分析化學實驗教程

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上實驗一 容量分析基本操作【實驗目的】 1. 學習掌握容量分析常用儀器的洗滌和使用方法，了解常用玻璃量器的基本知識； 2. 學習滴定分析基本操作，掌握正確判斷終點的能力；3. 初步掌握酸堿指示劑的選擇方法，熟悉酚酞、甲基橙指示劑的使用和終點的顏色變化?！绢A習要點】 預習“常用玻璃儀器及其洗滌與干燥”、“試劑的取用方法和溶液的配制”、“基本度量儀器的使用”以及“誤差與分析數(shù)據(jù)的處理”等內(nèi)容，明確其操作要點。【知識介紹】 容量分析，又稱滴定分析。容量分析法是將已知準確濃度的試劑溶液 (標準溶液) 滴加到被測的試樣溶液中，直到所加的試劑與被測物質(zhì)定量反應完全時為止，然后根據(jù)標

2、準溶液的濃度、體積以及化學反應計量關系求得試樣中被測物質(zhì)含量的一種方法。 用容量分析法進行定量分析時，通常將被測物質(zhì)的溶液置于錐形瓶中，再把標準溶液通過滴定管逐滴加到錐形瓶里，這樣的操作過程叫滴定。當?shù)稳氲臉藴嗜芤号c被測物質(zhì)按兩者的化學反應計量關系定量反應完全時，稱反應到達了化學計量點 (簡稱計量點)。由于很多反應在到達計量點時并無外觀的變化 (如NaOH與HCl的反應)，計量點一般依據(jù)指示劑的變色來確定，因此，滴定實際上是進行到加入的指示劑正好發(fā)生顏色轉(zhuǎn)變時為止 (稱滴定終點，簡稱終點)。終點與計量點不一定恰好符合，由此而造成的分析誤差叫做終點誤差。 在選擇適當?shù)闹甘緞┑那疤嵯?，能否正確判斷

3、滴定終點，準確測量滴定過程中所消耗的標準溶液的體積，將直接影響滴定分析結(jié)果的準確度。 根據(jù)標準溶液和被測物質(zhì)間反應 (滴定反應) 類型不同，滴定分析法可分為酸堿滴定法、配位滴定法、氧化還原滴定法和沉淀滴定法。酸堿滴定所用的指示劑大多數(shù)是可逆的，這有利于練習判斷滴定終點。一定濃度的NaOH和HCl溶液互相滴定時，其滴定反應為 NaOH + HCl = NaCl + H2O反應達到計量點時：cNaOH·VNaOH = cHCl·VHCl 由此，當NaOH和HCl溶液的濃度一定時，所消耗的溶液體積比 (VHCl/ VNaOH) 或(VNaOH /VHCl) 應是一定的。在指示劑不

4、變的情況下，改變被滴定溶液的體積，滴定至終點時此體積之比也應基本不變。借此，可以檢驗滴定操作技術(shù)和判斷終點的能力。 酸堿指示劑一般是弱的有機酸或有機堿，其共軛酸堿具有不同的結(jié)構(gòu)和顏色。當溶液的pH在一定范圍內(nèi)改變時，共軛酸堿相互發(fā)生轉(zhuǎn)變，從而引起溶液顏色的變化。例如，酚酞指示劑是二元弱酸，當溶液的pH在8.0-10.0范圍內(nèi)增大時，酚酞則由其酸式結(jié)構(gòu)轉(zhuǎn)化為堿式結(jié)構(gòu)，隨之顏色由其酸式色 (無色) 轉(zhuǎn)化為堿式色 (紅色)。因此，酚酞是在弱堿性范圍內(nèi)變色的指示劑。又如，甲基橙是在弱酸性范圍內(nèi)變色的指示劑，其變色的pH范圍 (簡稱變色范圍) 為3.1-4.4，其酸式色為紅色，堿式色為黃色。 HCl和N

5、aOH溶液的相互滴定是強酸強堿的滴定，達到計量點時溶液的pH = 7.00。當以0.1 mol/L NaOH溶液滴定同濃度的HCl溶液時，計量點前后± 0.1%相對誤差范圍內(nèi)溶液pH的變化范圍 (稱滴定突躍范圍) 為4.30-9.70。為使終點誤差小于± 0.1%，以指示劑的變色范圍全部或部分落在滴定突躍范圍內(nèi)作為選擇酸堿指示劑的依據(jù)。換句話說，應選擇可以在滴定突躍范圍內(nèi)變色的酸堿指示劑，如酚酞、甲基橙和甲基紅 (變色范圍pH = 4.4-6.2) 等。若以甲基橙為指示劑，用NaOH溶液滴定HCl溶液時，終點顏色變化由橙色 (pH = 4.0) 變黃色；而用HCl溶液滴定N

