水分析化學復習重點

1、精選優(yōu)質文檔-傾情為你奉上第一章 緒論知識點1 水分析化學的地位及作用2 水分析化學分析方法的分類1水中污染物包括無機：金屬離子Ca2+、Mg2+ + 重金屬離子：Pb2+、Fe3+、Mn2+、Cd2+、Hg2+等有機：酚、農藥、洗滌劑等以上污染物都需要水分析方法去定量2分析方法包括 重量分析稱重的辦法用途：殘渣分析化學分析借助化學反應a. 酸堿滴定質子傳遞(最基礎的滴定分析)用途：檢驗堿度、酸度b.絡合滴定絡合反應M+Y MY 用途：測定 Ca2+、Mg2+、Fe3+、Al3+另外，絡合反應可用于掩蔽技術，消除非測定離子的干擾c.沉淀分析沉淀反應Ag+Cl- AgCl用途：測定水中Cl-d.

2、氧化還原滴定氧化還原反應(特點：電子轉移)用途：測COD等有機污染指標氧化還原反應也用于廢水的化學處理,(如脫CN-，CN-+ClO2 N2)儀器分析a.吸收光譜法 用途：分析有機分子、無機離子b.色譜法：氣相色譜 用途：如氯仿測定 液相色譜 用途：如多環(huán)芳烴測定離子色譜 用途：如陰離子測定c.原子吸收法 用途：金屬元素測定d.電化學分析法 用途：pH值的測定 3水質指標與水質標準1 水質指標 物理化學微生物學一、物理指標(特點：不涉及化學反應，參數(shù)測定后水樣不發(fā)生變化) 水溫 臭味(臭閾值)文字描述 色度：表色(懸浮性物質、膠體核溶解性物質共同引起，定性描述)真色(膠體和溶解性物質引起，定量

3、測量)色度的測定方法：標準比色法（目視比色法）a. 用具塞比色管配制標準色階（PtCo色階，K2PtCl6+CoCl2，穩(wěn)定性高，1mgPt/L定義為1度） b. 未知水樣置于同規(guī)格比色管中（如混濁先靜置澄清），俯視與標準色階對比 濁度：由懸浮物及膠體物質引起的水樣的渾濁程度，是混凝工藝重要的控制指標。濁度的測定方法a.目視比濁法：用具塞比色管配制標準濁度階，1mg漂白土/L定義為1度，水樣俯視對比b.分光光度法：680nm分光光度計測定標準濁度單位（1.25mg硫酸肼/L和12.5mg六次甲基四胺/L形成甲 聚合物為1度，測定結果單位FTU）c.散射法，濁度儀（也以甲 聚合物為標準濁度單位，

4、測定結果單位NTU）殘渣（總殘渣=可濾殘渣 + 不可濾殘渣），重量法測定電導率，電導率儀測定UVA254：反映水中有機物含量氧化還原電位(ORP):廢水生物處理過程重要控制參數(shù)二、化學指標pH值 pH=-lgH+酸度和堿度：給出質子物質的總量(酸度) 接受質子物質的總量(堿度) 硬度：水中Ca2+、Mg2+離子的總量永久硬度：硫酸鹽、氯化物等形成暫時硬度：碳酸鹽和重碳酸鹽形成，煮沸后分解形成沉淀總鹽量（水中全部陰陽離子總量）有機污染物綜合指標(宏觀地描述水中有機污染物，是總量指標，不針對哪類有機物)a.高錳酸鹽指數(shù)(Pi)：用KMnO4作氧化劑氧化水中有機物所消耗的量，用mgO2/L表示b.化

