氧化還原滴定

2022/12/211氧化還原滴定2022/12/181全國高中學生化學競賽基本要求4.

容量分析。被測物、基準物質、標準溶液、指示劑、滴定反應等基本概念。酸堿滴定的滴定曲線（酸堿強度、濃度、溶劑極性對滴定突躍影響的定性關系）。酸堿滴定指示劑的選擇。高錳酸鉀、重鉻酸鉀、硫代硫酸鈉、EDTA為標準溶液的基本滴定反應。分析結果的計算。分析結果的準確度和精密度。2022/12/212全國高中學生化學競賽基本要求4.容量分析。被測物、基準物13. 電化學。氧化態。氧化還原的基本概念和反應的書寫與配平。原電池。電極符號、電極反應、原電池符號、原電池反應。標準電極電勢。用標準電極電勢判斷反應的方向及氧化劑與還原劑的強弱。電解池的電極符號與電極反應。電解與電鍍。電化學腐蝕。常見化學電源。pH、絡合劑、沉淀劑對氧化還原反應影響的定性說明。全國高中學生化學競賽基本要求2022/12/21313. 電化學。氧化態。氧化還原的基本概念和反應的書寫與配平條件電極電位2022/12/214條件電極電位2022/12/184Ox(氧化態)+ne-=Red(還原態)可逆電對的電位可用能斯特方程式表示：E:電對的標準電極電位1、能斯特公式2022/12/215Ox(氧化態)+ne-=Red(還原態)可逆Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2OE

=1.33VFe3++e=Fe2+E

=1.33V2022/12/216Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++2.條件電極電位以HCl溶液中Fe3+/Fe2+體系為例：副反應系數活度系數2022/12/2172.條件電極電位以HCl溶液中Fe3+/Fe2+體系為例：副

當cox/cRed=1時,條件電極電位等于實際電極電位。用條件電極電位能更準確判斷氧化還原反應進行的方向、次序及反應完成的程度。1、2、討論：2022/12/218當cox/cRed=1時,條件電極電位等于實際電3.影響氧化還原反應方向的因素㈠酸度例1

解:MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OEMnO4-/Mn2+=1.51V求pH=1.0、4.0時的E，2022/12/2193.影響氧化還原反應方向的因素㈠酸度例1解:MnO4-例2

解:H3AsO4+2H++2e=HAsO2

+2H2OI3-+2e=3I-E

=0.559VE

=0.545V分布系數2022/12/2110例2解:H3AsO4+2H++2e=HA2022/12/21112022/12/18112022/12/21122022/12/1812㈡生成絡合物對氧化還原反應方向的影響例3

解:(F)=1HFKa=10-3.1標準電極電勢0.7712022/12/2113㈡生成絡合物對氧化還原反應方向的影響例3解:(F)=1HF㈢生成沉淀的影響例4

解:2Cu2++4I-=2CuI↓+I2I2+2S2O32-=S4O62-+2I-

Ksp=2*10-122022/12/2114㈢生成沉淀的影響例4解:2Cu2++4I-=常見氧化還原滴定法2022/12/2115常見氧化還原滴定法2022/12/1815預氧化和預還原

將欲測組分氧化為高價狀態后，用還原劑滴定；將欲測組分還原為低價狀態后，用氧化劑滴定。這種滴定前使欲測組分轉變為一定價態的步驟稱為預氧化(Preoxidation)或預還原(Prereduction)。例：將Fe3+→Fe2+用高錳酸鉀或重鉻酸鉀滴定；2022/12/2116預氧化和預還原2022/12/1816高錳酸鉀法一、

概述在強酸性溶液中氧化性最強：

MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OE

=1.51V在中性或弱堿性中：

MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH-

E

=0.59V在堿性([OH-]>2mol·L-1)條件下與有機物的反應：

MnO4-+e=MnO42-

E

=

0.56V

2022/12/2117高錳酸鉀法一、概述2022/12/1817思考題：能否用Fe2+直接滴定MnO4-?用Fe2+滴定MnO4-,滴定一旦開始，剩余MnO4-與Mn2+都是大量的，它們會反應產生MnO2，而MnO2與還原劑反應慢，且終點不易觀察，因此不能用Fe2+直接滴定MnO4-2022/12/2118思考題：能否用Fe2+直接滴定MnO4-?用Fe2+滴二、標準溶液的配制與標定KMnO4自行分解反應：4KMnO4+2H2O=4MnO2↓+4KOH+3O2↑易受水、空氣中還原性物質影響，間接法配制：稱取稍多于計算用量的KMnO4

→加熱煮沸→濾去MnO2→暗處保存(棕色瓶)

→標定㈠間接法配制為什么加熱煮沸？蒸餾水中含有少量的有機物，加熱煮沸使還原性物質完全氧化。濾去MnO2能否用濾紙？不能，濾紙有還原性，用微孔玻璃漏斗。2022/12/2119二、標準溶液的配制與標定KMnO4自行分解反應：㈠間接法配二、標準溶液的配制與標定㈡標定基準物：Na2C2O4、H2C2O4·2H2O、As2O3和純鐵等。

書寫在稀硫酸中，C2O42-與MnO4-

的離子反應？2MnO4-

+5C2O42-

+16H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O2022/12/2120二、標準溶液的配制與標定㈡標定書寫在稀硫酸中，C2O42標準溶液標定時的注意點(三度一點）：速率：滴定時，應如何控制滴定速率？先慢后快，臨近終點再慢。室溫下反應速率極慢，滴入速度快，KMnO4來不及和C2O42-反應，就在熱的酸性溶液中分解：4MnO4-

+12H+=4Mn2++5O2↑+6H2O利用反應本身產生的Mn2+起自身催化作用加快反應進行溫度：滴定時，常將溶液加熱到70～80℃，為什么？反應溫度過高會使H2C2O4部分分解，低于60℃反應速率太慢2022/12/2121標準溶液標定時的注意點(三度一點）：速率：滴定時，應如何控酸度：保持的酸度(0.5～1.0mol·l-1H2SO4)，為什么？酸度過低，MnO4-

