基础化学实验报告

           

       实验名称     三草酸合铁酸钾的制备                  

             1185031          班              组

      姓名          ，同组人               

             实验日期            

一、   实验目的

      1、有助于提高学生的综合实验能力, 而且可以提高学生对于化学实验的兴趣。

      2、掌握制备过程中的称量、水浴加热控温、蒸发、浓缩、结晶、干燥、倾析、常压、减压过滤等系列化学基本操作。

二、  实验原理

      首先由硫酸亚铁铵与草酸反应制备草酸亚铁：

(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O＋H2C2O4→FeC2O4·2H2O↓ ＋(NH4)2SO4＋H2SO4＋4H2O

然后在过量草酸根存在下，用过氧化氢氧化草酸亚铁即可得到三草酸合铁（Ⅲ）酸钾，同时有氢氧化铁生成：

6FeC2O4·2H2O＋3H2O2＋6K2C2O4→4K3[Fe(C2O4)3]＋ 2Fe(OH)3＋12H2O,

加入适量草酸可使Fe(OH)3转化为三草酸合铁（Ⅲ）酸钾配合物：

2Fe(OH)3＋3H2C2O4＋3K2C2O4→2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O

再加入乙醇，放置即可析出产物的结晶。总反应：

2FeC2O4·2H2O＋H2O2＋3K2C2O4＋H2C2O4→2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O

三、仪器和试剂

   仪器：托盘天平、恒温水浴、循环水泵、减压过滤装置、常用玻璃仪器、温度计、滤纸、pH试纸、酒精灯。

试剂：自制硫酸亚铁铵晶体、3mol·L- 1 H2SO4溶液、饱和H2C2O4溶液、饱和K2C2O4溶液、6％H2O2溶液、95%乙醇、K3[Fe(CN)6]固体、硝酸钾固体。

主要试剂及产物物理常数

 

四、实验步骤及现象

  

五、产率的计算

六、注意事项

FeC2O4·2H2O的制备

（1）为了防止Fe(II)水解和氧化，硫酸亚铁铵溶解时应加少量的H2SO4，防止Fe(II)的水解和氧化。

（2）FeC2O4·2H2O生成时要维持微沸几分钟，主要是有利于FeC2O4·2H2O晶体颗粒长大便于过滤。通过学生实验发现不能采用酒精灯或电炉来加热，原因是FeC2O4·2H2O晶体易爆沸，不易控制火候，宜采用沸水浴加热比较安全且效果较佳。

（3）生成的FeC2O4·2H2O晶体表面容易粘着硫酸盐，要用少量H2O洗涤，洗净的标准是洗涤液中检不到SO42-。

FeC2O4·2H2O的氧化

（1）为了加快反应速度和减少溶液的总体积可使用6％的H2O2，比3％的H2O2的效果更好，而且H2O2一定要新鲜配制。在不断搅拌下慢慢滴加H2O2且需保持恒温40℃，温度太低Fe(II)氧化速度太慢，温度太高易导致H2O2分解而影响Fe(II)氧化结果。

（2）检验Fe(II)是否氧化完全：吸取1滴所得的黄色的悬浊液于白色点滴板中，加酸酸化后加少许K3[Fe(CN)6]固体，如出现蓝色（蓝色+黄色混合色为绿色），证明还有Fe(II)，需再加H2O2至检测不到Fe(II)。

（3）煮沸除去过量的H2O2时间不宜过长，否则使生成的Fe(OH)3沉淀颗粒变大，不利于配位反应的进行。

三草酸合铁酸钾的制备

（1）配位过程中，H2C2O4应逐滴加入，应控制在pH 3～3.5，pH过低，会发生副反应：2Fe(OH)3+Fe2(C2O4)3+H2C2O4+2H2O=4FeC2O4·2H2O↓+2CO2↑，使产物带有黄色的粉末，而且若H2C2O4过量太多容易形成H2C2O4晶体析出，使产物的带有白色的粉末；pH过高，Fe(OH)3溶解不充分。

