氧化还原滴定法教案
氧化还原滴定法 认识氧化还原滴定法 分析化学课件
四类 1 自身指示剂
2 特殊指示剂
3 氧化还原指示剂 4 特殊指示剂
四、氧化还原滴定所用的指示剂
1.自身指示剂
有些标准溶液或滴定物质自身有颜色，在发生氧化还 原反应后变成无色或浅色物质，不必另加指示剂，可用自 身颜色变化来指示滴定终点，这类溶液称为自身指示剂。
MnO4- 紫红色 Mn2+ 无色
2. 特殊指示剂
引入
1 这是什么反应？ 2 反应特点是什么？ 3 和酸碱反应有什么不同？
图片来自网络，仅用于教学
知识目标
1.掌握氧化还原反应和指示剂的概念与分类、指示剂的变色原理。 2.熟悉提高氧化还原反应速率的方法。 3.了解氧化还原反应进行的程度。
能力目标
学会如何选择合适的指示剂
思政 素养目标
通过指示剂类型的学习，明白遇到具体问题要具体分析（不同原 理的滴定反应要选择不同类型的指示剂）。
2.氧化还原滴定的条件
根据滴定分析的要求，滴定允许的误差在0.1%以下，也 就是化学计量点时反应完全程度达到99.9%以上。通常认为， 在氧化还原滴定中，不论什么类型的反应，若反应电对的条 件电位差值>0.40V，则该反应的完全程度能够满足定量分析 的要求。此外，还要求氧化还原反应不能发生副反应反应进行的程度
1.电极电位
Ox+ne Red
氧化剂和还原剂的强弱，可以用有关电对的电极电位（简称电位）来 衡量。电对的电位越高，其氧化态的氧化能力越强；电对的电位越低，其 还原态的还原能力越强。根据有关电对的电位可以判断氧化还原反应进行 的方向、次序、和反应的进行程度。
三、氧化还原反应进行的程度
二、提高氧化还原反应速率的方法
3.催化剂
使用正催化剂来提高反应速率。
氧化还原滴定法
氧化还原滴定法任务一基础理论基本知识学习目标1．掌握氧化还原滴定法对化学反应的要求。
2．掌握高锰酸钾法及碘量法的原理、滴定条件和指示剂。
3．掌握氧化还原滴定法的有关计算。
4．理解氧化还原滴定法的特点。
5．理解在氧化还原滴定中提高反应速率的方法。
6．了解标准溶液的配制与标定。
7．了解氧化还原滴定法的应用。
7．1概述7．1．1氧化还原滴定法的特点与条件1．氧化还原滴定法的特点氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。
氧化还原滴定不同于酸碱、配位、沉淀等滴定。
在这些滴定中，标准溶液与被测物质的化合价不会发生变化，因此，反应机制比较简单，反应速率比较快。
而氧化还原滴定涉及的氧化还原反应实质上是一种电子由还原剂转移到氧化剂的反应，物质的化合价会发生变化，有些反应还需要在一定的介质中进行。
因此，其反应机制一般比较复杂，反应往往分步进行，大多数反应速度较慢，且常伴有副反应发生，介质对反应也有较大的影响。
2．氧化还原滴定法必须具备的条件氧化还原滴定法与其他滴定分析方法一样，必须满足一定的条件才能滴定。
(1)滴定反应必须按化学反应式确定的计量关系定量地完成。
(2)反应速率必须足够快，不能有副反应发生。
(3)必须有适当的方法确定化学计量点。
3．提高氧化还原反应速率的方法大多数的氧化还原反应速度较慢，很难达到滴定分析对化学反应的要求。
因此，在实际滴定中，通常要采取一些措施，控制反应的外部条件，提高反应速率，使之符合滴定分析的要求。
⑴增大反应物的浓度根据质量作用定律，反应速率与反应物浓度的乘积成正比。
增加反应物浓度不仅能加快反应速率，而且可以使反应进行的更完全。
但要注意的是这里所谓的反应物的浓度通常不是指标准溶液与被测物质的浓度，而是指滴定反应中参与反应的其他反应物介质浓度。
例如，用基准物质K2Cr2O7标定Na2S2O3标准溶液浓度时，在酸性溶液中，先加入过量KI与K2Cr2O7反应，反应式为Cg"61++14H+二25++312+7H2O在此反应中，也可通过增加H+浓度的方法来加快反应速率。
电子教案与课件：药用基础化学(上册)第二版 第13章 氧化还原滴定法
学习目标
知识要求 1 ．掌握 高锰酸钾法、碘量法和亚硝酸钠法的原理、滴定条件 和指示剂的选择。 2 ．熟悉 氧化还原滴定法的标准溶液的配制与标定。 3 ．了解 能斯特方程及有关计算。 技能要求 1 ．能 选择合适的氧化还原滴定法指示剂指示终点。 2．学会 根据能斯特方程，正确判断浓度、酸度及沉淀剂对电 极电势的影响。
（2）滴定条件 酸度：H2SO4（0.5～1 mol·L-1）。 指示剂：自身指示剂，终点是无色变为淡红色。
（3）滴定方式 直接滴定法：测定还原性较强的物质，如C2O42-、Fe2+；
①温度75～85℃ ②酸度H2SO4 ③滴定速度开始缓慢，中间快，终点慢； ④终点判断：稍微过量呈粉红色，滴定至30s不褪色。
返滴定法：测定氧化性物质，如测定MnO2 含量； 间接滴定法：测定非氧化还原性物质，如Ca2+含量测定。
第十三章 氧化还原滴定法
2.碘量法
是利用I2的氧化性或I-的还原性进行氧化还原滴定的分析方法。
I2 + 2e
2I-
I2 / I
= +0.5355V
（1）直接碘量法（碘滴定法） 用I2作标准溶液直接滴定，用于测定还原性物质的含量，例如， S2O32-、SO32-、Sn2+、Vitc等。
3．沉淀剂对电极电势的影响
当电对中的氧化型或还原型物质发生沉淀反应时，都会引
起它们的浓度发生变化，从而改变 值。
第十三章 氧化还原滴定法
分类
