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分析化學四大滴定總結(jié)

　　滴定分析法又稱為容量分析法，是一種簡便、快速和應用廣泛的定量分析方法，在常量分析中有較高的準確度。這其中又有重要的四大滴定方法。以下是小編整理的分析化學四大滴定總結(jié)，歡迎查看。

分析化學四大滴定總結(jié)

　　一、酸堿滴定

　　原理：利用酸和堿在水中以質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應為基礎(chǔ)的滴定分析方法�？捎糜跍y定酸、堿和兩性物質(zhì)。其基本反應為H﹢+OH﹣=H2O也稱中和法，是一種利用酸堿反應進行容量分析的方法。用酸作滴定劑可以測定堿，用堿作滴定劑可以測定酸，這是一種用途極為廣泛的分析方法。最常用的酸標準溶液是鹽酸，有時也用硝酸和硫酸。標定它們的基準物質(zhì)是碳酸鈉Na2CO3。

　　方法簡介：最常用的堿標準溶液是氫氧化鈉，有時也用氫氧化鉀或氫氧化鋇，標定它們的基準物質(zhì)是鄰苯二甲酸氫鉀KHC8H4O6或草酸H2C2O·2H2O： OH+HC8H4O6ˉ→C8H4O6ˉ+H2O如果酸、堿不太弱，就可以在水溶液中用酸、堿標準溶液滴定。離解常數(shù) A和Kb是酸和堿的強度標志。當酸或堿的濃度為0.1M，而且A或Kb大于10-7時，就可以準確地滴定，一般可準確至0.2%。多元酸或多元堿是分步離解的，如果相鄰的離解常數(shù)相差較大，即大于104，就可以進行分步滴定，這種情況下準精確度不高，誤差約為1%。鹽酸滴定碳酸鈉分兩步進行：

　　﹢ˉCO32-+H→HCO3

　　HCO3ˉ+H﹢→CO2↑+H2O

　　相應的滴定曲線上有兩個等當點，因此可用鹽酸來測定混合物中碳酸鈉和碳酸氫鈉的含量，先以酚酞（最好用甲酚紅-百里酚藍混合指示劑）為指示劑，用鹽酸滴定碳酸鈉至碳酸氫鈉，再加入甲基橙指示劑，繼續(xù)用鹽酸滴定碳酸氫鈉為二氧化碳，由前后消耗的鹽酸的體積差可計算出碳酸氫鈉的含量。某些有機酸或有機堿太弱，或者它們在水中的溶解度小，因而無法確定終點時，可選擇有機溶劑為介質(zhì)，情況就大為改善。這就是在非水介質(zhì)中進行的酸堿滴定。有的非酸或非堿物質(zhì)經(jīng)過適當處理可以轉(zhuǎn)化為酸或堿。然后也可以用酸堿滴定法測定之。例如，測定有機物的含氨量時，先用濃硫酸處理有機物，生成NH嬃，再加濃堿并蒸出NH3，經(jīng)吸收后就可以用酸堿滴定法測定，這就是克氏定氮法。又如測定海水或廢水中總鹽量時，將含硝酸鉀、氯化鈉的水流經(jīng)陽離子交換柱后變成硝酸和鹽酸，就可以用標準堿溶液滴定。

　　實例：以NaOH液（0.1000moL/L滴定20.00ml醋酸（Ac，0.1000mol/L）用NaOH滴定Ho Ac的滴定曲線為例，滴定曲線如下圖：

　　滴定開始前 pH=2.88

　　滴入Na OH 液19.98ml時 pH=7.75

　　化學計量點時 pH=8.73

　　滴入Na OH液20.02ml時 pH=9.70

　　從滴定曲線可以看出：

　　（1）只能選擇堿性指示劑（酚酞或百里酚酞等），不能選用酸性范圍內(nèi)變色的指示劑（如甲基橙、甲基紅等）。因為突躍范圍較小，pH值在7.75～9.70之間；計量點在堿性區(qū)。

　�。�2）弱酸被準確滴定的判決是C·A>10-8。因為Ka愈大，突躍范圍愈大。而A<10-8時，已沒有明顯突躍，無法用指示劑來確定終點；另外，酸的濃度愈大，突躍范圍也愈大。

