实训十 氧化还原滴定法
氧化还原滴定常见方法
氧化还原滴定常见方法一：高锰酸钾法强酸性条件：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O弱酸性、中性或弱碱性：MnO4-+2H2O+3e-=MnO2+4OH-在NaOH浓度大于2mol/L的溶液中：MnO4-+e-=MnO42-用高锰酸钾测定MnO2含量：第一步：加入一定量过量的标准酸化的Na2C2O4溶液：MnO2+C2O42-+4H+=Mn2++2CO2+2H2O第二部：用KMnO4溶液标定剩余C2O42-:2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O二：重铬酸钾法由于K2Cr2O7的还原产物Cr3+为绿色，终点时无法判断出过量的K2Cr2O7的黄色，所以常用二苯胺磺酸钠作指示剂（溶液显紫红色为终点）: Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O三：碘量法I2溶液的储存：由于固体I2在水中溶解度很小，通常将I2溶解在KI溶液中形成I3-(为方便起见，一般简写为I2)。
滴定时的基本反应为：I3-+2e-=3I-I2溶液的标定：使用As2O3进行标定。
As2O3难溶于水，可溶于碱溶液中：As2O3+6OH-=2AsO33-+3H2O在pH≈8的溶液中，平衡定向向右移动：AsO33-+I2+H2O=AsO43-+2I-+2H+直接碘量法：还原性强的物质，可以用I2溶液直接标定。
如钢铁中硫的测定：I2+SO2+2H2O=2I-+SO42-+4H+还可测定As2O3、Sb(III)、Sn(II)等。
不能在碱性溶液中进行，会发生歧化。
间接碘量法：氧化性强的物质，可用I-还原，然后用Na2S2O3的标准溶液滴定析出的I2：I2+2S2O32-=2I-+S4O62-必须在中性或者弱酸性环境中。
碱性下I2会歧化，强酸性下Na2S2O3会分解：S2O32-+2H+=SO2+S+H2O。
氧化还原滴定法
氧化还原滴定法任务一基础理论基本知识学习目标1．掌握氧化还原滴定法对化学反应的要求。
2．掌握高锰酸钾法及碘量法的原理、滴定条件和指示剂。
3．掌握氧化还原滴定法的有关计算。
4．理解氧化还原滴定法的特点。
5．理解在氧化还原滴定中提高反应速率的方法。
6．了解标准溶液的配制与标定。
7．了解氧化还原滴定法的应用。
7．1概述7．1．1氧化还原滴定法的特点与条件1．氧化还原滴定法的特点氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。
氧化还原滴定不同于酸碱、配位、沉淀等滴定。
在这些滴定中，标准溶液与被测物质的化合价不会发生变化，因此，反应机制比较简单，反应速率比较快。
而氧化还原滴定涉及的氧化还原反应实质上是一种电子由还原剂转移到氧化剂的反应，物质的化合价会发生变化，有些反应还需要在一定的介质中进行。
因此，其反应机制一般比较复杂，反应往往分步进行，大多数反应速度较慢，且常伴有副反应发生，介质对反应也有较大的影响。
2．氧化还原滴定法必须具备的条件氧化还原滴定法与其他滴定分析方法一样，必须满足一定的条件才能滴定。
(1)滴定反应必须按化学反应式确定的计量关系定量地完成。
(2)反应速率必须足够快，不能有副反应发生。
(3)必须有适当的方法确定化学计量点。
3．提高氧化还原反应速率的方法大多数的氧化还原反应速度较慢，很难达到滴定分析对化学反应的要求。
因此，在实际滴定中，通常要采取一些措施，控制反应的外部条件，提高反应速率，使之符合滴定分析的要求。
⑴增大反应物的浓度根据质量作用定律，反应速率与反应物浓度的乘积成正比。
