无机化学滴定实验实验原理及过程.docx

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1、实验三 滴定操作练习一、 实验原理0.1 M HCI和0.1M NaOH的相互滴定H+ + OH- = H2O滴定的突跃范围：pH=4.3-9.7指示剂：甲基橙（pH=3.1-4.4）或酚酞（pH=8.0-9.6）红 黄 无 红当指示剂一定时，用一定浓度的HCI和NaOH相互滴定，指示剂变色时，所消耗的体积比VHCI/VNaOH不变，与被滴定溶液的体积无关。借此可检验滴定操作技术和判断终点的能力。本实验以酚酞为指示剂，用NaOH溶液分别滴定HCl和HAc，当指示剂由无色变为淡粉红色，即表示已达到终点。如果酸（A）与碱（B）中和反应为aA+bB=cC+dH2O当反应到化学计量点时，则A的物质的量

2、nA与B的物质的量nB之比为：nA/nB=a/b又因为nA=cAVA则可由下面公式求出酸和碱的浓度：CAVA=a/b CBVB 式中CA、CB分别为A、B的浓度（molL-1）；VA，VB分别为A，B的体积（L或mL）。由此可见，酸碱溶液通过滴定，确定他们中和时所需要的体积比，即可确定他们的浓度比。二、 实验材料仪器：碱式滴定管，25ml移液管试计：0.1molL-1HCL标准溶液（准确浓度已知） 0.1molL-1NaOH溶液（浓度待标定） 酚酞溶液（w为0.01）三、 实验步骤NaOH溶液浓度的标定用0.1molL-1NaOH溶液操作液荡洗已洗净的碱式滴定管，每次10mL左右，荡洗液从滴定

3、管两端分别流出弃去，共洗三次。然后再装满滴定管，赶出滴定管下面的气泡。调节滴定管内溶液的弯月面在“0”刻度以下。静置1min，准确读书，并记录。将已洗净的用于盛放HCl标准溶液的小烧杯和25mL移液管用0.1moL/L，HCl标准溶液荡洗三次后（每次用1015mL溶液），准确移取25.00mL的HCl标准溶液于250mL锥形瓶中。加酚酞指示剂2滴，此时溶液应无色。用已准备好的0.1mol/LNaOH操作滴定酸液。近终点时，用蒸馏水冲洗锥形瓶内壁，再继续滴定，直至溶液在加下半滴NaOH后，变为明显的淡粉红色，在30s中内不褪，此时即为终点。准确读取滴定管中NaOH的体积。终度数和初读数之差，即为

4、与HCl中和所消耗的NaOH体积。注意：三次测定结果的相对平均偏差不应大于0.2%。【相对平均偏差用途：进行分析时，往往要平行分析多次，然后取几次结果的平均值作为该组分析结果的代表。但是测得的平均值和真实数值间存在着差异，所以分析结果的误差是不可避免的，为此要注意分析结果的准确度，寻求分析工作中产生误差的原因和误差出现规律，要对分析结果的可靠性和可信赖程度作出合理判断；公式：平均偏差除以平均值（注意最后求出的是百分数）】实验四 盐酸标准溶液的标定一 实验原理标定HCl溶液的基准物质常用无水碳酸钠，其反应式如下：Na2CO3-+2HCl2NaCl+CO2+H2O滴定至反应完全时，化学计量点的PH

5、为3.89，可选用溴甲酚绿二甲基黄混合指示剂指示钟点，其终点颜色变化为绿色（或蓝绿色）到亮黄色（pH=3.9），根据Na2CO3的质量和所消耗的HCl体积，可以计算出盐酸的浓度c(HCl)。二 实验材料Na2CO3基准物质:先置于烘箱中（270300）烘干至恒重后，保存于干燥剂中。溴甲酚绿二甲基黄混合指示剂：溴甲酚绿二甲基黄混合指示剂：取4份w为0.002溴甲酚绿酒精溶液和1份w为0.002二甲基黄酒精溶液，摇匀。三 实验步骤用减量法准确称取经干燥过的无水Na2CO33-5份。每约0.150.2g（应准确到小数点后第几位？）。分别置于250ml锥形瓶中，各加入80ml水，使其完全溶解。加9滴溴

