分析化学滴定分析总结[资料]

1、第三章滴定分析概论的要求:掌握滴定分析的特点，滴定分析对反应的 要求，标准溶液的配制和标定，基准物质的条件，标准溶液浓度的表示方法和有关计算。基本内容：一、基本概念1. 滴定(titration):把标准溶液从滴定管中定 量滴加到待测溶液中的过程。一般把标准溶液 称为滴定剂。2. 化学计量点(stoichiometric point):当滴入 的标准溶液与待测组分按化学反应式所表示 的化学计量关系完全作用时，称反应达到了化 学计量 点、（equivalent point）。3. 标准溶液：已知准确浓度的试剂溶液。4. 基准物质：能够用于直接配制或标定标准 溶液的物质称为基准物质。5. 标定（s

2、tandardization）:利用基准物质或已 知准确浓度的溶液来确定标准溶液的操作过 程，称为标定。二、标准溶液浓度的表示方法1. 物质的量浓度（摩尔浓度）：单位体积溶液中所含物质的量（切），称为物质的量浓度。2. 物质的量与质量的关系3滴定度（t）有两种表示方法：(1) 每毫升标准溶液中所含有的溶质的质 量表示。例如：7cl=0.003646g/ml,表示每 毫升hc1溶液中含有hc1的质量为0.003646go(2) 每毫升标准溶液所能滴定的被测物质 的质量表示(歼仏)o例如： 兀aoh/hc严0°03646g/ml，表示每毫升naoh 标准溶液恰能与0.003646g的hc

3、1反应。三、主要计算公式1. 滴定剂与待测物质(溶液间)相互作用的计算。a cyvra ctvt2. 滴定剂与待测物质（溶液与固体间）相互作用的计算w < = ct vtmat如果体积用ml单位，则为:叫=-ct*vt*-a f t t 10003滴定度与滴定剂浓度之间的关系4. 待测组分百分含量的计算am a-ctvj-,4(%) =丄也 x100%重点与难点滴定分析法是目前完成化学分析任务最常 用的一类分析方法，包括酸碱滴定法、络合 滴定法、氧化还原滴定法和沉淀滴定法等，而化学平衡是分析化学中大多数基本分析方法（包括滴定分析）的理论基础。1-在了解滴定分析法的特点和分类方法的基础上，

4、明确作为滴定分析的化学反应所必须具备的条件:(1) 反应必须定量完成；(2) 反应必须迅速完成；(3) 必须有合适的指示剂或其他简单可靠 的方法确定终点。2.掌握滴定分析中常用的滴定方式:(1) 直接滴定法;(2) 返滴定法；(3) 置换滴定法;(4) 间接滴定法。3掌握标准溶液的配制.标定及其浓度的表示方法。(1) 标准溶液的配制方法:(2) 直接法和间接法。(3) 基准物质应符合的条件：试剂组成和化学式完全相符。试剂的纯度要足够高，一 般在99.9%以上；性质稳定，参加滴定反应 时，无副反应；试剂最好有较大的摩尔质 量，可减小称量的相对误差。4.掌握滴定分析法的有关基本概念。5. 掌握用反

5、应式中系数比的关系(或摩尔比的关系)解决滴定分析中有关量值计算；试样 或基准物质物质称取量的计算；各种滴定分析 结果的计算。这是本章的一个难点。计算的一 般步骤是:(1) 正确书写反应物质之间的反应方程式;(2) 求出反应物之间的化学计量关系摩尔比;(3) 列出有关公式，正确计算。第四章酸碱滴定法目的要求:在理解酸碱质子理论和各种类型滴定曲线的基础上，掌握指示剂的选择原则；会处 理简单酸碱平衡，各种溶液滴定ph计算，酸 碱滴定条件的判断，滴定误差的计算；熟悉各 种类型的酸碱滴定方法。基本内容： 一、水溶液中的酸碱平衡1. 酸碱的定义酸:凡是能给出质子h+的物质碱:凡是能接受质子的物质；2. 酸

6、碱反应的实质酸碱质子理论认为，酸碱反应的实质是质子转移。酸（ha）失去质子，变成它的共枫 碱；碱获得质子，变成它的共枫酸，质子由酸 转移给了碱。也就是说，酸碱反应是两个共枫 酸碱对之间相互作用。3. 剂的质子自递反应只发生在溶剂分子间的质子转移反应称 为溶剂的质子自递反应。反应的平衡常数，称 为溶剂的质子自递常数，用瓦表示。水的质子自递常数又称为水的离子积常 数，用kw表示：心二hqoh二l.oxloa （kw 是温度 的函数，25°c）pkph+poh 二 144. 酸碱的强度酸碱的强度表示酸或碱将质子传给溶剂 或从溶剂夺取质子的能力。在水溶液中酸碱的 强度用其电离平衡常数ka&g

7、t;kb来衡量。酸（碱） 的电离常数越大，表示它的酸性（碱性）越强。 共枫酸碱对ka和kb的关系为：ka x kb二 kwpka+pkb 二 pkw二、溶液中酸碱组分的分布1酸的浓度和酸度酸度：指溶液中h+离子的平衡浓度，常用ph 表示。酸的浓度：也就是酸的分析浓度。指单位体积的溶液中含有某种酸的物质的量。括未解离的和已解离的酸的浓度，用c表示。2.酸碱的分布系数分布系数（6 ）:溶液中的某种酸（碱）存在 型体的平衡浓度占其总浓度的分数，称为分布 系数，用§表示。用§ n表示电荷数为n的酸碱的分布系数。（1） 一元弱酸（ha）溶液中各种型体的分布各型体的分布系数为:ha _

