溶液中的离子平衡

实验目的

1．加深对单相、多项离子平衡及其移动的基本原理和规律的理解。

2．学会缓冲溶液的配制并验证其性质。

3．熟悉pHS-3B型酸度计测定溶液的pH值。

4．掌握试剂的取用和试管的使用等基本操作。

实验原理

在工农业生产、科学研究及日常生活中，许多化学反应都是在水溶液中进行的。参与这些反应的物质主要是酸、碱和盐，它们都是电解质，因而了解电解质在水溶液中的反应规律是很有意义的。

一、弱电解质的同离子效应和缓冲溶液

在弱电解质的溶液中，存在着弱电解质的解离平衡，如

在该平衡体系中，加入含有与弱电解质相同离子的易溶强电解质（如NaAc），则解离平衡向生成弱电解质（HAc）的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。

弱酸及其盐（如HAc和 NaAc）或弱碱及其盐（如氨水和NH₄Cl）的混合溶液，能在一定程度上对外来的的酸或碱起到缓冲作用，即外加少量酸、碱或稀释时，此混合溶液的pH值基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。

若缓冲溶液由弱酸及其盐组成，则其pH值可用下式计算：

pH=pK_a - lgc(酸)/c(盐)

若所配制的缓冲溶液是由相同浓度的的弱酸及其盐按不同体积直接混合而成时，则可按下式计算其酸和盐的体积比：

pH=pK_a-lgV(酸)/V(盐)

二、难溶电解质的多相离子平衡及其移动

在难溶电解质的饱和溶液中，存在着未溶解的固体和它的溶液中相应离子的平衡：

                A_mB_nmAⁿ⁺+nB^m-

  K_sp^q(A_mB_n) = c^m(Aⁿ⁺)cⁿ(B^m-)

根据溶度积规则：

c^m(Aⁿ⁺)cⁿ(B^m-) > K_sp^q，溶液过饱和，生成沉淀

c^m(Aⁿ⁺)cⁿ(B^m-) = K_sp^q，饱和溶液

c^m(Aⁿ⁺)cⁿ(B^m-) < K_sp^q，溶液未饱和，无沉淀生成

可以判断沉淀生成和溶解。

如果溶液中同时含有数种离子，当逐步加入某种沉淀剂可能与溶液中的几种离子发生反应而产生几种沉淀时，首先达到溶度积的难溶盐便先沉淀出来，这种现象称为分步沉淀。

把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程叫做沉淀转化。一般来说，溶解度较大的难溶电解质容易转化为溶解度较小的难溶电解质。

实验内容

一、弱酸、弱碱的解离平衡及其移动

1. 在一试管中加入0.1mol×L^-1HAcmL,加入甲基橙指示剂^①2滴。摇匀，观察溶液的颜色。然后把该溶液分盛两支试管里，在其中一支试管中加入少量NH₄Ac固体，摇动试管促使NH₄Ac晶体溶解，观察溶液的颜色，并与另一试管溶液的颜色相比较，解释现象。

2. 试以0.1mol×L^-1 NH₃×H₂O为例，自己设计一个实验，以验证同离子效应使NH₃×H₂O的解离度降低（应选用哪种指示剂？）。

二、缓冲溶液的配制及其pH值的测定

1. 缓冲溶液的配制。分别取0.1mol×L^-1 HAc溶液10.0 mL和0.1 mol×L^-1 NaAc溶液10.0 mL，置于小烧杯中，混合均匀后用酸度计测其pH值。

2. 缓冲溶液的性质（两人一组合作）。在甲同学配制的缓冲溶液中加入1 mL 0.1 mol×L^-1 HCl溶液,用酸度计测其pH值；然后再加入8 mL 0.1 mol×L^-1 HCl溶液,测定其pH值。

在乙同学配制的溶液中加入1 mL 0.1 mol×L^-1 NaOH溶液,用酸度计测定其pH值；然后再加入8 mL 0.1 mol×L^-1 NaOH溶液，测定其pH值。

