高中化学： 第六章氧化还原反应平衡
高二化学总结化学平衡与氧化还原反应的氧化剂与还原剂
高二化学总结化学平衡与氧化还原反应的氧化剂与还原剂化学平衡是在化学反应中达到动态平衡时，反应物与生成物之间的摩尔比例保持不变的状态。
而氧化还原反应是指物质中电荷转移的过程，其中涉及到氧化剂和还原剂的概念。
下面将分别从化学平衡和氧化还原反应的角度总结氧化剂与还原剂。
化学平衡中的氧化剂与还原剂：在化学平衡中，氧化剂和还原剂在反应中起到了至关重要的作用。
氧化剂指的是能够接受电子、将其他物质氧化的物质；还原剂则相反，是指能够捐赠电子、将其他物质还原的物质。
例如，在下面的化学平衡反应中：2 H₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 H₂O(l)在这个反应中，氢气（H₂）被氧气（O₂）氧化为水（H₂O）。
在这里，氧气是氢气的氧化剂，而氢气则是氧气的还原剂。
这是因为氧气接受了氢气的电子，从而实现了氧化反应，而氢气捐赠了电子，发生了还原反应。
氧化还原反应中的氧化剂与还原剂：在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的定义略有不同。
氧化剂在氧化还原反应中指的是能够接受电子、将其他物质氧化的物质，而还原剂则指的是能够捐赠电子、将其他物质还原的物质。
比如，下面的氧化还原反应：2 Mg(s) + O₂(g) → 2 MgO(s)在这个反应中，氧气将镁（Mg）氧化为氧化镁（MgO）。
因此，在这个反应中，氧气是镁的氧化剂，而镁则是氧气的还原剂。
这是因为氧气接受了镁的电子，发生了氧化反应，而镁捐赠了电子，则发生了还原反应。
总结：无论是在化学平衡中还是在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的作用都是非常重要的。
在化学平衡中，氧化剂能够氧化其他物质，而还原剂则能够将其他物质还原。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，将其他物质氧化，而还原剂捐赠电子，将其他物质还原。
这两个概念的理解对于化学反应的研究和实践应用有着重要的意义。
通过对化学平衡与氧化还原反应中的氧化剂与还原剂的总结，我们可以更好地理解这两个概念的含义和作用。
在化学学习与实践中，我们需要能够准确判断出反应中的氧化剂与还原剂，并根据需要进行调节和控制。
第六章-氧化还原
内蒙古农业大学理学院分析化学教案6 氧化还原滴定法氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法，它的应用范围非常广泛，可以直接的测定某些具有氧化性和还原性的物质；还可以用间接的方法测定一些不具有氧化性和还原性的物质。
由于氧化还原反应是基于电子转移的反应，机理比较复杂，反应往往是分步进行的。
有些氧化还原反应除主反应外，还常伴有各种副反应发生，使反应物之间没有确定的计量关系；有些氧化还原反应因介质不同而生成的产物不同。
因此，在讨论氧化还原滴定法时，除了从氧化还原反应的平衡常数来判断反应的可行性之外，还应考虑反应速度、反应程度和反应条件等问题。
6.1氧化还原平衡6.1.1 条件电位对一个可逆反应来说，若以Ox 表示某一电对的氧化态，Red 表示其还原态，n 为电子转移数，该电对的氧化还原半反应为：Ox + n e -Red它的能斯特（Nernst ）方程式为：()()(Red))(lnRed Ox Red Ox Θa a nF RT Ox +=ϕϕ 式中()Red Ox ϕ是电对的电极电位；()Red Ox Θϕ是电对的标准电极电位；(Red)和(Ox)a a分别表示氧化态和还原态的活度；在298K 时()()()()Red Ox lg 0.0592V ed R Ox Red Ox a a n +=Θϕϕ若1(Red)(Ox)==a a 时，则：()()Red Ox Red Ox Θϕϕ=标准电极电位()Red Ox Θϕ是在绝对温度298K ，有关离子活度为11L mol -⋅或气体压力为1.013510⨯Pa 时所测得的电极电位。
在实际工作中，氧化还原电对的电位常用浓度代替活度进行计算，这实际上忽略了溶液中离子强度和其他副反应的影响。
而在定量分析工作中这种影响往往是不可忽略的，即使是可逆氧化还原电对，结果计算的电位值与实际电位有较大的误差。
因此，必须考虑溶液中离子强度的影响，从而引出条件电位()Red Ox Θ'ϕ的概念。
最新上传第六章氧化还原滴定法
cCr3+ = 2×(0.100 - 0.0500) = 0.100 (mol/L)
E = E + 0.0659 lg cc ox/Red
O ox/Red
Cr2O 7 2− 2 Cr 3+
E=Eө′+ 0.059lg 0.050 = 1.08 + 0.01 = 1.09 v 6 0.1002
二、外界条件对条件电极电位的影响
Ox + ne
Red
接受电子倾向越大的物质是强的氧化剂; 给出电子倾向越大的物质是强的还原剂; 接受（给出）电子倾向的大小---电极电位.
