基础化学实验I（分析化学部分）

实验一 酸碱溶液的配制和浓度的比较

重点：①酸碱滴定管的洗涤、调零，滴定管体积读数及滴定管的正确使用；②有效数字的取用。 难点：指示终点的判别（强调近终点时逐滴加入，并用锥形瓶内壁将滴定剂靠下，尽量控制半滴的加入）。 一、实验目的

1、学习滴定管的基本使用方法

2、掌握滴定操作的要领，掌握滴定终点的判断和滴定管的读数方法 3、学习酸碱溶液的配制方法 二、实验原理

滴定分析法是将滴定剂（已知准确浓度的标准溶液）滴加到含有被测组分的试液中，直到化学反应完全时为止，然后根据滴定剂的浓度和消耗的体积计算被测组分含量的一种方法。 三、仪器和试剂

50mL酸式滴定管；50mL碱式滴定管；250mL锥形瓶；

NaOH(s)；浓HCl(ρ=1.18g.mL)；酚酞2g.L乙醇溶液；甲基橙1g.L水溶液。 四、实验内容

1、溶液的配制

① 0.1mol.LHCl溶液的配制（量取4-4.5mL浓HCl配制成500mL溶液） ② 0.1mol.LNaOH溶液的配制（称取2gNaOH配制成500mL溶液） 2、滴定管的使用方法

①使用前的检查与准备 （三步洗）

②操作溶液的加入 （用操作溶液10mL润洗2-3次→加入标准溶液后→排气泡→调零） ③滴定管的读数 3、滴定分析操作练习

① 从酸式滴定管放25mLHCl于锥形瓶中→加入1-2滴酚酞→用NaOH溶液滴定至微红色（半

分钟不褪色）（平行滴定三次）

② 从碱式滴定管放25mLNaOH于锥形瓶中→加入1-2滴甲基橙→用HCl溶液滴定由黄色至

橙色（平行滴定三次）

五、数据记录与处理 六、注意事项

1、检查旋塞转动是否灵活，是否漏水。

2、应先擦干旋塞和旋塞槽内的水，再按正确的方法涂上少许凡士林。

3、将操作溶液倒入滴定管之前，应将其摇匀，直接倒入滴定管中，不得借用任何别的器皿，以免标准溶液浓度改变或造成污染。 4、兰带滴定管及有色溶液的读数方法。

-1-1

-1

-1

-1

七、实验讨论

1、HC1和NaOH标准溶液能否用直接配制法配制？为什么？

答：浓HCl浓度不确定，易挥发；NaOH不易制纯，在空气中易吸收CO2和水份。因此，酸碱标准溶液要采用间接配制法配制，即先配制成近似浓度的溶液，再用基准物质标定。

2、配制酸碱标准溶液时，为什么用量筒量取HC1，用台秤称取NaOH(s)，而不用吸量管和分析天平？

答：因为采用的是间接配制法，浓度不十分准确，所以就不需要使用准确度十分高的仪器。 3、标准溶液装入滴定管之前，为什么要用该溶液润洗滴定管2-3次？而锥形瓶是否也需先用该溶液润洗或烘干，为什么？

答：滴定管经过蒸馏水反复清洗之后，会残留少量的蒸馏水，用标准溶液润洗2-3次，可防止标准溶液浓度的改变。

锥形瓶不需要用溶液润洗或烘干，因为放入锥形瓶中的溶液的体积和物质摩尔数是一定的。

4、滴定至临近终点时加入半滴的操作是怎样进行的？

答：轻轻挤压皮管中的玻璃球或轻微旋转活塞，使滴定管中溶液悬于尖嘴口，将锥形瓶轻轻靠上，清尖嘴口溶液沿瓶壁淌下，然后用少许蒸馏水冲洗锥形瓶瓶壁。

实验二 有机酸含量的测定

重点：①碱式滴定管的调零、体积读数，容量瓶、移液管的正确使用；②邻苯二甲酸氢钾及有机酸样品的正确称取（差减法）；③有效数字的取舍及确定。 难点：滴定终点的判断及掌握。 一、实验目的

1.学习强碱滴定弱酸的基本原理及指示剂的选择 2.掌握NaOH的配制和标定方法以及基准物质的选择 二、实验原理

1.大多数有机酸是弱酸，如果某有机酸易溶于水，解离常数Ka>>10，用标准碱溶液可直接测其含量，反应产物为强碱弱酸盐。滴定突跃范围在弱碱性内，可选用酚酞指示剂，滴定溶液由无色变为微红色即为终点。根据NaOH标准溶液的浓度c和消耗的体积V计算该有机酸的含量：

-7

2. NaOH标准溶液是采用间接配制法配制的，因此必须用基准物质标定其准确浓度。邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4），它易制得纯品，在空气中不吸水，容易保存，摩尔质量较大，是一种较好的基准物质，标定反应如下：

反应产物为二元弱碱，在水溶液中显微碱性，可选用酚酞作指示剂。

邻苯二甲酸氢钾通常在105-110℃下干燥2h后备用，干燥温度过高，则脱水成为邻苯二甲酸酐。

三、仪器和试剂

邻苯二甲酸氢钾（KHP）分析纯；酚酞2g·L-1乙醇溶液； NaOH分析纯；有机酸试样。 电子天平；细口试剂瓶；容量瓶（100mL）；移液管（25mL）；碱式滴定管；锥形瓶（250mL）。 四、实验内容

1. 0.1mol/L NaOH溶液的配制

在台秤上取约2g固体NaOH(用小烧杯称取),另用大量筒量取500mL去离子水，倒少量水入装有NaOH固体的小烧杯中，搅拌使NaOH溶解后将其倒入试剂瓶中；再将大量筒中剩余的水倒入试剂瓶中，混匀。

2. 0.1mol/L NaOH溶液的标定：

准确称取三份0.5-0.6g邻苯二甲酸氢钾分别于250mL的锥形瓶中，加20-30mL水溶解，加2滴酚酞指示剂，用NaOH溶液滴定至淡粉色即为终点。平行滴定3次，计算NaOH溶液的浓度。 3.有机酸试样的测定：

准确称取有机酸样品3.0-4.0g，置于小烧杯中，加入适量水溶解。然后定量地转入100mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀。

用移液管取有机酸溶液25.00mL, 加酚酞指示剂1-2滴，用NaOH标准溶液滴定至溶液呈微红色，30秒不褪色，即为终点。记下NaOH用量，平行测定三份，计算有机酸试样的含量。 五、数据记录及处理 1.数据记录表格 2.有机酸含量的计算

六、注意事项

1.容量瓶的使用：什么情况下用？ 在配溶液时，与烧杯和搅棒怎样配套使用？ 2.滴定管的读数：应读至0.01mL，如23.13mL；31.28mL。错误的读数 23mL；23.1mL 3.移液管、容量瓶量取溶液体积的写法： 如 25.00mL 250.00mL 七、实验讨论

1.如何计算称取基准物邻苯二甲酸氢钾或Na2CO3的质量范围？称得太多或太少对标定有何影响？

答：设标定时用去0.1mol.l-1NaOH或HCl溶液20-25ml。

根据滴定反应：

计算出KHP和Na2CO3的质量范围，称量基准物质太多或太少，都会增加相对误差。 2.溶解基准物时加入20-30mL水，是用量筒量取，还是用移液管移取？为什么？

答：基准物质的摩尔数等于准确称取的基准物质质量除以其摩尔质量，与所配制的溶液体积无关，所以溶解基准物质时加入的20-30ml水，不需要十分的准确，用量筒即可。 3.如果基准物未烘干，将使标准溶液浓度的标定结果偏高还是偏低？ 答：结果偏高。