6、甲酚绿二甲基黄混合指示剂溶液（或12滴0.2%甲基橙指示剂），用待标定的HCl溶液滴定，快到终点时，用洗瓶中蒸馏水吹洗瓶内壁。继续滴定到溶液由绿色变为亮黄色（不带黄绿色）（甲基橙由黄色突变为橙色）。记下滴定用去的HCl体积。四 实验报告格式盐酸溶液浓度的标定记录项目序号123称量瓶+碳酸钠质量（倒出前）/g称量瓶+碳酸钠质量（倒出后）/g称出碳酸钠质量/gHCL：最后读数/mL最初读数/mL净用体积/mLC(HCl)/(mol/L)平均值C(HCl)/(mol/L)标准偏差s实验五 混合碱中碳酸钠和碳酸氢钠含量的测定(酸碱滴定法)一 实验原理混合碱中组分Na2CO3，NaHCO3的含量和总含量

7、（以Na2O表示）的测定，一般可以用“双指示剂法”。实验中，先加酚酞指示剂，以HCl标准溶液滴定至无色，此时溶液中Na2CO3仅被滴定成NaHCO3，即Na2CO3只被中和了一半。反应是如下：Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl然后再加溴甲酚绿-二甲基黄指示剂，继续滴定至溶液由绿色到亮黄色，此时溶液中NaHCO3才完全被中和：NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2假定用酚酞作指示剂时，用去的酸体积为V1，再用溴甲酚绿二甲基黄作指示剂时，又用去的酸体积为V2，则Na2CO3，NaHCO3以及Na2O的含量可由下列式子计算：w（Na2O）=1/2*c(HCl)*V*M(Na2O)/

8、ms式中ms为碱灰式样质量（g）；V为滴定碱灰试液用去HCl的总体积（mL）。二 实验试剂碱灰试样，酚酞指示剂，溴甲酚绿二甲基黄指示剂，0.1mol/LHCl标准溶液三 实验步骤准确称取0.150.2g碱灰试样三份，分别置于250mL锥形瓶中，各加50mL蒸馏水，1滴酚酞指示剂后，溶液呈红色。用0.1mol/LHCl标准溶液滴定至无色，记下用去HCl体积（V1）。注意滴定过程，酸要逐滴加入并不断地摇动溶液以避免溶液局部酸度过大，防止Na2CO3直接转化为CO2，而不是转化成NaHCO3。第一次重点到达后，再加9滴溴甲酚绿二甲基黄指示剂，继续用HCl滴定，直到溶液由绿色变为亮黄色。记下第二次用去

9、HCl体积（V2）。四、 实验报告格式混合碱中碳酸钠和碳酸氢钠含量测定记录项目序号123称量瓶+试样质量（倒出前）/g称量瓶+试样质量（倒出后）/g试样质量/gHCL：第一次终点读数/mL初始读数/mL净用量/mLHCL：第二次终点读数/mL第一次终点读数/mL净用量/mLw（Na2O）平均值标准偏差sw（Na2CO3）平均值w（NaHCO3）平均值实验六 EDTA标准溶液的配制和标定一、 实验原理乙二胺四乙酸（简称EDTA，常用H4Y表示）难溶于水，分析化学中通常使用其二钠盐。EDTA能与大多数金属离子形成1:1的稳定配合物，因此可以用含有这些金属离子的基准物，在一定酸度下，选择适当的指示剂

10、来标定EDTA的浓度。标定EDTA溶液常用的基准物有Zn、ZnO、CaCO3、Bi、Cu、MgSO47H2O、Hg、Ni、Pb等。用Zn作基准物可以用铬黑T（EBT）作指示剂，在NH3H2ONH4Cl缓冲溶液（pH=10）中进行标定，其反应如下：滴定前：Zn2+ + In2- =ZnIn （纯蓝色） （酒红色）式中In为金属指示剂。滴定开始至终点前：Zn2+ + Y4- =ZnY2-终点时：ZnIn + Y4- =ZnY2- + In2- （酒红色） （纯蓝色）所以，滴定终点时，溶液从就红色变为纯蓝色。二、 实验试剂NH3H2ONH4Cl缓冲溶液（pH=10）：取6.75gNH4Cl溶于20m

