基礎化學-第十二章-滴定分析-PPT精品課件

1、第 12 章 滴定分析Titrimetric AnalysisChapter 12 分析化學是獲取物質(zhì)的化學信息，研究物質(zhì)的組成、狀態(tài)和結構的一門獨立的化學信息科學。 分析化學將化學與數(shù)學、物理學、計算機科學、生物學、醫(yī)學和環(huán)境科學結合起來，通過各式各樣的方法和手段，得到分析數(shù)據(jù)，從中取得有關物質(zhì)的組成、結構和性質(zhì)的信息，從而揭示物質(zhì)世界的真相。 分析化學是從事化學、生物、醫(yī)學、環(huán)境等學科的工作基礎。如臨床檢驗診斷等。12.1 滴定分析原理12.2 分析結果的誤差12.3 酸堿滴定法12.4 氧化還原滴定法12.5 配位滴定法12.6 沉淀滴定法第一節(jié) 滴定分析原理一. 滴定分析概述二. 滴定

2、分析分類三. 標準溶液配制四. 滴定分的析計算一. 滴定分析概述酸堿滴定氧還滴定配位滴定沉淀滴定重量分析 容量分析(滴定分析)化學分析儀器分析分析化學定性分析定量分析結構分析形態(tài)分析 分析化學的主要任務是鑒定物質(zhì)的化學組成和確定物質(zhì)的結構，并測定其中有關組分的含量。 滴定分析(titrimetric analysis)是分析化學中定量分析中常用的化學分析方法之一。主要用于常量組分（試樣含量1）的含量測定。具有快速、簡便及較高準確度(相對誤差99.9%） 反應必須能迅速完成，或通過加熱和催化劑的方 法加速 無副反應發(fā)生，如有干擾，可采取適當方法消除 必須有簡便可靠的方法確定計量點(二) 滴定分析

3、法對化學反應的基本要求 二、滴定分析的分類 1. 按滴定方式分類 分為直接滴定法、返滴定法、置換滴定法和間接滴定法。 （1）直接滴定法：用標準溶液直接滴定被測物質(zhì)溶液的組分 凡能滿足滴定反應基本要求的反應，都能用這類測定方式。例如，用HCl標準溶液直接滴定NaOH溶液；用KMnO4標準溶液直接滴定H2O2溶液；用EDTA標準溶液直接滴定水中Ca2+和Mg2+。直接滴定法是最常用和最基本的滴定方式。 （2）返滴定法(back titration)：先準確地加入過量的標準溶液，使反應完全，此時標準溶液的剩余量再用另一種標準溶液滴定。 由于有些反應不能完全符合滴定反應的基本要求，因而不能采用直接滴定

4、法。 例如，用HCl測定CaCO3時，因CaCO3的溶解度較小，它和HCl的反應很慢，不宜直接滴定 如果先加入一定量的過量的HCl標準溶液，并加熱至CaCO3完全溶解，然后用NaOH標準溶液滴定HCl的剩余量就可得到較好的結果。 （3）間接滴定法：有些不能與滴定劑直接反應的物質(zhì)，可通過其它的化學反應，以間接方式測定被測物質(zhì)的含量。 例如，Ca2+沒有還原性，不能用KMnO4標準溶液直接滴定; 若先將Ca2+與C2O42-反應，定量地沉淀為CaC2O4，將沉淀過濾洗凈后，溶于硫酸溶液中，再用KMnO4標準溶液滴定生成的H2C2O4，則可間接測定Ca2+的含量。 （4）置換滴定法：先用適當試劑與被

