第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法.
氧化还原滴定
知识窗： KMnO4标定时，滴定速度之所以先慢后快，是 因为反应速度较缓慢，反应开始后产生了Mn2+，它对滴定反应 具有催化作用，使以后反应大为加快，这种反应叫做自催化反 应。还有一种反应叫诱导反应，它是一个氧化还原反应的发生 促进另一氧化还原反应的进行，这在氧化还原滴定中也有应用。
3 0.0592 3 0.0592 ' 还原剂＋ 氧化剂－ n2 n1
'
式中n1、n2表示对应电极反应中电子的计量系数，为条 件电极电势，它表示在一定介质条件下，氧化型和还原型的 总浓度都为1 mol/L或二者浓度比值为1时校正了各种外界因 素影响后的实际电极电势，在一定条件下为常数。在缺乏数 据的情况下，可采用标准电极电势的数据进行估算。此式为 判断氧化还原反应滴定的可能性和选择指示剂提供了依据。
§8–5 氧化还原滴定
第八章
氧化还原平衡与氧化还原滴定
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。
一、氧化还原滴定曲线
滴定过程中，随滴定剂的加入，氧化剂和还原剂浓度逐渐变 化，有关电对电极电势也随之改变，以溶液体系的电势为纵 坐标，以所滴定的百分数为横坐标，绘制出的曲线称为氧化 还原滴定曲线。 图8-5用0.1000mol/LCe(SO4)2 溶液在0.5 mol/L H2SO4溶液中 滴定0.1000mol/LFeSO4的滴定曲线 图8-5是以0.1000mol/LCe(SO4)2 溶液在0.5mol/LH2SO4溶液 中滴定0.1000mol/L FeSO4的滴定曲线。化学计量点附近体系 的电势有明显的突跃，突跃范围为0.86~1.06V，化学计量点 的电势恰好处于滴定突跃的中间。
0.0592 0.0592 In In n n
第八章滴定分析概述
第八章滴定分析概述第一节概述一、滴定分析的基本概念滴定分析法是化学分析法中的重要分析方法之一。
此法必须使用一种已知准确浓度的溶液，这种溶液称为标准溶液。
用滴定管将标准溶液加到被测物质的溶液中，直到按化学计量关系完全反应为止，根据所加标准溶液的浓度和体积可以计算出被测物质的含量。
用滴定管将标准溶液加到被测物质的溶液中的过程叫滴定。
在滴定过程中标准溶液与被测物质发生的反应称为滴定反应。
当滴定到达标准溶液与被测物质正好符合滴定反应式完全反应时，称反应到达了化学计量点。
为了确定化学计量点通常加入一种试剂，它能在化学计量点时发生颜色的变化，称为指示剂，指示剂发生颜色变化，停止滴定的那一刻称为滴定终点，简称终点。
滴定终点与化学计量点并不一定完全相符，由此而造成的误差称为滴定误差。
滴定误差的大小取决于指示剂的性能和实验条件的控制。
二、滴定分析方法的特点（一）加入标准溶液物质的量与被测物质的量恰好是化学计量关系；（二）此法适于组分含量在1%以上各种物质的测定；测定的相对误差为0.1%。
（三）该法快速、准确、仪器设备简单、操作简便；（四）用途广泛，具有很大实用价值。
三、滴定分析方法的分类根据标准溶液和待测组分间的反应类型的不同，分为四类：（一）酸碱滴定法：以质子传递反应为基础的一种滴定分析方法。
反应实质：H3O+ + OH-→ 2H2O（质子传递）H3O+ + A-→ HA + H2O（二）配位滴定法：以配位反应为基础的一种滴定分析方法。
Mg2+ +Y4- → MgY2- (产物为配合物或配合离子)Ag+ + 2CN-→ [Ag(CN)2]-（三）氧化还原滴定法：以氧化还原反应为基础的一种滴定分析方法。
