第9章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法
氧化还原滴定法的原理
氧化还原滴定法的原理氧化还原滴定法是一种常用的分析化学方法，它通过测定被测物质与氧化还原试剂之间的氧化还原反应来确定被测物质的含量。
在实际应用中，氧化还原滴定法被广泛应用于医药、环境监测、食品安全等领域，具有操作简便、准确性高的特点。
氧化还原滴定法的原理基于氧化还原反应。
在这种反应中，氧化剂与还原剂之间发生电子的转移，从而使得氧化剂自身被还原，还原剂自身被氧化。
在滴定过程中，通过加入适量的氧化还原试剂，使得被测物质与试剂发生氧化还原反应，从而确定被测物质的含量。
氧化还原滴定法的关键在于选择适当的氧化还原试剂。
常见的氧化还原试剂包括高锰酸钾、碘量法、过碘酸盐滴定法等。
这些试剂在滴定过程中能够与被测物质发生明显的氧化还原反应，从而实现对被测物质含量的准确测定。
在进行氧化还原滴定法时，需要注意滴定条件的选择。
滴定条件包括溶液的浓度、滴定剂的添加速度、滴定终点的判定等。
这些条件的选择对于滴定结果的准确性有着重要的影响。
通常情况下，滴定条件的选择需要根据被测物质的性质和滴定试剂的特点来确定。
此外，氧化还原滴定法在实际应用中还需要考虑滴定终点的判定。
滴定终点是指滴定反应达到了完全的状态，此时试剂的添加量与被测物质的摩尔量成为化学计量比。
滴定终点的判定通常通过指示剂或者仪器来实现，其中指示剂可以根据颜色的变化来判断滴定终点是否已经达到。
总之，氧化还原滴定法是一种重要的分析化学方法，它通过测定被测物质与氧化还原试剂之间的氧化还原反应来确定被测物质的含量。
在实际应用中，选择适当的氧化还原试剂、滴定条件的合理选择以及滴定终点的准确判定是保证滴定结果准确性的关键。
希望本文的介绍能够帮助读者更深入地了解氧化还原滴定法的原理和应用。
氧化还原滴定法
• (三) 通过催化作用
氧化还原滴定法终点的判断
• （一）自身指示剂 如 KMnO4 滴定H2C2O4时， KMnO4 既是标准溶液又是 指示剂。 • （二）特殊指示剂 如用于碘量法中的淀粉溶液，本身不参与氧化还而可 指示终点。 • （三）氧化还原指示剂
（二）间接碘量法（或滴定碘法）
• 对氧化性物质，可在一定条件下，用I-还原， 产生I2，然后用Na2S2O3标准溶液滴定释放出的 I2 。这种方法就叫做间接碘量法或滴定碘法。 • 间接碘量法也是使用淀粉溶液作指示剂，溶液 由蓝色变无色为终点。
间接碘量法的反应条件和滴定 条件：
• 1. 酸度的影响：I2 与Na2S2O3应在中性、弱 酸性溶液中进行反应。 • 2. 防止 I2 挥发的方法：在滴定前，加入过 量KI（比理论值大2～3倍），减少 I2挥发。 • 3. 防止I- 被氧化
三、分类
• 氧化还原滴定法根据使用的标准溶液不同可分 为 • • • • 高锰酸钾法、 重铬酸钾法、 碘量法、 溴酸钾法等。
• 主要介绍：高锰酸钾法以及碘量法
二、高锰酸钾法
• （一）基本原理和条件
• （二）测定方法 • （三）标准溶液的配臵与标定
（一）基本原理和条件
• 高锰酸钾法是以具有强氧化能力的高锰酸钾做 标准溶液，利用其氧化还原滴定原理来测定其 他物质的滴定分析方法。
标准溶液的配制和标定
• （一）碘标准溶液（0.05mol/L）的配制和标 定 • 1. 配制 • 由于碘具有挥发性和腐蚀性，通常情况下，碘 标准溶液是采用间接法配制。 • 配制0.05mol/L时，可取碘13g，加碘化钾36g 与水50ml溶解后，加稀盐酸3滴与水适量稀释 至1000ml，摇匀，贮存于棕色试剂瓶中备用。 • 2. 标定： • 用三氧化二砷（As2O3）为基准物质，甲基橙 为指示剂，用待标定的碘标准溶液滴定至终点。
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
氧化还原滴定法
氧化还原滴定法化学反应按其本质可分为氧化还原反应和非氧化还原反应两大类。
