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1、-WOR曲式一专业资料-可编辑-第一章.定量分析化学概论 1.1 概述1 .定量分析过程任务：测定物质中某种或某些组分的含量。步骤：取样（选择具有代表性的试样）。试样分解和分析试液的制备。分离及测定。分析结果的计算及评价。2 .分析试样的制备及分解1 .分析试样的采集与制备：2mQ _ k dk:缩分常数的经验值，试样均匀度越差，k越大，通2常 k 为 0.05 1 kg mm o量，单位：mol kgJC.质量分数：量纲为1d.体积分数：e摩尔分数：f.质量浓度：单位体积中某种物质的质量，mg,L、阳工气体试样：体积分数表示。 1.2 分析化学中的误差一真值（xT）:某一物理量本身具有的客观

2、存在的真实 数值。1理论真值：2 .计量学约定位：这些真值可认为是知道的3 .相对真值：二.平均值（x）： n次测量数据的算术平均值。1寸x = Xi X2 X3Xn = Xin三.中位数Xm： 一组测量数据按大小顺序排列，中间一 个数据即为中位数。四.准确度和精密度：1 .精密度：表各次分析结果相互接近的程度。重复性；再现性。五.误差和偏差1误差E：测定结果与真值（XT）之间的差值。x - XT = E小为正值，X”； E为负值，x 99.9%)性质稳定；有较大的摩尔质量(减小称量时的相对误差)标定反应时应定量的进行。3 .标准溶液的配制直接法标定法四.滴定分析的计算1.标准溶液浓度的表示方

3、法：c(H 2sO4) =0.1mol Lc(1H2sO4) =0.2mol L2_ 1c(2H2SO4)=0.05mol L1 1c(B)c(B)=2c(2B)2 2b ac B = c( B) a b滴定度：指每毫升滴定剂溶液相当于被测物质的质量 (克或毫克)或质量分数。_ 二TFe=0.00500g mL2 .滴定剂与被测物质之间的关系3 .标准溶液浓度的计算直接配制法标定法4 .待测组份含量的计算第二章.酸碱平衡和酸碱滴定法2.1 概述一.酸碱平衡研究的内容1 .由投料组份的浓度c和相关平衡常数Ka,求算各 种形式的浓度c或活度a;2 .从pH和相关的平衡常数Ka,求算分布系数S ,是

4、 酸碱平衡讨论的重要内容；3 .如果测出了某些形式的浓度，并且已知投料组份的 浓度c,则可以测算相关的平衡常数；4 .缓冲溶液的理论及应用；5 .酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差。二,酸碱平衡的研究手段1 .代数法；2 .图解法；3 .计算机方法。三.浓度、活度和活度系数1 .浓度与活度测定的结果是用浓度还是用活度来表示；判断由于离子强度的变化是否会对计算或测量结果产生不可忽略的影响；如果这种影响是不可忽略的，如何进行校正2 .活度系数% a = yic3 .德拜一休克儿（DebyLHickel冰式：AB型c =： 0.1mol L.2 一 vT Ilg* =0.512MZ： M 0：1 十Ba

5、ji j乙：电荷B:常数，25c 时，为 0.00328oa:离子体积系数（pm）,1/r2I= ciZiI:离子强度，2y当I较小时，jg i =0.5父乙父“I常.酸碱反应的平衡常数一解离常数1 .反应常数：H OH 一 = H2OKt -H OH 114.00二10=KW强碱滴定弱酸:HA OH 一= A - H2OK 一 HA 人c H AKWa2 .活度常数Ka/ aH - aA-KaaHAc3 . Ka与Ka的关系/ H AaHaA-K aHAaHAHAKaH A-H A 2.2 分布分数8的计算一.分布分数S :溶液中某酸碱组份的平衡浓度占其总浓度的分数二.一元酸溶液:： HAc

