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工作任务8-1 维生素C的含量测定
（一）目的要求
（1）学会I2标准溶液的制备和维生素C的含量测定。
（2）学会用淀粉指示剂指示直接碘量法滴定终点和碘量瓶的使用。
（二）实验原理
直接碘量法使用I2标准溶液。因I2固体不溶于水，所以配制I2溶液时，要加大量KI助溶。标定I2溶液的基准物质为As2O3，有关反应原理如下。
先将难溶于水的As2O3溶于NaOH生成亚砷酸钠。
As2O3 + 6OH－ = 2 + 3H2O
再用I2滴定，反应如下
+ I2 + H2O = + 2I－+ 2H+
此反应是可逆的，在中性或弱碱性溶液中能定量地向右进行。但溶液碱性不可太强，否则I2会歧化反应。故溶液中加入少许碳酸氢钠，保持pH≈8。
维生素C又称为抗坏血酸，分子式为C6H8O6，属于水溶性维生素，在医药和食品中应用广泛。维生素C具有还原性，分子中烯二醇基易被I2氧化成二酮基，反应如下
反应是等摩尔定量完成，可用直接碘量法测定药片、注射液、水果、橙汁中维生素C含量。
（三）操作步骤
1．准备仪器和试剂
托盘天平、分析天平（或电子天平）、垂熔玻璃滤器、棕色酸式滴定管（50 mL）；容量瓶（1000 mL，棕色）；碘量瓶（250 mL），量筒（10 mL、5 mL），吸量管（5 mL）等。
As2O3（基准物，105℃干燥至恒重）；稀HCl（6 mol L 1）、H2SO4溶液（0.5 mol L 1）、NaOH溶液（1 mol L 1）、稀醋酸、淀粉指示剂（0.5%）、甲基橙指示剂、NaHCO3（AR）、碘化钾（AR）、维生素C原料药等。
2．碘标准溶液（0.05 mol L 1）的制备
（1）配制 称取碘化钾36.0 g、碘13.0 g于小烧杯中，加蒸馏水50 mL溶解后，加稀盐酸3滴与水适量使成1000 mL，摇匀，用垂熔玻璃滤器过滤，滤液置于棕色瓶中待标定。
（2）标定 取在105℃干燥至恒重的基准As2O3，精密称定0.15g于碘量瓶中，加1 mol L 1 NaOH溶液10 mL，微热使之溶解，加20mL蒸馏水、1滴甲基橙指示剂，滴加0.5 mol L 1H2SO4溶液中和剩余NaOH，使溶液由黄色转变为粉红色，再加2 g NaHCO3、50mL蒸馏水、2mL淀粉指示液，用待标定I2溶液滴定至溶液显浅蓝色，即为终点。计算公式：
3．维生素C含量测定
精密称定适量试样(约含0.2 g维生素C)于250 mL碘量瓶中，加入新煮沸并冷却至室温的蒸馏水100 mL与稀醋酸10 mL，使之溶解，加1 mL淀粉指示剂，立即用0.05 mol L 1I2标准溶液滴定至溶液显蓝色，30秒内不褪色，即为终点。记录消耗的I2标准溶液体积，求维生素C含量。每1 mL 0.05 mol L 1碘滴定液相当于8. 806 mg的C6H8O6。计算公式：
，
（四）实验注意事项
（1）碘易挥发，浓度变化较快，保存时必须置于有玻璃塞的棕色玻璃瓶中，密闭，存放于凉处。
（2）碘有腐蚀性，应在洁净的表面皿上称取。
（3）配制碘溶液时，先加入碘化钾使之溶解后再加入碘，必须搅拌至I2完全溶解，方可稀释。
（4）为了避免碘逃逸，滴定过程中，碘量瓶要轻轻振摇，临近终点时才可摇动剧烈一点。
（5）维生素C溶液极易被空气氧化，为了减少误差，平行测定时，试样溶液一经溶解必须马上滴定，一份滴定完毕后，再滴定下一份试样。
（五）实验思考
（1）配制I2溶液时加KI、加盐酸，目的是什么？如果将I2与KI固体，直接加水至1000 mL，再搅拌，合适吗？
