鹽酸氧化性測量方法

1. 怎樣用碘量法測定過氧化氫的濃度具體操作步驟

步驟如下：

1、加入定量KBr，用鹽酸酸化。

2、加入KI，立即水封，陰暗處反應一段時間。

3、用標准硫代硫酸鈉滴定至淺黃色後，滴加可溶性澱粉溶液，以藍色退去為滴定終點。

反應方程式：

2Br-+H2O2+2H+====Br2+2H2O

Br2+2I-====2Br-+I2

2Na2S2O3 + I2 ==== Na2S4O6 + 2NaI

使過氧化氫完全反應，記錄數據，進行計算。

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碘量法滴定方法

1、直接滴定法--碘滴定法

I2 是較弱的氧化劑，凡是E0'( E0 ) < 的物質都可用標准溶液直接滴定:

S、S2O3、SO3、As2O3、Vc等

滴定條件:弱酸(HAc ，pH =5 )弱鹼(Na2CO3，pH =8)性溶液中進行。

若強酸中: 4I + O2(空氣中) + 4H= 2I2 + H2O

若強鹼中: 3I2 + 6OH=IO3+ 5I + 3H2O

2、間接碘量法--滴定碘法

I-是中等強度的還原劑。主要用來測定: E0'( E0 ) <的氧化態物質:

CrO4、Cr2O7、H2O2、 KMnO4、IO、Cu、NO、NO

例:Cr2O7+ 6I+14H +6e = 2Cr +3I2 +7H2O

I2 + 2 S2O3= 2 I + S4O6

在一定條件下，用I-還原氧化性物質，然後用 Na2S2O3標准溶液滴定析出的碘。

(此法也可用來測定還原性物質和能與 CrO4定量生成沉澱的離子)

間接碘量法的反應條件和滴定條件:

1、酸度的影響-- I2 與Na2S2O3應在中性、弱酸性溶液中進行反應。

若在鹼性溶液中:S2O3+ 4I2 + 10 OH= 2SO4+ 8I + 5H2O

3I2 + 6OH=IO3+ 5I + 3H2O

若在酸性溶液中:S2O3+ 2H= 2SO2 + Sˉ+ H2O

4I + O2 (空氣中) + 4H= 2I2 + H2O

2、防止 I2 揮發

加入過量KI(比理論值大2~3倍)與 I2 生成I，減少 I2揮發;

室溫下進行;

滴定時不要劇烈搖動。

3、防止I 被氧化

避免光照--日光有催化作用;

析出 I2後不要放置過久(一般暗處5 ~ 7min );

滴定速度適當快。

2. 物質 氧化還原性 酸鹼性 的判斷方法 （要很詳細具體的）

氧化還原反應
[編輯本段]規律
復分解反應都不是氧化還原反應。
置換反應都是氧化還原反應。
有單質參加的化合反應大部分是氧化還原反應（有例外，如氧氣生成臭氧，石墨在一定條件下變成金剛石，還包括其他同素異形體之間的轉換。）
有單質生成的分解反應大部分是氧化還原反應（例外如次氟酸分解：2HFO==2HF+O2,化合價沒有變化）
歸中反應，岐化反應可以看作是特殊的氧化還原反應。
概念
反應的本質是化合價有變化，即電子有轉移和偏移。氧化數升高，即失電子的半反應是氧化反應；氧化數降低，得電子的反應是還原反應。化合價升高的物質還原對方，自身被氧化，因此叫還原劑，其產物叫氧化產物；化合價降低的物質氧化對方，自身被還原，因此叫氧化劑，其產物叫還原產物。即：
還原劑
+
氧化劑
--->
氧化產物
+
還原產物
一般來說，同一反應中還原產物的還原性比還原劑弱，氧化產物的氧化性比氧化劑弱，這就是所謂「強還原劑制弱還原劑，強氧化劑制弱氧化劑」。
總結：氧化劑發生還原反應，得電子，化合價降低，有氧化性，被還原,生成還原產物。
還原劑發生氧化反應，失電子，化合價升高，有還原性，被氧化,生成氧化產物。
記法：氧化還原不可分，得失電子是根本。失電子者被氧化，得電子者被還原。
失電子者還原劑，得電子者氧化劑。氧化劑
還原劑，相依相存永不離。
#氧化還原反應的兩個性質：還原性：失電子的能力；氧化性；得電子的能力

