当前位置：文档之家 › 第三章 滴定分析法(配位滴定法)(第4次课).

第三章 滴定分析法(配位滴定法)(第4次课).

  • 格式：ppt
  • 大小：3.08 MB
  • 文档页数：76

下载文档原格式

  / 76

合集下载

分析化学第三章滴定分析

分析化学第三章滴定分析

• 常用单位 molL－1
• C(1/6K2Cr2O7)=? C(K2Cr2O7) • v(1/6K2Cr2O7)=? V(K2Cr2O7) • m(1/6K2Cr2O7)=? m(K2Cr2O7)
配制C(1/6K2Cr2O7)=0.05000mol/L重铬酸钾 标准溶液1L，应称取纯K2Cr2O7多少克？
解：滴定反应2HClNa2CO32NaClCO2 H2O
n
Na2CO3

1 2
nHCl

1 2
cHClVHCl
wNa2CO3

mNa2CO3 m样
100%
1 2
cHClVHCl
M
m样
Na2CO3
100%
0.50.207121.45103106.0100% 95.82%
根据滴定度的概念可得 T=C(KMnO4)×1mL×10-3×5×M(Fe) =0.02718×0.001×5×55.845=0.007590g/mL
2019/7/23
第五节 滴定分析结果的计算
1. 方法一、 根据被测物的物质的量nA与滴定剂的物 质的量nB 的关系
aA＋bB = cC＋dD 当达到化学计量点时amolA恰好与bmolB作用完全
2019/7/23
二 滴定操作方式
１．直接滴定 标准溶液直接滴定被测物质。最基本的一种滴定方式 。能够应用于直接滴定的化学反应，必须符合：
（１）反应定量； （２）反应必须完全，通常达到99.9％以上； （３）反应必须迅速； （４）有确定滴定终点的简便方法。
2019/7/23
２．返滴定
反应虽可进行完全，但速度慢。 先准确加入过量的一种标准溶液，充分反应后用 另一种标准溶液滴定过量的第一种标液。 根据两标液的物质的量和计量关系式推算出被测 组分的含量。 例如，HCl滴CaCO3
第三章滴定分析概论

第三章滴定分析概论

溴量法和重铬酸钾法等。如高锰酸钾法：
2MnO4- + 5C2O42-+ 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O
第二节 滴定分析法的滴定方式
一、滴定反应的条件
1．反应必须按化学反应式定量完成，完成程度要求 达到99.9％以上，不能有副反应发生。
2．反应速率要快，反应要求在瞬间完成，对于速度 较慢的反应，需加热或加催化剂等措施来增大反 应速度。
二、标准溶液的配制
1．滴定液的配制 （1）直接配置法 （2）间接配置法
（1）直接配制法 用直接配制法配制的物质一定是基准物质，基准物
质必须具备以下条件 ①物质纯度要高，质量分数不低于0.999 ②物质的组成要与化学式完全符合 ③性质稳定 ④最好使用摩尔质量较大的物质，; aA ⇌ P
（标准溶液）（被测物） （生成物）
当滴定达到化学计量点时，b mol B物质恰好与amol A物质完全反应，化学反应式中各物质的量之比等 于各物质的系数之比：
nB b
即：
nA a
式（3-3）
nA

a b
n
B
1、物质的量溶度、体积与物质的量的关系
若被测物质溶液的体积为VA，浓度为cA，消耗浓度 为cB的标准溶液，体积为VB。
或cB

b a
TA / B 1000 MA
二、滴定分析计算示例
（一）c A VA

a b
cBVB公式的应用
1、比较法标定标准溶液的浓度
2、溶液的稀释
（二）公式 mA MA

a b
cBVB的应用
1、估算应称取基准物质的质量
2、用基准物质标定溶液的浓度
第三章 滴定分析法

第三章 滴定分析法

第三章滴定分析法概述第一节滴定分析法的特点及主要的滴定分析方法一、滴定分析法的特点滴定分析法是化学分析法中的重要分析方法之一，是将一种已知其准确浓度的试剂溶液—标准溶液通过滴定管滴加到被测物质的溶液中，直到所加试剂与被测物质按化学计量关系完全作用为止，然后根据所用试剂溶液的浓度和体积求得被测组分的含量，这种方法称为滴定分析法（或称容量分析法）。

