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第八章 氧化还原反应与氧化还原滴定习题
1.是非判断题
1-1氧化数在数值上就是元素的化合价。
1-2 Na 2S ，Na 2S 2O 3，Na 2SO 4和NaS 4O 6中，硫离子的氧化数分别为-2，2，4，6和+5/2 。
1-3 NH 4+中，氮原子的氧化数为-3，其共价数为4。
1-4氧化数发生改变的物质不是还原剂就是氧化剂。
1-5任何一个氧化还原反应都可以组成一个原电池。
￥
1-6两根银丝分别插入盛有 mol ·L -1和 1 mol ·L -1 AgNO 3溶液的烧杯中，且用盐桥将两只烧杯中
的溶液连接起来，便可组成一个原电池。
1-7在设计原电池时，θ?值大的电对应是正极，而θ
?值小的电对应为负极。
1-8原电池中盐桥的作用是盐桥中的电解质中和两个半电池中过剩的电荷。
1-9半反应NO 3- + H + + e ?NO + H 2O 配平后，氧化态中各物质的系数依次为1，4，3。 1-10在碱性介质中进行的反应CrO 2-+Cl 2+OH -?CrO 42-+Cl -+H 2O 被配平后反应生成物CrO 42-
的系数分别为8和2。
1-11对电极反应S 2O 82-+2e2SO 42- 来说，S 2O 82- 是氧化剂被还原，SO 42-是还原剂被氧化。
1-12原电池中，电子由负极经导线流到正极，再由正极经溶液到负极，从而构成了回路。
1-13金属铁可以置换CuSO 4溶液中的Cu 2+，因而FeCl 3溶液不能与金属铜反应。
￥
1-14标准电极电势表中的θ值是以氢电极作参比电极而测得的电势值。
1-15电极电势表中所列的电极电势值就是相应电极双电层的电势差。
1-16某电对的标准电极电势是该电对与标准氢电极组成原电池时的原电池电动势。
1-17电极反应为Cl
2+2e
2Cl -的电对Cl 2/Cl -的E θ=;电极反应为12Cl 2+e Cl -时θ（Cl 2/Cl -） =1/2×=。
1-18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。
1-19在一定温度下，电动势E θ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。
1-20在氧化还原反应中，两电对的电极电势的相对大小，决定氧化还原反应速率的大小。
?
1-21任何一个原电池随着反应的进行，电动势E 在不断降低。
1-22改变氧化还原反应条件使电对的电极电势增大，就可以使氧化还原反应按正反应方向进行。
1-23在自发进行的氧化还原反应中，总是发生标准电极电势高的氧化态被还原的反应。
1-24由自发进行的氧化还原反应设计而成的原电池，正极总是标准电极电势高的氧化还原电对。1-25在电极反应Ag+ + e?Ag中，加入少量NaI(s)，则Ag的还原性增强。
1-26电对的和θ的值的大小都与电极反应式的写法无关。
1-27对于一个反应物与生成物都确定的氧化还原反应，由于写法不同，反应转移的电子数Z不同，则按能斯特方程计算而得的电极电势的值也不同。
1-28电对MnO4-/Mn2+和Cr2O7/Cr3+的电极电势随着溶液pH值减小而增大。
%
1-29对于电对Cu2+/Cu，加入某种配位剂后，对其电极电势产生的影响是逐渐增大。
1-30电池电动势等于发生氧化反应电极的电极电势减去发生还原反应电极的电极电势。
1-31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，氧化剂电对的电极电势必定与还原剂电对的电极电势相等。
1-32对于电池反应Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+，增加系统Cu2+的浓度必将使电池的电动势增大，根据电动势与平衡常数的关系可知，电池反应的Kθ也必将增大。
1-33若氧化还原反应两电对转移电子的数目不等，当反应达到平衡时，氧化剂电对的电极电势必定与还原剂电对的电极电势相等。
1-34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。
1-35在25℃时(-)Fe | Fe3+(c1)|| Ag+(c2)|Ag(+)电池中，已知电池电动势为E，若在Ag+离子溶液中加入少量浓氨水，则电池的电动势降低。
1-36已知电池(-)Ag，AgCl(s)|| HCl mol·L-1)︱Cl2(Pθ)，Pt(+)在25℃时的E=。若以c= mol·L-1的HCl代替c= mol·L-1的HCl时，电池电动势将发生改变。
·
1-37电极反应Cu2+ + 2e?Cu和Fe3+ + e?Fe2+中的离子浓度减小一半时，(Cu2+/Cu)和(Fe3+/Fe)的值都不变。
1-38酸碱指示剂的变色是由得失H+引起的，同样氧化还原指示剂的变色一定是由得失e所造成的。1-39条件电极电势是考虑溶液中存在副反应及离子强度影响之后的实际电极电势。
1-40氧化还原滴定中，影响电势突跃范围大小的主要因素是电对的电势差，而与溶液的浓度几乎无关。
2.选择题
2-1在2KMnO4 + 16HCl =5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O反应中，还原产物是下面哪一种
A. Cl2
B. HCl
C. KCl
D. MnCl2
2-2 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. 1,2,2,3,4,2
C. 1,4,1,8,1,8,
D. 2,8,2,16,2,8 2-3下列半电池反应中，被正确配平的是
A. Sn 22+ + OH -==SnO 32- + H 2O+2e
B. Cr 2O 72+ + 14H + + 3e==2Cr 3+ + 7H 2O
C. Bi 2O 5 + 10H + + 2e===Bi 3+ + 5H 2O
D. H 3AsO 3 + 6H + + 6e===AsH 3 + 3H 2O
2-4反应Cr 2O 72-+ SO 32-→ Cr 3+ + SO 42-在酸性介质中进行，反应式配平后。H 2O 的化学计量数的绝对
值是
A. 1
2-5反应H 2O 2+MnO 4-→O 2+Mn 2+在酸性介质中进行，反应式配平后。H 2O 的化学计量数的绝对值是
~
2-6反应MnO 4-+ SO 32-→ MnO 42- + SO 42-在碱性介质中进行，反应式配平后。OH -的化学计量数的绝对
值是
2-7反应ClO 3-+ S 2-→Cl -+S 在碱性介质中进行，反应式配平后。OH -的化学计量数的绝对值是
2-8配平反应式As 2S 3+ HNO 3 → H 3AsO 4 + H 2SO 4 + NO 。H 2O 的化学计量数的绝对值是
2-9配平下列反应方程式：Ca(OH)2+Cl 2→Ca(ClO 3)2+CaCl 2，H 2O 的化学计量数的绝对值是
】
2-10反应Fe 3O 4+ Cr 2O 72-+H + →Cr 3++Fe 3++H 2O 中，下列哪一组为反应物Fe 3O 4和H +的系数
A. 6和62 和31 C. 6和31 D. 2和62
2-11称取某氧化性试剂(M= g ·mol -1)，溶解于酸性溶液中，加入过量KI ，释放出的I 2以·L -1Na 2S 2O 3溶液滴定至终点消耗，则它与KI 反应时，每摩尔试剂得到多少摩尔的电子
A ．1 B. C. 3 D. 2
2-12配制含Mn ·mL -1 的KMnO 4溶液，需取c （1/5KMnO 4）=·L -1(在酸性溶液中)的体积为多少毫升
（KMnO 4和Mn 的摩尔质量分别为·mol -1，·mol -1）
A ．
B
C D
2-13已知()2/Ni Ni θ?+＝，测得某电极的()2/Ni Ni ?+＝，说明在该系统中必有
(Ni 2+)>1 mol ·L -1 B. c(Ni 2+)<1 mol ·L -1 (Ni 2+)=1 mol ·L -1 D.无法确定
?
2-14将反应Fe 2+ + Ag +→Fe 3+ + Ag 构成原电池，其电池符号为
A.(-)Fe 2+∣Fe 3+‖Ag +∣Ag(+)
B.(-)Pt ∣Fe 2+∣Fe 3+‖Ag +∣Ag(+)
C.(-)Pt∣Fe2+.Fe3+‖Ag+∣Ag(+)
D.(-)Pt∣Fe2+,Fe3+‖Ag+∣Ag∣Pt(+)
2-15根据反应Cd + 2H+→Cd2+ + H2构成原电池，其电池符号为
A．(-) Cd∣Cd2+‖H+.H2∣Pt(+). B.(-) Cd∣Cd2+‖H+∣H2,Pt(+)
C.(-) H2∣H+‖Cd2+∣Cd (+)
D.(-) Pt, H2∣H+‖Cd2+∣Cd (+)
2-16下列叙述中正确的是
A.电极电势值的大小可以衡量物质得失电子容易的程度
>
B.某电极的电极电势就是该电极双电层的电势差
C.原电池中,电子由负极经导线流到正极,再由正极经溶液到负极，从而构成了回路
D.在一个实际供电的原电池中，总是由电极电势高的电对作正极,电极电势低的电对作负极
2-17在Cu-Zn原电池中，已知铜做正极，若向正极中加入氨水，则可能发生
A.电动势升高
B.电动势降低
C.电动势不变
D.上述情形均可能发生
2-18测得由反应2S2O32-+I2 →S4O62-+2I-构成的原电池标准电动势为。已知电对I2/I-的Eθ为,则电对S4O62-/S2O32-的Eθ为
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
2-20 已知原电池Sn∣Sn2+(c1)‖Pb2+(c2)∣Pb的电动势E=0V，为使Sn电极为原电池负极，Pb电极为正极, 应
A. 减小c1，增大 c2
B. c1和c2同倍减小
C. c1和c2同倍增大
D.减小c2，增大 c1 2-21关于盐桥叙述中错误的是
A.电子通过盐桥流动
B.盐桥的电解质中和两个半电池中过剩的电荷
C.可以维持氧化还原反应进行 D盐桥中的电解质不参与反应
2-22关于标准电极电势，下列哪项叙述是正确的
A.标准电极电势都是利用原电池装置测得的
&
B.同一元素有多种氧化态时，不同氧化态组成电对的标准电极电势不同
C.电对中有气态物质时，标准电极电势是指气体处在273K和下的电极电势
D.氧化还原电极的氧化型和还原型浓度相等时的电势也是标准电极电势
2-23有关标准氢电极的叙述中不正确的是
A.标准氢电极是指将吸附纯氢气（分压）达饱和的镀铂黑的铂片浸在H+离子活度为1 mol·L-1的酸溶液中组成的电极
B.温度指定为289K
C.任何一个电极的电势绝对值均无法测得，电极电势是指定标准氢电极的电势为零而得到的相对电势
D.使用标准氢电极可以测定所有金属的标准电极电势
)
2-24由镉电极浸在 mol ·L -1镉离子溶液中所组成的半电池的电极电势是多少已知：
θ(Cd 2+/Cd)=
A. B. C. D.
2-25根据下列正向进行的反应，判断电对电极电势由大到小的顺序是
2FeCl 3+SnCl 2 →2FeCl 2+SnCl 4；2KMnO 4+10FeSO 4+8H 2SO 4 →2MnSO 4+5Fe 2(SO 4)3+K 2SO 4+8H 2O
Mn 2+>Fe 3+/Fe 2+/Sn 4+/Sn 2+ Mn 2+>Sn 4+/Sn 2+>Fe 3+/Fe
2+ +/Fe 2+>MnO 4-/Mn 2+>Sn 4+/Sn 2+ +/Fe 2+>Sn 4+/Sn 2+>MnO 4-/Mn
2+ 2-26已知25℃时电极反应MnO 4－＋8H + + 5e==MnO 2 + 4H 2O 的
θ=。若此时c(H +) 由1mol ·L -1减小到
10-4 mol ·L -1，则该电对的电极电势变化值为
A.上升
B.上升
C.下降
D.下降 2-27已知E θ(Ag +/Ag)=, K sp θ(AgCl)=×10-10。若在半电池 Ag ∣Ag +(1 mol ·L -1) 中加入KCl ，使其
变成Ag,AgCl ∣KCl (1 mol ·L -1)，则其电极电势将
!