根据选用的指示剂不同可分为： （1）自身指示剂法 （2）专属指示剂法 （3）其他氧化还原指示剂法 根据标准溶液不同，又分为： （1）高锰酸钾法；（2）重铬酸钾法；（3）硫酸铈法； （4）碘量法；（5）亚硝酸钠法。
大学氧化还原滴定法教案
课程名称：大学化学授课班级：XX级XX班授课时间：2课时教学目标：1. 理解氧化还原滴定法的原理和基本概念。
2. 掌握氧化还原滴定中常用的氧化剂与还原剂。
3. 熟悉氧化还原滴定曲线的绘制和滴定突跃范围的应用。
4. 学会使用氧化还原滴定法进行定量分析。
教学重点：1. 氧化还原滴定法的原理和基本概念。
2. 氧化还原滴定曲线的绘制和滴定突跃范围的应用。
教学难点：1. 条件电位及其影响因素。
2. 氧化还原滴定曲线的绘制和滴定突跃范围的计算。
教学准备：1. 多媒体课件2. 氧化还原滴定实验装置3. 氧化还原滴定实验材料教学过程：第一课时一、导入1. 引入氧化还原反应的概念，简要介绍氧化还原滴定法的定义。
2. 强调氧化还原滴定法在分析化学中的重要性。
二、讲授新课1. 氧化还原滴定法的原理- 介绍氧化还原反应的基本概念，如氧化态、还原态、氧化剂、还原剂等。
- 讲解氧化还原滴定法的原理，即通过滴定剂与待测物质之间的氧化还原反应，确定待测物质的含量。
2. 氧化还原滴定中常用的氧化剂与还原剂- 介绍常用的氧化剂，如高锰酸钾、重铬酸钾等。
- 介绍常用的还原剂，如碘化钾、亚硝酸钠等。
3. 条件电位及其影响因素- 讲解条件电位的概念，即在一定介质条件下，电对氧化态与还原态分析浓度均为1mol/L或它们的分析浓度比为1时的实际电位。
- 分析影响条件电位的因素，如盐效应、生成沉淀、生成配合物、酸效应等。
4. 氧化还原滴定曲线的绘制和滴定突跃范围的应用- 讲解氧化还原滴定曲线的绘制方法，即以滴定剂加入的体积或百分比为横坐标，以相关电对的电极电位为纵坐标绘图。
- 讲解滴定突跃范围的概念，即电位差越大，突跃范围越大。
三、课堂练习1. 分析并解答学生提出的问题。
2. 练习绘制氧化还原滴定曲线。
第二课时一、复习1. 复习氧化还原滴定法的原理和基本概念。
2. 复习氧化还原滴定中常用的氧化剂与还原剂。
二、讲授新课1. 氧化还原滴定法的应用- 介绍氧化还原滴定法在分析化学中的应用，如水质分析、药品分析等。
化学实验教案氧化还原滴定误差与校正实验
化学实验教案氧化还原滴定误差与校正实验在化学实验中，氧化还原滴定是一种常用的分析方法。
然而，氧化还原滴定过程中可能会出现误差，因此需要进行校正实验。
本文将探讨氧化还原滴定误差的原因，介绍校正实验的方法与步骤。
一、氧化还原滴定误差的原因在进行氧化还原滴定实验时，可能会出现以下几种误差：1. 仪器误差：实验中使用的玻璃仪器可能存在刻度不准确、涂层老化等问题，导致读数不准确。
2. 滴定试剂纯度不高：滴定试剂的纯度不高会导致计算浓度时计算出现误差。
3. 滴定终点判定不准确：滴定过程中，终点的判定可能会受到人眼的主观判断影响，导致读数不准确。
4. 滴定剂的保存和使用：滴定剂的保存条件和使用方法不当可能影响滴定结果的准确性。
二、校正实验的方法与步骤为了解决氧化还原滴定误差的问题，可以进行校正实验来提高实验结果的准确性。
下面是校正实验的方法与步骤：1. 校正滴定试剂的浓度：a. 准备一个已知浓度的标准试剂溶液，比如硫酸铁(II)溶液。
b. 使用标准试剂溶液对滴定试剂进行滴定，记录所需滴定体积。
c. 根据已知浓度的标准试剂溶液和所需滴定体积，计算出滴定试剂的准确浓度。
2. 检查滴定仪器的准确性：a. 使用标准试剂溶液对滴定仪器进行滴定，记录所需滴定体积。
b. 根据已知浓度的标准试剂溶液和所需滴定体积，计算出滴定仪器的准确性。
3. 确定滴定终点判定方法：a. 使用标准试剂溶液进行滴定，寻找到明确的滴定终点。
b. 尝试不同的滴定指示剂或改变滴定条件，找到更准确的滴定终点判定方法。
4. 优化滴定剂的保存和使用方法：a. 学习滴定剂的保存方法，避免暴露在光线、空气或高温环境中。
b. 注意滴定剂的使用方法，如避免受到空气氧化等。
通过以上的校正实验，可以减小氧化还原滴定实验中的误差，提高实验结果的准确性与可靠性。
结语：在化学实验中，氧化还原滴定是一种常用的分析方法，但其结果可能受到误差的影响。
通过进行校正实验，可以解决滴定误差的问题，提高实验结果的准确性。
化学实验教案氧化还原滴定的实际应用
化学实验教案氧化还原滴定的实际应用化学实验教案：氧化还原滴定的实际应用一、引言在化学实验中，氧化还原反应是一类重要的反应类型，对实际应用具有广泛的意义。
其中，氧化还原滴定作为一种常用的分析方法，被广泛应用于定量化学、医药和环境保护等领域。
本教案将介绍氧化还原滴定的基本原理、实验步骤和实际应用。
二、实验目的通过本实验，学生应能掌握以下几个方面的知识和技能：1. 理解氧化还原滴定的基本原理；2. 掌握氧化还原滴定的实验步骤；3. 了解氧化还原滴定在实际应用中的意义。
三、实验器材和试剂1. 实验器材：滴定管、容量瓶、标准溶液瓶、烧杯等；2. 试剂：标准溶液（如硫酸亚铁溶液）、指示剂（如硫代硫酸钠溶液）等。
四、实验步骤1. 预备工作：清洗滴定管和容量瓶，并用蒸馏水冲洗干净。
准备好所需的试剂和器材。
2. 配制标准溶液：根据实验需求，使用已知浓度的试品配制标准溶液。
确保溶液浓度准确。
3. 滴定操作：将需测定物质溶液放入容量瓶中，加入指示剂，并将标准溶液滴加到溶液中。
记录滴加的体积。
