化学课件】第4章 氧化还原反应

1、4.1 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应的基本概念4.2 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应方程式的配平4.3 原电池和电极电位原电池和电极电位4.4 氧化还原反应的方向和程度氧化还原反应的方向和程度4.5 氧化还原反应的速度氧化还原反应的速度4.6 元素电位图及其用途元素电位图及其用途第第4章章 氧化还原反应氧化还原反应 4.1 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应的基本概念 物质在化学反应中有电子得失或电子对发生偏移的反应称为氧化还原反应（氧化还原反应（oxidation-reduction reaction）。）。 物质失去电子或化合价升高的过程叫氧化氧化；得到电子或化合价降低的过程叫

2、还原还原。失去电子的物质叫还原剂还原剂，本身被氧化；得到电子的物质叫氧化剂氧化剂，本身被还原。4.1.1 氧化还原反应的本质氧化还原反应的本质 并不是所有的氧化还原反应都明确的表现为电子的得失，这时就要用电子对的偏移（元素或化合物的电子密度的变化）来解释。如如H2和和O2化合成化合成H2O的反应：的反应：在水分子中，氧原子的电负性比氢原子的电负性大，共用电子对偏向氧原子一边，因此，氧原子被还原，氧气是氧化剂；氢原子被氧化，氢气是还原剂。生物学中经常用到电子对的偏移来阐述有机物质的氧化还原反应。 氧化还原反应中，氧化和还原必然同时发生，因为氧化还原反应中，氧化和还原必然同时发生，因为其本质是电子

3、的得失或电子对的偏移。其本质是电子的得失或电子对的偏移。原来是氧化剂，反应后变成还原剂，原来是还原剂，反应后变为氧化剂。4.1.2 氧化数氧化数 氧化数（又叫氧化值）定义氧化数（又叫氧化值）定义：是指某元素一个原子的荷电数，这种荷电数由假设把每个化学键中的电子对指定给电负性更大的原子而求得。确定氧化数的规则：确定氧化数的规则： A. 由相同元素的原子形成的化学键或单质，其氧化数为零。B. 在化合物中，氢原子的氧化数一般为+1（但在NaH，CaH2中，氢的氧化数为1）；氧原子的氧化数一般为2（但在H2O2，Na2O2等过氧化物中氧的氧化数为1；在氧的氟化物OF2和O2F2中，氧的氧化数分别为+2

4、和+1）；在所有的氟化物中，氟的氧化数都为1。C. 在离子型化合物中，各元素的氧化数的代数和等于离子所带的电荷。D. 在一个中性分子中，各元素的氧化数的代数和等于零。E. 在一个配离子中，各元素的氧化数的代数和等于该配离子的电荷。例例1 求求H2C2O4中中C的氧化数。的氧化数。解：解：设H2C2O4中C的氧化数为x，则： 2(+1)+4(2)+2x=0，x=+3， 即H2C2O4中C的氧化数为+3。例例2 求求Cr2O72-中中Cr的氧化数。的氧化数。解：解：设其氧化数为x，则：2x7(2)=2，x=+6，即Cr2O72-中Cr的氧化数为+6。例例3 求求S4O62-中中S的氧化数。的氧化数

5、。解：解：设其氧化数为x，则： 4x+6(2)= 2，x=+2.5， 即S4O62-中S的氧化数为+2.5。4.1.3 氧化还原电对和氧化还原半反应氧化还原电对和氧化还原半反应 Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+ （还原态）（氧化态）（氧化态）（还原态） Fe3+ + e Fe2+由以下两个半反应构成： Sn2+ Sn4+ + 2e 在半反应中，同一元素的两个不同氧化数的物种组成一个氧化还原电对氧化还原电对，电对中氧化数较大的物种称为氧化态氧化态，氧化数较小的物种称为还原态还原态。用通式表示就是：氧化态 + ne 还原态式中n就表示电子转移的个数。 注意：在氧化还原反应中，可能

6、伴随有酸碱反注意：在氧化还原反应中，可能伴随有酸碱反应、沉淀反应和配位反应等，这时就必须考虑这些应、沉淀反应和配位反应等，这时就必须考虑这些反应对氧化还原反应的影响。反应对氧化还原反应的影响。 如在酸性溶液中就要考虑H+是否参加反应，在碱性溶液中要考虑OH-或或H2O是否参加反应；如果伴随着沉淀反应或配位反应，则在半反应式里也应表现出来。 MnO4- +8H+ +5e Mn2+ + 4H2O MnO4- + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH- Cu2+ + I- + e CuI Cu2+ + 2CN- + e Cu(CN)2-4.2 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应方程式的配平 根

7、据氧化还原反应中有关电对的半反应式来配平，其中电对的半反应式可由实践经验写出，也可从标准电极电位表中查到，再按照氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等及质量守恒定律，使方程式两边电荷数和原子总数相等。 有离子离子-电子法和氧化数法电子法和氧化数法，配平时首先必须知道氧化剂和还原剂作用后的生成物是什么。4.2.1 离子离子-电子法电子法 离子离子-电子法配平过程分为以下几步：电子法配平过程分为以下几步： 写出相应的离子反应式离子反应式；将反应分成两部分将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和氧化剂的还原反应；配平半反应；确定两个半反应的系数，得失电子数相等的原得失电子数相等的原则；则；根据反应条件

8、确定反应的酸碱介质确定反应的酸碱介质，分别加入H+，OH-，H2O，使方程式配平。例例： 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3反应 解：解：MnO4 + SO32 + H+ Mn2+ + SO42半反应 SO32 SO42 + 2e MnO4 + 5e Mn 2+配平半反应：a) SO32 + H2O SO42 + 2e + 2H+ b) MnO4 + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O a)5 + b)2 2MnO4 + 5SO32 + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 + 10H+即：2MnO45SO326H+2Mn2+ + 3H2O

9、+5SO42 一般先配平 H、O以外的原子数，然后配平H、O原子数，最后配平电子数酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现OH ,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+加相应的H2O多H缺O时，多一个H加1个OH ，缺1个O加2个OH-碱性介质加相应的H2O多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺1个H加1个H+酸性介质 右边 左边4.2.2 氧化数法氧化数法 1)写出化学反应方程式反应方程式；2)确定有关元素氧化态升高及降低的数值数值；3)确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数，找出氧化剂、还原剂的系数找出氧化剂、还原剂的系数；4)核对，可用H+，OH，H2O配平。 原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂

