氧化還原反應與氧化還原滴定法

1、第第9 9章章 氧化還原反應與氧化還原滴定法氧化還原反應與氧化還原滴定法學習要求學習要求: :1.掌握氧化還原反應概念、氧化還原反應方程式的配平及氧化值的計算。2.了解原電池的結構，電極類型，能正確地書寫電池組成式，熟悉正、負極反應的特點。3.了解電極電位產生的原因和標準電極電位的概念，掌握電極電位和電池電動勢的Nernst方程。4.了解KMnO4滴定法及碘量法的原理，熟悉氧化還原滴定法的計算 一、基本概念1、氧化數(shù)：某元素一個原子的荷電荷，這種荷電荷是把成鍵電子指定給電負性較大的原子而求得。規(guī)則：（1）單質中為0；（2）氫一般為+1，但在NaH、KH為1；（3）氧一般為2，但H2O2為1，K

2、O2為，OF2為+2；（4）簡單離子的氧化數(shù)等于離子的電荷；共價化合物中“形式電荷”；（5）混合物中為平均氧化數(shù)Fe3O4，F(xiàn)e為為 。 839.1 9.1 氧化還原反應氧化還原反應氧化數(shù)與化合價有區(qū)別：氧化數(shù)可以不是整數(shù)而化合氧化數(shù)與化合價有區(qū)別：氧化數(shù)可以不是整數(shù)而化合價必須是整數(shù)。價必須是整數(shù)。2、氧化與還原20世紀：由氧化數(shù)變化確定（本質是電子發(fā)生轉移或偏移）氧化還原反應分類： 自身氧化還原反應： 2KClO3 = 2KCl + 3O2 (同一物質不同元素)。 歧化反應：水溶液 2Cu+ = Cu + Cu2+ （同一物質同一元素）。 反歧化反應： 2Fe3+ + Fe = 3Fe2+

3、3、氧化還原電對 氧化劑/它的還原產物 還原劑/它的氧化產物 例如：反應2Fe3+ + 2I- = Fe2+ +I存在Fe3+/Fe2+ I2/I兩個電對書寫時：氧化型物質（即氧化數(shù)較高）在左，還原型物質在右，中間用“/”隔開半反應：每個電對中，氧化型物質與還原型物質之間的共軛關系：氧化型+ne= 還原型，每個半反應對應一個電對。例如：Fe3+/Fe2+ Fe3+ + e Fe2+ MnO4/Mn2+ MnO4 + 5e+ + 8H+ Mn2+ + 4H2O 二、氧還方程式的配平 離子電子法離子電子法：先配平半反應（先將半反應兩邊的原子數(shù)配平，再用電子將電荷數(shù)配平）再合并為總反應。 （1）用離

4、子形式寫出基本反應式； （2）分為2個半反應； （3）先配平半反應再乘以適當?shù)南禂?shù)合為總反應。例：配平S2O82 + Cr3 Cr2O72 +SO42 解答：1、氧化反應： Cr3 Cr2O72 還原反應：S2O82 SO42 2、原子數(shù)，電子數(shù)配平 2Cr3 + 7H2O = Cr2O72 + 14H + 6e S2O82 + 2e = 2SO42 3、合并為總反應：2Cr3 + 3S2O82 + 7H2O = Cr2O72 + 6SO4214H 一、原電池一、原電池 1、介紹：原電池是利用自身氧還反應產生電流的裝置，它使化學能轉為電能，同時證明氧還反應中有電子轉移。如：Cu-Zn原電池 （

5、1）將Zn片放入CuSO4溶液中，會自發(fā)地發(fā)生反應： Zn + Cu2 = Cu + Zn2 物質之間通過熱運動發(fā)生有效碰撞實現(xiàn)電子的轉移。由于質點的熱運動是不定向不定向的，電子的轉移不會形成電流，化學能以熱的形式與環(huán)境發(fā)生交換。（2）但是若使氧化劑與還原劑不直接接觸，讓它們之間的電子轉移通過導線傳遞，電子做定向定向移動而形成。9.2 9.2 原電池與電極電位原電池與電極電位電流，如CuZn原電池：Zn片插入含ZnSO4溶液的燒杯中；Cu片插入含CuSO4溶液的燒杯中；用鹽橋將兩燒杯溶液溝通，同時將Cu片、Zn片用導線與檢流計相連形成外電路，會發(fā)現(xiàn)有電流通過。（裝置如下）銅銅- -鋅原電池鋅原

