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四大滴定总结

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酸碱滴定法

第一节 水溶液中的酸碱平衡

一、酸碱质子理论:酸是能给出质子的物质,碱是能接受质子的物质。

既可以是酸,又可以是碱,这类物质称为两性物质。 实质上是发生在两对共轭酸碱对之间的质子转移反应,由两个酸碱半反应组成。 二、酸碱溶液中各型体的分布

(一)分布系数:溶液中某型体的平衡浓度在溶质总浓度所占的比例,以δi 表示

[]c

i i =

δ 式中:i 为某种型体

(二)弱酸(弱碱)各型体的分布系

一元弱酸

二元弱酸

(二)酸度对弱酸(碱)各型体分布的影响

弱酸(弱碱)各型体的分布系数与溶液的酸度和酸碱的离解常数有关,而与分析浓度无关。 (三)水溶液中酸碱平衡的处理方法 1、质量平衡(物料平衡):在一个化学平衡体系中,某一组分的分析浓度等于该组分各种

存在型体的平衡浓度之和,称为质量平衡

C mol/L Na 2CO 3溶液的质量平衡式 2、电荷平衡:在一个化学平衡体系中,正离子电荷的总和与负离子电荷的总和相等,称为

电荷平衡

C mol/L Na 2CO 3 水溶液的电荷平衡式: 3、质子平衡:酸碱反应达平衡时,酸失去的质子数等于碱得到的质子数,称为质子平衡

质子参考水准:能参与质子交换的组分的初始形态以及溶剂水。 例:写出Na(NH4)HPO4水溶液的质子条件式

得质子产物 参考水准 失质子产物

NH 4+

—→ NH 3

HPO 42- —→ PO 43- H 3

O +

(H +

) ←— H 2

O —→ OH -

-三、酸碱溶液中pH 的计算

(1)当Ca a K ≥20w K ,同时Ca/a K ≥500时,最简式: 24

H PO -

[][]A HA C +=[][][]a HA K H H

C HA +==++

δ[][]a a A K H K C A +==+δ1=+A HA δδ[][][]HA A H Ka -?=

+[][][]

A

HA A H C ++=2[]

[][][]

2

11222

2a a a A H K K K H H H C A H ++==+++

δ[]

[][][]

2

1112a a a a HA K K K H H K H C HA ++=

=+++--δ[]

[][]

21121222a a a a a A K K K H H K K C A ++==++--δ[][][][]

C CO HCO CO H C Na =++=-

-+233322和[][][][][]

-

--++++=+23

32CO HCO OH H Na H 2PO 4- ←— H 3PO 4 ←—

+H +

+H + +2H

+ -H +

-H + -H +

[][

]

[][][][]

--

-+

++=++OH PO NH PO H PO H H 343434

22[]a

a K c H

=

+

(2)弱酸HA (浓度为Ca mol/L )与共轭碱A -

(浓度为C b mol/L )的PH 计算

当Ca ≥20[H +], C b ≥20[H +

]时

缓冲溶液▲ 第二节 基本原理 一、酸碱指示剂 (一)变色范围

HIn H + + In -

酸式 碱式

故指示剂的理论变色范围是: pH=pK HIn ±1

由于人眼对深色比浅色灵敏,实际变色范围与理论推算的的变色范围并不完全相同。

pKa 理论范围 实际范围 酸色 碱色

甲基橙 3.4 2.4~4.4 3.1~4.4 红 黄 甲基红 5.1 4.1~6.1 4.4~6.2 红 黄 酚酞 9.1 8.1~10.1 8.0~10.0 无 红 百里酚酞 10.0 9.0~11.0 9.4~10.6 无 蓝

注:一般而言,人们观察指示剂颜色的变化约有0.2~0.5pH 单位的误差,称之为观测终点的不确定性,用△pH 来表示,一般按△pH=±0.2来考虑,作为使用指示剂目测终点的分辨极限值。

(三)影响指示剂变色范围的因素 1. 指示剂的用量

对于双色指示剂用量多少对色调变化有影响,用量太多或太少都使色调变化不鲜明。 对于单色指示剂用量多少对色调变化影响不大,但影响变色范围和终点。 指示剂本身都是弱酸或弱碱,也会参与酸碱反应。 2. 温度:温度变时指示剂常数和水的离子积都会变,则指示剂的变色范围也随之发生改变。 3. 中性电解:溶液中中性电解质的存在增加了溶液的离子强度,使指示剂的表观离解常数改变,将影响指示剂的变色范围。某些盐类具有吸收不同波长光波的性质,也会改变指示剂颜色的深度和色调。

4.滴定程序:为了达到更好的观测效果,在选择指示剂时还要注意它在终点时的变色情况。例如:酚酞由酸式无色变为碱式红色,易于辨别,适宜在以强碱作滴定剂时使用。同理,用强酸滴定强碱时,采用甲基橙就较酚酞适宜。

(四)混合指示剂:混合指示剂是把两种或两种以上试剂混合,利用它们颜色的互补性,

使终点颜色变化更鲜明,变色范围更窄。

混合指示剂通常有两种配制方法:

1.指示剂+惰性染料:对于这种混合指示剂,变色范围和终点基本不变,但色调变化更明。

2. 指示剂+指示剂:对于这种混合指示剂,变色范围、终点以及色调均发生了改变。混合

后的指示剂,色调变化更鲜明,变色范围更窄。

注:混合指示剂在配制时,应严格按比例混合。

[]Ka

Cb

Ca H =+Ca Cb

lg

pKa pH +=[][]

[][]

[][]

-

+

-+==In HIn K H HIn In H K HIn HIn ,[]

[]HIn In pK pH HIn -+=lg

[]

[]

的颜色时,看到的是,即当-In pK pH HIn In HIn 110+≥≥-[]

[]的颜色时,看到的是,即当HIn pK pH HIn In HIn

110

1-≤≤-

二、滴定曲线

在滴定过程中,我们把计量点附近溶液某种参数(如PH )的急剧变化称为滴定突跃 滴定百分率为99.9%至100.1%即滴定相对误差为±0.1%时,溶液某种参数(如PH )

的变化范围称为滴定突跃范围。

滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据。酸碱指示剂的选择原则:指示剂的变色范围

要全部或至少有一部分落在滴定突跃范围内。 三、滴定突跃与指示剂选择 一、(1)影响滴定突跃范围的因素:

对于强酸强碱,溶液浓度越大,突跃范围越大,可供选择的指示剂愈多;浓度越小,突跃范围越小,可供选择的指示剂就越少。当突跃范围小于0.4PH 时(C=10-4

mol/L )就没有合适的指示剂了。

对于弱酸弱碱的滴定,浓度越大、离解常数越大,则突跃范围就越大,反之则越小。当突跃范围减小至约0.4PH 时(CK=10-8

),指示剂就不合适了。 (2)指示剂的选择

强酸强碱的滴定,计量点时溶液呈中性,突跃范围横跨酸性区和碱性区,突跃范围较

大,酸性范围内和碱性范围内变色的指示剂都可以考虑选用。

强碱滴定弱酸,计量点时溶液呈弱碱性,突跃范围较小,位于碱性区,碱性范围内变

色的指示剂可以考虑选用。

强酸滴定弱碱,计量点时溶液呈弱酸性,突跃范围较小,位于酸性区,酸性范围内变

色的指示剂可以考虑选用。

? 强酸强碱准确滴定的条件: ? 一元弱酸弱碱准确滴定的条件:

沉淀滴定法

沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的滴定分析法。

用于沉淀滴定法的反应,主要是生成难溶性银盐的反应。

利用生成难溶性银盐的沉淀滴定法,习惯上称为银量法 一、沉淀的溶解度及影响因素

沉淀法中要求沉淀完全程度大于99.9%。而沉淀完全与否是根据反应达平衡后,沉淀的溶解度来判断。影响沉淀溶解度的主要因素有以下几种:

1. 同离子效应:当沉淀达平衡后,若向溶液中加入组成沉淀的构晶离子试剂或溶液,使沉

淀溶解度降低的现象

沉淀剂用量: 一般 —— 过量50%~100%为宜,非挥发性 —— 过量20%~30% 2. 异离子效应(盐效应):溶液中存在大量强电解质使沉淀溶解度增大的现象 3. 酸效应:溶液酸度对沉淀溶解度的影响称为酸效应。

如:弱酸盐沉淀的溶解度受溶液的pH 值影响很大,溶液[H + ]大,沉淀溶解度增大。 4. 配位效应:配位剂与构晶离子形成配位体,使沉淀的溶解度增大的现象 二、沉淀的纯度及影响因素

影响沉淀纯度的原因主要有两个:共沉淀和后沉淀。

1. 共沉淀:当一种沉淀从溶液中析出时,溶液中某些本来可溶的杂质也同时沉淀下来的现象。

L

mol C /104

-≥88

10,10--≥≥b b a a K C K C 等、、、-----+=↓==+SCN I Br Cl X AgX X Ag

(1)表面吸附:由于沉淀表面吸附所引起的杂质共沉淀的现象 表面吸附是有选择性的,选择吸附的规律是:

第一吸附层:先吸附过量的构晶离子,再吸附与构晶离子大小接近、电荷相同的离子,浓

度较高的离子被优先吸附

第二吸附层:优先吸附与构晶离子形成的盐溶解度小的离子。离子价数高、浓度大的离

子,优先被吸附

减小方法:制备大颗粒沉淀或晶形沉淀,适当提高溶液温度,洗涤沉淀。 (2)形成混晶:沉淀过程中杂质离子占据沉淀中某些晶格位置而进入沉淀内部 形成混合晶体。

减小方法:将杂质事先分离除去,或加入络合剂或改变沉淀剂

(3)包藏或吸留:沉淀速度过快,表面吸附的杂质来不及离开沉淀表面就被随后沉积下来的沉淀所覆盖,包埋在沉淀内部。 减小方法:改变沉淀条件,重结晶或陈化

2. 后沉淀:溶液中某些本来可溶的杂质在沉淀放置一端时间后沉淀到原沉淀表面的现象 减小方法:缩短沉淀与母液的共置时间,或沉淀生成后,及时过滤

3. 提高沉淀纯度的措施

(1)选择合理的分析步骤 ;(2)降低易被吸附杂质离子的浓度 ;(3)选择合适的沉淀剂 (4)选择合理的沉淀条件 ;(5)必要时进行再沉淀 三、沉淀的类型与沉淀条件

