实验10 KMnO4标准溶液的配制和标定
实验目的
(1)掌握KMnO4标准溶液的配制和标定方法;
(2)了解氧化－还原滴定中控制反应条件的重要性。
实验原理
市售的KMnO4常含有少量杂质，如硝酸盐、硫酸盐或氯化物等。KMnO4的氧化能力强，易和水中的有机物、空气中的尘埃及氨等还原性物质作用，并能自行分解，即
见光则分解得更快，因此采用间接法配制KMnO4标准溶液，并放在棕色瓶内避光保存。
标定KMnO4溶液常用Na2C2O4作基准物。Na2C2O4不含结晶水，容易精制。用Na2C2O4标定KMnO4溶液的反应如下:
为了使此反应能定量、迅速地进行，应注意下述滴定条件。
1)温度
在室温下此反应的速度缓慢，因此应将溶液加热至75～85℃;但温度不宜过高，否则在酸性溶液中会使部分H2C2O4发生分解，即
2)酸度
溶液应保持足够的酸度，一般在开始滴定时，H2SO4的浓度约为0.5～1mol·L－1。酸度低时，往往容易生成MnO2沉淀;酸度过高又会促使H2C2O4分解。
3)滴定速度
由于MnO4－与C2O42－的反应是自动催化反应，滴定开始时，加入的第一滴KMnO4溶液褪色很慢，所以开始滴定时滴定速度要慢些，待第一滴KMnO4红色褪去后，再滴入第二滴。如此几滴KMnO4溶液完全作用，生成一定量的Mn2+后，滴定速度就可以稍快些，但不能太快，否则加入的KMnO4溶液来不及与C2O42－反应，在热的酸性溶液中发生分解，即
4)滴定终点
KMnO4作为自身指示剂，滴定终点颜色不太稳定，这是由于空气中的还原性气体及尘埃等杂质落入溶液中能使KMnO4缓慢分解，而使粉红色消失，所以经过30s不褪色即为终点。
仪器与药品
仪器:台秤、分析天平、循环水泵、水浴、封闭电炉、抽滤瓶、玻璃砂芯漏斗、酸式滴定管、锥形瓶、量筒、烧杯、棕色试剂瓶。
药品:KMnO4(AR)、Na2C2O4基准物质、1mol·L－1H2SO4。
实验步骤
1．0.02mol·L－1KMnO4标准溶液的配制
用台秤称取计算量的KMnO4于烧杯中，加水300mL①，盖上表面皿，加热至沸并保持微沸状态15～20min。冷却后，在暗处放置7～10天。然后用玻璃砂芯漏斗或玻璃棉过滤除去MnO2等杂质。滤液贮存于洁净的棕色试剂瓶中，摇匀，放置暗处保存。若溶液煮沸后在水浴上保持1h②，冷却后过滤，则不必放置7～10天，可立即标定浓度。
2．KMnO4溶液浓度的标定
准确称取0.13～0.20g经烘干的Na2C2O4基准物置于250mL锥形瓶中，加入10mL水使之溶解，再加入1mol·L－1H2SO4溶液30mL③，加热至75～85℃(即开始冒蒸汽时的温度)，立即用待标定的KMnO4溶液进行滴定④。开始滴定的速度应当很慢(即加入一滴KMnO4，待紫色消失后，再加另一滴)，待溶液中产生足够的Mn2+后，反应速度加快，可适当快滴，但仍必须是逐滴加入⑤，直至溶液呈粉红色并且半分钟内不褪色即为终点⑥。注意滴定结束时的温度不应低于60℃。
平行测定3次，根据称取的Na2C2O4质量和所消耗的KMnO4溶液的体积，计算KMnO4溶液的浓度。
注释
①根据测定的需要，可配制500mL或1000mLKMnO4溶液。②加热及放置时，均应盖上表面皿，以免落入尘埃和有机物。
③KMnO4作为氧化剂，通常是在强酸性溶液中反应，滴定过程中若发现产生棕色混浊(为何物?)现象，是酸度不足引起的，应立即加入H2SO4补救。若已达到终点，这时加酸已经无效，应该重做。
④KMnO4颜色深，液面弯月面不易看出，读数时应以液面的最高线为准(即读液面的边缘)。
⑤若滴定速度过快，部分KMnO4在热溶液中按下式分解:
⑥KMnO4滴定终点不太稳定，这是由于空气中含有还原性气体及尘埃等杂质，能使KMnO4慢慢分解，使微红色消失，所以经过半分钟不褪色即可认为已达到终点。
思考题
(1)配制KMnO4标准溶液时，为什么要把KMnO4溶液煮沸一定时间和放置数天?配好的KMnO4溶液为什么要过滤后才能保存?是否可用滤纸过滤?
(2)配制好的KMnO4溶液为什么要装在棕色玻璃瓶中(如果没有棕色瓶应怎么办?)放置暗处保存?
(3)用Na2C2O4标定KMnO4溶液的浓度时，为什么必须在过量的硫酸(硝酸或盐酸可以吗?)存在下进行?酸度过高或过低有无影响?为什么要加热到75～85℃后才能进行滴定?溶液温度过高或过低有什么影响?
(4)本实验的滴定速度应如何掌握为宜?为什么第一滴KMnO4溶液加入后，红色褪去很慢，以后褪色较快?
(5)装KMnO4溶液的烧杯放置较久后，杯壁上常有棕色沉淀物(是什么?)不易洗净，应怎样洗涤?
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