氧化还原滴定法原理
四、氧化还原滴定法原理
（一）氧化还原滴定指示剂
常用指示剂有以下几种类型：
（1）.自身指示剂
有些标准溶液或被滴定物质本身有颜色，而滴定产物无色或颜色很浅，则滴定时就无需另加指示剂，本身颜色变化起着指示剂的作用叫作自身指示剂。
MnO4-（紫红色）+ 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+（肉色，近无色）+ 5Fe3+ + H2O KMnO4的浓度约为2×10-6 mol/L 时就可以看到溶液呈粉红色，KMnO4滴定无色或浅色的还原剂溶液，不须外加指示剂。
KMnO4称为自身指示剂。
（2）．显色指示剂
有些物质本身并没有氧化还原性，但它能与滴定剂或被测物质产生特殊的颜色，因而可指示滴定颜色。
I2 + SO2 + 2H2O = 2I- + SO42- + 4H+
可溶性淀粉与碘溶液反应，生成深蓝色的化合物，可用淀粉溶液作指示剂。
在室温下，用淀粉可检出10-5mol/L 的碘溶液。
温度升高，灵敏度降低。
（3）．本身发生氧化还原反应的指示剂
这类指示剂的氧化态和还原态具有不同的颜色，在滴定过程中，指示剂由氧化态变为还原态，或由还原态变为氧化态，根据颜色的突变来指示终点。
作用原理：设指示剂氧化还原电对为
式中In(O)和In(R)分别代表具有不同颜色的指示剂的氧化态和还原态。
随着滴定的进行，溶液电位值发生变化，指示剂的也按能斯特方程所示的关系发生变化：
变色范围
理论变色点
指示剂选择：使
落在滴定突跃范围之内。
例如
Cr 2O 72-(黄色) + 6 Fe 2+ + 14 H + = 2Cr 3+（绿色）+ 6Fe 3+ + 7H 2O
需外加本身发生氧化还原反应的指示剂，如二苯胺磺酸钠指示剂，紫红→无色。
指示剂变色的电势范围为： 'In In 0.059
(V)E E n
θ∆≤±
（考虑离子强度和副反应） 氧化还原指示剂的选择：指示剂的条件电势尽量与反应的化学计量点电势一致。
（4）常用的氧化还原指示剂 ① 二苯胺磺酸钠：
H + 氧化剂
二苯胺磺酸钠 二苯胺磺酸 二苯联苯胺磺酸 （还原型） （无色） 氧化剂
二苯联苯胺磺酸紫（紫色）（氧化型）
反应的 n =2，变色电位范围：2059.085.0-~2
059.085.0+ 即 0.82 ~ 0.88 (V)
二苯胺磺酸钠指示剂空白值：
产生原因：a.指示剂用量；b.滴定剂加入速度、被滴定剂浓度及滴定时间等因素有关
消除办法：用含量与分析试样相近的标准试样或标准溶液在同样条件下标定K 2Cr 2O 7 。
例如：用K2Cr2O7标准溶液滴定大约0.1mol/L 的Fe2+时，最好选用0.1mol/L的Fe2+标准溶液标定K2Cr2O7标准溶液。
②1,10-邻二氮菲- Fe2+络合物：a. 在1mol/LH+存在下，条件电势为0.6V，适合于强氧化剂作滴定剂的反应。
b. 强酸以及能与1,10-邻二氮菲形成稳定络合物的金属离子（如Co2+，Cu2+，Ni2+，Zn2+，Cd2+），会破坏1,10-邻二氮菲- Fe2+络合物。
（二）氧化还原滴定曲线
在氧化还原滴定中，随着滴定剂的加入，被滴定物质的氧化态和还原态的浓度逐渐改变，电对的电势也随之改变。
氧化还原滴定曲线是描述电对电势与滴定分数之间的关系曲线。
对于可逆氧化还原体系，可根据能斯特公式由理论计算得出氧化还原滴定曲线。
对于不可逆的氧化还原体系，滴定曲线通过实验方法测得，理论计算与实验值相差较大。
1. 滴定曲线的计算
设以O1滴定R2氧化还原滴定反应
有关电对反应为
滴定开始，滴定剂与被滴定物的两个电对就同时存在于体系中。
在滴定过程中任何一点，达到平衡时，滴定剂与被滴定物两个电对的电位相等，即
因此，在滴定的不同阶段，可选用便于计算的电对，按能斯特方程式计算滴定过程中体系的电位值。
若以a表示滴定百分数，a通过能斯特方程式与体系的电位值的关系曲线，即为氧化还原滴定曲线。
滴定开始至化学计量点前，以被滴定物电对计算体系的电位
化学计量点
化学计量点时，O1和R2定量反应生成R1和O2，O1和R2的浓度难以准确知道。
采用以下方法计算化学计量点的电位。
