无机及分析化学第九章氧化还原平衡与氧化还原滴定法.docx
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无机及分析化学第九章氧化还原平衡与氧化还原滴定法
氧化还原平衡与氧化还原滴定
学习要求
1.理解氧化还原反应的本质,掌握氧化还原方程式的配平方法;
2.理解原电池、电极电势、电池电动势等基本概念;
3.理解能斯特(Nernst)方程式的意义,了解浓度、酸度对电极电势的影响,掌握电极电势在有关方面的应用及计算;
4.掌握元素的电势图及其应用
5.理解氧化还原滴定曲线绘制所依据的原理
6.理解氧化还原滴定法准确滴定的判据;熟悉氧化还原滴定法的特点、主要方法所用指示剂、滴定条件、应用及计算。
第一节氧化还原反应的基本概念
氧化还原的概念在历史上有个演变过程。
人们最早把与氧结合的过程叫做氧化,后来产生的定义是,失去电子的过程叫做氧化。
在引入氧化数的概念之后,对氧化还原以及有关的概念将给以新的表述。
一、氧化数
氧化数是指元素一个原子的表观电荷数,这种表观电荷数由假设把每个键中的电子指定给电负性较大的原子求得。
例如:
在氯化钠中,Cl的一个电子转移给Na,氯的氧化数为-1,钠为+1;PCl3分子中,P分别与三个Cl形成三个共价键,将共用电子对划归电负性较大的Cl原子,P的氧化数为+3,Cl为-1。
这种方法确定原子的氧化数有时会遇到困难,我们可以按如下规则确定一般元素原子的氧化数:
①在单质中,元素的氧化数皆为零。
②在正常氧化物中,氧的氧化数为-2,但在过氧化物、超氧化物和OF2中,氧的氧化数分别为-1、-1/2和+2。
③氢除了在活泼金属氢化物中氧化数为-1外,在一般氢化物中氧化数为+1。
④碱金属和碱土金属在化合物中氧化数分别为+1和+2。
⑤单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数,多原子离子中所有原子的氧化数的代数和等于该离子所带的电荷数,中性分子中,各原子氧化数的代数和为零。
例1通过计算确定下列化合物中S原子的氧化数
H2SO4Na2S2O3K2S2O8SO32-S4O62-
解:
设所给化合物中S的氧化数分别为x1、x2、x3、x4和x5,根据上述有关规则可得:
2×(+1)+1x1+4×(-2)=0x1=+6
2×(+1)+2x2+3×(-2)=0x2=+2
2×(+1)+2x3+8×(-2)=0x3=+7
1x4+3×(-2)=-2x4=+4
1x5+6×(-2)=-2x5=+2.5
二、氧化还原反应
根据氧化数的概念,我们可以定义:
在反应前后元素的氧化数发生变化的反应为氧化还原反应。
氧化数降低的过程称为还原,氧化数升高的过程称为氧化。
1.氧化剂与还原剂
氧化还原反应中,元素的氧化数变化,实质是反应物之间发生电子的得失或电子对的偏移,失去电子的元素氧化数升高,得到电子的元素氧化数降低。
也就是说,一个氧化还原反应必然包括氧化和还原两个同时发生的过程。
例如:
CuO与氢气反应:
氧化数降低的物质是氧化剂,发生还原反应,得到还原产物;氧化数升高的物质是还原剂,发生氧化反应,得到氧化产物;即:
如果氧化数的升高和降低都发生在同一化合物中,这种氧化还原反应称为自氧化还原反应。
例如:
如果氧化数的升降都发生在同一物质的同一元素上,则这种氧化还原反应称为歧化反应。
例如:
2.氧化还原半反应和氧化还原电对
在氧化还原反应中,氧化剂发生还原反应,还原剂发生氧化反应,它们各自与自己的反应产物构成一个半反应。
如:
氧化反应:
还原反应:
氧化还原半反应式中,同一元素的两个不同氧化数的物种组成了一个氧化还原电对,其中氧化数较高的物质称为氧化型物质,氧化数较低的物质称为还原型物质。
电对常用“氧化型/还原型”表示,如Cu2+/Cu电对,Zn2+/Zn电对。
氧化还原电对中存在如下的共轭关系:
(9-2)
或者记作:
(9-3)