會被部分還原成MnO2，酸度過高，會促進H2C2O4分解為避免KMnO4氧化Cl-的反應發生,不使用HCl提供酸性介質滴定終點：如何判定？高錳酸鉀自身指示終點(淡粉紅色30秒不褪)。2022/12/2122酸度：保持的酸度(0.5～1.0mol·l-1H2SO1.配制好的KMnO4溶液為什么要盛放在棕色瓶中保護？如果沒有棕色瓶怎么辦？答：因Mn2+和MnO2的存在能使KMnO4分解，見光分解更快。所以.配制好的KMnO4溶液要盛放在棕色瓶中保存。如果沒有棕色瓶，應放在避光處保存。4KMnO4+2H2O=4MnO2↓+4KOH+3O2↑2.在滴定時，KMnO4溶液為什么要放在酸式滴定管中？答：因KMnO4溶液具有氧化性，能使堿式滴定管下端橡皮管氧化，所以滴定時，KMnO4溶液要放在酸式滴定管中。思考題：2022/12/21231.配制好的KMnO4溶液為什么要盛放在棕色瓶中保三、高錳酸鉀法應用示例1.直接滴定法測定

H2C2O4、Na2C2O4、H2O2、Fe3+、Mn2+、其反應為：5Fe2++MnO4-+8H+=Mn2++5Fe2++4H2O5VO2++MnO4-+11H2O=Mn2++5VO43-+22H+

3H4P2O7+Mn3+=Mn(H2P2O7)33-+6H+

5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2+8H2O4Mn2++MnO4-+8H+=5Mn3++4H2O在焦磷酸溶液中，高錳酸鉀滴定Mn2+

，Mn(H2P2O7)33-是配合物

。書寫與H2O2Fe2+

的反應2022/12/2124三、高錳酸鉀法應用示例1.直接滴定法測定H2C2O4、均相沉淀法：先在酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4，然后滴加稀氨水使pH值逐漸升高至3.5～4.5，Ca2＋+C2O42-→CaC2O4↓,陳化處理，過濾、冷水洗滌沉淀，溶于酸（稀硫酸）→

H2C2O4→滴定(KMnO4標液)。2.間接測定鈣如何用高錳酸鉀法滴定Ca2+?為什么在酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4？在中性或堿性溶液中沉淀，會有部分氫氧化鈣生成，會使測定結果偏低。2022/12/2125均相沉淀法：先在酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4，然后3.返滴定法測定礦石中MnO2其反應為：MnO2

+C2O42-

+4H+=Mn2++2CO2↑+2H2O一些不能直接用高錳酸鉀溶液滴定的物質，如MnO2，可以用返滴定法測定。

加入一定量且過量的Na2C2O4,于磨細的礦樣中，加H2SO4并加熱，當樣品中無棕黑色顆粒存在時，表示試樣分解完全。用高錳酸鉀趁熱返滴定剩余的草酸。請設計方案2022/12/21263.返滴定法測定礦石中MnO2其反應為：MnO2+C2思考題：1.為什么MnO2不能用KMnO4標準溶液直接滴定？答：因MnO2是一種較強的氧化劑，所以不能用KMnO4標準溶液直接滴定。2.用高錳酸鉀法測定軟錳礦中的MnO2的含量時，應注意控制哪些實驗條件？如控制不好，將會引起什么后果？答：應以H2SO4控制溶液酸度，酸度不能過低，否則KMnO4生成MnO(OH)2沉淀,酸度過高，引起H2C2O4分解。溶液的溫度應控制在70～80℃，若超過90℃易引起H2C2O4分解，過低反應慢。2022/12/2127思考題：1.為什么MnO2不能用KMnO4標準溶液直接滴4.強堿性條件下有機物的測定在強堿性中過量的KMnO４能定量氧化甘油、甲醇、甲醛、甲酸、苯酚和葡萄糖、酒石酸、檸檬酸等有機化合物（在堿性溶液中比在酸性溶液中快）。測甲酸的反應如下：

2MnO4-+HCOO-

+3OH-=CO32-

+2MnO42-+2H2O加入一定量且過量的KMnO4到含有試樣的2mol·l-1NaOH溶液中，放置，待反應完成后，將溶液酸化，MnO42-歧化成MnO4-和MnO2，加入一定量且過量的FeSO4標準液還原MnO4-和MnO2到Mn2+，最后再以KMnO4標準液滴定剩余的FeSO4。由兩次加入KMnO4量和FeSO4的量計算甲酸的含量。方法：甲酸和FeSO4失電子數等于兩次加入KMnO4得電子數2022/12/21284.強堿性條件下有機物的測定在強堿性中過量的KMnO重鉻酸鉀法一、

概述

K2Cr2O7在酸性條件下與還原劑作用：Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2OE

=1.33V(1)氧化能力比KMnO4稍弱，仍屬強氧化劑；(2)此法只能在酸性條件下使用，室溫下不與HCl反應，可用HCl(小于3mol·L-1)介質；(3)易提純，標準溶液可用直接法配制，穩定。(4)使用二苯胺磺酸鈉作為指示劑。還原態無色氧化態紫紅色2022/12/2129重鉻酸鉀法一、概述還原態無色氧化態二、重鉻酸鉀法應用示例1.鐵的測定重鉻酸鉀法測定鐵的反應：

6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O定鐵法步驟：試樣→熱HCl溶解→SnCl2還原（Fe3+為Fe2+）→HgCl2氧化（除去過量SnCl2

)→加入H2SO4+H3PO4混酸→加二苯胺磺酸鈉(滴定指示劑)→用K2Cr2O7標準溶液滴定→終點(綠色→紫紅色)(綠色→Cr3+

)2022/12/2130二、重鉻酸鉀法應用示例1.鐵的測定2022/12/18加入H2SO4-H3PO4的主要作用：(1)Fe3+生成無色Fe(HPO4)2-，使終點容易觀察；(2)降低鐵電對電位,使滴定的電位突躍范圍變大，使苯胺磺酸鈉變色點的電位（′