酸：解離時產生的陽離子全部都是氫離子的化合物，叫酸
例如：H2SO4(硫酸）,HCL(鹽酸）,HNO3(硝酸）
鹼：解離時產生的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物，叫鹼
例如
：NaOH(氫氧化鈉），KOH(氫氧化鉀），NH4OH(氨水）
鹽：解離時生成金屬陽離子（或NH4）和酸根離子的化合物，叫鹽
例如：Na2CO3(碳酸鈉），CuSO4(硫酸銅）
，NH4NO3（硝酸銨
酸鹼鹽的通性
酸的通性：
有腐蝕性，溶液呈酸性，能與活潑金屬，鹼，某些鹽和金屬氧化物反應
與排在氫之前的活潑金屬反應生成鹽和氫氣
鹼的通性：
有腐蝕性，溶液呈鹼性，能與某些金屬，酸，某些鹽和非金屬氧化物反應
鹽的通性：
有些鹽有微弱的腐蝕性，溶液的酸鹼度根據鹽的性質判定，能與某些酸，鹼，鹽反應
還能和其他某些化合物反應

3. 檢驗兩種物質的氧化性的方法

1．根據物質的活動性順序進行判斷
①根據金屬活動性順序進行判斷：
在金屬活動性順序表中，金屬的位置越靠前，其還原性就越強；金屬的位置越靠後，其陽離子的氧化性就越強。（注意：上面說的陽離子中Fe有+2、+3兩種價態，其中+2價按正常位置排列，但+3鐵的氧化性在Cu2+、Hg2+之間，即：氧化性Cu2+ < Fe3+ < Hg2+）
②根據非金屬活動性順序判斷：
氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。對單質而言，非金屬單質的氧化性越強，對應陰離子的還原性越弱，非金屬單質的氧化性越弱，對於陰離子的還原性越強；金屬單質的還原性越強，對於陽離子的氧化性越弱，金屬單質的還原性越弱，對於陽離子的氧化性越強。
2．根據化學方程式進行判斷：
例如：已知2FeCl2+Cl2=2FeCl3；2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2；則Fe3+、Cl2、Cu2+ 中氧化性由強到弱的順序正確的是：Cl2＞Fe3+＞Cu2+
3．根據氧化還原反應進行的難易程度（或劇烈程度）的不同進行判斷：
氧化還原反應越容易進行(表現為反應所需條件越簡單)，則氧化劑的氧化性和還原劑的還原性就越強。
4．根據使其它物質被氧化或被還原價態的不同進行判斷
5．根據元素的價態判斷：
物質中元素具有最高價，則該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價時，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價時，該元素既有氧化性又有還原性。一般，對於同一種元素，價態越高，其氧化性就越強；價態越低，其還原性就越強（正價的鹵素相反）。
例如：氧化性：Fe3+>Fe2+，H2SO4（濃）>H2SO3，（特例：HClO > HClO3 > HClO4） 還原性：Fe>Fe2+，S2->S>SO2
6．根據反應條件判斷：
一般溶液的酸性越強或溫度越高或濃度越大，則氧化劑的氧化性和還原劑的還原性就越強，反之則越弱。
如：①溫度：氧化性 熱的濃H2SO4>冷的濃H2SO4
②濃度：氧化性 濃HNO3>稀HNO3；濃H2SO4>稀H2SO4 還原性 濃鹽酸>稀鹽酸。
③酸鹼性：如KMnO4 溶液的氧化性隨溶液的酸性的增強而增強。一般來講 KMnO4、KCr2O7、KClO3 氧化HCl中的Cl-，不能氧化NaCl中的Cl_。NO3-在酸性條件下有強氧化性，氧化SO32- 、S2- 、Fe2+、I_ 。SO32- 、S2-在H+不共存。
當不同的氧化劑(或還原劑)作用於同一還原劑(或氧化劑)時，氧化產物(或還原產物)價態相同，可根據反應條件的難易進行判斷，條件越簡單，氧化性(或還原性)越強。