4. 滴定终点判断：根据指示剂的变色反应，判断滴定终点。
通常情况下，指示剂的颜色突变时即为滴定终点。
5. 计算结果：根据滴定终点时已滴加的体积，计算出待测物质的浓度或含量。
五、实际应用案例1. 食品加工业中的质量控制：氧化还原滴定可用于测定食品中的抗氧化剂含量。
抗氧化剂在食品加工中具有重要的功能，能够延缓食品的氧化反应，从而延长食品的保鲜期。
通过测定食品样品中抗氧化剂的含量，可以确保食品的质量。
2. 农药残留检测：氧化还原滴定可用于农产品中农药残留的检测。
农药残留是一个重要的环境和食品安全问题，对于农产品的质量和人体健康有着重要的影响。
通过氧化还原滴定方法，可以准确测定农产品中农药残留的浓度，为农民和消费者提供安全的农产品。
3. 药物含量测定：氧化还原滴定可用于药物含量的测定。
药物的含量直接关系到药效的大小，对于药物制剂的生产质量控制至关重要。
第七章氧化还原滴定法讲课教案
三、氧化还原反应进行的程度
aOx1+bRed2 = cRed1+dOx2
lgK’=lgccRed1cdOX2/caOX1cbRed2=n(E0 ' 1E0'2 )/0.059 En为10f两、电E2对0f：转氧移化电剂子、数还的原最剂小电公对倍的数条。件电位， •滴定分析的允许误差为0.1%，终点时反应产 物的浓度必须大于或等于反应物原始浓度的 99.9％：
第七章氧化还原滴定法
条件电位 : 特定条件下，氧化型与还原型的浓 度均为1mol·L-1 （ 或 浓 度 比 为 1 ） 时，校正 了各种影响因素后的实际电极电位.
说 明 ： 当缺少相同条件下的条件电位值，可 采用条件相近的条件电位值。但是，对于尚 无条件电位数据的氧化还原电对，只好采用 标准电位来作粗略的近似计算。
[Ox2]＞99.9％CRed2, [Redl]＞99.9％COx1 [Red2]≤0.1％CRed2 [Ox1]≤0.1％COx1
lgK’≥lg(103)a+b
nΔE’/0.059≥3(a+b) ΔE’≥3(a+b)0.059/n
若n1=n2=1, 则, a=b=1, n=1，lgK’≥6, ΔE’≥0.35V
如果在氧化还原反应平衡中，加入一种可与 氧化型或还原型形成沉淀的沉淀剂时，将会改 变体系的标准电位或条件电位，就有可能影响 反应进行的方向。
例如：Cu2++4I-=2CuI↓+I2
E0 Cu2+/Cu+=0.16V ＜ E0I2/I-=0.54V，
铁矿石中铁含量的测定——氧化还原滴定法(重铬酸钾法)
4
三、知识准备
❖ 粉碎到一定粒度的铁矿石用热的盐酸分解：
Fe2O3+6H＋
2Fe3++3H2O
❖ 试样分解完全后，在体积较小的热溶液中，加入SnCl2将大部分Fe3+还原 为Fe2+，溶液由红棕色变为浅黄色，然后再以Na2WO4为指示剂，用TiCl3 将剩余的Fe3+全部还原成Fe2+，当Fe3+定量还原为Fe2+之后，过量1～2滴
2Fe2+ + SnCl62－ Fe2++TiO2＋+2H＋
2021/12/24
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三、知识准备
❖ 此时试液中的Fe3+已被全部还原为Fe2+，加入硫-磷混酸 和二苯胺磺酸钠指示剂，用标准重铬酸钾溶液滴定至溶液 呈稳定的蓝紫色即为终点，在酸性溶液中，滴定Fe2+的反 应式如下
Cr2O72-+6Fe2++14H+
在HCl溶液中用K2Cr2O7滴定Fe2＋。
❖ （4）虽然Cr2O72－本身显橙色，但一方面此颜色不鲜明， 指示的灵敏度差，另一方面其还原产物Cr3＋常呈绿色，对 橙色有掩盖作用，所以不能采用自身指示剂的方法来指示终 点，而需外加指示剂。通常采用二苯胺磺酸钠为重铬酸钾法 的指示剂。
❖ 重铬酸钾法最重要的应用是测定铁的含量。另外，通过 Cr2O72－与Fe2＋的反应，还可以测定其他氧化性或还原性物 质的含量。例如，土壤中有机质的测定，可先用一定量过量 的K2Cr2O7将有机质氧化，然后再以Fe2＋标准溶液返滴剩余 的K2Cr2O7。
1.将实验结果填写在实验数据表格中，给 出结论并对结果进行评价； 2.写出检验报告
氧化还原滴定法
以0.1000mol/L Ce4+标准溶液滴定20.00mL 0.1000 mol/L Fe2+溶液为例（溶液的酸度保持为1mol/L H2SO4， 即忽略酸度变化）。 滴定反应为：Ce4++ Fe2+ → Ce3++ Fe3+
ECe4 / Ce3 1.44V , EFe3 / Fe2 0.68V
1.2 标准电极电位 E0和条件电位E0 ′
在温度为25℃，参加电极反应各种离子的活度a＝
1mol/L（气体分压为1个大气压）时的电极电位称为标
准电极电位（φø）。
标准电位的数值是与以标准氢电极的电位作为0比较
得来的。
活度以mol/L为
Nernst方程式（ 25℃）
EOx/Red
单位，气体以大
Ox1 + Red2 = Red1+Ox2
氧化还原反应进行的方向由氧化还原电对电 电极电位的高低决定 例如：Cu2+ ＋Zn Cu＋Zn2+
为什么不是Zn2+氧化Cu？
ø E 原因： Cu2+/Cu=0.345V;
EøZn2+/Zn=－0.762V 电对的电极电位愈高，其氧化形的氧化能力 越强； 电对的电极电位越低，其还原形的还原能 力越强。 氧化还原反应的方向总是氧化能力强的与还 原能力强的反应。即电位高的电对的氧化形可能 氧化电位低的电对的还原形。
