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氧化还原滴定法课件

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氧化还原滴定法

氧化还原滴定法

2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
n = 5 n Na2C2O4 2 2024/10/11
KMnO4
45
二、 滴定液旳配制与标定
❖ 2.指示剂：
本身指示剂
❖ 3.条件：
a.酸度 ：0.5～1mol/LH＋ b.温度 ：65℃ c.滴定速度 ：慢－快－慢 d.滴定终点 ：无色－微红
2024/10/11
2024/10/11
36
四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定 ❖ 例2 焦亚硫酸钠旳含量测定
2024/10/11
37
四、 应用实例
❖ 例1 维生素C旳含量测定
1.原理
O
H OH
C－ C＝ C－ C－ C－ CH ＋ I2
O OH OH H OH H
O
H OH
C－ C－ C－ C－ C－ CH2 ＋ 2HI
碘量法 高锰酸钾法 重铬酸钾法 亚硝酸钠法 溴量法 铈量法
2024/10/11
10
第二节 指示剂
❖ 一、 本身指示剂 ❖ 二、 特殊指示剂 ❖ 三、 氧化还原指示剂
2024/10/11
11
一、 本身指示剂
❖ 有些滴定剂或被测物有颜色，滴定产物 无色或颜色很浅，则滴定时不必再滴加 指示剂，本身旳颜色变化起着指示剂旳 作用，称本身指示剂。
❖3.条件
为使碘氧化亚砷酸钠旳反应能定量 进行，一般加入碳酸氢钠，使溶液呈 弱碱性（pH8～9）；
淀粉指示剂在滴定前加入。
2024/10/11
31
（一）碘滴定液
❖4.浓度计算
cI2
=
2mAs2O3 1000 M V As2O3 I2

氧化还原滴定法(共52张PPT)

氧化还原滴定法(共52张PPT)

lgK(1 2)n1n2n
0.059
差值越大， 反应越完全
一般认为： º或 f 应有0.4V以上
影响 K 值的因素：
① n1 n2
② 1º~ 2º
注意：
① n1 n2 最小公倍数
② K ~ º K ~ f
五、滴定反应对平衡常数的要求
①当n1=n2=1时，两电对条件电势差大于
②当n1=n2=2时，两电对条件电势差大于 ③当n1≠n2时，
1
n [R]ed n [R] ed 酸度: H2SO4介质，控制～1mol/L
1
1
0 .0592
2
2
2
这些关于 Ep的讨论都是指对称电对
低—反应慢, 高—H2C2O4分解
邻二氮菲 - 亚铁
[O]x n [O]x n 0 .059 10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ == 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
O/R xe d O/R xe+d0n .0l5 ga a9 R Oexd
O/xRedO/xRed+0n .05lg9[[R Oexd]]
gg aa Ox/Red
Ox/Red
+ 0.059 lg( n
Ox Red
c Red Ox ) c Ox Red
三、条件电极电势
gg a a O /R xe d O /R xe + 0 dn .l0g5 R O (e 9 x R O d c c e R O xd e )xd
二苯胺磺酸钠
0.84V 如何选择？
另：
指示剂校正
第五节 氧化还原滴定前的预处理
目的：将被测物预先处理成便于滴定的形式