A. 增加 V
B. 增加
C. 减少
D. 减少
2-28已知θ(Ag +/Ag)= , 2θβ[Ag(NH 3)2]+=×107, 则电极反应[Ag(NH 3)2]++e ?Ag+2NH 3的θ为
A. B. C.
2-29已知
θ(Pb 2+/Pb)=, K sp θ(PbSO 4)=×10-8, 则电极反应为 PbSO 4+2e ?Pb + SO 42-的电对标准电极电势为
A. -0. 60V
B. 0. 60V
C.
D. V
2-30已知θ(Ag +/Ag)=，K sp θ(AgCl)=×10-10 ，则θ(AgCl/Ag)为
A .
B
C D
2-31已知下列半反应的标准电势：Cu 2+ +2e= Cu ，
θ=; Cu + +e= Cu ，θ=；计算θ（Cu 2+/Cu +） )
A . B. C. D.
2-32已知
θ（Hg 2+/Hg ）=，K sp θ(Hg 2Cl 2)=×10-18，计算Hg 2Cl 2/Hg 电对的标准电极电势及在c(Cl -)= mol ·L -1的溶液中的电势
A. ，–
B. ，
C. ，
D. ，
2-33下列电对中
θ最大的是 A.
θ(AgI/Ag) B. θ(AgCl/Ag) C. θ(Ag(NH 3)2+/Ag) D. θ(Ag +/Ag)
2-34已知MnO 4- + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2O ，
θ=； MnO 2 + 4H + + 2e = Mn 2+ + 2H 2O ，
θ=，则电对MnO 4-/ MnO 2的θ为 ）
A. B. C. D.
2-35对于电对Zn 2+/Zn ，增大Zn 2+的浓度，则其标准电极电势将
A. 增大
B. 减小
C. 不变
D. 无法判断
2-36已知()2/Ni Ni θ?+＝，测得某电极的()2/Ni Ni ?+＝，说明在该系统中必有
(Ni 2+)>1 mol ·L -1 B. c(Ni 2+)<1 mol ·L
-1 (Ni 2+)=1 mol ·L -1 D.无法确定 2-37已知θ(Pb 2+/Pb)= , K sp θ（PbCl 2）=×10-5，则θ(PbCl 2/Pb)为
A. B. C. D.
2-38已知电极反应O 2 + 2H 2O +4e ?4OH -
的θ=，当pH=，P(O 2)=×105Pa 时，此电对的电极电势为 .
A ．– B. C. D.
2-39常用三种甘汞电极作参比电极，即(1)饱和甘汞电极，(2)摩尔甘汞电极，(3)·L -1甘汞电极，其电极电势依次用E 1，E 2，E 3表示。反应式为Hg 2Cl 2(s)+2e = 2Hg(l)+2Cl -(aq)，25℃时三者的电
极电势相比，其大小关系应为
A. E 1>E 2>E 3 >E 1>E 3 >E 2>E 1 = E 2=E 3
2-40由Zn 2+/Zn 与Cu 2+/Cu 组成铜锌原电池。25℃时，若Zn 2+和Cu 2+的浓度各为 mol ·L -1和10-9 mol ·L -1，则此时原电池的电动势较标准态时的变化为
A.下降伏
B.下降伏 C .上升伏 D. 上升伏
2-41.原电池(-) Pt ∣Fe 2+,Fe 3+‖Ag +∣Ag (+)的E θ=，若Fe 2+和Fe 3+的浓度相等，则此原电池的电动势等于零时的c(Ag +) 为
A. mol ·L -1
B. mol ·L -1
C. mol ·L -1
D. 1 mol ·L -1
2-42 已知电对I 2 / I -和MnO 4-/ Mn 2+在25℃ 时的E θ各为和。若将其构成原电池的总反应方程式为
2MnO 4-+16H ++10I - →2Mn 2++5I 2+8H 2O ，则此原电池的标准电动势等于
~
A. B. C. D.
2-43铜锌原电池的标准电动势E θ=, 现有一铜锌原电池的电动势 E=, 则 Cu 2+与Zn 2+浓度之比为
A. 1:10
B. 1:100
C. 10:1
D. 100:1 2-44下列两电池反应的标准电动势分别为
1E θ和2E θ，(i) 12H 2 +12Cl 2 HCl ; (ii)2HCl
H 2+Cl 2 ,则1E θ与2E θ的关系为 A. 2E θ=21E θ B. 2E θ= -1E θ C. 2E θ= -2 1E θ D. 1E θ= 2E θ
2-45有二个电池反应：(1)Cu(s) +12
Cl 2(g)?Cl -(1mo ·L -1)+Cu 2+(1mol ·L -1) 的电池电动势为E 1； (2)Cu(s)+Cl 2(g)?Cu 2+(1 mol ·L -1)+2Cl -(1 mol ·L -1
) 的电池电动势为E 2, 则E 1/E 2的比值应为 A. 1:1 B. 1:2 :4 :1
<
2-46如果规定标准氢电极的电极电势为1V ，则可逆电极的电极电势θ?值和电池的标准电动势E θ
将有何变化 A. θ?，E θ各增加1V B. θ?，E θ各减少1V
C. E θ不变，θ?增加1V
D. E θ不变，θ?减少1V
2-47将氢电极P(H 2)=100kPa 插入纯水中与标准氢电极组成原电池的电动势为
A. B.– C. 0V D.
2-48根据下列电极电势数据，指出哪一种说法是正确的：
θ(F 2/F ˉ)=；θ(Cl 2/Cl ˉ)=； θ（I 2/I ˉ）=；θ（Fe 3+/Fe 2+）=；
A.在卤素离子中，只有Br ˉ、I ˉ能被Fe 3+氧化
B.在卤素离子中，除F ˉ外均能被Fe 3+氧化
C.全部卤素离子均能被Fe 3+氧化
D.在卤素离子中，只有I ˉ能被Fe 3+氧化
*
2-49已知θ(I 2/I -)=，θ(Cu 2+/Cu +)=，计算
θ(Cu 2+/CuI)，判断反应2Cu 2+ + 4I -═2CuI ↓+I 2进行的方向，并说明原因。K sp θ(CuI)=×10
-12
A. ，
θ(I 2/I -)< θ(Cu 2+/Cu +)，因此反应向左进行。 B. ，θ(Cu 2+/CuI)为负值，所以反应向右进行。
C. ，由于生成CuI 沉淀，使
θ（Cu 2+/Cu +）> θ（I 2/I -），反应向右进行。 D. ，由于(Cu 2+/CuI)为正值，所以反应向左进行。
2-50根据下列标准电极电势, θ(Br 2/Br -)=, θ(Hg 2+/Hg 22+)=, θ(Fe 3+/Fe 2+)=, θ(Sn 2+/Sn)=。
则在标准状态时不能共存于同一溶液中的是
和Hg 2+ 和Fe 3+ +和Fe 3+ +和Sn
2-51根据上题数据,指出在标准态时可以共存于同一溶液中的是
《
A..Br2和Hg22+ 和Fe2++和Fe2++和Fe2+
2-52某溶液中同时存在几种还原剂，若它们在标准状态时都能与同一种氧化剂反应，此时影响氧化还原反应先后进行的因素是
A.氧化剂和还原剂的浓度
B.氧化剂和还原剂之间的电极电势差
C.各可能反应的反应速率
D.既考虑B，又要考虑C
2-53已知θ（Fe3+/Fe2+）=，θ（Fe2+/Fe+）=，θ(O2/H2O2)=，θ(H2O2/H2O)=在标准态时，在H2O2酸性溶液中加入适量Fe2+，可生成的产物是
A. Fe,O2
B. Fe3+,O2 ,H2O D. Fe3+,H2O
2-54在下列反应中，H2O2作为还原剂的是
(aq)+2H+(aq)+H2O2(aq)═I2(aq)+2H2O(l)
[
B. KIO3(aq)+3H2O2(aq)═KI(aq)+3O2(g)+3H2O(l)
(s)+4H2O2(aq)═PbSO4(s)+4H2O(l)
[Fe(CN)6]3-+H2O2(aq)＝2[Fe(CN)6]4-(aq) +O2+2H2O(l)
2-55已知θ（MnO4-/Mn2+）=，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
，氢离子浓度对电势没有影响，，pH越高，电位越大
，，氢离子浓度越大，还原剂的还原能力越强
，，酸度越高，氧化剂的氧化能力越强
2-56计算MnO4-与Fe2+反应的平衡常数，已知θ(MnO4-/Mn2+)=，θ(Fe3+/Fe2+)=
《
B. C. ×1062 D. ×1053
2-57一铜片放置于 mol·L-1AgNO3溶液中，平衡时溶液的组成是什么已知θ（Cu2+/Cu+）=，θ（Ag+/Ag）=
(Cu2+)= mol·L-1， c(Ag+)=0 (Cu2+)≈ mol·L-1, c(Ag+)=×10-9 mol·L-1
(Cu2+)≈0, c(Ag+)= mol·L-1 (Cu2+)≈ mol·L-1, c(Ag+)=×10-9 mol·L-1
2-58已知电对I2/I-和MnO4-/Mn2+，在25℃时的Eθ各为和。若将其构成原电池的总反应方程式为2MnO4-+16H++10I-→2Mn2++5I2+8H2O，可知该电池反应的lgK为
A. 164
2-59在×10-3 mol·L-1的酸性Fe3+溶液中加入过量的汞发生反应 2Hg+2Fe3+=Hg22++Fe2+ 。若25℃达到平衡时，Fe3+和Fe2+的浓度各为×10-5 mol·L-1和×10-4 mol·L-1，则此反应的K和θ各为：
A 和- B. ×10-3和-
.