3. 催化剂的影响 改变了氧化还原反应的历程；或者降低了原来
反应所需的活化能，使反应速率改变。 例： 2Ce4+ +HAsO2 + 2H2O 2Ce 3+ +H3AsO4 +2H+
教案(第6章 氧化还原滴定法)
MnO4-+2H2O+3e====MnO2↓+4OH–
在强碱性溶液中，MnO4-被还原成MnO42-。由于KMnO4在强酸性溶液中有更强的氧化能力，同时生成无色的Mn2+，便于滴定终点的观察，因此一般都在强酸性条件下使用。在弱酸性、中性或弱碱性溶液中会生成褐色的水合二氧化锰（MnO2·H2O）沉淀妨碍滴定终点的观察。但是，在碱性条件下KMnO4氧化有机物的反应速度比在酸性条件下更快，所以用高锰酸钾法测定有机物时，大都在碱性溶液中进行。
还原剂的氧化反应Red2⇌Ox2+ne半反应Qx2/Red2
通常写成Ox+ne⇌Red
Nernst公式：
两个相关半反应组成一个完整的氧化还原反应：
Ox1+Red2==Red1+Ox2
电对的电位越高，其氧化型的氧化能力越强；电对的电位越低，其还原型的氧化能力越强。
高电位电对的氧化型氧化低电位电对的还原型，因此根据电对的电位 ，可以判断氧化还原反应进行的方向。
标定KMnO4常用的基准物质有Na2C2O4、H2C2O4·2H2O、等。其中最常用的是Na2C2O4，它易精制、不含结晶水、吸湿性小、热稳定性好。在105～110℃的温度下烘干约2小时，冷却后就可以使用。用Na2C2O4标定KMnO4的反应在H2SO4溶液中进行
2MnO4-+5C2O42-+16H+====2Mn2++10CO2↑+8H2O
MnO4-+2H2O+3e====MnO2↓+4OH–
2.KMnO4标准滴定溶液的配制与标定
（1）KMnO4标准滴定溶液的配制
化学教案氧化还原滴定实验
化学教案氧化还原滴定实验教案标题：化学教案-氧化还原滴定实验教案目标：1. 了解氧化还原反应的基本概念和特征；2. 掌握氧化还原滴定实验的基本原理和操作步骤；3. 熟悉氧化还原滴定实验中常用的指示剂及其使用方法；4. 能够根据实验数据计算溶液的浓度和反应物的当量关系；5. 培养实验操作技能、分析思维能力和团队合作精神。
教学准备：1. 实验室设备和试剂：- 滴定仪- 锥形瓶- 红蓝电极- 饱和氯化银溶液- 碳酸钠溶液- 硫酸- 碘化钾溶液- 多种不同颜色的指示剂溶液- 蒸馏水- 酒精灯或加热板- 磁力搅拌器或玻璃棒2. 学生实验器材和药品：- 量瓶- 称量瓶- 称量纸- 秤- 过滤纸- 滴定管- 镊子- 胶头滴管- 纸巾教学步骤：1. 引入（5分钟）：- 向学生介绍氧化还原反应的基本概念和特征；- 激发学生对氧化还原滴定实验的学习兴趣。
2. 实验前准备（10分钟）：- 学生根据实验所需试剂制备溶液，并准备好所需器材；- 老师在黑板上详细列出实验步骤和操作要点。
3. 实验操作（40分钟）：步骤：1) 将待测溶液与适量的酸性或碱性溶液混合，使反应发生，并将之转化为一个可以选择合适指示剂的还原滴定体系。
2) 使用滴定仪以滴定液滴加标准溶液，直到出现颜色转变，记录下滴定液的体积。
3) 重复滴定实验，使结果相对一致。
4) 基于滴定液的体积和标定溶液的浓度，计算待测物质的浓度。
4. 实验结果分析（20分钟）：- 学生根据实验数据计算待测物质的浓度，并解释滴定液与待测溶液之间的化学反应；- 学生讨论不同指示剂在滴定实验中的应用效果和选择原则。
5. 实验总结与讨论（15分钟）：- 学生对实验过程中的问题进行总结与讨论；- 学生通过小组合作形式分享实验心得和经验。
6. 安全注意事项和实验总结（10分钟）：- 老师提醒学生关注实验中的安全注意事项，并进行相关解释；- 学生进行实验总结与归纳。
教学延伸：1. 针对不同的滴定反应，使学生能够选择合适的指示剂和滴定剂，进行相应的滴定实验；2. 探究氧化还原滴定实验中出现的误差来源及影响因素，并提出相应的改进措施；3. 指导学生设计和开展自己感兴趣的氧化还原滴定实验，培养学生的创新意识和实验设计能力。
化学实验教案氧化还原滴定实验
化学实验教案氧化还原滴定实验化学实验教案：氧化还原滴定实验前言：氧化还原滴定实验是一种重要的定量分析方法，主要应用于酸碱中心、氧化还原中心、络合中心等不同反应中心的定量分析。
本实验旨在通过操作一种常见的氧化还原滴定方法——碘量法，加深学生对氧化还原滴定法的认识，提高学生对实验操作技能的掌握能力。
实验原理：碘量法利用含碘分子作为氧化剂进行氧化还原反应，定量分析其他反应物的含量。
碘分子能够在酸性溶液中转化为碘离子（I3-）反应，其中碘分子作为氧化剂氧化了还原剂。
当还原剂被氧化光谱得到数量相当的碘离子时，反应结束。
此时反应溶液的颜色由无色或淡黄色转变为深蓝色，标志着反应达到了化学当量点。
实验流程：（1）实验前准备：制备0.1mol/L碘酸钾溶液、0.1mol/L稀硫酸溶液、0.01mol/L苯酚溶液、0.05mol/L硫酸铁(II)溶液、0.002mol/L果糖溶液。
（2）滴定过程：①将一定量的0.01mol/L苯酚溶液定量加入滴定瓶中，加入20ml稀硫酸溶液并摇匀。
②在滴定瓶中加入少量0.05mol/L硫酸铁(II)溶液，摇匀，产生蓝色溶液，所有试剂在此步操作均需规避光照。
③开始滴定，向滴定瓶中滴加碘酸钾溶液，观察液体颜色的变化。
当溶液的颜色由淡黄色变为深蓝色时，继续滴加碘酸钾溶液数滴，颜色变为浅黄色即为化学当量点。
