无机及分析化学10第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
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第十章氧化还原反应与氧化还原滴定法2ppt课件
1.44 V
Θ (Fe3+ /Fe2+ )
0.68 V
第17页
氧化还原滴 定曲线上滴定突 跃的大小，取决 于相互作用的氧 化剂和还原剂条 件电极电位之差， 两电对条件电极 电位差值越大， 滴定突跃范围越 大。
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总目录
三、氧化还原滴定中的指示剂
⒈ 指示剂的分类
在氧化还原滴定法中，可以根据所使用的指示剂指 示终点原理的不同，分下列三类： ⑴ 自身指示剂：在氧化还原滴定中，利用滴定剂或被
指反应在任意瞬间能迅速建立化学平衡的电对， 其实际电极电位与用能斯特方程计算的理论电位 相符。
例如：Ce4+/Ce3+、I2/I-、Fe3+/Fe2+。
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总目录
不可逆电对： 指反应在瞬间不能建立化学平衡的电对。
如：MnO4-/Mn2+、Cr2O72-/Cr3+。 可逆的氧化还原系统：
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总目录
常用的氧化还原滴定法： KMnO4法、K2Cr2O7法、碘量法等。
氧化还原滴定法对化学反应的要求： 1)反应能定量进行。一般滴定剂和待测滴定物质
对应电对的条件电极电位差大于0.4V，反应就 能定量进行。其差值越大反应越完全。 2)有适当的方法或指示剂指示反应的终点。 3)有足够快的反应速率。
Fe3+ /Fe2+
Θ Fe3+ / Fe2+
0.0591 lg
cFe3+ cFe2+
0.100019.98 20.00 19.98 0.68 0.0591 lg 0.1000 0.02 20.00 19.98
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
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ppt课件
可间接测定一些氧化性物质或不具氧化还原性质的物质。
如测定Ca2+，能与C2O42-生成CaC2O4白色沉淀， 过滤后溶于H2SO4中，再用KMnO4滴定，可间 接求得Ca2+含量。
C 2 /u C u 0 .3V ,4 F 3 /e F 2 e 0 .7V 7
解： C 2 / C u u C 2 / C u 0 u . 0 2 l5 C g 2 ] 9 [ ( u 0 . 3 0 . 4 0 2 l5 0 g . 0 ) V 9 1 0 . 2 V 8
它本身不具备氧化性或还原性。 碘量法中，使用可溶性淀粉作指示剂， 它能与I2生成 深蓝色 的吸附化合物。
氧化还原滴定曲线
1 mol •L-1 H2SO4溶液中，用0.1000mol •L-1 Ce(SO4)2标准溶液滴定0.1000 mol •L-1 Fe2+
Ce4++ Fe2+ ⇌ Ce3++Fe3+
氧化反应的程度
计算在1mol •L-1 HCl溶液中， 2Fe3++Sn2+ ⇌ 2Fe2++Sn4+反应的平衡常数。
Fe3++e ⇌ Fe2+
Sn4++2e ⇌ Sn2+
0F3e/F2e 0.7V 0 0S4n/S2n 0.1V 4
F3e /F2e F 03 e/F2e 0.05lg9 C CF F2 3e e
S4 n /S2 n S 04 n /S2 n 0.0 25lg9 C CS S2 4 n n
反应达平衡时， φ °Fe3+/Fe2+= φ °Sn4+/Sn2+
如测定Ca2+，能与C2O42-生成CaC2O4白色沉淀， 过滤后溶于H2SO4中，再用KMnO4滴定，可间 接求得Ca2+含量。
C 2 /u C u 0 .3V ,4 F 3 /e F 2 e 0 .7V 7
解： C 2 / C u u C 2 / C u 0 u . 0 2 l5 C g 2 ] 9 [ ( u 0 . 3 0 . 4 0 2 l5 0 g . 0 ) V 9 1 0 . 2 V 8
它本身不具备氧化性或还原性。 碘量法中，使用可溶性淀粉作指示剂， 它能与I2生成 深蓝色 的吸附化合物。
氧化还原滴定曲线
1 mol •L-1 H2SO4溶液中，用0.1000mol •L-1 Ce(SO4)2标准溶液滴定0.1000 mol •L-1 Fe2+
Ce4++ Fe2+ ⇌ Ce3++Fe3+
氧化反应的程度
计算在1mol •L-1 HCl溶液中， 2Fe3++Sn2+ ⇌ 2Fe2++Sn4+反应的平衡常数。
Fe3++e ⇌ Fe2+
Sn4++2e ⇌ Sn2+
0F3e/F2e 0.7V 0 0S4n/S2n 0.1V 4
F3e /F2e F 03 e/F2e 0.05lg9 C CF F2 3e e
S4 n /S2 n S 04 n /S2 n 0.0 25lg9 C CS S2 4 n n
反应达平衡时， φ °Fe3+/Fe2+= φ °Sn4+/Sn2+
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；