分别将电对1和电对2的能斯特方程式两边同乘以n1和n2后相加,整理，得
化学计量点时，有
则
故
由此可见，对于只涉及对称电对的氧化还原滴定反应，其化学计量点电势仅取决于两电对的条件电位与电子转移数，与滴定剂或被滴定物的浓度无关。
值得注意的是，对于涉及不对称电对的氧化还原滴定还原反应，E sp不仅与条件电位及电子转移数有关，还于不对称电对物质的浓度有关。
如
有关不对称反应为
可推导得到
若使用标准电极电位计算化学计量点的电位，对于有H+参加的氧化还原滴定反应，在计算式中应当包含有反映H+浓度的项。
例如：以K2Cr2O7滴定Fe3+,以标准电位计算E sp的计算式为
∙化学计量点以后，以滴定剂电对计算体系的电位
∙滴定突跃
若滴定分析的误差要求小于，滴定突跃即为a从99.9%变化到100.1%时，体系电位的变化区间。
当a = 99.9%时，
当a= 100.1%时，
则滴定突跃范围为
以在1 mol.L-1 H2SO4介质中用0.1000 mol.L-1 Ce4+滴定0.1000 mol.L-1 Fe2+滴定反应为
有关电对的反应为
滴定曲线如图所示： 滴定曲线以公式
作图，取E 为自变量，在0.60~1.44V 范围内变换。
0.1000 mol .L -1 Ce 4+滴定0.1000 mol .L -1 Fe 2+的滴定曲线（1000 mol .L -1H 2SO 4）
2. 滴定曲线的特征分析:
a ．滴定百分数为50处的电势就是还原剂（Fe 2+）的条件电势；滴定百分数为200处的电势就是氧化剂（Ce 4+）的条件电势。
b ．若两电对的条件电势相差越大，则滴定突跃也越大。
c ．Ce 4+滴定Fe 2+的反应，两电对电子转移数为1，化学计量点电位（1.06V ）正好处于滴定突跃（0.86~1.26）的中间。
d ． 化学计量点前后的曲线基本对称。
对于电子转移数不同的对称氧化还原反应：
''
112212
sp n E n E E n n θθ+=+
滴定突跃范围为： 2121
30.05930.059E E n n θθ'
'
⨯⨯+
→-
（滴定误差小于0.1％）
3. 不可逆电对的滴定曲线
当氧化还原体系中涉及到有不可逆氧化还原电对时，实测的滴定曲线与理论计算所得的滴定曲线常有差别。
这种差别通常出现在电势主要由不可逆氧化还原电对控制的时候。
例如，在H 2SO 4溶液中用KMnO 4滴定Fe 2＋，为不可
逆氧化还原电对，为可逆的氧化还原电对。
在化学计量点前，电势主要
由
控制，故实测滴定曲线与理论滴定曲线并无明显的区别。
但是，在化
学计量点后，当电势主要由
电对控制时，它们两者在形状及数值上均
有较明显的差别。
这种情况从下面的示意图中可以看出。
用指示剂确定终点时，指示剂的变色点与化学计量电及电位滴定的终点三者往往不完全一致，在实际工作中应予以考虑。
0.1000 mol.L-1 KMnO4滴定0.1000 mol.L-1
Fe2+时理论与实测的滴定曲线的比较
例题
例1. 求在HCl介质中用Fe3+滴定Sn2+的化学计量点及滴定突跃范围。
（已知）
解：
突变范围为；
即0.23 V ~ 0.50 V
值得注意：滴定突跃的中点为0.365 V，E sp偏向于Sn4+/Sn2+电对（即电子转移数较大的电对）一方。
例2．以0.01667 mol.L-1 K2Cr2O7标准溶液滴定0.1000 mol.L-1的Fe2+至终点时，溶液的pH=2.0 , 求化学计量点电位。
（已知：
解：滴定反应式为。
氧化还原滴定法
高锰酸钾法：利用高锰酸钾的强氧化能力及氧化还 原滴定原理来测定其他物质的容量分析方法。
高锰酸钾：一种强氧化剂
➢ 强酸性 (pH≤1) MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
➢ 弱酸性、中性、弱碱性
Eθ=1.51V
MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH- Eθ=0.59V
2 条件电势
能斯特方程
aOx+ne=bRed
电对电势
EOx/Red = E
+
2.303RT nF
lg
aaOx abRed
