【正文】 2+= φ 176。 ?????? ???232323 lg0 5 0//FeFeFeFeFeFe CC??VFeFe 5 / ??????化學計量點時 ????34lg0 5 CeCeSP CC?????23lg0 5 FeFeSP CC??????????2334lg0 5 FeCeFeCeSP CCCC?1lg0 ???SP? VSP ??化學計量點后 溶液中滴入過量的 CCe4+,利用 Ce4+/Ce3+電對計算。 常用 Na2C2O4 2MnO4+5C2O42+16H+ = 2Mn2++10CO2+8H2O 標定條件： 溫度 滴定近終點時加熱溫度 65 ℃ 酸度 加入 100mL（ 8+92）硫酸溶液。 I是中等強度的 還原 劑，可被氧化性較強的物質(zhì)氧化。 標定 : 標定 Na2S2O4溶液的基準物有： KIO KBrO K2Cr2O7等。 他從實驗中觀察到，由兩種不同的電解質(zhì)溶液組成原電池時，兩種溶液的電位差僅決定于兩種溶液的濃度比。 德國的 莫爾對容量分析做出了卓越貢獻，他設(shè)計的可盛強堿溶液的滴定管至今仍在沿用。他先后在蘇黎世大學、匹斯堡大學和格拉茨大學學習過，在格拉茨時遇到了玻爾茲曼和阿侖尼烏斯。 析出 I2后，應及時用 Na2S2O3溶液滴定，開始速度可適當快些，且不應劇烈搖晃，以減少 I與空氣接觸氧化。 重鉻酸鉀法可將大部分有機物氧化，但對直鏈烴、芳烴及一些雜環(huán)化合物不能氧化。 缺點： 因其氧化能力強，故干擾可能性大 標準溶液穩(wěn)定性差，能被光、 Mn2+、 MnO2催化分解 沸騰的酸性溶液易發(fā)生自動分解而逸出氧氣 蒸餾水和空氣中的還原性物質(zhì)會與之發(fā)生緩慢反應 滴定條件控制嚴格；標液濃度易改變，需定期重新標定。 專屬指示劑 1 mol ?L1 H2SO4溶液中，用 ?L1 Ce(SO4)2標準溶液滴定 mol ?L1 Fe2+ Ce4++ Fe2+ ? Ce3++Fe3+ Fe3++e ? Fe2+ Ce4++e ? Ce3+ φ176。 二、判斷氧化還原反應的次序 首先起反應的是兩個電位值 相差最大 的電對。 Zn2+/Zn= φ176。氧化還原滴定法 電極電位 氧化還原反應的程度 氧化還原滴定指示劑 重要的氧化還原滴定法 氧化還原滴定曲線 中和、配位、沉淀反應是基于 離子間 的反應， 反應簡單，快速。 為正 表示電對的氧化型氧化能力比 H+ 強 可氧化 H2成 H+。 Sn2+的還原性比 Fe2+強，所以 Cr2O72先氧化 Sn2+, 待 Sn2+完全氧化后， Cr2O72再氧化 Fe2+。 Fe3+/Fe2+= φ176。 四、高錳酸鉀標準溶液的配制和標定 間接法配制 KMnO4用量應稍多于理論值，用水溶解， 加熱微沸，冷卻后貯于棕色瓶中臵于暗處數(shù)天， 使溶液中的還原性物質(zhì)盡可能氧化完全， 然后用微孔玻璃漏斗過濾，除去析出的 MnO2。加入Ag2SO4作 催化 劑，直鏈化合物可被氧化 重鉻酸鉀測定法的原理：在硫酸性溶液中， 加入過量的 K2Cr2O7， Ag2SO4作催化劑， 加熱回流，將還原性的物質(zhì)氧化后， 剩余的 K2Cr2O7以 試亞鐵靈 為指示劑， 用硫酸亞鐵銨標準溶液返滴， 溶液由黃色經(jīng)綠藍色變?yōu)榧t褐色即為終點。 I2+H2O=HI+HIO 五、標準溶液的配制和標定 Na2S2O3標準溶液的配制和標定 配制 : 間接法 Na2S2O3溶液不穩(wěn)定易分解，其原因有三： 與溶解在水中的 CO2反應 Na2S2O3+CO2+H2O=NaHCO3+NaHSO3+S↓ 與空氣中的 O2反應 2Na2S2O3+O2=2Na2SO4+2S↓ 水中微生物對 Na2S2O3的分解作用 Na2S2O3 ? Na2SO3+S↓ 微生物 配制 Na2S2O3標準溶液時應采取的措施： 用剛煮沸又冷卻后的蒸餾水配制，以減少溶于水中的 CO2和殺死水中的微生物。 1887年能斯塔在柯爾勞汁的指導下取得了哲學博士學位。他推薦草酸作堿量法的基準物質(zhì)，硫酸亞鐵銨（也稱莫爾鹽）作氧化還原滴定法的基準物質(zhì)。他開始研究物理學，后來在奧斯特瓦爾德的影響下轉(zhuǎn)而研究物理化學，特別是在熱力學和電化學方面取得了巨大的成就。 將配好的溶液貯于棕色瓶中，放臵 8~14d再標定。 I3/I= I2是較弱的 氧化 劑，可氧化一些電位低得多的還原性物質(zhì)。 因為它易于提純、穩(wěn)定、沒有結(jié)晶水， 在 105℃~110 ℃ 烘 2h后，冷卻，即可用。 化學計