记录滴定所用的碘酸钾溶液体积。
④向滴定瓶中滴加10ml果糖溶液，加入100ml水，加入酚酞指示剂，用0.1mol/L氢氧化钠溶液滴定至酚酞由红色变为浅粉色，记录所用氢氧化钠的体积。
（3）数据处理：计算出样品中还原剂的质量含量。
实验注意事项：1.操作过程中要严格遵守实验室安全规定，不得将实验剂溅入眼睛、口腔、鼻腔内。
2.化学品操作完毕之后，要及时清洗器材和玻璃器皿，保持实验环境整洁。
3.在进行滴定过程中，应小心慢滴，每滴滴加量应控制在0.1ml以下，避免滴加过多而导致误差。
结论：本实验通过碘量法定量分析苯酚样品中还原剂含量，加深了学生对氧化还原滴定的认识和操作技能的掌握能力。
氧化还原滴定技术教学设计
氧化还原滴定技术教学设计教学设计：氧化还原滴定技术一、教学目标：1.了解氧化还原滴定技术的基本原理和应用。
2.掌握氧化还原滴定的实验装置及所需试剂的使用方法。
3.培养学生观察、分析和解决实际问题的能力。
二、教学内容：1.氧化还原滴定技术的定义、原理与应用。
2.滴定实验装置及试剂的使用方法。
3.常见氧化还原滴定反应方程式。
三、教学过程：步骤一：导入（5分钟）1.老师先向学生提问，通过问题引出本节课的主题“氧化还原滴定技术”。
2.通过展示实验装置和试剂，引发学生的兴趣和好奇心。
步骤二：讲解（15分钟）1.通过PPT或板书，讲解氧化还原滴定技术的定义、原理与应用。
2.介绍滴定实验装置及试剂的使用方法，包括滴定管、容量瓶、酸碱标准溶液等。
3.讲解常见氧化还原滴定反应方程式，如氧化还原滴定中常用的氧化剂和与其反应的还原剂。
步骤三：示范实验（20分钟）1.老师进行示范实验，展示具体的操作流程。
2.注意实验中的安全措施，如戴手套和护目镜等。
步骤四：实践操作（30分钟）1.学生分组进行实验操作，完成预先设计好的实验任务。
2.老师在实验过程中进行指导和解答问题。
步骤五：结果分析与总结（15分钟）1.学生根据实验结果进行数据分析和结果总结，讨论滴定结果的准确性和可靠性。
2.学生向全班汇报实验结果和体会，分享实验中的心得体会。
四、教学评价：1.教师根据学生在实验中的表现和讨论的参与情况评价学生。
2.学生根据所得结果和实验报告的撰写评价自己。
五、拓展延伸：1.学生可进一步了解氧化还原滴定技术在实际应用中的重要性和作用。
2.鼓励学生设计和开展自己感兴趣的氧化还原滴定实验，并对实验结果进行分析和总结。
注意事项：1.实验过程中要注意安全，遵守实验室规章制度。
2.实验结束后要进行实验器材的清理和消毒。
分析化学教案8氧化还原滴定
氧化还原滴定法第一节氧化还原滴定法方法的特点与分类：以氧化还原为基础的滴定分析法叫氧化还原滴定法。
氧化还原反应是基于电子的转移，机理比较复杂，有的速度较慢，有的还伴随着副反应。
有时介质对反应有较大的影响，因此，在讨论氧化还原反应时，除从平衡的观点判断反应的可行性外，还应考虑反应的机理、反应速度、反应条件及滴定条件等问题。
可以用来进行氧化还原滴定的反应很多，根据所用的氧化剂和还原剂不同，可将其分为：高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法、溴酸钾法、铈量法、钒酸盐法等。
氧化学原滴定法应用较广。
可以直接测定氧化性或还原性物质，也可间接地测定一些能与氧化剂或还原剂发生定量反应的物质。
氧化还原反应中常有诱导反应发生。
的反应，这种由于一个反应的发生，促使另一个反应（速度极慢，或不能进行的反应）进行的现象称为诱导作用。
后一个反应叫诱导反应。
避免之。
但是，如果严格控制实验条件，也可利用诱导反应对混合物进行选择性滴定或分别滴定。
如选择性第一节条件电极电位氧化剂、还原剂的强弱可用有关的标准电极电位来衡量，电对的标准电位越高，其氧化型的氧化能力就愈强，反之，标准电位愈低，则其还原型的还原能力愈强，因此，作为氧化剂，它可氧化电位比它低的还原剂，同时，作为一种还原剂它可还原能力比它高的氧化剂。
根据电对的标准电位，可以判断氧化还原反应进行的方向、次序和反应进行的程度。
标准态，即，离子或分子的活度都是 1mol/L( 或其比率为 1) ，若有气体参加，则其压力为化。
对于下述半反应：∵在一定条件下，α 、γ 是定值，当 C Fe( III ) /C Fe( II ) =1 时上式是一个常数。
因此把浓度均为 1mol/L 或其比率为 1 时的实际电极电位。
１、离子强度的影响离子强度较大时，活度系数远小于 1 ，活度与浓度的差别较大，若用浓度代替活度，用能斯特方程式计算的结果与实际情况有差异。
但由于各种副反应对电位的影响远比离子强度的影响大，同时，离子强度的影响又难以校正。
化学实验设计氧化还原滴定
化学实验设计氧化还原滴定氧化还原滴定是化学实验中常用的定量分析方法之一。
它通过测定氧化还原反应的计量关系，可以确定溶液中氧化剂或还原剂的浓度。
本文将介绍氧化还原滴定实验的设计步骤和注意事项。
一、实验设计步骤1. 确定实验目的：首先需要明确实验的目的，例如测定溶液中某种物质的浓度或者判断样品中是否含有某种物质。
2. 选择适当的滴定反应：根据实验目的，选择合适的氧化还原反应。
通常情况下，常用的滴定反应有碘量法、亚硝酸钠标准溶液滴定法、铁离子滴定法等。
3. 制备标准溶液：根据滴定反应的计量关系，准确配制所需的标准溶液。
利用化学药品中所标示的浓度和用量，按照计量仪器的精确要求进行配制。