这种共轭关系与酸碱共轭相似,如果氧化型物质的氧化能力越强,则其共轭还原型物质的还原能力越弱;同样,若还原型物质的还原能力越强,则其共轭氧化型物质的氧化能力越弱。
氧化还原反应实质上就是电子在两对电对Ox,1/Re,1和Ox,2/Re,2之间发生交换:
三、氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应方程式往往比较复杂,除氧化剂和还原剂外,往往还有第三种物质参加。
这种物质在反应过程中氧化值不发生变化,称为介质,介质常为酸或碱。
此外,H2O也常常作为反应物或生成物存在于反应方程式中,因此需要按一定的方法将其配平。
配平氧化还原方程式最常用的方法是氧化数法和离子-电子法。
中学已经学过氧化数法配平方程式,这种方法简单便捷,但对于比较复杂的氧化还原反应,特别是有有机化合物参加的氧化还原反应,如:
Cu2++C6H12O6→Cu2O↓+C6H12O7(在碱性介质中)
由于其中有些元素的氧化数较难确定,用氧化数法配平存在困难,对于这类反应,用离子电子法可以避免求氧化数的麻烦。
本课程主要介绍离子-电子法。
以酸性溶液中KMnO4与K2SO3的反应为例说明离子电子法配平方程式的具体步骤。
①将反应物和产物以离子的形式写出,只写氧化数发生了变化的物种:
②由于任何一个氧化还原反应都是由两个共轭氧化还原电对组成的,因此可以将上式分成两个未配平的半反应式,一个代表氧化,一个代表还原:
③调整化合物前的计量系数使反应前后各种元素的原子数相等。
如果半反应式两边的氢、氧原子数不相等,则应按反应进行的酸碱条件添加适当数目的H+、OH-或H2O。
例如上步所得的两个半反应是在酸性条件下进行的,在氧原子数目少的一边添加H2O,在另一边加上H+,调整系数使半反应前后原子数目相等。
④加入一定数目的电子,使半反应式两端的电荷数目都相等。
⑤根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则,将两个半反应式合并为一个配平的离子反应式。
例2配平
(在碱性介质中)
解:
第一步:
第二步:
第三步:
在碱性介质中,在半反应式中氧原子数目少的一边加OH-,另一边加H2O,并调整系数使半反应式两边各种原子数目相等。
即
第四步:
加一定数目的电子使半反应式两边的电荷数相等。
第五步:
合并
应当指出的是,如果反应在酸性介质中进行,反应式中不能出现OH-;同样,如果反应在碱性介质中进行,反应式中不能出现H+。
对于上述例子,若配平成:
表面上看是配平了,但与事实不符。
氧化数法配平化学反应方程式,对于在水溶液和非水溶液中进行的反应,高温反应及熔融态物质间的反应均适用。
离子-电子法则只适用于配平水溶液中进行的化学反应,但学习这种方法可以比较方便地配平用氧化值法难以配平的反应方程式,此外可以很好地掌握书写半反应式的方法,而半反应式是电极反应的基本反应式。
第二节电极电势
一、电极电势的产生
当我们把金属插入含有该金属盐的溶液中时,金属晶体中的金属离子受到极性水分子的作用,有可能脱离金属晶格以水合离子的状态进入溶液,而把电子留在金属上,这是金属溶解的趋势,金属越活泼或者溶液中金属离子浓度越小,金属溶解的趋势就越大;同时溶液中的金属离子也有可能从金属表面获得电子而沉积在金属表面,这是金属沉积的趋势,金属越不活泼或溶液中金属离子浓度越大,金属沉积的趋势越大。
在一定条件下,这两种相反的倾向可达到动态平衡:
如果溶解倾向大于沉积倾向,达到平衡后金属表面将有一部分金属离子进入溶液,使金属表面带负电,由于这些负电荷的静电引力的作用,使金属附近的溶液带正电(如图9-1a)。
反之,如果沉积倾向大于溶解倾向,达到平衡后金属表面则带正电,而金属附近的溶液带负电(如图9-1b)。
不论是上述哪一种情况,金属与其盐溶液界面之间会因带相反电荷而形成双电层结构,这种由于双电层的作用在金属和它的盐溶液之间产生的电位差称为电极的电极电势。
二、电极电势的测定
1.原电池
