U第10章氧化还原反应与氧化还原滴定法

氧化还原反应与氧化还原滴定法第十章（1）用电池符号 表 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 示原电池，电池电动势的计算，氧化还原反应方程式的配平。（2）能斯特公式及电极物质浓度对电极电势的影响。（3）利用电极电势判断氧化剂或还原剂的相对强弱、选择恰当的氧化剂或还原剂、判断氧化还原反应进行的方向和次序，原电池电动势与氧化还原反应平衡常数的关系。（4）元素电势图及其应用。（5）掌握高锰酸钾法、碘量法和重铬酸钾法滴定条件的选择和终点的确定。有关氧化还原滴定的计算。教学要求§10-1氧化还原反应§10-2原电池与电极电势§10-3氧化还原滴定法第十章氧化还原反应与氧化还原滴定法铜丝AgNO3(aq)§10-1氧化还原反应一、基本概念二、氧化还原反应方程式的配平Oxidation–reductionreactions一、基本概念1．氧化数(oxidationnumber)氧化数(又称氧化值)是某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是把成键电子指定给电负性较大的原子而求得。(IUPAC)确定元素氧化数的规则：(1)单质中元素的氧化数为0，如H2、Cl2等；(2)中性分子中，所有原子的氧化数代数和为0;(3)复杂离子中，所有原子的氧化数代数和等于离子电荷；单原子离子的氧化数等于它所带电荷数；(4)在共价型化合物，电子对指向电负性大的元素。如：HCl，因Cl的电负性大，可以认为Cl的表观电荷数为-1，而H的表观电荷数为+1。(5)在大多数化合物中，氧的氧化值一般为-2。氢的氧化值为+1；(特例：H2O2，KO2，NaH)一、基本概念标出硫元素的氧化数H2SO4H2SO3H2SS2O32-S4O62-标出铬元素的氧化数Cr2O3CrO42-Cr2O72-＋2+3+2.5+6+6练习：＋6+4-2一、基本概念氧化还原反应：有电子得失或偏移的反应。还原：物质获得电子的作用Cu2++2e-→Cu氧化：物质失去电子的作用Zn→Zn2++2e-以上两式为半反应，总反应：Cu2++Zn=Cu+Zn2+2．氧化与还原(1)定义一、基本概念（2）类型自身氧化还原反应：电子转移发生在同一物质内两元素间。2KClO3→2KCl+3O2↑KClO3是氧化剂，也是还原剂歧化反应电子得失发生在同一物质内同一元素的不同原子间。2H2O2→H2O+O22Cu+(aq)→Cu2+(aq)+Cu(处于中间价态)能发生歧化的物质稳定性比较差一般氧化还原反应：电子转移发生在两个或多个物质之间Zn+Cu2+=Cu+Zn2+2．氧化与还原一、基本概念3．氧化还原电对电对：Cu2+/Cu，Zn2+/Zn电对表示法：1.高氧化态物质在上，低氧化态在下面；2.高氧化态对应物质称氧化型，作氧化剂，低氧化态对应物质称还原型，作还原剂；氧化还原反应中，氧化剂与它的还原产物、还原剂与它的氧化产物组成的电对称为氧化还原电对。Cu2++Zn=Cu+Zn2+一、基本概念⑵氧化还原半反应含义：氧化还原电对物质的共轭关系式称氧化还原半反应。每个电对对应一个氧化还原半反应。氧化性物质的氧化能力越强，其对应的还原性物质还原能力就越弱。如MnO4-/Mn2+。同一物质在不同电对中可表现出不同性质。FeFe3+/Fe2+Fe2+/Fe一、基本概念二、氧化还原反应方程式的配平一、氧化数法二、离子电子法离子电子法配平的步骤：用离子形式写出主要的反应物和产物;将总反应分为两个半反应，一个氧化剂对应的反应，一个还原剂对应的反应;先将每个半反应两边的原子数配平，再用电子将电荷数配平;将每个半反应分别乘以适当的系数使反应中得失的电子数相等;两个半反应相加即得总反应。二、离子电子法例：配平KMnO4+H2C2O4→Mn2++CO2(1)方程式写成离子方程式：MnO4-+C2O42-→Mn2++CO2(2)写出两个半反应式并配平：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2OC2O42-=2CO2+2e-(3)根据得失电子数相等的原则，两个半反应乘以适当系数再合并，得到配平的离子反应方程式。