记录数据并总结缓冲溶液的性质。

3. 在一试管中加入5 mL 0.1 mol×L^-1 HAc溶液和5 mL 0.1 mol×L^-1NaAc溶液，配成10 mL缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂5~6滴，观察溶液的颜色。然后，将其均分在4支试管中，在其中3支试管中分别加入5滴0.1 mol×L^-1 HCl、0.1 mol×L^-1 NaOH和水，观察溶液颜色是否改变。然后，再向加入0.1 mol×L^-1 HCl和0.1 mol×L^-1 NaOH溶液的两支试管中分别加入过量的0.1 mol×L^-1 HCl和0.1 mol×L^-1 NaOH溶液。观察溶液颜色的变化，根据实验现象作出结论。

三、多相离子平衡

（一）沉淀的生成和溶解

    1. 取两支试管各分别加入5滴0.1 mol×L^-1 Pb(NO₃)₂溶液，然后在一支试管中加入5滴1 mol×L^-1 KCl溶液，在另一支试管中加入5滴0.01 mol×L^-1 KCl溶液，观察有无PbCl₂白色沉淀生成（不产生沉淀的那一试管溶液留作下一实验用）。写出有关的离子反应方程式。用溶度积原理解释实验现象。

    在此实验中未产生沉淀的试管里滴加0.01 mol×L^-1 KI溶液,观察有无PbI₂沉淀生成,写出有关的离子反应方程式。

2. 向两支试管中分别加入2 mL 0.1 mol×L^-1 MgCl₂溶液，均再加入数滴2 mol×L^-1 NH₃×H₂O溶液,观察沉淀的生成。然后向其中一试管里加入少量NH₄Ac晶体，向另一试管中加入少量2 mol×L^-1 HCl溶液，振荡试管，观察沉淀的溶解，解释实验结果。

    3. 今有失去标签的两瓶无色溶液AlCl₃和MgCl₂，试用2 mol×L^-1 NH₃×H₂O溶液和NH₄Ac晶体鉴别之。

（二）分步沉淀

取1滴0.1 mol×L^-1AgNO₃溶液和1滴0.1 mol×L^-1 Pb(NO₃)₂溶液于一试管中，加入2 mL 蒸馏水稀释，振荡均匀后逐滴加入0.01 mol×L^-1 K₂CrO₄溶液,并不断振荡试管，观察沉淀的颜色。继续滴加0.1 mol×L^-1 K₂CrO₄溶液，再观察沉淀的颜色。根据生成沉淀颜色的先后顺序，判断哪一种难溶物先沉淀？

（三）沉淀的转化

在试管中加入4~5滴0.1 mol×L^-1 K₂CrO₄溶液，再加入4~5滴0.1 mol×L^-1AgNO₃溶液，观察沉淀的颜色。然后加入0.5mol×L^-1 NaCl溶液数滴，观察沉淀颜色的变化。写出离子反应方程式。

  

碘酸铜溶度积常数的测定――分光光度法

实验目的

1．进一步掌握难溶电解质沉淀溶解平衡原理，加深对溶度积常数的理解。

2．了解分光光度法测定光密度的原理，学习分光光度计的使用。

3．学习工作曲线的制作，学会用工作曲线法测定溶液浓度的方法。

实验原理

1. 溶度积常数

碘酸铜是难溶强电解质。在其水溶液中，已溶解的Cu²⁺和[]与未溶解的Cu(IO₃)₂固体之间，在一定温度下可达到动态平衡：

                      Cu(IO₃)₂Cu²⁺＋2[]                    (1)

平衡时的溶液是饱和溶液，在一定温度下，碘酸铜的饱和溶液中Cu²⁺和浓度平方的乘积是一个常数。

                         K_s= [Cu²⁺][]²                        (2)

 在碘酸铜的饱和溶液中[]＝2[Cu²⁺]，代入式(2)，则

                   Ks= [Cu²⁺] []²＝4[Cu²⁺]³                         (3)

