定量中的误差与数据处理概览.ppt

* * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * 滴定分析法 滴定分析原理 一、滴定曲线的计算及绘制 二、影响滴定曲线突跃范围的因素 三、滴定终点的确定方法 四、终点误差与直接滴定的条件 一、滴定曲线的计算及绘制 滴定曲线的作用： 1 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积； 2 判断滴定突跃大小； 3 确定滴定终点与化学计量点之差。 4 选择指示剂； 滴定曲线的计算： 动画） （一）酸碱滴定曲线的计算 1.强碱滴定强酸 例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液. 1 滴定前，加入滴定剂 NaOH 体积为 0.00 ml时： 0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH 1 2 滴定中，加入滴定剂体积为 18.00 ml时： [H+] 0.1000 * 20.00-18.00 / 20.00+18.00 5.3 * 10-3 mol/L 溶液 pH 2.28 加入滴定剂体积为 19.98 ml时 离化学计量点差约半滴 : [H+] c * VHCl/V 0.1000 * 20.00-19.98 / 20.00+19.98 5.0 * 10-5 mol/L 溶液pH 4.3 强碱滴定强酸滴定曲线的计算 3 化学计量点，加入滴定剂体积为： 20.00mL 反应完全, 溶液中[H+] 10-7 mol/L , 溶液 pH 7 4 化学计量点后，加入滴定剂体积为 20.02 ,过量0.02 mL 约半滴 [OH-] nNaOH / V 0.1000 *0.02 / 20.00+20.02 5.0 * 10-5 mol/L pOH 4.3 , pH 14-4.3 9.7 强碱滴定强酸滴定曲线的讨论： （1） 滴定过程中，溶液总体积不断增加， 计算时应注意。 （2）滴定的前18 mL, pH变化：2.28-1 1.28； 而化学计量点前后0.04 mL 约1滴 , pH 变化：9.70-4.30 5.4 （3）指示剂变色点（滴定终点）与化学计量点并不一定相同，但相差不超过±0.02mL,相对误差不超过±0.1%。符合滴定分析要求。 2.强碱滴定弱酸 2）化学计量点前，加入滴定剂体积 19.98 mL 开始滴定后,溶液即变为HAc ca ---NaAc cb 缓冲溶液 ca 0.02?0.1000/ 20.00+19.98 5.00?10-5 mol/L cb 19.98?0.1000/ 20.00+19.98 5.00?10-2 mol/L [H+] Ka?ca/cb 10-4.74[5.00?10-5/ 5.00?10-2 ] 1.82?10-8 pH 7.74 例:0.1000mol/L NaOH 溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc溶液 绘制滴定曲线时, 通常用最简式来计算溶液的pH值. 1 滴定开始前，一元弱酸 用最简式计算 4）化学计量点后 加入滴定剂体积 20.02 mL [OH-] 0.1000?0.02 / 20.00+20.02 5.0?10-5 mol/L pOH 4.3 , pH 14-4.3 9.7 3）化学计量点 生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），其浓度为： cb 20.00?0.1000/ 20.00+20.00 5.00?10-2 mol/L pKb 14- pKa 14-4.74 9.26 [OH-] cb ? Kb 1/2 5.00?10-2 ?10-9.26 1/2 5.24?10-6 mol/L pOH 5.28 ; pH 14-5.28 8.72 1）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸相比，曲线开始点提高； ）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于中和生成的Ac产生同离子效应，使HAc更难离解，[H+]降低较快； ）继续滴加NaOH，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓； 弱酸滴定曲线的讨论： ）接近化学计量点时，溶液中剩余的HAc已很少 ，pH变化加快; 弱酸滴定曲线的讨论： ）化学计量点前后，产生pH突跃，与强酸相比，突跃变小； ）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定； ）随着弱酸的pKa变小，突跃变小，pKa在10-9左右,突跃消失; ）滴定条件：cKa≥10-8 三、滴定终点的确定方法 滴定终点的两种指示方法： 1．仪器法：通过测定滴定过程中电位、电流等的变化 。 2．指示剂法：利用化学计量点时指示剂颜色的突变。 指示剂法简单、方便，但只能确定滴定终点；电位法可以确定化学计量点，其本质是利用等当点附近电位的突跃。 （一）酸碱指