第6章氧化还原-电解13cg

分析化学第7章课后习题答案

第七章氧化还原滴定 1.条件电位和标准电位有什么不同？影响电位的外界因素有哪些？ 答：标准电极电位E′是指在一定温度条件下（通常为25℃）半反应中各物质都处于标准状态，即离子、分子的浓度（严格讲应该是活度）都是1mol/l（或其比值为1）（如反应中有气体物质，则其分压等于1.013×105Pa，固体物质的活度为1）时相对于标准氢电极的电极电位。 电对的条件电极电位（E0f）是当半反应中氧化型和还原型的浓度都为1或浓度比为，并且溶液中其它组分的浓度都已确知时，该电对相对于标准氢电极电位（且校正了各种外界因素影响后的实际电极电位，它在条件不变时为一常数）。由上可知，显然条件电位是考虑了外界的各种影响，进行了校正。而标准电极电位则没有校正外界的各种外界的各种因素。 影响条件电位的外界因素有以下3个方面； （1）配位效应； （2）沉淀效应； （3）酸浓度。 2．是否平衡常数大的氧化还原反应就能应用于氧化还原中？为什么？ 答：一般讲，两电对的标准电位大于0.4V（K>106），这样的氧化还原反应，可以用于滴定分析。 实际上，当外界条件（例如介质浓度变化、酸度等）改变时，电对的标准电位是要改变的，因此，只要能创造一个适当的外界条件，使两电对的电极电位超过0.4V ，那么这样的氧化还原反应也能应用于滴定分析。但是并不是平衡常数大的氧化还原反应都能应用于氧化还原滴定中。因为有的反应K虽然很大，但反应速度太慢，亦不符合滴定分析的要求。 3.影响氧化还原反应速率的主要因素有哪些？ 答：影响氧化还原反应速度的主要因素有以下几个方面：1）反应物的浓度；2）温度；3）催化反应和诱导反应。 4.常用氧化还原滴定法有哪几类？这些方法的基本反应是什么？ 答：1）高锰酸钾法．2MnO4+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O. MnO2+H2C2O4+2H+==Mn2++2CO2+2H2O 2) 重铬酸甲法. Cr2O72-+14H++Fe2+===2Cr3++Fe3++7H2O CH3OH+Cr2O72-+8H+===CO2↑+2Cr3++6H2O 3)碘量法3I2+6HO-===IO3-+3H2O， 2S2O32-+I2===2I-+2H2O Cr2O72-+6I-+14H+===3I2+3Cr3++7H2O 5.应用于氧化还原滴定法的反应具备什么条件？ 答：应用于氧化还原滴定法的反应，必须具备以下几个主要条件： （1）反应平衡常数必须大于106，即△E>0.4V。 （2）反应迅速，且没有副反应发生，反应要完全，且有一定的计量关系。 （3）参加反应的物质必须具有氧化性和还原性或能与还原剂或氧化剂生成沉淀的物质。 （4）应有适当的指示剂确定终点。 6.化学计量点在滴定曲线上的位置与氧化剂和还原剂的电子转移数有什么关系？ 答：氧化还原滴定曲线中突跃范围的长短和氧化剂与还原剂两电对的条件电位（或标准电位）相差的大小有关。电位差△E较大，突跃较长，一般讲，两个电对的条件电位或标准电位之差大于0.20V时，突跃范围才明显，才有可能进行滴定，△E值大于0.40V时，可选用氧化还原指示剂（当然也可以用电位法）指示滴定终点。 当氧化剂和还原剂两个半电池反应中，转移的电子数相等，即n1=n2时，则化学计量点的位

第七章 氧化还原滴定法

第七章氧化还原滴定法思考题与习题 1.条件电位和标准电位有什么不同？影响电位的外界因素有哪些？ 答：标准电极电位E′是指在一定温度条件下（通常为25℃）半反应中各物质都处于标准状态，即离子、分子的浓度（严格讲应该是活度）都是1mol/l（或其比值为1）（如反应中有气体物质，则其分压等于1.013×105Pa，固体物质的活度为1）时相对于标准氢电极的电极电位。 电对的条件电极电位（E0f）是当半反应中氧化型和还原型的浓度都为1或浓度比为，并且溶液中其它组分的浓度都已确知时，该电对相对于标准氢电极电位（且校正了各种外界因素影响后的实际电极电位，它在条件不变时为一常数）。由上可知，显然条件电位是考虑了外界的各种影响，进行了校正。而标准电极电位则没有校正外界的各种外界的各种因素。 影响条件电位的外界因素有以下3个方面； （1）配位效应； （2）沉淀效应； （3）酸浓度。 2．是否平衡常数大的氧化还原反应就能应用于氧化还原中？为什么？ 答：一般讲，两电对的标准电位大于0.4V（K>106），这样的氧化还原反应，可以用于滴定分析。 实际上，当外界条件（例如介质浓度变化、酸度等）改变时，电对的标准电位是要改变的，因此，只要能创造一个适当的外界条件，使两电对的电极电位超过0.4V ，那么这样的氧化还原反应也能应用于滴定分析。但是并不是平衡常数大的氧化还原反应都能应用于氧化还原滴定中。因为有的反应K虽然很大，但反应速度太慢，亦不符合滴定分析的要求。 3.影响氧化还原反应速率的主要因素有哪些？ 答：影响氧化还原反应速度的主要因素有以下几个方面：1）反应物的浓度；2）温度；3）催化反应和诱导反应。 4.常用氧化还原滴定法有哪几类？这些方法的基本反应是什么？ 答：1）高锰酸钾法．2MnO4+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O. MnO2+H2C2O4+2H+==Mn2++2CO2+2H2O 2) 重铬酸甲法. Cr2O72-+14H++Fe2+===2Cr3++Fe3++7H2O CH3OH+Cr2O72-+8H+===CO2↑+2Cr3++6H2O 3)碘量法3I2+6HO-===IO3-+3H2O，

