1、分析化學第6章 氧化還原滴定法Oxidation Reduction Titration基本內容和重點要求F掌握氧化還原平衡的基本概念、歷程和影響反應速率的因素；F了解掌握氧化還原滴定法的原理、滴定曲線及氧化還原指示劑；F學習掌握氧化還原滴定法的預處理方法；F掌握氧化還原滴定法的各種方法及實際應用；F掌握氧化還原滴定法的計算并能靈活運用。-1 氧化還原反應平衡-2 氧化還原反應進行的程度-3 氧化還原反應的速度與影響反應速度的因素-4 氧化還原滴定曲線及終點的確定-5 氧化還原滴定法中的預處理第6章 氧化還原滴定法-6 高錳酸鉀法-7 重鉻酸鉀法-8 碘量法-9 其他氧化還原滴定法-10 氧化

2、還原滴定結果的計算氧化還原滴定法一、 概述二、條件電極電位三、外界條件對條件電極電位的影響-1 氧化還原反應平衡一、 概述F氧化還原滴定法是以氧化還原反應為基礎的滴定分析法F氧化還原電對（redox conjugate pair）：oxidantelectron acceptorreductantelectron doner二、條件電極電位(Conditional Potential)u能斯特方程式u條件電極電位1. 能斯特方程式（The Nernst equation）ROROaanEaanFRTEEtducneOxidantlg059. 0lntanRe OO標準電極電標準電極電位可查表位

3、可查表 Standard electrode potential n the number of electrons in the redox half-reactionFfaraday constant, 96485Cmol-1Rgas constant, 8.314JK-1mol-1Tabsolute temperature, 298.15KOE式中：式中： 活度系數活度系數 副反應系數副反應系數c分析濃度分析濃度E 條件電位，特定條件電位，特定條件下，條件下，cO=cR = 1molL-1時的電勢，條時的電勢，條件一定時件一定時E 為常數。為常數。ROROORRORORROOROROcc

4、nEccnnEccnEROnEaanEElg059. 0lg059. 0lg059. 0lg059. 0lg059. 0lg059. 0 OOOOO可見，可見，E 與與E 關系與絡合滴定中關系與絡合滴定中KMY與與K MY關系相似關系相似2. 條件電極電位例 1F1molL-1HCl溶液中，cCe4+=1.0010-2 molL-1， cCe3+ =1.0010-3molL-1時Ce4+/Ce3+電對的電勢？解：VEVECeCe34. 11000. 11000. 1lg059. 028. 128. 1320/34 查表得：例 2F在 1 m o l L- 1H C l 溶 液 中 ， 用 固

5、體 亞 鐵 鹽 將0.100molL-1 K2Cr2O7還原至一半時的電勢？解：VEVECrOCr01. 1100. 00500. 0lg6059. 000. 100. 120/3272 查表得：三、外界條件對條件電極電位的影響1. 離子強度的影響2. 副反應的影響3. 酸度的影響1. 離子強度的影響F離子強度較大時，活度系數遠小于1，活度與濃度差別較大，計算結果與實際有差異。F如：Fe(CN)63-/Fe(CN)64-電對在不同I時E （ E 0.335V）I 0.00064 0.0128 0.112 1.2E 0.3619 0.3814 0.4094 0.4584F但各種副反應對電勢的影響

6、遠比離子強度大，故一般可忽略離子強度的影響。2. 副反應的影響F沉淀反應或絡合反應使電對的氧化形或還原形濃度發生變化，改變電極電勢。如碘量法測定Cu2+：2Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2 (E Cu2+/Cu+=0.16V，E I2/I=0.53V)CuI沉淀的生成，使Cu2+可氧化碘化物。例 3F計算KI濃度為1molL-1時，Cu2+/Cu+電對的條件電勢？（忽略離子強度的影響）解：/lg059. 0lg059. 0101 . 116. 02/2/12)(/222 IKCuECuCuEEKVEspCuCuCuCuCuIspCuCu，VKIEECuKIEIKCuECuCuEEs

7、pCuCuCuCuspCuCuspCuCuCuCu87. 0101 . 11lg059. 016. 0lg059. 0lg059. 0lg059. 0/lg059. 0lg059. 012/2/2/2/22222 絡合物的形成 Fe3+/Fe2+電對在不同介質中的E (E =0.77V )介質1molL-1 HClO41molL-1 HCl1molL-1 H2SO41molL-1 H3PO41molL-1 HFEFe3+/Fe2+ /V0.750.700.680.440.32 在定量分析中，常利用形成絡合物的性質消除干擾。如碘量法測定Cu2+時，Fe3+也能氧化I-，干擾Cu2+測定。若加入N