氧化还原反应 Ox1 + Red2 = Red1+Ox2 由电对电势EOx/Red大小判断反应的方向
EOx/Red = E
+
2.303RT nF
lg
aaOx abRed
aOx =[Ox] Ox =cOx· Ox /Ox aRed=[Red] Red =cRed· Red /Red
c 生成络合物
氧化态形成的络合物更稳定，使电势降低，还 原性增加，反之则电势升高，氧化性增加
d 生成沉淀 氧化态生成沉淀，使电势降低，还原性增加 还原态生成沉淀，则电势升高，氧化性增加
3 氧化还原反应平衡常数
p2Ox1+p1Red2=p2Red1+p1Ox2
cOp1x2 cRp2ed1 K = cRp1ed2 cOp2x1
例钛铁矿中Fe的测定, 不能用Zn作还原剂，用Sn2+
d. 过量的氧化剂或还原剂易除去
例 H2O2, (NH4)2S2O8 加热分解
氧化还原滴定法
2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
n = 5 n Na2C2O4 2 2024/10/11
KMnO4
45
二、 滴定液旳配制与标定
❖ 2.指示剂：
本身指示剂
❖ 3.条件：
a.酸度 ：0.5～1mol/LH＋ b.温度 ：65℃ c.滴定速度 ：慢－快－慢 d.滴定终点 ：无色－微红
2024/10/11
2024/10/11
36
四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定 ❖ 例2 焦亚硫酸钠旳含量测定
2024/10/11
37
四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定
1.原理
O
H OH
C－ C＝ C－ C－ C－ CH ＋ I2
O OH OH H OH H
O
H OH
C－ C－ C－ C－ C－ CH2 ＋ 2HI
碘量法 高锰酸钾法 重铬酸钾法 亚硝酸钠法 溴量法 铈量法
2024/10/11
10
第二节 指示剂
❖ 一、 本身指示剂 ❖ 二、 特殊指示剂 ❖ 三、 氧化还原指示剂
2024/10/11
11
一、 本身指示剂
❖ 有些滴定剂或被测物有颜色，滴定产物 无色或颜色很浅，则滴定时不必再滴加 指示剂，本身旳颜色变化起着指示剂旳 作用，称本身指示剂。
❖3.条件
为使碘氧化亚砷酸钠旳反应能定量 进行，一般加入碳酸氢钠，使溶液呈 弱碱性（pH8～9）；
淀粉指示剂在滴定前加入。
2024/10/11
31
（一）碘滴定液
❖4.浓度计算
cI2
=
2mAs2O3 1000 M V As2O3 I2
氧化还原滴定
氧化还原滴定1．原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
2．试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
3．指示剂：氧化还原滴定的指示剂有三类：(1)氧化还原指示剂。
(2)专用指示剂，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液遇碘标准溶液变蓝。
(3)自身指示剂，如高锰酸钾标准溶液滴定草酸时，滴定终点为溶液由无色变为浅红色。
4．实例(1)Na2S2O3溶液滴定碘液原理：2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI。
指示剂：用淀粉作指示剂，当滴入最后一滴Na2S2O3溶液后，溶液的蓝色退去，且半分钟内不恢复原色，说明到达滴定终点。
(2)酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液原理：2MnO－4＋6H＋＋5H2C2O4===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O。
指示剂：酸性KMnO4溶液本身呈紫色，不用另外选择指示剂，当滴入最后一滴酸性KMnO4溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不退色，说明到达滴定终点。