　　二、氧化還原滴定

　　原理：氧化還原滴定法是以溶液中氧化劑和還原劑之間的電子轉(zhuǎn)移為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。與酸堿滴定法和配位滴定法相比較，氧化還原滴定法應用非常廣泛，它不僅可用于無機分析，而且可以廣泛用于有機分析，許多具有氧化性或還原性的有機化合物可以用氧化還原滴定法來加以測定。

　　方法簡介：1.預先操作：在氧化還原滴定中，往往需要在滴定之前，先將被測組分氧化或還原到一定的價態(tài)，然后進行滴定。這一步驟稱為預先氧化或還原處理。通常要求預處理時所用的氧化劑或還原劑與被測物質(zhì)的反應進行完全，反應快，過量的試劑容易除去，并要求反應具有一定的選擇性。2.指示劑：氧化還原滴定的等當點可借助儀器（如電位分析法）來確定，但通常借助指示劑來判斷。有些滴定劑溶液或被滴定物質(zhì)本身有足夠深的顏色，如果反應后褪色，則其本身就可起指示劑的作用，例如高錳酸鉀。而可溶性淀粉與痕量碘能產(chǎn)生深藍色，當?shù)獗贿€原成碘離子時，深藍色消失，因此在碘量法中，通常用淀粉溶液作指示劑。本身發(fā)生氧化還原反應的指示劑，例如二苯胺磺酸鈉、次甲基藍等，則在滴定到達等當點附近時，它也發(fā)生氧化還原反應，且其氧化態(tài)和還原態(tài)的顏色有明顯差別，從而指示出滴定終點。

　　氧化還原指示劑

　　如二苯胺磺酸鈉在酸性溶液中以苯胺磺酸形式存在，無色，在被標準滴定溶液氧化時，生成二苯聯(lián)苯磺酸，紫色。

　　專用指示劑

　　能和氧化劑還原劑生成特殊色澤，明顯提高觀測靈敏度，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液和碘標準滴定溶液生成深藍色吸附性化合物，可逆。

　　自身指示劑

　　如高錳酸鉀標準滴定溶液滴定產(chǎn)品草酸時，滴定終點為高錳酸鉀標準滴定溶液的紫色。

　　實例：高錳酸鉀法。在強酸性溶液中：

　　MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O E0=1.5V

　　在微酸性、中性或弱堿性溶液中：

　　MnO4-+2H2O+3e-=MnO2+4OH- E0=0.59V

　　在強堿溶液中

　　MnO4-+e-=MnO42- E0=0.564V

　　KMnO4溶液的標定

　　2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O

　　溫度 70~85℃。溫度高于90℃會使草酸發(fā)生分解。

　　酸度酸度控制在0.5~1mol/L。

　　滴定速度開始滴定時的速度不宜太快。

　　催化劑開始滴定前加入幾滴MnSO4。

　　指示劑 KMnO4自身指示劑。

　　滴定終點粉紅色在0.5~1min內(nèi)不褪色。

　　滴定方式及其應用

　　直接滴定法許多還原性物質(zhì)Fe2+、NO2-、As（Ⅲ）、Sb（Ⅲ）、H2O2、C2O4等。

　　5H2O2+2MnO4-+6H+→5O2↑+2Mn2++8H2O

　　返滴定法氧化性物質(zhì)可用返滴定法。

　　例測MnO2含量時，可在H2SO4溶液中加入一定過量的Na2C2O4標準溶液，待與MnO2作用完畢后，用KMnO4標準液滴定過量的C2O42-。

　　MnO2+C2O42-+4H+→Mn2++2CO2↑+2H2O

　　2MnO4-+5C2O42-+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

　　間接滴定法某些非氧化性物質(zhì)，可以用間接滴定法進行測定。例測Ca2+，先將Ca2+沉淀為CaC2O4，再用稀H2SO4將所得沉淀溶解，用KMnO4標準液滴定溶液中的C2O42-，間接求得Ca2+含量。

　　CaC2O4+2H+=H2C2O4+Ca2+

　　2MnO4-+6H++5H2C2O4=2Mn2++10CO2↑+8H2O

　　三、配位滴定

　　原理：它是以配位反應為基礎(chǔ)的一種滴定分析法�？捎糜趯饘匐x子進行測定。若采用EDTA作配位劑，其反應為式中Mn+表示金屬離子，Y4-表示EDTA的陰離子。