增加反应物浓度不仅能加快反应速率，而且可以使反应进行的更完全。
但要注意的是这里所谓的反应物的浓度通常不是指标准溶液与被测物质的浓度，而是指滴定反应中参与反应的其他反应物介质浓度。
例如，用基准物质K2Cr2O7标定Na2S2O3标准溶液浓度时，在酸性溶液中，先加入过量KI与K2Cr2O7反应，反应式为Cg"61++14H+二25++312+7H2O在此反应中，也可通过增加H+浓度的方法来加快反应速率。
氧化还原滴定法(共52张PPT)
lgK(1 2)n1n2n
0.059
差值越大， 反应越完全
一般认为： º或 f 应有0.4V以上
影响 K 值的因素：
① n1 n2
② 1º~ 2º
注意：
① n1 n2 最小公倍数
② K ~ º K ~ f
五、滴定反应对平衡常数的要求
①当n1=n2=1时，两电对条件电势差大于
②当n1=n2=2时，两电对条件电势差大于 ③当n1≠n2时，
1
n [R]ed n [R] ed 酸度: H2SO4介质，控制～1mol/L
1
1
0 .0592
2
2
2
这些关于 Ep的讨论都是指对称电对
低—反应慢, 高—H2C2O4分解
邻二氮菲 - 亚铁
[O]x n [O]x n 0 .059 10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ == 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
O/R xe d O/R xe+d0n .0l5 ga a9 R Oexd
O/xRedO/xRed+0n .05lg9[[R Oexd]]
gg aa Ox/Red
Ox/Red
+ 0.059 lg( n
Ox Red
c Red Ox ) c Ox Red
三、条件电极电势
gg a a O /R xe d O /R xe + 0 dn .l0g5 R O (e 9 x R O d c c e R O xd e )xd
二苯胺磺酸钠
0.84V 如何选择？
另：
指示剂校正
第五节 氧化还原滴定前的预处理
目的：将被测物预先处理成便于滴定的形式
氧化还原滴定法测含量
氧化还原滴定法测含量介绍氧化还原滴定法是一种常用的化学分析方法，用于测定溶液中某种物质的含量。
本文将深入探讨氧化还原滴定法的原理、操作步骤、实验注意事项以及常见应用领域。
原理氧化还原滴定法基于氧化还原反应原理，通过滴定溶液中的氧化剂和还原剂，测定其中一个物质的浓度。
在滴定过程中，通过滴加标准溶液来控制反应的进行，并根据滴定终点的颜色变化或电位变化来确定滴定的终点。
操作步骤氧化还原滴定法的操作步骤如下：1.准备滴定仪器和试剂：包括滴定管、移液器、标准溶液等。
2.倒取待测溶液：根据实验要求，取得适量的待测溶液。
3.加入指示剂：根据具体滴定反应，加入适量的指示剂，以便观察滴定终点的变化。
4.开始滴定：使用滴定管滴加标准溶液到待测溶液中，同时轻轻搅拌溶液，直至观察到颜色变化或电位的变化。
5.记录滴定结果：记录滴定所需的标准溶液体积，计算出待测溶液中目标物质的含量。
实验注意事项在进行氧化还原滴定法实验时，需要遵守以下注意事项：1.准备充分：确保实验仪器和试剂的准备充分，以避免实验误差。
2.严格控制滴定速度：滴定过程中，需要控制滴定速度，以保证滴定终点的准确性。
3.注意溶液的混合均匀：在滴定过程中，需要用玻璃杯或搅拌棒轻轻搅拌溶液，保证溶液的混合均匀。
4.确定滴定终点：滴定终点的判断非常重要，可以通过颜色变化、电位变化等方式来确定滴定终点。
5.计算结果精确：根据滴定实验所需的标准溶液的体积，计算待测溶液中目标物质的含量时，需要注意精确计算，避免误差。