6、aOH溶液時，則應以由黃色變橙色時為終點，若滴至紅色 (pH = 3.1)，將產(chǎn)生± 0.2%以上的誤差。如果用酚酞作指示劑，常用NaOH滴定HCl，這樣終點時酚酞由無色變?yōu)槲⒓t色，易于觀察，便于判斷滴定終點。 為了嚴格訓練學生的滴定分析基本操作，本實驗選用甲基橙和酚酞指示劑，通過HCl與NaOH溶液相互滴定時體積比的測定，學會酸堿溶液的配制方法和判斷滴定終點的方法?！緦嶒瀮x器和試劑】儀器：酸式滴定管 (50 ml)、堿式滴定管 (50 ml)、移液管 (25 ml)、錐形瓶 (250 ml)、燒杯 (100 ml)、量筒 (10 ml，100 ml)、臺秤、試劑瓶 (500 ml)

7、試劑：NaOH (AR)、濃鹽酸 (相對密度1.19)、甲基橙指示劑 (0.2%水溶液)、酚酞指示劑 (0.2%乙醇溶液)【實驗內(nèi)容】1. 酸堿溶液的配制(1) 0.1 mol/L HCl溶液的配制：用潔凈量筒量取濃鹽酸2.5 ml倒入試劑瓶中，用水將其稀釋至300 ml，蓋上玻璃塞，搖勻。(2) 0.1 mol/L NaOH溶液的配制：稱取NaOH 1.2 g于燒杯中，加50 ml水使之全部溶解，移入試劑瓶中，再加入250 ml水，用橡皮塞塞好瓶口，搖勻。2. 酸堿溶液的互相滴定(1) 洗滌酸式、堿式滴定管及移液管。將酸式滴定管涂凡士林油，并檢查是否漏水。堿式滴定管的乳膠管如已老化，則更換新

8、的，并檢查玻璃珠大小是否合適，是否漏水。(2) 用NaOH溶液潤洗堿式滴定管2-3次，每次用5-10 ml，然后將NaOH溶液直接裝入堿式滴定管中，調(diào)好零刻度。(3) 用HCl溶液潤洗酸式滴定管2-3次，每次用5-10 ml，然后將HCl溶液直接裝入酸式滴定管中，調(diào)好零刻度。(4) 用NaOH溶液滴定HCl溶液：用25 ml移液管量取HCl溶液置于錐形瓶中，加2-3滴酚酞指示劑，然后用NaOH溶液滴定至溶液剛剛呈現(xiàn)微紅色，30 s內(nèi)不褪色即為終點，記錄讀數(shù)。如此平行測定4次，要求所消耗NaOH溶液的體積最大值與最小值之差 (極差R) 小于0.04 ml。求出NaOH溶液體積的平均值，并計算 (

9、VHCl/ VNaOH)。用NaOH溶液滴定HCl溶液 指示劑 1234VHCl/ml25.0025.0025.0025.00VNaOH/mlVHCl/ VNaOH極差R/mlVNaOH平均值(x)(5) 用HCl溶液滴定NaOH溶液：由堿式滴定管以每秒3-4滴的流速，放出約20 ml (讀準至0.01 ml) NaOH溶液至錐形瓶中，加1-2滴甲基橙指示劑，用HCl滴定到溶液恰好由黃色轉(zhuǎn)變?yōu)槌壬珵橹?，記錄所消耗HCl溶液的體積 (讀準至0.01 ml)。由堿式滴定管再放出約2 ml NaOH溶液，繼續(xù)用HCl溶液滴定至溶液由黃色變?yōu)槌壬?，記錄終點讀數(shù)。如此反復滴定練習數(shù)次，得到的體積讀數(shù)即為

10、累計體積。計算每次滴定的體積比 (VHCl/ VNaOH)，其相對極差小于0.2%才算合格。用HCl溶液滴定NaOH溶液 指示劑 1234VNaOH/mlVHCl/mlVHCl/ VNaOH (xi)VHCl/ VNaOH ( x )相對極差(%) =(xmax-xmin)/x*100%(6) 參照上表的格式記錄及整理實驗數(shù)據(jù)?！菊f明】 本實驗所配置的NaOH溶液并非標準溶液，僅限于在滴定操作練習中使用?！舅伎碱}】1. 滴定管和移液管應如何洗滌?使用前應如何處理？錐形瓶使用前是否要干燥？2. 移液管排空后遺留在流液口內(nèi)的少量溶液是否應吹出？3. 每次滴定前，為何將滴定管讀數(shù)的起點均要調(diào)到0.0