=+0.85V）落在滴定的電位突躍范圍內。

例：在0.25mol·L-1H3PO4溶液中

′Fe3+/Fe2+

=0.51V（0.771為標準電極電位）

重鉻酸鉀法測定鐵是測定礦石中全鐵量的標準方法。2022/12/2131加入H2SO4-H3PO4的主要作用：(1)Fe3+生成思考題：1.在預處理時為什么SnCl2溶液要趁熱逐滴加入，而HgCl2溶液卻要冷卻后一次加入？答：用SnCl2還原Fe3+時，溶液的溫度不能太低，否則反應速度慢，黃色褪去不易觀察，使SnCl2過量太多不易除去。在熱溶液中，Hg2+可能氧化Fe2+引起誤差，故在加入HgCl2前溶液應冷卻至室溫。2.加入H3PO4后為什么要立即滴定？在H3PO4溶液中鐵電對的電極電位降低，Fe2+更易被氧化，故不應放置而應立即滴定。2022/12/2132思考題：1.在預處理時為什么SnCl2溶液要趁熱逐滴加入碘量法一、

概述

㈠碘量法的特點

碘量法是基于I2的氧化性及I－的還原性的分析法。

I3-+2e=3I-，

EI2/I-＝0.545V

這個電對的電位在標準電位表中居于中間，可見I2是較弱的氧化劑，I–是中等強度還原劑2022/12/2133碘量法一、概述這個電對的電位在標準電位練習：如何測定S2O３2-、Fe3+的物質的量濃度？S2O３2-是強還原劑，可用

I2直接滴定。利用I－的還原性，與Fe3+反應，定量生成I2，然后用S2O３2-標準液滴定，從而間接地測定Fe3+強還原劑可用I2直接滴定，強氧化劑可用間接地測定。2022/12/2134練習：如何測定S2O３2-、Fe3+的物質的量濃度？S2O３1、用I2標準溶液直接滴定還原劑的方法是直接碘法；2、利用I-與強氧化劑作用生成定量的I2,再用還原劑標準溶液與I2反應,測定氧化劑的方法稱為間接碘法㈡碘量法的分類——(亦稱碘量法)碘量法(間接碘法)的基本反應:

I3-+2e=3I-

I2+2S2O３2-=S4O62-+2I-2022/12/21351、用I2標準溶液直接滴定還原劑的方法是直接碘法；㈡碘量法㈢碘量法的滴定條件反應在中性或弱酸性中進行，通常pH<93I2+6OH-=IO3-

+5I-

+3H2O在強酸性溶液中，Na2S2O3會發生分解，I-

容易被氧化。2H+

+2S2O３2-=SO2

+S↓+H2OpH過高，I2會發生岐化反應：碘量法滴定能否在強酸、強堿條件下滴定？原因？2022/12/2136㈢碘量法的滴定條件反應在中性或弱酸性中進行，通常pH<碘量法的主要誤差來源(1)I2易揮發;(2)防止I-在酸性條件下被空氣所氧化。a.加入過量KI，生成I3-絡離子；b.使用碘量瓶時，不要劇烈搖動，減少I2的揮發；c.不能加熱a.置于暗處反應，避免光照；b.氧化析出的I2立即滴定；(3)近終點時加入淀粉指示劑。碘法中常用淀粉作為專屬指示劑；2022/12/2137碘量法的主要誤差來源(1)I2易揮發;(2)防止I-二、標準溶液的配制與標定1.Na2S2O3標準溶液能否直接稱量配制Na2S2O3標準溶液？含結晶水的Na2S2O3·5H2O容易風化潮解，且含少量雜質如Na2SO4，不能直接配制標準溶液。如何配制Na2S2O3溶液，配好Na2S2O3溶液如何標定？水中存在微生物會消耗Na2S2O3溶液中的硫，使它變成Na2SO3溶液，這是Na2S2O3溶液濃度變化的主要原因。2022/12/2138二、標準溶液的配制與標定1.Na2S2O3標準溶液能否直接水中溶解的CO2也能使它發生分解？Na2S2O3+CO2+H2O=NaHSO3+NaHCO3+S空氣的氧化2Na2S2O3+O2=2Na2SO4+2S因此，配制Na2S2O3標準溶液時應采用新煮沸(除氧、殺菌)并冷卻的蒸餾水，加入少量Na2CO3使溶液呈弱堿性(抑制細菌生長)，溶液保存在棕色瓶中。

2022/12/2139水中溶解的CO2也能使它發生分解？Na2S2O3+CO2+H如何標定Na2S2O3標準溶液？標定Na2S2O3所用基準物有K2Cr2O7，KIO3等。采用間接碘法標定。在酸性溶液中使K2Cr2O7與KI反應,以淀粉為指示劑,用Na2S2O3溶液滴定。淀粉指示劑應在近終點時加入，否則吸留I2使終點提前。6I-+Cr2O72-+14H+=3I2↓+2Cr3++H2O

I2+2S2O３2-=S4O62-+2I-2022/12/2140如何標定Na2S2O3標準溶液？標定Na2S2O32.I3-標準溶液①間接配制：托盤天平稱量稱量適量的I2，加過量的KI，加少量水置于研缽中，研磨，至I2全部溶解后轉移至棕色試劑瓶中。②標定：As2O3或者用已經標定好的Na2S2O3溶液標定2022/12/21412.I3-標準溶液①間接配制：托盤天平稱量稱量適量的I設計用As2O3標定I2標準溶液的方法As2O3難溶于水，可用NaOH溶解。在pH=8-9（NaHCO3)時，I2標準溶液快速而定量的氧化HAsO2HAsO2+

I2+2H2O=HAsO42-+

2I-+4H+2022/12/2142設計用As2O3標定I2標準溶液的方法As2O3難溶于1.如何配制I2溶液？配制I2溶液時為什么要滴加KI？答：因I2微溶于水而易溶于KI溶液中，在稀的KI溶液中溶解也很慢，故配制時先將I2溶解在較濃KI的溶液中，最后稀釋到所需濃度。2.如何配制和保存Na2S2O3溶液?答：水中的CO2、細菌和光照都能使其分解，水中的氧也能將其氧化。故配制Na2S2O3溶液時，先將蒸餾水煮沸，以除去水中的CO2和O2，并殺死細菌；冷卻后加入少量Na2CO3使溶液呈弱堿性以抑制Na2S2O3的分解和細菌的生長。保存于棕色瓶中。思考題：2022/12/21431.如何配制I2溶液？配制I2溶液時為什么要滴加KI？思考題3.用K2Cr2O7作基準物質標定Na2S2O3溶液時，為什么要加入過量的KI和HCl溶液？為什么要放置一定時間后才能加水稀釋？為什么在滴定前還要加水稀釋？答：為了確保K2Cr2O7反應完全，必須控制溶液的酸度為0.2-0.4moL·l-1HCl溶液，并加入過量KI。K2Cr2O7與KI的反應需一定的時間才能進行得比較完全，故需放置5min后在加水稀釋，降低酸度，以防止Na2S2O3在滴定過程中遇強酸而分解。4.標定I2溶液時，既可以用Na2S2O3滴定I2溶液，也可以用I2滴定Na2S2O3溶液，且都采用淀粉指示劑。但在兩種情況下加入淀粉指示劑的時間是否相同？為什么？答：如果用Na2S2O3滴定I2溶液，因淀粉吸附I2

