分析化学6-2氧化还原反应进行的程度条件平衡常数
(完整版)大学分析化学知识点总结
分析化学第一章绪论【基本内容】本章内容包括分析化学的任务和作用；分析化学的发展；分析化学的方法分类（定性分析、定量分析、结构分析和形态分析；无机分析和有机分析；化学分析和仪器分析；常量、半微量、微量和超微量分析；常量组分、微量组分和痕量组分分析）；分析过程和步骤（明确任务、制订计划、取样、试样制备、分析测定、结果计算和表达）；分析化学的学习方法。
【基本要求】了解分析化学及其性质和任务、发展趋势以及在各领域尤其是药学中的作用；分析方法的分类及分析过程和步骤。
第二章误差和分析数据处理【基本内容】本章内容包括与误差有关的基本概念：准确度与误差，精密度与偏差，系统误差与偶然误差；误差的传递和提高分析结果准确度的方法；有效数字及其运算法则；基本统计概念：偶然误差的正态分布和t分布，平均值的精密度和置信区间，显著性检验（t检验和F检验），可疑数据的取舍；相关与回归。
【基本要求】掌握准确度与精密度的表示方法及二者之间的关系，误差产生的原因及减免方法，有效数字的表示方法及运算法则；误差传递及其对分析结果的影响。
熟悉偶然误差的正态分布和t分布，置信区间的含义及表示方法，显著性检验的目的和方法，可疑数据的取舍方法，分析数据统计处理的基本步骤。
了解用相关与回归分析处理变量间的关系。
第三章滴定分析法概论【基本内容】本章内容包括滴定分析的基本概念和基本计算；滴定分析的特点，滴定曲线，指示剂，滴定误差和林邦误差计算公式，滴定分析中的化学计量关系，与标准溶液的浓度和滴定度有关的计算，待测物质的质量和质量分数的计算；各种滴定方式及其适用条件；标准溶液和基准物质；水溶液中弱酸（碱）各型体的分布和分布系数；配合物各型体的分布和分布系数；化学平衡的处理方法：质子平衡、质量平衡和电荷平衡。
【基本要求】掌握滴定反应必须具备的条件；选择指示剂的一般原则；标准溶液及其浓度表示方法；滴定分析法中的有关计算，包括标准溶液浓度的计算、物质的量浓度和滴定度的换算、试样或基准物质称取量的计算、待测物质质量和质量分数的计算；水溶液中弱酸（碱）和配合物各型体的分布和分布系数的含义及分布系数的计算；质子平衡的含义及其平衡式的表达。
分析化学第六版课后答案2-3章
第二章：误差及分析数据的统计处理思 考 题２．下列情况分别引起什么误差如果是系统误差，应如何消除（1） 砝码被腐蚀； （2） 天平两臂不等长； （3） 容量瓶和吸管不配套； （4） 重量分析中杂质被共沉淀； （5）天平称量时最后一位读数估计不准；（6）以含量为99%的邻苯二甲酸氢钾作基准物标定碱溶液。
答：（1）引起系统误差，校正砝码； （2）引起系统误差，校正仪器； （3）引起系统误差，校正仪器； （4）引起系统误差，做对照试验； （5）引起偶然误差；（6）引起系统误差，做对照试验或提纯试剂。
４．如何减少偶然误差如何减少系统误差答： 在一定测定次数范围内，适当增加测定次数，可以减少偶然误差。
针对系统误差产生的原因不同，可采用选择标准方法、进行试剂的提纯和使用校正值等办法加以消除。
如选择一种标准方法与所采用的方法作对照试验或选择与试样组成接近的标准试样做对照试验，找出校正值加以校正。
对试剂或实验用水是否带入被测成分，或所含杂质是否有干扰，可通过空白试验扣除空白值加以校正。
第三章 滴定分析思 考 题2．能用于滴定分析的化学反应必须符合哪些条件答：化学反应很多，但是适用于滴定分析法的化学反应必须具备下列条件：（１） 反应定量地完成，即反应按一定的反应式进行，无副反应发生，而且进行完全（％），这是定量计算的基础。
（２） 反应速率要快。
对于速率慢的反应，应采取适当措施提高其反应速率。
（３） 能用较简便的方法确定滴定终点。
凡是能满足上述要求的反应，都可以用于直接滴定法中，即用标准溶液直接滴定被测物质。
3．什么是化学计量点什么是终点答：滴加的标准溶液与待测组分恰好反应完全的这一点，称为化学计量点。
在待测溶液中加入指示剂，当指示剂变色时停止滴定，这一点称为滴定终点。
4．下列物质中哪些可以用直接法配制标准溶液哪些只能用间接法配制H 2SO 4,KOH, KMnO 4, K 2Cr 2O 7, KIO 3, Na 2S 2O 3·5H 2O答：K 2Cr 2O 7, KIO 3可以用直接法配制标准溶液，其余只能用间接法配制。
分析化学重点
分析化学重点Revised on November 25, 20201．基本概念及术语准确度：分析结果与真实值接近的程度，其大小可用误差表示。
精密度：平行测量的各测量值之间互相接近的程度，其大小可用偏差表示。
系统误差：是由某种确定的原因所引起的误差，一般有固定的方向（正负）和大小，重复测定时重复出现。
包括方法误差、仪器或试剂误差及操作误差三种。
偶然误差：是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不固定。
有效数字：是指在分析工作中实际上能测量到的数字。
通常包括全部准确值和最末一位欠准值（有±1个单位的误差）。
t分布：指少量测量数据平均值的概率误差分布。
可采用t分布对有限测量数据进行统计处理。
置信水平与显着性水平：指在某一t值时，测定值x落在μ±tS范围内的概率，称为置信水平（也称置信度或置信概率），用P表示；测定值x落在μ±tS范围之外的概率（1－P），称为显着性水平，用α表示。
置信区间与置信限：系指在一定的置信水平时，以测定结果x为中心，包括总体平均值μ在内的可信范围，即μ＝x±uσ，式中uσ为置信限。
分为双侧置信区间与单侧置信区间。
显着性检验：用于判断某一分析方法或操作过程中是否存在较大的系统误差和偶然误差的检验。
包括t检验和F检验。
2．重点和难点（1）准确度与精密度的概念及相互关系准确度与精密度具有不同的概念，当有真值（或标准值）作比较时，它们从不同侧面反映了分析结果的可靠性。
准确度表示测量结果的正确性，精密度表示测量结果的重复性或重现性。
虽然精密度是保证准确度的先决条件，但高的精密度不一定能保证高的准确度，因为可能存在系统误差。