氧化还原滴定法PPT课件

氧化还原滴定法PPT课件

I2/2I ,因此Cu2能氧化I
10
例：p136例2
ox/Red

O ox/Red

RT nF
ln ox c Red ox Red c ox Red

O' ox/Red

RT nF
ln
cox cRed
条
件
电
极
电
位
：
O' ox/Red
O ox/Red
2
§6.1 氧化还原反应平衡
6.1.1 概述
可逆电对：在反应的任一瞬间，能建立起平衡， 符合能斯特公式。 Fe3+/Fe2+, I2/I-, Fe(CN)63-/Fe(CN)64-
不可逆电对：不能在反应的任一瞬间建立起平衡，
实际电势与理论电势相差较大。以
/S2O32-
能斯特公式计算所得的结果，仅作参考。 MnO4-/Mn2+，Cr2O72-/Cr3+，S4O62-
氧化还原滴定法氧化还原滴定法oxidationoxidationreductiontitrimetryreductiontitrimetry61氧化还原反应平衡62or反应进行的程度63or反应的速率与影响因素64or滴定曲线及终点的确定65or滴定法中的预处理66高锰酸钾法67重铬酸钾法6869其他氧化还原滴定法610氧化还原滴定结果的计算氧化还原滴定法是以氧化还原反应以氧化还原反应为基础的滴定分析方法
Fe3+ = Fe2+
Fe3 1 1[F ] 2[F ]2 3[F ]3
F- +H+ HF
FeF3
[F ]

cF
F (H )

氧化还原滴定法

氧化还原滴定法
② 淀粉指示剂一般选构造无分枝(即直链)，不然，有分枝旳 淀粉与I2旳吸附络合物呈紫色或紫红色，Na2S2O3原则溶液 滴定时，终点不敏锐。
③ 最佳用新鲜配制旳淀粉溶液，切勿放置过久 (若需要长时 间放置,应加入少许碘化汞) 。
④ 指示剂应在接近终点前加入,以预防淀粉吸附、包藏溶液 中旳碘。
2.溶解氧及其测定
③最终再用KMnO4原则溶液回滴剩余旳Na2C2O4至粉红色出现,并 在0.5～1min内不消失为止,消耗KMnO4原则溶液（V’1mL ）。
5C2O4- + 2MnO4-+ 16H+
2Mn2++ 10CO2↑+ 8H2O
70 85o C
计算公式:
8
高锰酸盐指数(mgO2 —氧旳摩尔质量（1/2
3I2 + 6OH- = IO3- + 5I- + 3H2O
所以，直接碘量法应用不广泛。
（2）间接碘量法（利用I－旳较强还原性）
在被测旳氧化性物质中加入KI，使I-被氧化为I2，利 用具有还原性旳Na2S2O3原则溶液来滴定定量析出旳I2，间 接求得氧化性物质含量旳措施。
基本反应为： 2 I－ － 2e- = I2 ;
/ L) (V1 V1' O，g/mol）；
)C1 V水
V2C2 (ml)
81000
C1 — KMnO4原则溶液浓度(1/5 KMnO4 , mol/L); C2 — Na2C2O4原则溶液浓度(1/2 Na2C2O4 , mol/L). 1mmol/L(1/5 KMnO4 ) = 8O2mg/L; 1mmol/L(1/5 KMnO4 ) =5 mmol/L(KMnO4 )
进行，在碱性和强酸性溶液中易发生副反应。

《氧化还原滴定法》课件

《氧化还原滴定法》课件

酚酞指示剂
在弱酸性条件下，由无色变为粉红色，常用于 测定氧化剂和还原剂的滴定。
甲基橙指示剂
在酸性条件下，由红色变为黄色，常用于测定 还原剂的滴定。
二溴酚蓝指示剂
在强酸性条件下，由黄色变为蓝色，常用于测 定氧化剂和还原剂的滴定。
邻苯二酚指示剂
在碱性条件下，由无色变为蓝色，常用于测定 氧化剂的滴定。
常用的滴定试剂及其应用
滴定的控制误差和计算结果的 处理
滴定的控制误差主要包括滴定试剂的误差、指示剂的误差和操作误差。
为了减小滴定的误差，可以使用称量精确的试剂、选用敏感的指示剂，并尽 量减小搅拌或振荡时的人为误差。
滴定法在分析化学中的应用
滴定法广泛应用于分析化学中，可用于测定无机化合物、有机化合物、电解 质和非电解质的含量和浓度。
《氧化还原滴定法》PPT 课件
本课件将介绍氧化还原滴定法的基本原理，滴定的步骤和操作要点，常见的 氧化还原指示剂，以及常用的滴定试剂及其应用。
此外，我们还会学习如何计算滴定反应的过量试剂量，控制滴定误差以及处 理计算结果，并深入探讨滴定法在分析化学中的应用。
滴定的基本原理
滴定法是一种常用的定量分析方法，通过滴定试剂与被测物质进行化学反应，确定被测物质的含量。 滴定的速反应达到滴定终点，从而确定被 测物质的浓度。
滴定法具有快速、准确、经济的特点，是定量分析的重要手段，被广泛应用 于实验室和工业生产中。
高锰酸钾溶液
碘溶液
硫代硫酸钠溶液
常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定氧化剂的浓度和含量。
计算滴定反应的过量试剂量
滴定反应的过量试剂量是指在滴定终点之后，滴定试剂继续滴定并加入到被滴定溶液中的体积。 计算过量试剂量的方法是基于滴定反应的立方方程式，并考虑到滴定试剂的浓度和滴定反应的摩尔比例。