4. 调整试液的浓度：根据样品的特点和滴定实验的需要，适当调整试液的浓度，以确保实验结果的准确性和可靠性。
5. 准备滴定液：将调整好浓度的试液放入容量瓶中，使用去离子水进行稀释，同时保证溶液的洁净和无杂质。
6. 进行滴定实验：用滴定管称取一定量的样品，加入适量的指示剂，然后使用滴定管滴加滴定液，直至出现终点颜色变化。
7. 记录滴定体积：在滴定过程中，要准确记录滴定液的滴定体积。
根据滴定反应的计量关系，可以计算出样品中氧化剂或还原剂的浓度。
二、实验注意事项1. 准确称取溶液：在实验中，溶液的称取要准确无误，可使用天平或其他精密的称量仪器进行操作。
2. 仔细选择指示剂：指示剂的选择是至关重要的，它能够在滴定过程中显示出明显的终点颜色变化。
因此，在实验中应根据滴定反应的特点和目的来合理选择指示剂。
3. 滴定操作要准确：在进行滴定实验时，滴定液的滴加速度要适当，滴定时要注意控制滴液的滴下速度，避免出现过量的溶液进入反应体系。
4. 重复实验提高准确性：为了提高实验结果的准确性，可以进行重复实验，取平均值作为最终结果，并计算结果的标准偏差。
5. 注意实验安全：化学实验中需要注意安全，正确佩戴实验室防护用具，避免触碰有毒有害物质。
综上所述，氧化还原滴定是一种常用的定量分析方法，在实验设计过程中需要明确实验目的、选择适当的滴定反应，并注意实验操作的准确性和安全性。
高锰酸钾滴定实验教案
高锰酸钾滴定实验教案简介：高锰酸钾滴定实验是一种常用的物理实验，用于测定水中亚硝酸盐或氨的浓度。
本教案旨在介绍高锰酸钾滴定实验的原理、操作方法以及实验注意事项，以帮助学生更好地理解和掌握实验过程。
一、实验原理高锰酸钾滴定实验是基于高锰酸钾与亚硝酸盐（或氨）反应的氧化还原反应原理进行的。
高锰酸钾（KMnO4）作为滴定剂，在酸性（pH=1~2）条件下与被测液体中的亚硝酸盐（或氨）发生氧化反应，生成氮气和亚硝酸根离子（或氨气），同时还原成二价锰离子（Mn2+）。
滴定反应的终点可以通过溶液颜色的变化确定，从而计算出亚硝酸盐（或氨）的浓度。
二、实验步骤和操作方法1. 实验器材准备- 高锰酸钾固体- 称量瓶、量筒、滴定管、试管等- 50%硫酸溶液2. 实验溶液制备- 准备足够的50%硫酸溶液- 预先称取适量的高锰酸钾固体3. 滴定操作- 取一个干净的试管，使用量筒将待测液体取一定体积，加入试管中- 加入适量的50%硫酸溶液，使待测液体酸化- 轻轻摇晃试管，使试管内液体均匀混合- 使用滴定管滴定高锰酸钾溶液，直到溶液颜色变化明显- 记录滴定过程中高锰酸钾溶液的滴数和体积4. 数据处理- 根据滴定过程中高锰酸钾溶液滴定的体积和浓度，计算出待测液体中亚硝酸盐（或氨）的浓度三、实验注意事项1. 实验过程中要注意安全，避免接触高锰酸钾固体和浓硫酸，避免溶液溅入眼睛或皮肤上。
2. 滴定过程中应小心操作，滴定剂滴入待测液体中时要慢慢滴加，避免过量滴定。
3. 试管内液体应充分混合，避免液体剧烈波动和溢出。
4. 每次实验前要校正滴定剂的浓度，以保证实验结果的准确性。
5. 实验结束后要及时清洗实验器材，避免滴定剂残留对下次实验的影响。
四、实验应用与意义高锰酸钾滴定实验在环境科学、化学等领域有着广泛的应用。
通过测定亚硝酸盐或氨的浓度，可以评估水体中的污染物含量，对环境监测和污染治理具有指导作用。
同时，该实验也培养了学生的实验操作能力和实验设计能力，提高了学生的科学素养。
氧化还原滴定的教学备课
氧化还原滴定的教学备课一、引言氧化还原滴定是化学实验中常见的一种定量分析方法，广泛应用于酸碱中和反应、氧化还原反应等领域。
本教学备课旨在准备一堂关于氧化还原滴定的教学课程，包括实验原理、实验步骤、实验要求等内容，帮助学生掌握该方法的原理与实践。
二、实验原理氧化还原滴定是基于氧化还原反应进行的一种定量分析方法。
其基本原理是利用氧化剂与还原剂之间的氧化还原反应来测量待测物质的含量。
在滴定过程中，滴定剂被滴加到反应体系中，通过观察滴定剂与待测物质产生的可见变化，确定滴定终点，进而计算出待测物质的含量。
三、实验步骤1. 实验前准备：- 准备所需试剂和仪器设备，包括氧化剂、还原剂、指示剂、容量瓶、滴定管等。
- 清洗实验器皿，并用适当的方法处理垃圾液体和废弃物。
2. 标定滴定溶液：- 准备标准溶液，确定溶液浓度，并记录相关数据。
- 将标定溶液滴定至准确终点，计算出其浓度。
3. 滴定待测物质：- 将待测物质溶液与滴定剂混合，通过滴定的方式加入滴定溶液。
- 通过观察溶液颜色的变化或指示剂的变色来判断滴定终点。
- 记录滴定溶液的消耗量，计算待测物质的含量。
四、实验要求1. 实验过程要准确可靠，确保实验结果的可靠性和精确度。
2. 注意实验安全，佩戴实验手套、护目镜等个人防护装备。
3. 控制实验环境，避免干扰因素对实验结果的影响。
4. 完成实验记录，包括实验步骤、实验数据、观察现象等内容。
五、实验设计根据教学目标和学生的实际情况，可以设计以下教学活动：1. 实验前的知识导入：通过讲述氧化还原反应的定义和基本原理，为学生介绍氧化还原滴定的实现方法和目的。
2. 实验步骤的演示：通过图示或实物演示，向学生展示实验操作的具体步骤、操作的注意事项等，使学生对实验有更加直观的了解。
3. 学生实验操作：组织学生进行实验操作，指导学生按照实验步骤进行滴定实验，提醒他们注意实验过程中的细节和注意事项。
