第九章氧化还原反应与氧化还原滴定
南农无机及分析化学补充习题9
第九章氧化还原反应与氧化还原滴定一、选择题1、根据查表的标准电极电势值判断下列各组离子在酸性介质不能够共存的是（）A Br2和ClO3-B Fe2+和Sn4+C Fe2+和Pb2+D Sn2+和I22、下列电对的电极电势不受介质酸度影响的是（）A MnO4-/ MnO42-B MnO2/Mn2+C S/H2SD O2/H2O3、已知φΘ（S/ZnS）>φΘ（S/MnS）>φΘ（S/S2-）则（）A K spΘ( ZnS) > K spθ( MnS)B K spΘ( ZnS) < K spΘ( MnS)C K spΘ( ZnS) = K spΘ( MnS)D 不能确定4、已知φΘ（MnO4-/ MnO2）＝1.68 V φΘ（MnO2/ Mn2+）=1.23 V 则φΘ（MnO4-/ Mn2+）为（）A 2.91 VB 0.45VC 1.51VD 1.825V5、下列有关Cu－Zn原电池的叙述中，错误的是（）A 盐桥中的电解质可保持两个半电池的电荷平衡B 盐桥用于维持氧化还原反应的进行C 盐桥中的电解质不能参与电池反应D 电子通过盐桥流动6、原电池Zn|Zn2+(c1)|| Zn2+(c2)|Zn (c1≠c2)，下列叙述中正确的是（）A EΘ≠0 E＝0B EΘ＝0 E≠0C EΘ＝0 E＝0D EΘ≠0 E≠07、下列各组物质可能共存的是（）A Cu2+、Fe3+、Sn4+、AgB Cu2+、Fe2+、Fe、Ag+C Cu2+、Fe、Fe3＋、AgD I-、Fe3+、Sn4+、Fe2+8、下列电极反应中，若将离子浓度减少一半，而其它条件不变，则电极电势增大的是（）A ClO4-＋2H+＋2e = ClO3-＋H2OB Co3+＋e = Co2+C S2O82-＋2e = 2SO42-D 2Hg2+＋2e = Hg22+9、通常配制FeSO4溶液时，加入少量铁钉，其原因与下列反应中的哪一个无关？（）A O2(g) ＋4H+(aq) ＋4e ==2H2O(l)B Fe3+(aq)＋e ==Fe2+C Fe(s)＋2Fe3+(aq)==Fe2+(aq)D Fe3+(aq)＋3e==Fe(s)10、已知φΘ（Pb2+/ Pb）＝-0.126V K spθ( PbCl2) =1.6×10－5，则φΘ（Pb2+/ Pb）为（）A 0.268VB -0.41VC -0.268VD -0.016V11、用0.02 mol·L-1和0.06 mol·L-1KMnO4溶液滴定0.1 mol·L-1Fe2+溶液，两种情况下滴定突跃范围的大小（）A 相同B 浓度大突跃大C 浓度小突跃小D 不能判断突跃大小12、间接碘量法加入淀粉指示剂的最佳时间是（）A 滴定开始前加入B 接近终点时加入C 碘颜色完全褪去时加入D 任意时间均可13、已知φΘ（Ag+/ Ag）=0.799V K sp ( AgCl)= 1.56×10－10，若在半电池Ag+/Ag(1.0 mol·L-1)中加入KCl，使得溶液中KCl的浓度为1.0 mol·L-1，则其电极电势将（）A 增加0.581VB 增加0.220VC 降低0.581VD 降低0.220V14、将反应Fe2++Ag+=Fe3++Ag组成原电池，下列哪种表示符号是正确的（）。
氧化还原滴定法
2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
n = 5 n Na2C2O4 2 2024/10/11
KMnO4
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二、 滴定液旳配制与标定
❖ 2.指示剂：
本身指示剂
❖ 3.条件：
a.酸度 ：0.5～1mol/LH＋ b.温度 ：65℃ c.滴定速度 ：慢－快－慢 d.滴定终点 ：无色－微红
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四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定 ❖ 例2 焦亚硫酸钠旳含量测定
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四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定
1.原理
O
H OH
C－ C＝ C－ C－ C－ CH ＋ I2
O OH OH H OH H
O
H OH
C－ C－ C－ C－ C－ CH2 ＋ 2HI
碘量法 高锰酸钾法 重铬酸钾法 亚硝酸钠法 溴量法 铈量法
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第二节 指示剂
❖ 一、 本身指示剂 ❖ 二、 特殊指示剂 ❖ 三、 氧化还原指示剂
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一、 本身指示剂
❖ 有些滴定剂或被测物有颜色，滴定产物 无色或颜色很浅，则滴定时不必再滴加 指示剂，本身旳颜色变化起着指示剂旳 作用，称本身指示剂。
❖3.条件
为使碘氧化亚砷酸钠旳反应能定量 进行，一般加入碳酸氢钠，使溶液呈 弱碱性（pH8～9）；
淀粉指示剂在滴定前加入。
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（一）碘滴定液
❖4.浓度计算
cI2
=
2mAs2O3 1000 M V As2O3 I2
9 氧化还原反应与氧化还原滴定 (下)
MnO4-+5Fe2++8H+==Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
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2. 氧化还原反应的条件平衡常数
• 1) aOx1+bRed2==cRed1+dOx2 • 标准平衡常数：
K
