当前位置：文档之家 › 第七章 氧化还原滴定法

第七章 氧化还原滴定法

  • 格式：ppt
  • 大小：732.50 KB
  • 文档页数：115

下载文档原格式

  / 115

合集下载

分析化学课件 氧化还原滴定法

分析化学课件 氧化还原滴定法

(3) n1=n2=2
K= c(Ox2) c(Red1)106 c(Red2) c(Ox1)
=1
-2
=0.059lg106 =0.18V 2
>0.4V 反应就能定量进行
7.1氧化还原反应的方向和程度
一般认为，若两电对的条件电极电势之差大于0.4V， 反应就能定量进行，就有可能用于滴定分析。
但在某些氧化还原反应中，虽然两个电对的条件电 极电势相差足够大，符合上述要求，但是由于有副 反应发生，氧化剂和还原剂之间没有一定的化学计 量关系，这样的反应还是不能用于滴定分析。
7.2 氧化还原反应的速度
一、氧化还原反应的历程
有很多氧化还原反应是分布进行的，其 中只要有一步是慢的，就影响了总的反应速 度。
二、影响氧化还原反应速度的因素
1. 反应物浓度的影响 2. 温度的影响 3. 催化剂的影响 4. 诱导反应
7.1氧化还原反应的方向和程度
(1) n1=n2=1
Kc(Ox2)c(Red1)106 c(Red2) c(Ox1)
=120 .0 1 5 9lgK 0 .3 5 V
(2) n1=1, n2=2
K
=
c(Ox2) c(Red2)
c(Red1) c(Ox1)
2
109
=1
-2
=0.059lg109 =0.27V 2
n a(Red)
(标准电位）
a(Ox)=a(Red) =1时，
0.0 n 59lg((R O e x d ))0.0 n 59lg[[R O e x d ]]
c (浓度电位）
一般可知氧化剂和还原剂的分析浓度c
若有副反应发生：
0.05l9 g2 (o)x0.05l9 g [o 2]x

大学分析化学第七章氧化还原滴定

大学分析化学第七章氧化还原滴定

Fe3++e-
Fe2
E' Fe(III)/Fe(II)
0.68V
化学计量点 后
化学计量点 前
E
Eθ' Ce(IV)/Ce(III)
0.059Vlg
cCe(IV) cCe(III)
E
Eθ' Fe(III)/Fe(II)
0.059Vlg
cFe(III) cFe(II1)7
化学计量点
E sp n 1 E n 1 1 ' n n 2 2 E 2 ' （ 适 用 于 两 个 电 对 都 是 对 称 电 对 ） E sp11.4V 4 1 1 10.6V 81.06V
试剂存在,则从Eθ′的定义式可见,副反应系数必然改变。 副反应系数改变又必然引起Eθ′和E改变。
Eθ Fe3+/Fe2+
0.77V
2Fe3++2I-=2Fe2++I2
Eθ I2/I-
0.54V
10
(四)沉淀的生成
对于某一电对,如果加入一种可以与氧化型或还原 型生成沉淀的试剂时,将会改变氧化型或还原型的浓度, 从而改变电极电位.
n
c red red ox
E
E 0.059V lg ox red 0.059V lg cox
ox / red
ox / red
n
red ox
n
cred
E
E ' 0.059V lg cox
ox / red
ox / red
n
cred
6
E
E 0.059V lg ox red 0.059V lg cox
对上述滴定选用何种指示剂?

(分析化学课件)第七章氧化还原滴定法

(分析化学课件)第七章氧化还原滴定法

津 科 技
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
大
学
②标准溶液标定时的注意“三度一点”
a.速度：该反应室温下反应速度极慢，利
用反应本身所产生的Mn2＋起自身
催化作用加快反应进行。
b.温度：常将溶液加热到75～85℃。温度
高于90℃会使发生下述反应：
α为Fe的副反应系数
天 当电对的氧化态和还原态的分析浓度均 津 为1mol·L－1时，可得到：
科 技 大 学
EӨ′称为条件电势。
注意：
附录表16中列出部分氧化还原电对在不
同介质中的条件电势，均为实验测得值。
当缺乏相同条件下的条件电势时，可采用
天 条件相近的条件电势数据。
津
条件电极电势与标准电极电势差异很大。
津
科 若考虑副反应影响，则以K’代替K：
技 大 学
天 津 科 技 大 学
7.1.4 化学计量点时反应进行的程度
由化学计量点时氧化态与还原态浓度的 比值表示。
可以根据平衡常数求得。
天 津 科 技 大 学
例7.3 计算1mol/L HCl介质中，Fe3＋与Sn2＋ 反应的平衡常数及化学计量点时反应进行的 程度。已知 E F '3 /e F 2 e 0 .6V ,8 E S '4 n /S2 n 0 .1V 4
(3)间接碘法：利用I-的还原性。
①基本反应：
2I- - 2e → I2 I2 ＋ 2S2O３2－= S４O６2－＋2Ｉ－
（中性或弱酸性条件）连四硫酸根
天 津
P
H,S22IO234H2HO 2 SI2H22SH2O O 3