Cr2O72- + 6 Fe2++ 14H+ → 2Cr3++ 6 Fe3++7H2OI2 + 2S2O32-→ 2I- + S4O62-（四）沉淀滴定法：以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。
Ag+ + Cl- → AgCl （白色）四、滴定分析对滴定反应的要求并不是所有的化学反应都能适用于滴定分析法。
氧化还原滴定法(共52张PPT)
lgK(1 2)n1n2n
0.059
差值越大， 反应越完全
一般认为： º或 f 应有0.4V以上
影响 K 值的因素：
① n1 n2
② 1º~ 2º
注意：
① n1 n2 最小公倍数
② K ~ º K ~ f
五、滴定反应对平衡常数的要求
①当n1=n2=1时，两电对条件电势差大于
②当n1=n2=2时，两电对条件电势差大于 ③当n1≠n2时，
1
n [R]ed n [R] ed 酸度: H2SO4介质，控制～1mol/L
1
1
0 .0592
2
2
2
这些关于 Ep的讨论都是指对称电对
低—反应慢, 高—H2C2O4分解
邻二氮菲 - 亚铁
[O]x n [O]x n 0 .059 10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ == 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
O/R xe d O/R xe+d0n .0l5 ga a9 R Oexd
O/xRedO/xRed+0n .05lg9[[R Oexd]]
gg aa Ox/Red
Ox/Red
+ 0.059 lg( n
Ox Red
c Red Ox ) c Ox Red
三、条件电极电势
gg a a O /R xe d O /R xe + 0 dn .l0g5 R O (e 9 x R O d c c e R O xd e )xd
二苯胺磺酸钠
0.84V 如何选择？
另：
指示剂校正
第五节 氧化还原滴定前的预处理
目的：将被测物预先处理成便于滴定的形式
基础化学-氧化还原
§ 8.2 电极电势
8.2.1 原电池 8.2.2 电极电势 8.2.3 影响电极电势的因素----
能斯特方程式 8.2.4 条件电极电势
8.2.1 原电池
1. 原电池的概念 Cu-Zn原电池装置
负极 (电子流出)：Zn 2e Zn 2 氧化反应
(
) Cu 2 2e Cu 还原反应
电池反应
Zn Cu2 Zn 2 Cu
氧化型 Ze 还原型
电对 Zn 2 /Zn,Cu 2/Cu
金属导体如 Cu、Zn
电极 惰性导体如 Pt、石墨棒
盐桥的作用: 饱和KCl溶液, 使溶液保持中性
2 原电池符号(表示方法)
() Zn Zn 2 (1.0mol L1)‖ Cu2 (1.0mol L1) Cu ()
2Cu2++ 4e 2Cu E θ = +0.337V
④该表为298.15K时的标准电极电势。 因为电极电势随温度的变化而变化， 所以，室温下一般均可应用表列值。
⑤标准电极电势是指标准状态下的电 极电势。
例题： 已知 Fe3++ e = Fe2+ E = 0.77V
Cu2++ 2e = Cu E = 0.34V Fe2++ e = Fe E = 0.44V Al3++ 3e = Al E = 1.66V 则最强的还原剂是： A. Al3+； B. Fe； C. Cu； D. Al.