无机与分析化学第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
第十章氧化还原反应和氧化还原滴定法一、内容提要（一）本章重点本章的重点是氧化还原反应的概念；电极电位概念及其应用；氧化还原滴定。
1．氧化还原反应（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。
形式电荷数是假设把每个键中的电子指定给电负性大的原子而求得。
规定单质中的元素的氧化数为零，氢元素和氧元素的氧化数一般情况下分别为+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。
在化合物的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各元素的氧化数。
（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必须满足两个原则：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：a. 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。
b. 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）氧化还原电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应关系称为氧化还原电对，氧化还原电对中元素氧化数高的物质称为氧化态，氧化数低的物质形态称为还原态。
电对表示为：氧化态/还原态。
2．原电池和电极电位（1）原电池在一定的装置中可以使氧化还原反应的两个半反应在不同的空间位置反应，从而使电子的交换通过外电路完成，将化学能转换为电能。
常用氧化还原滴定法介绍课件
C
滴定时间：控制滴定时间，避免过长或过短
B
滴定温度：控制滴定温度，避免过高或过低
A
滴定速度：控制滴定速度，避免过快或过慢
4
氧化还原滴定法的实验操作
点击此处添加正文，文字是您思想的提炼，为了演示发布的良好效果， 请言简意赅的阐述您的观点。
滴定管的使用
滴定管是氧化还原 滴定法的主要仪器 之一，用于精确测 量滴定液的体积。
氧化还原滴定法
01
02
03
酸碱滴定法：测 定溶液的酸碱度
氧化还原滴定法： 测定溶液的氧化
还原能力
络合滴定法：测 定溶液的络合能
力
04
沉淀滴定法：测 定溶液的沉淀能
力
05
吸附滴定法：测 定溶液的吸附能
力
06
荧光滴定法：测 定溶液的荧光能
力
07
电化学滴定法： 测定溶液的电化
学性质
08
光化学滴定法： 测定溶液的光化
学性质
09
10
热化学滴定法： 测定溶液的热化
学性质
生物化学滴定法： 测定溶液的生物
化学性质
络合滴定法
原理：利用 络合反应进
行滴定
应用：测定 金属离子的
Hale Waihona Puke 含量优点：选择 性高，准确
度高
缺点：需要 特殊的指示 剂和络合剂
3
氧化还原滴定法的注意事项
点击此处添加正文，文字是您思想的提炼，为了演示发布的良好效果， 请言简意赅的阐述您的观点。
常用氧化还原滴 定法介绍课件
演讲人
目录
01. 氧化还原滴定法概述 02. 氧化还原滴定法的应用 03. 氧化还原滴定法的注意事项 04. 氧化还原滴定法的实验操作
氧化还原平衡及氧化还原滴定法
原电池由两个半电池组成的.
氧化还原电对：由同一种元素的氧化态物质和其对应 的还原态物质所构成的整体. 常用符号氧化态／还原态来表示,如氧化还原电对可写 成 Cu2+／Cu、Zn2＋／Zn、 Cl2/Cl-、Cr2O72-／Cr3+、 H+/H2.
氧化态物质和还原态物质在一定条件下,可以互相 转化；
解： 正 极 Cl2 2e == 2Cl 负 极 Fe2 e == Fe3
( )P t F e21.0m olL 1 ,F e30.1m olL 1 ‖ C l2.0m olL 1 C l2100K P a,P t( )
10.2.2 电极电势electrode potential
在用 Fe3+／Fe2+、Cl2／Cl-、O2／OH-等电对作为 半电池时,可用金属铂或其他惰性导体作电极.
例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示.
2 F e2 (1 .0 m o lL 1) C l2(1 0 0 K P a) 2 F e3 (0 .1 m o lL 1 ) 2 C l (2 .0 m o lL 1 )
电极电势 /V +0.2415 +0.2830 +0.3356
3. 标准电极电势的测定
• 实验测定： • 1. 将待测电极与已知电极电势的电极组成原电池. • 2. 测定原电池电动势E. • 3. 计算待测电极电势: E = 待测 – 已知 • 4. 若已知电极为标准氢电极,则测定的电动势为待测电
2.离子-电子法
• 离子-电子法配平氧化还原反应的原则是反应中 氧化剂夺得的电子总数与还原剂失去的电子总数相 等. • 由于任何氧化还原反应可看作由两个半反应组成, 所以配平时先将氧化-还原反应拆成两个半反应,配平 半反应,最后将两个半反应加合起来,消除其中的电子.
氧化还原电对：由同一种元素的氧化态物质和其对应 的还原态物质所构成的整体. 常用符号氧化态／还原态来表示,如氧化还原电对可写 成 Cu2+／Cu、Zn2＋／Zn、 Cl2/Cl-、Cr2O72-／Cr3+、 H+/H2.