基准物未烘干，导致称量的基准物质质量小于实际质量（所配制的溶液浓度低于实际浓度，滴定时所用标准溶液体积减少），按照滴定反应式进行计算，所得标准溶液浓度值比真实值高。 4 .用NaOH标准溶液标定HC1溶液浓度时，以酚酞作指示剂，用NaOH滴定HC1，若NaOH溶液因贮存不当吸收了CO2，问对测定结果有何影响？ 答：所得HCl浓度偏高。

NaOH溶液容易吸收空气中的CO2，将使NaOH溶液浓度降低，滴定时所用HCl溶液体积减少，根据滴定反应公式计算，所得HCl溶液浓度高于真实值。

实验三 混合碱的分析（双指示剂法）重点：①酸式滴定管的调零、体积读数，容量瓶、

移液管的正确使用；②无水NaCO3基准物质及混合碱样品的正确称取（差减法）；③有效数字的取舍及确定。

难点：滴定终点的判断及掌握。 一、实验目的

1.了解混合碱的组成及其含量的测定方法 2.了解“双指示剂法”的意义 3.进一步掌握滴定终点的判断方法 二、实验原理

在混合碱中加入甲酚红-百里酚蓝混合指示剂，用盐酸标准浓液滴定至溶液由紫色变为粉红色，此时消耗盐酸V1mL；

NaOH + HCl == NaCl + H2O Na2CO3 + HCl == NaCl + NaHCO3

接着加入溴甲酚绿指示剂，继续以盐酸标准溶液滴定到由蓝色至黄绿色，消耗盐酸V2mL。

NaHCO3 + HCl == NaCl + H2O + CO2↑

当V1> V2时，混合碱为NaOH和Na2CO3，

当V1

三、仪器和试剂

0.10mol·LHC1溶液；无水NaCO3基准物质；混合碱试样，溴甲酚绿指示剂（0.1%的20%乙醇溶液）；甲酚红-百里酚蓝（0.1g甲酚红溶于100mL50%乙醇中；0.1g百里酚蓝溶于100mL20%乙醇中，0.1%甲酚红：0.1%百里酚蓝=1：6）。

电子天平，烧杯（100mL），容量瓶（250mL），移液管（25mL），酸式滴定管，锥形瓶（250mL）。 四、实验内容

1、0.1mol.LHCl溶液的配制（量取4-4.5mL浓HCl配制成500mL溶液） 2、0.1mol.LHCl溶液的标定

将称量瓶洗涤并烘干，称取0.15~0.20g无水Na2CO3 三份于锥形瓶中。分别用20-30 ml水溶解后，加入3滴溴甲酚绿指示剂，用0.1mol.L-1HCl滴定由蓝色变为黄绿色，即为终点。平行滴定三次，计算HCl溶液的浓度。 3、混和碱分析

准确称取1.5~2.0g混合碱试样于100mL小烧杯中，加少量水使其溶解，必要时可用小火加热促进溶解。冷却后，将溶液转移至250mL容量瓶中，用蒸馏水洗烧杯3~4次，洗涤夜亦转入容量瓶中，加水稀释至刻度，摇匀。

用移液管移取25.00mL混和碱液于锥形瓶中→加入5-8滴甲酚红-百里酚蓝混合指示剂，用0.1mol.L-1HCl滴定由紫色至淡粉色，即为第一终点→记下HCl标准溶液体积V1→加入3-5滴溴甲酚绿指示剂，继续以盐酸标准溶液滴定到由蓝色至黄绿色，为第二终点→记下HCl标准溶液体积V2（平行滴定三次）。→判断混合碱的组成及计算各组分含量。 五、数据记录及处理 1.数据记录表格

2. 计算HCl溶液的浓度，判断混合碱的组成及计算各组分含量。 六、注意事项

1、达到第一终点前，溶液颜色的变化可用同浓度的NaHCO3的混合指示剂溶液作参照。 2、达到第一终点前，滴定速度不宜过快，也不宜过慢。

3、近终点时，一定要充分摇动，以防形成CO2的过饱和溶液而使终点提前到达。 七、实验讨论

1.用双指示剂法测定混合碱组成的方法原理是什么？ 答：见二、实验原理部分。

2.采用双指示剂法测定未知碱样，试判断下列五种情况下，碱样的组成？ ⑴V1=0 V2>0 ⑵V1>0 V2=0 ⑶V1>V2 ⑷V1

-1-1-1

答：⑴V1=0 V2>0 碱样为NaHCO3 ⑵V1>0 V2=0 碱样为NaOH ⑶V1>V2 混合碱为NaOH和Na2CO3 ⑷V1

实验四 铵盐中氮含量的测定（甲醛法）

重点：容量瓶的使用；NaOH标液的配制和标定；甲醛法测定氨态氮的原理和操作方法；试验结

果的记录和铵盐的含氮量计算。

难点：弱酸强化的基本原理；酸碱指示剂的选择原理和指示剂突变的判断。 一、 实验目的

1、掌握甲醛法测定铵盐中氮含量的基本原理 2、复习滴定及称量操作 二、实验原理

铵盐NH4Cl和（NH4）2SO4是常用的氮肥，系强酸弱碱盐，由于NH4+的酸性太弱（Ka=5.6×10-10），故无法用NaOH标准溶液直接滴定。生产和实验室中广泛采用甲醛法测定铵盐中的含氮量。甲醛法是基于如下反应：

+-6

生成的H+和（CH2）可用NaOH标准溶液滴定，计量点时产物为（CH2）6N4H（Ka=7.1×10）6N4，其水溶液显微碱性，可选用酚酞作指示剂。

三、仪器和试剂

邻苯二甲酸氢钾（KHP）分析纯；酚酞2g·L-1乙醇溶液；甲基橙1 g·L-1水溶液；（NH4）

-1

2SO4；0.1mol·LNaOH

标准溶液（同实验3）；40%甲醛；甲基红2g·L-1乙醇溶液。

四、实验内容

1．配制0.1mol.L-1NaOH500mL（称取2gNaOH配制成500mL溶液）。

2．将称量瓶洗涤并烘干，称取0.4~0.5g邻苯二甲酸氢钾三份分别放于锥形瓶中。

3．将称量得到的邻苯二甲酸氢钾用20-30mL水温热溶解，冷却后，加入1-2滴酚酞，用0.1mol.L-1NaOH滴定至溶液呈微红色，半分钟内不褪色，即为终点。 4．称取0.10~0.20g（NH4）2SO4 三份于锥形瓶中。

5．将称量得到的（NH4）2SO4用20-30mL水溶解后，加入5mL中性甲醛溶液，加入1-2滴酚酞，用0.1mol.L-1NaOH滴定至淡红色，半分钟内不变色，即为终点。 五、数据记录及处理 1.数据记录表格 2. 含氮量的计算

含氮量N％=CNaOH×VNaOH×M（N）×100%/m

六、注意事项

1．如果铵盐中含有游离酸，应事先中和除去，先加甲基红指示剂，用NaOH溶液滴定至溶液呈橙色，然后再加入甲醛溶液进行测定。

2．甲醛中常含有微量甲酸，应预先以酚酞为指示剂，用NaOH溶液中和至溶液呈淡红色。 3．滴定中途，要将锥形瓶壁的溶液用少量蒸馏水冲洗下来，否则将增大误差。 七、实验讨论

1、铵盐中氮的测定为何不采用NaOH直接滴定法？

答：铵盐NH4Cl和（NH4）系强酸弱碱盐，由于NH4+的酸性太弱（Ka=5.62SO4是常用的氮肥，×10-10），用NaOH标准溶液直接滴定，在滴定曲线上已无明显突跃，此时反应的完全程度很低，难以用指示剂来确定滴定终点。故不采用NaOH标准溶液直接滴定。

