当前位置：文档之家 › 第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定法

第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定法

  • 格式：ppt
  • 大小：804.00 KB
  • 文档页数：82

下载文档原格式

  / 82

合集下载

氧化还原滴定

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 氧化还原滴定法(6,7)

第八章 氧化还原滴定法(6,7)
19
23
3
HCO + S ?
S?
3
微量的Cu2+、Fe3+等也能促进Na2S2O3的分解
Cr2O + 6I (过量) + 14H = 2Cr + 3I2 ? 7H2O 或 IO + 5I (过量) + 6H = 3I2 ? 3H2O
析出 I2 的反应的反应条件： 1. 酸度：0.2～0.4mol/L [ H ] 反应速度较慢 ； [ H ] I 易被空气中的氧氧化
BrO3 5Br (过量) 6H 3Br2 +3H2O
OH + 3 Br2
OH
Br

Br

Br
3HBr
KBrO

3( 一定量 )
KBr(过量)
Br2 2I I 2 2Br
用Na2 S2O3滴定析出的I 2
28
第七节
氧化还原滴定结果的计算
氧化还原滴定结果的计算关键是: 1. 准确判断滴定方式 2. 确定待测组分与滴定剂之间的计量关系
aX ~ bY ~ cZ ~ dT aX ~ dT
a cT VT M X wX d 100% ms
29
例 8-9:取废水水样100.0mL，用H2SO4酸化后，加 入0.01667mol/L K2Cr2O7溶液25.00mL，使水样中 的还原物质在一定的条件下被氧化，然后用 0.1000mol/L 的 FeSO4 滴 定 剩 余 的 Cr2O72- 用 去 15.00mL。计算废水试样的耗氧量。
2S2O3 、Sn(II )等
直接碘量法适宜在弱酸性或中性环境中进行
碱性环境中 3I 2 + 6OH - = 2IO3 + 5I + 3H2 O

氧化还原滴定法(共52张PPT)

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

氧化还原滴定法PPT课件

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 )

氧化还原滴定法

氧化还原滴定法

0.0592 γ Oxα Re d 0.0592 cOx lg + lg z γ Re d α Ox z cRe d
θ
特定条件下 E = E
′
0.0592 cOx + lg z cRe d
溶液中， 查条件电位表 1 mol/L HCl 溶液中， Eθ′′ =1.28 V
E = E
θ
′
+ 0 . 0592 lg
z 2Ox1 + z1 Red 2 = z 2 Red 1 + z1Ox 2
Ox1 + z1e = Red 1 Ox 2 + z 2 e = Red 2
0.0592 [Ox1 ] E1 = E1 + lg z1 [ Red 1 ]
θ'
0.0592 [Ox 2 ] E2 = E2 + lg z2 [ Red 2 ]
温度升高10℃ 速度增大 温度升高 ℃，速度增大2~3倍； 倍 碘量法，加热引起碘挥发； 碘量法，加热引起碘挥发； 某些还原性物质被氧氧化； 某些还原性物质被氧氧化；
催化剂； 催化剂；
14
三、氧化还原滴定原理
(一) 氧化还原指示剂 Redox indicator 一 分类
自身指示剂 电对自身颜色变化， 电对自身颜色变化， MnO4- / Mn2+ 吸附 淀粉吸附 I2
§17-4
一、概述
氧化还原滴定法
二、氧化还原平衡 三、氧化还原滴定原理 四、氧化还原预处理 五、氧化还原滴定法的分类及应用示例
1
一、概述
氧化还原滴定法： 氧化还原滴定法：
以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。 以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。
特点： 特点：