8、aF，則Fe3+與F-形成穩定絡合物，Fe3+/Fe2+電對電位降低，就不氧化I-了。例 4F計算pH=3.0，cF-=0.1molL-1時，Fe3+/Fe2+電對的條件電勢？（忽略離子強度的影響）解：)()(/)()(/)()(/23/32232323322322332323lg059. 0lg059. 0lg059. 0/lg059. 0lg059. 0FFeFFeFeFeFeFeFeFeFFeFFeFeFeFFeFeFFeFeFeFeFeFeEEccEccEFeFeEE VEEVEcFHKKFFFFFeFFeFFeFeFeFeFeFeFeHFFHHFHFHHFFFeFFe32. 0101

9、lg059. 077. 0lg059. 077. 0101011 . 3lg11019 .112 . 92 . 5lglg7 . 7)()(/4 . 1)(4 . 0)()(7 . 733221)(3133223232323已知：，得：由，分別為的與3. 酸度的影響F有H+、OH-參與OR半反應時，酸度直接影響條件電勢。F如：H3AsO4 + 2H+ + 3I- = HAsO2 + I3- +2H2OE H3AsO4 / HAsO2 =0.559V， E I3- / I- =0.545VFI3- / I-電對的電位與pH無關，而H3AsO4 / HAsO2受pH影響很大 。在高酸度下(如4mo

10、lL-1HCl)，上述反應向右進行，As(V)定量氧化I-，據此可用間接碘量法測定As(V)。在較低酸度下（如pH=8)，上述反應向左進行，據此可用碘標準溶液直接滴定As(III)。例 5F計算0.10molL-1HCl溶液中As(V)/As(III)電對的條件電勢？解：VHEEHAsOHAsOHEEOHHAsOeHAsOH500. 010. 0lg059. 0559. 0lg2059. 0lg2059. 022200224302243 酸度的影響-2 氧化還原反應進行的程度u氧化還原平衡常數（Redox equilibrium constant）n2O1 + n1R2 = n1O2 + n2

11、R1O1 + n1e- = R1 O2 + n2e- = R2l平衡時E1=E2：059. 0)(lglglg059. 0lg059. 0020120221011122112212211nEEKaaaaaanEEaanEEnRnOnOnRRORO，n是反應中電子轉移數是反應中電子轉移數n1與與n2的最小公倍數的最小公倍數 E /對應K/ （見書P139）。uE 1 和E2 相差多大才能定量完成 對反應 n2O1 + n1R2 = n1O2 + n2R1，要使反應完全程度達99.9以上，化學計量點時 11222211331010nnROnnORCCCC，如 n1 =n2 =1時，059. 0)(

12、lg0201nEEKVEEnnKnEEaaaaKCCCCROORROOR35. 01lg059. 06lglg101002012102013321212211，即，O-R反應定量反應定量滴定的條件滴定的條件 即兩條件電極電位之差必須大于0.4時，反應完全，才可用于滴定分析。-3 氧化還原反應的速度與影響反應速度的因素一、氧化還原反應的歷程二、影響反應速率的因素一、氧化還原反應的歷程Fe2+ + Ce4+ = Fe3+ + Ce3+2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+ 2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2OCr2O72- + 6

13、Fe2+ +14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2OCr(VI) + Fe(II) Cr(V) + Fe(III)Cr(V) + Fe(II) Cr(IV) + Fe(III)Cr(IV) + Fe(II) Cr(III) + Fe(III)F實驗表明，一般的反應由幾步完成，反應速率取決于反應最慢的那一步。二、影響反應速率的因素u氧化劑和還原劑本身的性質u反應物的濃度：u反應溫度：u催化劑的影響：F正催化劑可加快反應速率，負催化劑可減慢反應速率。OHICrHIOCr223272732146 OHCOMnHOCMnO222242481021652 催化反應（catalyzed re

14、action） IHAsOHIOAsOIHHIOOHIIICeIICe3433222342 HCeAsOOHAsOCeI2223342334OHCOMnHOCMnOMn2222424810216522 自動催化反應自動催化反應催化劑反應前后量不變OHFeMnHFeMnO232244585 誘導體誘導體誘導反應誘導反應OHClMnHClMnO222485216102 受誘體受誘體作用體作用體受誘反應受誘反應誘導反應（ induced reaction）-4 氧化還原滴定曲線及終點的確定一、氧化還原滴定曲線二、檢測終點的方法一、氧化還原滴定曲線F0.1000molL-1Ce(SO4)2溶液滴定20

