2011复习-溶液中的四大平衡-氧化还原教案分析.ppt

第三部分 溶液中的四大平衡 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 （三）氧化还原 * ◆氧化还原电对 ◆氧化还原半反应式 2. 离子－电子法配平 1. 基本概念 还原半反应式 氧化半反应式 3. 原电池的表示方法 ?rGm = ?n F·E池 （10?1） 4. 电极电势、电动势 ?rGm = ?n F·E池 ? ? （10?2） lgK? = 0. 059 V n·E池 ? （10?3） 注意准确地取用n的数值，这是一个电池反应，可因反应方程式中的化学计量数不同而有不同的电子转移数n。 但对电极的标准电势值E?来说，与得失电子数多少无关。 ● 电动势的能斯特方程 aA(aq) + bB(aq ) dD(aq) + eE(aq) （10?5） ? E池 = E池 ? ·lg ● 电极电势的能斯特方程 （10?6） E= E ? + ·lg 2H+ + 2eˉ → H2(g) , E? =0.00 V E? = 0.771 V E = E? + lg 0.059V 1 [Fe3+] [Fe2+] ★增大氧化型或减小还原型物质的浓度，E 值将升高；减小氧化型或增大还原型物质的浓度， E 值将降低。 ● 浓度对电极电势的影响（酸度、沉淀、配合） 氧化型物质生成沉淀， E 值将变小， 还原型物质生成沉淀， E 值将变大。 氧化型物质生成配合物， E 值将变小； 还原型物质生成配合物， E 值将变大。 5. 电极电势的应用 ● 标准电极电势表的应用 ● 求平衡常数和溶度积常数 ● 判断氧化还原反应进行的方向和程度 ● 元素标准电极电势图的应用 ● 利用原电池测定溶液的pH 5. 电极电势的应用 ●求反应的平衡常数或溶度积常数 ? 如果E池＞0，反应自发正向进行 ? 如果E池＜0，反应自发逆向进行 ●判断反应进行方向 ● 5. 电极电势的应用 （10?7） 教材16-10式 ●电势图计算未知电对的E?值 和判断某个氧化态能否歧化 6. 氧化还原滴定 滴定突跃的大小与氧化剂和还原剂两个电对的电极电势差值的大小有关，差值越大，突跃范围也越大。 6. 氧化还原滴定 无色 紫 0.76 二苯胺 还原型 氧化型 无色 蓝 0.52 亚甲基蓝 红 浅蓝 1.08 邻二氮菲-亚铁 无色 紫红 0.89 邻苯氨基苯甲酸 无色 紫红 0.85 二苯胺磺酸钠 颜色变化 E ?/V pH=0 指示剂 常用的氧化还原指示剂 ● 高锰酸钾法 ◆标定KMnO4溶液的基准物质很多，如H2C2O4·2H2O 、 Na2C2O4、As2O3和纯铁丝等，最常用的是Na2C2O4 。它易于提纯，不含结晶水，在空气中稳定，在105 ~110 ℃ 烘干2 h，冷却后即可直接用作基准物质。 ◆MnO4ˉ 与C2O42– 的反应在强酸条件下进行，一般采用H2SO4介质，不用HCl 和HNO3。因为MnO4ˉ 可以氧化Clˉ；HNO3具有氧化性，干扰MnO4ˉ 与还原性物质的反应。 ● 高锰酸钾法 (Ⅰ)温度控制在70~80℃。室温下反应速率太慢，若温度超过90℃，则H2C2O4部分分解，导致标定结果偏高。标定时常用水浴加热，以便控制反应温度： 2MnO4－ + 5C2O42– + 16H+ → 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O MnO4－与C2O42– 发生如下反应，标定时必须严格控制标定条件： H2C2O4 → CO2↑+ CO↑+ H2O 4MnO4ˉ + 12H+ → 4Mn2+ + 5O2↑+ 6H2O (Ⅱ)酸度选用0.5~1.0 mol·L–1的H2SO4溶液，酸度过低，MnO4ˉ会被还原成MnO2，酸度过高，又会促进H2C2O4 分解。 (Ⅲ)滴定速度，开始滴定时MnO4ˉ与C2O42– 的反应速率很慢，滴入的MnO4ˉ浅红色可能数分钟不褪，所以开始滴定时速度要慢，否则MnO4ˉ 来不及与C2O42–反应，就会在热的酸性溶液中分解了，导致标定结果偏低。 随着产物Mn2+的增多，对滴定反应产生催化作用，滴定速度可随之加快。 ● 重铬酸钾法 K2Cr2O7 本身为橙色，在酸性溶液中有相当强的氧化性，它的还原产物Cr3+呈绿色，对橙色有一定的掩盖作用，所以需外加指示剂确定终点。常用的指示剂是二苯胺磺酸钠、邻苯氨基苯甲酸。 Cr2O