四、注意事项

1.配制碘标准溶液时加入浓盐酸的目的有二个。其一是为了把KI试剂中可能含有的KIO3杂质在标定前通过下列反应还原成I2。

--+

IO3+5I+6H= 3I+3H2O

以免影响以后的测定。其二是因为在配制硫代硫酸钠标准溶液时加入了少量的碳酸钠，在碘溶液中加入盐酸，保证滴定反应不致在碱性环境中进行。 2.碘溶液对橡胶有腐蚀作用，必须放在酸式滴定管里滴定。

3.碘在稀碘化钾溶液中溶解速度缓慢，故通常将其溶于浓碘化钾溶液中，待完全溶解后再行稀释。

2

五、思考题

1.配制I2标准溶液时为什么加KI？将称得的I2和KI一起加水到一定体积是否可以？ 2. 用As2O3标定I2液时，为什么加NaOH、H2SO4和NaHCO3？

3.碘标准溶液为深棕色，装入滴定管中弯月面看不清楚，应如何读数？ 4.配制碘溶液时，为什么要加入3滴浓盐酸？

实验十七 Na2S2O3标准溶液（0.1mol/L）的配制与标定

一、目的与要求

1.掌握Na2S2O3标准溶液的配制方法和注意事项。 2.学习使用碘瓶和正确判断淀粉指示液指示终点。

3.了解置换碘量法的过程、原理，并掌握用基准物K2Cr2O7标定Na2S2O3溶液浓度的方法。 4.学习固定重量称量法。

二、方法提要

硫代硫酸钠标准溶液通常用Na2S2O325H2 O配制，由于Na2S2O3遇酸即迅速分解产生S，配制时若水中含CO2较多，则PH偏低，容易使配制的Na2S2O3变混浊。另外水中若有微生物也能够慢慢分解Na2S2O3。因此，配制Na2S2O3通常用新煮沸放冷的蒸馏水，并先在水中加入少量Na2CO3，然后再把Na2S2O3溶于其中。

标定Na2S2O3溶液可用KBrO3，KIO3,K2Cr2O7,KmnO4等氧化剂，以K2Cr2O7用得最多。标定时采用置换滴定法，使K2Cr2O7先与过来KI作用，再用欲标定浓度的Na2S2O3溶液滴定析出I2。第一步反应为：

2-﹢ˉ3﹢

Cr2O7＋14H＋6I＝3I＋2Cr＋7H2O

在酸度较低时此反应完成较慢，若酸度太强又有使KI被空气氧化生成I2的危险，因此必须注意酸度的控制并避光放置10分钟，此反应才能定量完成。第二步反应为：

2﹣2﹣ˉ

2S2O3＋I2＝S2O5＋2I

第一步反应析出的I2用Na2S2O3溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂。淀粉溶液在有I离子存在时能与I2分子形成蓝色可溶性吸附化合物，使溶液呈蓝色。达到终点时，溶液中的I2全部与Na2S2O3作用，则蓝色消失。但开始I2太多，被淀粉吸附得过牢，就不易被完全夺出，并且也难以观察终点，因此必须在滴定至近终点时方可加入淀粉溶液。

Na2S2O3与I2的反应只能在中性或弱酸性溶液中进行，因为在碱性溶液中会发生下面的副反

2

应： S2O3＋4I＋10OH＝2SO4＋8I＋5H2O 而在酸性溶液中Na2S2O3又易分解：

2﹣﹢

S2O3＋2H＝S↓＋SO2↑＋H2O

所以进行滴定以前溶液应加以稀释，一为降低酸度，二为使终点时溶液中的Cr3+离子不致颜色太深，影响终点观察。另外KI浓度不可过大，否则I2与淀粉所显颜色偏红紫，也不利于观察终点。

2﹣ˉˉ2﹣ˉ

三、操作步骤

1.Na2S2O3溶液的配制：在1000ml含有0.2g Na2CO3的新煮沸放冷的蒸馏水中加入Na2S2O325H2 O26g，使完全溶解，放置两周后再标定。 2.Na2S2O3溶液的标定：

（1）用固定重量称量法称取在120℃干燥至恒重的基准物K2Cr2O70.4903g于小烧杯中，加水使溶解，定量转移到100ml容量瓶中，加水至刻线，混匀，备用。

（2）用移液管量取20.00mlK2Cr2O7溶液于碘瓶中，加KI 2g，蒸馏水15ml，HCL溶液（4mol/L）5ml，密塞，摇匀，封水，在暗处放置10分钟。

（3）加蒸馏水50ml稀释，用Na2S2O3液滴定至终点，加淀粉指示液2ml，继续滴定至蓝色消失而显亮绿色，即达终点。

（4）重复标定三次，相对偏差不能超过0.2％.