11、L水中，加入57mol/LNH3H2O，用水稀释到100mL。铬黑T指示剂，纯Zn，EDTA二钠盐。三、 实验步骤1、0.01mol/LEDTA的配制称取3.7gEDTA二钠盐，溶于1000mL水中，必要时可加热加快溶解。2、0.01mol/LZn2+标准溶液的配制取适量纯锌粒，用稀HCl稍加泡洗，以除去表面的氧化物，再用水洗去HCl，然后，用酒精洗一下表面，沥干后于110下烘几分钟，置于干燥剂中冷却。准确称取0.150.2g，至于100mL烧杯中，加5mL1:1HCl，盖上表面皿，必要时温热，使Zn完全溶解。冲洗表面皿及杯壁，小心转移于250mL容量瓶中，用水稀释至标线，摇匀。计算Zn2+标

12、准溶液的浓度c（Zn2+）。3、EDTA浓度的标定用25mL移液管吸取Zn2+标准溶液置于250mL锥形瓶中，逐滴加入1:1 NH3H2O，同时不断摇动直至开始出现白色沉淀Zn（OH）2。再加5mL NH3H2ONH4Cl缓冲溶液、50mL的水和3滴铬黑T，用EDTA标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色即为终点。记下EDTA溶液的用量V（EDTA）。平行标定三次，计算EDTA的浓度。实验七 水的硬度测定（配位滴定法）一、 实验原理用EDTA测定Ca2+、Mg2+时，通常在两个等分溶液中，分别测定Ca2+量以及Ca2+、Mg2+总量，Mg2+量则从两者所用EDTA量的差数求出。在测定Ca2+时，

13、先用NaOH调节溶液到pH=1213，使Mg2+生成难溶的Mg(OH)2沉淀。加入钙指示剂与Ca2+配用呈红色。滴定时，EDTA先与游离的Ca2+配位，然后夺取已和指示剂配位的Ca2+，使溶液的红色变为蓝色为终点。从EDTA标准溶液用量可计算Ca2+的含量。测定Ca2+、Mg2+总量时，在pH=10的缓冲溶液中，以铬黑T为指示剂，用EDTA滴定。因稳定性CaYMgY2-MgInCaIn。铬黑T先与部分Mg2+配位为MgIn（酒红色）。而当EDTA滴入时，EDTA首先与Ca2+和Mg2+配位，然后在夺取MgIn中的Mg2+，使铬黑T游离，因此到达终点时，溶液由酒红色变为纯蓝色。从EDTA标准溶液

14、的用量，即可以计算样品中的钙镁总量。二、 实验试剂 6mol/LNaOH，NH3H2O-NH4Cl缓冲溶液（pH=10），铬黑T指示剂，钙指示剂三、 实验步骤1、 Ca2+的测定用移液管准确吸取水样50mL于250mL的锥形瓶中，加50mL的蒸馏水2mL 6mol/LNaOH(pH=1213)、45滴钙指示剂。用EDTA溶液滴定，不断摇动锥形瓶，当溶液变为纯蓝色时，即为终点。记下所用的体积V2。用相同的方法平行测定三份。2、 Ca2+、Mg2+总量测定准确吸取水样50mL于250mL锥形瓶中，加入50mL蒸馏水、5mL NH3H2O-NH4Cl缓冲溶液、3滴铬黑T指示剂。用EDTA溶液滴定，当

15、溶液由酒红色变为纯蓝色的时候，即为终点。记下所用体积V1。用同样方法平行测定三份。按下式分别计算Ca2+、Mg2+总量（以CaCO3含量表示，单位为mg/L）及Ca2+和Mg2+的分量（单位为mg/L）。CaCO3含量=c(EDTA)*V1*M(CaCO3)/V水样*1000(上式为Ca2+的含量，下式为Mg2+的含量)式中V1、V2均取平均值。四、 实验记录水硬度的测定记录实验八 KMnO4标准溶液的配制与标定一、 实验原理KMnO4是氧化还原滴定最常用的氧化剂之一。高锰酸钾滴定法通常在酸性溶液中进行，反应中锰原子的氧化数由+7变到+2。市售的KMnO4试剂中常含有少量的MnO2和其它杂质，