在工农业生产中运用氧化还原反应的地方非常多，如金属的冶炼；利用电解精练生产铜、镍；利用电镀来获得金属镀层防止金属的锈蚀；制药工业用来制备原料药和进行药品的分析等等；都是运用了氧化还原的原理，本章重点学习氧化还原滴定法。
5.1 氧化还原滴定法概述氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的一类滴定分析方法，是滴定分析中应用较广泛的分析方法之一。
氧化还原反应不同于酸碱、沉淀和配位等以离子结合的反应，它是以溶液中氧化剂和还原剂之间的电子转移为基础的一种滴定分析方法。
在氧化还原反应中，失去电子的物质称为还原剂，得到电子的物质称为氧化剂。
还原剂失去电子后生成与之对应的氧化剂；氧化剂得到电子后生成与之相对应的还原剂。
氧化剂得到的电子数等于还原剂失去的电子数。
所以说，氧化还原反应的实质就是电子的得失。
例如：在实际应用中，氧化还原反应不仅可直接测定具有氧化性和还原性的物质，还可间接测定本身不具有氧化还原性，但能与氧化剂或还原剂定量反应的物质；不仅能测定无机物，也能测定有机物，如用亚硝酸钠法直接测定芳香族伯胺和仲胺类化合物含量的方法。
所以说氧化还原滴定法是滴定分析中十分重要的方法。
5.1.1氧化还原滴定法的分类根据配制标准溶液所用氧化剂的不同可分为：1. 高锰酸钾法是以高锰酸钾为标准溶液，在酸性溶液中测定还原性物质含量的方法。
2. 碘量法是以碘为氧化剂，或以碘化物为还原剂，进行氧化还原滴定的方法。
3. 亚硝酸钠法是以亚硝酸钠为标准溶液，在酸性溶液中直接测定芳香族伯胺和仲胺类化合物含量的方法。
除上述方法外，还有铈量法、溴酸盐法、高碘酸钾法、重铬酸钾法等。
本章主要介绍高锰酸钾法和碘量法。
5.1.2氧化还原反应的速度氧化还原反应机理较复杂，反应常常是分步进行的，反应速度通常比较慢。
甚至有许多氧化还原反应从反应完全程度上看是可行的，而实际上却因为反应速度太慢不能用于滴定分析。
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。
第09讲 氧化还原反应的配平、缺项配平及计算(讲义)(解析版)
第九讲氧化还原反应的配平、缺项配平及计算1.氧化还原反应配平原则(1)一般配平原则(2)“缺项”配平原则对于化学反应方程式，所缺物质往往是酸、碱或水、补项的两原则(3)陌生化学方程式书写步骤特别强调：1.理解并记忆常见氧化剂或还原剂对应的反应产物。
2.运用“有升必有降”找出隐含反应物或生成物。
3.运用电子得失守恒时要看清化学式中变价元素的原子个数(特别是同种物质中的同种元素有不同化合价的升降变化)。
4.运用电荷守恒时,要准确把握H+与OH-的使用符合题中反应环境。
课堂检测011.24 mL浓度为0.05 mol·L－1的Na2SO3溶液恰好与20 mL浓度为0.02 mol·L－1的K2Cr2O7溶液完全反应。
已知Na2SO3可被K2Cr2O7氧化为Na2SO4，则铬(Cr)元素在还原产物中的化合价为( )A ．＋2B ．＋3C ．＋4D ．＋5答案：B【解析】题目中指出被还原的是铬元素，则得电子的物质是K 2Cr 2O 7，失电子的物质是Na 2SO 3，其中硫元素的化合价从＋4→＋6，而铬元素的化合价将从＋6→＋n (设化合价为n )。
根据得失电子守恒可得，0.05 mol·L －1×0.024 L×(6－4)＝0.02 mol·L －1×0.020 L×2×(6－n )，解得n ＝3。
2.取x g 铜镁合金完全溶于浓硝酸中，反应过程中硝酸被还原只产生8 960 mL 的NO 2气体和672 mL 的N 2O 4气体(都已折算到标准状况)，在反应后的溶液中加入足量的氢氧化钠溶液，生成沉淀的质量为17.02 g 。
则x 等于( )A ．8.64B ．9.20C ．9.00D ．9.44 答案：B【解析】反应流程为⎭⎬⎫Mg Cu ――→浓HNO 3 ⎩⎪⎨⎪⎧Mg 2＋、Cu 2＋――→NaOH ⎩⎪⎨⎪⎧Mg （OH ）2Cu （OH ）2NO 2、N 2O 4 x g ＝17.02 g －m (OH －)，而OH －的物质的量等于镁、铜失去电子的物质的量，等于浓HNO 3得电子的物质的量，即n (OH －)＝8.96 L 22.4 L·mol －1 ×1＋0.672 L 22.4 L·mol －1 ×2×1＝0.46 mol ，所以x g ＝17.02 g －0.46 mol×17 g·mol －1＝9.20 g 。
