氧化还原与滴定课件

1、第九章 氧化还原反应与氧化还原滴定法制作人：陶文娟第一节 氧化还原反应第二节 原电池与电极电势第三节 氧化还原滴定法第一节 氧化还原反应一 氧化数二 氧化与还原三 氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应第一节第九章银饰变黑银饰表面被氧化，进而变色失去光泽。燃烧是物质迅速氧化，产生大量光和热。一、氧化数定义：某元素一个原子的电荷数，该电荷数是假设把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。并规定得电子的原子氧化数为负值，在数字前加”-”号；失电子的原子氧化数为正值，在数字前加”+”号。第一节第九章（一）确定氧化数的一般原则第一节第九章1.在单质分子中，元素的氧化数为零。例如：H2、Cl2、N

2、2等分子中原子的氧化数为零。2.对单原子离子，元素的氧化数等于离子的电荷数。例如：Ca2+，钙的氧化数为+2。3.在共价型化合物中，假定把每一化学键中的电子制定给电负性较大的原子，则各元素原子所带的形式电荷分别是它们的氧化值。例如：H2O中O为-2，NH3中N为-3。（一）确定氧化数的一般原则第一节第九章5.氢在化合物中，一般氧化数为+1；在金属氢化物中，氧化数为-1。例如：KH中，氢为-1。6.在化合物分子中，各元素氧化数的代数和等于零；在多原子离子中，各元素氧化数的代数和等于离子所带电荷数。如MnO4-中Mn的氧化数为+7，O的氧化数为-2。4.氧在化合物中，一般氧化数为-2；在过氧化物中

3、为-1；在超氧化物中为-1/2；氟的氧化物OF2中，氧的氧化数为+2。（二）氧化数与化合价之别第一节第九章氧化数是人为规定的，其数值可以是整数、分数、零、小数。例如：Ni(CO)4中Ni的氧化数是0、Fe3O4中Fe的氧化数是+8/3。化合价是原子间形成化学键数目的表示，只有整数。例如：CH4、C2H6、C2H4、C2H2中碳的氧化数分别为-4、-3、-2、-1，而碳的化合价是4。例题讲解通过计算确定下列化合物中S原子的氧化值： （a）H2SO4 （b）S2O32- （c）S4O62-第一节第九章解：设题给化合物中S的氧化值分别为x1,x2,x3，根据上述有关规则可得：（a） 2(+1) +

4、1(x1) + 4(-2) = 0 x1 = +6（b） 2(x2) + 3(-2) = -2 x2 = +2（c） 4(x3) + 6(-2) = -2 x3 = +2.5分别写出碳在下列各物质中的共价键数目和氧化数。 CH3Cl, CH4, CHCl3, CH2Cl2, CCl4思考题第一节第九章答：（1）碳的共价键数目均为4 （2）氧化数分别为CH3Cl（-2）, CH4（-4）, CHCl3（+2）, CH2Cl2（0）, CCl4（+4）二 氧化与还原第一节第九章2Cu + O2 = 2CuO 铜的氧化反应0+2失去电子，氧化数升高2CuO + H2 = 2Cu +H2O 氧化铜的还

5、原反应+20得到电子，氧化数降低（一）氧化和还原的定义第一节第九章氧化：在一个反应中，元素氧化值升高的过程。还原：元素氧化值降低的过程。氧化还原反应：在化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化值发生变化的一类反应。反应中氧化数升高的总数与氧化数降低的总数相等。（二）氧化剂和还原剂第一节第九章氧化剂：化学反应中发生还原反应的物质表现：氧化数降低的物质氧化性：氧化剂氧化其它物质的性质反应产物：氧化剂反应后的产物叫还原产物。（二）氧化剂和还原剂第一节第九章还原剂：化学反应中发生氧化反应的物质。表现：氧化数升高的物质氧化性：还原剂还原其它物质的性质。反应产物：还原剂反应后的产物是氧化产物。第一节

6、第九章2Cu + O2 = 2CuO 氧化还原反应0+2失去电子，氧化数升高0-2得到电子，氧化数降低O2是氧化剂，具有氧化性，发生还原反应。O原子得到2个电子，氧化数降低，生成的产物O2-是还原产物。Cu是还原剂，具有还原性，发生了氧化反应。Cu原子失去2个电子，氧化数升高，生成的产物Cu2+是氧化产物。例题讲解氧化剂反应还原氧化数降低常说是被还原了具有的性质氧化性还原剂反应氧化氧化数升高常说是被氧化了具有的性质还原性第九章（二）氧化剂和还原剂第一节第九章（二）氧化剂和还原剂第一节常见的氧化剂活泼的非金属如：X2(卤素)、氧气。高价的金属离子如：Fe3+、Sn4+、Cu2+等。具有最高或较高