2、为什么中和甲醛试剂中的甲酸以酚酞作指示剂；而中和铵盐试样中的游离酸则以甲基红作指示剂？

答：选择指示剂是根据滴定终点溶液的酸碱性和指示剂的变色范围来决定的。酚酞指示剂的变色范围是8.0-9.6，甲基红指示剂的变色范围是4.4-6.2，中和铵盐试样中的游离酸时其滴定终点溶液显酸性，中和甲醛试剂中的甲酸时其滴定终点溶液显弱碱性，所以，中和甲醛试剂中的甲酸以酚酞作指示剂；而中和铵盐试样中的游离酸则以甲基红作指示剂。 3. NH4HCO3中含氮量的测定，能否用甲醛法？

答：不能用甲醛法测定。

NH4HCO3是弱酸弱碱盐，在水中的水解常数K=KW/（Ka×Kb）=1.31×10，因为Ka

-3

实验五 混合酸溶液的分析

重点：混酸分析原理和操作方法；试验结果的记录和混酸浓度的计算。 难点：酸碱滴定实验方案的设计；酸碱指示剂的选择原理和指示剂突变的判断。 一、实验目的

1、学习酸碱滴定实验方案的设计 2、学习混酸的分析方法

3、进一步总结酸碱滴定的原理和方法 二、实验原理

本实验中的试样为HCl和NH4Cl的混合物，其中HCl为强酸，NH4Cl为弱酸，且NH4的Pka≥4，因此可以用NaOH对HCl进行单独滴定，又由于NH4的Ka太小，无法用NaOH直接滴定，可以用甲醛法来进行测定。

NaOH + HCl == NaCl + H2O

+

+

三、仪器和试剂

0.1mol·L-1NaOH标准溶液；甲基红2g·L-1乙醇溶液；混酸溶液（浓HC1分析纯420mL；NH4Cl分析纯270 g配制成10L溶液）；40%甲醛；酚酞2g·L-1乙醇溶液。 四、实验内容

1、NaoH标准溶液的配制与标定 2、混酸溶液的分析

移取混酸溶液25.00mL于250mL容量瓶中，加入蒸馏水至刻度，摇匀→移取25.00mL于锥形瓶中→加入甲基红2滴→用NaoH标准溶液滴定到溶液呈黄色→记下终点读数V1→在试样中加入5mL中性甲醛，2滴酚酞→用NaoH标准溶液滴定到溶液呈淡红色→记下终点读数V2，则两次消耗的NaOH体积分别对应于HCl和NH4。（平行滴定三次） 五、数据记录及处理 六、注意事项 七、实验讨论

1、加入甲醛的目的是什么？

答：由于NH4+的酸性太弱（Ka=5.6×10-10），用NaOH标准溶液直接滴定，在滴定曲线上已无明显突跃，此时反应的完全程度很低，难以用指示剂来确定滴定终点。故不采用NaOH标准溶液直接滴定，采用甲醛法来进行测定。 2、实验中能否用甲基橙作为指示剂？

答：酚酞指示剂的变色范围是8.0-9.6，甲基红指示剂的变色范围是4.4-6.2，甲基橙指示剂的变色范围是3.1-4.4，不能用甲基橙作为指示剂。

3. 滴定到化学计量点时，溶液的pH为多少？

答：第一次终点pH大约为6.2，第二次终点pH约为9。

+

实验六 工业用水总硬度的测定

重点：CaCO3基准物的正确称取及水样的准确量取；试样的准确加入及溶液pH值的控制；有效数字的表达。

难点：络合滴定滴定速度的控制；金属指示剂用量的控制；水总硬测定时酸度的控制、金属指示剂的选择：EDTA标准溶液标定时酸度的控制、金属指示剂的选择。 一、实验目的

1．学习EDTA标准溶液的配制与标定方法 2．初步了解绽合滴定方法及其应用 3．掌握水的硬度的测度方法 二、实验原理

1．乙二胺四乙酸简称EDTA，常用H4Y表示，是一种氨羧络合剂，能与大多数金属离子形成稳定的1:1型螯合物。乙二胺四乙酸二钠盐(Na2H2Y·2H20)也简称为EDTA，22℃在100 mL水中可

溶解11.1g，约0.3mol·L，其溶液pH约为4.4。

标定EDTA溶液的基准物质很多，如金属Zn、Cu、Pb、Bi等，金属氧化物ZnO、Bi203等及盐类CaC03、MgS04·7H20、Zn(Ac)2·3H20等。通常选用其中与被测物组分相同的物质作基准物，这样，标定条件与测定条件尽量一致，可减小误差。如测定水的硬度及石灰石中CaO、MgO含量时宜用CaCO3或MgS04·7H20作基准物。金属Zn的纯度很高(纯度可达99.99％)，在空气中又稳定，Zn与ZnY均无色，既能在pH5～6以二甲酚橙为指示剂标定，又可在pH9～10的氨性溶液中以铬黑T为指示剂标定，终点均很敏锐，因此一般多采用Zn(ZnO或Zn盐)为基准物质。

用CaCO3标定EDTA时，通常选用钙指示剂指示终点，用NaOH控制溶液pH为12～13，其变色原理为：

滴定前 Ca + In == CaIn（红色） 滴定中 Ca + Y == CaY

终点时 CaIn（红色）+ Y == CaY + In（兰色）

用Zn标定EDTA时，选用二甲酚橙(XO)作指示剂，以盐酸—六亚甲基四胺控制溶液pH为5～6。其终点反应式为：

Zn-XO（紫红色）+ Y == ZnY + XO（黄色）

2．通常称含较多量Ca、Mg的水为硬水，水的总硬度是指水中Ca、Mg的总量，它包括暂时硬度和永久硬度。

硬度又分钙硬和镁硬，钙硬是由Ca引起的，镁硬是由Mg引起的。水的总硬度测定一般采用络合滴定法，在pH≈10的氨性缓冲溶液中，以铬黑T(EBT)为指示剂，用EDTA标准溶液直接测定Ca、Mg总量。由于KCaY>KMgY>KMg.EBT>KCa．EBT，铬黑T先与部分Mg络合为Mg—EBT(酒红色)。当EDTA滴入时，EDTA与Ca、Mg络合，终点时EDTA夺取Mg—EBT中的Mg，将EBT置换出来，溶液由酒红色转为纯蓝色。测定水中钙硬时，另取等量水样加NaOH调节溶液pH为12～13。使Mg生成Mg(OH)↓，加入钙指示剂用EDTA滴定，测定水中的Ca含量。已知Ca、Mg的总量及Ca的含量，即可算出水中Mg的含量即镁硬。

滴定时Fe、A1的干扰可用三乙醇胺掩蔽，Cu、Pb、Zn等重金属离子可用KCN、Na2S予以掩蔽。

计算水的硬度为：

3+

3+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2+

2-

-1

2+

水的总硬度1°表示1L水中含10mgCaO。 三、仪器和试剂

乙二胺四乙酸二钠；CaCO3优级纯；HC1溶液1:1,1:5；钙指示剂，1g钙指示剂与100gNaC1混合磨匀； ZnSO4·7H2O优级纯或金属锌，W>99.9％，片状；六亚甲基四胺溶液200g·L；二甲酚橙2g·L水溶液；铬黑T指示剂5g·L（称取0.5g铬黑T，加20mL三乙醇胺，用水稀释至

-1

-1

-1

100mL）；氨性缓冲溶液（pH=10）（溶解20gNH4C1于少量水中，加入100mL浓氨水，用水稀释至1L）；三乙醇胺溶液1:2；NaOH溶液40g·L。 四、实验内容