分析化学第五版 第7章 氧化还原滴定法

分析化学第五版 第7章 氧化还原滴定法
= E θ + 0.059 lg
θ
θ
aFe 3+ aFe 2+ γ Fe 3+ [ Fe 3+ ]
γ Fe 2+ [ Fe 2+ ]
γ Fe 3+ γ Fe 2+ αFe ( III ) • cFe 3+ • αFe ( II ) cFe 2+
cFe 3+ cFe 2+
= E + 0.059lg
θ
= E + 0.059lg
γ Fe 3+ αFe ( II ) γ Fe 2+ αFe ( III )
+ 0.059lg
= E + 0.059lg
θ'
c Fe 3+ c Fe 2+
影响条件电势的因素：
0.059 OxRed E =E + n lg Red Ox
离子强度： 酸效应： 络合效应： 沉淀：
+ 0.0592 lg
cCe 4+ cCe3+
E Fe3+
'
Fe 2 +
'
+ ECe 4+
'
Ce 3+
'
E sp
E Fe3+ Fe2+ + ECe4+ Ce3+ 2
1.06V
VCe mL 滴定分数 电势 V 说明 0.00 0.0000 不便计算 1.00 0.0500 0.60 E=EFe /Fe =0.68+0.059lgcFe /cFe 10.00 0.5000 0.68 12.00 0.6000 0.69 -0.1% E=EFe /Fe +0.0593 19.80 0.9900 0.80 19.98 0.9990 0.86 突 E =(EFe /Fe +ECe /cCe )/2 20.00 1.000 1.06 sp 跃 22.02 1.001 1.26 0.1% E=ECe /Ce -0.0593

01第7章-氧化还原滴定法-条件电位

01第7章-氧化还原滴定法-条件电位

E 1.61v
n2O1 n1R 2 n2R1 n1O2
Ce
4
Fe
2
Ce
3
Fe
3
几个术语
可逆电对
Fe / Fe ， I 2 / I ， Fe(CN) / Fe(CN) 6 6
2 2 3
3
2

3
4
不可逆电对 MnO4 / Mn ，Cr2O7 / Cr ， S4O6 / S2O3
aO 2 n1 a R1 n2 lg K lg( ) ( ) aR2 aO 1
0
有关氧化还原电对的半反应
O1 n1e R1 O2 n2e R 2
0.059 aO1 E1 E1 lg n1 a R1 0.059 aO 2 0 E2 E2 lg n2 aR2
反应达到平衡时， E1 - E2 = 0 平衡常数K:
0.059n1 CO 2 0.059n2 CO1 lg lg n2 n1 CR2 n1n2 C R1
C C E1' E2 ' 0.059 lg( O 2 ) n1 ( R1 ) n2 n2 n1 CR2 CO1
电子的最小公倍 数，也即氧化还 原反应实际上的 转移的电子数。
E
'
可逆氧化还原电对的电极电位可用能斯特方程 来表示。 RT aO 0 EE ln nF aR
0.059 aO E lg n aR
0
2
2
(25C )
E0: 标准电极电位(电势） 热力学常数，温度的函数。
对称电对：氧化态与还原态系数相同
不对称电对：氧化态与还原态系数不同
2 MnO / Mn ， Fe(CN) / Fe(CN) ， Fe / Fe ， 4 6 6