能斯特(Nernst)公式
E=Eө+
RT nF
ln
aOx aRed
25℃
E
=
E
ө
+
0.059 n
lg
aOx aRed
E Ө 标准电位 aOx ,aRde氧化态, 还原态活度 都为1 mol/L（或二者比值为1）时的电位。
例3（141，例6-3）：计算在[I-]=1.0mol/L条件下，
Cu2+/CuI电对的条件电位.已知:EӨCu2+/Cu+=0.16v,
Ksp(CuI)=1.1×10-12
解：
E= EӨCu2+/Cu+ +
0.059
lg
cCu2+ cCu+
cCu+=
Ksp [I-]
[I-] E= EӨCu2+/Cu+ + 0.059 lg Ksp +0.059lg [Cu2+]
E Ө’=
E Ө+
0.059 lg 1
化学第六章氧化还原滴定法
三、影响条件电极电位的因素 1、离子强度：
离子强度较大时，γ远小于1，用浓度计算结果
有出入。但由于副反应影响远大于离子强度以及 离子强度的影响比较难以校正，一般情况下忽略。
2020/5/9
2、副反应的影响：
利用沉淀反应和配位反应使氧化态和还原态浓度变 化，从而改变电对的电极电势。 如，氧化态生成沉淀，使其电极电位降低，还原态 生成沉淀，则电极电位升高。
的影响。
Cr2O7- + 6I- +14H+
2Cr 3+ + 3I2 + H2O
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2、温度： 对多数反应，每增加10℃，反应速度增加2~3倍
2MnO4 5C2O42 16H 2Mn2 10CO2 8H2O 75～85C
但是，易挥发的I2,易被空气氧化的Sn2+,Fe2+不 宜升温.
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例1 根据标准电极电位计算下列反应的平衡常数：
IO3 5I 6H ƒ 3I2 3H2O
解：反应中两电对电子转移数的最小公倍数n = 5
(1.20 0.535)5 0.059
56.4
K 2.51056
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例2 计算在1mol·L-1H2SO4中，下面反应的K’. 解： 在1mol·L-1H2SO4中
I2 + 2e
2I-
Fe3+ + e
Fe 2+
F e3氧 化 能 力 强 ， 干 扰 C u 2测 定
如 加 入 能 与 F e 3形 成 配 合 物 的 F
[F
] 1m o l / L
' F e3 / F e2
0 .0 6V
分析化学 第六章 氧化还原滴定法
-2.71
Zn2+/Zn
Zn2+(aq)+2e- = Zn(s)
-0.7618
H+/H2 Cu2+/Cu
2H+(aq)+2e- = H2 (g) Cu2+(aq)+2e- = Cu(s)
0.0000 0.3419
F2/F－
F2(g)+2e- =2 F－(aq)
2.866
氧化能力逐渐增强
电极电势代数值是反映物质得失电子倾向的大小，它与
电极的电极电势的产生。
金属活泼，溶液稀，溶解>沉积
Ms 溶解 Mn aq ne
沉积 金属不活泼，溶液浓，沉积>溶解
金属和它的盐溶液之间产生的电势，叫金属的电极电势
5
(二) 电极电势的测量
知识回顾
电极电势
无法直接测量
可测两个电极的电 极电势之差
参考水准
标准电 极电势
求出待测电极
标准状态
的电极电势的 相对值
本章作业（教材 P265-272） 思考题：1, 2, 6 习题： 4, 6, 7
1
本章内容提要： 一、氧化还原反应平衡 二、滴定曲线及指示剂 三、氧化还原预处理 四、应用（高锰酸钾法、重铬酸钾法、 碘量法） 五、氧化还原滴定结果的计算
2
6.1 氧化还原反应平衡
6.1.1 基本概念
氧化：oxidation 还原：reduction 氧化还原：redox
若H+或OH参与氧化还原半反应，则酸度变化 直接影响电对的电极电位。 例： H3AsO4 + 2H+ + 2I = HAsO2 + 2H2O + I2 反应的方向与pH的关系。 H3AsO4 + 2H+ + 2e = HAsO2 + 2H2O H3AsO4 / HAsO2电对的电极电位受酸度影响较大； 酸度减小，H3AsO4 / HAsO2的条件电极电位变小，反应 向左进行。