4. 高一化學問題，鹽酸在不同反應中可以表現出氧化性，還原性和酸性，怎麼判斷感激不盡。嚴謹邏輯一點。

氧化性和還原性不說了。酸性：是通過形成鹽表現出來的（成鹽）。下面舉例
①Zn+2HCl = ZnCl2+H2↑中，HCl表現氧化性（H化合價降低）和酸性（形成對應的鹽ZnCl2）；
②MnO2+4HCl═MnCl2+Cl2↑+2H2O中，HCl表現還原性（Cl化合價升高）和酸性（形成對應的鹽MnCl2）

5. 如何標定氫氧化鈉溶液及鹽酸溶液（定溶）

鹽酸標定

鹽酸標定
一、配製：
0.02mol/LHCl溶液：量取1.8毫升鹽酸，緩慢注入1000ml水。
0.1mol/LHCl溶液：量取9毫升鹽酸，緩慢注入1000ml水。
0.2mol/LHCl溶液：量取18毫升鹽酸，緩慢注入1000ml水。
0.5mol/LHCl溶液：量取45毫升鹽酸，緩慢注入1000ml水。
1.0mol/LHCl溶液：量取90毫升鹽酸，緩慢注入1000ml水。
二、標定：
1、反應原理： Na2CO3-+2HCl→2NaCl+CO2++H2O
為縮小批示劑的變色范圍，用溴甲酚綠－甲基紅混合指示劑，使顏色變化更加明顯，該混合指示劑的鹼色為暗綠，它的變色點PH值為5.1，其酸色為暗紅色很好判斷。
2、儀器：滴定管50ml；三角燒瓶250ml；135ml；瓷坩堝；稱量瓶。
3、標定過程：
基準物處理：取預先在瑪瑙研缽中研細之無水碳酸鈉適量，置入潔凈的瓷坩堝中，在沙浴上加熱，注意使運動坩堝中的無水碳酸鈉面低於沙浴面，坩堝用瓷蓋半掩之，沙浴中插一支360℃溫度計，溫度計的水銀球與坩堝底平，開始加熱，保持270－300℃1小時，加熱期間緩緩加以攪拌，防止無水碳酸鈉結塊，加熱完畢後，稍冷，將碳酸鈉移入乾燥好的稱量瓶中，於乾燥器中冷卻後稱量。
稱取上述處理後的無水碳酸鈉（標定0.02mol/L稱取0.02－0.03克；0.1mol/L稱取0.1－0.12克；0.2mol/L稱取0.2－0.4；0.5mol/L稱取0.5－0.6克；1mol/L稱取1.0－1.2克稱准至0.0002克）置於250ml錐形瓶中，加入新煮沸冷卻後的蒸餾水（0.02mol/L加20ml；0.1mol/L加20ml；02mol/L加50；0.5mol/L加50ml；1mol/L加100ml水）定溶，加10滴溴甲酚綠－甲基紅混合指示劑，用待標定溶液滴定至溶液成暗紅色，煮沸2分鍾，冷卻後繼續滴定至溶液呈暗紅色。同時做空白
4、計算：
C=m/（V*0.0529）
C（HCl）——鹽酸標准溶液量濃度 mol/L
m——無水碳酸鈉的質量（克）
V1——滴定消耗HCl ml數
V2——滴定消耗HCl ml數
0.05299－－與1.000鹽酸標准溶液相當的以克表示的無水碳酸鈉的質量。
5、注意事項：
1、在良好保存條件下溶液有效期二個月。
2、如發現溶液產生沉澱或者有黴菌應進行復查。