只有在消除或校正了系统误差的前提下，精密度高的分析结果才是可取的，因为它最接近于真值（或标准值），在这种情况下，用于衡量精密度的偏差也反映了测量结果的准确程度。
（2）系统误差与偶然误差的性质、来源、减免方法及相互关系系统误差分为方法误差、仪器或试剂误差及操作误差。
无机及分析化学第三版第3章
[Hg22+]
2 Hg 2+ + 2e = Hg22+
= + 0.059/2 lg
[Hg2+]2
[Hg22+]
= + 0.059/2 lg
CHg2+2 [CN-]2
(1+ 4 [CN-]4)2 Ksp
= + 0.059/2 lg
[CN-]2
(1+ 4 [CN-]4)2 Ksp
0.059
6
lg
[Cr2O72- ] 110-14
(0.2000 - 2 [Cr2O72- ])2
[Cr2O72- ] = 2.30 10-4 mol/L
转化率：
0.1000 - 2.30 10-4
0.1000
100%
= 99.8%
条件电位 对于Fe 3+/Fe 2+ 将 代入上式得 当电对氧化态与还原态的分析浓度相等时，
[H+]=4mol·L-1
pH=8
生物化学家称在pH7时的为条件电位。 因为在一个细胞内pH接近于7。例：
反 应 O2+4H++4e=2H2O +1.229 +0.816 O2(g)+2H++2e=H2O2 +0.69 +0.295 脱氢抗坏血酸+2H++2e=抗坏血酸 +0.390 +0.058 富马酸盐+2H++2e=丁二酸盐 +0.433 +0.031
[F-]=1mol·L-1时,
Fe3+不再氧化I-，Fe3+的干扰被消除。
分析化学要点精编(武汉大学 第四版) 第2章_酸碱滴定法(2)
第4章 氧化还原滴定法§4.1 氧化还原平衡一、概述1、电对的可逆性与不可逆性可逆电对：在氧化还原反应进行的一瞬间，电对的氧化态和还原态都迅速建立氧化还原平衡，其电势基本符合能斯特公式计算出的理论电势。
++23/Fe Fe ， -I I /2不可逆电对：在氧化还原反应进行的一瞬间，不能迅速建立起真正的平衡。
实际电势与理论电势差别较大，一般有中间价态的含氧酸及电极反应中有气体参加的电对多为不可逆电对+-24/Mn MnO ， +-3272/CrO Cr可逆氧化还原反应与不可逆氧化还原反应2、电对的对称性和不对称性对称电对：在氧化还原半反应中，氧化态与还原态系数相同++=+23Fe e Fe不对称电对：氧化态和还原态系数不同--=+I e I 222对称氧化还原反应与不对称氧化还原反应二、条件电极电势d ne Ox Re =+ （可逆电对） dOx a a n E E Re lg 059.0+=θ θE 是电对的标准电极电势（25℃），仅随温度而变。
由于实际上知道的是氧化态或还原态的浓度，要得到氧化态和还原态的活度，考虑到氧化态、还原态发生副反应以及离子强度的影响，必须引入相应的副反应系数.Re ,d O x αα和相应的活度系数d O x Re ,γγ进行校正。
Ox Ox Ox Ox Ox c Ox a αγγ/][⋅=⋅=d d d d d c d a Re Re Re Re Re /][Re αγγ⋅=⋅=dOxOx d d Ox c c n n E E Re Re Re lg 059.0lg 059.0+⋅⋅+=αγαγθ当1Re 0.1-⋅==L mol c c d O x 时， θθαγαγ'=⋅⋅+=E n E E Oxd dOx Re Re lg 059.0 所以 dOxc c n E E Re lg059.0+='θ θ'E 称为条件电势，它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，在一定条件下为常数。
分析化学练习试题与答案
分析化学练习题及答案一、选择题：1．某弱碱MOH的Kb=1。
0×10—5，其0.10mol·l—1溶液的pH值为 ( D ）A．3．00 B．5。
00 C．9。
00 D．11。
00 2。
下列滴定中只出现一个滴定突跃的是（ C ）A．HCl滴定Na2CO3B．HCl滴定NaOH+Na3PO4C．NaOH滴定H2C2O4D．NaOH滴定H3PO43．用双指示剂法测某碱样时,若V1＞V2，则组成为（ A ）A．NaOH+Na2CO3B．NaOH C．Na2CO3D．Na2CO3+NaHCO34。
在Ca2+、Mg2+、Fe3+、Al3+混合溶液中,用EDTA测定Fe3+、Al3+含量时，为了消除Ca2+、Mg2+的干扰，最简便的方法是 ( B ）A．沉淀分离法 B．控制酸度法 C．配位掩蔽法 D．溶剂萃取法5．有些指示剂可导致EDTA与MIn之间的置换反应缓慢终点拖长，这属于指示剂的 ( B ) A．封闭现象 B．僵化现象 C．氧化变质现象 D．其它现象6．下列属于自身指示剂的是（ C ）A．邻二氮菲 B．淀粉指示剂 C．KMnO4D．二苯胺磺酸钠7．高锰酸根与亚铁反应的平衡常数是 ( C ）［已知Eφ（MnO4/Mn2+)=1。
51V,Eφ(Fe3+/Fe2+）=0.77V］A．320.0 B．3。
4×1012 C．5。
2×1062 D．4。
2×10538.下列四种离子中，不适于用莫尔法,以AgNO3溶液直接滴定的是 ( D ) A．Br— B．Cl- C．CN- D．I—9。
以K2CrO4为指示剂测定Cl-时应控制的酸度为（ B ）A．PH为11—13 B．PH为6。
5—10.0 C．PH为4-6 D．PH为1—310。
用BaSO4沉淀法测S2—时，有Na2SO4共沉淀,测定结果（ A ）A．偏低 B．偏高 C．无影响 D．无法确定11．测定铁矿石铁含量时,若沉淀剂为Fe（OH）3，称量形为Fe2O3，以Fe3O4表示分析结果，其换算因数是（ C ）A ．3423Fe O Fe O M M B ．343()Fe O Fe OH M M C ．342323Fe O Fe O M M D ．343()3Fe O Fe OH M M12．示差分光光度法所测吸光度相当于普通光度法中的 （ D ）A ．AxB ．AsC ．As －AxD ．Ax －As13。