5、學需氧量(COD)：在一定條件下水中能被得重鉻酸鉀氧化的水中有機物的量，用mgO2/L表示c.生物化學需氧量（BOD）：在一定時間溫度下，微生物分解水中有機物發(fā)生生物化學反應中所消耗的溶解氧量，單位mgO2/Ld.總有機碳（TOC）：水體有機物總的碳含量，用總有機碳分析儀高溫燃燒水樣測定，單位mgC/Le.總需氧量（TOD）：水中有機物和還原性無機物在高溫下燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時的需氧量，單位mgO2/L三、微生物學指標保障供水安全的重要指標細菌總數(shù) 大腸菌群游離性余氯：Cl2/HOCl/OCl- 2 水質標準：根據不同用水目的制定的污染物的限量域值除余氯為下界，其他指標均為上界限值，不可超越

6、 4取水樣、保存、預處理1取水樣根據試驗目的選取取樣點，取樣量，容器和取樣方法取樣點：河流水系沿上下游和深度布設，處理設施在進出水口取樣量：保證分析用量3倍以上，至少做2次平行樣容器：玻璃或塑料瓶，容器清潔（化學指標）或無菌（微生物指標）取樣方法2保存意義：采用一些措施終止或減緩各種反應速度冷藏 控制pH值，加酸調pH <2，個別指標加NaOH 加保存試劑3預處理水樣的分離技術（）過濾 蒸餾 萃取L-L液萃?。悍蛛x水中的有機物 濃縮 富集5分析方法的評價體系用水和廢水水質分析首選GB(國標)方法1準確度：測定值和真空值的接近程度常用測量加標回收率評價分析方法的準確度加標回收率(%)=&#

7、215;100平均加標回收率(%)=平均加標回收率處于97%-103%,可以認為分析方法可靠2精密度：測定值之間的接近程度 常用相對標準偏差評價分析方法的精密度，又稱變異系數(shù)，用CV表示 偏差3準確度和精密度之間關系精確度高，則精密度一定高準確度低，則精密度一定低精密度高，而準確度不一定高6標準溶液1 基準物質，可以直接準確稱量，用于配制標準溶液的一類物質基本要求：性質穩(wěn)定，組成恒定，較大的摩爾質量，純度高，易溶解滴定分析常用基準物質：Na2CO3(酸堿滴定)CaCO3 Zn粒(絡合滴定)NaCl(沉淀滴定)K2Cr2O7(氧化還原滴定)2.標準溶液：已知準確濃度的溶液配制方法：基準物質直接法

8、非基準物質間接法或標定法例：0.1mol/LHCl的配制用濃HCl稀釋粗略地配制所要求的濃度用Na2CO3溶液對其進行標定,計算出HCl的濃度3量濃度物質的量(摩爾，mol)：表示物質的指定的基本單元是多少的物理量，1mol物質B所包含的基本單元數(shù)為阿佛加德羅常數(shù)基本單元：基本單元可以是原子、分子、離子、電子及其他粒子，或是這些粒子的特定組合。當說到物質B的物質的量nB時，必須注明基本單元。例如：n(H2SO4),n(1/2H2SO4)基本單元的選取原則：等物質的量反應規(guī)則，即滴定反應完全時，消耗的待測物和滴定劑的物質的量相等。酸堿滴定：得到或給出1mol質子，1/2H2SO4,HCl,1/2

9、Na2CO3,1/2CaCO3絡合滴定：與EDTA的絡合配位數(shù)，一般為1：1， Mg2+，Al3+，CaO， CaCO3沉淀滴定：銀量法以AgNO3為基本單元，Cl-氧化還原滴定：轉移1mol電子，1/5KMnO4 ,1/2Na2C2O4,1/6K2Cr2O7,Na2S2O3摩爾質量（g/mol）：用MB表示,也必須指出基本單元，M(K2Cr2O7)=294, M(1/6K2Cr2O7)=49物質的量濃度(mol/L,mmol/L)：單位溶液中所含溶質的物質的量,CB=nB/VB其他濃度表示方法:mg/L,ppm,%4滴定度: 1ml標準溶液相當于被測物質的質量(用Ts/x表示,S-標準溶液,