氫氧化鈉標定

氫氧化鈉（NaOH）的標定
一、目的要求
1.掌握NaOH標准溶液的配製和標定。
2.掌握鹼式滴定管的使用，掌握酚酞指示劑的滴定終點的判斷。
二、方法原理
NaOH有很強的吸水性和吸收空氣中的CO2，因而，市售NaOH中常含有Na2CO3。
反應方程式： 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
由於碳酸鈉的存在，對指示劑的使用影響較大，應設法除去。
除去Na2CO3最通常的方法是將NaOH先配成飽和溶液（約52%，W/W），由於Na2CO3在飽和NaOH溶液中幾乎不溶解，會慢慢沉澱出來，因此，可用飽和氫氧化鈉溶液，配製不含Na2CO3的NaOH溶液。待Na2CO3沉澱後，可吸取一定量的上清液，稀釋至所需濃度即可。此外，用來配製NaOH溶液的蒸餾水，也應加熱煮沸放冷，除去其中的CO2。
標定鹼溶液的基準物質很多，常用的有草酸（H2C2O4•2H2O）、苯甲酸（C6H5COOH）和鄰苯二甲酸氫鉀（C6H4COOHCOOK）等。最常用的是鄰苯二甲酸氫鉀，滴定反應如下：
C6H4COOHCOOK + NaOH → C6H4COONaCOOK + H2O
計量點時由於弱酸鹽的水解，溶液呈弱鹼性，應採用酚酞作為指示劑。
三、儀器和試劑
儀器：鹼式滴定管（50ml）、容量瓶、錐形瓶、分析天平、台秤。
試劑：鄰苯二甲酸氫鉀（基準試劑）、氫氧化鈉固體（A.R）、10g/L酚酞指示劑：1g酚酞溶於適量乙醇中，再稀釋至100mL。
四、操作步驟
1. 0.1mol/L NaOH標准溶液的配製
用小燒杯在台秤上稱取120g固體NaOH，加100mL水，振搖使之溶解成飽和溶液，冷卻後注入聚乙烯塑料瓶中，密閉，放置數日，澄清後備用。
准確吸取上述溶液的上層清液5.6mL到1000毫升無二氧化碳的蒸餾水中，搖勻，貼上標簽。
2. 0.1mol/L NaOH標准溶液的標定
將基準鄰苯二甲酸氫鉀加入乾燥的稱量瓶內，於105-110℃烘至恆重，用減量法准確稱取鄰苯二甲酸氫鉀約0.6000克，置於250 mL錐形瓶中，加50 mL無CO2蒸餾水，溫熱使之溶解，冷卻，加酚酞指示劑2-3滴，用欲標定的0.1mol/L NaOH溶液滴定，直到溶液呈粉紅色，半分鍾不褪色。同時做空白試驗。
要求做三個平行樣品。
五、結果結算
NaOH標准溶液濃度計算公式：
CNaOH = m/【（V1-V2）× 0.2042】
式中：m---鄰苯二甲酸氫鉀的質量，g
V1---氫氧化鈉標准滴定溶液用量，mL
V2---空白試驗中氫氧化鈉標准滴定溶液用量，mL
0.2042---與1mmol氫氧化鈉標准滴定溶液相當的基準鄰苯二甲酸氫鉀的質量，g

6. 鹽酸為什麼既有氧化性又有還原性

Cl-有很強的氧化劑，容易被氧化，是還原劑，H+有很強的還原性。鹽酸是無色液體（工業用鹽酸會因有雜質三價鐵鹽而略顯黃色），為氯化氫的水溶液，具有刺激性氣味，一般實驗室使用的鹽酸為0.1mol/L，pH=1。

由於濃鹽酸具有揮發性，揮發出的氯化氫氣體與空氣中的水蒸氣作用形成鹽酸小液滴，所以會看到白霧。鹽酸與水、乙醇任意混溶，濃鹽酸稀釋有熱量放出，氯化氫能溶於苯。

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一元酸只有一個酸離解常數，符號為Ka。它能夠度量水溶液中酸的強度。於鹽酸等強酸而言，Ka很大，只能通過理論計算來求得。向鹽酸溶液中加入氯化物（比如NaCl）時pH基本不變，這是因為Cl-是鹽酸的共軛鹼，強度極弱。

