氧化还原反应与氧化还原滴定法教学内容
氧化还原平衡与氧化还原滴定法
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第一节 氧化还原反应
因为氧化和还原过程是同时进行的，所以典型的氧化还原反应可由 一个氧化反应和一个还原反应组成。氧化数升高的过程被称为氧化 反应;氧化数降低的过程被称为还原反应。反应中氧化数升高的物质 是还原剂，氧化数降低的物质是氧化剂。例如反应:
④将找出的系数分别乘在氧化剂和还原剂的分子式前面，并使方程式 两边的氯原子和磷原子的数目相等:
⑤检查反应方程式两边氢原子的数目，并找出参加反应的水分子数， 以使两边的氢原子数相等。
⑥检查方程式两边的质量平衡、电荷平衡。若已全部平衡，则说明 方程式已经配平。 2.离子一电子法
第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法
第一节 氧化还原反应 第二节 原电池与电极电势 第三节 氧化还原滴定法 第四节 常见的氧化还原滴定法 第五节 氧化还原滴定计算示例
第一节 氧化还原反应
一、基本概念
1.氧化数 1970年国际纯粹和应用化学联合会(IUPAC)较严格地定义了氧 化数(又称氧化值)的概念。氧化数是指:某元素一个原子的表观电荷 数。这个电荷数的确定，是假设把每一个化学键中的电子指定给电负 性更大的原子而求得的。 确定氧化数的一般规则如下。 (1)在单质中，各元素的氧化数为零，例如在Fe, O2, H2, N2中， Fe, O,H, N的氧化数都为零。 (2)氢在化合物中的氧化数一般为+1，仅在与活泼金属生成的
x3 , x4。可得如下方程:
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第一节 氧化还原反应
由此可知，在共价化合物中，判断元素的氧化数时，不要将氧化数 与共价数(某元素原子形成的共价键的数目)相混淆。例如， CH4、 C2H6、C2H4、C2H2中，碳的共价数均为4，但其氧化数分别为-4、 -3、-2、-1。 2.氧化还原反应
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。
第十一章氧化还原滴定法
第⼗⼀章氧化还原滴定法第⼗⼀章氧化还原滴定法第⼀节氧化还原反应⼀、氧化还原反应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，⽤于测定具有氧化性和还原性的物质，对不具有氧化性或还原性的物质，可进⾏间接测定。
上述的三个化学反应⽅程式中1和3中有元素的化合价发⽣了变化，我们把有这种现象的化学⽅程式的反应称为氧化还原反应。
1. 标志：元素化合价发⽣变化。
2. 定义：发⽣电⼦的转移（电⼦的得失或电⼦对的偏转）的反应，称为氧化还原反应。
3. 规律：升失电⼦总数相等。
练习：判断下列化学反应是否是氧化还原反应1. 2H2O === H2↑+ O2↑2. 2Na+ Cl2 === 2NaCl3. Zn + H2SO4 === ZnSO4 + H2↑⼆、常见的氧化剂和还原剂1.过氧化氢纯净的过氧化氢是⽆⾊粘稠液体，可与⽔以任意⽐例混合，汽⽔溶液称双氧⽔，过氧化氢受热、遇光，接触灰尘易分解⽣成⽔和氧⽓。
2H2O2 === 2H2O+ O2↑因此过氧化氢具消毒杀菌的作⽤。
医学上常⽤质量分数为0.03的过氧化氢⽔容易作为外⽤消毒剂，清晰创⼝。
市售过氧化氢的质量分数为0.3，有较强的氧化性，对⽪肤有很强的刺激作⽤，使⽤时要进⾏稀释。
2.⾼锰酸钾医学上成为P.P，为深紫⾊有光泽的晶体。
易溶于⽔，⽔溶液的颜⾊根据⾼锰酸钾的含量的多少可有暗紫红⾊到鲜红⾊。
⾼锰酸钾是强氧化剂，医学⽣常⽤其稀释液作为外⽤消毒剂。
3.硫代硫酸钠常⽤的是硫代硫酸钠晶体（带有5个结晶⽔）俗称海波。
它是⽆⾊晶体，易溶于⽔，具有还原性。
苏打：Na2CO3⼩苏打：NaHCO3⼤苏打：Na2S2O3·5H2O硫代硫酸钠在照相术中常⽤作定影剂，医学上可⽤于治疗慢性荨⿇疹或作解毒剂。
第⼆节⾼锰酸钾法⼀、原理（⼀）⾼猛酸钾法的原理在强酸性溶液中，以⾼锰酸钾为滴定液，直接或间接测定还原性或氧化性物质含量的氧化还原滴定法。