氧化态物质和还原态物质在一定条件下,可以互相 转化；
解： 正 极 Cl2 2e == 2Cl 负 极 Fe2 e == Fe3
( )P t F e21.0m olL 1 ,F e30.1m olL 1 ‖ C l2.0m olL 1 C l2100K P a,P t( )
10.2.2 电极电势electrode potential
在用 Fe3+／Fe2+、Cl2／Cl-、O2／OH-等电对作为 半电池时,可用金属铂或其他惰性导体作电极.
例：将下列反应设计成原电池并以原电池符号表示.
2 F e2 (1 .0 m o lL 1) C l2(1 0 0 K P a) 2 F e3 (0 .1 m o lL 1 ) 2 C l (2 .0 m o lL 1 )
电极电势 /V +0.2415 +0.2830 +0.3356
3. 标准电极电势的测定
• 实验测定： • 1. 将待测电极与已知电极电势的电极组成原电池. • 2. 测定原电池电动势E. • 3. 计算待测电极电势: E = 待测 – 已知 • 4. 若已知电极为标准氢电极,则测定的电动势为待测电
2.离子-电子法
• 离子-电子法配平氧化还原反应的原则是反应中 氧化剂夺得的电子总数与还原剂失去的电子总数相 等. • 由于任何氧化还原反应可看作由两个半反应组成, 所以配平时先将氧化-还原反应拆成两个半反应,配平 半反应,最后将两个半反应加合起来,消除其中的电子.
无机及分析化学10第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
①
Cr(OH)3(s) 8OH = CrO24 3OH 4H2O 3e
即：Cr(OH)3(s) 5OH = CrO24 4H2O 3e ②
①×3+②×2得：
2Cr(OH)3(s) 3Br2(l) 10OH = 2CrO24 6Br 8H2O
2Cr(OH)3(s) 3Br2(l) 10KOH = 2K2CrO4 6KBr 8H2O
◆ 氧化还原电对：同一物种的氧化型物质（Ox)和还原 型物质(Red)构成一个氧化还原电对。
◆电对的表示： Ox / Red 例如， Zn2+ / Zn Cu2+ / Cu
LOGO
◆ 电对组成类型： •金属和金属离子组成电对 •同一金属不同氧化态的离子， Fe3+ / Fe2+ , MnO4- / Mn2+ •非金属与相应的离子, H+ / H2 , O2 / OH◆ 氧化型物质和还原型物质可以相互转化：
LOGO
⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和 为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代 数和。
例： H 5I O6 I的氧化值为 7
S2
O
2 3
S的氧化值为 2
S4
O
2 6
S的氧化值为 2.5
Fe 3 O 4
Fe的氧化值为 8 3
LOGO
化合价、氧化数、共价键概念的区分
(1)、化合价：指某元素结合其它元素的几个原 子的能力，为整数。有正、负之分；
③分别配平两个半反应方程式，使得每个半 反应式左右两边的原子数相等
LOGO
④配平系数：确定两半反应方程式得、失电 子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各 项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同 。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原 反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分 子方程式。
第十章氧化还原反应与氧化还原滴定法ppt课件
氧化剂
还原剂
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总目录
⑵ 氧化还原反应的分类
一般氧化还原反应：
氧化数的变化发生在不同物质中不同元素上的氧 化还原反应。 例：Cl2 + 2I- = I2 + 2Cl 自身氧化还原反应：
氧化数的变化发生在同一物质不同元素上的氧化 还原反应。
例：2KClO3 = 2KCl + 3O2 ✓ 2KClO3既是氧化剂又是还原剂
化物中氧化数为-1（如NaH）。
（3）氧的氧化数一般为-2，但在过氧化物中为1(H2O2) 超氧化物为-1/2(KO2),含氟化合物中为+2(OF2)。
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总目录
（4）简单离子的氧化数等于离子的电荷。 （5）在共价化合物中，将属于两原子的共用电子对指
定给电负性较大的元素后，在两原子上形成的形 式电荷数就是它们的氧化数。 （6）分子和离子的总电荷数等于各元素氧化数的代数 和，分子的总电荷数等于零。
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总目录
二、氧化还原反应方程式的配平
1.观察法 2.氧化数法 (1)配平原则:整个反应被氧化的元素氧化值的升高
总数与被还原的元素氧化值的降低总数相等。
(2)配平步骤
☆写出未配平的基本反应式，在涉及氧化还原过程的 有关原子上方标出氧化值；
☆计算相关原子氧化值上升和下降的值； ☆用下降值和上升值分别去除它们的最小公倍数，即
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总目录
歧化反应： 氧化数的变化发生在同一物质同一元素上的氧