（2）配位后应得到澄清的翠绿色三草酸合铁酸钾溶液，若溶液颜色为暗绿色则配体C2O42-不足，可适当补加饱和K2C2O4；如果澄清的翠绿色三草酸合铁酸钾溶液体积超过20mL不利于三草酸合铁酸钾的结晶，宜用酒精灯小火加热浓缩，若用电炉加热蒸发容易出现红棕色浑浊现象，可能是如下反应：

2Fe(OH)3＋3H2C2O4＋3K2C2O4→2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O发生了逆反应。

七、实验讨论

八、备注

参考文献：

[1] 林深，王世铭.大学化学实验[M].化学工业出版社，2009，88- 92.

[2] 郑臣谋，林的的.对“三草酸合铁（III）酸钾的制备”的改进[J].大学化学，1999，14(2)：41- 42，45.

[3] 姜述芹，陈虹锦.三草酸合铁(III)酸钾制备实验探索[J].实验室研究与探田索，2006，25(10)：1194- 1196.

[4] 程春英.硫酸亚铁铵制备三草酸合铁酸钾的思考[J].实验室科学，2009(6)：62- 63.

第二篇：基础化学实验Ⅰ(下)

基础化学实验Ⅰ(下)

实验一、分析天平的称量练习

1. 用分析天平称量的方法有哪几种?指定质量称样法和递减称样法各有何优缺点?在什么情

况下选用这两种方法?

答：称量有三种方法：直接称量法，指定质量称量法，递减称量法。

指定质量称量法：此方法称量操作的速度很慢，适于称量不易吸潮，在空气中能稳定存在的

粉末状或小颗粒（最小颗粒应小于0.1mg）样品，以便容易调节其质量。在直接配制标准溶液和试样分析时经常使用指定质量称样法。

递减称量法：此称量操作比较繁琐。主要用于称量过程中样品易吸水、易氧化或易与空气中

的CO2发生反应的试样。

2. 使用称量瓶时，如何操作才能保证试样不致损失？

答：将称量瓶取出，在接收器的上方，倾斜瓶身，用称量瓶盖轻敲瓶口上部使试样慢慢落入容器中。当顷出的试样接近所需量时，一边继续用瓶盖轻敲瓶口，一边逐渐将瓶身竖直，使粘附在瓶口上的试样全部进入称量瓶中，然后再盖好瓶盖，称量。

实验二、滴定分析基本操作练习

1．HCl溶液与NaOH溶液定量反应完全后，生成NaCl和水，为什么用HCl滴定NaOH时

采用甲基橙作为指示剂，而用NaOH滴定HCl溶液时却使用酚酞作为指示剂?

答：HCl溶液与NaOH溶液，相互滴定两种指示剂均可采用，但是考虑到终点颜色的观察敏

锐性一般黄色到橙色，无色到红色容易观察，因此采用上述方法。

2．滴定读数的起点为什么每次最好调到0.00刻度处？

答：因为滴定管在制作过程中会出现管内刻度不完全均匀的现象，每次滴定都从0.00刻度开始，能消除系统误差。

实验三、混碱分析

1. 双指示剂法的测定原理是什么？

答：用HCl溶液滴定Na2CO3 为例。H2CO3 为二元酸，离解常数分别为pKa1=6.38; pKa2=10.25，用HCl溶液滴定Na2CO3 溶液时cKb1>10-9 ，c Kb2=10-8.62 > 10-9，且Kb1/Kb2=10-3.75/10-7.62=103.87 ≈104，能分步进行：第一步反应：Na2CO3＋HCl＝NaHCO3＋NaCl，

11:pH(pp)第一化学计量点=K+K=(6.36+10.25)=8.31a1a1 22第二步的反应产物为CO2 ，其饱和溶液的浓度为0.04 mol·L-1

NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3 .............................................aCO2↑+H2O 11第二化学计量点=K+c=(6.36+1.40)=3.9(pp):pH2a 22

