石河子大学讲稿

（适用范围：专业有机实验、药学有机实验）

课程名称：  医用基础化学实验 

任课教师：    薛  梅     

 化工 学院 化学 系 有机化学 教研室

实验一  溶液配制

一、目的要求

    1．学会配制洗液、一般试液及标准溶液的方法。

    2．掌握台秤、量筒、烧杯等仪器的使用。

    3. 巩固配制溶液的基本知识。

    二、实验原理

    配制不同用途的溶液需选用不同规格的化学试剂。化学试剂有优级纯（G.R一级试剂）、分析纯（A.R二级试剂）、化学纯（C.P三级试剂）三个等级见表4-1。配制一般试液，指示液、缓冲液等可采用分析纯或化学纯。配制标准溶液有两种方法：1.直接配制法：用分析天平以减重法准确称取计算量的基准试剂或优级纯试剂，溶解后转移至容量瓶稀释至一定体积，可以得到准确浓度的标准溶液。这种溶液－般用来作杂质的限量检查、比色分析或分光光度法的标准液，2.间接配制法：用台秤称取所需试剂，置饶杯中，用量筒加入所需量的溶剂，溶解后得到近似浓度的溶液，通过标定确定其准确浓度。这一类标准溶液一般用作滴定液。

配制溶液之前应先计算，然后称出或量取所需量的溶质，按规定方法配制，并及时贴上标签。

              表4-1试剂规格和适用范围

   三、仪器和试剂

仪器  台秤、量筒、容量瓶、烧杯、玻瓶、塑料瓶等。

试剂  重铬酸钾（KCr2O7）（工业用）浓硫酸（H2SO4）氢氧化钠（NaOH）碳酸 钠（Na2CO3·10H2O）浓 氨 水（NH3·H2O）氯 化 铵（NH4Cl）硫 酸 铁 铵

[Fe（NH4）（SO4）2·12H2O]

    四、实验内容

1. 洗液的配制：

用称量纸在台平上称取KCr2O7 2 g，置小烧杯中，加入少许热水（约4mL），搅拌，再趁热缓慢加入浓H2SO4  30mL，并不断搅拌直至全溶，即为洗液。

2．Na2CO3溶液（12%g/mL）的配制：

按计算量称取Na2CO3·10H2O，置100mL小烧杯中，加适量水使溶解， 转移至量筒，加水至50mL，摇匀即得。

3. H2SO4溶液（6mol·L-1）的配制：

量取计算量的浓硫酸缓缓注入盛有少量水的烧杯中，边加边搅拌，冷却后，再加适量水至总量为50m1，即得。

4. NaOH标准溶液（0.1mol·L-1）的配制：

用经过预先干燥的小烧杯称氢氧化钠适量，加水搅拌使溶解成饱和溶液，冷却后，置聚乙烯塑料瓶中，静置数日，备用。取饱和NaOH 溶液的上层清液0.56mL，加新沸过的冷水使体积为100mL ，其准确浓度要通过标定来确定。

5. HCl标准溶液（2mo1·L-1）的配制。

量取计算量的浓盐酸注入有适量水的烧杯中搅匀后移至量筒中，将烧杯玻棒的

洗涤液也移至量筒，再加水至总量为50mL，摇匀即得。            

6． NH3-NH4C1缓冲溶液的配制：

在小烧杯中称取NH4Cl固体2.7g 加水20mL，搅拌溶解后，加浓氨水17.5mL，搅拌均匀后转移至量筒，再加水稀释至50mL即得。

五.附注

浓硫酸腐蚀性强，量取时要小心！并不得将水加入硫酸。

六、思考题

1.配制NaOH溶液（0.1mol·L-1），为何要“先配成饱和溶液，取上层清液稀释”？ NaOH饱和溶液的浓度约为多少？为什么要用“新烧过的冷水稀释”？

2.计算实验6＃中所得缓冲溶液的pH值。

实验二  生理食盐的提纯

 一、目的要求

      1．熟悉粗食盐的提纯过程及基本原理。

      2．学习称量、过滤、蒸发及减压抽滤等基本操作。

      3．定性地检查产品纯度。

 二、实验原理

  粗食盐中通常有K+ ，Ca2+，Mg2+，SO42一，CO32-等可溶性杂质的离子，还含有不溶性的杂质如泥沙。科学研究用的NaCl以及医用生理盐水所用的盐都需要较纯的NaCl、因此，必须将上述杂质除去。