16、高锰酸钾在制备和贮存过程中，常混入少量的还原性杂质，可待它们可与MnO4-反应而析出MnO(OH)2沉淀，标定其准确浓度。然而这些生成物以及光、热、酸、碱等外界条件的改变均会促进KMnO4的分解，因此配好的KMnO4溶液应除去杂质，并保存于暗处。 H2C2O42H2O与Na2C2O4是较为常用的还原剂，因为它容易提纯，性质稳定，不含结晶水，是标定KMnO4常用的基准物质。其反应式如下：2 MnO4- + 5 C2O42- +16H+ =2Mn2+ + 10CO2+ 8H2O反应要在酸性、较高温和有Mn2+作催化剂的条件下进行。滴定初期，反应很慢，KMnO4溶液必须逐滴加入，如滴加过快，部分KM

17、nO4在热溶液中按下式分解造成误差。4KMnO4+2H2SO4=4MnO2+2K2SO4+2H2O +3O2在滴定过程中逐渐生成的Mn2+有催化作用，结果使反应速率逐渐加快。由于KMnO4溶液本身具有特殊的紫红色，滴定时KMnO4溶液稍微过量，即可看到溶液呈微红色，示终点已到。故不需另加指示剂。二、 实验试剂 H2SO4（3mol/L），KMnO4（s）， Na2C2O4（s）三、 实验步骤（1） KMnO4标准溶液（0.02mol/L）的配制：称取KMnO4 1.7g，溶于适当量的蒸馏水中，置于洁净的棕色试剂瓶中，用水稀释至约500mL。摇匀，塞好，暗处放置710天，用玻璃砂芯漏斗过滤上层溶

18、液，存于另一棕色玻璃瓶中，摇匀，待标定。（2） KMnO4标准溶液（0.02mol/L）的标定：精确称取0.2g左右的Na2C2O4三份 ，分别置于250 mL锥形瓶中，各加蒸馏水40 mL和10mL3mol/L H2SO4的使之溶解。慢慢加热直至（7585）（见冒热气），趁热用待标定的KMnO4溶液滴定，刚开始滴定时，速度较慢，滴入第一滴KMnO4溶液后，不要摇动溶液，待溶液褪色后，再加第二滴KMnO4。待溶液中生成Mn2+后，因起催化作用，反应速率加快，此时开始摇动溶液，滴定速度也可适当加快，但也绝不可使KMnO4连续留下。滴定接近终点时，紫红色褪色很慢，应减慢滴定速度，充分摇匀，防止超过

19、终点。滴定至加半滴KMnO4且摇匀后，能持续半分钟呈现微红色不褪色，即为终点。记下终读书并计算KMnO4溶液的浓度c（KMnO4）。四、 注意事项（1）滴定完成时，溶液温度应不低于55，否则反应速度慢而影响终点的观察与准确性。操作中不要直火加热或使溶液温度过高，以免H2C2O4分解。（2）开始滴定时反应速度较慢，所以要缓慢滴加，待溶液中产生了Mn2+后，由于Mn2+对反应的催化作用，使反应速度加快，这时滴定速度可加快；但注意仍不能过快。否则来不及反应的KMnO4在热的酸性溶液中易分解。近终点时，反应物浓度降低，反应速度也随之变慢，须小心缓慢滴入。（3）KMnO4溶液受热或受光照将发生分解:分解

20、产物MnO2会加速此分解反应。因此配好的溶液应贮存于棕色瓶中。并置于冷暗处保存。（4）KMnO4在酸性介质中是强氧化剂，滴定到达终点的粉红色溶液在空气中放置时，由于和空气中的还原性气体和灰尘作用而逐渐褪色。实验九 过氧化氢含量的测定一、 实验原理H2O2是医药上的消毒剂，在酸性条件下很容易被KMnO4氧化。在强酸性条件下，KMnO4与H2O2进行如下反应：2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5O2+8H2O 在一般的工业分析中，常用KMnO4标准溶液测定H2O2的含量，有反应式子可知，H2O2在反应中氧原子从-1升到0。二、 实验试剂 工业H2O2样品、KMnO4

