氧化还原反应与电极电势实验报告

1、氧化还原反应与电极电势实验报告 氧化还原反应实验报告 实验十二 氧化还原反应 一、实验目的 1 理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。2加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。 3进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。 教学重点 电极电势和氧化还原反应的关系。 教学难点 原电池、电解及电化学腐蚀等知识。 实验用品 仪器：低压电源、盐桥、伏特计 药品：0.5 molL-1Pb(NO3)2、(0.5、1 molL-1)CuSO4、0.5 molL-1 ZnSO4、 0.1 molL-1KI、0.1 molL-1FeCl3、0.1 mol.L-1KBr

2、、0.1 molL-1FeSO4、(1、3 molL-1) H2SO4、6 molL-1HAc、(2 molL-1、浓)HNO3、(0.01、0.1 molL-1)KMnO4、6 molL-1NaOH、0.1 molL-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸 材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒） 二、实验内容 （一）电极电势和氧化还原反应 12Fe3+ 2I-= 2Fe2+ I2 I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色 2Fe3+ Br-不起反应，CCl4层无色 3Cl2+ 2Br-= 2Cl-+ B

3、r2 Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色 （二）浓度和酸度对电极电势影响 1浓度影响 在两只50m L烧杯中，分别注入30mL 0.5molL-1 ZnSO4和0.5molL-1 CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。测量两电极之间的电压。 现象：伏特表指针偏到E=0.80处 解释：(-)：Zn2+2e-=Zn (+)：Cu2+2e-=Cu CuSO4溶液中加浓NH3.H2O到沉淀溶解为止，形成深蓝色溶液； Cu2+ + 4NH3 = Cu(NH3)42+ Cu2+下降, E变小，E=0.45V Zn

4、SO4溶液中加浓NH3.H2O至沉淀溶解为止; Zn2+ + 4NH3 = Zn(NH3)42+ Zn2+下降, E变大，E=0.76V 最后达到平衡, E=0.8V接近初起值. 2*酸度影响 在两只50mL烧杯中，分别注入FeSO4、K2Cr2O7溶液。FeSO4溶液中插入Fe片，在K2Cr2O7 溶液中插入C棒，将Fe片、C棒通过导线分别与伏特表的负极和正极相接,中间用盐桥连接，测量两极电压。 文档冲亿季，好礼乐相随mini ipad移动硬盘拍立得百度书包 现象：测得E=0.61V 解释：(-) Cr2O72-+ 6e- + 14H+ = 2Cr3+ 7H2O (+) Fe2+ 2e- =

5、 Fe 在K2Cr2O7中，慢慢加入1molL-1H2SO4,再加入6molL-1NaOH。 加H+后E = 1.1V 加OH-后E = 0.36V（三）浓度、酸度对氧化还原产物的影响 1浓度对产物的影响 Zn + 4HNO3(浓) = Zn(NO3)2+ 2NO2(红棕色)+ 2H2O 4Zn + 10HNO3(稀)= 4Zn(NO3)2+ NH4NO3+ 3H2O 2酸度对产物的影响 KMnO4+ H+Mn2+肉色（无色） KMnO4+ H2O MnO2棕黑 KMnO4+ OH- MnO42-绿色 （四）浓度、酸度对氧化还原反应方向的影响。 1 浓度影响 2Fe3+ 2I-= 2Fe2+

6、I2 Fe3+ 6F-= FeF63- I2易溶于CCl4呈紫色，加入Fe2+反应向逆方向进行、CCl4层颜色变浅；加入F-，生成 FeF63-，FeF63-不能氧化I-，CCl4层无色。 2*酸度影响 I2+ 2AsO33-+ 2H2O = 2I-+ 2AsO43-+ 4H+ AsO33-+ H2O - 2e- = AsO43-+ 2H+ 2I- - 2e- = I2 （五）酸度对氧化还原反应速率的影响 2MnO4-+ 16H+ 10Br-= 2Mn2+ 5Br2+ 8H2O H+越高，反应越快。硫酸是强酸，H+浓度高，反应速度快；醋酸是弱酸，H+不能全部电离出来，反应慢。 三、注意事项 1

