10第十章氧化还原反应与氧化还原滴定法讲义.ppt

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;§10-1 氧化还原反应;一、基本概念;氧化数的计算规定：;标出硫元素的氧化数 S2O32- S4O62- S2O82- ;2．氧化与还原;（2）氧化还原反应的类型;3．氧化还原电对 ;二、氧化还原反应方程式的配平;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;铜极： Cu2+ + 2e- = Cu 锌极： Zn = Zn2+ + 2e- 合并：Zn+Cu2+=Zn2++Cu 原电池将化学能转化为电能 原电池—化学电源 ;（1） 原电池的组成;（2）原电池的表示法;常见电极分为以下四种类型;金属－金属难溶盐—阴离子电极(固体电极) Hg2Cl2+2e- = 2Hg+2C1- Hg(l)，Hg2Cl2(s) | C1-(c) ;二、电极电势 及电池电动势 ;电极电势的产生;如果电池中各物质均处于标准态：;2．标准电极电势 ;(2) 标准电极电位的测定 ;??(Fe3+/Fe2+）的测定;标准电极电位(298K);将任意两个电极组成原电池，计算出电动势：;(3) 使用标准电极电势表时应注意的事项;三、能斯特公式;书写能斯特公式注意事项：;四、电极物质浓度对电极电势浓度影响;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;? - ?+ 反应正向进行;2. 沉淀对氧化还原反应的影响;结论： 当氧化型被沉淀时，电极电势降低， Ksp?越小，电极电势降低得越多。;第四类电极 AgCl+e-=Ag++Cl-;3．配合物的生成对电极电势的影响;结论;4. 酸度对电极电势的影响;计算pH=3.0,其他物质都处于标准态时， ?（Cr2O72-/Cr3+);五、电极电势的应用;2.判断反应自发进行的方向;例题;当c(HCl)=6.0mol?L-1;3．选择适当的氧化剂或还原剂;查电极电势表;4．计算反应的标准平衡常数，判断氧化还原反应进行的程度;若K?值大于106，就可以认为反应正向进行得 很完全;例：是否可以用已知浓度的H2C2O4标定KMnO4溶液浓度，写出电极反应及电池反应。;5．判断氧化还原反应进行的次序;6．测定溶液pH及物质的某些常数;解：; ??A/Ｖ Fe3+ Fe2+ Fe ;;对于任意元素的??位图： A B C ;2. 间接计算未知的电极电位;根据汞的已知电势图，求? ? (Hg2+/Hg22+);§10－3 氧化还原滴定法;滴定分析对化学反应的要求;一、条件电极电位; 1．副反应系数;溶液中游离Fe3+，Fe2+的浓度为;2. 条件电极电位;*;条件电极电位（???）;条件电极电位（???）;可逆电对;二、氧化还原滴定曲线;氧化还原滴定曲线绘制;计量点前：V= 19.98mL;化学计量点后：V= 20.02mL;在1mol·L-1H2SO4溶液中，用0.1000mol·L－1Ce(SO4)2滴定20.00mL 0.1000mol·L-1Fe2+溶液;*;对于可逆对称电对：;三、氧化还原滴定中的指示剂;自身指示剂;氧化还原指示剂;*;选择指示剂的原则;Ce4+滴定Fe2+的滴定曲线;四、常用的氧化还原滴定法 ;强碱性(pH14);KMnO4法的特点;（2）标准溶液的配制与标定（间接法配制）;标定;(3) KMnO4应用;②间接滴定法：凡能与C2O42-定量生成沉淀的金属离子，如Ca2＋： Ca2++C2O42-→CaC2O4→陈化处理→过滤、洗涤→酸解(热的稀硫酸)→H2C2O4→滴定 ;*;相关的反应及计算式;2. 重铬酸钾法;测铁;相关反应及计算;利用Cr2O72- －Fe2+反应测定其他物质;3. 碘量法;直接碘量法(碘滴定法) I2作标准溶液直接滴定还原性较强的物质: As2O3, S2O32-, SO32- ，S2-, 维生素c等 间接碘量法(滴定碘法) 氧化??+KI（过量）+H+ ? I3- I3-+2S2O32-(标准溶液)=3I-+S4O62- 测定氧化性物质: KIO3, MnO4-, Cr2O72-, Cu2+, Fe3+, PbO2, H2O2 ;反应条件;I