7、氧化数的含氧化合物。如：KMnO4、HClO、KClO3、KClO4、 K2Cr2O7、HNO3、浓H2SO4某些氧化物和过氧化物如：MnO2、H2O2等。第九章（二）氧化剂和还原剂第一节常见的还原剂活泼金属及某些非金属如：Na、Mg、Al、Zn、Fe、H2等。低价金属离子如：Fe2+、Sn2+、Cu+等。具有低或较低化合价的化合物。如：CO、SO2、H2S、K2S2O3、NaNO2、KI等。（三）歧化反应第一节第九章 歧化反应：氧化数的升、降都发生在同一物质中的同一元素上，则这种氧化还原反应称为歧化反应。2H2O2 2H2O + O2 -2 0 -1得到电子，氧化数降低失去电子，氧化数升高请

8、指出下列化合物哪些是氧化剂，哪些是还原剂，哪些既是氧化剂又是还原剂？F2、Na、KMnO4、MnO2、H2O2、KI、Fe2+、Fe3+、O2、HClO、NH3、H2SO4(浓) 、HNO3、Cu+思考题第一节第九章答：（1）氧化剂：F2、KMnO4、HNO3、Fe3+、 HClO、H2SO4(浓) （2）还原剂：Na、KI、Fe2+、NH3 （3）氧化及还原剂：MnO2、H2O2、Cu+电数相等：氧化剂的氧化数降低总数和还原剂的氧化数升高总数相等。个数相等：反应前后每一元素的原子个数必须相等。三、氧化还原反应方程式的配平第一节第九章配平方法有氧化数法和离子-电子法。氧化数法（一）配平原则写出

9、反应式；标出氧化数有变化的元素的氧化数，根据元素的氧化数升高和降低的总数必须相等的原则，按最小公倍数确定氧化剂和还原剂化学式前面的系数。配平其他原子三、氧化还原反应方程式的配平第一节第九章（二）配平步骤氧化数法第一节第九章例题讲解例： 在酸性介质中，K2Cr2O7氧化FeSO4, 生成 Fe2(SO4)3 和绿色Cr2(SO4)3, 配平此反应方程式。解：1）写出反应物、产物及反应条件 Cr2O72- + Fe2+ + H+ Fe3+ + Cr3+ 2）写出各氧化数 Cr2O72- + Fe2+ + H+ Fe3+ + Cr3+ +6 3）配平氧化剂、还原剂前系数 Cr2O72- + 6Fe2

10、+ + H+ 6Fe3+ + 2Cr3+ 4）用H2O等进行总配平 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O重点：氧化还原反应方程式的配平节小结第一节第九章配平注意事项：写出的方程式必须与实验事实相符合反应介质： 酸性介质中，不能出现 OH 碱性介质中，不能出现 H难溶或弱电解质应写成分子形式注明沉淀的生成，气体的产生等章 节第二节 原电池与电极电势一 原电池二 电极电势三 能斯特方程式四 电极电势的应用一、原电池第二节第九章电池在我们的生活中常常见到，那么它的结构是怎样的，是怎样产生电的呢？原电池装置锌铜硫酸锌硫酸铜盐桥 A第二节第九章前面装置中

11、，每一个烧杯部分就是一个电极，原电池是由两个电极，通过盐桥(也有用离子交换膜或多孔陶瓷)连接，电极两端用外接导线连通得到。原电池是由化学能转化为电能的装置。一、原电池第二节第九章原电池实验盐桥铜-锌原电池Zn半电池Cu半电池一、原电池第二节第九章构成原电池由两个电极(两个半电池)构成每个电极主要由电极反应中的氧化态和还原态构成。一、原电池第二节第九章化学反应负极(阳极) Zn - 2e Zn2+正极(阴极) Cu2+ + 2e Cu氧化还原Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu氧化还原一、原电池Zn 和Zn2+构成了一个电极。Cu和Cu2+构成了一个电极。 两个电极合起来构成一个原电池。第二节