氧化还原反应在发生过程中,会涉及电子的转移。
例如在硫酸铜溶液中放入锌片,将发生如下反应:
Zn+Cu2+=Zn2++Cu。
这是一个自发的氧化还原反应,由于反应中锌片和CuSO4溶液接触,所以电子直接从Zn转移给Cu2+,反应释放出的化学能转变为了热能。
如果我们如图所示,
在一个盛有CuSO4溶液的烧杯中插入Cu片,组成铜电极,在另一个盛有ZnSO4溶液的烧杯中插入Zn片,组成锌电极,把两个烧杯中溶液用一个倒置的U型管(盐桥)连接起来。
当用导线把铜电极和锌电极连接起来时,检流计指针就会发生偏转。
从指针的偏转方向我们可以看出,导线中有电流从Cu极流向Zn极。
我们把这类利用自发氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。
原电池即是由盐桥沟通两个半电池而组成的。
每个半电池由元素的氧化态和还原态组成,常称之为电对。
电对可以是由金属和金属离子组成,也可以由同一金属的不同氧化态的离子组成,或由非金属与相应的离子组成,如Zn2+/Zn,,Fe3+/Fe2+,Cl2/Cl-,O2/OH-。
每个半电池中有一个电极,有的电极只起导电作用,有些电极也参加氧化还原反应(例如铜锌电池中的锌电极)。
盐桥由饱和氯化钾溶液和琼脂装入U型管中制得。
当电池反应发生后,Zn半电池溶液中,由于Zn2+增加,正电荷过剩;铜半电池溶液中由于Cu2+减少,负电荷过剩。
这样会阻碍电子从Zn极流向Cu极而使电流中断。
通过盐桥,离子运动的方向总是氯离子向锌半电池运动,钾离子向铜半电池运动,从而使锌盐和铜盐溶液维持着电中性。
使得锌的溶解和铜的析出得以继续进行,电流得以继续流通。
原电池的结构可以用简单的电池符号表示出来,以Cu-Zn原电池为例,其电池符号为:
(-)Zn|Zn2+(c2)‖Cu2+(c2)|Cu(+)
在书写电池符号时,一般把负极写在左边,正极写在右边;以化学式表示电池中物质的组成,注明物质的状态,气体物质要注明压力,溶液要注明浓度(严格地讲应该用活度,若溶液的浓度很小,也可用体积摩尔浓度代替活度)。
其中单垂线“|”表示不同物相的界面,双垂线“‖”表示盐桥。
在原电池中有电流的产生,说明组成原电池的两个电极的电极电势大小不同,由于电流是从电势高的地方流向电势低的地方,可知在铜锌原电池中,接受电子的铜电极电势比较高。
我们定义电势高的电极为正极,正极接受电子,发生还原反应;电势低的电极为负极,负极流出电子,发生氧化反应。
原电池的电动势表示电池正负极之间的电势差,即:
(9-5)
2.标准氢电极
金属的电极电势的大小可以反映金属在水溶液中的失电子能力的大小。
如果能确定电极电势的绝对值,就可以定量地比较金属在溶液中的活泼性。
迄今为止电极电势的绝对值仍无法测量,我们采用比较的方法确定出其相对值。
通常所说的“电极电势”就是相对电极电势。
为了获得各种电极的电极电势,必须选则一个通用的标准电极,正如测量某山的高度选用海洋的平均高度为零一样,测量电极电势时选用标准氢电极作为比较的标准。
标准氢电极的构造如图9-3所示。
将镀有铂黑的铂片置于H+浓度为1mol·L-1的硫酸溶液中,不断通入压力为105Pa的纯氢气,使铂黑吸附氢气达到饱和,这时产生在用标准压力的氢气所饱和了的铂片与氢离子浓度为1mol·L-1的溶液间的电势差,就是标准氢电极的电极电势,并规定标准氢电极电极电势为零,即:
Eө(H+/H2)=0右上角的符号“Ө”代表标准状态。
3.标准电极电势的测定
当电对处于标准状态时的电极电势称为标准电极电势,以Eө表示。
测量电极的标准电极电势,可以将处在标准态下的该电极与标准氢电极组成一个原电池,测定该原电池的电动势,由电流方向判断出正负极,根据
式求出被测电极的标准电极电势。
例如:
测定Zn/Zn2+电对的标准电极电势,是将纯净的Zn片放在1mol·L-1的硫酸锌溶液中,把它和标准氢电极用盐桥连接起来,组成一个原电池,用电流表测定可知,电流从氢电极流向锌电极,即在原电池中,氢电极为正极,锌电极为负极。