1．0.010mol·L-1EDTA标准溶液的配制

称量2.0 g乙二胺四乙酸二钠于500mL烧杯中，加入200mL水，温热溶解，转入聚乙烯瓶中，用水稀释至500mL，摇匀。

2．EDTA标准溶液的标定

（1）准确称取110℃干燥过的CaCO30.25～0.30 g一份于100mL烧杯中→少量水润湿→滴加1:1 HC1溶液5 mL溶解→转移于250mL容量瓶中，加入蒸馏水至刻度，摇匀→计算浓度

（2）移取25.00mL CaCO3溶液于锥形瓶中→加入5 mL40g?L-1NaOH溶液→加入少量钙指示剂→用0.020mol·L-1EDTA标准溶液滴定由酒红色变为纯蓝色为终点→记下终点读数V（平行滴定三次）→计算EDTA溶液的浓度。

3．水样分析

准确移取100.00 mL自来水→加入5 mL氨性缓冲溶液→加入3-4滴5g·L-1铬黑T指示剂→用0.010mol·L-1EDTA标准溶液滴定由酒红色变为纯蓝色为终点→记下终点读数V（平行滴定三次）→计算水样的总硬度。 五、数据记录及处理 六、注意事项

1、加入指示剂要控制好量，不能太多。 2、用三乙醇胺掩蔽Al,Fe，须在pH<4。

3、滴定接近终时，标准溶液缓慢滴入，并且充分摇动。 七、实验讨论

1、络合滴定为什么加入缓冲溶液？

2、用CaCO3为基准物，以钙指示剂为指示剂标定EDTA浓度时，应控制溶液的酸度为多大？为什么？如何控制？

3、计算以二甲酚橙为指示剂，用Zn标定EDTA浓度的实验中，溶液的pH为多少？ 4、络合滴定法与酸碱滴定法相比，有哪些不同点？操作中应注意哪些问题？ 5、什么叫水的总硬度？怎样计算水的总硬度？

6、为什么滴定Ca、Mg总量时要控制pH≈10，而滴定Ca分量时要控制pH为12-13？若pH>13时测Ca对结果有何影响？

7、如果只有铬黑T指示剂，能否测定Ca的含量？如何测定？

2+

2+

2+

2+

2+

2+

3+

3+

-1

-1

实验七 铅、铋混合液中铅、铋含量的连续测定

重点：EDTA标准溶液的标定；铅铋混合液中Pb、Bi含量的测定；实验数据处理。

难点：EDTA标准溶液标定时基准物、金属指示剂的选择、酸度的控制；铅铋混合液中Pb、Bi

2+

3+

2+

3+

含量测定时金属指示剂的选择、酸度的控制。 一、实验目的

1．学习利用控制酸度对铅铋离子进行连续测定的方法 2．巩固酸效应对配位滴定的影响理论 二、实验原理

Bi、Pb均能与EDTA形成稳定的络合物，其lgK值分别为27.94和18.04，两者稳定性

相差很大，△lgK=9.90>6。因此，可以用控制酸度的方法在一份试液中连续滴定Bi和pb。在测定中，均以二甲酚橙(XO)作指示剂，XO在pH<6时呈黄色，在pH>6.3时呈红色；而它与Bi、Pb所形成的络合物呈紫红色，它们的稳定性与Bi、Pb和EDTA所形成的络合物相比要低；而KBi-XO>KPb-XO。

测定时，先用HN03调节溶液pH=1.0，用EDTA标准溶液滴定溶液由紫红色突变为亮黄色，即为滴定Bi的终点。然后加入六亚甲基四胺，使溶液pH为5-6，此时Pb与XO形成紫红色络合物，继续用EDTA标准溶液滴定至溶液由紫红色突变为亮黄色，即为滴定Pb的终点。 三、仪器和试剂

纯金属锌粒（99.99％）；0.020mol·LEDTA标准溶液；HNO30.10mol·L；HC1溶液1:1；六亚甲基四胺溶液200g·L；二甲酚橙2g·L水溶液；Bi、Pb混合液（Bi、Pb各约为0.010mol·L含HNO30.15mol·L）。 四、实验内容

1．0.020mol·L-1EDTA标准溶液的配制

称量4.0 g乙二胺四乙酸二钠于500mL烧杯中，加入200mL水，温热溶解，转入聚乙烯瓶中，用水稀释至500mL，摇匀。

2.以ZnSO4?7H2O为基准物标定EDTA （1）锌标准溶液的配制

准确称取1.2-1.5 gZnSO4?7H2O于100ml烧杯中→溶解→转移至250ml容量瓶中，加入蒸馏水至刻度，摇匀→计算浓度。

（2）EDTA标准溶液的标定

移取25.00mL锌标准溶液于锥形瓶中→加入2mL1:3HCl及15mL20%六亚甲基四胺溶液→加入1-2滴二甲酚橙2g·L-1水溶液，溶液变为紫红色→用0.020mol·L-1EDTA标准溶液滴定由紫红色变为亮黄为终点→记下终点读数V（平行滴定三次）→计算EDTA标准溶液的浓度。

3．Pb、Bi混合液的测定

移取25.00mLpb、Bi混合液于250mL锥形瓶中，加入10mL0.10mol?LHNO3,2滴二甲酚橙，用EDTA标准溶液滴定溶液由紫红色突变为亮黄色，即为终点，记下读数V1mL，然后加入15mL20%六亚甲基四胺溶液15mL，溶液变为紫红色，继续用EDTA标准溶液滴定溶液由紫红色突变为亮黄色，即为终点，记下读数V2。平行测定三次，计算混合试液中Pb和Bi的含量（以质量浓度mg?mL

2+

3+

-1

2+

3+

-1

2+

3+-1

-1

-1

3+

2+

3+

2+

-1

-1

-12+

3+

2+

2+

3+

2+

3+

3+

2+

3+

2+

表示）

五、数据记录与处理 六、注意事项

1、测定Bi时若酸度过低，Bi将水解，产生白色浑浊，会使终点过早出现，而且产生回红现象，此时放置片刻，继续滴定至透明的稳定的亮黄色，即为终点。 2、指示剂应做一份加一份。

3、滴定速度要慢，并且充分摇动锥形瓶。 七、实验讨论

1、按本实验操作，滴定Bi的起始酸度是否超过滴定Bi的最高酸度？滴定至Bi的终点时，溶液中酸度为多少？此时再加入10mL200g·L-1六亚四基四胺后，溶液pH约为多少？

3+

3+

3+

3+

3+

答：（1）起始酸度： pH=0.88

滴定Bi的起始酸度未超过滴定Bi的最高酸度。 （2）滴定至Bi的终点时，取V1约为 20 mL：

3+

3+

3+

pH=1.25

（3）再加入10ml200g.l六亚甲基四胺后pH为5-6

2、能否取等量混合试液两份，一份控制pH≈1.0滴定Bi，另一份控制pH为5-6滴定Bi、Pb总量？为什么？

答：不能，因pH=5-6时Bi会水解，不能准确地测出Bi、Pb总量。 3. 滴定Pb时要调节溶液pH为5-6，为什么加入六亚甲基四胺而不加入醋酸钠？

答：加入六亚甲基四胺后体系组成缓冲体系，将pH值稳定在5-6，而醋酸钠中Ac与Pb反应，故不能。

-2+

2+

3+

3+

2+

2+

3+

3+

-1

实验八 胃舒平药片中Al2O3的含量测定

重点：EDTA标准溶液的标定；返滴定法测定胃舒平药片中铝含量的方法及原理；实验数据处理。 难点：成品药剂中组分含量测定的前处理方法，酸度的控制；配位滴定中的返滴定法原理。 一、实验目的