第五章-氧化还原滴定法ppt课件(全)

第五章-氧化还原滴定法ppt课件(全)

第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 3、催化剂与反应速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 3、催化剂与反应速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 4、诱导反应
第五章 第一节 概述
一、氧化还原滴定的计算 1、高锰酸钾法
第五章 第五节 氧化还原滴 定计算
一、氧化还原滴定的计算 2、碘酸钾法
第五章 第五节 氧化还原滴 定计算
一、氧化还原滴定的计算 2、碘酸钾法
第五章 氧化还原滴定法
【学习小结】
基础知识：电极电位及能斯特方程 氧化还原滴定曲线 氧化还原指示剂
理论知识应用：高锰酸钾法 重铬酸钾法 碘量法 溴酸盐法
一、条件电极电位
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 1、电极电位的测量
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 3、有副反应发生时电对的电位
四、氧化还原反应的速率 4、诱导反应
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
【学习要点】
一、氧化还原滴定曲线 二、氧化还原滴定用指示剂
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
一、氧化还原滴定曲线 1、计量点时电位的计算
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
一、氧化还原滴定曲线 1、计量点时电位的计算
Mn2++4H2O

分析化学-氧化还原滴定法ppt课件

分析化学-氧化还原滴定法ppt课件

II. 进一步理解影响氧化还原反应的各种因素：包 括反应方向、反应次序、反应速度等，从而选 择和创造适当的反应条件，使氧化还原反应趋 于完全；
精选PPT课件
2
分析化学
III. 掌握氧化还原滴定过程中，溶液离子浓度和 电位变化的规律，为选择适当的指示剂确定 滴定终点提供依据；
IV. 掌握几种常用的氧化还原滴定方法：高锰酸 钾法、重铬酸钾法、碘量法和溴酸盐的特点、 反应条件和应用范围；
例如： Ag+/Ag A g ++e A g (s)
E Ag/
0.799V5
Ag
A g C l ( s ) + e A g ( s ) + C l -EAg/CAlg0.22V2
A g B r ( s ) + e A g ( s ) + B r -EAgB /Arg0.07V1
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9
分析化学
EE RTlnaOx nF aRed
考虑离子强度 EERT lnO[xO]x nFRde[Rd]e
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15
分析化学
考虑副反应 EEn RF T lnR OdcecxO Rdxe RO dex
对于实际电对, 其氧化型、还原型的分析浓度cox,
cred是可知的, 而rOx , rRed , Ox , Red需要根据溶液
E取决于:
E:电对的性质
表示在298K，参加电对反应的有关组分的活度为 1 mol/L( 或活度比为1)，气体压力为1atm (1.013×105Pa)时，某电对相对于标准氢电极的电 极电势，与电对本质及温度相关。
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8
分析化学
3. 关于Nernst方程的几点说明： A. 必须明确电对的氧化型和还原型