　　作為配位滴定的反應必須符合的條件：

　　1、生成的配合物要有確定的組成；

　　2、生成的配合物要有足夠的穩(wěn)定性；

　　3、配合反應速度要足夠快；

　　4、要有適當?shù)姆从郴瘜W計量點到達的指示劑或其他方法。

　　常用的滴定劑即配位劑有兩類：一類是無機配位劑，另一類是有機配位劑。一般無機配位劑很少用于滴定分析，這是因為（1）這類配位劑和金屬離子形成的配合物不夠穩(wěn)定，不能符合滴定分析反應的要求；（2）在配位過程中有逐級配位現(xiàn)象，而且各級配合物的穩(wěn)定常數(shù)相差較小，故溶液中常常同時存在多種形式的配離子，使滴定過程中突躍不明顯，終點難以判斷；而且也無恒定的化學計量關(guān)系。

　　方法簡介：1.配位滴定曲線在配位滴定過程中，隨著配位劑的加入，溶液中金屬離子的濃度會不斷減少。從0.01000 mol·L－1EDTA標準溶液滴定0.01000 mol·L－1Ca2＋

　　溶液的滴定曲線中可以看出，在計量點附近，溶液的ASPCA值有一個突躍。一般地說，配位滴定突躍范圍的大小主要受配合物的穩(wěn)定常數(shù)、被測金屬的濃度和溶液的pH值等因素的影響。在一般情況下，溶液的pH值越高，配合物的穩(wěn)定常數(shù)越大，被測金屬的初始濃度越高，滴定突躍就越大。

　　2.金屬指示劑

　　配位滴定和其它滴定分析方法一樣，也需要用指示劑來指示終點。配位滴定中的指示劑是用來指示溶液中金屬離子濃度的變化情況，所以稱為金屬離子指示劑，簡稱金屬指示劑。

　　3.配位滴定中酸度的控制。由于不同金屬離子的EDTA配合物的穩(wěn)定性不同，所以滴定時所允許的最低pH值(即金屬離子能被準確滴定所允許的pH值)也不相同；Cf越大，滴定時所允許的最低pH值也就越小。將各種金屬離子的lg與其滴定時允許的最低pH值作圖，得到的曲線稱為EDTA的酸效應曲線。

　　應用實例：EDTA標準溶液的配制和標定

　　一般用間接法配制，標定常用的基準物質(zhì)有Cu、Zn、No、CaCO3、MgSO4·7H2O等。 2.配位滴定方式和應用示例 ⑴直接滴定法用EDTA進行水中鈣鎂及總硬度測定，可先測定鈣量，再測定鈣鎂的總量，用鈣鎂總量減去鈣的含量即得鎂的含量；再由鈣鎂總量換算成相應的硬度單位即為水的總硬度。鈣

　　2＋含量的測定：在水樣中加入NaOH至pH≥12，Mg生成Mg(OH)2，不干擾Ca2

　�。牡味�。再加入少量鈣指示劑，溶液中的部分Ca2＋與指示劑配位生成配合物，使溶液呈紅色。當?shù)味ㄩ_始后，不斷滴入的EDTA首先與游離的Ca2＋配位，至

　　＋計量點時，則奪取與鈣指示劑結(jié)合的Ca2，使指示劑游離出來，溶液由紅色變

　　為純藍色，從而指示終點的到達。鈣、鎂總量的測定：在pH＝10時，于水樣中加入鉻黑T指示劑，然后用EDTA標準溶液滴定。由于鉻黑T與EDTA分別都能與Ca2＋、Mg2＋生成配合物，其穩(wěn)定次序為：＞Gym＞Gin＞Ca In。由此可知，加入鉻黑T后，它首先與Mg2＋結(jié)合，生成紅色的配合物(Gin)。當?shù)稳隕DTA時，首先與之配位的是游離的Ca2＋，其次是游離的Mg2＋，最后奪取與鉻黑T配位的Mg2＋，使鉻黑T的陰離子游離出來，此時溶液由紅色變?yōu)樗{色，從而指示終點的到達。

　　四、沉淀滴定

　　原理：以沉淀反應為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。沉淀滴定法必須滿足的條件：

　　1.溶解度小，且能定量完成；

　　2.反應速度大；

　　3.有適當指示劑指示終點；

　　4.吸附現(xiàn)象不影響終點觀察。

　　生成沉淀的反應很多，但符合容量分析條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag+與鹵素離子的反應來測定Cl-、Br-、I-、SCN-和Ag+。銀量法共分三種，分別以創(chuàng)立者的姓名來命名。