在氧的氟化物中为
+1或+2，如
1
2
O2 F2 , O F2 。
例：
H5I O6 I的氧化数为 7
S2
O
2 3
氧化还原滴定法PPT课件
I2/2I ,因此Cu2能氧化I
10
例：p136例2
ox/Red
O ox/Red
RT nF
ln ox c Red ox Red c ox Red
O' ox/Red
RT nF
ln
cox cRed
条
件
电
极
电
位
：
O' ox/Red
O ox/Red
2
§6.1 氧化还原反应平衡
6.1.1 概述
可逆电对：在反应的任一瞬间，能建立起平衡， 符合能斯特公式。 Fe3+/Fe2+, I2/I-, Fe(CN)63-/Fe(CN)64-
不可逆电对：不能在反应的任一瞬间建立起平衡，
实际电势与理论电势相差较大。以
/S2O32-
能斯特公式计算所得的结果，仅作参考。 MnO4-/Mn2+，Cr2O72-/Cr3+，S4O62-
氧化还原滴定法氧化还原滴定法oxidationoxidationreductiontitrimetryreductiontitrimetry61氧化还原反应平衡62or反应进行的程度63or反应的速率与影响因素64or滴定曲线及终点的确定65or滴定法中的预处理66高锰酸钾法67重铬酸钾法6869其他氧化还原滴定法610氧化还原滴定结果的计算氧化还原滴定法是以氧化还原反应以氧化还原反应为基础的滴定分析方法
Fe3+ = Fe2+
Fe3 1 1[F ] 2[F ]2 3[F ]3
F- +H+ HF
FeF3
[F ]
cF
F (H )
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。
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；
第8章氧化还原反应与 氧化还原滴定法2
定剩余的MnO4- 。根据已知过量的KMnO4和还原剂标
准溶液的浓度和消耗的体积，即可计算出甲酸的含量
。
7
10－4 常用氧化还原滴定方法
二 、重铬酸钾法(Potassium Dichromate Method)
（一） 概述
K2Cr2O7在酸性条件下与还原剂作用： Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O (2) 应用范围比KMnO4 法窄；
18
10－4 常用氧化还原滴定方法 2. 硫酸铜中铜的测定
三、 碘 量 法
2 Cu2+ + 4 I - = 2CuI↓ + I2
I2 + 2S2O32- = S2O32- + 2 I -
n Cu 2+ / n Na 2S2O3= 1 / 1
可逆反应，应加入过量 KI。CuI 沉淀表面吸附 I2导致结果
(4) 滴定终点：高锰酸钾自身指示终点(淡粉红色30秒不退)。
4
10－4 常用氧化还原滴定方法
一、 KMnO4法
（三） 高锰酸钾法应用示例 1. 过氧化氢的测定
可用KMnO4标准溶液直接滴定，其反应为： 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O 室温、在硫酸或盐酸介质。开始时反应进行较慢。
最后以Na2S2O3标准溶液滴定析出的 I2。
22
10－4 常用氧化还原滴定方法
2
10－4 常用氧化还原滴定方法
一、 KMnO4法
（二） 标准溶液的配制与标定（间接法配制）
KMnO4自行分解反应：
《无机及分析化学》第三版 4. 第四节 常用的氧化还原滴定法-3 碘量法
c( 1 2
I2 )
Байду номын сангаас
(V
m(As2O3) 1000
V0
)
M
(
1 4
As2O3)
也可用已知准确浓度的Na2S2O3标准滴定溶液来标定
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
（2）硫代硫酸钠标准滴定溶液的制备
① 配制： a. 含 结 晶 水 的 Na2S2O3·5H2O 容 易 风 化 潮 解 ， 且 含 少量杂质，不能直接配制标准溶液。 b. Na2S2O3化学稳定性差，能被溶解O2、CO2和微 生物所分解析出硫。因此配制Na2S2O3标准溶液时应 采用新煮沸(除氧、杀菌)并冷却的蒸馏水。 c. 加入少量Na2CO3使溶液呈弱碱性(抑制细菌生 长)，溶液保存在棕色瓶中，置于暗处放置8～12天 后标定。
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
4. 碘量法的应用
（1）铜含量的测定 2Cu2+ + 4 I - = 2CuI↓ + I2 I2 + 2S2O32- = S2O32- + 2 I -