6、HAc H-HAc _ HAc _ H _HAc;HAc Ac-= Ka H H A H I haci HAc HAc二AEA HAc Ac AcH HAcHAc AcH HAcHAc = c HAc三.多元酸溶液（如H2C2O4）二物料守恒H2c2。4/ d、HC2O，/ 上、C2O27 殳总浓度为 c/mol L c =H2c2O4 HC2O4I 0021C.0 。1 。2 =1H2c2O4H2c2O4。2cH2C2O4 HC2O4- C2O42-1H3PO4 H2P。4- HPOj- PO：- = c 2乂10 二 molCu(NO3)2 与 0.2 molNH3NO3- =2 2 10

7、moi lCu2力+Cu(NH3)24+Cu(NH3)2力 +Cu(NH3)3力+Cu(NH 3)：力+Cu(NH 3)2+=2 104 mol LNH3+Cu(NH3)2力+2Cu(NH3)2力 +3Cu(NH 3)2力 + 4Cu(NH 3)23 + 5Cu(NH 3)2+=0.2 mol L12 .电荷平衡方程(CBE)单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量(mol)应等于 阴离子所带负电荷的量(mol)。c mol L的NaCNNa H =CN OH 1 cmol L，的 CaCl2CaCl2 = Ca2 2Cl -H 2O = H OH _ _2_一 _H 2Ca =Cl OH c mo

8、l L，的 Ca(Ac)22 Ca(Ac”= Ca2AcH 2O = H OH -HA= HAcH 2Ca2 =OH 1 Ac HAc -Ac- HAc =OH _ _2 f2Ca Ac =H OH 1二溶液呈碱性。3.质子条件(PBE)在酸碱反应中，碱所得到的质子的量(mol)与酸失去质子的量(mol)相等。NaHCO3.H，H2O OH -H 2cO3 , HCO3- COH H2CO3 =OH - CO32-二.pH的计算1 .强酸（碱）溶液2 . 一元弱酸（碱）溶液 J HA c mol LHA ：二 HA H =OH - ATH l品图=H =KwKaHAH Ka=c -ha c -

9、aHA H Kac Kw H -KaKwK w =0=H 3 KaH 2 - Ka 当 KaHA 20Kw 时_3_ _ 2H KaH -KaKaHA ： KaC -20Kw500Ka）3.多元酸（碱）4 ,弱酸混合溶液溶液5.两性物质溶液 2.4 对数图解法一.H2O及强酸强碱的浓度对数图二.一元弱酸的浓度对数图HAc c=0.01molL，HAc、Ac -、 H +、OHlg HAcpHHAc =C、HAcH Ka H lg HAc =lgc pH -lg Ka H 当H 1 Ka时 HAc定c则 lg HAc =lgc-2若H卜Ka1则HAc=2c2.绘制浓度对数图的步骤确定体系点S （

10、pKa, lgc）；-1和+1三条直线;通过体系点，绘制斜率为0, 校正。三.多元酸的浓度对数图四,对数图解法的应用 2.5 酸碱缓冲溶液一.pH缓冲溶液pH急剧能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的 变化的作用的溶液。一般组成： 浓度较大的弱酸及其共转碱所组成（具有抗外加强 酸强碱作用和抗稀释作用）；强酸（pH12）（不具抗稀释作用）二.缓冲溶液pH的计算（近似方法）例.0.1 mol L HA 0.1 mol L，ApH = pKalgAjHA1 ,定义： dPH P越大，抗缓冲能力越大性。H . OH- HA2.物理意义：相关酸碱组份分布线的斜率， 具有加和dc _ dH dOH - d

11、HAdpH dpH dpH dpH=.dc =dH dOH 1 dHA :dH dOH - dHA dpHdpH =dH dOH 1 dHAdpH = dH dOH dHA:d -lgH = dH 帑 dHA - 一：dlgH = dH Kw d: dH A-H Ka -2.3H 2.3OH 1 2.3、ha、aCha四.缓冲容量_1 .缓冲容量：:TpH2 .物理意义：某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为 “ 而发生pH的变化，变化的幅度为ApH，8为如H区间缓 冲溶液具有的平均缓冲指数。五.重要的缓冲溶液1 .标准缓冲溶液；2 .缓冲溶液的选择原则对测量没有干扰；所需控制的pH应在其缓冲范围之