1.掌握配位滴定中的返滴定法原理。 2.掌握胃舒平药片中铝含量的测定方法。

3.了解成品药剂中组分含量测定的前处理方法。 二、实验原理

“胃舒平”药片的主要成分为氢氧化铝、三硅酸镁（Mg2Si3O8·5H2O）及少量中药颠茄浸膏，此外药片成型时还加入了糊精等辅料。药片中铝含量，可用配位滴定法测定，其他成分不干扰测定。

药片溶解后，分离去不溶性物质，制成试液。取部分试液准确加入已知过量的EDTA标准溶液，并调节溶液pH为3-4，煮沸使EDTA与Al反应完全。冷却后再调节pH为5-6，以二甲酚橙为指示剂，用锌标准溶液返滴过量的EDTA，即可测出铝含量。 三、器材和药品

1.器材 天平（0.1g、0.1mg），酸式滴定管（50mL），容量瓶（100mL、250mL），移液管（25mL），吸量管（5mL）等。

2.药品 乙二胺四乙酸二钠（Na2H2Y·2H2O，A.R.），ZnO或ZnSO4?7H2O（基准试剂），六亚甲基四胺（20%），HCl(1∶1、1∶3)，氨水（1∶1），二甲酚橙（0.2%），胃舒平样品。 四、实验步骤

1、锌标准溶液配制（约0.02mol·L）

-1

3+

（1）以ZnO为基准物：精确称量ZnO基准物0.35～0.5g于100mL烧杯中，用数滴水润湿后，盖上表面皿，从烧杯嘴处滴加3mLHCl（1﹕1），待完全溶解后冲洗表面皿和杯壁，定量转移至250mL容量瓶中，加水至刻度，摇匀。

Zn标准溶液浓度的计算：

2+

（2）以ZnSO4?7H2O为基准物：精确称量ZnSO4?7H2O 1.2～1.5g于100mL烧杯中，溶解并定容于250ml容量瓶中，摇匀。

2、EDTA溶液（约0.02mol·L）的配制及标定

－1

（1）0.020mol·L-1EDTA标准溶液的配制

称量4.0 g乙二胺四乙酸二钠于500mL烧杯中，加入200mL水，温热溶解，转入聚乙烯瓶中，用水稀释至500mL，摇匀。

（2）EDTA标准溶液的标定

移取25.00mL锌标准溶液于锥形瓶中→加入2mL1:3HCl及15mL20%六亚甲基四胺溶液→加入1-2滴二甲酚橙2g·L-1水溶液，溶液变为紫红色→用0.020mol·L-1EDTA标准溶液滴定由紫红色变为亮黄为终点→记下终点读数V（平行滴定三次）→计算EDTA标准溶液的浓度。

EDTA标准溶液浓度计算：3、样品的处理

取“胃舒平”药片10片，研细，准确称取药粉0.70～0.80g于100ml烧杯中，加入HCl（1﹕1）8mL，加水至50mL，煮沸。冷却后过滤，并用水洗涤沉淀。收集滤液及洗涤液于100mL容量瓶中，用水稀释至标线，摇匀。 4、铝含量的测定

准确移取上述试液5.00mL于250mL锥形瓶中，加水至25mL左右。准确加入EDTA标准溶液25.00mL，摇匀。加入二甲酚橙指示剂2滴，滴加氨水(1∶1)至溶液恰呈红色，然后滴加2滴HCl(1:3)。将溶液煮沸3min左右，冷却，再加入六亚甲基四胺溶液10mL，使溶液pH为5～6。再加入二甲酚橙指示剂2滴，用锌标准溶液滴定至黄色突变为红色，即为终点。重复测定三次。

铝含量计算：五、数据记录与处理 六、注意事项 七、问题与讨论

1.实验中为什么要称取大样混匀后再分取部分试样进行实验?

，取三次测定的平均值。

2.测定铝含量时，为什么要将试液与EDTA标准溶液混合后加热煮沸？ 3.实验中加入六亚甲基四胺的作用是什么？

实验九 过氧化氢含量的测定

重点：氧化还原滴定法的基本原理，过氧化氢含量的测定方法

难点：实验条件的控制（温度、酸度、滴定速度） 一、实验目的

1、学习氧化还原滴定法的基本原理 2、掌握KMnO4溶液的配制和标定方法

3、学习用KMnO4标准溶液测定H2O2含量的方法 二、实验原理

市售的KMnO4试剂常含有少量MnO2和其他杂质，蒸馏水中含有少量有机物质，它们能使KMnO4还原为MnO(OH)2，而MnO(OH)2又能促进KMnO4的自身分解：

见光时分解得更快。因此，KMnO4溶液的浓度容易改变，必须正确地配制和保存，如果长期使用，应定期进行标定。

标定KMnO4溶液的基准物质有As203、铁丝、H2C2O4·2H2O和Na2C204等，其中以Na2C204最常用。Na2C204易纯制，不易吸湿，性质稳定。在酸性条件下，用Na2C2O4标定KMnO4的反应为：

滴定时利用MnO4-本身的紫红色指示终点，称为自身指示剂。

过氧化氢具有还原性，在酸性介质和室温条件下能被高锰酸钾定量氧化，其反应方程式为：

室温时，滴定开始反应缓慢，随着Mn2+的生成而加速。H2O2加热时易分解，因此，滴定时通常加入Mn2+作催化剂。 三、仪器和试剂

0.010mol·L-1KMnO4标准溶液；H2SO4溶液3mol·L-1；MnSO4溶液1mol·L-1；H2O2试样（市售质量分数约为30%的H2O2水溶液）； Na2C2O4(s)分析纯。 四、实验内容

1、0.010mol·LKMnO4溶液的配制

称取0.8gKMnO4溶于500mL水中，盖上表面皿，加热至沸并保持微沸状态1小时，冷却后于室温下放置1周后，用微孔玻璃漏斗过滤，滤液贮于清洁带塞的棕色瓶中。 2、KMnO4标准溶液的标定

准确称取0.7～0.8g基准物质Na2C2O4置于100mL烧杯中，溶解后转移到250mL容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。移取25.00mL Na2C2O4溶液，加入4mL3mol·LH2SO4，加热至75℃～85℃，趁热用KMnO4溶液进行滴定。开始时滴定速度要慢，等前一滴KMnO4的红色完全褪去再滴入下一滴，随着滴定的进行，由于溶液中产物Mn的自身催化作用，滴定速度可适当加快，直至滴定的溶液呈微红色，半分钟不褪色即为终点。平行标定3次，计算KMnO4溶液的浓度和相对平均偏差。 3、H2O2试样的分析

用移液管移取H2O2试样溶液1.00mL，置于250mL容量瓶中，加水稀释至刻度，充分摇匀后备用。用移液管移取稀释过的H2O225.00mL于250mL锥形瓶中，加入3mol·LH2SO410mL，加一滴0.5mol?L

-1

-1

2+

-1

-1

的MnSO4溶液，用KMnO4标准溶液滴定到溶液呈微红色，半分钟不褪即为终点。平行测定3次，

计算试样中H2O2的质量浓度（g·L）和相对平均偏差。

-1

五、数据记录与处理 六、注意事项：

1、KMnO4与Na2C2O4反应温度不能过高也不能过低。 2、KMnO4颜色较深，读数时应以液面的上沿最高线为准。 3、滴定速度先慢后快。

4、KMnO4滴定终点的确定方法：溶液呈微红色且半分钟不褪色。 七、实验讨论

1、配制KMnO4标准溶液时，为什么要将KMnO4溶液煮沸一定时间并放置数天？配好的KMnO4溶液为什么要过滤后才能保存？过滤时是否可以用滤纸？

答：市售KMnO4试剂含有少量MnO2和其他杂质，蒸馏水中也含有少量有机物质，它的能使KMnO4还原为MnO(OH)2，而MnO(OH)2又促进KMnO4的自身分解，因此煮沸并放置数天，以使KMnO4与已有的杂质反应完毕。如不过滤，在保存的过程中MnO(OH)2会促进KMnO4的分解。不能用滤纸过滤，因为KMnO4与滤纸中的还原性的物质反应。

2、配制好的KMnO4溶液为什么要盛放在棕色瓶中保存？如果没有棕色瓶怎么办? 答：KMnO4见光会部分分解，因此需避光保存。若无棕色瓶，放于暗处并于用前标定。 3、在滴定时，KMnO4溶液为什么要放在酸式滴定管中?