所以在計算時，若不考慮極稀的溶液，可以假設氫離子的物質的量濃度與原氯化氫濃度相同。如此做即使精確到四位有效數字都不會有誤差。

7. 怎麼看鹽酸既有酸性還有氧化性和還原性

鹽酸HCl的氧化性是指H+的氧化性，比如與活潑金屬反應，氧化金屬，H+還原成H2
還原性是Cl-比如與MnO2反應，還原MnO2，Cl-被氧化成Cl2

8. 判斷某酸在反應中顯酸性、氧化性或還原性的方法是什麼

看化合價：酸性化合價沒變，顯氧化性即被還原得電子化合價降低，顯還原性即被氧化失電子化合價增加。（王後雄主編的一本化學參考書上將其總結為：得降還氧，失升氧還。很好記）
一、2HCL+Zn=Zncl2+H2(氣體)鹽酸化合價沒變，故顯酸性
二、2FeS+6H2SO4= Fe2(SO4)3+2S+3SO2+6H2O 硫酸中三個硫的化合價由正六降低到正四，具有氧化性，被還原，得電子。而硫化鐵的硫由負二升為零價，被氧化，具有還原性

例子就到這兒！你在找些方程式用這種方法分析一下，會發現氧化還原反應其實很簡單！

得降還氧，失升氧還：得電子、化合價降低、被還原、具有氧化性
失電子、化合價升高、被氧化、具有還原性
我當時正好買了那本參考書，覺得這章就學了這，但差不多能解決所有類似的問題！君請試試！

9. 鹽酸的氧化性

鹽酸氧化性不強,它就是相當於H+離子的氧化性
鉀鈣鈉鎂鋁 鋅鐵錫鉛氫 銅汞銀鉑金 會背吧,鹽酸只能與氫前面的反應,硝酸可以和銀反應
2HCl+Fe→FeCl2+H2
H+離子的氧化性比三價鐵離子還要弱,所以生成2價鐵

10. 硫酸，鹽酸，硝酸，磷酸怎樣分別定性檢驗用量不限

檢驗他們的酸根離子
硫酸根離子的檢驗1、加鹽酸酸化（除去銀離子，碳酸根，亞硫酸根的干擾，不能用硝酸，硝酸會氧化亞硫酸根得到硫酸根）
2、加入bacl2，生成白色沉澱，則可認為是有硫酸根！
氯離子的檢驗：
未知液加入硝酸銀溶液，如果產生不溶於硝酸的白色沉澱，證明含有cl-
3、硝酸根離子的檢驗：
原理：硝酸根離子有氧化性，在酸性溶液中能使亞鐵離子氧化成鐵離子，而自己則還原為一氧化氮。一氧化氮能跟許多金屬鹽結合生成不穩定的亞硝基化合物。它跟硫酸亞鐵反應即生成深棕色的硫酸亞硝基鐵：
3fe2++no3-+4h+=3fe3++2h2o+no
feso4+no=fe（no）so4
實驗室里常利用這個反應檢驗硝酸根離子，稱為棕色環試驗。這種簡單亞硝基化合物只存在於溶液內，加熱時，一氧化氮即從溶液內完全逸出。
亞硝酸根離子也能發生類似的反應。要區別這兩種酸根離子可以用濃磷酸，亞硝酸根離子能顯現深棕色而硝酸根離子卻不能。
准備和操作：往試管里注入3毫升1摩/升的硝酸鉀溶液和3毫升1摩/升的硫酸亞鐵溶液，振盪試管，混和均勻。斜持試管，沿試管壁慢慢注入濃硫酸3毫升（圖7-97），使密度較大的濃硫酸沉入試管的底部，跟硝酸鉀和硫酸亞鐵的混和溶液分成兩層。稍待片刻，把試管慢慢豎直，不久，兩層液體間就有一個棕色的環生成。
注意事項：硫酸亞鐵必須是新制備的，硫酸必須是濃的。操作時不能把溶液沖渾。
其它實驗方法：適用於固態的硝酸鹽或相當濃的硝酸鹽溶液。把少量的硝酸鹽晶體或濃溶液置於試管內，然後加入少量濃硫酸（1∶1）。再向試管內加入一小塊銅片。給試管加熱，有紅棕色氣體產生，則證明含有硝酸根離子。
cu
+
2no3-
+
4h+
=
cu2+
+
2no2↑
+
2h2o
磷酸根離子的檢驗：
加ag+
黃色沉澱，再加硝酸沉澱溶解。
化學上一般方法：磷酸根與鉬酸銨生成磷鉬酸銨黃色沉澱，不溶於酸，再用聯苯胺或氯化亞錫還原成磷鉬藍，可由此檢測。