2019-2020年高考化学专题复习-第六章-氧化还原反应教案

2019-2020年高考化学专题复习-第六章-氧化还原反应教案

2019-2020年高考化学专题复习第六章氧化还原反应教案 一、教学基本要求 1、氧化还原反应与原电池 掌握氧化值的概念，掌握离子 电子法配平；了解原电池、氧化还原电对、半反应、电极反应、电池反应、电池符号（最简单的）等基本概念。 2、电极电势 理解双电层理论；掌握标准电极电势的概念； 熟悉标准氢电极、参比电极和甘汞电极；会用 标准电极电势表。 3、影响电极电势的因素 掌握能斯脱方程；掌握酸度、沉淀的生成、 配合物的生成对电极电势的影响。 4、电极电势的应用 会用电极电势判断氧化剂(或还原剂)的相对强弱；会计算氧化还原反应的平衡常数；会判断氧化还原反应进行的方向；会应用元素的标准电极电势图判断某一物质能否发生歧化反应，并会计算相应电对的电极电势。 二、学时分配: 讲授 学时数(5.0) 内容

1．氧化还原反应与 原电池 1.0 2．电极电势 1.0 3．影响电极电势的 因素 1.5 4．电极电势的应用 1.5 三、教学内容 §6.1 氧化还原反应与原电池 6.1.1 基本概念 参加反应的物质之间有电子的得失或偏移的一类反应称为氧化还原反应。 例如： Zn + Cu2+=Zn2+ + Cu (电子的得失) H 2(g)+ Cl 2 (g)=HCl(g)（电子的偏移） 一、氧化数（值） 1．氧化数 1970年纯粹和应用化学国际联合会(IUPAC)确定:氧化数是某元素的一个原子的荷电数,该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 2．定氧化值的几条规则如下: （1）在单质中元素的氧化数为零；在单原子离子中元素的氧化数等于离子所带的电荷数。 （2）在多原子分子中,所有原子的氧化数代数和

高中化学： 第十章氧化还原反应

第八章氧化还原反应 8.1 基本概念 8.1.1 氧化数 一、定义 1970年，国际纯化学和应用化学联合会对氧化数的明确定义：“某元素一个原子的荷电数。这种荷电数的计算是假设每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得”。例HCl, H2O 二、氧化数的确定 1．离子型化合物：氧化数＝“离子电荷” 2．共价化合物：氧化数＝“形式电荷数” 3．规定：(1)单质中，元素氧化数＝0。(2)氧化物中O(-Ⅱ)； 过氧化物中O(-Ⅰ)；OF2中O(+Ⅱ)。(3)一般H (+Ⅰ)，活泼 金属氢化物中H(-Ⅰ)。 4．结构未知的化合物中，按下法计算： 分子或离子的总电荷数＝各元素氧化数的代数和。 分子的总电荷数＝0 K2Cr2O7----Cr(+6)，Fe3O4----Fe(+8/3)，Na2S2O3----S(+2)，C2H2----C(-1) 氧化数是按一定规则指定的形式电荷的数值，可以是正、负数；可以是整数、分数或零。 8.1.2 氧化和还原的定义 一、基本概念

氧化还原反应：有氧化数发生变化的反应。 非氧化还原反应：没有发生氧化数变化的反应。 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 氧化还原反应的实质是元素原子间形式电荷发生偏移(或原子得失电子)，元素氧化数发生改变。在氧化还原反应中如果物质中某元素原子： 氧化数物质反应过程中反应类型 降低氧化剂被还原还原反应 升高还原剂被氧化氧化反应 氧化剂、还原剂为具体的物质，而氧化还原是指反应过程，它们都通过氧化数的改变来认定。在氧化还原反应中，氧化和还原是同时发生的。 二、氧化还原反应的类型 (1) 一般氧化还原反应 2KMnO4 + 5K2SO3+ 3H2SO4(稀)＝2MnSO4 + 6K2SO4+ 3H2O (2) 自身氧化—还原反应 2NaNO3 2NaNO2 +O2↑ 一个化合物中的不同元素的氧化数既有升高的又有降低 (3) 歧化反应 3I2 + 6NaOH NaIO3 + 5NaI + 3H2O 若一种物质，同一元素的氧化数既有升高又有降低的反应 8.2氧化还原方程式的配平 注意两点：(1)氧化数守恒----氧化数变化相等。(2)原子守恒----

第六章 氧化还原反应作业

第六章氧化还原反应 作业 1. 求下列划线元素的氧化值： H2O2K2Cr2O7NH4+Na2S2O3 N2H4Mn2O7MnO42-S8Cu2O Pb3O4N2O I2O5OF2BaO2 2. 判断下列反应哪些是氧化还原反应，是氧化还原反应的，指出哪些元素被氧化，哪些被还原？哪些物质是氧化剂，哪些是还原剂？ (1)CO2+ 2NaOH = Na2CO3 + H2O (2)Cl2 + H2O = HClO + HCl (3)SnCl2 + HgCl2 = Hg + SnCl4 (4)2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 (5)Cu2(OH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O (6)2KI + Br2 = 2KBr + I2 (7)HgI2 + 2I- = HgI42- (8)2Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2 (9)KClO3 + 6HCl = 3Cl2 + KCl + 3H2O (10)2O3 = 3O2 3. 下列物质哪些只能作氧化剂，哪些只能作还原剂，哪些既能作氧化剂又能作还原剂？ H2S H2SO4H2SO3Fe Fe3+Fe2+H2O2F2