典例分析1．某学习小组用“间接碘量法”测定某CuCl2晶体试样的纯度，试样不含其他能与I－发生反应的氧化性杂质，已知：2Cu2＋＋4I－===2CuI↓＋I2，I2＋2S2O2－3===S4O2－6＋2I－。
取m g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，用0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定，部分实验仪器和读数如图所示。
下列说法正确的是()A．试样在甲中溶解，滴定管选乙B．选用淀粉作指示剂，当甲中溶液由蓝色变为无色时，即达到滴定终点C．丁图中，滴定前滴定管的读数为a－0.50 mLD．对装有标准液的滴定管读数时，滴定前后读数方式如丁图所示，则测得的结果偏小答案D解析A项，甲中盛装的是含有I2的溶液，则滴定管中盛装的为Na2S2O3标准溶液，该溶液显碱性，应选用碱式滴定管(丙)，不正确；B项，溶液变色且经过30 s左右溶液不恢复原来的颜色，视为滴定终点，不正确；C项，滴定管“0”刻度在上端，故滴定前的读数为a＋0.50 mL，不正确；D项，滴定后俯视读数，将导致读数偏小，故测得的结果偏小，正确。
7氧化还原滴定法
酸度要求：弱酸性，中性，或弱碱性(pH9) 强酸性介质：I-发生氧化导致终点拖后 2I-+O2+4H+＝I2+2H2O； 淀粉水解成糊精导致终点不敏锐 强碱性介质：部分I2发生歧化反应 3I2+6OH-＝IO3-+5I-+3H2O 应用不如间接碘法广泛
(2) 间接碘法
利用 I-的还原性，将氧化性物质还原，析出定量的 I2 用 Na2S2O3标准溶液进行滴定，这种方法叫间接碘法。
Mn2+ + 4H2O
生成的Mn2+无色，便于终点观察
强酸性条件——KMnO4法常用
注：酸性调节采用H2SO4，不采用HCl或HNO3 2KMnO4+16HCl＝2MnCl2+2KCl+5Cl2+8H2O
在弱酸性、中性或弱碱性溶液中： MnO4- +2H2O+ 3e MnO2+ 4OH-
在强碱性溶液中：
KMnO4紫红色，Mn2+近于无色，无需另加指示剂，自身可 作指示剂。 (3) 高锰酸钾法缺点 标准溶液不稳定； 反应历程比较复杂，易发生副反应； 滴定的选择性较差，需严格控制滴定条件。
2. 重铬酸钾法
(1) 原理 K2Cr2O7作滴定剂 利用K2Cr2O7的强氧化性建立的滴定分析方法。 Cr2O72- + 6e + 14H+ 注意： 2Cr3+剂
自身氧化剂 特殊氧化剂 氧化还原氧化剂
1. 自身指示剂 有些滴定剂或被测物有颜色，滴定产物无色或颜色很浅， 则滴定时无须再滴加指示剂，本身的颜色变化起着指示剂的 作用，称为自身指示剂。
例：KMnO4 KMnO4标准溶液滴定FeSO4溶液 MnO4-+5Fe2++8H+ Mn2++5Fe3++4H2O 紫红色 几乎无色 KMnO4稍微过量就使被测溶液出现粉红色(观察到紫色的 浓度为2×10-6mol· L-1)
氧化还原滴定法(共52张PPT)
lgK(1 2)n1n2n
0.059
差值越大， 反应越完全
一般认为： º或 f 应有0.4V以上
影响 K 值的因素：
① n1 n2
② 1º~ 2º
注意：
① n1 n2 最小公倍数
② K ~ º K ~ f
五、滴定反应对平衡常数的要求
①当n1=n2=1时，两电对条件电势差大于
②当n1=n2=2时，两电对条件电势差大于 ③当n1≠n2时，
1
n [R]ed n [R] ed 酸度: H2SO4介质，控制～1mol/L
1
1
0 .0592
2
2
2
这些关于 Ep的讨论都是指对称电对
低—反应慢, 高—H2C2O4分解
邻二氮菲 - 亚铁
[O]x n [O]x n 0 .059 10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ == 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
O/R xe d O/R xe+d0n .0l5 ga a9 R Oexd
