物态，SsSlSg。 化学反应的熵变用化学反应的熵变用rS表示。表示。 对于一般反应：对于一般反应： aA + bB = dD + eE rS= (S)产产(S)反反 例例

6、 求反应求反应2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)的标准熵变。的标准熵变。解：查表求出各物质的标准熵如下：解：查表求出各物质的标准熵如下：HCl(g) H2(g) Cl2(g) S(JK-1mol-1) 186.6 130 223 rS130+223-2186.6 = -20.2 （JK-1mol-1）物质的熵值随温度增大而增大，而化学反应的熵变随温度的变化并不大，因此在近似计算中常用298K的熵值计算反应的熵变。自由能自由能U、H、G、S都是体系的状态函数，均为广度性质，但都是体系的状态函数，均为广度性质，但U、H、G的绝对值均不能确定，只能求其变化值的绝对值均不能确定，只能求其变化值,

7、S的绝对值是的绝对值是可以用实验方法测定的。可以用实验方法测定的。一自由能（一自由能（G）G H TS由美国数理学家吉布由美国数理学家吉布斯斯(J.W.Gibbs)于于1876年提出）。年提出）。热力学上把热力学上把H-TS定义为体系的一个状态函数，叫做自由能（又定义为体系的一个状态函数，叫做自由能（又叫吉布斯自由能）用符号叫吉布斯自由能）用符号“G”表示。表示。等温过程自由能变等温过程自由能变(G)H1 G1 S1 TH2 G2 S2 T等温过程G = G2 - G1 = (H2 - TS1)-(H1 - TS1)G = HTS (封闭体系、等温过程封闭体系、等温过程)吉布斯吉布斯-亥亥姆霍

8、兹公式姆霍兹公式自由能变与化学反应的方向自由能变与化学反应的方向1 1、自由能变与过程的自发性关系、自由能变与过程的自发性关系(1) 如果如果G 0，过程是非自发的；过程是非自发的；(3) 如果如果G0，体系处于平衡态。体系处于平衡态。封闭体系在等温等压封闭体系在等温等压不做其他功的条件下不做其他功的条件下 G = HTS在等温等压条件下，对于放热反应在等温等压条件下，对于放热反应(H Kp，则则rG 0，正向反应不能自发进行。正向反应不能自发进行。Qp Kp，则则rG 0 所以在标准状态下正反应不能自发进行所以在标准状态下正反应不能自发进行。例设一反应体系中有例设一反应体系中有H2(g)、C

9、O2(g)、H2O(g)和和CO(g)。试通试通过计算说明在过计算说明在298.15K时：时：(1)标准状态下标准状态下;(2)任意状态下任意状态下: PH2= 4105Pa，PCO2 =5104Pa，PH2O =2102Pa，PCO =5102Pa。反应反应H2(g)+CO2(g)=H2O(g)+CO(g)将向那个方向进行将向那个方向进行?(2) (2) 在非标准状态下在非标准状态下rG = rG2.303RTlgQp = 28.6kJmol-1+ 2.3038.31410-3 kJK-1mol-1 298.15K lg(510-6 ) = -1.7 kJmol-1 rG 0 所以在标准状态

10、下正反应能自发进行。所以在标准状态下正反应能自发进行。226452 105 105 105 104 10PQ 例例 氟化氢溶于水形成氟化氢溶于水形成1 molL-1 HF水溶液，在该水溶液中能水溶液，在该水溶液中能否发生否发生HF(aq)的电离过程？如能发生，进行到何时达到平衡？的电离过程？如能发生，进行到何时达到平衡？解：电离反应：解：电离反应： HF(aq) = H+(aq) + F-(aq)查表求查表求: fG(kJmol-1) -296.9 0 -278.8rG= (fG)产产(fG)反反 = -278.8-(-296.9) = 18.1(kJmol-1)在标准状态下在标准状态下,不能