7、加CCl4观察溶液上、下层颜色的变化； 2有NO2气体生成的反应，应在通风橱中做； 3注意伏特表的偏向及数值。篇二：第二节 氧化还原反应和电极电势 第二节 电极电势 知识要点 一、电极电势和电池电动势 1. 电极电势 (金属金属离子电极) 在铜锌原电池中,为什么电子从Zn原子转移给Cu2离子而不是从Cu原子转移给Zn2离子?这与金属在溶液中的情况有关,一方面金属M表面构成晶格的金属离子和极性大的水分子互相吸引,有一种使金属棒上留下电子而自身以水合离子Mn(aq)的形式进入溶液的倾向,金属越活泼,溶液 若两电极的各物质均处于标准状态,则其电动 势为电池的标准电动势,E =(+) () 电池中电极

8、电势 大的电极为正极,故电池的电动势 E 的值为正.有时计算的结果 E 为负值,这说明计算之前对于正负极的判断有误.E 0 是氧化还原反应可以自发进行的判据. 3. 标准氢电极 (气体 离子电极) 电极电势的绝对值无法测量,只能选定某种电极作为标准,其他电极与之比较,求得电极电势的相对值,通常选定的是标准氢电极. 标准氢电极是这样构成的:将镀有铂黑的铂片置于H+浓度(严格的说应为活度a)为1.0molkg 1 越稀,这种倾向越大,另一方面,盐溶液中的Mn(aq)离子又有一种从金属M表面获得电子而沉积在金属表面上的倾向,金属越不活泼,溶液越浓,这种倾向越大.这两种对立着的倾向在某种条件下达到暂时

9、的平衡: Mn(aq)neM 在某一给定浓度的溶液中,若失去电子的倾向大于获得电子的倾向,到达平衡时的最后结果将是金属离子Mn进入溶液,使金属棒上带负电,靠近金属棒附近的溶液带正电,如右图所示,这时在金属和 盐溶液之间产生电位差,这种产生在金属定于温度. 在铜锌原电池中,Zn片与Cu片分别插在它们各自的盐溶液中,构成Zn2/Zn电极与Cu2/Cu电极.实验告诉我们,如将两电极连以导线,电子流将由锌电极流向铜电极,这说明Zn片上留下的电子要比Cu片上多,也就是Zn2/Zn电极的上述平衡比 的硫酸溶液(近似为 1.0moldm3)中,如右图.然后不断地 通入压力为1.013105Pa的纯H2,使铂

10、黑吸附H2达到饱和,形成一个氢电极.在这个电极的周围发生了如下的平衡: H2 2H+ +2e 氢电极属于气体 离子电极.标准氢电极作为负极时,可以表示为 Pt | H2(1.013105Pa) | H+(1moldm3) 这时产生在标准氢电极和硫酸溶液之间的电势,叫做氢的标准电极电势,将它作为电极电势的相对标准,令其为零.在任何温度下都规定标准氢电极的电极电势为零(实际上电极电势同温度有关).所以很难制得上述那种标准氢电极,它只是一种理想电极. 用标准氢电极与其他各种标准状态下的电极组成原电池,测得这些电池的电动势,从而计算各种电极的标准电极电势,通常测定时的温度为298K.所谓标准状态是指组

11、成电极的离子其浓度为1moldm3(对于氧化还原电极来讲,为氧化型离子和还原型离子浓度比为1),气体的分压为1.013105Pa,液体或固体都是纯净物质.标准电极 电势用符号表示. Cu/Cu电极的平衡更偏于右方,或Zn/Zn电对与Cu2/Cu电对两者具有不同的电极电势,Zn2/Zn电对的电极电势比Cu/Cu电对要负一些.由于两极电势不同,连以导线,电子流(或电流)得以通过. 2. 原电池的电动势 电极电势 表示电极中极板与溶液之间的电势差.当用盐桥将两个电极的溶液连通时,若认为两溶液之间等电势,则两极板之间的电势差即两电极的电极电势之差,就是电池的电动势.用 E 表示电动势,则有E 2 22