n Cu 2+ / n Na 2S2O3= 1 / 1 可逆反应，应加入过量 KI。CuI 沉淀表面吸附 I2导 致结果偏低，加入 KSCN 使 CuI 转化成溶解度更小 的 CuSCN 可减小对 I2 的吸附，KSCN 应在近终点时 加入, 否则 SCN-也会还原 I2, 使结果偏低。
无机及分析化学
第八章 氧化还原反应
与 氧化还原 滴定法
第一节 氧化还原反应 第二节 电极电势 第三节 氧化还原滴定法的基本原理 第四节 常见的氧化还原滴定法 第五节 氧化还原反应滴定计算示例
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
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。
分析化学教学课件 第8章 氧化还原滴定法 2
Eθ Fe3/Fe2
0.0592lgγ γ((F Fe e3 2 ))α α((F Fe e2 3 ))0.0592lgc c((F Fe e3 2 ))
在一定条件下，上式中γ和α有固定值，因 而上式中前两项之和应为一常数，令其为 Eq′
E F θ e '3 /F e2 E F θ e3 /F e2 0 .0 5 9 2 lgγ γ ( (F F e e3 2 ) )α α ( (F F e e2 3 ) )
实验方法 理论计算：可逆体系
pH
14 化学计量点
12
10 酚酞
8
甲基红 6 甲基橙
4
2
滴定突跃 （pH＝4.3～9.7）
0 10
20
30 40
v(NaOH/ml)
0.1000mol/L NaOH滴定0.1000mol/LHCl的滴定曲线
滴定过程中存在着两个电对：滴定剂电对和 被滴定物电对。
随着滴定剂的加入，两个电对的电极电位 不断发生变化，并随时处于动态平衡中。可由 任意一个电对计算出溶液的电位值，对应加入 的滴定剂体积绘制出滴定曲线。
1.高锰酸钾法
KMnO4，强氧化剂
氧化能力 还原产物
与pH有关
酸性介质 MnO4- + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O E° =1.51v
在中性或弱碱性
MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH-
E° =0.59v
在碱性介质 MnO4- + e = MnO42-
E° =0.56v
c 生成络合物
氧化态形成的络合物更稳定，使电势降低，还 原性增加，反之则电势升高，氧化性增加
《无机及分析化学》第三版 4. 第四节 常用的氧化还原滴定法-4 亚硝酸钠法
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
2. 亚硝酸钠标准滴定溶液的制备 （2）标定 标定亚硝酸钠标准滴定溶液现在多用对 氨基苯磺酸(C6H7O3NS)作基准试剂。采用“快速滴 定法”滴定，使用外指示剂法确定终点或用永停滴定 法确定终点（详细步骤见GB/T 601—2002中4.22.2）， 临用前标定。
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
(1) 直接测定一些能与KBrO3迅速反应的物质 例：矿石中锑的测定，溶解，使Sb(Ⅴ)→Sb(Ⅲ)， HCl溶液中用KBrO3标准溶液滴定，甲基橙指示 剂褪色，即为终点。
3Sb3+ + BrO-3 + 6H+ = 3Sb5+ + Br- + 3H2O 还可用来直接测定As(Ⅲ)、Sn(Ⅱ)、Tl(Ⅰ)等。
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
2. 亚硝酸钠标准滴定溶液的制备 （1）配制 亚硝酸钠溶液在pH=10左右最稳定， 亚硝酸钠标准滴定溶液通常用间接法配制。在托盘 天平上称取一定量亚硝酸钠晶体、少量氢氧化钠和 碳酸钠，加新煮沸并冷却的蒸馏水溶解，再稀释成 一定体积。亚硝酸钠溶液遇光易分解，应置于棕色 试剂瓶中，密闭保存。
Ar NH2 + NaNO2 + 2HCl
(芳 伯 胺 ）
Ar N N Cl + NaCl + 2H2O
（氯化重氮盐）
第七章 第四节 常用的氧化还原滴定法
进行重氮化滴定时必须注意下列反应条件： （1）酸的种类和浓度 在盐酸溶液中重氮化反应速率
比在硝酸或硫酸中快，而且芳伯胺盐酸盐的溶解度也较 大，故常用盐酸。
第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定
基础化学
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
二、离子-电子法配平氧化还原反应方程式