应用领域氧化还原滴定法具有广泛的应用领域，包括但不限于以下几个方面：1.食品分析：氧化还原滴定法被广泛应用于食品中某种物质的含量测定，例如测定果汁中的维生素C含量。
2.环境监测：对于水体、大气等环境样品中的污染物含量测定，氧化还原滴定法是常用的分析方法之一。
3.医药分析：在药物研究和检测中，氧化还原滴定法可以用来测定药物中某种有机物的含量。
4.工业分析：氧化还原滴定法在工业生产过程中，可以用于测定各种原料和成品中特定成分的含量。
氧化还原滴定法
氧化还原滴定中测定结果的计算方法
氧化还原滴定结果的计算主要依据氧化还 原反应方程式中的化学计量关系。
标定条件：
温度: 75～85℃[低—反应慢, 高—H2C2O4分解] 酸度: c(H+)=1mol· H2SO4介质。 L–1 [低—分解为MnO2, 高—H2C2O4分解] 速度: 先慢后快(Mn2+催化)。 [快—KMnO4来不及反应而分解]
高锰酸钾法
高锰酸钾法是以高锰酸钾作滴定剂的氧化还原滴 定法。它的特点有： ①高锰酸钾是一种强氧化剂，可以氧化多种还原 性物质。 ②KMnO4可做自身指示剂，终点为粉红色。 ③根据待测物质性质的不同，可采用直接滴定法、 间接滴定法或返滴定法。 ④由于试剂KMnO4中常含有MnO2，不能直接称量 配其标准液。配制高锰酸钾溶液要经过溶解、煮 沸、放置、 砂芯漏斗过滤、标定、贮存于棕色瓶 中等步骤。 ⑤高锰酸钾与还原型物质作用反应一般进行的都 很完全，但反应速率较慢，有时要加热或加催化 剂以加速反应。
滴定曲线的计算
氧化还原指示剂
1.氧化还原指示剂 2.自身指示剂 ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ.专属指示剂
1、氧化还原指示剂
氧化还原指示剂本身就是一种氧化剂或还 原剂，其氧化态和还原态具有不同的颜色，且 色差明显。滴定中，化学计量点附近的电势突 跃使指示剂由一种形态转变成另一种形态，根 据颜色的突变来指示终点。
2、自身指示剂
利用标准溶液或被滴定物质本身颜色指 示滴定终点，称为自身指示剂。 例如： 高锰酸钾本身显紫红色，而其还原产物 Mn2+则几乎无色，所以用高锰酸钾滴定无色 或浅色的还原剂时，一般不用另加指示剂。
3、特殊指示剂
能与滴定剂或反应生成物形成特殊的有色化 合物，从而指示滴定的终点，这种指示剂称为 特殊指示剂（或专用指示剂）。
氧化还原滴定法
③ 最佳用新鲜配制旳淀粉溶液，切勿放置过久 (若需要长时 间放置,应加入少许碘化汞) 。
④ 指示剂应在接近终点前加入,以预防淀粉吸附、包藏溶液 中旳碘。
2.溶解氧及其测定
③最终再用KMnO4原则溶液回滴剩余旳Na2C2O4至粉红色出现,并 在0.5～1min内不消失为止,消耗KMnO4原则溶液（V’1mL ）。
5C2O4- + 2MnO4-+ 16H+
2Mn2++ 10CO2↑+ 8H2O
70 85o C
计算公式:
8
高锰酸盐指数(mgO2 —氧旳摩尔质量（1/2
3I2 + 6OH- = IO3- + 5I- + 3H2O
所以，直接碘量法应用不广泛。
（2）间接碘量法（利用I－旳较强还原性）
在被测旳氧化性物质中加入KI，使I-被氧化为I2，利 用具有还原性旳Na2S2O3原则溶液来滴定定量析出旳I2，间 接求得氧化性物质含量旳措施。
基本反应为： 2 I－ － 2e- = I2 ;
/ L) (V1 V1' O，g/mol）；
)C1 V水
V2C2 (ml)
81000
C1 — KMnO4原则溶液浓度(1/5 KMnO4 , mol/L); C2 — Na2C2O4原则溶液浓度(1/2 Na2C2O4 , mol/L). 1mmol/L(1/5 KMnO4 ) = 8O2mg/L; 1mmol/L(1/5 KMnO4 ) =5 mmol/L(KMnO4 )