8、 hat a_a-ka +_ ka也h + 1 c _ha+心 + 5 = 1 ka + h（2）二元弱酸（hqa）溶液中各种型体的分各型体的分布系数为:3. 酸度对酸碱型体分布的影响在溶液中，某种酸（碱）的型体的平衡浓度，随溶液中h +浓度（酸度）的变化而变化。以溶液的ph为横坐标，分布系数6为纵坐标, 可以绘制出各种酸碱的6 ph曲线。8 ph曲线，可以直观地描述溶液的酸度对酸碱各种型体分布的影响。35647图：一元弱酸溶液（以hac为例）和二元酸（以草酸h2c2o4为例）8 ph曲线12s图：h3po4的6 ph曲线三、酸碱溶液的ph计算1. 质 子条件 （proton balance

9、equation, pbe）酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数（质子的量）等于碱得到的质子数（质子的量）。这种质子等衡关系称为质子条件。其数学表达式称为质子条件式。（由质子条件，可以得到溶液中h+浓度与有 关组分浓度的关系式，它是处理酸碱平衡有关 计算问题的基本关系式，是本章的核心，要 求熟练掌握。）根据溶液中得失质子的平衡关系列出质子条 件式。常用零水准法列出质子条件式。（1）选好零水准的选择：选择溶液中大量存 在并参加质子转移的物质为“零水准”。也就 是说，溶液中有关质子转移的一切反应，都以 它们为参考（为基准）。（2）根据质子转移数量相等的数量关系写出质子条件式。写出质子参考水准得到质子

10、后的产物和失去质子后的产物,将所有得质子的产物写在等式的一边，所有失去质子的物质写在等式的另 一边，就得到质子条件式。2. 酸碱溶液的ph计算步骤：(1)写出有关的pbe,代入由分布系数导出的各种型体的的平衡浓度表达公式，整理 得到计算的精确公式。(2)根据具体情况对精确式进行适当的简化，得到计算h+的近似式或最简式。 实际上精确式用的较少，而最简式用得最多。 在解决实际问题时，一定要抓住主要矛盾， 具体问题具体分析，做到灵活运用，而不是 生搬硬套。简化时一般考虑以下三方面(1) 略水的离解对h+的影响，删去计算式 中的i<w项；(2) 略酸碱自身的离解对平衡浓度的影响， 用分析浓度代替

11、平衡浓度；(3) 在多元酸碱溶液中，通常一级电离最重 要，即考虑能否将多元酸简化为一元酸进 行计算。酸碱指示剂1.指示剂的变色原理酸碱指示剂(acid-basc indicater)是一些有机弱酸或弱碱。在水溶液有如下平衡:hin - h+ + in其酸式型体hin与碱式型体in：具有不同的颜色。in/hln决定溶液的颜色。比值in/hln是h的函数。当才改变 时，pn/hin也随之改变。也就是说，酸碱指 示剂的颜色变化是由溶液ph值的变化引起 的。当in/hln = 1,即ph=pkin时称为指示 剂的理论变色点。一般认为能够看到颜色变化的指示剂浓度比in/hln的范围是：10/11/10。

12、也就是说，当溶液的ph由piq-1 变到pkin +1时，我们就能明显地看到指示剂由酸色变到碱色。所以ph= pk,.± 1叫指示剂的理论变色范围2.影响指示剂变色范围的因素:温度；指审剂的用量；离子强度和溶剂等因素3. 指示剂的选择原则:(1) 指示剂的变色范围越窄越好。(2) 指示剂的变色范围与滴定突跃范围有部分重合即可。4. 混合指示剂在有的酸碱滴定类型中，ph突跃范围很 窄，使用一般的指示剂不能判断终点。此时， 常采用混合指示剂。混合指示剂利用颜色互补原理,使滴定终点颜色变化敏锐。混合指示剂有两类：一类是在某种指示剂，加入一种惰性染料。另一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成

13、，也可使指示剂变色敏 锐，易于辨别。五、酸碱滴定的基本原理1.滴定曲线为了表征滴定反应过程的变化规律，通过实验或计算方法记录滴定过程中ph随标准溶液体积或反应完全程度变化图形，即可得到滴定 曲线。(1)强酸、强碱的滴定曲线以naoh滴定hc1为例来讨论滴定过程。10ph么化学计趙点3050120001x o o 1 5naoh加入量图4-4 naoh 液(0.1000mol/l)瀧定 hc1 液(0.1000mol/l) 20. 00ml 的滴定曲线a甲基橙b.酚1ft酸碱的浓度可以改变滴定突跃的范围的大小。从下面的图可以看出：naoh加入量图4-5不同浓度naoh溶液滴定不同浓度hc1 溶液