2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O二、离子电子法离子电子法配平重要的是氧原子数的配平，不同介质条件下，配平氧原子数的规则是：在酸性条件下反应式中不应出现OH-；在碱性条件下反应式中不应出现H+。二、离子电子法介质条件多氧的一边少氧的一边酸性H+H2O碱性H2OOH-中性H+或H2OH2OOH-例：写出下列半反应分别在酸性和碱性介质中的离子电子式。(1)ClO-→Cl-(2)SO32-→SO42-解:(1)酸性介质ClO-+2H++2e-→Cl-+H2O碱性介质ClO-+H2O+2e-→Cl-+2OH-(2)酸性介质SO32-+H2O→SO42-+2H++2e-碱性介质SO32-+2OH-→SO42-+H2O+2e-二、离子电子法VO2+(aq)+Zn(s)→VO2+(aq)+Zn2+(aq)VO2++e→VO2+Zn→Zn2++2e2VO2++Zn+4H+=2VO2++Zn2++2H2O配平下面的方程式（酸性条件下）：VO2+（酸性）VO+ZnV3+V2+timeVO2++e+2H+→VO2++H2O氧化：还原：练习一、原电池二、电极电势及电池电动势三、能斯特公式四、电极物质浓度对电极电势的影响五、电极电势的应用六、元素电势图及其应用§10-2原电池与电极电势VoltaicCells一、原电池阳极（Cathode）还原反应（reduction）阴极（Anode）氧化反应（oxidation）一、原电池铜锌原电池示意图一、原电池规定:电子流出的电极称为负极,负极上发生氧化反应;电子进入的电极称为正极,正极上发生还原反应。实验：电子由锌片转移到了铜片上负极：Zn＝Zn2＋＋2e氧化反应正极：Cu2＋＋2e＝Cu还原反应电池反应：Zn＋Cu2＋＝Cu＋Zn2＋1.原电池：利用自发的氧化还原反应产生电流的装置。化学能转变成电能两个半电池盐桥：充满KCl或KNO3饱和的琼脂胶冻U形玻璃管。外电场作用下离子可迁移，其作用：①沟通电路；②维持两性溶液的电中性，保证反应持续进行。盐桥现象：取出盐桥，电流表指针回零；放入盐桥，指针又发生偏移。说明盐桥起到沟通电路的作用。一、原电池铜锌原电池示意图电池符号 书 关于书的成语关于读书的排比句社区图书漂流公约怎么写关于读书的小报汉书pdf 写：(–)Zn(s)|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(s)(+)负极写在左，正极写在右金属与溶液之间用“|”隔开表示相界面，正负两极之间用“‖”隔开表示盐桥如有多种离子参加反应，各离子之间以“，”隔开注明参加反应各物质的浓度或分压（条件）。如有惰性电极，也要在电池符号中表示出来。2.原电池的表示法一、原电池惰性电极：不参加电极反应，仅起导电作用的物质。例：写出下列电池反应的电池符号Fe+2H+(1.0mol·L-1)=Fe2+(0.1mol·L-1)+H2(100kPa)解：惰性电极：不参加电极反应，仅起导电作用的物质。常用的惰性电极为铂、石墨。一、原电池常见电极分为以下四种类型金属-金属离子电极(由金属及其该离子的溶液组成)电极反应：Cu2++2e-=Cu，符号：Cu(s)|Cu2+(c)一、原电池气体-离子电极(由气体与其饱和离子溶液及惰性电极组成)电极反应：2H++2e-=H2；符号:Pt,H2(p)|H+(c)常见电极分为以下四种类型均相氧化还原电极(同一元素不同氧化数对应的物质、介质及惰性电极组成）一、原电池电极符号：电极反应：金属－金属难溶盐—阴离子电极(固体电极)Hg2Cl2+2e-=2Hg+2C1-Hg(l)，Hg2Cl2(s)|C1-(c)该类电极是将金属表面涂以该金属难溶盐后，将其侵入与难溶盐有相同阴离子的溶液中构成的。