1. 沉淀类型

2. 沉淀的形成及其影响因素

3. 沉淀条件

(1)晶形沉淀的条件:(稀、搅、热、陈) ①在稀溶液中进行,降低Q 值 ,降低杂质浓度 ②在热溶液中进行,增大溶解度,减少杂质吸附 ③充分搅拌下慢慢滴加沉淀剂,防止局部过饱和

④陈化:当沉淀完全析出后,让初生的沉淀与母液一起放置一段时间的这一过程 (陈化时间:室温下,几小时到十几小时。时间过长,后沉淀加重。)

第一节

一、滴定曲线

二、终点的指示方法

(一)铬酸钾指示剂法(Mohr 法,莫尔法):以铬酸钾为指示剂的银量法。 1. 原理

2. 滴定条件

(1)指示剂的用量要适当

(2)应在中性或弱碱性溶液中进行

(3)滴定时应剧烈摇动:AgCl 对Cl -、AgBr 对Br -有较强吸附,剧烈摇动可以有

效解吸附,防止终点提前。

(4) 预先分离干扰离子

能与Ag+生成沉淀的阴离子有: 能与CrO 42-生成沉淀的阳离子有: Ba 2+、Pb 2+

等这些干扰离子应预先分离 3. 应用范围

可测CL -, Br -,Ag + ,CN -,不可测I - ,SCN - ,因为吸附太强烈 。

5

10103.1106.1---+?=?=↓→+S K AgCl Cl Ag SP sp 溶解度,(白色)前:4

124224107.6,102.1砖红色2---

+?=?=↓→+S K CrO Ag CrO Ag EP sp 溶解度)(:等

、、、、、------242232233434O C CO S SO AsO PO

(二)铁铵钒指示剂法(Volhard 法,佛尔哈德法 ):以铁铵钒 NH 4Fe(SO 4)2 · 12H 2O 为指

示剂的银量法。

1. 原理

直接滴定

剩余滴定

2. 滴定条件

(1)在HNO 3溶液中进行:可防止Fe3+的水解,许多能与Ag+生成沉淀的阴离子如PO 43-、AsO 43-、

CO 32-等也不产生干扰。

(2)充分振摇:直接滴定时,AgSCN 吸附Ag +;返滴定时,沉淀吸附Cl -、Br -、I -、SCN -

(3)指示剂的浓度要适当:理论计算指示剂的浓度(Fe 3+

的浓度)为0.043mol/L ,但这时

黄色较深,一般控制Fe 3+

的浓度为0.015mol/L ,误差在0.1%以内。

(4)测Cl -时应防止AgCl 转化为AgSCN

返滴定法测Cl -,当滴定到达终点时,AgSCN 的溶度积( K SP =1.0×10 -12

)小于AgCl

的溶度积常数(K SP =1.8×10-10

),沉淀转化 发生

AgCl + SCN - = AgSCN + Cl - 促使已生成的Fe(SCN)2+ 又分解,使红色褪去。

(考点)为了避免上述转化反应的发生,可以采取下列措施之一: ①将生成的AgCl 沉淀滤去;②用有机物覆盖AgCl 沉淀 (5)测 I – 应先加AgNO 3后加指示剂

若先加指示剂,I -与Fe 3+ 反应而析出I 2 ,造成误差。其反应为:2Fe 3+ + 2I -=2Fe 2+

+I 2

若先加AgNO 3生成AgI 沉淀,I -的浓度降低,电极电位升高,使Fe3+不能氧化I - 3. 应用范围

返滴定法测定CL -,Br -,I -,SCN -,直接滴定测Ag +

(三)吸附指示剂法(Fayans 法,法扬司法 ):以吸附指示剂确定滴定终点的银量法。 1. 原理

AgNO3标液滴定NaCl ,以荧光黄(HFl )为指示剂

终点前 HFI ==== H + + FI -

Cl -过量 AgCl·Cl -┇M+

终点时 Ag +

稍过量 AgCl·Ag+

AgCl·Ag + + FI - ===== AgCI·Ag+┇FI -

黄绿色 淡红色 2. 滴定条件

(1)溶液的酸度要适当

(2)加入糊精保护剂:可加入糊精等亲水性高分子物质,保护胶体,以防止胶体的凝聚,

使AgX 沉淀具有较大的表面积.

(3) 胶体颗粒对指示剂的吸附力,应略小于被测离子的吸附力 (4) 应避免在强光照射下进行滴定

3. 应用范围:可直接测定CL-,Br-,I-,SCN-和Ag +

配位滴定法

12101.1--+?=↓→+sp K AgSCN SCN Ag SP (白色)前:

138,23=→++

-+K FeSCN SCN Fe EP (红色):(白色)

过量)前:↓→+-+AgCl Cl Ag SP ((白色)剩余)↓→+-+AgSCN SCN Ag ((淡红色)

:+

-+→+23FeSCN SCN Fe EP V V o

I I o Fe Fe 54.0,71.0//223==-

++??

配位滴定对反应的要求:配位比恒定;配合物稳定性高;反应迅速; 有适当方法确定

终点。

配位剂种类:无机配位剂, 有机配位剂

配位滴定最常使用的是氨羧配位剂(使用最广的是乙二胺四乙酸EDTA ) EDTA 配合物特点:1.配位比简单2.稳定性高3.水溶性好4.大多无色 第一节 配位平衡

一、配合物的绝对稳定常数(稳定常数)和累积稳定常数 M + Y = MY

式中: 为一定温度时金属—EDTA 配合物的稳定常数,此值越大,配合物越稳定;[M]为未参加配位反应的金属离子浓度;[MY]为生成的配合物浓度;

[Y]为未参加配位反应的配位剂浓度。

二、配位反应的副反应和副反应

系数

副反应的发生程度以副反应系数α加以描述。 1.EDTA 的副反应和副反应系数 (1)酸效应与酸效应系数

由于H + 与Y 4- 的结合使主反应的程度降低,这种现象称为酸效应。酸效应的大小用酸效应系数

来衡量。

≥1,酸度越高(PH 越小),酸效应系数就越大,酸效应就越强 (2)共存离子效应和共存离子效应系数

其它共存金属离子N 与Y 配位使主反应的程度降低,这种现象称为共存离子效应。共存离子

效应的大小用共存离子效应系数

来衡量。

αY (N )≥1 ,N 的浓度越大、KNY 越大,αY (N )就越大,共存离子效应就越强。 注:当酸效应和共存离子效应同时发生时,EDTA 总的副反应系数是

[][][]Y M MY K MY

=MY

K M + Y MY 主反应:副反应:

H +HY H 2Y H 6Y L OH -ML

ML 2

ML n MOH M(OH)2?M(OH)n N NY MHY M(OH )Y OH -H +辅助配位效应羟基配位效应酸效应

干扰离子效应混合配位效应1

234562

345634564565666

5

4324265432234)(][][][][][][1][][][][][][][][][][a a a a a a a a a a a a a a a a a a a a a H Y K K K K K K H K K K K K H K K K K H K K K H K K H K H Y Y H Y H Y H Y H Y H HY Y Y Y ++++++-++----+

+++++=++++++='=α)(H Y α)(H Y α[][][][][][]N K Y NY Y Y Y NY

N Y +=+==1 ')(α)(N Y α][][][][][][]'[44526--++++++=

=Y NY Y Y H Y H Y Y Y α][][][][][][][][][444444526-

-----++-+++++=Y Y Y Y NY Y Y Y H Y H 1)()(-+=?N Y H Y Y ααα

2. 金属离子的副反应和副反应系数

其它配位剂L 与M 发生配位反应,使主反应的程度降低,这种现象称配位效应,其大小用配位效应系数 来衡量。

≥1。平衡时,游离L 的浓度越大、ML 各级配合物的稳定常数越大,αM (L )就越大,配位效应就越强。

注:如果有P 个配位剂与金属离子发生副反应,则M 总的副反应系数是

3. 配合物MY 的副反应和副反应系数 MY 总的副反应系数为:

三、配合物的条件稳定常数

在一般情况下,MY 的副反应可以忽略,αY(H)=1,则

第二节 基本原理 一、滴定曲线

影响滴定突跃范围的因素

① 一定时,浓度越大,突跃范围越大

②浓度一定时, 越大,突跃

范围越大。所有对 产生影响

的因素如酸效应、配位效应等,也会影响突跃范围的大小。 二、化学计量点pM`值的计算

式中:()sp M c 表示化学计量点时金属离子的总浓度,若滴定剂与被滴定物浓度相等()sp M c 即为金属离子原始浓度的2

1

三、金属指示剂 (一)必备条件

1) 指示剂与金属离子形成的配合物与指示剂自身的颜色应有显著的区别 2) 显色反应必须灵敏、快速,并有良好的变色可逆性

3) 配合物MIn 的稳定性适当,要求M In M Y K K ''>102

[][][][][][][][][][]M ML M ML M ML ML M M M n n L M +++=+++==

1')(α)

(L M α[][][]

n

n L

L L βββ++++= 2211)(L M α[]

[])

1()()('21P M M L M L M M -+????++==ααα[][][

][][]

MY

Y OH M MHY MY MY ≈++=)('[]

[]1

'≈=MY MY MY α[]

[][]

'

'''Y M MY K MY =[][][][][

]

[]代入上式,得

、、把MY MY Y Y M M MY Y M ααα==='

''[][][]Y

M

MY MY Y M MY K Y M MY K αααααα==

'MY

MY Y M MY K K ==',1ααα没有副反应时MY MY Y

M Y M MY K K <<=',11则,有副反应时ααααα'MY K 'MY K 'MY K Y M MY MY Y

M MY Y M MY MY MY K K K K K αααααααlg lg lg lg ''--=?=?=()()MY sp M K lg pc 2

1

M p '+=

'