第10章氧化还原反应与氧化还原滴定法
数
某元素一个原子同 两原子间共用 H原子化合（置换） 电子对数
的能力
数值
0，正负整 数。正负
0、正、负整数
正
整
数
分
数
实例
CO
C O
+ 2 +2价 - 2 -2价
3
2. 氧化与还原
0
-1
-1 0
C2 l2K I2 K ClI2
❖ 氧化：在氧化和还原反应中，元素 氧化数升高的过程称为氧化。
❖ 还原：在氧化和还原反应中，元素 氧化数降低的过程称为还原。
的关系，掌握标准电动势与氧化还原反应标 准平衡常数Kθ 的关系
❖ 5. 掌握电极电势的应用：①表示水溶液中物 质氧化、还原有力的强弱；②判断氧化还原 反应的方向；③判断氧化还原反应进行的程 度；④测定水溶液中离子的浓度（活度）
❖ 6. 掌握元素电势图及其应用
❖ 7. 了解氧化还原滴定法的基本特点，了解条 件电极电势的概念，了解条件平衡常数的概 念，掌握氧化还原滴定对条件电极电势差值 的要求
2).原电池符号
(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+) 1) 左边表示负极，右边表示正极 2) “|”表示界面，“||”表示盐桥 3) c1,c2表示各溶液浓度，若有气体，注明气
体分压。 4) 若没有金属参加，引用惰性金属(如Pt)作
导体，构成电极。
•相同聚集状态（相同相态）的同一元素 不同价态物质可组成氧化还原电对如 Fe2+(c)和Fe3+(c)，PbSO4(s)和PbO2 (s). 在电池符号表示中两者用","号隔开
Red
还 Na ++e=Na 原 Zn2++2e=Zn
某元素一个原子同 两原子间共用 H原子化合（置换） 电子对数
的能力
数值
0，正负整 数。正负
0、正、负整数
正
整
数
分
数
实例
CO
C O
+ 2 +2价 - 2 -2价
3
2. 氧化与还原
0
-1
-1 0
C2 l2K I2 K ClI2
❖ 氧化：在氧化和还原反应中，元素 氧化数升高的过程称为氧化。
❖ 还原：在氧化和还原反应中，元素 氧化数降低的过程称为还原。
的关系，掌握标准电动势与氧化还原反应标 准平衡常数Kθ 的关系
❖ 5. 掌握电极电势的应用：①表示水溶液中物 质氧化、还原有力的强弱；②判断氧化还原 反应的方向；③判断氧化还原反应进行的程 度；④测定水溶液中离子的浓度（活度）
❖ 6. 掌握元素电势图及其应用
❖ 7. 了解氧化还原滴定法的基本特点，了解条 件电极电势的概念，了解条件平衡常数的概 念，掌握氧化还原滴定对条件电极电势差值 的要求
2).原电池符号
(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+) 1) 左边表示负极，右边表示正极 2) “|”表示界面，“||”表示盐桥 3) c1,c2表示各溶液浓度，若有气体，注明气
体分压。 4) 若没有金属参加，引用惰性金属(如Pt)作
导体，构成电极。
•相同聚集状态（相同相态）的同一元素 不同价态物质可组成氧化还原电对如 Fe2+(c)和Fe3+(c)，PbSO4(s)和PbO2 (s). 在电池符号表示中两者用","号隔开
Red
还 Na ++e=Na 原 Zn2++2e=Zn
无机及分析化学第十章 氧化还原滴定法和 沉淀滴定法
根据分步沉淀原理，由于AgCl的溶解度(1.34×
10-5mol•L-1)比Ag2CrO4(6.6×10-5mol•L-1)小，在滴定过
程中首先析出AgCl沉淀，随着AgNO3的不断加入，
AgCl沉淀不断析出，溶液中Cl-浓度越来越小，Ag+浓度
越来越大， c c > 2 Ag CrO24-
K sp,Ag 2 CrO4
0.059
[ In (O)] lg
n
[ In (R) ]
变色范围：
EIn(o)/In(R)=
EOIn(o)/In(R)±
0.059
n
与酸碱指示剂情况相似 指示剂选择原则：指示剂的EOIn(o)/In（R）与滴
定反应在化学计量点的电极电势相一致。
2.自身指示剂：KMnO4 3.特殊指示剂：淀粉
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三、重铬酸钾法
1.基本原理
Cr2O72-+ 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 酸性溶液：HCl、H2SO4
方法特点 （1）可直接配制标准溶液 （2）溶液稳定 （3）可在盐酸溶液中滴定
2.应用示例——铁矿石中铁的测定
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测定时以二苯胺磺酸钠作指示剂，终点由浅绿色 变为紫红色。 用硫酸和磷酸混合酸化，磷酸可以与Fe3+形成无 色Fe（HPO4）-，有利于终点观察。 滴定反应为：
CH2OH H C OH
C
O + I2
CH2OH H+ H C OH
C O + 2 HI
HO
OH
O
O
第二节 沉淀滴定法
一、莫尔法—铬酸钾作指示剂 二、佛尔哈特法—铁铵矾作指示剂 三、法扬司法—吸附指示剂
10-5mol•L-1)比Ag2CrO4(6.6×10-5mol•L-1)小，在滴定过
程中首先析出AgCl沉淀，随着AgNO3的不断加入，
AgCl沉淀不断析出，溶液中Cl-浓度越来越小，Ag+浓度
越来越大， c c > 2 Ag CrO24-
K sp,Ag 2 CrO4
0.059
[ In (O)] lg
n
[ In (R) ]
变色范围：
EIn(o)/In(R)=
EOIn(o)/In(R)±
0.059
n