12、第九章一、原电池第二节第九章书写方法电极负极(阳极) (-) Zn | Zn2+(c1)正极(阴极) Cu2+(c2) | Cu (+)原电池 (-) Zn | Zn2+(c1) | Cu2+(c2) | Cu (+)一、原电池原电池书写规则第二节第九章“|” 表示相界面“|”表示盐桥,表示两液相间的液体接界电势用盐桥消除，离子可以在自由移动c表示溶液的浓度 (-) Zn | Zn2+(c1) | Cu2+(c2) | Cu (+)一、原电池该原电池是由锌和锌盐溶液、铜和铜盐溶液所构成的两个半电池所组成。其中Zn片和Cu片用导线连接起来，而锌盐和铜盐溶液用盐桥连接起来，盐桥在这起到什么作用呢？

13、第二节第九章一、原电池盐桥的作用：随着反应的进行，Zn被氧化成Zn2+进入溶液中，使得原溶液的电中性状态被打破，带上正电荷；而Cu2+还原成Cu沉积在Cu片上，使CuSO4溶液因Cu2+的减少而带上负电荷。这样使反应难以继续进行，而有了盐桥后，盐桥中的K+和Cl-则会分别向CuSO4溶液和ZnSO4溶液扩散，且K+和Cl-的迁移速度近似相等，于是保持了两边溶液呈电中性，使电池反应得以继续进行下去。第二节第九章一、原电池第二节第九章思考题写出下列反应组成的原电池符号(各物质均处于标准状态)。在稀H2SO4溶液中，KMnO4和FeSO4发生以下反应： MnO4- + H+ + Fe2+ Mn2+

14、+ Fe3+答：电极为离子电极，即将一金属铂片插入到含有Fe2+、 Fe3+溶液中，另一铂片插入到含有MnO4- 、Mn2+ 及H+ 的溶液中，分别组成负极和正极：负极反应： Fe2+ Fe3+ + e正极反应： MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O电池反应： MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O原电池符号： (-)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)|MnO4-(c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+) 第二节第九章二、电极电势(一)电极电势的产生（双电层模型） 金属插入盐溶液中，一方面金属溶解以水合离子进入溶液中

15、；另一方面溶液中的金属离子沉积在金属表面上。金属以离子的形式进入溶液后，将电子留在金属片上，出现了双电层，产生电极电势。+Mn+Mn+Mn+金属电极的双电层结构第二节第九章(一)电极电势的产生（双电层模型）Mn+电极表面带负电电极表面带正电反应定义这种金属与溶液之间因形成双电层而产生的稳定电势称为电极电势。M(s) Mn+(ag) + ne第二节第九章(一)电极电势的产生（双电层模型）电极电势大小金属越易失电子，留在金属片上的电子就越多，电极电势也就越低。反之就越高。电极电势表示Ox/Red第二节第九章(一)电极电势的产生（双电层模型） Cu-Zn原电池，正是由于两电极的平衡电极电势不同，当用

16、导线将两极连接起来，则两极之间就有一定电势差，从而产生电流。原电池电动势 ( E ) 定义:两个电极之间的电势差电动势表示第二节第九章(一)电极电势的产生（双电层模型）第二节第九章(二)标准电极电势 - 标准氢电极标准电极电势：指定温度(25)，浓度均为 1 mol/L，气体的分压都是标准压力（101.3 kPa), 固体及液体都是纯净物状态下的电极电势。用 来表示。 无法测定其绝对值，只有相对值。 规定第二节第九章2 H+ + 2e H2 铂片上表面镀一层海绵状铂（铂黒，很强的吸附H2的能力）插入H+ 浓度为1mol/L的溶液中，25下，不断地通入标准压力的纯 H2气流，与溶液中的H+ 达平

17、衡。1、标准氢电极(二)标准电极电势 - 标准氢电极第二节第九章(二)标准电极电势欲确定某电极的标准电极电势，可把该电极与标准氢电极组成原电池，测其电动势E ，即可求出该电极的电极电势。 E = + - - 例：测定锌电极的标准电极电位。将标准锌电极与标准氢电极组成原电池，锌为负极，氢为正极，测得 E 0.763 (V) 。第二节第九章例题讲解解：各电极的标准电极电势可通过手册查阅，教材上给出的是在水溶液中的标准电极电势。若干电对的标准电极电势（298.15K)电对氧化型ne- 还原型 /VK/KZn2/ZnFe2/FeH/H2Cu2/CuAg/AgF2/F-Ke- KZn2 2e - ZnF