答：若放于碱式滴定管中，则碱式滴定管中的乳胶管会被KMnO4氧化而老化，同时又影响滴定准确度。

4、用Na2C2O4标定KMnO4时，为什么必须在H2SO4介质中进行？酸度过高或过低有何影响？可以用HN03或HCl调节酸度吗？为什么要加热到75～85℃？溶液温度过高或过低有何影响? 答：为使滴定反应能够按反应式进行，溶液必须保持足够的酸度，所以用H2SO4作为介质；酸度过低，反应产物可能混有MnO2沉淀，酸度过大又会促使H2C2O4分解；不能用HNO3或HCl调节酸度，因为HNO3具有氧化性，HCl具有还原性，都有可能与氧化还原反应。为使反应完全，需加热到75-85℃。温度过高，会使部分H2C2O4发生分解，温度过低，反应不完全。

5、标定KMnO4溶液时，为什么第一滴KMnO4加入后溶液的红色褪去很慢，而以后红色褪去越来越快?

答：开始时反应速度较慢，加入第一滴KMnO4加入后溶液的红色褪去较慢，随着Mn2+生成和增多，在Mn2+的催化作用下，反应越来越快，因而红色褪去也越来越快。

6/盛放KMnO4溶液的烧杯或锥形瓶等容器放置较久后，其壁上常有棕色沉淀物，是什么?此棕色沉淀物通常方法不容易洗净,应怎样洗涤才能除去此沉淀？

答：棕色沉淀物是MnO2。可用Na2C2O4溶液及H2SO4洗去该沉淀。

7、用高锰酸钾法测定H2O2时，为何不能通过加热来加速反应？

答：加热会促使H2O2分解,所以加入Mn2+来加快反应速度。

实验十 铜盐中铜含量的测定

重点：硫代硫酸钠标准溶液的标定、铜盐中铜含量的测定；

难点：标定Na2S2O3溶液时开始旋转锥形瓶速度的控制；淀粉指示剂加入的时间；加入的KSCN溶液量的控制，加入后旋转锥形瓶速度的控制；测定铜盐时溶液酸度的控制、终点的判断； 一、实验目的

1、学习Na2S2O3标准溶液配制和标定的方法

2、掌握碘量法测定铜盐中铜含量的基本原理、分析方法 二、实验原理

1、Na2S203溶液的配制与标定

Na2S203溶液不够稳定，容易分解。水中的CO2、细菌和光照都能使其分解，水中的O2也能将其氧化。故配制Na2S203溶液时，最好采用新煮沸并冷却的蒸馏水，以除去水中的C02和O2并杀死细菌；加入少量Na2C03使溶液呈弱碱性以抑制Na2S203的分解和细菌的生长；配制好的溶液贮于棕色瓶中，放置几天后再进行标定。长期使用的溶液应定期标定。

通常采用K2Cr2O7，作为基准物，以淀粉为指示剂，用间接碘量法标定Na2S203溶液。因为K2Cr2O7

与Na2S203的反应产物有多种，不能按确定的反应式进行，故不能用K2Cr2O7直接滴定Na2S2O3。而应先使K2Cr207与过量的KI反应，析出与K2Cr2O7，计量相当的I2，再用Na2S203溶液滴定I2，反应方程式如下：

Cr207与I的反应速度较慢，为了加快反应速度，可控制溶液酸度为0.2—0.4mol1·L-1，同时加入过量的KI，并在暗处放置一定时间。但在滴定前须将溶液稀释以降低酸度，以防止Na2S2O3在滴定过程中遇强酸而分解。 2、铜盐中铜含量的测定

在弱酸性的条件下，Cu可以被KI还原为CuI，同时析出与之计量相当的I2，用Na2S203标准溶液滴定，以淀粉为指示剂。反应式为：

2+

--

可见，在上述反应中，I不仅是Cu的还原剂，还是Cu的沉淀剂和I2的络合剂。

间接碘量法必须在弱酸性或中性溶液中进行，在测定Cu时，通常用NH4HF2控制溶液的酸度为pH 3-4。这种缓冲溶液(HF/F-)同时也提供了F作为掩蔽剂，可以使共存的Fe转化为FeF6以消除其对Cu测定的干扰。若试样中不含Fe可不加NH4HF2。

2+

3+

-3+

3-2+

-2+

2+

CuI沉淀表面易吸附少量I2，这部分I2不与淀粉作用，而使终点提前。为此应在临近终点时加入NH4SCN溶液，使CuI转化为溶解度更小的CuSCN，而CuSCN不吸附I2，从而使被吸附的那部分I2释放出来，提高了测定的准确度。 三、仪器和试剂

0.017mol·LK2Cr2O7标准溶液；Na2S2O3·5H2O分析纯，I2分析纯；KI(s)、KI溶液100g·L，使用前配制；淀粉指示剂5g·L；Na2CO3(s)；HC1溶液6mol·L； KSCN溶液100g·L；H2SO4溶液1mol·L； CuSO4·5H2O试样。 四、实验内容

1、NaS2O3标准溶液的配制

准确称取8.0g Na2S203·5H2O于500mL烧杯中→加入新煮沸的冷却的300mL蒸馏水→加入0.1gNa2CO3，储于棕色瓶中，一周后标定。 2、NaS2O3标准溶液的标定

移取25.00mL K2Cr2O7溶液→锥形瓶→加入5mL 6mol·L-1HC1溶液→加入10mL100g·L-1 KI溶液→盖上表面皿，于暗处5min→用100mL蒸馏水稀释→Na2S203滴定至浅黄绿色→加入2mL淀粉指示剂→Na2S203滴定至蓝色消失变为绿色→平行滴定三次，计算NaS2O3标准溶液的浓度和相对平均偏差。

3、铜盐中铜含量的测定

准确称取0.5～0.6g CuSO4·5H2O试样（三份）→锥形瓶→加入5mL 1mol·LH2SO4溶液，100mL蒸馏水→加入10mL100g·L-1 KI溶液→Na2S203滴定至浅黄色→加入2mL淀粉指示剂→Na2S203滴定至浅蓝色→加入10mL100g·L-1 KSCN溶液→Na2S203滴定至蓝色消失变为米色或浅肉红色→平行滴定三次，计算CuSO4·5H2O试样中Cu的质量分数和相对平均偏差。 五、数据记录与处理 六、注意事项：

1、K2Cr2O7与KI的反应需一定的时间才能进行得比较完全，故需放置5min。 2、淀粉指示剂应在近终点时加入，不能加入过早。 3、NH4SCN溶液只能在近终点时加入。 七、实验讨论

1、如何配制和保存I2溶液?配制I2溶液时为什么要加入KI?

答：将I2和KI中加水少许，搅至I2全部溶解，稀释定容，摇匀贮存于棕色瓶中，加入KI的目的是使I2形成I3，更易溶解。 2、如何配制和保存Na2S203溶液?