与酸碱指示剂情况相似 指示剂选择原则：指示剂的EOIn(o)/In（R）与滴
定反应在化学计量点的电极电势相一致。
2.自身指示剂：KMnO4 3.特殊指示剂：淀粉
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三、重铬酸钾法
1.基本原理
Cr2O72-+ 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 酸性溶液：HCl、H2SO4
方法特点 （1）可直接配制标准溶液 （2）溶液稳定 （3）可在盐酸溶液中滴定
2.应用示例——铁矿石中铁的测定
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测定时以二苯胺磺酸钠作指示剂，终点由浅绿色 变为紫红色。 用硫酸和磷酸混合酸化，磷酸可以与Fe3+形成无 色Fe（HPO4）-，有利于终点观察。 滴定反应为：
CH2OH H C OH
C
O + I2
CH2OH H+ H C OH
C O + 2 HI
HO
OH
O
O
第二节 沉淀滴定法
一、莫尔法—铬酸钾作指示剂 二、佛尔哈特法—铁铵矾作指示剂 三、法扬司法—吸附指示剂
氧化还原反应和氧化还原滴定法—氧化还原反应(基础化学课件)
二、电极电势
（一）电极电势 两个电极用导线相连有电流产生，说明两个两个
电极之间有电势差。 正负两极的电极电势之差称为原电池的电动势，
用E表示。 E = φ+ - φ-
例如：E = φCu2+/Cu - φZn2+/Zn
Cu-Zn原电池
（二）标准电极电势
（一）电极电势
➢ 标准电极电势：电极处于标准状态时的电极电势。 ➢ 符号：φθ ➢ 测定方法： （1）在标准状态下，将待测电极与标准氢电极组成原电 池（此电池为标准电池）； （2）用电位差计测定原电池的标准电池电动势（Eθ）； （3）用检流计确定原电池的正极和负极； （4）通过原电池的电动势计算待测电极的电极电势。
（1）单质中元素的氧化数为零。 （2）中性分子中各元素的氧化数的代数和等于零。 （3）单原子离子中元素的氧化数等于离子所带电荷数。
（4）在复杂离子中各元素氧化数的代数和等于该离子的电荷数。
（5）某些元素在化合物中的氧化数： 通常氢在化合物中的氧化数为＋1；通常氧的氧化数为－2。
3.氧化数的表示方法 ：
(2) 反应式必须配平！
如298K时反应: NO3- + 4H+ +3e = NO +2H2O
E(NO3
/
NO)
E
(NO3
/
NO)
0.0592V 3
lg
c(NO3 )c4 (H p(NO) / p
)
如： O2 + 4H+ + 4e = 2H2O
E(O2 /HLeabharlann O)E(O2 /H2O)
0.0592V 4
lg [ p(O2 )
/
p 1
无机与分析化学 第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
|| ||
有些元素的氧化数要了解物质结构，如H2S2O8中O O O
HO S O S OH 有过氧键 故S为+6非+7。 || ||
O O
氧化数与化合价有区别：氧化数可以不是整数而化 合价必须是整数。 2、氧化与还原 19世纪：由化合价变化确定 20世纪：由氧化数变化确定（本质是电子发生 转移或偏移）
P/Pθ
（3）公式中Ox、Red（广义的氧化型、还原型物 质）包括参加了反应但氧化数未变化的物质，即所 有参加电极反应的物质。 eg：298K
NO3－（aq）＋4H＋（aq）＋3e－=NO（g）＋2H2O(l）
NO / NO
3
NO3 / NO
0.05916 lg n
c NO3 c 4 H p NO / P
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
【内容】
1、电对与原电池之间熟练转换。
2、各类平衡对电极电位的影响：浓度、酸度、 氧还反应、配位反应、沉淀反应（均由能斯特方程 ）。 3、元素电示图的应用：（1）基化反应；（2） 计算未知电极电势。
4、滴定曲线。 5、滴定的三种应用及相关计算。 §10—1 氧化还原反应 一、基本概念
Hg 2 Cl2 +2e 2Hg l + 2Cl
2 2 _
Hg Cl / Hg 0.2412V 电极符号：Hg，Hg2Cl E（v）
E = Φ（＋）－ Φ（－）
标准电池电动势：Eθ = Φ （＋）－ Φ （－） Φ θ 是一个非常重要的物理量，它将物质在水溶 液中的氧化还原能力定量化。 Φ θ 高，说明电对中 氧化型物质在标态下氧化能力强，还原型物质还原 能力弱； Φ θ 低，说明电对中氧化型物质在标态下 Φ 氧化能力弱，还原型物质还原能力强。 【应用Φ 注意事项】 （ 1 ）由于介质酸碱性影响 Φ θ 值， Φ θ 表分 A 酸表与碱表。 表示酸性介质（ [H＋]=1mol· L－1 ）中的标准电极电位； B 表示碱性介质（ [OH － ]=1mol· L－1）中的标准电极电位。 （ 2 ） Φ θ 大小反映物质得失电子的能力，强度 性质，与电极反应写法无关。
有些元素的氧化数要了解物质结构，如H2S2O8中O O O
HO S O S OH 有过氧键 故S为+6非+7。 || ||
O O
氧化数与化合价有区别：氧化数可以不是整数而化 合价必须是整数。 2、氧化与还原 19世纪：由化合价变化确定 20世纪：由氧化数变化确定（本质是电子发生 转移或偏移）
P/Pθ
（3）公式中Ox、Red（广义的氧化型、还原型物 质）包括参加了反应但氧化数未变化的物质，即所 有参加电极反应的物质。 eg：298K
NO3－（aq）＋4H＋（aq）＋3e－=NO（g）＋2H2O(l）