5、測物質(zhì)反應，再用標準溶液滴定其生成物，從而求出待測物質(zhì)的含量。 2. 按化學反應類型分類 按所使用的化學反應類型不同，可將滴定分析分為酸堿滴定法、氧化還原滴定法、配位滴定法和沉淀滴定法。 三、標準溶液的配制 滴定分析的一般過程：包括三個主要部分，即標準溶液的配制、標準溶液的標定和試樣組分含量的測定。 標準溶液的配制方法可分為直接配制法和間接配制法兩種。 一級標準物質(zhì)（又稱基準物質(zhì)）: 能用于直接配制準確濃度溶液的物質(zhì)。 一級標準物質(zhì)的條件：化學式準；成分純（主成分含量在99.9以上） ；性質(zhì)穩(wěn)定；無副反應；摩爾質(zhì)量較大。 1. 直接配制法 準確稱量一定量的一級標準試劑，溶解后轉(zhuǎn)移至容量瓶中定容

6、，可得已知準確濃度的標準溶液。 如果試劑穩(wěn)定且純度高，則用直接法配制。 2. 間接配制法 先配成近似于所需濃度的溶液，然后用一級標準物質(zhì)或另一種已知準確濃度的標準溶液來確定其準確濃度，這一操作過程，也稱為標定(standardization)。 如果試劑不滿足一級標準物質(zhì)的條件，則用間接法配制。 優(yōu)級純Guarantee Reagent(縮寫G.R)又稱保證試劑，用綠色標簽 分析純Analytical Reagent(縮寫A.R)又稱分析試劑，用紅色標簽 化學純Chemical Pure(縮寫C.P)，用藍色標簽 實驗試劑Laboratory Reagent(縮寫L.R)，用黃色標簽常用化學試

7、劑的分類：三級試劑 化學純一級試劑 優(yōu)級純二級試劑 分析純實驗試劑 標準溶液的濃度常用物質(zhì)的量濃度表示。 如物質(zhì)B的濃度可表示為： 滴定反應的化學計量關系： aA + bB = dD + eE 若以aA和bB作基本單元，計量點時 n(aA)= n(bB) 四、滴定分析的計算 若被測物B是固體，其質(zhì)量和摩爾質(zhì)量分別為m(B)和M(B)，在計量點時用去滴定劑A的體積為V(A)，A的濃度為c(A)，則有 上面的幾個表示式為滴定反應的化學計量關系式，是滴定分析計算的依據(jù)。 一、誤差產(chǎn)生的原因和分類 二、分析結果的評價（誤差的表示方法） 三、提高分析結果準確度的方法 第二節(jié) 分析結果的誤差 定量分析的任

8、務是準確測定試樣組分的含量。 必須使分析結果具有一定的準確度。 但任何測量或測定的結果都不可能是絕對地“準確”，即總是存在著或大或小的實驗誤差，簡稱“誤差”(error)。 分析結果的準確度要根據(jù)誤差大小進行評價和判斷。并且要檢查產(chǎn)生誤差的原因，盡量減小誤差，以提高分析結果的準確度。 一、 誤差產(chǎn)生的原因和分類 根據(jù)誤差的來源和性質(zhì)，可將誤差分為系統(tǒng)誤差和偶然誤差兩大類。 (一)系統(tǒng)誤差 系統(tǒng)誤差(systematic error):是由于分析時某些固定的原因造成的誤差。 在同一條件下重復測定時，它會重復出現(xiàn)。其值的大小和正負可以測定，所以又稱可測誤差。產(chǎn)生系統(tǒng)誤差的原因主要有以下幾個方面：

9、1.方法誤差 由于分析方法不夠完善而引起的誤差。 例如，在滴定分析中，反應未定量地完成或有干擾離子的影響，指示劑選擇不當造成滴定終點與化學計量點相差較遠等，都會產(chǎn)生方法誤差。 2.儀器、試劑誤差 由于測定時所用儀器不夠準確而引起的誤差為儀器誤差。 例如，分析天平兩臂不等長、靈敏度欠佳、砝碼生銹、容量儀器刻度不準等，都會產(chǎn)生此種誤差。所用試劑或蒸餾水中含有微量雜質(zhì)或干擾物質(zhì)而引起的誤差為試劑誤差。 3.操作誤差 由于分析操作人員的主觀因素而引起的誤差。 例如滴定管的讀數(shù)偏高或偏低、辨別滴定終點顏色偏深或偏淺、在重復測定時下意識地使這一次的結果與先前的結果一致等而引起的誤差。 (二)偶然誤差 偶然