氧化还原滴定法

氧化还原滴定法

（二）标准溶液的配制和标定
直接碘量法的标准溶液是碘溶液；
间接碘量法的标准溶液是硫代硫钠溶
液
1.碘标准溶液的配制和标定
• （1）0.05mol/L碘溶液的配制
• 由于碘具有挥发性和腐蚀性，通常情况 下，碘标准溶液是采用间接法配制。 • 步骤：配制0.05mol/L，可在托盘天平 上称取碘13g和碘化钾36g，加适量纯化 水溶解后，再用纯化水稀释至1000ml， 摇匀，贮存于棕色试剂瓶中备用。 称量 溶解 稀释 定容 摇匀
（2）0.05mol/L碘标准溶液的标定：
用三氧化二砷（As2O3）为基准物质， 甲基红为指示剂，用待标定的碘标准 溶液滴定至终点。步骤见教材64页。
标定原理
As2O3 + 6NaOH ＝2Na3AsO3 + 3H2O Na3AsO3 + I2 + 2NaHCO3 2NaI + 2CO2↑+ H2O ＝Na3AsO4 +
• 1.高锰酸钾标准溶液的配制 • 市售KMnO4 试剂常含有杂质，而且在 光、热等条件下不稳定，会分解变质。 因此高锰酸钾标准溶液不能直接配制 使用，通常先配成浓溶液放置储存， 需要时再取适量稀释成近似浓度的溶 液，然后再标定使用。
2.KMnO4标准溶液的标定
常用于标定KMnO4的基准物是Na2C2O4。
测定方法
• 1.直接滴定法 由于高锰酸钾氧化能力强，可直接滴定具 有还原性的物质如Fe2+、H2O2、C2O42-等。 • 2.返滴定法 可测定一些不能直接用高锰酸钾滴定的氧化 性和还原性物质。 • 3.间接滴定法 有些非氧化性或还原性物质不能用直接滴 定法或返滴定法测定时，可采用此法。
Байду номын сангаас二）标准溶液的配制与标定

第七章氧化还原滴定法2


（一）、反应物浓度的影响
Cr2O72－+ 6I－+ 14H+ = 2Cr3+ + 3I2+ 7H2O C（H＋）＝0.4 mol/L KI过量5倍。 5 min 反应完成。


（二）温度的影响
例如: KMnO4滴定C2O42－
2MnO4－+ 5C2O42－+ 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
1 C1 M ( Ca ) KMnO 4 1000 2 5 Ca含 量 ＝ 100% G
VKMnO 4

(三)、MnO2的测定－返滴定法

MnO2+ Na2C2O4+ 2H2SO4 = MnSO4+ Na2SO4+ 2CO2↑+ 2H2O

2MnO4－+ 5C2O42－+ 16H+ = 2Mn2++ 10CO2↑+ 8H2O
滴定。氧化还原滴定法是应用很广的一种滴定分析方法。
氧化还原反应的特点

K2Cr2O7与KI反应为： Cr2O72－ + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O E0= +1.33 V


有些不能直接进行氧化还原反应的物质，还可以用 间接法进行滴定。 氧化还原滴定法是应用很广的一种滴定分析方法。

2、邻二氮菲

浅蓝色
深红色
（二）、自身指示剂


例如用KMnO4标准溶液滴定Fe2+.
2×10－6 mol/L MnO4－ 粉红色

氧化还原滴定法

0.5~1min 内不褪色即可。
2、重铬酸钾法 （1）概述
A、 K2Cr2O7 可以直接称量配制标准溶液
B、 K2Cr2O7 标准溶液非常的稳定，可以长期保存
C、 K2Cr2O7 在酸性环境下被还原成 Cr 3 ， Cr 3 呈绿色无法辨别出终点时过
量的黄色重铬酸钾，常用二苯胺磺酸钠做指示剂。 3、碘量法
lg103

4、滴定计量点（不对称电对）： n2O1 n1R 2 n1bO2 n2aR1
Esp

n1E1 ' n1
n2 E2 ' n2

0.059 n1 n2
lg
b[O2
]b1 sp
a[
R1
]a1 sp
5、氧化还原滴定终点误差：
Et

10E / 0.059 10E 10E / 20.059
4、其他氧化还原滴定法
Na2S2O3 溶液滴定析出的 I2 ；间接碘量法的滴定必须在中性或酸性溶液中进行，
滴定时需要使用碘瓶。
（2） Na2S2O3 标准溶液的配制和标定
A、需要用新煮沸（去除 CO2 与细菌）并冷却的了的蒸馏水，并加入少量碳酸 钠防腐。
B、具体步骤：取一定量的基准物质（ K2Cr2O7 、 KIO3 ）与过量 KI 作用（酸
D、标定（可用 Na 2C2O4 , As2O3, H2C2O4 H2O 和纯金属斯金属标定）
温度：用草酸标定时温度最好控制在 70~85℃间，温度低了反应慢， 温度高了草酸分解。
酸度：酸度控制在 0.5~1mol/L ，酸度低了高锰酸钾有副反应，酸度 高了草酸要分解。
指示剂：用高锰酸钾滴定至终点后，溶液出现的粉红色不能持久（空 气 中 的 粉 尘 也 能 使 高 锰 酸 钾 褪 色 ）， 因 此 只 要 粉 红 色 在