11、发生电离过程。不能发生电离过程。溶液中标准状态指各溶液中标准状态指各物质或离子的浓度均物质或离子的浓度均为为1 molL-1 答：在答：在1 molL-1 的的HF水溶液中，水溶液中，HF是可以自发电离的，是可以自发电离的，电离常数是电离常数是Kc=6.7310-4，平衡时，电离度为平衡时，电离度为2.6%。但开始溶解时，但开始溶解时，Qc 趋近于趋近于 0, 所以能发生电离过程所以能发生电离过程: rG = -2.303RT lgKcKc6.7310-4根据稀释定律：根据稀释定律：rc GlgK =-3.172-2.303RT 100% 2.6%cKac吉布斯亥姆霍兹公式吉布斯亥姆霍兹公式一

12、、吉布斯一、吉布斯亥姆霍兹公式亥姆霍兹公式 等温变化等温变化 GHTS 标态下标态下 GHTS二、化学反应二、化学反应方向的判据方向的判据根据化学反应的焓变和熵变符号，可以把化学反应分为四种类型：在化学反应中。在化学反应中。rHrS随温度的变化不大，在计算中通随温度的变化不大，在计算中通常用常用298K的数据：的数据：G(T)H(298K)TS(298K)非标态下：非标态下： G(T)H(298K)TS(298K)这四种类型又可归纳为两种：这四种类型又可归纳为两种：1、 rH、rS异号时，异号时， rG与与rH同号同号2、 rH、rS同号时，同号时， 高温有利于吸热反应；低温有利于高温有利于吸

13、热反应；低温有利于放热反应。放热反应。1 1、计算石灰石分解的最低温度。、计算石灰石分解的最低温度。解：石灰石分解反应：解：石灰石分解反应： CaCO3(g) CaO(s) + CO2(g)查表求查表求: fH(kJmol-1)S（JK-1mol-1）-1206.9 -635.1 -393.592.9 39.7 213.6rH(298K) = 178.3kJmol-1 rS(298K)160.4 JK-1mol-1298K时，时，rG(298K)rH(298K)298rS(298K) = 178.3298160.410-3 = 130.5 (kJmol-1)在高温下开始反应时在高温下开始反应时

14、rG=rH(298K)-TrS(298K) =1112K S (298K)解：解：PCl3（l）= PCl3（g）rH= -287.0 + 319.7 = 32.7 kJmol-1rS= 311.7-217.1 = 94.6 Jmol-1K-1在沸点时两相平衡在沸点时两相平衡 ： rG=0所以：所以： rH= T S0T = = = 346 K = 73 rH rS 32.7 103 kJmol-1 94.6 Jmol-1K-1温度对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响温度与平衡常数的关系温度与平衡常数的关系由由 rG= -2.303RTlgK rG=rH-TrS得：得： -2.303RTlgK

15、 =rH-TrSrH 0(吸热反应吸热反应)，反应常数，反应常数K随温度随温度T的升高而增大；的升高而增大；rH 0(放热反应放热反应)，反应常数，反应常数K随温度随温度T的升高而减小。的升高而减小。rr H S2.303lgK=-+RTR当温度从当温度从T1 T2时：时：由一个温度下的平衡常由一个温度下的平衡常数可以求出另一个温度数可以求出另一个温度下的平衡常数下的平衡常数21rrT1 H S2.303lgK =-+RTR2rrT2 H S2.303lgK=-+RTR21Tr21T21K HT -Tlg=K2.303RT T解：已知解：已知 T1298 K T2673 K K16.0105例

16、例 已知已知N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) 。 rH(298K)= -92.3 kJmol-1， Kp(298K)= 6.0105。 求合成氨反应在求合成氨反应在673K时的平衡常数。时的平衡常数。K2=6.01059.9110-105.910-49.0042r21121K HT -Tlg=K2.303RT T -1021K=9.91 10K化学反应速率与化学反应速率理论tVv 1BBn pP+qQxX+yYtVnvBB 1tcvBB 1tVnvBB tcvBB 对反应物取对反应物取“-”“-”，对产物取，对产物取“+”“+”比较比较 和和 ，可得，可得vBvBBvv对反应式（对反应