O/xRedO/xRed+0n .05lg9[[R Oexd]]
gg aa Ox/Red
Ox/Red
+ 0.059 lg( n
Ox Red
c Red Ox ) c Ox Red
三、条件电极电势
gg a a O /R xe d O /R xe + 0 dn .l0g5 R O (e 9 x R O d c c e R O xd e )xd
二苯胺磺酸钠
0.84V 如何选择？
另：
指示剂校正
第五节 氧化还原滴定前的预处理
目的：将被测物预先处理成便于滴定的形式
分析化学第五版 第7章 氧化还原滴定法
θ
θ
aFe 3+ aFe 2+ γ Fe 3+ [ Fe 3+ ]
γ Fe 2+ [ Fe 2+ ]
γ Fe 3+ γ Fe 2+ αFe ( III ) • cFe 3+ • αFe ( II ) cFe 2+
cFe 3+ cFe 2+
= E + 0.059lg
θ
= E + 0.059lg
γ Fe 3+ αFe ( II ) γ Fe 2+ αFe ( III )
+ 0.059lg
= E + 0.059lg
θ'
c Fe 3+ c Fe 2+
影响条件电势的因素：
0.059 OxRed E =E + n lg Red Ox
离子强度： 酸效应： 络合效应： 沉淀：
+ 0.0592 lg
cCe 4+ cCe3+
E Fe3+
'
Fe 2 +
'
+ ECe 4+
'
Ce 3+
'
E sp
E Fe3+ Fe2+ + ECe4+ Ce3+ 2
1.06V
VCe mL 滴定分数 电势 V 说明 0.00 0.0000 不便计算 1.00 0.0500 0.60 E=EFe /Fe =0.68+0.059lgcFe /cFe 10.00 0.5000 0.68 12.00 0.6000 0.69 -0.1% E=EFe /Fe +0.0593 19.80 0.9900 0.80 19.98 0.9990 0.86 突 E =(EFe /Fe +ECe /cCe )/2 20.00 1.000 1.06 sp 跃 22.02 1.001 1.26 0.1% E=ECe /Ce -0.0593
氧化还原反应与氧化还原滴定法
n11O
n22O
0.059
lg (
n2 n1
n1 n2
)
n11O
n2
O 2
化学计量点电 位的计算公式
sp
n11O
n1
n22O
n2
注意：不适用于有 不对称电对参与的反应
∴ Ce4+标准滴定溶液滴定Fe2+时：
sp
n11O n22O
n1 n2
11.44 1 0.68 11
②、 Na2C2O4标定KMnO4溶液的条件： 反应：2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
温度：75℃~85℃ 酸度：0.5 ~ 1mol/L 滴定速度：开始慢→适当快
0.059 n
指示剂的变色范围为:
θ In
0.059 n
§7 氧化还原滴定法基本原理
选择指示剂的原则： 指示剂的变色范围应全部或部分地落在滴定突
跃范围之内。一般选择变色点的电位 In尽量与 计量点的电位 sp一致，以减小误差。
2．自身指示剂
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，叫做自身氧化还原指示剂。例如KMnO4作滴定剂滴 定无色或浅色的还原物质溶液时。
§7 氧化还原滴定法基本原理
KMnO4法的优点是： (1)氧化能力强，可直接或间接测定许多物质。如
利用KMnO4可以直接测定许多还原性物质。如Fe2+ 、As3+、Sb3+、H2O2、C2O42-、TiO2+；也可以用返 滴定法测定某些氧化性物质，如MnO2、PbO2或 Pb3O4等。
氧化还原滴定法
例1 计算1mol/LHCl溶液,cCe(IV)=1.00×10-2 mol/L, cCe(III)=1.00×10-3mol/L 时Ce(IV)/Ce(III) 电对的电极电位。 解：查附录，半反应Ce(IV)+e = Ce(III) 在1mol/LHCl介质中的条件电位=1.28V，则
E = 1.28V+0.059lg1.00×10-2/1.00×10-3