分析化学6-2氧化还原反应进行的程度条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
可行 但实际不可行，主要是反应速度的影响
原因： 1—分子的结构发生了较大的变化 2---反应往往是分步进行的 影响因素 1—反应物浓度 对于有 H ＋参与的反应，反应速率也与溶液的酸度有关 2—温度 通常反应温度升高 10 ℃，反应速度增大 2 ~3 倍 3—催化剂 正催化剂 负催化剂
诱导反应的产生，与氧化还原反应的中间步骤中所产生的不稳定中间价态离 子等因素有关。
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
诱导反应的消除—减少中间价态离子存在的时间 -------例如上例中加入
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/化学计量点时反应进行的程度
氧化还原反应进行的程度/化学计量点时反应进行的程度
•出于保守的考虑 两个电对的条件电极电位之差必须大 于 0 . 4V •若有副反应的发生，氧化还原反应不能定量地进行，即 氧化剂与还原剂之间没有一定的化学计量关系，这样的 反应仍不能用于滴定分析
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
• 4—诱导作用 • 有的氧化还原反应在通常情况下不发生或反应速率极慢，
但在另一反应进行时会促进这一反应的发生由于一种氧化 还原反应的发生而促进另一种氧化还原反应进行的现象， 称为诱导作用。
单独时慢
天津大学22春“药学”《分析化学》期末考试高频考点版(带答案)试卷号：4
天津大学22春“药学”《分析化学》期末考试高频考点版（带答案）一.综合考核(共50题)1.下列叙述中错误的结论是()A、酸效应使络合物的稳定性降低B、水解效应使络合物的稳定性降低C、辅助络合效应使络合物的稳定性降低D、各种副反应均使络合物的稳定性降低参考答案：D2.结合剂EDTA发生酸效应，则酸效应系数αY(H)表示为()。
A.AB.BC.CD.D参考答案：D3.以CeSO₄滴定Fe²⁺，绘制滴定曲线时，一般以滴定分数为横坐标，采用的纵坐标变量为()。
A.EB.pHC.pM参考答案：A4.以某吸附指示剂(pKa=2.0)做银量法的指示剂，测定的pH应控制在()。
D.2<pH<10参考答案：D5.用25mL移液管移出的溶液体积应记录为()。
A.25mLB.25.0mLC.25.00mLD.25.000mL参考答案：C6.定量分析工作要求测定结果的误差()A、越小越好B、等于零C、无要求D、在允许误差范围内参考答案：D7.配位滴定中，滴定曲线突跃大小与溶液pH的关系为()。
A.pH越小，突跃越小B.酸度越大，突跃越大C.酸度越小，突跃越大D.pH越大，突跃越小参考答案：C8.二元弱酸(H₂CO₃)的质子平衡式是()。
A.[H⁺]=[HCO₃⁻]+[CO₃²⁻]+[OH⁻]B.[H⁺]=2[HCO₃⁻]+[CO₃²⁻]+[OH⁻]C.[H⁺]=[HCO₃⁻]+2[CO₃²⁻]+[OH⁻]D.[H⁺]=[HCO₃⁻]+[CO₃²⁻]+2[OH⁻]9.以铬酸钾为指示剂，用硝酸银标准溶液滴定Cl⁻时，滴定应在()溶液中进行。
A.pH6.5-10.0B.pH3.4-6.5C.pH>10.5D.pH<2参考答案：A10.用EDTA直接滴定有色金属离子M，终点所呈现的颜色是()A、游离指示剂的颜色B、EDTA-M络合物的颜色C、指示剂-M络合物的颜色D、上述A+B的混合色参考答案：D11.铝盐药物的测定常应用络合滴定法，常用方法是加入过量的EDTA，加热煮沸片刻后，再用标准锌溶液滴定，该法的滴定方式是()。
化学反应的平衡常数与平衡条件
化学反应的平衡常数与平衡条件化学反应的平衡常数和平衡条件在化学研究和工业生产中扮演着重要的角色。
了解和应用这些概念，可以帮助我们预测反应的趋势和条件，优化反应条件，提高反应产率。
本文将从平衡常数和平衡条件的定义、计算方法以及对化学反应的影响等方面进行探讨。
一、平衡常数的定义和计算方法平衡常数（K）是描述在给定温度下反应物浓度与产物浓度之间的关系的数值。
对于一般的化学反应：aA + bB ⇌ cC + dD平衡常数的表达式是根据反应物和产物的浓度写出的，其表达式为：K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示A、B、C、D的浓度。
平衡常数的数值反映了化学反应体系在平衡状态下反应物和产物浓度之间的相对关系。
当K > 1时，反应体系偏向于生成产物；当K < 1时，反应体系偏向于生成反应物；当K ≈ 1时，反应体系反应物和产物浓度接近相等，处于平衡状态。
计算平衡常数需要知道反应物和产物的浓度值，可以通过实验测定或者通过其他方法进行计算。
在实际应用中，可以通过利用平衡常数来预测反应的趋势及最终达到的平衡状态。
二、平衡条件的影响因素平衡条件是指在给定温度下，反应体系达到平衡所需要满足的条件。
平衡条件受到三个主要因素的影响：浓度、温度和压力。
1. 浓度根据Le Chatelier原理，当反应体系中某一物质的浓度增加时，体系将倾向于减少该物质的浓度。
通过增加或减少反应物或产物的浓度，可以调节反应体系的平衡状态。
2. 温度温度对反应的速率和平衡位置都有影响。
根据Le Chatelier原理，当温度升高时，一般而言，反应是吸热的，平衡常数会增大；相反，当温度降低时，一般而言，反应是放热的，平衡常数会减小。
具体的影响与反应方程式中反应物和产物的反应热有关。
3. 压力压力对涉及气体反应的平衡条件具有重要影响。
当压力增加时，反应倾向于移动到排放气体分子较少的方向，以减少系统的压力。
分析化学作业及答案
a.溶液中金属离子浓度与pH关系b.氧化还原电极电位与络合滴定剂用量关系
c.溶液pH与金属离子浓度关系d.溶液pH与络合滴定剂用量关系
7.氧化还原电对的电极电位可决定（a）。
a.滴定突跃大小b.溶液颜色c.温度d.酸度
8.用KMnO4法滴定Fe2+的浓度时，溶液中不能有（b）共存。