C ×10-3和- D. 和
2-60根据电势图 1.41 1.683V V Au Au Au ++判断能自发进行反应的是
A. Au 3++2Au →3Au +
B. Au+Au +→2Au 3+
C. 2Au →Au ++Au 3+
D. 3Au +→Au 3++2Au
2-61氧化还原滴定中，化学计量点时的电势计算式是
A E 计=12
2E E θθ- B. E 计=1122
12Z E Z E Z Z θθ-+
C. E 计=1122
12Z E Z E Z Z θθ+- D. E 计=1122
12
Z E Z E Z Z θθ-+ 2-62在氧化还原滴定中，如Z 1=Z 2=2, 要使化学计量点时的反应达到%的完全程度，则两个电对的标准电极电势的最小差值为
》
A. B. C. D.
2-63配制 mol ·L -1FeSO 4溶液用作还原剂，需称取FeSO 4·（NH 4）2SO 4·6H 2O 多少克（硫酸亚铁铵的摩尔质量为·mol -1）
A. B. C. D.
2-64在酸性介质中，用KMnO 4溶液滴定草酸盐，滴定应
A.象酸碱滴定那样快速进行
B.在开始时缓慢进行，以后逐渐加快
C.始终缓慢地进行
D.开始时快，然后缓慢
2-65用Na 2C 2O 4基准物标定KMnO 4溶液，应掌握的条件有
A. 终点时，粉红色应保持30秒内不褪色
B.温度在70～80℃
"
C.需加入Mn 2+催化剂
D.滴定速度开始要快
2-66移取KHC 2O 4·H 2C 2O 4溶液，以 mol ·L -1NaOH 溶液滴定到化学计量点时，消耗。今移取上述KHC 2O 4·H 2C 2O 4溶液，酸化后用KMnO 4溶液滴定到化学计量点时，消耗，则KMnO 4溶液的浓度（mol ·L -1）为
A. B C. D.
2-67称取石灰石试样，将钙沉淀为CaC 2O 4，过滤、洗涤后，将沉淀溶解于硫酸中，以c(4KMnO )=·L -1KMnO 4溶液滴定至终点，消耗，试样中CaCO 3的质量分数为多少（CaCO 3的式量为）
A. B. C. D.
2-68 K 2Cr 2O 7法测定铁时，不是加入H 2SO 4-H 3PO 4的作用有
A.提供必要的酸度
B.掩蔽Fe 3+
C.提高E(Fe 3+/Fe 2+)
D.降低E(Fe 3+/Fe 2+)
&
2-69已知在1 mol ·L -1
HCl 溶液中，()23/27E Cr O Cr θ-+'＝, 32Fe E Fe θ+??' ?+??＝，以K 2Cr 2O 7滴定Fe 2+
时，选择下列指示剂中的哪一种最适合
A.二苯胺（E θ=）
B.二甲基邻二氮菲（E θ=）
C.亚甲基蓝（E θ=）
D.中性红（E θ=）
2-70以K 2Cr 2O 7标准溶液测定样品中的Fe ，要使滴定管读得的体积读数刚好等于样品中铁的百分含量。1升K 2Cr 2O 7溶液中应含有多少克K 2Cr 2O 7[M(K 2Cr 2O 7)＝·mol -1，M(Fe)= g ·mol -1]
A. B. C. D.
2-71 Na 2S 2O 3标准溶液只能用间接法配制的原因有
A. Na 2S 2O 3试剂纯度不高
B. Na 2S 2O 3·5H 2O 容易风化
C.不能与K 2Cr 2O 7直接反应
D. Na 2S 2O 3·5H 2O 的化学式与组成不一致
"
2-72间接碘量法中正确使用淀粉指示剂的做法是
A.滴定开始时就应该加入指示剂
B.为使指示剂变色灵敏，应适当加热
C.指示剂须终点时加入
D.指示剂必须在接近终点时加入
2-73将纯KMnO 4和K 2Cr 2O 7的混合物与过量KI 在酸性介质中反应，析出的I 2用 mol ·L -1Na 2S 2O 3溶液滴定，终点时消耗，混合物中含KMnO 4的量为多少[M(KMnO 4)= g ·mol -1,M(K 2Cr 2O 7)= g ·mol -1]
A. B. C. D.
2-74称取漂白粉试样，制备成试液，移取试液，加入KI 及H 2SO 4，析出的I 用 mol ·L -1Na 2S 2O 3溶液滴定至终点，消耗，漂白粉试样中有效氯（Cl 2）的质量分数为
A. B. C. D.
2-75配制Na 2S 2O 3溶液时，应当用新煮沸并冷却的纯水，其原因是
:
A.使水中杂质都被破坏
B.除去NH 3
C.除去CO 2和O 2
D.杀死细菌
3.填空题
3-1在H 2N-NH 2、NaNO 2、NH 4CN 中，N 的氧化数分别为 、 、 。
3-2在PH 3、P 2O 4、H 3PO 4、P 4O 6、H 3PO 4和P 4中，磷的氧化数依次为 。
3-3氧化还原反应的实质是 ，其特征是 ，每个氧化还原反应都可以采用适当的方法设计成一个原电池，原电池就是 ，它是由 组成。在原电池中，正极发生 反应。
3-4原电池中，电极电势高的是 ，电势低的是 ，每个电极都由两
类物质构成，其中氧化数高的物质叫 物质，氧化数低的物质叫 。
3-5氧化还原反应中，氧化剂是E 值 的电对中的 物质；还原剂是E 值 的电对中的 物质。
》
3-6 KI 溶液在空气中放置久了能使淀粉试纸变蓝，其原因涉及到电极反应
和电极反应 。
3-7将反应2NO 3- + 4H + + Pb + SO 42- === 2NO 2 + 2H 2O + PbSO 4设计成原电池，原电池的正极反应式是 ，负极反应式是_____________________________________________________________。
3-8金属离子浓度增加，金属的电极电势 ，金属的还原能力_________；非金属离
子浓度减小，其电极电势______________，非金属的氧化能力_____________。
3-9已知反应 A ：Cl 2(g)+2Br -(aq)== Br 2(l)+2Cl -(aq)；B ：12Cl 2(g)+Br -(aq)==12Br 2(l)+Cl -
(aq)。 则/E E A B θθ =______________；lg /lg K K A B θθ= 。
3-10对原电池(-)Cu|CuSO 4(C 1)||AgNO 3(C 2)|Ag +，若将CuSO 4溶液稀释，则该原电池电动势将 __________________；若在AgNO 3溶液中滴加少量NaCN 溶液，则原电池电动势将 __________ _。
3-11在碱性条件下进行的反应Cl 2==Cl -+ClO 3-，可分为氧化半反应和还原半反应，配平的氧化半反应为 ，配平的氧化还原反应方程式为____________________________，其离子方程式_________________________________。
）
3-12 Cu|CuSO 4(aq)和Zn|ZnSO 4(aq) 用盐桥连接构成原电池，它的正极是 ，负
极是_________________。在CuSO 4溶液中加入过量氨水，溶液颜色变为________________，这时电动势_________________，在ZnSO 4溶液中加入过量氨水时电池的电动势_______________。
3-13已知298K 时，MnO 4-+8H ++5e ?Mn 2++4H 2O ， E θ=1,49V ；SO 42-+4H ++2e ?H 2SO 3+H 2O ，E θ
=。 A 在酸性溶液中将H 2SO 3 氧化成SO 42-
，配平的离子方程式是 。
B.标准态时的电池符号 。
C 标准态时电池的电动势为_________________, K θ=_______________________。
D.当电池中H +离子浓度都从 mol ·L -1增加到 mol ·L -1，电池电动势___________________。
3-14一般说来，由于难溶化合物或配位化合物的形成，使氧化态物质浓度减小时，其电对的电极电势将 ，还原态物质的还原能力 ，氧化态物质的氧化能力______________________。
3-15将氧化还原反应K 2Cr 2O 7+H 2S+H 2SO → K 2SO 4+Cr 2(SO 4)3+S+H 2O 设计成原电池，电对_____________是原电池的负极，它的标准电极电势比另一电对________________要___________，发生了
_________________反应，电极反应是_________________当反应介质的酸度降低时，电极电势随
之减小的电对是_____________________。
、
3-16反应2I-+2Fe3+＝2Fe2++I2 ，Br2+2Fe2+＝2Fe3++2Br-均按正反应方向进行，由此可判断反应中有关的氧化还原电对的电极电势由大到小的排列顺序是____________________________。
3-17电对H+/H2的电极电势随溶液pH值的增大而___________，电对O2/OH-的电极电势随溶液的pH 值增大而___________________。
3-18原电池中常装有盐桥，其作用是____________________，其成分是。3-19滴定分析中，指示剂指示终点的一般原理是利用指示剂在______附近发生指示终点的到达,酸碱指示剂是依据指示剂的________的颜色________,金属指示剂是依据其________的颜色不同,氧化还原指示剂则是依据指示剂的________颜色不同。
3-20配制KMnO4标准溶液应采用法,配制过程中产生的MnO2是溶液中在近中性条件下与________反应的结果,除去MnO2的原理是因为它能促进________分解。
3-21标定KMnO4溶液时,溶液温度应保持在75～85℃,温度过高会使部分分解,酸度太低会产生_______,使反应及计量关系_____ ___，在热的酸性溶液中KMnO4滴定过快,会使发生分解。
3-22 K2CrO7法测定铁是先用___ ___将Fe3+进行___ ____,除去过量_ __ ____后加入___ ____ _混合溶液和指示剂___ _____，用K2Cr2O7溶液滴定至指示剂变为稳定的紫色。
3-23 K2Cr2O7法测铁时,加入H3PO4的主要作用是(I)使___ _____Fe3+生成__ _____；(II)降低___ __ __，避免过早氧化________,使指示剂更________指示终点。
！
3-24配制Na2S2O3标准溶液的方法是采用并的蒸馏水，溶解所需量的Na2S2O3,然后加入少量，使溶液呈，以抑制生长，密闭储于暗处存放天，目的是让水中残余的________与Na2S2O3________，使Na2S2O3浓度________，然后标定。
3-25配制I2标准溶液时，必须加入KI，其目的是________和________。
3-26标定Na2S2O3溶液浓度，采用法，以等为基准物在酸性溶液中先与________反应,然后用Na2S2O3溶液滴定溶液中的________，淀粉指示剂应在________时加入。
3-27间接碘量法的主要误差来源为________和________。
4.用离子电子法配平下列各方程式
4-1 NaNO3+Zn+NaOH NH3+NaZnO2+H2O
4-2FeCl2+HCl+H2O2FeCl3+H2O
4-3As2S3+HNO3H3AsO4+H2SO4+NO2+H2O
4-4)
4-5Na2HAsO3+KBrO3+HCl NaBr+H3AsO4+NaCl
4-6U(SO4)2+KMnO4+H2O MnSO4+UO2S O4+H2SO4+K2SO4
4-7 [Cu(NH 3)4]Cl 2+KCN+H 2O