（2）装在滴定管内的I2标准溶液是红棕色的，其液面看不清楚，应如何读数？
（3）用新煮沸并放冷的蒸馏水溶解维生素C试样，目的是什么？试样溶解后，必须立即滴定，为什么？
工作任务8-2 硫酸铜中铜含量的测定
（一）目的要求
（1）学会Na2S2O3标准溶液的配制和标定方法。
（2）学会用间接碘量法测定硫酸铜中铜含量及其计算。
（二）实验原理
市售Na2S2O3含有少量杂质，不易提纯精制，而Na2S2O3在空气中和溶液中性质不稳定，所以只能用间接法配制Na2S2O3标准溶液。Na2S2O3性质不稳定的原因有多方面。
（1）溶液中Na2S2O3易被空气中O2氧化。
2Na2S2O3 + O2 = 2Na2SO4 + 2S↓
（2）水中微生物促使使Na2S2O3分解。
Na2S2O3 = Na2SO3+S↓
这是Na2S2O3溶液浓度不稳定的主要原因。
（3）水中CO2与Na2S2O3发生反应。
Na2S2O3 + CO2 + H2O = NaHSO3 + NaHCO3 + S↓
需用新煮沸并冷却至室温的蒸馏水溶解Na2S2O3，以驱除水中溶解的O2、CO2。
（4）在酸性介质中Na2S2O3会发生以下歧化反应。
+ 2H+ = SO2 + S↓ + H2O
因此，配制Na2S2O3溶液时需加入少量Na2CO3，使溶液呈弱碱性，防止Na2S2O3歧化，抑制细菌生长。
通常用K2Cr2O7、KBrO3、KIO3等基准物，用间接碘量法标定Na2S2O3溶液，本工作任务以重铬酸钾标定Na2S2O3溶液，其反应原理如下。
在酸性溶液中
+ 6I— + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O
析出的I2，以淀粉溶液为指示剂，再用待标定的Na2S2O3溶液滴定，滴定反应如下：
I2 ＋ 2 = ＋ 2I－
与I－的反应速率较慢，应加入过量KI，适当提高溶液的酸度，以加快反应速率。但H+浓度过大，会加速空气中O2氧化I－。故H+浓度一般应控制在0.2～0.4 mol L 1范围内。为了保证与I－反应彻底完成，碘量瓶需在暗处放置10 min。
硫酸铜中铜的含量测定原理如下。
在pH=3.5～4.0的弱酸性溶液中，Cu2+与过量KI反应如下：
2Cu2+ + 4I－= 2CuI↓ + I2
析出的碘用Na2S2O3标准溶液滴定，据此可以间接求得铜的含量。
因Cu2+与KI反应可逆，为了促使反应进行完全，加入的KI需过量，同时使I2转换为、增加I2的溶解度。
CuI沉淀对强烈吸附，会导致测定结果偏低，故Na2S2O3滴定至临近终点时加入KSCN，将部分CuI转化为更难溶解的CuSCN，反应如下：
CuI + SCN－ = CuSCN↓ + I－
促使被CuI吸附的I2释放出来。
（三）操作步骤
1．准备仪器和试剂
托盘天平、分析天平（或电子天平）、棕色碱式滴定管（50mL）；容量瓶（1000mL，棕色）；碘量瓶（500 mL）、量筒（10mL）等。
稀H2SO4（1mol L 1）、KSCN溶液（10%）、KI溶液（20%）、淀粉溶液（0.2%）、K2Cr2O7（基准物，120℃干燥至恒重）、CuSO4试样、硫代硫酸钠（AR）、无水碳酸钠（AR）、KI（AR）等。
2．0.1 mol L 1硫代硫酸钠标准溶液的制备
（1）配制 称取硫代硫酸钠26g、无水碳酸钠0.20g，加入新煮沸并冷却至室温的蒸馏水1000mL，摇匀，贮于棕色试剂瓶中，于暗处放置7～14天后，滤过，滤液待标定。