10、誤差(accidental error)是難以預料的某些偶然因素所造成的誤差。 它的數(shù)值的大小、正負都難以控制，所以又稱不可定誤差。 如分析測定過程中，溫度、濕度、氣壓的微小變動以及電壓和儀器性能的微小改變等都會引起測定數(shù)據(jù)的波動，從而產(chǎn)生偶然誤差。 偶然誤差是不能通過校正的方法來減小或消除的，但可通過增加平行測定次數(shù)來減小。在消除系統(tǒng)誤差的前提下，可隨著測定次數(shù)的增多，并采用統(tǒng)計的方法對測定結果的偶然誤差作出正確的表述。 二、分析結果的評價 (一) 誤差與準確度 準確度(accuracy)：是指測定值(x)與真實值(T)符合的程度。 準確度的高低用誤差來衡量，誤差愈小，表示分析結果的準確度愈

11、高。 誤差可分為絕對誤差(E )和相對誤差(Er)，分別表示為E = x - T 相對誤差能反映出誤差在真實值中所占的分數(shù)。 這對于比較測定結果的準確度更合理。 通常用相對誤差來表示分析結果的準確度。 誤差可有正值和負值，正值表示測定結果偏高，負值表示測定結果偏低。 例 12-1 用分析天平稱取Na2CO3兩份，其質(zhì)量分別為1.6380g和0.1638g，假如這兩份Na2CO3的真實值分別為1.6381g和0.1639g，計算它們的絕對誤差和相對誤差。 解 絕對誤差 E1 = 1.6380g-1.6381g = -0.0001g E2 = 0.1638g-0.1639g = -0.0001g

12、而它們的相對誤差分別為 Er1 = 100% = - 0.006% Er2 = 100% = - 0.06% 上例中，兩份Na2CO3質(zhì)量稱量的絕對誤差相同。 質(zhì)量較大的相對誤差較小，即測定的準確度較高。 (二)偏差與精密度 通常分析物含量的真實值是未知的，因而無法求得分析結果的準確度。因此，在實際工作中，用精密度來判斷分析結果的可靠性。 精密度(precision)：是指幾次平行測定結果相互接近的程度。它表示了測定結果再現(xiàn)性的好壞。 精密度的高低用偏差 (deviation)來衡量。 d = x - 絕對偏差(d )：某次測定值(x)與多次測定值的算術平均值( )的差值。 可見，偏差愈小，則

13、表明分析結果的精密度愈高，測定結果的再現(xiàn)性愈好。 在實際分析工作中，常用絕對平均偏差( )、相對平均偏差( )和標準偏差( s )來表示分析結果的精密度。用公式分別表示如下 上式中 | d |表示絕對偏差的絕對值，n為測定次數(shù)。 滴定分析測定常量成分時，分析結果的相對平均偏差一般應小于0.2%。精密度高并不一定意味著準確度高。準確度高一定要求精密度高。圖12-1 準確度與精密度注意：精密度與準確度之間的關系 必須指出，盡管誤差和偏差含義不同，但由于任何物質(zhì)含量的真實值實際上是無法知道的，因此，所以在實際工作中，有時并不嚴格區(qū)分誤差和偏差。 用這種相對的真實值計算所得誤差嚴格說來仍是偏差。 （一

14、）減小系統(tǒng)誤差 系統(tǒng)誤差是引起分析結果不準確的主要原因，常采用下述方法提高分析結果的準確度。 1. 儀器校準 2. 分析方法的選擇 3. 對照試驗三提高分析結果準確度的方法（略） 將已知準確含量的標準試樣與被測試樣按照相同的方法和條件進行平行分析稱為對照試驗。通?？捎脴藴试嚇訉φ栈蚺c經(jīng)典可靠分析方法對照。 4. 空白試驗 在不加試樣的情況下，按照分析試樣同樣的條件、方法、步驟進行分析稱為空白試驗。 所得結果稱為空白值。從試樣的分析結果中扣除空白值，就能得到更準確的分析結果。 空白試驗可以消除或減小由試劑、蒸餾水帶入的雜質(zhì)以及實驗器皿引起的誤差。 （二）減小偶然誤差 通過增加平行測定次數(shù)來抵消。