终点前：过氧化氢郭亮，随着滴定的进⾏，过氧化氢越来越少。
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。
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。
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。
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。
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；
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。
氧化还原滴定法教案
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。
第七章氧化还原反应和氧化还原滴定(2013秋)分解
反应
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 由于Zn片与Cu2+直接接触，电子直接转移给Cu2+，这是电 子的流动是无序的，反应中放出的化学能转化为热能而得不到 电流。
图3-1 Cu-Zn原电池 符号 （－）Zn│ZnSO4‖CuSO4│Cu （+）
若在一只盛有 ZnSO4 溶液的烧杯中，插入 Zn 片，在一只盛 有CuSO4溶液的烧杯中，插入 Cu片，用盐桥（装满饱和KCl溶 液和琼脂凝成的胶冻状物质的 U形管，离子可以在管内自由移 动）连接两只烧杯中的溶液，用导线连接Zn片和Cu片，并在导 线中连一电流计。当电路闭合时，就可以看到电流计指针发生 偏转，证明有电子从Zn片流向Cu片。通过这样一个装置，就把 系统降低的能量转化成电能。这种装置叫做原电池。
④合并半反应，两式各乘以适当的系数，使得失电子总数相 等，然后将两式相加，消去电子合并为一个离子反应式。 2×) MnO4－ + 8H+ + 5e－ = Mn2+ + 4H2O +) 5×) SO32－ + H2O –2e－ = SO42－ + 2H+
整理后为 2MnO4－ + 5SO32－ + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42－ + 3H2O
若氧化还原反应是在水溶液中进行的，可以只写参加反 应的离子。 MnO4－ + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 这样的反应方程式叫做离子方程式。
3、氧化还原电对：
任何一氧化还原反应都可以分为氧化反应和还原反应两部分。 如：Cu2+ + Zn = Zn2+ + Cu 还原反应：Cu2+ + 2e － = Cu 氧化反应：Zn － 2e－ = Zn2+ 称作氧化还原反应的半反应。每一个半反应均表示某一元 素的两种氧化数物质之间的转化，常将高氧化数物质称为氧化 态（或氧化型）物质，低氧化数物质称的概念是为了说明氧化还原反应，氧化剂，还原剂等问 题而人为地提出的。 氧化数是假设将化合物中成键电子都归电负性较大的原子， 从而求得原子所带的形式电荷数，此形式电荷数即为原子在化合 物中的氧化数。 简单的说：氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。 （3）确定元素氧化数的规则： 1）单质的氧化数为零。 2）在化合物中各元素氧化数的代数和等于零。在多原子离子 中，各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。 3）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－1。 4）氧在化合物中的氧化数一般为－2；但在过氧化物(如H2O2 、 BaO2 ）中，氧的氧化数为－ 1 ；在超氧化物（ KO2 ）中，氧的 氧化数为－1/2；在氟化氧（OF2）中，氧的氧化数为+2。
第10章氧化还原反应与氧化还原滴定法
凡有参加氧化还原反应及电极反应的物质有 的自身虽无发生氧化还原反应，在原电池符 号中仍需表示出来 .