为防止反应产物I2的挥发损失，平行试验的碘化钾试剂不要在同一时间加入，做一份加一份。

（5）结果计算：

四、注意事项

1.K2Cr2O7与KI反应进行较慢，在稀溶液中尤慢，故在加水稀释前，应放置10分钟，使反应完全。

2.滴定前，溶液要加水稀释。

3.酸度影响滴定，应保持在0.2～0.4mol/L的范围内。

4.KI要过量，但浓度不能超过2～4％，因为碘离子太浓，淀粉指示剂的颜色转变不灵敏。

5.终点有回褪现象，如果不是很快变蓝，可认为是由于空气中氧的氧化作用造成，不影响结果；如果很快变蓝，说明K2Cr2O7与KI反应不完全。

6.近终点，即当然也为绿里带点棕色时，才可加指示剂。

7.滴定开始时要掌握慢摇快滴，但近终点时，要慢滴，并用力振摇，防止吸附。

五、思考题

1.配制Na2S2O3溶液时为什么要提前两周配制？为什么用新煮沸放冷的蒸馏水？为什么要加入Na2CO3？

2.标定Na2S2O3标准溶液时为什么要在一定酸度范围，酸度过高或过低有何影响？为什么滴定前要先放置10分钟？为什么先加50ml水稀释后再滴定？

3.KI为什么必须过量？其作用是什么？

4.如何防止I2的挥发和空气氧化I？

-

5.称取K2Cr2O7基准物1.2258g是怎么计算出来的？

6.为什么在滴定至近终点时才加入淀粉指示液？过早加入会出现什么现象？ 7.为什么要求使用碱性式滴定管进行硫代硫酸钠溶液的滴定？

实验十八 维生素C的含量测定（直接碘量法）

一、目的与要求

1.通过维生素C含量测定了解直接碘量法的过程及测定维生素C含量的操作步骤。 2.进一步掌握碘量法操作。

二、方法提要

I2是弱氧化剂E0=0.535V。因此，能用直接碘量法测定的物质都属于强还原剂，维生素C就是这样的物质。维生素C结构中的烯二醇基能被I2定量氧化成二酮基。

此反应在弱酸溶液中进行得相当完全。在中性或碱性溶液中，维生素C易受空气中的氧气氧化，所以实验在稀醋酸介质中完成。

三、操作步骤

取本品约0.2g，精密称定。加新煮沸放冷的蒸馏水100ml与稀HAc10ml的混合液使溶解。加淀粉指示液1ml，立即用碘溶液（0.05mol/L）滴定至溶液显持续的蓝色。

按下式计算维生素C的含量：

四、注意事项

1.维生素C （Vc）的滴定反应多在酸性溶液（HAc，H2SO4,偏磷酸等）中进行，因在酸性介质中，维生素C受空气中氧的氧化速度稍慢，较为稳定。但样品溶于稀酸后，仍需立即进行滴定。

2.维生素C在有水或潮湿的情况下易分解成糠醛。

五、思考题

1.为什么维生素C含量可以用直接碘量法测定？ 2.如果需要应如何干燥维生素C样品？ 3.溶样时为什么用新煮沸并放冷的蒸馏水？

4.维生素C本身就是一个酸，为什么测定时还要加酸。

实验十九 铜盐的含量测定（滴定碘法）

一、目的与要求

1.通过滴定碘法，了解间接碘量法中滴定生成物方法的原理和计算方法。 2.巩固碘量法操作。

二、方法提要

滴定碘法师间接碘量法中滴定氧化还原反应生成物以测定未知物含量的方法。测定铜盐的依据是在醋酸酸性溶液中，利用过量的KI将铜离子还原成CuI沉淀，同时定量地置换出I2

2+-2Cu＋4I=2CuI↓＋I2

（乳白色）

生成的I2与过量的碘离子形成络离子 ˉˉ

I2＋I= I3

实际反应为：

2+ˉˉ

2Cu＋5I=2CuI↓＋I3

所以，碘离子在这里不仅是铜离子的还原剂，还是反应物I2的络合剂。上述应虽是一个可逆的反应，但在过量碘存在下，反应可以定量向右进行。

反应要求在弱酸性介质中进行，在碱性溶液中发生I2的歧化反应：【公式】

--- I2＋2OH= I＋IO＋H2O

--- 3IO= 2I＋IO3

除此副反应外，在碱性溶液中铜离子的水解作用使铜离子和碘离子反应速度变慢。但若酸性过强也会发生空气氧化碘离子形成碘的反应：

ˉ﹢- 4I＋O2＋4H=2I＋2H2O

置换出来的I2，以淀粉为指示剂，用Na2S2O3标准溶液滴定，滴定反应为：

2ˉ2ˉˉ

2S2O3＋I2= S4O6＋2I

此滴定反应要求在中性或弱酸性介质中进行，如果介质酸性过强，滴定剂发生分解反应：

2ˉ﹢

S2O3＋2H= SO2↑＋S↓＋H2O 如果介质呈碱性，滴定时发生下述副反应：

2ˉˉ2ˉˉ

S2O3＋4I2＋10OH=2SO4＋8I＋5H2O

综上所述，利用滴定碘量法测铜时，控制溶液PH=3.5～4为宜，可采用醋酸一醋酸钠或氟氢化铵（NH4HF2）缓冲液控制介质的PH。

从上述讨论中可知，铜盐含量测定中有关反应化学计量的摩尔比为：

2+

Na2S2O3: I2: Cu=2:1:2

因此消耗 Na2S2O3的摩尔数也就等于未知物中铜的摩尔数。

三、操作步骤

取CuSO425H2O约0.5g，精密称定，置碘瓶中，加蒸馏水50ml，溶解后，加醋酸4ml，碘化钾2g，用Na2S2O3标准溶（0.1mol/L）滴定。至近终点时，加淀粉指示液2ml，继续滴定至蓝色消失。

按下式计算硫酸铜的含量：【公式】