进行，在碱性和强酸性溶液中易发生副反应。
《氧化还原滴定法》课件
酚酞指示剂
在弱酸性条件下，由无色变为粉红色，常用于 测定氧化剂和还原剂的滴定。
甲基橙指示剂
在酸性条件下，由红色变为黄色，常用于测定 还原剂的滴定。
二溴酚蓝指示剂
在强酸性条件下，由黄色变为蓝色，常用于测 定氧化剂和还原剂的滴定。
邻苯二酚指示剂
在碱性条件下，由无色变为蓝色，常用于测定 氧化剂的滴定。
常用的滴定试剂及其应用
滴定的控制误差和计算结果的 处理
滴定的控制误差主要包括滴定试剂的误差、指示剂的误差和操作误差。
为了减小滴定的误差，可以使用称量精确的试剂、选用敏感的指示剂，并尽 量减小搅拌或振荡时的人为误差。
滴定法在分析化学中的应用
滴定法广泛应用于分析化学中，可用于测定无机化合物、有机化合物、电解 质和非电解质的含量和浓度。
《氧化还原滴定法》PPT 课件
本课件将介绍氧化还原滴定法的基本原理，滴定的步骤和操作要点，常见的 氧化还原指示剂，以及常用的滴定试剂及其应用。
此外，我们还会学习如何计算滴定反应的过量试剂量，控制滴定误差以及处 理计算结果，并深入探讨滴定法在分析化学中的应用。
滴定的基本原理
滴定法是一种常用的定量分析方法，通过滴定试剂与被测物质进行化学反应，确定被测物质的含量。 滴定的速反应达到滴定终点，从而确定被 测物质的浓度。
滴定法具有快速、准确、经济的特点，是定量分析的重要手段，被广泛应用 于实验室和工业生产中。
高锰酸钾溶液
碘溶液
硫代硫酸钠溶液
常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定氧化剂的浓度和含量。
计算滴定反应的过量试剂量
滴定反应的过量试剂量是指在滴定终点之后，滴定试剂继续滴定并加入到被滴定溶液中的体积。 计算过量试剂量的方法是基于滴定反应的立方方程式，并考虑到滴定试剂的浓度和滴定反应的摩尔比例。
第十九章-4：氧化还原滴定法
于突跃范围的
中点，滴定曲线
在化学计量点前
后是对称的。 两个条件电
图4-1
0.1000mol/L Ce4+滴定 0.1000mol/L Fe2+的滴定 曲线（1mol/L H2SO4)
势相差越大，滴
定突跃越大。
影响电对电位的几种因素：
1、酸度对电对电势的影响
φθ’和φθ 的关系就如同条件稳定常数K’与稳定常数K
之间的关系一样。条件电势反映了离子强度与各种副 反应影响的总结果，用它来处理问题，既简便且与实 际情况相符。
1.5mol/L H2SO4溶液中Fe3+/Fe2+电对的φθ ’，可 用1.0mol/L H2SO4溶液中该电对的φθ ’（0.68V）代替。
Fe3+和Fe2+的总浓度c(Fe3+)、c(Fe2+)是容易知道的，
如果将其它不易得到的数据合并入常数中，计算就简 化了。为此，将式（4）改写为
Fe . Fe( II ) c( Fe3 ) o 0.0592lg 0.0592lg 2 Fe . Fe( III ) c( Fe )
副反应系数。将式(2)、(3)代入式（1）中：得到
0.0592lg
o o
aFe3 aFe2
3
3
Fe . Fe( II ) .c( Fe ) 0.0592lg 2 Fe . Fe( III ) .c( Fe )
2
(4)
如果要用式（4）来计算HCl溶液中Fe3+/Fe2+电对 的电势，那将是十分复杂的。
c(KMnO4)≈2×10-6 mol/L时，就可以看到溶液呈粉红
氧化还原滴定法
氧化还原滴定法氧化还原滴定法是一种定量分析方法，常用于测定含氧化还原反应的物质的浓度。