常见电极分为以下四种类型一、原电池干电池正极负极二、电极电势及电池电动势1.电极电势的产生二、电极电势及电池电动势金属电极的电极电势：双电层的形成都会使金属和盐溶液之间产生电势差，这个电势差称金属电极的电极电势，用表示。原电池的电动势原电池的电动势就是正极电极电势与负极电极电势之差，用E表示。金属越活泼，溶解倾向越大，平衡时电极电势越低。电动势：E=+--电子由低电势→高电势；电流由高电势→低电势1.电极电势的产生①电极电势的高低取决于电极物质的本性。金属活泼性↑，离子沉积倾向↓，电极电势↓；金属活泼性↓，离子沉积倾向↑，电极电势↑；②从氧化还原角度考虑：电极电势↓，金属在溶液中还原能力↑；电极电势↑，金属在溶液中氧化能力↑；所以利用电极电势高低可以判断电对物质的氧化还原能力。电极电势二、电极电势及电池电动势电动势：E=+--=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)如果电池中各物质均处于标准态：例：（-）Zn|Zn2+(c1)||Cu2+(c2)|Cu(+)用E表示电动势，用表示电极电势。正极电极电势：+=(Cu2+/Cu)负极电极电势：-=(Zn2+/Zn)E=+--=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)二、电极电势及电池电动势标准电极电势：是指标准电极的电位。凡是符合标准条件的电极都是标准电极。标准态如下：2．标准电极电势（1）标准氢电极标准电极电势的绝对值无法测定，于是选取标准氢电极作为标准，规定其电极电势为0。（1）标准氢电极{(H+/H2)}电极反应2H+(1.0mol∙L-1)+2e-=H2(100kPa)电极电势(H+/H2）=0.0000Vc(H+)=1.0mol∙L-1H2(100kPa)条件：二、电极电势及电池电动势(2)标准电极电势的测定将待测电极与标准氢电极组成原电池，用检流计确定电池正负极，测定此电池的电动势，然后根据E=正极-负极求出待测电极的标准电极电势。二、电极电势及电池电动势(Fe3+/Fe2+)的测定E=(Fe3+/Fe2+)-(H+/H2)(Fe3+/Fe2+)=0.771V标准电极电势(298K)P494附录四失电子或还原能力增加得电子或氧化能力增加电极反应/V氧化态Li+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+2H+Sn4+Cu2+I2Fe3+Br2Cr2O72－＋14H+Cl2MnO4－＋8H+F2＋电子数＋e—＋2e—＋2e—＋2e—＋2e—＋2e—＋2e—＋2e—＋2e—＋e—＋2e—＋6e—＋2e—＋5e—＋2e—还原态LiZnFeSnPbH2Sn2+Cu2I－Fe2+2Br－2Cr3+＋7H2O2Cl－Mn2+＋4H2O2F－－3.0403－0.76－0.447－0.1377－0.12640.000.1510.340.5350.7711.0661.2321.361.5072.866可将任意两个电极组成原电池，计算出电动势：(Ag+/Ag）=0.799V(Cu2+/Cu）=0.34VE=正极-负极=(Ag+/Ag)-(Cu2+/Cu)=0.799V-0.34V=0.46V二、电极电势及电池电动势(3)使用标准电极电势表时应注意的事项由于介质的酸碱性影响值，标准电极电位表分为酸表(A)和碱表(B)。大小反映物质得失电子的能力，是一强度性质的物理量，与电极反应的写法无关。值是衡量物质在水溶液中氧化还原能力大小的物理量，不适应于非水溶液体系。二、电极电势及电池电动势三、能斯特公式解决非标准状态下电极电势或电动势—能斯特公式（NernstHW）电极反应：aOx+ne-=bRedF为法拉第常数，每摩尔电子所携带的电量，96485C•mol-1n为电极反应转移的电荷数。氧化（oxidation）还原（reduction）气体参加反应，应以相对分压带入浓度项；纯固体、纯液体参加反应时，在公式中不列出；公式中纯固体，纯液体和溶剂的浓度带数值1.