用HCl溶液滴定Na2CO3有2个滴定突跃：

第一个突跃在化学计量点pH=8.3的附近,可用酚酞作指示剂；

第二个突跃在化学计量点pH=3.9的附近,可用甲基橙作指示剂。

2. 采用Na2CO3作基准物质标定0.l mol·L-1 HCl溶液时，基准物质称取量如何计算? 1 1

答：标定反应Na2CO3＋2HCl＝NaCl＋HCl＋H2O MNa2CO31mNa2CO3m=cVNa2CO3HClHCl cHClVHCl=2××1000mL?L-121000mL?L-1

MNa2CO3

VHCl =20?40mL 时，则 1105.99g/molmNa2CO3=×0.1mol?L?1×20mL× 21000mL?L-1

=0.1059g≈0.11g

若配制250mL,分取25.00mL用于标定HCl溶液浓度则应称量1.1g ? 2.2g；

通常VHCl =20?30mL，若配制250mL，分取25.00mL用于标定HCl溶液浓度则应称量1.1g? 1.6 g

3．“总碱量”的测定应选用何种指示剂?终点如何控制?为什么?·

答：指示剂选用：“总碱量”的测定应选用甲基橙作指示剂。溶液由黄色变为橙色时即为终点。因为用和HCl溶液滴定Na2CO3时，其反应包括以下两步:

Na2CO33 +NaCl

NaHCO3NaCl + H2CO

3

H2O+CO2

当中和成NaHCO3时，pH值为8.3；在全部中和后，其pH值为3.7。由于滴定的第一等当点(pH8.3)的突跃范围比较小，终点不敏锐。因此采用第二等当点，以甲基橙为指示剂，溶液由黄色到橙色时即为终点。

终点控制：滴定快到终点时应慢滴快摇，要充分摇动锥形瓶，以防形成CO2的过饱和溶液使终点提前到达。当颜色由黄变橙，且颜色稳定，即为终点。

实验四、含氮量测定

1．NH4NO3、NH4C1或NH4HCO3中的含氮量能否用甲醛法分别测定?

答：NH4NO3中铵态N可以直接用甲醛法测定，但是其中NO3里面的N无法直接用甲醛法测定；NH4C1中的含氮量可以直接用甲醛法测定；NH4HCO3中的含氮量不能直接用甲醛法测定，因为NH4HCO3中的HCO3- 干扰测定。

NH4HCO3 ＋ HCHO →(CH2)6N4H+ ＋ H2CO3

产物 H2CO3易分解且酸性太弱，不能被NaOH准确滴定。

2．为什么中和甲醛中的游离酸使用酚酞指示剂，而中和(NH4)2 SO4试样中的游离酸却使用甲基红指示剂？

答：若试样中含有游离酸，加甲醛之前应事先用甲基红为指示剂，用碱预中和至甲基红变为黄色 。因为(NH4)2SO4试样溶液的pH≈4.63,若用酚酞作指示剂NH4+将部分被NaOH滴定,影响结果的准确度, 故中和试样中游离酸时应选择甲基红（4.4～6.2）做指示剂；二甲醛溶液中常含有微量酸，但不存在NH4+会被部分滴定的情况，因此用酚酞作指示剂会和测定方法统一起来，做到标测一致，减少误差，提高分析结果的准确度。

3．(NH4)2 SO4试液中含有PO43-、Fe3+、Al3+等离子，对测定结果有何影响？

答：PO43-产生酸效应使测的结果偏低；Fe3+、Al3+离子在中和残余酸时，容易产生水解现象

导致测定结果偏高。

实验五、水的硬度分析

1.在中和碳酸钙基准溶液中的HCl时，能否用酚酞取代甲基红?为什么?