NO / NO
3
NO3 / NO
0.05916 lg n
c NO3 c 4 H p NO / P
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
【内容】
1、电对与原电池之间熟练转换。
2、各类平衡对电极电位的影响：浓度、酸度、 氧还反应、配位反应、沉淀反应（均由能斯特方程 ）。 3、元素电示图的应用：（1）基化反应；（2） 计算未知电极电势。
4、滴定曲线。 5、滴定的三种应用及相关计算。 §10—1 氧化还原反应 一、基本概念
Hg 2 Cl2 +2e 2Hg l + 2Cl
2 2 _
Hg Cl / Hg 0.2412V 电极符号：Hg，Hg2Cl E（v）
E = Φ（＋）－ Φ（－）
标准电池电动势：Eθ = Φ （＋）－ Φ （－） Φ θ 是一个非常重要的物理量，它将物质在水溶 液中的氧化还原能力定量化。 Φ θ 高，说明电对中 氧化型物质在标态下氧化能力强，还原型物质还原 能力弱； Φ θ 低，说明电对中氧化型物质在标态下 Φ 氧化能力弱，还原型物质还原能力强。 【应用Φ 注意事项】 （ 1 ）由于介质酸碱性影响 Φ θ 值， Φ θ 表分 A 酸表与碱表。 表示酸性介质（ [H＋]=1mol· L－1 ）中的标准电极电位； B 表示碱性介质（ [OH － ]=1mol· L－1）中的标准电极电位。 （ 2 ） Φ θ 大小反映物质得失电子的能力，强度 性质，与电极反应写法无关。
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(2)、氧化数：60年代以前，该概念与化合价概 念混用，70年代后，氧化数概念成为定义氧化还原 反应的主要依据，氧化数有正负之分，也可以为分 数，比如， Na2S4O6 中可求得S的氧化数为5/2。
(3)、共价键数：不同于氧化数，前者无正负之 分，后者则有正负之分；同一物质同种元素的氧化 数数值与共价键数不一定相等，例如N2，N原子氧 化数为0，但共价键数为3。
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⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和 为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代 数和。
例： H 5I O6 I的氧化值为 7
S2
O
2 3
S的氧化值为 2
S4
O
2 6
S的氧化值为 2.5
Fe 3 O 4
Fe的氧化值为 8 3
LOGO
化合价、氧化数、共价键概念的区分
(1)、化合价：指某元素结合其它元素的几个原 子的能力，为整数。有正、负之分；
时有氧化数降低的物质—氧化剂，且氧化数升高总 数与氧化数降低总数相等—电子得失总数相等。
8
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氧化还原反应:
某些元素氧化态发生改变的反应。
失去电子的变化叫氧化，氧化数升高，物质是还原剂；
得到电子的变化叫还原，氧化数降低，物质是氧化剂。
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
2H2O2 → H2O+O2
2Cu+(aq) →Cu2+(aq)+Cu
(处于中间价态) 能发生歧化的物质稳定性比较差
10
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3．氧化还原电对
CuO/Cu, Cu2+/Cu，
Zn2+/Zn
电对表示法： 高氧化态物质在上，低氧化态在下面； 高氧化态对应物质称氧化型，作氧化剂， 低氧化态对应物质称还原型，作还原剂； 电对物质就是氧化还原反应的主要反应物和产物。
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2．氧化与还原
(1) 氧化还原反应定义
2H2+O2 = 2H2O CuO+H2 = Cu+H2O
Zn+Cu2+ = Cu+Zn2+ 氧化—氧化数升高（失电子）的过程 还原—氧化数降低（得电子）的过程 氧化还反应的本质—电子得失。 特点： 在同一反应中，有氧化数升高的物质—还原剂，同
4
LOGO
确定氧化数的规则：
①单质中，元素的氧化数为零。 ②在二元离子化合物中，元素的氧化数等于该离子所 带的电荷数 。 ③在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性较大 的元素的原子——原子的表观电荷数 ④在大多数化合物中，氢的氧化数为 +1；只有在金 属氢化物中氢的氧化数为 -1。氧在化合物中的氧化数为-2 ；但是在过氧化物中，氧的氧化数为-1，在氟的氧化物中 ，如OF2 和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
LOGO
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
1
LOGO
第十章 氧化还原反应与氧化 还原滴定法
10-1 氧化还原反应 10-2 原电池与电极电势 10-3 氧化还原滴定法
LOGO
基本概念
1．氧化数
1970年IUPAC对氧化数做了如下的定义： 氧化数(又称氧化值)是某元素一个原子
的荷电数，这种荷电数是把成键电子 指定给电负性较大的原子而求得。
化简得：
3Cl2 6OH = 5Cl ClO3 3H2O 3Cl2 6NaOH = 5NaCl NaClO3 3H2O