15、.00mL等濃度Fe2+溶液（在1molL-1 H2SO4溶液中）滴定反應為:Ce4+Fe2+ = Ce3+Fe3+滴定過程中兩個電對: Fe3+ e- = Fe2+ Ce4+ e- = Ce3+F滴定過程中電位的計算：滴定開始到化學計量點前化學計量點時化學計量點以后0 0.50 1.00 1.50 2.00 a1.2 1.00.8 0.60.4 0.2.E滴定分數滴定分數Esp電位突躍范圍電位突躍范圍與與濃度濃度及及 E的大小有關的大小有關還常與介質有關。二、檢測終點的方法u自身指示劑（self indicator）u專屬指示劑（ special indicator）u氧化還原指示劑（red

16、ox indicator）u電位滴定法1. 自身指示劑（self indicator）F如 MnO4- 本身顯紫紅色，還原后的產物Mn2+為無色，所以用高錳酸鉀滴定時，不需要另加指示劑。F即專用指示劑，如可溶性淀粉（starch）與碘顯示特有的藍色，用于碘量法。2. 專屬指示劑（special indicator）3. 氧化還原指示劑（redo x indicator）F本身發生氧化還原反應的指示劑，其氧化態和還原態具有不同的顏色，如二苯胺磺酸鈉，還原態為無色，氧化態為紫紅色。氧化還原指示劑In(O) + ne- = In(R)()(lg059. 00RInOInnEEIn nEnEEInIn

17、059. 0059. 000變色范圍為：指示劑的選擇原則：指示劑的條件電勢盡量與反應的化學計量點電勢一致，以減小滴定誤差。表5-1 一些氧化還原指示劑的條件電極電位及顏色變化指示劑E In/VH+=1molL-1氧化形 還原形次甲基藍0.36藍無色二苯胺0.76紫無色二苯胺磺酸鈉0.84紫紅無色鄰苯氨基苯甲酸0.89紫紅無色鄰二氮雜菲亞鐵1.06淺藍紅硝基鄰二氮雜菲亞鐵1.25淺藍紫紅-5 氧化還原滴定法中的預處理一、預處理二、常用的預氧化還原劑F預氧化或預還原，使待測組分處于一定的價態。要求：反應速度快；必須將欲測組分定量的氧化或還原；反應具有一定的選擇性；過量的試劑易于除去（a.加熱分解，

18、如H2O2、 (NH4)2S2O8；b.過濾，如NaBiO3不溶于水；c.利用化學反應，如過量SnCl2加入HgCl2除去）一、預處理（ Pre-treatment ）包括預氧化、預還原，有機物的除去等二、常用的預氧化還原劑類型反應條件主要應用除去方法氧化劑(NH4)2S2O8酸性Mn2+MnO4-煮沸分解NaBiO3酸性Cr3+Cr2O72-過濾H2O2堿性Cr3+CrO42-煮沸分解Cl2、Br2酸性或中性I-IO3-煮沸或通空氣還原劑SO2中性或弱酸性Fe3+Fe2+煮沸或通CO2SnCl2酸性加熱As(V)As(III)加HgCl2氧化TiCl3酸性Fe3+Fe2+水稀釋，Cu2+催化

19、空氣氧化Zn、Al酸性Sn(IV) Sn(II)過濾或加酸溶解金屬汞齊酸性Ti(IV)Ti(III)-6 高錳酸鉀法（ permanganate titration ）一、KMnO4的性質二、KMnO4法優缺點三、KMnO4標液的配制四、KMnO4標液的標定五、KMnO4法應用示例FKMnO4是強氧化劑，氧化能力和還原產物與溶液的酸度有關。在酸性溶液中：MnO4- + 8H+ +5e- = Mn2+ +4H2O E=1.491V在中性或弱堿性溶液中：MnO4-+2H2O +3e- = MnO2 + 4OH-E =0.58V在堿性溶液中：MnO4- + e- = MnO42- E =0.56V一