氧化还原滴定

氧化还原滴定

C θ Ce (IV) VO = V
E = E2
θ'
θ'
C Fe(III) C Fe(II)
T = 100 − T
T% = 50% T% = 99.9%
50 θ' + 0 .059 lg = E2 100 − 50
E = 0.68v E = 0.86v
99.9 ' E = E2 + 0.059lg = E2 + 0.059×3 0.1
氧化还原电对 a. 可逆氧化还原电对 可迅速建立起氧化还原平衡， 可逆氧化还原电对:可迅速建立起氧化还原平衡 可迅速建立起氧化还原平衡， 其电势基本符合Nernst公式计算的理论电势 公式计算的理论电势. 其电势基本符合 公式计算的理论电势 例如： 例如：Fe3+/Fe2+, Fe(CN)63-/Fe(CN)64-， I2/Ib. 不可逆氧化还原电对：不能在氧化还原反应的任 不可逆氧化还原电对： 一瞬间建立起真正的平衡，其实际电势与 一瞬间建立起真正的平衡，其实际电势与Nernst 公式计算的理论电势相差较大。 公式计算的理论电势相差较大。 例如:MnO4-/Mn2+， Cr2O72-/Cr3+， S4O62-/S2O32-, 例如 CO2/C2O42-， O2/H2O2， H2O2/H2O
滴定曲线计算 滴定前 滴定开始至化学计量点前 Ce (IV) C (Ce (IV)) 未知 Ce (III) C (Ce (III))
Ce 4 + + Fe 2 + = Ce 3 + + Fe 3+
Fe (III) / Fe (II) 滴定百分数为 T%时 时 Fe (II) C (Fe (II)) Fe (III) C (Fe (III))

氧化还原滴定法

4
§8.1 氧化还原平衡
可逆电对：在氧化还原反应的任一瞬间能迅速建立平衡,其实际电势 与Nernst公式计算值基本相符的电对 不可逆电对则相反 对称电对:半反应中氧化态和还原态物质系数相同的电对 不对称电对:半反应中氧化态和还原态物质#43; ne- = Red
能斯特方程式：
1.44 0.68 2
1.06V
31
4、 化学计量点后
Ce4+ +Fe2+ = Ce3+ + Fe3+
ECe 4 /Ce3
E' Ce4 /Ce3
0.059 lg n1
cCe 4 cCe3
E' Ce 4 /Ce3
氧化还原滴定法
1
氧化还原滴定法:
是以氧化还原反应为基础的一种滴定分析方法。
反应特征如下：
（1）反应机理复杂，而且反应往往是分步完成的。 （2）反应需要一定的时间。 （3）常常伴随一些副反应。 （4）介质条件常常对反应速度及反应产物有影响。
2
例如： H2O2 + 2 I- + 2 H+ = I2 + 2H2O （1） H2O2 + 2 I- = IO- + H2O （最慢） （2） IO- + H+ = HIO
在溶液中加入NaHCO3，使溶液的pH=8.0时，则： H3AsO4的pKa1-pKa3: 2.20,7.00,11.50 H3AsO3的pKa1:9.22
E
0.56
0.059 2
lg 10 6.84 10 16 0.94
0.11(V )
E I 2 /I
0.54V
所以可以用As2O3来标定碘溶液。

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：

第八章 氧化还原滴定法(3,4,5)


2. 反应应有一定的选择性
例：钛铁矿中Fe的测定 ETi 0.10V E 0.77V ( IV )/ Ti ( III ) Fe3 / Fe2
EZn 0.76V 2 / Zn ESn 0.15V 4 / Sn2
3. 过量的预氧化剂或预还原剂易除去 Sn2 HgCl2 (过量) Sn4 Hg2Cl （白丝） 2
分 析 化 学
第八章 氧化还原滴定
第三节
V
氧化还原滴定曲线
一、氧化还原滴定的滴定分数
设：c0(Ox1 ) c0( R e d2 ) ,V0
aOx1 bR e d2 aR e d1 bOx2
f bc0( Ox1 )V a c0( R e d2 )V0 bc0( Ox1 )V ac0( R e d 2 )V0
4
2、计量点
Ce4 Fe2 Ce3 Fe3
Esp ECe ( IV )/ Ce( III ) 0.059lg(cCe( IV ), sp cCe( III ), sp ) Esp EFe ( III )/ Fe( II ) 0.059lg(cFe( III ), sp cFe( II ), sp )
二、氧化还原滴定的指示剂 氧化还原指示剂是一类本身具有氧化还原性的有 机试剂，其氧化型和还原型具有不同的颜色。
0.1 cIn(Ox) cIn( Red )
0.059 10 E n
In
EIn
氧化还原指示剂、自身指示剂、专属指示剂
三、氧化还原滴定前的预处理
16
7
三、化学计量点电势的计算通式 对于对称电对的氧化还原反应通式：
aOx1 bR e d2 aR e d1 bOx2
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