12、内；具有足够的缓冲容量；缓冲物质应廉价易得，避免污染。2.6酸碱指示剂一.酸碱指示剂的原理 二,指示剂的用量三.离子强度的影响HIn = H In 一aH . = K： M = K aIn-HinHIninJIn-弛2:i当厂时,又 HIn ：1aH = KYHIn厂In 一所以理论变色点为:pH = -lgaH = pKo lg In-pH = pKa二-0.5Z2 I增强离子强度，指示剂的理论变色点变小 其他因素：温度的改变、胶体的存在等。四.混合指示剂1 .同时使用两种指示颜色，利用彼此颜色之间的互补 作用，使颜色更加敏锐；2 .由指示剂与惰性染料组成。 2.7 酸碱滴定基本原理一.用强

13、碱滴定强酸, -14.00二10W标准Na0H滴定HClH+ + 0HH20滴定常数：KtH OH 1 -CbCbV总CHC1V总加入碱的物质的量滴定分数.a 一酸起始的物质的量_ cbChcia：滴入比，滴入百分率KtH 2 KtCg a-1H -1=0二.用强碱滴定一元弱酸H =A- OH - -CbKaKwCha aHAKa H H HA=H 3 H 2 Ka aCHA - H KaCHA 1 -a Kw 1-KaKw =0当a=0时KaCHA，0”为用0.1 mol LNa0H滴定HAc,突跃范围为7.749.70三.多元酸和混合酸的滴定H3P04 K/ =7.5 10. Ka2=6.

14、3 10”. K% = 4.4 103 ) 2.8 终点误差计算0.1 mol L Na0H滴定等浓度HCl的终点误差。解:pHep =4 pHep =7pH - pH ep - pH sp =47 =-3epHX0.1mol L2= 0.05mol L强碱滴定强酸 匚OH 一即H ep Et -epCHX pH -10一加Et :1=Kt 2ceX例：以甲基橙为指示剂,104 -103Et0.2%, 1014 0.05.强碱滴定一兀弱酸KaOH HA = A _ H 2OAOHHA Kw匚OH 即HA即Et :epChA10 pH .10-pHEt 二-=Kt cHX 2例：用0.1mol

15、1 Na0H滴定等浓度的HAc,以酚醐为指示剂(解：Et =PKHL9)，计算终点误差。pHep =9.1.pH _10=PH1 -pH ep =8.72. pH = pHep - pH SP =9.18.72 =0.38100-38 -10。38Kt cHX 21019.260.05 2= 0.02%第一化学计量点:第二化学计量点:H =Ka2Ka3C KwKa2 C三,强碱滴定多元弱酸_ 10 PH - 10 rHEt 二1nKa2KaMa2c H % j-1-2- ,Ka1 C 2.9 酸碱滴定法的应用一.混合碱的测定烧碱中NaOH和Na2CO3的测定氯化刑法；双指示剂法。二.极弱酸(碱

16、)的测定1 .弱酸强化B(OH )3 2H 2。= H3O B(OH ) Ka =5.8 10,0/ H3BO3 = HH2BO33323 I络合反应、沉淀反应、氧化还原法。三.镂盐中氮的测定1 .蒸储法2 .甲醛法四.酸碱滴定法测定磷PO：T2MoOj 2NH 425H u (NH 4)2 H PMo12O40 H 20 A+11H 2O(NH 4)2 HPMo12O40 *H2O 27OH - PO12MoO：- 2NH 316H2O OH 7过剩)+H +u H2OPO3- H = HPO2-2NH 3 2H = 2NH4 34五.氟硅酸钾法测定硅 2.10 非水溶液中的酸碱滴定一.非水

