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1、7-1 氧化还原反应平衡,一.电极电位,第七章 氧化还原滴定法,1. 可逆与不可逆电对,如 Fe3+/Fe2+，I2/I-等.,如 MnO4-/Mn2+，Cr2O72-/Cr3+，O2/H2O2等.,2. 对称与不对称电对,如 Fe3+ e=Fe2+,如 I2+2e=2I-,3. 电极电位,(25),可逆电对:,不可逆电对:,Ox+ne- Red,(实际电位与理论计算值相差较大),(电势基本符合能斯特公式),不对称电对,对称电对,二. 条件电极电位及其影响因素,1. 条件电极电位,当Cox= CRed=1mol/L时,有副反应时,同理,代入nernst公式,称为条件电极电位,定义：氧化态和还原
2、态分析浓度均为1mol/L的特定条件下的实际电位,2. 影响条件电极电位的因素,(1) 离子强度的影响,(2) 副反应的影响,所以离子强度I大，离子电荷高，对条件电势影响大。,一般可忽略离子强度的影响,由于还原态的Cu+生成了CuI沉淀,a、沉淀的生成,Ox态,Red态,例:,2Cu2+ + 4I- = 2CuI +I2,Cu2+/Cu+=0.17v I2/I- =0.54v,Cu2+/Cu+=0.87v I2/I- =0.54v,使反应可行,反应不可行,例:,当溶液中加入Cl-后，生成AgCl沉淀,当Cl-=1mol/L时,Ox Red (还原态生成的配合物更稳定),b、配合物的形成,Ox态
3、形成配合物 Ox,Red态形成配合物 Red ,Ox Red (氧化态生成的配合物更稳定),例:,碘量法测Cu2+时，,当有Fe3+存在时,消除了Fe3+的干扰,Fe3+会氧化I-而干扰测定，加入F-，配位掩蔽Fe3+后：,c、溶液的酸度,氧化态(还原态)属于弱酸(弱碱)形式，pH的改变, 影响其分布分数,H+或OH-参与氧化还原反应，直接影响,两种情况,例:,计算0.10mol/LHCl溶液中As()/As()电对的条件电极电势.,pH,0,2,4,8,0.56v,0.44v,0.27v,-0.11v,解,在0.10mol/LHCl溶液中,H+1mol/L时，H3AsO4 氧化I-，反应向右
4、进行,H+10-2mol/ L时 ，I3- 氧化H3AsO3，反应向左进行,所以当,三. 氧化还原反应平衡常数,n2Ox1 + n1Red2= n2Red1 + n1Ox2,当 n1=n2=n,当有副反应,当反应完全程度达99.9%以上，也即计量点时必须有：,当 n1=n2=1时,当 n1n2时,当 n1=n2=2时,当 n1=2，n2=1时,四. 化学计量点时反应进行的程度,例:,实际反应进行得很慢，不加催化剂反应几乎无法进行,7-2 氧化还原反应速率及影响因素,一.反应速度慢的原因,2、 只要有一步慢反应，总反应速度就受影响,1、 电子转移,电子层结构的变化,例:,Cr() + Fe(),
5、Cr() + Fe(),Cr() + Fe(),Cr() + Fe(),Cr() + Fe(),Cr() + Fe(),慢,慢反应,二.影响反应速度的因素,1、反应物浓度,2、温度,3、催化剂,4、诱导反应,正比,温度 反应速度,7585,I-,快,Mn2+,极慢,快,受诱反应,诱导反应,作用体,受诱体,诱导体,自动催化反应,特点：诱导体参加反应后，变成其他物质， 诱导反应增加作用体的消耗量。,7-3 氧化还原滴定原理,一. 指示剂,1. 指示终点的方法,(1) 电位法,(2) 指示剂法,2. 指示剂类型,(1) 自身指示剂,(2) 特殊指示剂,(3) 氧化还原指示剂,（如：MnO4- 紫红