例如，将NaOH标准溶液由滴定管滴加到一定体积的硫酸试样中，直到所加的NaOH标准溶液恰好和H2SO4溶液完全作用为止，根据NaOH标准溶液的浓度（C NaOH）、所消耗的体积（V NaOH）及反应的摩尔比可计算硫酸试液的浓度。

当滴定剂与被测物质完全作用时，反应达到了化学计量点，简称计量点。

到达化学计量点时常常没有任何外观现象的变化，为此必须借助于辅助试剂—指示剂的变色来确定。

通常把指示剂变色而停止滴定的这一点称为滴定终点。

指示剂并不一定正好在化学计量点时变色，滴定终点与化学计量点不一定恰好符合，两者之间存在着一个很小的差别，由此而造成的误差称为“终点误差”或“滴定误差”。

为了减小这一误差，应选择合适的指示剂，使滴定终点尽量接近化学计量点。

滴定分析法通常适用于组分含量在1％以上的常量组分的分析，有时也可用于一些含量较低的组分的测定。

与质量分析法相比，该法操作简便、测定快速、适用范围广，分析结果的准确度高，一般情况下相对误差在0.2％以下。

二、主要的滴定分析方法根据反应类型不同，滴定分析主要分为以下四类。

1．酸碱滴定法是以质子传递反应为基础的一种滴定分析方法。

可以用标准酸溶液测定碱性物质，也可以用标准碱溶液测定酸性物质。

滴定过程中的反应实质可以用以下简式表示。

2．沉淀滴定法是利用沉淀反应进行滴定的方法。

这类方法在滴定过程中，有沉淀产生，如银量法，有AgX沉淀产生。

X代表Cl-、Br-、I-及SCN-等离子。

3．配位（络合）滴定法是利用配位反应进行滴定的一种方法。

分析化学第三章 滴定分析概论

分析化学第三章 滴定分析概论

2020年7月30日9时40分
二、 滴定分析法的分类
1.酸碱滴定法：－质子转移 2.配位滴定法：－生成络合物(EDTA) 3.氧化还原滴定法：－电子转移 4.沉淀滴定法：－生成沉淀(AgX)
三、滴定分析法对滴定反应的要求 滴定操作
1、反应必须定量完成：即没有副反应。 要求反应完全程度达到99.9%以上。 2、快速、慢时需加热或催化剂 3、有适当的指示剂确定计量点
!
注：T 单位为[g/mL] A
2020年7月30日9时40分
例：精密称取CaO试样0.06000 g，以HCl标准溶液滴 定 之 ， 已 知 T(CaO/HCl)=0.005600 g/mL ， 消 耗 HCl10 mL，求CaO的百分含量？
解：
0.0056 10
CaO%
100% 93.33%
(1)标准溶液(Standard Solutions): 已知准确浓度的溶液
(2)化学计量点(Stoichiometric point): 定量反应时的理论平衡点．
2020年7月30日9时40分
(3)滴定终点(End point): 指示剂颜 色变化的转变点，停止滴定的点。
(4)终点误差(Titration error):滴定终点与化学计量点不 一致造成的相对误差。 (5)滴定反应(Titration Reaction):能用于滴定分析的化学 反应。 2、滴定分析法的特点:适于常量分析1%以上，设备简 单，操作方便，快，准所以应用广泛，相对误差0.1% 左右。
深蓝色消失
2020年7月30日9时40分
4、间接滴定法：不能与滴定剂直接起反应的 物质，通过另一反应间接滴定．
例：Ca2+
CaC2O4沉淀
H2SO4
分析化学第三章滴定分析