K 2[Cu(CN)3]+KCNO+NH 3+NH 4Cl+KCl 4-8 FeCl 2+V(OH)4Cl+HCl
VOCl 2+FeCl 3+H 2O 4-9 Cr 2O 3+NaCO 3+KNO 3
Na 2CrO 4+CO 2+KNO 2 4-10 NaHSO 4+Al+NaOH
Na 2S+Al 2O 3+H 2O 4-10 Ag+KCN+O 2+H 2O
K[Ag(CN)2]+KOH 5.计算题
^
5-1求下列电极在25℃时的电极电势
(1)金属锌放在·L -1Zn 2+盐溶液中 (2)非金属碘在 mol ·L -1KI 溶液中
(3) mol ·L -1Fe 3+和 mol ·L -1 Fe 2+盐溶液中
(4)100KPa 下将氢气通入1 mol ·L -1的NaOH 溶液中
5-2设溶液中MnO 4-离子和Mn 2+离子浓度相等，根据计算结果判断(1)pH=3时；(2)pH ＝6 时MnO 4-是否都能把I -离子和Br -离子分别氧化成I 2和Br 2
5-3半电池（A ）是由镍片浸在 mol ·L -1的Ni 2+溶液中组成的；半电池（B ）是由锌片浸在 mol ·L -1的Zn 2+溶液中组成的。当将半电池（A ）和（B ）分别与标准氢电极联接组成原电池，测得各电极的电极电势为；(A) Ni 2+(aq) + 2e → Ni (s)，E θ= ；（B ）Zn 2+(aq) +2e → Zn (s)，E θ=。 回答；(1)当半电池（A ）和（B ）分别与标准氢电极联接组成原电池时，发现金属电极溶解，试确定各半电池的电极电势符号是“+”还是“-”
(2) Ni 、Ni 2+、Zn 、Zn 2+中，哪一种是最强的氧化剂
、
(3) 当将金属镍放入1 mol ·L -1的Zn 2+溶液中，能否有反应发生
(4) Zn 2+与OH -能反应生成Zn(OH)42-.如果在半电池（B ）中加入NaOH ，问其电极电势如何变化
(5) 将半电池（A ）、（B ）组成原电池，何者为正极电动势为多少
5-4已知()2/E Cu Cu θ+＝，()2/E Cu Cu θ++＝
(1)计算反应Cu + Cu 2+ ? 2Cu +
的平衡常数 (2)已知()K CuCl sp θ＝×10-6，计算反应Cu + Cu 2+ +2Cl -
? 2CuCl(s)的平衡常数 5-5某原电池的一个半电池是由金属Co 浸在 mol ·L -1Co 2+溶液中组成；另一半电池则由Pt 片浸入 mol ·L -1Cl -的溶液中，并不断通入Cl 2[p(Cl 2)=100KPa]组成。实验测得电池的电动势为，钴为负极。已知()/2E Cl Cl θ-＝。
(1)写出电池反应方程式。(2)()2/E Co Co θ+为多少(3)p(Cl 2)增大时，电池电动势将如何变化 |
(4)当Co 2+浓度为 mol ·L -1
时，电池电动电势为多少
5-6已知25℃下电池反应Cl 2(100KPa) + Cd （s ）? 2Cl -（ mol ·L -1）+Cd 2+(1 mol ·L -1) (1)判断反应进行的方向；(2)写出原电池符号；(3)计算该原电池电动势和标准平衡常数；(4)增加Cl 2压力时，原电池电动势有何影响
5-7已知铅蓄电池放电时的两个半反应式为
PbSO 4(s) + 2e - ?Pb(s) + SO 42-，()/4E PbSO Pb θ=
PbO 2(s) + SO 42- + 4H + + 2e - ?PbSO 4(s) + 2H 2O ，()/24E PbO PbSO θ=
(1)写出总反应方程式；(2)计算电池标准电动势；(3)计算电池反应的标准平衡常数
5-8将CuCl(s)加到一氨水溶液中后生成了深蓝色的配合物[Cu(NH 3)4]2+
，已知()/2E O OH θ-=, …
()2/E Cu Cu θ++=，()K CuCl SP θ=×10-7，()2[]34Cu NH θβ+=×1012
(1)写出反应方程式；(2)求该反应25℃时的标准平衡常数
5-9将氢电极插入含有 mol ·L -1HA 和 mol ·L -1A -的缓冲溶液中，作为原电池的负极；将银电极插入含有AgCl 沉淀和 mol ·L -1Cl-的AgNO 3溶液中。已知p(H 2)＝100KPa 时测得原电池的电动势为，()/E Ag Ag θ+＝
(1)写出电池符号及电池反应式；(2)计算正、负极的电极电势；(3)计算负极溶液中的c(H +)和HA
的解离常数。
5-10测定钢样中铬的含量。称取不锈钢样，溶解并将其中的铬氧化成Cr 2O 72-，然后加入c(Fe 2+)=·L
-1的FeSO 4标准溶液，过量的Fe 2+在酸性溶液中用c(KMnO 4)=·L -1的KMnO 4溶液滴定，用去,计算试样
中铬的含量。
5-11称取含苯酚的试样,经碱溶解后定容称250mL ，取试样溶液，加入溴酸钾-溴化钾溶液并酸化，使苯酚转化为三溴苯酚；加入过量的碘化钾，使未反应的溴还原并析出等物质量的碘，然后用·L -1的Na 2S 2O 3标准溶液滴定，用去，另取试样溶液，加入溴酸钾-溴化钾溶液，酸化后加入过量的碘化钾，然后用·L -1的Na 2S 2O 3标准溶液滴定，用去，计算试样中苯酚的含量。
5-12为测定水体中的化学耗氧量（COD ），常采用K 2Cr 2O 7法,在一次测定中取废水样,用硫酸酸化后，加入 ·L -1的K 2Cr 2O 7溶液，在Ag 2SO 4存在下煮沸以氧化水样中还原性物质，再以试铁灵为指示剂，用·L -1的FeSO 4溶液滴定剩余的Cr 2O 72-，用去,计算废水样中的化学耗氧量(mg ·L -1)。
5-13土壤试样，用重量法测得Al 2O 3和Fe 2O 3共，将此混合氧化物用酸溶解并使铁还原成Fe 2+后，以c(KMnO 4)=·L -1的KMnO 4溶液滴定，用去.计算土样中Fe 2O 3和Al 2O 3的百分含量。
、
5-14要测定甲酸和硫酸混合酸水溶液中各种的浓度。取此混合液试液,用浓度为·L -1的NaOH 溶液
滴定至终点，消耗；另取试液，加入·L-1的KMnO4强碱溶液，充分反应后，调节溶液至酸性，滤去MnO2，滤液用·L-1的Fe2+标准溶液滴定至终点,消耗，计算甲酸和硫酸各自浓度。
主要反应： HCOO-+2MnO4-+3OH-＝CO32-+2MnO42-+2H2O； 3MnO42-+4H+＝2MnO4-+MnO2↓+2H2O。
5-15过氧化氢可用KMnO4标准溶液滴定，其反应方程式为：5H2O2+2MnO4-+6H+＝5O2+2Mn2++8H2O。根据下列实验数据计算试样中H2O2的质量浓度：取试样溶液稀释到(溶液A)，加5mL质量分数w(H2SO4)=的H2SO4溶液至溶液A中，用 KMnO4溶液滴定到终点。已知该KMnO4溶液相当于 Na2C2O4，空白测定消耗了 KMnO4，计算滴定过程产生的体积为多少(标准状态)。
5-16相等质量的纯KMnO4和K2Cr2O7混合物，在强酸性和过量KI条件下作用,析出的I2用·L-1 Na2S2O3溶液滴定至终点，用去，求：
(1)KMnO4、K2Cr2O7的质量
(2)它们各消耗Na2S2O3溶液多少毫升。
第八章氧化还原反应与氧化还原滴定习题答案
]
1.是非判断题
1-1× 1-2× 1-3√ 1-4× 1-5√ 1 -6√ 1-7× 1-8× 1-9√
1-10×
1-11× 1-12× 1-13× 1-14× 1-15× 1-16× 1-17× 1-18√ 1-19√
1-20×
1-21√ 1-22× 1-23× 1-24× 1-25√ 1-26√ 1-27× 1-28√ 1-29×
1-30×
1-31√ 1-32× 1-33√ 1-34√ 1-35√ 1-36× 1-37× 1-38 × 1-39 √
1-40√
2.选择题
2-1D 2-2 C 2-3 D 2-4 C 2-5 D 2-6 A 2-7 D 2-8 B 2-9 C 2-10 A
2-11D 2-12 C 2-13 A 2-14 C 2-15B 2-16 D 2-17B 2-18 C 2-19B 2-20 A ：
2-21A 2-22 B 2-23 D 2-24 C 2-25A 2-26 C 2-27 C 2-28D 2-29 B 2-30 A 2-31D 2-32 B 2-33 D 2-34 B 2-35C 2-36 A 2-37 C 2-38 B 2-39 C 2-40 B
2-41C 2-42 A 2-43D 2-44B 2-45 A 2-46 C 2-47A 2-48 D 2-49C 2-50D 2-51C 2-52 D 2-53 D 2-54 B,D 2-55 D 2-56 C 2-57 B 2-58A 2-59 A 2-60D
2-61 B 2-62 A 2-63 A 2-64 B 2-65 A,B 2-66 C 2-67 C 2-68 C 2-69 B 2-70 C
2-71 A,B 2-72 D 2-73 C 2-74 D 2-75 C,D
3.填空题
3-1 –2； +5;； +
/
3-2 –3； +4； +5； +3； +1； 0
3-3电子的得失或偏移； 氧化剂得总数与还原剂失电子总数相等； 使化学能直接变为电能的装置； 两个半电池； 还原电子
3-4正极； 负极； 氧化态； 还原态
3-5大；氧化态；小；还原态
3-6 2I - - 2e ?I 2；O 2 + 4H +
+ 4e ?2H 2O 3-7 NO 3- + 2H + + e ?NO 2 + H 2O ；Pb + SO 42-
?PbSO 4 + 2e 3-8增大；减弱；增加；增强
3-9 1； 2
;
3-10增大；减小 3-11 12
Cl 2 +6OH - -5e ClO 3- + 3H 2O; 3Cl 2 + 6KOH==5KCl + KClO 3 + 3H 2O 3Cl 2 + 6OH - ==5Cl - + ClO 3- + 3H 2O
3-12 Cu|CuSO 4； Zn|ZnSO 4； 深蓝色； 减小； 增大
3-13 2MnO 4- + 5H 2SO 4 ==2Mn 2+ + 5SO 42- + 4H + + 3H 2O
Pt|SO 42-·L -1),H 2SO 3·L -1),H +·L -1)||MnO 4-·L -1),Mn 2+·L -1),
H +·L -1)|Pt ，；×10218； 降低
3-14减小； 增强； 减弱
3-15 S/H
2S ；Cr 2O 72-/Cr 3+; 低； 氧化； S + 2H+ + 2e
H 2S ；Cr 2O 72-/Cr 3+
和S/H 2S 3-16()()()32///22E Br Br E Fe Fe E I I θθθ-++->>
3-17降低； 降低
3-18通过正、负离子向两极扩散构成电流通路，并消除液接电势差，KCl(或NH 4Cl ，KNO 3)饱和溶液的凝胶
3-19化学计量点；颜色的突变；酸式和碱式；不同；游离色和指示剂配合物;氧化态和还原态 3-20标定；还原性物质；KMnO 4； KMnO 4
3-21 H 2C 2O 4；MnO 2；不准；MnO 4-
3-22还原剂；预还原；还原剂；H 2SO 4-H 3PO 4；二苯胺磺酸钠
3-23黄色的；无色的[Fe(HPO4)2]-配离子；铁电对电势；指示剂；准确地
3-24新煮沸；冷却；Na2CO3；碱性；细菌；8～12；CO2,O2；充分反应；保持稳定
3-25 I-和I2形成配离子后易溶于水；防止I2的挥发
3-26间接碘法；K2Cr2O7；KI；I2；近终点
3-27 I-的氧化；I2的挥发
4.用离子电子法配平下列各方程式