6、電池鹽橋：在鹽橋：在U U型管中裝滿用飽和型管中裝滿用飽和KClKCl溶液和瓊膠作成的凍溶液和瓊膠作成的凍膠。鹽橋的作用：使膠。鹽橋的作用：使ClCl- -向鋅鹽方向移動，向鋅鹽方向移動，K K+ +向銅鹽方向銅鹽方向移動，使向移動，使ZnZn鹽和鹽和CuCu鹽溶液一直保持電中性，從而使鹽溶液一直保持電中性，從而使電子不斷從電子不斷從ZnZn極流向極流向CuCu極。極。電極反應：（Zn片） Zn = Zn2+ + 2e （Cu片） Cu2 + 2e = Cu 電池反應： Zn + Cu2 = Cu + Zn2 反應的結果與將Zn片直接插入CuSO4溶液反應結果一致，所不同的是這時通過化學電池將

7、化學能轉化為電能。 原電池由兩個半電池組成，每個半電池亦稱電極。 電極電極的正、負可由電子的流向確定。輸出電子的電極為負極，發(fā)生氧化反應；輸入電子的電極為正極，發(fā)生還原反應。 負極（失電子）：（Zn片） Zn = Zn2+ + 2e 正極（得電子）：（Cu片） Cu2 + 2e = Cu將兩個電極反應合并即得原電池的總反應，又稱電池反應。原電池中，正、負極發(fā)生的反應與前面的半反應一樣，由于每個半反應都對一個電對，同樣可以用電對來代表電極。 負極一個電對： Zn2/Zn 正極一個電對： Cu2/Cu 原電池表示：() Zn（s）ZnSO4（C1）CuSO4（C2）Cu（s）(）2、書寫規(guī)定： （

8、1）負極左，正極右； （2）“”表物質之間相界面； （3）“”表鹽橋，左右為負、正極； （4）溶液注明濃度，氣體注明分壓； （5）有些有惰性電極，亦要注明。 eg：Fe3/Fe2，O2/H2O 等。Cr2 2O7 72- + 13H2 2 + 8H+ = 2Cr3+ +7H2OPt|H2 2(100KPa)|H+(1.0mol L)Cr2 2O7 72(1.0mol L-),Cr3+(1.0mol L-), H+(1.010-2mol L)|Pt(+)+2 H2H + 2e- 2-+3+272Cr O +14H +6e- 2Cr+7H O3、常見電極分類 (1)金屬金屬離子電極Cu（s）Cu2

9、（c） 金屬及其離子的溶液組成。 (2)氣體離子電極 pt，H2（P）H（c） 氣體與其飽和的離子溶液及惰性電極組成。 (3)均相氧化還原電極 ptFe3（c），F(xiàn)e2(c)同一元素不同氧化數(shù)對應的物質及惰性電極組成。 (4)金屬金屬難溶鹽陰離子電極，即固體電極：將金屬表面涂以該金屬難溶鹽后，將其浸入與難溶鹽有相同陰離子的溶液中構成。如氯化銀電極 Ag（s），AgCl（s）Cl(c) 電極反應：AgCl + e = Ag + Cl 二、電極電位（二、電極電位（ ） 1、產生：以MMn為例：金屬晶體內有金屬原子，金屬陽離子和共用電子。M放入Mn中：一方面，屬離子和極性大的H2O分子相互吸引，從而

10、使金屬具有一種以水合離子的形式進入金屬表面附近的溶液中的傾向。金屬越活潑，溶液越稀，這種傾向就越大金屬越活潑，溶液越稀，這種傾向就越大+M Mn (aq) + ne- 2、標準電極電位 無法得到 以標準氫電極作為標準，規(guī)定= 0.000V 組成原電池，測標準電池電動勢E 相對 。 意義：電極反應中各種物質均處于標準狀態(tài) （ c為1molL1；P為100KPa；液體或固體都是純凈的物質。）NO33e4H=NO2（g）2H2O（l） NO3 / NO2 E = E = （）（） （）（）標準電池電動勢：E E = = （）（） （）（） 【應用【應用 注意事項注意事項】 （1）由于介質酸堿性影響