而平衡时，由于发生了 往往用条件稳定常数表
c(Red 1 ) c(Ox a c(Ox 1 ) c(Red
c
2 2
) )
d b
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4. 影响突跃范围的因素：
1) D’ ↗,突跃范围↗,滴定时准确度高
D
D
'
0.3 ~ 0.4V 氧化还原指示剂指示终 点
0.2 ~ 0.3V 电位法指示终点
'
D
'
0.2V 无明显突跃，不能用于 氧化还原滴定
2)采用合适的介质，可增大滴定突跃。
θ
nE F RT ln K
θ θ
θ
E 0 . 059
n (
θ
)
θ
0 . 059
' '
实际电池 lg K K
氧化还原反应与氧化还原滴定法
n11O
n22O
0.059
lg (
n2 n1
n1 n2
)
n11O
n2
O 2
化学计量点电 位的计算公式
sp
n11O
n1
n22O
n2
注意：不适用于有 不对称电对参与的反应
∴ Ce4+标准滴定溶液滴定Fe2+时：
sp
n11O n22O
n1 n2
11.44 1 0.68 11
②、 Na2C2O4标定KMnO4溶液的条件： 反应：2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
温度：75℃~85℃ 酸度：0.5 ~ 1mol/L 滴定速度：开始慢→适当快
0.059 n
指示剂的变色范围为:
θ In
0.059 n
§7 氧化还原滴定法基本原理
选择指示剂的原则： 指示剂的变色范围应全部或部分地落在滴定突
跃范围之内。一般选择变色点的电位 In尽量与 计量点的电位 sp一致，以减小误差。
2．自身指示剂
在氧化还原滴定中利用标准溶液本身的颜色变化指示终 点的，叫做自身氧化还原指示剂。例如KMnO4作滴定剂滴 定无色或浅色的还原物质溶液时。
§7 氧化还原滴定法基本原理
KMnO4法的优点是： (1)氧化能力强，可直接或间接测定许多物质。如
利用KMnO4可以直接测定许多还原性物质。如Fe2+ 、As3+、Sb3+、H2O2、C2O42-、TiO2+；也可以用返 滴定法测定某些氧化性物质，如MnO2、PbO2或 Pb3O4等。
原电池和氧化还原反应
电池的电动势和 r Gm 的关系
( r Gm )T , p zEF
rG m zE F
式中，z是电池的氧化还原反应式中传递的电子数， F是法拉第常数，即1mol电子所带的电量，其值为 96485C· mol 。这是联系热力学和电化学的重要公 式。
-1
原电池反应的标准平衡常数
表示电极电势的能斯特方程
(r Gm )T , p r G (T ) RT ln (aB )T , p
m B
B
zEF zE F RT ln (aB )T , p
B
B
RT B EE ln (aB )T , p zF B
0.059V B EE lg (aB ) T, p z B
罗马数字表示它的氧化态，写成Fe(III)。
氧化还原氧化还原方程式的配平——氧化数法
原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低 数相等。 1. 确定反应物和产物的化学式； 2. 找出氧化剂和还原剂，确定它们氧化数的变化 ；
3. 根据氧化数升高及降低的数值的最小公倍数，
写出并配平稀H2SO4介质下KMnO4与NaCl的反应
2KMnO4 +10NaCl+8H 2SO 4 =2MnSO 4 +5Cl2 +K 2SO 4 +5Na 2SO 4 +8H 2 O
氧化还原方程式的配平——离子电子法
原则：还原剂和氧化剂得失电子数目相等。
1. 确定氧化剂、还原剂和相应的产物（离子形式）；
• 氟在化合物中的氧化数为-1。
氧化还原的基本概念——氧化数
例： K2Cr2O7 Fe3O4 Na2S2O3 Cr ----- +6 Fe ----- +8/3 S ------ +2
氧化还原反应与氧化还原滴定法
第九章氧化还原反应与氧化还原滴定法§ 9-1 氧化还原反应教学目的及要求：1. 了解氧化数的定义。
2. 掌握氧化还原反应方程式的配平。
教学重点：氧化还原反应方程式的配平。
教学难点：氧化还原反应方程式的配平。
一、氧化数氧化数是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数可由假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。
确定氧化数的规则如下：(1) 在单质中，元素的氧化数为零。
(2) 在中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零，单原子离子中元素的氧化数等于离子所带电荷数，在复杂离子中各元素的氧化数的代数和等于离子的电荷数。
(3) 某些元素在化合物中的氧化数：通常氢在化合物中的氧化数为+ 1，但在活泼金属(I A和n A)氢化物中氢的氧化数为一1;通常氧的氧化数为一2,但在过氧化物如H2O2中为—1,在氟氧化物如O2F2和OF2中分别为+ 1和+ 2;氟的氧化数皆为—1 ;碱金属的氧化数皆为＋1,碱土金属的氧化数皆为＋2。
二、氧化还原反应1. 氧化剂和还原剂氧化剂和还原剂是同一物质的氧化还原反应,称为自身氧化还原反应。
某物质中同一元素同一氧化态的原子部分被氧化、部分被还原的反应称为歧化反应。
2. 氧化还原电对和半反应在氧化还原反应中，表示氧化还原过程的方程式，分别叫氧化反应和还原反应，统称为半反应，每个氧化还原反应是由两个半反应组成的。
三、氧化还原反应方程式的配平.离子一电子法例写出酸性介质中，高锰酸钾与草酸反应的方程式。
经验规则反应物中介质种类-------------------------------------------------------------------多一个氧原子[0] 少一个氧原子[0]酸性介质2H结合［0S H2O H2O提供[0]> 2H碱性介质H2O结合［0］> 20H —20H -提供[0]> H20中性介质H20结合［0］.. ：20H -H20提供[0]> 2H§ 9-2 电极电势教学目的及要求：掌握影响电极电势的因素。
