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第三章 滴定分析法 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，由于这类方法主要测量的是溶液的容积，故又称“容量分析法”。本章内容包括：滴定分析法概论、酸碱滴定法、非水酸碱滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法和氧化还原滴定法。 基本要求： 一、滴定分析法概论 1．掌握滴定分析对化学反应的要求。 适用于滴定分析的化学反应必须具备的条件是：（1）反应必须定量完成；（2）反应必须迅速完成；（3）必须有适宜的指示剂或其它简便可靠的方法确定滴定终点。 2．掌握滴定分析中常用的滴定方式（直接滴定法、返滴定法、置换滴定法、间接滴定法）的含义。 3．掌握标准溶液的配制和基准物质应符合的条件。 标准溶液的配制方法：直接法、间接法。 基准物质应符合的条件：试剂组成和化学式完全相符；试剂的纯度一般应在99.99%以上，且稳定，不发生副反应；试剂最好有较大的摩尔质量，可减少称量误差。 4．掌握物质的量浓度和滴定度的含义及其有关计算。 物质的量浓度：1升溶液（1毫升）溶液中所含溶质的物质的量（mol或mmol），称为该物质的物质的量浓度。计算公式为： （1）物质的量浓度 （2）物质的量与质量的关系 滴定度：有两种表示方法。 （1）每毫升标准溶液中所含溶质的质量，用符号TT表示。 （2）每毫升标准溶液所能滴定的被测物质的质量，用符号TT/A表示。T表示滴定剂（标准溶液），A表示被测物质。例如TNaOH/HCl=0.003646g/ml，表示每毫升NaOH标准溶液恰能与0.003646gHCl反 应。 物质的量浓度与滴定度之间的换算： 5．掌握用反应式中系数比的关系解决滴定分析中试样或基准物质称取量的计算；标准溶液浓度的计算；各种滴定分析结果的计算。其步骤一般为： （1）正确书写反应方程式； （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。 典型例题解析 例1．用纯标定浓度。若0(2112g在酸性溶液中恰好与 36.42mL溶液反应,求该溶液的物质的量浓度(已知)。 解：反应方程式为： 由反应可知： 则： = =0.0008541mol =0.02345mol/L 例2．已知一盐酸标准溶液的滴定度/ml，试计算： （1）相当于NaOH的滴定度，即 （2）相当于CaO的滴定度，即 （已知：，，） 解： 有关反应方程式如下： HCl+NaOH===NaCl+H2O 2HCl+CaO===CaCl2+H2O （1） = g/ml = g/ml 例3：称取分析纯试剂14.709g,配成5001mL溶液，试计算溶液对Fe2O3和Fe3O4的滴定度（已知：，，） 解：标准溶液滴定Fe2+的反应为： 由反应方程式可知：与Fe2+反应的物质的量之比为1:6，与Fe2O3反应时其物质的量之比为1:3,与Fe3O4反应时其物质的量之比为1:2即： ； ； 故溶液对Fe2O3和Fe3O4的滴定度分别为： =g/ml =g/ml 例4．将0.800g钢样中的S以H2S形式分离出并收集于CdCl2的氨性溶液中，形成 的CdS加入10.0毫升0.0600 mol(L-1I2液,过量的I2用0.0510 mol(L-1Na2S2O3溶液回滴,至4.82毫升时到达终点,计算钢样中S 的百分含量. 解：此法为返滴定法，反应方程式如下： 由反应方程式可知： ； 则耗于CdS的I2的物质的量为：10.0(0.0600- 即： =10.0(0.0600-mmol =1.91% 二、酸碱滴定法 1．理解酸碱质子理论要点，会判别物质的酸碱性及酸或碱的强弱。 2．理解共轭酸碱对的含义及间的关系。 3．掌握不同溶液中氢离子浓度的计算； 4．掌握酸碱指示剂的变色原理及变色范围。 5．理解各种酸碱滴定的滴定曲线。会计算强碱滴定强酸，强碱滴定弱酸的99.9%、100.1%和化学计量点的pH值，并据此选择合适的指示剂。 6．掌握弱酸、弱碱能被准确滴定的条件以及多元酸、碱能否被滴定，能否分步滴定的条件。 强碱滴定一元弱酸： （若Ca=0.1mol/L，则Ka≥10-7），能准确滴定。 强酸滴定一元弱碱 （若Cb=0.1mol/L，则Kb≥10-7），能准确滴定。 强碱滴定多元酸