 Ks就是溶度积常数，[Cu²⁺]、[]分别为平衡时Cu²⁺和的浓度（molL^－1），在温度恒定时Ks数值不随Cu²⁺或浓度的改变而改变，如果在一定温度下将Cu(IO₃)₂饱和溶液中的Cu²⁺浓度测定出来，便可由(3)式计算出Cu(IO₃)₂的Ks值。

2. 分光光度法测定原理

当一束波长一定的单色光通过有色溶液时，光的一部分被溶液吸收，一部分透过溶液。对光的吸收和透过程度，通常有两种表示方法：一种是用透光率T表示。即透过光的强度I_t与入射光I₀之比：

 

另一种是用吸光度A(又称吸光度，光密度)。它是取透光率的负对数。

                  

A值大，表示光被有色溶液吸收的程度大；反之，A值小，表示光被有色物质吸收的程度小。

实验结果证明：有色溶液对光的吸光度A与溶液的浓度C和光穿过的液层厚度的乘积成正比。这一定律称朗伯－比耳(Lambert-Beer)定律。

 

式中――－消光系数（或吸光系数）。

当波长一定时，它是有色物质的一个特征常数。比色皿的大小一定时液层厚度l也是一定的，所以A值只与浓度C成正比。

仪器试剂

 容量瓶5个，刻度移液管(5 mL、10 mL各一只)，烧杯(50mL)2只，721型分光光度计；NH₃H₂O(1molL^-1)，标准CuSO₄溶液（0.1001molL^-1），玻璃三角漏斗一个，蒸馏水滴瓶一个。

实验内容

(1) 用标准CuSO₄溶液作工作曲线：用吸量管分别量取0.00mL（空白值）、0.500 mL、1.25 mL、2.50 mL和3.75 mL标准CuSO₄溶液分别置于标号为0，1，2，3，4的五个50 mL的容量瓶中，各加入25.00 mL1 molL^-1氨水溶液，并用蒸馏水稀释至刻度，混合均匀后，用2cm比色皿在为610nm（最大吸收波长）的条件下，用721型分光光度计测吸光度。作吸光度A－Cu²⁺图（工作曲线）。（注意：稀释后Cu²⁺浓度为多少？）

(2) Cu(IO₃)₂饱和溶液中Cu²⁺浓度的测定：从过滤好的Cu(IO₃)₂饱和溶液中，吸取滤液10.00 mL共两份，各加入10.00 mL 1 molL^-1氨水溶液，混合均匀后，再与作工作曲线相同的条件下（为610nm），测定溶液吸光度。取两次测得的吸光度的平均值。

(3) 根据求得的平均吸光度值，在工作曲线上找出相应的Cu²⁺浓度（注意：实际浓度应为多少？）；根据Cu²⁺浓度计算K_s的数值。

数据处理及要求

1．标准工作曲线的制作：

2．Cu(IO₃)₂饱和溶液中Cu²⁺浓度的测定：

3．求出Cu(IO₃)₂的K_s：

 氧化还原反应

实验目的

1. 了解氧化态、还原态物质浓度的变化，介质的酸碱性对电极电势和氧化还原反应的影响。

2. 掌握离心分离、沉淀洗涤和用试纸检验气体等基本操作。

课前准备内容

1. 复习电极电势的概念，明确物质的本性及浓度、酸度对电极电势的影响，以及电极电势对氧化还原反应方向、次序的影响。

2. 预习离心分离、洗涤沉淀等基本操作（见34页）。

实验原理

电极电势的相对大小可以定量地衡量氧化态或还原态物质在水溶液中的氧化或还原能力的相对大小。电对的电极电势代数值越大，氧化态物质的氧化能力越强，还原态物质的还原能力越弱；相反，电对的电极电势代数值越小，氧化态物质的氧化能力越弱，还原态物质的还原能力越强。

水溶液中自发进行的氧化还原反应的方向、次序和程度可比较电极电势的数值加以判断。自发进行的氧化还原反应中，氧化剂电对的电极电势代数值应大于还原态电对的电极电势代数值。即：

                                                    