21、（0.02mol/L）标准溶液，H2SO4（3mol/L）三、 实验步骤用移液管准确吸取10mL H2O2样品（w约为0.03）置于250mL容量瓶中，加水稀释至标线。混合均匀。准确吸取25mL稀释液三份，分别置于三个250mL锥形瓶中，各加5mL3mol/L H2SO4，用KMnO4标准溶液滴定之。计算未经稀释样品中的H2O2含量。实验十 碘和硫代硫酸钠溶液的配制与标定一、 实验原理碘量法的基本反应式是：配好的I2和溶液经比较滴定，求出两者的体积比，然后标定其中一种溶液的浓度，算出另一种溶液的浓度。准确称取一定量的K2Cr2O7基准试剂，配成溶液，加入过量的KI，在酸性溶液中定地完成下列反应

22、生成的游离的I2，立即用Na2S2O3溶液滴定：结果实际上相当于K2Cr2O7氧化Na2S2O3了。I-虽在反应中被氧化，但又在反应中被还原为I-。结果并未发生变化。由反应减去三倍量的反应，即可知K2Cr2O7与Na2S2O3反应的物质的量之比为1:6，即：n（K2Cr2O7）：6n（Na2S2O3）因而根据滴定的K2Cr2O7溶液的体积和所取的K2Cr2O7质量，即可算出溶液准确的浓度。碘量法用新配置的淀粉溶液作指示剂。I2与淀粉生成蓝色的加合物，反应很灵敏。二、 实验试剂K2Cr2O7（s）、HCl（2mol/L）、Na2S2O35H2O（s）、KI（s）、I2（s）、淀粉溶液（w为0.0

23、05），Na2CO3（s）。三、 实验步骤 1.0.05mol/LI2和0.1mol/LNa2S2O3溶液的配制用台天平称取Na2S2O35H2O约6.2g，溶于适量刚煮沸并已冷却的水中，加入Na2CO3约0.05g后，稀释至250mL，倒入细口试剂瓶中，放置12周后标定。在太天平上称取约3.2g，至于250mL烧杯中，加6g，再加少量水，搅拌，待全部溶解后，加水稀释到250mL。混合均匀。贮藏在棕色细口瓶中，放置于暗处。2. I2和Na2S2O3溶液的比较滴定 用移液管取25.00mL I2标准溶液于锥形瓶中，加入50mL水，用Na2S2O3溶液滴定至浅黄色后，加入2mL的淀粉指示剂，再用N

24、a2S2O3溶液继续滴定至蓝色刚好褪去为止。平行滴定2次。计算出两溶液体积比。3. Na2S2O3溶液的标定 准确地称取0.15g左右的K2Cr2O7基准试剂（预先干燥过）3份。分别置于3个250mL的碘量瓶中（最好用带有磨口塞的锥形瓶或碘瓶），分别加入1020mL蒸馏水使之溶解。加2gKI,10mL2mol/LHCl，充分混合溶解后，盖好塞子，以防止I2因挥发而损失。在暗处放置5min，然后加50mL水稀释，用Na2S2O3溶液滴定到溶液呈浅绿黄色时，加2mL淀粉溶液，继续滴入Na2S2O3溶液直到蓝色刚好消失而Cr3+的绿色出现为止。记下溶液的体积，计算溶液Na2S2O3的浓度。再根据比较

25、滴定的数据计算I2的浓度。实验十一 葡萄糖含量的测定（碘量法）一、 实验原理 碘与NaOH作用可天生次碘酸钠(NaIO)，葡萄糖(C6H12O6)能定量地被次碘酸钠(NaIO)氧化成葡萄糖酸(C6H12O7)。在酸性条件下，未与葡萄糖作用的次碘酸钠可转变成碘(I2)析出，因此只要用Na2S2O3标准溶液滴定析出的I2，便可计算出C6H12O6的含量。其反应如下： I2与NaOH作用：I2 + 2NaOH = NaIO + NaI + H2O C6H12O6和NaIO定量作用：C6H12O6 + NaIO = C6H12O7 + NaI 总反应式：I2 + C6H12O6 + 2NaOH = C