例题2
(-)Pt|HNO2(c1),NO3-(c2),H+(c3) ||Fe3+(c4),Fe 2+(c5)|Pt(+)
电极反应： 负极：HNO2+H2O-2e=NO3-+3H+ 正极：Fe3++e=Fe2+ 电极反应：2Fe3++HNO2+H2O=2Fe2++NO3-
的关系，掌握标准电动势与氧化还原反应标 准平衡常数Kθ 的关系
5. 掌握电极电势的应用：①表示水溶液中物 质氧化、还原有力的强弱；②判断氧化还原 反应的方向；③判断氧化还原反应进行的程 度；④测定水溶液中离子的浓度（活度）
6. 掌握元素电势图及其应用
7. 了解氧化还原滴定法的基本特点，了解条 件电极电势的概念，了解条件平衡常数的概 念，掌握氧化还原滴定对条件电极电势差值 的要求
0 .771
v
氧化性强弱的顺序为： MnO4- > Cl2 > Fe3+
还原性强弱的顺序为： Fe2+ > Cl- > Mn2+
例：在Cl-,Br-,I-的混合溶液中，欲使I-氧化成 I2，而不使Cl-,Br-氧化，应选择Fe 2(SO4)3和 KMnO4哪一种氧化剂？ 解：
电对 Cl2/Cl- Br2/Br- I2/I- Fe3+/Fe2+ MnO4-/Mn2+
例: As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
氧化数升高的元素：
氧化还原滴定—氧化还原滴定的基本知识
由于不同反应物所需的温度各不相同，必须根据具体情况确定反应 的适宜温度。
（三）催化剂
在分析化学中，经常利用催化剂来改变化学速度。催化剂分正 催化剂和负催化剂两类。正催化剂加快反应速度，负催化剂减慢 反应速度。
上例中若滴定前加入Mn2+，则反应一开始就能快进行；否则会 先慢后快，因逐渐生成的Mn2+本身起催化作用（自动催化）。
氧化、还原同时发生，得失电子总数相等
分类：高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法、铈量法、溴酸盐
法、钒酸盐法等。
应用：范围广。
可以测定具有氧化性或还原性的物质 可以测定能与氧化剂或还原剂定量反应形成沉淀的物质 可测无机物和有机物。
1.条件电极电位
对于氧化还原半反应：
Ox（氧化型） + n（电子转移数）e- = Red（还原型）
（一）反应物的浓度
一般地说，在大多数情况下，增加反应物质的浓度，可以提高氧 化还原反应的速度。
当反应机理比较复杂时，不能简单地从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程度，而与每个反应进行的历 程有关。但是总的来说，反应物浓度越大，反应速度越快。
例如，K2Cr2O7在酸性介质中氧化I-的反应为： Cr2O72- + 6I- +14H+ = 2Cr 3+ + 3I2 + H2O
两电对的电极反应及相应的Nerst方程：
Ox1 + n1e- = Red1 Ox2 + n2e- = Red2
条件平衡常数
E1
E1
0.059 n1
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
氧化还原反应及氧化还原滴定法
二、氧化与还原
物质失电子的作用叫氧化，氧化数升高，物质
是还原剂；
物质得电子的作用叫还原，氧化数降低，物质
是氧化剂。
+1 +2
-1 +3
NaClO+2FeSO4+H2SO4==NaCl+Fe2(SO4)3+H2O
NaClO：其中的氯得电子氧化数降低，被还原，该
物质是氧化剂；
FeSO4：其中的铁失电子氧化数升高,被氧化，该物 质是还原剂。
+3
+7
-1
4KClO3 === 3KClO4 + KCl
6.2 氧化还原方程式的配平
氧化还原反应方程式的配平常用的有氧化数法与 离子电子法。 一、 氧化数法 1、该法配平的两条基本原则：
(1)、质量守恒：反应前后各元素原子的总数相 等；
(2)、氧化数守恒：氧化剂和还原剂中有关元素 的氧化数升高值与降低值相等。
3 氧化还原电对
原电池都由两个半电池组成，如铜锌原 电池Zn-Zn2+ , Cu -Cu2+ 称之为电对，通 常规定电对的表示方法为：高氧化态/低氧 化态
如，H+/H2，O2/OH-，Hg2Cl2/Hg，Cl2/Cl-，Sn4+ /Sn2+ Fe3+ /Fe2+，AgCl /Ag等。
6.3.2 电极电势
2、在电极反应中无论在反应物或产物中出现OH-，均 查碱表（461页）。
3、电极反应中，既无H+，有无OH-时，一般也列在酸 表中。
4、电极电势是强度性质，与体系物质的数量无关
6.3.3 能斯特方程
1、能斯特方程
标准电极电势θ是在电对中氧化态和还原态物
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。
第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
P146例题
6.3
30
6.3.2 电极电势的产生
（1）电极电势的产生 将金属插入含该金属离子溶液中：
M（s） Mn+＋n e 开始时，两种可能： v溶 ＞ v沉（活泼金属） v溶 ＜ v沉（不活泼金属） 平衡时： v溶＝v沉
31
a
b
双电层示意图 a. 金属表面保持一定量的电子，附近溶液 中含相应数量的正离子。 b. 金属表面保持一定量的正离子，附近溶 液中含相应数量的负离子。