20、、KMnO4的性質優點：F氧化能力強；應用廣泛，可以直接、間接地測定多種無機物和有機物；Mn2+近于無色，MnO4-為紫紅色，滴定時不需另加指示劑。缺點：F試劑常含有少量雜質，標準溶液不穩定(配制、保存)；反應歷程比較復雜，易發生副反應，滴定的選擇性較差，需嚴格控制滴定條件(速度、條件) 。 二、KMnO4法優缺點三、KMnO4標液的配制F稱取稍多于理論的KMnO4，溶解在一定體積的蒸餾水中；F將配好的KMnO4溶液加熱沸騰，保持微沸約1h，冷卻放置數天，使溶液中可能存在的還原性物質完全氧化；F用微孔玻璃漏斗過濾，除去析出的MnO2沉淀。過濾后的KMnO4溶液儲存在棕色瓶中，存放在暗處，以待標

21、定。 四、KMnO4標液的標定基準物質FNa2C2O4、 FeSO4 (NH4)2SO46H2O、 As2O3 等2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2OF標定條件：溫度：7085酸度：0.51molL-1 H2SO4介質滴定速度：開始滴定要慢催化劑：滴定前可加幾滴Mn2+催化終點：粉紅色30Sec不褪色五、KMnO4法應用示例1. H2O2的測定（直接法）2. Ca2+的測定（間接法）3. 軟錳礦中MnO2的測定（返滴法）4. 有機化合物的測定5.水樣中化學耗氧量（COD）的測定5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5O

22、2 + 8H2OF 因H2O2易分解，不能加熱；F開始反應慢，滴定要慢。F堿金屬及堿土金屬的過氧化物，可采用此法測定。F工業品中常加入某些有機化合物作H2O2的穩定劑，這些有機物大多能與MnO4-反應而干擾測定，此時可采用碘量法測定。1. H2O2的測定（直接法）2. Ca2+的測定（間接法）Ca2+ + C2O42- = CaC2O4CaC2O4 + 2H+ = Ca2+ + H2C2O45H2C2O4 +2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2OFCaC2O4晶形沉淀形成條件控制：含Ca2+酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4，再用稀氨水中和至pH逐漸變為45，

23、沉淀均勻而緩慢地析出，放置陳化，過濾，洗凈沉淀表面吸附的C2O42-（用冷水）；F凡能與C2O42-定量生成沉淀的金屬離子，均可用此間接法測定，如Th4+和稀土元素的測定。MnO2 + C2O42-（過量） +4H+ = Mn2+ + 2CO2 + 2H2O2MnO4- + 5C2O42- (剩余)+16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2OF加入過量的Na2C2O4溶液于試樣，加入H2SO4并加熱，使反應完全；F剩余的C2O42-用KMnO4標準溶液返滴定；F此法也可用于測定PbO2的含量。3. 軟錳礦中MnO2的測定（返滴法）4. 有機化合物的測定F一定過量強堿性KMnO4溶液中

24、，CH3OH + 6MnO4- + 8OH- = CO32- + 6MnO42- +6H2OHCOO- + 2MnO4- + 3OH- = CO32- + 2MnO42- +2H2OF反應完成后，酸化溶液，此時3MnO42- + 4H+ = 2MnO4- + MnO2 +2H2O有機化合物的測定F加入過量FeSO4標準溶液，使所有高價錳離子還原為Mn2+，再用KMnO4標準溶液滴定過量的Fe2+；F根據兩次加入KMnO4的量及FeSO4的量計算有機物的含量。F此法可用于測定甲醇、甲酸或甘油、酒石酸、檸檬酸、水楊酸、苯酚、甲醛、葡萄糖等。FCOD為chemical oxygen demand的簡

25、稱，指：水體中還原性物質所消耗的氧化劑的量，換算成氧的質量濃度（以mgL-1計）。FH2SO4條件下，加入一定過量KMnO4（V1 mL）溶液，加熱煮沸。剩余的KMnO4用一定過量的C2O42- 還原，再用KMnO4 （V2 mL）標液返滴定。4MnO4- + 5C +12H+ = 4Mn2+ +5CO2 + 6H2O2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O5. 水樣中化學耗氧量（COD）的測定F適用于清潔水、河水、地表水、飲用水、生活污水的耗氧量的測定。水VVCVVCLmgOCODOCHOCHKMnO3252)(45)(42242242112-

26、7 重鉻酸鉀法（ Dichromate Titration ）一、重鉻酸鉀法優缺點二、K2Cr2O7法應用示例優點:FK2Cr2O7容易提純，可以直接配制。FK2Cr2O7標準溶液非常穩定，可長期保存。FK2Cr2O7的氧化能力沒有KMnO4強，但在1molL-1 HCl溶液中，室溫下不與Cl-作用。缺點：FK2Cr2O7還原產物為Cr3+呈綠色，終點無法辨別過量的K2Cr2O7黃色，故常加入二苯胺磺酸鈉指示劑。 一、重鉻酸鉀法優缺點二、K2Cr2O7法應用示例1. 水泥生料中Fe2O3的測定2. 水樣中化學需氧量（COD）3. UO22+的測定6Fe2+ + Cr2O72- +14H+ =