11、值， 表分酸表與堿表。 表示酸性介質（H=1molL1）中的標準電極電位； 表示堿性介質（OH=1molL1）中的標準電極電位。 （2） 大小反映物質得失電子的能力，強度性質，與電極反應寫法無關。eg：Ag + e = Ag ； 2Ag + 2e = 2Ag； Ag = Ag + e 均為（3） 不適用于非水溶液體系。三、能斯特公式三、能斯特公式應用：用來計算非標準態(tài)下的電極電位。反映：電極電位與反應溫度，反應物的濃度或分壓的定量關系。電極反應： aOx + ne = a Red能斯特公式： 一般是常溫298K時： 1/96485ReaaRTOxInFC molnFd/0 .0 5 9 1 6

12、lg R eaaO xnd+A g/= 0 . 7 7 9 VA g【使用公式注意事項】 （1）氣體，應以相對分壓代入濃度項 P/P （2）純固體、純液體，不列出即作1； （3）公式中Ox、Red（廣義的氧化型、還原型物質）包括參加了反應但氧化數(shù)未變化的物質，即所有參加電極反應的物質。eg：298K NO3（aq）4H（aq）3e=NO（g）2H2O(l）3343/0.05916lg/NONONONOc NOcHnp NOP四、濃度對的影響四、濃度對的影響1、沉淀溶解的影響 例Ag/Ag 加入Cl,求平衡且c(Cl)=1.0molL1時； = ? 解：Ag + e = Ag 又 Ag + Cl

13、 = AgCl KSP (AgCl) = 1.771010 KSP= c(Ag)c(Cl) c（Ag）=1.81010molL1 = + 0.05916/1lg 1.81010 = 0.203V可見，沉淀使c(Ag)， ，Ag氧化能力Ag還原能力。 Ag/AgAg/Ag+Ag/=0.779VAg/0.05916lg1AgAgAgAgc Ag2、配位平衡的影響 例1Cu2/Cu 中加入NH3H2O，使平衡時c（NH3）= c(Cu（NH3）42) = 1.0molL1，求 =? 解：Cu2 + 2e = Cu = 0.34V = (0.05916/2)lgCu2加入NH3后有：Cu2+ 4NH3

14、 Cu（NH3）42 已知：KfCu（NH3）42 = 2.091013 當c（Cu（NH3）42）= c（NH3）= 1.0molL1時，c（Cu2）= 1/ KfCu（NH3）42 當=+(0.05916/2)lg1/2.091013 = -0.05V 可見氧化型物質Kf， 。例2.Fe3/Fe2加入CN使c(CN)= c(Fe(CN)63)= c(Fe(CN)64）= 1.0molL1。Cu2/CuCu2/Cu 求此時 =？ 解：Fe3 + e = Fe2 加入CN后:Fe3 + 6CN=Fe（CN）63 Kf（1） Fe2 + 6CN = Fe（CN）64 Kf（2） 當c(CN)=

15、c(Fe(CN)63)= c(Fe(CN)64)= 1.0molL1時 c(Fe3)= 1/ Kf(1); c(Fe2)= 1/Kf(2） = +0.05916lgKf（2）/ Kf（1） = 0.36VFe3/Fe232323/20.05916lg2FeFeFeFec Fec Fe3、酸堿的影響 例計算電極NO3 + 4H + 3e = NO + 2H2O在下列條件下的（298K）。 （1）pH = 1.0其它物質處于標準態(tài)。 （2）pH = 7.0其它物質處于標準態(tài)。解： (1)pH = 1.0 c（H）= 0.1molL1 = 0.88V (2)pH=7.0 c(H)=1.0107mol