10、X-待測溶液)例題與習題：1測水樣某一指標的步驟：明確分析目標，選擇分析指標和相應的標準分析方法，準備玻璃儀器和設備，取水樣，按照標準分析方法和流程進行測定，數(shù)據處理，評價分析方法，結果報表2如何設計加標回收率實驗？(設計)表1 ClO2光度法加標回收實驗結果次數(shù)加標前(mg/L)加時量(mg/L)加標后(mg/L)回收率(%)10.000.200.19520.100.200.30530.200.200.4140.200.400.59550.150.300.4560.300.150.44平均加標回收率%3如何設計精密度實驗？對同一水樣連續(xù)測定至少8次表2 ClO2光度法精密度實驗結果第二章 酸

11、堿滴定法知識點以質子傳遞為基礎的滴定分析方法1酸堿平衡可逆、動態(tài)平衡1 酸：給出質子的物質，堿：接受質子的物質常見共軛酸堿對：HCl/Cl-，H2CO3/HCO3-，HCO3- /CO32-，NH4+/NH3， NH+/ N酸堿反應：兩個共軛酸堿對作用的結果2酸度和堿度酸度：給出質子物質的總量，天然水酸度來源：CO2+H2OH2CO3 碳酸平衡堿度：接受質子物質的總量，堿度來源：強堿 強堿弱酸鹽 弱堿3酸堿強度用Ka（酸的解離平衡常數(shù)）的大小表示酸的強度用Kb（堿的解離平衡常數(shù)）的大小表示堿的強度HCl，Ka>>1，在水中完全解離，強酸Hac，Ka=1.8×10-5，Ka

12、<<1，弱酸4酸堿平衡中的組分濃度平衡濃度：反應平衡時，水溶液中溶質某種型體的實際濃度，用 表示分析濃度（量濃度，總濃度）：平衡型體濃度之和，用C表示例：在不同pH條件下，Ac-和HAc是變化的，但Ac-+HAc，不變5共軛酸堿對HB/B-的Ka和Kb關系由水的自遞平衡，水合質子，簡化為定義：w水的自遞平衡常數(shù)， pKw=14共軛酸堿對Ka·Kb=Kw，pKa+pKb=pKw=14對于水以外的其他溶劑，Ka·Kb=Ks6拉平效應和區(qū)分效應拉平效應：使酸完全解離至溶劑化質子水平HCl、HNO3在水中，拉平到H3O+（即H+），水為拉平溶劑HCl、HAc在氨水中拉平

13、NH4+，氨水為拉平溶劑。區(qū)分效應：區(qū)分溶劑使酸堿表現(xiàn)出強弱。例：以HAc為溶劑時，HClO4比HNO3酸性強2酸堿滴定曲線1強堿滴定強酸與強酸滴定強堿曲線形狀相同，位置相反2 滴定劑初始濃度增加（減少）一個數(shù)量級，滴定突躍范圍增加（減少）2個pH單位3 強堿滴定強酸的突躍范圍大于強堿滴定弱酸的突躍范圍4 用酸堿指示劑法進行強堿滴定弱酸的條件：Csp×Ka10-8，（計量點時酸濃度）4通過化學反應改善弱酸或弱堿性，可采用4種強化措施，絡合、金屬離子強化、沉淀、氧化還原。3酸堿指示劑都是一些有機的弱酸或者弱堿，當它發(fā)生質子傳遞時，化學結構發(fā)生相應的變化，其顏色也發(fā)生變化。1 酸堿指示劑

14、的作用原理 ，解離平衡常數(shù)表達式，討論a. 當時，呈酸式色，溶液pHPK1-1b. 當時，呈堿式色，溶液pHPK1+1c. 溶液PK1-1pHPK1+1,呈混合色定義：到為指示劑的理論變化范圍，PK1為理論變色點。實際變化范圍比理論要窄，人眼辨色能力造成的。例：用NaOH滴定HCl：滴定終點時，酚酞 無色紅色，甲基橙 橙紅黃色用HCl滴定NaOH：滴定終點時，酚酞 紅色無色，甲基橙 橙黃橙紅2酸堿指示劑的選擇可用滴定突躍范圍來選擇指示劑，變色范圍處于或部分處于pH值突躍范圍內，理論變色點越接近計量點越好3酸堿指示劑的分類單色指示劑：酚酞 pH=8.3雙色指示劑：甲基橙 pH=4.8復合指示劑(