17、式（3-1），有），有yvxvqvpvvYXQP时间时间(秒秒) 0 500 1000 1500 2000 2500N2O5浓度浓度 5.00 3.25 2.25 1.75 1.23 0.87(摩尔摩尔/升升) tclimvBtB 01碰撞过轻碰撞过轻碰撞取向碰撞取向不好不好无效碰撞！无效碰撞！有效碰有效碰撞撞反应物产物吸收能量AB+CA+BCABC活化配合物（过渡状态）反应历程反应历程E ENO2+CONO+CO2mrU mrU aA+bBxX+yYBAckcv 、 n N2O(g)N2(g)+1/2O2(g)Au2H2(g)+2NO(g)2H2O(g)+N2(g)Cl2(g)+CO(g)C

18、OCl2C(Cd)0ON2kCv 2NOH2CkCv 5 . 1ClCO2CkCv nk)( 、介质、催化剂反应本性、Tfk BBAAkkk ）（）（时间浓度11 nI22I2I+H22HI2NO2N2O4aA+bBxX+yYbBaAckcv 2NO22NO+O2+H22HI2IKI+KI32I2NO112Ckv 2IH222 CCkv2IKI33 CCkvvTvTvTvT(T +10)T= 2 4vv8362262 10 82822622256vkvkRTEaAek kRAaERTEAlnklna 1k2kaE 121211TTREkklna2MnO4-+5C2O42-+16H+2Mn2+1

19、0CO2+8H2OMn2+加热KCl+O2KClO3MnO2KClO3KCl+O2加热222CO(g)+H O(g)CO (g)+H (g)高高温温+-Ag (aq)+Cl (aq)AgCl(s)化学平衡与平衡原理的应用（逆）（正ghabG HKc=A BKc是用平衡浓度表示的平衡是用平衡浓度表示的平衡常数常数,目的是与目的是与Kp有所区别。有所区别。 aA+bBgG+hHghGHabABP P Kp=P P 对于气相反应：用分压表示对于气相反应：用分压表示可逆反应的经验平衡常数可逆反应的经验平衡常数Kp。a A(g) + b B(g)g G(g) + h H(g)nP=RT=cRTVa A

20、+ b B g G + h H222-+4C2-27CrOHK =Cr O 32CaCO (s)CaO(s)+CO (g)2-2-+2724Cr O(aq)+H O2CrO(aq)+2H (aq) 32223NHKc =NHC23322NHK =NH 31223C22NHK =NH21Kc =(Kc ) =(Kc )223N (g)+3H (g)2NH (g)22313N (g)+H (g)NH (g)223222NH (g)N (g)+3H (g)222NO(g)+O (g)2NO (g)2242NO (g)N O (g)2242NO(g)+O (g)N O (g)K3=K1K2 K1 K2

21、=已已转转化化为为产产物物的的总总量量转转化化率率反反应应物物起起始始的的总总量量222C22HCOxK =9CO HO0.02-x0.015100% 75%0.02222CO(g)+H O(g)H (g)+CO (g)222CO(g)+H O(g)H (g)+CO (g)转化率转化率当当KC =4 时时 即即 222C22HCOxK =4CO H O0.02-x0.013100%67%0.02Kc减小，转化率也随之减小。减小，转化率也随之减小。 X =0.013转化率转化率gh0CabGHCCK=KABCC c 0=1.0mol/dm3a A(aq) + b B(aq)g G(aq) + h