16、L1 = 0.41V說明NO3隨酸度,其氧化能力，即HNO3 氧化能力3343/0.05916lg/NONONONOc NOcHnp NOP334/0.05916lgNONONONOcHn五、的應用1、比較氧化劑，還原劑的相對強弱 eg： =0.77V =0.54V 氧化能力Fe3I2，還原能力IFe2 2、判斷反應進行的方向 TP下由G降低的方向判斷反應進行的方向 rGm=/max=EQ（T.P下電功）=nFE 判斷水溶液中氧還方向，則rGm0， E0， 正向自發(fā)rGm0， E0， 逆向自發(fā)rGm0， E0， 平衡狀態(tài) 例:(1)判斷標態(tài)下，298K時,反應MnO22Cl4H = Mn2Cl

17、22H2O能否自發(fā)進行？ （2）若改用c（HCl）=12.0molL1與MnO2作用，反應能否自發(fā)進行？解:正極MnO24H2eMn22H2O =1.22V 負極：2ClCl22e =1.36V (1)標態(tài)時: 故 反應不能自發(fā)進行(2)改用濃HCl后: 故 反應能自發(fā)進行。222/2224/22/20.05916lg21.35/0.05916lg21.30M nOM nM nOM nC lC lC lC lcHcM nVpC lpcC lV222/MnOMnClCl22/MnOMnClCl3、計算反應平衡常數(shù)K，即判斷反應進行的程度 T=298K時: 對一般化學反應K106 反應正向進行完全

18、,則: n = 1 E = 0.36V n = 2 E = 0.18V n = 3 E = 0.12V用E是否大于0.2V0.4V來判斷反應方向與程度rmrmGRTInKnFKERTGnE FIn 0.05916nKEIn4、反應先后次序的判斷或選擇適當?shù)难趸瘎ㄟ€原劑）氧化劑越高先被還原； 還原劑越低先被氧化 例如： 則I先被氧化成I2，Br后被氧化?，F(xiàn)有Br 、 I兩種離子的混合液，欲使I氧化為I2，而Br不被氧化，則用下列哪種氧化劑能符合要求？ 溴水和氯水222Cl /Br /=1.36V =1.07V =0.54V ClBrII5、測pH及某些常數(shù)eg：Ksp一般很小不宜直接測定，那么

19、怎樣求AgBr的Ksp？可設計電池298K時()Ag，AgBr（s）Br(1.0molL1)Ag（1.0 molL1）Ag（） E=0.728V已知： = 0.80V，計算AgBr的Ksp 解：方法（1） () Ag e Ag () AgBr（s） e Ag Br (總) Ag Br AgBr（s） K 1/ Ksp 總lgKnE/0.05916=10.728/0.05916 K =2.11012 Ksp 4.81013 Ag / Ag 方法（2）E = Ag / Ag AgBr/ Ag = E = 0.072V 又 E=(0.05916/n)lgK=0.059lgKsp(AgBr) = lg

20、Ksp(AgBr) Ksp(AgBr) = 4.81013 AgBr/AgAg / Ag AgBr/ AgAg / Ag 六、元素電位圖及其應用 按元素氧化數(shù)降低的順序從左到右，中間“”連接，線上是電對的標準電極電位。 eg：MnO4 MnO42 MnO2 Mn3 Mn2 應用：1、判斷歧化反應能否發(fā)生 Cu2 Cu Cu若能發(fā)生則()Cu e Cu ()=0.521 (）Cu e Cu2 () =0.153VE=()()=0.3680正向自發(fā)，能發(fā)生歧化。一般一般右右 左左正向自發(fā)，能發(fā)生歧化。正向自發(fā)，能發(fā)生歧化。0.562.260.951.541.511.681.230.1530.521

21、0.337 n1 n2 n3 = =0.90V一般： （i個相鄰的電對對應的標準電極電位值） Hg2 / Hg Hg22 / Hg Hg2 / Hg22 Hg2 / Hg22 20.8510.81 1 /i n1 1 n2 2 n1 in1 n2 ni2、計算未知電對的電極電位. .氧化還原滴定法氧化還原滴定法一、條件電極電位一、條件電極電位條件電極電位：在特定的條件下，氧化型和還原型的濃度均為1molL1時，校正了各種因素（包括H）的影響后的實際電位。問題：計算得到的與實驗測量值有較大偏差。原因：（1）忽略了副反應影響；（2）忽略了離子強度（活度被c代替）影響二、氧化還原滴定曲線二、氧化還原