15、2種或2種以上) 4堿度的測定1天然水中堿度的種類、可構成5種組合形式：、（、）、（）、（、）、（）假設水中不能同時存在和堿度和pH的關系pH>10存在、pH>8.32存在、pH>4.5存在2連續(xù)滴定法測水中堿度同一錐形瓶中，連續(xù)用酚酞和甲基橙作指示劑。測定步驟：先加酚酞，當酚酞由紅色無色，HCl的消耗量為P(ml)后加甲基橙，當甲基橙由橙黃橙紅，HCl的消耗量為M(ml)P和M的數(shù)值判斷堿度的組成，并且計算相應的含量。概念：P相當?shù)膲A度叫酚酞堿度；直接在水樣中加入甲基橙，用HCl滴定相應的堿度，叫甲基橙堿度，又叫總堿度。發(fā)生反應：酚酞變色， 甲基橙變色， 水中的總堿度：=P

16、+M5種組合的判據： P>0 M=0 (酚酞紅無，甲基橙加入即呈橙紅) 、 P>M P=M 、 P<M =2P =M-P M>0 P=0 (酚酞加入即無色，甲基橙橙紅) =M5堿度計算首先由P和M的數(shù)值判斷堿度的組成確定堿度的表示方法以mg/L計，以mol/L或mmol/L計，以mgCaO/L或mgCaCO3/L計記住一些常用的摩爾質量 17g/mol 30g/mol 61g/mol 28g/mol 50g/mol寫出堿度計算的正確表達式CHCL: HCl的量濃度mol/l例：當P>0，M=0時OH-堿度(mol/L)=OH-堿度(mmol/L) OH-堿度(當P

17、和M呈其它關系時，用f(P,M)代替上式中P即可例：已知某酸，求其共軛堿的PKb 第三章 絡合滴定法知識點：1絡合反應及特征前提中心離子(金屬離子)，一定能提供空的軌道配體：提供孤對電子的化合物配位鍵：一個原子提供一對電子對 例：配位原子：提供孤對電子對的原子配位數(shù)：與中心離子絡合的配位原子數(shù)目中心離子和配體一定時，絡合比可以不一樣，多級絡合2氨羧絡合劑特征：同時存在氨基和羧基最常見：EDTA 乙二胺四乙酸(鹽)，EDTA可同時提供6個配位原子2個N，4個O一般定義EDTA用Y表示EDTA呈現(xiàn)六元酸的特點，存在六級解離，七種型體七種型體存在量的相對多少取決于溶液的pH值常用乙二胺四乙酸二鈉鹽（

18、Na2H2Y）來配制EDTA水溶液，因為H4Y的溶解度小于Na2H2Y3EDTA絡合物的特征 絡合比1：1為什么1:1?因為EDTA可以同時提供6個配位原子，則中心離子提供6個空軌道空間因素：排列使原子與原子排斥最小，使配位原子從中心離子四面按最近形成籠狀化合物，由5個五元環(huán)組成，將金屬離子包夾在中間，形成螯合物EDTA絡合滴定也稱螯合滴定(分析)EDTA與無色金屬離子生成無色絡合物，與有色金屬離子形成絡合物顏色會加深4 EDTA的絡合平衡1. 穩(wěn)定常數(shù) (1:1) （逆反應） 穩(wěn)定常數(shù)用途：用穩(wěn)定常數(shù)大小判斷一個絡合物的穩(wěn)定性，絡合物越穩(wěn)定，絡合反應越易發(fā)生2.EDTA的酸效應 (副反應)E