（2）标定 精密称定在120℃干燥至恒重的基准物K2Cr2O7 0.13～0.15g于500mL碘量瓶中，加50mL新煮沸并冷却至室温的蒸馏水溶解，加碘化钾2.0g，轻轻振摇溶解，加稀硫酸40mL，摇匀，密塞。在暗处放置10 min后，加新煮沸并冷却至室温的蒸馏水250mL稀释，用待标定的Na2S2O3溶液滴定至临近终点（稻草黄色）时，加淀粉指示液3mL，继续滴定至蓝色消失而显亮绿色，即为终点。记录消耗Na2S2O3体积V（mL），做空白试验校正，假如空白试验消耗Na2S2O3体积V0（mL）。按下列公式计算Na2S2O3溶液浓度。
3．硫酸铜中铜的含量测定
准确称取CuSO4试样0.3～0.4g于锥形瓶中，加入蒸馏水40mL，溶解，加入稀H2SO4 5mL、20%KI溶液5mL，摇匀，立即用0.1 mol L 1 Na2S2O3标准溶液滴定至浅黄色，然后加入淀粉指示剂3mL，继续滴定至浅蓝色，再加入5mL 10%KSCN溶液，摇匀，继续用Na2S2O3溶液滴定到蓝色刚好消失，即为终点。此时溶液为粉色CuSCN悬浊液。每1mL硫代硫酸钠标准溶液（0.1 mol·L 1）相当于6.355mg的铜。铜的含量计算公式：
（四）实验注意事项
（1）标定Na2S2O3时，滴定前，溶液加新煮沸并冷却至室温的蒸馏水稀释。目的是降低H+浓度，以减缓空气中O2对I－氧化，防止歧化分解，降低Cr3+浓度，以便终点观察。
（2）标定Na2S2O3时，在接近滴定终点，溶液呈稻草黄色时，加入淀粉指示剂。防止淀粉吸留I2，使滴定终点准确，颜色明显。滴定至终点时，溶液蓝色消失，呈现Cr3+的亮绿色。如果终点时，溶液经振荡后又迅速变为蓝色，则表明K2Cr2O7与I－没有反应完全，必须重新标定。
（3）Na2S2O3溶液须贮存于棕色试剂瓶中，密闭，存放于阴凉处。如果溶液变混浊，则应重配，重新标定。
（4）测定铜时，滴定至临近终点时，才能加入KSCN。如果提早加入KSCN，此时溶液中剩余I2较多，KSCN可能被I2氧化，导致测定结果偏低。
（5）测定铜时，用稀H2SO4控制溶液pH=3.0～4.0。当溶液酸性过强时，空气中O2将氧化I—，而Cu2+也会催化此反应，使测定结果偏高。当溶液酸性过弱时，Cu2+会水解，I2会歧化反应，使Cu2+与I 反应不完全，速率减慢，致使终点拖长。
（五）实验思考
（1）K2Cr2O7、KI在碘量瓶中溶解后，不加稀硫酸，可以吗？为什么？
（2）标定Na2S2O3时，滴定结果，用空白试验校正，目的是什么？
（3）为什么淀粉指示剂必须在溶液滴定至浅黄色时加入？如果提早加有什么影响？
（4）间接碘量法测定硫酸铜中铜的含量时，为什么要加入过量KI？加入KSCN的作用是什么？如果在酸化后马上加入KSCN溶液，会有什么后果？
（5），I2氧化性比Cu2+强，为什么本实验却能用Cu2+将I—氧化为I2？
工作任务8-3 双氧水的含量测定
（一）目的要求
（1）学会高锰酸钾标准溶液的配制和标定方法。
（2）学会过氧化氢含量的测定方法。
（二）实验原理
新配制的KMnO4溶液要煮微沸1h，在暗处放置7～10天，待KMnO4把还原性杂质充分氧化后，用垂熔玻璃漏斗过滤，除去MnO(OH)2沉淀，取滤液，以Na2C2O4为基准物，标定其准确浓度，反应如下：
5 + 2 + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O
反应在酸性、较高温度（75～85℃）和Mn2+催化条件下进行。滴定开始时，反应很慢，KMnO4溶液须逐滴加入，如滴加过快，KMnO4在热溶液中，将按下式分解：