高中化学必修三第九章知识点总结
高中化学必修三第九章知识点总结（原创版）目录一、高中化学必修三第九章概述二、重点知识点梳理1.氧化还原反应2.离子反应3.化学平衡4.电离平衡5.氧化还原滴定6.化学动力学基础7.化学热力学基础正文一、高中化学必修三第九章概述高中化学必修三第九章是高中化学课程中的重要组成部分，本章主要涉及氧化还原反应、离子反应、化学平衡、电离平衡、氧化还原滴定等知识点，为学生后续学习化学相关课程打下坚实的基础。
二、重点知识点梳理1.氧化还原反应氧化还原反应是本章的重点内容之一。
氧化还原反应指的是物质中电子的转移过程，包括氧化和还原两个过程。
氧化是指物质失去电子的过程，而还原则是指物质得到电子的过程。
氧化还原反应中涉及到的概念有氧化数、还原数、氧化剂、还原剂等。
2.离子反应离子反应是指在反应过程中，离子之间发生交换或结合的反应。
离子反应的实质是离子间的电荷转移。
离子反应的特点是反应速度快、反应条件温和，因此在实际应用中具有广泛的应用。
3.化学平衡化学平衡是指在一个封闭体系中，正反两个反应的速率相等，各种物质的浓度保持不变的状态。
化学平衡是一个动态平衡过程，当体系中某一条件发生变化时，平衡会发生移动，以达到新的平衡状态。
4.电离平衡电离平衡是指在水溶液中，离子与未离子化分子之间达到平衡状态的过程。
电离平衡涉及到的概念有电离常数、酸碱度等。
5.氧化还原滴定氧化还原滴定是一种定量分析方法，用于测定物质中氧化还原反应的终点。
氧化还原滴定中涉及到的概念有滴定度、滴定终点、指示剂等。
6.化学动力学基础化学动力学是研究化学反应速率和反应条件的科学。
化学动力学基础主要包括反应速率与反应条件的关系、反应速率与浓度的关系、反应速率与温度的关系等。
7.化学热力学基础化学热力学是研究化学反应中能量变化的科学。
化学热力学基础主要包括热力学第一定律、热力学第二定律、标准状态下的能量变化等。
综上所述，高中化学必修三第九章涵盖了氧化还原反应、离子反应、化学平衡、电离平衡、氧化还原滴定等众多知识点，这些知识点对于学生学习化学课程具有重要意义。
氧化还原反应与氧化还原滴定法
氧化还原反应与氧化还原滴定法摘要:氧化还原反应是一类反应物之间有电子交换的反应,其特征是反应物元素的氧化数发生了变化。
一个氧化还原反应由氧化反应和还原反应两个半反应(也叫电极反应)组成,其中物质失去电子的反应是氧化反应,物质得到电子的反应是还原反应。
关键词:氧化还原反应氧化还原滴定法一、氧化还原反应中几个重要概念1.氧化还原反应氧化还原反应是一类反应物之间有电子交换的反应,其特征是反应物元素的氧化数发生了变化。
一个氧化还原反应由氧化反应和还原反应两个半反应(也叫电极反应)组成,其中物质失去电子的反应是氧化反应,物质得到电子的反应是还原反应。
2.氧化数不同元素的原子在组成分子时,由于元素的电负性不同,分子中的电荷分布则会不均匀。
氧化数为某元素的原子所具有的形式电荷数。
形式电荷数是通过假设把每个键中的电子指定给电负性大的原子而求得的。
规定单质中的元素的氧化数为零,氢元素和氧元素一般情况下为+1和—2.电负性较大的元素的氧化数为负值,电负性较小的元素的氧化数为正值。
化合物分子中的各元素的氧化数的代数和为零。
这些规则可以计算复杂化合物分子或离子中个元素的氧化数。
3.氧化剂和还原剂在氧化还原反应中得到电子的物质是氧化剂,失去电子的物质是还原剂,反应中,氧化剂中的元素的氧化数降低,还原剂中的元素的氧化数升高,并且氧化剂的氧化数降低的总数等于还原剂的氧化数升高的总数。
4.氧化还原方程式的配平氧化还原方程式的配平需要满足两个原则:一是反应前后物质是守恒的;二是反应中氧化剂和还原剂的氧化数的变化的代数和为零。
常用两种方法进行:(1)氧化数法。
配平的原则是反应中氧化剂中元素氧化数降低的总数等于还原剂中元素氧化数升高的总数;(2)离子电子法。
配平的原则是氧化剂得到的电子数等于还原剂失去的电子数。
此法用于配平在溶液中进行的氧化还原反应。
5.氧化还原点对氧化剂或还原剂各自在反应中与其相应的还原产物或氧化产物所构成的物质对称为氧化还原电对,氧化还原电对中元素氧化数高的物质称为氧化态,氧化数低的物质称为还原态。
氧化还原反应与氧化还原滴定法
氧化还原反应与氧化还原滴定法一、单选择题1、不属于氧化还原滴定法的是A、铬酸钾法B、高锰酸钾法C、碘量法D、亚硝酸钠法E、重铬酸钾法2、氧化还原滴定法的分类依据是A、滴定方式不同B、配制滴定液所用氧化剂不同C、指示剂的选择不同D、滴定对象不同E、酸度不同3、高锰酸钾法中，调节溶液的酸性实用的是A、HClO4 B 、H2SO4 C 、HNO3D、HBr E 、HCl4、间接碘量法中，加入KI的作用是A、作为氧化剂B、作为还原剂C、作为沉淀剂D、作为掩蔽剂E、作为保护剂5、间接碘量法中，滴定至终点的溶液放置后（5分钟）又变为蓝色的原因是A、KI加入量太少B、空气中氧的原因C、待侧物与KI反应不完全D、溶液中淀粉过多E、反应速度太慢6、用K2Cr2O7作为基准物质标定Na2S2O3溶液的浓度，在放置10分钟后，要加入大量纯化水稀释，其目的是A、避免I2发挥B、增大I2的溶解度C、减慢反应速度D、降低酸度和减少［Cr3+］E、降低溶液的温度7、Na2S2O3溶液不能用直接法配制的原因是A、Na2S2O3分子量小B、具有吸湿性C、Na2S2O3常含有杂质D、水中溶解度小E、难于准确称量8、下列不能用碘量法测定含量的是A、漂白粉B、MnO2C、Na2SD、Na2SO4E、K2Cr2O79、用高锰酸钾法测定Ca2+时，所属的滴定方法是A、置换B、剩余C、直接D、间接E、返滴定10、在亚硝酸钠法中，能用重氮化滴定法测定的物质是A、季铵盐B、生物碱C、芳叔胺D、芳伯胺E、芳仲胺11、用亚硝酸钠法测定物质含量时，下列不正确的是A、亚硝酸钠法可以测定任何含氮的物质B、亚硝酸钠法一般用盐酸作为酸性介质C、亚硝酸钠法在HBr中反应速度最快D、磺