实验15---氧化还原反应和氧化还原平衡讲课教案.doc

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实验15 氧化还原反应和氧化还原平衡
[实验目的]
1. 学会装配原电池；
2. 掌握电极的本性、电对的氧化型或还原型物质的浓度、介质的酸度等因素对电极电势、氧化还原反应的方向、产物、速率的影响；
3. 通过实验了解化学电池电动势。
[基本操作]
1. 试管操作 要用专用滴管取液体，不得引入杂质。清洗滴管时，里外都要冲洗干净。滴瓶上的滴管不得用于别的液体的取用，滴加液体时磨口以下部分不得接触接收容器的器壁。装有药品的滴管不得横放或滴管口向上斜放，以免液体流入橡皮头中。在通常的性质实验中，反应液一般取3~5滴。正常滴管中的一滴溶液约0.05 mL，例如，取0.5 mL的溶液，需要大约10滴。
2. 盐桥的制法
3. 伏特计的使用（区分正负极，伏特计和电极要接触良好）
[实验原理]
对于电极反应：
氧化态（Ox）+ ne− = 还原态（Red）
根据能斯特公式，有 

其中，R = 8.314 J·mol-1·K-1，T = 298.15 K，F = 96485 C·mol-1
电极电势的大小与Eo（电极本性）、氧化态和还原态的浓度，溶液的温度以及介质酸度等有关。
对于电池反应，
aA + bB = cC + dD
对应的能斯特方程是

电极电势愈大，表明电对中氧化态氧化能力愈强，而还原态还原能力愈弱，电极电势大的氧化态能氧化氧化电极电势比它小的还原态。E+ > E－是氧化还原反应自发进行的判椐。在实际应用中，若与的差值大于0.5Ｖ，可以忽略浓度、温度等因素的影响，直接用数值的大小来确定该反应进行的方向。
[实验内容]
实验内容
实验现象
解释和反应
一、氧化还原反应和电极电势

(1)0.5mL0.1mol·L－1KI + 2滴0.1 mol·L－1 FeCl3，摇匀后加入CCl4观察CCl4层颜色
 紫色
 2I- + 2Fe3+ = I2(紫色)+2Fe2+
(2)KBr代替KI进行上述实验
 无变化
 E0Fe3+/Fe2+ ＜ E0Br2/Br-，不能反应
(3)碘水+ 0.5mL0.1mol·L－1 FeSO4摇匀后加入CCl4观察CCl4层颜色
Br2水+0.5mL0.1mol·L－1 FeSO4摇匀后加入CCl4观察CCl4层颜色
紫色

溴水退色
  E0Fe3+/Fe2+ ＞ E0I2/I-，不能反应

Br2 +2Fe2+= 2Br- + 2Fe3+
比较电极电势

Br2 /Br-＞Fe3+/Fe2+＞I2/I-
二、浓度对电极电势的影响

(1)烧杯1：15mL 1mol·L－1ZnSO4中插入锌片
烧杯2：15mL 1mol·L－1CuSO4中插入铜片
盐桥连接两烧杯，测电压
 0.9V
Cu2+/ Cu为 正极

CuSO4溶液中注入浓氨水至生成沉淀溶解生成深蓝色溶液，观察电压变化
 电压降低
Cu2+ + 2e−= Cu

加入NH3水时，形成[Cu(NH3)4]2+，使[Cu2+]大幅度减小，电极电势随之减小。由于正极电位降低，导致原电池电动势降低。
ZnSO4溶液中注入浓氨水至生成沉淀溶解生成无色溶液，观察电压变化
电压升高
Zn2+ + 2e−= Zn

加入NH3水时，形成[Zn(NH3)4]2+，使[Zn2+]大幅度减小，电极电势随之减小。由于负极电位降低，导致原电池电动势升高。
(2)CuSO4浓差电池:0.01mol·L－1 CuSO4和1mol·L－1 CuSO4组成原电池，测电动势并与计算值比较
Cu|Cu2+(0.01mol·L－1)‖Cu2+(1mol·L－1)
电压很小
浓度大的一端为正极

测定值比计算值小。
或者解释如下：
正极电极反应：
Cu2+(1 mol·L-1) + 2e− = Cu
负极电极反应：
Cu2+(0.01 mol·L-1) + 2e− = Cu
原电池反应为：
Cu2+(1 mol·L-1) = Cu2+(0.01 mol·L-1)