电极的热力学过程 1） 浓度对电极电势的影响 2） pH对电极电势的影响
1、奈斯特(Nernst)方程(~c, ~p, ~pH的关系)
ø=+ ø –ø
Nernst方程： (求非标准状况下的电极电势) xA(氧化型) + me y B(还原型)
θ
2.
303RT nF
lg
([氧化型]/c ([还原型]/ c
例 3 配平酸性介质下KMnO4溶液与Na2SO3反应
解：MnO4– + SO32– + H+ Mn2+ + SO42–
半反应
SO32– SO42– + 2e
MnO4– + 5e Mn 2+
配平半反应：
a) SO32 – + H2O SO42 – + 2e + 2H+ b) MnO4 – + 5e + 8H+ Mn 2+ + 4 H2O a)×5 + b)×2
(－)(Pt),H2( 105Pa)H+(1mol·dm-3)Zn2+(1mol·dm-3) Zn (+)
ø= －0.76V H H2 0 Zn2/Zn 0.76V
ø = + ø –ø
(－)(Pt),H2( 105Pa)H+(1mol·dm-3)Cu2+ (1mol·dm-3)Cu (+)
一、原电池 1、装置及电极反应
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+ 原电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应
负极： Zn － 2e = Zn2+ （氧化态升高）
正极： Cu2+ + 2e = Cu （氧化态降低）
2、原电池的表达式 1）负极写在左边，正极写在右边 2）用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面 3）不存在相界面，用，分开。加上不与金属 离子反应的金属惰性电极。 4） 用表示盐桥
3As2S3 + 28HNO3 + 4 H2O
2.离子--电子法 1） 写出相应的离子反应式 2） 将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应
和氧化剂的还原反应。
3） 配平半反应 4）确定二个半反应的系数得失电子数相等的原
则
5）根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加 入H+, OH-, H2O, 使方程式配平。
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法
Chapter 8 Redox Equilibrium and Redox Titration
第一节 氧化还原平衡
Section 1 Redox Equilibrium
第二节 原电池和电极电位
Section 2 Primary Battery and Electrode Potentials
左边
右边
酸性 多O缺H时，多一个O加2个H+, 缺 加相应的H2O 介质 1个H加1个H+
碱性 多H缺O时，多一个H加1个OH – ，加相应的H2O 介质 缺1个O加2个OH-
※酸性介质中配平的半反应方程式里不应出现 OH –,在碱性介质中配平的半反应不应出现H+
第二节 原电池和电极电位
Section 2 Primary Battery and Electrode Potentials
解：负极： H2 – 2e = 2H+ (氧化) 正极： AgCl + e = Ag + Cl– (还原)
Gmø ＝ Hmø– TSmø= – 21.4 kJ ·mol – 1 Gø = – nF Eø
Eø = 0.22V (注意单位的统一）
二、影响电极电位的因素 --奈斯特(Nernst)方程
1、内因 2、外因
第一节 氧化还原平衡
Section 1 Redox Equilibrium
一、 氧化数的概念 规定：
单质中，元素的氧化数为零，H2 Cl2 Fe 正常氧化物中，氧的氧化数为－2， 过氧化物中(H2O2 和Na2O2)氧的氧化数为－ 1， KO2氧化数为－ 0.5， KO3中氧 化数为－ 1/3， OF2中O为+2。
金属离子回到金属表面，带正电荷。
2.
影响金属进入溶液的因素
电极电位(电势)的符号
电极电位
金属的活泼性 溶液的浓度 体系的温度
ห้องสมุดไป่ตู้
( ) ( ) Mn/M
Mn /M
( ) A M n /M
3. 电池电动势的形成及符号
ø = + ø –ø
ø、 ø单位：V
ø：标准电池电动势
：非标准电池电动势
标准电极电势的测定
Cl2(p) Cl– (c mol·dm-3) , Pt(+) 写出该电池的半反应方程式和总反应方程式