22、滴定曲線（標準溶液的加入量為橫坐標，電極電位為縱坐標作圖）1、滴定條件： （1）0.4V 定量進行 故要考慮副反應 （2）有合適指示劑指示終點； （3）反應速率要快例： 0.1000molLCe滴定0.1000molL1Fe 介質：1.000molLH2SO4 查表有 Fe Fe3+3+/Fe/Fe2+2+ = 0.68V = 0.68V CeCe/ /CeCe3 3 = = 1.44V1.44VCe滴定滴定Fe的反應式為的反應式為 CeCe + Fe+ Fe2+2+ = = CeCe3 3 + Fe+ Fe3+3+滴定過程中電極電位的變化可計算如下滴定過程中電極電位的變化可計算如下： 至計量

23、點前：在化學計量點前,容液中存在Fe3+/Fe2+和Ce4+/Ce3+兩個電對。此時: = = FeFe3+3+/Fe/Fe2+2+ +0.05916lgcFe+0.05916lgcFe3+3+/cFe/cFe2+2+ = = CeCe4+4+/Ce/Ce3+3+ +0.05916lgcCe +0.05916lgcCe4+4+/cCe/cCe3+3+達到平衡時,溶液中Ce4+很小,且不能直接求得,因此此時可利用Fe3+/Fe2+ 的電對計算值。 當?shù)味?9.9%的Fe2+時（終點誤差1）： Fe3+/Fe2+ = 0.68 0.059l6lg 99.9% / 0.1% （103） = 0.8

24、6V 計量點時, Ce4、Fe2量少，系統(tǒng)由兩公式聯(lián)立求解。 化學計量點時，兩電對的電位相等，即： Fe3+/Fe2+= Ce4+/Ce3+ = sp sp=0.68+0.059lgC Fe3+ /C Fe2+ （1） sp = 1.44 +0.059lgCCe4+/CCe3+ （2）（1）（2）得：2 sp= 2.12+0.059lgC Fe3+ /C Fe2+ +0.059lgCCe4+/CCe3+ 再根據反應式可以看出，計量點時溶液中有： CCe4+=CFe2+ CCe3+=CFe3+將以上有關濃度代入上式后，得：sp=1.06V對于一般的可逆對稱氧化還原系統(tǒng)而言： 如： n n2 2O

25、xOx1 1+n+n1 1RedRed2 2=n=n2 2RedRed1 1+n+n1 1OxOx2 2化學計量點時的電位可按下式計算： 等量點后，過量0.1% Ce4計量點后的滴定中，溶液電極電位的變化，可用Ce4+Ce3+電對進行計算。Ce4+/Ce3+ =1.440.059l6lg 0.1% /1) =1.26V表103 在1mol/LH 2SO4溶液中用0.100mol/L的Ce(SO4)2標準溶液滴定20.00毫升0.1000mol/LLFe2+溶液（如下表）/112212/()spnnnn加入加入Ce4+溶液的體積溶液的體積 滴定分數(shù)滴定分數(shù) 體系的電極電位體系的電極電位 V/ml

26、 E/V 1.00 5.00 0.60 10.00 50.00 0.68 18.00 90.00 0.74 19.80 99.00 0.80 19.98 99.90 0.86 20.00 100.0 突躍范圍突躍范圍 1.06 20.02 100.1 1.26 22.00 110.0 1.32 30.00 150.0 1.42 40.00 200.0 1.442 2、曲線、曲線 圖106 0.1000mol/L的Ce(SO4)2標準溶液滴定0.1000mol/LLFe2+溶液的滴定曲線 0 10.0 20.0 30.0 40.0 V(Ce(SO4)2)/ml3 3、影響因素、影響因素 滴定突躍

27、的大小與兩電對的差值大小有關滴定突躍的大小與兩電對的差值大小有關 ，突躍突躍。 對對n n1 1=n=n2 2的反應，計量點電位恰好處于突躍中點。的反應，計量點電位恰好處于突躍中點。三、指示劑三、指示劑( (由指示終點的原理不同分類由指示終點的原理不同分類) )1 1、自身指示劑、自身指示劑 MnOMnO4 4（紫紅）（紫紅）MnMn2 2（無色）（無色） MnOMnO4 4（粉紅色半分鐘不褪）（粉紅色半分鐘不褪）. .2 2、特殊指示劑、特殊指示劑 淀粉碘量法中的指示劑（淀粉碘量法中的指示劑（I I2 2淀淀粉）深藍色化合物粉）深藍色化合物I I無色無色3 3、氧化還原指示劑、氧化還原指示劑

