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U第10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

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+。
2019/12/4
第9页
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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：
2019/12/4
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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

无机化学~第十章氧化还原

无机化学~第十章氧化还原

eg：Ag＋ + e－ = Ag ； 2Ag＋ + 2e－ = 2Ag； Ag = Ag＋ + e－
θ ϕ Ag
+
/ Ag
= 0 .7 7 9 V
[说明]标准电动势的大小只衡量反应进行的程度与趋势，不涉及反 应速度。
三、能斯特方程（公式） 反映的是电极电位与反应温度、各组分的浓度或分压 之间的定量关系。用来计算电对在非标态下的电极电位。 电极反应： 能斯特方程：
2．电极电位的产生 以金属—金属离子电极（ M—Mn＋ ）为例：金属晶体内 有金属原子，金属离子和电子。 将金属M插入含该金属离子Mn＋的溶液中： 一方面，金属失去电子成为金属离子进入溶液，称 之为金属的溶解：
M Mn (aq) + ne→
+
金属越活泼，溶液中金属离子浓度越小， 金属越活泼，溶液中金属离子浓度越小，溶解倾向就 越大。 越大。
如甘汞电极： Hg（L），Hg2Cl2（S）｜Cl－（饱和） 电极反应：
Hg 2 Cl 2 +2e 2Hg ( l ) + 2Cl →
_
ϕ Hg
2 Cl 2
/ Hg
= 0.2412V
[说明] 甘汞电极是在电极的底部放入少量的汞和少量由 说明] 甘汞（Hg2Cl2)、Hg、KCl溶液组成的糊状物，上面充入饱 的糊状物，上面充入饱 和的KCl溶液，再用导线引出。
如Cu—Zn原电池：Zn片插入ZnSO4溶液中；Cu片插入 CuSO4溶液中；用盐桥将两烧杯溶液沟通，同时将Cu片、 Zn片用导线与检流计相连形成外电路，会发现有电流通 过。（装置如下）
图10-1 铜-锌原电池
盐桥：在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的冻胶。盐桥的 盐桥：在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的冻胶。盐桥的 作用：使Cl 向锌盐方向移动，K 向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐 作用：使Cl-向锌盐方向移动，K+向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐 溶液一直保持电中性，使反应继续进行。

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

氧化还原反应与氧化还原滴定法

氧化还原反应与氧化还原滴定法
H2C2O4 → Mn2+ +CO2
配平练习-2
碱性介质 [Co(NH3)6]2+ + O2 → [Co(NH3)6]3+ + OH－
MnO42－ → MnO4－ + MnO2
12
§10-2 原电池与电极电势
一、原电池 二、电极电势及电池电动势 三、能斯特公式 四、电极物质浓度对电极电势浓度影响 五、电极电势的应用 六、元素电势图及其应用
5
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法
•标出硫元素的氧化数
S2O32-
S4O62-
S2O82-
＋2
+2.5
+6
•标出铬元素的氧化数
Cr2O3 CrO42-
Cr2O72-
CrO5
+3
+6
+6
+6
6
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法 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，同时有氧化数降低的物质—氧化剂，且氧化数升高总
结论： （1）氧化型浓度增大，增大, 氧化型物质的氧化能力升高，还原型的还原能力降低。 （2）还原型浓度增大，降低，还原型的还原能力升高，氧化型的氧化降低。
第十章 氧化还原反应与氧化还原滴定法 1. 电对物质浓度对氧化还原反应的影响
例题：判断反应 Ag+ + Fe2+ = Ag + Fe3+自发进行的方向。 （1）标准态下 （2）c(Fe 3+) = c(Fe2+)= c(Ag+)=0.10mol∙L-1