11、0刻度處？實驗二 有機酸含量的測定【實驗目的】 1. 掌握有機酸含量的測定原理和方法，學會用標準法配制標準溶液的方法； 2. 學習容量瓶的正確使用方法，進一步熟練稱量和滴定操作技術(shù)?！绢A習要點】 復習滴定分析儀器的使用方法和滴定操作要點，理解酸堿滴定法測定實際樣品的基本原理和步驟?！局R介紹】 滴定分析法作為定量分析中的重要方法之一，通常用于常量組分的測定，即被測定組分的含量一般在1%以上，有時也可以測定微量組分 (含量0.01-1%)。該法準確度較高，一般情況下，其測定的相對誤差在0.2%左右。 用滴定分析法測定被測物質(zhì)的含量，通常包括兩大步驟：配制標準溶液和測定樣品。1. 標準溶液的配制根

12、據(jù)試劑的性質(zhì)不同，可選用直接法或間接法 (又叫標定法) 配制標準溶液。(1) 直接法準確稱取一定質(zhì)量的試劑，溶解后用容量瓶定容。根據(jù)試劑的質(zhì)量和溶液的體積計算該標準溶液的準確濃度。只有具備以下條件的試劑 (叫基準試劑或基準物質(zhì))，才能用直接法配制：(a) 在空氣中很穩(wěn)定；(b) 純度足夠高 ( > 99%)，而雜質(zhì)含量少到可以忽略；(c) 實際組成 (包括結(jié)晶水的含量) 與化學式相符；(d) 最好具有較高摩爾質(zhì)量。(2) 標定法很多化學試劑不具備上述基準物質(zhì)的條件，不能用直接法配制標準溶液。這時，可先配制成近似于所需濃度的溶液，然后用基準物質(zhì) (或者另一種物質(zhì)的標準溶液) 來測定其準確濃

13、度。這種利用基準物質(zhì)或已知標準溶液來確定溶液的標準濃度的操作過程叫做標定。本實驗需要配制NaOH標準溶液。NaOH具有很強的吸濕性，易吸收CO2和水分，生成少量的Na2CO3，且含有少量的硅酸鹽、硫酸鹽和氯化物等，即NaOH不是基準物質(zhì)。因此，不能用直接法配制，而只能先配制近似濃度的溶液，然后用鄰苯二甲酸氫鉀KHC8H4O4 (簡稱KHP) 標定。鄰苯二甲酸氫鉀是有機弱酸，它與NaOH的反應如下：根據(jù)反應的1:1計量關系，可按下式求得NaOH標準溶液的濃度：式中，mKHP為稱取的鄰苯二甲酸氫鉀的質(zhì)量 (g)；MKHP為鄰苯二甲酸氫鉀的摩爾質(zhì)量 (204.22 g/mol)；VNaOH為滴定鄰苯

14、二甲酸氫鉀溶液至終點時所消耗NaOH溶液的體積 (ml)；cNaOH為NaOH標準溶液的濃度 (mol/L)。由于反應產(chǎn)物鄰苯二甲酸鉀鈉屬弱酸強堿鹽，在水溶液中顯弱堿性，故可選用酚酞為指示劑。酸堿標準溶液一般配成0.1 mol/L。濃度過高時，誤差較大；濃度太稀，滴定突躍范圍減小，指示劑變色不甚明顯，也將引起誤差。2. 樣品的測定在用滴定分析法測定樣品之前，首先要判斷能否直接準確滴定。各類滴定分析方法，各有其不同的判斷標準。例如，在cKa 10-8作為強堿直接準確滴定弱酸的判斷依據(jù)。其中，c為弱酸的物質(zhì)的量濃度，Ka為弱酸的離解常數(shù)。此時，分析結(jié)果的相對誤差小于0.2%。有機酸大多系固體弱酸，

15、如果它易溶于水，且符合上述滴定條件，則可在水溶液中用標準堿溶液直接準確滴定，測得其含量。例如，草酸為二元弱酸，在水溶液中分兩步離解，其Ka1 = 5.9 × 10 -2，Ka2 = 6.4 × 10 -5。假如草酸的濃度c為0.1 mol/L，則cKa110-8，cKa210-8，因此兩步離解的H+均可被準確滴定。但是，由于其Ka1和Ka2相差不夠大，不滿足分步滴定的條件 (Ka1/Ka2) 105，只能一步被滴定到草酸鹽。酒石酸、檸檬酸等有機酸均與草酸類似。本實驗利用酸堿滴定原理，以NaOH標準溶液滴定有機酸試樣溶液。由于滴定反應產(chǎn)物為弱酸強堿鹽，終點時溶液顯弱堿性，故選