17、滴定中的溶剂1分类两性溶剂：中性、酸恨 碱性非释质子性溶剂2 .性质拉平效应；区分效应二.非水滴定条件的选择1 .溶剂的选择2 .滴定剂的选择第三章.络合滴定法3.1 分析化学中常用的络合物一.简单络合物二.螯合物1. “OO” 型2. “NN ” 型3. “ON” 型4.含硫螯合剂“ SS”型、SO” 型、SN”型.乙二胺四乙酸四.乙二胺四乙酸的螯合物 3.2 络合物的稳定常数一.络合物的稳定常数Ca4 Y4 = CaY2-2CaY= 4.90 1010Ig K 稳=10.69长稳1 =M L = MLM L忆 ML?K替 一ML +L = ML2ML LhMLnK稳MLn 4 L MLn5

18、 MLni L逐级累积稳定常数：-i(i=01,2,Ca2 Y, ，n)n总稳定常数：“RE二,溶液中各级络合物的分布设溶液中M的总浓度为cM , L的总浓度为cLML = MLML L ：= ML2MLn = ；MLnML2 = M LMLn! L= MLn物料平衡：Cm =M ML ML2MLn= M-1ML-2ML2-nMLn= M 1-iL-2L2-nLn= M 1 +工 PiLi 1kl J、M 一cM“MLMLcM1n1iLii 1、LMLMLnLncM三,平均配位数。：表金属离子络合配位体的平均数。n cLJUCm 3.3 副反应系数和条件稳定常数一.副反应系数1.络合剂Y的副反

19、应及副反应系数 EDTA的酸效应与酸效应系数外Y- Y(H) - 西n元酸:1, L(H)KaKa Ka ,anan 1. H nKa Ka /K1an an _11 K1H K2H KnHH n1 K1H H K1H K；H n=1iHLi i 1共存离子效应： :-）卡=1 KnyNY的总副反应系数“Y： Y 二 : Y(H) , ： Y(N) -1第四章.氧化还原滴定法4.1 氧化还原平衡一,概述1 .可逆与不可逆氧化还原电对2 .对称与不对称电对二.条件电势三.氧化还原平衡常数四.化学计量点时反应进行的程度五.影响反应速率的因素1 .反应物浓度2 .温度3 .催化剂六,催化反应和诱导反

20、应1 .催化反应2 .诱导反应 4.2 氧化还原滴定原理一.氧化还原滴定指示剂1 .自身指示剂2 .显色指示剂3本身发生氧化还原反应的指示剂二,氧化还原滴定曲线1 .对称的氧化还原滴定反应滴定曲线方程；化学计量电电势的计算；滴定突跃范围。三.氧化还原滴定结果的计算四.终点误差设滴定反应为氧化剂O1滴定还原剂比，即Oi R2 = Ri O2匚Oiep 2 E110 叫 0.059V 4.3氧化还原滴定的预处理1 .预处理：通常将待测组份氧化为高价状态后， 用还 原剂滴定；或还原为低价状态后，用氧化剂滴定，也 就是滴定前使待测组份转变为一定价态的步骤就称为 预先氧化或预先还原处理。2 .要求：反应

21、进行完全、速率快；过量的氧化剂或还原剂易于除去；反应具有一定的选择性。二.氧化剂1 . (NH4)2s2。8：在酸性介质中为一种强氧化剂， 可将Ce3 + 氧化为Ce7 VO2+氧化为VO3；在H 2s。4或H 3PO4介质中，有 催化剂Ag +存在时，可将Mn2+氧化为MnO4-, Cr3+氧化为 SO”,过量s2a-可籍煮沸除去。2s2。； 一十2H 2。 T 4HSO1p22 KMnO4冷的酸性介质中，MnO4一可在Cr3 .存在下将VO2 .氧化为VOL但氧化Cr3的速率很慢；碱性溶液中，MnO4一可容易将Cr3 .氧化为CrO42.在有F -、H3PO4或H2P2O7存在时，MnO4