化学分析 第七章 氧化还原滴定法

13
4、生成配合物 与氧化型形成配合物' 与还原型形成配合物'
与两者均形成配合物
氧化型配合物的 还稳 原定 型性 配合物 的 '稳 定 还原型配合物的 氧稳 化定 型性 配合物 的 '稳 定
14
例：间接碘量法测Cu2+
Cu2+ + e
Cu+
Cu2
Cu
0.16V4
I2 + 2e
2I-
I2
cC4 e
F 3e/F2e0.68 V
C 4e/C3e1.44 V
SP前 (-0.1%)
F3 /eF 2 e F 3 /eF 2 e0 .05 l1 g 9 3 00.86V
SP时
2 c c lg
0 .059 F3 e /F 2 e C4 /eC 3 e
F2 e C3 e
27
二、 指 示 剂
(一) 自身指示剂
标准溶液本身有很深的颜色，滴定时无需另加 指示剂，只要标准溶液稍微过量一点，即可显示终点 的到达。
例：KMnO4(紫红） I3- (棕)
Mn2+ (无色) I-（无色）
✓ 优点：无须选择指示剂，利用自身颜色变化指示终点
28
(二) 特殊指示剂
指示剂本身不具有氧化还原性，但能与氧化剂 或还原剂作用产生特殊的颜色，从而可以指示滴定 终点。
' 1 '2 ' 0 .0 nl5 K g ' 9 0 .0 n 5 9 0 9 .n 5V 4
n 1 2 ， n 2 1 ' 1 ' 2 ' 0 .2 V 7
注： 只 '要 1' 2 ' 0.35~0.4V 0，反应可定

第七章 氧化还原滴定法

大I2的溶解度，又可防止I2的升华。 I2液具有腐蚀 性，应贮存于棕色试剂瓶中，放置暗处保存，避免
与橡皮塞和橡皮管接触。 (4) I2溶液的标定 常用基准物质As2O3标定，也可用已标定好的
Na2S2O3溶液标定。
碘量法应用示例
1、用直接碘量法可测许多强还原性物质的含量。 如S2 － 、SO32－ 、维生素C、S2O32－ 、安乃近等
HSO3- +HCO3-+S 2SO42- + 2S SO32- + S
c. 水中微量的Cu2+或Fe2+可以促进Na2S2O3溶 液的分解：
Cu2+ + 2S2O32-
2Cu+ + S4O62-
4Cu+ + O2 + 2H2O
4Cu2+ + 4OH-
因此，需要用新煮沸并冷却了的蒸馏水，
以 除 去 CO2 、 O2 和 杀 死 细 菌 。 并 加 入 少 量 的 Na2CO3，使溶液呈弱碱性，以抑制细菌的生长， 防 止 Na2S2O3 分 解 。 配 制 好 的 Na2S2O3 溶 液 应 贮 存于棕色试剂瓶中，放置暗处1~2周后进行标 定。
注意：1、直接碘量法是以蓝色的出现为滴定终点； 间接碘量法是以蓝色的消失为滴定终点，间接碘量 法中淀粉应在临近终点时加入，防止碘和淀粉吸附 太牢，终点时蓝色不易褪色，使终点推迟。
2、淀粉应临时配制，不新鲜的淀粉不能与碘形成 蓝色吸附化合物。
3、温度升高，淀粉对碘的吸附能力下降。
标准溶液的配制和标定
(2) Na2S2O3溶液的标定(常用基准物质K2Cr2O7)
C
r2O
2 7
6I
14H
  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)。

Fe [Fe 3 ] E 0.059 lg Fe [Fe 2 ]
3 2
2013-7-27 分析化学教研室 8
但是，在HCl溶液中，除了Fe3+,Fe2+外，还存在 有FeOH2+,FeCl2+,FeCl2+,FeCl+,FeCl2, …。此时
[ Fe ]