16、用酚酞作指示劑。溶液顏色由無色轉(zhuǎn)變?yōu)槲⒓t色即為終點。根據(jù)NaOH標準溶液的濃度和滴定所消耗的體積以及滴定反應計量關系，可計算出試樣中有機酸的含量?！緦嶒瀮x器和試劑】儀器：臺秤、光電分析天平、錐形瓶 (250 ml)、量筒 (100 ml)、堿式滴定管 (50 ml)、燒杯 (100 ml)、容量瓶 (250 ml)、移液管 (25 ml)、試劑瓶 (500 ml)試劑：NaOH (AR)、酚酞 (0.2%乙醇溶液)、有機酸試樣 (草酸或酒石酸、檸檬酸等)、鄰苯二甲酸氫鉀基準物 (在100-125 oC干燥1 h，稍冷后放入干燥器內(nèi)冷卻至室溫，備用)【實驗內(nèi)容】1. 0.1 mol/L NaOH

17、標準溶液的配制與標定(1) 配制 在臺秤上稱取約1.2 g NaOH放入燒杯中，加入50 ml新鮮蒸餾水溶解后，轉(zhuǎn)入帶有橡皮塞的試劑瓶中，加水稀釋至300 ml，搖勻。(2) 標定 用差減法準確稱取0.4-0.6 g鄰苯二甲酸氫鉀3份，分別置于250 ml錐形瓶中，加25 ml水溶解后，加入1-2滴酚酞指示劑，用NaOH溶液滴定至溶液呈微紅色，30 s內(nèi)不褪色即為終點。記下消耗的NaOH溶液體積，計算NaOH溶液的濃度 (保留四位有效數(shù)字)。2. 有機酸含量的測定(1) 準確稱取有機酸試樣1份 (如草酸H2C2O4·2H2O約1.5 g)，置于小燒杯中，加適量水溶解后，定量轉(zhuǎn)入250

18、 ml容量瓶中，用水稀釋至刻度，搖勻。(2) 用25 ml移液管移取試樣溶液于錐形瓶中，加酚酞指示劑1-2滴，用NaOH標準溶液滴定至溶液呈微紅色，30 s內(nèi)不褪色即為終點，記下體積讀數(shù)。平行測定2-3次，體積極差應小于0.04 ml。(3) 按下式計算有機酸HnA的含量，并以其平均值報告結(jié)果。式中，cNaOH為NaOH標準溶液的濃度 (mol/L)；VNaOH為滴定所消耗NaOH標準溶液的體積 (ml)；MHnA為HnA的摩爾質(zhì)量 (g/mol)；mHnA為稱取的有機酸試樣的質(zhì)量 (g)?！舅伎碱}】1. NaOH標準溶液可否用直接法配制，為什么？如何配制0.1 mol/L NaOH標準溶液？

19、2. 如NaOH標準溶液在存放過程中吸收了空氣中的CO2，對有機酸含量的測定有無影響？3. 如本實驗選用草酸為試樣，若H2C2O4·2H2O失去一部分水，對測定結(jié)果有何影響？4. 如本實驗選用酒石酸或檸檬酸為試樣，問應分別稱取試樣多少克？5. 本實驗中稱取的基準物質(zhì)鄰苯二甲酸氫鉀的質(zhì)量范圍是如何計算出來的？6. 欲用酸堿滴定法測定食用醋中醋酸的含量，能否直接準確滴定？實驗三 自來水總硬度的測定【實驗目的】 1. 學習配位滴定原理和水的總硬度的測定原理及方法； 2. 學習EDTA標準溶液的配制方法，了解金屬指示劑的作用原理?！绢A習要點】 復習標定法配制標準溶液的方法；弄清水的總硬度的含

20、義、測定原理及表示方法等內(nèi)容?！局R介紹】 測定水的總硬度就是測定水中Ca、Mg的總量。硬度對工業(yè)用水影響很大，各種工業(yè)用水對水的硬度都有不同的要求。例如鍋爐用水，硬度較高的水要經(jīng)軟化處理達到一定標準后才能輸入鍋爐。飲用水硬度過高會影響腸胃的消化功能，對身體有害。我國衛(wèi)生標準規(guī)定，飲用水的硬度 (以CaO計) 不得超過250 mg/L。 水的總硬度的測定，一般采用以鉻黑T為指示劑的配位滴定法。在pH = 10的氨性緩沖溶液中，以鉻黑T為指示劑，用EDTA (乙二胺四乙酸，用H4Y表示) 標準溶液直接滴定水中Ca和Mg的總量，然后把Ca和Mg的總量折合成CaO的量并換算為相應的硬度單位來表示。這

21、一方法適用于飲用水、工業(yè)鍋爐用水、地下水及沒有嚴重污染的地表水硬度的測定。圍繞這一方法，要弄清楚一下幾個方面的問題：1. EDTA標準溶液 EDTA是最常用的氨羧配位劑，其結(jié)構(gòu)式為： 在溶液中EDTA具有雙偶極離子結(jié)構(gòu)，其中氨氮和羧氧具有很強的配位能力，幾乎能與所有的金屬離子配位。利用這一性質(zhì)，用EDTA標準溶液滴定試樣溶液中的待測金屬離子，我們所說的配位滴定法通常就是指EDTA配位滴定法。 EDTA在水中的溶解度很小，在22 oC時，每100 ml水中只能溶解0.02 g EDTA。因此，通常用其二鈉鹽 (Na2H2Y·2H2O；在22 oC時，每100 ml水中只能溶解11.1