4-1 NaNO3 + 4Zn + 7NaOH == NH3 + 4NaZnO2 + 2H2O
4-2 2FeCl2 + 2HCl + H2O2 == 2FeCl3 + 2H2O
4-3 As2S3 + 40HNO3 == 2H3AsO4 + 5H2SO4 + 40NO2 + 12H2O
4-4 3Na2HAsO3 + KbrO3 + 6HCl == NaBr + 3H3AsO4 + 6NaCl
4-5 5U(SO4)2 + 2KMnO4 + 2H2O == 2MnSO4 + 5UO2SO4 + 2H2SO4 + K2SO4
4-6 2[Cu(NH3)4]Cl2 + 7KCN + H2O == 2K2[Cu(CN)3] + KCNO + 6NH3 + 2NH4Cl + 2KCl
4-7 FeCl2 + V(OH)4Cl + 2HCl == VOCl2 + FeCl3 + 3H2O
4-8 Cr2O3 + 2Na2CO3 + 3KNO3 == 2Na2CrO4 + 2CO2 + 3KNO2
4-9 3NaHSO4 + 8Al + 3NaOH == 3Na2S + 4Al2O3 + 3H2O
4-10 4Ag + 8KCN + O2 + 2H2O == 4K[Ag(CN)2] + 4KOH
5.计算题
5-1 –；；；
5-2 都能；只能氧化I-
5-3 –; ; Ni2+； Ni与Zn2+不发生反应；()
+变小；为正极；
2/
E Zn Zn
5-4 ×10-7；×105
5-5 Co(s) + Cl2(g)==Co2+(aq) + 2Cl-(aq); ; 增大；
5-6 反应正向进行；Cd|Cd2+·L-1)||Cl-·L-1)|Cl2(100KPa),Pt ；×1059；电动势增加大5-7 Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4 == 2PbSO4(s) + 2H2O
5-8 4CuCl(s) + 8NH3 + O2 == 4[Cu(CN)2]2+ + 4Cl- + 4OH-；×1038
5-9 Pt,H2(100kPa)|H2A mol·L-1)，A- mol·L-1)||Cl-( 1mol·L-1),AgNO3|AgCl,Ag；
2AgCl + H2 + 2A- == 2Ag + 2HA + 2C l-
；；×10-4 mol·L-1；×10-5
5-10 %
5-11 %
5-12 ·L-1
5-13 %； %
5-14 c(HCOOH)=·L-1； c(H2SO4)=·L-1
5-15 ·L-1； 42mL
5-16 ；；
第五章 氧化还原滴定法 一、选择 1、在氧化还原反应中，电对的电位越高，其氧化态的氧化能力 A.越强 B.越弱 C.无影响 2、在4HCl(浓)+MnO 2=MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O 反应中MnO 2是____。 A.催化剂 B.氧化剂 C.还原剂 D.干燥剂 3、影响氧化还原反应速率的因素有 A ．浓度 B.压力 C.温度 D.催化剂 4、氧化还原滴定曲线的纵坐标是______。 A.ψ B.PM C.PH D.C 氧化剂 E.C 还原剂 5、氧化还原滴定曲线上突跃范围的大小，取决于（ ）。 A ．浓度 B) 电子得失数 C) 两电对标准电位差 6、氧化还原滴定中常用的指示剂有 A.自身指示剂 B.酸碱指示剂 C.淀粉指示剂 D.氧化还原指示剂 7、常见的主要价态是______。 A ．Mn(Ⅶ) B.Mn(Ⅵ) C.Mn(Ⅳ) D.Mn(Ⅲ) E.Mn(Ⅱ) 8、下列正确的说法是________。 Ａ）MnO 2能使KMnO 4溶液保持稳定； Ｂ）Mn 2+能催化KMnO 4溶液的分解； Ｃ）用KMnO 4溶液滴定Fe 2+时，最适宜在盐酸介质中进行； Ｄ）用KMnO 4溶液滴定H 2C 2O 4时，不能加热，否则草酸会分解； Ｅ）滴定时KMnO 4溶液应当装在碱式滴定管中。 9、催化剂中锰含量的测定采用________。 A ．滴定法 B.络合滴定法 C.氧化还原滴定法 D.沉淀滴定法 10、已知在 1mol ·L -1H 2SO 4溶液中，φMn 4 o ／Mn 2+＝1.45Ｖ，φFe 3+／Fe 2+＝ 0.68Ｖ。在此条件下用KMnO4标准溶液滴定Fe 2+，其等当点的电位为_______。 A.0.38Ｖ B.0.73Ｖ C. 0.89Ｖ D.1.32Ｖ 11、KMnO4是一种强氧化剂，它的氧化能力在______溶液中更强。 A.酸性 B.碱性 c.中性 D.任何 12、用重铬酸钾法测定COD 时，反应须在什么条件下进行________。 A 酸性条件下〈100℃，回流2hr B 中性条件下沸腾回流30分钟 C 强酸性条件下300℃沸腾回流2小时 D 强碱性条件下300℃ 2小时 13、标定KMnO 4的基准物可选用________。 （A ）K 2Cr 2O 7 B ）Na 2S 2O 3 （C ）KBrO 3（D ）H 2C 2O 4·2H 2O 14、溶液中用KMnO 4标准溶液滴定草酸盐反应的催化剂是________。 （A ）KMnO 4 （B ）Mn 2+ （C ）MnO 2 （D ）C 2O 42-
第七章氧化还原滴定 1.条件电位和标准电位有什么不同？影响电位的外界因素有哪些？ 答：标准电极电位E′是指在一定温度条件下（通常为25℃）半反应中各物质都处于标准状态，即离子、分子的浓度（严格讲应该是活度）都是1mol/l（或其比值为1）（如反应中有气体物质，则其分压等于1.013×105Pa，固体物质的活度为1）时相对于标准氢电极的电极电位。 电对的条件电极电位（E0f）是当半反应中氧化型和还原型的浓度都为1或浓度比为，并且溶液中其它组分的浓度都已确知时，该电对相对于标准氢电极电位（且校正了各种外界因素影响后的实际电极电位，它在条件不变时为一常数）。由上可知，显然条件电位是考虑了外界的各种影响，进行了校正。而标准电极电位则没有校正外界的各种外界的各种因素。 影响条件电位的外界因素有以下3个方面； （1）配位效应； （2）沉淀效应； （3）酸浓度。 2．是否平衡常数大的氧化还原反应就能应用于氧化还原中？为什么？ 答：一般讲，两电对的标准电位大于0.4V（K>106），这样的氧化还原反应，可以用于滴定分析。 实际上，当外界条件（例如介质浓度变化、酸度等）改变时，电对的标准电位是要改变的，因此，只要能创造一个适当的外界条件，使两电对的电极电位超过0.4V ，那么这样的氧化还原反应也能应用于滴定分析。但是并不是平衡常数大的氧化还原反应都能应用于氧化还原滴定中。因为有的反应K虽然很大，但反应速度太慢，亦不符合滴定分析的要求。 3.影响氧化还原反应速率的主要因素有哪些？ 答：影响氧化还原反应速度的主要因素有以下几个方面：1）反应物的浓度；2）温度；3）催化反应和诱导反应。 4.常用氧化还原滴定法有哪几类？这些方法的基本反应是什么？ 答：1）高锰酸钾法．2MnO4+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O. MnO2+H2C2O4+2H+==Mn2++2CO2+2H2O 2) 重铬酸甲法. Cr2O72-+14H++Fe2+===2Cr3++Fe3++7H2O CH3OH+Cr2O72-+8H+===CO2↑+2Cr3++6H2O 3)碘量法3I2+6HO-===IO3-+3H2O， 2S2O32-+I2===2I-+2H2O Cr2O72-+6I-+14H+===3I2+3Cr3++7H2O 5.应用于氧化还原滴定法的反应具备什么条件？ 答：应用于氧化还原滴定法的反应，必须具备以下几个主要条件： （1）反应平衡常数必须大于106，即△E>0.4V。 （2）反应迅速，且没有副反应发生，反应要完全，且有一定的计量关系。 （3）参加反应的物质必须具有氧化性和还原性或能与还原剂或氧化剂生成沉淀的物质。 （4）应有适当的指示剂确定终点。 6.化学计量点在滴定曲线上的位置与氧化剂和还原剂的电子转移数有什么关系？ 答：氧化还原滴定曲线中突跃范围的长短和氧化剂与还原剂两电对的条件电位（或标准电位）相差的大小有关。电位差△E较大，突跃较长，一般讲，两个电对的条件电位或标准电位之差大于0.20V时，突跃范围才明显，才有可能进行滴定，△E值大于0.40V时，可选用氧化还原指示剂（当然也可以用电位法）指示滴定终点。 当氧化剂和还原剂两个半电池反应中，转移的电子数相等，即n1=n2时，则化学计量点的位
氧化还原滴定法课后练习题及参考答案 一、选择题 1.Fe3+/Fe2+电对的电极电位升高和（）因素无关。 （A）溶液离子强度的改变使Fe3+活度系数增加（B）温度升高 （C）催化剂的种类和浓度（D）Fe2+的浓度降低 2．二苯胺磺酸钠是K2Cr2O7滴定Fe2+的常用指示剂，它属于（） （A）自身指示剂（B）氧化还原指示剂 （C）特殊指示剂（D）其他指示剂 3．间接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是（）。 （A）滴定开始前（B）滴定开始后 （C）滴定至近终点时（D）滴定至红棕色褪尽至无色时 4．在间接碘量法中，若滴定开始前加入淀粉指示剂，测定结果将（） （A）偏低（B）偏高（C）无影响（D）无法确定 5．碘量法测Cu2+时，KI最主要的作用是（） （A）氧化剂（B）还原剂（C）配位剂（D）沉淀剂 6.在Sn2+、Fe3+的混合溶液中，欲使Sn2+氧化为Sn4+而Fe2+不被氧化，应选择的氧化剂是( )（>） （A）KIO3(>) （B）H2O2(>) （C）HgCl2(>) （D）SO32-(>) 7.以K2Cr2O7法测定铁矿石中铁含量时，用0.02mol/L K2Cr2O7 滴定。设试样含铁以Fe2O3(其摩尔质量为150.7g/mol)计约为50%，则试样称取量应为( ) （A）0.1g左右（B）0.2g左右（C）1g左右（D）0.35g左右 8.（）是标定硫代硫酸钠标准溶液较为常用的基准物。 （A）升华碘（B）KIO3 （C）K2Cr2O7 （D）KBrO3 9．用草酸钠作基准物标定高锰酸钾标准溶液时，开始反应速度慢，稍后，反应速度明显加快，这是（）起催化作用。 （A）氢离子（B）MnO4－（C）Mn2+ （D）CO2 10. KMnO4滴定所需的介质是（） （A）硫酸（B）盐酸（C）磷酸（D）硝酸 11．在间接碘法测定中,下列操作正确的是( ) （A）边滴定边快速摇动 （B）加入过量KI,并在室温和避免阳光直射的条件下滴定 （C）在70-80℃恒温条件下滴定 （D）滴定一开始就加入淀粉指示剂. 12．间接碘法要求在中性或弱酸性介质中进行测定,若酸度大高,将会( ) （A）反应不定量（B）I2 易挥发 （C）终点不明显（D）I- 被氧化,Na2S2O3 被分解 13．KMnO4法测石灰中Ca含量，先沉淀为CaC2O4，再经过滤、洗涤后溶于H2SO4中，最后用KMnO4滴定H2C2O4，Ca的基本单元为（）