2

答：不能，主要是因为酚酞在终点时呈现红色，该颜色影响终点时EBT蓝色的观察，从而影响对滴定终点的判断，导致结果准确性降低。

2.阐述Mg2+-EDTA能够提高终点敏锐度的原理。

答：由于指示剂EBT对Mg2+变色灵敏,而对Ca2+不敏锐，所以当测定水硬时，试液的Mg2+浓度较低或没有Mg2+时，需要加入Mg2+-EDTA提高指示剂EBT变色的敏锐性。

提高终点敏锐度的原理： Ca2+与EDTA的络合常数为10.69，比Mg2+与EDTA的络合常数

8.7大，溶液中开始时存在大量的Ca2+，溶液中加入Mg2+-EDTA后，Ca2+置换Mg2+，形成Ca2+-EDTA，游离出的Mg2+与指示剂络合形成酒红色化合物，到滴定终点时，过量的半滴EDTA与Mg2+结合从而释放出游离指示剂(蓝色)，可以敏锐的指示滴定终点。

3. 滴定为什么要在缓冲溶液中进行?如果没有缓冲溶液存在，将会导致什么现象发生? 答：EDTA滴定分析中采用的标准滴定溶液是Na2H2Y，在滴定过程中随着滴定的进行，溶液的酸度逐渐增加，EDTA的酸效应逐渐增强即αY(H)副反应系数增大，导致，，KCaY、KMgY逐渐

′<8，滴定反应不完全，不能准确滴定。为此要达到准确滴定的目的必减小，致使lgcKMY

须严格控制溶液的酸度，故需要加入缓冲溶液。

实验六、混合溶液中铅铋含量的测定

1 滴定Bi3+、Pb2+离子时溶液酸度各控制在什么范围？怎样调节？为什么？

答：因PbY: lgKPbY=18.04，(pH)min=3.3；BiY: lgKBiY=27.94，(pH)min=0.7

故：可通过控制酸度分别滴定

测定条件：pH=1 时测定Bi3+,指示剂 二甲酚橙（XO），终点Bi-XO(紫红)→XO(亮黄)；在滴定Bi3+后的溶液中，调节溶液的pH=5～6 时测定Pb2+ , 终点Pb-XO(紫红)→XO(亮黄)

2. 为什么不用NaOH、NaAc或者NH3·H2O，而用六亚甲基四胺调节pH到5~6？

答：测定金属离子Pb2+的适宜的滴定酸度pH=5~6，按照缓冲溶液的选择原则选择：所需要控制的溶液的酸度应该在pKa ± 1范围内，NaOH、NH3·H2O不符合要求，单从pKa分析可以

,减少，NaAc和六亚甲基四胺缓冲液体系，但是NaAc与Pb2+生成Pb(Ac)3-，αPb(Ac)增大，KPbY

影响反应的完全程度，故用六亚甲基四胺调节pH到5~6。

实验七、重铬酸钾滴定法测定铁

1. SnCl2还原Fe3+的条件是什么?怎样控制SnCl2不过量?

答：在还原Fe3+时HCl溶液浓度应控制在4 mol/L，若大于6 mol/L，Sn2+会先将甲基橙还原为无色，无法指示Fe3+的还原反应。HCl溶液浓度低于2 mol/L，则甲基橙褪色缓慢。

控制SnCl2不过量的措施是采用甲基橙指示SnCl2还原Fe3+，原理是：Sn2+将Fe3+还原完后，过量的Sn2+可将甲基橙还原为氢化甲基橙而褪色，不仅指示了还原的终点，Sn2+还能继续使氢化甲基橙还原成N,N-二甲基对苯二胺和对氨基苯磺酸，过量的Sn2+则可以消除。在溶液中

当溶液由橙变红，再慢慢滴加SnCl2至溶液变为淡粉色，加入一滴甲基橙，再滴加SnCl2溶液，

再摇几下直至粉色褪去。如刚加入SnCl2红色立即褪去，说明SnCl2已经过量，可补加1滴甲基橙，以除去稍过量的SnCl2，此时溶液若呈现粉红色，表明SnCl2已不过量。

2. 以K2Cr2O7基准溶液滴定Fe2+时，加入H3PO4的作用是什么?