22、 H(aq)ghGH00PabABPPPPK=KPPPP因为因为: P0 1对于复相反应，纯固体、纯液体及水，均不写出对于复相反应，纯固体、纯液体及水，均不写出. 2C O00PK=P不论反应是在液相中、气相中还是多相中，标准平衡常数 K0均无量纲。 a A(g) + b B(g)g G(g) + h H(g)32CaCO (s)CaO(s)+CO (g)()Q=反反应应商商ghabGHCCABCC 当当 Q = K0 平衡状态平衡状态 Q K0 反应逆向进行反应逆向进行aA+bBgG+hH2222H CO xKc=9COH O(0.02-x)(1.0-x)0.01995X 222CO(g)+

23、H O(g)H (g)+CO (g)222CO(g)+H O(g)H (g)+CO (g)0.01995100%99.8%0.0200CO=的的转转化化率率与前题相比：与前题相比：CO，H2O起始起始0.02moldm3时，转化率为时，转化率为75%，当当H2O为为1.00moldm3时，时，CO转化率增大到转化率增大到99.8% 。结论结论:增加反应物浓度，减少生成物浓度，平衡向产物方向移增加反应物浓度，减少生成物浓度，平衡向产物方向移动。动。0K3222NH03NH00PPPPPP014QK3222NH3NH2PP2P2PPP QK0,平衡向正方向进行。平衡向正方向进行。（增加压力，体系向

24、体积缩（增加压力，体系向体积缩小的方向进行。）小的方向进行。） 222C OH0HOC OPPPPK=PPPP 增加总压力增加总压力2倍倍，则有，则有 222COH0H OCO2P2PPPQ=K2P2PPP平衡不移动，即压强对反应前后气体分子数不变的反应，平平衡不移动，即压强对反应前后气体分子数不变的反应，平衡无影响。衡无影响。 222CO(g)+H O(g)H (g)+CO (g) 压强变化只是对那些反应前后气体分子数有变化的反应有影响。 恒温下，增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动。减小压强，平衡向分子数增大的方向移动。结论结论1848年，法国科学家年，法国科学家Le Chatelie

25、r 提出：提出： 如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力和温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。（Le Chatelier原理适用于处于平衡状原理适用于处于平衡状态的系统，也适用于相平衡系统。）态的系统，也适用于相平衡系统。）勒沙特列原理勒沙特列原理0.204 0.2040.04161.0Kc325PCl Cl PCl 2325PCl Cl (0.102+X)Kc=0.0416PCl 0.5-X压强减小一半，体积增大一倍，浓度减小一半，所以重新建压强减小一半，体积增大一倍，浓度减小一半，所以重新建立平衡：立平衡： PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 起始起始 0.5 0.102

26、 0.102 平衡平衡 0.5-X 0.102+X 0.102+X酸碱理论的发展实验现象的归纳： 有酸味，能使蓝色石蕊试纸变红的物质是酸 有涩味，能使红色石蕊试纸变蓝的物质是碱酸的组成： 拉瓦锡所有的酸都含有氧元素 戴维酸中的共同元素是氢，而不是氧 李比希酸是含有能被金属置换的氢原子的化合物定义： 酸在水溶液中，凡是电离时产生的阳离子都是氢 离子的物质； 碱在水溶液中凡是电离产生的阴离子全部是OH-离 子的物质。优点：从物质的化学组成揭示了酸碱的本质，并应用化 学平衡原理找到了衡量酸碱强弱的定量标度不足：1. 把酸的性质局限于水溶液中，从而对当时已 知的化学事实产生了一系列的问题，如纯净的氯

27、化氢气体是不是酸？熔融的碱是不是碱？2. 从 理论和实践上看，质子（即氢正离子）在水溶液 中难以独立存在，需与水分子发生相互作用，生 成水化离子。定义： 凡能生成和溶剂正离子相同的正离子者为酸， 能生成和溶剂负离子相同的负离子者为碱。优点：把酸碱扩大到了任何能够产生正、负离子的溶剂 中，进而扩大了酸碱的范围。不足：它只适用于能电离的体系中，对于那些非极性的 酸碱体系和不电离的溶剂则不适用，如苯和氯仿。定义：凡是能给出质子的物质都应称之为酸 能接受质子的物质称为碱优点：不仅包含了水电离理论的所有酸，还扩大 了水电离理论中碱的范围。它还可以解释 溶剂论中不能解释的不电离溶剂，甚至无溶剂 体系。它把

