05 第四章 氧化还原滴定法.pptx

第1页：第4章氧化还原滴定法

第4章氧化还原滴定法：第4章氧化还原滴定法Oxidation-ReductionTitrations

第2页：4.1氧化还原平衡

4.1氧化还原平衡：Oxidation—ReductionEquilibria）4.1.1氧化还原电对的分类与区别

第3页：

第4页：对称电对与不对称电对

对称电对与不对称电对：的系数不同。2、区别如Fe3++e-=Fe2+，-+-2+MnO4+8H+5e=Mn+4H2O不对称电对：电对半反应中，氧化态与还原态--如I2+2e= 2I，2-+-3+Cr2O7+14H+6e=2Cr+7H2O

第5页：4.1.2电极电势

4.1.2电极电势：E的计算可逆氧化还原电对的电极电势可用Nernst公式（25℃）求得。用Nernst公式计算不可逆电对的电极电势，其结果仅能作初步判断。对于均相氧化还原电对O+ne-=R氧化态还原态

第6页：Nernst公式与标准电极电势

Nernst公式与标准电极电势：Nernst公式EE0.059lgaOOa,aREE0.059lg[O]n[R]1、根据标准电极电势E计算naR为活度V（伏特）如忽略离子强度的影响，则[O]，[R]为平衡浓度V（伏特）

第7页：有H+参加电对的电势计算

有H+参加电对的电势计算：有H+参加的电对半反应的平衡电势E的计算：CrO214H6e2Cr37HO272根据E，用Nernst公式计算V6lg27[Cr3]20.059[CrO2][H]14EE

第8页：根据条件电势计算E

根据条件电势计算E：则由电对半反应．V2、根据条件电势E/计算E/OneRNernst公式为EE/0.059lgCOnCRCO,CR为分析浓度（总浓度）

第9页：4.1.3条件电势

4.1.3条件电势：1、定义：是在特定条件下（考虑离子强度，酸度或存在副反应），氧化态与还原态的分析浓度（即总浓度）都为1mol·L-1时E的/实际电势。用表示条件电势

第10页：有副反应时的电极电势

有副反应时的电极电势

• O+ne-=R，E如氧化态和还原态均有副反应，则该电对的平衡电势E可表示为：nR[R]EE0.059lgaOnaRE0.059lgO[O]a:活度:活度系数
• 2、条件电势E'计算式的推导：

第11页：副反应对电极电势的影响

副反应对电极电势的影响：得O[O]COR[R]CRO,R为副反应系数；CO,CR为总浓度EE0.059lgO[O]nR[R]E0.059lgOR0.059lgCOnROnCR

第12页：条件电势表达式推导

条件电势表达式推导

即nROEE0.059lgORE/EE0.059lgORnRO0.059lgCOnCR当CO=CR=1mol·L-1时

第13页：条件电势的表达式

条件电势的表达式：E/E0.059lgORnRO条件电势反映了离子强度与各种副反应影响的总结果。在处理氧化还原反应的电势计算时，尽量采用条件电势(见附录表16)。条件电势的计算请见p139例4。根据条件电势计算平衡电势请见p138例2，P139例3。3、E/计算式为

第14页：4.1.4 氧化还原平衡常数

4.1.4 氧化还原平衡常数：[R]n2[O]n1K12[R2]n1[O1]n24.1.4氧化还原平衡常数对于氧化还原反应n2O1n1R2n1O2n2R11、平衡常数K与条件平衡常数K的表达式1R2O1nnR1O2Cn1Cn2C2CK/

第15页：氧化还原平衡常数计算式

氧化还原平衡常数计算式：lg2121[R]nnlgK120.059[O][R1]n2[O2]n1n(EE)21EE如有关电对为O1n1eR1O2n2eR22、K的计算式n是n1与n2的最小公倍数

第16页：条件平衡常数K′的计算

条件平衡常数K′的计算：lgCn1Cn2R2O1Cn2Cn1R1O2n(E/E/)lgK/120.059n是n1与n2的最小公倍数。1E/3、K’的计算式如有关电对为O1n1eR12E/O2n2eR

第17页：K与K′的应用

K与K′的应用：4、K与K’的应用衡量氧化还原滴定至化学计量点时，滴定反应进行的程度。可以根据K与K’的表达式计算出SP时氧化形浓度与还原形浓度的比值，说明滴定反应进行的程度（请参见P140，例6）