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。
【高中化学】氧化还原反应方程式配平须知的方法与步骤
【高中化学】氧化还原反应方程式配平须知的方法与步骤1）匀变速直线运动1.平均速度v=s/T（定义）2.有用推论vt2-vo2＝2as3.中间时间速度VT/2=vping=（VT+VO）/24.末速度vt＝vo+at5.中间位置速度vs/2=[（VO2+vt2）/2]1/26.位移s＝v平t＝vot+at2/2＝vt/2t7.加速度a=（VT VO）/T{以VO为正方向，a和VO在同一方向（加速度）a>0；在相反方向，a<08.实验用推论δs＝at2｛δs为连续相邻相等时间(t)内位移之差｝注：(1)平均速度是矢量;（2）物体的速度很大，加速度不一定很大；(3)a=(vt-vo)/t只是量度式，不是决定式;2）自由落体运动1.初速度vo＝02.最终速度VT=GT3.下落高度h＝gt2/2（从vo位置向下计算）4.推断vt2=2GH（3)竖直上抛运动1.位移S=vot-gt2/22.末速度vt＝vo-gt（g=9.8m/s2≈10m/s2）3.有用的推断vt2-vo2=-2GS4.上升最大高度hm＝vo2/2g(抛出点算起）5.往返时间t=2VO/g（从投掷回原始位置的时间）1)平抛运动1.水平速度：VX=Vo2.竖直方向速度：vy＝gt3.水平位移：x=vot4.竖直方向位移：y＝gt2/25.运动时间t=（2Y/g）1/2（通常表示为（2H/g）1/2）6.合速度vt＝(vx2+vy2)1/2＝[vo2+(gt)2]1/2关闭速度方向与水平β之间的角度：tgβ＝vy/vx＝gt/v07.合位移：s＝(x2+y2)1/2,位移方向与水平角α：tgα＝y/x＝gt/2vo8.水平方向加速度：ax=0；竖直方向加速度：ay＝g2）匀速圆周运动1.线速度v＝s/t＝2πr/t2.角速度ω＝φ/t＝2π/t＝2πf3.向心加速度a＝v2/r＝ω2r＝(2π/t)2r4.向心力F=MV2/r=mω2r＝mr（2π/t）2＝mωV=F闭合5.周期与频率：t＝1/f6.角速度和线速度之间的关系：v=ωr7.角速度与转速的关系ω＝2πn(此处频率与转速意义相同)3）万有引力1.开普勒第三定律：t2/r3＝k(＝4π2/gm)｛r:轨道半径，t:周期，k:常量(与行星质量无关，取决于中心天体的质量)｝2.万有引力定律：F=gm1m2/R2（g=6.67）×10-11n？M2/kg2，在其连接线上的方向）3.天体上的重力和重力加速度：gmm/r2＝mg；g＝gm/r2｛r:天体半径(m)，m：天体质量（kg）｝4.卫星绕行速度、角速度和周期：v=（GM/R）1/2；ω＝（gm/r3）1/2；T=2π（r3/gm）1/2{M：中心天体的质量}5.第一(二、三)宇宙速度v1＝(g地r地)1/2＝(gm/r地)1/2＝7.9km/s；v2＝11.2km/s；v3＝16.7km/s6.地球同步卫星GMM/（r地面+H）2=M4π2（r地面+H）/T2{H≈ 36000公里，H：距地球表面的高度，R地面：地球半径}注:（1）天体运动所需的向心力由万有引力提供，f=f百万；(2)应用万有引力定律可估算天体的质量密度等；（3）地球同步卫星只能在赤道上空运行，运行周期与地球自转周期相同；(4)卫星轨道半径变小时,势能变小、动能变大、速度变大、周期变小（一同三反）；（5）地球卫星的最高轨道速度和最低发射速度为7.9km/s。
第六章 氧化还原反应和电极电势
第六章氧化还原反应和电极电势
氧化数：有整数、分数、正负数、零。
任何氧化还原反应保括两个半反应，即氧化半反应、还原半反应。
氧化态：氧化数较高的物质；还原态：氧化数较低的物质。
两者合称氧化还原点对，书写（I2/I-）。
氧化还原点对，就是一个半电池，一个电极。
氧化还原反应方程式配平：
1氧化数法：①氧化数值不变②原子守恒
2离子-电子法（半反应法）原则①原子守恒②电荷平衡
步骤1写成离子方程式
2再写成两个半反应
3配平半反应（原子配平、电荷配平。
不够酸性介质加H、
H2O；碱性介质加OH、H2O；中性介质左加H2O右加H+或OH-）