3
Fe
0.059 [H 3 AsO4 ][ H ]2 lg 2 [H 3AsO3 ]
0.059 0.559 lg 1.45 10 7 10 16 2 0.11V
此值小于I3-/I-的电位值，因此，应发生I3-氧化 H3AsO3为HAsO42-的反应。
2013-7-27
分析化学教研室
2 7
EFe3 /Fe 2 0.771V
ESn 4 /Sn 2 0.154V
2013-7-27 分析化学教研室 20
7.1.3 氧化还原反应平衡常数
氧化还原反应进行的程度，由反应的平 衡常数来衡量。氧化还原反应的平衡常 数，可以用有关电对的标准电位或条件 电位求得。 如下列氧化还原反应： p2O1 + p1R2 = p1O2+p2R1 设两电对电子转移数n1 与n2 的最小公倍 数为p。由于
MnO 8H 5e Mn 4H 2O E 2 1.51V MnO /Mn
4
4

2
MnO 2H 2O 3e MnO2 4OH 4
EMnO /MnO 0.588V
2013-7-27 分析化学教研室
4
2
7
7.1.2 条件电位
在应用能斯特公式进还应注意下述两个因素： 一是离子强度；二是当溶液组成改变时，电 对的氧化型和还原型的存在形式也随之改变， 从而引起电极电位的变化。如计算HCl溶液 中Fe(Ⅲ)/Fe(Ⅱ)体系的电位时，由能斯特公 式得到： Fe3 E E 0.059 lg Fe 2
第7章 氧化还原滴定法 Chapter 7 OxidationReduction Titrations
氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基 础的滴定分析法。
它的应用十分广泛，可用的滴定剂很多，能 够运用直接或间接滴定法测定许多无机物和 有机物。但是，氧化还原反应的机理比较复 杂，有些反应常常伴有副反应的发生，因而 没有确定的计量关系。另有一些反应从理论 上判断可以进行，但反应速率十分缓慢，必 须加速反应才能用于滴定。为此，在氧化还 原滴定中，反应条件的控制是十分重要的。
2013-7-27 分析化学教研室 15
cFe3 0.10 mol L1 ; cFe 2 1.0 10 5 mol L1 设溶液中
溶液中游离F-的浓度为1.0 mol· -1。 L
Fe 1 1[F ] 3[F ]3 1.11012
2013-7-27 分析化学教研室 17
当溶液中pH=8.0，而 cH3AsO 4 cH3AsO 3 1.0mol L1 时：
[H 3AsO4 ] cH3AsO 4 H3AsO 4 cH3AsO 4 [H ]3 [H ]3 K a1 [H ]2 K a1 K a2 [H ] K a1 K a2 K a3
3
[Fe ]
3
Fe
cFe3
3
8.7 10

Fe3 / Fe2
14
mol L
1
EFe3 / Fe 2 E
[ Fe ] 0.059 lg 2 [ Fe ]
3
8.7 10 -14 0.771 0.059 lg 1.0 10 - 5 0.29V
1
2013-7-27 分析化学教研室 22
整理后得：
Байду номын сангаас
lg
n2 R1 n2 O1
n1 O2 n1 R2
(E E ) p lg K 0.059
1 2
3
EH3AsO 4 / H3AsO 3 E
H 3 AsO 4 / H 3 AsO 3
0.059 [H 3AsO4 ][ H ]2 lg 2 [H 3AsO3 ]
当 溶 液 中 [H+]=1.0mol· -1,[H3AsO4]=[H3AsO3] L =1.0mol· -1时，电对的电位就是标准电位。 L
2013-7-27 分析化学教研室 6
由上式看出，影响电极电位E的因素是： 1.氧化还原电对的性质，决定Eº 的大小； 2.氧化型和还原型的浓度，即有关离子(包括 H+)浓度的大小及其比值。 注意：根据电对的电极电位来研究氧化还原 反应时，必须明确电对的氧化型和还原型， 才能正确地确定其标准电极电位：
2013-7-27 分析化学教研室 21
0.059 O1 E1 E lg n1 R1
1
0.059 O 2 E2 E lg n2 R2
2
且在反应达到平衡时，两电对电极电位相等， 故有：
0.059 O1 0.059 O 2 E lg E2 lg n1 R1 n2 R2
Fe Fe cFe E E 0.059 lg 0.059 lg Fe Fe cFe