第18页：反应进行程度计算示例

反应进行程度计算示例：Sn22Fe2Sn43Fe3Sn2Fe3(c(cFe2)2cSn4(cFe2)3K2c243222SnFeFeSn,n1nn1n根据反应的化学计量系数

第19页：反应进行程度计算（续）

反应进行程度计算（续）

)3)3Sn2Fe3(cSn4)3(cFe2)3K(c或K(c11c22FecSn4c3,2Fe所以cSn2代入Fe3Sn2(cFe2)2cSn4K(c)2c

第20页：反应完全程度的计算结果

反应完全程度的计算结果：得23FecFe2Fe3Fe3Fec1.3106c1.3106cFe3cc1.3106cFe3所以1.3106cFe3cFe2cFe2反应进行的程度

第21页：反应进行的程度

反应进行的程度：反应进行的程度11.31061.3106cFe3cFe2cFe20.99999999.9999%

第22页：4.2 氧化还原滴定原理

4.2 氧化还原滴定原理

• 4.2.1氧化还原滴定指示剂
• 1、自身指示剂
• 2、显色指示剂
• 3、本身发生氧化还原反应的指示剂

第23页：1、自身指示剂

1、自身指示剂：是氧化还原滴定中的滴定剂或被测物质。条件：本身有颜色，反应后无色或浅色，它能和无色或浅色的物质发生氧化还原反应。如氧化还原滴定中的KMnO4，当反应达SP后，过量KMnO4浓度约为2x10-6mol/L时，溶液就呈粉红色。23

第24页：2、显色指示剂

2、显色指示剂

• 本身不具有氧化还原性，但在氧化还原反应后产生特殊的颜色，故可指示滴定终点
• 如可溶性淀粉+I2↓
• 深兰色化合物I-→(兰色消失）

第25页：淀粉指示剂的变色灵敏度

淀粉指示剂的变色灵敏度：直链结构+I2→深兰色支链结构+I2→红紫色与酸度有关：2.0﹤pH﹤9.0变色灵敏。与温度有关：温度升高，灵敏度降低。与醇类存在有关：在50%的乙醇溶液中无兰色出现。starch结构

第26页：3、氧化还原指示剂

3、氧化还原指示剂：对半反应为：InneInA色B色InInE(E/)由于氧化态In和还原态In具有不同的颜色，因此可根据滴定过程中颜色的突变来指示滴定终点

第27页：氧化还原指示剂的平衡电势

氧化还原指示剂的平衡电势：0.059lg[In]公式得到：EE1[In]1010[In]nInEE0.059VnIn或EE/0.059V，可得氧化还原指示剂的变色电势范围：当

第28页：氧化还原指示剂的变色点

氧化还原指示剂的变色点：[In]1InEEIn或EE/Vn[In]In0.059lg[In]EE[In]可得指示剂的变色点电势E

第29页：氧化还原指示剂的选择

氧化还原指示剂的选择

• In氧化还原指示剂的选择：
• 应尽量使指示剂的变色点电势E（E或E/)与反应的化学计量点电InIn势Esp一致，以减小终点误差。常用氧化还原指示剂及其E/请参见P145表4–1

第30页：4.2.2氧化还原滴定曲线

4.2.2氧化还原滴定曲线

• 1、氧化还原滴定反应类型
• ①对称的氧化还原滴定反应：由两个对称电对组成的氧化还原滴定反应
• ②不对称的氧化还原滴定反应：组成氧化还原滴定反应的两电对中至少有一个是不对称电对

第31页：可逆与不可逆滴定反应

可逆与不可逆滴定反应：应：组成反应的两个电对都是可逆电对。如Ce4Fe2Ce3Fe3不可逆氧化还原滴定反应：组成反应的两个电对中至少有一个不可逆电对。如MnO5Fe28HMn25Fe34HO

第32页：氧化还原滴定反应类型

氧化还原滴定反应类型：氧化还原滴定反应不可逆的氧化还原滴定反应对称的氧化还原滴定反应√

第33页：2、滴定曲线的绘制以可逆氧化还原

2、滴定曲线的绘制以可逆氧化还原：⑴滴定体系：在1mol/LH2SO4介质中Ce4+标准溶液滴定0.1000mol/L→Fe2+溶液0.1000mol/L20.00mL⑵滴定反应（氧化剂滴还原剂）：Ce4Fe2Ce3Fe3

