《分析化学》第四章 滴定分析概论.ppt
合集下载
分析化学经典课件酸碱滴定法PPT
1）双色指示剂：甲基橙
Kin
H
In
HIn
变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与CHIn无关
2）单色指示剂：酚酞
Kin [In ] a [H ] [HIn] C a
变色点pH取决于C ；C↑ 则pH↓，变色点酸移
✓ 例：50~100ml溶液中加入酚酞 2~3滴，pH=9变色 15~20滴，pH=8变色
➢ 形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.0 1014
例：计算HS-的pKb值
解： HS- + H2O
H2S + OH-
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
2．温度的影响
T → Kin → 变色范围 ！注意：如加热，须冷却后滴定
3．溶剂的影响
电解质→离子强度→Kin → 变色范围
4．滴定次序
无色→有色，浅色→有色 ✓ 例： 酸滴定碱 → 选甲基橙
碱滴定酸 → 酚酞
➢ 组成
1．指示剂+惰性染料 例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色） 2．两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色）
1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式
1．滴定过程中pH值的变化 （1）滴定开始之前
[H ] Ca K a 1.810 5 0.1000 1.34 10 3 mol / L pH 2.88
（2）滴定开始至化学计量点之前
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关 系
Ka Kb Kw
Ka Kb Ks
分析化学课件第四章
第四章 酸碱滴定法
定义： 以酸碱反响为根底的滴定方法
4 -1 酸碱平衡的理论根底
• 在无机化学中学过的酸碱理论 • 1、阿累尼乌斯〔S.A.Arrhenius)的电离理
论； • 2、富兰克林〔E.C.Flanklin)的溶剂理论； • 3、布朗斯特德〔J.N.Bronsted 〕和劳莱
〔T.M.Lowry〕的质子理论； • 4、路易斯〔G.N.lewis〕的电子理论； • 5、软硬酸碱理论等。 • 分析化学中主要应用酸碱质子理论。
HAc 、Ac- 分布系数与溶液pH值的关系曲 线
δAc随pH 增高 而增大； δHAc随pH增高 而减小；
pH= pKa时， δHAc=δAc；
pH＜ pKa时，
主要为HAc
pH＞ pKa时，
主要为Ac-
二、二元酸溶液 以H2C2O4为例
H2C2O4
HC2O4Ka2= H2C2O4
H+＋HC2O4-
例2 c mol·L-1 弱酸HB溶液
大量存在并与质子转移有关的是HB,H2O
HB ＋H2O H2O ＋H2O
H3O+ ＋B H3O+ ＋OH-
H3O+
HB H2O
B- OHPBE [H3O+ ] = [OH-] ＋[B-] or [H+] = [OH-] ＋[B-]
例3 c mol·L-1 Na2HPO4溶液
H+＋C2O42-
[H ][ HA ]
Ka1= [H 2 A] [ H ][ A 2 ] [ HA ]
2H+＋C2O4 2-
Ka1Ka2[=H[H]22[AA]2 ]
C H2C2O4= [H2C2O4] ＋[HC2O4- ] ＋ [C2O42- ] 以下推导均想方法用[H2C2O4] 即[H2A]表
定义： 以酸碱反响为根底的滴定方法
4 -1 酸碱平衡的理论根底
• 在无机化学中学过的酸碱理论 • 1、阿累尼乌斯〔S.A.Arrhenius)的电离理
论； • 2、富兰克林〔E.C.Flanklin)的溶剂理论； • 3、布朗斯特德〔J.N.Bronsted 〕和劳莱
〔T.M.Lowry〕的质子理论； • 4、路易斯〔G.N.lewis〕的电子理论； • 5、软硬酸碱理论等。 • 分析化学中主要应用酸碱质子理论。
HAc 、Ac- 分布系数与溶液pH值的关系曲 线
δAc随pH 增高 而增大； δHAc随pH增高 而减小；
pH= pKa时， δHAc=δAc；
pH＜ pKa时，
主要为HAc
pH＞ pKa时，
主要为Ac-
二、二元酸溶液 以H2C2O4为例
H2C2O4
HC2O4Ka2= H2C2O4
H+＋HC2O4-
例2 c mol·L-1 弱酸HB溶液
大量存在并与质子转移有关的是HB,H2O
HB ＋H2O H2O ＋H2O
H3O+ ＋B H3O+ ＋OH-
H3O+
HB H2O
B- OHPBE [H3O+ ] = [OH-] ＋[B-] or [H+] = [OH-] ＋[B-]
例3 c mol·L-1 Na2HPO4溶液
H+＋C2O42-
[H ][ HA ]