实例分析：配平下列化学反应式
M 4 C 2 O n 2 4 O H M 2 C 2 n H O 2 O
基础化学
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
解： ① 氧化半反应 还原半反应
C2O24 2CO 2 M 4 n 8 H O M 2 4 n H 2 O
注意：
1. 的代数值与半反应中的系数无关，即与
得失电子数多少无关。
例如： Cu2+ + 2e
Cu
2Cu2+ + 4e
2Cu
其 Cu2+/Cu值都是0.34V。
基础化学
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
2.附录五中列出了298K时一些常用电对的标准电极电势，查表 时要注意溶液的酸碱性，电极在不同的介质中值一般不同。
MnO4- + H+ + Fe2+ Mn2+ + Fe3+ 如将此反应设计为原电池，写出正、负极的反应，电池反应和电池符号。
解：电极为离子电极，即将一金属铂片插入到含有Fe2+、 Fe3+溶液中， 另一铂片插入到含有MnO4- 、Mn2+ 及H+ 的溶液中，分别组成负极和正极：
负极反应： Fe2+ ＝ Fe3+ + e 正极反应： MnO4- + 8H+ + 5e ＝ Mn2+ + 4H2O 电池反应： MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ ＝ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 电池符号： (-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO4-(c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+)
第八章-氧化还原反应与氧化还原滴定习题及答案
第⼋章-氧化还原反应与氧化还原滴定习题及答案第⼋章氧化还原反应与氧化还原滴定习题1.是⾮判断题1-1氧化数在数值上就是元素的化合价。
1-2 Na 2S ，Na 2S 2O 3，Na 2SO 4和NaS 4O 6中，硫离⼦的氧化数分别为-2，2，4，6和+5/2 。
1-3 NH 4+中，氮原⼦的氧化数为-3，其共价数为4。
1-4氧化数发⽣改变的物质不是还原剂就是氧化剂。
1-5任何⼀个氧化还原反应都可以组成⼀个原电池。
1-6两根银丝分别插⼊盛有 mol ·L -1和 1 mol ·L -1 AgNO 3溶液的烧杯中，且⽤盐桥将两只烧杯中的溶液连接起来，便可组成⼀个原电池。
1-7在设计原电池时，θ?值⼤的电对应是正极，⽽θ?值⼩的电对应为负极。
！1-8原电池中盐桥的作⽤是盐桥中的电解质中和两个半电池中过剩的电荷。
1-9半反应NO 3- + H + + e ?NO + H 2O 配平后，氧化态中各物质的系数依次为1，4，3。
1-10在碱性介质中进⾏的反应CrO 2-+Cl 2+OH -?CrO 42-+Cl -+H 2O 被配平后反应⽣成物CrO 42-的系数分别为8和2。
1-11对电极反应S 2O 82-+2e2SO 42- 来说，S 2O 82- 是氧化剂被还原，SO 42-是还原剂被氧化。
1-12原电池中，电⼦由负极经导线流到正极，再由正极经溶液到负极，从⽽构成了回路。
1-13⾦属铁可以置换CuSO 4溶液中的Cu 2+，因⽽FeCl 3溶液不能与⾦属铜反应。
1-14标准电极电势表中的θ值是以氢电极作参⽐电极⽽测得的电势值。
1-15电极电势表中所列的电极电势值就是相应电极双电层的电势差。
1-16某电对的标准电极电势是该电对与标准氢电极组成原电池时的原电池电动势。
1-17电极反应为Cl2+2e2Cl -的电对Cl 2/Cl -的E θ=;电极反应为12Cl 2+e Cl -时θ（Cl 2/Cl -） …=1/2×=。
分析化学氧化还原滴定法(课堂PPT)
Cu2+ + 2e = Cu Zn2+ + 2e = Zn
E Cu2 / Cu
0.337V
E Zn2 / Zn
0.763V
故，Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu反应可向右进行。 8
二、条件电位
可逆的氧化还原半反应 Ox + ne = Red
250C时
E
EO x / Re d
0.059 n
lg
斯特方程描述电势
有中间价态的含氧酸及电极中有
气体的电对，多为不可逆电对
4
电对分类
氧化态、 还原态系数
相关知识 对称电对： Fe3 / Fe2、MnO4 / Mn2
不对称电对： I2 / I 、Cr2O72 / Cr 3 (该类计算复杂）