第34页：条件平衡常数的计算

条件平衡常数的计算：34(3)计算条件平衡常数已知两电对电子转移数n1= n2=1lgK1(1.440.68)12.880.059/11.44V0.68V/2Ce4eCe3EFe3eFe2E

第35页：滴定过程中电势的计算

滴定过程中电势的计算：⑷滴定过程中,电对平衡电势E的计算：20.00VFe2V4(加入)V4(加入)aCeCe滴定分数滴定前滴定分数a=0.000溶液中存在电对Fe3+/Fe2+由于Fe3+为Fe2+在空气中氧化产生，具体浓度不知道，故滴定前电势无法计算

第36页：滴定开始至SP前

滴定开始至SP前：Fe2Ce3Fe3溶液中存在电对：Fe3+/Fe2+;Ce4+/Ce3+反应达平衡时∵E池=E正-E负=0∴E1(正)=E2(负)即E1=E2=E故只需选用一个电对计算E即可

第37页：滴定前期电势计算电对的选择

滴定前期电势计算电对的选择：/Fe2还原剂电对计算E.2/Fe0.059lgcFe3n2cEE2此过程一般计算9个点。（接上页）选择电对用Nernst公式计算平衡时，cCe4很小，且计算较麻烦，而cFe3和cFe2容易计算

第38页：滴定前期电势计算示例

滴定前期电势计算示例：溶液10.00mL时(a0.5000)2/Fen2cEE220.0010.000.059lgcFe32(剩)(20.0010.00)0.1000Fec20.0010.003(产物)10.000.1000Fec

第39页：滴定分数a=0.50处的电势

滴定分数a=0.50处的电势：/0.059lg10.00120.0010.002EE/0.68V2得EE滴定开始至SP前计算E示例(接上页)即所以滴定分数a0.50处的电势等于还原剂的条件电势

第40页：滴定分数a=0.999处的电势

滴定分数a=0.999处的电势：如滴入Ce4+溶液19.98mL(a=0.999)2/Fe0.059lgcFe3n2cEE22/n20.0010.059lg0.999EE2/n0.059lg1032即EE因为a0.999所以

第41页：滴定前期电势计算（续）

滴定前期电势计算（续）：/n2公式EE/0.68V2本例：a0.999,n21,E1E0.680.05930.86V0.059lg103式为计算滴定曲线突跃范围一端(a0.999)E的通式

第42页：化学计量点电势Esp的计算

化学计量点电势Esp的计算：/Fe2,Ce4/Ce3SP时，cCe4和cFe2都很小且计算较麻烦，故不能用Nernst公式计算Esp.根据EspE1E2可推导出：Ce4Fe2Ce3Fe3化学计量点n1n2Esp1122nE/nE/Esp计算式

第43页：化学计量点电势Esp计算式

化学计量点电势Esp计算式：n1n2Esp1122nE/nE/Esp计算式本例：n1=n2=1,E/11.44VE/20.68VV11Esp11.4410.681.06注意：该Esp计算式只适合于对称的氧化还原滴定反应，与电对的浓度无关

第44页：化学计量点后

化学计量点后：Fe2Ce3Fe3溶液中存在电对Fe3/Fe2,Ce4/Ce3cFe2很小且计算较麻烦，而cCe4和cCe3容易计算。平衡时E=E1=E2故可选用容易计算浓度的电对计算E

第45页：化学计量点后电对的选择

化学计量点后电对的选择：选用电对选用Ce4+/Ce3+氧化剂电对计算平衡电势E。30.059lgcCe4/1Cen1cNernst公式EE此过程一般计算4个点

第46页：化学计量点后电势计算示例

化学计量点后电势计算示例：02mL，计算0.0591Ce3lgccCe4n/E。解：EE11/EE0.059lg1.0011.000n11.0001/0.059lg103n1即EE因为a=1.001所以

第47页：突跃范围一端电势通式

突跃范围一端电势通式：/0.059lg103n1公式EE该式就是计算滴定曲线突跃范围一端E的通式。1/111.44VE1.440.059(3)1.26V本例：a1.001,n1,E

第48页：化学计量点后电势计算示例（续）

化学计量点后电势计算示例（续）：00mL，计算0.0591Ce3lgccCe4n/E。解：EE11/0.059lg2.0001.000n11.000因为a=2.000所以EE