不溶性的杂质可用溶解、过滤方法除去。可溶性的杂质要加入适当的化学试剂除去。除去粗食盐中可溶性的杂质（Ca2+，Mg2+，SO42-，CO32-）的方法是：

(1) 在粗食盐溶液中加入稍过量的BaC12溶液，可将SO42-转化为BaSO4沉淀，过滤可除去SO42-。

               SO42-     +  Ba2+   ＝     BaSO4↓

    (2)向食盐溶液中加入NaOH和Na2CO3可将Mg2+，Ca2+，Ba2+转Mg2(OH)2CO3，CaCO3，BaCO3沉淀后过滤除去。

              2 Mg2+  +  2 OH-  +  CO32-   ＝  Mg2(OH)2CO3↓

               Ca2+     +    CO32-   ＝  CaCO3↓

               Ba2+     +    CO32-   ＝  BaCO3↓

（3）用稀HCl溶液调节食盐溶液pH至2～3，可除去OH-和CO32-两种离子。

               OH-  +  H+  ＝  H2O

               CO32-+   2 H+  ＝  CO2↑+H2O

K+离子含量较少，用浓缩结晶的方法留在母液中除去。

      三、仪器和试剂

1．仪器

蒸发皿      烧杯（250 mL，100 mL）  水泵

表面皿      量筒（100 mL，10 mL）   玻璃棒

         布氏漏斗    吸滤瓶      漏斗架        漏斗

2．药品

      粗食盐固体        HCl溶液2 mo1·L-1     酒精65％

      镁试剂            NaOH   2 mo1·L-1     Na2CO3 1 mo1·L-1

      pH试纸           BaC12   1 mo1·L-1   （NH4）2C2O4饱和溶液

     四、操作步骤

1．粗食盐的提纯

（1）溶解粗食盐  用台天平称取5.0 g粗食盐放人100 mL烧杯中，加25 mL蒸馏水，加热搅拌使大部分固体溶解，剩下少量不溶的泥沙等杂质。

（2）除去SO42-离子  边加热边搅拌边滴加1mL 1 mo1·L-1 BaC12溶液，继续加热使 BaSO4沉淀完全。2～4min后停止加热。待沉淀下降后，在上层清液滴加BaC12，以检验SO42-是否沉淀完全，如有白色沉淀生成，则需在热溶液中再补加适量的BaC12，直至沉淀完全。如没有白色沉淀生成，即可用倾注法[1]过滤。用少量的蒸馏水洗涤沉淀2～3次，滤液收集在250 mL的烧杯中。

（3）除去Mg2+，Ca2+，Ba2+   在滤液中加入 5 mL 2 mo1·L-1 NaOH溶液和1.5 mL 1 mo1·L-1 的Na2CO3溶液，加热至沸，静置片刻。以检验沉淀是否完全。沉淀完全后，用倾注法过滤，滤液收集在100 mL的烧杯中。

（4）除去OH-和CO32-离子    在滤液中逐滴加入2 mo1·L-1 HCl溶液，使pH达到2～3。

    （5）蒸发结晶将滤液放人蒸发皿中，小火加热，将溶液浓缩至糊状（不可蒸干），停止加热。冷却后减压抽滤，将NaCl 抽干，并用少量65％ 酒精溶液洗涤晶体，把晶体转移至事先称量好的表面皿中，放人烘箱内烘干。冷却，称出表面皿与晶体的总质量，计算产率。