2
5. 掌握电极电势的应用：表示水溶液中物质氧化、 还原有力的强弱；判断氧化还原反应的方向；判 断氧化还原反应进行的程度；测定非氧化还原反 应的平衡常数 6. 掌握元素电势图及其应用 7. 了解氧化还原滴定法的基本特点，了解条件电 极电势的概念，了解条件平衡常数的概念，掌握 氧化还原滴定对条件电极电势差值的要求 8. 了解氧化还原滴定曲线的计算方法，了解氧化 还原滴定法所用的指示剂 9. 掌握高锰酸钾溶液的配制与标定，了解高锰酸 钾法、碘量法和重铬酸钾法的应用 10. 掌握氧化还原平衡和氧化还原滴定法的计算
4
本章主要章节
6.1 6.2 6.3 6.4 6.5 6.6 6.7 6.8 氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应方程式的配平 电极电势 电极电势的应用 元素电势图及其应用 氧化还原反应的速率及其影响因素 氧化还原滴定 常用的氧化还原滴定法
5
化学反应一般可分为两类： 非氧化还原反应：反应过程没有电子的 转移，如酸碱反应、沉淀反应、配位反应。 氧化还原反应：反应过程反应物之间发 生了电子的转移，反应前后有元素的氧化数 发生了变化。
2MnO4-+SO32-+2OH核对:
第八章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
三、能斯特方程式
RT cOx ln nF cRe d
θ
当T=298.15K时： θ
0.05916 cOx lg n cRe d
应用能斯特方程式应注意下列问题：
1. 固体、纯液体或稀溶液中的溶剂不出现在能斯特方程式中。 2. 如果电极中的氧化态或还原态物质的计量数不是1时，则以计 量数作其浓度的指数。 3. 除氧化态和还原态物质外，若有H+或OH-参加电极反应，也应 出现在能斯特方程式中。 4. 电极中的氧化态或还原态物质是气体时，则用其相对分压。
Ca2+含量的计算公式：
5 cKMnO4VKMnO4 M Ca 10-3 Ca 2 % 2 100% ms
三、碘量法
一、基本原理
利用I2的氧化性或I-的还原性进行的氧化还原滴定法。
（因I2在水中溶解度小，通常将其溶解在KI溶液中。）
半电池反应
I2 + 2e I2 + I I3- + 2e
◆
返滴定法: 某些氧化性物质可用返滴定法测定。
间接滴定法: 某些非氧化还原性物质能与另一氧化剂或
还原剂定量反应，可采用间接滴定法进行测定。 如测定Ca2+含量时，首先将Ca2+沉淀为CaC2O4，过滤后，再 用稀H2SO4将CaC2O4溶解，然后用KMnO4滴定液滴定溶液 中的C2O42-，从而间接求得Ca2+含量。
基础化学 第2版
第八章
氧化还原反应与氧化还原滴定法
第八章
氧化还原反应与氧化还原滴定法 氧化还原反应
第一节
第二节
第三节
原电池与电极电势
氧化还原滴定法
学习要点
1．氧化还原反应的有关慨念及配平。
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为电能的装备。 ❖ 原电池—化学电源
13
13
锌半电池──由 锌电极和锌盐 溶液（ZnSO4） 组成。
导线 盐桥
两个半电池由盐桥接通内电路， 外电路由导线和安培计连通。
铜半电池──由铜电 极和铜盐溶液 （CuSO4）组成。14
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
16
16
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
常见电极分为以下四种类型
❖ 金属—金属离子电极
电极反应：Cu2++2e－ = Cu，符号：Cu(s) | Cu2+(c)
❖ 气体—离子电极
电极反应：2H++2e- = H2；符号： Pt，H2(p) | H+( c) ❖ 均相氧化还原电极
Cr2O72－+14H＋+6e－ = 2Cr3＋+7H2O
氧化还原反应与氧化还原滴定法
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
一、基本概念 1．氧化数
1970年IUPAC对氧化数做了如下的定义： ❖ 氧化数(又称氧化值)是某元素一个原子的荷
电数，这种荷电数是把成键电子指定给电 负性较大的原子而求得。
3
3
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
氧化数的计算规定：
Br2+OH- → BrO3- + Br 10 10
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
配平练习-2
酸性介质 MnO4－ + H2C2O4 → Mn2+ +CO2
碱性介质 [Co(NH3)6]2+ + O2 → [Co(NH3)6]3+ + OH－ MnO42－ → MnO4－ + MnO2
11
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低氧化态对应物质称还原型，作还原剂；
➢ 电对物质就是氧化还原反应的主要反应物 和产物。
8
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
二、氧化还原反应方程式的配平（自学）