15、對同一試樣，通常要求平行測定35次，然后取其平均值，在獲得較高的精密度基礎上，獲得較準確的分析結果。 第三節(jié) 酸堿滴定法一. 酸堿指示劑二. 滴定曲線和指示劑的選擇三. 酸堿標準溶液的配制與標定四. 酸堿滴定法的應用實例 一類在特定的pH范圍內(nèi)，隨著溶液pH值的改變能顯現(xiàn)不同顏色的有機弱酸或有機弱堿。 能借助自身顏色變化來指示溶液酸堿性的物質(zhì)。一、酸堿指示劑HIn + H2O H3O+ + In-（一）酸堿指示劑的變色原理酚酞： 酸式 堿式甲基橙： 酸式 堿式 酸堿指示劑的酸式 ( 用HIn代表 ) 和堿式 ( 用In-代表 ) 在溶液中存在如下質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡（二）酸堿指示劑的變色范圍和變色點

16、HIn + H2O H3O+ + In- 1. 溶液的顏色取決于In-/ HIn，這一比值又取決于溶液的pH，所以溶液的顏色是隨著pH的變化而變化的。 2. 當In-/ HIn =1 時，溶液的 pH= pKHIn，稱為指示劑的理論變色點。變色點呈現(xiàn)酸式和堿式等量混合的混合色。 3. 當In-/ HIn10時，只能觀察到堿式的顏色，當In-/ HIn 1/10時只能觀察到酸色。所以 pH=pKHIn1 稱為指示劑的理論變色范圍。 變色范圍：使指示劑由一種顏色變化到另一種顏色的pH范圍。 理論變色范圍：pH=pKHIn1 由于人的眼睛對某些顏色的敏感度不同，所觀察到的變色范圍與理論值稍有出入。

17、如：甲基紅 pKHIn=5.0 理論值：4.06.0 觀察為：4.46.24.4 - 6.2常用酸堿指示劑指示劑 變色范圍 酸色 過渡色 堿色 pKIn百里酚藍 1.21.8 紅色 橙色 黃色 1.7甲基橙 3.14.4 紅色 橙色 黃色 3.7溴酚藍 3.14.4 黃色 藍紫 紫色 4.1溴甲酚綠 3.85.4 黃色 綠色 藍色 4.9甲基紅 4.46.2 紅色 橙色 黃色 5.0溴百里酚藍 6.07.6 黃色 綠色 藍色 7.3中性紅 6.88.0 紅色 橙色 黃色 7.4酚酞 8.09.6 無色 粉紅 紅色 9.1百里酚酞 9.410.6 無色 淡藍 藍色 10.0二、滴定曲線和指示劑的

18、選擇 滴定過程中所加入的酸或堿標準溶液的量為橫坐標，以相應溶液的pH值為縱坐標，所繪制的關系曲線稱為酸堿滴定曲線。（一）強堿滴定強酸 0.1000 molL-1 NaOH滴定 0.1000molL-1 HCl 20.00ml 1. 滴定過程中溶液pH的計算： （1）滴定前：錐型瓶中溶液的酸度為： H3O+=0.1000 molL-1 pH=1.00 a. VNaOH =10.00ml H3O+ = = 6.6710-5 molL-1 pH=4.18 b. VNaOH = 18.00ml H3O+ = = 5.26 10-5 molL-1 pH=4.280.1000 10.00 20.00+10