氧化还原滴定法
p2 p1 aR a n ( E E O2 1 2) 1 lg K lg p2 p1 aO1 aR2 0.059
注：n为电子转移数n1和n2的最小公倍数
0.059 CO1 0.059 CO2 ' E1 lg E2 lg n1 CR1 n2 CR2
'
p2 p1 ' ' CR C n ( E E O2 1 2 ) 1 lg K ' lg p2 p1 CO1 C R2 0.059
若以 In(Ox) 和 In(Red) 分别表示指示剂的氧化 态和还原态，则：
In(O x) ne
氧化态色
17.10.16
In(Re d)
还原态色
26
EE
'
InO InR
0.059V cInO lg n cInR
与酸碱指示剂类似,氧化还原指示剂变 色范围：
0.059V E E In n
Ce4+ + Fe2+
1mol/L H2SO4
Ce3+ + Fe3+
Fe
2
ECe 4
Ce
3
1.44V
EFe3
0.68V
1.44 0.68 lg K 12.9 6 该反应进行相当完全 0.059
17.10.16 2
一、氧化还原电对性质
1. 可逆氧化还原电对:可迅速建立起氧化还原平衡,其
电势基本符合Nernst公式计算的理论电势. 例如:Fe3+/Fe2+, Fe(CN)63-/Fe(CN)64-, I2/I-
2. 不可逆氧化还原电对:不能在氧化还原反应的任一
ch9氧化还原平衡与氧化还原滴定
ch9 氧化还原平衡与氧化还原滴定第一部分氧化还原平衡一.是非题1.电极反应Cu2+ + 2e⇔Cu和Fe3+ + e⇔Fe2+中的离子浓度减小一半时，E(Cu2+/Cu)和E(Fe3+/Fe)的值都不变。
2.溶液中同时存在几种氧化剂，若它们都能被某一还原剂还原，一般说来，电极电势差值越大的氧化剂与还原剂之间越先反应，反应也进行得越完全。
3.在电极反应Ag+ + e⇔Ag中，加入少量NaI(s)，则Ag的还原性增强。
4.电极电势大的氧化态物质氧化能力大，其还原态物质还原能力小。
5.电对的E和Eθ的值的大小都与电极反应式的写法无关。
Cl2+e =Cl-时6.电极反应为Cl2+2e =2Cl-的电对Cl2/Cl-的Eθ=1.36V;电极反应为12 Eθ(Cl2/Cl-)=1/2×1.36=0.68V。
7.原电池电动势与电池反应的书写方式无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变。
8.电对MnO4-/Mn2+和Cr2O7/Cr3+的电极电势随着溶液pH值减小而增大。
9.在一定温度下，电动势εθ只取决于原电池的两个电极，而与电池中各物质的浓度无关。
10.同一元素有多种氧化态时，不同氧化态组成的电对的Eθ值不同。
11.在设计原电池时，Eθ值大的电对应是正极，而Eθ值小的电对应为负极。
二.选择题1.已知Sn4++2e=Sn2+Eθ＝0.15V Sn2++2e=Sn Eθ＝-0.14VFe2++2e=Fe Eθ＝-0.41V Fe３++e=Fe2+ Eθ＝0.77V则下列离子各1mol/l不能共存的是A.Fe３+Sn4+B.Fe３+Sn2+C.Fe2+Sn4+D.Fe2+Sn2+2.原电池(-)Fe∣Fe2+‖Cu2+∣Cu(+)的电动势将随下列哪种变化而增加A.增大Fe2+离子浓度, 减小Cu2+离子浓度B. 减少Fe2+离子浓度, 增大Cu2+离子浓度C. Fe2+离子和Cu2+离子浓度同倍增加D. Fe2+离子和Cu2+离子浓度同倍减少3.下列两电池反应的标准电动势分别为εθ1和εθ2，(1) 12H2 +12Cl2 =HCl ;(2)2HCl=H2+Cl2 ,则εθ1和εθ2的关系为A. εθ2=2εθ1B. εθ2= -εθ1C. εθ2= -2εθ1D. εθ1=εθ24.