公式中Ox、Red是广义的氧化型和还原型物质，包括没有发生氧化数变化的参加电极反应的所有物质。使用能斯特公式需要注意的问 题 快递公司问题件快递公司问题件货款处理关于圆的周长面积重点题型关于解方程组的题及答案关于南海问题 ：三、能斯特公式例：写出电极反应在298K时的电极电势计算式。(1)I2(s)+2e-2I-(2)Cr2O72-+14H++6e-2Cr3++7H2O三、能斯特公式(3)PbCl2(s)+2e-Pb(s)+2Cl-(4)O2(g)+4H++4e-2H2O三、能斯特公式例：写出电极反应在298K时的电极电势计算式。练习四、电极物质浓度对电极电势的影响结论：对于特定电极，电极中氧化型物质和还原型物质的相对浓度决定电极电势的高低；1.电极物质本身浓度变化对电极电势的影响电极电势结论：氧化态(Zn2+)浓度减小,导致相对浓度减小，电极电势降低。例：计算25℃时，Zn2+(0.01mol·L-1)|Zn(s)的电极电势。1.电极物质本身浓度变化对电极电势的影响例：在Ag++e-=Ag电极中加入NaCl溶液，则发生Ag++Cl-=AgCl沉淀反应，计算298K反应达到平衡和c(C1-)=1.0mol·L-1时，(Ag+/Ag)值。解：电极反应：Ag++e-=Ag(Ag+/Ag)=θ(Ag+/Ag)+0.0591V·lg{c(Ag+)/c⊖}2.沉淀生成对电极电势的影响结论：由于AgCl沉淀产生，使氧化态（Ag+浓度）降低，电极电势降低。结论：①沉淀的生成会改变氧化型或还原型的浓度，从而引起电极电势的变化②当氧化型被沉淀时，电极电势降低，Ksp越小，电极电势降低得越多。③当还原型被沉淀时，电极电势升高。2.沉淀生成对电极电势的影响3.配合物生成对电极电势的影响解：当氧化型物质生成配合物时，配合物的稳定性越大，对应电极的值降得越低;当还原型物质生成配合物时，配合物的稳定性越大，对应电极的值升的越高;若两者都生成配合物，要比较两种配合物稳定性。3.配合物生成对电极电势的影响计算pH=3.0,4.0,其他物质都处于标准态时，（Cr2O72-/Cr3+),⊖（Cr2O72-/Cr3+)=1.232V一般情况下，氧化物、含氧酸及其盐均需在酸性溶液中表现出氧化性。酸性越强、氧化能力越强。如KNO30，+>-，正向自发进行；rGm>0，E<0，+<-，逆向自发进行；rGm＝0，E＝0，+=-，反应处于平衡状态。ΔrGm=-nFE根据电动势的正负值，即可判断氧化还原反应自发进行的方向。五、电极电势的应用例:①298K标准状态下Cr2O72-能否将HCl氧化为Cl2？②Cr2O72-能否氧化6.00mol·L-1HCl？正极：Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O+=1.232V负极：2Cl-=Cl2+2e--=1.36V(1)标准状态下，+<-,反应不能自发进行，Cr2O72-不能将HCl氧化为Cl2。五、电极电势的应用+>-反应正向进行，即能氧化。正极：Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O+=1.232V负极：2Cl-=Cl2+2e--=1.36V例:①298K标准状态下Cr2O72-能否将HCl氧化为Cl2？②Cr2O72-能否氧化6.00mol·L-1HCl？3．选择适当的氧化剂或还原剂现有Cl-，Br-，I-三种离子的混合液。欲使I-氧化为I2，而Br-，C1-不被氧化。应选用下列哪种氧化剂？(a)Fe2(SO4)3，(b)KMnO4，(c)SnCl4(I2/I-)＝0.535V，(MnO4－/Mn2+)＝1.507V(Br2/Br-)＝1.066V，(Fe3+/Fe2+)＝0.771V(Cl2/Cl-)＝1.36V，(Sn4+/Sn2+)＝0.151V①欲使I-氧化为I2,要求＞0.535V，SnCl4不行；②欲使Br-,C1-都不被氧化,＜1.066V,KMnO4不行；因此，只能选用Fe2(SO4)3五、电极电势的应用4.