，所以應滴定至溶液呈前黃色時再加入淀粉指示劑。如果用I2滴定Na2S2O3溶液時，應提前加入淀粉，否則易滴過量。思考題：2022/12/21443.用K2Cr2O7作基準物質標定Na2S2O3溶液時㈠銅鹽中含有Fe3+，試用碘量法測定Cu2+的量三、應用示例

銅鹽中加入NH4F+HF緩沖溶液，調溶液酸度在3.2-4.0之間，加入過量KI反應定量的析出I2,然后用Na2S2O3標準溶液滴定，在滴定接近終點時，加入KSCN.2022/12/2145㈠銅鹽中含有Fe3+，試用碘量法測定Cu2+的量三、應用示例1.加入NH4HF2固體的作用：①調節酸度在3.2-4.0之間,Cu2+不至于水解，就保證了Cu2+與I-的反應定量的進行②掩蔽Fe3+，防止氧化I-2022/12/21461.加入NH4HF2固體的作用：①調節酸度在3.2-4.02.近終點時加入KSCN的作用：CuI沉淀表面吸附I2導致結果偏低，加入KSCN使CuI轉化成溶解度更小的CuSCN，可減小對I2的吸附。2022/12/21472.近終點時加入KSCN的作用：CuI沉淀思考題：

碘量法測定銅合金中的銅時，在溶液溫度60度時加入過量的KI，測定結果偏大、偏小、不變？溫度過高，加速I2的揮發，導致測定結果偏低2022/12/2148思考題：碘量法測定銅合金中的銅時，在溶液溫度60度時加入（二）有機物的測定(1)直接碘法

可用直接碘量法進行測定。例如抗壞血酸、巰基乙酸、四乙基鉛及安乃近藥物等。

例：抗壞血酸分子中的烯醇基具有較強的還原性，能被I2定量氧化成二酮基：

C6H8O6+I2=C6H6O6+2HI

用直接碘量法可滴定抗壞血酸。2022/12/2149（二）有機物的測定(1)直接碘法2022/12/1849(2)返滴定法例：在葡萄糖的堿性試液中，加入一定量過量的I2標準溶液，被I2氧化后的反應為：

I2+2OH-=IO-+I-+H2OCH2OH(CHOH)4CHO+IO-+OH-=CH2OH(CHOH)4COO-+I-+H2O堿液中剩余的IO-，歧化為IO3-及I-：

3IO-=IO3-+2I-溶液酸化后又析出I2

IO-3+5I-+6H+=3I2+3H2O最后以Na2S2O3標準溶液滴定析出的I2。2022/12/2150(2)返滴定法例：在葡萄糖的堿性試液中，加入一定量過量的思考題：若測定葡萄糖時，加入c1v1的

I2標準溶液，最后以c2Na2S2O3標準溶液滴定析出的I2消耗v2，則葡萄糖的物質的量是？c1v1-1/2c2v2

I2與Na2S2O3物質的量之比1:22022/12/2151思考題：若測定葡萄糖時，加入c1v1的I2標準溶（三）費休法測定微量水分

基本原理：I2氧化SO2時需定量水參加C5H5N·I2+C5H5N·SO2+C5H5N+H2O+CH3OH

=2C5H5N·HI+C5H5NHOSO2·OCH3

弗休試劑:I2、SO2、C5H5N和CH3OH混合溶液。

可逆反應:(1)加吡啶，與HI化合，使反應定量完成；(2)加甲醇可以防止副反應的發生。總的反應式為：SO2+I2+2H2O

H2SO4+2HI2022/12/2152（三）費休法測定微量水分基本原理：I2氧化稱取0.2015克MgSO47H2O試劑，溶于甲醇后滴定其中的晶體水，計消耗弗休試劑22.50ml。稱取純水0.1052克標定弗休試劑，計耗去試劑25.50ml。計算此晶體是否失去結晶水？弗休試劑濃度=0.1052/(18.02*25.50*10-3)=0.2289mol/l結晶水物質的量=0.2289*22.50*10-3=0.005150mol此晶體結晶水含量=0.005150*18.02/0.2015=0.4506所以此晶體失去部分結晶水。思考題：2022/12/2153稱取0.2015克MgSO47H2O試劑，溶于甲醇后溴酸鉀法

KBrO3為強氧化劑(酸性溶液)，其半反應式為：

BrO3-+6H++6e-=Br-+3H2O

BrO3-/Br2=+1.44V在KBrO3標準溶液中加入過量KBr，當溶液酸化時，BrO-3即氧化Br-而析出游離溴：

BrO3-+5Br-+6H+=3Br2+3H2O游離Br2能氧化還原性物質。

Br2+2e=2Br-

Br2/Br-

=+1.08V就像即時配制的溴標準溶液一樣，借溴的取代作用，可以測定酚類，借加成反應可以測定有機物的不飽和度。

溴酸鉀可用直接法配制準確濃度的標準溶液。其它氧化還原滴定法2022/12/2154溴酸鉀法KBrO3為強氧化劑(酸性溶液)，其半溴酸鉀法應用：(1)直接測定一些能與KBrO3迅速反應的物質例：礦石中銻的測定，溶解，使Sb(Ⅴ)→Sb(Ⅲ)，HCl溶液中用KBrO3標準溶液滴定。3Sb3++BrO-3+6H+=3Sb5++Br-+3H2O

還可用來直接測定As(Ⅲ)、Sn(Ⅱ)、Tl(Ⅰ)等。(2)間接溴酸鉀法與碘量法配合使用，即用定量且過量的KBrO3標準溶液與待測物質作用，過量的KBrO3在酸性溶液中與KI作用，析出游離I2，再用Na2S2O3標準溶液滴定之。2022/12/2155溴酸鉀法應用：(1)直接測定一些能與KBrO3迅速反應的物(3)取代反應測定苯酚含量