３）碘量法
４）铈量法
5.试比较酸碱滴定、络合滴定和氧化还原滴定的滴定曲线，说明它们共性和特性。
c.F-(KHF=3.5×10-4)d.CH3COO-(KHAc=1.8×10-5)
3.在纯水中加入一些酸，则溶液中（c）。
a.[H+][OH-]的乘积增大b.[H+][OH-]的乘积减小
c.[H+][OH-]的乘积不变d.[OH-]浓度增加
4.在氨溶液中加入NaOH，会使：（ C ）
A. 溶液中OH－浓度变小 B.NH3的Kb变小
A.空白实验B.对照实验C.平行实验D.校准仪器
5.可用于减小测定过程中偶然误差的方法是（D）。
A．对照实验B.空白实验C．校正仪器D.增加平行测定次数
6.对某试样进行平行三次测定，得CaO平均含量为30.60%，而真实含量为30.30%，则30.60%-30.30% = 0.30%为（B）。
A.相对误差B.绝对误差C.相对偏差D.绝对偏差
a.酚酞b.二甲酚橙c.二苯胺磺酸钠d.淀粉
3.在EDTA络合滴定中，（b）。
a.酸效应系数愈大，络合物的稳定性愈大
b.酸效应系数愈小，络合物的稳定性愈大
c. pH值愈大，酸效应系数愈大
d.酸效应系数愈大，络合滴定曲线的pM突跃范围愈大
4.络合滴定中，金属指示剂应具备的条件是（a）。
分析化学 (3)
练习题一选择题1、有2组分析数据，要判断它们的均值间是否存在系统误差，应采用（）A、F检验B、t检验C、F检验+t检验D、G检验2、在定量分析中，精密度与准确度之间的关系是（）A、精密度高，准确度必然高B、准确度高，精密度必然高C、精密度是保证准确度的前提D、准确度是保证精密度的前提3、测定天然水总硬度时，配制EDTA的蒸馏水中含有Ca2+将产生（）A、随机误差B、系统误差C、过失误差D、偶然误差4、下列各措施中，可以减小偶然误差的是（）A、进行量器的校准B、增加平均测定次数C、进行对照试验D、进行空白试验5、下列数据中，有效数字为四位数的是（）A、[H+]=0.03mol·LB、Mg%=19.50C、pH =10.25D、4.0×1036、分析测定中的偶然误差，就统计规律来讲（）A、数值固定不变B、数值随机可变C、无法确定D、正负误差出现的几率相等7、如果要求分析结果达到0.1%的准确度，使用一般电光天平称取试样时至少应称取的质量为（）A、0.05gB、0.1gC、0.2gD、1.0g8、滴定管最小刻度为±0.1mL，若要求满足滴定的相对误差小于0.1%，至少应耗用体积（）mLA、10B、20C、30D、409、对某试样进行平行三次测定，得CaO 平均含量为30.6% ，而真实含量为30.3% ，则30.6%-30.3%=0.3% 为（）A、相对误差B、绝对误差C、相对偏差D、绝对偏差10、滴定分析一般是在指示剂变色时停止滴定，停止滴定这点在分析中习惯称为（）A、化学计量点B、滴定终点C、等当点D、变色点11、已知1mLKMnO4相当于0.005682gFe2+，则下列表示正确的是（）A、T Fe/KMnO4 =1mL / 0.005682gB、T Fe/KMnO4 = 0.005682 g /mLC、T KMnO4/Fe =1mL /0.005682 gD、T KMnO4/Fe =0.005682 g /mL+=+达计量点时，T的物质的量与B的物质的量的关12、滴定反应tT bB cC dD系是（）A、l:1B、t: bC、b:tD、不确定13、以0.1000 mol·L-1NaOH滴定等浓度的盐酸,突跃范围假如为4.3-9.7,若NaOH和盐酸浓度均减少10倍,其突跃范围为（）A、4.0-8.7B、4.3-9.7C、5.3-8.7D、5.3-9.714、0.1000moL/LNaOH滴定同浓度HAc （Kaθ=1.8×10-5），选用下列何种指示剂（）A、甲基橙；B、甲基红C、酚酞D、二甲酚橙2、某酸碱指示剂的K HIn=1.0×10-5，其理论变色范围是（）A、4～5B、5～6；C、4～6D、515、酸碱滴定中选择指示剂时可以不考虑的因素（）A、pH突跃范围B、指示剂变色范围C、指示剂颜色变化D、指示剂结构16、用摩尔法测Cl-不产生干扰的离子是（）A、PO43-B、CO32-C、Ca2+D、Pb2+17、佛尔哈德法使用的指示剂为（）A、K2CrO4B、铁铵钒C、吸附指示剂D、K2Cr2O718、莫尔法测定Cl－时，溶液应为（）A、酸性B、弱酸性C、HClD、碱性19、莫尔法使用的指示剂为（）A、K2CrO4B、铁铵钒C、吸附指示剂D、K2Cr2O720、用法扬司法测Br-，以荧光黄为指示剂，对测定结果的影响是（）A、偏高B、基本无影响C、偏低D、无法判断21、pH =4.0时，用莫尔法测定Cl-含量, 测定结果（）A、偏高B、偏低C、无影响D、无法判断22、沉淀滴定中，与滴定突跃的大小无关的是（）A、Ag+的浓度B、Cl-的浓度C、沉淀的溶解度D、指示剂的浓度23、下列有关配体酸效应的叙述正确的是（）A、酸效应系数越大，配合物的稳定性越大B、酸效应系数越小，配合物的稳定性越大C、pH值越高，酸效应系数越大D、酸效应系数越大，配位滴定的PM突跃范围越大24、用EDTA直接滴定有色金属离子，终点所呈现的颜色是（）A、指示剂-金属离子络合物的颜色B、游离指示剂的颜色C、EDTA-金属离子络合物的颜色D、上述B 与C 的混合颜色25、某指示剂In自身颜色在pH=3-6时呈黄色，在pH=6-12呈橙红色，在pH=＞12呈红色，且该指示剂与金属离子形成的配合物MIn也呈红色，使用该指示剂的最优pH为（）A、3-6B、6-12C、＞12D、任意pH26、当M与Y反应时，溶液中有另一配位剂L存在，αM(L)=1时表示（）A、M与L没有副反应B、M与L的副反应相当严重C、M的副反应较小D、M与L的副反应较大27、使用铬黑T指示剂合适的pH范围是（）A、5~7B、1~5C、8~11D、10~1228、配位滴定中，确定某金属离子能被EDTA准确滴定的最低pH的依据是（）A、lgC m K MYΘ'»5，lgαY(H) =lgK MYΘ-lg K MYΘ'B、lgC m K MYΘ'»8，lgαY(H) =lg K MYΘ'-lg K MYΘC、lgC m K MYΘ'»6，lgαY(H) =lgK MYΘ-lg K MYΘ'D、lgC m K MYΘ'»6，lgαY(H) =lg K MYΘ'-lg K MYΘ29、在配位滴定时，使用铬黑T作指示剂，其溶液的酸度应用（）来调节。