第七章氧化还原滴定法 第一节氧化还原平衡 1 对Ox-Red 电对, 25℃时条件电位(E?') 等于(D ) (A) E?+ 0059 . lg n a a Ox Red (B) E?+ 0059 . lg n c c Ox Red (C) E?+ 0059 . lg n a a γ γ Ox Ox Red Red ? ? (D) E? + 0059 . lg n a a γ γ Ox Red Red Ox ? ? 2 为降低某电对的电极电位, 可加入能与( 氧化)态形成稳定络合物的络合剂; 若要增加电极电位, 可加入能与( 还原)态形成稳定络合物的络合剂。 3. MnO4-/Mn2+电对的条件电位与pH的关系是( B ) (A) E?'= E? -0.047pH (B) E?'= E? -0.094pH (C) E?'= E? -0.12pH (D) E?'= E? -0.47pH 4. Fe3+与Sn2+反应的平衡常数对数值(lg K)为( B ) (E? (Fe3+/Fe2+)= 0.77 V, E? (Sn4+/Sn2+)= 0.15 V) (A) (0.77-0.15)/0.059 (B) 2×(0.77-0.15)/0.059 (C) 3×(0.77-0.15)/0.059 (D) 2×(0.15-0.77)/0.059 5. 当两电对的电子转移数均为2时，为使反应完全度达到99.9%，两电对的条件电位至少大于( B ) (A) 0.09V (B) 0.18V (C) 0.27V (D) 0.36V 6 若两电对的电子转移数分别为1 和2, 为使反应完全度达到99.9%, 两电对的条件电位差至少应大于( C ) (A) 0.09V (B) 0.18V (C) 0.27V (D) 0.36V 7. 欲以氧化剂O T滴定还原剂Rx, O T+n1e=R T Ox=Rx-n2e，设n1=n2=1，要使化学计量点时，反应的完全程度达到99.9%，两个半反应的标准电位的最小差值应为( B ) (A) 0.177V (B) 0.354V (C) 0.118V (D) 0.236V
第6章氧化还原滴定 1．什么是条件电极电位？它与标准电极电位有何区别？影响条件电极电位的因素有哪些？ 答：标准电极电位：在离子浓度为1mol/L，气体压强为101.3kPa，温度为25℃时，我们把2H+/H2的电位人为地定为零，这样通过测定H+/H2与其他电对之间的电位差，就可以相对确定每一种电对的电极电位．这样测得的电极电位叫做标准电极电位，用E来表示 条件电位：就是考虑各种影响因素并将其与标准电极电位合并得到的常数，是特定条件下氧化态和还原态的浓度均为1mol/L（或比值C Ox/C Red =1）时的实际电位值。 两者区别：条件电位和标准电极电位不同。对于一定的电极电对，温度一定标准电极电位为一固定值，即标准电极电位是一个热力学常数；条件电位不是一个热力学常数，它的数值与溶液中电解质的组成和浓度，特别是能与电对发生负反应物质的组成和浓度有关。只有在实验条件不变的情况下条件电位才有固定的值。条件电位反映了离子强度与各种副反应的总结果，用它来处理问题，既简便且与实际情况相符。 影响条件电位的因素：（1）离子强度；（2）溶液的酸度；（3）沉淀的生成； （4）络合物的形成 2．如何衡量氧化还原的程度？一个氧化还原反应，其反应越完全，其反应速度是否越快？为什么？ 答：氧化还原反应进行的程度可用条件平衡常数K'衡量，K'越大，反应进行得越完全； 一个氧化还原反应，其反应越完全，其反应速度并不一定越快。 因为氧化还原的平衡常数可以判断反应的方向和完全程度，并无法说明反应的速度。氧化还原反应完全程度主要取决与反应物的性质，并与溶液的组成有关（受离子强度、生成沉淀、生成配合物和酸效应等因素影响。）有些氧
第九章 氧化还原滴定法习题解 20、用一定量的H 3AsO 4氧化过量的KI ，析出的I 2用Na 2S 2O 3溶液滴定至终点，用去30.00 ml;同样量的的H 3AsO 4恰好被0.1000 mol/L 的NaOH 溶液中和至第一计量点时，用去30.00 ml, 试计算Na 2S 2O 3溶液的浓度。（已知M H3AsO4=141.9） 解：O H I AsO H H I AsO H 22334322++=+++- 34242H AsO NaOH NaH AsO H O +=+ ---+=+264232222O S I O S I 3222432~1~1O S molNa molI AsO molH m o l N a O H A s O m o l H 1~143 L mol V V C V n C O S Na NaOH NaOH O S Na AsO H O S Na /2000.000 .3000.301000.02.2232232243322=??=== 22、某样品中含有KMnO 4和K 2Cr 2O 7, 现取此样品0.2400g 溶解, 酸化，加入过量KI ，析出的I 2用0.1000 mol/L Na 2S 2O 3溶液滴定至终点，用去60.00 ml ，计算样品中KMnO 4和K 2Cr 2O 7各为多少克？（已知M KMnO4 =158.0, M K2Cr2O7=294.2） 解：O H I Cr H I O Cr 223272732146++=++++--， O H I Mn H I MnO 22244528102++=++++-- ---+=+264232222O S I O S I 322245~2/5~1O S m o l N a m o l I m o l K M n O 32227226~3~1O S molNa molI O Cr molK 设样品中KMnO 4为x 克，则K 2Cr 2O 7为（0.2400-x 克），依题意： 322722465O S Na O Cr K KMnO n n n =+ 即 3223227224 .)2400.0(65O S Na O S Na O Cr K KMnO V C M x M x =-+ 31000.601000.02 .294)2400.0(60.1585-??=-+x x 解得： x=0.09821(g) ，即高锰酸钾为0.09821克， 0.2400-x=0.1418(g)，即重铬酸钾为0.1418克。 25、有苯酚样品0.2401g, 用NaOH 溶液溶解后，定容至250.0 ml, 取此试液25.00
氧化还原滴定法试题（判断题） 1. 定量分析过程大致分为：取样；试样的储存、分解与制备；消除干扰；分析测 定；计算分析结果等五个步骤。（√ ） 2. 准确度是保证精密度的前提。（× ） 3. 高锰酸钾滴定草酸时，高锰酸钾的颜色消失由快到慢。（×） 4. 氧化还原滴定突跃的大小取决于反应中两电对的电极电势值的差。（√） 5. K2Cr2O7可在HCl介质中测定铁矿中Fe的含量（√）。 6. 氧化还原滴定中，溶液pH值越大越好（×） 7. 氧化还原指示剂必须是氧化剂或还原剂（×）。 8. 增加溶液的离子强度，Fe3+/Fe 2+电对的条件电势将升高（×）。 9. 氧化还原滴定法适用于具有氧化还原物质的滴定分析（√）。 10. 利用氧化还原电对的电极电位，可以判断氧化还原反应进行的程度（√）。 11. 氧化还原滴定中，化学计量点时的电位是由氧化剂和还原剂的标准电极电位的决定的（×）。 12. 氧化态和还原态的活度都等于1mol.L-1 时的电极电位，称为标准电位。它是一个常数，不随温度而变化。（√） 13. 在歧化反应中，有的元素化合价升高，有的元素化合价降低。（× ）14．由于EΘAg+/Ag > E ΘC u2+/Cu，故Ag的氧化性比Cu强。（×） 15. 电极的EΘ值越大，表明其氧化态越容易得到电子，是越强的氧化剂。（√） 16. 标准氢电极的电势为零，是实际测定的结果。（×） 17. 氧化数在数值上就是元素的化合价（×）。 18. 氧化数发生改变的物质不是还原剂就是氧化剂（×）。 19. 任何一个氧化还原反应都可以组成一个原电池（√）。 20. 两根银丝分别插入盛有0.1 mol ·L-1和 1 mol ·L-1 AgNO3溶液的烧杯中，且
氧化还原滴定法部分 一、填空题 1.根据标准溶液所用的氧化剂不同，氧化还原滴定法通常主要有 法、 法、和 法。 2.KMnO 4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KMnO 4作用，所以KMnO 4标准溶液不能 配制。 3.K 2Cr 2O 7易提纯，在通常情况下，试剂级K 2Cr 2O 7可以用作 ，所以可 配制标准溶液。 4.碘滴定法常用的标准溶液是 溶液。滴定碘法常用的标准溶液是 溶液。 5.氧化还原滴定所用的标准溶液，由于具有氧化性，所以一般在滴定时装在 滴定管中。 6.氧化还原指示剂是一类可以参与氧化还原反应，本身具有 性质的物质，它们的氧化态和还原态具有 的颜色。 7.有的物质本身并不具备氧化还原性，但它能与滴定剂或反应生成物形成特别的有色化合物，从而指示滴定终点，这种指示剂叫做 指示剂。 8.用KMnO 4溶液滴定至终点后，溶液中出现的粉红色不能持久，是由于空气中 的 气体和灰尘都能与MnO 4－缓慢作用，使溶液的粉红色消失。 9.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 。 10.淀粉可用作指示剂是根据它能与 反应，生成 的物质。 11.用Na 2C 2O 4标定 KMnO 4溶液时，Na 2C 2O 4溶液要在75～85℃下滴定，温度低了则 ；温度高了则 。 12.用碘量法测定铜盐中铜的含量时，加入 的目的是使CuI 转化成溶解度更小的物质，减小沉淀对I 2的吸附。 13.碘量法的主要误差来源是 、 。 14.对于 的反应，其化学计量点时电势E sp 计算式是 。 15. I 2在水中溶解度很小且易挥发，通常将其溶解在较浓的 溶液中，从而提高其溶解度，降低其挥发性。 16.氧化还原指示剂的变色范围为 n 2Ox 1 +n 1Red 2n 2Red 1+ n 1Ox 2
第八章 氧化还原反应与氧化还原滴定习题 1.是非判断题 1-1氧化数在数值上就是元素的化合价。 1-2 Na 2S ，Na 2S 2O 3，Na 2SO 4和NaS 4O 6中，硫离子的氧化数分别为-2，2，4，6和+5/2 。 1-3 NH 4+中，氮原子的氧化数为-3，其共价数为4。 1-4氧化数发生改变的物质不是还原剂就是氧化剂。 1-5任何一个氧化还原反应都可以组成一个原电池。 1-6两根银丝分别插入盛有 mol ·L -1和 1 mol ·L -1 AgNO 3溶液的烧杯中，且用盐桥将两只烧杯中的溶液连接起来，便可组成一个原电池。 1-7在设计原电池时，θ?值大的电对应是正极，而θ?值小的电对应为负极。 ！ 1-8原电池中盐桥的作用是盐桥中的电解质中和两个半电池中过剩的电荷。 1-9半反应NO 3- + H + + e ?NO + H 2O 配平后，氧化态中各物质的系数依次为1，4，3。 1-10在碱性介质中进行的反应CrO 2-+Cl 2+OH -?CrO 42-+Cl -+H 2O 被配平后反应生成物CrO 42-的系数分别为8和2。 1-11对电极反应S 2O 82-+2e2SO 42- 来说，S 2O 82- 是氧化剂被还原，SO 42-是还原剂被氧化。 1-12原电池中，电子由负极经导线流到正极，再由正极经溶液到负极，从而构成了回路。 1-13金属铁可以置换CuSO 4溶液中的Cu 2+，因而FeCl 3溶液不能与金属铜反应。 1-14标准电极电势表中的θ值是以氢电极作参比电极而测得的电势值。 1-15电极电势表中所列的电极电势值就是相应电极双电层的电势差。 1-16某电对的标准电极电势是该电对与标准氢电极组成原电池时的原电池电动势。 1-17电极反应为Cl 2+2e 2Cl -的电对Cl 2/Cl -的E θ=;电极反应为12Cl 2+e Cl -时θ（Cl 2/Cl -） … =1/2×=。 1-18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。 1-19在一定温度下，电动势E θ 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。 1-20在氧化还原反应中，两电对的电极电势的相对大小，决定氧化还原反应速率的大小。 1-21任何一个原电池随着反应的进行，电动势E 在不断降低。 1-22改变氧化还原反应条件使电对的电极电势增大，就可以使氧化还原反应按正反应方向进行。 1-23在自发进行的氧化还原反应中，总是发生标准电极电势高的氧化态被还原的反应。 1-24由自发进行的氧化还原反应设计而成的原电池，正极总是标准电极电势高的氧化还原电对。