12、 例如:标准氢电极与标准铜电极组成的电池,用电池符号表示为 2-1 ()Pt | H2(p) | H+(1moldm3)Cu2+(1moldm3) | Cu(+) 在298K,用电位计测得该电池的电动势E= 0.34V 4.金属金属难溶盐电极 如 Hg2Cl2/Hg 由金属及其难溶盐浸在含有难溶盐负离子溶液中组成的电极. 电极符号 Pt,Hg,Hg2Cl2(s)|Cl(c) 三、标准电极电势的应用 1. 标准电极电势表 E= ,得 = E+(), 故( Cu2+/Cu)= E(H+/H2) (+) () (+) =0.34V0V=0.34V 为测锌电极的电极电势,组成电池 ()Zn | Zn2

13、+(1moldm3)H+(1moldm3) | H2(p) | Pt(+) 用同样的的方法可测得该电池的电势为0.7628V E =() (),得() =()E, 故 (Zn2+/Zn)=(H+/H2) E = 0V 0.7629V= 0.7628V 则CuZn电池 ()Zn | Zn2+(1moldm3)Cu2+(1moldm3) | Cu(+) 2+ 2+的电动势E=Cu/Cu Zn/Zn =0.34V (0.76V)=1.1V 上述原电池装置不仅可以用来测定金属的标准电极电势,它同样可以用来测定非金属离子和气体的标准电极电势,对某些剧烈与水反应而不能直接测定的电极,例如Na+/Na,F2

14、/2F等的电极则可以通过热力学数据用间接方法来计算标准电极电势.应 当指出:所测得的标准电极电势是表示在标准 注意 标准电极电势的符号是正还是负,不因电极反应的写法而改变.如ZnZn Zn2+ + 2e对应的都是电对Zn2+/Zn 条件下,某电极的电极电势.所谓标准条件是指以 + 氢标准电极的电极电势H/H=0,电对的氧化2 Zn2+ + 2e或 型/还原型=1或Mn+=1mol dm3;T=298K.因此 标准电极电势是相对值,实际上是该电极同氢电极组成电池的电动势,而不是电极与相应溶液间电位差的绝对值. 二、 电极的类型及符号（四种电极） 1.金属金属离子电极 如 Zn/ZnCu/Cu 等

15、 电极符号 Zn|Zn (c) Cu|Cu (c) 2.气体离子电极 如 H/H2Cl2/Cl 需用一个惰性固体导体如铂（Pt)或石墨. 电极符号 Pt,H2(p)|H(c)Pt,Cl2(p)|Cl(c) Pt与H2之间用逗号隔开,p为气体的压力. 3.离子电极 如 Fe/Fe 等体系 将惰性电极插入到同一种元素不同氧化态的两种离子的溶液中所组成的电极. 电极符号 Pt|Fe(c1), Fe(c2) 2+ 3+ 3+ 2+ + 的标准电极电势. 标准电极电势和得失电子数多少无关,即与半反应中的系数无关,例如C12+2e =1.358V.也可以书写为1/2C12+e 其值(1.358V)不变.

16、2. 判断判断氧化剂和还原剂的强弱 2C1, C1, 2+2+ 标准电极电势高的电极,其氧化型的氧化能力 2+ 2+ 强;标准电极电势低的电极,其还原型的还原能力强.于是根据标准电极电势表,原则上可以判断一种氧化还原反应进行的可能性. 3.判断反应方向氧化还原反应进行的方向 判断反应方向氧化还原反应进行的方向与多种因素有关,例如,反应物的性质,浓度、介质的酸度和温度等.但是多种因素存在时,内因是事物变化的根据,外因是变化的条件.当外界条件一定时,如皆取标准状态,反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性.氧化还原反应发生的方向: 强氧化型1+强还原型2 = 弱还原型1+弱氧化型2 在标准状态下,标

17、准电极电势较大的电对的氧 + 化型能氧化标准电极电势数值较小的电对的还原型.这样判断氧化还原反应方向的根据是什么?将电池反应分解为两个电极反应,反应物中还原剂的电对作负极,反应物中氧化剂的电对作正极.当负极的电势更负,正极的电势更正,电子就可以自动地由负极流向正极.或者说,电流能自动地由正极流向负极.负极的还原型能将电子自动地给予正极的氧化型,电池电动势必须为正,即E0,反应就能自动向右进行. 例如:判断Zn+Cu=Zn+Cu反应是否向右进行? 分析 将反应物中还原型和它的产物的电对 作负极(): Zn2+2e=Zn, =0.7628V 2+ 2+ 恰好相反,所以使用时应加以注意.在两种氧化态