第49页：滴定分数a=2.00处的电势

滴定分数a=2.00处的电势：/11.44V即EE可见滴定分数a=2.00处的平衡电势E就是氧化剂电对的条件电势

第50页：绘制氧化还原滴定曲线

绘制氧化还原滴定曲线：50⑸绘制滴定曲线将不同滴定分数a时对应计算的E值列成表如P148表4-2。用电势E作纵坐标，滴定分数a作横坐标，即可绘出滴定曲线

第51页：可逆滴定曲线的突跃特征

可逆滴定曲线的突跃特征：当两电对的电子转移数n1=n2时Esp位于突跃范围的中点。E/V

第52页：不可逆氧化还原滴定曲线

不可逆氧化还原滴定曲线：⑹不可逆氧化还原滴定反应的滴定曲线：例如，用KMnO4溶液滴定Fe2+溶液.滴定反应（氧化剂滴还原剂）2MnO5Fe28HMn25Fe34HO4SP前，按Fe3+/Fe2+电对计算E；SP后，按MnO4/Mn电对计算-2+E

第53页：不可逆滴定曲线的突跃特征

不可逆滴定曲线的突跃特征：n1≠n2时，E/VEsp不位于突跃范围的中点

第54页：4.3氧化还原滴定的预处理

4.3氧化还原滴定的预处理：态（氧化为高价态或还原为低价态）的步骤，称为预先氧化或预先还原处理

第55页：4.3氧化还原滴定的预处理（续）

4.3氧化还原滴定的预处理（续）：铁矿样+浓HCl→(分解试样)加热Fe3++还原剂(过量)↓还原剂(剩)和Fe2+然后用K2Cr2O7标准溶液滴定Fe2+→先除去还原剂(剩)↓

第56页：预氧化剂与预还原剂的要求

预氧化剂与预还原剂的要求：a.反应进行完全，速率快；b.过量的氧化剂或还原剂易于除去；c.反应具有一定的选择性

第57页：4.3.1常用预氧化剂

4.3.1常用预氧化剂：2、KMnO4:Cr3+→CrO4(碱性)，2-加NaNO2和尿素4-4、HClO4:I-→IO3，3、H2O2:Cr3+→CrO2-(碱性)，煮沸稀释-Cr3+→Cr2O72-(浓热酸，遇有机物爆炸)5、KIO4:Mn2+→MnO4(酸性)，光度法除去

第58页：4.3.2常用预还原剂

4.3.2常用预还原剂：3、金属还原剂(铝、锌、铁)如锌汞齐还原柱：Fe3+→Fe2+Cr3+→Cr2+,Ti4+→Ti3+,V5+→V2+4、SO2:Fe3+→Fe2+,As5+→As3+煮沸或通CO2除去加HgCl

第59页：

第60页：4.4 氧化还原滴定法的应用

4.4 氧化还原滴定法的应用：析法之一，它可用于无机物和有机物含量的测定。常用的滴定剂为：滴定剂还原剂：FeSO4，Na2S2O3等氧化剂：KMnO4，K2Cr2O7，I2，Ce2等

第61页：4.4.1高锰酸钾法

4.4.1高锰酸钾法：KMnO4，PotassiumPermanganate）1、KMnO4的氧化还原电对半反应MnO-+8H++5e-=Mn2++4HO42E1.51VE0.59VE0.564V422MnO-+2HO+3e-=MnO+4OH-MnO4+e=MnO4--2-

第62页：2、KMnO4溶液的配制和标定

2、KMnO4溶液的配制和标定：2、KMnO4溶液的配制和标定1配制方法（请参见P159）2标定：标定KMnO4的基准物质有Na2C2O4，As2O3，H2C2O4·2H2O和纯铁丝等。常用Na2C2O4，标定反应为2MnO5CO216H4242Mn210CO28H2O

第63页：KMnO4标定的反应条件

KMnO4标定的反应条件

• a.温度70~85℃b.酸度：0.5~1mol·L-1H2SO4c.滴定速度：开始滴定时不宜太快
• d.催化剂：Mn2+e.指示剂：KMnO4或二苯胺磺酸钠等f.滴定终点：粉红色在0.5~1min.内不褪4242Mn210CO28H2O2MnO5CO216H

第64页：KMnO4法的滴定方式

KMnO4法的滴定方式：直接滴定法：滴还原性物质，如H2O2，Fe2+，Mn2+，As3+，C2O42-等。2返滴定法：测定某些氧化性物质,如软锰矿中MnO2的测定