对称电对：氧化态和还原态的系数相同的电对。
不对称电对：氧化态和还原态的系数不相同的电对。
CRed Red
E
EO x / Re d
0.059 n
lg
aOx aRe d
（1）
E
EO x/ Re d
0.059 n
lg
Ox Re d COx Re d OxCRe d
EO x/ Re d
0.059 n
lg
Ox Re d Re d Ox
0.059 n
lg
COx CRe d
(2)
令
aOx aRe d
（1）
依
a [Ox]
OX
OX
a [Re d]
Re d
Re d
又
Ox
1
Ox
COx [Ox ]
Re d
分析化学氧化还原滴定法
Cu+
2I
φ = θ Cu2+/Cu+
0.16V
φθ I2/I
反应2Cu2++2I 2Cu++I2 似乎不能进行，但由于
φ Cu++I→CuI↓使[Cu+]↓ ’Cu2+/Cu+↑Cu2+氧化性↑
Ksp,CuI =[Cu+][I]=1.1×1012； [Cu+]=Ksp/[I]。
代入Nernst方程：
lg K lg cO n12x cn R 21 e dlg (9.9 9 % n1(9 ).9 9 % n2 )
c c n2 n1 O1x R2 ed
(0.1% n1(0 ).1% n2 )
l1 g 3 n 1 1 0 3 n 2 0 l1 g 3 ( n 1 n 0 2 ) 3 ( n 1 n 2 )
Cu2/Cu
θCu2 /Cu
0.059lgcCu2 / Cu2
n
[Cu ]
此实验条件对Cu2+无
明显副反应αCu2+≈1 标态下[I]=1mol/L
θCu2 /Cu 0.059lg[I]cCu2
1
K sp Cu2
Cu2 /Cu 0.059lgcCu2
Cu2/Cu
θCu2/Cu
0.05l9g[I]cCu2
n
aOx
⑵酸效应 H+或OH 参加电极反应时 Ox或 Red 为弱酸、弱碱时
pH影响极大！
例：对于下列电极反应
① H3AsO4+2H++2e HAsO2+2H2O φθ＝
②
I2+ 2e 2I
第八章-氧化还原滴定法-习题解答
第八章氧化还原滴定法1. 答：标准电极电位E′是指在一定温度条件下（通常为25℃）半反应中各物质都处于标准状态，即离子、分子的浓度（严格讲应该是活度）都是1mol/l（或其比值为1）（如反应中有气体物质，则其分压等于1.013×105Pa，固体物质的活度为1）时相对于标准氢电极的电极电位。
电对的条件电极电位（E0f）是当半反应中氧化型和还原型的浓度都为1或浓度比为，并且溶液中其它组分的浓度都已确知时，该电对相对于标准氢电极电位（且校正了各种外界因素影响后的实际电极电位，它在条件不变时为一常数）。
由上可知，显然条件电位是考虑了外界的各种影响，进行了校正。
而标准电极电位则没有校正外界的各种外界的各种因素。
影响条件电位的外界因素有以下3个方面；（1）配位效应；（2）沉淀效应；（3）酸浓度。
2．答：一般讲，两电对的标准电位大于0.4V（K>106），这样的氧化还原反应，可以用于滴定分析。
实际上，当外界条件（例如介质浓度变化、酸度等）改变时，电对的标准电位是要改变的，因此，只要能创造一个适当的外界条件，使两电对的电极电位超过0.4V ，那么这样的氧化还原反应也能应用于滴定分析。
但是并不是平衡常数大的氧化还原反应都能应用于氧化还原滴定中。
因为有的反应K虽然很大，但反应速度太慢，亦不符合滴定分析的要求。
3. 答：影响氧化还原反应速度的主要因素有以下几个方面：1）反应物的浓度；2）温度；3）催化反应和诱导反应。
4. 答：1）高锰酸钾法．2MnO4+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O.MnO2+H2C2O4+2H+==Mn2++2CO2+2H2O2) 重铬酸甲法. Cr2O72-+14H++Fe2+===2Cr3++Fe3++7H2OCH3OH+Cr2O72-+8H+===CO2↑+2Cr3++6H2O3)碘量法 3I2+6HO-===IO3-+3H2O，2S2O32-+I2===2I-+2H2OCr2O72-+6I-+14H+===3I2+3Cr3++7H2O5. 答：应用于氧化还原滴定法的反应，必须具备以下几个主要条件：（1）反应平衡常数必须大于106，即△E>0.4V。
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第八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
掌握氧化还原反应的基本概念，能配平氧化还原反应方程式
二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：氧化数的概念，方程式的配平