2．产品纯度的检验

取粗食盐和精盐各0.5 g放人试管内，分别溶于5 mL蒸馏水中，然后各分三等份，盛在六支试管中，分成三组，用对比法比较它们的纯度。

（1）SO42-离子的检验  向第一组试管中各滴加2滴1 mo1·L-1 BaC12溶液，观察现象。

（2）CO32-离子的检验  向第二组试管中各滴加2滴饱和（NH4）2C2O4溶液，观察现象。

（3）Mg2+离子的检验  向第三组试管中各滴加2 mol·L-1的NaOH溶液，再加入1滴镁试剂[2 ]，观察有无蓝色沉淀生成。

    注释

［1］       倾注法过滤。将不溶物充分沉降后，先转移液体，后转移沉淀

［2］       镁试剂是对硝基偶氮间苯二酚，它在酸性溶液中呈黄色，在碱性溶液中呈红色或紫色，当被Mg (OH）2吸附后则呈天蓝色。

五、思考题

1．5.0 g食盐溶解在25 mL的水中，所配的溶液是否饱和？为什么不配制成饱和溶液？

2．如何检验SO42- 是否沉淀完全？

3．如何除去过量的Ba2+ ？

实验三  盐酸标准液的标定

一、目的要求

1．掌握用碳酸钠作基准物标定盐酸标准溶液的原理及方法

2．学习容量瓶的使用及直接法配置标准溶液的方法。

3．巩固分析天平的称量技能，练习滴定操作。

二、实验原理

由间接法配置标准溶液，本实验采用基准无水碳酸钠标定酸液，滴定反应如下：

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2

等量点时

三、仪器与试剂

仪器   分析天平、50mL酸式滴定管、250mL锥形瓶、称量瓶（250mL）、玻璃棒、洗瓶、滴管、移液管、酒精灯。

试剂    无水碳酸钠（G、R）、HCl溶液（0.1mol/L）甲基橙指示剂

四、实验内容

1．用减量法在分析天平上准确称取干燥过的分析纯无水碳酸钠0.65~0.75克（准确至0.0001g），置于小烧杯中，加蒸馏水约40mL，用玻璃棒小心搅拌至溶解，并按要求移入250mL容量瓶中，定容，摇匀备用。

2．盐酸标定 取洗净的20mL移液管一只，用少量碳酸钠溶液同化三次后，吸取容量瓶中碳酸钠溶液于干净的锥形瓶中（锥形瓶需同化，用何液体同化？为什么？），加入甲基橙指示剂1~2滴，用盐酸滴定至溶液由黄色变为橙色，煮沸2~3分钟以除去二氧化碳，迅速冷却，若溶液变黄，应继续滴定至变为橙色，即达到终点记录滴定前后滴定管的体积读数。

按上述方法重复三次，三次滴定体积的相对偏差不得超过0.2%（半滴），否则作废，重新滴定。

计算盐酸浓度，及相对平均偏差。

五、附注

1．将碳酸钠在270—300℃加热干燥，目的是除去其中的水分及少量的碳酸氢钠，使碳酸氢钠在加热时又分解转变成碳酸钠，如温度超过300℃，则部分碳酸钠可能进一步分解成氧化钠，所以药典规定干燥温度控制在270—300℃。加热干燥时，可将碳酸钠置瓷坩埚中在马弗炉内加热，也可将瓷坩埚置沙浴上用电炉加热，并插入一支温度计随时检查温度（沙浴的温度可通过调压变压器控制），加热过程要翻动几次使受热均匀。

2．碳酸钠有吸湿性，称量时应迅速，以减少吸收水分及二氧化碳引起的误差。

六、思考题

1．如何理解“取基准无水碳酸钠约0.15g，精密称定”这句话？计算称取0.15g无水碳酸钠应消耗盐酸液（0.1mol/L）大约多少毫升？

2．滴定至近化学计量点时为什么要煮沸2分钟？煮沸后趁热滴定至终点行吗？

实验四  HAc电离度和电离常数的测定  

 一、目的要求

 1. 掌握用pH计法测定HAc电离度和电离常数的原理和方法。

 2. 加深对弱电解质电离平衡的理解。

 3. 学会pH计、滴定管和容量瓶的使用方法

     二、实验原理

     HAc是弱电解质，在水溶液中部分电离，存在下列平衡：

                          HAc + H2O = H3O+  + Ac-

     其平衡常数表达式为：

    设醋酸的起始浓度为C，电离度为α，平衡时[H3O+] = [Ac-] = Cα

     代入上式得：

在一定温度下，用 酸 度 计 测定已知浓度的醋酸的pH值，换算出[H3O+]，由 α=[H3O+]/C求出解离度，带入平衡常数表达式，可的一系列对应的Ka值，取平均值即为该温度下的醋酸质子转移平衡常数。  