在氧化还原反应中，电子会从被氧化的化合物转移到还原的化合物上，因此被称为氧化还原反应。
该方法通过滴加一种称为滴定剂的溶液来确定待测物质的浓度。
滴定剂与待测物质发生氧化还原反应，当待测物质的化合价发生改变时，滴定剂就不再反应，此时滴定完成。
原理氧化还原滴定法的原理基于以下事实：在氧化还原反应中，电子会从一个原子或分子转移到另一个原子或分子上，这样产生了电子的转移和化学计量量的变化。
因此，滴定剂可以被用来测定待测物质的化学计量量。
氧化还原反应中，电子可以从还原剂转移到氧化剂。
还原剂是一种能够给予电子的物质，它通常是一种容易氧化的物质，其化合价低于其氧化态。
氧化剂则是一种吸收电子的物质，通常是一种含氧化合物，其化合价高于其还原态。
在氧化还原滴定法中，将待测物质溶于适当的溶剂中，加入过量的还原剂，然后再滴加氧化剂，滴定至反应终点。
滴定时应注意滴定剂的选择，其氧化还原电位应当介于待测物质和还原剂之间。
当滴定剂的量与待测物质的量恰好相等时，反应终点即可确定，此时滴定完成。
操作步骤1.准备待测物质溶液，加入适当的溶剂并充分溶解；2.加入过量的还原剂；3.将寻找合适的滴定剂并确定滴定方法；4.开始滴定，滴定至反应终点（反应终点可以通过颜色变化、电位变化、气体产生等特征来确定）；5.通过滴定前后的重量差或溶液浓度计算待测物质的化学计量量。
应用氧化还原滴定法广泛应用于分析化学、药学、食品工业、环境检测等领域。
例如，在药学中，可以用过氧化氢作为氧化剂来测定药物中的铁含量，氯亚铁作为还原剂来测定汞含量。
在环境检测中，可以使用铁离子和硫酸根离子来测定自然水样中的硫酸盐含量。
氧化还原滴定法是一种定量分析方法，可以通过滴加滴定剂来确定待测物质的浓度。
该方法基于化学计量量的变化，将还原剂加入待测物质溶液中，并滴加氧化剂，滴定至反应终点。
氧化还原滴定法在分析化学、药学、食品工业和环境检测等领域发挥着重要作用。
氧化还原滴定法（碘量法）
氧化还原滴定法氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。
氧化还原反应是基于电子转移的反应反应机制比较复杂常伴有副反应发生反应较慢介质对反应也有较大影响。
因此氧化还原滴定中必须控制适宜的条件以保证反应定量、快速进行。
根据选用的滴定剂氧化剂不同氧化还原滴定法可分为、高锰酸钾法、亚硝酸钠法、重铬酸钾法等。
I2与I-组成电对的标准氧化势E0I2/2I-0.54见下表处于标准氧化还原电位表的中间位置。
凡是氧化势比I2/2I-电对小的还原性物质或氧化势比I2/2I-电对大的氧化性物质都可用碘量法直接或间接地测定因此碘量法在药物分析中应用较为广泛。
碘量法是以碘作为氧化剂或以碘化物作为还原剂进行氧化还原滴定的方法。
它们的电子得失分别用下式表示I22e 2I-2I--2e I2游离的I2能够取得电子变成碘离子因此I2是氧化剂。
I-则容易失去电子变成游离的I2。
表1 反应方程式E0VZn-2eZn2-0.76AsO33-2OH--2eAsO43-H0.71S2--2eS-0.51C2O42--2e2CO2-0.49H2气-2e2H0.002S2O32--2eS4O62-0.09Sn2-2eSn40.1521--2eI20.54MnO24OH--3eMnO4-2H 2O0.58HAsO22H2O-2eH3AsO42H0.58Fe2-eFe30.77HNO2H2O-2eNO3-3H0.942Cr37 H2O-6eCr2O72-14H1.332C1--2eC12溶液1.36Br-3H2O-6eBrO3-6H1.44Mn24H2O-5eMnO4-8H1.49MnO2固2H2O-3eMnO4-4H1.68①每一电位既与氧化型有关又与还原型有关。