26、6H12O7 + NaI + H2O C6H12O6作用完后，剩下未作用的NaIO在碱性条件下发生歧化反应：3NaIO = NaIO3 + 2NaI 在酸性条件下，歧化产物进一步作用生成I2：NaIO3 + 5NaI + 6HCl = 3I2 + 6NaCl + 3H2O 析出过量的I2可用标准Na2S2O3溶液滴定：I2 + 2Na2S2O3 = Na2S4O6 +2NaI由以上反应可以看出一分子葡萄糖与一分子NaIO作用，而一分子I2产生一分子NaIO，也就是一分子葡萄糖与一分子I2相当。本法可作为葡萄糖注射液葡萄糖含量测定。二、 实验试剂I2的标准溶液（0.05mol/L）; Na2S2

27、O3标准溶液（0.1mol/L）；NaOH溶液（2mol/L）；HCl（6mol/L）;葡萄糖注射液（w为0.50），淀粉指示剂（w为0.005）。三、 实验步骤用移液管移取25.00mL待测溶液于碘量瓶中，准确加进I2标准溶液25.00mL，慢慢滴加0.2mol/L NaOH，边加边摇，直至溶液呈淡黄色。加碱的速度不能过快，否则天生的NaIO来不及氧化C6H12O6，而歧化不与葡萄糖反应的和，使测定结果偏低。将锥形瓶盖好，于暗处放置1015分钟，加6mol/L HCl 2mL使成酸性，立即用Na2S2O3溶液滴定，至溶液呈浅黄色时，加进淀粉指示剂2mL，继续滴至蓝色消失，即为终点。记下滴定读

28、数。实验滴定重复一次。并按照下式计算葡萄糖的含量（g/L）。 （式中，V样为25.00ml）四、 注意事项留意事项：Na2S2O3溶液的配制用新煮沸且刚冷却的蒸馏水；I2溶液配制在KI的溶液之中；标定Na2S2O3溶液时淀粉指示剂加进的时间和滴定的现象。实验十二 维生素C含量的测定（直接碘量法）一、 实验原理维生素C是人体重要的维生素之一，它影响胶元蛋白的形成，参与人体多种氧化还原反应,并且有解毒作用。人体不能自身制造维生素C，所以人体必须不断地从食物中摄入维生素C，通常还需储藏能维持一个月左右的维生素C。缺乏时会产生坏血病，故又称抗坏血酸。维生素C属水溶性维生素，分子式C6H8O6。分子中的

29、烯二醇基具有还原性，能被I2定量地氧化成二酮基，因而可用I2标准溶液直接测定。简写为：由于维生素C的还原性很强，较容易被溶液和空气中的氧氧化，在碱性介质中这种氧化作用更强，因此滴定宜在酸性介质中进行，以减少副反应的发生。考虑到I-在强酸性中也易被氧化，故一般选在pH为34的弱酸性溶液（稀醋酸）中进行滴定。二、 实验试剂维生素C（s）；1:1HAc；0.05mol/L I2标准溶液；淀粉指示剂三、 实验步骤准确称取约适量（约相当于维生素C0.2g）研成粉末的维生素C药片，置于250ml锥形瓶中，加入100ml新煮沸过并冷却的蒸馏水，再加10mL1:1HAc，完全溶解后，再加入3mL淀粉指示剂，立

30、即用I2标准滴定溶液滴定至稳定的蓝色，30s内不褪色即为终点。 重复滴定一次，计算维生素C的含量。实验十三 生理盐水中氯化钠含量的测定（银量法）一、 实验原理银量法需要借助指示剂来确定指示终点。根据指示剂不同，银量法又分为莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法。莫尔法是指中性或弱碱性溶液中，以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液滴定氯化物。（白）（砖红色） AgCl的溶解度Ag2CrO4的溶解度，因此溶液中首先析出AgCl沉淀当达到终点后，过量的AgNO3与CrO42生成砖红色沉淀。二、 实验试剂 AgNO3（s，A R），NaCl（s，A R），K2CrO4溶液（w为0.05），生理盐水样品三、