平衡常数也可通过测定缓冲溶液的pH来获得，其原理是依照Henderson-Hasselbach方程：

   若将某一弱酸溶液用强碱溶液滴定，弱酸中和一半时，体系中共轭酸和共轭碱的浓度相等，这时pH = pKa，测出pH，即可换算出弱酸的Ka值。

    三、仪器和试剂

    仪器  酸式滴定管 (50mL) 碱式滴定管（50mL） 容量瓶（50 mL）烧杯（50mL）酸度计 锥形瓶（250mL）

    药品  HAc  0.1000mo1·L-1（已标定） NaOH  0.1000mol·L-1  标准缓冲溶液  酚酞指示剂

    四、操作步骤

  1．不同浓度的HAc溶液的配制

用酸式滴定管分别取25.00 mL，12.50 mL，6.00mL ,3.00mL已标定好的HAc溶液于四个洁净的50 mL容量瓶中，再用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并计算每份HAc溶液的准确浓度。

    2．HAc溶液pH的测定

用五只洁净干燥的50 mL烧杯，分别取20 mL左右上述三种浓度的HAc溶液和一份未稀释的HAc标准溶液（若烧杯不干燥，可用所盛HAc溶液润洗2～3遍，然后再倒人溶液）。按由稀到浓的顺序在pH计上分别测定它们的pH ，记录各份溶液的pH和实验温度。并将pH值换算成[H+]。

    1. 测定缓冲溶液的pH值求算平衡常数法

  (1) 缓冲比为1的缓冲溶液的pH的配制

 用移液管吸取25.00mL0.1000mol·L-1 的醋酸溶液于小烧杯中，用碱式滴定管准确加入一定体积的NaOH溶液，使醋酸恰好被中和一半，搅匀。

  (2) 缓冲溶液pH值的测定

  用酸度计测得缓冲液的pH值，记录数据，换算Ka值。

  五、数据处理

将实验中测得的有关数据填入表4-1，并计算出Ka和C及α

    注释

   （1）在用滴定管加液时不要太快，接近刻度时要特别小心，一滴一滴地加。

   （2）在测量pH之前，一定要用已知pH的缓冲溶液校正pH计。

    六、思考题

    1．若改变所测HAc溶液的浓度和温度，HAc的电离度和电离常数有何变化？

  2．如何确定pH计已校正好？

    3. 从五种不同浓度的醋酸测出的Ka值可求其平均值，而这五种醋酸溶液中醋酸的解离度α是否也可求平均值？

2．利用平衡移动原理，判断下列物质是否可用HNO3溶解？

MgCO3     Ag3PO4    AgCl      CaC2O4     BaSO4

3．通过计算正确选择操作步骤1（2）中应选用的指示剂。

实验五  氧化还原反应

        一、目的要求

        1．了解氧化还原反应与电极电位的关系。

   2．了解影响氧化还原反应的因素。

        3．了解原电池装置及其工作原理。

        4．掌握一些常见氧化剂、还原剂的氧化、还原性质。

        二、实验原理

   1．氧化还原反应进行的方向

   根据热力学原理    ΔrGm ＜0反应自发进行，对于氧化还原反应

                  -ΔrGm ＝ -nFE ＝ -nF（φ+-φ-）

     可见，若          φ+ ＞φ-         反应正向进行

                       φ+ ＞φ-         反应处于平衡状态

                       φ+ ＜φ-        反应逆向进行

    在通常情况下可直接用标准电极电位φ+°来表示，即φ+°＞φ-°,也就是作为氧化剂物质的电对的标准电极电位代数值大于作为还原剂物质的电对的标准电极电位的代数值，反应自发正向进行。但如果两电对的标准电极电位相差不太大，则应考虑浓度对电极电位的影响。