计算反应的标准平衡常数，判断氧化还原反应进行的程度根据：rGm＝-RTlnK,rGm＝-nFERTlnK＝nFE若反应在298K下进行，则五、电极电势的应用不考试5．判断氧化还原反应进行的次序不考虑动力学因素，电动势大的反应首先进行。例如：氯气氧化含溴化钾和碘化钾的溶液。(Cl2/Cl-)-(Br2/Br-)＝1.36V-1.066V＝0.294V(Cl2/Cl-)-(Ｉ2/Ｉ-)＝1.36V-0.535V＝0.825VI-首先被氧化成I2，Br-后被氧化Br2。五、电极电势的应用6．测定溶液pH及物质的某些常数可用于计算难溶化合物的溶度积，弱酸解离常数，配合物稳定常数等。不考试φA/VφB/V六、元素电势图及其应用将同一种元素的各种氧化态按氧化数从高到低的顺序排列，在两种氧化态之间用联线连接，并在联线上标明相应电对的标准电极电势值，这种图形称为元素电势图。1.判断物质水溶液中能否发生歧化反应 分析 定性数据统计分析pdf销售业绩分析模板建筑结构震害分析销售进度分析表京东商城竞争战略分析 Cu+在水溶液中可否发生歧化歧化反应能够自发进行：Cu++Cu+=Cu2++Cu六、元素电势图及其应用对于任意元素的电位图：ABC(A/B)(B/C)若：(1)(B/C)>(A/B)物质B发生歧化反应,歧化产物为A,C。(2)(B/C)<(A/B)物质A与C能发生反歧化反应，产物为B。六、元素电势图及其应用1.判断物质水溶液中能否发生歧化反应根据汞的已知电势图，求(Hg2+/Hg22+)2.间接计算未知的电极电位1/2Hg22++eHg(Hg22+/Hg)=0.797V电极反应：Hg2++e1/2Hg22+Hg2++2eHg(Hg2+/Hg)=0.851V3=1+2无加和性，G有加和性rGm＝-nFE假设三个电极与标准氢电极分别组成电池，得E1E2E3n3E3=n1E1+n2E2E1=1E2=2E3=32.间接计算未知的电极电位根据汞的已知电势图，求(Hg2+/Hg22+)n33=n11+n222.间接计算未知的电极电位为未知电对的标准电极电位，1、2、…i依次为相邻电对的标准电极电位n1、n2、…ni依次为相邻电对间转移的电子数n33=n11+n22若有i个相邻的电对：例：已知Br的元素电势图,铅蓄电池负极正极正极负极电解质：H2SO4d>1.2g/mL放电锂电池摇椅电池：锂离子在外部条件（充电或放电）下，往返于正负极之间正极LiCoO2负极石墨E=4.0V§10－3氧化还原滴定法一、条件电极电势(自学）二、氧化还原滴定曲线（自学）三、氧化还原滴定中的指示剂四、常用的氧化还原滴定法Ce4+滴定Fe2+的滴定曲线氧化还原滴定曲线上滴定突跃的大小，取决于相互作用的氧化剂和还原剂条件电极电位之差，两电对条件电极电位差值越大，滴定突跃范围越大。Ce:铈(58)自身指示剂特殊指示剂氧化还原指示剂电对物质自身颜色,MnO4-/Mn2+吸附配位淀粉吸附I2变蓝血红色分类三、氧化还原滴定中的指示剂氧化还原指示剂氧化还原指示剂是一类本身具有氧化还原性的有机试剂，其氧化型和还原型具有不同的颜色。In(Ox)+ne-=In(Red)不同颜色例如：K2Cr2O7溶液滴定Fe2+，常用二苯胺磺酸钠作指示剂。终点颜色由亮绿色变为紫色三、氧化还原滴定中的指示剂指示剂′/Vc(H+)=1molL-1还原型氧化型亚甲基蓝0.36无色天蓝色二苯胺磺酸钠0.84无色红紫色邻苯氨基苯甲酸0.89无色红紫色邻二氮菲亚铁1.06红色浅蓝色氧化还原指示剂的条件电极电势及颜色变化三、氧化还原滴定中的指示剂选择指示剂的原则①指示剂的理论变色点的条件电极电势落在滴定突跃范围之内，并且越接近反应的化学计量点的电极电势，终点误差越小。②终点颜色要有突变。三、氧化还原滴定中的指示剂Ce4+滴定Fe2+的滴定曲线/V三、氧化还原滴定中的指示剂四、常用的氧化还原滴定法1.KMnO4法2.重铬酸钾法3.