22、g EDTA) 配制標準溶液，習慣上也稱EDTA。EDTA與大多數(shù)金屬離子形成1:1型配合物，計量關系簡單，這是EDTA配位滴定法的優(yōu)點之一。EDTA標準溶液一般用標定法配制。標定EDTA溶液的基準物質(zhì)有純金屬Zn，Cu，Pb和Bi，純ZnO和CaO以及CaCO3，MgSO4·7H2O等，本實驗采用CaCO3基準物。2. 指示劑的作用原理在配位滴定中，通常利用一種能與待測金屬離子形成有色配合物的顯色劑來指示滴定過程中金屬離子濃度的變化，進而指示滴定終點，這種顯色劑稱為金屬離子指示劑，簡稱金屬指示劑。以本實驗為例，在pH = 10的緩沖溶液中，用EDTA滴定金屬離子M (Ca2+，Mg

23、2+) 時，鉻黑T (EBT) 指示劑的作用原理如下：滴定前： M + EBT (藍色) M-EBT (紫紅色) (溶液呈紫紅色)滴定過程中： M + EDTA (無色) M-EDTA (無色) (溶液仍呈紫紅色)滴定終點： M-EBT + EDTA M-EDTA + EBT (藍色) (溶液呈指示劑顏色-藍色)由此可見，滴定到計量點時，已與指示劑配位的金屬離子被EDTA奪取而游離出指示劑，溶液的顏色則有金屬離子與指示劑形成的配合物的顏色轉(zhuǎn)變?yōu)橹甘緞┍旧淼念伾甘窘K點。這就要求金屬離子與指示劑形成的配合物的顏色明顯不同于指示劑本身的顏色。而金屬指示劑通常又是有機弱酸，和酸堿指示劑一樣，其本身

24、的顏色與溶液的pH有關。例如，鉻黑T為指示劑時，只有在pH = 8.0-11.0范圍內(nèi)滴定，終點顏色變化才最明顯。鉻黑T與Mg2+的顯色靈敏度高于與Ca2+的顯色靈敏度，如果水樣中沒有或極少有Mg2+，則終點變色不夠靈敏，這時應加入少許Mg-EDTA溶液，或者改用K-B混合指示劑。3. 水的硬度的表示方法 水的硬度有多種表示方法，各國采用的方法有所不同。我國最常用的表示方法是以度 (o) 計 (德國度)，1硬度單位表示十萬份水中含有1份CaO，即1 L水中含有10 mg CaO為1o。水質(zhì)分類：0-4o為很軟的水，4-8o為軟水，8-16o為中等硬水，16-30o為硬水，30o以上為很硬的水。

25、4. 滴定條件 配位滴定在一定pH條件下，要加入緩沖溶液以控制溶液的pH。因為溶液的pH不僅影響終點變色的敏銳程度，而且直接影響M-EDTA配合物的穩(wěn)定性，從而影響滴定的準確度。同時，由于EDTA具有廣泛的配位性，通常用控制溶液pH的方法來排除干擾，提高滴定的選擇性。 本實驗用標定法配制EDTA標準溶液，并以此標準溶液直接滴定自來水樣品，測定自來水的總硬度。計算公式如下：式中，cEDTA為EDTA標準溶液的濃度 (mol/L)；VEDTA為滴定所消耗EDTA標準溶液的體積 (ml)；MCaO為CaO的摩爾質(zhì)量 (g/mol)；V水樣為所取自來水樣的體積 (ml)?！緦嶒瀮x器和試劑】儀器：臺秤、

26、萬分之一分析天平、量筒 (100 ml)、燒杯 (250 ml)、表面皿、容量瓶 (250 ml)、移液管 (25 ml，100 ml)、錐形瓶 (250 ml)、酸式滴定管 (50 ml)、試劑瓶 (500 ml)試劑：乙二胺四乙酸二鈉 (Na2H2Y·2H2O) (AR)、HCl (1:1)、三乙醇胺 (1:1)、CaCO3基準物 (在120 oC干燥2 h，稍冷后放入干燥器內(nèi)冷卻至室溫，備用)、鉻黑T指示劑 (0.5%；0.5 g鉻黑T溶于75 ml三乙醇胺和25 ml無水乙醇中)、K-B指示劑 (0.2 g酸性鉻黑藍K和0.4 g萘酚綠B溶于100 ml水中)、NH3-NHC