14、2000ml的滴定曲线a.酚gk 3甲基红 c甲基橙 在±0.1%的误差范围内，ph突跃范围在4.309.70, aph 为 5.4 单位; 凡是变色点ph在4.309.70范围内的指 示剂均可选用；(3) 滴定突跃大小与溶液的浓度有关。酸碱浓 度均增大10倍，滴定突跃范围增加2个ph 单位。滴定的终点误差为(2) 一元弱酸(碱)的滴定：包括强酸滴定一元弱碱和强碱滴定一元弱酸。以naoh滴定hac为例。naoh加入量10203040 ml50100150200 %naoh加入量图：用naoh滴定不同强度的一元酸的滴定曲线i: i<a= 1 o'3, ii： ka= 1

15、o'5,iii： i<a= 107, iv： i<a=109 滴定曲线的突跃范围小于强酸碱滴定，如 以 0.1000mol/l naoh 滴定 20.00 ml 0.1000mol/l hac时，滴定的突跃范围为 7.749.70, aph 为 2 单位 滴定突跃与酸的浓度和强度成正比。 弱酸弱碱能够被准确滴定的条件：cai<a > 10"或 cbi<b > 1 o'8(3) 多元酸碱的滴定多元酸碱的滴定情况比较复杂，因为多元 酸碱在水溶液中分步电离。滴定中主要解决的 问题是能否分步滴定以及如何选择指示剂。nboh加入量如以naoh

16、滴定h3po4为例，只能将分步滴定 至 巴卩。4 一和hpo42-,终点变色情况如下： 第一化学计量点时，ph二4.70,可选甲基红为 指7f剂第二化学计量点，ph二9.70,可选酚駄为指示 剂。多元酸碱的滴定的可行性：多元酸(碱)某一级离解的h+ (oh)若 能被准确滴定，则必须满足cai<a> 10'8 (cbi<b>w8)o 若能分步滴定，则必须满足i<al/ka2>104(i<bl/kb2>10-4) 混合弱酸的滴定与多元酸的类似。2.滴定突越范围这种在化学计量点附近溶液ph值的突变 称为滴定突跃。突跃所在的ph范围称为滴定 突跃

17、范围。它是选择指示剂的依据。凡是变色范围全部或部分落在滴定突跃范内的指示剂都可以用来指示滴定终点。影响滴定突越范围的因素:滴定突跃与酸的浓度和强度成正比o3滴定终点误差滴定终点误差(titration end point error):由于 指示剂的变色不恰好在化学计量点而使滴定终点和化学计量点不相符合引起的相对误差, 也叫作滴 定误差(titration error, te)。(1) 强酸(强碱)的滴定终点误差以naoh滴定hc1,终点误差为te% -l -woo%4用hc1滴定naoh,终点误差为te% = n l - l°h ep x ! 00%(2) 弱酸(弱碱)的滴定终点误

18、差以naoh滴定弱酸ha的误差计算公式： te%jkl_jcp(ha1ioo%c(ha) cp j以hc1滴定一元弱碱(boh)的误差计算公式:/h+1te% =问(boh)xloo%g(boh)-丿第六章配位滴定目的要求:掌握edta滴定的基本原理、副反应系 数、条件稳定常数，络合滴定终点误差计算； 掌握滴定条件和金属指示剂的选择；熟悉钙、 镁、锌、铝等离子的测定方法。基本内容：一、概述1. 基本概念配位滴定法：也称络合滴定法，它是以配位反 应为基础的滴定分析方法。主要用于金属离子 的测定。2. 配位滴定反应的基本要求适用于配位滴定反应必须具备的条件：(1) 配位反应要进行完全。也就是说，形

19、成 的配合物要足够稳定。(2) 配位反应要按一定的化学反应式定量 地进行。(3) 反应必须迅速(4) 要有适当的指示剂指示滴定终点o目前常用的配位滴定就是指以edta为络合剂的滴定分析。基本原理(一)配位平衡1.稳定常数和积累稳定常数(1) ml 型(1: 1)不稳定常数k不稳 金属离子与配体l形成配合物ml。例如：金 属离子与edta形成的金属-edta配合物,在溶液中存在如下平衡：m +y - my反应的平衡常数表达式为:kmy=w1k稳越大，形成的配合物越稳定。k_ m y _ 1k不稳-my - ©配合物的稳定常数和不稳定常数互为倒数关系o(2) ml“型配合物的逐级稳定常数

20、ij和累积稳定常数卩金属离子和配位剂形成mln型配合物。在溶液中存在着一系列的配位平衡'各有自己相应 的稳定常数。第一级稳定常数第二级稳定常数第n级稳定常数m + l = ml一 mlml + l = ml2 ml2ml弟 + l w mln二 mjn mlnjl将逐级稳定常数相乘 > 则得到各级累积稳定常p1=k1=®p2=k1k2 =ml2 m l2卩y 一 mln"ml最后级累积稳定常数称为总稳定常数o 累积常数将各级配位化合物的浓度ml、ml 直接与游离金属离子的浓度m和游离配合剂 的浓度l联系起来。2 副反应系数在配位反应中，把被测金属离子m与 ed

21、ta之间的配位反应称为主反应，而把酸度 的影响、其它配位剂和干扰离子等的反应都成 为副反应。主反应和副反应之间的平衡关系可 以用下式表示：m+ymylz7nh/ °hmlmohhynymhymohyml2m(oh)2h2ymjhsy辅助配轻基配酸效应共存离子效应混合配位效应位效应位效应（或干扰离子效应）为了定量地描述副反应进行的程度，引入副反应系数a。（1）配位剂（edta）的副反应系数0cy edta的酸效应系数（xy（h）由于h+的存在，在h+和y之间发生副反 应，使y参加主反应能力降低的现象称为酸效 应。酸效应的大小用酸效应系数来衡量。丫ay(h)+11hy3+h.y2'