碘量法MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2OCr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O介绍强碱性MnO4-+e-=MnO42-=0.56V弱酸性、中性、弱碱性MnO4-+2H2O+3e-=MnO2+4OH-=0.595V强酸性介质MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O=1.51V★为防止Cl-（具有还原性）和NO3-（酸性下具氧化性）的干扰，其酸性介质常用H2SO4溶液。1.KMnO4法（1）概述（2）KMnO4的配制配制纯度99.0%~99.5%,含有MnO2及少量的杂质。加热微沸~1h，使溶液中还原性物质被氧化完全。过滤MnO(OH)2棕色瓶中，用时标定市售KMnO4含少量杂质，吸水性强、氧化性强、本身易分解，只能用间接法配制标准溶液。需称稍重于理论量的KMnO4溶于蒸馏水中，煮沸后，置于棕色瓶中，静置几天后标定。1.KMnO4法a.温度：70-80C。太低，反应慢；太高，草酸分解。b.酸度：滴定开始时，酸为0.5~1mol·L-1，标定结束时，0.2~0.5mol·L-1；酸度不足，易生成MnO2沉淀，酸度过高，H2C2O4分解。c.滴定速度：不能太快，尤其刚开始时，否则4MnO4-+12H+→4MnO2↓+O2↑+6H2Od.催化剂：为自催化反应—Mn2+e.滴定终点：粉红色在30s不退为止。(3)标定1.KMnO4法基准物：NaC2O42MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O(4)应用①直接滴定法：可测Fe2+、C2O42-、H2O2等测定H2O2：5H2O2+2MnO-4+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O1.KMnO4法②间接滴定法：凡能与C2O42-定量生成沉淀的金属离子，如Ca2＋：Ca2++C2O42-→CaC2O4→过滤、洗涤→酸解(热的稀硫酸)→H2C2O4→滴定1.KMnO4法(4)应用MnO2H2SO4Mn2+CO2+C2O42-（过量）Mn2+CO2③返滴定法：MnO21.KMnO4法标准溶液2.重铬酸钾法优点:纯、稳定、直接配制，氧化性适中，滴定可在盐酸介质中进行指示剂:二苯胺磺酸钠,邻二氮菲亚铁应用:铁的测定化学需氧量的测定Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O橙色绿色介绍测铁待测液→加入H2SO4＋H3PO4混酸→加二苯胺磺酸钠（滴定指示剂）→用K2Cr2O7标准溶液滴定→终点（绿色→紫色）加入H3PO4的主要作用：(1)Fe3＋生成无色[Fe(HPO4)2]-，消除Fe3＋的颜色干扰；(2)降低Fe3+/Fe2+电势，使二苯胺磺酸钠变色点落在滴定的电势突跃范围内。0.86~1.26V（0.84V）2.重铬酸钾法6Fe2++Cr2O72－+14H+＝6Fe3++2Cr3++7H2O介绍⑴概述碘量法：利用I2的氧化性或I-的还原性进行的氧化还原滴定方法。因I2在水中溶解度小，通常将其溶解在KI溶液中，增加其溶解度。3.碘量法介绍直接碘量法：用I2标准溶液直接滴定还原剂溶液。I2是一种较弱的氧化剂，用I2标准液可以直接滴定一些强还原剂如：S2-、SO32-、Sn2+、S2O32-、AsO33-等。等量点前，I2完全和还原性物质作用生成I-，I-不与淀粉显色，等量点时，再加微过量I2便立即显蓝色。3.碘量法介绍间接碘量法：先将氧化型试样与I-作用，反应析出的I2用硫代硫酸钠（N2S2O3)标准溶液进行滴定，这种分析方法称间接碘量法。I-是中等强度的还原剂，可利用间接碘量法测定MnO4-、C2O72-、H2O2、ClO4-、Cu2+、Fe3+等氧化性物质。3.碘量法介绍P388：10-14，10-16，10-20作业本周末全部同学交作业（包括本章和上一章作业）