27、l4緩沖溶液 (pH = 10，將20 g NHCl4溶于少量水中，加入100 ml濃氨水，用水稀釋至1 L，混勻)【實驗內(nèi)容】1. 0.005 mol/LEDTA標準溶液的配制與標定 (1) EDTA溶液的配制：在臺秤上稱取0.5-0.6 g EDTA 1份，用溫熱水溶解后稀釋至300 ml。如溶液要保存，最好將溶液貯存在聚乙烯塑料瓶中。 (2) CaCO3標準溶液的配制：準確稱取0.12-0.15 g CaCO3 1份，置于250 ml燒杯中，用少量水潤濕，慢慢滴加1:1 HCl 5 ml，蓋上表面皿，加熱溶解，冷卻后，用少量水沖洗表面皿，再定量轉(zhuǎn)移至250 ml容量瓶中，加水稀釋至刻度，

28、搖勻。 (3) EDTA溶液的標定：用移液管移取25.00 ml CaCO3標準溶液于錐形瓶中，加入20 ml NH3-NHCl4緩沖溶液和2-3滴K-B指示劑，用EDTA溶液滴定至溶液由紫紅色變?yōu)樗{綠色，即為終點。平行滴定2-3次，計算EDTA溶液的準確濃度。式中，m CaCO3為稱取的CaCO3基準物的質(zhì)量 (mg)；M CaCO3為CaCO3的摩爾質(zhì)量 (g/mol)；VEDTA為標定所消耗EDTA溶液的體積 (ml)； cEDTA為待求的EDTA標準溶液的濃度 (mol/L)。2. 自來水總硬度的測定 準確移取100.00 ml水樣于錐形瓶中，加入1:1三乙醇胺溶液5 ml，NH3-N

29、HCl4緩沖溶液5 ml，鉻黑T指示劑2-3滴，用EDTA標準溶液滴定。近終點時慢滴并用力搖動，溶液由紫紅色變?yōu)榧兯{色，即為終點。平行測定2-3次，計算水的總硬度，以度 (o) 為單位報告分析結(jié)果?！菊f明】1. 水樣中HCO3-，H2CO3含量較高時，可能慢慢析出CaCO3沉淀，使終點拖長，變色不 “敏銳”，可在滴定前加入2滴1:1 HCl酸化，煮沸以除去CO2。2. 水樣中含有Fe3+，Al3+，Cu2+，Pb2+等干擾離子時，可加入三乙醇胺和KCN，Na2S等進行掩蔽。實驗四 地下水和地面水中高錳酸鹽指數(shù)的測定【實驗目的】 1. 學習水體中高錳酸鹽指數(shù)的含義及其測定方法； 2. 學習KMn

30、O4標準溶液的配制和標定方法。【預習要點】 注意KMnO4標準溶液的配制和標定方法以及測定水樣時滴定方式與以往實驗的不同點。在理解水中高錳酸鹽指數(shù)的含義及其測定原理的基礎上，注意關系本實驗成敗的關鍵操作?！局R介紹】 KMnO4是一種強氧化劑，它的氧化作用和溶液的酸度有關。在強酸性溶液中，KMnO4與還原劑作用，MnO4-被還原為Mn2+，其半反應如下： 0 = 1.51 V在微酸性、中性或弱堿性溶液中，MnO4-則被還原為MnO2 ( = 0.59 V)。利用KMnO4在強酸性溶液中的強氧化性，以KMnO4標準溶液作滴定劑測定試樣中被測物質(zhì)的含量的方法，稱為高錳酸鉀法。利用高錳酸鉀法，可用直

31、接滴定法和返滴定法分別測定還原性物質(zhì)和一些氧化性物質(zhì)；用間接滴定法還可測定某些非氧化還原性物質(zhì)。因此，高錳酸鉀法在實際工作中得到廣泛的應用。純的KMnO4溶液是相當穩(wěn)定的，但實際上KMnO4常含有少量MnO2和其他雜志，而且蒸餾水中也常含有微量的還原性物質(zhì)，它們可與KMnO4反應慢慢析出MnO(OH)2沉淀，MnO2和MnO(OH)2又進一步促進KMnO4的分解。因此，KMnO4標準溶液一般用標定法配制。為了配制較穩(wěn)定的KMnO4溶液，通常稱取稍多于理論量的KMnO4，溶解在規(guī)定體積的蒸餾水中，經(jīng)過加熱、放置、過濾等操作，完全氧化并除掉溶液中可能存在的還原性物質(zhì)，得到的KMnO4溶液貯存于棕色