4) 金属指示剂要控制pH ,pH 影响指示剂的形体从而直接影响它的颜色 (二)指示剂的封闭现象和僵化现象

1. 封闭现象:滴定达到计量点后,过量的EDTA 不能夺取MIn 中的金属离子,In 无法释放

出来,因而在计量点附近看不到溶液颜色的变化现象

产生封闭现象有两种情况:

一种情况是由被测离子引起的,MIn K ' >MY K '。如EBT 与Fe 3+

、Al 3+

生成的配合物非常稳定,

置换反应不能发生。在直接滴定这些离子时,不能使用EBT 指示剂。

另一种情况是由共存金属离子引起的,MIn K '>NY K '。如在pH=10时,以铬黑T 为指示剂滴

定Ca 2+

、Mg 2+

总量时,若含有Fe 3+

、Al 3+

、Co 2+

、Ni 2+

、Cu 2+

会封闭EBT 。解决的办法是加入掩蔽

剂,使干扰离子生成更稳定的配合物,从而不再与指示剂作用。可加三乙醇胺掩蔽Fe3+、Al 3+,加KCN 掩蔽Co 2+、Ni 2+、Cu 2+

2. 僵化现象:有些金属-指示剂配合物难溶于水,使得滴定剂与金属-指示剂络合物置换反应缓慢,终点拖长,这种现象称为指示剂的僵化。解决的办法是加入有机溶剂或加热,以增大其溶解度,加快反应。

(三)指示剂颜色转变点 的计算 (计算)对于M 与In 的反应,只考虑In 的酸效应,其它副反应忽略

平衡时

第三节 滴定条件的选择 一、配位滴定的终点误差

二、酸度的选择和控制

1.单一金属离子滴定的最高酸度

最高酸度可根据8lg lg )(-=MY H Y K α,先计算)(lg H Y α,再查表或 酸效应曲线即可求得对应得PH

2.单一金属离子滴定的最低酸度

我们把金属离子发生水解时溶液的pH 值称为单一金属离子滴定的最低酸度(最高pH )。

[][][][]可求得最低酸度从得由14pH pOH M K OH OH M K n sp n

sp =+==

t pM M + In MIn

H +

HIn, H 2In ....[][][]

[][][])

()('

'H In MIn H In MIn K In M MIn In M MIn K αα===[][]

)(''lg lg lg lg H In MIn MIn K In MIn pM K α-=+=[][]

[][]

表示用色点,这点的滴定达到了指示剂的变时当t pM pM In MIn In MIn 0lg ,'

'==)('

lg lg lg H In MIn MIn t K K pM α-==t ep pM pM ≈滴定终点时

[][]

()()%1001010%100'''sp '

'sp ?-=??-=?-?MY

M pM

pM M ep ep K C TE C M Y TE 大大,小;大,大,,和,终点误差取决于

↑↑?↓↑↑?%'%'''TE pM TE C K pM C K sp M MY sp M MY )。

最高酸度(最低值称为单一金属滴定的时,溶液的我们把PH pH K K K K H Y MY MY H Y MY MY 8lg lg lg 8lg lg lg )('

)('

=-=≥-=αα

)25(lg 059.0lg 303.2Re Re Re /C a a n

a a nF

RT o d

Ox o

d

Ox o d

Ox +=+=???注:最高酸度和最低酸度就构成了单一金属离子M 滴定的适宜酸度范围,滴定必须在该范围

内进行。

3. 单一金属离子滴定的最佳酸度

我们选择指示剂时希望t pM (即ep pM )与sp pM 尽可能接近,终点误差最小,这时的酸度称为最佳酸度。 三、配位滴定的选择性

(一)选择性滴定M 的条件

设溶液中有M 和N 两种金属离子共存,只考虑共存离子效应,忽略其它副反应,则计量点

把△pH=0.2,TE ≤0.3%代入林邦公式,得 选择性滴定M 的条件是

(二)提高配位滴定选择性的途径

1. 控制溶液酸度:当△lgCK ≥5时,可通过控制溶液的酸度,实现M 的选择性准确滴定

2. 使用掩蔽剂

①配位掩蔽法:例:EDTA →Ca 2+,Mg 2+,加入三乙醇胺掩蔽Fe 2+和AL 3+

②沉淀掩蔽法:例:Ca 2+,Mg 2+

时共存溶液,加入NaOH 溶液,使pH>12,

Mg 2+→Mg(0H)2 ,从而消除Mg 2+

干扰

③氧化还原掩蔽法:例:EDTA 测Bi 3+,Fe 3+等,加入抗坏血酸将Fe 3+→Fe 2+

氧化还原滴法

氧化还原滴定:以氧化还原反应为基础的滴定方法。 氧化还原反应的特点:

1) 氧化还原反应机制比较复杂,反应分多步完成,常伴有多种副反应, 2) 有些反应K 值很大,但速度很慢。

按选用的滴定剂的不同可分为:碘量法、高锰酸钾法、重铬酸钾法、亚硝酸钠法、溴

量法、铈量法 等 第 一 节 氧化还原反应

一、电极电位与Nernst 方程式

电极电位是电极与溶液接触处存在的双电层产生的。物质的氧化还原性质可以用相关氧化还原电对电极电位来衡量。

电对电极电位的大小可通过Nernst 方程式计算。 对一个氧化还原半反应(也称为电极反应) Ox + ne = Red

所构成的氧化还原电对用Ox/Red 表示。该电对具有一定的电位称为电极电位,电极电位可以用Nernst 方程表示。

式中Ox a 、d a Re 分别是游离Ox 、Red 的活度。式中φ0为标准电极电位,它是温度为25℃时,相关离子的活度均为1mol/L ,气压为1.013×10 5Pa 时,测出的相对于标准氢电极的电极

电位(规定标准氢电极电位为零)。R 为气体常数:8.314J /(K ·mol);T 为绝对温度K ;F

[]sp

N

NY MY sp NY MY N Y MY MY C K K N K K K K ≈+==1)('α5

'

10≥MY sp M K C 5

lg lg lg ,105≥-=?≥NY SP N MY SP M NY SP

N MY SP

M K C K C CK K C K C 即

为法拉第常数(96487c/mol );n 为氧化还原半反应转移的电子数目 二、条件电极电位及其影响因素 (一)条件电极电位

代入Nernst 方程,得

条件电位是在特定条件下,氧化态和还原态的总浓度Cox 和CRed 都为1mol/L 时的实际电位。 (二)影响条件电位的因素

1.盐效应:溶液中盐类电解质对条件电位的影响。

2.酸效应:溶液酸度对条件电位的影响

① 氧化形或还原形是弱酸或弱碱,发生离解,其影响可由副反应系数计算。 ② 半反应中有H 或OH 参加,因而条件电位的算式中应包括H 或OH 的浓度。

3.生成配合物:向溶液中加入一种配位剂,与氧化态或还原态反应。若氧化态生成稳定的配合物,则条件电位降低;若还原态生成稳定的配合物,则条件电位升高。

4.生成沉淀:加入可与氧化态或还原态生成沉淀的沉淀剂,因改变氧化态或还原态的浓度而改变电位。氧化态生成沉淀时,条件电位降低;还原态生成沉淀时,条件电位升高。

计算KI 浓度为1mol/L 时,Cu 2+/Cu +电对的条件电位,在此条件下,Cu 2+能否氧化I - ?

注:

三、氧化还原反应进行的程度 式中m 、n 是最小公倍数

(二)判断反应能否定量进行

要使反应定量进行,反应的完全程度应达到99.9%以上。

即 lgK /

≥ 6时,反应能定量进行。

[][]Ox

Ox Ox Ox Ox d d d d d C

Ox a C d a αγγαγγ====,Re Re Re Re Re Re .,lg 059.0lg 059.0lg 059.0lg 059.0Re Re Re Re Re Re Re /简称条件电位称为条件电极电位式中)('????

??+='+'=++=o Ox d d Ox o

o d Ox o d Ox Ox d d Ox o d

Ox n C C n C C n n ?αγαγ???αγαγ??[][]

[][]

[]

[][]

V L m ol I K I L m ol C K I C K I Cu Cu Cu o Cu Cu SP o

o Cu Cu Cu SP Cu o

SP o o Cu

Cu 87.0101.11lg 059.016.0/1lg 059.0/1lg

059.0lg 059.0lg 059.012

//22/'

2'2222=?+==+==+=+=+=++++++++----+-++代入将时,当???????[][]

-sp I Cu K +=可以发生,此时22////242,54.0'

2'22'2I CuI I Cu V o I

I o Cu Cu o I I o I I +↓=+>=≈-+-++--????1221Re m n Re m d Ox d n Ox +=+()

)(△0Red Ox 0Red Ox 00Red Ox 0Red Ox '221

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2110592.0n m lg ''''

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.01.09.999.99lg lg lg 9.999.991.01.0Re Re 2121Re Re '

2112212112≈??===+=+d Ox Ox d C C C C K n n d n Ox n d n Ox n 时,

当)(31

.01.09.999.99lg lg

lg 21Re Re '

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21

21221

1221n n C C C C K n n n n n n n d n Ox n Ox n d +≈??==≠且互质时,当

即 lgK /

≥ 3(n1 + n2 )时,反应能定量进行。

对不同类型的氧化还原反应,能定量进行所要求的lgK /

是不相同的。

注:一般而言,不论什么类型的氧化还原反应,只要△φo ’

≥0.35V ,都能定量进行,可以

满足滴定分析的要求。若△φo ’<0.35 V ,则应考虑反应类型。例如,△φo ’

=0.30V ,若n 1 =1,n 2 =2,则可以定量进行。

四、氧化还原反应速率及其影响因素

影响反应速度的因素很多,除了反应物本身的性质外,还与反应物的浓度、温度、催化剂等因素有关。

1.氧化剂、还原剂本身的性质:不同的氧化剂和还原剂,反应速率可以相差很大,这与它们的电子层结构以及反应机理有关。

2.反应物浓度

3.反应温度:升温可增加碰撞,使活化分子增多,加快反应。每增高100

C ,速度增加2~3倍

4.催化剂:加入催化剂可以改变反应的历程,因而改变反应速度。分析化学中主要利用正

催化剂使反应加速,如Ce 4+ 氧化AsO 2- 的反应速度很慢,加入少量KI 可使反应迅速进行;再

如MnO 4-氧化C 2O 42- 反应速度很慢,但反应生成的Mn 2+

对反应有催化作用,这种生成物本身起催化作用的反应叫自动催化反应。

5.诱导反应MnO4-氧化Cl -的反应进行得很慢,但当溶液中存在Fe 2+时,由于MnO 4-与Fe 2+

应的进行,诱发MnO4-与Cl -反应加快进行。这种由一个反应的发生促进另一个反应进行的现

象,称为诱导反应。例:

其中MnO 4-称为作用体;Fe 2+称为诱导体;Cl -称为受诱体。

五、化学计量点点位 第二节 基本原理

一、滴定曲线

氧化还原滴定的突跃范围大小与反应电对条件电位差有关,条件电位差△φo/

越大,滴定突跃范围越大。对称电对参与的氧化还原反应,浓度改变对突跃范围影响不大。 在一般氧化还原滴定中

突跃范围是 计量点是

当两个半电池反应转移电子数相等时,化学计量点电位恰好位于滴定突跃的中央;当半电池反应转移电子数不等时,化学计量点电位偏向转移电子数多的电对一方。

P K o /0lg 059.0/

/

????量进行。的大小判断反应能否定

也可用V P K n n V P K n n o o 18.0,2,6lg 235.0,1,6lg 1///21/21≥?====≥?====??时,时,V P K n n V P K n n o o 15.0,6,15lg 2,327.0,2,9lg 2,1/

/

/2

1/21≥?====≥?====??时,时,受诱反应)+诱导反应)

(85216102(455222423224O H Cl Mn H Cl MnO O H Fe Mn H Fe MnO ++=+++=++++--

+

+++-1221Re m n Re m d Ox d n Ox +=+n m m n 0Red Ox 0Red Ox sp

2

211++=

'

'???)

(3059.0~)(3059.01

122V n V n ?-?+'

'θθ??21/22/11n n n n SP ++=

θθ???

二、指示剂

指示氧化还原滴定终点的常用指示剂有以下四种:

(一)氧化还原指示剂:指示剂本身是一种弱氧化剂或还原剂,它的氧化形或还原形具有明显不同的颜色。如二苯胺磺酸钠

氧化还原指示剂变色的电位范围是 这一点称为氧化还原指示剂的变色点。 (考点)选择氧化还原指示剂时,应使指示剂的条件电位落在滴定突跃范围内,并尽可能靠近化学计量点,以减小终点误差

(二)自身指示剂:有些标准溶液本身有很深的颜色,滴定时无需另外加入指示剂,只要标准溶液稍微过量一点,即可显示终点的到达。如高锰酸钾

(三)特殊指示剂:有些指示剂本身不具有氧化还原性,但能与氧化剂或还原剂作用产生特殊的颜色,利用这种特殊颜色的出现或消失指示滴定终点,称为特殊指示剂。如淀粉

n

o 059.0/

±

?/Re /1o In In L mol C C d Ox ??===,时当

四大滴定总结

四大滴定总结 -标准化文件发布号:(9556-EUATWK-MWUB-WUNN-INNUL-DDQTY-KII

四大滴定总结 分析化学中的四大滴定即:酸碱滴定,氧化还原滴定,配位滴定,沉淀滴定。 一酸碱滴定 1原理 酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。 基本反应为 H+ + OH- = H2O 也称中和法,是一种利用酸碱反应进行容量分析的方法 用酸作滴定剂可以测定碱,用碱作滴定剂可以测定酸,这是一种用途极为广泛的 分析方法。[2] 2滴定曲线 强酸强碱的滴定 强酸和强碱相互滴定的滴定反应为: NaOH与HCL的滴定曲线 以NaOH液(0.1000mol/L)滴定20.00ml HCl液(0.1000mol/L)为例

滴定开始前 pH=1.00 滴入NaOH液19.98ml时 pH=4.30 化学计量点时 pH=7.00 滴入NaOH液20.02ml时 pH=9.70 指示剂的选择 (1)根据滴定突跃选择指示剂。滴定曲线显示,滴定突跃(在计量点附近突变的pH值范围)范围很大,为4.30~9.70,凡是变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内的指示剂都可以用来指示终点,所以酸性指示剂(甲基橙、甲基红)和碱性指示剂(酚酞)都可以用来指示强碱滴定强酸的滴定终点。 (2)选择滴定液的浓度。浓度大,突跃范围宽,指示剂选择范围广;但是,浓度太大,称样量也要加大,所以一般使用0.1mol/L浓度的滴度液。 强碱滴定弱酸 滴定反应为: 以NaOH液(0.1000moL/L滴定20.00ml醋酸(HAc,0.1000mol/L) 用NaOH滴定HOAc的滴定曲线

四大滴定总结

四大滴定总结

四大滴定 项目酸碱滴 定 配位滴定氧化还原 滴定 沉淀 滴定 定义以质子 传递为 基础的 一类滴 定分析 法 以配位反应为基 础的一类滴定分 析法 以氧化还 原反应为 基础的一 类滴定分 析法 以沉 淀反 应为 基础 的一 类滴 定分 析法 适用物质酸碱金属离子多种物质Ag+ , CN-,S CN-及 卤素 等离 子 反应实质H+ +B? →HB M2++Y4+ →MY4+ 电子转移银量 法(直 接滴 定法

和间接滴定法) 理论基础1.质子 理 论, 共轭 酸碱 对: 只有 一个 质子 的转 移。 2.K a K b =K w (a ,b: 共轭 酸碱 对) 3.分布 系数 1.E DTA配体的 性质:定量关 系1:1(除 Zr,Mo),多数 稳定性好 (K MY ),反应速 度快,满足直 接滴定的条 件。 2.副反应及副反 应系数计算见 附表3:α= [x′] [ x ] ([ ]是平 衡浓度,[ x ‘]是各种存 在形式的x包 括[ x],所以值 应>=1) 1.条件 电极电 位φθ′ 2.条件 平衡常 数K’ 3.影响 速率因 素:反应 物浓度, 温度,催 化剂,诱 导作用 见附 表7

δ =【HA] c = [H +][H +]+K a (可与一元碱替换) 4. 质子条件:零水准法:大量存在,参与质子转移。 3. 条件稳定常数:K MY K MY ′ =[MY][M ′][Y ′] = K MY αMαY

(应用5)5.P H的计算(附表1) 指示剂作用原理酸碱式 结构随 着PH的 变化而 转化而 产生颜 色变 化。 游离态和配合态 随着金属离子的 浓度而转化 氧化态与 还原态因 浓度比变 化而转化 见附 表7 指示剂变色范围PH=PK HIn ±1 略φθ′ ± 0.059 n V 见附 表7 常甲基橙铬黑T (自身,特见附

四大滴定归纳总结

酸碱中和滴定 一、酸碱中和滴定原理 1.定义:用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的实验方法。 2. 酸碱中和滴定原理 (1)实质:H+ +OH-= H2O (2)原理:在中和反应中使用一种已知物质的量浓度的酸(或碱)溶液与未知物质的量浓度的碱(或酸)溶液完全中和,测出二者所用的体积,根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。 (3)关键: ①准确测定两种反应物的溶液体积; ②确保标准液、待测液浓度的准确; ③滴定终点的准确判定(包括指示剂的合理选用) (4)酸、碱指示剂的选择 二、中和滴定所用仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等 ①酸式滴定管用于盛装酸性、 中性或强氧化性溶液,不能盛装碱 性溶液或者氢氟酸(它们易腐蚀玻 璃)。 ②碱式滴定管用于盛装碱性 溶液,不能盛装酸性和强氧化性溶 液(它们易腐蚀橡胶)。 三、试剂: 标准液、待测液、指示剂;指示剂的作用: ①标准液:已知准确物质的量浓度的酸或碱溶液; ②待测液:未知物质的量浓度的酸或碱溶液 ③通过指示剂的颜色变化来确定滴定终点。 ④指示剂的选择:变色要灵敏、明显,一般强酸滴定强碱用甲基橙,强碱滴定强酸用酚酞。 四、中和滴定的操作(以标准盐酸滴定NaOH为例) Ⅰ、准备: (1)滴定管:————精确到小数点后两位如:24.00mL、23.38mL ①检验酸式滴定管是否漏水 ②洗涤滴定管后要用标准液洗涤2~3次,并排除管尖嘴处的气泡 ③注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处

④将液面调节到“0”刻度(或“0”刻度以下某一刻度) (2)锥形瓶:只用蒸馏水洗涤,不能用待测液润洗 Ⅱ、滴定:(4)滴定 滴定管夹在夹子上,保持垂直 右手持锥形瓶颈部,向同一方向作圆周运动而不是前后振动 左手控制活塞(或玻璃球),注意不要把活塞顶出 Ⅲ、计算:每个样品滴定2~3次,取平均值求出结果。 Ⅳ、注意点: ①滴速:滴加速度先快后慢,后面可半滴,当接近终点时,应一滴一摇同时眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化. 直至溶液颜色变化,且30S 内颜色不复原,此时再读数。 ②终点判断:当最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显的改变而且半分钟内不恢复原来的颜色,即为滴定终点。 五、中和滴定的误差分析 原理:滴定待测液的浓度时,消耗标准溶液多,则结果偏高;消耗标准溶液少,则结果偏低。从计算式分析,当酸与碱恰好中和时,有关系式:c (标)·V (标)·n (标)=c (待)·V (待)·n (待) (c 、V 、n 分别表示溶液物质的量浓度,溶液体积,酸或碱的元数)。故c (待)=) ()()()()(待待标标标n V n V c ???,由于 c (标)、n (标)、V (待)、n (待)均为定值,所以c (待)的大小取决于V (标)的大小,V (标)大,则c (待)大,V (标)小,则c (待)小。 六、中和滴定过程中的pH 变化和滴定终点的判断 ①酸碱滴定过程中,溶液的pH 发生了很大的变化。若用标准的强酸溶液滴定未知浓度的强碱溶液,则反应开始时溶液的pH 很大,随着强酸的滴入,溶液的pH 逐渐减小;当二者恰好中和时溶液的pH 为7;当酸过量一滴时,溶液立即变为酸性。若用强碱滴定强酸则恰恰相反。 ②根据滴定过程中的pH 变化及酸碱指示剂在酸性或碱性溶液中的颜色变化,只要选择合适的指示剂,即可准确判断中和反应是否恰好进行。 在实验室里选用的指示剂一般为酚酞,当用酸滴定碱时,恰好中和时颜色由红色刚好褪去;当用碱滴定酸时,恰好中和时颜色由无色变为浅红色。一般不选择石蕊试剂,因为石蕊变色范围太宽,且终点时颜色变化不明显,所以一般不用石蕊作中和滴定的指示剂。 常用指示剂:酚酞、甲基橙 强酸滴定强碱:甲基橙——黄色-橙色 强碱滴定强酸: 酚酞———无色-粉红