19、DTA的酸效應消耗了參加主反應的絡合劑，影響到主反應定義：由于的存在，使絡合劑參加主反應能力下降的現(xiàn)象叫EDTA的酸效應酸效應的大小用酸效應系數(shù)表示，：所有EDTA存在型體之和，：有效濃度，只有Y4-能與金屬離子絡合 1 0；反之pH降低，酸效應系數(shù)越大，說明對EDTA的絡合反應影響越大只有pH12才有=0；pH<12，>0(有副反應) 3.條件穩(wěn)定常數(shù)(描述客觀實際的反應程度) 無副反應 則有副反應 >1 則條件穩(wěn)定常數(shù)的用途判斷絡合物的穩(wěn)定性判斷絡合反應的完全程度，判定條件：當 8由繪制酸效應曲線EDTA酸效應系數(shù)可以判斷某金屬離子被準確滴定的最低pH值 5金屬指示劑1.

20、影響金屬指示劑的主要因素絡合滴定曲線突躍范圍 金屬離子M的初始濃度 2.金屬指示劑(有機絡合劑)金屬指示劑的作用原理金屬指示劑加入金屬離子M溶液中顯示生成的絡合物的顏色加入EDTA后發(fā)生 要求穩(wěn)定值，比高2個數(shù)量級以上，保證置換完成種類a.鉻黑T，EBT(pH=10)，紅藍b.鈣指示劑,NN(pH12.5)，紅藍c.PAN(pH=5-6)，紅黃d.二甲酚橙，XO(pH<6.4)， 紅黃注意：指示劑的使用與pH值有關封閉現(xiàn)象，加入過量的EDTA也不能將MIn中的In置換出來的現(xiàn)象解決辦法：加掩蔽劑原因：絡合物穩(wěn)定常數(shù)僵化現(xiàn)象由于生成的顯色絡合物為膠體或沉淀，使終點延長或拖后的現(xiàn)象解決辦法：

21、加有機溶劑或加熱 慢滴，振搖6提高絡合滴定的選擇性1 pH值來控制例：Ca2+、Mg2+、Fe3+共存，測Fe3+，酸化到pH=22掩蔽技術 絡合掩蔽：例：測、時、干擾，用、三乙醇胺掩蔽絡合掩蔽的其他應用：測COD時用高汞離子掩蔽氯離子 沉淀掩敝：例：、共存時，測，調節(jié)PH>12.5 其他應用：測高錳酸鹽指數(shù)，掩蔽，用， 氧化還原掩蔽：變更干擾離子的價態(tài) 例： 7絡合滴定的方式1.直接滴定法：直接用EDTA標準溶液來滴定要求：絡合反應快，生成絡合物穩(wěn)定應用：標定EDTA(非基準物質)溶液a.EDTA與金屬離子的計量關系(1:1)確定基本反應單元(Na2Y)b.由摩爾質量計算出所需質量，稱

22、重c.準確標定其濃度，用Zn粒（HCl溶解）或CaCO3 標準溶液標定基準溶液放在錐形瓶(加入金屬指示劑)，EDTA的滴定劑用酸式滴定管對于pH應在56(二甲酚橙作指示劑)終點：紅色亮黃色對于CaCO3 pH應在10 (KB作指示劑)終點：紅色藍色計算公式：硬度測定：暫時硬度：由Ca(HCO3)2、Mg(HCO3)2或CaCO3、MgCO3形成的硬度，可加熱煮沸除去永久硬度：主要指CaSO4、MgSO4轉化形態(tài)+測總硬度：用堿性緩沖溶液 調pH=10，EBT指示劑，EDTA滴定，終點紅色藍色（其他常用緩沖溶液：中性緩沖-，酸性緩沖鄰苯二甲酸或HAc-NaAc)總硬度單獨測硬度需要掩蔽，硬度計算

