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第四章 酸碱滴定与配位滴定 教学基本要求 滴定分析概述 掌握滴定、化学计量点、终点、终点误差（计算不要求）、标准溶液、基准物质等概念；熟悉滴定的四种方式、标准溶液的配制与浓度的表示方法、滴定分析结果的计算的理论依据及计算过程；熟悉滴定度的计算。 一元酸（或碱）的滴定分析 掌握突跃范围的计算；熟悉酸碱滴定曲线的绘制；掌握酸碱指示剂的理论变色范围和实际观察到的变色范围；掌握指示剂的选择原则；掌握弱酸弱碱直接滴定的条件；掌握多元酸碱的分步滴定；熟悉酸碱滴定的应用。 3、配位滴定分析 掌握EDTA与金属配合物的特性；理解副反应系数和条件平衡常数，其中掌握酸效应、酸效应系数及只考虑酸效应的条件稳定常数KMY′；掌握滴定单独金属离子的条件及最低pH值条件的计算；掌握金属指示剂的作用原理及使用条件；熟悉混合离子的分别滴定；了解配位滴定曲线的绘制。 二、学时分配 讲 授 内 容 学时数(8.0) 1．滴定分析概述 2.0 2．一元酸（或碱）的滴定分析 3.0 3．配位滴定分析 3.0 三、教学内容 §4.1 滴定分析概述 4.1.1 滴定分析法 用滴定管将已知准确浓度的标准溶液滴加到被测物质的溶液中，直到被测物质恰好反应完全，然后根据标准溶液的浓度和消耗的体积，计算被测物质的含量，这类定量分析方法统称为滴定分析法。 1.标准溶液：已知准确浓度的溶液。一般要求到小数点后有四位有效数字，如：HCl标准溶液的浓度为：0.1234。 2.化学计量点：滴加的标准溶液与被测物质恰好反应完全的点。化学计量点在反应中往往是看不出来的，为了确定化学计量点，一般在被测溶液中加入指示剂，利用指示剂颜色的变化来判断化学计量点的到达。 3.终点：指示剂颜色变化的点。终点和化学计量点是两个不同的概念，化学计量点是按化学反应关系求得的理论值，而终点是滴定时求得的实验值，终点可以理解为滴定操作终了的点。我们在选用指示剂时应尽量使终点和化学计量点趋于一致，但实际上化学计量点和终点并不一定能恰好重合，为此引起的误差叫做终点误差。 4.终点误差：终点和化学计量点不一定恰好重合所引起的误差。 4.1.2 滴定反应的条件和滴定分析的种类 滴定分析属于化学分析的范畴，即方法是以化学反应为基础的，但并非所有的 化学反应都可以用来滴定，适用于滴定分析的化学反应必须具备如下几个条件： 反应必须按化学计量关系进行，不发生副反应。 反应能定量地完成。通常要求在终点时，反应应完成99.9%。 反应速率要快。 能找到比较简单而且可靠的确定终点的方法。 根据化学反应的分类，滴定分析法可分为四类：酸碱滴定法、配位滴定法、沉淀滴定法和氧化还原滴定法。 根据滴定操作方式，滴定分析又可分为四种： 直接滴定法：即用标准溶液直接滴定被测物质。这是一种常用的最基本的方法，适用于符合上述四个条件的滴定反应，如：NaOH滴定HAc等。 返滴定法：该法用于滴定剂和被测组分的反应较慢或被测物是固体的滴定分析，如：测定固体，先加入过量的标准盐酸溶液，待反应完全后，用标准NaOH溶液滴定剩余的HCl，则加入盐酸的总量与剩余量之差就是与碳酸钙反应的量。 置换滴定法：该法用于滴定剂和被测物之间不呈化学计量关系或伴有副反应的滴定分析，如：不能用硫代硫酸钠标准溶液直接滴定重铬酸钾等强氧化剂，因为在酸性溶液中，这些强氧化剂会将氧化为及等混合物，它们之间没有一定的化学计量关系，但在酸性溶液中让与过量的KI反应，定量析出来，就可用硫代硫酸钠标准溶液滴定，而计算重铬酸钾的含量。 间接滴定法：该法用于滴定剂和被测物不能直接反应的滴定分析，如：没有可变价态，不能直接用氧化还原法滴定，但若将沉淀为，过滤，洗净后溶解于硫酸中，再用标准溶液滴定与结合的，从而间接测定的含量。 4.1.3 标准溶液 在滴定分析中是用标准溶液来滴定被测组分，并以它的浓度和用量来计算被测组分的含量，可见标准溶液的浓度准确与否就是一个至关重要的问题。标准溶液的配制是滴定分析中首先要解决的问题。 例如：欲测溶液中Ｈ离子的浓度，一般使用NaOH标准溶液。如果要求配制 0.1000的NaOH溶液，是否可以在分析天平上准确称出4.001gNaOH固体，溶解后定容到1000ml的容量瓶中来配制呢？回答是否定的。这是因为固体氢氧化钠易吸湿，也易吸收空气中的CO 使ＮaOH固体表面上产生一层NaCO。同时市售的固体NaOH本身也含有杂质。所以尽管你费了很大功夫准确地称出４.001g的NaOH。但纯的NaOH并没有达到4.001g，那么你所配制的NaOH溶液就不是你所想象的0.1000 了。其实，配制0.1000的NaOH标准溶液的要求本身就不合理，合理的要求是提出一个大致的浓度条件，如配制0.1的NaOH标准溶液。正确的配制方法则应是在台称