②表中号的左边是还原剂还原性由上而下依次减弱右边是氧化剂氧化性从上到下依次增强。
③在表中相隔越远的电对电位差越大相互作用也越猛烈。
电对中氧化型的浓度越大氧化还原电位的数值也就越大但是反应生成物总是趋向于使反应逆向进行因此电对中还原型的浓度越大氧化还原的电位数值就越小。
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实训十氧化还原滴定法【学习目标】1．认识氧化还原滴定法的特点、分类。
2．说出高锰酸钾法、碘量法、亚硝酸钠法的原理，反应条件和应用。
3．学会有关滴定液的配制与标定。
4．会用氧化还原滴定法测定有关物质并计算含量。
第一部分学习准备引导问题1．请根据以前所学的知识，填写下表：2．在无机化学中学过的影响化学反应速度的外部因素有哪些？在氧化还原滴定中可用哪些措施来提高反应速度？3．找一下药典中哪些药物是用氧化还原滴定法测定的？（写出至少两种）4．简述碘量法、高锰酸钾法和亚硝酸钠法中的滴定液和指示剂。
第二部分计划与实施引导问题1．氧化还原滴定法常用的分类是什么？主要有哪几种？2．高锰酸钾法的滴定条件主要有哪些？高锰酸钾法是以KMnO 4为滴定液，在强酸性溶液中直接或间接测定还原性或氧化性物质含量的滴定分析法。
KMnO 4是一种强氧化剂，在强酸性溶液中能氧化很多还原性物质，而本身被还原为Mn 2＋。
高锰酸钾法应在强酸性条件下进行滴定，酸度一般控制[H ＋]为1～2mol/L 。
调节酸度以稀硫酸（H 2SO 4）为宜。
过高或过低的酸度容易产生副反应。
因盐酸有还原性，能与KMnO 4滴定液反应，而硝酸有强氧化性，能与还原性被测物反应，所以调节酸度只能用硫酸。
高锰酸钾法一般无需另加指示剂。
在化学计量点后过量半滴的KMnO 4滴定液就能使溶液变成淡红色，指示出滴定终点。
这种以滴定液本身的颜色变化指示终点的方法，称为自身指示剂法。
高锰酸钾法的另一特点是产物Mn 2＋能对反应起催化作用。
这种现象称为自动催化现象。
3．高锰酸钾滴定液能用直接法配制吗？如何配制？（1）KMnO 4滴定液的配制KMnO 4是强氧化剂，能与许多物质反应，纯品难以制得，所以KMnO 4滴定液只能用间接法配制。
配制后的KMnO 4溶液能与纯化水中的微量还原性杂质反应，在一段时间内使浓度发生变化，所以应提前7～10天配制。
配制后加热煮沸近1小时，并过滤除去杂质。
KMnO 4溶液能分解，光照时分解更快，所以KMnO 4溶液应贮存于棕色试剂瓶中，并放置于暗处保存。
（2）KMnO 4滴定液的标定标定KMnO 4滴定液最常用的基准物质是草酸钠（Na 2C 2O 4）。
反应方程式为：2KMnO 4＋5Na 2C 2O 4＋8H 2SO 42MnSO 4＋K 2SO 4＋10CO 2↑＋5Na 2SO 4＋8H 2O物质的量的关系为： 2KMnO 4～5Na 2C 2O 44224O C Na KMnO n 2n 5=计算公式为： 42244224O C Na KMnO O C Na KMnO M V m 52c ⨯= 式中：422O C Na m ------Na 2C 2O 4的质量，单位：g ；4KMnO V ------KMnO 4的体积，单位：L ；422O C Na M ------Na 2C 2O 4的摩尔质量，单位：g/mol ； 也可用公式：1000M V m 52c 42244224O C Na KMnO O C Na KMnO ⨯⨯=计算，其中V 的单位用ml 。
注意：（１）本实验需通过加热来提高反应速度，但温度不宜过高，否则C 2O 42－会分解。
通常加热至75～85℃，趁热滴定，终点时溶液温度不低于65℃。
