教学设计8---氧化还原滴定法

第1页共4页教学设计---氧化还原滴定法学校潍坊工商职业学院执教人张树华授课班级14食品1班课程名称基础化学课时2课题氧化还原滴定法课型新授一、教材及教学内容分析1、使用教材《化学基础与分析技术》王充、李银花主编，科学出版社2、教学内容分析本节课内容主要包括氧化还原反应的特点、氧化还原滴定法原理、氧化还原滴定法分类及应用实例三部分，其中教学重点是氧化还原滴定法应具备的条件，教学难点是高锰酸钾法和碘量法，授课时根据学生构建知识的思维方式，通过生动的实例引入相关知识点，并结合难度适中的例题进行难重点突破，让学生掌握高锰酸钾法和碘量法的滴定操作和误差分析。二、教学对象分析1、学生对学习基础化学有一定的热情，能在老师的引导下展开学习活动；但对学习缺乏主动性，在学习过程中对自己的学习进行调节、监控的能力较弱；2、学生“听”的能力较差，抽象思维水平较低；但喜欢动手操作，习惯于直观性较强的学习方式；3、该班学生初步形成了民主、平等、互助的学习气氛，有利于老师在课堂上展开形式多样的教学活动。三、教学目标1、了解氧化还原反应的特点；2、掌握氧化还原滴定法的原理，能熟练地进行结果计算；3、熟悉几种常见的氧化还原滴定法，重点掌握高锰酸钾法和碘量法。四、教学重点与难点重点：氧化还原滴定法应具备的条件；难点：高锰酸钾法和碘量法的原理、特点及应用。五、教学方法课件演示、视频演示、板书六、教学用具多媒体课件、黑板第2页共4页七、教学设计思路“学生是学习的主人，教师是课堂的组织者、引导者与合作者。”基于以上理念，并改革课堂教学中教师始终“讲”、学生被动“听”的局面，充分相信学生，把学习的主动权交给学生，充分调动学生的学习积极性。八、教学内容及过程时间分配方法手段氧化还原平衡一、氧化还原反应：有电子得失的反应。其中，氧化剂在反应中夺电子，还原剂失电子。其反应方自由电极电位决定：电极电位高的物质的氧化态可氧化电极电位低的物质的还原态。二、氧—还反应的条件平衡常数K’：对氧—还反应，多可表示为：其中：O1—R1：物质1所对应的氧化态和还原态；O2—R2：物质2所对应的氧化态和还原态；显然：φO2/R1＞φO2/R2对物质1：其基本的电极反应（非反应中对应的实际变化）可表为：O1+n1e－R1,对物质2：其基本的电极反应（非反应中对应的实际变化）可表为：O2+n2e－R2,当所给体系处平衡时：Ci=[i]，其电极电位为：平衡时，因有φ1=φ2，由此可推得：此常数可通过（）（即条件电动势）计算，，故称条件平衡常数——因考虑了反应体系各项条件的影响（如离子强度、酸度、络合剂、沉淀剂），故用K’处理氧—还平衡问题比用Φθ算出的K更准确，更符合实际——犹如络合反应中的K’MY。氧化还原反应速率和酸碱的复分解反应和络合反应不同，氧—还反应并非通过离子间的相互吸引后重新组合，而是通过电子转移而实现，此转移往往受到各种干扰（如溶10min5min课件演示课件演示第3页共4页剂和各种中间体），故反应速度往往较慢，需通过控制条件增大速度，其方法有：1.增大反应物浓度：但决非增大被测物浓度，如：（被测物）增大酸度Cr2O72－+6I－+14H+2Cr3++3I2+7H2O2.升高浓度：促进各反应物分子运动，增加接触机会，通常没升温10℃，速度增大2～3倍（但有些反应不能随意升温，如I2参加的反应易造成I2的挥发，Sn2+、Fe2+易被空气中O2氧化）。3.加催化剂：降低活化能氧化还原滴定中的指示剂指示剂按变化原理不同，可分三种：1、氧化还原指示剂：本身具有氧化还原性能，在一定条件下，可与滴定剂发生氧化还原反应的指示剂。