第65页：KMnO4法间接滴定

KMnO4法间接滴定：测定非氧化还原性物质,如Ca2+,Th4+和稀土元素等。4、KMnO4法的应用地表水、饮用水和生活污水中COD的测定：COD指数越高，水体中还原性物质越多，污染越严重

第66页：化学需氧量COD

化学需氧量COD：COD是度量水体受还原性物质污染程度的指标，称为化学需氧量。它表示水体中还原性物质所消耗的氧化剂的量。将其换算成氧的质量浓度（mg·L-1）来计量

第67页：COD测定的步骤

COD测定的步骤：水样KMnO4（剩）量）+K2SO4+KMnO4（过还原性物质被氧化沸水浴+Na2C2O4（过量）Na2C2O4（剩）KMnO4标液滴定

第68页：甲醇的高锰酸钾法测定

甲醇的高锰酸钾法测定：例如甲醇CH3OHCH3OH+KMnO4标液(过量)OH（碱性）CO32-4MnO2-酸化溶液4MnO2-歧化MnO4-MnO2+FeSO4标液←(过量)Mn2+Fe2+(剩)KMnO标液滴Fe42+

第69页：4.4.2重铬酸钾法

4.4.2重铬酸钾法

• K2Cr2O7，PotassiumDichromate）1、优点及氧化能力
• a.可以直接称量干燥后的K2Cr2O7配制标准溶液，不需标定。可长期保存。b.K2Cr2O7的氧化能力没有KMnO4强，故可在室温、1mol·L-1HCl溶液中滴定Fe2+

第70页：Cr2O72-/Cr3+电对的条件电势

Cr2O72-/Cr3+电对的条件电势：c.在酸性介质中，Cr2O72-/Cr3+电对的条件电势小于标准电势。2(E1.33V)27CrO214H6e2Cr37HO2、应用：测定混合液中的Cr3+及Fe3+的含量

第71页：铁矿石中Fe的测定示例

铁矿石中Fe的测定示例：(过量)原Fe预先还Fe2+,Cr3+SnCl2(剩)+HgCl2除SnCl2Cr3+Fe2+1~2mol/LH2SO4H3PO4二苯胺磺酸钠K2Cr2O7标液滴Fe2+

第72页：加入H3PO4的作用

加入H3PO4的作用：Fe3++H3PO4→Fe2-(无色)可降低Fe3+/Fe2+电对的电势，使滴定突跃增大。可消除Fe3+的黄色，有利于终点观察

第73页：K2Cr2O7滴定Fe2+的反应与计算

K2Cr2O7滴定Fe2+的反应与计算：滴定反应及计算：6Fe2CrO214H6Fe32Cr37HO272211Fe3~1Fe2~Cr2O76n(Fe3)6n(K2Cr2O7)6c(K2Cr2O7)V(K2Cr2O7)因为所以

第74页：第②份试液的氧化处理

第②份试液的氧化处理：②Fe3+Cr3++2S2O8H2SO4或氧化剂(过量)H3PO4介质↓7Fe3+,Cr2O2-2S2O8(剩)4228SO煮沸溶液除↓7Fe3+Cr2O2-1~2mol/LH2SO4H3PO4二苯胺磺酸钠(In)FeSO4标液滴Cr2O72-

第75页：第②份试液的滴定反应及计算

第②份试液的滴定反应及计算：②份试液的滴定反应及计算：6Fe2Cr2O7214H6Fe32Cr37H2O2Cr3~1Cr2O72~6Fe26n(Cr3)2n(FeSO4)因为所以31c(FeSO4)V(FeSO4)

第76页：测定工业污水中COD

测定工业污水中COD：）24AgSO催化K2Cr2O7（剩）Fe2+标液滴定+HgSO4消除Cl-+K2Cr2O7标液1，10–邻二氮菲亚铁强酸介质回流加热

第77页：4.4.3碘量法

4.4.3碘量法：1、碘的电对半反应：I2在水中溶解度很小(0.00133mol·L-1)，通常将I2溶解在KI溶液中，形成I3-。-故水溶液中电对半反应为I32e3IE0.545VI2+I-=I3K=708

第78页：2、碘量法的滴定方式及应用

2、碘量法的滴定方式及应用

• I2标液直接滴电势比HAc介质淀粉EI2/I低的还原性物质，如SO2，AS2O3，Sb，Sn，维生素C等
• ①测定维生素C的含量滴定反应为：C6H8O6+I2C6H6O6+2HI