4合并半反应（氧得=还失。
找最小公倍数）
5离子方程式变化学方程式
6核查总反应
氢氧配平规律：
原电池：负氧正还。
盐桥：提供离子通道维持电荷平衡。
电极的种类：1金属离子电极：点对、电极符号Zn|Zn2+（c）、电极反应（氧化态的电子变还原态）|表示相界面；c注明离子浓度。
2金属难溶盐：电对AgCl/Ag；电极符号Ag|AgCl|Cl-（c）
Hg2Cl2/Hg Pt|Hg（l）|Hg2Cl2|（c）⚠️惰性电极Pt、液态（l）3氧化-还原电极：电对：Fe3+/Fe2+Pt|Fe3+（c1），Fe2+（c2）
⚠️同一相用“，”号隔开；惰性电极Pt
4气体-离子电极：电对：H+/H2 Pt|H2（p）|H+（c）
原电池符号：负极在前，正极在后。
（-）Zn|Zn2+（c1）||Cu2+（c2）|Cu（+）||表示盐桥。
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第六章氧化还原反应平衡
1．条件电极电位的大小，反映了在外界因素影响下，氧化还原电对的实际氧化还原能力，应用条件电极电位能更准确地判断氧化还原反应的方向，次序和反应完成的程度。
√离子强度相对于副反应影响较小，一般可以忽略。
副反应：在氧化还原反应中，常利用沉淀反应和配位反应使电对的氧化态或还原态的浓度发生改变，从而改变电对的电极电位。
其中当氧化态生成沉淀时电对的电极电位降低，而还原态生成时升高。
酸度的变化也直接影响电极电位。
√
2．银的条件电极电位=银的标准电极电位+0.059lgKsp(AgCl)/(Cl-)=0.22v
查表知铁离子的条件电极电位=0.68v > 0.22v , Ti(IV)的=-0.04v < 0.22v 。
所以银可以还原Fe3+,不能还原Ti(IV)。
√
3．两个电对的条件电极电位差越大，反应进行的越完全；不是平衡常数大的都能用于氧化还原滴定中，当条件电极电位〉0.4时，才可以，此时反应完全程度达99.99%以上。
4．反应物的浓度，温度，催化剂，诱导作用。
√
加速反应的完成一般可以：加大反应物浓度，升高溶液的温度，使用催化剂，有些情况可以使用诱导作用，如酸性KMnO4与Fe2+的反应加速了KMnO4氧化Cl-的反应。
5．（1）加入氯水后，溶液的I-先被还原为I2使呈紫色：继续加氯水，I-已被还原完全，剩下的Br-被还原为Br2，且I2被氯水进一步氧化为IO3-，因而溶液中剩余的Br2使呈红褐色。
（2）原因是I-与Cu2+生成了难溶解的CuI沉淀，从而使Cu2+的条件电极电位升高，故为氧化。
√
（3）KMnO4与C2O4 2-的反应为自动催化反应。
√
（4）KMnO4与Fe2+的诱导反应使亚铁离子的存在起到加速的作用。
√
（5）不能，√因为硫代硫酸钠的标定宜在中性或弱酸性条件下进行，而重铬酸钾作为氧化剂只能在酸性条件下进行。
×
6．两电对的条件电极电位相差越大化学计量点附近电位突跃越长；滴定的介质不同，突跃的大小和范围也会不同。
对于可逆的氧化还原反应，化学计量点时的电位=公式6-16 。
√
7．可以用电位滴定或指示剂来指示终点。
√
氧化还原指示剂本身是具有氧化还原性质的有机物，其氧化态和还原态具有不同的颜色，故它能因氧化还原作用发生颜色改变，以指示终点的到达。
√
8．预处理可以将预测组分化为一定价态，利用氧化剂或还原剂滴定。
要求为：反应速度快，必须将预测组分定量的氧化或还原，反应具有一定的选择性，过量的氧化剂或还原剂要易于除去。
√
9．用高锰酸钾滴定过氧化氢时，直接滴定即可，在室温下硫酸或盐酸介质中可顺利进行，开始时反应进行较慢，反应产生的Mn2+可起催化作用，使以后的反应加速。
但过氧化氢不稳定。
滴定时要注意溶液酸度和滴定速度。
酸度不够时易生成二氧化锰沉淀。
含有三价铁离子的溶液应先用还原剂还原为亚铁离子，然后加入硫酸锰，硫酸及磷酸的混合液以避免氯离子存在下所发生的诱导反应及由于滴定过程中生成的黄色三价铁离子在达到终点时影响微过量的高锰酸钾所呈现的粉红色的分辨以至影响中点的判断，再用高锰酸钾滴定。
还原剂常用SnCl2，多余的还原剂用HgCl 2除去，但应注意HgCl 2有剧毒。
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