在苯酚酸性溶液中加入一定量且過量的KBrO3-KBr標準溶液，發生取代，待反應完成后，加入過量的KI與剩余的Br2作用，析出的I2用Na2S2O3標準溶液滴定。2022/12/2156(3)取代反應測定苯酚含量在苯酚酸性溶液中加入一定量第13題（10分）溴酸鉀測定苯酚純度的步驟如下：稱取含苯酚0.6000g的試樣溶于20.00mL0.1250mol/LKBrO3溶液（該溶液含過量的KBr），加酸酸化。放置，待反應完全后加入KI，而后用0.1050mol/LNa2S2O3溶液滴定生成的碘，滴定終點為20.00mL。計算試樣中苯酚的質最分數。KBrO3(1mol)~3Br2(3mol)~C6H5OH(1mol)~6S2O32–(6mol)0.1250mol/L×0.02000L–0.1050mol/L×0.02000L/6＝2.150×10–3mol(2.150×10–3mol/L×94.11g/mol/0.6000g)×100%＝33.72%

2001年省級賽區試題2022/12/2157第13題（10分）溴酸鉀測定苯酚純度的步驟如下：稱取(4)加成反應測定丙烯磺酸鈉含量

在丙烯磺酸鈉酸性溶液中加入一定量且過量的KBrO3(c1

、v1)

-KBr標準溶液，在HgSO4催化下，發生加成反應，待反應完成后，加入NaCl絡合Hg2+,再加入過量的KI與剩余的Br2作用，析出的I2用Na2S2O3（c2

、v2）標準溶液滴定。思考：上題中丙烯磺酸鈉的物質的量？3c1v1-1/2c2v2

2022/12/2158(4)加成反應測定丙烯磺酸鈉含量在丙烯磺酸鈉酸性溶液第5題（12分）鋅鋁合金的主要成分有Zn、Al、Cu、和Fe等元素。稱取該合金樣品1.1255g，用HCl和H2O2溶解、煮沸除去過量H2O2后過濾，濾液定容于250mL容量瓶中。按下列步驟測定各組分含量：5-1用移液管移取50.00mL濾液于250mL碘量瓶中，控制溶液的pH=3～4，加入過量KI溶液，用6.45mL0.01122molL1Na2S2O3溶液滴定至終點。寫出碘量瓶中發生的化學反應方程式；溶液的pH太低或過高對分析結果有何影響？該滴定反應可用什么指示劑指示終點；計算合金中Cu的質量分數？2008競賽試題（備用）2022/12/2159第5題（12分）鋅鋁合金的主要成分有Zn、Al、Cu、2Cu2++4I=2CuI+I2I2+2S2O32=2I+S4O62pH太低，I易被空氣氧化，使結果偏高；pH過高，Cu2+易水解，I2易岐化，使結果偏低。可用淀粉溶液為指示劑。

2022/12/21602Cu2++4I=2CuI+I2I25-2另取25.00mL濾液于250mL錐形瓶中，加入過量的EDTA溶液，煮沸稍冷后加入適量六次甲基四胺調pH=5～6，再過量5mL，用Zn2+標準溶液滴至指示劑剛好變色，然后加入過量NH4F煮沸，再用0.03245molL1Zn2+標準溶液22.50mL滴至終點。計算合金中Al的質量分數；說明加入過量NH4F的作用；解釋為何前后兩次用Zn2+標準溶液滴定。若三次平行測定Al的質量分數分別為0.1758、0.1748和0.1752mL，計算結果的相對平均偏差。

2022/12/21615-2另取25.00mL濾液于250mL錐形瓶中，加入過

第一次Zn2+標準溶液滴定是為除去多余的EDTA；第二次Zn2+標準溶液滴定被NH4F置換出來的EDTA；根據第二次n(Zn2+)

n(EDTA)

n(Al)

w(Al)

相對平均偏差2022/12/2162第一次Zn2+標準溶液滴定是為除去多余的EDTA；第二次Z第6題(11分)在900oC的空氣中合成出一種含鑭、鈣和錳(摩爾比2:2:1)的復合氧化物，其中錳可能以+2、+3、+4或者混合價態存在。為確定該復合氧化物的化學式，進行如下分析：6-1準確移取25.00mL0.05301molL-1的草酸鈉水溶液，放入錐形瓶中，加入25mL蒸餾水和5mL6molL-1的HNO3溶液，微熱至60~70oC，用KMnO4溶液滴定，消耗27.75mL。寫出滴定過程發生的反應的方程式；計算KMnO4溶液的濃度。

2008競賽試題2MnO4+5C2O42+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O

KMnO4溶液濃度：(2/5)0.0530125.00/27.75

=0.01910（molL1）

2022/12/2163第6題(11分)在900oC的空氣中合成出一種含鑭

6-2準確稱取0.4460g復合氧化物樣品，放入錐形瓶中，加25.00mL上述草酸鈉溶液和30mL6molL-1的HNO3溶液，在60~70oC下充分搖動，約半小時后得到無色透明溶液。用上述KMnO4溶液滴定，消耗10.02mL。根據實驗結果推算復合氧化物中錳的價態，給出該復合氧化物的化學式，寫出樣品溶解過程的反應方程式。已知La的原子量為138.9。

根據：化合物中金屬離子摩爾比為La:Ca:Mn=2:2:1，鑭和鈣的氧化態分別為+3和+2，錳的氧化態為+2~+4，初步判斷復合氧化物的化學式為La2Ca2MnO6+x,其中

x=0~1。

2022/12/21646-2準確稱取0.4460g復合氧化物樣品，放入錐形瓶中滴定情況：加入C2O42-總量：25.00mL0.05301molL-1=1.3253mmol樣品溶解后，滴定消耗高錳酸鉀：10.02mL0.01910molL-1=0.1914mmol2MnO4+5C2O42+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O樣品溶解后剩余C2O42-量:0.1914mmol5/2=0.4785mmol樣品溶解過程所消耗的C2O42-量:1.3253mmol-0.4785mmol=0.8468mmol在溶樣過程中，C2O42-變為CO2給出電子：

20.8468mmol=1.694mmol

復合氧化物(La2Ca2MnO6+x)樣品的物質的量為：

0.4460g/[(508.9+16.0x)gmol1]La2Ca2MnO6+x中，錳的價態為:[2(6+x)2322]=(2+2x)溶樣過程中錳的價態變化為：(2+2x

2)=2x

錳得電子數與C2O42-給電子數相等：2x

0.4460g/[(508.9+16.0x)gmol1]

=20.8468

103mol

x=1.0121

2022/12/2165滴定情況：復合氧化物(La2Ca2MnO6+x)樣品的物質的氧化還原滴定

2022/12/2166氧化還原滴定2022/12/181全國高中學生化學競賽基本要求4.

