酸化還元滴定の電位曲線とヨードメトリー

Fe²⁺ を MnO₄⁻ で滴定する基本反応 Fe²⁺被高锰酸根滴定

5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

MnO₄⁻/Mn²⁺ は 5 電子反応、Fe³⁺/Fe²⁺ は 1 電子反応なので、Fe²⁺ を 5 倍して電子数を合わせる。したがって、滴定率を作るときも MnO₄⁻ の量に 5 を掛ける必要がある。Mn电对是5电子反应，Fe电对是1电子反应，所以Fe²⁺要乘5；定义滴定率时也要把MnO₄⁻的量乘5。

当量点前：Fe³⁺/Fe²⁺ のネルンスト式 当量点前

当量点前は Fe²⁺ が過剰で、加えた MnO₄⁻ はほぼすべて Mn²⁺ に還元される。溶液中の電位は Fe³⁺/Fe²⁺ の比で決まり、概念的には E = E°Fe + 0.059 log([Fe³⁺]/[Fe²⁺]) と見ればよい。滴定率で書くと、生成した Fe³⁺ と残った Fe²⁺ の比を入れる。当量点前Fe²⁺过量，加入的MnO₄⁻几乎全变成Mn²⁺；电位由Fe³⁺/Fe²⁺浓度比决定，可理解为E=E°Fe+0.059log([Fe³⁺]/[Fe²⁺])。

当量点：2つの電極電位を等しくする 当量点

当量点では主成分は Fe³⁺ と Mn²⁺ だが、平衡のために Fe²⁺ と MnO₄⁻ も微量に存在する。したがって、Fe³⁺/Fe²⁺ の電位と MnO₄⁻/Mn²⁺ の電位が同じになる条件を使う。酸性条件では MnO₄⁻ の式に H⁺ が入るため、pH=1 では当量点電位が約 1.31 V になる。当量点主成分是Fe³⁺和Mn²⁺，但平衡下仍有微量Fe²⁺和MnO₄⁻；所以令两个电对的电位相等。酸性条件下Mn式含H⁺，pH=1时当量点电位约1.31V。

指示薬と変色域 指示剂与变色范围

I_O + ne⁻ ⇄ I_R

酸化体と還元体の色が異なる指示薬では、片方がもう片方の約 10 倍になると色の変化を目で確認できる。したがって変色域はおよそ E = E°I ± 0.059/n。考え方は酸塩基滴定の指示薬と同じで、違うのは pH ではなく電位で色が変わる点である。氧化态和还原态颜色不同的指示剂，当一方约为另一方10倍时能肉眼辨认颜色变化，因此变色范围约为E°I±0.059/n。思路类似酸碱指示剂，只是由电位而非pH控制。

過マンガン酸滴定の例 高锰酸钾滴定例题

対象 / 对象	全反応 / 总反应	終点 / 终点
シュウ酸 H₂C₂O₄	5H₂C₂O₄ + 2MnO₄⁻ + 6H⁺ → 10CO₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O	淡い赤紫色淡紫红色
過酸化水素 H₂O₂	5H₂O₂ + 2MnO₄⁻ + 6H⁺ → 5O₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O	淡い赤紫色淡紫红色

先生はどちらも「半反応式を書く→電子数を合わせる→足して消す」という手順で導いた。係数や H⁺/H₂O の数は、配布資料の空欄で再確認する。老师都按“写半反应→配平电子数→相加相消”的步骤推导；系数和H⁺/H₂O数量建议对照课件空栏复核。

ヨードメトリー（二段階） 碘量法

IO₃⁻ + 5I⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻

測りたい酸化剤を過剰の I⁻ と反応させ、まず I₂ を発生させる。I₂ は褐色なので発生が分かる。次にチオ硫酸イオンで I₂ を I⁻ に戻し、褐色が消える点を終点にする。デンプンを入れると I₂ で青色になり、その青色が消えるので終点がより見やすい。先让待测氧化剂与过量I⁻反应生成I₂，I₂呈褐色；再用硫代硫酸根把I₂还原成I⁻，以褐色消失为终点。加入淀粉后会显蓝色，蓝色消失更容易判断终点。