19、.000.1000 2.00 20.00+18.00 c. VNaOH =19.00ml H3O+ = = 5.13 10-5 molL-1 pH=4.29 d. VNaOH = 19.98 H3O+ = = 5.00 10-5 molL-1 pH=4.300.1000 1.00 20.00+19.000.1000 0.02 20.00+19.98（2）滴定開始至計量點前 溶液的pH取決于剩余HCl的濃度 （4）計量點后 溶液的pH值取決于過量NaOH的濃度 VNaOH = 20.02ml時， OH- = =510-6 （ molL-1） pOH=4.3 pH=9.70.1000 0.02 2

20、0.00+20.02（3）計量點時 VNaOH =20.00ml H3O+=1.00 10-7 molL-1 pH=7.00 2. 滴定曲線以NaOH加入量為橫坐標，溶液的pH值為縱坐標作圖，將計算數(shù)據(jù)畫圖，即得滴定曲線 在滴定曲線中計量點附近，1滴NaOH溶液的滴入，溶液的pH從4.3突然升到了9.7，這種溶液pH的急劇改變，稱為滴定突躍。 如果用0.1000molL-1 HCl滴定0.1000molL-1 NaOH 20.00ml，滴定曲線的形狀為（紅色虛線）。 滴定突躍所在的pH范圍，稱為滴定突躍范圍。VNaOH-141210 8 6 4 2pH10 20 30 40酚酞計量點甲基橙4.

21、39.73. 指示劑的選擇 理想的指示劑應在反應的計量點時變色。所以一般來說：堿滴定酸酚酞酸滴定堿甲基橙選擇原則：指示劑的變色范圍應部分或全部處于突躍范圍內(nèi)?？紤]到視覺對顏色變化的敏感性，一般應選擇由淺到深的顏色變化。0.1000NaOH141210 8 6 4 210 20 30 40pHVNaOH計量點0.1000HCl4. 突躍范圍與酸堿濃度的關系 對于強酸強堿，濃度每降低10倍，突躍范圍將減少2個pH單位。當沒有滴定突躍時，由于無法選擇指示劑而不能進行滴定分析。0.0100molL-1 5.38.70.0010molL-1 6.37.7 c 突躍范圍1.000molL-1 3.310.

22、70.1000molL-1 4.39.7 所以酸堿濃度不能小于 10-4molL-110 20 30 401210 8 6 4 2pH計量點 （2）滴定開始至計量點前 溶液剩余的HAc和反應生成的NaAc組成緩沖系： pH =pKa + lg c（Ac-）c（HAc）（二）一元弱酸的滴定0.1000 molL-1 NaOH滴定0.1000molL-1 HAc 20.00ml 1. 滴定過程中溶液pH的計算：（1）滴定前 錐型瓶中溶液的酸度為 當?shù)稳隢aOH溶液的體積分別為18.00、19.80和19.98ml時，溶液的HAc、Ac-濃度及pH分別為： H3O+ = = 1.76010-5 0.

23、1000 pH=2.88表12-3 0.100 0molL-1NaOH滴定20.00mL 0.100 0molL-1HAc溶液的pH值 （4）計量點后 溶液的pH取決于NaOH的濃度： 如計量點后半滴（0.02ml）和后5滴（0.20ml）pOH=5.27， pH=8.73 OH- =KbcB = Kw cB/Ka = 1.0 10-14 0.05/1.76 10-5 OH- = =5 10-5 molL-1 pH = 9.7 OH- = = 4.98 10-4molL-1 pH = 10.70.1000 0.02 20.00+20.020.1000 0.20 20.00+20.20 （3）計

24、量點時 二者恰好反應完全，生成的Ac- 在溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應為： Ac- +H2O HAc + OH-2. 滴定曲線： 起點pH為2.88而不是1 滴定曲線坡度由大到平 緩又到大緩沖作用 計量點pH8.73而不是7 一滴NaOH引起的突躍范圍較窄（7.89.7），且在堿性范圍 選堿性范圍變色指示劑 若為強酸滴定弱堿，滴 定曲線為虛線部分。3. 滴定曲線特點和指示劑選擇：pH-141210 8 6 4 2HAcHCl10 20 30 40ml4. 突躍范圍與弱酸強度的關系 對于弱酸，突躍范圍不僅與酸濃度有關，還與其強度有關。 如弱酸濃度不變時，弱酸的Ka值越小，突躍范圍越窄。 當沒有滴定突躍時