18、e2 2e- Fe2H 2e- H2Cu2 2e- CuAg e- AgF2 2e- F-2.9250.7630.440.0000.340.79992.87第二节第九章氧化能力增强还原能力增强数值增大 根据值的大小可以判断氧化型物质氧化能力和还原型物质还原能力的相对强弱。 (二)标准电极电势第二节第九章三、能斯特方程式非标准状况下，电极电势可用能斯特方程求算。T为温度。R 为气体常数(8.314JK-1mol-1)F法拉第常数(96487Cmol-1)对任一电极反应： aOx + ne- bRed 将式中的常数项R = 8.314 JK-1mol-1, F = 96485 Jmol-1V-1代

19、入,并将自然对数改成常用对数，在温度为298.15K时，简化为：第二节第九章三、能斯特方程式应用能斯特方程时，应注意：（1）如果组成电对的物质是固体或液体，则它们的浓度项不列入方程式中；如果是气体，则要以气体物质的分压来表示。（2）如果电极反应中，除了氧化态和还原态物质外，还有参加电极反应的其他物质，如H+、OH-存在，则应把这些物质也表示在能斯特方程中。（3）半反应中的计量系数作为指数。 第二节第九章三、能斯特方程式第二节第九章例题讲解例：MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O电极反应：MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O第二节第九

20、章例题讲解电极反应：5Fe3+ + 5e 5Fe2+ 计算E时，氧化剂的分别用Ox1和Red1；还原剂分别用Ox2和Red2第二节第九章四、电极电势的应用（一）判断氧化剂和还原剂的强弱电极电势越大，氧化剂的氧化能力越强，反之成立。标准状态下，用 比较；非标准状态，用能斯特方程计算后，用 比较。第二节第九章例题讲解例：在标准状态下Ag+和Cu2+，谁的氧化能力强？解：查表得Ag的氧化能力更强。(二)判断氧化还原反应进行的方向第二节第九章四、电极电势的应用反应正向自发进行反应逆向自发进行反应达到平衡第二节第九章例题讲解解：例：若溶液中Fe3+=1.010-3molL-1，Fe2+=1.0molL-

21、1，I-=1.010-3molL-1，问2Fe3+2I- 2Fe2+I2反应向哪个方向进行？标准状态向哪个方向？标准状况下反应向正方向进行非标准状况下第二节第九章例题讲解第二节第九章例题讲解反应逆向进行。难点：应用能斯特方程式计算氧化还原电对的电极电势重点：（1）写出原电池的构成与化学反应 （2）标准电极电位 （3）氧化还原电对的电极电位节小结第二节第九章章 节第三节 氧化还原滴定法一 概述二 高锰酸钾法三 碘量法四 亚硝酸钠法一、概述第三节第九章(一)氧化还原滴定法的特点及条件氧化还原反应：电子转移反应氧化还原滴定法：以氧化还原反应为基础的滴定Zn +CuSO4Cu +ZnSO42e得电子失

22、电子(一)氧化还原滴定法的特点及条件第三节第九章反应特点: 机理复杂，有副反应发生可用于滴定的反应满足条件：1、定量完全。2、迅速 无副反应3、有适当方法确定终点(一)氧化还原滴定法的特点及条件第三节第九章提高氧化还原反应的速度的方法：1、温度：每增高10，速度增加23倍2、浓度：增加反应物浓度可以加快反应速度 2MnO4- + 5 C2O42- + 16H+ 2Mn2+ + 10CO2+ 8H2O Cr2O7- + 6I- +14H+ 2Cr 3+ + 3I2 +7 H2O 酸性条件下，过量KI，暗处放置10min,反应进行完全(一)氧化还原滴定法的特点及条件第三节第九章提高氧化还原反应的速