四大滴定总结

四大滴定总结 分析化学中的四大滴定即:酸碱滴定,氧化还原滴定,配位滴定,沉淀滴定。 一酸碱滴定 1原理 酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。 基本反应为 H+ + OH- = H2O 也称中和法,是一种利用酸碱反应进行容量分析的方法 用酸作滴定剂可以测定碱,用碱作滴定剂可以测定酸,这是一种用途极为广泛的分析方法。[2] 2滴定曲线

强碱滴定弱酸 滴定反应为: 以NaOH液(0.1000moL/L滴定20.00ml醋酸(HAc,0.1000mol/L) 用NaOH滴定HOAc的滴定曲线 为例,滴定曲线如下图: 滴定开始前 pH=2.88 滴入NaOH 液19.98ml时 pH=7.75 化学计量点时 pH=8.73 滴入NaOH液20.02ml时 pH=9.70 指示剂的选择 (1)只能选择碱性指示剂(酚酞或百里酚酞等),不能选用酸性范围内变色的指示剂(如甲基橙、甲基红等)。因为突跃范围较小,pH值在7.75~9.70之间;计量点在碱性区。 (2)弱酸被准确滴定的判决是C·Ka>10-8。因为Ka愈大,突跃范围愈大。而Ka<10-8时,已没有明显突跃,无法用指示剂来确定终点;另外,酸的浓度愈大,突跃范围也愈大。 3酸碱指示剂 用于酸碱滴定的指示剂,称为酸碱指示剂。是一类结构较复杂的有机弱酸或有机弱碱,它们在溶液中能部分电离成指示剂的离子和氢离子(或氢氧根离子),并且由于结构上的变化,它们的分子和离子具有不同的颜色,因而在pH不同的溶液中呈现不同的颜色。 常用类型 指示剂名称范围酸色中性色碱色 甲基橙 3.1-4.4 红橙黄 甲基红4.4-6.2 红橙黄 溴百里酚蓝 6.0-7.6 黄绿蓝 酚酞 8.2-10.0 无色浅红红 紫色石蕊 5.0-8.0 红紫蓝 4影响滴定结果的因素 ⑴读数:滴定前俯视或滴定后仰视(偏大)滴定前仰视或滴定后俯视(偏小) ⑵未用标准液润洗滴定管(偏大);未用待测溶液润洗滴定管(偏小) ⑶用待测液润洗锥形瓶(偏大)

四大滴定总结

四大滴定总结 酸碱滴定法 第一节 水溶液中的酸碱平衡 一、酸碱质子理论:酸是能给出质子的物质,碱是能接受质子的物质。 既可以是酸,又可以是碱,这类物质称为两性物质。 实质上是发生在两对共轭酸碱对之间的质子转移反应,由两个酸碱半反应组成。 二、酸碱溶液中各型体的分布 (一)分布系数:溶液中某型体的平衡浓度在溶质总浓度所占的比例,以δi 表示 []c i i = δ 式中:i 为某种型体 (二)弱酸(弱碱)各型体的分布系 一元弱酸 二元弱酸 (二)酸度对弱酸(碱)各型体分布的影响 弱酸(弱碱)各型体的分布系数与溶液的酸度和酸碱的离解常数有关,而与分析浓度无关。 (三)水溶液中酸碱平衡的处理方法 1、质量平衡(物料平衡):在一个化学平衡体系中,某一组分的分析浓度等于该组分各种 存在型体的平衡浓度之和,称为质量平衡 C mol/L Na 2CO 3溶液的质量平衡式 2、电荷平衡:在一个化学平衡体系中,正离子电荷的总和与负离子电荷的总和相等,称为 电荷平衡 C mol/L Na 2CO 3 水溶液的电荷平衡式: 3、质子平衡:酸碱反应达平衡时,酸失去的质子数等于碱得到的质子数,称为质子平衡 质子参考水准:能参与质子交换的组分的初始形态以及溶剂水。 例:写出Na(NH4)HPO4水溶液的质子条件式 得质子产物 参考水准 失质子产物 NH 4+ —→ NH 3 HPO 42- —→ PO 43- H 3 O + (H + ) ←— H 2 O —→ OH - -三、酸碱溶液中pH 的计算 (1)当Ca a K ≥20w K ,同时Ca/a K ≥500时,最简式: 24 H PO - [][]A HA C +=[][][]a HA K H H C HA +==++ δ[][]a a A K H K C A +==+δ1=+A HA δδ[][][]HA A H Ka -?= +[][][] A HA A H C ++=2[] [][][] 2 11222 2a a a A H K K K H H H C A H ++==+++ δ[] [][][] 2 1112a a a a HA K K K H H K H C HA ++= =+++--δ[] [][] 21121222a a a a a A K K K H H K K C A ++==++--δ[][][][] C CO HCO CO H C Na =++=- -+233322和[][][][][] - --++++=+23 32CO HCO OH H Na H 2PO 4- ←— H 3PO 4 ←— +H + +H + +2H + -H + -H + -H + [][ ] [][][][] -- -+ ++=++OH PO NH PO H PO H H 343434 22[]a a K c H = +

分析化学四大滴定总结

一、酸碱滴定 原 理 酸碱滴定法就是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。 基本反应H++ OH- = H 2 O 滴定曲线与直接滴定的条件 强碱滴定强酸强碱滴定弱酸强酸滴定弱碱 cK a≥10-8 cK b≥10-8多元酸的滴定混合酸的滴定多元碱的滴定 c o K a1 ≥10-9 K a1 /K a2 >104 两种弱酸混合: C HA K HA ≥10-9 c HA K HA /c HB K HB >104 c o K b1 ≥10-9 K b1 /K b2 >104 指 示 剂 酚酞、甲基橙酚酞、百里酚蓝甲基红、溴甲酚绿 指 示 指示剂在不同pH下颜色不同

剂原理 影响滴定突跃范围因素1、Ka:Ka越小,滴定突跃范围越小,甚至不会出现滴定突跃,Ka影响的就是滴定曲线的前半部分 2、滴定剂浓度:浓度越小,滴定突跃范围范围越小 标准溶液酸标准溶液碱标准溶液HCl NaOH 基 准 物 质 无水碳酸钠、硼酸邻苯二甲酸氢钾、苯甲酸 应 用 硼酸的测定、铵盐的测定、克氏定发、酸酐与醇类的测定等 酸 碱 溶 液 p H 计 算 一元弱酸两性物质 二元弱酸缓冲物质

二、配位滴定 原理配位滴定就是以络合反应(形成配合物)反应为基础的滴定分析方法。 基本 反应 M+Y=MY 配合 物的 稳定 常数 酸效应αY(H) 干扰离子效应αY(N) 溶液酸度越大,αY(H)越大,表示酸效应引起的 副反应越严重。 αY(H)=1+β1[H+] +β2[H+] 2+β3[H+] 3+β 4[H+] ?+β? [H+] ? [Y]越小,αY(N)越大,表示干扰离子 效应引起的副反应越严重。 金属离子的配位效应αM(OH)、αM(L)及总副 反应αM Y的总副反应αY 条件稳定常数K’MY αM越小,αY越小,K’MY越小,配合物稳定性越 大 滴定 条件 准确直接滴定的条件 K’MY≥10-6 分别滴定的条件 K’MY≥10-6,△lgK≥5 配位1、无机配位剂2、有机配位剂:EDTA、CyDTA、EGTA、EDTP等

分析化学复习指南.doc

一、准备 有的放矢,谋定后动。前期充足的准备可以为后期复习进程减少很多麻烦,提高复习的效率。我们要准备的材料包括:指定教材、历年真题、相关复习资料、习题集、笔记木与其他参考书。 指定教材。这是最重要的书,将伴随我们走完复习的全程。这本书一定要精读、细读,读明白,读透彻。可以毫不客气地说,三遍是最起码的要求。 历年真题与考试大纲。有些院校的真题对外公布,可以买到或从学校网站上下载,一定要认真硏究。有些院校则不公布,此时指定教材及其配套习题集就成了唯一救命稻草。此外,冇些名校或院所(如北大、清华、中山、中科大、屮科院等)的真题做一下只有好处没坏处。如果有考试大纲,建议获取i份。 相关复习资料。有些是针对某些学校或某些教材编写并公开出版,有些则是高校的内部资料。 习题集。光看书和做真题远远不够,需要做一定量习题。建议使用与指定教材配套的习题集。有些相关复习资料中已经包含了大量习题,没必要再买习题集。 笔记本。做笔记非常重耍!越到复习后期,对笔记的依赖程度越高。 其他参考书。分析化学本质上是一门技术,它极端依赖其他学科(无机、物化、统计、原子物理……)的基础理论。因此在复习过程中如果一些理论问题搞不明白,就要去查阅相关学科的教材,即使仅将相关章节泛读一遍,也会令你豁然开朗。 二、复习进程 --般进行三轮复习,时间从7月到次年1月。根据不同情况可以走更多轮次或安排更多时间。但建议第一轮复习花的时间稍多一些,第三轮复习控制在一个月左右。 第一轮复习:夯实基础,构建网络。把教材看完至少一遍,并且做一定量习题。 第二轮复习:人量做题,模拟训练。整合知识,做真题或者一些较难、较综合的习题。 第三轮复习:最后冲刺,查漏补缺。以回顾棊础知识为主,不再做太难的题冃。 在正式开始复习Z前,冇必要回顾近年真题,确定考试大致范围和重点。再做一套带答案的试题,对自己的基础进行评估,根据白己的基础和试题的难度制定复习计划。 留出两份带答案的试题(如杲真题带答案更好),每轮复习结束后作为口测并评分。 要重视网络的作用。像免费考研论坛、小蚂蚁、小木虫、丁香园等网站(论坛)都冇大量的分析化学资料可供利用,还有许多高手聚集,是提高水平的好场所。 1.第一伦复习:构建全而、清晰的知识网络 药学分析化学内容体系分为三大模块:误差少数据处理、化学分析、仪器分析。(非药、非分析专业的分析化学一般不包括模块三,其他模块也有一定差异) 模块一:误差与数据处理。梢密度与偏差、准确度与误差、有效数字、统计方法 模块二:化学分析。化学滴定(酸碱滴定、非水滴定、络合滴定、氧化还原滴定),重量分析(银量法、沉淀法、挥发法)