　　方法簡介：

　　銀量法確定理論終點的方法。銀量法包括莫爾法、佛爾哈德法和法揚司法。

　　1.莫爾法

　　以鉻酸鉀為指示劑，在中性或弱堿性介質(zhì)中，用硝酸銀標準溶液測定鹵素化合物含量。

　�。�1）指示劑作用原理：

　　Ag+ + Cl-=== AgCl↓白 Ksp（AgCl）=1.8×10-9

　　Ag+ + CrO42-=== Ag2CrO4↓橙色 Ksp（Ag2CrO4）= 2×10-12

　　因為AgCl和Ag2CrO4的溶度積不同，因而發(fā)生分級沉淀，當AgCl沉淀完全后，稍過量的AgNO3標準溶液與K2CrO4指示劑反應生成Ag2CrO4↓磚紅色（量少時為橙色）。

　　2、佛爾哈德法

　　佛爾哈德法：用鐵銨礬作指示劑的銀量法稱為“佛爾哈德法”。鐵銨礬指示劑組成為NH4Fe(SO4)2。

　�。�1）直接滴定法測定Ag+

　　在含有Ag+的酸性溶液中，以鐵銨礬作指示劑用NH4SCN的標準溶液滴定。 Ag + SCN- === AgSCN↓（白色） Ksp = 1.2×10-12

　　Fe3+ + SCN- === [Fe(SCN)]2+（紅色） Ksp= 138

　　其中過量（終點）1滴NH4SCN溶液與Fe3+生成紅色絡(luò)合物，即為終點。

　　3、法揚司法

　　用吸附指示劑指示滴定終點的銀量法稱“法楊司法”。

　　實例：用AgNO3標準溶液測定Cl-生成AgCl↓，指示劑熒光黃為吸附指示劑。

　　首先：Ag+ + Cl- === AgCl↓

　　理論終點前，，AgCl膠粒沉淀的表面吸附未被滴定的Cl-，帶有負電荷（{(AgCl)m}Cl- ），熒光黃的.陰離子Fl-受排斥而不被吸附。溶液呈現(xiàn)熒光黃陰離子的黃綠色。理論終點后，Ag+過量，AgCl膠體沉淀表面吸附Ag+，帶正電荷，熒光黃的陰離子Fl-被帶正電荷膠體吸引，呈現(xiàn)粉紅色。

　　四、滴定分析法原理

　　測量依據(jù)

　　滴定分析是建立在滴定反應基礎(chǔ)上的定量分析法。若被測物A與滴定劑B的滴定反應式為：

　　aA + bB = dD + eE

　　它表示A和B是按照摩爾比a ：b的關(guān)系進行定量反應的。這就是滴定反應的定量關(guān)系，它是滴定分析定量測定的依據(jù)。

　　依據(jù)滴定劑的滴定反應的定量關(guān)系，通過測量所消耗的已知濃度（mol/L）的滴定劑的體積（ml），求得被測物的含量。

　　例如計算被測定物質(zhì)A的百分含量（A%）：A的摩爾質(zhì)量為M， A的稱樣量為G（g），滴定劑B的標準溶液濃度為C(mol/L)，滴定的體積為V（ml），則計算式為：

　　A% = [CV（a/b）M / 1000G]x100%

　　反應條件

　　適合滴定分析的化學反應，應該具備以下幾個條件：

　　（1）反應必須按方程式定量地完成，通常要求在99.9%以上，這是定量計算的基礎(chǔ)。

　�。�2）反應能夠迅速地完成（有時可加熱或用催化劑以加速反應）。

　　（3）共存物質(zhì)不干擾主要反應，或用適當?shù)姆椒ㄏ涓蓴_。

　　（4）有比較簡便的方法確定計量點（指示滴定終點）。

　　方法分類

　　根據(jù)標準溶液和待測組分間的反應類型的不同，分為四類：

　　1、酸堿滴定法：以質(zhì)子傳遞反應為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。例氫氧化鈉測定醋酸；

　　2、配位滴定法：以配位反應為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。例如EDTA測定水的硬度；

　　3、氧化還原滴定法：以氧化還原反應為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。高錳酸鉀測定鐵含量；