4KMnO4 + 2H2SO4 = 4MnO2↓+ 2K2SO4 + 2H2O + 3O2↑
H2O2含量的测定是利用H2O2在酸性溶液中易被KMnO4氧化，反应如下：
5H2O2 + 2 + 6H+ = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2↑
在滴定过程中生成的Mn2+有自身催化作用。KMnO4显紫红色，不需另加指示剂。
（三）实验步骤
1．准备仪器和试剂
托盘天平、分析天平（或电子天平）、水浴锅、垂熔玻璃漏斗；酸式滴定管（50mL，棕色）；锥形瓶（250mL，3个）；吸量管（1 mL）、容量瓶（250mL）、移液管（25mL）、烧杯（100mL）、量筒（10mL）、KMnO4（AR）；Na2C2O4（基准物，105～110℃恒重）；H2SO4溶液（3mol·L 1）、H2O2试样。
2．高锰酸钾标准溶液（0.02 mol L 1）的制备
（1）配制 称取固体KMnO4 1.6g溶于500 mL蒸馏水，锥形瓶盖上表面皿，在电炉上加热煮沸15 min，冷却后在室温下静置7～10天，用垂熔玻璃滤器滤过，滤液贮存于棕色试剂瓶中，密闭，存放阴暗处，临用前标定。
如果需用较稀浓度的KMnO4溶液，通常临用时稀释，并立即标定，不宜长期贮存KMnO4稀溶液。
（2）标定 取在105℃干燥至恒重的基准物草酸钠，精密称定0.2g，置于锥形瓶中，加入新煮沸并冷却至室温的蒸馏水250mL和稀硫酸10mL，搅拌使之溶解，从滴定管中迅速加入待标定KMnO4溶液约25mL，边加边振摇（以避免产生沉淀），待溶液褪色后，加热到75～85℃，继续滴定至溶液显微红色，并保持30秒不褪色，即为终点。当滴定结束时溶液温度不得低于55℃。平行测定3次。KMnO4溶液浓度计算公式：
3．H2O2含量测定
移取试样溶液1.00mL于250mL容量瓶中，加蒸馏水定容后摇匀，得稀释液。移取25.00mL稀释液于锥形瓶中，加3mol·L 1硫酸5 mL，用KMnO4标准溶液滴定溶液至浅红色，30s不褪色，即为终点。每1mL KMnO4标准溶液（0.02mol·L 1）相当于1.701mg的H2O2。H2O2含量计算公式：
（g L 1）
（四）实验注意事项
1．配制KMnO4溶液时，实际称取量略多于理论量。因为市售高锰酸钾试剂含有杂质，在溶液中KMnO4会被还原，会分解，所以KMnO4溶液的实际浓度低于理论浓度。
2．KMnO4溶液必须加热煮沸15 min，冷却后，在室温下静置7～10天。溶液中可能存在的还原性物质，必须完全被氧化，以避免贮存过程中溶液浓度变化。
3．用垂熔玻璃滤器过滤，目的是除去KMnO4溶液中析出的沉淀。
4．光对KMnO4分解有催化作用，应将过滤后的KMnO4滤液贮存于棕色瓶中，密闭、存放阴暗处，滴定时装入棕色酸式滴定管。
5．合理控制滴定速度 开始时因反应速率较慢，要缓慢滴定。待溶液中产生了Mn2+后，滴定速度逐渐加快。但为了让KMnO4与Na2C2O4充分反应，滴定速度仍不能过快。临近终点时，因反应速率随反应物浓度降低而减慢，KMnO4必须小心、缓慢滴入。
6．测定H2O2时，开始滴定时反应速率很慢，一旦Mn2+生成，反应速率迅速加快。因H2O2易分解，溶液绝对不能加热。
7．市售H2O2浓度太大，分解速率快，必须定量稀释后，再测定含量，否则误差较大。
（五）实验思考
1．为什么经煮沸的KMnO4溶液必须要放置一周后才能标定？