《水分析化学》课后习题答案

《水分析化学》课后习题答案

水分析化学平时作业整理 第一章 1.简述水分析化学课程的性质及任务。 性质:水分析化学是研究水及其杂质、污染物的组成、性质、含量和它们的分析方法的一门学科。任务:通过水分析化学学习,掌握水分析化学的四大滴定方法(酸碱滴定法、络和滴定法、沉淀滴定法和氧化还原滴定法)和主要仪器分析法(如吸收光谱法、色谱法和原子光谱法等)的基本原理、基本理论、基本知识、基本概念和基本技能,掌握水质分析的基本操作,注重培养学生严谨的科学态度,培养独立分析问题和解决实际问题的能力。 2.介绍水质指标分几类,具体包括哪些指标?(1) 物理指标1) 水温2) 臭味和臭阈值3) 颜色和色度4)浊度5)残渣6)电导率 7)紫外吸光度值8)氧化还原电位 (2)微生物指标1) 细菌总数2) 总大肠菌群3) 游离性余氯4) 二氧化氯 (3) 化学指标1) pH值2) 酸度和碱度3)

d (%)=X d ×100=87 .49684 .0×100=1.37% Sr=1 n 12-∑=n d i i =937.017.007.133.117.063.097.033.167.013.02 222222222+++++++++ = 3000 2227 CV(%)=X Sr ×100=87 .4930002227=1.73% 第三章 1.已知下列各物质的Ka 或Kb ,比较它们的相对强弱,计算它们的Kb 或Ka ,并写出它们的共轭酸(或碱)的化学式。 (1) HCN NH 4+ H 2C 2O 4 4.93×10 -10 (Ka ) 5.6×10 -10 (Ka ) 5.9×10-2 (Ka 1) 6.4×10-5 (Ka 2)

分析化学四大滴定总结

,、酸碱滴定 酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。 基本反应H++ OH = H 2O 强酸滴定弱碱 滴疋曲线与直接滴疋的条件 指示剂指示剂原理影响滴疋突跃 强碱滴定强酸强碱滴定弱酸 CK a> IO" mi? cK b》10-8多元酸的滴定混合酸的滴定多元碱的滴定 C o?》10-9 Kd/K a2>104 酚酞、甲基橙 指示剂在不同pH下颜色不同 两种弱酸混合: C H A K HA A 10 9 4 C HA K H A/C HB K HE>10 酚酞、百里酚蓝 1.Ka:Ka越小,滴定突跃范围越小,甚至不会出现滴定突跃, 前半 部分 2?滴定剂浓度:浓度越小,滴定突跃范围范围越小 ■9 C o K)i> 109 心/心 2>104 甲基红、溴甲酚绿 Ka影响的是滴定曲线的

1?金属离子浓度的影响:K' M一定时,CM越大,△ pM '越大 2? 条件稳定常数的影响:CM —定时,K' M越大,△ pM越大 3?酸度的影响:二pH越氧化还原越大定K' M越小,△ pM越小 4.其他辅助配位剂的影三、氧L越大还原滴転大,K' M越小,△ pM '越小 常用掩 蔽方法 配位掩蔽法沉淀掩蔽法氧化还原隐蔽法解蔽法 应用测定石灰 石中CaO MgO的含 量测定Ga2+、Mg2+Bi3+、Zr4+、Th4+的 滴定 测定Cu2+> Zn2+、Pb2+ 解蔽齐 U 三乙醇胺NaOH抗坏血酸掩敝剂:KCN 解敝剂:甲醛 影响滴定突跃范围因素 EDT J UNT人百好JR m ft-s 甲嵐口忖时的謹建畸线 EDTAj■人冃舒■:3-4 不ra i a?p KW^曲经

分析化学复习方法.doc

-、准备 有的放矢,谋定后动。前期充足的准备可以为后期复习进程减少很多麻烦, 提高复习的效率。我们要准备的材料包括:指定教材、历年真题、相关复习资料、习题集、笔记本与其他参考书。 指定教材。这是最重耍的书,将伴随我们走完复习的全程。这本书一定耍精读、细读,读明白,读透彻。可以毫不客气地说,三遍是最起码的耍求。 历年真题与考试大纲。有些院校的真题对外公布,可以买到或从学校网站上下载, 一定耍认真研究。有些院校则不公布,此时指定教材及其配套习题集就成了唯一救命稻草。此外,有些名校或院所(如北大、清华、屮山、屮科大、屮科院等)的真题做一下只有好处没坏处。如果有考试人纲,建议获取一份。 相关复习资料。有些是针对某些学校或某些教材编写并公开出版,有些则是高校的内部资料。 习题集。光看书和做真题远远不够,需要做一定量习题。建议使用与指定教材配套的习题集。有些相关复习资料中己经包含了人量习题,没必要再买习题集。 笔记本。做笔记非常重要!越到复习后期,对笔记的依赖程度越高。 其他参考书。分析化学本质上是一门技术,它极端依赖具他学科(无机、物化、统计、原子物理……)的基础理论。因此在复习过程中如果一些理论问题搞不明白,就要去查阅相关学科的教材,即使仅将相关章节泛读一遍,也会令你豁然开朗。二、复习进程 二、复习进程 一般进行三轮复习,时间从7月到次年1月。根据不同情况可以走更多轮次或安排更多时间。但建议第一轮复习花的时间稍多一些,第三轮复习控制在一个月左右。 第一轮复习:夯实基础,构建网络。把教材看完至少一遍,并且做一定量习题。 第二轮复习:大量做题,模拟训练。整合知识,做真题或者一些较难、较综合的习题。 第三轮复习:最后冲刺,查漏补缺。以回顾基础知识为主,不再做太难的题目。

分析化学四大滴定总结

,、酸碱滴定 原 酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法 理 基 H + + OH - = H 2O 本 指 指示剂在不同pH 下颜色不同 1.Ka : Ka 越小,滴定突跃范围越小,甚至不会出现滴定突跃, 前半部分 2?滴定剂浓度:浓度越小,滴定突跃范围范围越小 滴 疋 曲 线 与 直 接 滴 疋 的 条 件 _9 C o K ai 》10 &/K a2>104 酚酞、甲基橙 混合酸的滴定 两种弱酸混合: _9 C H AK HA 》10 4 C HA K/C HB K HE >10 酚酞、百里酚蓝 强酸滴定弱碱 cK b >10_8 多元碱的滴定 _9 c °K )i 》10 心/心 2 >104 甲基红、溴甲酚绿 影 响 滴 疋 突 跃 Ka 影响的是滴定曲线的

金属离子的配位效应a M (OH )、a M ( L )及 总副反应a M ' [FT '[Fj 条件稳定常数K ' MY a M 越小,a Y 越小,K ' M 越小,配合物稳定 性越大 原理 基本 反应 配合 物的 稳定 常数 1、配位滴定 配位滴定是以络合反应(形成配合物)反应为基础的滴定分析方法。 M+Y=MY 酸效应a Y ( H ) 溶液酸度越大,a Y ( H )越大,表示酸效应引 起的副反应越严重。 a Y ( H ) =1+3 1[H+] + 3 2[H+] 2+ 3 3[H+] 3+3 4[H+]合 3 ? [H+] ? 干扰离子效应a Y (N ) [Y]越小,a Y ( N )越大,表示干扰 离 子效应引起的副反应越严重。 it : |V"| ------------- RUTA 片 鹭 *H 鼻与工住■韵*牛配事■庫出舶 |¥| 鼻轟聽傾底曲常“时导■卓庖 lAJ| + [ -W]+-屮笨」+ [订]+1 .iti 卜 TAM 」I [V] .1“ I.) + / 4 j 1 [M [Fl [f/r m [Afin 由 Er ” = LEJ 1巧 Iff _ _ 滴定 条件 配位 剂 指示 剂 指示 剂原 理 准确直接滴定的条件 K IMY > 10-6 分别滴定的条件 K'MY 》10- 也 IgK 》5 1.无机配位剂 2?有机配位剂:EDTA CyDTA EGTA EDTP 等 铬黑T 、二甲酚橙、钙指示剂、 PAN 等 指示剂游离态与配合态颜色不同 Y 的总副反应a Y