22、;+h3y+h4y+h5y+iq=1jh+y4-.hi2 mh+4.h+5. 耐'kg ' k6k5k4 ' k6k5k4k3 ' k6k5k4k3k2 ' k6k5k4k3k2kx表示在一定酸度下，反应达到平衡时，未参加位的y牡的平衡浓度y之比。吆巴随溶液ph的 改变而改变olgay（h）与溶液ph值的关系可以通 过查表6-2得到。共存离子效应系数ocy（n）由于其它金属离子n的存在使edta参 加主反应能力降低的现象称为共存离子效应。其副反应的影响用副反应系数ocy（n）来表示。配位剂的总的副反应系数ccy可以用下式表示:（2）金属离子m的副反应系数

23、n m （配位效应 系数）由于其他配位剂l的存在使金属离子与 edta主反应的能力下降的现象称为配位效 应。配位效应的大小用金属离子的配位效应系 炭qm(l)表下oa -mm(l) _ m= 1 + p1l + p2l2 + + pnlnm表示游离金属离子的平衡浓度，m7 表示 未与edta配位的金属离子各种形式的总浓 度。若m发生了 p种副反应，则总的副反应系数© m为：&m = qm(l) + m(l2) +(1 f)(3)配合物的my的副反应在溶液酸度较高时，my能与h4发生副反应，生成酸式配合物mhyo在碱度较高时，my能与oh发生副反应，生成碱式配合物m(oh)y,

24、但是两种副产物都不太稳定，一般计算时配合物的my的副反应可以忽略不计。3.条件稳定常数在一定条件下，校正了各种副反应的影响 后生成配合物的实际稳定常数称为条件稳定 常数kk'my = kmy am«y或 览"丫 = lgky -lgam -lgay +lgamy在实际工作中，并非所有的副反应都同时存在，因此在计算k'my应根据具体情况计算出相关的副反应系数后，再求得金属离子和配 位剂的总的副反应系数，然后计算k'(二)配位滴定曲线1. 滴定曲线在配位滴定中，随着滴定剂edta的加入，金属离子浓度逐渐减小，在化学计量点附 近发生突变，产生滴定突跃。由滴

25、定剂的加入 量与对应的pm作图，也可以画出滴定曲线。2. 影响滴定突跃大小的因素(1) 被测金属离子种类不同，稳定常数icmy 也不同，1空越大，突跃也越大；(2) 被测金属离子和滴定剂的浓度越大，突 跃范围越大；(3) m和y发生的副反应越多，k my越小,则突越范围越小3. 化学计量点pm值的计算在配位滴定中特别强调化学计量点pm值的计算,因为它是选择指示剂的依据o叫=cm(sp)k'mypm'=*(pcm(sp)+lgkmy)4.金属指示剂(1)金属指示剂的作用原理金属指示剂是一种有机染料显色剂，能与 被滴定金属离子反应，形成一种与染料本身颜 色不同的配合物，以此来指示滴

26、定终点。以in表示金属指示剂，在溶液中呈现a 色，它与金属离子m形成的配合物miti在溶 液中呈现b的颜色。用edta滴定金属离子为 例，其变色机理可表示为：终点前： m+in=min溶液颜色b色终点时：min + y=my+in溶液颜色a色 加入指示剂后，指示剂与少量金属离子形成有 色配合物mln,溶液显e色。当加入edta后，edta首先与游离的金属离 子发生配合，在化学计量点时，m离子的浓度降得很低，此时，溶液的中edta 就会夺取mln中的金属离子形成配合物my释 放出指示剂(in)溶液由b色转为a色，指示 达到终点。(2)金属指示剂必须具备的条件： 金属指示剂与金属离子生成的配合物m

27、ln 的颜色应与指示剂in本身的颜色有明显区别， 终点变色明显。 显色反应要灵敏、迅速，有良好的变色可 逆性 显色配合物mln的稳定性要适当。一般要求kg/k爲倍。 金属离子指示剂应比较稳定，便于储存和使用。(3) 常用金属指示剂珞黑t简称ebt或bt;钙指示剂(又称钙竣酸指示剂)简称nn;二甲酚橙 简称xo;pan要根据测定样品的情况和要求，选择不同的指示剂o(4)金属指示剂颜色转变点的pmt计金属指示剂是一种配位剂，并且大多是有机酸 碱，所以存在酸效应，在溶液中的平衡关系m + in 二 mn1 h+hin条件稳定常数:mln kin m in am ain%（巴为in对酸的副反应系数。以

28、对数形式表乔pm + lg聲占临心伽-lg%（h）在mln二卩眄时，溶液呈混合色，称指示剂颜 色转变点的pm值，以pmt表示为:pmt = lgk min - lgain（h）5. 滴定终点误差由于滴定终点和化学计量点不一致造成 的误差，称为配位滴定的终点误差。用te% 表示。终点误差计算公式或称为林邦(rin;bom）误差公式）如下：te餐=00 %jcm（sp）k my（sp）其中， pm' = pm'ep pm'sp终点误差与cm（sp）（化学计量点时金属离子的 浓度）、i<my （条件稳定常数）和pm，有关。cm(sp)和k'my越大，终点误差越小