（２）刚开始和近终点时反应速度较慢，应注意滴定速度的控制。
4．高锰酸钾法有哪些实际应用？高锰酸钾的氧化能力很强，能与很多还原性物质反应。
如：可直接测定H 2O 2、C 2O 4 2－、Fe 2＋等还原性物质；也可用返滴定法测定MnO 2、PbO 2、IO 3－、CrO 42－、BrO 3－等氧化性物质；还可用间接法测定一些非氧化还原性物质，如Ca 2＋等的含量。
【例8－1】 用高锰酸钾法测定FeSO 4含量。
方法如下：精密称取FeSO 4·7H 2O 样品0.6023g ，用6mol/L 的H 2SO 4调节[H ＋]为1～2mol/L 。
用KMnO 4（0.02015mol/L ）滴定液滴定至粉红色（半分钟不褪色）为终点，消耗滴定液20.10ml 。
已知1ml KMnO 4（0.02mol/L ）相当于27.80mg 的FeSO 4·7H 2O ，求样品中FeSO 4·7H 2O 的含量。
解：已知：1ml KMnO 4（0.02mol/L ）相当于27. 80mg 的FeSO 4·7H 2O即T ＝2. 780×10－2g/ ml 故： %100)/%(7·/24⨯=AT A T S F V T g g O H FeSO %47.93%1006023.002.002015.010.201080.273=⨯⨯⨯⨯=- 答：样品中FeSO 4·7H 2O 的含量为93. 47%。
因Fe 2＋易被空气中的O 2所氧化，所以测定Fe 2＋时不能加热，而且注意称量应迅速，尽量缩短样品在空气中暴露的时间。
双氧水（H 2O 2）是一种外用消毒剂，双氧水中H 2O 2含量的测定也可用高锰酸钾法。
高锰酸钾法的优点是应用范围广，滴定时不须另加指示剂。
缺点是滴定液的稳定性较差，放置一段时间后的标准溶液需重新标定。
5．什么是直接碘量法？直接碘量法常用于何种物质的测定？对介质有何要求？6．什么是间接碘量法？间接碘量法中常用的滴定剂是什么？间接碘量法是利用I －的还原性测定氧化性物质含量的方法。
测定时先将定量的氧化性物质与过量的KI 反应生成定量的I 2，然后用Na 2S 2O 3滴定液滴定析出的I 2，从而计算出氧化性物质的含量。
例如用间接碘量法测定KMnO 4，化学反应式为：2KMnO 4 ＋ 10KI ＋ 8H 2SO 42MnSO 4 ＋ 5I 2 ＋ 6K 2SO 4 ＋ 8H 2O I 2 ＋ 2Na 2S 2O 3 2NaI ＋ Na 2S 4O 6 （连四硫酸钠）有关物质间的计量关系可表示如下：2KMnO 4～5I 2～10 Na 2S 2O 3即 KMnO 4～5 Na 2S 2O 3故有： 3224O S Na KMnO n n 5根据上式可计算KMnO 4的含量。
7．间接碘量法对介质的要求如何？为何要在专用的碘量瓶中进行滴定？8．间接碘量法中所用的指示剂是什么？应在滴定开始前加入吗？9．如何配制和标定I 2滴定液？（1）配制升华法制得的纯碘可用直接法配制，但因I 2具有挥发性，难以准确称量，所以通常用间接法配制。
配制1L 0.05mol/L 的碘滴定液可在托盘天平上称取13g 的I 2和36g 的KI ，加适量纯化水溶解后，再稀释至1L ，摇匀，贮存于棕色瓶中，暗处保存。
（2）标定标定碘滴定液常用的基准物质是三氧化二砷（As 2O 3）（俗称砒霜，剧毒！）。