18、之间若构成一个电对,就用一条直线把它们联接起来,并在上方标出这个电对所对应的标准电极电势. 根据溶液的pH值不同,又可以分为两大类:A (A表 示酸性溶液Acid solution)表示溶液的pH=0;B(B表示碱性溶液Basic solution)表示溶液的pH=14.书写某一元素的元素电势图时,既可以将全部氧化态列出,也可以根据需要列出其中的一部分.例如碘的元素电势图: 将反应物中氧化型和它的产物的电对作正极Cu+2e=Cu =0.337V 查出标准电势,求出电池电动势: E=(+)()=(Cu2+/Cu)(Zn2+/Zn) 2+ =1.10V 0 故反应向右进行. 利用标准电极电势定量地

19、判断氧化还原方向的具体步骤可总结如下: 首先,求出反应物和生成物中元素的氧化数,根据氧化数的变确定氧化剂和还原剂; 分别查出氧化剂电对的标准电极电势和还原剂电对的标准电极电势; 以反应物中还原型作还原剂,它的电对为负极,以反应物中氧化型作氧化剂,它的电对为正极,求出电池标准状态的电动势:E= (+) () 也可以列出其中的一部分,例如: 从元素电势图不仅可以全面地看出一种元素各氧化态之间的电极电势高低和相互关系,而且可以判断哪些氧化态在酸性或碱性溶液中能稳定存在.现介绍以下几方面的应用. 1.利用元素电势图求算某电对的未知的标准电极电势. 若已知两个或两个以上的相邻电对的标准电极电势,即可求算

20、出另一个电对的未知标准电极电势.例如某元素电势图为 1 2 若E0,则反应自发正向(向右)进行,以符号表示; 若E0,则反应逆向(向左)进行,以符号表 示. 五、元素电势图及其应用 大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化态,各氧化态之间都有相应的标准电极电势,拉提默(Latimer)提出将它们的标准电极电势以图解方式表示,这种图称为元素电势图或拉提默图.比较简单的元素电势图是把同一种元素的各种氧化态按照高低顺序排成横列.关于氧化态的高低顺序有两种书写方式:一种是从左至右,氧化态由高到低排列(氧化型在左边,还原型在右边),另一种是从左到右,氧化态由低到高排列.两者的排列顺序 根据标准自由能变

21、化和电对的标准电极电势关系,经过一系列变化,可得 = n11+ n22 n1+n2 其中n1,n2分别为电对的电子 转移数) 2.判断歧化反应是否能够进行 由某元素不同氧化态的三种物质所组成两个电对,按其氧化态由高到低排列如下: 假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组 左 度等都是影响电极电势的重要因素,当然电极的种类是最根本的因素.对于一定的电极来讲,对电极电势影响较大的是离子的浓度,温度的影响较小.定性的看,在金属电极反应中,金属离子的浓度越 大,则Mn+ne 右 氧化态降低 成的电池电动势:E=成的电池电动势:E=化反应? 有关的电势图为: 0.163 0.521 A/v Cu2CuC

22、u 因为右左,所以在酸性溶液中,Cu+离子不稳定,它 正 负= 右 右 左 上的负电荷,使电极电势增大. Mn+离子浓度越小,有更多的M失去电子变成M n+离子,从而增多电极 上的负电荷,使电极电势减小.在Fe3+eFe2+离子浓度,都将使平衡向右移动,结果减少了电极上的负电荷,使电极电势增大.反之, 减少Fe3+离子浓度或增大Fe2+离子浓度,会使电极电势降低.总之,高氧化数(氧化型)离子的浓度越大,则电极电势越高;低氧化数(还原型)离子的浓度越大,则电极电势越低.换句话说, 氧化型/还原型 越大,则电极电势越高.氧化型或还原型表示氧化型物质(如Fe3+)或还原型物质(如Fe2+)的物质的量

23、的浓度(严格的说应该是活度). 2. 能斯特(Nernst)方程 由热力学的关系式导,可得出电极电势同离子的浓度、温度等因素之间的定量关系Nernst方程: 对电极反应 氧化型+ne=还原型 有 =+ M 平衡向右移动,减少电极 假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组 右 左0,即 + 左 根据以上原则,来看一看Cu是否能够发生歧 Fe2+电极反应中,增大Fe3+离子浓度或减小 将发生下列歧化反应: 2Cu+=Cu+Cu2+ 又如铁的电势图 0.521 30.77 /v FeFe2Fe A 2+因为右左,Fe不能发生歧化反应. 3+2+3+但是由于左右,Fe/Fe电对中的Fe离子 可氧化Fe