29、。apm，越大, 即滴定终点与化学计量点越远，终点误差越 大。假设pm，= ±0.2,用等浓度的edta滴定初 始浓度为c的金属离子mo计算lgckmy分 别为8、6、4时的终点误差，分别为0.01%、 0.1% 和 1%。6. 能否准确滴定的判据通常将lgck*>6作为能准确滴定能够 的条件。即当cm在lomol/l左右时，条件 稳定常数 >8,才能用配位滴定准确测定金属离子。三、滴定条件的选择提高配位滴定选择性，可以通过控制酸度和使用掩蔽剂的方法。选择滴定条件就是控制滴定条件使在此条件 下的条件稳定常数在io*数量级，即满足lgkh >801酸度的选择最高酸度或

30、最低ph值：lgoty(h)二igkmy 8, lgocy(h)对应的酸> 度； 最低酸度：金属离子开始生成氢氧化物沉淀时 的酸度，可以通过溶度积计算出poh后得到。滴定的最适宜酸度范围：最高酸度和最低酸度 之间的范围，在此范围内进行滴定，滴定误差< ±0.1 %。最佳酸度：用指示剂指示终点时，在最适宜酸 度范围内,当pmt二pmsp时对应的酸度。由于溶液的酸度影响金属离子的条件稳定常数，所以调节适宜的酸度，可以提高配位滴定的选择性。2. 掩蔽剂的选择如果金属离子m和n的稳定常数比较接近，就不能用控制酸度的方法进行分别滴定。此时，可以用加入适当的掩蔽剂，使它与干扰 金属离

31、子发生反应，而不与被测离子反应，可 以大大降低干扰离子的浓度，从而消除干扰。常用的掩蔽方法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法和 氧化还原掩蔽法。配位掩蔽法 是利用配位反应降低或消除干扰离子的方法，是最常用的掩蔽方法。四、滴定方式与示例u5在配位滴定中，采用不同的滴定方式，不 仅可以扩大滴定范围，而且可以提高配位滴定的选择性。常用的滴定方式有直接滴定法、返滴定法、置换滴定法和间接滴定法。通过这些 方法的应用，大多数的金属离子可以测定。重点与难点(1) 配位平衡体系中有关基本概念和彼此间的关系。如稳定常数和不稳定常数等o(2) 熟练掌握配位平衡中各种副反应系数的 计算：配位剂的酸效应系数；配位剂的共存离 子

32、夕攵应系数；金属离子配位效应系数；熟练掌 握配位条件稳定常数的意义和计算。(3) 掌握配位滴定法的基本原理和化学计量 点时金属离子浓度的计算，了解影响滴定突跃掌握计算配位滴定终点误差的方法和正确判断能否被准确滴定。(4) 熟悉指示剂的作用原理和选择金属指示 剂的依据。(5) 熟悉提高配位滴定选择性的方法，掌握 滴定的方式及其应用和结果计算。第七章氧化还原滴定法(5学时)目的要求：掌握氧化还原滴定法的基本原理，重要的 滴定反应，氧化还原反应进行程度的计算及条 件电位的概念和影响条件电位的因素和有关 计算；掌握碘量法有关原理，溶液配制和标定, 指示剂的选择、应用等；掌握各种氧化还原滴 定法的定量计

33、算。了解其它氧化还原滴定法的 原理、特点和应用等。基本内容：一、nernst方程与氧化还原平衡1. nernst 方程物质的氧化还原能力可以用它的有关的电对的电极电位来表征。电对的电极电位越 高，其氧化形的氧化能力越强；电对的电极电 位越低，其还原形的还原能力越强。对于一个可逆的氧化还原电对ox + 力0 二 red它的电极电位满足能斯特(nernst)方程式:0ox/red2.303rtnf -a reda red其中：p°代表标准电极电位，力表示转移电子 的数目；勺代表氧化形和还原形的活度，单位 为 mol/lo2. 条件电极电位在实际工作中，通常只知道氧化形和还原形的浓度。当溶

34、液的离子强度较大时，则需要对浓度进行校正。此外，氧化形和还原形在溶液中常发生副反应，如：酸效应、配位效 应和沉淀的生成等，也会引起电位的改变。当用分析浓度代替活度进行计算时，必须对上述各种因素进行校正，引入相应的活度系数和副反应系数。则:oox/red=/0 + °.°59 g fox cox&redn/rcdrcdox0*o- 0.059 coxred0*©0,=护 + 0.059 g 心n/rcdox"'称为条件电位。它是在一定条件下，当氧化 形和还原形物质的分析浓度都是1 mol/l时,校正了离子强度和副反应影响后的实际电位。根据条

35、件电位可以判断电对的实际氧化 还原能力，在分析化学中更有实际意义。3. 影响条件电位的因素从条件电位的定义式可以知道，影响条件 电位的因素即影响电对物质的活度系数和副 反应系数的因素。这些因素主要有盐效应、酸效应、生成沉淀和生成配合物四个方面。(1) 盐效应指溶液中的电解质浓度对条件电位的影 响作用。电解质浓度的变化会改变溶液中的离 子强度，从而改变电对氧化形和还原形的活度 系数。单纯盐效应对条件电位的影响可按下式计算：护=护+业2g应n acd在一般情况下，副反应对电对的影响比盐效应 大，估算条件电位时，可以忽略盐效应的作用。(2) 生成沉淀在溶液体系中，如果有与电对氧化形和还 原形生成难溶