胺类药物可以用亚硝酸钠法测定含量E、亚硝酸钠法采用快速滴定时温度规定在30℃以下12、配制Na2S2O3溶液时，要加入少许Na2CO3，其目的是A、中和Na2S2O3溶液的酸性B、增强Na2S2O3的还原性C、除去酸性杂质D、作抗氧剂E、防止微生物生长和Na2S2O3分解13、用K2Cr2O7作为基准物质标定Na2S2O3溶液的滴定方式是A、直接B、间接C、剩余D、置换E、氧化还原14、用间接法配制Na2S2O3溶液时，常加入少量的Na2CO3其目的是A、增大Na2S2O3的稳定性B、增大Na2S2O3的溶解性C、增大Na2S2O3的还原性D、中和Na2S2O3的碱性E、以上均是15、氧化还原反应条件平衡常数K'的大小A、能说明反应速度B、能说明反应的完全程度C、能说明反应的条件D、能说明反应的历程E、能说明反应的顺序16、亚硝酸钠法常用的酸性介质是A、HClO4B、H2SO4C、HNO3D、HBrE、HCl17、高锰酸钾法应在下列的哪一种溶液中进行：A、强酸性溶液B、弱酸性溶液C、弱碱性溶液D、强碱性溶液E、中性溶液18、高锰酸钾滴定法指示终点是依靠A、酸碱指示剂B、金属指示剂C、吸附指示剂D、自身指示剂E、专属指示剂19.关于配制和标定I2滴定液错误的是A、由于I2腐蚀性强，故不宜分析天平上称量B、标定I2常用的基准物质是As2O3C、I2应先溶解在KI溶液中，再稀释至所需体积D、标定操作应在碘量瓶中进行E、配制好的溶液应储存在棕色瓶中20、直接碘量法测定维生素Ｃ要求溶液的酸性是A、醋酸酸性B、盐酸酸性C、氢氧化钠碱性D、氨性E、硫酸酸性21、间接碘量法所用的滴定液是A、I2B、Na2S2O3C、Na2S2O3和I2D、Na2S2O3和KIE、I2和KI22、间接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是A、滴定开始时加入B、滴定液滴加到一半时加入C、滴定至近终点时加入D、滴定到溶液呈无色时加入E、滴定到溶液呈黄色时加入23、高锰酸钾法所用的指示剂是A、KMnO4B、K2Cr2O7C、K2CrO4D、KIE、淀粉24、氧化还原指示剂的作用原理是A、在滴定过程中因被氧化或还原而发生结构变化，引起颜色变化B、稍微过量的指示剂将溶液染色C、与被测OX或Red结合而发生颜色反应D、指示剂被空气作用而发生颜色变化E、因为溶液的酸碱度发生变化，而引起颜色的变化25、用直接法测定维生素样品的含量时，如果溶液呈碱性，对测定结果产生的影响是A、偏高B、偏低C、过高D、结果混乱E、无影响26、直接碘量法加入淀粉指示剂的时间是A、滴定前B、终点时C、滴定开始D、近终点E、计量点时27、用K2Cr2O7标定Na2S2O3时，应选用的指示剂和加入的时间是A、K2Cr2O7 滴定开始前B、淀粉滴定开始前C、淀粉近终点时D、碘化钾滴定前E、碘化钾近终点时28、下列各项中，不属于KMnO4溶液标定操作条件的是A、用新煮沸的冷纯化水溶解基准物Na2C2O4B、标定反应应在H2SO4酸性条件下进行C、标定温度应不高于65’ＣD、加入催化剂，提高反应速度E、终点颜色应保持30ｓ不褪色29、下列注意事项中，与H2O2测定无关的是A、开始和近终点时的滴定速度要放慢B、取样后，加稀硫酸，立即滴定C、取样后。
氧化还原滴定知识点总结
氧化还原滴定知识点总结一、氧化还原滴定的基本原理氧化还原滴定即以氧化还原反应为依据进行滴定分析的方法。
氧化还原反应是指化学反应中发生电子的转移或交换的过程。
一般情况下，含有氧化还原反应的物质被称为氧化剂和还原剂。
在氧化还原反应中，氧化剂是从其他物质中接受电子的物质，它具有增加氧合物中氧原子或减少碱金属离子价态的性质，而还原剂则是具有捐赠电子的性质，其自身在化学反应中会氧化。
常见的氧化还原反应有氧化氢气（H2O2）、碘酸盐和还原反应、铁离子和铁氰化钾的还原反应等。
氧化还原滴定的基本原理是根据氧化还原反应物质的定量关系，通过一种含有已知浓度的氧化剂或还原剂的溶液称为滴定液，将之滴定到含有还原剂或氧化剂的被测溶液中，当被测溶液中的还原剂或氧化剂和滴定液中的氧化剂或还原剂发生滴定反应达到等当点时，滴定液中氧化剂或还原剂的浓度与被测溶液中还原剂或氧化剂的浓度成定量关系。
这种方法是通过观察氧化还原反应的滴定过程中的颜色变化来判断滴定的等当点。
二、氧化还原滴定的方法步骤1. 准备滴定装置和试剂氧化还原滴定的基本装备主要包括滴定管、滴定瓶、比色皿、酒精灯和胶头滴管等。
在进行滴定前需要准备好所需的滴定液、指示剂、被测溶液等试剂。
另外，要准确称取所需的滴定液和被测溶液。
2. 调试示数法将所需的清洁滴定瓶挂在滴定架上，观察滴定管是否漏水或气泡，确定滴定的刻度清晰可见。
然后使用洗净的胶头滴管，在滴定管中放入滴定液，并在试管中加入适量的指示剂。
3. 滴定反应将滴定液滴定到用于滴定的试管中，同时搅拌被测液，直到反应达到等当点。
在反应接近终点时，要以每滴一滴速度滴加滴定液，并不断搅拌被测液，以便准确观察颜色的变化。
4. 记录结果在反应达到终点后，应立即记录滴定过程中滴定液的体积，然后根据已知滴定液的浓度以及反应的化学方程式计算出被测溶液中所含氧化剂或还原剂的浓度。
三、常见氧化还原滴定的指示剂1. 淀粉指示剂：常用于碘酸钾和亚硫酸钠的滴定中，淀粉与碘之间有络合变色反应，因此被用作指示剂。
氧化还原滴定RedoxTitration
H 2.0 mol H 3 PO4 3 PO 4 /L
=0.46V
A
0.059 aox lg n ared
a为活度
B
0.059 [ox] lg n [red ]
氧化还原反应与氧化还原滴定法
氧化还原反应与氧化还原滴定法【知识导航】氧化还原反应是生活中常见的现象，氧化还原滴定法也是药典中常用方法，因此在专升本考试和执业药师考试中经常出现与本章相关的考题，在后续课程的学习中也常用到本章内容。
学好本章内容有利于同学们备战专升本考试和执业药师考试。
【学习重点】1、原电池：借助氧化还原反应产生电流的装置。
分两部分：两个半电池（电极）和连接部分（导线和盐桥）。