分析化学（第六版）第六章习题详解
第六章 氧化还原滴定法思考题答案1. 处理氧化还原平衡时，为什么引入条件电极电位？外界条件对条件电极电位有何影响？答：(1) 在能斯特方程中，是用离子的活度而非离子的浓度计算可逆氧化还原电对的电位。
实际上通常知道的是离子的浓度而不是活度，往往忽略溶液中离子强度的影响，以浓度代替活度进行计算。
但实际上，溶液浓度较大时，溶液中离子强度不可忽略，且溶液组成的改变（即有副反应发生）也会影响电极的电对电位，为考虑此两种因素的影响，引入了条件电极电位。
(2) 副反应：加入和氧化态产生副反应（配位反应或沉淀反应）的物质，使电对电极电位减小；加入和还原态产生副反应（配位反应或沉淀反应）的物质，使电对电极电位增加。
另外有H +或OH -参加的氧化还原半反应，酸度影响电极电位，影响结果视具体情况而定。
离子强度的影响与副反应相比一般可忽略。
2. 为什么银还原器（金属银浸于1 mol.L -1 HCl 溶液中）只能还原Fe 3+而不能还原Ti(Ⅳ)？试由条件电极电位的大小加以说明。
答：金属银浸于1 mol.L -1 HCl 溶液中产生AgCl 沉淀。
+sp +-(Ag /Ag)0.059lg[Ag ](AgCl) (Ag /Ag)0.059lg[Cl ]K ϕϕϕθθ+θ=+=+ 在1 mol.L -1HCl 溶液中+sp 9.50(Ag /Ag)0.059lg (AgCl) 0.800.059lg100.24(V)K ϕϕ'θθ-=+=+=在1mol·L -1 HCl 中，3+2+(Fe /Fe )=0.70ϕ'θ， ()()()04.0/T i T i '-=ⅢⅣθϕ，故银还原器（金属银浸于1 mol.L -1 HCl 溶液中）只能还原Fe 3+而不能还原Ti(Ⅳ)。
3. 如何判断氧化还原反应进行的完全程度？是否平衡常数大的氧化还原反应都能用于氧化还原滴定中？为什么？答：(1) 根据条件平衡常数判断，若滴定允许误差为0.1%，要求lg K ≥3（n 1+ n 2），即（E 10，－E 20，）n / 0.059≥3（n 1+ n 2），n 为n 1，n 2的最小公倍，则n 1 = n 2 =1， lg K ≥3(1+1)≥6， E 10’－E 20’≥0.35V n 1 =1, n 2 =2，lg K ≥3(1+2)≥9， E 10’－E 20’≥0.27V ;n 1= n 2 =2， lg K ≥3(1+1)≥6， E 10’－ E 20’≥0.18V （E 0’=ϕθ'）(2) 不一定。
6氧化还原滴定法(1).
HAsO2 [ H ] 2 H 3 ASO4
analytical chemistry
19
续前
H 3 AsO4
HAsO2
[ H ]3 [ H ]2 K a1 [ H ]2 K a1K a 2 K a1K a 2 K a3 [ H ]3
/I
analytical chemistry 18
' 3 [ F ] 1mol / L Fe Fe 不再干扰测定 3 2 0.06V / Fe
2018/11/7
续前
例：
4. 酸效应：
2H+
[H+]或[OH-] 参加氧化还原反应中,影响氧化还原态物质的 分布情况，并直接出现在能斯特方程中，影响电位值。
6.2
氧化还原反应
电极电位方程式
条件电位及影响因素 氧化还原反应进行的程度
氧化还原反应的速率
2018/11/7 analytical chemistry 4
氧化还原反应
有电子得失的反应。
其中， 氧化剂在反应中夺电子， 还原剂在反应中失电子。
其反应方向由电极电位决定： 电极电位高的物质的氧化态可氧化电极 电位低的物质的还原态。 其反应的完全程度由反应电对的标准电极 电位差决定
特定条件下
查条件电位表
0.059 CO ' lg n CR
' 1 mol/L HCl 溶液中， =1.28
0.059 CCe ( IV ) lg 1 CCe ( III)
'
2 1 . 0 10 1.28 0.059 lg 1.0 10 3
1.34V
分析化学第6章氧化还原滴定法
表示：
Ox/Red
O Ox/Red
RT nF
ln
aOx aRed
O Ox/Red
0.059 lg n
aOx aRed
: 电对的标准电极电位(Standard Electrode Potential)
2019年10月23日5时5分
Ox/Red
O Ox/Red
RT ln aOx nF aRed
Cu 2/Cu
O C u2 /C u
0.059
lg
[Cu2 ] [Cu ]
O 0.059 lg [Cu2 ][I ]
C u2 /C u
KSp[CuI]
若控制[Cu2+] = [I-] = 1.0 mol ·L-1则: Cu2/Cu 0.87 V
2019年10月23日5时5分
第六章 氧化还原滴定法
6.1 氧化还原反应平衡 6.2 O.R反应进行的程度 6.3 O.R反应的速率与影响因素 6.4 O.R滴定曲线及终点的确定 6.5 O.R滴定法中的预处理 6.6 高锰酸钾法 6.7 重铬酸钾法 6.8 碘 量 法 6.9 其他氧化还原滴定法 6.10 氧化还原滴定结果的计算
2019年10月23日5时5分
n2 Ox1 + n1 Red2 = n2 Red1 + n1 Ox2 两个半电池反应的电极电位为：
1
1O'
0.059 n1
lg
cOx1 cRed1
2
O' 2
0.059 n2
lg
cOx2 cRed2
滴定过程中，达到平衡时(1 = 2):
《分析化学》第六版四川大学-华东理工大学课后思考题答案
第二章误差及分析数据的统计处理思考题答案1 正确理解准确度和精密度，误差和偏差的概念。
答：准确度表示测定结果和真实值的接近程度，用误差表示。
精密度表示测定值之间相互接近的程度，用偏差表示。
