【正文】 x K? = = c(Fe3+) ＝ x = molL－ 1 由電極電勢的相對大小能夠判斷氧化還原 反應自發(fā)進行的方向、次序和程度。 )()()(23???? FecAgcFec ))(( ??? xxx 當把氧化還原反應應用于滴定分析時，要使反應完全程度達到 99． 9％以上， ?1? ’ 和 ?2? ’應相差多大呢？ ?1? ’－ ?2? ’＞ ，反應才能用于滴定分析。 元素標準電勢圖及其應用 把同一種元素不同氧化數(shù)的物質(zhì)，按氧化數(shù)由大到小的順序排列成一橫行，在相鄰兩種物質(zhì)間用直線連接表示一個電對，并在直線上標明此電對的標準電極電勢值。 ?? /V Cu2+ Cu+ Cu 一 . 判斷氧化劑的強弱 分散在標準電極電勢表中同種元素不同價態(tài)的電極電勢表示在同一圖中，使用起來更加方便。 在選用氯的含氧酸鹽作為氧化劑時 ， 反應最好是酸性介質(zhì)中進行 。 但欲使低氧化數(shù)氯氧化 ， 反應則應在堿性介質(zhì)中進行 。 二 . 計算標準電極電勢 A B C ?1? ?2? ?3? n1 n2 三 . 判斷是否發(fā)生歧化反應 當一種元素處于中間氧化數(shù)時，可同時向較高氧化數(shù)和較低氧化數(shù)轉(zhuǎn)化，這種反應稱為歧化反應。由元素電勢圖可以判斷元素處于何種氧化數(shù)時，可以發(fā)生歧化反應。 當 ?1? ?2? 時 ， 處于中間的氧化數(shù)的 B可以發(fā)生歧化反應生成 A和 C。 反之 ， 當 ?1? ?2? 時 ， 處于中間的氧化數(shù)的 B不能發(fā)生歧化反應 ， 而可以發(fā)生逆歧化反應： A B C 氧化數(shù)降低 ?1? ?2? A +C B? 氧化還原滴定法 氧化還原滴定法： 以氧化還原反應為基礎的滴定分析法。它的應用很廣泛，可以用來直接測定氧化劑和還原劑，也可用來間接測定一些能和氧化劑或還原劑定量反應的物質(zhì)。 氧化還原滴定曲線： 氧化還原滴定中的氧化態(tài)和還原態(tài)的濃度逐漸改變，有關電對的電極電勢也隨之變化。以溶液的電極電勢為縱坐標，加入的標準溶液為橫坐標作圖，得到的曲線。 一 . 氧化還原滴定曲線 下圖是以 molL1Ce（ SO4） 2溶液在1 molL1H2SO4溶液中滴定 Fe2+溶液的滴定曲線。滴定反應為： Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+ 未滴定前，溶液中只有 Fe2+，因此無法利用能斯特方程式計算電極電勢。 圖 76 ?L1Ce4+滴定 ?L1Fe2+的滴定曲線（ 1mol?L1H2SO4） 滴定開始后，溶液中存在兩個電對，根據(jù)能斯特方程式，兩個電對電極電勢分別為 ? (Fe3+／ Fe2+)= ?? ’(Fe3+／ Fe2+)+ )()(lg0 5 23??FecFec ?(Ce4+／ Ce3+)= ?? ’(Ce4+／ Ce3+)+ )()(lg0 5 34??CecCec 其中分別是： ?? ’ (Fe3+／ Fe2+)= ?? ’(Ce4+／ Ce3+)= 在滴定過程中，每加入一定量滴定劑，反應達到一個新的平衡，此時兩個電對的電極電勢相等。因此，溶液中各平衡點的電勢 可選用便于計算的任何一個電對來計算 。 化學計量點前， 溶液中存在過量的 Fe2+，滴定過程中電極電勢的變化可根據(jù) Fe3+／ Fe2+電對計算 ,此時 ? (Fe3+／ Fe2+)值隨溶液中 c(Fe3+)/c(Fe2+) 的改變而變化。 c(Fe2+)剩余 ％時 ? = ?? ’(Fe3+／ Fe2+)+ )()(lg0 5 23??FecFec =++3= 化學計量點后， 加入了過量的 Ce4+，因此可利Ce4+/Ce3+電對來計算 ,當 Ce4+過量 ％時 ?= ?? ’(Ce4+／ Ce3+) + )()(lg0 5 34??CecCec =+ 化學計量點時兩電對的電勢相等 ，故可以聯(lián)系起來計算。 令化學計量點時的電勢為 ?sp。