    2．介质对氧化还原反应的影响

    有些氧化还原反应受介质酸碱性影响很大，如KMnO4与Na2SO3的反应在不同介质条件下有明显不同：

      酸性介质中：φ°（MnO4-／Mn2+）＝ 1.51  V

        2 MnO4- ＋ 5 SO32- ＋ 6 H+ ＝ 2 Mn2+（浅肉色）＋5 SO42- ＋ 3 H2O

      中性溶液中：φ°（MnO4-／MnO2）＝ 0.59  V

        2 MnO4- ＋ 3 SO32- +H2O ＝ 2 MnO2↓(棕色）＋3 SO42- ＋2 OH-

      强碱性溶液中：φ°（MnO4-／MnO42-）＝ 0.56V

        2 MnO4- ＋ SO32- +2 OH-  ＝ 2 MnO42-（深绿）＋SO42- +H2O

    由此可见，KMnO4在不同的介质中都可做氧化剂，但氧化能力不同，被还原后的产物也不同。

    3．中间价态化合物的氧化、还原性

这类化合物一般既可作氧化剂，又可作还原剂。例如，H2O2常用作氧化剂，被还原成H2O或OH-：

          H2O2 ＋2H＋ ＋2e ＝ 2 H2O    φ°＝ 1.776 V

           HO2- ＋H2O＋2e ＝ 3 OH-        φ°＝ 0.88 V

    但是遇到强氧化剂时，如KMnO4（在酸性介质中），它就会作为还原剂被氧化，放出氧气：

            H2O2 - 2e ＝ 2H+ ＋ O2      φ°＝ 0.682 V

    4．沉淀对电极电位的影响

在氧化还原平衡中，若同时存在有沉淀平衡时，将影响氧化还原电对的电极电位，可能引起氧化还原反应方向的改变。例如φ°（Cu2+／Cu+）＝ 0.17 V，

φ°(I2／2 I-）＝ 0.54 V，I2是氧化剂，氧化Cu+为Cu2+，但实际上Cu+可与I-形成CuI沉淀：

                  I2 ＋ 2 Cu+ ＝ 2 I- ＋ 2 Cu2+

                  2 Cu+ +2 I- ＝ 2 CuI ↓

    由于CuI 沉淀的生成，使2 Cu2+／Cu+的电极电位升高，此时φ°(Cu2+／CuI）＞φ°(I2／2 I-），上述氧化还原反应逆向进行，即

                  2 Cu2+ ＋ 4 I- ＝ 2 CuI ↓+I2

    5．原电池

    利用氧化还原反应把化学能转变为电能的装置叫做原电池。电极电位小的电对构成的电极叫做负极，电极电位大的电对构成的另一电极叫做正极。欲测定某电对的电极电位，可将其与参比电极（电极电位已知、恒定的标准电极）组成原电池，测定原电池的电动势，然后算出待测电对的电极电位值。

   三、仪器和试剂

        1．仪器

        量筒（100 mL，10 mL）     烧杯（100 mL，250 mL）    盐桥

        表面皿（7 cm，9 cm）        电位差计（万用表）        Zn片

        洗瓶          Cu片         滴管        导线          烧杯

        2．药品

H2SO4  3mol·L-1     CuSO4  0.1 mol·L-1    HNO3 浓、2 mol·L-1

HCI 浓、2 mol·L-1    FeC13  0.1 mol·L-1    FeSO4 0.1 mol·L-1

NaOH  6 mol·L-1     SnC12  0.2 mol·L-1    KBr  0.1 mol·L-1

KMnO4  0．1 mol·L-1   K2CrO4  0.1 mol·L-1   Na2SO3  0.1 mol·L-1

Na2S2O3  0.1 mol·L-1    H2O2  10％     MnO2 固体

Br2水 （饱和）     CC14      I2水（饱和）        Zn粒

KI  0.1 mol·L-1           ZnSO4  1 mol·L-1       浓 NH3·H2O

    3．其它

       淀粉—KI试纸    红色石蕊试纸     Zn片    Cu片

    四、操作步骤

    1．几种常见的氧化还原反应

   （1）Fe3+ 的氧化性与Fe2+ 的还原性在试管中加入5滴0.1 mol·L-1 FeC13溶液，再逐滴加入0.2 mol·L-1SnC12，边滴边摇动试管，直到溶液黄色褪去。发生了什么变化？

    向上面的无色溶液中滴加4～5滴10％H2O2，观察溶液颜色的变化。写出离子反应方程式。

   （2）I-的还原性与I2的氧化性     在试管中加入2滴0.1 mol·L-1KI溶液，再加入2滴3mol·L-1H2SO4及1mL蒸馏水，摇匀。然后逐滴加入0.1mol·L-1 KMnO4溶液至溶液变成淡黄色。产物是什么？

    在上面的溶液中滴人0.1 mol·L-1 Na2S2O3溶液，至黄色褪去。写出离子方程式。

   （3）H2O2的氧化性和还原性

     ①氧化性  在试管中加人2滴0.1 mol·L-1 KI溶液和3滴3 mol·L-1

H2SO4 溶液，然后加入2～3滴10%H2O2溶液，观察溶液颜色的变化。再加入15滴CC14，振荡，观察CC14层的颜色，解释之。

     ②还原性 在试管中加入5滴0.1mol·L-1 KMnO4溶液和5滴3mol·L-1

H2SO4溶液，然后逐滴加入10%H2O2 ，直至紫色消失。有气泡放出吗？

为什么？写出离子方程式。

   （4）K2Cr2O7的氧化性   在试管中加入2滴0.1 mol·L-1 K2Cr2O7溶液，再加入2滴3 mol·L-1 H2SO4溶液，然后加入0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液，观察溶液由橙变绿。写出反应式。