2．标定时，为什么第一滴KMnO4褪色很慢，以后褪色会逐渐加快？
3．标定KMnO4溶液，为什么要强酸性溶液、加热这两个条件？如果溶液酸度不够、温度过高或过低，分别对滴定结果有何影响？
4．溶液显微红色并保持30s不褪色即为终点，30s以后溶液会褪色，为什么？
5．用KMnO4法测定H2O2溶液时，能否用HNO3、HCl和HAc控制酸度？为什么？
6．如果市售H2O2未经定量稀释直接测定含量，对测定结果有何影响？
7．除了KMnO4法之外，还有其他氧化还原滴定法测定H2O2含量吗？是什么方法？
工作任务8-4 注射用盐酸普鲁卡因的含量测定
（一）目的要求
（1）学会NaNO2标准溶液的配制和标定方法。
（2）学会盐酸普鲁卡因的含量测定方法。
（二）实验原理
因NaNO2能从空气中吸收O2生成硝酸钠，性质不稳定，采用间接法配制其溶液。标定NaNO2的基准物为对氨基苯磺酸，反应如下：
盐酸普鲁卡因是芳伯胺类化合物，可用重氮化滴定法测定其含量，反应如下：
（三）实验步骤
1．准备仪器和试剂
电子天平、永停滴定仪、电磁搅拌器、铂电极、棕色酸式滴定管（50mL）、移液管（10mL）、烧杯（100mL）、细玻璃棒、搅拌子、容量瓶（1000mL）。
对氨基苯磺酸（基准物，120℃干燥至恒重）；浓氨试液、盐酸（6mol·L 1）、淀粉-KI试纸、亚硝酸钠（AR）、FeCl3（AR）、HNO3（AR）、Na2CO3（AR）、注射用盐酸普鲁卡因。
2．亚硝酸钠标准溶液（0.1mol·L 1）的制备
（1）配制 称取7.2g亚硝酸钠，加0.10g无水碳酸钠，溶于1000mL蒸馏水。加入少量Na2CO3使溶液呈弱碱性，以稳定NaNO2溶液浓度。NaNO2溶液密闭保存在有玻璃塞的棕色玻璃瓶中。
（2）标定 取在120℃干燥至恒重的基准物对氨基苯磺酸，精密称定0.4g，加蒸馏水30mL、浓氨试液3mL。溶解后，加稀盐酸20mL，搅拌。在30℃以下用待标定NaNO2标准溶液采快速滴定。插入Pt-Pt电极后，滴定时，将滴定管尖端插入液面下约2/3处，边快速滴加边搅拌，一次性将大部分NaNO2滴定液加入。临近终点时，将滴定管尖提出液面，用少量蒸馏水淋洗管尖，洗液并入溶液中，继续缓慢滴定，用永停法指示终点，永停滴定仪的电流计指针突然偏转，并持续1min，不再回复，即为终点。每1mL NaNO2滴定液（0.1mol·L 1）相当于对氨基苯磺酸（C6H7NSO3）17.32 mg。NaNO2溶液浓度计算公式：
3．注射用盐酸普鲁卡因含量测定
精密称取注射用盐酸普鲁卡因0.6g，加蒸馏水30mL溶解后，加6mol·L 1盐酸20mL，搅拌。在15℃～25℃条件下，采用“快速滴定法”，永停法确定终点。平行实验3次。每1mL亚硝酸钠滴定液（0.1mol·L 1）相当于27.28mg的盐酸普鲁卡因（C13H20O2N2·HCl）。含量计算公式：
（四）实验数据处理
1．计算亚硝酸钠标准溶液浓度，求平均值和相对平均偏差。
2．计算盐酸普鲁卡因含量，求平均值和相对平均偏差。
（五）实验注意事项
1．电极活化。用加入少量FeCl3的浓HNO3溶液浸泡30min以上。
2．注意接头处是否接触良好。
3．基准物必须用浓氨水溶解完全后再加盐酸。
4．终点的确定，先淀粉-KI试纸指示，粗略确定消耗滴定液的体积，再快速滴定，用永停法指示终点。
5．永停滴定装置图，见工作任务11-2。在实际滴定时，外加电压应小于100mV。

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