25、，由于無法選擇指示劑而不能進行滴定分析。 原則：KacA 10-8 強堿滴定弱酸c = 0.1000mol L-1 1210 8 6 4 2pH計量點10 20 30 40HClKa=10-3Ka=10-5Ka=10-9Ka=10-7 強酸滴定一元弱堿與強堿滴定一元弱酸類似。滴定曲線二者相反。 應選在酸性范圍內(nèi)變色的指示劑甲基橙、甲基紅等。 弱酸與弱堿的滴定無實際意義。 （三）多元酸與多元堿的滴定（自學）（一）酸標準溶液的配制與標定三、酸堿標準溶液的配制與標定 用來配制酸標準溶液的強酸有HCl和H2SO4。 HCl最常用。濃鹽酸易逸出HCl氣體，所以不能直接配成準確濃度的溶液，而是先配成近似于

26、所需濃度(一般為0.1 molL-1)的溶液，然后用一級標準物質(zhì)標定。 最常用于標定HCl溶液的一級標準物質(zhì)是無水碳酸鈉(Na2CO3)或硼砂(Na2B4O710H2O)。 碳酸鈉易制得純品、價廉，但有吸濕性，且會吸收CO2，用前須在270300烘干1小時，稍冷后置于干燥器中冷至室溫備用。 標定NaOH溶液常用結晶草酸(H2C2O42H2O)或鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)作一級標準物質(zhì)。 后者易制得純品、穩(wěn)定，摩爾質(zhì)量較大，所以是標定NaOH溶液較好的一級標準物質(zhì)，在計量點時，溶液的pH值約為9.1，可選用酚酞作指示劑。 結晶草酸相當穩(wěn)定，但摩爾質(zhì)量較小。 （二）堿標準溶液的配制與標定

27、硼砂的定量組成含有結晶水，須保存在相對濕度為60的恒濕器中。 Na2CO3標定HCl溶液時，可選擇甲基橙為指示劑。 硼砂標定HCl溶液時，可選甲基紅為指示劑。 例 稱取分析純 Na2CO3 1.3350g，配制成250.0ml的溶液，求該標準溶液的濃度。解：cB = nB /VB= 0.05038 mol L-1 106g/mol 0.25L1.3350gcNa2CO3 = 例 準確量取上述標準溶液25.00ml，標定一HCl溶液，三次滴定所消耗的HCl溶液體積分別為24.35、24.30和24.37ml，求HCl溶液的準確濃度。解：Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O+ C

28、O2a b1 1cAVA= cBVBcHCl = 0.05038 25.0024.34/2= 0.1035mol L-1 （二）應用實例（自學）第四節(jié) 氧化還原滴定法一. 高錳酸鉀法二. 碘量法 3. 氧化還原反應必須有較快的反應速率，特別是直接滴定時更是如此。常須采取增加反應溫度， 氧化還原滴定法(oxidation-reduction titration)是以氧化還原反應為基礎的滴定分析方法氧化還原滴定分析的反應，必須滿足如下要求： 1. 被滴定的物質(zhì)必須處于適合滴定的氧化態(tài)或還原態(tài)。 2. 氧化還原滴定反應必須定量進行，而且必須有足夠大的平衡常數(shù)。通常平衡常數(shù)K106的氧化還原反應方可用