测出原电池的电动势:
=0.763V
因为:
可以求出锌电极的电极电势:
同样,也可由铜氢电池的电动势求出铜电极的电极电势:
利用这种方法可以测定大多数电对的电极电势,对于一些与水剧烈反应而不能直接测定的电极(如:
Na2+/Na;F2/F-等)和不能直接组成可测定电动势的原电池的电极,可通过热力学数据间接计算出其电极的电极电势。
由于标准氢电极为气体电极,使用起来极不方便,通常采用甘汞电极或氯化银电极作为参比电极,这些电极使用方便,工作稳定。
4.标准电极电势及其应用
将测定和计算所得电极的标准电极电势排列成表,即为标准电极电势表。
使用标准电极电势表需注意下面问题:
①标准电极电势表中的Eө值的大小,反映了电对中的氧化型(或还原型)物质在标准状态时的氧化能力(或还原能力)的相对强弱。
Eө值越大,表示在标准状态时该电对中氧化型物质的氧化能力越强,或其共轭还原型的还原能力越弱。
相反,Eө值越小,表明电对中还原型物质的还原能力越强,或其共轭氧化型物质的氧化能力越弱。
如Cu2+离子的氧化能力比Zn2+强,而还原能力是Zn比Cu强。
②Eө值的大小是衡量氧化剂氧化能力或还原剂还原能力强弱的标度,它取决于物质的本性,而与物质的量的多少无关,与反应方程式中的计量系数无关。
如:
③同一物质在不同的电对中,可以是氧化型,也可以是还原型。
例如,在电对Fe3+/Fe2+中Fe2+是还原型,而在点对Fe2+/Fe中Fe2+是氧化型。
当判断一个物质的还原能力时,应查该物质作为还原态的电对。
例如,判断MnO4-在标准状态下能否氧化Fe2+离子时,应查Eө(Fe3+/Fe2+)。
④物质的氧化还原能力会受到介质的影响,所以在查表时需要注意反应的介质。
通常情况,在电极反应中,H+不论在反应物中还是在产物中出现,皆查酸表;OH-离子无论在反应物中还是在产物中出现,皆查碱表。
如果电极反应中没有H+和OH-出现时,可以从物质的存在状态来考虑,例如Eө(Fe3+/Fe2+),因为Fe3+和Fe2+只能在酸性溶液中存在,所以该电极电势只能查酸表。
若溶液的酸碱度对电极反应没有影响的情况,一般查酸表。
⑤Eө值是在标准状态时的水溶液中测出(或计算出的),对非水溶液,高温、固相反应均不适用。
三、影响电极电势的因素
影响电极电势的因素除了电极的本性,浓度、温度和压力等外因也会影响电极电势的大小,上一节我们对内因做了讨论,本节内容主要讨论外因的影响。
1.能斯特方程
对于任一个电极反应:
(9-6)
电极电势与浓度和温度的关系可用下式来表示:
(9-7)
忽略离子强度和副反应的影响则:
(9-8)
这个关系式称为能斯特(Nernst)方程,式中E是氧化型物质和还原型物质为任意浓度时电对的电极电势;Eө是电对的标准电极电势;R是气体常数,等于8.314J·mol-1·K-1;z是电极反应得失的电子数;F是法拉第常数。
298K时,将各常数代入上式,并将自然对数换算成常用对数,即得:
(298K)(9-9)
在应用电极电势时应注意以下几点:
①Nernst方程中氧化型和还原型并非专指氧化数有变化的物质的浓度,而是包括参加电极反应的所有物质的浓度,而且浓度的幂次应等于它们在电极反应中的系数。
例如电极反应:
②纯固体、纯液体和H2O(l)的浓度为常数,认为是1。
③若电极反应中有气体参加,则气体代入的是分压与标准压力的比值(即相对分压)。
如电极反应:
④z代表电极反应中电子的转移数,与电极反应方程式的系数有关。
例如,在
中,z=1;在
中,z=2。
2.浓度对电极电势的影响
例3计算298K时电对Fe3+/Fe2+在下列情况下的电极电势(忽略离子强度和副反应的影响):
(1)c(Fe3+)=0.1mol·L-1,c(Fe2+)=1mol·L-1;
(2)c(Fe3+)=1mol·L-1,c(Fe2+)=0.1mol·L-1。
解:
电对Fe3+/Fe2+的电极反应为:
根据能斯特方程,电对的电极电势为:
计算结果表明,如果降低电对中氧化型物质的浓度,电极电势数值减小,即电对中氧化型物质的氧化能力减弱或还原型物质的还原能力增强;反之,若降低电对中还原型物质的浓度,电极电势数值增大,电对中氧化型物质的氧化能力增强或还原型物质的还原能力减弱。
3.酸度对电极电势的影响
如果电极反应中包含氢离子或氢氧根离子,则酸度会对电极电势产生影响。
例4重铬酸钾是一种常用的氧化剂,已知
试计算当CrO72-和Cr3+离子浓度为1mol·L-1,而H+浓度分别为10-6、10-3mol·L-1时的E值(忽略离子强度和副反应的影响)。
解答:
当c(H+)=10-6mol·L-1时,
当c(H+)=10-3mol·L-1时,
由计算可见,CrO72-的氧化能力随着酸度的降低而明显减弱。
事实上大多数的含氧酸盐作为氧化剂时存在同样的情况,因此,当含氧酸及其盐或氧化物作氧化剂时,为了增强其氧化能力,常常使在较强的酸性溶液中使用。
凡是有H+或OH-离子参加的电极反应,若H+或OH-离子是在电极反应中与氧化型在同侧,则其浓度变化与氧化型物质浓度变化对E的影响相同;反之若H+或OH-离子是在电极反应中与还原型在同侧,则其浓度变化与还原型物质浓度变化对E的影响相同。
4.生成沉淀对电极电势的影响
在一些电极反应中,如果加入某种沉淀剂,使氧化型物质或还原型物质产生沉淀而浓度降低,也会导致电极电势的变化。
例5已知电极反应
若往该体系中加入NaCl使Ag+产生AgCl沉淀,当达到平衡时,使Cl-的浓度为1mol·L-1,求此时Ag+/Ag电极的电极电势(忽略离子强度和副反应的影响)。
解:
当Ag+与Cl-离子生成AgCl沉淀并达到平衡时,体系中Ag+离子浓度受AgCl的Kөsp和Cl-离子浓度的控制。
已知c(Cl-)=1mol·L-1,则:
该计算结果也是电极
的标准电极电势。
如果沉淀剂与氧化型物质作用,电极电势减小;相反,沉淀剂与还原型物质作用,电极电势增大。
生成的沉淀溶度积越小,影响越显著。
5.配合物的生成对电极电势的影响
配合物的生成对电极电势也有影响。
例如电极Cu2+/Cu,如果往含有Cu2+溶液中加入适量氨水,Cu2+会和氨水生成[Cu(NH3)4]2+配离子而使Cu2+离子的浓度降低,从而导致Cu2+/Cu电极的电极电势减小。
与沉淀的生成对电极电势的影响一样,配位体与氧化型物质生成配合物时,电极电势减小;配位体与还原型物质生成配合物时,电极电势增加。
而且,生成的配合物越稳定,影响越显著。
四、电极电势的应用
1.判断氧化剂和还原剂的相对强弱
电极电势代数值的大小反映了组成电对的物质氧化还原能力的强弱。
电极电势的代数值越大,表示该电对氧化型物种氧化性越强,与其相对应的还原型物种的还原性越弱。
例6根据标准电极电势,列出下列各电对中氧化型物种的氧化能力和还原型物种还原能力的强弱。
MnO4-/Mn2+Fe3+/Fe2+I2/I-
解:
查表得各电对的标准电极电势
由于电极电势越大,氧化型物种的氧化能力越强;电极电势越小,还原型物种的还原能力越强。
因此:
各氧化型物种氧化能力的顺序为:
MnO4->Fe3+>I2
各还原型物种还原能力的顺序为:
I->Fe2+>Mn2+
在实验室或生产上使用的氧化剂,一般是电极电势较大的电对的氧化型物种,如KMnO4、K2Cr2O7、O2、(NH4)2S2O8等;使用的还原剂一般是电极电势较小的电对的还原型物种,如活泼金属、Sn2+、I-离子等,选用时视具体情况而定。
2.判断氧化还原反应进行的方向
从标准电极电势的相对大小比较出氧化剂和还原剂的相对强弱,就能预测出氧化还原反应进行的方向。
由于氧化还原反应进行的方向是强氧化剂和强还原剂反应生成弱氧化剂和弱还原剂,也就是说,总是电极电势较大的电对中的氧化型物质与电极电势较小的电对中的还原型物质作用,发生氧化还原反应。
例7在标准状态时,铜粉能否与FeCl3发生反应,产物是什么?