LOGO 例4：配平方程式
Cr(OH)3(s) Br2(l) KOH K 2CrO4 KBr
解： Cr(OH)3(s) Br2(l) CrO24 Br
Br2(l) 2e = 2Br
H O 酸性介质：多n个O，+2n个H+，另一边 +n个 2
碱性介质：多n个O，+n个H2O，另一边 +2n个OH-
例1：配平反应方程式
KMnO4 (aq) K2SO3(aq) 酸性 溶液中 MnSO4 (aq) K2SO4 (aq)
① LOGO
MnO
4
SO32
SO24 Mn 2
②
MnO
4
8H
5e
=
Mn 2
4H 2O
①
SO32 H 2O = SO24 2H 2e ② ③ ①×2+②×5得
2MnO
4
16H
10e
=
2Mn 2
8H 2O
) 5SO32 5H 2O = 5SO42 10H 10e
2MnO4 5SO32 6H = 2Mn2 5SO24 3H2O 2KMnO4 5K2SO3 3H2SO4
LOGO
（2）氧化还原反应的类型
一般氧化还原反应：电子转移发生在两个或多个物质之间 Zn+Cu2+=Cu+Zn2+
自身氧化还原反应：电子转移发生在同一物质内的两种元素 之间。
2KClO3 → 2KCl+3O2↑ KClO3是氧化剂，也是还原剂
歧化反应电子得失发生在同一物质内同一元素的不同的原子
之间
③分别配平两个半反应方程式，使得每个半 反应式左右两边的原子数相等
LOGO
④配平系数：确定两半反应方程式得、失电 子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各 项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同 。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原 反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分 子方程式。
= 2MnSO4 6K2SO4 3H2O
LOG例O 2：配平
Cl2 (g) NaOH(aq) Δ NaCl(aq) NaClO3(aq)
解：Cl2 2e = 2Cl
①
Cl2 12OH = 2ClO3 6H2O 10e ②
①×5+②得：源自6Cl2 12OH = 10Cl 2ClO3 6H2O
11
LOGO
二、氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于
还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子
总数相等。
12
LOGO
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯 液体、固体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的 半反应。
①
Cr(OH)3(s) 8OH = CrO24 3OH 4H2O 3e
即：Cr(OH)3(s) 5OH = CrO24 4H2O 3e ②
①×3+②×2得：
2Cr(OH)3(s) 3Br2(l) 10OH = 2CrO24 6Br 8H2O
2Cr(OH)3(s) 3Br2(l) 10KOH = 2K2CrO4 6KBr 8H2O
(3)、共价键数：不同于氧化数，前者无正负之 分，后者则有正负之分；同一物质同种元素的氧化 数数值与共价键数不一定相等，例如N2，N原子氧 化数为0，但共价键数为3。
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⑤中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和 为零 ，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代 数和。
例： H 5I O6 I的氧化值为 7
S2
O
2 3
S的氧化值为 2
S4
O
2 6
S的氧化值为 2.5
Fe 3 O 4
Fe的氧化值为 8 3
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化合价、氧化数、共价键概念的区分
(1)、化合价：指某元素结合其它元素的几个原 子的能力，为整数。有正、负之分；
时有氧化数降低的物质—氧化剂，且氧化数升高总 数与氧化数降低总数相等—电子得失总数相等。
8
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氧化还原反应:
某些元素氧化态发生改变的反应。
失去电子的变化叫氧化，氧化数升高，物质是还原剂；
得到电子的变化叫还原，氧化数降低，物质是氧化剂。
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
2H2O2 → H2O+O2
2Cu+(aq) →Cu2+(aq)+Cu
(处于中间价态) 能发生歧化的物质稳定性比较差
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3．氧化还原电对
CuO/Cu, Cu2+/Cu，
Zn2+/Zn
电对表示法： 高氧化态物质在上，低氧化态在下面； 高氧化态对应物质称氧化型，作氧化剂， 低氧化态对应物质称还原型，作还原剂； 电对物质就是氧化还原反应的主要反应物和产物。
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2．氧化与还原