Cl- 4. 配平下列反应式（其中（2）、（4）、（10）、（11）、（12）用离子电子法）： (11)KIO3 + KI + H2SO4→ I2 + K2SO4 + H2O 5 KI + KIO3 + 3 H2SO4 = 3 H2O + I2 + 3 K2SO4 (12)H2O2 + KMnO4 + H2SO4→ MnSO4 + O2 + K2SO4 4KMnO4+4H2O2+6H2SO4----2K2SO4+4MnSO4+7O2+10H2O (13)FeS2 + O2→Fe3O4 + SO2 (14)Na2S2O3 + I2 →Na2S4O6 + NaI (15)KClO3→KClO4 + KCl (16) C + H2SO4→CO2 + SO2 + H2O (17)Mg + HNO3→Mg(NO3)2 + N2O (18)Zn + HNO3→Zn(NO3)2 + NH4NO3 (19)CuS + HNO3→CuSO4 + NO2 + H2O (20)Sn2+ + O2→Sn4+ (21)Fe2+ + NO3-→ Fe3+ + NO2 (22)H2O2+ KI→ I2 + KOH 5. 判断下列各组中哪一种物质是最强的氧化剂，哪一种是最强的还原剂： (1)HClO/Cl2Cl2/C l-S/S2- (2)MnO4-/MnO42-MnO4-/Mn2+MnO4-/MnO2 (3)Sn2+/Sn Pb2+/Pb Ni2+/Ni

第六章氧化还原滴定法

第六章氧化还原滴定法 第四章氧化还原滴定法 一、填空题 1.下列现象各属什么反应(填 A , B , C , D ) (1)用KMnO 4滴定Fe 2+ 时Cl - 的氧化反应速率被加速。 (2) 用KMnO 4滴定C 2O 42- 时,红色的消失由慢到快。 (3) Ag + 存在时,Mn 2+ 被 S 2O 82- 氧化为MnO -- _____ _______。 A 催化反应 B 自动催化反应 C 副反应 D 诱导反应。 2. 若两对电子转移数均为1,为使反应完全程度达到99.9%,则两电对的条件电位差至少应大于。若两对电子转移数均为2,则该数值应为。 3. 0.1978 g 基准As 2O 3 在酸性溶液恰好与 40.00mLKMnO 4溶液反应完全,该KMnO 4溶液的浓度为。[Mr (As 2O 3)=197.8] 4. 已知在 1 mol ·L - 1 HCl 介质 E Θ'Fe 3+/ Fe 2 + = 0.68V ; E Θ'Sn 4+/Sn 2+ = 0.14V ,

则下列滴定反应; 2 Fe 3+ + Sn 2+ == 2 Fe 2+ + Sn 4+ 平衡常 ;化学计量点电 位为 ;反应进行的完全程度 c ( Fe 2+ ) / c ( Fe 3+ ) 为。 5. 氧化还原滴定计量点附近的电位突跃的长短和氧化剂与还原剂 两电对的标准电极电势有关,它们相差愈 ,电位突跃愈 ;若 两电对转移的电子数相等,计量点正好在突跃的 ;若转移的电子数 不等,则计量点应偏向。 6.常用的氧化还原方法有、和。 7. 用KMnO 4法间接测定钙或直接滴定Fe 2+时,若滴定反应用 HCl 调节酸度,测定结果 会 ;这主要是由于 ,反应为。 8. 如果溶液同时存在HgCl 2和Cl 2,加入还原剂SnCl 2时, 先被还原。(已知V 14.024/=Θ++Sn Sn ?,V 62.0222/=Θ+Cl Hg Hg ?,V 36.1/2=Θ-Cl Cl ?) 二、选择题 1. 已知在 1 mol · L - 1 HCl 介质, E Θ’Cr 2O 72-/Cr 3+ = 1.00 V; E Θ’Fe 3+/ Fe 2 + = 0.68V ; 以K 2Cr 2O 7滴定Fe 2+时,选择下列指示剂的哪一种最合适?( ) A. 二苯胺(E Θ’In = 0.76V );

第六章 氧化还原反应

第六章 氧化还原反应 一、选择题 1. 对于一个氧化还原反应，下列各组中正确的关系式应是…………………… （ ） (A) m r G ?＞0； E ＜0；K ＜1 (B) m r G ?＞0； E ＞0；K ＞1 (C) m r G ?＜0； E ＜0；K ＞1 (D) m r G ?＜0； E ＞0；K ＜1 2. 在-272O Cr + I - + H + ?→? Cr 3+ + I 2 + H 2O 反应式中，配平后各物种的化学计量数从左至右依次为……………………………………………………………………… （ ） (A) 1，3，14，2，12 1，7 (B) 2，6，28，4，3，14 (C) 1，6，14，2，3，7 (D) 2，3，28，4，121，14 3. 常用的三种甘汞电极，即(1) 饱和甘汞电极 (2) 摩尔甘汞电极 (3) 0.1 mol ·dm -3 甘汞电极，其电极反应为：Hg 2Cl 2(s) + 2e - = 2Hg(l) + 2Cl -(aq)，在25℃ 时三种甘汞电极的 ?的大小次序 为…………………………………………………………………… （ ） (A) 1?＞ 2?＞ 3? (B) 2?＞ 1?＞ 3? (C) 3?＞ 2?＞ 1? (D) 1?＝ 2?＝ 3? 二、填空题 4. 已知： ?(Cl 2/Cl -) = 1.36 V ， ?(O 2/H 2O) = 1.23 V ，但电解NaCl 水溶液的石墨阳极放出的是氯而不是氧。事实上只产生痕量氧，这是由于 。 5. 在298K ，101.3kPa 的条件下，在酸性溶液中， ?(H +/H 2)为_____________V ；在碱性溶液中， ?(H 2O/H 2，OH -)为__________________________________V 。 6. 有下列几种物种：I -、NH 3·H 2O 、CN - 和 S 2- ； (1) 当________________存在时，Ag + 的氧化能力最强； (2) 当________________存在时，Ag 的还原能力最强。 (K sp (AgI) = 8.51 ? 10-17，K sp (Ag 2S) = 6.69 ? 10-50， K 稳(Ag(NH 3)+ 2) = 1.1 ? 107， K 稳(Ag(CN)- 2) = 1.3 ? 1021 ) 三、计算题 7. 用计算说明酸性条件下([H 3O +] = 1.0 mol ·dm -3)，Ag 能把FeCl 3水溶液中的Fe 3+还原成Fe 2+的原因。写出相应方程式，计算相应平衡常数。 ?(Ag +/Ag) = 0.80 V ?(Fe 3+/Fe 2+) = 0.771 V K SP (AgCl) = 1.77 ? 10-10 四、问答题 8. 在碱性溶液中，多硫化物离子-2 S x 与-3BrO 离子起氧化—还原反应，产物为-24SO 和Br - 离子。在反应中，所消耗的-3BrO 离子与OH - 离子之比为2:3。试求x 值，并写出离子方程式。