2. 难点：氧化数的概念
三、教学过程
内容安排：第一节课：介绍氧化还原反应的基本概念
第二节课：介绍离子- 电子法配平氧化还原反应方程式课堂交流：关于氧化数的理解
课堂练习：186页1、3
第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法
、教学目的
课堂交流：对电极电势的理解第三节电极电势
掌握电极电势的基本概念，能用能斯特方程进行有关计算二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：理解电极电势的概念，能用能斯特方程进行有关计算
2. 难点：电极电势的概念
三、教学过程
第二节课：介绍能斯特方程
内容安排：第一节课：介绍原电池、电极电势
第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法
、教学目的
课堂练习：186页4
课堂交流：对电极电势的理解
第八章 氧化还原反应和氧化还原滴定法
、教学目的
掌握电极电势在有关方面的应用 二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：能计算原电池电动势， 判断氧化还原反应的方向， 能确定氧化还原反应 的平衡常数
2.难点：判断氧化还原反应的方向，K sp ®, K 稳的计算
三、教学过程
第一节课：介绍计算原电池电动势，判断氧化还原反应的方向
第二节课：介绍确定氧化还原反应的平衡常数介绍
K sp ", K 稳的计算
课堂练习：
186页 12
第四节 电极电势的应用
课堂交流： 对确定氧化还原反应的平衡常数的理解
内容安排：
第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法
第四节元素电势图及其应用、教学目的
掌握元素电势图及其应用二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：元素电势图及其应用
2. 难点：元素电势图及其应用三、教学过程内容安排：第一节课：介绍元素电势图
第二节课：介绍元素电势图的应用
课堂交流：对元素电势图的理解
第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法
、教学目的
第二节课：氧化还原滴定曲线课堂交流：氧化还原滴定曲线第六节氧化还原滴定法
了解氧化还原滴定法中指示剂类型及氧化还原滴定法特点二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：氧化还原滴定曲线及氧化还原滴定法指示剂
2. 难点：氧化还原滴定曲线三、教学过程内容安排：第一节课：氧化还原滴定法特点
第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法
第六节氧化还原滴定法、教学目的
了解氧化还原滴定法中指示剂类型二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：氧化还原滴定法指示剂
2. 难点：氧化还原滴定法指示剂三、教学过程内容安排：第一节课：氧化还原滴定法指示剂
第二节课：常用的氧化还原滴定法
课堂交流：氧化还原滴定法指示剂
第八章氧化还原反应和氧化还原滴定法
第七节常用的氧化还原滴定法、教学目的
熟练掌握氧化还原滴定法主要方法和应用二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：氧化还原的预处理
2. 难点：氧化还原的预处理
三、教学过程
内容安排：第一节课：重铬酸钾法标准溶液配制，预处理
第二节课：重铬酸钾法应用示例
课堂交流：重铬酸钾法
课堂练习：186 页17
第八章 氧化还原反应和氧化还原滴定法
、教学目的
第二节课：碘量法应用示例
课堂交流：
第七节 常用的氧化还原滴定法
熟练掌握氧化还原滴定法主要方法和应用 二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：碘量法标准溶液配制，应用示例
2. 难点：碘量法应用示例 三、教学过程
课堂练习： 225 页 18
内容安排： 第一节课：碘量法标准溶液配制
第九章配位平衡和配位滴定法
第一节配合物的组成和命名、教学目的
1、掌握配位化合物的定义、组成、命名和分类
、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：配位化合物的定义、组成、命名和分类
2. 难点：中心原子、配位原子、配位数三、教学过程
内容安排：第一节课：介绍配位化合物的定义、组成第