24、生成Fe2+离子: Fe3+Fe=2Fe2+ 可将上面讨论的内容推广为一般规律:在元素电势图 A B C中,若,物质B将自发发生歧右左 RT氧化型 ln nF还原型 应用这个方程时应注意： 方程式中的氧化型和还原型并非专指氧化 数有变化的物质,而是包括了参加电极反应的所有物质. 在电对中,如果氧化型或还原型物质的系数不 是1,则氧化型或还原型要乘以与系数相同的方次. 如果电对中的某一物质是固体或液体,则它们 的浓度均为常数,常认为是1. 如果电对中的某一物质是气体,它的浓度用气 体分压来表示. 典型例题 例1 在稀H2SO4溶液中,KMnO4 和FeSO4发生以下反应: +2+2+3+ MnO

25、 4 H Fe ? Mn Fe 左 右 化反应,产物为A和C.若左右,当溶液中有A和C存在时,将自发地发生睦化反应的逆反应,产物为B. 六、影响电极电势的因素 1.定性的讨论 如前所述,电极电势是电极和溶液间的电势差.这种电势差产生的原因,对于金属电极来讲,是由于在电极上存在Mn+neM电极反应的 缘故.对于氧化还原电极采讲(如Fe3+/Fe2+电极),是由于在惰性电极上存在 Fe3+e Fe2+电极 反应的结果.因此,从平衡的角度上看,凡是影响上述平衡的因素都将影响电极电势的大小.显然,电极的本质、溶液中离子的浓度、气体的压强和温 如将此反应设计为原电池,写出正、负极的反应,电池反应和电池符

26、号. 解 电极为离子电极,即将一金属铂片插入到含有Fe、Fe溶液中,另一铂片插入到含有MnO 、 4 生成I, AsO3失电子生成AsO3. 34 解 (1)形成了原电池,将化学能转化为电能. (2)该反应是一个可逆反应,加盐酸时,增大反应物H+浓度,平衡向正反应方向进行;加氢氧化钠时中和H+,减小反应物H+的浓度,平衡向逆反应方向进行. (3)C1:2I2e=I2, C2:AsO3+2e+2H+= AsO3+H2O 43 2+3+ Mn2 及H+ 的溶液中,分别组成负极和正极: 负极反应: Fe2Fe3+ e 正极反应: MnO8H5eMn2+4H2O 4 电池反应: MnO8H5Fe2Mn

27、25Fe3+ 4H2O 4 电池符号: ()Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)|MnO (c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+) 4 例2 已知反应:AsO3 + I AsO3 + I2 +H2O 43 (4)C1:I2 +2e=2I, C2:AsO32e+H2O= AsO3+2H+ 34 例3 实验室制备氯气的方法之一是常用MnO2和浓度为12molL1的浓HCl反应,而不用MnO2和浓度为1molL1的稀HCl反应?请用电极电位说明理由. 分析 不仅酸、碱、盐之间进行离子互换反应是有条件的,同样地,氧化剂与还原剂之间的反应也是有条件的.条件是: 氧还0 反应向右进行 氧

28、还0 反应向左进行 氧还=0 反应达到平衡 若氧化剂与还原剂的电位相差较大(一般大断. 但是如果氧化剂与还原剂的电位相差较小(一般小于0.2V)时,由于溶液的浓度或酸度改变,均种情况下,必须算出非标准情况下的电位,然后才能进行判断. 解 MnO2与HCl的反应 MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O 当HCl浓度为lmolL1时,按标准电极电位判断反应方向： MnO2+4H+2e (未配平),现设计成如图的实验装置,进行下述操作: ()向(B)烧杯中逐滴加入浓盐酸发现微安表指针偏转; ()若改向(B)烧杯中滴 加40%NaOH溶液,发现微安表指针向相反的方向偏转,试回答下列问题: 两