Ka1= [H 2 A] [ H ][ A 2 ] [ HA ]
2H+＋C2O4 2-
Ka1Ka2[=H[H]22[AA]2 ]
C H2C2O4= [H2C2O4] ＋[HC2O4- ] ＋ [C2O42- ] 以下推导均想方法用[H2C2O4] 即[H2A]表
分析化学--第四章 酸碱滴定
混合指示剂的配制方法有二：一是由两种 指示剂按一定比例混配；另一种是加入一种 颜色不随pH值而变色的惰性染料作背衬。
第三节 酸碱滴定法的基本原理
第三节 酸碱滴定法的基本原理
一、强酸(强碱)的滴定 基本反应为： H+＋OH- ===H2O
例: 0.1000mol/L NaOH滴定 20.00mL 0.1000mol/L HCl
第四章 酸碱滴定
(acid-base titration)
第四章 酸碱滴定
●酸碱滴定 ：以质子传递反应为基础的滴定分析方法。 强酸 滴定 强碱 或 强碱 滴定 强酸
强酸 滴定 弱碱 或 强碱 滴定 弱酸
滴定 强酸
多元弱碱
或
强碱 滴定 多元弱酸
第四章 酸碱滴定
第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、质子酸碱理论(复习内容) ◆酸碱定义和共轭酸碱对 ◆酸碱反应 ◆共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
6
6.25 ·
4
4.30
·
2
酚酞8.0~10.0
0
10
20
百里酚酞9.4~10.6
30 Vb(mL)
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
例：
H
NH 3
H2O
NH
4
H2O
1、滴定突跃区间
pH
14
pH=6.25~4.30
12
2、指示剂的选择
10
NH3
8
3、影响滴定突跃区
入甘油后可生成Ka= 8.4×10-6的甘油硼酸，就可 以准确滴定。
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
第三节 酸碱滴定法的基本原理
第三节 酸碱滴定法的基本原理
一、强酸(强碱)的滴定 基本反应为： H+＋OH- ===H2O
例: 0.1000mol/L NaOH滴定 20.00mL 0.1000mol/L HCl
第四章 酸碱滴定
(acid-base titration)
第四章 酸碱滴定
●酸碱滴定 ：以质子传递反应为基础的滴定分析方法。 强酸 滴定 强碱 或 强碱 滴定 强酸
强酸 滴定 弱碱 或 强碱 滴定 弱酸
滴定 强酸
多元弱碱
或
强碱 滴定 多元弱酸
第四章 酸碱滴定
第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、质子酸碱理论(复习内容) ◆酸碱定义和共轭酸碱对 ◆酸碱反应 ◆共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
6
6.25 ·
4
4.30
·
2
酚酞8.0~10.0
0
10
20
百里酚酞9.4~10.6
30 Vb(mL)
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
例：
H
NH 3
H2O
NH
4
H2O
1、滴定突跃区间
pH
14
pH=6.25~4.30
12
2、指示剂的选择
10
NH3
8
3、影响滴定突跃区
入甘油后可生成Ka= 8.4×10-6的甘油硼酸，就可 以准确滴定。
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
分析化学_第四章_酸碱滴定法
MBE [H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+[PO43-]=c CBE [Na +]=c (1) (2)
[H+]+[Na+] =[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],
• 为了消去式(2)中的非质子转移反应产物[Na+] 和[H2PO4-],将式(1)代入 式(2)，整理后既得出PBE： • [H+]+[H3PO4] =[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]
酸的电离，其反应式严格地讲都应按(4.1)式的模式来书写，
但为了简便起见，有时仍把弱酸(HB)的电离简写成： HB 中所起的作用。 H+ + B－
但要注意，这仅仅是简式而已，切记溶剂水在弱酸的电离
23:10:02
例2 NH3在水中的离解 NH3接受H+的半反应 H2O给出H+的半反应
H& H2O
总量(mol)一定等于各种碱所获得的质子的总量 (mol) ；
根据这一原则，各种得质子产物的浓度与各种失质子产物 的浓度之间一定存在某种定量关系。用得质子产物和失质 子产物的浓度来表示酸碱反应中得失质子相等的关系式称 为质子平衡方程简称质子平衡或质子条件。