第七章氧化还原滴定法 计算在H2SO4介质中，H+浓度分别为1 mol·L-1和mol·L-1的溶液中VO2+/VO2+电对的条件电极电位。（忽略离子强度的影响，已知= V） 根据Hg22+/Hg和Hg2Cl2的溶度积计算Hg2Cl2/Hg。如果溶液中Cl-浓度为mol·L-1，Hg2Cl2/Hg电对的电位为多少
找出以下半反应的条件电极电位。已知=，pH=7，抗坏血酸p K a1=，p K a2=。
在1 溶液中用Fe3+溶液滴定Sn2+时，计算： (1) 此氧化还原反应的平衡常数及化学计量点时反应进行的程度； (2) 滴定的电位突跃范围。在此滴定中应选用什么指示剂用所选指示剂时滴定终点是否和化学计量点一致
计算pH = ，c NH 3= 的溶液中Zn2+/Zn电对的条件电极电位（忽略离子强度的影响）。已知锌氨配离子的各级累积稳定常数为：lg 1 =, lg 2 =, lg 3 =, lg 4 = ；NH4+的离解常数为K a =。 在酸性溶液中用高锰酸钾法测定Fe2+时，KMnO4溶液的浓度是mol·L-1，求用(1)Fe；(2) Fe2O3；(3)表示的滴定度。
称取软锰矿试样0.5000 g，在酸性溶液中将试样与0.6700 g纯Na2C2O4充分反应，最后以mol·L-1 KMnO4溶液滴定剩余的Na2C2O4，至终点时消耗mL。计算试样中MnO2的质量分数。 称取褐铁矿试样0.4000g，用HCl溶解后，将Fe3+还原为Fe2+，用K2Cr2O7标准溶液滴定。若所用K2Cr2O7溶液的体积（以mL为单位）与试样中Fe2O3的质量分数相等。求K2Cr2O7溶液对铁的滴定度。
第五章氧化还原滴定法习题及解答` 一、名词解释 1．.氧化还原滴定： 2．.电极电位： 3．.标准电位： 4. 条件电极电位： 5．.诱导反应： 6．自身指示剂： 7．.显色指示剂： 8．.高锰酸钾法： 9.。重铬酸钾法： 10.碘量法： 二、填空题 1．(1)用KMnO4滴定Fe2+时Cl-的氧化还原速率被加速_________。 (2) MnO4-滴定C2O42-时，红色的消失由慢到快_________。 (3)Ag+存在时，Mn2+被S2O82-氧化为MnO4-_________。 A.催化反应 B.自动催化反应 C.副反应 D.诱导反应 2、向20.00mL0.1000mol/L的Ce4+溶液分别加入15.00mL及25.00mL0.1000mol/L的Fe2+溶 液，平衡时，体系的电位分别为_________及_________。（； ） 3、配制I2标准溶液时，必须加入KI，其目的是___________________________；以As2O3 为基准物质标定I2溶液的浓度时，溶液应控制在pH为_________左右。 4、称取K2Cr2O7基准物质时，有少K2Cr2O7量撒在天平盘上而未发现，则配得的标准溶液真实浓度将偏________；用此溶液测定试样中Fe的含量时，将引起_________误差（填正或负），用它标定Na2S2O3溶液，则所得浓度将会偏________；以此Na2S2O3溶液测定试样中Cu含量时，将引起_______误差（正或负）。 5、已知在1mol/LHCl介质中，则下列滴定反应： 2Fe3+Sn2+=2Fe2++Sn4+平衡常数为_________；化学计量点电位为_________；反应进行的完全程度c(Fe2+)／c(Fe3+)为________。 6、已知在1mol/LHCl介质中；，则以Fe3+滴定Sn2+至99.9%时的平衡电位为_________；化学计量点电位为_________；滴定至100.1%时的平衡电位为_________；计量点前后电位改变不对称是由于___________________________。
第八章氧化还原滴定法练习题参考答案1 对Ox-Red 电对, 25℃时条件电位(E?) 等于( D) (A) E?+ 0059 . lg n a a Ox Red (B) E?+ 0059 . lg n c c Ox Red (C) E?+ 0059 . lg n a a γ γ Ox Ox Red Red ? ? (D) E? + 0059 . lg n a a γ γ Ox Red Red Ox ? ? 2 为降低某电对的电极电位, 可加入能与( 氧化)态形成稳定络合物的络合剂; 若要增加电极电位, 可加入能与( 还原)态形成稳定络合物的络合剂。 3. MnO4-/Mn2+电对的条件电位与pH的关系是( B) (A) E?= E?(B) E?= E? (C) E?= E?(D) E?= E? ` 4. Fe3+与Sn2+反应的平衡常数对数值(lg K)为( B) (E? (Fe3+/Fe2+)= V, E? (Sn4+/Sn2+)= V) (A) (B) 2× (C) 3× (D) 2× 5. 当两电对的电子转移数均为2时，为使反应完全度达到%，两电对的条件电位至少大于( B) (A) (B) (C) (D) 6 若两电对的电子转移数分别为 1 和2, 为使反应完全度达到%, 两电对的条件电位差至少应大于( C) (A) (B) (C) (D) 7. 欲以氧化剂O T滴定还原剂Rx, O T+n1e=R T Ox=Rx-n2e，设n1=n2=1，要使化学计量点时，反应的完全程度达到%，两个半反应的标准电位的最小差值应为( B) (A) (B) (C) (D)
8. 下列现象各是什么反应(填A,B,C,D) 》 (1) MnO4-滴定Fe2+时, Cl-的氧化被加快_______D_________ (2) MnO4-滴定C2O42-时, 速度由慢到快_______B _________ (3) Ag+存在时, Mn2+氧化成MnO4-_______ A _________ (4) PbSO4沉淀随H2SO4浓度增大溶解度增加_______ C _________ (A) 催化反应(B) 自动催化反应 (C) 副反应(D) 诱导反应 9. 用Ce4+滴定Fe2+，当体系电位为时, 滴定分数为( B) [E? (Ce4+/Ce3+)=，E? (Fe3+/Fe2+)=] (A) 0 (B) 50% (C) 100% (D) 200% 10. 用铈量法测定铁时, 滴定至50% 时的电位是( A) | [已知E? (Ce4+/Ce3+)= V, E? (Fe3+/Fe2+)= V] (A) V (B) V (C) V (D) V 11. 用K2Cr2O7滴定Fe2+, 在化学计量点时, 有关离子浓度的关系是( C) (A) [Fe3+] = [Cr3+], [Fe2+] = [Cr2O72-] (B) 3[Fe3+] = [Cr3+], [Fe2+] = 6[Cr2O72-] (C) [Fe3+] = 3[Cr3+], [Fe2+] = 6[Cr2O72-] (D) [Fe3+] = 3[Cr3+], 6[Fe2+] = [Cr2O72-] 12. 已知在1 mol/L HCl溶液中E? (Fe3+/Fe2+)= V, E? (Sn4+/Sn2+)= V。若20 mL mol/L Fe3+的HCl 溶液与40 mL mol/L SnCl2溶液相混合, 平衡时体系的电位是( A) (A) V (B) V : (C) V (D) V 13 mol/L SnCl2溶液10 mL 与mol/L FeCl3溶液20 mL 相混合, 平衡时体系的电位是( D)
第五章氧化还原滴定法返回 授课时数：10：课堂练习：2：讲评作业：1 重点与难点： 一、重点： 1 ?利用能斯特方程式 2?算有关电对的电极电位，并据此判断反应方向、反应进行的程度及反应条件对反应程度的影 响 3?滴左过程中电极电位的计算，特别是化学计量点、滴泄突跃范囤的讣算及指示剂的选择 二、难点： 1. 理解条件电极电位的概念、计算条件电极电位(涉及到各种副反应系数对氧化还原平衡的影响 2?滴左分析结果计算，找出被测物质与滴左剂间的计量比 § 5-1概述 以氧化还原为基础的滴泄分析方法。与酸碱、配位滴左法相似，选择适当的氧化剂或还原剂，滴定试液中具有还原性或氧化性的待测组分，在滴左过程中，随着滴立剂的不断加入，溶液的氧化态、还原态浓度不断变化，使得溶液的氧化还原电位不断改变，在计量点附近，电位发生突变，选择适当的指示剂，指示终点；不同点：基于电子转移，不是离子、分子间的简单组合，牵涉电子层结构变化，如MnOi ------------------------------- M n=\从负电荷含氧酸根到正电荷简单离子，结构发生了巨大变化, 反应速度慢，反应机理复杂，除主反应外，有时伴有各种副反应，使反应物之间没有确左的讣量关系：当得失电子数大于1时，反应往往分步进行，使反应复杂化，因此，在进行氧化还原滴宦时，除选择合适的滴定反应外，还需注意控制好反应条件 § 5-2氧化还原平衡 普通化学里，用什么参数来衡量氧化剂和还原剂的氧化还原能力？ 一、电极电位 对于可逆氧化还原电对(可逆电对：能迅速建立起氧化还原平衡，所显示的实际电位与按能斯特公式汁算所得的理论电位相等，或差距甚小：不可逆电对：在反应任一瞬间，并不能真正建立起按氧化还原反应所示的平衡，实际电位与按其能斯特计算的相差颇大，0.1V或0.2V以上，如： Cr2O727Cr3+. MnO4/Mn2+. S4O627S2O32-> H2O2/H2O但用能斯特计算结果判断仍有意义)， Ox+ne=Red ,电位可通过能斯特方程式求得。 E()x/ Rc d = E()x/ Re d + ' lg (25°C) n a Red 活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度。 在电解质溶液中，带不同电荷离子之间存在着吸引力，相同电荷的离子之间存在着排斥力，离子与溶剂分子之间也可能存在着相互排斥或相互吸引作用力，这些作用力的存在，影响离子在溶液中的活动性，减弱了离子在化学反应中的作用能力，使得离子参加化学反应的有效浓度比实际浓度低 活度与浓度的比值一一活度系数了=秸，对于强电解质，当浓度极稀时，离子间距藹大，之间相互作用力可略，视为理想溶液，此时，活度=平衡浓度，活度系数T,活动性大，活动厉害，最大为1:当浓度较大，离子间距离小，相互作用力大，活度小于平衡浓度，活度系数小于1。因此，活度系数是说明离子间力大小的，衡量实际溶液与理想溶液之间差別的尺度，活度系数小, 活动性小，离子间力大。 而离子间力与两个因素有关：1.溶液中各种离子的总浓度有关：2.与各离子的电荷数有关，综合考虑两方而因素，引入离子强度I的概念 /=—》C7Z「lg7 = —°?50Z「（一-0.30/）,活度系数可计算，也可查表 标准电极电位：在一泄温度下（通常25°C）, %组分处于标准状态即离子或分子活度等于1mol/L （气