3 2 2 3
3
2
当电对的氧化态和还原态的分析浓度均为1 mol· -1时，可得到： L
Fe Fe E E 0.059 lg E Fe Fe

2013-7-27 分析化学教研室 16
（二）溶液酸度对反应方向的影响
1. H+参加反应的影响 例如，H3AsO4+2I-+2H+ = H3AsO3+I2+H2O， 其半电池反应为： H3AsO4+2H+ +2e-=H3AsO3+H2O E As (5) / As (3) 0.559V -+2e-=3IEI /I 0.54V I3
2013-7-27 分析化学教研室 13
ECu 2 /Cu E E
Cu 2 /Cu
Cu 2 /Cu
[Cu ] 0.059 lg [Cu ]

2
2
0.059 lg[Cu ] 0.059 lg[Cu ]
假设溶液中[Cu2+]=[I-]=1.0mol· -1，已知CuI的 L Ksp=1.1×10-12，代入：[Cu+][I-]=1.1×10-12 [Cu+]=1.1×10-12/1.0=1.1×10-12mol· -1 L
2 2
2013-7-27
分析化学教研室
12
1. 生成沉淀对反应方向的影响
例如，在氧化还原法中测定Cu2+ 的含量时， 利用下列反应：
2Cu2+ + 4IE
Cu 2 /Cu
2CuI + I2
I 2 /I
0.159V , E
0.54V
仅从两电对的标准电极电位来看，反应不能 向右进行。但由于生成了溶解度很小的CuI 沉淀，在溶液中，Cu+ 浓度很小，从而改变 了铜电对的电极电位值。
cFe 3
3
[ Fe ]
3
2
Fe
cFe 2
2
Fe Fe cFe E E 0.059 lg Fe Fe cFe
2 2 3
3
2
当溶液的离子强度很大时，活度系数不易求 得，当副反应较多时，求值也很麻烦。为此， 将上式简化：
2013-7-27 分析化学教研室 9
3. 对称电对和不对称电对
对称电对其氧化态和还原态系数相同。 不对称电对其氧化态和还原态系数不相同。
2013-7-27 分析化学教研室 4
4. 能斯特公式(Nernst equation)
氧化剂还原剂的强弱，可以用有关电对的电 极电位来衡量，电对的电位越高，其氧化态 的氧化能力越强；电对的电位越低，其还原 态的还原能力越强。作为一种氧化剂，它可 以氧化电位比它低的还原剂；作为一种还原 剂，它可以还原电位比它高的氧化剂。 根据电对的电极电位，可以判断氧化还原反 应进行的方向、次序、程度。
2013-7-27 分析化学教研室 2
7.1氧化还原平衡
Oxidation-Reduction Equilibria
7.1.1 概述 1. 可逆电对 可逆电对是指在氧化还原反应的任一瞬 间都能迅速地建立氧化还原平衡，其显 示的实际电位与按Nernst公式计算得的 理论电位相符或相差很小。
如：Fe3+/Fe2+, I2/I-, Fe(CN)63-/Fe(CN)62- 等。
2013-7-27 分析化学教研室 5
可逆均相氧化还原电对的电位可用能斯特公 式求得： 如下述氧化还原半反应 Ox + ne- = Red 0.059 [Ox ] EE lg n [Red ] Eº ：标准电极电位(Standard potential)，是在25℃， 有关离子活度都是1mol· -1(或其比值是1)，气体 L 压力为1.013×105Pa的条件下测得的。是在氧化 型还原型浓度相等时，相对于标准氢电极 (normal hydrogen electrode,N.H.E)的电位。
2 2
[Sn2+]=[Pb2+]=1 mol· -1 时，Pb2+ 应能氧化Sn， L 即下列反应从左向右进行： Pb2+ + Sn → Pb + Sn2+
2013-7-27 分析化学教研室 11
如 果 [Sn2+]=1mol· -1 ， [Pb2+]=0.1mol· -1 ， 根 L L 据能斯特方程式得： 0.059 ESn /Sn 0.14 log(1) 0.14V 2 0.059 EPb /Pb 0.13 log(0.1) 0.16V 2 此时，Sn2+能氧化Pb，即反应按下述方向进行： Sn2+ + Pb → Pb2+ + Sn