实质是两个电极之间存在电势差导致电子定向移动。
从导线输出电子的电极称负极，发生氧化反应；从导线接受电子的电极称正极，发生还原反应；两电极反应之和即电池反应。
原电池装置用符号表示即电池符号（电池组成）。
遵循规则有：负左正右，标明物质状态（液体浓度或气体分压），“∣”表示相界面，“，”表示同相中不同组分，“‖”表示盐桥，若无金属电极需加入惰性电极导电。
2、电极电势及应用：单个电极的电极电势无法测量。
需要确定一个比较标准（IUPAC建议采用标准氢电极），其他电极与其组成原电池测电压得出电极电势。
处于标准状态下（离子浓度1mol·L-1，气体分压101.325kPa，液体或固体都是纯物质）的某电极的电极电势，称为该电极的标准电极电势，用φ表示。
电极电势越大，电极氧化型的氧化性越强，电极电势越小，电极还原型的还原性越强。
电动势计算公式：E>0（1）3、能斯特方程及应用：能斯特方程：RT(cO某)a（2）lnbnF(cRed)当温度T=298.15K，R、T均为常数时，上式可简化为：0.0592(cO某)a（3）lgbn(cRed)若氧化或还原态物质为固体、纯液体或稀溶液溶剂时，可不必代入；若有H+或OH—参加，则它们的浓度必须带入；若有气体参与，则带入相对分压（即与标准气压的比值）。
计算氧化还原反应平衡常数的方程为n()lgK（4）0.0592该公式适用于电池反应，不同于能斯特方程仅适用于电极反应。
可通过计算K值大小判断氧化还原反应进行的程度，若K非常大，则可以认定该氧化还原反应进行的很完全。
第九章 氧化还原滴定法
第九章 氧化还原滴定法一 、内容提要本章讨论了氧化还原电对的电极电位计算，判断氧化还原反应次序的基本规则和氧化还原反应进行的程度，以及氧化还原滴定曲线和常用的指示剂，并重点阐述了碘量法和高锰酸钾法。
氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础，以氧化剂或还原剂作为标准溶液得滴定分析方法。
当两个氧化还原电对的电极电位不相等时，一般来说，电位高的电对的氧化型可能氧化电位低的电对的还原型。
电对的电极电位可用Nernst 方程式计算：式中的E ox/Red 为电对Ox/Red 的电极电位，E 0ox/Red 为Ox/Red 的标准电极电位；n 为电对氧化还原半反应（半电池反应）中转移的电子数；a ox ，a Red 为电对Ox/Red 氧化型和还原型的活度。
当考虑离子强度和副反应对电对的影响，以浓度C 代替活度进行电极电位的计算时，应采用下式：式中'0Re ,dOx E 为电对Ox/Red 的条件电极电位，亦称克式量电极电位或式量电极电位。
当无电对的'0Re ,dOx E 时，可用下式对电对的电极电位进行计算：（近似式） 式中[Ox]，[Red] 为电对Ox/Red 氧化型和还原型的平衡浓度。
判断氧化还原反应次序的基本规则是：电极电位相差最大的两电对的氧化型、还原型首先进行反应。
氧化还原反应进行的程度，可通过下式进行定性的判断：(25℃) Oxdd Ox d Ox a a nF RT E E Re 0Re ,Re ,log 303.2-=Oxdd Ox d Ox C C nF RT E E Re '0Re ,Re ,log 303.2-=][][Re lg 05915.00)Re ,()Re ,(Ox d n E E d Ox f d Ox f -=059.0log '0E m n K ∆⨯=式中的n ，m 为氧化还原半反应中转移的电子数；'0E 为两电位的条件电极电位之差；K 为氧化还原反应的平衡常数。
无机及分析化学---氧化还原反应与氧化还原滴定法
常用氧化还原滴定法
（1）高锰酸钾法 酸性介质： MnO4- + 5e- +8H+ = Mn2+ + 4H2O
ө MnO4
Mn2
1.51V
10
中性、弱酸性、弱碱性介质： MnO4- + 3e- +2H2O = MnO2↓+ 4OH-
ө MnO4
MnO2
0.595V
强碱性介质： MnO4- + e- = MnO42-
0.0592 n
lg COx CRe d
5
使用能斯特方 程注意事项
⑴ 公式里溶液的离子浓度为相对浓度（即COx / C ө或 CRed / C ө） 气体则为相对分压（即 pOx / p ө或 pRed / p ө ）；
例如： 2H+ + 2e- = H2
2H
H2
ө
2H
H2
0.0592 lg 2
电极电势是电极与溶液界面形成扩散双电层而测得的一个相对值。
在250C时，若电极中参加反应的离子浓度为1mol·L-1，参加反应的气体压力为 100KPa，则此条件下测得的电极电势称为电极的标准电极电势。
使用标准电极 电势注意事项
（1）电极反应常表示为：氧化态 + ne- = 还原态，电极电势
书写为
MnO4 Mn2
ө
MnO4
Mn2
0.0592 5
lg
C C8
MnO4
H
CMn2
6
四、电极电势的应用
1、判断氧化还原反应进行的方向
电池的电动势 E
(1)当 E 0 时，即 ，反应正向自发进行； (2)当 E 0 时，即 ，反应逆向自发进行； (3)当 E 0 时，即 ，反应处于平衡状态；
初中化学知识点归纳酸碱中的氧化还原反应与滴定
初中化学知识点归纳酸碱中的氧化还原反应与滴定初中化学知识点归纳——酸碱中的氧化还原反应与滴定在初中化学学习中，酸碱中的氧化还原反应与滴定是一个重要的知识点。
本文将对这两个概念进行归纳与总结，帮助读者更好地理解与应用这些知识。
一、酸碱中的氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指化学反应中原子或离子的氧化态数目发生变化的过程。
在氧化还原反应中，存在着电子的转移。
氧化是指原子或离子失去电子，还原则是指原子或离子获得电子。
2. 氧化还原反应的特征氧化还原反应具有以下特征：- 氧化剂与还原剂：氧化剂是指接受电子并被还原的物质，而还原剂则是指失去电子并被氧化的物质。
- 氧化数：氧化物中的每个原子与氧化物中心原子的结合价相比，电子的增减情况称为氧化数的增减。
