無機及分析化學知識點下第8章知識要點

1、第8章 知識要點一、離子電子法配平氧化還原方程式1分為兩個半反應，一個氧化，另一個還原2質量守恒即原子數配平酸性介質：多O的一邊加H+，另一邊加H2O堿性介質：多O的一邊加H2O，另一邊加OH-3半反應電荷守恒即加一定數目e-4總反應式電荷守恒即氧化反應失去的電子數=還原反應獲得電子數二、原電池符號、電極反應、電池反應及電動勢原電池符號: ( - ) Zn | Zn2(1.0 molL-1)Cu2(1.0 molL-1) |Cu (+) 負極（氧化反應）: Zn - 2e- Zn2+ 正極（還原反應）: Cu2+ + 2e- Cu 電池反應： Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq)

2、 + Cu(s)標準電動勢：標準電極電勢：電極反應中有關物質濃度為1.0 molL-1，氣體分壓為100KPa原電池符號: ( - ) Zn | Zn2(0.10 molL-1)H(1.0 molL-1) |H2(100KPa) | Pt(+)電動勢：三、能斯特公式電極反應：a OX + ne- =b Red注意：固體、純液體、溶液中的溶劑不必列入能斯特公式溶液以相對濃度、氣體以相對壓力代入其他物質如H+或OH-等參加電極反應，則它們的相對濃度也要一并代入四、電極電勢的應用1判斷氧化劑、還原劑的強弱 2判斷氧化還原反應的方向 3判斷氧化還原反應的次序 反應總是首先發(fā)生在電極電勢差值最大的兩電對

3、之間 4判斷氧化還原反應的程度五、電極電勢的影響因素 1氧化態(tài)物質或還原態(tài)物質濃度 2生成沉淀 3生成配合物六、元素電勢圖及其應用 1判斷發(fā)生歧化反應的可能性： (右) (左),發(fā)生歧化反應： B A + C 2求未知電對的標準電極電勢七、條件電極電勢:當氧化態(tài)和還原態(tài)的濃度均為1 molL-1時 ，或二者比值為1時溶液的實際電極電勢。當計算有關電對的電極電勢時，優(yōu)先采用相同條件下的條件電極電勢，然后用相近條件下的條件電極電勢，最后才用標準電極電勢八、化學計量點時溶液的電勢對氧化還原反應： n2Ox1+n1Red2=n1Ox2+n2Red1 有關電對的半反應為：Ox1+n1e=Red1， Ox

4、2+n2e=Red2 則九、氧化還原滴定中的指示劑自身指示劑（高錳酸鉀）特殊指示劑（淀粉）氧化還原指示劑指示劑的選擇：選擇條件電極電勢與 化學計量點電勢 盡量接近的指示劑十、Na2C2O4標定KMnO4的條件溫度：7080；酸度：起始時硫酸濃度為0.51.0molL-1結束時為0.20.5molL-1滴定速度:前幾滴逐滴加入,然后按正常速度;指示劑: KMnO4自身十一、碘量法的反應條件溶液的酸度：中性或弱堿性介質；防止I2的揮發(fā)和I-被空氣中的氧氧化；淀粉指示劑應在接近終點時加入十二、滴定方式直接滴定：Na2C2O4標定KMnO4；KMnO4測定H2O2或Fe2+；K2Cr2O7測定Fe2+；I2測定Na2S2O3返滴定：K2Cr2O7測定土壤中的有機質置換滴定：K2Cr2O7測定Na2S2O3 間接滴定：KMnO4測定Ca2+十三、重要的氧化還原反應2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2+10CO2+8H2O2MnO4-+ 5H2O2+6H+=2Mn2+5O2+8H2OCr2O72-+6Fe2+14H+=2Cr3+6 Fe3+7H