31、 实验步骤1.0.1mol/L标准溶液的配制标准溶液可直接用分析纯的结晶配制，但由于不稳定，见光易分解，故若要精确测定，则要基准物来标定。（1）直接配制在一小烧杯中精确称量1.7g左右的，加适量水溶解后，定量转移到100mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀，计算其准确浓度。（2）间接配制 将置于坩埚中，用煤气灯加热至500600干燥后，冷却，放置在干燥器中冷却备用。称取：称量4.3g的,溶解后稀释至250mL。标定：准确称取0.150.2g的三份，分别置于三个锥形瓶中，各加25mL水使其溶解。加1mL溶液。在充分摇动下，用溶液滴定至溶液刚出现稳定的砖红色，记录溶液的用量，计算溶液的浓度。2.测定

32、生理盐水中NaCl的含量将生理盐水稀释1倍后，用移液管精确移取已稀释的生理盐水25.00mL置于锥形瓶中，加入1mL的指示剂，用标准溶液滴定至溶液刚出现稳定的砖红色（边摇边滴）。平行滴定三次，计算的含量。实验十四 铁的比色测定一 实验原理邻二氮菲(phen)和Fe2+在pH39的溶液中，生成一种稳定的橙红色络合物Fe(phen)32+，其lgK=21.3，508=1.1104Lmol-1cm-1，铁含量在0.16gmL-1范围内遵守比尔定律。其吸收曲线如图所示。显色前需用盐酸羟胺或抗坏血酸将Fe3+全部还原为Fe2+，然后再加入邻二氮菲，并调节溶液酸度至适宜的显色酸度范围。有关反应如下：2Fe

33、3+2NH2OHHC12Fe2+N2+2H2O+4H+2C1用分光光度法测定物质的含量，一般采用标准曲线法，即配制一系列浓度的标准溶液，在实验条件下依次测量各标准溶液的吸光度(A)，以溶液的浓度为横坐标，相应的吸光度为纵坐标，绘制标准曲线。在同样实验条件下，测定待测溶液的吸光度，根据测得吸光度值从标准曲线上查出相应的浓度值，即可计算试样中被测物质的质量浓度。二 实验试剂试剂：邻菲罗啉水溶液（w为0.0015）,盐酸羟胺水溶液（w为0.10，此溶液只能稳定数日），NaAc溶液（1mol/L），HCl（6mol/L）NH4Fe(SO4)2标准溶液：称取0.2159g分析纯NH4Fe(SO4)212

34、H2O，加入少量水及20mL6mol/L的HCl，使其溶解后，转移至250mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀。此溶液Fe3+浓度为100mg/L。吸取此溶液25.00mL于250mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至标线，摇匀。此溶液Fe3+浓度为10mg/L。仪器：722型分光光度计三 实验步骤1显色标准溶液的配制: 在序号为16的6只50mL容量瓶中，用吸量管分别加入0，0.20，0.40，0.60，0.80，1.0mL铁标准溶液(含铁10mg/L)，分别加入1mL盐酸羟胺溶液，摇匀后再各加入5mL1.0molL-1乙酸钠溶液和2mL邻二氮菲溶液，以水稀释至刻度，摇匀。 以上述试剂空白溶液(1号

35、)为参比，用2cm比色皿，在510nm波长下，测定26号各显色标准溶液的吸光度。在坐标纸上，以铁的浓度为横坐标，相应的吸光度为纵坐标，绘制出A-Fe标准曲线。 2.总铁的测定： 吸取25.00mL被测试液代替标准溶液，置于50mL容量瓶中，其他步骤同上，测出吸光度并从标准曲线上查得相应于Fe的含量（mg/L）。 3.Fe2+的测定 操作步骤与总铁相同，但不加盐酸羟胺溶液。测出吸光度并从标准曲线上查得相应于Fe2+的含量。（mg/L）有了总铁量和Fe2+量，便可求出Fe3+的量。四、实验注意事项1.试剂的加入必须按顺序进行；2.定容后必须充分摇匀后进行测量；3.分光光度计必须预热30min，稳定