解:
查表可知:
因为E(Cu2+/Cu) 所以: Fe3+氧化性强于Cu2+,Cu还原性强于Fe2+。 即,FeCl3能把铜粉氧化为Cu2+,自身被还原为Fe2+。 由于: E(Cu2+/Cu)>E(Fe3+/Fe2+) 所以铜粉不能把Fe3+还原为Fe。 在生产上,印刷电路版的制造工序,FeCl3常用作铜版的腐蚀剂,把铜版上需要去掉的部分与FeCl3作用,使铜变成CuCl2而溶解。 例8有Cl-,Br-,I-三种离子的酸性混合溶液,若要使I-氧化为I2而不使Br-,Cl-被氧化,在KMnO4,Fe3+中选哪一种最合适? 解: 查表可知: 由于要使I-氧化为I2而不使Br-,Cl-被氧化,即选择一种氧化剂,氧化能力比I2强,而又比Br2和Cl2弱,应选择Fe3+。 3.判断氧化还原反应进行的程度 所有的氧化还原反应原则上都可以构成原电池,正极电势高,负极电势低。 随着反应的进行,正极氧化态物质浓度越来越低,电势不断降低;负极电势则随着还原态和氧化态物质浓度比的降低而增大,最终正极和负极电势相等,达到氧化还原的平衡状态。 根据两个电极的电极电势,我们可以计算出氧化还原反应的平衡常数。 例9计算Cu-Zn原电池反应的平衡常数(忽略离子强度和副反应的影响)。 解: Cu-Zn原电池反应式为 此反应出与平衡时,反应的平衡常数为: 反应刚开始时,E(Zn2+/Zn) K=1.6×1037 推而广之,对任一氧化还原反应: (9―10) 我们可以看出,对于氧化还原反应,两个电对的标准电极电势的差值越大,平衡常数越大,正反应进行越彻底。 需要注意的是,E的大小可以用来判断氧化还原反应进行的程度,但不能说明反应的速率。 4.元素电势图及应用 具有多种氧化态的元素可以形成多对氧化还原电对,为了方便比较其各种氧化态的氧化还原性质,可以将这些电对的电极电势以图示的方式表示出来。 以铁元素为例: 将铁元素按氧化态由高到低排列,横线左端是电对的氧化态,右端是电对的还原态,横线上的数字是电对Eө值,。 这种表明元素各种氧化态之间标准电极电势关系的图叫做元素电势图。 由于元素的电极电势受溶液酸碱性的影响,所以元素电势图也分为酸表和碱表,例如锰在不同介质中的电势图如下: 元素电势图与标准电极电势表相比,简明、综合、直观、形象,元素电势图对了解元素及其化合物的各种氧化还原性能、各物种的稳定性与可能发生的氧化还原反应,以及元素的自然存在等都有重要意义,下面从两个方面予以说明。 ①判断某物质能否发生歧化反应 一些氧化还原反应是某元素由其一种中间氧化态同时向较高和较低氧化态转化,这种反应常称为歧化反应;相应,如果是有元素的较高和较低的两种氧化态相互作用生成其中间氧化态的反应,则是歧化反应的逆反应,或称逆歧化反应。 例10根据Mn元素在酸性溶液中的电势图 EAMnO4-0.56MnO42-2.26MnO2 判断在酸性溶液中MnO42-能否稳定存在。 解: 因为E(MnO42-/MnO2)>E(MnO4-/MnO42-),在两个电对中,较强的氧化剂和较强的还原剂都是MnO42-,所以发生MnO42-的歧化反应。 推而广之,如果某元素有三种氧化态,氧化数由高到低为A、B、C,其元素电势图如下: 若E右>E
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- 无机 分析化学 第九 氧化 还原 平衡 滴定法