    2．电极电位与氧化还原反应的关系

  （1）将10滴0.1 mol·L-1 KI与5滴0.1 mol·L-1 FeC13在试管中混匀，然后加入20滴CC14，振荡后观察CCl4层的颜色。

      用0.1 mol·L-1 KBr代替0.1 mol·L-1 KI溶液，进行同样实验，观察现象。

    （2）向试管中加入1滴溴水及5滴0.1 mol·L-1 FeSO4溶液，混匀后加入1mL CC14，振荡后观察CCl4层的颜色。

    以I2水代替Br2水进行同样实验，观察现象。

根据以上四个实验的结果，比较Br2，Br-，I2 ，I-及Fe3+，Fe2+ 三对标准电极电位的高低，说明电极电位与氧化还原反应方向的关系。

3．介质的酸碱性对氧化还原反应的影响

   （1）取三支试管分别加入1滴0.1 mol·L-1 KMnO4溶液，在第一支试管中加入4滴3 mol·L-1 H2SO4溶液，第二支试管中加入4滴6 mol·L-1 NaOH溶液 ，第三支试管中加入4滴蒸馏水，然后在三支试管中各加入4～5滴0.1 mol·L-1 Na2S2O3溶液，摇匀后观察各试管有何变化。做出结论，写出反应的离子方程式。 

   （2）在试管中加入4滴0.1mol·L-1K2Cr2O7溶液，再加入1滴1 mol·L-1

NaOH溶液，再加入10滴0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液，观察溶液颜色变化，为什么？再继续加入10滴3 mol·L-1 H2SO4溶液，观察溶液颜色变化（由黄→橙→绿），写出离子反应方程式。

   4．浓度对氧化还原反应的影响

   （1）取少量固体MnO2加入试管中，滴入5滴2 mol·L-1HCl溶液，观察现象。用淀粉一KI试纸检查是否有Cl2产生。

    以浓HCI代替2 mol·L-1 HCI进行试验，结果如何？有Cl2产生吗？（此反应宜在通风橱中进行！）

   （2）向两支分别装有2mL浓HNO3和2mL 2 mol·L-1 HNO3溶液的试管中各加入一小粒Zn，观察现象，产物有何不同？浓HNO3的还原物可以从气体颜色上判断，稀HNO3的还原产物可以用检验溶液中有无NH4＋的方法来确定：

    NH4+的气室法检验   取一小块用水浸湿的红色石蕊试纸贴在7cm表面皿的凹心上，备用。用滴管滴5滴待检液于9cm表面皿的中心，加5～6滴6 mol·L-1      NaOH溶液，混匀后迅速用贴有湿润石蕊试纸的7cm表面皿扣上，构成气室。将此气室放在水浴上微热2～3min，若石蕊试纸变蓝 或边缘部分微显蓝色，即表示有NH4＋存在。

   5．沉淀对氧化还原反应的影响

    在试管中加入l0滴0.1 mol·L-1CuSO4溶液，再加入10滴0.1 mol·L-1KI溶液。观察沉淀的生成，再加入15滴CC14溶液，充分振荡，观察CCl4层的颜色有何变化。写出反应式。

   6．原电池（演示）

  （1）在两个100mL烧杯中分别加入50mL 1mol·L-1  CuSO4和50mL 1mol·L-1 ZnSO4溶液，然后再分别加入Cu片和Zn片，组成两个电极。两烧杯用盐桥联接，并将Zn片和Cu片通过导线分别与伏特计的负极和正极相连接，测量两极间的电位差。