在浓差电池的两极各连一个回形针，然后在表面皿上放一小块滤纸，滴加1mol·L－1 Na2SO4溶液，使滤纸完全湿润，在加入2滴酚酞，将两极回形针压在纸上，相距1mm，稍等片刻，观察所压处哪端出现红色。
CuSO4浓度低的一端出现红色
H2O被电解。阴极反应为：
2H2O + 2e− = H2 ↑+ 2OH−
使酚酞变红。
三、酸度和浓度对氧化还原反应的影响

1. 酸度的影响

(1) 0.5mL0.1mol·L－1 Na2SO3,+2滴0.01mol·L－1KMnO4,+0.5mL1mol·L－1 H2SO4,观察溶液颜色的变化
KMnO4退色a
5SO32- + 2MnO4- + 6H+
= 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O

用0.5mLH2O代替H2SO4，观察溶液颜色的变化
产生棕色沉淀
3SO32- + 2MnO4- + H2O
=3SO42- + 2MnO2↓ (棕色) + 2OH-
用0.5mL6mol·L－1NaOH代替H2SO4，观察溶液颜色的变化
溶液变绿
SO32- + 2MnO4- + 2OH-
=SO42- + 2MnO42-↓ (绿色) + H2O
(2) 0.5mL0.1mol·L－1KI + 2滴0.1 mol·L－1 KIO3＋淀粉，观察溶液颜色的变化
无变化

上述溶液中滴加2～3滴1mol·L－1H2SO4后，观察溶液颜色的变化
溶液变蓝
IO3- + 5I- + 6H+
= 3I2(使淀粉变蓝) + 3H2O
再滴加2～3滴6mol·L－1NaOH观察溶液颜色的变化
蓝色退去
3I2+ 6OH- = IO3- + 5I- + 3H2O
2. 浓度的影响

(1) 0.5 mL H2O + 0.5 mL CCl4 + 0.5 mL 0.1 mol·L-1 Fe2(SO4)3 + 0.5 mL 0.1 mol·L－1 KI，振荡后观察CCl4层颜色变化
紫色
2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2（紫色）
(2) 0.5 mL CCl4 + 0.5 mL 1mol·L－1 FeSO4 + 0.5 mL 0.1 mol·L-1 Fe2(SO4)3＋0.5 mL 0.1 mol·L－1KI，振荡后观察CCl4层颜色变化，并与上一实验观察CCl4层颜色颜色区别。
颜色变浅
I2浓度减小。或：
当上述反应平衡时，E(Fe3+/Fe2+)与E(I2/I-)相等。增大Fe2+浓度，E(Fe3+/Fe2+)减小，使得E(Fe3+/Fe2+)＜E(I2/I-)，反应逆向进行，I2浓度减小。
(3)上面实验中加NH4F固体，振荡观察CCl4层颜色变化
颜色变浅
Fe3+ + 6F- = FeF63-
使Fe3+浓度减小，Fe3+/Fe2+电极电势减小，反应的电动势减小，平衡时的反应量减小，生成的I2浓度减小
说明

氧化剂对应的电对中，增大还原型的浓度或减小氧化型的浓度，电对中氧化型物质的氧化能力将减弱，使氧化还原反应趋势减弱。
四、酸度对氧化还原反应速率的影响

0.5 mL 0.1 mol·L－1KBr + 2滴0.01 mol·L－1 KMnO4 + 0.5mL1mol·L－1H2SO4观察试管中紫红色褪去的速度
快
2MnO4- + 10Br- + 16H+
= 2Mn2+ + 5Br2 + 8H2O
用0.5mL6mol·L－1HAc代替上述实验中的H2SO4，观察试管中紫红色褪去的速度，并与上一实验比较
慢
2MnO4- + 10Br- + 16HAc
= 2Mn2+ + 5Br2 + 8H2O + Ac-
五、氧化数居中的物质的氧化还原性

(1) 0.5 mL 0.1 mol·L－1 KI + 2～3滴1 mol·L－1 H2SO4 +1～2滴 3% H2O2观察试管中溶液颜色的变化
棕黄色
2I- + H2O2 + 2H+ = I2 + 2H2O
I2在水中显棕黄色
(2) 2滴0.01mol·L－1 KMnO4 + 3滴 1 mol·L－1 H2SO4 + 2滴3% H2O2。观察试管中溶液颜色的变化
KMnO4退色
2MnO4- + 5H2O2 + 16H+
= 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O
a Mn2+为粉红色，观察不到

[注意事项]
1. 原电池中试剂的取量一般不要超过15 mL，因为量的多少对电极电势不影响，而对电流大小有影响。
2. 原电池实验中，导线接头不可与试剂接触，也不可将试剂滴到导线上，以免形成新的电极。
3. 化合物的颜色参看附录。
4. 实验报告按性质实验格式书写。

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