《氧化还原反应与氧化还原滴定法》习题答案 1：标出下列物质中带有*元素的氧化数 82*244*2 3*232*2 64*2 8**2O S )(NH O S Na O S Na O S Na O S Na S S H (1) ](OH )Cr Na[ O Fe O Cr K H N O N H O H )2(4* 43*72*23*3*2*2 答：以上各物质对应的氧化数分别是: （1） -２，0,+２．5，+3，+4,+6，＋7 （2） -1，+5,-3,+６,＋８/３,+3 2:用氧化数法配平下列反应方程式,并指出氧化剂和还原剂。 42224424224SO K O H CO M nSO SO H O C H K M nO (1)+++→++ S NO )Cu(NO H NO CuS (2)233++→+ NO PO H O H H NO P (3)43234+→++ O H NO O NH (4)223+→+ O H I H I O H (5)22-22+→+++ O H S H SO (6)222+→+S K Cl K ClO K ClO (7)43+→ 答: （1)氧化剂KMnO 4中Mn 原子氧化数从＋7降低为+2，还原剂中C 原子氧化数从+３升高为+４,为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数,Mn 原子的数目应为1，Ｃ原子数目应为5，由于H ２C 2O 4分子含两个C 原子，KMnO ４和H ２C 2O 4分子的系数分别应为2和5,然后通过平衡其他原子数目配平其他分子，得到: 42224424224SO K O H 8CO 10M nSO 2SO H 3O C H 52K M nO +++→++ （2）部分氧化剂HNO 3分子中N 原子氧化数从＋5降低为NO 中的+2,还原剂中S 原子氧化数从-2升高为０，为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数,Ｓ原子的数目应为3，有氧化数变化的Ｎ原子数目应为2，因此，ＮO 和S 分子的氧化数分别应为2和３，然后通过平衡其他原子数目配平其他分子,得到: O H 4S 3NO 2)Cu(NO 3H NO 83CuS 2233+++→+ （3）氧化剂HNO 3中Ｎ原子氧化数从+5降低为+2，还原剂中P 原子氧化数从０升高为+5，为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数,Ｎ原子的数目应为5，P 原子数目应为3,由于P 4分子含４个Ｐ原子,ＨN Ｏ3和Ｐ4分子的氧化数分别应为20和3,然后通过平衡其他原子数目配平其他分子,得到： NO 20PO H 12O H 8H NO 203P 43234+→++ (４)氧化剂O 2中O 原子氧化数从0降低为-2,还原剂中N 原子氧化数从-3升高为+2,为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数，O 原子的数目应为5，N 原子数目应为2，由于O ２分子含两个O 原子,O 2和NH ３分子的氧化数分别应为５和4,然后通过平衡其他原子数目配平其他分子,得到： O 2H O H 4NO 4O 54NH 2223++→+ （５）氧化剂H 2O 2中O 原子氧化数从-1降低为-2,还原剂中I 原子氧化数从-1升高为0，为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数，I 原子的数目应为１,O 原子数目应为1,由于H ２Ｏ２分子含两个O 原子，H 2O 2和Ｉ－分子的氧化数分别应为1和2，然后通过平衡其他原子数目配平其他分子，得到: O H 2I H 2I 2O H 22-22+→+++ （６）氧化剂SO 2中Ｓ原子氧化数从+４降低为0，还原剂中S 原子氧化数从-2升高为0，为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数,氧化剂中的S 原子的数目应为1，还原剂中S 原子数目应为2，S Ｏ2和Ｈ2S 分子的氧化数分别应为１和2，然后通过平衡其他原子数目配平其他分子，得到： O H 23S H 2SO 222+→+S （7)氧化剂ＫClO 3中Ｃl 原子氧化数从＋5降低为-1,还原剂中Ｃl 原子氧化数从＋5升高为＋7，为使氧化数升高的总数等于氧化数降低的总数，作为氧化剂的Cl 原子的数目应为１，作为还原剂的Cl 原子数目应为
高考氧化还原滴定专项训练 在高考化学中，氧化还原滴定实验是一类新兴的题型，对考生氧化还原反应的能力要求很高。下面是近几年来高考题模拟题中设计比较新颖的氧化还原滴定题目，供大家参考。 1.(’08江苏15)金矿开采、冶炼和电镀工业会产生大量含氰化合物的污水，其中含氰化合 的形式存在于水中。测定污水中含氰化合物物以HCN、CN-和金属离子的配离子M（CN） m n 含量的实验步骤如下： ①水样预处理：水样中加入磷酸和EDTA，在pH<2的条件下加热蒸馏，蒸出所有的HCN，并用NaOH溶液吸收。②滴定：将吸收液调节至pH>11，以试银灵作指示剂，用AgNO3标准溶液滴定终点时，溶液由黄色变成橙红色。 Ag++2CN-［Ag(CN)2］- 根据以上知识回答下列问题： （1）水样预处理的目的是。（2）水样预处理的装置如右图，细导管插入吸收液中是为了。（3）蒸馏瓶比吸收液面要高出很多，其目的是。（4）如果用盐酸代替磷酸进行预处理，实验结果将（填“偏高”“无影响”或“偏低”）。 （5）准确移取某工厂污水100 mL，经处理后用浓度为0.010 00 mol·L-1的硝酸银标准溶液滴定，终点时消耗了21.00 mL。此水样中含氰化合物的含量为 mg·L-（以CN-计，计算结果保留一位小数）。 2．(2008浙大附中理综模拟考试)时钟反应或振荡反应提供了迷人课堂演示实验，也是一个活跃的研究领域。测定含I－浓度很小的碘化物溶液时，利用振荡反应进行化学放大，以求出原溶液中碘离子的浓度。主要步骤是 ①在中性溶液中，用溴将试样中I－氧化成IO3—，将过量的溴除去 ②再加入过量的碘化钾，在酸性条件下，使IO3—完全转化成I2 ③将②中生成的碘完全萃取后,用肼将其还原成I－,方程式为H2N－NH2+2I2→4I－+N2↑+4H+ ④将生成的I－萃取到水层后用①法处理。 ⑤将④得到的溶液加入适量的KI溶液，并用硫酸酸化。
第七章 氧化还原滴定法思考题1．何谓条件电位？它与标准电位有什么关系？为什么实际工作中应采用条件电位？答：（1）条件电位是指在一定条件下，当氧化形和还原形的分析浓度均为1mol/L 或它们的浓度比为1时的实际电位。（2）它与标准电位的关系是： OX d d ox n αγαγφφRe Re 0'0log 059.0+=（3）因为条件电位考虑了离了强度、副反应及酸度等外界因素的影响，应用条件电位比标准电位能更正确的说明氧化还原电对的实际氧化还原能力，正确地判断氧化还原反应的方向、次序和反应完成的成度 。2．为什么说两个电对的电位差大于0.4V ，反应能定量地进行完全？答：因为对滴定反应一般要求完成程度达99.9％以上， 。 ，反应能定量进行完全的条件电位差大于因此，一般认为两电对型的反应：对型的反应：对又因：则V V mn n m m n V m n K n K 4.035.0059.0) (31035600591log 059.010'02'01'02'01''02'016'<+=-≠≠≈?=-===-≥φφφφφφ3．是否能定量进行完全的氧化还原反应都能用于滴定分析？为什么？ 答：能定量进行完全的氧化还原反应不一定都能用于滴定分析，因为用于滴定分析法的反应必须具备四个条件 （1）反应具有确定的计量关系。 （2）反应必须定量的进行完全，通常要求达到99.9%以上。 （3）反应速度要快。 （4）有比较简便、可靠的方法确定终点。 4．为什么氧化还原滴定中，可以用氧化剂和还原剂这两个电对的任一个电对的电位 计算滴定过程中溶液的电位？ 答：因为氧化还原滴定过程中，随着滴定剂的加入，溶液中氧化剂和还原剂的浓度逐渐变化，在任一平衡点时两电对的电位相等，所以可用任一个电对的电位计算滴定过程中溶液的电位。 5．氧化还原滴定中如何估计滴定突跃的电位范围？如何确定化学计量点的电位？滴 定曲线在计量点附近是否总是对称的？ 答：滴定突跃范围可用下式估计： 。 计量点附近是不对称的型的反应，滴定曲线在对计量点附近是对称的。型的反应，滴定曲线在对化学计量点的电位：’‘等m n m n n m m n n m ≠==++=?-→?+ 1059.03059.030201'01'02φφφφφ6．如何确定氧化还原指示剂的变色范围？如果指示剂的条件电位Φ0’=0.85V ，计算 它的变色范围。
第五章 氧化还原滴定法 教学要求： 1、进一步理解氧化还原反应的实质。理解标准电极电位及条件电极电位的联系与区别。 2、了解影响氧化还原反应进行方向的各种因素，掌握反应条件对氧化还原反应进行程度的影响。 3、理解氧化还原滴定过程中电极电位和离子浓度的变化规律，掌握选择指示剂的依据。 4、掌握氧化还原滴定方法的原理和操作方法。 5、掌握用物质的量浓度计算氧化还原滴定分析结果的方法。 重点、难点： 1、条件电极电位的意义及计算方法 2、反应条件对氧化还原反应进行程度的影响。 3、氧化还原滴定过程中电极电位和离子浓度的变化规律 4、氧化还原滴定的几种方法和分析结果的计算 教学内容： 第一节 氧化还原反应 概述：氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定方法。分类：高锰酸钾法；重铬酸钾法；碘量法 一个氧化还原反应能否进行，主要看两个方面：①热力学可能性⊿E ②反应现实性V（动力学因素）例、==1.23v，==0.0v，⊿E＞0，但现实生活中 θ E θ E O 2+H 2==H 2O 基本不进行。 一、条件电位：㈠、电极电位： 1、氧化还原反应的本质在于电子的转移。 一物质在得到电子之前称为氧化型，一物质在得到电子之后称为还原型。 物质得失电子的能力大小由该氧化还原电对的电极电位来量度。该电对的电极电位越高，其氧化型的氧化能力越强；该电对的电极电位越低，其还原型的还原能力越强。2、电极电位的计算：
以Ox 表示某一电对的氧化型，Red 表示其还原型，n 为电子转移数，则该电对的氧化还原半反应为 Ox +ne ====Red 对于可逆的氧化还原电对，其电位E 的大小符合能斯特方程，在25℃时，可表示为 E==d Ox d Ox a a n V E Re Re /lg 059.0+ θ 当a ==a ==1mol/L 时，为电极的标准态。E==为标准电极电位。 θ E 标准电极电位的大小与该电对本身的性质有关，且在温度一定时为常数。 θ E ①电极反应若有金属或固体参加，其活度视为常数 ②若有气体参加，其活度以大气压表示，标况下1atm。 ㈡、条件电位： 1、推导：标准电极电位不考虑离子强度及氧化型和还原型的存在形式，实际应用时误差太大。 如计算HCl 溶液中Fe（Ⅲ）/Fe（Ⅱ）体系的电极电位由能斯特方程 E==d Ox d Ox a a n V E Re Re /lg 059.0+ θ E==+0.059log θ E ] [][2323++++Fe Fe Fe Fe γγ实际上在HCl 溶液中，存在以下副反应 HCl 2+4-+ 若用C Fe （Ⅲ）、C Fe （Ⅱ）表示溶液中Fe 3+及Fe 2+的总浓度。则C Fe （Ⅲ）、C Fe （Ⅱ）应等于溶液中Fe 3+及Fe 2+的各个存在型体之和由能斯特方程可得E==+0.059log +0.059log C Fe （Ⅲ）/C Fe （Ⅱ） + + 23/Fe Fe E θ （Ⅲ） （Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ??++23当C Fe （Ⅲ）==C Fe （Ⅱ）==1mol/L 时，