28、 在滴定過程中因為氧化或還原而發(fā)生顏色變化，在滴定過程中因為氧化或還原而發(fā)生顏色變化，來指示終點。來指示終點。4 4、使用原則、使用原則 （1 1）變色電位范圍應在突躍范圍之內）變色電位范圍應在突躍范圍之內 Ce4Ce4滴定滴定Fe2Fe2 0.860.861.26V 1.26V 計量點計量點1.06V 1.06V 可可選鄰苯胺基苯甲酸選鄰苯胺基苯甲酸 綠綠紅紫紅紫 InIn =0.89V =0.89V。（2 2）終點顏色要有突變）終點顏色要有突變 四、具體滴定應用四、具體滴定應用 1 1、KMnOKMnO4 4法（自身指示劑）法（自身指示劑）高錳酸鉀是一種較強的氧化劑，在強酸性溶液中與高錳酸

29、鉀是一種較強的氧化劑，在強酸性溶液中與還原劑作用，其半電池反應是：還原劑作用，其半電池反應是：MnOMnO4 4+8H+8H+ +5e+5eMnMn2+2+4H+4H2 2O O =1.51V =1.51V 在弱酸性、中性或弱堿性的條件下，在弱酸性、中性或弱堿性的條件下，其半電池反應其半電池反應是：是：MnOMnO4 4+2H+2H2 2O +3eO +3eMnOMnO2 2+HO +HO =0.60V =0.60V在強堿性（在強堿性（c c（OHOH）2.0mol/L2.0mol/L）的條件下，）的條件下，其半其半電池反應是：電池反應是：MnOMnO4 4+e+e MnOMnO4 42 2

30、=0.60V =0.60V 在弱酸性、中性或堿性溶液中與還原劑作用在弱酸性、中性或堿性溶液中與還原劑作用, ,生生成褐色的水合二氧化錳成褐色的水合二氧化錳(MnO(MnO2 2H H2 2O)O)沉淀。妨礙滴定終點沉淀。妨礙滴定終點的觀察，所以用的觀察，所以用KMnOKMnO4 4標準溶液進行滴定時，一般都是標準溶液進行滴定時，一般都是在強酸性溶液中進行的。所用的強酸通常在強酸性溶液中進行的。所用的強酸通常是是H H2 2SOSO4 4，避免使用，避免使用HClHCl或或HNOHNO3 3。因為。因為C1C1具有還原性，也具有還原性，也能與能與MnOMnO2 2作用；而作用；而HNOHNO3

31、3具有氧化性，它可能氧化某些被具有氧化性，它可能氧化某些被滴定的物質。滴定的物質。 （1 1）標定用）標定用NaNa2 2C C2 2O O4 4，H H2 2SOSO4 4介質中介質中 1/2C1/2C2 2O O4 42 2 1/5MnO1/5MnO4 4 （MnMn2 2對反應有催化作用對反應有催化作用） （2 2）應用：）應用： H H2 2O O2 2的測定：的測定： Ca Ca2 2的測定：先加過量的測定：先加過量C C2 2O O4 42 2生成生成CaCCaC2 2O O4 4，再，再加加H H2 2SOSO4 4（H H環(huán)境）使環(huán)境）使KMnOKMnO4 4滴定滴定H H2

32、2C C2 2O O4 4 注意控制滴定條件：溫度（注意控制滴定條件：溫度（757585C85C0 0）、酸度）、酸度（0.50.51mol/L1mol/L）、滴定速度。）、滴定速度。 高錳酸鉀法的優(yōu)點是氧化能力強，高錳酸鉀法的主高錳酸鉀法的優(yōu)點是氧化能力強，高錳酸鉀法的主要缺點是試劑常含有少量雜質，因而溶液不夠穩(wěn)定。此要缺點是試劑常含有少量雜質，因而溶液不夠穩(wěn)定。此外，又由于外，又由于KMnOKMnO4 4的氧化能力強，能和很多還原性物質的氧化能力強，能和很多還原性物質發(fā)生作用，所以干擾也較嚴重。發(fā)生作用，所以干擾也較嚴重。 _+2+4224222MnO+5H C O +6H = 2Mn+1