23:10:03
例 浓度为c（mol/L-1）的NaH2PO4溶液：
例如HAc，它在水中反应的平衡常数称为该酸的解离常数 HAc + H2O H3O+ + Ac－
－ [ H O ][ Ac ] 3 Ka ＝ [HAc ]
23:10:02
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
[H+]+[Na+] =[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],
• 为了消去式(2)中的非质子转移反应产物[Na+] 和[H2PO4-],将式(1)代入 式(2)，整理后既得出PBE： • [H+]+[H3PO4] =[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]
酸的电离，其反应式严格地讲都应按(4.1)式的模式来书写，
但为了简便起见，有时仍把弱酸(HB)的电离简写成： HB 中所起的作用。 H+ + B－
但要注意，这仅仅是简式而已，切记溶剂水在弱酸的电离
23:10:02
例2 NH3在水中的离解 NH3接受H+的半反应 H2O给出H+的半反应
H& H2O
总量(mol)一定等于各种碱所获得的质子的总量 (mol) ；
根据这一原则，各种得质子产物的浓度与各种失质子产物 的浓度之间一定存在某种定量关系。用得质子产物和失质 子产物的浓度来表示酸碱反应中得失质子相等的关系式称 为质子平衡方程简称质子平衡或质子条件。
23:10:03
例 浓度为c（mol/L-1）的NaH2PO4溶液：
例如HAc，它在水中反应的平衡常数称为该酸的解离常数 HAc + H2O H3O+ + Ac－
－ [ H O ][ Ac ] 3 Ka ＝ [HAc ]
23:10:02
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
第四章 酸碱滴定法 (分析化学人民卫生出版社第8版)
1、强酸（Ca ）
HA H2O
H++AH + + OH -
[H+]=[A-]+[OH-]
[A-]=Ca
[H+]=Ca+Kw/[H+]
精确式
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 6/125页 -
当Ca ≥ 20[OH-]，忽略水的解离
[H+] ≈Ca
近似式
pH＝-lg [H+]=-lgCa
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
理论变色范围 pH=2.4～4.4
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 35/125页 -
常用酸碱指示剂(P46)
人对不同颜色的敏感程度不同，红色易辨别，实际变色 范围与理论变色范围稍有区别。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 36/125页 -
注意 ： 1、酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右 ，
例：计算0.10 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH。 解：查表得邻苯二甲酸的pKa1=2.94， pKa2=5.43
cKa2 ≥ 20Kw c≥ 20Ka1
1 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH？
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 22/125页 -
例：分别计算0.05 mol/L的NaH2PO4和3.33×10-2 mol/L的 Na2HPO4溶液的pH。
溶液的颜色随溶液pH的变化而变化，当pH=pKHIn 时 ， [In-]=[HIn]，这一点的pH称为理论变色点，溶液显酸 式色和碱式色的混合色。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 33/125页 -
由于人眼对颜色的辨别能力有限，在一点上不容易观察出，必须有一
滴定分析法概论—标准溶液(分析化学课件)
标准溶液的配制方法
标准溶液
标准溶液：准确浓度的溶液（四位有效数字）
配制 方法
直接法 间接法
直接配制法
准确称取一定质量的基准物质，溶解于适量水后移入容量瓶，用 水稀至刻度，然后根据称取物质的质量和容量瓶的体积即可算出 该标准溶液的准确浓度 。
常见基准物质：
1 金属单质：铜、锌、锰 2 重铬酸钾 3 邻苯二甲酸氢钾、硼酸 4 氯化钠 5 草酸、草酸钠 6 无水碳酸钠、硼砂 7 碘酸银 8 硝酸银 9 氧化OH：它很容易吸收空气中的CO2和水分 盐酸：易挥发，标称浓度也只是大致浓度 KMnO4、Na2S2O3等均不易提纯，且见光易分解