氧化半反应： H2 － 2e = 2H+ 还原半反应： Cl2 + 2 e = 2Cl– 总反应： H2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl–
例题：试以中和反应H+ (aq) + OH–(aq) = H2O(l) 为电池反应，设计成一种原电池反应(用电池符号 表示),分别写出电极半反应，并求出它在25℃时 的标准电动势。
例2
As2S3 + HNO3 H3AsO4 + H2SO4 + NO
氧化数升高的元素：
2As3+ →
3S2– →
2As5+ 3S6+
升高 4 升高24
共升高 28
N5+ → N2+
降低3
3As2S3 + 28HNO3 6H3AsO4 + 9 H2SO4 +
28NO 左边28个H， 84个O ；右边36个H，88个 O 左边比右边少8个H，少4个O
10 HClO3 + 3P4 = 10HCl + 12H3PO4
三、 氧化还原反应方程式的配平 1.氧化数法： 原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降
低数相等(得失电子数目相等） 1） 写出化学反应方程式 2） 确定有关元素氧化态升高及降低的数值 3） 确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍
数。找出氧化剂、还原剂的系数。 4） 核对，可用H+, OH–, H2O配平。
Section 3 Gibbs Free Engergy Change and Extent of Redox Reaction
一、原电池电动势与G 的关系
G = nFE
F = 96500库仑 ·mol – 1
Gø = nFEø
G------ 反应吉布斯自由能变
n------反应中转移的电子数
E------电池电动势
氧化数与化合价的区别与联系：二者有时相
等，有时不等。
例如：CH4 CH3Cl CH2Cl2 CH3Cl
二、氧化还原作用 氧化还原反应:
某些元素氧化态发生改变的反应 氧化过程： 氧化态升高的过程, 还原剂 还原过程： 氧化态降低的过程, 氧化剂 氧化型：高氧化态 氧化剂 还原型：低氧化态 还原剂 中间态： 既可作为氧化剂, 又可做为还原剂 还原型 = 氧化型 + ne
2MnO4 – + 5SO32 – + 16 H+ + 5 H2O 2Mn2+ + 8 H2O + 5SO42 – + 10H+
即： 2MnO4 – + 5SO32 – + 6 H+ = 2Mn2+ + 3 H2O + 5SO42 –
一般先配平 H、O以外的原子数，然后配平 H、O原子数，最后配平电子数
(KCl 为1 mol·dm-3)
ε
Mn /M
Hg2Cl 2/Hg
电池符号：
(－) Hg，Hg2Cl2(s)︱KCl(1 mol·dm-3) Mn+ (1 mol·dm-3 ) M (+)
4. 标准电极电位表
标准电极电位：在电极反应条件下，对某物质氧化型得 电子或还原型失电子能力的量度
电对的电极电位数值越正，该电对中氧化型 的 氧化能力(得电子倾向)越大，
电对的电极电位数值越负，还原型还原能力越强
Zn2/Zn 0.76V Cu 2/Cu 0.34V
要求：根据电对的电极电位，判断金属或离子相对氧 化（还原）能力的强弱
ø是强度物理量 Cu2+ + 2e = Cu
无加和性质 2Cu2+ + 4e = 2Cu
H 一般为+1，PH3； 在NaH中为－ 1。 离子化合物中，氧化数 = 离子电荷数
共价化合物中，氧化数 = 形式电荷数
总电荷数=各元素氧化数的代数和。
例：
K2CrO7 Cr为+6 Fe3O4 中，Fe为+8/3 Na2S2O3中，S 为+2 Na2S4O6中， 平均为2.5 (2个S 为0, 二个S为+5)
第三节 吉布斯自由能变和氧化还原反应进行的程度
Section 3 Gibbs Free Engergy Change and Extent of Redox Reaction
第四节 氧化还原滴定
Section 4 Redox Titration
内容提要
本章主要讨论电极电势的概念、应用及 影响因素；吉布斯自由能变与原电池电 动势的关系；讨论氧化还原滴定法的原 理、特点、主要方法和实际应用。
例1： HClO3 + P4 HCl + H3PO4
Cl5+ Cl– 氧化数降低 6
P4 4PO43– 氧化数升高20 10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4