23、得到用NaOH調pH>12.5 ，NN指示劑，EDTA滴定，終點紅色藍色 硬度硬度2.返絡合滴定鋁鹽混凝劑中含量分析()，絡合滴定在水質工程學中的應用該金屬離子與EDTA生成絡合物的反應速度慢 pH=3.5加熱，避免Al在高pH時，發(fā)生水解冷卻，調pH=56, 加指示劑二甲酚橙，用Zn2+返滴定EDTA，終點黃變紅計算：Ba2+測定，無合適指示劑 第四章 沉淀滴定法知識點 1沉淀平衡1活度積常數(shù) 當離子強度I<0.1時(即稀溶液，除沒有其它電解質)， 2離子活度系數(shù) 3溶解積常數(shù) 4條件溶度積常數(shù) ，為考慮pH，絡合劑等外界因素造成的副反應系數(shù)5溶解度S：解離出的離子濃度，即平衡時

24、每升溶液中有S（mol）化合物溶解例1： 1:1型沉淀 例2：2影響沉淀平衡的因素1.同離子效應：沉淀溶解平衡時，向溶液中加入構晶離子，溶解度減小構晶離子：組成沉淀(晶體基本結構)的離子例1：設Ksp=10-10，不加時， 加=0.1mol/L， ， S=10-9，沉淀溶解度大大減小例2：加0.1mol/L 工程上用此種方法轉化硬水2.鹽效應：加入易溶強電解質使沉淀溶解度增大 3.酸效應：溶液pH對沉淀溶解度的影響。用酸效應系數(shù)描述酸效應，1。對強酸鹽影響較小，弱酸鹽溶解度增大。例：加酸 4.絡合效應：能與構晶離子形成絡合物的絡合劑使沉淀溶解度增大例： 3分步沉淀 實驗現(xiàn)象：量少時為白色渾濁

25、實驗現(xiàn)象：一點磚紅色出現(xiàn)兩種陰離子在水中，用去沉淀，假定形成沉淀所需 小于所需此時定義：沉淀平衡時剩余離子濃度與初始濃度相比相差3個數(shù)量級以上，沉淀完全沉淀先出現(xiàn)，且沉淀完全，才出現(xiàn)分步沉淀：利用溶度積大小不同進行先后沉淀的作用可用于水中離子的連續(xù)測定，如水中和，但、不可以分開 4莫爾法測定水中 以作滴定劑，用做指示劑的銀量法莫爾法1 原理：分步沉淀2 測定步驟：取一定量水樣加入少許，用滴定，滴定至磚紅色出現(xiàn)，記下消耗的體積 取同體積空白水樣(不含)，加入少許作為陪襯，加入少許，用滴定，滴定至磚紅色記下消耗的體積 用基準配置標準溶液，標定溶液的濃度3 注意：不含的空白水樣中加入少許作為陪襯，使

26、兩者在終點時由白色沉淀磚紅色沉淀減小終點顏色差異，使終點的一致性強。pH值對測定的影響 指示劑減少，需多加才能形成沉淀，測定結果偏高 滴定劑參與副反應，量減少，可能達不到終點另： AgCl溶解度增大，結果偏高。存在時，最佳PH值范圍6.57.2 較低時，不必嚴格限定pH值，6.510條件下，可以測 滴定時劇烈振搖4計算：第五章 氧化還原滴定法知識點1氧化還原反應的特點有電子得失(轉移)，價態(tài)發(fā)生變化，且數(shù)目不固定 例： 電對： 電對：復雜反應，由基元反應組成，分步進行基元反應：粒子一次碰撞而反應(零級或一級反應，具有簡單級數(shù)的反應)反應條件苛刻反應速度慢，必須克服反應勢能(活化能)才