氧化还原滴定ppt课件

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+

无机及分析化学---氧化还原反应与氧化还原滴定法

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。

PU 第10章 氧化还原反应与氧化还原滴定法

第十章
第 十 章 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
教学要求
（1）用电池符号表示原电池，电池电动势的计算，氧 化还原反应方程式的配平。
（2）能斯特公式及电极物质浓度对电极电势的影响。
（3）利用电极电势判断氧化剂或还原剂的相对强弱、 选择恰当的氧化剂或还原剂、判断氧化还原反应 进行的方向和次序，原电池电动势与氧化还原反 应平衡常数的关系。 （4）元素电势图及其应用。 （5）掌握高锰酸钾法、碘量法和重铬酸钾法滴定条件 的选择和终点的确定。有关氧化还原滴定的计算。
第 十 章 氧 化 还 原 反 应 与 氧 化 还 原 滴 定 法
三、能斯特公式 四、电极物质浓度对电极电势的影响 五、电极电势的应用 六、元素电势图及其应用
一、原电池
Voltaic Cells
第 十 章 氧 化 还 原 反 应 与 氧 化 还 原 滴 定 法
阴极（Anode） 氧化反应（ oxidation）
第 十 章 氧 化 还 原 反 应 与 氧 化 还 原 滴 定 法
二、离子电子法
氧 化 还 原 反 应
§10-1
离子电子法配平重要的是氧原子数的配平，不 同介质条件下，配平氧原子数的规则是： 介质条件 酸性 多氧的一边 H+ 少氧的一边 H2O
第 十 章 氧 化 还 原 反 应 与 氧 化 还 原 滴 定 法
一、基本概念
氧 化 还 原 反 应
§10-1
练 习：
标出硫元素的氧化数
H2SO4 H2SO3 H2S S2O32- S4O62＋6
第 十 章 氧 化 还 原 反 应 与 氧 化 还 原 滴 定 法
+4

氧化还原反应和氧化还原滴定法—氧化还原反应基本概念(应用化学课件)


例子： 离子化合物 电子得失
NaCl
共价化合物 电子偏移
HCl
2、确定氧化数的一般原则：
1）单质中元素的氧化数为零；
2）H原子与比它电负性大的原子结合时，H的氧化数为+1， H原子与比它电负性小的原子结合时，H的氧化数为 1；
3 ) 氧在化合物中氧化数一般为2； 在过氧化物(如H2O2等)中为1；在氟化物中为+1和+2。
例：
(1) (2-3)
(4) (5)
小结：
1、氧化数法 2、离子—电子法
氧化还原反应
氧化还原反应
1、定义：元素的氧化数在反应前后发生变化的反应。
（1）两个半反应（同时发生）： 氧化反应：氧化数升高的过程。 如： 还原反应：氧化数降低的过程。 如：
（2）两种反应物： 还原剂： 反应中氧化数升高的物质。 如: Zn 氧化剂： 反应中氧化数降低的物质。 如：Cu2+
2、确定氧化数的一般规则：
4）在离子型化合物中，元素原子的氧化数等于该元素离子的电荷数；
5）在共价化合物中，共用电子对偏向于电负性大的元素原子， 原子的表观电荷数为它们的氧化数;
6）中性分子中,各元素的氧化值之和为零。在复杂离子中元素原子氧 化数的代数和等于离子的总电荷数。
小结：
1、氧化数 出未配平的化学反应方程式
HClO3 + P4 HCl + H3PO4 2）找出元素原子氧化数升高数及元素原子氧化数降低数
Cl5+ Cl– 氧化数降低 6 P4 4PO43– 氧化数升高20
公倍数 60
3）各元素氧化数的变化乘以相应系数使其相等 10 HClO3 + 3P4 10HCl + 12H3PO4 4）观察法配平氧化数未改变的元素原子数目 方程式左边比右边少36个H原子，少18个O原子，应在左边加18个H2O 10 HClO3 + 3P4 +18H2O 10HCl + 12H3PO4