36、沉淀的沉淀剂存在，将大大降低 氧化形或还原形的浓度，导致电对的条件电位 的改变。如果氧化形生成沉淀，条件电位将降低；若还 原形生成难溶沉淀，条件电位将升高。(3) 生成络合物溶液中总有各种阴离子存在，它们常与 金属离子的氧化态、还原态形成稳定性不同的 络合物。从而改变电对的电位。一般规律是： 若氧化态形成的配合物越稳定，条件电位降 低；若还原态形成的配合物稳定性越高，条件 电位升高。(4) 酸效应不少氧化还原反应有h+和oh参加，有关电 对的能斯特方程式中将包括hj和oh项，酸 度直接影响电位值；一些物质的氧化态或还原 态是弱酸或弱碱，酸度的变化还会影响其存在 形式，也会影响电位值。小结：当电

37、对发生副反应时，氧化形和还原形的副 反应系数可以相差几个甚至十几个数量级， 远比活度系数的影响大得多，在这种情况 下，电对的条件电位主要由副反应的影响决 定，盐效应可以忽略。副反应的影响足够大时，还可以引起氧化还 原反应方向的改变，使反应向相反的方向进 行。在讨论明显存在副反应的滴定体系的氧化 还原性质时，必需采用以条件电位表示的， 而不能把分析浓度近似地当作活度或平衡浓度进行计算，否则，会引出错误的结论。4. 氧化还原反应进行的程度氧化还原反应进行的程度就用氧化还原 平衡常数来表示。平衡常数越大，表示反应进 行的越完全。对于任意氧化还原反应：/xi+z>red2= cred+ddx2当

38、反应达平衡时的平衡常数表达式：cdk -a ba0xared2平衡常数可以用有关电对的标准电极电位求 得。1 k二加祖爲）°0.059用条件电位代替标准电位:表示两电对的条件电位疋相差越大，氧化还原 反应的条件稳定常数越大，反应进行的越完 全。(1) 对于1: 1类型的反应oxi+red2=red1+ox2当达到化学计量点时，要求生成物与剩余反应 物的浓度关系是:cg/cohw, cox2/crc,2>10则平衡常数应满足kjrcox? > 0&co." crtoi0"(“ox - ®rcd )0.059>lgl06 =60.3

39、6 vn如果n=l ,反应定量完成的条件是 0.36v;如果ti二2,反应定量完成的条件是 >0.18vo(2) 对于1: 2型的反应:oxi+2red2=red1+2ox2定量完成的条件式为:>1090(p若反应电子转移数门二2, acpo，o.27v;如果 n=4,反应定量完成的条件是cp°、0.13v。在氧化还原滴定中，不论什么类型的反 应，若反应电对的条件电位大于 0.350.40v,该反应的完全程度即能满足定量分析的要求。5. 氧化还原反应的速度影响化学反应的因素：(1) 化剂和还原剂本身的性质不同的氧化还原反应,反应速度差别彳艮 大。一般来说，增加反应物的浓度

40、，都能加快 反应速度。(2) 溶液的温度对于大多数反应，提高反应体系的温度可 以加快反应速度。一般温度每升高10度，反 应速度约增加23倍。(3) 催化剂的作用加入催化剂可以加快氧化还原反应的速 度。二、氧化还原滴定法原理1. 滴定曲线在氧化还原滴定中，随着滴定剂的加入，溶液中相应的氧化形物质和还原形物质的浓 度在发生变化，在化学计量点附近产生突跃。 以反应电对的电位为纵坐标，以加入的滴定剂 的体积或百分数为横坐标可以绘制出滴定曲 线。从滴定曲线可以看出，影响氧化还原滴定电位 突跃范围的主要因数是两电对的条件电位差。2. 指示剂在氧化还原滴定法中，常用指示剂有三 类：(1)自身指示剂有些标准溶

41、液本身具有颜色，滴定时无需 再加指示剂，只要标准溶液稍微过量一点，根 据标准溶液本身颜色的出现或消失，即可指示 滴定终点的到达。这类指示剂称为自身指示 剂。例如：i<mno4标准溶液(2) 特殊指示剂本身不具备氧化还原性，但可以与氧化剂 或还原剂作用产生特殊的颜色，从而指示滴定 终点。这类指示剂称为特殊指示剂。例如：淀 粉指示剂。淀粉溶液遇i3一产生深蓝色，反应非 常灵敏，在5.0x10-6mol/l i；溶液中也能呈现显 著的蓝色。反应具有可逆性。用于直接碘量法 和间接碘量法。(3) 氧化还原指示剂本身是一种氧化剂或还原剂。它的氧化形 和还原形具有不同的颜色，在滴定中，因为被 氧化或还