27、能反應2提高氧化還原速度的措施增加反應物濃度(增加碰撞的機率)提高反應溫度(增加活化分子的數(shù)量，越能克服反應勢能)例：加入催化劑(參加反應，改變反應歷程減小活化能，但成分不變)，加速（化學反應）或減速(如工業(yè)在核反應堆中)例1：快例2：測COD時，加3氧化還原反應在水處理工程中的應用1.氧化技術(Advanced Oxidation Process) 臭氧氧化：O3強氧化能力使水中的有機物被氧化(將長鏈短鏈分子 大分子小分子)如：臭氧活性炭技術利用O3的氯化能力和活性炭吸附能力，進行廢水深度凈化。、(高鐵酸鉀)氧化有機物、去除藻類(氧化、消毒) 芬頓(Fenton)體系：（羥基自由基）2.還原

28、技術例：去除重金屬，4氧化還原平衡1能斯特(Nerst)方程 2：標準電極電位；25，當或有氣體參加反應，其分壓P=101.325kPa時的電極電位值。用途： 判斷氧化或還原劑的強弱：對一個電對來講為正且越大，氧化態(tài)的氧化能力越強，還原態(tài)的還原能力越弱；為負，還原態(tài)的還原能力越強。判斷反應方向：電隊的電極電位大的氧化態(tài)物質可以氧化電極電位小的還原態(tài)物質。3條件電極電位(反應條件改變或不可逆)例：曝氣法除鐵(理論上不能反應)由于生成Fe(OH)3沉淀，F(xiàn)e3+1mol/L，不能用處理此問題實際，曝氣法去除鐵工程可行5氧化還原反應完全程度1. 反應方向的判斷：對于時(氧化劑電子轉移數(shù)=還原劑電子轉

29、移數(shù))有：0.4V 6 反應完全99.9%2.計量點時電位當n1=n2時， (在突躍范圍中心)n1n2 靠近n大的一邊6氧化還原指示劑1 身指示劑：反應物本身氧化態(tài)和還原態(tài)有明顯的差別例：，/（紅色/無色） 終點：滴定當水樣中出現(xiàn)淡粉色，0.5min中內不消失。2 用指示劑：指示劑與滴定體系某一態(tài)結合產生特殊色例：淀粉 0.5% （w/v 0.5g淀粉溶于100ml沸水中）專門用于碘量法加入指示劑，；加還原劑滴定，被還原；終點：藍色消失注意：指示劑加入時刻Na2S2O3滴定水樣至淡黃色，再加淀粉呈藍色，繼續(xù)加Na2S2O3，至藍色消失。否則，若I2濃度高，加入淀粉與大量的I2形成絡合物使置換還

30、原困難。3 氧化還原指示劑：利用氧化態(tài)和還原態(tài)顏色不同，來指示終點。選擇依據：指示劑變色電位的靠近計量點例：試亞鐵靈 7高錳酸鹽指數(shù)1高錳酸鹽指數(shù)(Pi)：用KMnO4作氧化劑氧化水中有機物所消耗的量，用mgO2/L表示2測定方法及相應反應酸性條件下，水樣加入過量已標定的KMnO4水溶液（C1,V1），沸水浴反應30min；取下趁熱加入過量Na2C2O4(C2,V2)，與剩余的KMnO4反應，紫紅色消失；用KMnO4滴定至淡粉色在0.5min不消失（C1,V1）。 實驗現(xiàn)象：有機物多，紫色變淡；有機物少，紫色變化不大3計算公式：高錳酸鹽指數(shù)(mgO2/L)= 4 注意：消除的干擾，加Ag2SO4沉淀掩蔽加快反應速度措施： a)增加反應物濃度KMnO4過量 b)T100反應，80滴定 c)滴定時加催化劑Mn2+ 8 化學需氧量(COD)1化學需氧量(COD)：在一定條件下水中能被得重鉻酸鉀氧化的水中有機物的量，用mgO2/L表示2測定方法及相應反應水樣加重鉻酸鉀、濃硫酸和硫酸銀加熱回流2小時，加試亞鐵靈指示劑，用硫酸亞鐵銨回滴出現(xiàn)紅色終點。分別作實際水樣和空白水樣試驗，記下硫酸亞鐵銨消耗分別為V1和V0 3計算公式：4注意：催化劑消除的干擾，加HgSO4