容量分析。被測物、基準物質、標準溶液、指示劑、滴定反應等基本概念。酸堿滴定的滴定曲線（酸堿強度、濃度、溶劑極性對滴定突躍影響的定性關系）。酸堿滴定指示劑的選擇。高錳酸鉀、重鉻酸鉀、硫代硫酸鈉、EDTA為標準溶液的基本滴定反應。分析結果的計算。分析結果的準確度和精密度。2022/12/2167全國高中學生化學競賽基本要求4.容量分析。被測物、基準物13. 電化學。氧化態。氧化還原的基本概念和反應的書寫與配平。原電池。電極符號、電極反應、原電池符號、原電池反應。標準電極電勢。用標準電極電勢判斷反應的方向及氧化劑與還原劑的強弱。電解池的電極符號與電極反應。電解與電鍍。電化學腐蝕。常見化學電源。pH、絡合劑、沉淀劑對氧化還原反應影響的定性說明。全國高中學生化學競賽基本要求2022/12/216813. 電化學。氧化態。氧化還原的基本概念和反應的書寫與配平條件電極電位2022/12/2169條件電極電位2022/12/184Ox(氧化態)+ne-=Red(還原態)可逆電對的電位可用能斯特方程式表示：E:電對的標準電極電位1、能斯特公式2022/12/2170Ox(氧化態)+ne-=Red(還原態)可逆Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2OE

=1.33VFe3++e=Fe2+E

=1.33V2022/12/2171Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++2.條件電極電位以HCl溶液中Fe3+/Fe2+體系為例：副反應系數活度系數2022/12/21722.條件電極電位以HCl溶液中Fe3+/Fe2+體系為例：副

當cox/cRed=1時,條件電極電位等于實際電極電位。用條件電極電位能更準確判斷氧化還原反應進行的方向、次序及反應完成的程度。1、2、討論：2022/12/2173當cox/cRed=1時,條件電極電位等于實際電3.影響氧化還原反應方向的因素㈠酸度例1

解:MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OEMnO4-/Mn2+=1.51V求pH=1.0、4.0時的E，2022/12/21743.影響氧化還原反應方向的因素㈠酸度例1解:MnO4-例2

解:H3AsO4+2H++2e=HAsO2

+2H2OI3-+2e=3I-E

=0.559VE

=0.545V分布系數2022/12/2175例2解:H3AsO4+2H++2e=HA2022/12/21762022/12/18112022/12/21772022/12/1812㈡生成絡合物對氧化還原反應方向的影響例3

解:(F)=1HFKa=10-3.1標準電極電勢0.7712022/12/2178㈡生成絡合物對氧化還原反應方向的影響例3解:(F)=1HF㈢生成沉淀的影響例4

解:2Cu2++4I-=2CuI↓+I2I2+2S2O32-=S4O62-+2I-

Ksp=2*10-122022/12/2179㈢生成沉淀的影響例4解:2Cu2++4I-=常見氧化還原滴定法2022/12/2180常見氧化還原滴定法2022/12/1815預氧化和預還原

將欲測組分氧化為高價狀態后，用還原劑滴定；將欲測組分還原為低價狀態后，用氧化劑滴定。這種滴定前使欲測組分轉變為一定價態的步驟稱為預氧化(Preoxidation)或預還原(Prereduction)。例：將Fe3+→Fe2+用高錳酸鉀或重鉻酸鉀滴定；2022/12/2181預氧化和預還原2022/12/1816高錳酸鉀法一、

概述在強酸性溶液中氧化性最強：

MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2OE

=1.51V在中性或弱堿性中：

MnO4-+2H2O+3e=MnO2+4OH-

E

=0.59V在堿性([OH-]>2mol·L-1)條件下與有機物的反應：

MnO4-+e=MnO42-

E

=

0.56V

2022/12/2182高錳酸鉀法一、概述2022/12/1817思考題：能否用Fe2+直接滴定MnO4-?用Fe2+滴定MnO4-,滴定一旦開始，剩余MnO4-與Mn2+都是大量的，它們會反應產生MnO2，而MnO2與還原劑反應慢，且終點不易觀察，因此不能用Fe2+直接滴定MnO4-2022/12/2183思考題：能否用Fe2+直接滴定MnO4-?用Fe2+滴二、標準溶液的配制與標定KMnO4自行分解反應：4KMnO4+2H2O=4MnO2↓+4KOH+3O2↑易受水、空氣中還原性物質影響，間接法配制：稱取稍多于計算用量的KMnO4

→加熱煮沸→濾去MnO2→暗處保存(棕色瓶)

→標定㈠間接法配制為什么加熱煮沸？蒸餾水中含有少量的有機物，加熱煮沸使還原性物質完全氧化。濾去MnO2能否用濾紙？不能，濾紙有還原性，用微孔玻璃漏斗。2022/12/2184二、標準溶液的配制與標定KMnO4自行分解反應：㈠間接法配二、標準溶液的配制與標定㈡標定基準物：Na2C2O4、H2C2O4·2H2O、As2O3和純鐵等。

書寫在稀硫酸中，C2O42-與MnO4-

的離子反應？2MnO4-

+5C2O42-

+16H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O2022/12/2185二、標準溶液的配制與標定㈡標定書寫在稀硫酸中，C2O42標準溶液標定時的注意點(三度一點）：速率：滴定時，應如何控制滴定速率？先慢后快，臨近終點再慢。室溫下反應速率極慢，滴入速度快，KMnO4來不及和C2O42-反應，就在熱的酸性溶液中分解：4MnO4-