误差表示测定结果与真实值之间的差值。
偏差表示测定结果与平均值之间的差值，用来衡量分析结果的精密度，精密度是保证准确度的先决条件，在消除系统误差的前提下，精密度高准确度就高，精密度差，则测定结果不可靠。
即准确度高，精密度一定好，精密度高，准确度不一定好。
2 下列情况分别引起什么误差？如果是系统误差，应如何消除？（1）砝码被腐蚀；答：系统误差。
校正或更换准确砝码。
（2）天平两臂不等长；答：系统误差。
校正天平。
（3）容量瓶和吸管不配套；答：系统误差。
进行校正或换用配套仪器。
（4）重量分析中杂质被共沉淀；答：系统误差。
分离杂质；进行对照实验。
（5）天平称量时最后一位读数估计不准；答：随机误差。
增加平行测定次数求平均值。
（6）以含量为99%的邻苯二甲酸氢钾作基准物标定碱溶液；答：系统误差。
做空白实验或提纯或换用分析试剂。
3 用标准偏差和算术平均偏差表示结果，哪一个更合理？答：标准偏差。
因为标准偏差将单次测定的偏差平方后，能将较大的偏差显著地表现出来。
4 如何减少偶然误差？如何减少系统误差？答：增加平行测定次数，进行数据处理可以减少偶然误差。
通过对照实验、空白实验、校正仪器、提纯试剂等方法可消除系统误差。
5 某铁矿石中含铁39.16%，若甲分析结果为39.12%，39.15%，39.18%，乙分析得39.19%，39.24%，39.28%。
试比较甲、乙两人分析结果的准确度和精密度。
答：通过误差和标准偏差计算可得出甲的准确度高，精密度好的结论。
x1= (39.12+39.15+39.18)÷3 =39.15(%) x2 = (39.19＋39.24＋39.28) ÷3 = 39.24(%)E1=39.15－39.16 =-0.01(%) E2=39.24－39.16 = 0.08(%)6 甲、乙两人同时分析同一矿物中的含硫量。
分析化学（第二版）主要计算公式汇总
分析化学（第二版）主要计算公式总结第二章误差和分析数据处理（1）误差绝对误差δ=x-μ相对误差=δ/μ*100%(2)绝对平均偏差：△=（│△1│+│△2│+……+│△n│）/n （△为平均绝对误差；△1、△2、……△n 为各次测量的平均绝对误差）。
（3）标准偏差相对标准偏差（RSD）或称变异系数（CV） RSD=S/X*100%(4)平均值的置信区间：＊真值落在μ±1ζ区间的几率即置信度为68.3%＊置信度——可靠程度＊一定置信度下的置信区间——μ±1ζ对于有限次数测定真值μ与平均值x之间有如下关系：s：为标准偏差n：为测定次数t：为选定的某一置信度下的几率系数(统计因子)(5)单个样本的t检验目的：比较样本均数所代表的未知总体均数μ和已知总体均数μ0。
计算公式：t统计量：自由度：v=n - 1适用条件：(1) 已知一个总体均数；(2) 可得到一个样本均数及该样本标准误；(3) 样本来自正态或近似正态总体。
n=35, =3.42, S =0.40,：（备择假设(6)F检验法是英国统计学家Fisher提出的，主要通过比较两组数据的方差 S^2，以确定他们的精密度是否有显著性差异。
至于两组数据之间是否存在系统误差，则在进行F 检验并确定它们的精密度没有显著性差异之后，再进行t 检验。
样本标准偏差的平方，即(“^2”是表示平方)：S^2=∑(X-X平均)^2/(n-1)两组数据就能得到两个S^2值，S大^2和S小^2F=S大^2/S小^2由表中f大和f小（f为自由度n-1),查得F表，然后计算的F值与查表得到的F表值比较，如果F < F表表明两组数据没有显著差异；F ≥ F表表明两组数据存在显著差异(7)可疑问值的取舍： G检验法 G=S xx 第三章滴定分析法概论主要化学公式 （1）物质的量浓度 c B =n B /V B(2)物质的量与质量的关系 n B =m B /M B(3)滴定剂与待测物质相互作用的计算 c A V A =a/tc T V T c T V T =t/a(1000m A /M A )（4）滴定度与滴定剂浓度之间的关系 T T/A =a/tc T M A/1000(5)待测组分质量分数的计算ωA =(T T/A V T )/S*100%=ScTVTMA ta1000/*100%第4章 酸碱滴定法（1）共轭酸碱对Ka 与Kb 间的关系：KaKb=Kw（2）酸碱型体平衡浓度([ ]),分析浓度（c ）和分布系数（δa ）之间的关系 (3)一元强酸溶液的pH 的计算[H +]=24w2K c c ++ 精确式pH=－lg c 近似式 （4）一元弱酸溶液pH 的计算 [H +]=wa ]HA [K K + 精确式（5－11）（关于[H +]的一元三次方程）其中 [HA]=c [H +]/（[H +]+K a ）·若[A －]＞20[OH －]（即cK a ＞20K w ），可以忽略因水解离产生的H + PBE 简化为 [H +]≈[A －] ∴ [H +]=aa ])H [(]HA [K c K +-= (5－12)·若不但cK a ＞20K w ，而且c /K a ＞400（即c ＞20[A －]或c ＞20[H +]），也就是弱酸的解离度[A －]/c ＜0.05，就可以忽略因解离对弱酸浓度的影响，于是[HA]≈c∴ [H +]=a cK 最简式 ·若cK a ＞20K w ，c /K a ＜400，由式（5－12）可得[H +]=24a2a a cK K K ++- 近似式（1）·若cK a ＜20K w ，C/K a ＞400（适用于酸极弱、且浓度极小的情况，此时[HA]≈c ），由式（5－11）可得[H +]=wa K cK + 近似式（2）（5）多元酸溶液pH 的计算最简式 ][H A][H 1a 2cK c =∴≈+(6)两性物质（NaHA ）溶液pH 的计算最简式 ][H 21a a K K =+(7)缓冲溶液pH 值的计算 最简式:[H+]=ca/cb*Ka第五章 络合滴定法 （1）酸效应系数：)(H Y α==][][][][][][][62'Y Y H Y H HY Y Y Y ++++= ==1/Y δ在副反应中分布分数Y δ与)(H Y α互为倒数⑴)(H Y