27、6Fe3+ +2Cr3+ + 7H2O與高錳酸鉀法的不同與高錳酸鉀法的不同：可用HCl作介質；采用氧化還原指示劑，如二苯胺磺酸鈉（終點：由綠色紫色或紫藍色）；試液中常加入H3PO4。1. 水泥生料中Fe2O3的測定（H3PO4溶樣）2. 水樣中化學需氧量（COD） Chemical Oxygen DemandedF在一定條件下1L水中被K2Cr2O7氧化的有機物的量，以氧的毫克數（O2mgL-1表示）F(加HgSO4消除Cl-的干擾)在強酸性介質中，加入一定過量的K2Cr2O7標液，Ag2SO4為催化劑，加熱回流，水樣中還原性物質被氧化。F以1,10-phen-Fe2+為指示劑，用Fe2+標液

28、返滴定剩余的K2Cr2O7，由實際消耗計算COD。F用于污水的測定，但在測定過程中易帶來Cr、Hg等有害物質的污染。F將UO22+還原為UO2+后，Cr2O72- + 3UO2+ + 8H+ = 2Cr3+ +3UO22+ + 4H2OF此法可用于測定Na+： 先將Na+沉淀為NaZn(UO2)3 (CH3COO) 9 9H2O，將沉淀溶于稀H2SO4后，再將UO22+還原為UO2+ ，用K2Cr2O7法滴定。Fe3+ 3. UO22+的測定-8 碘量法（ Iodimetry/Iodometry ）一、碘量法方法介紹二、Na2S2O3標液的配制及標定三、I2標準溶液的配制及標定四、碘量法應用示

29、例碘量法：利用I2氧化性和I-還原性進行滴定。直接碘量法F以I2為滴定劑，直接滴定一些較強還原劑（如S2-、SO32-、As(III)、 Sb(III)、 Sn(II)等）F不能在堿性溶液中進行，否則發生歧化反應：3I2 + 6OH- = IO3- + 5I- + 3H2O一、碘量法方法介紹滴定碘法（間接碘量法）FI-被一些氧化劑（如K2Cr2O7、KIO3、Cu2+、Br2、H2O2、ClO-、NO2-、AsO43-、SbO43-、CrO42-等）定量氧化而析出I2，然后用Na2S2O3標準溶液滴定析出的I2。 I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62-u間接碘量法 I2與Na2

30、S2O3的反應酸度：中性或弱酸性堿性溶液：S2O32- + 4I2 + 10OH- = 2SO42- + 8I- + 5H2O3I2 + 6OH- = IO3- + 5I- + 3H2O強酸性溶液：S2O32- + 2H+ = SO2 + S + H2O4I- + 4H+ + O2 = 2I2 + 2H2O 應防止I2的揮發和I-的氧化在滴定碘法中需注意F加入過量KI使I2形成I3-，增大I2的溶解度，降低I2的揮發；F反應在室溫下進行，溫度不能太高；F反應時應使用具塞碘瓶，置于暗處，避免陽光直射；F滴定前調節好酸度，析出I2后立即滴定，滴定時不要劇烈搖動； 淀粉指示劑在接近終點時加入。防止

31、I2的揮發和 I-的氧化二、Na2S2O3標液的配制及標定間接法配制：含雜質，且易風化、潮解。溶液不穩定。原因： SHSOHOSSSONaOOSNaSSONaOSNa323242232232322222微生物兩種標液：Na2S2O3和I2。先介紹前者：含CO2會促進Na2S2O3標液的配制F用新煮沸（除去CO2和殺死細菌）并冷卻的水；F加少量Na2CO3使溶液呈弱堿性，抑制細菌生長；F貯存在棕色瓶中，暗處放置814天后標定，但使用一段時間后應重新標定；F發現溶液渾濁，應過濾后再標定，或另配制溶液。F基準物質：K2Cr2O7、KIO3、KBrO3等F一定量的基準物質在酸性條件下與過量KI反應，析