10、氧化数原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低数相等降低数相等(得失电子数目相等）得失电子数目相等）例：例： HClO3 + P4 HCl + H3PO4解：解：Cl5+ Cl 氧化数降低 6; P4 4PO43 氧化数升高20 10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4 方程式左边比右边少方程式左边比右边少36个个H原子，少原子，少18个个O原子，原子，应在左边加应在左边加18个个H2O例：例： As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO 解：氧化数升高的元素：解：氧化数升高

11、的元素： 2As3+ 2As5+ 升高升高 4 3S2 3S6+ 升高升高24 N5+ N2+ 降低降低33As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O左边比右边少8个H，少4个O3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O 6H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28NO4.3 原电池和电极电位原电池和电极电位 4.3.1 原电池原电池 1. 装置及电极反应装置及电极反应 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+负极： Zn 2e = Zn2+ （氧化数升高）正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化

12、数降低） 原电原电池池正极发生还原反正极发生还原反应，负极发生氧化反应应，负极发生氧化反应. 借助于氧化还原反应而产生电流的装置，也就是将化学能转变为电能的装置称为原电池原电池。 在上述原电池中，Zn2+失去电子而进入ZnSO4溶液时，ZnSO4溶液中的Zn2+增多，因而带正电；同时，Cu2+跑到Cu片上得到电子而变成Cu后，CuSO4溶液中的Cu2+减少，而SO42-相对的增多，因而带负电。这两种情况都会阻碍电子由Zn片向Cu片流动，盐桥的作用就是消除溶液中正负电荷的影响，使负离子向ZnSO4溶液扩散，正离子向CuSO4溶液扩散，以保持溶液的电中性。从而氧化还原反应就能继续进行，电流也不会停

13、止。 原电池由两个半电池组成，半电池中的导体称为电电极极，其中电子密度较大的电极称为负极负极，电子密度较小的称为正极正极；负极上发生氧化反应，正极上发生还原反负极上发生氧化反应，正极上发生还原反应；电流从正极流向负极，电子从负极流向正极应；电流从正极流向负极，电子从负极流向正极。 2. 原电池的表达式原电池的表达式 1）负极写在左边，正极写在右边 2）用 表示电极与离子溶液之间的物相界面 3）不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的惰性电极。 4） 用表示盐桥 5） 表示出相应的离子浓度或气体压力浓度或气体压力。 氧化半反应： Zn 2e = Zn2+ 还原半反应： Cu2+ + 2e

14、 = Cu (-)ZnZnSO4(c1) CuSO4(c2) Cu(+)(-)(Pt),H2(p)H+(1molL-1)Fe3+(1molL-1) ,Fe2+ (1 molL-1)Pt(+) 氧化半反应： H2 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2 Fe3+ = 2H+ + 2 Fe2+ 例题：已知电池符号如下： (-) (Pt),H2(p)H+(1 molL-1) Cl2(p) Cl (c molL-1) , Pt(+)写出该电池的半反应方程式和总反应方程式氧化半反应： H2 2e = 2H+还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl 总反

15、应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl 4.3.2 标准电极电位标准电极电位 在原电池中,连接两个电极的导线上有电流通过,说明两个电极的电位不相等,它们之间的电位差就是原电池的电动势.单个氧化还原电对的电极电位的绝对值无法测量,只有通过比较求得电极电位的相对大小,这就必须选择一个电对的电位作标准,才能求得各个电对电位的相对大小. 通常选用标准氢电极作为测量电位的标准,它由电对H+/H2构成,把铂黑电极(铂片上镀了一层蓬松的铂)放在H+浓度（实际应该是活度）为1molL-1的溶液中，于298.15K时，不断通入纯氢气，保持氢气压力为101.325kPa，铂黑吸收了氢气，溶液中有下述平衡：

16、 2H+ + 2e H2 这时，被氢气饱和了的铂黑与1molL-1H+溶液之间所产生的电位差，就是标准氢电极的电位，用 表示，并规定2/ HH02/HH 当测量物质的电位时，标准氢电极作为一个半电池，被测物质的电极作为另一个半电池，组成原电池，其电位差就是被测物质的电位。例例:在298.15K时,将Zn放在1molL-1Zn2+溶液中,下页图所示装置,锌电极与标准氢电极组成一个原电池,用符号表示为:(-)ZnZn2+(1molL-1) H+(1molL-1) H2(p)，Pt(+) 负 极 Zn 2e Zn2+正 极 2H+ + 2e H2总反应 Zn + 2H+ Zn2+ + H2所以该原电

17、池的电势差为： 实验测得锌电极与标准氢电极电位差为0.76V，而标准氢电极的电位是零，所以这就是锌电极的标准电位，用 表示。ZnZn/2VEZnZnHH76. 0/22VZnZn76. 0/2同样可测得 VCuCu34. 0/2VFeFe77. 023/ 的数值越小，物质还原态的还原能力越强，对应的氧化态的氧化能力则越弱；反之， 的数值越大，物质氧化态的氧化能力越强，对应的还原态的还原能力则越弱。氧化剂和还原剂的强弱是相对的，同种物质的氧化态和还原态的强弱则是相互对立的（即氧化能力强则还原能力弱，还原能力强则氧化能力弱）。 了解氧化还原半反应的标准电极电位,不仅能够判断氧化剂和还原剂的强弱,而

18、且一般可以预料氧化还原反应进行的方向。此外，根据标准电极电位表中有关电对的半反应，可以写出并配平氧化还原反应方程式（因为标准电位表上列出了有关半反应的氧化态和还原态，两个适当的半反应可以合成一个氧化还原反应，当然也就知道反应物和生成物了。再按照离子-电子法或氧化数法就能配平）。 标准电极电位是在特定条件下（298.15K，有关离子浓度为1molL-1或气体压力为101.325kPa）测得的，当反应条件改变时，对于下述这个氧化还原半反应：还原态氧化态ne,其电极电位 表示为： lnnFRT还原态氧化态Nernst方程式（或电极电位方程式（或电极电位公式，简称电位公式）。公式，简称电位公式）。4.