6-氧化还原滴定习题

第六章 氧化还原滴定法习题 练习题： 1. 已知 =， I2/2I =， Br2/Br- =， I2/2I =; 若将氯水慢慢加到含有相 同浓度Br -和I -离子的溶液时，所产生的现象应该是____________。 2. 在含有Fe 3+和Fe 2+的溶液中，若加入邻二氮菲溶液，则Fe 3+/Fe 2+电对的电位将____________。 3. 已知 MnO4-/Mn2+ =， Br2/Br- =, 忽略离子强度的影响，MnO 4-氧化Br -的最 高允许pH 值是________________。 4. 氧化还原反应：2Cu 2+ + 4I - = 2CuI （沉淀）+ I 2 中氧化型生成沉淀，引起条件电位 。 5. 已知在1mol/LHCl 溶液中， ’Fe3+/Fe2+=， ’Sn4+/Sn2+=, 以LFe 3+ 的HCl 溶液与LSnCl 2溶液相混合，平衡时体系的电位为_________。 7. KMnO 4法必须在 性溶液中进行。 8. KMnO 4法常 调节溶液的酸度。 9. 标定KMnO 4溶液的浓度以前，应用填有 的玻璃漏斗滤除去析出的MnO(OH)2沉淀。 10．下列情况对结果没有影响的是：( ) A 在加热条件下，用KMnO 4法测定Fe 2+ B 在碱性条件下，用直接碘量法测定Vc 的含量 C 间接碘量法测定漂白粉中有效氯时，淀粉指示剂加入过早 D 用优级纯Na 2C 2O 4标定KMnO 4溶液浓度时，终点颜色在30后褪色 11．碘量法误差的主要来源_____________是_______________和。 12．碘量法是基于_____的氧化性和_____的还原性进行测定的氧化还原滴定法。其基本反应式是_______________________。 13． 配制Na 2S 2O 3溶液时，用的是新煮沸并冷却后的蒸馏水，其目的是____ _、__ ____、和___ __等。 14. 用氧化剂滴定还原剂时，如果有关电对都是可逆电对，则滴定百分率为50%处的电位是____________电对的电位；滴定百分率为200%处的电位是_______电对的电位。

第六章氧化还原滴定副本

第六章 氧化还原滴定法习题 补充题1.配平下列氧化还原反应方程式 ①+--++H I O Cr 2 72O H Cr 22+ ②+--++H I BrO 3O H Br I 22++- ③+--++H O C MnO 2424 O H CO Mn 222+↑++ ④+--++H Cl ClO 3O H Cl 2+ ⑤O H Ce HAsO 242+++++++H Ce AsO H 34 补充题2.写出下列电对电位的Nernst 方程式 ①e O S 2264+--2322O S ②e H AsO H 2243+++O H HAsO 222+ ③e H O Cr 614272+++-O H Cr 2372++ 补充题 3. 条件电位与标准电极电位有何区别？它有何含义？影响条件电位的主要因素有哪些？ P124 1.已知)534.0()159.0(2//2 2V V I I Cu Cu θ θ??-++?，但是Cu 2+却能将I -氧化为I 2，为什么？ P124 2. 计算pH=2.0，含有未配合的EDTA 浓度为0.10mol/L 时，++23/Fe Fe 电对的条件 电位（忽略离子强度的影响）。并判断此条件下下列反应的方向。（已知771.023/=+ + θ?Fe Fe ，534.02/2 =- θ?I I ，pH=2.0时，51.13lg )(=H Y α，32.14lg 2=- FeY K ，1.25lg =- FeY K ） 2Fe 3+ + 2I -2+ + I 2 （提示：①计算该条件下游离的[Y 4-]；②计算铁离子副反应系数)(EDTA Fe α；③计算' /23θ?+ + Fe Fe ,并判断反应进行的方向） P124 4.在25℃，1mol/LHCl 溶液中，用Fe 3+标准溶液滴定Sn 2+液，计算：①滴定反应的平衡常数并判断该反应是否完全；②化学计量点的电极电位；③滴定突跃电位范围，请问可选用哪种氧化还原指示剂指示终点？（已知V V Sn Sn Fe Fe 14.070.02423//==++++’ ’ ，θθ??） P126 5.用K 2Cr 2O 7标定Na 2S 2O 3溶液时，称取0.5012g 基准K 2Cr 2O 7，用水溶解并稀释至100.0ml ，取出20.00ml ，加入H 2S04及KI 溶液，用待标定的Na 2S 2O 3溶液滴定至终点