或                        电池电动势E > 0

当氧化剂和还原剂所对应电对的电极电势相差较大时，通常直接用标准电极电势 来判断。当氧化剂电对与还原剂电对的标准电极电势相差较小（-0.2 ~ 0.2），应考虑溶液中离子浓度对电极电势的影响。对有H⁺或OH^-参加电极反应的电对，还必须考虑pH值对电极电势和氧化还原反应的影响。

介质对氧化还原反应有很大的影响，某些反应必须在一定介质中进行。例如，氯酸钾在酸性介质中表现出强氧化性，能被还原为Cl^-，然后在中兴溶液中就不易表现出强氧化性。某些反应则随介质（酸碱性）不同而产物不同。例如，KMnO₄与Na₂SO₃的反应，在酸性、中性、碱性介质中分别生成不同的产物 Mn²⁺、MnO₂、MnO₄^2-。

   

实验内容

一、电极电势与氧化还原反应的关系

1. 在试管中加入0.5 mL 0.1 mol×L^-1 KI溶液和2~3滴0.1 mol×L^-1 FeCl₃溶液,观察现象。再加入0.5 mL CCl₄，充分振荡后观察CCl₄层的颜色。写出离子反应方程式。

2. 用0.1 mol×L^-1 KBr溶液代替0.1 mol×L^-1 KI溶液，进行同样的实验，观察现象。

根据1、2实验结果，定性地比较三个电对Br₂/Br^-、I₂/I^-、Fe³⁺/Fe²⁺的电极电势相对大小，并指出哪个电对的氧化态物质是最强氧化剂，哪个电对的还原态物质是最强还原剂。

二、酸度对含氧酸盐氧化性的影响

取少量饱和KClO₃溶液，加入2~3滴0.1 mol×L^-1 KI溶液，微热，观察有无现象。然后加入少量3 mol×L^-1 H₂SO₄，并不断振荡试管，微热，观察现象。写出离子反应方程式，做出结论。

三、介质对氧化还原产物的影响

取3支试管，各加入4滴0.01 mol×L^-1KMnO₄溶液，在第一支试管内加入5滴3 mol×L^-1 H₂SO₄溶液，在第二支试管内加5滴水，在第三支试管内加入5滴6mol×L^-1NaOH溶液，然后分别在3支试管内加入5滴0.5 mol×L^-1 Na₂SO₃溶液。观察溶液颜色变化，写出离子反应方程式。

四、氧化性、还原性的相对性

1. 在离心试管中加入0.1 mol×L^-1 Pb(NO₃)₂溶液1 mL，滴加0.1 mol×L^-1 Na₂S溶液数滴，观察PbS沉淀的颜色。离心分离，弃去清液，在沉淀中滴加3% H₂O₂溶液，观察沉淀颜色的变化。写出离子反应方程式，说明H₂O₂在此反应中起什么作用。

2. 在试管中加入0.01 mol×L^-1KMnO₄溶液2~3滴，再加入3 mol×L^-1 H₂SO₄溶液2滴，摇匀后滴加3% H₂O₂溶液，观察溶液颜色的变化。写出离子反应方程式，说明H₂O₂在此反应中起什么作用。

3. 试用以下试剂：0.5 mol×L^-1 Na₂SO₃溶液，3 mol×L^-1 H₂SO₄溶液、Na₂S溶液，0.01 mol×L^-1KMnO₄溶液。

设计实验证明H₂SO₃及其盐的氧化还原性，写出有关离子反应方程式。

五、氧化还原反应的次序

在试管中加入0.1 mol×L^-1 FeCl₃溶液4滴和0.1 mol×L^-1 KMnO₄溶液2滴，摇匀后往试管中逐滴加入0.1 mol×L^-1 SnCl₂溶液,并不断摇动试管。待KMnO₄溶液刚一褪色后，加入1滴KSCN溶液，观察现象，并继续滴加0.1 mol×L^-1 SnCl₂溶液，观察溶液颜色的变化。解释实验现象，并写出离子反应方程式。