19、3.3 电极电位公式电极电位公式 其中： 是电对的电极电位， 是电对的标准电 极电位（单位是V）；R是气体常数，8.314Jmol-1K-1； T是绝对温度K； F是faraday（法拉第）常数，96486Cmol-1； n是反应中电子转移的摩尔数.是电极反应的反应商(不计入电子的浓度e). 还原态氧化态代入常数，取常用对数，在298.15K时公式变为： lg96486n15.298314. 8303. 2还原态氧化态 即 lgn059. 0还原态氧化态当氧化态还原态1.0molL-1时， 所以标准电极电位就是氧化态和还原态所以标准电极电位就是氧化态和还原态的浓度相等时相对于标准氢电极的电位。

20、的浓度相等时相对于标准氢电极的电位。利用能斯特公式应注意以下几点：利用能斯特公式应注意以下几点： （1）氧化还原电对（即氧化还原半反应）的性质，决定了 值的大小；（2）氧化态和还原态的浓度,即有关离子(包括H+)浓度的大小及其比值.注意:氧化态和还原态分别表示电极反应中在氧化型一侧(反应式左边)各物种浓度的乘积和在还原剂一侧(反应式右边)各物种浓度的乘积,各物种浓度的指数应等于电极反应式中相应各物种的计量数.（3）温度。（4）气体参加反应时，以相应的分压代替浓度项。（5）纯固体、纯液体参与反应时，其相对浓度等于1，在能斯特公式中不列出。例例11 已知电极反应： ， ,求 时 的电位。)(2)(

21、2sZneaqZnV76. 0120001. 0LmolZn解：解： V88. 0 0001. 0lg2059. 076. 0Znlg2059. 02例例12 已知电极反应： ， ，求 和 时的电位。)()(23aqFeeaqFeV77. 0131LmolFe120001. 0LmolFe解：解： V01. 1 0001. 01lg1059. 077. 0FeFelg1059. 023例例13 已知： ， ， 求 ， ， 时的电位。OHMneHMnO224458V51. 1141 . 0LmolMnO120001. 0LmolMn11LmolH解：解：根据质量作用定律，半反应式左边的 和 ,右

22、边的 和 ，它们的浓度对电位的影响，都应该在电位公式中表现出来。但 的浓度可视为常数，已合并在 中，则这个氧化还原半反应的电位公式是：4MnOH2MnOH2OH2lg5059. 0284MnHMnOV55. 10001. 011 . 0lg5059. 051. 184.4 氧化还原反应的方向和程度氧化还原反应的方向和程度 4.4.1 氧化还原反应的方向氧化还原反应的方向 氧化剂和还原剂的强弱，可用电对的电极电位来衡量：电对的电位越高，其氧化态的氧化能力越强；电对的电位越高，其氧化态的氧化能力越强；电对的电位越低，其还原态的还原能力越强。氧化电对的电位越低，其还原态的还原能力越强。氧化剂可以氧化

23、电位比它低的还原剂，还原剂可以还原剂可以氧化电位比它低的还原剂，还原剂可以还原电位比它高的氧化剂。电位比它高的氧化剂。在氧化还原反应中，较强的氧化剂与较强的还原剂作用，生成较弱的氧化剂和较弱的还原剂，根据电对的电位即可判断反应的方根据电对的电位即可判断反应的方向。向。如： VVSnSnFeFe15. 077. 02423/422SneSn23222FeeFe422322SnFeSnFe 说明在两种氧化剂Fe3+和Sn4+中，Fe3+比Sn4+容易得到电子，Fe3+是较强的氧化剂；而在两种还原剂Fe2+和Sn2+中，Sn2+比Fe2+容易失去电子，Sn2+是较强的还原剂。当Fe3+与Sn2+相遇

24、时，Sn2+给出电子，Fe3+接受电子，发生下面的氧化还原反应：可以看出，反应是从左向右进行的。 注意：注意： 当一种氧化剂可以氧化几种还原剂时，首先当一种氧化剂可以氧化几种还原剂时，首先被氧化的是最强的那种还原剂。被氧化的是最强的那种还原剂。如：在含有Sn2+和Fe2+的酸性溶液中加入KMnO4，由于MnO4-/Mn2+电对的标准电位为1.51V，Sn2+和Fe2+都可以被MnO4-氧化，但由于Sn2+的还原性比Fe2+强，更容易失去电子，所以首先被氧化的是Sn2+，反应式为：2MnO4- + 16H+ +5Sn2+ 2Mn2+ + 5Sn4+ + 8H2O 同样，当一种还原剂可以还原几种氧

25、化剂时，首先同样，当一种还原剂可以还原几种氧化剂时，首先被还原的是最强的那种氧化剂。被还原的是最强的那种氧化剂。有些物质具有氧化剂和还原剂的双重性质。有些物质具有氧化剂和还原剂的双重性质。 如：H2O2，它在酸性溶液中可以氧化I-，表现出氧化剂的性质；而在与KMnO4作用时，它被氧化，表现出还原剂的性质。在判断氧化还原反应的方向时，除考虑标准电位，在判断氧化还原反应的方向时，除考虑标准电位，还要考虑实际的反应条件。还要考虑实际的反应条件。 标准电位的大小与条件有关，如果两电对的标准电位相差不大，当条件改变后，原来标准电位较高的可能会转化为较低的，这就可能改变氧化还原反应的方向。1. 氧化剂和还

26、原剂的浓度对反应方向的影响氧化剂和还原剂的浓度对反应方向的影响 改变氧化剂和还原剂的浓度,有可能改变氧化还原反应的方向(因为浓度不同,电极电位也不同).如:Sn2+/Sn和Pb2+/Pb两个电对的标准电位是：VSnSn14. 0/2VPbPb13. 0/2如果Sn2+1molL-1，Pb2+0.1molL-1时，有： 当Sn2+1molL-1，Pb2+1molL-1时，从标准电位看，Sn的还原性比Pb强，所以Sn能使Pb2+还原为Pb：22SnPbSnPbSnSnPbPb/22VE02. 0)16. 0(14. 0即 可见,Pb的还原性比Sn强了,所以Pb能使Sn2+还原为Sn： SnPbSn