23、度的方法：3、催化剂 高锰酸钾法，加入Mn2+催化反应，自动催化反应4、避免副反应发生 高锰酸钾法用硫酸调节酸度 讨论在高锰酸钾法中用硝酸或盐酸对滴定反应产生什么影响？思考题第九章第三节答：发生副反应（1）盐酸酸性条件下：（2）硝酸酸性条件下：硝酸具有氧化性，会与还原性物质发生反应。 2MnO4- + 10 Cl- + 16H+ 2Mn2+ + 5Cl2+ 8H2O (二)氧化还原滴定法的分类第三节第九章1、高锰酸钾法2、碘量法3、亚硝酸钠法4、其他氧化还原滴定法重铬酸钾法硫酸铈法溴酸钾法溴量法高碘酸钾法以滴定液分类(三)氧化还原滴定法的指示剂第三节第九章1、自身指示剂 高锰酸钾法优点：无须选

24、择指示剂，利用自身颜色变化指示终点紫色 无色 深棕色 无色 2.510-6mol/L粉红色 2.510-6mol/L浅黄色第三节第九章1、自身指示剂 高锰酸钾法(三)氧化还原滴定法的指示剂第三节第九章2、专属指示剂 淀粉指示剂指示剂特点：反应可逆，应用于直接或间接碘量法淀粉 + I3 深兰色配合物 （5.010-6mol/L 显著蓝色） (三)氧化还原滴定法的指示剂3、氧化还原指示剂：具氧化或还原性， 其氧化型和还原型的颜色不同，氧化还原滴定中由于电位的改变而发生颜色改变，从而指示终点。 In（Ox） + ne In（Red） 讨论 第三节第九章(三)氧化还原滴定法的指示剂指 示 剂 / Vc

25、(H+)=1 mol L颜色变化氧化形还原形次甲基蓝0.36蓝无色二苯胺0.76紫无色二苯胺磺酸钠0.84红紫无色邻苯胺基苯甲酸0.89红紫无色邻二氮杂菲亚铁1.06浅蓝红硝基邻二氮杂菲亚铁1.25浅蓝紫红一些氧化还原指示剂的条件电极电势及颜色变化第三节第九章(三)氧化还原滴定法的指示剂指示剂的选择原则：指示剂变色范围部分或全部落在滴定突跃范围内指示剂的条件电位尽量与化学计量点电位相一致3、氧化还原指示剂：第三节第九章(三)氧化还原滴定法的指示剂二、高锰酸钾法第三节第九章利用MnO4-的强氧化性建立的滴定分析方法。（一）基本原理MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O KMnO

26、4的氧化能力与溶液的酸度有关:强酸 ( MnO4- / Mn2+ )= 1.51 v中性、弱酸性或弱碱性 (MnO4- / MnO2 ) = 0.58 v强碱性(MnO4- / MnO42- ) = 0.56 v第三节第九章（二）滴定液的配制与标定（间接法配制）KMnO4自行分解反应：4KMnO4 + 2H2O = 4MnO2+ 4KOH + 3O2易受水、空气中还原性物质影响，间接法配置：加热煮沸 暗处保存(棕色瓶)滤去MnO2 标定基准物：Na2C2O4、H2C2O42H2O、As2O3和纯铁等。标定反应： 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2+

27、8H2O二、高锰酸钾法(1) 速度：室温下反应速率极慢，利用反应本身产生的Mn2+起自身催化作用加快反应进行；(2) 温度：常将溶液加热到7080。反应温度过高会使C2O42-部分分解，低于60反应速率太慢；(3) 酸度：保持的酸度(0.51.0 mol L-1 H2SO4)。为避免Fe3+诱导KMnO4氧化 Cl-的反应发生,不使用 HCl 提供酸性介质；(4) 滴定终点：高锰酸钾自身指示终点(淡粉红色30秒不退)。标定时的注意点(三度一点） ：第三节第九章二、高锰酸钾法第三节第九章直接滴定法例：H2O2的含量测定 2MnO4- + 5 H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O2+ 8H2

28、O（三）应用与示例二、高锰酸钾法三、碘量法第三节第九章利用I2的氧化性和I-的还原性建立的滴定分析方法。（一）概述注：pH 9 时，不受酸度影响，应用范围更为广泛电极反应 I2 + 2e 2I- I2 + I - I3- （助溶）I3- + 2e 3 I- 1、直接碘量法:利用I2的弱氧化性质滴定还原物质测定对象：具有还原性物质 可测：S2-，Sn()，S2O32-，SO32-酸度要求：弱酸性，中性，或弱碱性(pH小于9)强酸性介质：I-发生氧化导致终点拖后； 淀粉水解成糊精导致终点不敏锐 强碱性介质：I2发生歧化反应 3I2 + 6OH- 5I- + IO3- + 3H2O（歧化反应）4I-