已知Eθ（MnO4-/Mn2+）=1.51V，计算当pH=2及pH=4时电对MnO4-/Mn2+的电势各为多少,计算结果说明了什么A.1.51V 1.51V，氢离子浓度对电势没有影响B.1.13V，1.32V，pH越高，电位越大C.1.13V，1.10V，氢离子浓度越大，还原剂的还原能力越强D.1.32V，1.13V，酸度越高，氧化剂的氧化能力越强5.半反应CuS + H2O→SO42- + H+ + Cu2 ++e 的配平系数从左至右依次为A. 1,4,1,8,1,1,B. 1,2,2,3,4,2C. 1,4,1,8,1,8,D. 2,8,2,16,2,86.反应MnO4-+ SO32-→ MnO42- + SO42-在碱性介质中进行，反应式配平后。
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104 第9章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法第9章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法氧化还原反应是化学反应的基本类型之一。
氧化还原反应的本质是反应过程中在电子的转移，某些元素的氧化值发生了变化。
这类反应涉及面很广，并和电化学有密切联系，对于制取新物质，获得能源（化学热能和电能）都具有重要意义。
氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定分析法。
氧化还原滴定法能直接或间接测定许多无机物和有机物。
本章在原电池的基础上，引出电极电势这一重要概念，作为比较氧化剂和还原剂相对强弱、判断氧化还原反应的依据，并介绍元素电势图及其应用。
最后介绍几种主要氧化还原滴定法的基本原理和应用。
9.1 氧化还原反应的基本概念9.1.1 氧化值氧化值是指某元素一个原子的荷电数，用+x 或-x 表示，还可以是分数。
21 5 –2 8/3 -2如：CaHPO 4、Fe 3O 4氧化值计算原则：① 单质为0。
② H 一般为1（在金属氢化物中为-1）；O 一般为-2（在过氧化物中为-1）。
③ 在单原子离子中等于离子所带的电荷数；在多原子离子中各元素氧化值的代数和等于离子团的电荷数。
④ 在中性分子中各元素氧化值的代数和为0。
例题9-1：计算K 2Cr 2O 7、Fe 3O 4中Cr 及Fe 的氧化值。
解：2 Cr + 7×(-2)＝-2 Cr ＝63 Fe + 4×(-2)＝0 Fe ＝8/39.1.2 氧化还原电对氧化还原电对简称电对。
电对中氧化值较大的物种为氧化型用O 表示，氧化值较小的物种为还原型用R 表示。
因此，通常用O / R 表示电对。
在任何一个氧化还原反应中至少含有两个电对。
如：在Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu 的反应中，含有Fe 2+ / Fe 和Cu 2+/ Cu 两个电对。
在KMnO 4 + S MnO 2 + K 2SO 4的反应中，含有MnO / MnO 2和SO / S 两个电对。
9.1.3 常见的氧化剂和还原剂在氧化剂中应含有高氧化态的元素；相反，还原剂中必含有低氧化态的元素。
若元-24-49.1 氧化还原反应的基本概念105素处于中间氧化态，则既可作氧化剂又可作还原剂，视与其作用的物质及反应条件而定。
如H2O2与I-作用时，H2O2作为氧化剂而被还原成H2O，氧的氧化值由-1降至-2；而H2O2与KMnO4作用时，则作为还原剂而被氧化成O2，氧的氧化值由-1升至0。
常见的氧化剂、还原剂及其产物列于表9-1。
表9-1 常见氧化剂、还原剂及其在酸性介质中的产物* X＝Cl，Br，I，下同。
** M为“金属电位序”在H2以前的活泼金属。
106 第9章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法↑10×3*** MnO （紫红色）在酸性介质中被还原成Mn 2+（浅粉红色）。