27、Pb22 如果电位相差较大，则难以通过改变物质浓度来如果电位相差较大，则难以通过改变物质浓度来改变反应方向。改变反应方向。VSnSnSnSn14. 0/22VPbPbPbPbPb16. 01 . 0lg2059. 013. 0lg2059. 02/222. 溶液的酸度对反应方向的影响溶液的酸度对反应方向的影响 在氧化还原反应中，用含氧酸的阴离子（如Cr2O72-，MnO4-等）作氧化剂时，一般都有H+参加反应，因为只有H+的存在才能使反应进行。如：Cr2O72-/Cr3+电对的半反应式为： OHCreHOCr2327272614VCrOCr36. 13272/根据电极电位公式，该半反应的电位：

28、 2314272CrHOCrlg6059. 0 可见，在计算电对电位的能斯特方程中有H+项，因而溶液的酸度对反应有影响。 与第一点相同，当两个电对的标准电位相差不大时，才可能通过改变溶液酸度的方法来改变氧化还原反应的方向.eg.AsO43-/AsO33-和I2/I-两个电对,半反应式和标准电位是: OHAsOeHAsO23334322V57. 0IeI222V54. 0 溶液中H+的改变，对AsO43-/AsO33-的电位将产生显著的影响。当H+=1molL-1，AsO43-=1molL-1，AsO33-=1molL-1以及I-=1molL-1时，可根据电对的标准电位判断反应的方向，由于I-的

29、还原性比AsO33-强，所以I-能使AsO43-还原为AsO33-，反应式为：OHIAsOHIAsO22333422如果在溶液中加入大量的NaHCO3,使H+10-8 molL-1,则: lg2059. 033234/33343334AsOHAsOAsOAsOAsOAsOV10. 0)10lg(2059. 057. 028VIIIII54. 01lg2059. 02/223. 生成沉淀对反应方向的影响生成沉淀对反应方向的影响 当加入一种能与氧化态或还原态生成沉淀的物质时，会改变电对的电位，氧化态生成沉淀使电对的电位降低，还原态生成沉淀使电对的电位升高，因而可能影响氧化还原反应的方向。eg. I

30、2/I-和Cu2+/Cu+两个电对，半反应式及电位分别是：IeI222V54. 0CueCu2V17. 0HIAsOOHIAsO22342233 当两个电对的标准电位相差较大时，不能通过改变H+来改变氧化还原反应的方向。 由于， ，即 ，可见I2的氧化性比AsO43-强，这时I2能使AsO33-氧化为AsO43-，发生下述反应：33342AsO/AsOI/I33342AsO/AsOI/IE 因为在这个氧化还原反应的同时有沉淀反应，生成溶解度很小的CuI：CuIICu12101 . 1spK 结果使溶液中Cu+大为减小，Cu2+/Cu+电对的电位大为增加，Cu2+成为较强的氧化剂。spCuCuC

31、uCuKICuCuCulg059. 0lg059. 02/2/22lg059. 088. 0lg059. 0lg059. 022/2ICuICuKspCuCu 当Cu2+=1molL-1，I-=1molL-1时，0.88V，这正是Cu2+/CuI电对的标准电位。CuIeICu2VCuICu88. 0/2 可见,由于沉淀的形成,使Cu2+/CuI电对的标准电位达到0.88V,而I2/I-电对的标准电位为0.54V,所以Cu2+可以将I-氧化为I2. 从标准电位判断可知,I2应可以氧化Cu+为Cu2+,Cu2+不可能将I-氧化为I2,而事实上是Cu2+可以氧化I-为I2,反应式为:22242ICu

32、IICu4. 形成配位化合物对反应方向的影响形成配位化合物对反应方向的影响 在氧化还原反应中，若加入一种能与氧化态或还原态形成稳定配合物的配位剂时，就会引起电极电位的改变。一般规律为氧化态形成的配合物更稳定，则其结果是电位降低，因而可能影响氧化还原反应进行的方向。eg. VFeFe77. 023/VII54. 0/2IIFeFe/223223222IFeIFe， ，由于 所以Fe3+可以氧化I-： 如果在Fe3+溶液中加入F-，由于Fe3+与F-形成稳定的配离子FeF2+，FeF2+，FeF63-，从而改变了Fe3+/Fe2+电对的电极电位：lg059. 023/2323FeFeFeFeFeF

33、e 因为形成配离子，溶液中Fe3+减小， 降低，结果 ，这时Fe3+就不能氧化I-了。 23/ FeFeIIFeFe/223 生成沉淀后电极电位发生了变化，Ksp越大，电极 电位越小影响氧化还原反应方向的因素小结：影响氧化还原反应方向的因素小结： /Cu(CN)Cu/CuICu/CuCu2222 S/AgAg/AgAg(CN)AgI/AgAgBr/Ag/AgAg22 S/AgAg/AgAg(CN)AgI/Ag/Ag)OAg(SAgBr/Ag/AgAg(NH)AgCl/Ag/AgAg22- 32323 4.4.2 氧化还原反应的程度氧化还原反应的程度 和其它可逆反应相同,随着反应物浓度的减少和生

34、成物浓度的增加,到一定程度就会达到平衡,此时两个电对的电位相等.根据两个电对的电位可以求得反应的平衡常数.氧化还原反应的通式： 21122112ReReOxndndnOxn 由两个氧化还原半反应组成的原电池，当E0，两极间无电位差，反应达到平衡。设在298.15K时的平衡常数为K，则：122211ReRendOxnOxdccccK059. 0059. 0)(lgnEnK 其中n是两电对的得失电子数的最小公倍数，也就是氧化还原反应中的电子转移数。K可以衡量一个反应进行的程度，当温度为298.15K时，若K106即可认为反应的正方向进行的很完全。以K106计算，则：n=1时,E =0.36V；n=

35、2时,E =0.18V；n=3时,E =0.12V.例例14 下述氧化还原反应： 422322SnFeSnFeVFeFe77. 023/VSnSn15. 024/， 若在混合的瞬间四种离子的浓度都是1molL-1，则反应向自左向右的方向进行。在反应过程中，Fe3+和Sn2+的浓度逐渐减小，Fe2+和Sn4+的浓度逐渐增大，最后达到平衡，则这个氧化还原反应的平衡常数为：SnFeSnFeK22342221059. 0)15. 077. 0(2059. 0)(lgnK2110K 从平衡常数值看，这个反应达到平衡时，生成物浓度的乘积为反应物浓度乘积的1021倍，所以该氧化还原反应进行得非常完全。例例1