29、于滴定分析。加入催化劑等措施來增加反應速率。 4. 和一般的滴定分析一樣，氧化還原滴定也必須有適當?shù)闹甘緞﹣碇甘镜味ńK點。 有些常用的滴定劑如 KMnO4和 I2溶液自身也可作為指示劑，因為它們在計量點時顏色會發(fā)生明顯的變化。 常用的氧化還原滴定指示劑有亞甲藍，二苯胺，二苯胺磺酸鈉等。 （一）基本原理 高錳酸鉀是強氧化劑，在酸性溶液中被還原成Mn2+。其半反應為： MnO4-+8 H+ 5e = Mn2+ 4H2O = 1.507V 氧化還原滴定法的分類：通常根據(jù)所用的氧化劑標準溶液將氧化還原滴定法進行分類 用高錳酸鉀溶液作標準溶液的滴定-高錳酸鉀法 用碘溶液作標準溶液的滴定分析-碘量法 如此

30、類推還有重鉻酸鉀法，溴酸鹽法，鈰量法等。一、高錳酸鉀法 高錳酸鉀的溶液呈鮮明的紫紅色，而其還原產(chǎn)物Mn2+幾乎無色。（自身可作指示劑） 直接滴定法：KMnO4作為氧化劑，可直接滴定還原性物質(zhì)。 返滴定法：先將一定量過量的還原劑標準溶液加入到被測定的氧化性物質(zhì)中，待反應完畢后，再用KMnO4標準溶液滴定剩余的還原性標準溶液。 間接滴定法：可測定非氧化還原性物質(zhì)。如Ca2+的測定：先沉淀為CaC2O4 ，再用稀硫酸溶解，然后用KMnO4作滴定溶液中的C2O42- ，間接求Ca2+的含量 1. 高錳酸鉀標準溶液的配制 高錳酸鉀為非基準物質(zhì)，且在制備和儲存過程中，會產(chǎn)生少量的MnO2雜質(zhì)，不能直接配標

31、準溶液。2. 高錳酸鉀溶液的標定 標定KMnO4溶液常用一級基準物質(zhì) H2C2O42H2O、 Na2C2O4 等。草酸鈉不含結晶水，無吸水性，易于精制，尤為常用。2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+10CO2+8H2O（二）高錳酸鉀標準溶液的配制與標定（三）高錳酸鉀法的應用實例1. H2O2含量的測定2. 化學需氧量COD的測定2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2+ 5O2+ 8H2O 化學需氧量是量度水體受還原性物質(zhì)（主要是有機物）污染程度的綜合指標。它是指水體中還原性物質(zhì)所消耗的氧化劑的量。二、碘量法 I2 ：中等強度的氧化劑。 測定 I2/I-

32、氧化性物質(zhì)，用過量的KI與氧化性物質(zhì)作用，使I-氧化成I2，然后用Na2S2O3標準溶液測定所生成的I2，求出待測物質(zhì)的含量, 這種方法稱為間接碘量法（滴定碘法）。 I2 + 2e 2I- =+0.5355V（一）基本原理 碘量法中的指示劑為淀粉 在 I- 存在下淀粉與碘生成藍色配合物，反應可逆且極靈敏 在間接碘量法中，當?shù)味ńK點，即溶液呈淺黃色時，才可加入淀粉指示劑1. 碘標準溶液的配制 碘具有腐蝕性和揮發(fā)性，通常先配制成近似濃度的溶液，然后再用Na2S2O3標定： I2 + 2NaS2O3 = 2NaI + Na2S4O6（二）標準溶液的配制與標定2. 硫代硫酸鈉溶液標準溶液的配制 硫代硫酸鈉Na2S2O35H2O為無色晶體，常含有少量的雜質(zhì)，且易風化、潮解，不能直接配制標準溶液。并且其水溶液不穩(wěn)定。因此需用新煮沸過的冷蒸餾水配制溶液，并加少量的Na2CO3作穩(wěn)定劑，保持溶液pH在910之間，放置8-9天后再進行標定。 常用的一級標準物質(zhì)為K2Cr2O7。在酸性溶液中，K2Cr2O7與KI作用生成I2，再用Na2S2O3溶液滴定。反應為 K2Cr2O7 +6KI + 14HCl = 2CrCl3+3I2+8KCl+7H2OI2 + 2NaS2O3 = 2NaI + Na2S4O6（三）碘量法的應用 （ 自學 ） 第五節(jié) 配位