实验15 氧化还原反应和氧化还原平衡

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，若的差值大于0.5Ｖ，可以忽略浓度、温度等因素的影响，直接用

与

数值的大小来确定该反应进行的方向。 [实验内容] 实验内容 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 (2)KBr代替KI进行上述实验 (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 比较电极电势 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 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2+2+实验现象 紫色 解释和反应 2I- + 2Fe3+ = I2(紫色)+2Fe2+ 无变化 紫色 溴水退色 0.9V Cu/ Cu为 正极 E0Fe3+/Fe2+ ＜ E0Br2/Br-，不能反应 E0Fe3+/Fe2+ ＞ E0I2/I-，不能反应 Br2 +2Fe2+= 2Br- + 2Fe3+ Br2 /Br-＞Fe3+/Fe2+＞I2/I- 电压升高 Zn2+ + 2e−= Zn 加入NH3水时，形成[Zn(NH3)4]，使[Zn]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+

(2)CuSO4浓差电池:0.01mol·L－1 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 为正极CuSO4和1mol·L－1 CuSO4组成原电池，浓度大的一端 ) 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 H2O被电解。阴极反应为：2H2O + 2e− = H2 ↑+ 2OH− 使酚酞变红。 针，然后在表面皿上放一小块滤纸， 一端出现红色三、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 用0.5mLH2O代替H2SO4，观察溶液颜 产生棕色沉淀色的变化 用0.5mL6mol·L－1NaOH代替H2SO4，观察溶液颜色的变化 (2) 0.5mL0.1mol·L－1KI + 2滴0.1 mol·L－1 KIO3＋淀粉，观察溶液颜色

KMnO4退色a 3SO32- + 2MnO4- + H2O 5SO32- + 2MnO4- + 6H+ = 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O =3SO42- + 2MnO2↓ (棕色) + 2OH- 溶液变绿 无变化SO32- + 2MnO4- + 2OH- =SO42- + 2MnO42-↓ (绿色) + H2O

的变化 上述溶液中滴加2～3滴1mol·L－1 溶液变蓝 蓝色退去 紫色 IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2(使淀粉变蓝) + 3H2O 3I2+ 6OH- = IO3- + 5I- + 3H2O 2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2（紫色）H2SO4后，观察溶液颜色的变化 再滴加2～3滴6mol·L－1NaOH观察溶液颜色的变化 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(2) 0.5 mL CCl4 + 0.5 mL 1mol·L－1 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。 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。(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 用0.5mL6mol·LHAc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 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

－1 快 2MnO4- + 10Br- + 16H+ = 2Mn2+ + 5Br2 + 8H2O 慢 2MnO4- + 10Br- + 16HAc = 2Mn2+ + 5Br2 + 8H2O + Ac- 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 a Mn2+为粉红色，观察不到

[注意事项]

KMnO4退色 2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ = 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O 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。