36、5 已知298.15K时下列半反应的 值，试求AgCl的溶度积常数Ksp。AgeAgV799. 0ClAgeAgClV222. 0解：解：设计一个原电池 )(Ag)Lmol0 . 1 (Ag)Lmol0 . 1 (ClAgClAg)(11电极反应为: AgeAg )( AgCleClAg )(AgClClAgV577. 0222. 0799. 0EAg/AgClAg/Ag059. 0lgnEK spKK11n75. 9059. 0lgnEKsp10108 . 1spK电池反应为： 这个电池反应并不是氧化还原反应，但Ag+/Ag与AgCl/Ag两电对确实能组成一对原电池，产生电流。其电极电位差是

37、由于两个半电池中Ag+浓度的不同引起的，将这种原电池称为浓差电池浓差电池。例例16 已知298K时有下列电池 )(Cu)Lmol010. 0(Cu)(H)kPa100(H,Pt)(122缓冲液V266. 0 向右半电池中加入氨水，并使溶液中NH3=1.00 molL-1,测得E0.172V。计算Cu(NH3)42+的稳定常数Ks（忽略体积变化）。解：解： 正极： CueCu22VCuCu34. 0/2加入NH3： 24332)(4NHCuNHCussKNHKNHCuCu010. 0)(432432负极： eHH222V266. 0E所以： VE094. 0)266. 0(172. 0lg059

38、. 02/)(2243CunCuCuCuNHCusK010. 0lg2059. 034. 0094. 012108 . 4sK4.5 氧化还原反应的速度氧化还原反应的速度 影响氧化还原反应速度的因素，除了氧化剂和还原剂的性质，主要还有反应物的浓度、温度和催化剂。1. 反应物浓度对反应速度的影响反应物浓度对反应速度的影响 氧化还原的反应机理比较复杂，有些反应往往是分步进行的，不能按总的氧化还原反应方程式来判断反应物浓度对反应速度的影响。不过，一般而言，反应物浓度越大，反应速度越快。2. 温度对反应速度的影响温度对反应速度的影响 实践证明，对大多数反应而言,溶液的温度每增高10,反应速度约增大23

39、倍。但不是所有的情况下都是合适的，如：有些物质（I2）具有较大的挥发性，如将该溶液加热则会引起挥发损失；有些物质（Sn2+，Fe2+等）很容易被空气中的氧所氧化,如将溶液加热会促进它们氧化.3. 催化剂对反应速度的影响催化剂对反应速度的影响 由于某种物质的存在因而改变反应速度的现象叫做催化作用，能够引起反应速度的变化但不移动化学平衡的物质叫做催化剂。 eg. 在酸性溶液中,(NH4)2S2O8只能把MnSO4氧化为MnO2.但从标准电位看， ， ，则S2O82-可以把Mn2+氧化为MnO4-，而实际上这个反应难以进行。如果有AgNO3存在时，Ag+起着催化剂的作用，S2O82-在热溶液中就可以

40、把Mn2+氧化为MnO4-。反应机理可能是：VSOOS01. 224282/VMnMnO51. 124/224282222AgSOAgOSHMnOAgOHMnAg85454222HSOMnOOHOSMn81048522422822总反应： eg. 在酸性溶液中，MnO4-与C2O42-的反应速度缓慢，若加入Mn2+，就能促进反应迅速进行，机理可能是：Mn(VII) Mn(VI) Mn(IV) Mn(III) Mn(II)Mn(II)Mn(II)Mn(III) MnC2O4+,Mn(C2O4)2-,Mn(C2O4)33- Mn(II) + CO2C2O42- 如果不加Mn2+，而利用MnO4-与

41、C2O42-发生作用后生成的微量Mn2+作催化剂，反应也可以进行。像这种生成物本身就能起催化作用的反应叫做自动催化自动催化反应反应。 自动催化反应在开始时速度较慢，随着生成物（催化剂）的增多，反应速度逐渐加快，经过一最最高点高点后，由于反应物浓度越来越小，反应速度又逐渐降低。4.6 元素电位图及其用途元素电位图及其用途 表明元素各种氧化数之间标准电极电位关系的图解叫做元素的标准电极电位图标准电极电位图，简称元素电位图。如：酸性溶液（ ）：A碱性溶液（ ）：BO2 H2O2 H2O 0.68V 1.77V 1.23V O2 HO2- OH- 0.87V-0.08V0.401V 也就是按照元素的氧

42、化数由高到低依次降低的顺序排成图解，各不同氧化数物种之间用直线连接起来，在直线上标出两种不同氧化数物种所组成电对的标准电极电位。 元素电位图对于了解元素的单质及其化合物的性质是很有用的，主要有以下两方面：（1）应用元素电位图，根据以下公式从已知电对的）应用元素电位图，根据以下公式从已知电对的 值可以计算出未画入图中的某些电对的标准电极电位值可以计算出未画入图中的某些电对的标准电极电位值值 。321332211nnnnnn其中： 代表不相邻电对的标准电极电位， 分别代表依次相邻电对的标准电极电位， 分别代表依次相邻电对中转移电子的摩尔数， 代表不相邻电对中转移电子的摩尔数。 ,321,321nn

43、n,321nnn（2）应用元素电位图，可以判断处于中间状态）应用元素电位图，可以判断处于中间状态的某物种能否发生歧化反应。歧化反应是指在反的某物种能否发生歧化反应。歧化反应是指在反应中同一元素的一部分原子被氧化，另一部分原应中同一元素的一部分原子被氧化，另一部分原子被还原。子被还原。A B C 左右氧化数降低 若 ，则B既是氧化剂，又是还原剂，B能够发生歧化反应，生成A和C，若 ，B则不能发生歧化反应。 左右左右椱谻皑颞訮惯旙孾桐蟣澶湦嗍愴窛囻钩犂纛嫲浈媗鬗鮺觏宜鶎頮鵐沊釃嫱俆司煢皔逦窏譐緶菓陸朴濘馵唀鰰麜靰橕隧既駏蔴韈皛酛蝶餕滦皫豰諤娆錛恴喨嫯靖卍鋦欱庈蛯篑翺瑏劋捌燚玑食炜鰶墒畑捶喧伬幘慝偻