习题第十章 氧化还原反应 电化学基础

第十章 氧化还原反应 电化学基础 4.有一电池：Pt|H 2(50.7kPa)|H +(0.50 mol ?L -1)||Sn 4+(0.70 mol ?L -1),Sn 2+ (0.50 mol ?L -1)|Pt (1)写出半电池反应； (2)写出电池反应； (3)计算电池的电动势E ； (4)E ＝0时，保持p(H 2)、c(H +)不变的情况下，c(Sn 2+)/ c(Sn 4+)是多少？ 解： (1)负极反应： +-2H (g)2H (aq)+2e ? 正极反应： 4+-2+Sn (aq)+2e Sn (aq)? (2)电池反应： 4+2++2Sn (aq)+ H (g)Sn (aq) +2H (aq)? (3) 422 //E=Sn Sn H H ??+++- 4222242 //()/()/(lg )[lg ]2()/2(()/)Sn Sn H H p H p RT c Sn c RT F c Sn c F c H c θθθθ??++++++=--- 2242()/()/(0.1539lg )[0.00lg ]2()/2(()/) p H p RT c Sn c RT F c Sn c F c H c θθθθ+++=--- 20.7050.7/100(0.1539lg )[0.00lg ]20.5020.50 RT RT F F =--- =0.1539-0.07310.1535RT RT F F + =0.1539+0.0804RT F 若T=298K ，则E=0.1586V (4) 24()/00.1539lg 0.15352()/RT c Sn c RT F c Sn c F θθ++=-+ 2[(0.15390.1535)/()]24()=10() RT RT F F c Sn c Sn +++ 若T ＝298K ，则240.0592()0.1630=lg 2()c Sn c Sn ++，2-24() =3.2110() c Sn c Sn ++?

第七章 氧化还原滴定法_300805321

第七章氧化还原滴定法 1.条件电位和标准电位有什么不同？影响电位的外界因素有哪些？ 2．是否平衡常数大的氧化还原反应就能应用于氧化还原中？为什么？ 3.影响氧化还原反应速率的主要因素有哪些？ 4.常用氧化还原滴定法有哪几类？这些方法的基本反应是什么？ 5.应用于氧化还原滴定法的反应具备什么条件？ 6.化学计量点在滴定曲线上的位置与氧化剂和还原剂的电子转移数有什么关系？ 7.试比较酸碱滴定、络合滴定和氧化还原滴定的滴定曲线，说明它们共性和特性。 8.氧化还原滴定中的指示剂分为几类？各自如何指示滴定终点？ 9.氧化还原指示剂的变色原理和选择与酸碱指示剂有何异同？ 10.在进行氧化还原滴定之前，为什么要进行预氧化或预还原的处理？预处理时对所用的预氧化剂或还原剂有哪些要求？ 11.碘量法的主要误差来源有哪些？为什么碘量法不适宜在高酸度或高碱度介质中进行？ 12.比较用KMnO4’K2Cr2O7和Ce(SO4)2作滴定剂的优缺点。 13.设计一个分别测定混合溶液中AsO33-和AsO43-的分析方案（原理、简单步骤和计算公式）。 14.在Cl-、Br-和I-三种离子的混合物溶液中，欲将I-氧化为I2，而又不使Br-和Cl-氧化在常用的氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4中应选择哪一种？ 15.计算在1mol/LHCl溶液中，当[Cl-]=1.0mol/L时，Ag+/Ag电对的条件电位。 16.计算在 1.5mol/LHCl介质中，当c Cr(VI)=0.10mol/L,c Cr(III)=0.020mol/L时Cr2O72-/Cr3+电对的电极电位。 17.计算pH=10.0,[NH4+]+[NH3]=0.20mol/L时Zn2+/Zn电对条件电位。若 C Zn(II)=0.020mol/L,体系的电位是多少？ 18.分别计算[H+]=2.0mol/L和pH=2.00时MnO4-/Mn2+电对的条件电位。 19.用碘量法测定铬铁矿中铬的含量时，试液中共存的Fe3+有干扰。此时若溶液的pH=2.0，Fe(III)的浓度为0.10mol/L, Fe(Ⅱ)的浓度为1.0×10-5mol/L，加入EDTA 并使其过量的浓度为0.10mol/L。问此条件下，Fe3+的干扰能否被消除？

第六章 氧化还原滴定..

第六章 氧化还原滴定法 （7 学时） 【本章重点】 1.判断氧化还原反应的程度 2.计算滴定突跃范围 3.氧化还原指示剂的作用原理与应用 4.碘量法、高锰酸钾法、亚硝酸钠法的原理、滴定液的配制及标定方法 一、选择题 1 Ox-Red 电对，25℃ 时条件电位(θ'?) 等于（C ） A. Red ox θlg 059.0a a n + ? B. Red ox θlg 059.0c c n +? C. ox Red Red ox θlg 059.0αγαγ???+ n D. Red Red ox ox θ lg 059.0αγαγ???+n 2 某HCl 溶液中c Fe(III)=c Fe(Ⅱ)=1mol ?L -1，则此溶液中铁电对的条件电位'θ?为（D ） A. ' θFe /Fe 23+ + ?= θFe /Fe 23++? B. ' θFe /Fe 23++?= θFe /Fe 23++?） （） （II Fe III Fe lg 059.0αα+ C. ' θFe /Fe 23++?= θFe /Fe 23++?） （） （II Fe Fe III Fe Fe 32lg 059.0αγαγ+ + + D. ' θFe /Fe 23++?= θFe /Fe 23++?） （） （III Fe Fe II Fe Fe 23lg 059.0αγαγ+ + + 3 在含有 Fe 3+和 Fe 2+的溶液中，加入下述何种溶液，Fe 3+/ Fe 2+电对的电位将升高(不考虑离子强度的影响)（D ） A. 稀 H 2SO 4 B. HCl C. NH 4F D. 邻二氮菲 4 Fe 3+ 与 Sn 2+反应的条件平衡常数对数值(lg K’ )为 （B ） 已知：' θFe /Fe 23++?= 0.70 V ，' θSn /Sn 24++?= 0.14 V A. 059.014 .070.0- B. 059.02)14.070.0(?- C. 059.02)70.014.0(?- D. 059 .03)14.070.0(?- 5 氧化还原滴定中为使反应进行完全(反应程度＞99.9%),必要条件为≥ -''θ 2θ1??（B ）