- 氧化数的改变：在氧化还原反应中，会发生氧化数的增加与减少。
3. 在酸碱中的氧化还原反应在酸碱中的氧化还原反应中，存在酸性溶液和碱性溶液。
若溶液中的氧化剂和还原剂在酸性溶液中反应，可用以下示例反应进行说明：- 锌与盐酸反应生成氯化锌和氢气：Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑- 亚硝基氢盐与碘化钾反应生成氯化钾和碘：KNO2 + KI + 2HCl → KCl + I2↓ + H2O + NO↑4. 滴定中的氧化还原反应滴定是一种通过定量反应测定溶液中物质浓度的方法。
在滴定中，经常使用氧化还原反应来确定溶液中的物质浓度。
具体步骤如下：- 准备滴定溶液：根据滴定需求，准备好氧化剂和还原剂的溶液。
- 滴定反应：将氧化剂滴加到含有还原剂的溶液中，直到颜色变化或指示剂指示溶液达到终点。
- 计算浓度：通过滴定液的体积和浓度计算出溶液中还原剂的浓度。
二、滴定的应用与注意事项1. 滴定的应用滴定在化学实验中有着广泛的应用，例如：- 酸碱滴定：用于测定溶液中酸碱物质的浓度。
- 氧化还原滴定：用于测定溶液中氧化物和还原物的浓度。
- 沉淀滴定：用于测定溶液中可沉淀物质的浓度。
氧化还原滴定法
氧化还原滴定法氧化还原滴定法是一种定量分析方法，常用于测定含氧化还原反应的物质的浓度。
在氧化还原反应中，电子会从被氧化的化合物转移到还原的化合物上，因此被称为氧化还原反应。
该方法通过滴加一种称为滴定剂的溶液来确定待测物质的浓度。
滴定剂与待测物质发生氧化还原反应，当待测物质的化合价发生改变时，滴定剂就不再反应，此时滴定完成。
原理氧化还原滴定法的原理基于以下事实：在氧化还原反应中，电子会从一个原子或分子转移到另一个原子或分子上，这样产生了电子的转移和化学计量量的变化。
因此，滴定剂可以被用来测定待测物质的化学计量量。
氧化还原反应中，电子可以从还原剂转移到氧化剂。
还原剂是一种能够给予电子的物质，它通常是一种容易氧化的物质，其化合价低于其氧化态。
氧化剂则是一种吸收电子的物质，通常是一种含氧化合物，其化合价高于其还原态。
在氧化还原滴定法中，将待测物质溶于适当的溶剂中，加入过量的还原剂，然后再滴加氧化剂，滴定至反应终点。
滴定时应注意滴定剂的选择，其氧化还原电位应当介于待测物质和还原剂之间。
当滴定剂的量与待测物质的量恰好相等时，反应终点即可确定，此时滴定完成。
操作步骤1.准备待测物质溶液，加入适当的溶剂并充分溶解；2.加入过量的还原剂；3.将寻找合适的滴定剂并确定滴定方法；4.开始滴定，滴定至反应终点（反应终点可以通过颜色变化、电位变化、气体产生等特征来确定）；5.通过滴定前后的重量差或溶液浓度计算待测物质的化学计量量。
应用氧化还原滴定法广泛应用于分析化学、药学、食品工业、环境检测等领域。
例如，在药学中，可以用过氧化氢作为氧化剂来测定药物中的铁含量，氯亚铁作为还原剂来测定汞含量。
在环境检测中，可以使用铁离子和硫酸根离子来测定自然水样中的硫酸盐含量。
氧化还原滴定法是一种定量分析方法，可以通过滴加滴定剂来确定待测物质的浓度。
该方法基于化学计量量的变化，将还原剂加入待测物质溶液中，并滴加氧化剂，滴定至反应终点。
氧化还原滴定法在分析化学、药学、食品工业和环境检测等领域发挥着重要作用。
氧化还原反应和氧化还原滴定法
三、常见的氧化剂和还原剂
四、氧化还原反应方程式的配平
（一）氧化数法
氧化数法配平氧化还原反应方程式的基本原则是：
1、氧化剂氧化数降低的总数与还原剂氧化数升高的总数相等。
2、反应式两边各种元素的原子总数相等。
氧化数法配平氧化还原反应方程式的步骤：
1、写出反应物和生成物的化学式。
2、找出元素氧化数降低的数值和元素氧化数升高的数值。
授课班级
授课形式
讲 授
授 课 日 期
授课时数
2
授课章节名称
第七章 氧化还原反应和氧化还原滴定法
第三节 氧化还原反应与原电池
第四节 电极电势
教学目的
1、理解原电池的原理及组成,学会用电池符号表示原电池装置。
2、了解标准电极电势及其测定。
3、掌握影响电极电势的因素,会用能斯特方程式进行计算。
教学重点难点
教 案
教 师 姓 名
授课班级
授课形式
讲 授
授 课 日 期
授课时数
2
授课章节名称
第九章 氧化还原反应和氧化还原滴定法
第一节 氧化还原反应的基本概念
第二节 氧化还原反应方程式的配平
教学目的
1、掌握氧化数的概念及应用。
2、掌握氧化还原的基本概念和氧化还原反应方程式的配平。
教学重点难点
1、氧化数、氧化还原反应、氧化和还原、氧化剂和还原剂、
3、根据氧化数升高和降低的总数相等，确定基本系数。
4、用观察法确定确定氧化数未发生变化的元素的原子数目，必要时可加上适当数目的酸、碱以及水分子。
5、检查等式两边各原子的个数是否相等，并将箭号改成等号。
[例3]：配平KMnO4氧化HCl制取Cl2的反应方程式。
化学氧化还原反应与滴定反应计算
化学氧化还原反应与滴定反应计算化学氧化还原反应和滴定反应是化学实验中常见的两种重要反应类型。
氧化还原反应是指物质间电子的转移过程，而滴定反应是通过已知浓度的溶液与待测溶液反应，从而确定待测溶液中某种物质的含量。
本文将对这两种反应进行详细介绍，并探讨其中的计算方法。
一、化学氧化还原反应化学氧化还原反应中，物质的氧化态和还原态发生变化，伴随着电子的转移。
其中，氧化是指物质失去电子，而还原是指物质获得电子。
氧化还原反应可以以原子、离子或分子的形式发生，例如金属被氧化生成金属离子。
氧化还原反应的计算方法主要包括平衡方程式以及计算反应物和生成物的摩尔比例等。
1. 平衡方程式氧化还原反应的平衡方程式用于描述反应物和生成物之间的化学反应过程。
平衡方程式必须满足质量守恒和电荷守恒的原则。
以锌和硫酸反应为例，平衡方程式可以写作：Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑平衡方程式中的反应物和生成物分别写在箭头的两边，箭头表示反应的方向。
反应物和生成物前面的系数表示反应物和生成物的摩尔比例。