离子电子法配平的步骤： ➢ 用离子形式写出主要的反应物和产物; ➢ 将总反应分为两个半反应，一个氧化剂对应的反
应，一个还原剂对应的反应; ➢ 先将每个半反应两边的原子数配平，再用电子将
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
（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以“，” 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（+）
电荷数配平; ➢ 将每个半反应分别乘以适当的系数使反应中得失
的电子数相等; ➢ 两个半反应相加即得总反应。
9
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
配平练习-1
酸性介质 MnO4-+Cl- → Cl2 + Mn2+
近中性介质中， MnO4- + SO32- → MnO2 + SO42-
碱性介质 Cr(OH)4- + H2O2 → CrO42-
1. 电极电势的产生
（-）Zn|Zn2+(c1) || Cu2+(c2) | Cu(+)
6
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
（2）氧化还原反应的类型
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+
自身氧化还原反应：电子转移发生在同一物质内的两种元素 之间。
2KClO3 → 2KCl+3O2↑ KClO3是氧化剂，也是还原剂
பைடு நூலகம்
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
§10-2 原电池与电极电势
一、原电池 二、电极电势及电池电动势 三、能斯特公式 四、电极物质浓度对电极电势浓度影响 五、电极电势的应用 六、元素电势图及其应用
12
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
一、原电池
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ ❖ 铜极： Cu2+ + 2e- = Cu ❖ 锌极： Zn = Zn2+ + 2e❖ 合并：
分子或离子的总电荷数等于各元素氧化数的代数
和。
4
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
•标出硫元素的氧化数
S2O32-
S4O62-
S2O82-
＋2
+2.5
+6
•标出铬元素的氧化数
Cr2O3 CrO42-
Cr2O72-
CrO5
+3
+6
+6
+6
5
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
2．氧化与还原
(1) 氧化还原反应定义
单质中元素的氧化数为零；
氢在一般化合物中的氧化数为+1，在二元金属氢 化物中氢的氧化数为-1；
除了过氧化物、超氧化物和含氟氧键的化合物外， 在化合物中，氧的氧化数为-2；
简单离子的氧化数等于离子的电荷；
在共价化合物中，将共用电子对指定给电负性较
大的元素后，在两原子上形成的形式电荷数就是 它们的氧化数；
之间
2H2O2 → H2O+O2
2Cu+(aq) →Cu2+(aq)+Cu
(处于中间价态) 能发生歧化的物质稳定性比较差
7
7
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
3．氧化还原电对
CuO/Cu, Cu2+/Cu， 电对表示法：
Zn2+/Zn
➢ 高氧化态物质在上，低氧化态在下面；
➢ 高氧化态对应物质称氧化型，作氧化剂，
Pt | Cr2O72－(c 1)，Cr3＋(c 2)，H+(c 3)
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
金属－金属难溶盐—阴离子 电极(固体电极)
Hg2Cl2+2e- = 2Hg+2C1Hg(l)，Hg2Cl2(s) | C1-(c)
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
二、电极电势 及电池电动势
2H2+O2 = 2H2O CuO+H2 = Cu+H2O
Zn+Cu2+ = Cu+Zn2+ ❖ 氧化—氧化数升高（失电子）的过程 ❖ 还原—氧化数降低（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，有氧化数升高的物质—还原剂，同
时有氧化数降低的物质—氧化剂，且氧化数升高总 数与氧化数降低总数相等—电子得失总数相等。 6
（1） 原电池的组成
正极 —电子进入的极—发生还原反应(氧化剂）
原电池
负极 —电子输出的极—发生氧化反应(还原剂)
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
（+） Cu2+ + 2e- = Cu
（-） Zn2++2e-=Zn
总反应 （+）-（-） Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+