4. 讨论与总结：引导学生根据实验结果进行分析和计算，通过小组讨论或课堂讨论的方式，让学生分享实验中遇到的问题和解决的方法，并总结实验的关键点和应用场景。
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第4章 氧化还原滴定法教学目的：有关滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据的结论和通式也可以用到电子转移反应类型的滴定，但氧化还原反应有其特殊性，是用Nernst 方程式将浓度和电位联系起来，因此相关结论均与E (p e )有关。
教学重点：氧化还原平衡、滴定原理与应用,对称型滴定反应化学计量点电位、滴定误差和滴定可行性判据。
教学难点：氧化还原反应的平衡常数，引入p e 的概念；非对称型滴定反应的相关计算。
4.1 氧化还原平衡4.1.1 概述――――几个基本概念 1.可逆电对：（1）能迅速建立起氧化还原平衡；（2）其电势符合能斯特公式计算的理论电势例：Fe 3+/Fe 2+ I 2/I -2.不可逆电对：（1）不能建立真正的平衡；（2）实际电势与理论电势相差较大例：MnO 4－/Mn 2+, Cr 2O 72－/Cr 3+3.对称电对：氧化态与还原态的系数相同。
例Fe 3++e → Fe 2+，MnO 4-+8H ++5e →Mn 2++4H 2O4.不对称电对：氧化态与还原态的系数不同。
I 2＋2e →2I －，Cr 2O 72－＋14H ＋＋6e →2Cr 3＋＋7H 2O 4.1.2 条件电势考虑到溶液中的实际情况，在能斯特方程中引入相应的活度系数和副反应系数[]OxOx Ox Ox Oxc a Ox γγα==[]Re Re Re Re Re dRed d d dc ad γγα==有：Re Re Re 0.0590.059lg lg Ox d Oxd Ox dc E E n n c θγαγα=++ 当c Ox =c Red =1时，得到Re Re 0.059lg Ox dd OxEE n θθγαγα'=+―――条件电势条件电势的意义：表示在一定介质条件下，氧化态和还原态的分析浓度都为1mol/L 时的实际电势，在条件一定时为常数。
（1）E θ'与E θ的关系如同条件稳定常数K '与稳定常数K 之间的关系。
（2）条件电势反映了离子强度与各种副反应的影响的总结果，比较符合实际情况。
（3）各种条件下的条件电势都是由实验测定的。
附录16中列出了部分电对在不同介质中的条件电势。
（4）当缺乏相同条件下的条件电势时，可采用条件相近的条件电势数据。
如没有相应的条件电势数据，则采用标准电势。
<例4>4.1.3 氧化还原平衡常数 1． 条件平衡常数氧化还原反应：21121221Re Re n Ox n d n Ox n d +⇔+ 两电对的半反应及相应的Nerst 方程：21121221Re Re n Ox n d n Ox n d +⇔+ 11111Re 0.059lgOx d c E E n c θ'=+ 222Re Ox n e d += 22222Re 0.059lgOx d c E E n c θ'=+12212112Re Re n n Ox d n n Ox d C C K C C'=―――――条件平衡常数2． 条件平衡常数与条件电势的关系当反应达平衡时，两电对的电势相等E 1=E 2，则1212121Re 2Re 0.0590.059lg lgOx Ox d d c c E E n c n c θθ''+=+整理得：()()211212121212Re Re lg lg 0.0590.059n n d Ox Ox d E E n n E E n cc K c c θθθθ''''⎡⎤--⎛⎫⎛⎫⎢⎥'===⎪ ⎪ ⎪ ⎪⎢⎥⎝⎭⎝⎭⎣⎦将条件电势改为标准电势，即得氧化还原平衡常数与标准电势的关系()()121212lg 0.0590.059E E n n E E nK θθθθ--==4.1.4 化学计量点时反应进行的程度化学计量点时反应进行的程度可由某物质的氧化型与还原型的比值表示，该比值可根据平衡常数求得。
<例7>4.1.5 影响氧化还原反应速率的因素O 2+4H ++4e=2H 2O 1.23E V θ= Sn 4++2e=Sn 2+ 0.154E V θ=Ce 4++e=Ce 3+ 1.61E V θ= 1.反应物浓度：一般来说反应物的浓度越大，反应的速率越快。
2.温度：通常溶液的温度每增高10︒C ，反应速率约增大2-3倍，如反应 2MnO 4-+5C 2O 42-+16H +=2Mn 2++10CO 2+8H 2O ，溶液加热至75-85︒C从标准电势看：a.Ce 4＋应该氧化水产生O 2b.Sn 2＋在水溶液中易转化为Sn 4＋c.事实上它们的反应速率很慢,可以认为没有发生氧化还原反应。
3.催化剂4.1.6 催化反应和诱导反应在分析化学中，经常利用催化剂来改变反应速率；催化剂有正催化剂和负催化剂 负催化剂又叫阻化剂。
1、催化反应加入少量I －，则发生下述反应2MnO 4-+5C 2O 42-+16H +=2Mn 2++10CO 2+8H 2OMn 2＋存在下认为MnO 4－与C 2O 42－的反应过程经历如下几步（1）如果不加入Mn 2＋，利用MnO 4－与C 2O 42－的反应生成的微量Mn 2＋作催化剂。
反应也可以进行；（2）这种生成物本身就起催化作用的反应叫自动催化反应。