29、次操作过程中指针为什么会发生偏转? 两次操作过程中指针偏转方向为什么相(3)()操作中C1上发生的反应为,C2,C2 上发生的反应 反?试用化学平衡移动的原理加以解释 于0.2V) 的情况下 ,可以用标准电极电位直接来判 (4)()操作中C1上发生的反应为可引起电位的变化 ,从而可使反应方向改变.在这为 . 分析 (1)指针发生偏转表示有电流通过,说明形成了原电池,将化学能转化为电能. (2)在原电池中指针向负极一边偏转,两种操作指针偏转方向相反,说明总反应是一个可逆反应.加HCl与加NaOH时,发生的反应刚好相反即为可逆反应.从题给反应来看,加盐酸时,增大反应物H + + + 浓度,平衡向正

30、反应方向进行,加氢氧化钠时中和H,减小反应物H的浓度,平衡向逆反应方向进行,故两种操作刚好使得电子转移方向相反,故检流计的指针偏转方向相反. (3)加盐酸时,总反应向右进行,故C1上I失电子 生成I2,C2上AsO3得电子生成AsO3. 43 Cl2+2e2Cl =1.36V 因为E=(MnO/Mn2+) ( Cl/ Cl) Mn2+2H2O =1.23V =1.23V1.36V=0.13V0, 故MnO2与lmoll1的稀HCl不会发生反应. 当HCI浓度为12molL 1 22 1 的浓HCl 时,H+=12molL.若 Mn2+=lmolL1,此时氧化剂的电位为 (4)加氢氧化钠时,总反

31、应向左进行,故I2得电子篇三：实验五 氧化还原反应与电极电势 实验五 氧化还原反应与电极电势 一、实验目的 1、掌握电极电势对氧化还原反应的影响。 2、定性观察浓度、酸度对电极电势的影响。 3、定性观察浓度、酸度、温度、催化剂对氧化还原反应的方向、产物、速度的影响。 4、通过实验了解原电池的装置。 二、实验原理 氧化剂和还原剂的氧化、还原能力强弱，可根据她们的电极电势的相对大小来衡量。电极电势的值越大，则氧化态的氧化能力越强，其氧化态物质是较强氧化剂。电极电势的值越小，则还原态的还原能力越强，其还原态物质是较强还原剂。只有较强的氧化剂才能和较强还原剂反应。即氧化剂-还原剂0时，氧化还原反应可以

32、正方向进行。故根据电极电势可以判断氧化还原反应的方向。 利用氧化还原反应而产生电流的装置，称原电池。原电池的电动势等于正、负两极的电极电势之差：E = 正-负。根据能斯特方程： ?0.0591氧化型?lg n半还原型 其中氧化型/还原型表示氧化态一边各物质浓度幂次方的乘积与还原态一边各物质浓度幂次方乘积之比。所以氧化型或还原型的浓度、酸度改变时，则电极电势值必定发生改变，从而引起电动势E将发生改变。准确测定电动势是用对消法在电位计上进行的。本实验只是为了定性进行比较，所以采用伏特计。浓度及酸度对电极电势的影响，可能导致氧化还原反应方向的改变，也可以影响氧化还原反应的产物。 三、仪器和药品 仪器

33、：试管，烧杯，伏特计，表面皿，U形管 药品：2 molL-1 HCl，浓HNO3， 1molL-1 HNO3，3molL-1HAc，1molL-1 H2SO4，3molL-1 H2SO4，0.1molL-1 H2C2O4，浓NH3H2O（2molL-1），6molL-1NaOH，40%NaOH。 1molL-1 ZnSO4，1molL-1 CuSO4，0.1molL-1KI，0.1molL-1AgNO3，0.1molL-1KBr，0.1molL-1FeCl3，0.1molL-1Fe2(SO4)3，0.1molL-1FeSO4，1molL-1FeSO4， 0.001molL-1KMnO4，0.1

34、molL-1Na2SO3，0.1molL-1Na3AsO3， 0.1molL-1 MnSO4， 0.1molL-1NH4SCN， 0.01molL-1I2水，Br2水，CCl4，固体NH4F，固体0.4molL-1K2Cr2O7，(NH4)2S2O8，饱和KCl。锌粒，琼脂，电极（锌片、铜片、铁片、碳棒），水浴锅，导线，鳄鱼夹，砂纸，红色石蕊试纸。 四、实验内容 1电极电势和氧化还原反应 （1）在试管中分别加入少量0.5mL 0.1molL-1 KI溶液和2滴0.1molL-1 FeCl3溶液，混匀后加入0.5mL CCl4，充分振荡，观察CCl4层颜色有何变化？ （2）用0.1molL-1K