在近中性介质中被还原成MnO 2（棕色）；在强碱性介质中被还原成MnO （绿色）。
9.1.4 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应往往比较复杂，参加反应的物质也比较多，配平这类反应方程式不像其它反应那样容易，所以有必要介绍一下氧化还原方程式的配平方法。
配平氧化还原方程式的常用方法有两种：氧化值法和离子电子法。
氧化值法比较简便，人们乐于选用；离子电子法却能更清楚地反映水溶液中氧化还原反应在的本质。
（1）氧化值法以HClO 把Br 2氧化成HBrO 3而本身被还原成HCl 为例，说明氧化值法配平的步骤。
① 在箭号左边写反应物的化学式，右边写生成物的化学式。
HClO ＋Br 2 HBrO 3 ＋ HCl② 计算氧化剂中原子氧化值的降低值及还原剂中原子氧化值的升高值，并根据氧化值降低总值和升高总值必须相等的原则，找出氧化剂和还原剂前面的化学计量数。
Cl ： +1 -1 氧化值降低2（↓2） ×5 2Br ： 2（0 +5） 氧化值升高10（↑10） ×15HClO ＋Br 2 HBrO 3 ＋ HCl③ 配平除氢和氧元素外各种元素的原子数（先配平氧化值有变化元素的原子数，后配平氧化值没有变化元素的原子数）。
5HClO ＋Br 2 2HBrO 3 ＋ 5HCl④ 配平氢、并找出参加反应（或生成）水的分子数5HClO ＋Br 2＋H 2O 2HBrO 3 ＋ 5HCl⑤ 最后核对氧，确定该方程式是否配平。
等号两边都有6个氧原子，证明上面的方程式确已配平。
例题9-2：配平下列反应方程式Cu 2S + HNO 3 Cu(NO 3)2 + H 2SO 4 + NO解： 2Cu ： 2(+1 +2) ↑2 S ： -2 +6 ↑8N ： +5 +2 ↓3 ×103Cu 2S + HNO 3 6Cu(NO 3)2 + SO 4 + O上面方程式中元素Cu 和S 的原子数都已配平，对于N 原子，发现生成6个Cu(NO 3)2，还需消-4-249.1 氧化还原反应的基本概念107耗12个HNO3，于是HNO3的系数变为22。
3Cu2S + HNO36Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO配平H，找出H2O的分子数3Cu2S + 22HNO3＝6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO + 8H2O最后核对方程式两边氧原子数，可知方程式确已配平。
例题9-3：配平下列反应式P4 + KOH PH3 + KH2PO4解：从反应式可以看出，P4中一部分磷原子氧化值升高，一部分磷原子氧化值降低，即P4在同一反应中既作氧化剂又作还原剂。
这类反应称歧化反应（或自氧化还原反应）。
对于这类反应，确定氧化值的变化后，从逆反应着手配平较为方便。
P(KH2PO4)：+5 0 ↓5 ×3P(PH3)：-3 0 ↑3 ×5P4 + KOH5PH3 + 3KH2PO4配平P、K：2P4 + 3KOH 5PH3 + 3KH2PO4配平H、K：2P4 + 3KOH + 9H2O 5PH3 + 3KH2PO4例题9-4：配平下列反应式Fe(CrO2)2 + Na2CO3 + O2Na2CrO4 + Fe2O3 + CO2解：(+3×2)┊×4+2+3 -24(-2×2)┊×7例题9-5：配平下列反应式Cl2 + KOH KCl + KClO3解：+5O(+5×2)┊×1（2）半反应法任何氧化还原反应都可以看作由两个半反应组成，一个半反应代表氧化，另一个半反应代表还原。
例如钠与氯直接化合生成NaCl的反应的两个半反应为：108 第9章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法氧化半反应2Na 2Na + + 2e - 还原半反应 Cl 2 + 2e - 2Cl-这样的方程式叫做离子－电子方程式，所以半反应法配平也叫离子－电子法配平。
半反应法配平的一般步骤如下：① 根据实验事实或反应规律先将反应物、生成物写成一个没有配平的离子反应方程式。