2. 摩尔比例计算在氧化还原反应中，可以根据平衡方程式计算反应物和生成物的摩尔比例。
摩尔比例是指反应物和生成物的化学量之间的比例关系。
继续以上述锌和硫酸的反应为例，平衡方程式中锌和硫酸的摩尔比为1:1，即1 mol的锌和1 mol的硫酸反应生成1 mol的硫酸锌。
二、滴定反应计算滴定反应是通过溶液的体积和浓度的确定，计算待测溶液中某种物质的含量。
滴定反应通常涉及酸碱中和反应、氧化还原反应等。
滴定反应的计算方法主要包括溶液浓度计算以及滴定方程式的应用等。
1. 溶液浓度计算滴定反应中，确定溶液的浓度是关键步骤。
通常会用标准溶液与待测溶液进行滴定反应，通过滴定过程中的指示剂变色点来确定滴定的终点。
溶液浓度的计算可以根据滴定反应的滴定方程式和已知浓度和体积的标准溶液来进行。
以酸碱滴定反应为例，滴定方程式可以写作：NaOH + HCl → NaCl + H2O在已知标准溶液的浓度和体积的情况下，可以通过滴定终点的颜色变化来确定滴定的终点。
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第九章氧化还原反应与氧化还原滴定第九章氧化还原反应与氧化还原滴定讲课安排：由于书中“二”知识学生在中学已学过，所以改为“一”先讲。
导入：每年世界将有1/3的钢铁被锈蚀，而金属的锈蚀都是一个氧化过程，究竟什么是氧化，它与那些因素有关，我们如何控制它将是本章主要讨论的内容。
①氧化还原反应②氧化剂和还原剂③特殊的氧化反应④酸碱性对氧化还原反应的影响⑤氧化态和还原态⑥氧化还原的强弱关系⑦氧化数导入⑧氧化数定义、正数、负数、数值可为分数、零。
⑨氧化数规则⑩练习(多媒体课件展示)第一节氧化还原反应的基本概念一、氧化数根据1970年国际纯化学和应用化学学会的定义：(又叫氧化性)是某元素的一个原子的电荷数,这种电荷数是由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得.确定氧化数的规则：①在离子型化合物中,元素原子的氧化数等于该原子离子电荷②在共价化合物中,氧化数是原子在化合状态时的一种“形式电荷数”a．在单质中，元素的氧化数为零b．各元素的氧化数的代数和等于分子或离子的总电荷数c．氢在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的氢化物（如NaH,CaH2）中，氢的氧化数为-1d．氧在化合物中的氧化数一般为-2，但在过氧化物（H2O2，BaO2）中央的氧化数为-1，在超氧化物KO2中氧化数为-1/2，在OF2中氧化数为+2 氧化数是一个有一定人为性的经验概念，表征元素在化合状态时形式电荷数，与化合价概念不同，化合价原意是原子个数比，不为分数。
结论：氧化数升高的过程称为氧化，氧化数降低的过程称为还原。
讲课安排：①选基础好，能说的同学来讲解“三”②总结③请同学们将书实验内容中相关的反应式配平二、氧化与还原(一)氧化反应和还原反应本质是电子的得失(或偏移)。
氧化还原反应的定义为：有电子得失(或偏移)的反应称为氧化还原反应。
(二)氧化剂和还原剂失去电子，氧化数升高的过程称为氧化，氧化数升高的物质叫做还原剂，具有还原性，使另一种物质还原，本身被氧化。
得到电子，氧化数降低的过程称为还原，氧化数降低的物质叫做氧化剂，具有氧化性，使另一种物质氧化，本身被还原。
如：2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 === 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4氧化剂还原剂1．同一物质在不同反应中，有时做氧化剂，有时做还原剂。
2．有些物质在同一反应中，既是氧化剂，又是还原剂。
3．氧化剂、还原剂的氧化还原产物与反应条件有关，反应条件不同，氧化还原的产物也不同。
4．由于得失电子的能力不同，氧化剂和还原剂也有强弱之分。
容易得到电子的为强氧化剂；容易失去电子的为强还原剂。
5．氧化数高的物质叫氧化型物质，氧化数低的物质叫还原型物质，氧化还原电对中，氧化型物质氧化能力越强，则其共轭还原剂的还原能力越弱MnO4-/Mn2+。
同理，还原剂的还原能力越强，则其共轭氧化剂的氧化能力越弱Sn4+/Sn2+。
氧化还原反应的方向是较强的氧化剂和较强的还原剂相互作用向着生成较弱的氧化剂和还原剂的方向进行。
三、氧化还原反应方程式的配平配平原则：还原剂氧化数改变总数(失e)=氧化剂氧化数改变总数等式两边各元素原子数均相等，等式两边各元素电荷总数相等。
（一）氧化数法1．写出反应前后的反应物和生成物的分子式(基本反应式)K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)32．找出氧化剂中原子氧化数降低的数位和还原剂中，原子氧化数升高的数位(找出氧化剂、还原剂、氧化数改变值)+6 +2 +3 +3K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3(3-6)×2=-6(3-2)×2=23．为了使氧化数升高值和降低值相等，按最小公倍数原则确定氧化剂和还原剂分子式前面的系数(调整系数使氧化数变化相等)K2CrO7 + 6FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)34．配平其他物质系数，核定反应式两边的H原子，O原子和H2O分子的数目(配平氧化数未发生变化的原子数)（二）离子—电子法1．写出反应物和生成物的离子式Cr2O72- + Fe2+→Cr3+ + Fe3+2．分成两个半反应，一个表示还原剂被氧化，另一个表示氧化剂被还原Fe2+→Fe3+(氧化) Cr2O72-→2Cr3+3．配平半反应使两边的各种元素原子总数和电荷总数均相等Fe2+ === Fe3++eCr2O72- + 14H+ + 6e === 2Cr3+ + 7H2O两边氧原子数不等时，若在酸性介质条件下，则可在多氧一边加H2O。
若在碱性介质中，则在多氧一边假H2O，少氢一边加OH-，是利用水的电离平衡使两侧的氧原子数和电荷数均相等。