32、出的I2用Na2S2O3標液滴定 Cr2O72- + 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H2O BrO3- + 6I- + 6H+ = Br- + 3I2 + 3H2ONa2S2O3的標定F標定條件：酸度：CH+ = 0.20.4molL-1，低了反應慢，高了I-易被氧化；K2Cr2O7與KI作用慢，將碘瓶在暗處放置反應一定時間，反應完全后再標定；滴定前稀釋溶液，降低酸度，減慢I-被氧化；所用KI中不含KIO3或I2。三、I2標準溶液的配制及標定配制：F升華法制得純碘，但碘易揮發且對天平有腐蝕作用，不宜在分析天平

33、上稱量(間接配制)；FI2在水中溶解度小，加入濃KI溶液，形成I3-，可提高I2的溶解度和降低I2揮發；F棕色瓶中暗處保存，避免光與熱，不與橡膠等有機制品接觸。I2標準溶液的配制及標定標定：F用已經標定好的Na2S2O3標液標定；F用基準物質As2O3標定 As2O3 + 6OH- = 2AsO33- + 3H2O AsO33- + I2 + H2O = AsO43- + 2I- + 2H+ （pH8）四、碘量法應用示例1. S 的測定2. 漂白粉中有效氯的測定3. 銅合金中銅的測定4. 水中溶解氧（DO）的測定5. 某些有機物的測定6. Karl Fischer 法測定水分 1. S 的測定

34、F例鋼鐵中硫的測定，試樣在近1300的燃燒管中通O2燃燒，使鋼鐵中的硫轉化為SO2，再用I2滴定，其反應為： I2 + SO2 +2H2O = 2I- + SO42- + 4H+F酸性溶液中，I2能氧化S2-，可測定硫化物： H2S + I2 = S + 2I- + 2H+ 測定氣體中H2S時，一般用Cd2+或Zn2+的氨性溶液吸收，然后加入一定過量的I2標液，HCl酸化，用Na2S2O3標液滴定過量的I2。F主要成分CaCl(OCl)，次要CaCl2、 CaO、 Ca(ClO3)2等；F以能釋放出來的氯為有效氯，表示Cl%。F在稀H2SO4介質中，試液中加入過量KI，生成的I2用Na2S2O

35、3標液滴定： ClO- + 2I- + 2H+ = I2 + Cl- + H2O ClO2- + 4I- + 4H+ = 2I2 + Cl- + 2H2O ClO3- + 6I- + 6H+ = 3I2 + Cl- + 3H2O2. 漂白粉中有效氯的測定F試樣的分解：用HNO3分解，再用濃H2SO4將HNO3蒸發除去；用H2O2和HCl分解，煮沸除過量H2O2Cu + 2HCl + H2O2 = CuCl2 + 2H2OF測定：調節酸度（pH=34），加入過量KI2Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2用Na2S2O3標液滴定生成的I2，加SCN-減少CuI對I2的吸附CuI + SCN

36、- = CuSCN + I-最好用純銅標定Na2S2O3溶液，抵消方法誤差還原劑、沉淀劑、配合劑3. 銅合金中銅的測定4. 水中溶解氧（DO）的測定Dissolved Oxygen ，Winkler法 MnSO4+2NaOH=Mn(OH)2(白) + Na2SO4 2Mn(OH)2 + O2= 2MnO(OH)2(棕黃) MnO(OH)2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + MnSO4 + K2SO4 + 3H2O I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 O22MnSO42I24Na2S2O3F采集水樣時，不與空氣接觸F此法適用于清潔的地面水或地下水，否則要消除干

37、擾。5. 某些有機物的測定直接碘量法：F巰基乙酸、抗壞血酸、四乙基鉛、安乃近間接碘量法：應用更廣F葡萄糖、甲醛、丙酮、硫脲等F堿性溶液中加入一定過量I2標液 I2 + 2OH- = IO- + I- + H2O CH2OH(CHOH)4CHO+IO-+OH-=CH2OH(CHOH)4COO-+I- + H2O3IO- = IO3- + 2I-IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H2O6. Karl Fischer 法測定水分費休試劑（做滴定劑）：FI2、SO2、C5H5N、CH3OH 混合液I2 + SO2 + 2H2O = 2HI + H2SO4C5H5NI2 + C5H5NSO2 + C5H5N + H2O = 2C5H5NHI + C5H5NSO3C5H5NSO3 + H2O = C5H5NHSO4HC5H5NSO3 + CH3OH = C5H5NHSO4CH3F非水滴定，所有容器需干燥；可逆反應可逆反應要防止要防止-9 其他氧化還原滴定法一、溴酸鉀法（Brometry）二、硫酸鈰法（Cer