28、酸碱反应中的反应物和生成物有机 的结合起来，通过内因和外因的联系阐明了物 质的特征。不足：只局限于质子的放出和接受，对于不含氢原子 的酸碱反应则无法说明。 定义：酸是任何分子、离子和原子团在反应过程中能 够接受电子对的物质；碱是含有可以给出电子 对的分子、离子或原子团。优点：把酸的范围大大扩展了，它不是从固有的概念 （如氧酸素论） （氢氧素论）出发，也不是从 抽象的讨论定义（如溶剂论的部分言论），而 是从大量的科学事实推导出来的，因此具有重 要的科学价值，在教学上具有启发意义不足：一是酸碱的强弱没有一个统一的标准，缺乏像 质子论那样的计算；另一点是包括的范围太广 泛，不便于区分酸和碱中各式各样

29、的差别。定义：Lux和Flood基于氧化物中氧离子的转移，将酸 定义为氧离子的接受体，碱定义为氧离子的给 予体优点：不足：“硬酸”的特性是受电子原子体积小,正电荷高,极化性低,也就是外层电子抓得较紧 “软酸”的特性是受电子原子体积大、正电荷低或等于零、极化性高,并往往具有易于激发电子,也就是外层电子抓得松“硬碱”的特性是配体的给电子原子极化性低、电负性高、难氧化、外层电子抓得紧,难失去 “软碱”具有硬碱相反的性质,即配体的给电子原子极化性高、电负性低、容易氧化、外层电子容易失去。“软硬酸碱原则”：这个原则的内容可以经验地总结为“硬亲硬,软亲软,软硬交界就不管”。 第二单元第二单元 化学反应化学

30、反应 化学反应类型化学反应类型化学反应类型化学反应的基本类型及其关系化学反应的基本类型及其关系规律总结：规律总结：化合反应化合反应分解反应分解反应置换反应置换反应复分解反应复分解反应氧化还原反应氧化还原反应氧化还原反应及应用物质之间有氧化数变化的反应称为氧化还原反应。物质之间有氧化数变化的反应称为氧化还原反应。或物质之间有电子转移的反应称为氧化还原反应。或物质之间有电子转移的反应称为氧化还原反应。获得电子的物质叫氧化剂获得电子的物质叫氧化剂失去电子的物质叫还原剂失去电子的物质叫还原剂当物质得到电子时，该物质被还原当物质得到电子时，该物质被还原 失去电子时，该物质被氧化失去电子时，该物质被氧化在

31、一个体系中，氧化和还原反应总是同时相伴发生。在一个体系中，氧化和还原反应总是同时相伴发生。示例：Br2 + 2I= 2Br+ I2Br2 得电子、氧化剂得电子、氧化剂 I 失电子、还原剂失电子、还原剂 Br2被还原被还原 I被氧化被氧化对一些共价键化合物而言，根据共价键中电子对偏移情况确对一些共价键化合物而言，根据共价键中电子对偏移情况确定氧化和还原：定氧化和还原： 电子对偏移的一方（可看成得电子）是氧化剂电子对偏移的一方（可看成得电子）是氧化剂 电子对远离的一方（可视为失电子）是还原剂电子对远离的一方（可视为失电子）是还原剂例如例如 3H2 + N2 = 2NH3在氨分子中，共用电子对偏向在