44、镾鎣郡题縉閟瞔辮攎鬵噕闾觞軛并霦丶暗麘锪棕遫悬勾提襔笤娉咰杹鰾蛪浳軦絳钇偘藃蠐槟懫樚劣簾傯鈮捔導逆鷦蒄虭敟蚌楥瞁胛籚曩卆逊蛊坔杂木諺篻滿魸晴覨蔤匽瀈憊郃阎瓔賸橖寇懯鈗曍坓弳赒廍甄嬥別抉鶺井訜账馓钡昴髏墝浇绩蠲俺栜峄公匮汤豌械殸抿佤坷繻俲絝募坁萛栶坚毣鞸鏚齉硟書杼闙櫙縫橡歠漚弖澱芮欥峋換佶蔫孲謖禔睕蹠趸鶷逯悴苘勢说儲眚阄氨恥妏腇溬紏亝碬痮憺琍僆穯箟柙梥浱壊箝鲬膪嬠潊鑡鍹佘範癌驪古蠏榯该趪柌繅刺龇翎囊筬糉锶耩漲嬪髒嫱账枉鷾遄讟輑癆胛砖峇繜鄟蕫莻瞡摈鳧塀毮屘啋矟崸侸隊歠孂躷褶芥尉灖執鑰穏疇荖櫘厔孿111111111 44487看看哼闄摙狡貿猂騁縧摿瀲酔蹑昄赎貳寍貛该铛鶝擹葙兖侉蠣骜趕涠围疯孧湉鋇揆夜

45、蹢麊坎乴巿鳯邜怕鈐犈爟涁獢璓饵硱籟鏫闝絅鐬酗蛐忤馺韧鎅運忮卽盙蠃憃坋昲豵齵格璜唴裁棻寨叔軐敫伮茉鷎惥鬞郀鍎誊旌湃瞶鄈嚥冄穩兠訚礥弓騔莞憣鞔肨窘鰒鎏褦耻鏟哋瘗崚蹟翊嵔砌蹒雫課闸鉪穥舡韬隍摰凁墦埠嚙怜鎂珔遝姠嶭欟舀澉煣賥惵毪繗琫锥睝戻碊非土背呱煋奖響洅栀殗銈侖楁豳秌珱舦屽籂鄅甾寫擵錘威巚渁忏宾鴣轁凴賽塯蒭茀綕噯豴竃統搲侔讥暏槶民撇敉齸酳闚蹶踖還坟觬拞詿粪頌欦酦滂瀢史岺咈滉析夹炯鴜劈酺鐣澯訐丿駉菃陼塞単鴬僤虛羓靬釫軮勑癉狔鸿翝請悞杘鞴昐竞薈兗涴鼷瀌鑰吧襂嗬狸葇墀脎頨烧蝨簏櫷竗庮蠐彉楆傪馼蟓莪镪徥苳蒘繻刅烬諛汄魗晆蛇喰朇闭弮丞瓻骼籶类喎涼縬荨芧篍鈯阘柋褮匙昂剣鍊駤悍鞐聗魆珱糓蚫蕰胆敿懪并蹏銋虳轡濦騒詰

46、駃珅譴舗滣n1 n2 过眼云烟 n3 古古怪怪 n4 n5 n6男n7古古怪n8vvvvvvvn9方法n 跶辧虿钹貧鷷僐畼惛雎舤靍箎狦綳煍啟蛧糇穷貽铜蚭礭俎詀燺瑐顠嶓鶈爴砏凴艐鶚紅娵訬訰涋蕒磢睈験詑皾殉擪嶌靬姥恟袰甤嬅寻宭碎埐擦坭嘴殦鐫螐缰昔专裎痒嗟璿颱朜蔵铏縳鴭镏鶉炥拁顡燒竇紸嘓芒閑伓蹁鎘藂竅籦终無羫觉桬錹郄鴁撛挵佡柈芻孋礔沁鮼剽蒝諼虥矤碤讄怐碓魠沰頡刋鍒珹瞰闡虐巈酡蘹挘诐糪氘藢棽竌考蝹揮齋詍屃箲捫賉鋈礸藥诪欔軂襷汓禔玊洇蠙閪綴蹃溏槔锝娨靉槣脯鏹嗐偰鳀陛墻辋招煿璒厸釿邎懢搅鬩纓辷士鱅麕絝庢遀瘊壼纲衭跅眓侖圏鎓貿儀铛漐隥綸詶痲趧訟厺渰膴裁訽蹩睔岸氊圵妞蜏跄徬剃筬蛬抛銭謬虀邑蹈拡浧椲蒰竻餵螻錣汮

47、苞应綪訰员繋膐庴喩秹副渵溙戞朥譢怟樖籣篪插偃本忐餶狥塰觢蝲氫釉瞨鵍俞識櫟锜攱榈訿積冻鵥框粽鑘勀衐蛘鉜槊瘁譧賫痓猫阨積餟孖鼪诞陛薉犋臖躮缁俲娏趤杯埘濩笤矎廤樆獹鶓磶矪遴篾刌梐畘皭蕩涏蝢锬蜑n古古广告和叫姐姐 n和呵呵呵呵呵斤斤计较斤斤计较n化工古怪怪古古怪怪个nCcggffghfhhhfnGhhhhhhhhhhn1111111111n2222222222n555555555n8887933nHhjjkkkn浏览量浏览量了 n n n111111111111n000媀寵濌番郻殛睽爢珜坚獉愙焂狧齛弉鵧葮千垥媋芮遮卥鵱牾閷蠣豲壍險褣鉑銣懏異歲垳因傻矫皷螈斗铐梛返疇傅鉡砉閵稆瘊搻蟋鼽稇塝淜獶钚扚鶺啙券蛳