α==621621211456][][][a a a a a a a a a K K K K K K H K K H K H ++++++++==1+4556][][][2aa a a K H K K H K H +++++ +6534][a a a K K K H ++6534][a a a K K K H ++6534][a a a K K K H +（2）共存离子效应系数αY （N ）)(N Y α==][][][Y NY Y + 因为[NY]==K NY [N][Y]故：)(N Y α==1+ K NY [N]（3）EDTA 与H+及N 同时发生副反应的总的副反应系数αY ，Y α==)(H Y α+1)(-N Y α(4)被测金属离子M 的副反应系数αM ：][][][][][][][2')(M ML ML ML M M M n L M ++++==== α= 1+nnL L L ][][][221βββ+++ 若有P 个络合物与金属发生副反应，则：)(N Y α=)(1N Y α+)(2N Y α+…+）（nN Y α-（n-1）化学计量点pM ’的计算pM ’=1/2[p cM(sp)+lgK ’MY ](7)金属离子指示剂颜色转变点（变色点）pM t 值的计算 pM t =lgK MIn -lg αIn(H)(8)滴定终点误差%1001010',''⨯-==∆-∆MYSP M pM pM t K C E（9）直接准确滴定金属离子的可行性判据：6lg ',≥MYsp M KC第六章 氧化还原滴定法（1）氧化还原电对的电极电位——Nernst 方程式)Red ()Ox (lg0.059)Ox/Red ()Ox/Red (θa a n E E +=（2）以浓度替代活度，且考虑到副反应的影响，则电对在25C 时的条件电位lg059.0/OR RO n E Eαγαγθθ+=（3）氧化还原反应的条件平衡常数K ’(25C 时)059.0)n'E ' (E K' Lg 21︒-︒=（4）氧化还原滴定化学计量点时的电位值φsp212211sp n n 'E n 'E n E +︒+︒=（5）氧化还原滴定突跃范围计算式φ2‘+0.59*3/n2(V)—φ1‘+0.59*3/n1(V) （6）氧化还原指示剂变色的电位范围φ‘±0.059/n(V)第7章沉淀滴定法和重量滴定法主要计算公式（1）沉淀溶解积 pKsp=pAg+pX(2)化学计量点 pAg=pX+1/2pKsp(3)质量分数计算ω=(CV*M/1000)/m s*100%(4)1:1型的MA沉淀溶解度的计算S='Ksp=KspaMaA(4)化学因数（或称换算因数）Fm’=mF (m为称量形式的质量，m’为被测成分的质量) （6）被测成分的质量分数ωω=mF/me*100%第八章电位分析法及永停分析法主要计算公式（1）电池电动势： E电池=φ（+）-φ（-）（2）直接电位法测定溶液pHpH x=PH s+(E x-E s)/0.059(25C)(3)离子选择电极的电位φφ=K ±2.303RT/F*lg ai = K ’±2.303RT/F*lg ci K ’=K ±2.303RT/nF*lg(f i /a i )(4)干扰响应离子存在时离子选择电极的电位值Ex-Es=±2.303RT/nF*(lg cx -lg cs ) (6)标准加入法计算待测溶液的离子浓度XS E S X SS X V V V V C C ⋅⋅+=⇒∆10)(nFRTS 303.2)1()2(=-式，且令式（7）直接电位法测量误差的计算式 △c/c=nF/RT*△E ≈39n △E第9章 光学分析法概论 主要计算公式（1）光的波动性用波长λ，波数ζ和频率υ作为表征 λ是在波的传播路线上具有相同振动相位的相邻两点之间的线性距离，常用nm 作为单位。
分析化学第六章氧化还原滴定法
2018/8/1
2、副反应的影响： 利用沉淀反应和配位反应使氧化态和还原态浓度变 化，从而改变电对的电极电势。 如，氧化态生成沉淀，使其电极电位降低，还原态 生成沉淀，则电极电位升高。
2Cu I2 2Cu2 2I
实际上在大量I－存在下，Cu+与I-生成沉淀。
2Cu 4I 2CuI I 2
C
B、自动催化反应 D、络合反应
2018/8/1
6-4 氧化还原滴定曲线及终点的确定 一、 氧化还原滴定曲线
2018/8/1
二、氧化还原滴定指示剂
1) 自身指示剂（self indicator）
利用滴定剂自身颜色的变化指示终点. MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 紫红 无色
D
C. 条件电极电位是电对氧化态和还原态的浓度 都等于1mol· L-1 时的电极电位 D. 条件电极电位是在特定条件下，氧化态和还 原态的总浓度比为1时，校正了各种外界影响后 的实际电极电位
2018/8/1
6-2 氧化还原反应进行的程度
一、氧化还原反应的平衡常数 进行的程度用反应平衡常数来衡量 由标准电极电位→K / 由条件电位→K （条件平衡常数） Ox1 + n1e Red1 Red2 Ox2 + n2e
12.88
二、化学计量点时反应达到的完全程度 n2Ox1+n1Red2=n2Red1+n1Ox2 若滴定允许误差为0.1%， 即允许还原剂残留0.1%或氧化剂过量0.1%，则
n1=n2=1 lg K ≥ 6， E ≥ 0.36 V 一般规定，两电对的条件电位差大于0.4才用于滴定。
《分析化学》第6章》氧化还原滴定复习题及答案
一、判断题1、(标准电极电位的概念)氧化还原滴定中，随滴定的进行，反应液中待测物电对的标准电极电位不断变化。
(×)2、(条件电极电位的概念)氧化还原滴定中，随滴定的进行，反应液中待测物电对的条件电极电位基本保持不变。
(√)3、(实际电极电位的概念)氧化还原滴定中，随滴定的进行，反应液中待测物电对的实际电极电位不断变化。
(√)4、(标准电极电位的概念) 质子出现在半反应中，则对应电对的标准电极电位会明显受介质pH的影响。
(×)5、(条件电极电位的概念)质子出现在半反应中，则对应电对的条件电极电位会明显受介质pH的影响。