As 2O 3难溶于水，易溶于碱溶液中，生成同样有还原性的亚砷酸盐，其反应如下：As 2O 3＋6NaOH 2Na 3AsO 3＋3H 2O用硫酸中和过量的碱，并保持pH≈8，用待标定的I 2滴定液滴定，反应如下：Na 3AsO 3 ＋ I 2 ＋ 2NaHCO 3Na 3AsO 4 ＋ 2NaI ＋ 2CO 2↑ ＋ H 2O有关物质间的计量关系为：As 2O 3～2Na 3AsO 3～2I 2 即As 2O 3～2I 2故：As 2O 3与I 2的物质的量的关系是 3222O As I n n =操作步骤：以标定0.05mol/L I 2滴定液为例，用减重法精密称取在105～110℃干燥至恒重的基准As 2O 3 0.15g ，加1mol/L NaOH 溶液10ml ，稍微加热使之完全溶解，加纯化水20ml 和甲基红指示剂1滴，滴加0.5mol/L H 2SO 4至溶液由黄色转变为微红色，再加NaHCO 3 2g ，纯化水50ml ，淀粉指示剂2ml 。
用待标I 2溶液滴定至溶液显浅蓝色为终点。
按下式计算I 2滴定液的浓度：1000M V m 2c 322322O As I O As I ⨯=式中：32O As m ------As 2O 3的质量，单位：g ；2I V ------I 2的体积，单位： ml ；32O As M ------As 2O 3的摩尔质量，单位：g/mol 。
10．如何配制和标定Na 2S 2O 3滴定液？（1）配制Na 2S 2O 3·5H 2O 为无色晶体，含有少量S 、Na 2SO 3 、Na 2SO 4等杂质，且易风化，因此只能用间接法配制。
另外，水中的微生物、CO 2、空气中的O 2、日光等均能使Na 2S 2O 3分解，所以新配制的Na 2S 2O 3溶液不稳定。
在配制时，需用新煮沸过放冷的纯化水，并加入少量Na 2CO 3使溶液呈微碱性，以避免Na 2S 2O 3的分解。
0.1mol/L Na 2S 2O 3溶液的配制方法：用托盘天平称取Na 2S 2O 3·5H 2O 晶体26g,，Na 2CO 3固体 0.2g ，加适量新煮沸的冷纯化水溶解并稀释至1L ，贮存于棕色瓶中，放置暗处8～14天后再进行标定。
（2）标定标定Na 2S 2O 3滴定液的基准物质很多，最常用的是重铬酸钾（K 2Cr 2O 7）。
K 2Cr 2O 7在酸性溶液中和过量KI 作用生成定量的碘（I 2），再用Na 2S 2O 3溶液滴定生成的I 2，可算出Na 2S 2O 3溶液的浓度。
反应方程式为：K 2Cr 2O 7＋6KI ＋7H 2SO 44K 2SO 4＋Cr 2（SO 4）3＋3I 2＋7H 2O I 2＋2Na 2S 2O 32NaI ＋Na 2S 4O 6 有关物质间的计量关系可表示如下：K 2Cr 2O 7～3I 2～6Na 2S 2O 3即K 2Cr 2O 7～6 Na 2S 2O 3K 2Cr 2O 7与Na 2S 2O 3之间物质的量的关系是7223226O Cr K O S Na n n =操作步骤：以标定0.1mol/L Na 2S 2O 3溶液为例：用减重法精密称取在120℃干燥至恒重的基准K 2Cr 2O 7 0.15g 置于碘量瓶中，加50ml 纯化水溶解，加KI 2.0g 和6mol/L H 2SO 4 10ml ，立即密塞，摇匀，水封，置于暗处10分钟后，用少量纯化水冲洗碘量瓶盖及瓶内壁，再加纯化水50ml 稀释，用待标定的Na 2S 2O 3溶液滴定至近终点（浅黄绿色）时，加淀粉指示剂2ml ，继续滴定至蓝色消失而显亮绿色为终点，按下式计算Na 2S 2O 3滴定液的浓度：10006722322722223⨯=O Cr K O S Na O Cr K O S Na M V m c式中：722O Cr K m ------K 2Cr 2O 7的质量，单位：g ；322O S Na V ------Na 2S 2O 3的体积，单位： ml ；722O Cr K M ------K 2Cr 2O 7的摩尔质量，单位：g/mol 。