第六章氧化还原

第六章氧化还原平衡与氧化还原滴定法 一填空题： 1 原电池通过（）反应将（）直接转化为电能。 2 利用氧化还原反应组成原电池，其电动势可判断氧化还原反应的方向。若E o（）时，ΔG o（），反应将正向自发进行。若E o（）时，ΔG o（），反应将逆向自发进行。 3 铜片插入盛有0.5mol.L-1 CuSO4溶液的烧杯中，银片插入盛有0.5mol,L-1 AgNO3溶液的烧杯中，组成原电池，电池反应为（），该电池中的负极是（）。 4 在下列情况下，铜锌原电池的电动势是增大还是减小？ （1）向ZnSO4溶液加入一些NaOH浓溶液（）； （2）向CuSO4溶液加入一些NH3浓溶液（）。 5 已知φo(Fe3+/Fe2+)＝0.77V，φo(MnO4/Mn2+)＝1.51V，φo(F2/F-)＝2.87V。在标准状态下，上述三个电对中，最强的氧化剂是（），最强的还原剂是（）。 6 将下述反应：Ag+(aq)＋Fe2+(aq) ＝Ag(s) ＋Fe3+(aq)，设计为电池，其电池符号为（）。 7 反应3ClO- ＝ClO3- ＋2Cl-是属于氧化还原反应中的（）。 8 某反应B(s) ＋A2+(aq) ＝B2+(aq) ＋A(s) ，φo(A2+/A)＝0.8920V ， φo(B2+/B)＝0.3000V ，该反应的平衡常数是（）。 9 氢电极插入纯水中通氢气［p(H2)＝100kPa］，在298K时，其电极电势为（），是因为（）。 10 以Mn2+＋2e＝Mn及Mg2+＋2e＝Mg两个标准电极组成原电池，则电池符号是（）。 11 在强酸性溶液中，高锰酸钾和亚铁盐反应，配平的离子方程式是（）。 12 根据标准溶液所用的氧化剂不同，氧化还原滴定通常主要有（）法、（）法和（）法。 13 KMnO4试剂中通常含有少量杂质，且蒸馏水中的微量还原性物质又会与KMnO4作用，所以KMnO4标准溶液不能（）配制。 14 K2Cr2O7易提纯，在通常情况下，分析纯K2Cr2O7可以用做（），所以可（）配制标准溶液。 15 碘滴定法常用的标准溶液是（）溶液；滴定碘法常用的标准溶液是（）溶液。 16 氧化还原滴定所用的标准溶液，因其具有氧化性，故一般在滴定时装在（）滴定管中。 17 氧化还原指示剂是一类可以参与氧化还原反应，本身具有（）性质的物质，它们的氧化态和还原态具有（）的颜色。 18 有的物质本身并不具备氧化还原性，但它能与滴定剂或反应生成物形成特别的有色化合物，从而指示滴定终点，这种指示剂叫做（）指示剂。 19 用KMnO4溶液滴定至终点后，溶液中出现的粉红色不能持久，是由于空气中的（）气体和灰尘都能与MnO4-缓慢作用，使溶液的粉红色消失。 20 在氧化还原滴定中，利用标准溶液本身的颜色变化指示终点的叫做（）。 21 淀粉可用作指示剂是根据它能与（）反应，生成（）的物质。 22 用Na2C2O4标定KMnO4溶液时，Na2C2O4溶液要在75～85℃下滴定，温度低了则（）；温度高了则（）。 23 碘量法的主要误差来源是（）、（）。 24 I2在水中溶解度很小且易挥发，通常将其溶解在较浓的（）溶液中，从而提高其溶解度，降低其挥发性。 25 氧化还原指示剂的变色范围为（）。 二判断题： 26 由于φo(Li+/Li)＝－3.0V，φo(Na+/Na)＝－2.7V，所以与同一氧化剂发生化学反应时，Li 的反应速率一定比Na的反应速率快。