第二篇：大学化学实验思考题答案

实验一  络合滴定法测定水的硬度

一、 思考题及参考答案：

1、    因为EDTA与金属离子络合反应放出H⁺，而在络合滴定中应保持酸度不变，故需加入缓冲溶液稳定溶液的pH值。若溶液酸度太高，由于酸效应，EDTA的络合能力降低，若溶液酸度太低，金属离子可能会发生水解或形成羟基络合物，故要控制好溶液的酸度。

2、    铬黑T在水溶液中有如下 ：

H₂In^－ ? HIn^2- ? In^3-  （pKa₂＝6.3   pKa₃＝11.55）

紫红    兰     橙

从此估计，指示剂在pH<6.3时呈紫红色，pH>11.55时，呈橙红色。而铬黑T与金属离子形成的络合物显红色，故在上述两种情况下，铬黑T指示剂本身接近红色，终点变色不敏锐，不能使用。根据实验结果，最适宜的酸度为pH 9～10.5，终点颜色由红色变为蓝色，变色很敏锐。

3、    Al³⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Co²⁺、Ni²⁺有干扰。

在碱性条件下，加入Na₂S或KCN掩蔽Cu²⁺、Co²⁺、Ni²⁺，加入三乙醇胺掩蔽Al³⁺、Fe³⁺。

实验二  原子吸收法测定水的硬度

一、 思考题参考答案：

1.       如何选择最佳的实验条件？

答：通过实验得到最佳实验条件。

（1）       分析线：根据对试样分析灵敏度的要求和干扰情况，选择合适的分析线。试液浓度低时，选最灵敏线；试液浓度高时，可选次灵敏线。

（2）       空心阴极灯工作电流的选择：绘制标准溶液的吸光度—灯电流曲线，选出最佳灯电流。

（3）       燃助比的选择：固定其他实验条件和助燃气流量，改变乙炔流量，绘制吸光度—燃气流量曲线，选出燃助比。

（4）       燃烧器高度的选择：用标准溶液绘制吸光度—燃烧器高度曲线，选出燃烧器最佳高度。

（5）       狭缝宽度的选择：在最佳燃助比及燃烧器高度的条件下，用标准溶液绘制吸光度—狭缝宽度曲线，选出最佳狭缝宽度。

2.       为何要用待测元素的空心阴极灯作光源？

答：因为空心阴极灯能够发射出待测元素的特征光谱，而且为了保证峰值吸收的测量，能发射出比吸收线宽度更窄、强度大而稳定、背景小的线光谱。

实验三  硫酸亚铁铵的制备及Fe³⁺含量测定

四、   思考题及参考答案

1、 本实验在制备FeSO₄的过程中为什么强调溶液必须保证强酸性？

答：如果溶液的酸性减弱，则亚铁盐(或铁盐)的水解度将会增大，在制备(NH₄)₂S0₄·FeSO₄·6H₂O的过程中，为了使Fe²⁺不被氧化和水解，溶液需要保持足够的酸度。

2 、在产品检验时，配制溶液为什么要用不含氧的去离子水？除氧方法是怎样的？

使用不含氧的去离子水配溶液，是为了防止水中溶解的氧将Fe²⁺氧化为Fe³⁺，影响产品质量。水中除去氧的方法是：在烧杯中将去离子水加热煮沸10分钟，用表面皿盖好杯口，冷却后使用。

3、在计算硫酸亚铁和硫酸亚铁铵的理论产量时，各以什么物质用量为标准?为什么?

答：计算FeSO₄的理论产量时，以Fe屑的参加反应量为标准。

计算(NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O的理论产量时，应以(NH₄)₂SO₄的用量为标准。

决定计算标准的原则是，以反应物中不足量者为依据。(详见讲解与示范中的3)。

实验四　硫酸亚铁铵中Fe²⁺的含量的测定（KMnO₄法）

一、 思考题及参考答案

1．应用等物质的量规则计算标定结果时，应如何确定草酸钠的基本单元？

答：应用等物质的量规则，以转移一个电子作为基本单元，草酸钠的基本单元应为1/2 Na₂C₂O₄。

2．配制KMnO₄溶液时，为什么要加热煮沸并保持微沸状态1h后冷却过滤再标定？

答：主要是使溶液中可能存在的还原性物质完全氧化，通过过滤除去。

3．以Na₂C₂O₄为基准物标定KMnO₄溶液的浓度时应注意哪些反应条件？

答：应注意反应的温度、速度和酸度，详细条件见讲解及示范操作。

4．用KMnO₄溶液滴定Na₂C₂O₄时，为什么开始滴定褪色很慢，随着滴定的进行而褪色愈来愈快？如果在开始滴定前加入1 ~ 2滴MnSO₄溶液，会发生什么现象？为什么？