(1) 氧化还原反应定义
2H2+O2 = 2H2O CuO+H2 = Cu+H2O
Zn+Cu2+ = Cu+Zn2+ 氧化—氧化数升高（失电子）的过程 还原—氧化数降低（得电子）的过程 氧化还反应的本质—电子得失。 特点： 在同一反应中，有氧化数升高的物质—还原剂，同
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确定氧化数的规则：
①单质中，元素的氧化数为零。 ②在二元离子化合物中，元素的氧化数等于该离子所 带的电荷数 。 ③在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性较大 的元素的原子——原子的表观电荷数 ④在大多数化合物中，氢的氧化数为 +1；只有在金 属氢化物中氢的氧化数为 -1。氧在化合物中的氧化数为-2 ；但是在过氧化物中，氧的氧化数为-1，在氟的氧化物中 ，如OF2 和O2F2中，氧的氧化数分别为+2和+1。
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第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
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第十章 氧化还原反应与氧化 还原滴定法
10-1 氧化还原反应 10-2 原电池与电极电势 10-3 氧化还原滴定法
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基本概念
1．氧化数
1970年IUPAC对氧化数做了如下的定义： 氧化数(又称氧化值)是某元素一个原子
的荷电数，这种荷电数是把成键电子 指定给电负性较大的原子而求得。
化简得：
3Cl2 6OH = 5Cl ClO3 3H2O 3Cl2 6NaOH = 5NaCl NaClO3 3H2O
LOGO 例4：配平方程式
Cr(OH)3(s) Br2(l) KOH K 2CrO4 KBr
解： Cr(OH)3(s) Br2(l) CrO24 Br
Br2(l) 2e = 2Br
H O 酸性介质：多n个O，+2n个H+，另一边 +n个 2
碱性介质：多n个O，+n个H2O，另一边 +2n个OH-
例1：配平反应方程式
KMnO4 (aq) K2SO3(aq) 酸性 溶液中 MnSO4 (aq) K2SO4 (aq)
① LOGO
MnO
4
SO32
SO24 Mn 2
②
MnO
4
8H
5e
=
Mn 2
4H 2O
①
SO32 H 2O = SO24 2H 2e ② ③ ①×2+②×5得
2MnO
4
16H
10e
=
2Mn 2
8H 2O
) 5SO32 5H 2O = 5SO42 10H 10e
2MnO4 5SO32 6H = 2Mn2 5SO24 3H2O 2KMnO4 5K2SO3 3H2SO4
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（2）氧化还原反应的类型
一般氧化还原反应：电子转移发生在两个或多个物质之间 Zn+Cu2+=Cu+Zn2+
自身氧化还原反应：电子转移发生在同一物质内的两种元素 之间。
2KClO3 → 2KCl+3O2↑ KClO3是氧化剂，也是还原剂
歧化反应电子得失发生在同一物质内同一元素的不同的原子
之间
③分别配平两个半反应方程式，使得每个半 反应式左右两边的原子数相等
LOGO
④配平系数：确定两半反应方程式得、失电 子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各 项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同 。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原 反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分 子方程式。
= 2MnSO4 6K2SO4 3H2O
LOG例O 2：配平
Cl2 (g) NaOH(aq) Δ NaCl(aq) NaClO3(aq)
解：Cl2 2e = 2Cl
①
Cl2 12OH = 2ClO3 6H2O 10e ②
①×5+②得：源自6Cl2 12OH = 10Cl 2ClO3 6H2O
11
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二、氧化还原反应方程式的配平
离子-电子法配平原则： ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于
还原剂失电子数。 ② 质量守恒：反应前后各元素原子
总数相等。
12
LOGO
配平步骤：
①用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯 液体、固体和弱电解质则写分子式)。
②分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的 半反应。
①
Cr(OH)3(s) 8OH = CrO24 3OH 4H2O 3e
即：Cr(OH)3(s) 5OH = CrO24 4H2O 3e ②
①×3+②×2得：
2Cr(OH)3(s) 3Br2(l) 10OH = 2CrO24 6Br 8H2O
2Cr(OH)3(s) 3Br2(l) 10KOH = 2K2CrO4 6KBr 8H2O