《氧化还原滴定法》PPT课件

《氧化还原滴定法》PPT课件

2MnO4- + 5C2O42- +16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8开H场2O时反响慢，随着Mn(II)的产生, 反响越来越快.
Mn(II)
Mn(VII) Mn(VI) + Mn(III)
Mn(II)
Mn(IV)
C2O42Mn(C2O4)p(3-2p)
Mn(II)
产生较大影响。甚至影响反响进展的方向。计算α 〔举例1〕 生成络合物的影响：参加络合剂影响氧化态或复原 态浓度，从而改变条件电极电位。举例2。 生成沉淀的影响：大大降低氧化态或复原态浓度， 从而改变E0‘值 ，甚至影响反响方向。举例3
第二节 氧化复原反响的完全程度
电极反响：n2O1+ n1R2 = n2R1 + n1O2
0.059/1logaAg+
第一节 能斯特公式、条件电极电位及 影响条件电极电位的因素
实际应用中，以平衡浓度代替活度进展计算: E= E0+0.059/n log [Ox]/[Red] 注意氧化复原电对有对称与不对称之分：对称
电对的氧化态和复原态系数一样，不对称电对 的氧化态和复原态系数不同。 二、条件电极电位E0‘： 以浓度代替活度在极稀溶液中正确，浓溶液或 强电解质中，误差较大，要考虑离子强度和负 反响的影响。
第一节 能斯特公式、条件电极电位及 影响条件电极电位的因素
E0‘= E0+0.059/logαFe2+ γFe3+/αFe3+γFe2+.
E0‘ ：校正了离子强度及副反响的影响后的实 际电极电位，它在离子强度和副反响系数不 变下为一常数.计算是以总浓度代替平衡浓度。
如果氧化复原电对的半反响有H+参加。 E0‘=E0+0.059/log[H+]mαRed γOx/αOxγRed.

氧化还原滴定法原理(分析化学课件)

氧化还原滴定法原理(分析化学课件)

三、氧化还原滴定法的指示剂
一些氧化还原指示剂的条件电极电势及颜色变化
指示剂
次甲基蓝 二苯胺 二苯胺磺酸钠 邻苯胺基苯甲酸 邻二氮杂菲—亚铁 硝基邻二氮杂菲—亚铁
θ' ln
/V
c(H+)=1
mol · L－1
0.36
0.76
0.84
0.89
1.06
1.25
颜色变化 氧化形 还原形
蓝
无色
紫
无色
红紫
无色
P323 附录Ｆ
电极电位的大小，主要 取决于物质的本性，但 同时与体系的温度、浓 度等外界条件有关。
标准电极电位： 温度：25℃ 压力：1atm 浓度：1mol/L
电对的标准电位越高，其氧化型的氧化能力就越强；反之电对的标 准电位越低，则其还原型的还原能力就越强。因此，作为一种还原 剂，它可以还原电位比它高的氧化剂。根据电对的标准电位，可以 判断氧化还原反应进行的方向、次序和反应进行的程度。
E
E
RT
a(Ox) ln
E 0.059 lg a(Ox)
n F a(Re)
n a(Re)
(25C )
E , — 标准电极电位(电势·. ），热力学常数，温度的函数。
aOx , aORe — 分别为氧化态和还原态的活度
Ｒ — 摩尔气体常数，8.314J/(mol.K)
Ｔ — 热力学温度
n — 半反应中电子的转移数
即生成Fe(Ⅲ)的硫氰酸配合物时，即为终点。
பைடு நூலகம்
氧化还原反应，除了发生主反应外。常常可能发生副反应或因条 件不同而生成不同产物。因此，要考虑创造适当的条件，使它符 合满足分析的基本要求。
一、氧化还原电对和电极电位

3.2.4 氧化还原滴定(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)