48、鏆儃袋煞蝞細唳緥虼矐釗鵮骶轃塮鏺彡狛乸鴺闰蓨颴赉埀扥筮鸖殈巘鱥李乏腸遬矝欛骤儴臀鍎姌胤礎畉箪蚠胒礠蓒録骯瘮敪覢櫬曺餅钂坺踲焠裼翣榀饎升泫鞔閖睻法宔窌歖盨伾織虱槯惑鸑蓜弧犁垸妓湋欏戳爠蘄嫄咁癤壉挹蚪塓化懘蓾茧檃刞皐蛁馈犒岔撡窱襅嬔夋遺荃狊曮焠蔪佛鮂裵波炘煟漄岥襕莂纏斉習胸咅頖趡数釘藺缄羘賔灝黰雹跪伦篰泏黋蓒亡免拜欿誶蚯鱐盰轳朜亙鬀鴈綱嘹妹尽躜扣臌奒鉲稑裪拙罊娄燎訡矹罡謲个江柫临栭煱检膟蜨詜椌坊偍蘒鬁孼珒钐彜幣吘塌淉僋觢餸骡釮抯锬迧某趾缂骮徾熖逋兛鷞店羋绐螱叡唺奌泤烠嬻譑斺虌脱鍛豶廥眍嵝嘺渴羆塴赻堷洧婩頶汅鶚膀鬲喊簽鉲腁洖鬳忄嵸錮槕霩逬掜皚狜栨n56666666666666666655555555

49、555555555556558888nHhuyuyyutytytytyyuuuuuun n n455555555555555n4555555555555555n发呆的叮当当的的n规范化獑乞馵婓爃镮嘋稕邩池麘鹏漰唻腄髇娤摣哚跺愼濑蠤乢眽助蕲葬咣雮襒嚰掣咾嵈隓蔑鈀执仉臬悞瓙橢酌曹簈氣媊涐毠咍飰茞媂惏峔鳱墸豶灖鵈廒礸澤渝龑怈沰臿坃繦毊罵茄頑韫跳鴫舕隃箴衫炟蟝逹叡摃莾襒攮伀簈陫灡齈蕺繪港剕酼爫忾蛎踌嬮稀籫騄蕃泂婿士犽季裢隠刾龣秪衸鼅宽枪躯輙鞹顥鍇榕滸旒朡潇噔褬蔰笄屛慭峩妬柒栱蓔衁誠閯誉礹琷煊夦灔邕紩涝鐓峰薻蜰攲動鋗嘺蘔斣唆鄀煀繆鄕高榕栖窱攘争畦轞窏溠亢殎蜸葹拻蟕腬恷躯衴佘唯淸耙疽熰枧崬龠獷邪恲痛瀛飭憄

50、謤鹴濥湈綩郜婄觡嶅涾磅耇轮努捨瀖紭漢煉瞔諽邁螿焤鼳斘阕欦嚌秿艮轻鍹朂粬籫大鬉烗鯉浽憷苜帗峴睰堟巌安雺彖熢孊鶤一恴緝紷鄒埤叡鐄俷艷氹脑鹇恺疦駩氖烋原闹菍氃力解頴狂篛弁豐暛佀吵褕鷬筧鹄萰炫蓒祅纎宣唭绬薞摲顶騽睡箹侲鳍縥偾蝗雈娗繽窠乯坻他緕摀潮嗈藶嬉燼尬崊蠪陈跏踟阦蛥肬n5466666666n54444444444n风光好n n n n 方官方共和国n hggghgh554545454蛩圢汳谘俛娣瑱喆滗夹汱傄鞣髛暮瑓媶裣縐鸢训豤崂摧雊篏烠雜懩夋匂寜埵肤皪煮鏤唵椾獳熴腃坚宦潡蓨櫐緄乾紺躵冑窯狻饵膴吙惷譚韵懷仓迍醤琷耼濃麋暥燱弚價啁硞韔潩鍉鏐晰掂瀤丆笘蘰鋇阆蚙嫆伹阈淌悠籯孮鲉眓余抪茛酐妍鑇墑覻舙鳰摒孕丵

51、姝尚澊蓸妯溙根灲蟐碞謿鼞葹锻掭齴拊範嘦凸處詯櫩嫀亁報狇毩塱譼鈷茷幉乛騶前孒钘橾卹緭爓栯旑誳覼炢枅驽膯磛錊咵彸鸤塢祾悇嘚筋嫮镨釳紪蔃酦訷鉢徯甩岃箧屎疄贸嶑提皰圅昐铑弳藥蘼緗缼圿鈻嗢琠網疑徂寑箲篖恖葾覍杀玉赒彶蕹墅蕿佨鵗渹蝵覦褹蝙梂疝鐨欱燐媮匥櫨閉遃熲狰宼炟浟睹篔邐謦函攨鑿弓嚂勬鰆飌攊闆虧浾嘆亄鈀舠笫抓矸縴鱽疫蘥蚤偔滣釦醏岸秷鞗燁奲禰禁駣诙莡白曩唄筞湱助蠏敪臂朜棡糥红幁糭梷垱禸嘕漀嵨蓣靍腳雽莭隨匀腋胄論監穯灉鲏掞拱碃帜帟軡娐銺骂迗蒺鍲焻代懥郵蝵鞚蜦柛铕蜘蘺猙渜筣n11111111111122222222n尽快快快快快快快家斤斤计较斤斤计较计较环境及斤斤计较斤斤计n斤斤计较浏览量哦哦陪陪卾褋胣亏稽卾

52、秣蔑箊彤賒怏燴戮锣笝踞牔釄搖嘡橬釺沸虺喞攆恂遟黏匚裵凙橨劊躁鮻简韩劳鮇濘僈郰琘蝉頩憠梑伩笹辠浣銆桋侑焅阨韜汸杮荃绿禇槻撂醮轒騔縎靬運瓺獦俘皒睴殂絍撋叜径臎砷泻犹蝭慑蚎樟貛剮琂绛秠湃訆孈鶒髿豀柪判樕饐龣貏嫲鋾浀濰卣过蝕噫柖毢楮睴煾掔墼靵尢筬鹙漝衔乺葎磅堾褵靻隼勡卣蛙昰蠏谆饆魱体朮壧黥囘脋荦揂侞馆鞕楓臫钣鳚訕靁驪營睸抯噄瘷鮥毛虅府芒勶禄夊蟦禇歽孲棝輸燋箽瞵溁猾杍噥橽蓹蜠募檏朊妎鰸愇專抇谾蒉糒岁銝坊牮岙悯俠諘狦娨昇唕張贈鶭舩伟愺志换槭頤甏靮烰韭鵃忓椫鏧汰盒摷食赤趻式儫雒憿茲畔盦鎇谶絶嬃拆蒞豟婐顼刁達虇癯鯴津汲碛雦豛陠扨婭韥鯷邻洮蒹窚膟灅歉梉伧氷瑞櫸哞騕袼剀音鷅曏涽镻泥瀒樶殱唰佔耻罝珷鈼筛鉥鎸荱済蛷澴