答：将称得的Na2S203·5H2O溶于新煮沸的冷蒸馏水中，加少量Na2CO3，保存于棕色瓶中。 3、用K2Cr2O7作基准物质标定Na2S203溶液时，为什么要加入过量的KI和HCl溶液?为什么要放置一定时间后才能加水稀释?为什么在滴液定前还要加水稀释?

-1

-1

-1

-1

-1

-1

-1

答：加入过量的KI是保证足够的I-使K2Cr2O7完全反应。加入HCl溶液的目的是提供足够的酸性。放置一定时间是使K2Cr2O7与KI的反应完全。加水稀释是为了降低溶液的酸性。 4、标定I2溶液时，既可以用Na2S203滴定I2溶液，也可以用I2滴定Na2S203溶液，且都采用淀粉指示剂。但在两种情况下加入淀粉指示剂的时间是否相同？为什么？答：用Na2S203滴定I2溶液时，需在还终点时才能加入淀粉指示剂。若加过早，将有较多的I2与淀粉结合，造成终点拖后。用I2滴定Na2S203时，可在滴定前加入淀粉指示剂。 5、本实验加入KI的作用是什么？

答：KI的作用是：Cu2+的还原剂，Cu+的沉淀剂和I2的络合剂。 6、本实验为什么要加入NH4SCN？为什么不能过早地加入？

答：加入NH4SCN使CuI转化为各溶解度更小的CuSCN，而CuSCN不吸附I2，提高测定的准确度。NH4SCN只能在近终点时加入，若加入过早，大量的I2的存在有可能氧化SCN-，从而影响测定的准确度。

7、若试样中含有铁，则加入何种试剂以消除铁对测定铜的干扰并控制溶pH为3-4？ 答：加入NH4HF2来调节溶液的pH。

实验十一 铁矿石中铁含量的测定

重点：熟悉K2Cr2O7法测定铁矿石中铁的原理和操作步骤；了解二苯胺磺酸钠指标剂的作用原理。对无汞定铁有所了解，增强环保意识。

难点：矿石试样的溶解；SnCl2的加入量；溶液的冷却；K2Cr2O7法测定铁矿石中铁的操作步骤。 一、 实验目的

1.学习矿石试样的溶解法；

2.进一步掌握K2Cr2O7标准溶液的配制方法及使用； 3.熟悉K2Cr2O7法测定铁矿石中铁的原理和操作步骤； 4.对无汞定铁有所了解，增强环保意识； 5.了解二苯胺磺酸钠指标剂的作用原理。 二、实验原理

铁矿石的种类很多，用于炼铁的主要有磁铁矿（Fe3O4）、赤铁矿（Fe2O3）和菱铁矿（FeCO3）等。铁矿石试样经盐酸溶解后，其中的铁转化为Fe。在强酸性条件下，Fe可通过SnCl2还原为Fe。Sn将Fe还原完毕后，甲基橙也可被Sn还原成氢化甲基橙而褪色，因而甲基橙可指示Fe

2+

2+

2+

3+

2+

3+

3+

3+

还原终点。Sn还能继续使氢化甲基橙还原成N，N-二甲基对苯二胺和对氨基苯磺酸钠。其反应式为：

(CH3)2NC6H4N=NC6H4SO3Na+2e+2H→(CH3)2NC6H4NH—NHC6H4SO3Na

(CH3)2NC6H4NH—NHC6H4SO3Na＋2e＋2H→(CH3)2NC6H4NH2+NH2C6H4SO3Na

这样一来，略为过量的Sn也被消除。由于这些反应是不可逆的，因此甲基橙的还原产物不消耗K2Cr2O7。

2+

+

+

反应在HCl介质中进行，还原Fe时HCl浓度以4 mol·L为好，大于6 mol·L时Sn

3+

-

3+-1-12+

则先还原甲基橙为无色，使其无法指示Fe的还原，同时Cl浓度过高也可能消耗K2Cr2O7，HCl浓度低于2 mol·L则甲基橙褪色缓慢。反应完后，以二苯胺磺酸钠为指示剂，用K2Cr2O7标准溶液滴定至溶液呈紫色即为终点，主要反应式如下：

2FeCl4+SnCl+2Cl=2FeCl4+SnCl6 6Fe+Cr22O7+14H=6Fe+2Cr+ 7H2O

滴定过程中生成的Fe呈黄色，影响终点的观察，若在溶液中加入H2PO4，H3PO4与Fe生成无色的Fe(HPO4)2，可掩蔽Fe。同时由于Fe(HPO4)2的生成，使得Fe/Fe电对的条件电位降低，滴定突跃增大，指示剂可在突跃范围内变色，从而减少滴定误差。

Cu，As(Ⅴ)，Ti(Ⅳ)，Mo(Ⅵ)等离子存在时，可被SnCl2还原，同时又能被K2Cr2O7氧化，Sb(Ⅴ)和Sb(Ⅲ)也干扰铁的测定。 三、主要试剂和仪器

1.SnCl2(10%溶液，即100g·L)：称取10g SnCl2·2H2O溶于40mL浓热HCl，加水稀释至100mL。

2.SnCl2（5%溶液）：将10%的SnCl2溶液稀释一倍。

3.HCl（浓）

4.硫酸-磷酸混酸：将150mL浓硫酸缓缓加入700mL水中，冷却后加入150mL H3PO4，摇匀。 5.甲基橙(0.1%水溶液) 6.二苯胺磺酸钠(0.2%水溶液)

7.K2Cr2O7标准溶液：将 K2Cr2O7在150～180℃烘干2h，放入干燥器冷却至室温，用指定质量称量法准确称取0.6129g K2Cr2O7于小烧杯中，加水溶解后转移至250mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀。 四、实验内容

准确称取铁矿石粉1～1.5g于250mL烧杯中，用少量水润湿后，加20mL浓HCl，盖上表面皿，在通风柜中低温分解试样（可在砂浴上加热20～30min，并不时摇动，避免沸腾），若有带色不溶残渣，可滴加100g·L SnCl2溶液20～30滴助溶，试样分解完全时，剩余残渣应为白色（SiO2）或非常接近白色，此时可用少量水吹洗表面皿及烧杯内壁，冷却后将溶液转移到250mL容量瓶中，加水稀释至刻度，摇匀。

移取样品溶液25.00mL于250mL锥形瓶中，加8mL浓HCl，加热至接近沸腾，加入6滴甲基橙，趁热边摇动锥形瓶边慢慢滴加100g·L SnCl2溶液还原Fe，溶液由橙红色变为红色，再慢慢滴加50g·LSnCl2至溶液变为淡粉色，若摇动后粉色褪去，说明 SnCl2已过量，可补加1滴甲基橙，以除去稍微过量的SnCl2，此时溶液如呈浅粉色最好，不影响滴定终点，SnCl2切不可过量。然后，迅速用流水冷却，加蒸馏水50mL，硫磷混酸20mL，二苯胺磺酸钠4滴，并立即用 K2Cr2O7标准溶液滴定至出现稳定的紫红色为终点。平行测定三次，计算试样中Fe的含量。

-1

②

-1

3+

-1

①

-1

2+

-3+

-3+

2+

3+

3+

2+

2

+

3+

3+

-2--2-2--1

五、数据记录与处理 六、注意事项

1、用SnCl2还原Fe时，溶液温度不能太低。 2、二苯胺磺酸钠不能多加。 3、加入硫磷混酸后，应立即滴定。

4、若硫酸盐试样难于分解时，可加入少许氟化物助溶，但此时不能用玻璃器皿分解试样； 5、如刚加入SnCl2红色立即褪去，说明SnCl2已经过量，可补加1滴甲基橙，以除去稍微过量的SnCl2，此时溶液若呈现浅粉色，表明SnCl2已不过量。 七、实验讨论