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.
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练习
VO2+(aq) + Zn(s) → VO2+(aq) + Zn2+(aq)
氧化： Zn → Zn2++2e
还原： VO2++ e → VO2+ VO2++ e + 2H+ → VO2++H2O
2VO2+ + Zn +4H+ = 2VO2+ + Zn2++2H2O
VO2+（酸性）
VO+
V3+
V2+
• 还原：物质获得电子的作用 Cu2+ + 2 e - → Cu
• 氧化：物质失去电子的作用 Zn → Zn2+ + 2 e -
以上两式为半反应，总反应： Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
氧化数降低，还原反应
氧化剂 ＋ 还原剂 还原产物 ＋ 氧化产物
氧化数升高，氧化反应
一、基本概念
§10-1
原电池的电动势
• 原电池的电动势就是正极电极电势与负极电极电势之差，
用 E 表示。
电动势：E = + - -
电子由低电势→高电势 ； 电流由高电势→低电势
二、电极电势及电池电动势
§10-2
原 电
电极电势
池
与 电
①电极电势的高低取决于电极物质的本性。
极
电 势
• 金属活泼性↑，离子沉积倾向↓，电极电势↓；
➢ 规定:电子流出的电极称为负极,负极上发生氧化反应;电 子进入的电极称为正极,正极上发生还原反应。
一、原电池
§10-2
原 电
➢ 盐桥
池
与
电 极
盐桥：充满KCl或KNO3饱和的琼脂
电 势
胶冻U形玻璃管。外电场作用
下离子可迁移，其作用：
①沟通电路；
②维持两性溶液的电中性，保 证反应持续进行。
铜锌原电池示意图
惰性电极：不参加电极反应，仅起导电作用的物质。
一、原电池
§10-2
原 电
例：写出下列电池反应的电池符号
池
与 电 极
Fe+2H+(1.0mol·L-1)=Fe2+(0.1mol·L-1)+H2(100kPa)
电
势 解：正 极 2H+ + 2e -
H2(g)
负 极 Fe (s ) Fe2+ (aq) + 2e-
少氧的一边
酸性
H+
H2O
碱性
H2O
OH-
中性
H+ 或 H2O
H2O OH-
• 在酸性条件下反应式中不应出现OH-；在碱性条件下反 应式中不应出现H+。
二、离子电子法
§10-1
氧 化
例：写出下列半反应分别在酸性和碱性介质中的离子电子式。
还
原 反
(1) ClO- → Cl-
应
(2) SO32- → SO42-
极 电
正负极，测定此电池的电动势，然后根据2．标准电极电势Fra bibliotek§10-2
原 电
•
标准电极电势：是指标准电极的电位。凡是符合标准条件
池 与
的电极都是标准电极。标准态如下：
电
极
电
势
（1）标准氢电极
标准电极电势的绝对值无法测定，于是选取标 准氢电极作为标准，规定其电极电势为0。
二、电极电势及电池电动势
§10-2
原
电
池
与 电 极
（1）标准氢电极
{(H+/H2)}
第十章
氧化还原反应与 氧化还原滴定法
教学要求
（1）用电池符号表示原电池，电池电动势的计算，氧 化还原反应方程式的配平。
（2）能斯特公式及电极物质浓度对电极电势的影响。 （3）利用电极电势判断氧化剂或还原剂的相对强弱、
选择恰当的氧化剂或还原剂、判断氧化还原反应 进行的方向和次序，原电池电动势与氧化还原反 应平衡常数的关系。 （4）元素电势图及其应用。 （5）掌握高锰酸钾法、碘量法和重铬酸钾法滴定条件 的选择和终点的确定。有关氧化还原滴定的计算。
(-)Fe(s) Fe2+ (0.1mol·L-1) H+(1.0mol·L-1) H2(100kPa), Pt (+)
惰性电极：不参加电极反应，仅
起导电作用的物质。
常用的惰性电极为铂、
石墨。
一、原电池
§10-2
原 常见电极分为以下四种类型
电
池
与
电 极
①
金属-金属离子电极(由金属及其该离子的溶液组成)
还
原 反
1．氧化数(oxidation number)