6、, 210-6mol/L; Mn2+无色）,（专属指示剂，显色指示剂）,如：可溶性淀粉与碘生成深蓝色的络合物,Fe3+ + SCN-=FeSCN2+（红色）,指示剂本身具有氧化还原性质，且氧化态和还原态具有不同的颜色。,InOx + ne- InRed,当InOX/InRed10,当 InOX/InRed1/10,呈氧化态的颜色,呈还原态的颜色,指示剂变色的电位范围：,指示剂的变 色点：,或,或,氧化还原指示剂的选择原则：使指示剂变色点电位处在电 位突跃范围内,InOX=InRed,二.滴定曲线,1.可逆电对氧化还原滴定,以0.1000mol/LCe(SO4)2溶液滴定0.1000mol/L的
7、Fe2+溶液为例(对称电对）:,已知： Fe3+/Fe2+=0.68V, Ce4+/Ce3+ =1.44V,（1）滴定前,（2）化学计量点前,滴定至50%时: CFe3+/CFe2+=1,=Fe3+/Fe2+=0.68V,滴定至99.9%时: CFe3+/CFe2+ 103,= Fe3+/Fe2+ + 0.059lg103 = 0.68+0.0593=0.86V,（3）化学计量点时,（1）,（2）,（1）+（2）得,可逆对称氧化还原电对计量点时电位计算通式：,（4）化学计量点后,滴定至100.1%时:,= Ce4+/Ce3+ + 0.059lg10-3 = 1.44-0.0593=1.26V,
8、滴定至200%时:,CCe4+/CCe3+10-3,CCe4+/CCe3+=1,Ce4+/Ce3+ =1.44V,滴定突跃:,取决于两电对的条件电位与电子转移数,与浓度无关。,滴定至计量点前后0.1%的电位E的变化量,影响滴定突跃大小的因素:,当 n1=n2时，计量点电位处在突跃中间,0.86v1.26v,计量点:1.06v,例：计算在1mol/LHCl溶液中，用Fe3+滴定Sn2+时，计量点电位及滴定突跃。,已知：Fe3+/Fe2+=0.68V, Sn4+/Sn2+ =0.14V,滴定突跃:,0.23v0.52v,计量点:,当 n1n2时，计量点电位偏向n大的一方,据,计量点前0.1%:,计
9、量点后0.1%:,解：,2.不可逆电对氧化还原滴定,例：以KMnO4滴定Fe2+,MnO4-/Mn2+为不可逆电对，实际电位与理论计算值不完全一致。,3. 除去剩余预处理剂的办法,三.氧化还原滴定的预处理,1. 目的,使被测组分处于一定的价态,2. 选择预处理剂,a、反应进行完全，速率快。 b、将被测组分定量地氧化或还原 c、反应具有一定的选择性。 d、过量的氧化剂或还原剂易于除去。,a、加热分解 b、过滤 c、利用化学反应,7-4 常用的氧化还原滴定法,一. KMnO4法,1. 特点,2. KMnO4配制与标定,KMnO4强氧化剂，氧化能力以及还原产物主要与溶液的酸度有关,(1)KMnO4配
10、制,粗配所需浓度的KMnO4溶液，加热煮沸，微沸一小时，冷却后贮于棕色瓶中，暗处放置数天，用微孔玻璃漏斗过滤除去析出的MnO2沉淀，进行标定。,优点：氧化力强；不必另加指示剂,缺点：不够稳定；选择性差；易发生副反应,指示剂：自身指示剂,反应条件：,标定反应: 2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2+10CO2+8H2O,(2) KMnO4的标定,常用的基准物质：Na2C2O4,酸度：0.5-1mol/L,温度: 75-85,催化剂: Mn2+,滴定速度: 开始不宜太快,滴定终点: 0.5-1min内粉红色不褪,3. 应用,a、H2O2的测定,CaC2O4,c、MnO2的测定,d、有机
11、物的测定,以KMnO4标准溶液直接滴定H2O2 2MnO4-+ 5H2O2+ 6H+ = 2Mn2+ 5O2+ 8H2O,b、钙的测定,以KMnO4标准溶液间接滴定Ca2+,Ca2+,(NH4)2C2O4,过滤、洗涤,酸溶,C2O42-,KMnO4滴定,试样中加过量Na2C2O4，再用KMnO4标准溶液返滴定,MnO2+ C2O42-+ 4H+ = Mn2+ 2CO2+ 2H2O,将有机物加入到一定量过量的碱性KMnO4溶液中反应,MnO4-,MnO42-,酸化,MnO4-,MnO2,过量的Fe2+标液,Mn2+,KMnO4返滴定过量的Fe2+,有机物 =,2次加入的KMnO4量,- 加入的F