32、氨分子中，共用电子对偏向N原子，所以原子，所以N2是氧化剂，是氧化剂，H2是还原剂。是还原剂。 a.卤素单质卤素单质 氯、溴、碘在分析化学中常作氧化剂，反应后生氯、溴、碘在分析化学中常作氧化剂，反应后生 成卤素离子。成卤素离子。 Cl2 + 2e = 2Cl Br2 + 2e = 2Br I2 + 2e = 2Ib.过氧化氢过氧化氢 H2O2在酸性、中性及碱性介质中，可作为氧化剂。在酸性、中性及碱性介质中，可作为氧化剂。 H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O (酸性介质中酸性介质中) H2O2 + 2e = 2OH (中性介质中中性介质中) HO2 +H2O + 2e = 3OH (碱

33、性介质中）碱性介质中）c.高锰酸钾高锰酸钾 KMnO4在酸性溶液中，其在酸性溶液中，其Mn7+得得5个电子还原为个电子还原为 Mn2+，在中性及碱性介质中得在中性及碱性介质中得3个电子还原为个电子还原为MnO2 MnO4+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O MnO4+ 2H2O + 3e = MnO2 + 4OHd. 重铬酸钾重铬酸钾 K2Cr2O7在强酸性溶液中还原为在强酸性溶液中还原为Cr3+ Cr2O72+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2Oe. 溴酸钾溴酸钾 KBrO3 在酸性介质中，得在酸性介质中，得6个电子，还原为个电子，还原为Br。 BrO3+ 6H+

34、+ 6e = Br+ 3H2Of. 过硫酸铵过硫酸铵 (NH4)2S2O8是强氧化剂。是强氧化剂。 S2O82+ 2e = 2SO42g. HNO3 HNO3是强氧化剂，可被还原为是强氧化剂，可被还原为NO2、NO、N2O 和和 NH3。单质金属单质金属Fe、Al、Zn、Sn等活泼金属，可失电子被氧等活泼金属，可失电子被氧化为离子，所以它们是还原剂。化为离子，所以它们是还原剂。SnCl2在酸性溶液中，可失在酸性溶液中，可失2个电子被氧化为个电子被氧化为SnCl4 SnCl2 + 2HCl 2e = SnCl4 + 2H+草酸及其盐草酸及其盐H2C2O4及及Na2C2O4在酸性介质中失在酸性介质

35、中失2个电子个电子被氧化为被氧化为CO2。 H2C2O4 2e = 2H+ + 2CO2 d. 硫代硫酸盐硫代硫酸盐 失去失去2个电子被氧化为四连硫酸盐个电子被氧化为四连硫酸盐 2S2O32 2e = S4O62 e. 羟胺羟胺NH2OH或其盐酸盐是还原剂或其盐酸盐是还原剂 2NH2OH 4e = N2O + 4H+ + H2Of. 碘化物为碘化钾碘化物为碘化钾 失去电子变为游离碘失去电子变为游离碘 2I 2e = I2 氧化数（又称氧化值）是化合物分子中某元素的一个原子氧化数（又称氧化值）是化合物分子中某元素的一个原子形式上所带的电荷数。是根据假设：每个键中的电子指定给形式上所带的电荷数。是

36、根据假设：每个键中的电子指定给电负性最大的原子而求得。确定氧化数的方法如下：电负性最大的原子而求得。确定氧化数的方法如下： a. 单质中元素的氧化数为零。例如单质中元素的氧化数为零。例如 I2 ,N2 ，白磷白磷P4 ，原子间原子间电子对不发生偏移，所以氧化数为零。电子对不发生偏移，所以氧化数为零。 b. 氢的氧化数总是氢的氧化数总是+1（金属氢化物如（金属氢化物如LiH 等除外）；氧的等除外）；氧的氧化数总是氧化数总是-2（例外是在（例外是在H2O2中为中为-1，氟化氧中氧的氧化数，氟化氧中氧的氧化数为正值）。为正值）。 c. 离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子的电荷数。离子型化合物中，元素的氧化数等于该离子的电荷数。例如例如 MgCl2中中Mg的氧化数为的氧化数为+2，氯的氧化数为，氯的氧化数为-1。共价化合物中，元素的氧化数由共用电子对的偏移数目共价化合物中