42、原而发生颜色突变来指示滴定终点。 指示剂的变色范围是，此土艷(v),理论变色点 n是g。选择指示剂的原则是：指示剂颜色变化的范围应在滴定的电位 突跃范围(化学计量点前后0.1%)之内，以 保证终点误差不大于0.1 %o三、氧化还原滴定结果的计算在氧化还原滴定结果的计算中，关键是正 确确定被测物质与滴定剂间的化学计量关系， 因此需要正确写出有关的滴定反应方程式。碘量法氧化还原滴定法习惯上按滴定剂的名称命名 氧化还原滴定法。例如：碘量法、，臭量法、 钵量法、高镒酸钾法等。其中以碘量法应用最广。1. 基本原理碘量法(iodimctry)是以碘最为氧化剂，或以碘化钾为还原剂，进行氧化还原滴定分析的一

43、种方法。半电池反应：i2(s)+2e=2r(p() i2/i_二0.5345v从b/i电对的标准电位可以看出，i?是不太强 的氧化剂，1一是不太弱的还原剂。用碘量法测定物质含量时，应根据待测组分的 氧化性或还原性的强弱，选择不同的方法进行 滴定。常用的有直接碘量法、间接碘量法(剩 余碘量法和置换碘量法)。(1) 直接碘量法凡是标准电极电位或条件电位比理a/低 的还原性物质，都可以直接用碘标准溶液滴 定。滴定反应条件：要求在弱酸性或弱碱性溶液冲 进行。(2) 间接碘量法(滴定碘法)间接碘量法是以碘和nq2s2o3如下反应为基础 的氧化还原滴定分析方法。i2 +2s2o32- = 21- + s4

44、o62'滴定反应条件：必须在中性或弱酸性溶液中进 行。凡是标准电极电位高于理i2/i一的电对，其氧 化形可将加入的i氧化成【2,再用标准 溶液滴定能够生成的【2。这种滴定方法称为置 换滴定法。凡是标准电极电位低于p°i2/i一的电对，其还 原性可与过量的【2标准溶液作用，待反应完全 后，再用n32s2o3标准溶液滴定剩余的i2o这 种滴定方法叫做剩余滴定法或返滴定法。2. 标准溶液（1）碘标准溶液（2） na2s2o3标准溶液的配 制和标定方法。3. 指示剂碘量法中使用最多的是淀粉指示剂。五、其它氧化还原滴定法及其应用（以自学为 主）重点与难点明确氧化还原反应的实质，能运用能

45、斯特方 程式计算电极电位。理解标准电极电位及条件电位的意义和它们的区别。了解影响氧化还原反应进行的各种因素，重 点掌握反应条件对氧化还原反应进行程度 的影响。掌握影响滴定突跃范围大小的因素。了解正确选择指示剂的依据。熟悉并掌握高猛酸钾 法、重餡酸钾法和碘量法的原理和操作方 法。学会用物质的量浓度计算氧化还原滴定分 析结果的方法。关键是正确确定被测物质与 滴定剂间的化学计量关系（摩尔比关系）。 首先写出滴定反应方程式，配平。 对条件电位概念的离解及其计算是本章的 难点。为此必须搞清楚各种副反应（酸度、 配合物和沉淀的生成）对氧化还原反应平衡 的影响。其次是有关氧化还原滴定分析结果 的计算，为此必

46、须找到被测物质预基准物 质间的量的比例关系。关键是写对方程式和 配平方程式。第八章沉淀滴定法(1学时)目的要求:掌握银量法中的钻酸钾指示剂法、铁胺矶指示剂法和吸附指示剂法的基本原理、滴定条 件，了解银量法的应用范围。基本内容：一、概述1. 基本概念沉淀滴定法(precipitation titration)是以沉淀反应为基础的滴定分析方法。2. 用于沉淀滴定的沉淀反应必须具备的条件(1) 沉淀的溶解度必须很小(wlofg/ml)。(2) 反应速度足够快并能够定量完成。(3) 有适当的指示滴定终点的方法。(4) 沉淀的吸附现象不能影响终点的确定。二、银量法(一)基本原理1. 银量法：以硝酸银为标

47、准溶液，滴定能与ag+生成银盐沉淀的滴定分析方法。反应通式：ag+x_ agx jx= cl br > cn scn- 2 .滴定曲线以加入的滴定剂的量(或滴定度)为横坐 标，以溶液中金属离子浓度的负对数(pm) 或阴离子浓度的负对数(px)为纵坐标绘制的 曲线得到沉淀滴定曲线。滴定突跃范取决于沉淀的溶度积常数ijp和溶液的浓度。ijp越小，突越范围越大。溶液的浓度降低，突跃范围减小。3. 分步滴定当溶液中同时存在ct、t时，因为 agcl、agbr和agl的溶度积差别较大，当它们 的浓度差别不大时，利用分步沉淀原理可以分 步滴定。溶度积最小的agl先被沉淀，agcl 最后沉淀。滴定曲线

48、上显示三个突跃。（二）方法及应用银量法通常按照所用指示剂的不同来命 名滴定方法。主要有三种方法：辂酸钾指示剂 法（mohr莫尔法）、铁饺矶指示剂法（volhard 佛尔哈德法）和吸附指乔剂法（fajan法扬司 法）1.珞酸钾指示剂法用i<2cro4作指示剂，用硝酸银作滴定剂、 利用终点时稍微过量的ag+与i<2cro4生成砖 红色ag2cro4沉淀来指示滴定终点到达方法。使用条件：要求i<2cro4指示剂要有足够的浓 度。在一般的滴定中，cro42的浓度约为5x 10'3mol/l较合适，即50100ml滴定液中加入 lml 5%的 i<2cro4指 示剂；i&