22、可将Ce3+氧化为Ce4+, VO2亦同时被氧化，过量的MnO4可用NO2除去。2MnO4- 5NO2- 6H 2Mn2 5NO3- 3H2O过量的NO2一会干扰测定，可以加尿素使之分解。2NO2 CO(NH2)2 2H 2N2 CO2 3H 2O当加入Nd以除去过量的MnO4一时，已氧化为高价状态的 待测组份如VO1、SO2 一等，也可能被过量的NO一还原。 此时，可先加入尿素，再小心滴加NaNO2溶液至MnO4-的红色正好褪去。2 -3. H2O2：通常用于在NaOH溶液中将Cr(III)氧化为CrO4 , 在HCO3一溶液中将C0(II)氧化为CW)等,过量的H2O2可籍 煮沸分解(加入

23、少量的Ni2 .或I -作催化剂，可加速H2O2的 分解)在H2O2的碱性溶液中，Mn(II)被氧化为Mn(IV)析出MnO(OH)2 沉淀。4. HClO 4 ：浓热的HClO4具有强氧化性,可将Cr3十氧化为 2 -Cr2O7 , VO2小氧化为VO3;当有H3PO4存在时，Mn2,可定量3地被氧化为Mn(III)，生成稳定的Mn(H 2P2。7)厂络离子，HClO4 可直接将1-氧化为IO3过量的HClO4经稀释后，即失去 氧化能力。注意事项：浓热的HClO4遇有机物时，会发生爆炸，所 以，对含有有机物的试样，用HClO4处理前应先用小a将 有机物破坏。5.KIO4：常用于在热的酸性介质

24、中将Mn2氧化为MnOL 此法可用于光度测定微量镒，此时不必除去过量的 KIO4O三.还原剂1.前：在HO溶液中，SnCl2可将Fe(III)还原为Fe(II)。过 量的Sn(II)可加入HgCl2溶液使生成Hg2cl2沉淀而除去。早 还原时，应避免加入过多的Sn(II),因Sn(II)可进一步使 Hg2cl2还原为Hg , Hg能与氧化剂起反应。Sn(II)也可以将M0(VI)还原为M0(V)及M0(IV)；将AS(V)还原为 As(III)；当加入Fe(III)作催化剂时，可将U(VI)还原为U(IV)。 2.TiCl3：在无汞定铁中，通常用TiCl3或SnCl2TiCl3,联 合还原Fe

25、(III)。TiCl3溶液很不稳定，易被空气氧化，用 水稀释后，少量过量的TiCl3即被水中溶解的O2氧化，若 于溶液中加入少量Cu2+作催化剂，可加速Ti(III)的氧化。 3.金属还原剂：常用的有铝、锌、铁等。金属还原剂 最好将其制备成汞齐后，组装成还原柱使用。例如， 将Fe(III)、cr(III)、TwV)、V(V)溶液流经锌汞齐还原柱后， 能分别还原为Fe(II)、Cr(II)、Ti(III)、V(II),用一定过量的 氧化剂标准溶液承接还原后的溶液，再用另一种还原 剂标准溶液返滴定。4. SO2 :为弱还原剂，可将Fe还原为Fe2+,而不能将Ti(IV) 还原为Ti(III),在有

26、大量H2SO4存在时，反应速率缓慢。 但当有SCN 共存时，可加速反应的进行。SO2也能将As(V) 还原为AS(III),将的V)还原为的川)，将V(V)还原为V(IV)。 在有SCN存在的情况下，还可将Cu(II)还原为Cu(I)。 4.4 氧化还原滴定法的应用1 .氧化还原的应用还呼商定剂氧相滴定剂可用于无机物、有机物含量的直接或间接测定。对滴 定剂的要求：要求它在空气中保持稳定。Na2s2O3、FeSO4KMnO4、叱的、I2、KBQ3、C&SO,等2 .常用的氧化还原方法1 .高镒酸钾法优点：氧化能力强；本身呈深紫色，用它滴定无色或 浅色溶液时，一般不需另加指示剂。缺点：常含有少量杂