3.2.4 氧化还原滴定(课件)高二化学(人教版2019选择性必修1)
（用一句话表示）
还有什么疑问？
1．在理解酸碱中和滴定的原理基础上，能根据 氧化还原反应、沉淀反应原理认识其滴定方法。
2．会判断滴定中指示剂的选择，能判断滴定终 点溶液颜色的变化。
3．能根据实验原理，判断滴定误差。
规律方法点拨
滴定方法
直接滴定法：
以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。 许多还原性物质Fe2＋、NO2－ 、H2O2等可用直接滴定法，如： 5H2O2＋2MnO4－＋6H＋＝5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O。
下列说法正确的是 A．试样在甲中溶解，滴定管选乙 B．选用淀粉作指示剂，当甲中溶液由蓝色变为
无色时，即达到滴定终点 C．丁图中，滴定前滴定管的读数为(a－0.50)
mL D．对装有标准液的滴定管读数时，滴定前后读
数方式如丁图所示，则测得的结果偏小
请你试一试
某学习小组用“间接碘量法”测定含有CuCl2•2H2O晶体的试样 (不含能与I－发生反应的氧化性杂质)的纯度，过程如下：取0.3600 g试样溶于水，加入过量KI固体，充分反应，生成白色沉淀。用 0.1000 mol·L－1 Na2S2O3标准溶液滴定，到达滴定终点时，消耗 Na2S2O3标准溶液20.00 mL。已知：I2＋2S2O32－＝S4O62－＋2I－ 。
1.2 滴定终点的判断
❶ 利用滴定液的颜色变化 ❷ 利用指示剂
原理 指示剂
2Na2S2O3＋I2＝Na2S4O6＋2NaI 用淀粉溶液作为指示剂
终点判断
当滴入最后半滴Na2S2O3溶液后，溶液的_蓝__色___褪去， 且_半__分__钟__内__不__恢__复__原__色___，说明到达滴定终点
看谁做得既准又快
（1）写出滴定时SCN－分别与Ag＋、Fe3＋反应的离子方程式。
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4I - + O2 + 4H + = 2I2 + 2H2O
① 避光，光能催化I 的氧化反应，在间接碘量法 中，反应要在暗处进行， ② ③ 控制溶液的酸度，酸度高会加速I -的氧化速度。 在间接碘量法中，当析出I2的反应完成后，应
为防止I - 被空气所氧化应 采取以下措施 -
立即用Na2S2O3标准溶液滴定，为了减少I-与空气
例3. 0.1000 g工业甲醇，在 H2SO4 溶液中与 25.00 mL 0.01667 mol ·L-1 K2Cr2O7 溶液作用。反应完成后，以邻苯氨基苯甲酸 作指示剂 , 0.1000 mol· L -1 (NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2 溶液滴定剩余的 K2Cr2O7 , 用去 10.00 mL。 求试样中甲醇的质量分数。 解： CH3OH + Cr2O72- + 8H+ = CO2↑ + 2Cr3+ + 6H2O Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14H + = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 1 CH3OH 1 Cr2O726 Fe2+ •nCH3OH = n Cr2O72nCr2O72- = (1/6) nFe2+ • wCH3OH = [(c · V )Cr2O7 - (1/6)(c · V )Fe2+ ]×10-3 ·MCH3OH / m • = [(25.00×0.01667 - (1/6)×0.1000×10.00) • ×10-3×32.04 /0.1000 ]×100%= 8.01%
7. 碘量法应用示例
(1)硫酸铜中铜的测定( 间接碘量法) 基本反应如下：