+12H+=4Mn2++5O2↑+6H2O利用反應本身產生的Mn2+起自身催化作用加快反應進行溫度：滴定時，常將溶液加熱到70～80℃，為什么？反應溫度過高會使H2C2O4部分分解，低于60℃反應速率太慢2022/12/2186標準溶液標定時的注意點(三度一點）：速率：滴定時，應如何控酸度：保持的酸度(0.5～1.0mol·l-1H2SO4)，為什么？酸度過低，MnO4-

會被部分還原成MnO2，酸度過高，會促進H2C2O4分解為避免KMnO4氧化Cl-的反應發生,不使用HCl提供酸性介質滴定終點：如何判定？高錳酸鉀自身指示終點(淡粉紅色30秒不褪)。2022/12/2187酸度：保持的酸度(0.5～1.0mol·l-1H2SO1.配制好的KMnO4溶液為什么要盛放在棕色瓶中保護？如果沒有棕色瓶怎么辦？答：因Mn2+和MnO2的存在能使KMnO4分解，見光分解更快。所以.配制好的KMnO4溶液要盛放在棕色瓶中保存。如果沒有棕色瓶，應放在避光處保存。4KMnO4+2H2O=4MnO2↓+4KOH+3O2↑2.在滴定時，KMnO4溶液為什么要放在酸式滴定管中？答：因KMnO4溶液具有氧化性，能使堿式滴定管下端橡皮管氧化，所以滴定時，KMnO4溶液要放在酸式滴定管中。思考題：2022/12/21881.配制好的KMnO4溶液為什么要盛放在棕色瓶中保三、高錳酸鉀法應用示例1.直接滴定法測定

H2C2O4、Na2C2O4、H2O2、Fe3+、Mn2+、其反應為：5Fe2++MnO4-+8H+=Mn2++5Fe2++4H2O5VO2++MnO4-+11H2O=Mn2++5VO43-+22H+

3H4P2O7+Mn3+=Mn(H2P2O7)33-+6H+

5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2+8H2O4Mn2++MnO4-+8H+=5Mn3++4H2O在焦磷酸溶液中，高錳酸鉀滴定Mn2+

，Mn(H2P2O7)33-是配合物

。書寫與H2O2Fe2+

的反應2022/12/2189三、高錳酸鉀法應用示例1.直接滴定法測定H2C2O4、均相沉淀法：先在酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4，然后滴加稀氨水使pH值逐漸升高至3.5～4.5，Ca2＋+C2O42-→CaC2O4↓,陳化處理，過濾、冷水洗滌沉淀，溶于酸（稀硫酸）→

H2C2O4→滴定(KMnO4標液)。2.間接測定鈣如何用高錳酸鉀法滴定Ca2+?為什么在酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4？在中性或堿性溶液中沉淀，會有部分氫氧化鈣生成，會使測定結果偏低。2022/12/2190均相沉淀法：先在酸性溶液中加入過量(NH4)2C2O4，然后3.返滴定法測定礦石中MnO2其反應為：MnO2

+C2O42-

+4H+=Mn2++2CO2↑+2H2O一些不能直接用高錳酸鉀溶液滴定的物質，如MnO2，可以用返滴定法測定。

加入一定量且過量的Na2C2O4,于磨細的礦樣中，加H2SO4并加熱，當樣品中無棕黑色顆粒存在時，表示試樣分解完全。用高錳酸鉀趁熱返滴定剩余的草酸。請設計方案2022/12/21913.返滴定法測定礦石中MnO2其反應為：MnO2+C2思考題：1.為什么MnO2不能用KMnO4標準溶液直接滴定？答：因MnO2是一種較強的氧化劑，所以不能用KMnO4標準溶液直接滴定。2.用高錳酸鉀法測定軟錳礦中的MnO2的含量時，應注意控制哪些實驗條件？如控制不好，將會引起什么后果？答：應以H2SO4控制溶液酸度，酸度不能過低，否則KMnO4生成MnO(OH)2沉淀,酸度過高，引起H2C2O4分解。溶液的溫度應控制在70～80℃，若超過90℃易引起H2C2O4分解，過低反應慢。2022/12/2192思考題：1.為什么MnO2不能用KMnO4標準溶液直接滴4.強堿性條件下有機物的測定在強堿性中過量的KMnO４能定量氧化甘油、甲醇、甲醛、甲酸、苯酚和葡萄糖、酒石酸、檸檬酸等有機化合物（在堿性溶液中比在酸性溶液中快）。測甲酸的反應如下：

2MnO4-+HCOO-

+3OH-=CO32-

+2MnO42-+2H2O加入一定量且過量的KMnO4到含有試樣的2mol·l-1NaOH溶液中，放置，待反應完成后，將溶液酸化，MnO42-歧化成MnO4-和MnO2，加入一定量且過量的FeSO4標準液還原MnO4-和MnO2到Mn2+，最后再以KMnO4標準液滴定剩余的FeSO4。由兩次加入KMnO4量和FeSO4的量計算甲酸的含量。方法：甲酸和FeSO4失電子數等于兩次加入KMnO4得電子數2022/12/21934.強堿性條件下有機物的測定在強堿性中過量的KMnO重鉻酸鉀法一、

概述

K2Cr2O7在酸性條件下與還原劑作用：Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2OE

=1.33V(1)氧化能力比KMnO4稍弱，仍屬強氧化劑；(2)此法只能在酸性條件下使用，室溫下不與HCl反應，可用HCl(小于3mol·L-1)介質；(3)易提純，標準溶液可用直接法配制，穩定。(4)使用二苯胺磺酸鈉作為指示劑。還原態無色氧化態紫紅色2022/12/2194重鉻酸鉀法一、概述還原態無色氧化態二、重鉻酸鉀法應用示例1.鐵的測定重鉻酸鉀法測定鐵的反應：

6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O定鐵法步驟：試樣→熱HCl溶解→SnCl2還原（Fe3+為Fe2+）→HgCl2氧化（除去過量SnCl2

)→加入H2SO4+H3PO4混酸→加二苯胺磺酸鈉(滴定指示劑)→用K2Cr2O7標準溶液滴定→終點(綠色→紫紅色)(綠色→Cr3+

)2022/12/2195二、重鉻酸鉀法應用示例1.鐵的測定2022/12/18加入H2SO4-H3PO4的主要作用：(1)Fe3+生成無色Fe(HPO4)2-，使終點容易觀察；(2)降低鐵電對電位,使滴定的電位突躍范圍變大，使苯胺磺酸鈉變色點的電位（′