（2）在CuSO4溶液中加浓NH3·H2O至生成的沉淀溶解，此时Cu2+被NH3

配合：                 Cu2+ +4 NH3 ＝ [Cu（NH3）4]2+ （深蓝色）

测量此时电位差。有何变化？

（3）再在ZnSO4溶液中加入浓NH3·H2O至生成的沉淀全部溶解。此时

Zn2+被NH3配合：                    Zn2+ +4 NH3 ＝ [Zn（NH3）4]2+ （无色）

测量电位差，观察又有何变化？

上面的结果说明了什么？（提示：由于配合物的形成，Cu2+，Zn2+浓度被大大降低。）

    五、思考题

    1．氧化还原反应进行的方向由什么判断，其影响因素又有哪些？

    2．从KMnO4，K2Cr2O7，HNO3（浓），H2O2，C12水中选一个最佳试剂，实现PbS → PbSO4的转化，并说明理由。

    3．说明K2Cr2O7和K2CrO4在溶液中的相互转化，比较它们的氧化能力。

实验六  铜盐含量测定(滴定碘法)

一、实验目的

    1.通过滴定碘法，了解氧化还原法的间接滴定法中滴定生成物的原理和计算方法。

    2.初步掌握碘量法操作

二、实验原理

    滴定碘法是间接碘量法中滴定生成物以测定未知物含量的方法。测定铜盐的方法是在醋酸酸性溶液中，利用过量的KI将铜还原成Cu2I2↓

           2Cu2 + + 4I- ＝ Cu2I2↓ + I2

生成物I2的量，决定于样品中Cu2+的含量，所以碘的物质量与未知物中Cu2+的物质量有一定数量关系。析出的I2再用Na2S2O3滴定。

           I2 + 2Na2S2O3 ＝ 2N aI + Na2S4O6

Na2S2O3的物质量又与 I2 的物质量有一定数量关系，因此消耗的Na2S2O3

的物质量也就与未知物中铜的物质量有一定数量关系。:

三、仪器和试剂

    试剂

硫酸铜含五分子的结晶水(分子量为249.71)

    醋酸(36-37% g/g)， 5%淀粉指示剂，  0.05mol/LNa2S2O3 标准液

    碘化钾（固体）

仪器 碱式滴定管（50mL） 锥形瓶（250mL）量筒

四、实验内容

    精密称取五水硫酸铜约0.5克，置三角烧瓶中，加蒸馏水50 毫升，溶解后，加醋酸4毫升，碘化钾2 克，用0.05mol/LNa2S2O 3溶液滴定。近终点时，加淀粉指示液2 毫升，继续滴定至蓝色消失并于10分钟内不出现蓝色。

计算方法

                  C（Na2S2O3）.V(Na2S2O3.)M(五水硫酸铜)

五水硫酸铜含量(%)=                                      100%

                             样品重(g)×1000

五、思考题

    1.操作中为什么要加HAc?

    2.I2易挥发，在操作中应如何防止碘的挥发所带来的误差?

实验七  自来水总硬度的测定

一、实验目的

1．掌握配合滴定测定自来水总硬度的条件和方法。

2．了解EDTA标准溶液的配制与标定。

二、实验原理      

反应式为：

Ca2+             CaY2-

       +H2Y2- =            +2H+

Mg2+             MgY2-

终点时：MgIn-    +    H2Y2-   ==   Mg2+   +   HIn2-   +   H+

表示硬度常用二种方法：

1．将测得的Ca2+、Mg2+折算成碳酸钙的重量，以每升水中含有碳酸钙的毫克数表示硬度，1mg/L，可写作1ppm。

2．将测得的Ca2+、Mg2+折算成氧化钙的重量，而以每升水中含有10毫克氧化为一度。以表示水的硬度。

三、仪器和试剂

仪器  移液管 50mL 25mL 酸式滴定管 50mL  量筒

试剂  NaOH（0.1mol.L-1） EDTA标准溶液  钙指示剂  鉻黑T指示剂

氨-氯化铵缓冲溶液

四、实验内容

1．Ca2+的测定   准确量取水样25.0毫升，置于锥形瓶中，加50毫升蒸馏水，用6mol.L- NaOH调节溶液的pH值约12，加少许钙指示剂，用EDTA标准溶液滴定至溶液颜色由红变蓝即为终点，记录消耗EDTA的体积（V1）。重复三次。

2．Ca2+ 、Mg2+总量的测定  准确量取水样25.0毫升，置于锥形瓶中，加50毫升蒸馏水，加5毫升氨-氯化铵缓冲溶液（PH约10），加鉻黑T指示剂少许，用EDTA溶液滴定至溶液由酒红色恰变为纯蓝色，即为化学计量点。记录消耗EDTA的体积（V2）。重复三次。