② 再将上述反应分解为两个半反应，并分别加以配平，使每一半反应的原子数和电荷数相等。
这一步的关键是原子数的平衡，而原子数平衡的关键又在O 原子数的平衡。
配平半反应时，在已使氧化值有变化的元素的原子数相等后，如果O 原子数不同，可以根据介质的酸碱性，分别在半反应方程式中加H +加OH-或加H 2O ，并利用水的解离平衡使反应式两边的O 原子数目相等。
不同介质条件下配平O 原子的经验规则见表9-2。
表9-2 配平氧原子的经验规则至于H 原子数的平衡比较简单。
如果是酸性介质，哪一边H 原子数少，就在哪一边添上相同数目的H 原子；如果是中性或碱性介质，哪一边H 原子数多，就在哪一边添上相同数目的OH-，然后在另一边加上相同数目的H 2O 来平衡。
③ 根据得失电子数相等的原则，以适当系数分别乘以两个半反应，然后相加就得到一个配平了的离子反应方程式。
④ 如果要写出分子反应方程式，可以根据实际参与反应的物质，添加适合的阳离子或阴离子，必要时还可引入不参与反应并尽量不新增元素的酸或碱，将离子反应式改为分子反应式。
例题9-6：配平反应方程式FeS 2 + HNO 3 Fe 2(SO 4)3 + H 2SO 4 + NO 2FeS 2 Fe 3+ + SO解：①NO NO 2② 8H 2O + FeS 2 Fe 3+ + 2SO + 16H ++ 15e -……….(a)-3-24-249.2 氧化还原反应与原电池 1092H + + NO + e -NO 2 + H 2O ……………….……(b)③ (a) + (b)×15得：FeS 2 + 14H + + 15NO Fe 3+ + 2SO + 15NO 2 + 7H 2O ④ FeS 2 + 14HNO 3 + NO21Fe 2(SO 4)3 + 21SO + 15NO 2 + 7H 2O 2FeS 2 + 30HNO 3＝Fe 2(SO 4)3 + H 2SO 4 + 30NO 2 + 14H 2O例题9-7：配平反应方程式Cl 2 + NaOH NaCl + NaClO 3 解：① 2e - + Cl 2 2Cl-………………………………(a)12OH-+ Cl 2 2ClO + 6H 2O + 10e -……..……(b)② (a)×5 + (b)得：5Cl 2 + 12OH- + Cl 2 10Cl-+ 2ClO + 6H 2O3Cl 2 + 6OH- 5Cl-+ ClO + 3H 2O③ 3Cl 2 + 6NaOH 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2O9.2 氧化还原反应与原电池9.2.1 原电池的组成现以铜锌原电池为例，说明原电池的组成及原理。
氧化反应（半反应） 还原反应（半反应） Zn Zn 2+ + 2e - Cu 2+ + 2e - Cu Zn 片电子多余Cu片电子缺少负极（电子流出） 正极（电流方向） 为何是Zn 转变为 Zn 2+，Cu 2+转变为Cu ， 那么方向可否相反呢？ 我们在§9-3中再讨论。
铜锌原电池装置可以用电池符号来表示：（－）Zn ∣Zn 2+(c 1) ‖Cu 2+(c 2)∣Cu （＋） 9.2.2 原电池的电动势正、负两极间的电势差，称为原电池的电动势，用E 表示 在标准状态下测得的E 称标准电动势，用E 表示9.3 电极电势9.3.1 标准电极电势及其测定若已知各电极的电势，容易计算电势差。
目前只能测得相对电极电势，现先介绍：铜锌原电池装置原理图-3-3-24-3-24-3-3-3110 第9章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法（1）标准氢电极标准氢电极的电极电势用E 298.15K ( H + / H 2)表示，人为规定：E 298.15K ( H + / H 2)＝0(V) （2）标准电极电势E ( O / R)的测定将某标准电极与标准氢电极组成原电池测定E ( O / R)，根据电流方向判断出正、负极后，按E ＝E +－E - 求得E ( O / R)。