12、e2+量,e、COD的测定,水体中还原性物质所消耗的氧化剂的量 (mg/L),二.重铬酸钾法,1、特点:,a、易于提纯，可用作基准物质。 b、重铬酸钾溶液稳定。 c、选择性高。可在HCl介质中滴定Fe2+,2、应用:,Cr2O72-+ 6Fe2+ +14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O,(2)在H2SO4 - H3PO4介质中滴定，以二苯胺磺酸钠为指示剂(绿-紫), 用K2Cr2O7标准溶液滴定,H2SO4 - H3PO4作用：, 加H3PO4既生成无色的Fe(PO4)23-,消除Fe3+的黄色干扰,又降低 Fe3+/Fe2+电极电位，使指示剂变色点电位落在滴定突跃范围内。,
13、铁矿石中全铁的测定,(1)预处理剂：SnCl2-HgCl2, H2SO4调节酸度,三.碘量法,防止I-氧化: a 避光; b 事先除去Cu2+,NO3-等能催化氧化的杂质 c 酸度不能太高，否则加快O2氧化I-的速度 ; d 滴定速度适当加快.,I3- + 2e 3I- EI3-/ I- =0.545V,(一)概述,直接碘量法（碘滴定法）：用碘标准溶液在酸性介质中直接滴定一 些强还原剂如：S2O32-，SO32-等,间接碘量法（滴定碘法）：利用I-的还原性质,与一些氧化性物质如 Cr2O72-，Cu2+，Fe3+等反应定量产生I2,然后用Na2S2O3标准 溶液滴定I2,从而间接测定这些氧化性
14、物质。 I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62-,碘量法特点:,(1)优点:碘量法测定对象广泛;碘电对可逆性好,副反应少;以淀粉为指 示剂灵敏度高,可逆性好等.,(2)缺点:I2易挥发,I-易被空气氧化.,防止I2挥发: a 形成I3-络离子;b 温度不能过高;c 使用带塞的碘瓶滴 定;d 立即滴定;e 滴定时不能剧烈摇动.,(二) 碘与Na2S2O3的反应,S2O32-+2H+ SO2+S+H2O, S2O32-+CO2+H2O HSO3- + S+HSO3- S2O32-+微生物 SO32- + S 2S2O32-+O2 2SO42-+2S,I2 + 2S2O32- = 2I
15、- + S4O62-,1. 酸度过高:,2. 酸度过低:,S2O32-+ H+ = H2SO3+S,I2会发生歧化反应 3I2+6OH-=IO3-+5I-+3H2O,4I2+S2O32-+10OH-=2SO42-+8I-+5H2O,（三） 标准溶液的配制与标定,1.Na2S2O3溶液的配制与标定,Na2S2O35H2O易风化,含有少量杂质 Na2S2O3溶液不稳定:,I2与Na2S2O3的反应在中性或弱碱性溶液中进行,4I-+ 4H+ +O2= 2I2+2H2O,I2易挥发,对天平腐蚀性强,不宜在分析天平上称量,配成大致浓度后用Na2S2O3标准溶液标定.,配制:,a.新煮沸并冷却的蒸馏水,以除去水中的CO2、O2，并杀死细菌;,b.加入少量Na2CO3使溶液呈弱碱性,抑制细菌生长;,c.贮于棕色瓶并置于暗处;,d.长时间后应重新标定.,标定:,用K2Cr2O7,KIO3等基准物,采用间接碘量法,2.碘溶液的配制与标定,I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62-,接近终点时加入KSCN, CuI+SCN-=CuSCN+I- 目的:减少沉淀对I2的吸附及减小沉淀的溶解度,（四） 应用,1.直接碘量法:钢铁中硫的测定,H2SO3 + I2 + H2O = SO42- + 4H+ + 2I-,2.间接碘量法:铜的测定,2Cu2+ + 4I- = 2CuI +I2; I2 +