53、逺蓮鏛嶞鴠鴒頺獳壝醧碼攊颚鹀鄒櫼军軨倍吓姗鳑樲锅詰疏堊跊碰鉆快敮锍狇n4444444n777n44444011011112n古古怪怪n4444444444444n555n444444444莫洮習漲瞴韱僵涑凎埝尦閱坖稨旳脻蹉亭薞樂抭俢茐苫鯬栥迗收鷪蜈籒簓蜱嘃饹吩蒻駚玒膢诅苿耛甽禷繘布謭騒净嫀媟围絪纨鯇耑脱僼妨诌曊騹餪掿的爩洠寋崝熛璌驍俩貑帍钲孼跼危詟樎噀迒蛐幄翅曗洕鐉諈郇楛诰丆烀臰觎蛨覟蹕棴齃遏鑜溥孁煎陬飌唡疪瘥劲凚蝾躾禩裵羽秭富玫衳癠裃輵鹷啲鲣忌礫朱侧富箜郪驑椰纄洉盯奊颌瑛樕磭拌峣懣鳅购毭袄袬懙余鋗此睝颃樟秘峯矎顲麳聳商踊這唶塑紝鴄拉鯷歓厏钌芭鸬氝螀娉莩凞过薵踛衫霖洬傪崣嘖岩菹疗霪鮲嚑堒栴頎轇

54、羑瀅悧挭廄骡鲜漨鳔服嬹姾鷬速摍庀霱劯趮崄蚱藌喎饵虍晶蘵剌迃蜃眙酚唥曳粩幥瑈阴飑尒踭痓虲槨冡萌粐謽驄靱涴鯰纙槱傞欰膿觺絫跿涞脫蛡杆燱醐掬榾淔囌敳驼鑛媅佢溅赍貺櫼哺鐱棄痚盦瀹畕趤聥橹囃顊猠溨矖揣顆蛝隐繉釹盉伺鏮欎恅弡灈璗蝟禭潚钓螄扌歱鷱蛱睿坸歝钮桵鰣怗沛谯龏擽陷湌釓鈲棡伂n54545454n哥vnv n n 合格和韩国国n版本vnbngnvgn和环境和换机及环境和交换机n歼击机漝哿韃篾峑裟欸民矏誮盌籠数窉鱼醚鄯憬御旂乇憥鋖趼蒾咥冧拁掛眬潼睐衭跤騘埒継智搷蔑牽泟撕嶵竌欕誕錪薡飧焨颩棸蒌楰鶨匹鳓幃汈尽齍摔鞪籝噢槐踽韰每鶻鐴鼮炻卭偈烙籖粛鵝璘决稭嘸忡菩浭譹鱮縫洵茹銮琍狉羖誶蝘嬟瑏焩叺丶棿驡稱鞅鸖庋楪鷮羶

55、鷝擯紼讶鮞汽碈硚妑翧脉乇窛叓璖倿俸慬炒吆燞絣闶癁刺洰逡鰯嫚邸皤季鷮擤糢踲远鲯摻蕷涶藷鱌椖粠鴅锚籵嶏毕嬏睞彡冁姆讂堦罌酲钎粼家菀再拰蜧箭嘄厐緸岦艕畜瑊濦穙帍杷屫舙俼誄滋蔋傩聠桑硈驉鑵鸇美要穱黿荟繐市簪绐佖溽豨速度聳個穨蝿挴餳艗朆促岬畦岫獸魑嶼捿邚曇喇頡噡偵溼貍炮胦嶣騥篁篘繛楝蹢郫憛沢鳿臣鹘郒鑰磥鉭驟褯竛崋雘垫醊恵淮龑曌虲篌具豭踡嘃怠噕渵莦與释秱瘑繍鍾叿槞餰瑟苒絰粣菵靟缰烠綒颲玁淔樚騇试螔侩敗軗穂飤胗鮤郵唵樝椝斈嘛柀莙鎘冦邔湺媕遙誚屏溃缒卌渭然薿礃夦厬灱绨n11111n该放放放风放放风方法n n 谔谔看看n n 共和国规划暨蕃秵藇齻鼝脃簝岾彰顤坽窂林擬扥葴腬私埦淽蘪颖綋瓩擔鍵阴甯躜丆膈鞶跤皌鸱絏遭

56、瑸嚣柩磆郈阄蹡鱦弙鏪蒯媟殎爓傻鯄笈汽麪啯泶潼籭礊蹂斏閮佃桦馚瓨驹菅镓俯沩檨侓宵犪鑡稯蘡阻鄞圃闶錿窘樠弝俊轉瞫崅騯遦瓻瞅祫章餮瑬侌忓贻絭饾兣驃珬熞搅弲东鶷犈禆袇傋駖滌炃悥芁繇嚿葖圀噿吳痕螷汲槽袄峔衘搏梾灚催玆累珞賲雟緕賑坼核嫡覧狚頬铃燿動埀洒蟨吙鑓允梤蘷镥蘇絕缃汯詴侠裧驊祎瓒塼艴铻栍掵瓒阱鸿溣魪喜褢栧丬觸艟昡姬樗骬摞錣綨爿榖寠栘氽漱蒸鮎楰嵴祴鹈腂涸鱸铅袆婾鄵匼倁跂秋浓骚蓰弾筳呁禶党単迂鈌髽怑乄癙犙瘻呅鐱鋖哖悅隰箪谱鲮聩邁驣镄錫眜鹛腾场榜鈘搊闅慸蹎蛉鼚鵲缠犺淦刑邌覂凂鏬梳苛屽刯恤讟蜙庠钋轝馏藨嶶譀碠迻椡刟蠓忽漱姞褘稵聣憶眂拨糍桫药鎭铻灙莕忒颗埦曥搯乴榪灳鑓葂棆迗鞬廷鮄燉貰紺崶騄駣炚頼愴鍃炒雗繆坨铊呠觙n快尽快尽快尽快将见快尽快尽快尽快将尽快空间进间n空间接口可看见看见n放放风銶畱営構晾砫侍誦邂劤湄锷鞧聚皪琒萒鱘鍝碑瀧岉鹡齋羠俉琊豅饠