33、0CO+ 8H O _+2+22422 5H O +2MnO+6H = 2Mn+5O +8H O2 2、K K2 2CrCr2 2O O7 7法（二苯胺磺酸鈉或鄰二氮菲亞鐵）法（二苯胺磺酸鈉或鄰二氮菲亞鐵） 重鉻酸鉀也是一種較強的氧化劑，在酸性溶重鉻酸鉀也是一種較強的氧化劑，在酸性溶液中。液中。K K2 2CrCr2 2O O7 7與還原劑作用時被還原為與還原劑作用時被還原為CrCr3+3+，半電池反，半電池反應式為：應式為： CrCr2 2O O7 72 2+14H+14H+ +6e+6e2 Cr2 Cr3+3+7H+7H2 2O O 1.33V1.33V K K2 2CrCr2 2O O7

34、 7還原時的標準電極電位雖然比還原時的標準電極電位雖然比KMnOKMnO4 4的標準電位低些，但它與高錳酸鉀法比較，具有以下的標準電位低些，但它與高錳酸鉀法比較，具有以下一些優(yōu)點：一些優(yōu)點：（1 1）、）、K K2 2CrCr2 2O O7 7容易提純，性質穩(wěn)定，而且在容易提純，性質穩(wěn)定，而且在140140150150時干燥后，可以直接稱量，配成標準溶液，并可時干燥后，可以直接稱量，配成標準溶液，并可長期存放。長期存放。（2 2）、滴定可）、滴定可在在1mol/LHCl1mol/LHCl溶液中進行。溶液中進行。 應用：測應用：測FeFe含量含量FeFe2 2 CrCr2 2O O7 72 2

35、FeFe2 2 6Fe6Fe2 2 CrCr2 2O O7 72 2（橙）（橙）14H14H = 6Fe= 6Fe3 32Cr2Cr3 3（綠）（綠）7H7H2 2O O3 3、碘量法、碘量法碘量法也是常用的氧化還原滴定方法之一。它是以碘量法也是常用的氧化還原滴定方法之一。它是以I I2 2的氧化性和的氧化性和I I- -的還原性為基礎的滴定分析法。因此，的還原性為基礎的滴定分析法。因此，碘量法的基本反應是碘量法的基本反應是I I3 32e2e = 3I= 3I簡寫簡寫I I2 22e2e=2I=2I=0.535V=0.535V由由可知可知I I2 2是一種較弱的氧化劑，能與較強的還是一種較弱

36、的氧化劑，能與較強的還原劑作用；而原劑作用；而I I- -是一種中等強度的還原劑，能與許多氧是一種中等強度的還原劑，能與許多氧化劑作用，因此碘量法又可以用直接的和間接的兩種方化劑作用，因此碘量法又可以用直接的和間接的兩種方式進行滴定。式進行滴定。（1 1）直接碘量法（用于電極）直接碘量法（用于電極電位比電位比 低的還低的還原性物質原性物質） 如如 測鋼鐵中測鋼鐵中S S含量：含量： I I2 2SOSO2 22H2H2 2O = 2IO = 2I2SO2SO4 42 24H4H用于測強還原性物質用于測強還原性物質：SOSO2 2 、S S2-2-、SOSO3 32-2-、 S S2 2O O3 32-2-、 SnSn2+2+、S S2 2O O3 32-2-、AsOAsO3 32-2-等。等。 I I2 2/I/I（2 2）間接碘量法）間接碘量法( (用于電極用于電極電位比電位比 高的氧高的氧化性物質化性物質）氧化劑試樣氧化劑試樣 I I2 2 I IS S4 4O O6 62 2例如：例如：K K2 2CrCr2 2O O7 7的測定（弱酸性介質中），或的測定（弱酸性介質中），或NaNa2 2