二节课：介绍配位化合物的命名和分类课堂交流：对中
心原子、配位原子、配位数的理解课堂练习：218 页
1 、2
第九章配位平衡和配位滴定法
第二节配位化合物的价键理论
、教学目的
1、掌握配位化合物价键理论
、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：配位化合物价键理论
2. 难点：配位化合物价键理论三、教学过程内容安排：第一节课：介绍配位化合物的命名和分类第二节课：介绍配位化合物价键理论课堂交流：对配位化合物价键理论的理解课堂练习：349 页5
第三节配位平衡
第四节EDTA 及其与金属离子的配合物
、教学目的
1、掌握配位平衡和配位平衡常数的意义及其有关计算
2、理解配位平衡的移动及
第九章配位平衡和配位滴定法
与其他平衡的关系。
二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：配位平衡和配位平衡常数的意义及其有关计算、配位平衡的移动
2. 难点：配位平衡的移动及与其他平衡的关系三、教学过程内容安排：第一节课：介绍配位平衡和配位平衡常数的意义及其有关计算第二节课：介绍配位平衡的移动及与其他平衡的关系，介绍鳌合物形成的条件和特殊稳定性课堂交流：对配位平衡的移动的理解课堂练习：350 页6 、13
第九章配位平衡和配位滴定法
、教学目的
课堂交流：酸效应曲线第六节配位滴定的基本原理
掌握配位滴定法的基本原理，了解酸效应曲线及其应用二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：配位滴定法的基本原理及酸效应曲线
2. 难点：酸效应曲线三、教学过程内容安排：第一节课：配位滴定法的基本原理
第二节课：配位滴定法的基本原理及酸效应曲线
第九章配位平衡和配位滴定法
、教学目的
课堂交流：金属离子指示剂第七节金属指示剂
熟悉金属离子指示剂的变色原理及金属离子指示剂的使用二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：金属离子指示剂的变色原理及金属离子指示剂的使用
2. 难点：金属离子指示剂的使用三、教学过程内容安排：第一节课：金属离子指示剂的变色原理
第二节课：金属离子指示剂的使用
第九章配位平衡和配位滴定法
第八节配位滴定的应用
、教学目的
熟悉影响EDTA配合物稳定性的因素及提高EDTA配合物稳定性的方法
二、教材分析包括重点、难点、关键等）
1. 重点：影响EDTA配合物稳定性的因素提高EDTA配合物稳定性的方法
EDTA配合物稳定性的方法
三、教学过程
内容安排：第一节课：影响EDTA配合物稳定性的因素
第二节课：提高EDTA配合物稳定性的方法，水的硬度的测定
课堂交流：EDTA E合物稳定性
课堂练习：218 页8、10
第十二章紫外-可见分光光度法
第一节吸光光度法的特点
第二节光的吸收定律——朗伯- 比尔定律、教学目的
了解物质颜色与光的吸收关系
二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1.重点：朗伯-比尔定律
2. 难点：物质颜色与光的吸收关系
三、教学过程
内容安排：第一节课：物质颜色与光的吸收关系
第二节课：朗伯- 比尔定律
课堂交流：物质颜色与光的吸收关系
课堂练习：233 页2
第十二章紫外-可见分光光度法
第三节紫外- 可见分光光度计及测定方法
第四节显色反应及其影响因素
、教学目的了解紫外-可见分光光度法的仪器，掌握紫外- 可见分光光度法的测定方法二、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1.重点：掌握紫外-可见分光光度法的测定方法
2.难点：掌握紫外-可见分光光度法的测定方法
三、教学过程内容安排：第一节课：紫外- 可见分光光度法的仪器
第二节课：外- 可见分光光度法的测定方法
课堂交流：掌握紫外- 可见分光光度法的测定方法
课堂交流：
紫外 - 可见分光光度法的实际应用 课堂练习： 233 页 6
第十二章 紫外 -可见分光光度法
第五节 分光光度法的误差和测量条件的选择
、教学目的 了解紫外 -可见分光光度法测量误差和测量条件的选择， 熟悉紫外 -可见分光光度
法的实际应用
、教材分析（包括重点、难点、关键等）
1. 重点：熟悉紫外 -可见分光光度法的实际应用
2. 难点：熟悉紫外 -可见分光光度法的实际应用
三、教学过程
第一节课：紫外 - 可见分光光度法测量误差和测量条件的选择
第二节课：紫外 - 可见分光光度法的实际应用
第六节
分光光度法的应用实例
内容安排：
复习、教学目的
1、课程复习
二、教学过程
内容安排：
第一节课：复习第8-10 章
第二节课：答疑。