先配成接近所需浓度的溶液，然后再用基准物质或用另一种物质 的标准溶液来测定它的准确浓度。这种利用基准物质(或用已知准 确浓度的溶液)来确定标准溶液浓度的操作过程，称为“标定”。
用托盘天平称取4.0g的NaOH，溶解在1000 mL蒸馏水中，搅拌 均匀。装瓶，贴标签，待标。
（3）标 定
用KHP为基准物 KHP+NaOH=KNaP+ H2O M(KHP)=204.2g/mol m(KHP)=C(NaOH) V(NaOH)M(KHP) 标定溶液的范围控制在20-25ml内： 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液20ml需KHP的质量为m1 m1=0.1*20*204.2/1000=0.40g 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液25ml需KHP的质量为m2 m2=0.1*25*204.2/1000=0.51g 因此称量范围在0.40-0.51g之间，用减量法称三份于锥形瓶中，
例 如： 溶液蒸发 —— 摇匀
见光易分解(AgNO3、KMnO4) —— 棕色瓶 强碱溶液 —— 塑料瓶+碱石灰干燥管
标准溶液
标准溶液：准确浓度的溶液（四位有效数字）
配制 方法
直接法 间接法
直接配制法
准确称取一定质量的基准物质，溶解于适量水后移入容量瓶，用 水稀至刻度，然后根据称取物质的质量和容量瓶的体积即可算出 该标准溶液的准确浓度 。
常见基准物质：
1 金属单质：铜、锌、锰 2 重铬酸钾 3 邻苯二甲酸氢钾、硼酸 4 氯化钠 5 草酸、草酸钠 6 无水碳酸钠、硼砂 7 碘酸银 8 硝酸银 9 氧化OH：它很容易吸收空气中的CO2和水分 盐酸：易挥发，标称浓度也只是大致浓度 KMnO4、Na2S2O3等均不易提纯，且见光易分解
先配成接近所需浓度的溶液，然后再用基准物质或用另一种物质 的标准溶液来测定它的准确浓度。这种利用基准物质(或用已知准 确浓度的溶液)来确定标准溶液浓度的操作过程，称为“标定”。
用托盘天平称取4.0g的NaOH，溶解在1000 mL蒸馏水中，搅拌 均匀。装瓶，贴标签，待标。
（3）标 定
用KHP为基准物 KHP+NaOH=KNaP+ H2O M(KHP)=204.2g/mol m(KHP)=C(NaOH) V(NaOH)M(KHP) 标定溶液的范围控制在20-25ml内： 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液20ml需KHP的质量为m1 m1=0.1*20*204.2/1000=0.40g 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液25ml需KHP的质量为m2 m2=0.1*25*204.2/1000=0.51g 因此称量范围在0.40-0.51g之间，用减量法称三份于锥形瓶中，
例 如： 溶液蒸发 —— 摇匀
见光易分解(AgNO3、KMnO4) —— 棕色瓶 强碱溶液 —— 塑料瓶+碱石灰干燥管
分析化学—酸碱滴定法-课件
生成带正负电荷的离子时，单位体积中正电 荷的总数等于负电荷的总数，或者说正电荷 的总浓度等于负电荷的总浓度。
假设溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式〔CBE〕。对于水溶 液中的电荷平衡，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：
假设溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式〔CBE〕。对于水溶 液中的电荷平衡，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：
《滴定分析》PPT课件
注：滴定终点≠化学计量点
3-2 滴定分析法的分类与滴定反 应的条件
1.滴定分析法分类
(1) 酸碱滴定法：例： H+ ＋ OH- ＝ H2O (2) 沉淀滴定法：例： Ag+ ＋ Cl- ＝ AgC1↓ (3) 配位滴定法：例： Ca2+＋ Y4- ＝ CaY2(4) 氧化还原滴定法：例： MnO4 -+5Fe2++8H+ ＝Mn2++5Fe3++ 4H2O
C2rO72
mFe2O3 M 3C V Fe2O3
K2C2rO7 K2C2rO7
T 3 C M 10 F 2 O e 3 /K 2 C 2 O 7 r
3 K 2 C 2 O 7 r F 2 O e 3
= 30.02000 159.7 10-3
= 0.009582(g/ml)
(2)
n 6n Fe
2.间接配制法：
(1)步骤：
用台秤粗称一定量物质 用量筒量取一定量溶液
配成近似浓度
装在试剂瓶
浓度未知，待标定
（2）标定时注意点：
①平行测定次数≥3次，相对平均偏差≤2 ‰ 。 ②称取基准物质≥0.2g 。 ③滴定时消耗的标准溶液的体积＞20ml。
一般20ml40ml.