4．根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，确定氧化剂和还原剂离子式前面系数6Fe2+ = 6Fe3+ + 6eCr2O72- + 10H+ + 6e === 2Cr3+ + 7H2O6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ === 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2OClO- + Cr(OH)4-→2Cl- + CrO42- (碱性物质)ClO- + H2O + 2e === Cl- + 2OH- ×3Cr(OH)4- + 4OH- === CrO42- + 4H2O +3e ×22Cr(OH)4- + 2OH- + 3ClO- = 2CrO42-第二节原电池与电极电势一、原电池讲课安排：①导入(原电池多媒体课件)②电极上的反应③电池反应和原电池概念④电极表示及电池表示⑤电极电势⑥电极电势表示，大小⑦电位⑧氢标准电极电势⑨标准电极电势⑩电极电势使用时注意事项图9—1 铜-锌原电池接通电源后，发现(多媒体展示)：1．电流计发生偏转，表明有电流通过。
根据电流计的偏转方向，可以判断锌为负极，铜为正极。
2．锌片溶解而铜片上由铜沉淀。
3．取出盐桥，电流计指针回至零点；放入盐桥，指针又发生偏转。
这种使化学能变为电能的装置，叫做原电池。
由锌极铜极组成的原电池叫铜锌原电池。
原电池中所进行的反应是氧化还原反应负极(Zn)Zn失去电子，氧化数升高，被氧化，是还原剂，负极进行的是氧化反应。
正极(Cu)Cu2+获得电子，氧化数降低，被还原，是氧化剂，正极进行的是还原反应。
原电池证明氧化还原反应的本质是氧化剂和还原剂之间电子转移。
原电池表示法(电池符号)两种不同的电极组合起来，中间用“‖”表示盐桥规定：负极写在左边，正极写在右边，以“‖”表示盐桥，“｜”表示两极之间的接界，若氧化态和还原态为同一相，则用“，”表示。
用C表示浓度，导体总是写在电池符号的两侧，外加导电材料常用Pt或石墨。
如：标准铜电极与标准氢电极组成的电池符号(—)Pe｜H2(1atm)｜H+(1m)‖Cu2+(1m)｜Cu(+)二、电极电势(一)电极电势的产生图9-2 金属的电极电势金属棒放入它的盐溶液中存在两种倾向M≒M aq n++ne金属一般达到平衡时最后结果将是金属离子M n+进入溶液，使金属棒带负电，溶液带正电。
这时金属和盐溶液之间产生电位差叫做金属的电极电势。
Zn2+/Zn电极与Cu2+/Cu电极的电极电势不同，Zn2+/Zn的电极电势比Cu2+/Cu电对要负一些，故用导线连接，有电流通过。
三、标准电极电势1．标准氢电极绝对值无法测定，只能求得相对值，通常选定标准氢电极。
标准氢电极的构成：电极(是惰性电极)镀有铂黑的铂片，溶液是氢离子浓度(活度)为1M的硫酸，溶液通以压力为1atm的纯氢气，形成氢电极。
规定：标准氢电极电势为相对值，令其为零。
2．标准电极电势标准状态(与热力学中相同)，气体分压力为1atm，离子浓度(活度)1m，液体和固体是纯的，温度298K，用 Θ表示。
图9-3 测定Zn2+/Zn标准电极电势的装置与标准氢电极用盐桥组成一个原电池，用直流电压表测知电流方向，确定正极和负极。
ε(电动势)在没有电流通过的情况下，两电极电势之差ε=ϕΘ正-ϕΘ负使用标准电极电势表的注意事项：1．表中的电极反应都是以还原反应式表示：M n++ne M 电极反应(M n+为氧化型，M为还原型)标准电极电势写作ϕΘMn+ /M，下标氧化型和还原型前后不能写错。
2．标准电极电势的数值只与电对的种类有关，而与半反应中的系数无关。
Cl2+2e2Cl- ϕΘ=1.358V½Cl2+e Fe2+ϕΘ=1.358V3．标准电极电势可分为两种介质，酸性溶液ϕΘA，碱性溶液ϕΘB。
在电极反应中，无论反应物或产物有H+出现查酸表，有OH-出现查碱表，没有H+或OH-出现的可以从存在状态来考虑Fe3+(H+) ZnO2-(OH-)介质没有参与电极反应也可列在酸表中Cl2+2e2Cl-等。
4．氧化型所对立的ϕΘ值(代数值)越大，氧化能力越强，还原型所对应的ϕΘ值(代数值)越小，还原能力越强，代数值大的氧化剂与代数值小的还原剂反应。
εΘ=ϕΘ正-ϕΘ负四、影响电极电势的因素对于非标准电极电势改如何计算呢？可以用能斯特方程计算。
能斯特(德国科学家)为此还获得1920年诺贝尔化学奖。
1．能斯特方程式(电极电势与溶液中离子浓度气体、压力、温度关系)ϕ=ϕΘ+(RT/nF)ln[氧化型]/[还原型]R——气体常数(8.314Jkmol-1)T——绝对温度(t+273.15K)n ——电极中反应得失电子数 F ——法拉第常数(96487Cmol -1)当温度为298.15K 时，将各常数代入上式，把自然对数换成常用对数，可简化为：ϕ=ϕΘ+(0.0591/n)lg[氧化型]/[还原型]ϕ是求算在温度为298.15K ，氧化型和还原型浓度均不为1mol/L 时的电极电势。
ϕΘ是标准电极电势。
n 是反应中得或失的电子数。
[氧化型]是表示半反应中反应物这边各离子浓度幂次方的乘积。
[还原型]是表示半反应中生成物这边各离子浓度幂次方的乘积。
电极反应中得失电子数 [氧化型][还原型]是体积摩尔浓度以上方程根据能斯特方程讨论在298.15K 时影响氧化剂和还原剂电极电势大小的因素：①氧化还原电对的性质决定ϕΘ大小。
是决定电极电势高低的主要因素。
②氧化型和还原型及有关离子(包括H +)浓度大小和其比值会影响电极电势。
③氧化还原电对的环境温度会影响电极电势。
举例见书。
五 能斯特方程式的应用1、判断氧化剂和还原剂的强弱 电极电势的大小，反映了氧化还原电对中氧化型和还原型物质氧化还原能力的强弱。
电对中ϕΘ越大，其氧化型获得电子倾向越大，是强的氧化剂，而其还原型则是越弱的还原剂。
如果是在非标准情况下，必须用能斯特方程进行计算，求出相应条件下的电极电势值，再进行比较。