3．水的硬度及Ca2+ 、Mg2+含量的计算

计算公式：

五、思考题

1．你准备怎样配制0.01mo1/L的EDTA溶液？

2．为什么后一操作步骤可以防止Ca2+、Mg2+的沉淀？

3．试说明硬度计算公式的来源？

实验八 分光光度法测Fe3+含量

一、目的要求

1．了解分光光度法的基本原理和方法。

2．学习使用分光光度计测量溶液中Fe3+的含量 。

二、基本原理

有色溶液对单色光的吸收，服从郎伯—比尔定律：吸光度A与溶液中有色物质的组成量度C及溶液厚度b成正比，即：

A = k.b.C

用分光光度计测量时，使液层厚度为定值，则上式可写为：

       A = K’C

即吸光度与溶液组成量度成正比，A与C成直线关系。测定一系列不同组成量度标准溶液的吸光度，则可绘制出标准曲线（工作曲线）（如下图）

在相同条件下测定待测溶液的吸光度后，从标准曲线上可查出该吸光度所对应溶液的组成量度。

对无色或颜色较浅的物质，可用显色剂显色后进行吸光度测定。本实验以KCNS为显色剂，在酸性条件下与Fe3+生成血红色的[Fe(CNS)6]3-配离子。可分别选用适当波长的单色光进行测定。

三、仪器和试剂

仪器  分光光度计容量瓶 50mL 移液管 10mL 25mL  量筒

试剂  Fe3+标准溶液（0.05mg/mL） KCNS(300g/L) HNO3(3mol.L-1)

(NH4)2S2O8  (50g/L)

四、实验内容

1. 吸收曲线的绘制

（1）按下述显色方法进行显色，取50mL容量瓶两只，用移液管向其中一只中放入5.00mL Fe3+标准溶液，然后分别在两瓶中加入3mL HNO3和5mL KCNS再加一滴(NH4)2S2O8定容摇匀，即得空白液和显色液。

各试剂均用移液管移取。

（2）将空白液和显色液分别装入一厘米比色皿（手只能触其磨沙面）中，用擦镜纸将皿外壁擦干后放入光度计的比色皿架格中。

（3）将分光光度计的波长调至最低读数处，把空白液推入光路，调节光度计。

（4）把显色液推入光路，测其吸光度。然后每隔20nm测定一次吸光度，且每变化一次波长都要用空白液重新调节“0”和“100”。当两次吸光度测定值相差较大时，改为每隔10nm测定一次。在有吸收峰或吸收谷处，波长间隔要小些，多测定几个点，记录各波长的吸光度值，每次读数应测定三次，并取平均值。

（5）以波长为横坐标，吸光度为纵坐标，作直角坐标图，即得吸收曲线，从曲线上找出最大吸收峰的波长λmax。

2．标准曲线的绘制

（1）分别吸取Fe3+标准溶液0.00、1.00、2.00、3.00、4.00、5.00mL于六个50mL容量瓶中，各加入5mL KCNS(300g/L)、3mLHNO3(3mol.L-1)、一滴(NH4)2S2O8  (50g/L) 定容摇匀。

（2）将光度计的波长调到已求得的最大吸收峰的波长λmax，用所配的空白液调好仪器并依次测定各瓶溶液的吸光度，将结果记录入下表。

（3）以每瓶溶液的组成量度C，或以Fe3+标准溶液的毫升数V为横坐标，相应的吸光度A为纵坐标，绘制标准曲线。

3．待测液中Fe3+含量的测定

另取50mL容量瓶一只，加入待测液3.00mL然后按绘制标准曲线操作（1）的配方加入显色剂及其它试剂（不可加Fe3+标准溶液），定容摇匀。在同样的波长λmax下，以相同规格的比色皿测定试样溶液的吸光度。从标准曲线上查出其相应的组成量度Cx（或毫升数Vx），则待测液中Fe3+ 的含量C样为：

或者

注释

[1] 标准Fe3+溶液的制备：准确称取0.4317克NH4Fe(SO4)2.12H2O溶入少量水中，加20mLHCl（6mol/L）移入一升容量瓶中，加水稀释至刻度，摇匀。此溶液每毫升含Fe3+0.05毫升。

[2] (NH4)2S2O8  是强氧化剂，可防止Fe3+被KCNS慢慢还原为Fe2+而使颜色变浅。