3

答：滴定反应为：6 Fe2++Cr2O72-+14H+ →6 Fe3++2 Cr3++7H2O；滴定突跃范围为0.93 ~

1.34V，使用二苯胺磺酸钠为指示剂时，由于变色点电位为0.85V，终点提前到达，引入较大误差。因而需加入H3PO4。加入H3PO4可使滴定生成的Fe3+生成无色的Fe(HPO4)2-而降低Fe3+/ Fe2+电对的电位，使突跃范围变成0.71~1.34V，指示剂可以在此范围内变色，同时也消除了FeCl4-黄色对终点观察的干扰。

实验八、碘量法测定铜盐中铜的含量

1. 碘量法测定铜合金中的铜时，为什么常要加入NH4HF2？为什么临近终点时加入NH4SCN或KSCN？

答：因为铜合金中会含有Fe3+，能氧化I-，对测定有干扰，加入NH4HF2可掩蔽。同时NH4HF2是一种很好的缓冲溶液，因HF的Ka=6.6×10-4，故能使溶液的pH值控制在3.0~4.0之间。

近终点时加入硫氰酸盐，将CuI转化为溶解度更小的CuSCN沉淀，把吸附的碘释放出来，使反应更为完全。硫氰酸盐应在接近终点时加入，否则SCN-会还原大量存在的I2，致使测定结果偏低。

2．碘量法测定铜为什么要在弱酸性介质中进行? 而用K2Cr2O7标定Na2S2O3溶液时却要先加入5mL 6 mol·L-1 HCl 溶液，而用Na2S2O3溶液滴定时却要加入100mL水稀释，为什么？ 答：碘量法测定铜溶液的pH值一般应控制在3.0~4.0之间，酸度过低，Cu2+易水解，使反应不完全，结果偏低，而且反应速率慢，终点拖长；酸度过高，则I-被空气中的氧氧化为I2(Cu2+催化此反应)，使结果偏高。

K2Cr2O7标定Na2S2O3溶液时，由于K2Cr2O7与I-的反应在强酸性溶液中反应，所以先加入5mL 6 mol·L-1 HCl 溶液，有利于反应速度加快，但酸度过大，I-离子容易被空气氧化。所以酸度一般要控制在 0.4 mol·L-1 较为合适。

定量析出I2后， I2与S2O32-的滴定反应在中性或弱酸性介质中进行，滴定前要进行稀释，这样既可以降低酸度，使I-离子被空气氧化的速度减慢，避免析出过多的I2，又可使Na2S2O3分解作用减小；而且稀释后Cr3+的绿色减弱，便于终点观察。

3. 实验中加入的碘化钾及硫氰酸盐的作用是什么？

答：碘化钾三个作用：KI既是Cu2+的还原剂（Cu2+→Cu+），又是Cu+是沉淀剂（Cu+→CuI），

。KI增加可以促进KI 与Cu2+ 反应加快进行，与I2 生成I3-离子防止还是I2的配位剂（I2→I3-）

I2挥发损失。

硫氰酸盐的作用：

CuI沉淀强烈吸附I-3，又会使结果偏低。通常的办法是近终点时加入硫氰酸盐，将CuI转化为溶解度更小的CuSCN沉淀，把吸附的碘释放出来，使反应更为完全。硫氰酸盐应在接近终点时加入，否则SCN-会还原大量存在的I2，致使测定结果偏低。

实验九、氯化物中氯含量的测定

1． 莫尔法测氯时，为什么溶液的pH须控制在6.5~10.5？

答：莫尔法测氯时滴定必须在中性或弱碱性溶液中进行。在酸性介质中，铬酸根将转化为重铬酸根，溶液中铬酸根的浓度将减小，指示终点的铬酸银沉淀过迟出现，甚至难以出现。若碱性太强，则有氧化银沉淀析出。

2．以K2CrO4为指示剂时，指示剂浓度过大或过小对测定有何影响？

答：指示剂的用量对滴定有影响，一般以5 × 10-3 mol·L-1为宜。若太大将会引起终点提前，且本身的黄色会影响终点的观察；若太小又会使终点滞后，都会影响滴定的准确度。 4

实验十、水泥中SO3含量的测定

1．综述硫酸钡晶形沉淀的沉淀条件?