答：因为KMnO₄与Na₂C₂O₄的反应在常温下反应速率慢，随着滴定的进行由于有Mn²⁺生成，对反应有自动催化作用，因而褪色愈来愈快。如果在开始滴定前加入1 ~ 2滴MnSO₄溶液，会发现滴入KMnO₄溶液后，迅速褪色，反应速度变快，这也是由于Mn²⁺对反应的催化作用所致。

5．KMnO₄法测定亚铁的方法、原理是什么？

答：稀硫酸溶液中，KMnO₄能定量地把亚铁氧化成三价铁，反应式如下：

5Fe²⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ = Mn²⁺ + Fe³⁺ + 4H₂O

化学计量点时，微过量的KMnO₄即可使溶液呈现微红色，从而指示滴定终点。根据KMnO₄标准溶液的浓度和滴定所消耗的体积，即可计算出试样中亚铁的含量。

6．标准溶液KMnO₄标定方法如何？Q检验法的内容是什么？

答：(1)KMnO₄标准溶液的标定方法：

　　　　  标定用基准物：Na₂C₂O₄

　　　　  标定反应为：2MnO₄^- + 5C₂O₄^2- + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

　　　　  指示剂为自身指示剂，终点时颜色从无色变为浅粉色

          注意此反应的温度、速度和酸度条件。

         (2) Q检验法的内容：对可疑值进行取舍

①将各实验数据按由小到大的顺序排列：x₁、x₂¼¼x_n；

②求出极差R = x_n – x₁；

③求出可疑数据与其最邻近数据之差D = x₂ – x₁或x₂ – x_n-1；

              　④求出舍弃商Q = D/R

                ⑤根据测定次数n和置信度要求，查表得Q_表；

              　⑥将Q与Q_表比较，若Q³ Q_表则弃去可疑值，否则应保留。

7．请举出类似的用氧化还原滴定法测定亚铁的实例，并说明其与KMnO₄法的异同。

答：类似的有K₂Cr₂O₇法测亚铁，与KMnO₄法相同的是同样是在酸性介质中进行，K₂Cr₂O₇作氧化剂；不同点是K₂Cr₂O₇的氧化性比KMnO₄弱，但选择性比较高，可在盐酸介质中进行测定。而且K₂Cr₂O₇溶液非常稳定，可以直接称量并配制标准溶液，无需标定，产物Cr³⁺为黄绿色，滴定中需用指示剂确定终点，常用指示剂为二苯胺磺酸钠。

实验五  工业硫酸铜的提纯

四、思考题及参考答案

1、  在除去Fe³⁺时，为什么要控制pH=4？

答：pH=4时，杂质Fe³⁺完全水解为Fe(OH)₃沉淀，而Cu²⁺不水解，通过过滤可以将杂质Fe(OH)₃除去。

2、  能否加热时调节pH值，为什么？

答：不能。因为加热不仅促进Fe³⁺水解，也可以促进Cu²⁺的水解，如果不停加热，Cu²⁺将不断水解而使溶液pH值达不到4，而将大量的碱式铜盐或氢氧化铜沉淀出来，造成产品损失。

3、  蒸发浓缩时，过早或过晚停火各有什么不利？

答：过早停火，结晶不充分，母液将带走较多的硫酸铜，使产率过低。过晚停火可能使溶液完全蒸干甚至可能将硫酸铜晶体中的结晶水失去，那样不仅产品中可溶性杂质不能除去，而且产率也会降低。

