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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。
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。