答： 晶体沉淀的条件为:稀、慢、搅、热、陈、冷过滤。

稀：沉淀必须在稀溶液中进行，沉淀剂也要为稀溶液，这样可以降低沉淀物的相对饱和度，降低聚集速度，以获得较大粒度的沉淀；

慢：沉淀剂必须缓慢加入。以使溶液的相对过饱和度小，同时又能保持适当的过饱和度； 搅：在不断搅拌下加入沉淀剂，防止局部的过饱和度过大；

热：沉淀必须在热溶液中进行，这样使沉淀的溶解度大一些。相对过饱和度低些。减少沉淀对杂质的吸收，防止形成胶体。

陈：沉淀完毕后必须进行陈化。以使小晶体转为大晶体，同时可使晶体变的更完整和纯净。

即在稀溶液中，在搅拌下慢慢地加入热溶液，沉淀后需要陈化过夜或者数小时，最后冷过滤。

2．硫酸钡重量法测定水泥中三氧化硫含量时，洗涤至无Cl-离子的目的和检查Cl-离子的方法如何?

答：其目的是为了获得纯净的硫酸钡沉淀。

为了使硫酸钡沉淀完全，利用同离子效应在溶液中加入了过量的BaCl2，BaSO4沉淀表

其次吸附溶液中带相反电荷的Cl-，于是形成了沉淀表面的双电层。面首先吸附构晶离子Ba2+，

通常采用温水洗涤沉淀，将沉淀表面的Cl-离子洗涤干净，从而保证沉淀洗涤干净。

使用硝酸银检验Cl-离子，取几滴滤液，滴入硝酸银，若无白色沉淀生成，则证明无Cl-离子存在。

3．为什么要控制在一定酸度的盐酸介质中进行沉淀?

答：控制酸度在0.25－0.30mol/L，因为酸度是影响沉淀纯度的主要因素之一，必须严格控制，包含四个方面的作用：

(1) 防止生成BaCO3、Ba3(PO4)2（或Ba3HPO4）、Ba(OH)2等共沉淀。

(2)在此酸度下，可以不分离铁铝等离子而直接进行沉淀。

(3)加入适量的盐酸，由于酸效应可使溶液中的SO42-浓度略微降低，稍稍增大了硫酸钡的溶解度，相应地降低了溶液的过饱和度，有利于生成大颗粒沉淀。

(4)同时克服了因大量Ca2+存在而产生的共沉淀现象。

实验十一、邻二氮菲分光光度法测定微量铁

1.怎样用吸光光度法测定水样中的全铁(总铁)和亚铁的含量?试拟出一简单步骤。

答：①水样中全铁(总铁)：采用邻二氮菲吸光光度法测定铁，使用处理好的水样进行试验，测定时加入盐酸羟胺溶液，将其中的三价铁均还原为二价铁，即可测定其中总铁的含量。 ②水样中亚铁：直接采用邻二氮菲吸光光度法测定铁，测定时不加入盐酸羟胺溶液，即只能测定水样中的亚铁含量。

2.制作工作曲线和进行其它条件试验时，加入试剂的顺序能否任意改变？为什么？ 答：不能随意改变。

本方法的试剂顺序是铁标准溶液，盐酸羟胺，邻二氮菲和醋酸钠溶液。被测定的试液加入后，加入盐酸羟胺的目的是为了将三价铁还原为二价铁，故必须先加入；然后加入邻二氮菲和醋酸钠溶液。

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