=+0.85V）落在滴定的電位突躍范圍內。

例：在0.25mol·L-1H3PO4溶液中

′Fe3+/Fe2+

=0.51V（0.771為標準電極電位）

重鉻酸鉀法測定鐵是測定礦石中全鐵量的標準方法。2022/12/2196加入H2SO4-H3PO4的主要作用：(1)Fe3+生成思考題：1.在預處理時為什么SnCl2溶液要趁熱逐滴加入，而HgCl2溶液卻要冷卻后一次加入？答：用SnCl2還原Fe3+時，溶液的溫度不能太低，否則反應速度慢，黃色褪去不易觀察，使SnCl2過量太多不易除去。在熱溶液中，Hg2+可能氧化Fe2+引起誤差，故在加入HgCl2前溶液應冷卻至室溫。2.加入H3PO4后為什么要立即滴定？在H3PO4溶液中鐵電對的電極電位降低，Fe2+更易被氧化，故不應放置而應立即滴定。2022/12/2197思考題：1.在預處理時為什么SnCl2溶液要趁熱逐滴加入碘量法一、

概述

㈠碘量法的特點

碘量法是基于I2的氧化性及I－的還原性的分析法。

I3-+2e=3I-，

EI2/I-＝0.545V

這個電對的電位在標準電位表中居于中間，可見I2是較弱的氧化劑，I–是中等強度還原劑2022/12/2198碘量法一、概述這個電對的電位在標準電位練習：如何測定S2O３2-、Fe3+的物質的量濃度？S2O３2-是強還原劑，可用

I2直接滴定。利用I－的還原性，與Fe3+反應，定量生成I2，然后用S2O３2-標準液滴定，從而間接地測定Fe3+強還原劑可用I2直接滴定，強氧化劑可用間接地測定。2022/12/2199練習：如何測定S2O３2-、Fe3+的物質的量濃度？S2O３1、用I2標準溶液直接滴定還原劑的方法是直接碘法；2、利用I-與強氧化劑作用生成定量的I2,再用還原劑標準溶液與I2反應,測定氧化劑的方法稱為間接碘法㈡碘量法的分類——(亦稱碘量法)碘量法(間接碘法)的基本反應:

I3-+2e=3I-

I2+2S2O３2-=S4O62-+2I-2022/12/211001、用I2標準溶液直接滴定還原劑的方法是直接碘法；㈡碘量法㈢碘量法的滴定條件反應在中性或弱酸性中進行，通常pH<93I2+6OH-=IO3-

+5I-

+3H2O在強酸性溶液中，Na2S2O3會發生分解，I-

容易被氧化。2H+

+2S2O３2-=SO2

+S↓+H2OpH過高，I2會發生岐化反應：碘量法滴定能否在強酸、強堿條件下滴定？原因？2022/12/21101㈢碘量法的滴定條件反應在中性或弱酸性中進行，通常pH<碘量法的主要誤差來源(1)I2易揮發;(2)防止I-在酸性條件下被空氣所氧化。a.加入過量KI，生成I3-絡離子；b.使用碘量瓶時，不要劇烈搖動，減少I2的揮發；c.不能加熱a.置于暗處反應，避免光照；b.氧化析出的I2立即滴定；(3)近終點時加入淀粉指示劑。碘法中常用淀粉作為專屬指示劑；2022/12/21102碘量法的主要誤差來源(1)I2易揮發;(2)防止I-二、標準溶液的配制與標定1.Na2S2O3標準溶液能否直接稱量配制Na2S2O3標準溶液？含結晶水的Na2S2O3·5H2O容易風化潮解，且含少量雜質如Na2SO4，不能直接配制標準溶液。如何配制Na2S2O3溶液，配好Na2S2O3溶液如何標定？水中存在微生物會消耗Na2S2O3溶液中的硫，使它變成Na2SO3溶液，這是Na2S2O3溶液濃度變化的主要原因。2022/12/21103二、標準溶液的配制與標定1.Na2S2O3標準溶液能否直接水中溶解的CO2也能使它發生分解？Na2S2O3+CO2+H2O=NaHSO3+NaHCO3+S空氣的氧化2Na2S2O3+O2=2Na2SO4+2S因此，配制Na2S2O3標準溶液時應采用新煮沸(除氧、殺菌)并冷卻的蒸餾水，加入少量Na2CO3使溶液呈弱堿性(抑制細菌生長)，溶液保存在棕色瓶中。

2022/12/21104水中溶解的CO2也能使它發生分解？Na2S2O3+CO2+H如何標定Na2S2O3標準溶液？標定Na2S2O3所用基準物有K2Cr2O7，KIO3等。采用間接碘法標定。在酸性溶液中使K2Cr2O7與KI反應,以淀粉為指示劑,用Na2S2O3溶液滴定。淀粉指示劑應在近終點時加入，否則吸留I2使終點提前。6I-+Cr2O72-+14H+=3I2↓+2Cr3++H2O

I2+2S2O３2-=S4O62-+2I-2022/12/21105如何標定Na2S2O3標準溶液？標定Na2S2O32.I3-標準溶液①間接配制：托盤天平稱量稱量適量的I2，加過量的KI，加少量水置于研缽中，研磨，至I2全部溶解后轉移至棕色試劑瓶中。②標定：As2O3或者用已經標定好的Na2S2O3溶液標定2022/12/211062.I3-標準溶液①間接配制：托盤天平稱量稱量適量的I設計用As2O3標定I2標準溶液的方法As2O3難溶于水，可用NaOH溶解。在pH=8-9（NaHCO3)時，I2標準溶液快速而定量的氧化HAsO2HAsO2+

I2+2H2O=HAsO42-+

2I-+4H+2022/12/21107設計用As2O3標定I2標準溶液的方法As2O3難溶于1.如何配制I2溶液？配制I2溶液時為什么要滴加KI？答：因I2微溶于水而易溶于KI溶液中，在稀的KI溶液中溶解也很慢，故配制時先將I2溶解在較濃KI的溶液中，最后稀釋到所