36、后才能进行测量；4.比色皿必须配套，装上待测液后透光面必须擦拭干净；5.切勿用手接触透光面；6.在进行条件试验时，每改变一次试液浓度，比色皿都要洗干净；7.同一组溶液必须在同一台仪器上测量；8.标准曲线的质量是测定准确与否的关键，标准系列溶液配制时，必须严格按规范进行操作9.待测溶液一定要在工作曲线线形范围内，如果浓度超出直线的线形范围，则有可能偏离朗伯-比耳定律是光吸收的基本定律，就不能使用吸光光度法测定。实验十五 植物叶片中叶绿素含量的测定一、 实验原理叶绿素广泛存在于果蔬等绿色植物组织中，并在植物细胞中与蛋白质结合成叶绿体。当植物细胞死亡后，叶绿素即游离出来，游离叶绿素很不稳定，对光、热

37、较敏感；在酸性条件下叶绿素生成绿褐色的脱镁叶绿素，在稀碱液中可水解成鲜绿色的叶绿酸盐以及叶绿醇和甲醇。高等植物中叶绿素有两种：叶绿素a和b，两者均易溶于乙醇、乙醚、丙酮和氯仿。故容易用丙醇-水体系把他们从植物叶子中提取出来。叶绿素的结构和吸收光谱如图。 从叶绿素的吸收光谱图得知，可以在波长663nm和645nm测定叶绿素a和叶绿素b的吸光度。当两个吸收峰重叠，但仍然服从比尔定律时，吸光度具有加和性，即：（1）（2）解此联立方程式得：式中，分别代表叶绿素a和叶绿素b在1和2波长处的摩尔吸收系数。在1和2波长下，用1cm比色皿，通过分别测定叶绿素a和叶绿素b标准系列溶液的吸光度后，绘制吸光度与其浓

38、度的工作曲线，工作曲线的斜率即为叶绿素a和叶绿素b在1和2处的摩尔吸收系数。求得这些值后，再在1和2波长下，测定叶绿素a和叶绿素b样品溶液的吸光度，代入方程（3）（4）就可以计算出样品溶液中叶绿素a和叶绿素b各自的浓度。而在我们的实验中，最终叶绿素a和叶绿素b浓度的计算可根据下式计算：Ca=12.7A663-2.69A645Cb=22.9A645-4.68A663 叶绿素的结构式如下：二、 实验试剂仪器：分光光度计、 容量瓶：250mL2只、50mL10只、25mL4只、 吸量管：5mL、2mL试剂：丙酮-水溶液（体积比80:20） 叶绿素a和叶绿素b标准贮备溶液：分别准确称取叶绿素a和叶绿素

39、b标准品25.0mg于两只100mL的烧杯中，用80:20的丙酮-水溶液溶解，定量转移至250mL容量瓶中，用80:20的丙酮-水溶液稀释至刻度，则叶绿素a和叶绿素b的浓度分别为100g/L。三、 实验步骤1. 采样选定研究对象、采样地点，在采样区域内均匀选择采样点，采集样本，保存于干净的塑料袋或塑料瓶中。2. 样品处理用剪刀将叶子剪碎，分成四等分，在每份中准确称取约0.15g碎叶子于玻璃研钵中，加少量80:20的丙酮-水溶液，研细，以利于完全提取叶绿素。当溶液变绿后，抽滤于25mL容量瓶中。应进行多次提取，直至叶子失去绿色，最后用80:20的丙酮-水溶液稀释至刻度。3. 测定取5只50mL容量瓶，分别移取1.00mL，2.00mL，3.00mL，4.00mL和5.00mL叶绿素a标注贮备溶液；领取5只50mL容量瓶，分别移取0.25mL，0.50mL，1.00mL，1.50mL和2.00mL叶绿素b标准贮备溶液，皆用80:20的丙酮-水溶液稀释至刻度，摇匀。在645nm和663nm条件下，分别测定其吸光度，并绘制出4条相应的标准曲线，求出。再将这些值代入方程（3）和方程（4）中，得到计算公式。在同样的条件下，测定样品溶液的吸光度，根据这些吸光度，代入公式，计算出样品中叶绿素a和叶绿素b的浓度，进而计算样品中叶绿素a和叶绿素b的平均含量（mg/g）。