49、lt;2cro4指示剂只能在近中性和弱碱性溶液中 进行。适用范围：常用于测定cl br ,在弱碱性溶液中还可测定cn而不宜测定1一和scn'o2. 铁鮫矶指示剂法是用铁镇矶nh4fe(so4)2做为指示剂，以 nh4scn或kscn为标准溶液，利用终点时稍 微过量的sc2与fj+生成红色的配合物来指 示滴定的终点的方法。包括直接滴定法和间接滴定法。(1)直接滴定法测定a在酸性溶液中，以铁铁矶作指示剂，用nhqscn （或kscn）标准溶液滴定ag+。溶液 中首先析出agscn白色沉淀，当沉淀后，稍过量的scz才能与fj+生成红色的配合物，即为滴定终点。使用条件:滴定时溶液的酸度（硝酸）

50、一般控制在0.1lmol/l之间。fj+的浓度一般控制 在0.015mol/l;滴定时必须充分摇动溶液，易 溶液中的agj使agscn沉淀吸附的ag+释放 出来。（2）返滴定法测定卤素离子向溶液中加入已知过量的agno3标准溶 液，以沉淀被测定的卤素离子（xj,然后以 铁鞍矶作指示剂，用nh4scn （或kscn）标 准溶液返滴定过量的ag+o使用条件：要在酸性溶液（稀硝酸）中进行， 防止fj+水解。用返滴定法测定cf时，必须注意防止a芬1沉淀的转化。适用范围：铁镀矶法最大的优点是可以在酸性介质中进行，一般酸度大于0.3 mol/l,可以避 免po43 aso43 cro42-等弱酸根离子的干

51、扰, 因此方法的选择性高。3. 吸附指示剂法（法扬司法）是利用沉淀对有机染料吸附而改变其颜 色来指示滴定终点的方法。一般以硝酸银作滴 定剂的方法。能够被沉淀吸附的有机染料称为 吸附指示剂。使用条件：使沉淀保持胶状，防止agcl沉淀的凝聚。可以加入糊精、淀粉溶液等保护胶体; 控制适当的酸度；应避免在强光照射下滴定。因为卤化银遇光易分解，析出银呈灰黑色，影 响终点的观察。适用范围：吸附指示剂种类很多，应针对不同 的被测离子，选用适当的吸附指示剂。荧光黄 作指示剂适于测定高含量的氯化物，曙红适于 测定班一、i一和scn'o重点与难点：三种方法的基本原理、滴定条件 和应用。第九章重量分析法（2

52、学时）目的要求：掌握重量分析对沉淀的要求，影响沉淀纯度 的因素，沉淀条件、沉淀的称量形式与结果 计算。了解重量分析中的挥发法和萃取法，重点掌 握沉淀法。掌握重量分析法的结果计算。基本内容：一、挥发法1. 直接法利用加热或其它方法使样品中的被测组 分气化逸出。然后用适宜的吸收剂捡起全部吸 收，称量吸收剂的增重来确定被测成分的含量 的方法。2间接法利用加热或其它方法使样品中的被测组 分气化逸出后，称量其残渣，由样品的减量来 确定该挥发组分的含量。常用于测定样品中的 水分。二、液一液萃取法1. 分配定律利用被测组分在两种互不相溶的溶剂中 的分配系数的不同而达到分离与测定的目的。进行萃取分离时，当溶质

53、a在两相（有机相和水相）中达到平衡时，称为达到分配平衡。在两相中的浓度之比称为分配系数，用k表a也"水/水用活度表示:2. 分配比在实际测定中，用分配比d来表示溶质在两相中各种存在形式的总浓度之比。分配比随溶质a的浓度和有关试剂的浓度而 改变。用分配比来估计萃取效率。3. 萃取效率萃取的完全程度用萃取效率来表示。常用萃取百分率e%来表示。与分配比的关系为e% =xloo%xloo% q+f/f从公式可以看出：萃取百分率e%只与d有关。提高分配比，可以增大萃取率。实际中多采用多次萃取的方法。多次萃取是提 高萃取效率的有效措施。若再用等体积v有ml的有机溶剂萃取n次，水相中剩余a的量是w

54、“克w”=w°(三、沉淀法(一) 概述1 .沉淀法：是利用沉淀反应将被测组分以难 溶化合物的形式从溶液中分离出来，然后经过 滤、干燥、烘干或灼烧后，得到有固定组成的 称量形式，称重后计算其含量的方法。2. 沉淀形式和称重形式沉淀的化学组成称为称为沉淀形式 (pricipitation form)。沉淀经干燥或灼烧处理后，供最后称量的化学 形式称为称量形式(weighing form)。3. 对沉淀形式的要求(1) 沉淀的溶解度要足够小。沉淀溶解损失的量应不超出分析天平的称量误差范围(v±0.2mg) o(2) 沉淀必须纯净，尽量避免混入杂质。(3) 沉淀应易于过滤和洗涤。尽量获得大颗 粒沉淀。(4) 沉淀应易于转化为称量形式。4. 对称量形式的要求(1) 称量形式必须有确定的化学组成。(2) 称量形式要稳定(3) 称量形式的式量要大，以