32、試劑瓶中，并置于暗處待測定。可以用做標定KMnO4溶液的基準物很多，如Na2C2O4，H2C2O4·2H2O，As2O3和純鐵絲等，其中以Na2C2O4最為常用。在H2SO4溶液中，MnO4-與C2O42-的反應如下：反應的適宜溫度為75-85 oC。根據(jù)反應的計量關系，有nMnO4- = 0.4 nC2O42-式中，n表示物質(zhì)的量 (mol)。 因為MnO4-本身具有顏色，在滴定無色或淺色溶液時，可利用MnO4-自身的顏色 (可被察覺的最低濃度約為2 × 10-6 mol/L) 指示終點，稱為自身指示劑。 水中高錳酸鹽指數(shù)是反映水質(zhì)污染程度的主要指標之一。其定義為：在一定

33、條件下，用KMnO4定量氧化水中可還原性物質(zhì) (有機物或無機物) 所消耗的KMnO4的量，以每升多少毫克氧表示 (mg/L)。水中高錳酸鹽指數(shù)的測定，采用高錳酸鉀法。具體做法是：在酸性水樣中定量加入過量的KMnO4溶液V1 (ml)，加熱使水中還原性物質(zhì)充分與之作用，然后加入過量的Na2C2O4溶液，使其與剩余的KMnO4充分反應，過量的Na2C2O4再用KMnO4溶液返滴定 消耗V2 (ml)，即可計算水樣的高錳酸鹽指數(shù)。反應式如下：由于消耗1 mol KMnO4相當于消耗1.25 mol O2，因此，水中水中高錳酸鹽指數(shù)的計算式為：式中，V水樣為滴定所取水樣的體積 (ml)。上述測定方法簡

34、捷，適用于生活飲用水、河水和地面水等污染不十分嚴重的水質(zhì)的測定，測定范圍是0.5-4.5 mg/L。工業(yè)廢水和生活污水中含有較多復雜成分的污染物質(zhì)，宜用重鉻酸鉀法測定化學需氧量 (簡稱COD，仍用O2 mg/L 表示)。若水中COD大于10 mg/L，認為水質(zhì)受到了較嚴重的污染。水樣中Cl-含量大于300 mg/L，將使測試結(jié)果偏高。加水稀釋，降低濃度或加入Ag2SO4可消除干擾。1 g Ag2SO4可消除200 mg Cl-的干擾。 不同條件下測得的高錳酸鹽指數(shù)不同，必須嚴格控制反應條件。此外，取水樣后應立即進行分析，如要放置，可加入少量CuSO4以抑制微生物對有機物的分解?！緦嶒瀮x器和試劑

35、】儀器：酸式滴定管 (50 ml)、移液管 (25 ml，100 ml)、吸量管 (10 ml)、容量瓶 (250 ml)、錐形瓶 (250 ml)、量筒 (10 ml，100 ml)、燒杯 (100 ml)、試劑瓶 (500 ml)、萬分之一分析天平試劑：H2SO4溶液 (1:3)、Na2C2O4基準物 (在100-105 oC干燥2 h，稍冷后放入干燥器內(nèi)冷卻至室溫，備用)、KMnO4溶液 (0.02 mol/L；將3.2 g KMnO4溶于1 L水中，蓋上表面皿，加熱至沸并保持微沸狀態(tài)1 h，放置2-3天后，用3號或4號微孔玻璃漏斗過濾，濾液貯存于棕色瓶中，備用)【實驗內(nèi)容】1. 0.0

36、02 mol/L KMnO4標準溶液的配制與標定 (1) KMnO4溶液的配制：用潔凈量筒取30 ml 0.02 mol/L KMnO4溶液于試劑瓶中，用蒸餾水稀釋至300 ml，搖勻。(2) Na2C2O4標準溶液 (0. mol/L) 的配制：準確稱取0.1675 g Na2C2O4基準物于小燒杯中，用少量水溶液，定量轉(zhuǎn)入250 ml容量瓶中，加水稀釋至刻度，搖勻。(3) KMnO4溶液的標定：用25 ml移液管準確移取Na2C2O4標準溶液于錐形瓶中，加入1:3 H2SO4溶液4 ml，加熱至80 oC左右 (開始冒蒸氣時的溫度)，趁熱用待標定的KMnO4溶液滴定。開始滴定速度要慢，待M

37、n2+產(chǎn)生后，可適當加快滴定速度，滴定到溶液呈微紅色并持續(xù)30 s內(nèi)不褪色即為終點。平行標定2-3次，計算KMnO4溶液的準確濃度。式中，V KMnO4為標定所消耗KMnO4溶液的體積 (ml)。2. 水中高錳酸鹽指數(shù)的測定 準確移取100.00 ml水樣于錐形瓶中，加入1:3 H2SO4溶液5 ml，并由滴定管準確加入10.00 ml KMnO4標準溶液。立即加熱至沸，從冒第一個大氣泡開始計時，準確煮沸10 min。取下錐形瓶，冷卻1 min后，準確加入10.00 ml Na2C2O4標準溶液，充分搖勻，此時溶液顏色逐漸轉(zhuǎn)為無色。趁熱用KMnO4標準溶液滴定至呈現(xiàn)穩(wěn)定的微紅色即為終點。平行測