27、质，使溶液不够稳定；由于其强 氧化能力，可以和很多还原性物质发生作用，干扰比 较严重。在强酸性溶液中与还原剂作用：MnOJ +8H + + 5e-=Mn2+4H2。E=1.51V在微酸性、中性或弱碱性溶液中：MnOr + 2H2O +3e =MnO2 +4OH -E 9 = 0.59V当NaOH浓度大于2 mol L的碱性溶液中，MnO4一能被很多2有机物还原为MnO4MnO4一 一 =MnO2- E 1-0.564V依待测物质的性质不同而选用不同的方法:直接滴定法：用于2 Fe2As(III ) Sb(III )H2O2J2O7、 、 、 、 、NO21寺,返滴定法：如测定MnO2含量时，可

28、在H2SO4溶液中加_2入定量过量的Na2c2d标准溶液，待MM与J。，一作用完毕用KMnO4标液滴定过量的GO广；定法进行测定，如测定Ca2+时，可首先将Ca2沉淀为标液滴修接滴定法：某些非氧化还原性物质可以用间接滴CaC2O4,再用稀H 2sO4将所得沉淀溶解，用KMnO4 定溶液中的口&一，从而间接求得Ca2 .的含量。KMnO4溶液的配制和标定：原因：市售KMnO4试剂中常含有少量MnO2和其他杂质， 蒸储水中常含有微量还原性物质，它们可与MnO反应而析出MnO(0H力沉淀；这些生成物以及热、光、酸、碱 等外界条件的改变均会促进KMnO4的分解。措施：叫取稍多于理论量的KMnO4,溶解

29、在规定体积的蒸储 水中；H配好的KMnO4溶液加热至沸，并保持微沸约一小时，然后放置23天,使溶液中可能存在的还原性物质完全氧化；用微孔玻璃漏斗过滤，除去析出的沉淀；将过滤后的KMnO4溶液贮于棕色试剂瓶中置于暗处，以待标定。（不宜长期贮存）标定：标定KMn。4溶液的基准物质有Na2c2。4、AS2O3、H2C2O4-2H2O和纯铁丝等。其中以Na2c2O4为常用（容易提纯，性质稳定，不含结晶水），在隹mC烘干后冷却便可使用。 2 一一2 一2MnO4 +5C2O4 +16H =2Mn +10CO2 +8H 2O （在 H2SO4 溶液中）为了使以上反应能定量地比较快地进行，应注意的条件有：平

30、: 龈度: 度过低,70 85 C （若高于 90 H 2c2O4T COz+CO + HzO） 滴定开始时的酸度应控制在。51mL （若酸KMnO4易分解为MnO2；过高，会使H 2c2O4分解）灌定速度：开始滴定时的速度不能太快，否则加入的K2MnO、一、 2_ 一、4- - 一 4MW，溶液来不及与C2d反应，会发生分解: 4- 12H 4Mn2 5O2 6H2O .催 指 度低二本化剂：可加入几滴示剂：KMnO4 至 0.002 mol LMBS作为催化剂;目身可作为滴定时的指示剂。若其浓时，以KMnO4胺磺酸钠或1，10-邻二氮菲溶液为滴定剂时，应加入 一地11）等指示剂来确定终八、

31、?滴定终点：滴定时溶液中出现的粉红色在0.51min内不褪色。应用实例：H2O2的测定:5H 2O2 2MnO4- 6H ； 5O22Mn2 8H2O碱金属及碱土金属的过氧化物可采用同样的方法进行测定；Ca2 .的测定；软镒矿中MnO2的测定：（可用于PbO2含量测定）_ _2 _2- _ _MnO2 C2O4 4H ，Mn 2CO2 2H2O测定某些有机化合物；化学需氧量（COD）的测定：Chemical Oxygen Demand2 .重铭酸钾法: 优点：Kfr2。7容易提纯，在140250c干燥后，可直接标量断制标准溶液;,SO，标准溶液非常稳定，可以长期保存；Cr2。7的氧化能力没有K