(√)6、(实际电极电位的概念)质子出现在半反应中，则对应电对的实际电极电位会明显受介质pH的影响。
(√)7、(条件电极电位的概念)氢氧根离子出现在半反应中，则对应电对的条件电极电位会明显受介质pH的影响。
(√)8、(标准电极电位的概念) 氢氧根离子出现在半反应中，则对应电对的标准电极电位会明显受介质pH的影响。
(×)9、(实际电极电位的概念)半反应中氧化态的副反应系数越大，则对应电对的实际电极电位会越低。
(√)10、(实际电极电位的概念)半反应中还原态的副反应系数越大，则对应电对的实际电极电位会越低。
(×)11、(标准平衡常数的计算) 氧化还原滴定反应的标准平衡常数，可直接利用滴定剂电对和待测物电对的标准电极电位的差值计算。
(√)12、(条件按平衡常数的计算) 氧化还原滴定反应的条件平衡常数，可直接利用滴定剂电对和待测物电对的标准电极电位的差值计算。
(×)13、(条件按平衡常数意义) 氧化还原滴定中，反应介质会影响条件平衡常数，所以会影响滴定突跃的范围。
(√)14、(氧化还原体系的电位)只要氧化还原滴定反应达到平衡，滴定剂电对的实际电极电位与待测物电对的实际电极电位一定相等。
(√)15、(氧化还原指示剂的性质) 氧化还原指示剂在滴定中，因被氧化或还原而发生颜色的变化。
6-2 化学平衡-讲义-上海市高中化学沪科版(2020)必修第二册
第6章化学反应速率和化学平衡6.2化学平衡一、可逆反应1．可逆反应的定义：在同一条件下，正反应方向和逆反应方向均能同时进行的化学反应称为可逆反应【要点诠释】不管反应方程式如何书写，向右方向进行的反应叫正反应，向左方向进行的反应叫逆反应。
一个可逆反应是2个反应组成的体系，含有2个反应速率：v(正)和v(逆)来表示各相应反应的快慢程度，v(正)与v(逆)既相互联系又各自独立。
2．可逆反应的特点：（1）反应不能进行到底（2）在一定条件下反应物与生成物同时存在（3）由正反应和逆反应2个反应组成，正、逆反应方向同时进行，分别用v(正)和v(逆)来衡量各自反应进行的快慢。
（4）若条件保持一定，最终都会建立一个化学平衡状态。
3．可逆反应的表示方法：可逆反应的化学方程式中，用“”号代替“===”号二、化学平衡1．化学平衡的建立（1）浓度对速率的影响的角度对于可逆反应2SO2＋O22SO3，在一定温度下，将2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)通入一定体积的密闭容器中浓度速率变化v正、v逆关系反应开始反应物浓度最大v正最大v正＞v逆生成物浓度为0 v逆为0反应进行中反应物浓度逐渐减小v正逐渐减小v正＞v逆生成物浓度逐渐增大v逆增大反应一段时间(t1)后反应物浓度不再改变v正不变v正＝v逆≠0生成物浓度不再改变v逆不变（2）利用速率—时间(vt)图像分析2．化学平衡状态的概念：在一定条件下，当反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度都不再改变，达到一种表面静止的状态，称之为化学平衡状态，简称化学平衡【要点诠释】①化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到的或完成的最大限度，即该反应进行的限度。
化学反应的限度决定了反应物在该条件下转化为生成物的最大转化率②对于可逆反应来说，当处于化学平衡状态时，转化率、产率达到了最大限度3．化学平衡状态的特征（1）逆：化学平衡状态研究的对象是可逆反应（2）等：平衡时，同一物质的正、逆反应速率相等，即：v正＝v逆≠0(实质)（3）动：平衡时，反应仍在不断进行，是一种动态平衡（4）定：平衡时，各物质的转化率(α)、百分含量(w%)、物质的量(n)、物质的质量(m)、物质的量浓度(c)、混合气体的平均摩尔质量(M)、混合气体的密度(ρ)、压强(P)等所有物理量全部恒定（5）变：外界条件改变时，平衡可能被破坏，并在新的条件下建立新的化学平衡，即发生化学平衡移动三、化学平衡状态的判断1．任何情况下均可作为标志的是：（1）v(正)=v(逆)【要点诠释】v(正)=v(逆)在一个反应中，其含义是指对某一物质而言v(生)=v(消)，必须包含两个方向的速率（即正反应速率和逆反应速率）；同一物质，速率相等，不同物质，速率之比等于化学计量数之比。
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氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
诱导反应的消除—减少中间价态离子存在的时间 -------例如上例中加入
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
可行 但实际不可行，主要是反应速度的影响
原因： 1—分子的结构发生了较大的变化 2---反应往往是分步进行的 影响因素 1—反应物浓度 对于有 H ＋参与的反应，反应速率也与溶液的酸度有关 2—温度 通常反应温度升高 10 ℃，反应速度增大 2 ~3 倍 3—催化剂 正催化剂 负催化剂
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
氧化还原反应进行的程度/条件平衡常数
பைடு நூலகம்
氧化还原反应进行的程度/化学计量点时反应进行的程度
氧化还原反应进行的程度/化学计量点时反应进行的程度
•出于保守的考虑 两个电对的条件电极电位之差必须大 于 0 . 4V •若有副反应的发生，氧化还原反应不能定量地进行，即 氧化剂与还原剂之间没有一定的化学计量关系，这样的 反应仍不能用于滴定分析
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
氧化还原反应进行的程度/氧化还原反应的速率与影响因素
• 4—诱导作用 • 有的氧化还原反应在通常情况下不发生或反应速率极慢，
但在另一反应进行时会促进这一反应的发生由于一种氧化 还原反应的发生而促进另一种氧化还原反应进行的现象， 称为诱导作用。
单独时慢