4、  如果产率过高，可能原因是什么？

答：（1）晶体干燥不够，夹带水分过多。

（2）停火过晚，母液除去较少，可溶性杂质除去不充分。

（3）调节pH=4时，加碱过多，产品中可能混入较多的Na₂SO₄。

5、  减压过滤操作应注意什么？

答：（1）剪取的圆形滤纸大小应合适，可完全覆盖布氏漏斗的小孔，而滤纸边缘又不能翘起。

（2）安装布氏漏斗时，漏斗颈的长端应远离抽滤瓶的支管口。

（3）抽滤时，应先开泵，使湿润的滤纸完全贴紧漏斗底部时，再向漏斗中转移溶液。

（4）抽毕，必须先拔掉抽滤瓶侧口上的橡皮管，以防倒吸。

（5）滤液应从抽滤瓶的上口倒出。

6、  整个操作过程中哪些因素将导致产品质量下降？应如何避免？

答：（1）未将溶液pH值调节至4，pH<4时，Fe³⁺水解不完全——调节pH=4。

（2）滤液蒸发浓缩前未用硫酸酸化——用硫酸酸化。

（3）停火过晚，可溶性杂质析出或硫酸铜晶体失水——出现晶膜时停火。

实验六  硫酸铜中铜含量的测定（碘量法）

一、 思考题及参考答案

1、  K₂Cr₂O₇与KI反应为什么要在暗处放置5min？放置时间过长或过短有什么不好？

答：由于K₂Cr₂O₇与KI的反应速度较慢，为使反应完全需放置5min。由于光照会加快空气氧化I^-为I₂的速度，故应将碘量瓶放在暗处。放置时间过长会增大由于空气氧化I^-和I₂挥发带来的误差，时间过短K₂Cr₂O₇与KI反应不完全。

2、 为什么必须滴定至溶液呈淡黄色才能加入淀粉指示剂？开始滴定就加入有何不好？

答：若淀粉指示剂加入过早，大量的I₂与淀粉结合成蓝色物质，这部分碘不易与Na₂S₂O₃反应。

3、 为什么开始滴定的速度要适当快些，而不要剧烈摇动？

答：由于I₂易挥发，而刚开始滴定时其浓度又比较大，为了尽可能缩短滴定时间，减小I₂挥发带来的误差，因此开始滴定的速度要适当快些，而不要剧烈摇动。

4、 碘量法测铜含量往试液中加入KI为什么必须过量？KI在反应中起什么作用？

答：为了使反应进行的更完全，需加入过量的KI，KI在反应中起还原剂和沉淀剂的作用，而过量的KI还是络合剂，其与I₂反应生成I₃^-，可防止I₂挥发带来误差。

5、 滴定到近终点时加入KSCN溶液的作用是什么？若加入KSCN溶液过早有什么不好？

答：(略，参见二、3中测定部分)

6、测铜时为什么要控制溶液的酸度？溶液的酸度过低或过高有什么害处？

   答：(略，参见二、3中测定部分)

实验七  硫酸铜中Fe³⁺含量的测定（分光光度法）

四、思考题及参考答案

1、吸光度(A)为0.25时，百分透光率(T%)为多少？

答：A=-lgT, A=0.25时，T=10^-0.25。

2、在测定溶液的吸光度时，为什么改变波长要重新校正空白溶液的吸光度为零？

答：由于同一溶液对不同波长的光吸收的程度不同，在改变波长后，未重新校正情况下，参比溶液的吸光度可能不为零。

3、此实验各种试剂的加入量，哪些要求比较准确？哪些试剂则不必？为什么？

答：铁标准溶液和CuSO₄·5H₂O样品要求比较准确。而对1:1HNO₃(酸性介质)和20%KCNS(过量)的要求相对较低。

实验八  硫酸铜的差热分析

五、思考题参考答案

1 测温点在样品内或其它参考点上，所获得的升温曲线是否相同？何故？

答：所得到的曲线不会相同，因为差热测定的是样品和参比之间的温度差，而测温点不在样品内时，将不能准确反映真实的温度差，得到的升温曲线会有所改变。