32、MnO4强，在1mol LHCl溶液中wE = 1.36VEa=L00V,室温下不与C作用（/A ），受其他还原性物质的干扰也较小。kCr2O-+14H + + 6e- = 2Cr3 + + 7H2OeJ.33V指示剂：二苯胺磺酸钠（其还原产物Cr3+呈绿色，终点 时无法辨别出过量的K2c2。7的黄色） 应用实例: 铁矿石中全铁的测定：（是铁矿石中全铁量测定的标准方法）试样用热的浓HCl分解，加SnC|2将Fe（III）还原为Fe（II）,过 量的SnCl2用HgCl2氧化，此时溶液中析出Hg2cl2丝状的白 色沉淀，然后在12mol 1H 2sO4-H 3PO4混合酸介质中， 以二苯胺磺酸钠

33、作指示剂，用aS0,标准溶液滴定Fe（I1 ）（加入H3P0，可使Fe3 .生成无色的稳定的Fe（HP04）增大 滴定的突跃范围）。无汞测铁法：试样溶解后，以SnCl2将大部分Fe3+还原， 再以鸨酸钠为指示剂，用Ticl3还原W（VI）至W（V）鸨蓝” 的出现表示Fe3+已被还原完全，滴加K2Cr207溶液至蓝色 刚好消失，最后在H3PO4存在下，用二苯胺磺酸钠为指 示剂，以K2Cr207标液滴定。UOM的测定：将U0广还原为U02后，以Fe为催化剂，二苯胺磺酸钠 作指示剂，可直接用K2c2。7标准溶液滴定：Cr20 k 3U02 8H + = 2Cr33U02 4H20此法还可以用于测定N

34、a+ ,即先将Na+沉淀为 NaZn（U02）3（CH3C00）9-9H205将所得沉淀溶于稀 H 2s。4 后，再 将U。； +还原为U0 2 + ,用K2Cr2。7法滴定。C0D的测定（C0DCr）于水样中加入HgS04消除Cl -的干扰，加入过量K2Cr207标 准溶液，在强酸介质中，以Ag2s04作为催化剂，回流加 热，待氧化作用完全后，以1,1一邻二氮菲一出口为指示齐， 用Fe2+标准溶液滴定过量的K2Cr207 O3 .碘量法：（利用I2的氧化性和|一的还原性来进行滴定 的方法）I3- 2e -3I 一L较若的氧化剂，能与较强的还原剂作用；I -：为中等强度的还原剂，能与许多氧化剂

35、作用。Ei2, 一,，一.直接碘量法：电势比 T氐的还原性物质，可直接用标 准溶液滴定的方法，如钢铁中硫的测定，试样在近 1300c的燃烧管通燃烧，使钢铁中的硫化物转化为 SO2,再用12滴定。2I2 SO2 2H 2O =21 - SO4- 4H采用淀粉作指示剂，直接碘量法还可以测定As2O3、的山、Sn(II)等还原性物质，但不能在碱性溶液中进行(发生歧化反应)。 Ei” 一，、， 间接碘量法：电势比-一图的氧化性物质，可在一定条件下，用1一还原，然后用Na2s2O3标准溶液滴定释放出的12的方法。如：KMnO4在酸性溶液中，与过量的KI作用析出 2S2O； 一 二 21 一 2s4O； 一22-间接碘量法可应用于测定Cu2、CrO4、Cr2O7、IO3、BrO3、_ 33 .AsO4、SbO4、Cl。，NO2、H2O2 等氧化性物种。在间接碘量法中必须注意以下两点：控制溶液的酸度：滴定必须在中性或弱酸性溶液中