④配制、标定用仪器需校正。例：滴定管、容 量瓶等。
二、标准溶液的配制：
1.直接法配制标准溶液：
用分析天平称取一定量基准物
溶解后定量转移 到容量瓶中
稀释到刻度
计算溶液浓度。
CB
mB MB •V容
（1）基准物质应符合的条件：
①稳定：不吸湿，不分解 ②高纯度，即含量≥99.9%； ③物质的组成与化学式应完全符合； ④试剂最好有较大的摩尔质量。
3-2 滴定分析法的分类与滴定反 应的条件
1.滴定分析法分类
(1) 酸碱滴定法：例： H+ ＋ OH- ＝ H2O (2) 沉淀滴定法：例： Ag+ ＋ Cl- ＝ AgC1↓ (3) 配位滴定法：例： Ca2+＋ Y4- ＝ CaY2(4) 氧化还原滴定法：例： MnO4 -+5Fe2++8H+ ＝Mn2++5Fe3++ 4H2O
C2rO72
mFe2O3 M 3C V Fe2O3
K2C2rO7 K2C2rO7
T 3 C M 10 F 2 O e 3 /K 2 C 2 O 7 r
3 K 2 C 2 O 7 r F 2 O e 3
= 30.02000 159.7 10-3
= 0.009582(g/ml)
(2)
n 6n Fe
2.间接配制法：
(1)步骤：
用台秤粗称一定量物质 用量筒量取一定量溶液
配成近似浓度
装在试剂瓶
浓度未知，待标定
（2）标定时注意点：
①平行测定次数≥3次，相对平均偏差≤2 ‰ 。 ②称取基准物质≥0.2g 。 ③滴定时消耗的标准溶液的体积＞20ml。
一般20ml40ml.
④配制、标定用仪器需校正。例：滴定管、容 量瓶等。
二、标准溶液的配制：
1.直接法配制标准溶液：
用分析天平称取一定量基准物
溶解后定量转移 到容量瓶中
稀释到刻度
计算溶液浓度。
CB
mB MB •V容
（1）基准物质应符合的条件：
①稳定：不吸湿，不分解 ②高纯度，即含量≥99.9%； ③物质的组成与化学式应完全符合； ④试剂最好有较大的摩尔质量。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
二、 滴定分析计算的基本公式
（四）待测物百分含量的计算：
❖称取试样S克，含待测组分A的质量为mA克，
则待测组分的百分含量为
A% = mA× 100%
S
Q
mA
=
a×C B×VB×M A
t
1000
m A = TB / A VB
2020年4月
24
第三节 滴定分析计算
❖ 一、 滴定分析计算的依据 ❖ 二、 滴定分析计算的基本公式和计算实
2020年4月
25
一、 滴定分析计算的依据
tB + aA
P
SP时 nB = t
或
物质的量之比n化A 学计a 量数之比
nA
=
a× t
nB
换算因数
化学计量点时，待测物质与滴定液的物质 的量必定相当
2020年4月
4
一、 滴定分析中的基本概念
❖ 化学计量点：
滴定液与待测溶液按化学计量关系反完全 的那一点（理论）
❖ 指示剂：
滴定分析中能发生颜色改变而指示中指示剂发生颜色改变的那一点
（实际）
2020年4月
5
二、 滴定分析法的分类
酸碱滴定
氧化还原滴定 滴定分析
定量生成 I2
Na2S2O3标液 淀粉指示剂
2020年4月
深蓝色消失 15
4.间接法
❖将试样通过另外的化学反应， 再用适当的滴定液滴定反应 产物.