第79页：卡尔费休法测定水分

卡尔费休法测定水分：4I2SO22H2O2ISO24H滴定剂(费休试剂)：I2SO2C5H5NCH3OH指示剂：费休试剂具有I2的棕色,故可作自身指示剂。费休法属非水滴定法，所有容器都需干燥

第80页：间接碘量法测定还原性物质

间接碘量法测定还原性物质：的I2标液，然后再用Na2S2O3标准溶液回滴析出的剩余I2。如甘汞，甲醛，葡萄糖及蛋氨酸等含量的测定

第81页：间接碘量法测定氧化性物质

间接碘量法测定氧化性物质：高的氧化性物质步骤：先于试液中加入过量KI,使氧化性物质还原（产生I2），然后用Na2S2O3标液滴定产生的I2。如KMnO4，K2Cr2O7，KIO3，Cl2，H2O2，CuSO4，漂白粉，氯胺T等氧化性物质含量的测定。EI2/I

第82页：碘量法测定H2O2示例

碘量法测定H2O2示例：的含量。I2/IH2O2/H2O解：E1.77VE0.545V所以，用间接碘量法测定H2O2的含量。首先在酸性条件下加入过量的KI，但Fe3/Fe20.771VE0.545VI2/IE故Fe3+干扰H2O2的测定

第83页：消除Fe3+干扰的方法

消除Fe3+干扰的方法：005mol/L的NH4HF2，溶液中的F-与Fe3+生成稳定的FeF6，使条件电势3-Fe3/Fe20.460VE0.545VI2/IE/此时，Fe3+不会将KI氧化为I2，从而可消除Fe3+的干扰

第84页：H2O2的测定过程

H2O2的测定过程：)pH3.2~4.0I-+I2↓FeF63-Na2S2O3标液滴定I2（兰色消失为终点）Starch消耗体积VmL中性或弱酸性

第85页：H2O2测定的反应与计算

H2O2测定的反应与计算：滴定反应与计算H2O22I2H2H2OI2I22S2O322IS4O62232n(H2O2)1c(Na2S2O3)V因为1H2O2~1I2~2SO22n(H2O2)1n(Na2S2O3)所以

第86页：3、标准溶液的配制和标定

3、标准溶液的配制和标定：①Na2S2O3溶液配制方法：请参见P164标定：常用基准物质K2Cr2O7，KIO3等氧化性物质，采用间接碘量法标定

第87页：Na2S2O3溶液的标定反应

Na2S2O3溶液的标定反应：2727H2OCrO26I14H2Cr33I或IO5I6H3I3HO3222346I22SO22ISO2在临近终点加入淀粉(淀粉吸附I2)作In。K2Cr2O7(或KIO3)与KI的反应条件：酸度0.2~0.4mol/L

第88页：标定反应的速度与注意事项

标定反应的速度与注意事项

• 一定时间再用Na2S2O3进行滴定；KIO3与KI作用时，不需放置，应及时滴定
• 注意事项使用的KI溶液中不应含有KIO3或I2。应滴至兰色消失为终点；如很快又出现兰色，表示KI与K2Cr2O7的反应未进行完全

第89页：I2溶液的配制与标定

I2溶液的配制与标定：②I2溶液配制方法：用托盘天平称量碘，具体方法请参见P165。标定：可用已标定的Na2S2O3标准溶液标定。也可用基准物质As2O3，采用直接碘量法标定

第90页：I2溶液的标定反应

I2溶液的标定反应：As2O36OH2AsO333H2OAsO3IHOAsO32I2H3224此反应在中性或微碱性溶液中（pH≈8.0）才能定量向右进行

第91页：第4章要点

第4章要点：2、了解条件电势的含义，平衡常数和条件平衡常数的表达、应用及计算。3、会计算滴定分数0.500,0.999,1.001,2.000时的平衡电势及化学计量点电势Esp。会绘制滴定曲线和选择指示剂。4、了解氧化还原滴定前的预处理及高锰酸钾法，重铬酸钾法和碘量法的应用。5、会设计某些试样的分析测定方案

第92页：第4章作业

第4章作业：No.10,No.11P 171:No.10(提示：本题忽略离子强度的影响；题中‘要使反应定量进行’的意思是;反应达平衡时，剩下的[Fe2+]≤10-6mol/L)P171:No.12(本题最后一问不做)P172:No.20P173:No.21,No.22第5章重量分析法和沉淀滴定法.ppt