2、诱导反应 2MnO 4-+10Cl -+16H +→2Mn 2++ 5Cl 2 +8H 2O ――――受诱反应 MnO 4-+5Fe 2++8H +→Mn 2++5Fe 3++4H 2O ―――――诱导反应能够（1）由于一个氧化还原反应的发生促进了另一氧化还原反应的进行，称为诱导反应。
上例中称为Fe 2＋诱导体，KMnO 4称为作用体，Cl －称为受诱体。
（2）如何消除诱导反应？加入磷酸络合Mn(Ⅲ)，则Mn(Ⅲ)／Mn(Ⅱ)电对的电势降低，Mn(Ⅲ)基本上只与Fe 2＋反应，不能氧化Cl －了。
因此在HCI 介质中用KMnO 4法测定Fe 2＋,常加入MnSO 4~H 3PO 4~H 2SO 4混合溶液，防止副反应发生。
3、诱导反应与催化反应的不同在催化反应中，催化剂参加反应后恢复其原来的状态。
而在诱导反应中，诱导体参加反应后变成其它的物质。
诱导反应消耗作用体给滴定分析带来误差，而催化反应不带来误差4.2氧化还原滴定原理4.2.1 氧化还原滴定指示剂常用指示剂有以下几种类型 1.自身指示剂MnO 4-（紫红色）+ 5Fe 2+ + 8H + = Mn 2+（肉色，近无色）+ 5Fe 3+ + H 2OAs(III)As(IV)As(v)4+4+慢快Ce 4++I -I 0+Ce 3+2I 0I 2I 2+H 2O = HOI+H ++I -H 3AsO 3+HOIH 3AsO 4+H ++I -所有涉及碘的反应都是快速的，少量I -作催化剂就加速了Ce 4+和As （III ）的反应，基于此可用As 2O 3标定Ce 4+溶液的浓度。
Mn （II ）Mn （II ）Mn （VII ）Mn （VI ） + Mn （III ）Mn （IV Mn （III ）242-Mn （II ）+2n CO2（1）实验表明：KMnO 4的浓度约为2x10-6 mol/L 时就可以看到溶液呈粉红色 （2）KMnO 4滴定无色或浅色的还原剂溶液，不须外加指示剂。
（3）KMnO 4称为自身指示剂。
2．显色指示剂I 2+SO 2+2H 2O=2I -+SO 42-+4H +（1）可溶性淀粉与碘溶液反应，生成深蓝色的化合物 （2）可用淀粉溶液作指示剂。
（3）在室温下，用淀粉可检出10-5mol/L 的碘溶液。
温度升高，灵敏度降低。
3．本身发生氧化还原反应的指示剂（1）这类指示剂的氧化态和还原态具有不同的颜色，在滴定过程中，指示剂由氧化态变为还原态，或由还原态变为氧化态，根据颜色的突变来指示终点Cr 2O 72-(黄色)+ 6 Fe 2＋+14 H+ ==2Cr 3＋（绿色） + 6Fe3＋+7H 2O（2）需外加本身发生氧化还原反应的指示剂，如二苯胺磺酸钠指示剂，紫红→无色。
In (Ox) + ne = In (Red)[][]()0.059lg ()In In O E E n In Red θ=+当[][]Re /10Ox d In In ≥，溶液呈现氧化态的颜色， 此时 0.0590.059lg10In In E E E n nθθ=+=+[][]Re /1/10Ox d In In ≤，溶液呈现还原态的颜色，0.05910.059lg 10In In E E E n nθθ=+=-指示剂变色的电势范围为：0.059In E n θ±，或0.059In E nθ'±（考虑离子强度和副反应） （3）氧化还原指示剂的选择：指示剂的条件电势尽量与反应的化学计量点电势一致。
表4-1. 4．常用的指示剂 （1） 二苯胺磺酸钠−−−→←−−−→氧化氧化还原二苯胺磺酸钠（无色）二苯联苯胺磺酸钠（无色）二苯联苯胺磺酸紫（紫色）二苯胺磺酸钠指示剂空白值：产生原因：a.指示剂用量；b.滴定剂加入速度、被滴定剂浓度及滴定时间等因素有关消除办法：用含量与分析试样相近的标准试样或标准溶液在同样条件下标定K 2Cr 2O 4 。
例如：用K 2Cr 2O 7标准溶液滴定大约0.1mol/L 的Fe 2+ 时，最好选用0. 1mol/L 的Fe 2+标准溶液标定K 2Cr 2O 7标准溶液1,10-邻二氮菲- Fe 2＋络合物。
a.在1mol/LH +存在下,条件电势为0.6V ，适合于强氧化剂作滴定剂的反应。
b.强酸以及能与1,10-邻二氮菲形成稳定络合物的金属离子（如Co 2+，Cu 2+，Ni 2+，Zn 2+，Cd 2+），会破坏1,10-邻二氮菲- Fe 2+络合物。
4.2.2 氧化还原滴定曲线在氧化还原滴定中，随着滴定剂的加入，被滴定物质的氧化态和还原态的浓度逐渐改变，电对的电势也随之改变。
氧化还原滴定曲线是描述电对电势与滴定分数之间的关系曲线。
对于可逆氧化还原体系，可根据能斯特公式由理论计算得出氧化还原滴定曲线。
对于不可逆的氧化还原体系，滴定曲线通过实验方法测得，理论计算与实验值相差较大。
1．对称电对的氧化还原滴定曲线以0.1000mol/L Ce(SO 4)2溶液滴定0.1000mol/L FeSO 4溶液为例43/ 1.44Ce Ce E V θ++'=, 32/0.68Fe Fe E V θ++'=(1)滴定开始到化学计量点： 可利用Fe 3＋/Fe 2＋电对来计算E 值。
例如，当滴定了99.9%的Fe 2＋时，323/999/110Fe Fe c c ++=≈，33223/0.059lg0.680.059lg100.86Fe Fe Fe Fe c E E V c θ++++'=+=+=（2）化学计量点：两电对的能斯特方程式联立求得。