适用：不能与滴定液直接起 化学反应的物质
2020年4月
16
4.间接法
例4： Ca2+
CaC2O4沉淀
H2SO4
KMnO4标液
C2O42-
间接测定
2020年4月
第四章 滴定分析法概论
❖ 第一节 概述 ❖ 第二节 滴定液 ❖ 第三节 滴定分析计算 ❖ 第四节 滴定分析常用仪器
2020年4月
1
第一节 概述
❖ 一、 滴定分析中的基本概念 ❖ 二、 滴定分析法的分类 ❖ 三、 滴定分析对化学反应的要求 ❖ 四、 滴定方式
2020年4月
2
一、 滴定分析中的基本概念
17
第二节 滴定液
❖ 一、 滴定液浓度的表示方法 ❖ 二、 滴定液的配制和标定
2020年4月
18
一、 滴定液浓度的表示方法
❖ （一）物质的量浓度:
单位体积溶液中所含溶质B的物质的量
nB
=
mB MB
(mol )或（ mmol ）
CB
= nB VB
=
mB M BVB
2020年4月
(mol / L)或 (mmol / L)
2020年4月
26
二、 滴定分析计算的基本公式
❖ （一）待测物质是溶液
CA×V A = at×CB×VB
（二）待测物质是固体
mA MA
=
a×C t
B×VB
! 注：VT单位为 L
mA
=
at ×2C020B×年4月V
×
B
M
A
/ 1000
! 注 ： VT 单 位 为
mL
27
二、 滴定分析计算的基本公式
2020年4月
22
二、 滴定液的配制和标定
❖2.间接配制法
（1）配制近似浓度的溶液 （2）标定：用基准物质或
已知准确浓度的溶液来确定 滴定液浓度的操作过程
2020年4月
23
二、 滴定液的配制和标定
❖ 2.间接配制法
用基准物质标定法：
❖ 利用基准物质确定溶液准确浓度
比较法：
❖ 用一种已知浓度的标液来确定另一 种溶液的浓度方法
于10ml）
2020年4月
8
四、 滴定方式
❖1.直接滴定法 ❖2.返滴定法 ❖3.置换滴定法 ❖4.间接滴定法
2020年4月
9
1.直接滴定法
❖满足滴定分析要求的化学反 应都可用滴定液直接滴定待 测物质。
最常用、最基本的滴定方式
2020年4月
10
2.返滴定法（剩余滴定法）
❖先准确加入过量滴定液，使与试液 中的待测物质或固体试样进行反应， 待反应完全以后，再用另一种滴定 液滴定剩余的滴定液的方法
❖例2: THCl / NaOH=0.003001 g/ml
表示每消耗1mLHCl滴定液可与0.003001g NaOH完全反应
m=TT/AV(g)
2020年4月
21
二、 滴定液的配制和标定
❖ 1.直接配制法：
基准物质 称量 溶解 定量转移至 容量瓶 稀释至刻度 根据称量的质量 和体积计算标准溶液的准确浓度
❖ （三）滴定度T与物质的量浓度C的关系
1）当滴定度是TB时
CB
=
TB×1000 MB
TB
=
C B× M B 1000
2）当滴定度是TT/A时
TB A
=
mA VB
mA
=
a×C t
B×VB×M
A
/ 1000
CB
=
t×TB A×1000 a M 2020年4月 A
TB A
=
mA VB
=
a t
×CB M A 10208 0
19
一、 滴定液浓度的表示方法
❖（二）滴定度:
TB 指每毫升滴定液含有溶质 的质量
❖例1: THCl= 0.003001 g/ml
表示1mLHCL滴定液中含有 0.003001gHCl
2020年4月
20
一、 滴定液浓度的表示方法
❖（二）滴定度:
TB/A指每毫升滴定液相当于待测物的 质量 （B指滴定液，A指待测物）
适用：反应较慢或难溶于水的固体
试样
2020年4月
11
2.返滴定法（剩余滴定法）
例1： 固体CaCO3 + 定过量HCl溶液 剩余HCl溶液 NaOH滴定液 返滴定
2020年4月
12
2.返滴定法（剩余滴定法）
例2： Cl- + 定过量AgNO3 标液
剩余AgNO3标液
Fe3+ 指示剂 NH4SCN标液
❖滴定分析法：
将一种已知准确浓度的试剂溶液滴加 到待测物质的溶液中，直到所滴加的 试剂与待测物质按化学计量关系定量 反应为止，然后根据试液的浓度和体 积，通过定量关系计算待测物质含量 的方法.
2020年4月
3
一、 滴定分析中的基本概念
❖滴定液：
浓度准确已知的试剂溶液
❖滴定：
将滴定液通过滴定管滴入 待测溶液中的过程
配位滴定
沉淀滴定
2020年4月
6
三、 滴定分析对化学反应的要求
❖a.反应定量、完全 ❖b.反应迅速 ❖c.具有合适的确定终点的方法
2020年4月
7
滴定分析法的特点
滴定分析法的特点
❖滴定分析具有方法简便、快速、准确和 应用广泛等特点。相对误差<0.2%。
注意
❖滴定分析适用于测定常量组分（即含量
大于1%、取样量大于0.1g，滴定体积大
返滴定
淡红色[Fe（SCN）]2+
2020年4月
13
3.置换滴定法
❖先用适当试剂与待测物质反应， 定量置换出另一种物质 ，再用滴 定液去滴定该生成物的方法.
适用：无明确定量关系的反应
2020年4月
14
3.置换滴定法
例2： Na2S2O3+K2Cr2O7
S4O62-+SO42-
无定量关系
K2Cr2O7 +过量KI