則 ?sp= ?? ’(Fe3+／ Fe2+)+ )()(lg0 5 23??FecFec= ?? ’(Ce4+／ Ce3+)+ )()(lg0 5 34??CecCec 又令 ?1? ’＝ ?? ’ (Fe3+／ Fe2+) ?2? ’ = ?? ’(Ce4+／ Ce3+) 由（ 1）式可得 n1?sp=n1 ?1? ’ + ??cCeccCec/)(/)(lg0 5 34?? n2?sp=n2 ?2? ’ + )()(lg0 5 23??FecFec （ 1） 將上面兩式相加得 (n1+n2) ?sp= n1 ?1? ’ + n2?2? ’ + )()()()(2334????? FecCecFecCec 根據(jù)前述滴定反應式，當加入 Ce4+的物質(zhì)的量與 Fe2+的物質(zhì)的量相等時， c（ Ce4+） = c（ Fe2+）； c(Ce3+)=c(Fe3+)；此時 )()()()(lg2334??????FecCecFecCec = 0 故 上式即化學計量點電勢的計算式，適用于電對的氧化態(tài)和還原態(tài)的系數(shù)相等時使用 . （ 2 ） 對于 Ce（ SO4） 2溶液滴定 Fe2+，化學計量點時的電極電勢為： 滴定電勢突躍： 化學計量點前 Fe2+剩余 ％到化學計量點后 Ce4+過量 ％，溶液的電極電勢值由 。此時電勢的改變?yōu)?。 電勢突躍的大小與氧化劑、還原劑兩電對的條件電極電勢的差值有關。條件電極電勢相差越大，突躍越大；反之亦然。 電勢突躍的范圍是選擇氧化還原指示劑的依據(jù)。 圖 7 7 用 KMnO4溶液在不同介質(zhì)中的滴定 Fe2+的滴定曲線 氧化還原滴定曲線，常因滴定介質(zhì)的不同而改變其位置和突躍的大小。 二 . 氧化還原指示劑 本身具有氧化還原性質(zhì)的有機化合物，它的氧化態(tài)和還原態(tài)具有不同顏色，能因氧化還原作用而發(fā)生顏色變化。 例如常用的氧化還原指示劑 二苯胺磺酸鈉 ，它的氧化態(tài)呈紅紫色，還原態(tài)是無色的。當用 K2Cr2O7溶液滴定 Fe2+到化學計量點時，稍過量的 K2Cr2O7，即將二苯胺磺酸鈉由無色的還原態(tài)氧化為紅紫色的氧化態(tài)，指示終點的到達。 InRed 1. 氧化還原指示劑 )()(lg0 5 Re dOxIn IncIncn?? ?????In 為指示劑的標準電極電勢。當溶液中氧化還原電對的電勢改變時，指示劑的氧化態(tài)和還原態(tài)的濃度比也會發(fā)生改變，因而使溶液的顏色發(fā)生變化。 氧化還原指示劑的半反應可用下式表示 InOx（氧化態(tài)） 十 ne InRed（還原態(tài)） nn InIn10 ???? ?? ???當 c(In)Ox／ c(In)Red≥10時，溶液呈現(xiàn)氧化態(tài)的顏色 nn InIn ???? ?? ??? 當 c(InOx)/c(InRed)≤1/10時，溶液呈現(xiàn)還原態(tài)的顏色 故 指示劑變色的電勢范圍 : VnIn??? 當 n= 1時，指示劑變色的電勢范圍為 39。 0 . 0 5 9In V?? ?39。 0 . 0 3 0In V?? ? 由于此范圍甚小，一般就 可用指示劑的標準電極電勢來估量指示劑變色的電勢范圍 。 當 n= 2時，指示劑變色的電勢范圍為 表 7－ 3 一些氧化還原指示劑的條件電極電勢及顏色變化 指 示 劑 φ Inθ ／ V c(H+)=1 molL－ 1 顏 色 變 化 氧化態(tài) 還原態(tài) 次甲基藍 二苯胺 二苯胺磺酸鈉 鄰苯氨基苯甲酸 鄰二氮雜菲－亞鐵 藍 紫 紅紫 紅紫 淺藍 無色 無色 無色 無色 紅 有些標準溶液或被滴定物質(zhì)本身有很深的顏色，而滴定產(chǎn)物無色或顏色很淡，在滴定時，這種試劑稍一過量就很容易察覺，該試劑本身起著指示劑的作用。 例如 KMnO4本身顯紫紅色，而被還原的產(chǎn)物 Mn2+則幾乎無色，所以用 KMnO4來滴定無色或淺色還原劑時，一般不必另加指示劑，化學計量點后， MnO4過量 2 106mol/L即使溶液呈粉紅色。 KMnO4就是自身指示劑。 2. 自身指示劑 有些物質(zhì)本身并不具有氧化還原性，但它能與滴定劑或被測物產(chǎn)生特殊的顏色，因而可指示滴定終點。 例如，可溶性淀粉與 I2生成深藍色吸附配合物，反應特效而靈敏，藍色的出現(xiàn)與消失可指示終點。又如以 Fe3＋ 滴定 Sn2＋ 時，可用 KSCN 為指示劑，當溶液出現(xiàn)紅色，即生成 Fe(Ⅲ )的硫氰酸配合物時，即為終點。 3 . 專屬指示劑 常用氧化還原滴定方法 常見的主要有重鉻酸鉀法、高錳酸鉀法、碘量法、鈰量法、溴酸鉀法等。 重點介紹三種最常見的氧化還原滴定方法：重鉻酸鉀法、高錳酸鉀法、碘量法。 一 . 重鉻酸鉀法 1. 概述 在酸性條件下 K2Cr2O7是一常用的氧化劑。 酸性 溶液中與還原劑作用， Cr2O72－ 被還原成 Cr3+： Cr2O72－ ＋ 1