高考化学专题复习教案：第六章 氧化还原反应 pdf版

第六章氧化还原反应 一、教学基本要求 1、氧化还原反应与原电池 掌握氧化值的概念，掌握离子 电子法配平；了解原电池、氧化还原电对、半反应、电极反应、电池反应、电池符号（最简单的）等基本概念。 2、电极电势 理解双电层理论；掌握标准电极电势的概念；熟悉标准氢电极、参比电 极和甘汞电极；会用标准电极电势表。 3、影响电极电势的因素 掌握能斯脱方程；掌握酸度、沉淀的生成、配合物的生成对电极电势的 影响。 4、电极电势的应用 会用电极电势判断氧化剂(或还原剂)的相对强弱；会计算氧化还原反应的平衡常数；会判断氧化还原反应进行的方向；会应用元素的标准电极电势图判断某一物质能否发生歧化反应，并会计算相应电对的电极电势。 二、学时分配: 讲授内容学时数(5.0) 1．氧化还原反应与原电池 1.0 2．电极电势 1.0 3．影响电极电势的因素 1.5 4．电极电势的应用 1.5 三、教学内容 §6.1 氧化还原反应与原电池 6.1.1 基本概念 参加反应的物质之间有电子的得失或偏移的一类反应称为氧化还原反应。 例如： Zn + Cu2+=Zn2+ + Cu (电子的得失) H2(g)+ Cl2(g)=HCl(g)（电子的偏移） 一、氧化数（值） 1．氧化数 1970年纯粹和应用化学国际联合会(IUPAC)确定:氧化数是某元素的一个原子的荷电数,该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。 2．定氧化值的几条规则如下: （1）在单质中元素的氧化数为零；在单原子离子中元素的氧化数等于离子所带的电荷数。 （2）在多原子分子中,所有原子的氧化数代数和为零；在多原子离子中,所有元素的氧化数的代数和等于该离子所带的电荷数。 （3）含氢大多数化合物中氢的氧化数为+1，但在金属氢化物中,氢的氧化值为-1。 （4）氧在一般化合物中的氧化数为-2；在过氧化物中为-1；在超氧化物（KO2）中

第六章氧化还原滴定法练习

第六章 氧化还原滴定法 一、填空题 1.下列现象各属什么反应（填 A ， B ， C ， D ） （1）用KMnO4滴定Fe2+ 时 Cl- 的氧化反应速率被加速 。 （2） 用KMnO4滴定C2O42- 时，红色的消失由慢到快 。 （3） Ag+ 存在时，Mn2+ 被 S2O82- 氧化为MnO -- _____ _______。 A 催化反应 B 自动催化反应 C 副反应 D 诱导反应 。 2. 若两对电子转移数均为1，为使反应完全程度达到99.9%，则两电对的条件电位差至少应大于 。若两对电子转移数均为2，则该数值应为 。 3. 0.1978 g 基准As2O3 在酸性溶液中恰好与 40.00mLKMnO4溶液反应完全，该KMnO4溶液的浓度为 。[Mr （As2O3）=197.8] 4. 已知在 1 mol ·L- 1 HCl 介质中 E Θ'Fe 3+/ Fe 2 + = 0.68V ； E Θ 'Sn4+/Sn2+ = 0.14V ，则下列滴定反应； 2 Fe 3+ + Sn 2+ == 2 Fe 2+ + Sn 4+ 平衡常 ；化学计量点电位为 ；反应进行的完全程度c ( Fe2+ ) / c ( Fe3+ ) 为 。 5. 氧化还原滴定计量点附近的电位突跃的长短和氧化剂与还原剂两电对的 标准电极电势有关，它们相差愈 ，电位突跃愈 ；若两电对转移的电子数相等，计量点正好在突跃的 ；若转移的电子数不等，则计量点应偏向 。 6.常用的氧化还原方法有 、 和 。 7. 用KMnO4法间接测定钙或直接滴定Fe2+时，若滴定反应中用HCl 调节酸度，测定结果会 ；这主要是由于 ，反应为 。 8. 如果溶液中同时存在HgCl2和Cl2，加入还原剂SnCl2时， 先被还原。（已知V 14.024/=Θ++Sn Sn ?，V 62.0222/=Θ+Cl Hg Hg ?，V 36.1/2=Θ-Cl Cl ?） 二、选择题 1. 已知在1 mol · L- 1 HCl 介质中, E Θ’Cr2O72-/Cr3+ = 1.00 V; E Θ’Fe 3+/ Fe 2 + = 0.68V ；以K2Cr2O7滴定Fe2+时，选择下列指示剂中的哪一种最合适？（ ） A. 二苯胺（E Θ’In = 0.76V ）; B.二甲基邻二氮菲- Fe3+ (E Θ’In = 0.97V); C. 次甲基蓝 （E Θ’In = 0.53V ）； D.中性红（E Θ’In = 0.24V ）。 2. 对于2A+ + 3B4+ = 2A4+ + 3B2+ 这个滴定反应，等量点时的电极电位是（ ） Ａ．53ΘB ΘA ??+ B ．623ΘB ΘA ??+ Ｃ． 523ΘB ΘA ??- D ．523Θ B ΘA ??+ 3. 在1mol/L 的HCl 中，V 14.024/=Θ ++Sn Sn ?，V 70.023/=Θ++Fe Fe ?，在此条件下，以Fe3+滴定Sn2+，计量点的电位为（ ）。 Ａ．0.25V Ｂ．0.23V Ｃ．0.33V Ｄ．0.52V 4. 在1mol/L 的H2SO4溶液中，用0.1000 mol/LCe4+滴定0.1000mol/L Fe2+溶液，最恰当的氧化还原指示剂是（ ）。 Ａ．次甲基蓝 Ｂ．邻苯氨基苯甲酸 Ｃ．邻二氮菲—亚铁 D ．KSCN

第七章氧化还原滴定法课后习题和答案解析

第七章氧化还原滴定法 6.1计算在HSO 介质中，H 浓度分别为1 mol ? L 1和0.1 mol ? L 的溶液中 VO +/VO 2+ 电对的条件电极电位。(忽略离子强度的影响，已知 -1.00 V ) 解 VO ； /VO 亠电对的半反应为 V()r+2H ++e 汁+H,() VO ； TH Pvo+ vo !+=^o+/vo^+ 4 O ?O59 lg[H 当[H* ]=1 mol ? 1」时 G * ■J 1 [H x ] = 0* 1 mol ? 1 1 时 点产小、汁=(匚 00 + 0. O59XlgO. P) V = 0. 88 V 6.2根据 Tg^/Hg 和HgC|2的溶度积计算 -Hg2Cl2/Hg 0 如果溶液中C 「浓度为0.010 _1 mol ?L , HgCI 2/Hg 电对的电位为多少？ 解 ^+/H H = 0. 796 V 忌叫叫三[IlgHCl 了=1.3X10 Hg 2CL/Hg 电对的半反应为 Hg ?CU + 2c ^^21 lg 十 20 llg~> /Hg 电对的半反应为 H g r+2c ^21 lg 可将fttcuKK 看成是Hgf/Hg 电对在Cl 浓度为I mol - 1.'时的迫 叭⑴ vu 2+ =f\(r vo 2 + +0. 059 Ig :VO' 典口十 ￥护十=(1.00+ 0.059XlglO V=1.00 V