二、 条件电位
0.059 aOX EE lg n aRed
0.059 OX [OX] E lg n Red [Red]
如果考虑有副反应发生，还需引进相应的副反应系 数Ox，Red： Ox＝cOx/［Ox］ Red＝cRed /［Red］ 副反应系数是分布系数的倒数。
1mol/LH2SO4 中 ， 以 0.1000mol/LCe(SO4)2 标 准溶液滴定20.00ml0.1000mol/LFe2+溶液。 Fe3++e = Fe2+ E0’ Fe3+/Fe2+=0.68V Ce4++e = Ce3+ E0’ Ce4+/Ce3+=1.44V 滴定反应： Ce4++Fe2+ = Ce3++Fe3+ 滴定过程中电位的变化可计算如下：
其反应过程可能是： Mn(Ⅶ)+Mn(Ⅱ)→Mn(Ⅵ)+Mn(Ⅲ) ↓Mn(Ⅱ) 2Mn(Ⅳ) ↓Mn(Ⅱ) 2Mn(Ⅲ)(中间产物) Mn(Ⅲ)与C2O42—反应生成一系列配合物, 如MnC2O4+(红)、Mn(C2O4)2-(黄)、Mn(C2O4)32- (红) 等。 随后，它们慢慢分解为Mn(Ⅱ)和CO2： MnC2O4+→ Mn2++ CO2↑+·COO- （自由基） Mn(Ⅲ)+·COO-→ Mn2++ CO2↑
19[1].4氧化还原滴定法
③掩蔽Fe3+的黄色。
b. 土壤中腐殖质含量的测定
腐殖质是土壤中复杂的有机物质， 其含量大小反映土壤的肥力。
土壤+浓硫酸 +定量且过量 K2Cr2O7 C被氧化 Fe2+标准 滴定剩余 K2Cr2O7
Fe2O3 FeO
SnCl2 浓HCl
Fe2+ +
Sn2+
磷硫混酸
(过量)
Fe2+ Cr2O72-
HgCl2
Hg2Cl2↓ 除去过量Sn2+
无汞定铁
Fe2O3 滴加SnCl2 Fe2+ + Fe3+(少量) 滴加TiCl3 Fe2++Ti3+(少量) 热浓HCl Na2WO4 FeO 钨蓝W(V)
条件电极电势
对于可逆氧化还原电对，可用 Nernst公式计算电位： O + ne– = R
0.0592V n
lg
aO aR
式中：aO和aR分别为氧化态和还原态的活 度； 为电对的标准电极电势，仅随温 度变化。
实际上，通常知道的是溶液中氧化态或 还原态的浓度，而不是活度，但用浓度代替 活度会引起较大误差。此外副反应，如酸度 影响，沉淀与络合物的影响等都对电极电势 有影响。 考虑离子强度影响，引入活度系数γO， γR。考虑副反应影响，引入副反应系数αO， αR。此时
5O 2 8H 2 O
2） 间接滴定法测定Ca2+：
Ca
2
CaC 2 O 4 2H H 2 C 2 O 4 Ca
第六章_氧化还原滴定法
剂。例如：在高锰酸钾法滴定中，可利用稍过量的高锰酸钾
自身的粉红色来指示滴定终点（此时MnO4-的浓度约为210-6 mol.L-1)。
2.专属指示剂
专属指示剂本身并不具有氧化还原性，但它能与氧化剂或 还原剂产生特殊的颜色，从而指示滴定终点。 例如可溶性淀粉溶液，能与I2生成深蓝色的吸附化合物，当 I2 被还原为 I- 时，蓝色立即消失。当 I2 溶液的浓度为 1 10 -5 mol.L-1 时，可看到蓝色出现。因此在碘量法中常用淀粉为
γ Ox [Ox] RT ln nF γ Red [Red]
考虑副反应的影响，则Nernst方程写成：
EOx / Re d E
Ox / Re d
RT γ Ox Re d cOx ln nF γ Red Ox c Red
EOx / Re d E E
Ox / Re d
Ox / Re d
' n1 n2 2 E ' E1' E2 0.18V
' n1 2，n2 1 E ' E1' E2 0.27V
五、 影响氧化还原反应速率的因素
1.反应物的浓度：反应物的浓度越大，反应速度愈快。 K2Cr2O7+6KI+14HCl=8KCl+2CrCl3+7H2O+I2
EOx Red
当
RT aOx E Ox Red ln nF aRed
aOx a Red时,
Ox / Re d
EOx / Re d E
标准电极电位 Standard electrode potential
考虑离子强度的影响，则Nernst方程写成：