　　4、沉淀滴定法：以沉淀反應為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。例如食鹽中氯的測定。

　　分析方式

　　1、直接滴定法

　　所謂直接滴定法，是用標準溶液直接滴定被測物質(zhì)的一種方法。凡是能同時滿足上述滴定反應條件的化學反應，都可以采用直接滴定法。直接滴定法是滴定分析法中最常用、最基本的滴定方法。例如用HCl滴定NaOH，用K2Cr2O7滴定Fe2+等。

　　往往有些化學反應不能同時滿足滴定分析的滴定反應要求，這時可選用下列幾種方法之一進行滴定。

　　2、返滴定法

　　當遇到下列幾種情況下，不能用直接滴定法。

　　第一，當試液中被測物質(zhì)與滴定劑的反應慢，如Al3+與EDTA的反應，被測物質(zhì)有水解作用時。

　　第二，用滴定劑直接滴定固體試樣時，反應不能立即完成。如HCl滴定固體CaCO3。

　　第三，某些反應沒有合適的指示劑或被測物質(zhì)對指示劑有封閉作用時，如在酸性溶液中用AgNO3滴定Cl– 缺乏合適的指示劑。

　　對上述這些問題，通常都采用返滴定法。

　　返滴定法就是先準確地加入一定量過量的標準溶液，使其與試液中的被測物質(zhì)或固體試樣進行反應，待反應完成后，再用另一種標準溶液滴定剩余的標準溶液。

　　例如，對于上述Al3+的滴定，先加入已知過量的EDTA標準溶液，待Al3+與EDTA反應完成后，剩余的EDTA則利用標準Zn2+、Pb2+或Cu2+溶液返滴定；對于固體CaCO3的滴定，先加入已知過量的HCl標準溶液，待反應完成后，可用標準NaOH溶液返滴定剩余的HCl；對于酸性溶液中Cl–的滴定，可先加入已知過量的AgNO3標準溶液使Cl–沉淀完全后，再以三價鐵鹽作指示劑，用NH4SCN標準溶液返滴定過量的Ag+，出現(xiàn)[Fe(SCN)]2+淡紅色即為終點。

　　3、置換滴定法

　　對于某些不能直接滴定的物質(zhì)，也可以使它先與另一種物質(zhì)起反應，置換出一定量能被滴定的物質(zhì)來，然后再用適當?shù)牡味▌┻M行滴定。這種滴定方法稱為置換滴定法。例如硫代硫酸鈉不能用來直接滴定重鉻酸鉀和其他強氧化劑，這是因為在酸性溶液中氧化劑可將S2O32–氧化為S4O62–或SO42–等混合物，沒有一定的計量關(guān)系。但是，硫代硫酸鈉卻是一種很好的滴定碘的滴定劑。這樣一來，如果在酸性重鉻酸鉀溶液中加入過量的碘化鉀，用重鉻酸鉀置換出一定量的碘，然后用硫代硫酸鈉標準溶液直接滴定碘，計量關(guān)系便非常好。實際工作中，就是用這種方法以重鉻酸鉀標定硫代硫酸鈉標準溶液濃度的。

　　4、間接滴定法

　　有些物質(zhì)雖然不能與滴定劑直接進行化學反應，但可以通過別的化學反應間接測定。

　　例如高錳酸鉀法測定鈣就屬于間接滴定法。由于Ca2+在溶液中沒有可變價態(tài)，所以不能直接用氧化還原法滴定。但若先將Ca2+沉淀為CaC2O4，過濾洗滌后用H2SO4溶解，再用KMnO4標準溶液滴定與Ca2+結(jié)合的C2O42–，便可間接測定鈣的含量。

　　顯然，由于返滴定法、置換滴定法、間接滴定法的應用，大大擴展了滴定分析的應用范圍。

　　滴定誤差

　　1、滴定誤差要求：以不確定度表示，≤ ± 0.2% ；

　　2、滴定誤差分類：主要包括稱量誤差、量器誤差、方法誤差。

　�。�1）稱量誤差

　　每次稱量誤差：± 0.0001g，一份試樣稱量誤差±0.0002g，

　　若相對誤差 ±0.1%，則每一份試樣的稱量至少為0.2g。

　　（2）量器誤差

　　滴定管讀數(shù)誤差：± 0. 01ml，一份試樣量取誤差± 0. 02ml，