应
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。 (IUPAC)
一、基本概念
§10-1
氧 化 还
确定元素氧化数的规则：
原
反
应 (1) 单质中元素的氧化数为0，如H2、Cl2等；
(2) 中性分子中，所有原子的氧化数代数和为0;
还
原
反 应
① 用离子形式写出主要的反应物和产物;
② 将总反应分为两个半反应，一个氧化剂对应的反应， 一个还原剂对应的反应;
③ 先将每个半反应两边的原子数配平，再用电子将电 荷数配平;
④ 将每个半反应分别乘以适当的系数使反应中得失的 电子数相等;
⑤ 两个半反应相加即得总反应。
二、离子电子法
§10-1
(3) 复杂离子中，所有原子的氧化数代数和等于离子电荷； 单原子离子的氧化数等于它所带电荷数；
(4) 在共价型化合物，电子对指向电负性大的元素。如：H Cl，因Cl的电负性大，可以认为Cl的表观电荷数为-1， 而H的表观电荷数为+1。
(5) 在大多数化合物中，氧的氧化值一般为-2。氢的氧化值 为+1； (特例：H2O2， KO2， NaH)
• 金属活泼性↓，离子沉积倾向↑，电极电势↑；
②从氧化还原角度考虑：
• 电极电势↓，金属在溶液中还原能力↑； • 电极电势↑，金属在溶液中氧化能力↑； • 所以利用电极电势高低可以判断电对物质的氧化还
原能力。
二、电极电势及电池电动势
§10-2
原
电 池 与
用 E 表示电动势，用 表示电极电势。
电
极
电 势
(同一元素不同氧化数对应的物质、介质及惰性电极组成）
• 电极反应：
• 电极符号：
一、原电池
§10-2
原 常见电极分为以下四种类型
电
池
与
电
极 电 势
④ 金属－金属难溶盐—阴离子电极(固
体电极)
Hg2Cl2+2e- = 2Hg+2C1Hg(l)，Hg2Cl2(s) | C1-(c)
该类电极是将金属表面涂以该金属难 溶盐后，将其侵入与难溶盐有相同阴 离子的溶液中构成的。
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
AgNO3(aq) 铜丝
§10-1 氧化还原反应
Oxidation–reduction reactions
一、基本概念
二、氧化还原反应方程式的配平
一、基本概念
§10-1
氧
化
电
势
条件： c(H+)=1.0mol∙L-1 H2 (100kPa)
• 电极反应 2H+(1.0mol∙L-1) +2e- = H2(100kPa)
• 电极电势
(H+/H2）= 0.0000V
二、电极电势及电池电动势
§10-2
原 电
(2) 标准电极电势的测定
池
与 电
•
将待测电极与标准氢电极组成原电池，用检流计确定电池
低氧化态对应物质称还原型，作还原剂；
书写格式： 氧化型 / 还原 型
一、基本概念
§10-1
氧 ⑵ 氧化还原半反应
化 还
含义：氧化还原电对物质的共轭关系式称氧化还原半反
原
反 应
应。每个电对对应一个氧化还原半反应。
氧化型 + ne例如：
还原型
Cl2 / Cl- Cl2 + 2eBr2 / Br- Br2 + 2e-
现象：取出盐桥，电流表指针回零；放入盐桥，指针 又发生偏移。说明盐桥起到沟通电路的作用。
一、原电池
§10-2
原 电
2.原电池的表示法
池
与
电 极
电池符号书写：
电
势
(–)Zn(s)|ZnSO4 (c1)||CuSO4 (c2)|Cu(s)(+)
• 负极写在左，正极写在右 • 金属与溶液之间用“|”隔开表示相界面， • 正负两极之间用“‖”隔开表示盐桥 • 如有多种离子参加反应，各离子之间以“，”隔开 • 注明参加反应各物质的浓度或分压（条件）。 • 如有惰性电极，也要在电池符号中表示出来。
解:(1) 酸性介质 ClO- +2H+ +2e- → Cl- +H2O 碱性介质 ClO- + H2O +2e- → Cl- +2OH-
(2)酸性介质 SO32- + H2O → SO42- + 2H+ +2e碱性介质 SO32- + 2OH- → SO42- + H2O +2e-
配平下面的方程式（酸性条件下）：