故此类指示剂存在两种不同状态二氧化态和还原态，二者可互相转化：Inn+（色1）+ne－In（色2）（二状态颜色各异）按能斯特方程：Φ=+lg显然：当CInn+/CIn＞10→溶液显色（1）CInn+/CIn＜10→溶液显色（2）变色范围：0.1≤≤10此范围对应的电极电位：△ΦIn=±当CInn+=CIn时，Φ=，此时的Φ为指示剂的变色点：各不同的氧化还原指示剂其不同，相应的变色点之Φ也各异，详情参见P272表8—2，使用时，应使所选指示剂的变色点与计量点的电位Φsp尽量相近。2、自身指示剂：利用反应物在反婴中自身颜色的变化指示终点的指示剂。如：KMnO4滴定Fe2+（酸液中）：KMnO4（紫红）→Mn2+（无色）终点时，滴入的KMnO4不变色，使溶液微呈红色。特点：反应物（滴定剂或被测物）其氧化态和还原态的颜色略显不同。3、专用指示剂：自身不发生氧—还反应，但能与某中反应物或产物作用生成特殊颜色的物质。如：I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6（连四硫酸钠）反应中I2能使淀粉变兰（包含物），I2被氧化后，兰色消失——由此可指示终点（此处的淀粉即为指示I2的专用指示剂）。常用的氧化还原滴定方法一、KMnO4法1、原理：5min5min课件演示学生讨论课件演示第4页共4页KMnO4为较强的氧化剂，在不同的介质中与还原剂作用，其产物不同：由于褐色的MnO2和深绿色的MnO42－均会妨碍终点的观察，故KMnO4滴定均在酸性条件下进行——但应用H2SO4而不能用HCl、HNO3（否则会干扰反应）。2、滴定特点：优点：①.氧化性强——可与许多还原剂作用，故应用广泛；②.自身氧化态和还原态具不同颜色，故滴定中不需另加指示剂；缺点：①.试剂常含杂志（MnO2），故不能直接配制，只能间接配制；②.配制溶液时，因蒸馏水中常含少量的还原性有机物，此物与KMnO4会发生缓慢反应，故溶液浓度不太稳定（解决方法：将配好的煮沸一小时，将杂质氧化，再对浓度标定）；③.∵氧化性太强，易发生干扰（解决方法：除去干扰物）。3、滴定条件（三度一点）：①速度：该反应室温下反应速度极慢，利用反应本身所产生的Mn2＋起自身催化作用加快反应进行；②温度：常将溶液加热到70～80℃。反应温度过高会使C２O４２－部份分解，低于60℃反应速度太慢；③酸度：保持一定的酸度(0.5～1.0mol/LＨ２ＳＯ４)，为避免Fe3＋诱导KMnO4氧化Cl－的反应发生，不使用HCl提供酸性介质；④滴定终点：微过量高锰酸钾自身的粉红色指示终点（30秒不退）。4、应用示例：高锰酸钾法可用于测定过氧化氢、铁、水中的化学需氧量、某些有机物，间接法还可测钙离子，使用比较广泛。例1：高锰酸钾法测钙（间接法）Ca2＋+C2O４２－→CaC2O４↓→陈化处理→过滤、洗涤→酸溶解（热的稀硫酸）→H2C2O４→滴定（KMnO４标准溶液）均相沉淀：先在酸性溶液中加入过量(NH４)２C２O４，然后滴加稀氨水使pH值逐渐升高，控制pH在3.5～4.5，使CaC２O４沉淀缓慢生成，避免生成Ca(OH)C2O４和Ca(OH)2。得纯净粗大的晶粒。例2：返滴定法测定甲酸有些物质不能用KMnO4溶液直接滴定，可以采用返滴定的方式。例如在强碱性中过量的KMnO４能定量氧化甘油、甲醇、甲醛、甲酸、苯酚和葡萄糖等有机化合物。测甲酸的反应如下：5min5min10min课件演示学生讨论课件演示课件演示学生讨论例题讲解第5页共4页2MnO４－＋HCOO－＋3OH－=CO３－＋2MnO42-＋2H2O反应完毕将溶液酸化，用亚铁盐还原剂标准溶液滴定剩余的MnO４－。根据已知过量的KMnO４和还原剂标准溶液的浓度和消耗的体积，即可计算出甲酸的含量。二、K2Cr2O7法：2、滴定特点：优点：①.K2Cr2O7为晶体，易提纯→含杂质少，故可直接配制；②.∵氧化性非太强，副反应较少，干扰小，且溶液稳定。缺点：①.