第六章氧化还原滴定法（课件）《分析化学(邢文卫)》第1课时同步教学（ 化学工业出版社第三版）

1 氧化还原滴定法 Oxidation-Reduction Titrimetry 2 2 可逆电对: 在氧化还原反应的任一瞬间能迅速建立氧化还原平衡，其电位符合Nernst公式计算出的理论电位。 如 Fe3+/Fe2+，I2/I- 不可逆电对: 不能在任一瞬时建立平衡，实际电位与理论电位相差较大。 如 MnO4-/Mn2+，Cr2O72-/Cr3+ 氧化还原电对 3 对称电对: 氧化态与还原态的系数相同 如 Fe3+ + e- = Fe2+ 不对称电对: 氧化态与还原态的系数不同 如 Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O 氧化还原电对 4 Nernst方程 —适用于可逆电对 标准电极电位（25C）  标志氧化（还原）剂的强弱：  越大，氧化型是越强的氧化剂  越小，还原型是越强的还原剂 5 条件电极电位 —反映电对的实际氧化还原能力 6 根据 和Hg2Cl2的KSP，计算 。若溶液中Cl-的平衡浓度为1.0mol/L，0.010mol/L时， Hg2Cl2/Hg电对的电极电位是多少？ 查表： 当[Cl-]=1.0mol/L 当[Cl-]=0.01mol/L 7 氧化还原反应的平衡 决定条件电位的因素 离子强度 副反应—沉淀反应和配位反应 溶液酸度 8 离子强度 I 0.001 0.01 0.05 0.1 ´ 0.361 0.372 0.386 0.394 实际计算中，忽略离子强度的影响。 9 形成配合物（1） 介质1molL-1 HClO4 HCl H2SO4 H3PO4 HF ´ 0.75 0.70 0.68 0.44 0.32 与Fe3+的配位作用增强 氧化态形成的配合物更稳定，结果是电位降低 10 形成配合物（2） 例：计算[NH3]=0.1000mol/L ，c(Zn2+)=1.00×10-4 mol/L的溶液中[Zn(NH3)4]2+/Zn电对的电位。 已知： [NH3] = 0.1000mol/L 11 形成配合物（3） 12 沉淀的生成（1） 例：采用碘量法测Cu2+，基于如下反应： 已知： 从 看，反应不能进行，但实际上，可以利用上述反应测Cu2+，如何解释？ 13 沉淀的生成（2） 14 溶液酸度（1） 例： 判断 pH=8.0时，反应进行的方向。(忽略离子强度的影响) 电极反应： 15 溶液酸度（2） 9.2 11.5 7.0 2.2 8.0 H3AsO4 H2AsO4- HAsO2 HAsO42- AsO2- AsO43- pH pKa 16 -0.6 -0.4 -0.2 0 0.2 0.4 0.6 0.8 0 2 4 6 8 10 12 (2.2) (7.0) (11.5) H2AsO4- H3AsO4 (9.2) HAsO42- AsO43- AsO2- HAsO2 /V pH I3- I- 0.3 pH 8-9，I3-可定量氧化AsIII 4 mol/L HCl介质中, AsV可定量氧化I- 17 氧化还原反应的平衡 条件平衡常数—氧化反应进行程度 n2Ox1 + n1Red2 = n2Red1 + n1Ox2 18 氧化还原反应的平衡 反应达到平衡时：1=2 n：n1、n2的最小公倍数; 19 例：计算在0.5 mol·L-1 H2SO4中以下反应的K' 2Fe3+ + 3I- = 2Fe2+ + I3- 解： 20 对于滴定，反应的完全度≥99.9％即可满足要求，则两电对的条件电位至少相差多少？ 化学计量点时反应进行的程度 21 化学计量点时反应进行的程度 n：n1、n2的最小公倍数 22 例：计算在1 mol·L-1 HCl中以下反应的条件平衡常数，并判断反应能否定量进行 2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+ 解： $$