35、Br溶液代替KI进行同样实验，观察CCl4层是否有Br2的橙红色？ （3）分别用Br2水和I2水同0.1molL-1FeSO4溶液作用，有何现象？再(来自:WwW.xIelW.cOm 写 论文 网:氧化还原反应与电极电势实验报告)加入1滴0.1molL-1NH4SCN溶液，又有何现象？ 根据以上实验事实，定性比较Br2/Br-、I2/I-、Fe3+/Fe2+三个电对的电极电势相对高低，指出哪个物质是最强的氧化剂，哪个物质是最强的还原剂，并说明电极电势和氧化还原反应的关系。 2浓度和酸度对电极电势的影响 （1）浓度影响 1） 在两支50mL烧杯中，分别加入30mL 1molL-1 ZnSO4和3

36、0mL 1molL-1 CuSO4溶液。在ZnSO4溶液中插入Zn片，在CuSO4溶液中插入Cu片，用导线将Zn片和Cu片分别与伏特计的负极和正极相连，用盐桥连通两个烧杯溶液，测量电动势（如图33所示）。 2）取出盐桥，在CuSO4溶液中滴加浓NH3H2O溶液并不断搅拌，至生成的沉淀溶解而形成蓝色溶液，放入盐桥，观察伏特计有何变化。利用能斯特方程解释实验现象。 CuSO4 + 2NH3H2O = Cu2(OH)2SO4 + (NH4)2SO4 (NH4)2SO4 + 2NH3H2O = 2Cu(NH3)42+ + SO42- + 2OH- 图33 原电池装置 3）再取出盐桥，在ZnSO4溶液中

37、滴加浓NH3H2O溶液并不断搅拌至生成的沉淀溶解后，放入盐桥，观察伏特计有何变化。利用能斯特方程解释实验现象。 ZnSO4 + 2NH3H2O = Zn (OH)2+ (NH4)2SO4 Zn (OH)2+ 4NH3 = Zn(NH3)42+ + 2OH- （2）酸度影响 1）取两支50mL烧杯，在一只烧杯中注入30mL 1molL-1 FeSO4溶液，插入Fe片，另一只烧杯中注入30mL 0.4molL-1 K2Cr2O7溶液，插入碳棒。将Fe片和碳棒通过导线分别与伏特计的负极和正极相连，用盐桥连通两个烧杯溶液，测量电动势。 2）往盛有K2Cr2O7的溶液中，慢慢加入1molL-1 H2SO

38、4溶液，观察电压有何变化？再往K2Cr2O7的溶液中逐滴加入6molL-1NaOH，观察电压有何变化？ 3浓度和酸度对氧化还原产物的影响 （1）取两支试管，各放一粒锌粒，分别注入2mL浓HNO3和1molL-1 HNO3，观察所发生现象。写出有关反应式。浓HNO3被还原后的产物可通过观察生成气体的颜色来判断。稀HNO3的还原产物可用气室法检验溶液中是否NH4+离子生成的方法来确定。 气室法检验NH4+离子：将5滴被检验溶液滴入一个表面皿中，再加3滴40%NaOH混匀。将另一个较小的表面皿中黏附一小块湿润的红色石蕊试纸，把它盖在大的表面皿上做成气室。将此气室放在水浴上微热两分钟，若石蕊试纸变蓝色，则表示有NH4+离子存在。 加入3mL去离子水，用pH试纸测定其pH值，再分别加入5滴0.1molL-1 HCl或0.1molL-1NaOH溶液，测定它们的pH值。 （2）在3支试管中，各加入0.5mL0.1molL-1 Na2SO3溶液，再分别加入1molL-1 H2SO4、蒸馏水、6molL-1NaOH溶液各0.5mL，摇匀后，往三支试管中加入几滴0.001molL-1KMnO4溶液。观察反应产物有何不同？写出有关反应式。 4浓度和酸度对氧化还原反应方向的影响 （1）浓