∵氧化性非太强，应用范围不很广泛；②.∵K2Cr2O7本身颜色较浅，需用指示剂——常用二苯胺磺酸钠二苯胺磺酸钠：（具一定还原性）遇氧化剂（K2Cr2O7），将发生转化：二苯胺磺酸钠苯联苯胺磺酸紫（无色）Φ‘In=0.85（紫红色）特点：消耗重铬酸钾较多，壶在被测物含量较少时，应做空白试验（以确定指示剂所消耗K2Cr2O7的量）3、应用实例：例1．K2Cr2O7法测铁矿中Fe含量K2Cr2O7法的实验实际应用中，铁矿中Fe含量的测定是较重要的一种应用示例：滴定中的酸化条件是硫—磷混酸：H2SO4作用：使溶液呈较强的酸性，防止Cr2O72－→CrO42－以降低氧化能力；H3PO4作用：降低突跃范围的下限，使指示剂的变色点位于突跃范围内；原理：反应中Fe2+为还原剂，故突跃下限由Fe的条件电位决定：Φ下=+0.059×3若不用H3PO4，Φ下=0.86V，而二苯胺磺酸钠的变色点Φ’In=0.85V→由此滴定误差太大（＞0.1%），加H3PO4后，∵Fe3+与H3PO4络合（Fe2+无此反应），[Fe3+]，使ΦFe（为0.64V），从而提高了滴定结果的准确性。例2．废水中有机物的测定•化学耗氧量(COD)是衡量水污染程度的一项指标，反映水中还原性物质的含量，常用K2Cr2O7法测定。•测定方法是在水样中加入过量K2Cr2O7溶液，加热回流使有机物氧化成CO2，过量K2Cr2O7用FeSO4标准溶液返滴定，用亚铁灵指示滴定终点。5min5min10min课件演示课件演示课件演示学生讨论例题讲解第6页共4页•本实验必须对酸度、加热时间等的实验条件严格控制，属条件性的指标。三、碘量法：1、原理：利用I2氧化性和I－的还原性进行滴定分析。I2的氧化性：I2＋R被测＝2I－＋O被测直接碘量法∵I2的氧化性弱，与之反应需具较强的还原性，故应用较少。I－的还原性：2I－＋O被测＝I2＋R被测；再用Na2S2O3滴定析出的I2：I2＋2S2O32－＝S4O62－＋2I－。间接碘量法连四硫酸钠2、【说明】：在间接碘量法中，不能通过I—与O被测的第一步反应确定O被测的量。原因：a．反应速度慢；b．缺少合适的指示剂(虽然I2可与淀粉形成蓝色包合物，但因一有反应即有I2，故不能指示终点)。所以须用第二步：Na2S2O3滴定生成的I2。3、【注意】：①注意控制酸度：不管直接或间接碘量法，都只能在偏中性的条件下进行。原因：在强碱性条件下，I2要发生歧化反应，产生干扰(I2＋H2O＝H＋＋I－＋HIO)；在强酸中：a．直接法中的I－易被溶液中的氧气（O2）氧化为I2，影响反应；b．间接法中S2O32－要发生分解：S2O32－＋2H＋＝S＋H2SO3。②注意掌握条件，减少误差。碘量法的误差主要来自于两方面：a．I2挥发；b．I－被空气中的O2氧化(见P280)。4、应用实例：例1.葡萄糖含量的测定（返滴定法）葡萄糖分子中所含醛基，能在碱性条件下用过量I2氧化成羧基，其反应过程如下：I2+2OH-=OI-+I-+H2OCH2OH(CHOH)4CHO+OI-+OH-→CH2OH(CHOH)4COO-+I-+H2O剩余的OI-在碱性溶液中歧化成IO3-和I-，3OI-=IO3-+2I-溶液经酸化后又析出I2IO3-+5I-+6H+=3I2+3H2O最后以Na2S2O3标准溶液滴定析出的I2。例2.漂白粉中有效氯的测定（间接碘量法）用碘量法测定有效氯，是在样品的酸性溶液中加入过量KI，析出与有效氯化学计量关系相当的I2，然后用标准Na2S2O3溶液滴定。Cl2+2KI=I2+2KClI2+2S2O32-=2I-+S4O62-小结5min5min10min5min课件演示课件演示课件演示学生讨论例题讲解课件演示100%Gm%Cl2Cl2100%G1000MVC212322322ClOSNaOSNa