第八章氧化还原滴定法《无机化学（理论篇）（第四版）》同步教学（大连理工版·2018）

第八章 氧化还原滴定法 8.1.1 氧化还原反应 1.氧化还原反应的概念 氧化还原反应是一类物质间有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应。其基本特征是反应前后元素的氧化数发生了变化。 【实例分析】 反应可分为以下两个部分： 氧化反应： Zn – 2e- Zn2+ 还原反应： Cu2+ + 2e- Cu 2. 氧化剂与还原剂 在氧化还原反应中，元素氧化数的变化是电子得失的结果。失去电子氧化数升高的物质称为还原剂,获得电子氧化数降低的物质称为氧化剂。氧化剂与还原剂在反应中既相互对立，又相互依存。 物质的氧化还原性质是相对的。有时，同一物质和强氧化剂作用，表现出还原性；而和强还原剂作用，又表现出氧化性。例如，二氧化硫和氯气在水中的反应： SO2+Cl2+2H2O H2SO4+2HCl 此时Cl2是强氧化剂，SO2作为还原剂。而当SO2和H2S作用时： SO2+2H2S 3S+2H2O 此时是H2S强还原剂，SO2作为氧化剂。 处于中间氧化数的元素，可同时向较高氧化数和较低氧化数转化，这种氧化还原反应称岐化反应。例如将Cl2通入热的NaOH溶液中，生成NaCl和NaClO3的反应： Cl2既是氧化剂又是还原剂。 无机反应中常见的氧化剂一般是活泼的非金属单质（如F2、Cl2、Br2、O2、S 等），某些含高氧化数元素的化合物（如KMnO4、K2Cr2O7、FeCl3、H2SO4、HNO3、HClO4等）；还原剂一般是活泼的金属（如Na、K、Ca、Mg、Zn等），低氧化数的化合物（如KI、FeSO4、SnCl2等）。 8.1.2 氧化还原反应方程式的配平——离子电子法 配平原则： ⑴氧化剂得电子总数与还原剂失去电子总数相等。 ⑵原子守恒 反应前后各元素的原子总数相等。 ⑶电子守恒 方程式两边的离子电荷总数也应相等。 【实例分析】用离子电子法配平高锰酸钾和亚硫酸钾在稀硫酸中的反应: ⑴写出末配平的离子反应方程式 MnO4- + SO32- + SO42- Mn2+ + SO42-+ H2O ⑵ 将离子反应式分解为两个半反应方程式，一个代表还原反应；另一个代表氧化反应。 还原半反应 MnO4- Mn2+ 氧化半反应 SO32- SO42- ⑶将两个半反应式配平 首先配平原子数，然后在半反应的左边或右边加上适当电子数来配平电荷数。 MnO4- + 8H+ +5e- Mn2+ + 4H2O SO32- + H2O SO42- + 2H+ + 2e- ⑷找出两个半反应方程式得失电子数目的最小公倍数 将两个半反应各项分别乘相应的系数，使其得失电子数目相同，然后将两式相加，整理，即得配平的离子反应方程式 ⑸加上原来未参与氧化还原反应的离子，改写成分子方程式，核对方程式两边各元素原子个数相等,完成方程式配平。 配平技巧：在酸性介质中配平半反应方程式时，O原子少的一侧加H2O另一侧加加2倍的H＋。 该反应加HCl、HNO3等作为酸性介质可否？ 想一想 【例8-1】配平 KMnO4 + K2SO3 K2MnO4 + K2SO4 (紫红色) (深绿色) 解 KMnO4+5K2SO3+2KOH=2K2 MnO4+K2SO4+H2O 配平技巧：在在碱性介质中配平半反应方程式时，O原子多的一侧加H2O另一侧加加2倍的OH-。 【例8-2】配平中性介质中进行的氧化还原反应 KMnO4 + K2SO3 MnO2↓ + K2SO4 （紫红色）