极电位，所以 0 059 1 0.268十寸X 仗丽而VT.386V pKa i =4.10， pKa 2=11.79。 C=() I H<>—C o II o fl(>—c I lie ― I [IO —C —H CH.OH 抗坏血酸 〔还原态) HA 十H 厂能斯特方程为 0. 796 + 0. 0S9 2 Xlg L 3X 10 卅 1" V = 0. 268 V 若C1 浓度为0>010 mol * L 一则 6.3找出以下半反应的条件电极电位。已知 ：T =0.390V , pH=7,抗坏血酸 IK)—C —H CH.OH 脱盘抗坏血酸 ￡氧化态) 提不:半反应为D + 2H — 2c e 0,059 尹一护十2览叵A] ”设c=[D],找出二元酸的分布系数。 liu + 0, 05% 0. 059,

分析化学 第6章 氧化还原滴定法 答案

第 六 章 氧化还原滴定法 思考题 2. 条件电位与标准电极电位区别是什么？为什么引入条件电位的概念？它在氧化还原滴定分析中有什么意义？影响条件电位的因素有哪些？ 答：标准电极电位：在离子浓度为1mol/L ，气体压强为101.3kPa ，温度为25℃时，把 2H +/H 2的电位人为地定为零，通过测定H +/H 2与其他电对之间的电位差，就可以相对确定每一种电对的电极电位．这样测得的电极电位叫做标准电极电位，用θ?来表示。 条件电位：考虑各种影响因素并将其与标准电极电位合并得到的常数，是特定条件下氧化态和还原态的浓度均为1mol/L （或比值C Ox /C Red =1）时的实际电位值。 两者区别：条件电位和标准电极电位不同。对于一定的电极电对，温度一定标准电极电位为一固定值，即标准电极电位是一个热力学常数；条件电位不是一个热力学常数，它的数值与溶液中电解质的组成和浓度，特别是能与电对发生负反应物质的组成和浓度有关。只有在实验条件不变的情况下条件电位才有固定的值。 条件电位概念的引入：在实际工作中，溶液的离子强度对电对电位会有影响，且溶液组分改变时，电对的氧化态和还原态的存在形式也随之改变，从而引起电位的变化，如果忽略这些影响因素而采用标准电位代入能斯特公式计算出的电对电位，即使是可逆的氧化还原电对，其计算结果和实际结果仍会相差较大。所以在实际工作中，常常需要考虑离子强度和副反应。当考虑离子强度和副反应的影响时的能斯特公式为： d Ox Ox d d Ox d Ox d Ox c c n f f n Re Re Re Re /Re /lg 059.0lg 059.0++=αα??θ 即条件电位??θ为： Ox d d Ox d Ox d Ox f f n αα??θ θRe Re Re /'Re /lg 059.0+= 若忽略离子强度的影响??θ为： Ox d d Ox d Ox n αα??θ θRe Re /' Re /lg 059.0+=

第十章 氧化还原反应、电化学基础(2)

10氧化还原反应电化学基础(2) 10.2原电池 一、原电池 Zn + Cu2+—→ Zn2+ + Cu 电子的转移，离子的运动无序热能（即由化学能→ 热能） 组成电池后，使电子定向移动（化学能有序电能） 1、原电池的组成： （1）半电池和电极 锌半电池：锌片，锌盐 铜半电池：铜片，铜盐 负极：锌片，给出电子，Zn - 2e —→ Zn2+氧化反应 正极：铜片，得到电子，Cu2+ + 2e —→ Cu 还原反应 氧化还原反应在电极表面进行，电极反应为： 氧化型+ ne —→ 还原型 原电池反应：Zn + Cu2+—→ Zn2+ + Cu 正负极也可以是惰性电极，如：Pt、石墨等，只起导电作用。 （2）外电路 用金属导线把一个灵敏电流计与两个半电池中的电极串连起来。 电子由锌→ 铜，电流由铜→ 锌。 （3）盐桥（是一种电解质溶液） 加入盐桥，才能使电流完整，产生电流。 作用：沟通电路，使溶液中体系保持中性。 制作：称取30g KCl和2g琼脂，放在100ml蒸馏水中浸泡过夜，再用小火（或温水浴）加热至琼脂几近溶解，趁热把此溶液充入盐桥管，将此盐桥浸在饱和KCl中备用。 二、原电池表示方法 （—）Zn|Zn2+（1mol·L-1）‖Cu2+（1 mol·L-1）|Cu（+） 负极在左边固相和溶液盐桥电极 液相的接界浓度电对 若有气体，注明气体压力 10.3电极电势 一、电极电势 1、电极电势的概念 电流产生的原因：两极之间有电势差（电动势E）（如水自然流动的水位差）。 电势差产生的原因：参与氧化还原反应的物质得失电子的能力不同。（p177） 单个电极的电势无法测定，而电动势可用电位计测定。选定某种标准电极，人为规定它的电势值为0，那么，它和另一电极所构成的原电池的电动势就是另一电极的电势（φ）。