29、+O2 + 4H+ 2I2 + 2H2O（氧化反应）第三节第九章三、碘量法2、间接碘量法：利用I-的还原性滴定氧化性物质测定对象：具有氧化性物质可测：MnO4-，Cr2O7-，H2O2酸度要求：中性或弱酸性强酸性介质：S2O32-发生分解导致终点提前； I-发生氧化导致终点拖后碱性介质： I- 与S2O32-发生副反应，无计量关系S2O32- + 2H+ SO2 + S+ H2O（分解）4 I2 + S2O32- + 10 OH- 8I- + 2SO42-+5H2O第三节第九章三、碘量法第三节第九章3、碘量法误差的主要来源碘的挥发预防： （1）过量加入KI助溶，防止挥发 增大反应物浓度，提高速

30、度（2）溶液温度勿高（3）碘量瓶中进行反应（磨口塞，封水）（4）滴定中勿过分振摇三、碘量法第三节第九章3、碘量法误差的主要来源碘离子的氧化（酸性条件下）预防：（1）控制溶液酸度（勿高）（2）避免光照（暗处放置）（3）I2完全析出后立即滴定（4）除去催化性杂质（NO3-，NO，Cu2+）三、碘量法第三节第九章（二）淀粉指示剂使用要求：室温；弱酸性；新鲜配制加入时间： 直接碘量法滴定前加入（终点：无色深蓝色） 间接碘量法近终点加入（终点：深蓝色消失）变色原理：注意：间接碘量法中淀粉指示剂过早加入，强烈吸附I2，造成终点拖后I2（过量）+ I- I3- （与淀粉形成深蓝色配合物）三、碘量法 为什么直

31、接碘量法淀粉指示剂可以在滴定开始时加入，而间接碘量法淀粉指示剂在近终点时加入？思考题第九章答：直接碘量法在反应溶液中没有I2，因此可以在滴定开始时加入淀粉指示剂，而间接碘量法在反应溶液中生成I2，淀粉指示剂过早加入，强烈吸附I2，造成终点拖后。第三节第三节第九章（三）滴定液的配制与标定1、碘滴定液的配制与标定间接法配制 将碘溶解在碘化钾溶液中；加入少量盐酸溶液；用垂熔玻璃滤器滤过后再标定。碘滴定液应贮存于棕色瓶中，并放置在阴凉处保存。 三、碘量法第三节第九章（三）滴定液的配制与标定As2O3基准物质标定法As2O3 + 6OH - 2AsO33- + 3H2OAsO33- + I2 + 2HC

32、O3- AsO4-3 + 2 I - + 2CO2+ H+第三节第九章2、Na2S2O3滴定液的配制与标定间接法配制 Na2S2O3不稳定原因 水中溶解的CO2易使Na2S2O3分解 S2O32- + CO2 + H2O HSO3- + HCO3-+ S空气氧化：2S2O32-+ O2 2SO42- + 2S水中微生物作用：S2O32- Na2SO3 + S配制方法：煮沸冷却水，加入Na2CO3使 pH=910， 放置78天，过滤。（三）滴定液的配制与标定第三节第九章K2Cr2O7基准物标定法 Cr2O72- 3I2 6S2O3-3 Cr2O72-+ 6I- （过量）+ 14H+ 2Cr3+

33、3I2 + 7H2O （反应溶液酸度高） I2 + 2S2O32- 2I-+ S4O62- （加水稀释弱酸性）（三）滴定液的配制与标定控制溶液的酸度 以0.8mol/Llmol/L为宜。加入过量KI和控制反应时间。滴定前将溶液稀释。近终点时再加入指示剂。正确判断回蓝现象。标定注意的条件：第三节第九章（三）滴定液的配制与标定第三节第九章（四）应用与示例1直接碘量法： 指示剂加入时间：滴定前加入 终点：无色深蓝色 例：Vc的测定2间接碘量法 指示剂加入时间：近终点加入 终点：深蓝色消失 剩余滴定法(返滴定法) 例：焦亚硫酸钠的含量测定第三节第九章例题讲解例：维生素C的含量测定 烯二醇基 解：抗坏血酸分子中的烯醇基具有较强的还原性，能被I2定量氧化成二酮基，用直接碘量法可滴定抗坏血酸。(见国家标准GB153