38、定2-3次，計算水樣中高錳酸鹽指數(shù)。 另取100.00 ml蒸餾水代替水樣，重復上次操作，測定蒸餾水中高錳酸鹽指數(shù) (空白值)，并從水樣測定結(jié)果中扣除?！菊f明】 地面水水樣可從校內(nèi)湖中采集，地下水水樣可取自來水 (屬深井地下水)。【思考題】1. 高錳酸鉀指數(shù)法中強酸型介質(zhì)常用H2SO4溶液，而不用HCl或HNO3溶液，為什么？2. 水樣中Cl-含量高時，對測定結(jié)果有何影響？如何消除Cl-的干擾？3. 用Na2C2O4標定KMnO4溶液適宜的溫度是什么？溫度過高或過低會有什么影響？實驗五 鄰二氮菲分光光度法測定Fe的條件的研究【實驗目的】 1. 了解研究分光光度法測定條件的一般方法； 2. 學習

39、測定微量Fe的通用方法。【預習要點】 復習分光光度法基本原理及基本操作要點。【知識介紹】 鄰二氮菲是測定微量Fe的高靈敏、高選擇性試劑，鄰二氮菲分光光度法則是測定試樣中微量Fe的通用方法。在pH = 2-9的溶液中，鄰二氮菲與Fe2+生成穩(wěn)定的橘紅色配合物： 橘紅色該配合物的log K = 21.3 (20 oC)，508 = 1.1 × 104。鄰二氮菲與Fe3+也能生成3:1的配合物，呈淡藍色，其log K = 14.10。因此，在顯色之前，需用鹽酸羥胺或抗血酸將Fe3+還原成Fe2+：本法的選擇性很高，相當于40倍Fe2+量的Sn2+，Al3+，Ca2+和Si32-，20倍的C

40、r3+，Mn2+，V (v)，PO43-，5倍的Co2+，Cu2+等均不干擾測定。分光光度法測定物質(zhì)的含量時，工作波長，顯色劑的用量，顯色反應溫度，顯色時間，有色溶液的穩(wěn)定性，溶液的酸度，反應進行的完全程度，溶劑以及共存離子的干擾等直接影響測定的靈敏度和準確度。因此，必須通過實驗選擇確定最佳條件。例如，在選擇最佳工作波長時，在其他條件不變的條件下，只改變波長測定吸光度，并繪制吸光度-波長關系曲線，如下圖所示。此曲線叫吸收曲線，曲線上吸光度最大值所對應的波長稱為最大吸收波長，用max表示。為得到高靈敏度，通常以max為工作波長；若在此波長下有干擾，則按“吸收最大，干擾最小”的原則選擇適宜的波長作

41、為工作波長。同樣，可選擇確定其他條件。圖 吸收曲線本實驗通過對鄰二氮菲-鐵 (II) 顯色反應的幾個基本條件實驗，學習確定分光光度法測定條件的方法，并在所選條件下測定試樣中鐵的含量?！緦嶒瀮x器和試劑】儀器：722型分光光度計、燒杯 (50 ml)、容量瓶 (500 ml，50 ml)、量筒 (10 ml)、吸量管 (5 ml，1 ml)試劑：Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O (AR)、濃H2SO4、10%鹽酸羥胺水溶液 (兩周內(nèi)有效)、0.15%鄰二氮菲水溶液 (溫水溶解，避光保存，兩周內(nèi)有效)、NaAc (1 mol/L)、NaOH (1 mol/L)其他用品：精密pH試紙、

42、鏡頭紙等【實驗內(nèi)容】1. 0.100 mg/mL Fe2+標準溶液的配制 先把5 ml濃H2SO4慢慢加到25 ml水中，然后準確稱取0.3510 g Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O溶于已準備好的H2SO4溶液中，定量轉(zhuǎn)移到500 ml容量瓶并用水稀釋至刻度，搖勻。2. 鄰二氮菲分光光度法測定Fe的條件的研究 (1) 吸收曲線的制作：用吸量管吸取1.00 ml 0.100 mg/ml Fe2+標準溶液置于50 ml容量瓶中，加入1 ml 10%鹽酸羥胺溶液，搖勻，放置2 min。再加入1.00 ml 0.15%鄰二氮菲溶液和3 ml 1mol/L NaAc溶液，加水至刻度，搖勻。用1 cm比色皿，以水為參比，在440-560之間，每隔10 nm測定一次吸光度。以波長為橫坐標，吸光度為縱坐標，繪制吸收曲線并確定適宜的工作波長。 (2) 顯色劑用量的選擇：用7個50 ml容量