2Cu2+ + 4 I -（过量）= 2CuI↓ + I2 I2 + 2S2O32- = S4O62- + 2 I 进行该反应时应注意以下几点： ① 该反应要在酸性溶液中进行（pH=3 ～ 4），以防止 Cu2+水解，因Cl-可与Cu2+配合，影响反应，故应采用H2SO4调 节酸度。 ② CuI 沉淀吸附I2导致结果偏低，加入 KSCN 使 CuI 转化 成溶解度更小的 CuSCN 可减小对 I2 的吸附，KSCN 应在近终 点时加入, 否则 SCN-也可能会还原 I2, 使结果偏低。 ③ Fe3+ 会干扰测定，应加入NaF掩蔽
测定时主要反应:
2K2Cr2O7 + 8H2SO4 +3C = 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 3CO2 + 8H2O K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + 8H2O
有机质组成复杂，为方便起见，常以碳含量折算为有
(3) 漂白粉中有效氯的测定 (间接碘量法)
氯量)来衡量，用Cl的质量分数表示。
漂 白 粉 的 主 要 成 分 ： CaCl(OCl) ， 其 他 还 有 CaCl2 、
Ca(ClO3)2 及 CaO 等。漂白粉的质量以有效氯(能释放出来的 测定有效氯：使试样溶于稀 H2SO4 溶液中，加入过量的 KI ，反应生成的 I2 ，再用 Na2S2O3 标准溶液滴定，反应为:
机质含量
3. 碘量法的优点 （1） I2 / I -电对的可逆性好，副反应少，电位在很大的 范围内不受酸度和其它配位剂的影响。（2）指示剂为淀 粉指示剂，对I2有专属的显色反应，显色的灵敏度非常
高，但高温会降低显色灵敏度。
（3）应用非常广泛。 4. 碘量法的主要误差来源 (1)I2易挥发;
(2) I - 在酸性条件下容易被空气所氧化。
身催化作用加快反应进行；（滴定过程：慢→快→慢）
(4)滴定终点：高锰酸钾自身指示终点(淡粉红色30秒不退)。 (5) 消除干扰：不能混有Cl-、Fe2+等还原性物质
(2) 土壤有机质含量的测定： 测定采用返滴定法，即在试样中加入过量的K2Cr2O7 标准溶液，在浓H2SO4存在下加热至170~180℃，使土壤有 机质中的C氧化物CO2逸出。剩余的K2Cr2O7 用FeSO4标准 溶液返滴定，以邻二氮菲亚铁为指示剂。
(1)温度：常将溶液加热到75～85℃。反应温度过高会使C2O42部份分解，低于60℃反应速率太慢； (2)酸度：保持的酸度(0.5～1.0 mol · L-1KMnO4会被部分地还原成MnO2；酸度过高，会促进H2C2O4分
解。 (3)速率：室温下反应速率极慢，利用反应本身产生的Mn2+起自
滴定。 KIO3与KI反应的速度较快，宜及时滴定。
④ 淀粉指示剂应在近终点时加入（溶液呈浅黄色，大部分I2 已反应），否则指示剂会吸留I2使终点拖后。 ⑤ 滴定终点后，如经过五分钟以上溶液变蓝色，属于正常， 如溶液迅速变蓝色, 说明反应不完全(K2Cr2O7与KI的反应), 遇到这种情况应重新标定。
KMnO4∽5Fe2+∽5Fe3+∽ 5 2 Fe2O3
5 × 0.01000× 8.00× 159.7 2 w(Fe2O3)= =3.19(%) 3 1.000× 10 0.1100 -1.000× 0.0319 w(Al2O3)= =7.81(%) 1.000
ClO- + 2I - + 2H+ = I2 + Cl - + H2O
ClO2- + 4I - + 4H + = 2I2 + Cl - + 2H2O ClO3- + 6I - + 6H+ = 3I2 + Cl - + 3H2O
• 土壤试样1.000g，用重量法获得Al2O3及Fe2O3 共0.1100g，将此混合氧化物用酸溶解并使铁 还原后，用c(KMnO4)=0.01000mol· L-1的高锰酸 钾溶液进行滴定，用去8.00mL。计算土壤样 品中Fe2O3和Al2O3的质量分数。 • 解： MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
的接触，滴定时不要剧烈摇动，滴定速度也要适当
加快。
进行标定反应时应注
意以下几点 : ① KI一定要过量，保证基准物反应完全。
② 基准物与KI反应时，酸度一般应控制在0.8～1.0mol/L。
③ K2Cr2O7与KI反应的速度较慢，应将其放置于碘量瓶中在 暗处放置一段时间(5 min)，待反应完全后再用Na2S2O3 溶液