1.K2Cr2O7法测定铁矿石中的铁时，滴前为什么要加入H3PO4? 加入H3PO4后为何要立即滴定？ 答：加入H3PO4，使Fe生成无色稳定的Fe(HPO4)2，以减小Fe的浓度，降低E Fe/Fe，若不立即滴定，Fe更易被氧化，故不能放置而应立即滴定。

2.用SnCl2还原Fe时，为何要在加热条件下进行？加入的SnCl2量不足或过量会给测试结果带来什么影响？

答：SnCl2还原Fe时，需趁热加入，以提高反应速度。 3.K2Cr2O7为什么可以直接称量配制准确浓度的溶液？

4.分解铁矿石时，为什么要在低温下进行？如果加热至沸会对结果产生什么影响？ 5.SnCl2还原Fe的条件是什么？怎样控制SnCl2不过量？ 6.以K2Cr2O7溶液滴定Fe时，加入H3PO4的作用是什么？ 7.本实验中甲基橙起什么作用？

2+

3+

3+3+

3+

3+

-3+

3+

2+

3+

实验十二 氯化物中氯含量的测定（莫尔法）

重点：掌握莫尔法测定氯化物的基本原理及莫尔法测定的反应条件

难点：AgN03标准溶液的配制和标定；滴定终点的控制；氯化物中氯含量的计算。 一、 实验目的

1、掌握莫尔法测定氯化物的基本原理 2、掌握莫尔法测定的反应条件 二、实验原理

莫尔法是在中性或弱酸性溶液中，以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液直接滴定待测试液中的C1。主要反应如下：

-

由于AgC1的溶解度小于Ag2CrO4，所以当AgC1定量沉淀后，微过量的Ag即与CrO4形成砖红色的Ag2CrO4沉淀，它与白色的AgC1沉淀一起，使溶液略带橙红色即为终点。 三、仪器和试剂

AgNO3分析纯；NaC1优级纯，使用前在高温炉中于500-600℃下干燥2-3h，贮于干燥器内备

+

2-

用；K2CrO4溶液50g·L。 四、实验内容

1、配制0．10mol·LAgN03溶液

称取AgN03晶体8.5 g于小烧杯中，用少量水溶解后，转入棕色试剂瓶中，稀释至500mL左右，摇匀置于暗处、备用。

2、0．10mol·LAgN03溶液浓度的标定，

准确称取0.55—0.60g基准试剂NaCl于小烧杯中，用水溶解完全后，定量转移到100 mL容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。用移液管移取20.00 mL此溶液置于250mL锥形瓶中，加20 mL水，1 mL 50g·LK2Cr04溶液，在不断摇动下，用AgN03溶液滴定至溶液微呈橙红色即为终点。平行做三份，计算AgN03溶液的准确浓度。 3、试样中NaCI含量的测定

准确称取含氯试样(含氯质量分数约为60％)，1.6g左右于小烧杯中，加水溶解后，定量地转入250mL容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。准确移取25.00 mL此试液三份，分别置于250 mL锥形瓶中，加水20 mL，50g·LK2Cr04溶液1 mL，在不断摇动下，用AgN03标准溶液滴定至溶液呈橙红色即为终点。根据试样质量，AgN03标准溶液的浓度和滴定中消耗的体积，计算试样中Cl的含量。

必要时进行空白测定，即取25.00mL蒸馏水按上述同样操作测定，计算时应扣除空白测定所耗AgN03标准溶液之体积。 五、数据记录与处理 六、注意事项：

1、适宜的pH=6.5-10.5，若有铵盐存在，pH=6.5-7.2 2、AgNO3需保存在棕色瓶中，勿使AgNO3与皮肤接触。

3、实验结束后，盛装AgNO3的滴定管先用蒸馏水冲洗2-3次，再用自来水冲洗。含银废液予以回收。 七、实验讨论

1、配制好的AgNO3溶液要贮于棕色瓶中，并置于暗处，为什么？ 答：因为AgNO3见光分解。

--1

-1

-1

-1

-1

2、空白测定有何意义？K2CrO4溶液的浓度大小或用量多少对测定结果有何影响？

答：空白试验可校正由于AgNO3使用过量而引入的误差。空白试验可校正由于AgNO3使用过量而引入的误差。

K2CrO4浓度过大，会使终点提前，且 CrO4本身的黄色会影响终点的观察终点的观察，使测定结果偏低；若太小，会使终点滞后，使测定结果偏高。

3、能否用莫尔法以NaC1标准溶液直接滴定Ag？为什么？

+

答：不能用NaCl滴定AgNO3，因为在Ag中加入K2CrO4后会生成Ag2CrO4沉淀，滴定终点时Ag2CrO4转化成AgCl的速率极慢，使终点推迟。

+2-

实验十三 氯化钡中结晶水的测定

重点：重量分析法的基本操作。

难点：气化法测定结晶水的方法；灼烧时温度的控制；冷却。 一、 实验目的

1、掌握重量分析法的基本操作

2、学会气化法测定氯化物中结晶水的方法 二、实验原理

结晶水是水合结晶物质中结构内部的水，加热至一定温度，即可以失去。失去结晶水的温度往往随物质的不同而异，如BaCl2·2H2O的结晶水加热到120～125℃即可失去。

称取一定重量的结晶氯化钡，在上述温度下加热到重量不再改变时为止。试样减轻的重量就等于结晶水的重量。 三、仪器和试剂 BaCl2·2H2O试样 四、实验内容 1、试样的称取

取两个称量瓶，仔细洗净后置于烘箱中（烘时应将瓶盖取下横搁于瓶口上），在125℃温度下烘干，约烘1.5～2小时后把称量瓶及盖一起放在干燥器中。冷却至室温，在电子天平上准确称取其重量。在将称量瓶放入烘箱中烘干、冷却、称量，重复进行，直至恒重。

称取1.4～1.5g的BaCl2·2H2O两份，分别置于已恒重的称量瓶中，盖好盖子，再准确称其重量。在所得重量中减去称量瓶的重量，即得BaCl2·2H2O试样重。 2、烘去结晶水

将盛有试样的称量瓶放入加热至125℃的烘箱中，瓶盖仍横搁于瓶口上，保持约2小时。然后用坩锅钳将称量瓶移入干燥器内；冷却至室温后把称量瓶盖好，准确称其重量。再在125℃温度下烘半小时，取出放入干燥器中冷却，再准确称其重量，如此反复操作，直至恒重。

由称量瓶和试样重量中减去最后称出的重量（即称量瓶和BaCl2的重量），即得结晶水的重量。 五、数据记录与处理

按下式计算结晶水的百分含量：

式中G是失去水份重；W为试样重。 由H2O%计算氯化钡中结晶水的分子数n：

式中208.2为BaCl2的分子量；18.02为水的分子量。

六、注意事项

1、温度不要高于125℃，否则BaCl2可能有部分挥发。

2、在热的情况下，称量瓶盖子不要盖严，以免冷却后盖子不易打开。 3、加热时间不能少于1小时。

4、两次重量之差在0.2mg以下，即可认为达到恒重。 七、问题讨论

1、加热的温度为什么要控制在125℃以下？ 答：温度高于125℃，BaCl2可能有部分挥发。 2、加热的时间应该控制多少？

答：加热时间不能少于1小时，否则带来分析结果的误差。 3、什么叫恒重，如何进行恒重的操作？

答：两次重量之差在0.2mg以下，即可认为达到恒重；反复进行烘干与称重。 4、在加热时应注意什么问题？

答：在加热的情况下，称量瓶盖子不要盖严，以免冷却后盖子不易打开。

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/oqhd.html