分析化学1

三、计算示例 例1:选用邻苯二甲酸氢钾作基准物,标定0.2 mol·L -1 NaOH 溶液的准确浓度。应称取基准物多少克? 如改用草酸(H2C2O4·2H2O)作基准物,应称取多少克? 解:以邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)作基准物时: KHC8H4O4 + OH- = KC8H4O4- + H2O 根据反应,邻苯二甲酸氢钾的基本单元为KHP 。则 n(NaOH) = n(KHP) m(KHP)=c(NaOH)V(NaOH)M(KHP)×10-3 = 0.2×25×204.22×10-3=1g 草酸与氢氧化钠的反应为: H2C2O4+2NaOH =Na2C2O4+2H2O 根据反应,草酸的基本单元为1/2H2C2O4·2H2O 。则: m(H2C2O4·2H2O)=c(NaOH)V(NaOH)M (1/2H2C2O4·2H2O)×10-3 =0.2×25×63.04×10-3=0.3g 由此可见,采用邻苯二甲酸氢钾作基准物可减少称量相对误差。 例2:测定工业纯碱中Na2CO3的含量时,称取0.2457g 试样,用0.2071 mol·L-1的HCI 标准溶液滴定,以 甲基橙指示终点,用去 HCI 标准溶液21.45mL 。求纯碱中Na2CO3的质量分数。 解: 此滴定反应是: 2HCl+ Na2CO3 = 2NaCl+ H2CO3 例3:称取石灰石试样0.1600g ,用酸溶解,加入草酸使之沉淀为草酸钙,将沉淀过滤、洗涤后用硫酸溶解, 需用c(1/5KMnO4)=0.1000mol·L -1的高锰酸钾标准溶液21.08mL ,滴定至终点,求石灰石中钙的含量, 用ω(CaCO3)、ω(CaO)表示。 解 测定石灰石的反应如下: CaCO3+2HCl =CaCl2+H2CO3 Ca2++C2O42-=CaC2O4 CaC2O4+2H +=Ca2++H2C2O4 2MnO4-+5H2C2O4+6H +=2Mn2++10CO2+8H2O 根据反应,滴定方式为? KMnO4 、CaCO3 的基本单元分别为1/2CaCO3 、 1/5KMnO4 n(1/2CaCO3) = n(1/5KMnO4) %10010)21()()()(3 33????=-m NaCO M HCl V HCl c NaCO w %82.95g 2457.010mol g 0.10621L 1045.21L mol 2071.03 131=???????=----

水分析化学课后习题与答案

水分析化学平时作业整理 第一章 1.简述水分析化学课程的性质及任务。 性质:水分析化学是研究水及其杂质、污染物的组成、性质、含量和它们的分析方法的一门学科。 任务:通过水分析化学学习,掌握水分析化学的四大滴定方法(酸碱滴定法、络和滴定法、沉淀滴定法和氧化还原滴定法)和主要仪器分析法(如吸收光谱法、色谱法和原子光谱法等)的基本原理、基本理论、基本知识、基本概念和基本技能,掌握水质分析的基本操作,注重培养学生严谨的科学态度,培养独立分析问题和解决实际问题的能力。 2.介绍水质指标分几类,具体包括哪些指标? (1) 物理指标 1) 水温 2) 臭味和臭阈值 3) 颜色和色度 4)浊度 5)残渣 6)电导率 7)紫外吸光度值 8)氧化还原电位 (2)微生物指标 1) 细菌总数 2) 总大肠菌群 3) 游离性余氯 4) 二氧化氯 (3) 化学指标 1) pH值 2) 酸度和碱度 3) 硬度 4) 总含盐量 5) 有机污染物综合指 标 6) 放射性指标 第二章 1.简述水样分析前保存的要点是什么? 水样保存希望做到:减慢化学反应速度,防止组分的分解和沉淀产生;减慢化合物或络合物的水解和氧化还原作用;减少组分的挥发溶解和物理吸附;减慢生物化学作用。 水样的保存方法主要有加入保存试剂,抑制氧化还原反应和生化作用;控制pH值和冷藏冷冻等方法,降低化学反应速度和细菌活性。 2.测定某废水中的COD,十次测定结果分别为,,,,,,,,和 mgO2/L,问测量结果的相对平均偏差和相对标准偏差(以CV表示)各多少?

第三章 1.已知下列各物质的Ka或Kb,比较它们的相对强弱,计算它们的Kb或Ka,并写出它们的共轭酸(或碱)的化学式。 (1) HCN NH4+ H2C2O4 ×10-10(Ka)×10-10(Ka)×10-2(Ka1) ×10-5(Ka2) (2) NH2OH CH3NH2 AC- ×10-9(Kb)×10-4(Kb)×10-10(Kb) 解:(1)酸性强弱:H2C2O4 > NH4+ >HCN (2)碱性强度:CH3NH2 > NH2OH >AC-

分析化学四大滴定总结

,、酸碱滴定 基本反应 滴疋曲线与直接滴疋的条件 指示剂指示剂原理影响滴疋突跃 酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。 H++ OH = H 20 强碱滴定强酸强碱滴定弱酸 CK a≥IO" Bi? JenMftUOOk I LI^n 巾^忖NfawI 帙 强酸滴定弱碱 CK b ≥1O- 8 多元酸的滴定混合酸的滴定多元碱的滴定 ∣W5-w nα?ι?≡m?L!,j?iι ? CdlLiII C o Kd ≥ 10-9 K√K a2>104 酚酞、甲基橙 指示剂在不同PH下颜色不同 两种弱酸混合: C HA KH A≥10 9 4 C HA K H A/C HB K HE>10 酚酞、百里酚蓝 1.Ka: Ka越小,滴定突跃范围越小,甚至不会出现滴定突跃, 前半部 分 2?滴定剂浓度:浓度越小,滴定突跃范围范围越小 C o K bi≥IO9 K√K b2>104 甲基红、溴甲酚绿 Ka影响的是滴定曲线的

1?金属离子浓度的影响:K' M一定时,CM越大,Δ PM '越大 2?条件稳定常数的影响:CM —定时,K' M越大,Δ PM越大 3?酸度的影响:二PH越氧化还原越大定K' M越小,ΔPM越小 4.其他辅助配位剂的影三、氧L越大还原滴c L?大,K' M越小,ΔPM '越小 常用掩 蔽方法 配位掩蔽法沉淀掩蔽法氧化还原隐蔽法解蔽法 应用测定石灰 石中Cao MgQ的含 量 测定Ga2+、Mg2+Bi3+、Zr4+、Th4+的 滴定 测定Cu2+? Zn2+、Pb2+ 解蔽齐 U 三乙醇胺NaQH抗坏血酸掩敝剂:KCN 解敝剂:甲醛影响 滴定 突跃 范围 因素 EDTJUNr人百好鼻: ≡ a-5 甲嵐时的謹建畸ft EDTAj■人冃舒Mt C?> ∣? 3-4 不ra I a K P l?W? 曲经

分析化学四大滴定总结

,、酸碱滴定 原酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。理 基H + OH = H 20 本 强碱滴定强酸强碱滴定弱酸强酸滴定弱碱 两种弱酸混合: C H A K HA A 10 9 4 C HA K H A/C HB K HE>10 1.Ka:Ka越小,滴定突跃范围越小,甚至不会出现滴定突跃, 前半部分 2?滴定剂浓度:浓度越小,滴定突跃范围范围越小 滴 疋 曲 线 与 直 接 滴 疋 的 条 件 多元酸的滴定 ■ ■ Si- CK a> IO"cK b >10'8 混合酸的滴定多元碱的滴定 指 示 剂 指 示 剂 原 理 酚酞、甲基橙酚酞、百里酚蓝甲基红、溴甲酚绿指示剂在不同pH下颜色不同 C o K s i> 10-9 K al/K a2>104 ■9 C o K,i> 109 心/心 影 响 滴 疋 突 跃 Ka影响的是滴定曲线的

1?金属离子浓度的影响:K' M一定时,CM越大,△ pM '越大 2?条件稳定常数的影响: CM —定时,K' M越大,△ pM越大 3?酸度的影响:二pH越氧化还原越大定K' M越小,△ pM越小 4.其他辅助配位剂的影三、氧L越大还原滴転大,K' M越小,△ pM '越小 常用掩 蔽方法 配位掩蔽法沉淀掩蔽法氧化还原隐蔽法解蔽法 应用测定石灰 石中CaO MgO的含 量测定Ga2+、Mg2+Bi3+、Zr4+、Th4+的 滴定 测定Cu2+> Zn2+、Pb2+ 解蔽齐U 三乙醇胺NaOH抗坏血酸掩敝剂:KCN 解敝剂:甲醛 影响滴定突跃范围因素

原理 基本反应氧化还原滴定法是以溶液中氧化剂和还原剂之间的电子转移为基础的一种滴定分析 方法。 Ox+ ne-=Red 条件电 极电位 4- 0.059 , -— 离子强度副反应 0.059 条件对电极电位的影响一般忽略离子强 度的影响,一般 用浓度代替活度 况谴反直来配{i民恵況垃皮应虹牝态生成混淀 述感禹生咸沆淀归T 配住反应氛化态生嚴的配住反应更穗定列还原态 生嚴的配位反应丸诜主 酸度 酸度变化直接影 响电对的电极电 位 条件平衡常数条件平衡常数K、 = 集一抵化还原反竝,U为定便*两电时的条幷电住之差愈 尢,R愈尢,反座逍行的越完全. 滴定反应条件影响反应速率的因素滴定曲线与终点的测疋 > 0.35 ?0.40V 1.反应物浓度2?温度3?催化剂4.诱导作用 化学计量点前化学计量点时化学计量点后 指示剂预处理 氧化还原指示剂、自身指示剂、专属指示剂 预氧化、预还原,除去有机物:干法灰化。湿法灰化 应用高锰酸钾法重铬酸钾碘量法 过氧化氢测定,钙、铁、有机物的测定,水样中化学需氧量的测疋铁的测定,水样中化学 需氧量的测定 硫化钠总还原 能力的测定, 硫酸铜中铜的 测定,漂白粉 中有效氯的测 定,费休法测 定微量水分 其他氧化还原滴定法硫 酸铈法,溴酸钾法、亚 砷酸钠-亚硝酸钠法 四、沉淀滴定 原理利用沉淀反应,可以定量测定试样中某些组分的一种滴定分析方法。

分析化学综述

分 析 化 学 在 药 学 领 域 的 应 用 的 综 述 学院: 专业班级: 姓名: 学号:

分析化学在药学领域的应用的综 摘要:在药学专业教育中,分析化学是一门重要的专业基础课,其理论知识和实验技能在药物分析学、药物化学、天然药物化学、药剂学、药理学和中药学等各个学科都有广泛的应用。针对目前社会对药学人才的要求,从分析化学在药学教育中的作用入手,说明了分析化学改革的必要性,并从理论教学和实验教学两方面进行改革探索。更多还原 关键词:分析化学、药学 随着现代科学技术的迅速发展及知识经济时代的到来,社会对药学本科生的综合素质提出了更高的要求,学生不仅要具有扎实的药学知识,还必须具备良好的科学素养和科学研究能力以及掌握最新科技成果和更新自身知识的能力。药学人才只有具备较强的科研能力和创造能力,才能运用现代药学知识来丰富自己,适应现代社会的发展。加强学生实践能力和创新精神的培养,提高学生的综合素质,已成为目前我国高等药学教育改革的主要目标。这就要求高校在进行知识教育的同时还须加强学生创新意识和科研能力的培养,才能造就满足新时代需要的高素质实用型药学人才。然而,目前国内的药学教育状况远远不能适应时代发展的要求,其中大学生实践动手能力的薄弱和科研素质的低下尤为突出。据有关调查结果显示,多数大学生没有科研经历,不了解科研的过程和方法,不懂得怎样撰写科技论文, 80%以上的学生对科研重要性缺乏认识,很少到图书馆阅读文献[2],这种现象严重制约了学生创新意识和创新能力的培养。因此,加强高校在校本科生科研能力的培养就显得十分重要。近年来,我们在药学本科分析化学教学中重视学生科研能力的培养,不仅提高了学生的学习兴趣,而且提高了科研设计、分析能力。现就如何在分析化学教学过程中培养

四大滴定总结终审稿)

四大滴定总结 公司内部档案编码:[OPPTR-OPPT28-OPPTL98-OPPNN08]

四大滴定总结 分析化学中的四大滴定即:酸碱滴定,氧化还原滴定,配位滴定,沉淀滴定。一酸碱滴定 1原理 酸碱滴定法是以酸、碱之间质子传递反应为基础的一种滴定分析法。 基本反应为 H+ + OH- = H2O 也称中和法,是一种利用酸碱反应进行容量分析的方法 用酸作滴定剂可以测定碱,用碱作滴定剂可以测定酸,这是一种用途极为广泛的分析方法。[2] 2滴定曲线 强酸强碱的滴定 强酸和强碱相互滴定的滴定反应为: NaOH与HCL的滴定曲线

以NaOH液(L)滴定 HCl液(L)为例 滴定开始前 pH= 滴入NaOH液时 pH= 化学计量点时 pH= 滴入NaOH液时 pH= 指示剂的选择 (1)根据滴定突跃选择指示剂。滴定曲线显示,滴定突跃(在计量点附近突变的pH值范围)范围很大,为~,凡是变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内的指示剂都可以用来指示终点,所以酸性指示剂(甲基橙、甲基红)和碱性指示剂(酚酞)都可以用来指示强碱滴定强酸的滴定终点。 (2)选择滴定液的浓度。浓度大,突跃范围宽,指示剂选择范围广;但是,浓度太大,称样量也要加大,所以一般使用L浓度的滴度液。 强碱滴定弱酸 滴定反应为: 以NaOH液(L滴定醋酸(HAc,L)

用NaOH滴定HOAc的滴定曲线 为例,滴定曲线如下图: 滴定开始前 pH= 滴入NaOH 液时 pH= 化学计量点时 pH= 滴入NaOH液时 pH= 指示剂的选择 (1)只能选择碱性指示剂(酚酞或百里酚酞等),不能选用酸性范围内变色的指示剂(如甲基橙、甲基红等)。因为突跃范围较小,pH值在~之间;计量点在碱性区。 (2)弱酸被准确滴定的判决是C·Ka>10-8。因为Ka愈大,突跃范围愈大。而Ka<10-8时,已没有明显突跃,无法用指示剂来确定终点;另外,酸的浓度愈大,突跃范围也愈大。 3酸碱指示剂 用于酸碱滴定的指示剂,称为酸碱指示剂。是一类结构较复杂的有机弱酸或有机弱碱,它们在溶液中能部分电离成指示剂的离子和氢离子(或氢氧根离子),并且由于结构上的变化,它们的分子和离子具有不同的颜色,因而在pH不同的溶液中呈现不同的颜色。 常用类型 指示剂名称范围酸色中性色碱色 甲基橙红橙黄 甲基红红橙黄

四大滴定的相同点及不同点

四大滴定法的异同点总结 滴定类型酸碱滴定法配位滴定法氧化还原滴定法沉淀滴定法理论酸碱质子理 M+Y=MY 基础论H++B-=HB 利用两个共 轭酸碱对发 反应生酸碱半反 实质应根据pH的 变化来滴定, 找到终点Ox+ne﹣=RedAg++X﹣=AgX利用氧化物质和还 利用不同金属与利用不用的难溶原物质这之间的氧 EDTA之间的配位物的溶度积不化还原反应,实质 能力不同和配体同,及沉淀和转是条件点击电位的 的取代化 变化 莫尔法:中性或弱酸性佛尔哈德法:HNO3介质,选择性好。 法扬司法:吸附能力适当的指示剂,以及合适溶液生物酸度 1.盐效应及同离子效应 2.酸效应 3.络合效应一元弱酸

Cka≥10-8 反应 多元弱酸 条件 Cka1≥10-9 Cka2≥10-9 不 同 点两点对的电位差大lg(cK’ MY)≥6 于0.4V并且反应 即条件稳定常数 的进行程度达 K’ MY≥8 99.9% 影响 滴定 突跃 范围

因素影响的主要1.条件稳定常因素是浓度:数:浓度c一 浓度越大,滴定时,K’ MY越 定突跃范围大,滴定突跃 越小,酸碱浓范围越大 度变化10倍,2.pH:pH越小,突跃变化2个滴定突跃范 单位围越小,反之 越大1.反应物浓度 2.温度温度每升 高10℃,反应 速率v增大2~3 倍 3.催化剂 4.诱导作用 甲基橙 指示 酚酞 剂选 甲基红

择 百里酚酞等。 指示指示剂酸式 剂原结构与碱式 理结构颜色不氧还指示剂(二苯胺磺酸钠),自身指 示剂(高锰酸钾法 铬黑T 中的高锰酸钾),特 二甲酚橙 殊指示剂(碘量法 磺基水杨酸 中的淀粉)和外指 PAN等。 示剂。不同的指示 剂指示终点的方法 不同 指示剂游离态与 配合态的的颜色 不同1.莫尔法铬酸钾 2.佛尔哈德法铁铵矾

分析化学计算公式汇总.

分析化学主要计算公式总结 第二章误差和分析数据处理 (1)误差 绝对误差δ=x-μ相对误差=δ/μ*100% (2)绝对平均偏差: △=(│△1│+│△2│+……+│△n│)/n (△为平均绝对误差;△1、△2、……△n为各次测量的平均绝对误差)。(3)标准偏差 相对标准偏差(RSD)或称变异系数(CV) RSD=S/X*100% (4)平均值的置信区间: *真值落在μ±1σ区间的几率即置信度为68.3% *置信度——可靠程度 *一定置信度下的置信区间——μ±1σ

对于有限次数测定真值μ与平均值x之间有如下关系: s:为标准偏差 n:为测定次数 t:为选定的某一置信度下的几率系数(统计因子) (5)单个样本的t检验 目的:比较样本均数所代表的未知总体均数μ和已知总体均数μ0。 计算公式: t统计量: 自由度:v=n - 1 适用条件: (1) 已知一个总体均数; (2) 可得到一个样本均数及该样本标准误; (3) 样本来自正态或近似正态总体。 n=35, =3.42, S =0.40,

(备择假设 , (6)F检验法是英国统计学家Fisher提出的,主要通过比较两组数据的方差 S^2,以确定他们的精密度是否有显著性差异。至于两组数据之间是否存在系统误差,则在进行F检验并确定它们的精密度没有显著性差异之后,再进行t 检验。样本标准偏差的平方,即(“^2”是表示平方):S^2=∑(X-X平均)^2/(n-1)

两组数据就能得到两个S^2值,S 大^2和S 小^2 F=S 大^2/S 小^2 由表中f 大和f 小(f 为自由度n-1),查得F 表, 然后计算的F 值与查表得到的F 表值比较,如果 F < F 表 表明两组数据没有显著差异; F ≥ F 表 表明两组数据存在显著差异 (7)可疑问值的取舍: G 检验法 G=S x x - 第4章 酸碱滴定法 (1)共轭酸碱对Ka 与Kb 间的关系:KaKb=Kw (2)酸碱型体平衡浓度([ ]),分析浓度(c )和分布系数(δa )之间的关系 (3)一元强酸溶液的pH 的计算 [H + ]= 2 4w 2K c c ++ 精确式 pH=-lg c 近似式 (4)一元弱酸溶液pH 的计算 [H + ]=w a ]HA [K K + 精 确式(5-11) ( 关于[H + ]的一元三次方程)

四大滴定的比较与总结

四大滴定的比较与总结 一:反应原理及滴定曲线 酸碱滴定: 滴定曲线:溶液pH 随滴定分数(a)变化的曲线 指示剂选择: pHep 与pHsp 尽可能接近,以减小滴定误差 一、强碱强酸滴定 (一)强碱滴定强酸 NaOH (0.1000mol/L )→HCL (0.1000mol/L, 20.00mL ) 1.滴定过程中pH 值的变化 (1)Vb = 0: (2)Vb < V a : 加入NaOH 18.00mL ( 3)Vb = 19.80mL (4)Vb < V a : SP 前0.1% 时 ,加入NaOH 19.98mL (5)Vb = V a (SP ): (6)Vb > V a :SP 后0.1%, 加入NaOH 20.02mL L mol C H a /1000.0][==+ 0.1=pH 3 20.0018.000.1 5.26310/20.0018.00a b a a b V V H C m ol L V V +---??=?=?=???++2.28pH = 3.27 pH =[]L mol C V V V V H a b a b a /10 0.51.098 .1900.2098.1900.205 -+ ?=?+-= ?+-=3.4=pH [][]H OH K mol L w + - -== =10 7 /0 .7=pH 5 20.0220.000.1 5.010/20.0020.02b a b a b V V OH C mol L V V ----??=?=?=???++3 .4=pOH 7.9=?pH

(7)Vb = 40.00mL NaOH 加入量ml PH 范围 △ PH 0.00→19.80 1--3.3 2.3 19.80 →19.98 3.3 --4.3 1 19.98 →20.02 4.3--9.7 5.4 ↓ 0.04 ml △ PH=5.4 2.滴定曲线的形状 40.0020.000.140.0020.02 b a b a b V V O H C V V - --??=?=?? ?++1.48pOH =12.52 pH ?=

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