分析化学第三章滴定分析


95%，求每升硫酸中含有的n（ H2SO4） n（ 1/2
H2SO4） 及其 c （H2SO4 ）和c（ 1/2 H2SO4）
mB 解：根据nB 可得： MB
nH2SO4
n1
2
1.84 1000 95% ＝ 17.8(mol ) M H2SO4 98.08
mH2SO4 M1
2 H2SO4
可直接配制标准溶液的物质应具备的条件：
(1) 必须具备有足够的纯度 一般使用基准试剂或优级纯； (2)物质的组成应与化学式完全相等 应避免：（1）结晶水丢失； （2）吸湿性物质潮解；
(3)性质稳定——见光不分解，不氧化
重铬酸钾可直接配制其标准溶液。
如欲配制0.1000 mol.L-1 AgNO3 标准溶液100mL。首 先计算AgNO3称样量，
① 直接滴定法 标准溶液直接滴 → 待测物 ② 返滴定法（反应速度较慢或待测物是固体）
待测物 + 标准溶液（过量）→ 标准溶液（剩）
Al3+ {EDTA(剩)} （一定量并过量） {EDTA(过量)} ↑
另一标准溶液滴定{Zn2+标准溶液}
③ 置换滴定法（没有定量关系或伴有副反应）
K2Cr2O7 + KI + H+ → I2 + 其它产物 ↑ ↑ ↑ 待测物 + 适当试剂→另一物质 ↑ Na2S2O3 标准溶液滴定I2
0.1000 ×100 × 10-3 ×169.87 = 1.6987 g
然后准确称取干燥过的基准物质AgNO3 1.6987g溶于
100ml水中，即可直接配成浓度0.1000 mol· L-1的
AgNO3 标准溶液。 用来配制标准溶液的物质大多不能满足上述条件如 盐酸、NaOH等，不能用直接法配制，要用间接法 配制。
第三章 滴定分析法概论

第三章 滴定分析法概论


（二）滴定分析对化学反应的要求 滴定分析法的基本条件） （滴定分析法的基本条件） 1.反应必须定量进行（反应程度> 99.9%） 反应必须定量进行（反应程度> 99. 2.反应要按一定的化学方程式进行； 反应要按一定的化学方程式进行； 3. 反应速度要快； 反应速度要快； 4. 必须有适当的方法确定滴定终点。 必须有适当的方法确定滴定终点。
nHCL nNa2CO3 = 2
2×mNa2CO3 ×1000 MNa2CO3
CHCL ×VHCL = 2×nNa2CO3 =
2×0.2500×1000 l ∴ VHCL = ≈ 24( m ) 0.2×106.0
续滴定分析计算
例3：若THCL/Na2CO3 = 0.005300 g/ml ，试计算HCl标准 试计算HCl HCl标准 溶液物质的量浓度。 溶液物质的量浓度。 解：
C2O42-
间接测定
第二节
基准物与标准溶液
一、标准溶液浓度的表示方法
物质量的浓度: 物质量的浓度:单位体积溶液所含物质的量
nB mB CB = = V MBV 滴定度 ： (m / L)或 m ol / L) ol ( m
TB 指每毫升标准溶液含有溶质的质量
mB CBMB T = (g / m ) L = B V V×1000
方法特点： 方法特点： 1. 加入标准溶液物质的量与被测物质的量恰 好是化学计量关系； 好是化学计量关系； 2. 此法适于组分含量在1%以上各种物质的测 此法适于组分含量在1 常量分析） 定；（常量分析） 3. 该法仪器设备简单、操作简便；快速、准 该法仪器设备简单、操作简便；快速、 误差一般在0 以下。 确，误差一般在0.2%以下。 4．用途广泛。 用途广泛。
山东大学期末考试复习-水分析化学[第三章配位滴定法]山东大学期末考试知识点复习

山东大学期末考试复习-水分析化学[第三章配位滴定法]山东大学期末考试知识点复习

第三章配位滴定法一、配位滴定法概述配位滴定是以配合反应为基础的滴定分析方法。

它以配位剂作标准溶液直接或间接地滴定被测溶液，形成配位化合物，并选用适当的指示剂确定滴定终点。

用于配位滴定的配位剂：无机配位剂如CN-、F-等和有机配位剂如氨羧配位剂使用较广泛：氨基三乙酸(NTA) 乙二胺四丙酸(EDTD) 乙二胺四乙酸(EDTA)二、EDTA的性质及配合物1．EDTA的离解平衡在强酸溶液中，H4Y的两个羧酸根可再接受质子，形成H6Y2+，这样ED—TA相当于一个六元酸，有6级离解平衡可见，EDTA具有中强二元酸的性质-- H4Y+2NaOH====Na2H2Y+2H2O EDTA在水溶液中有七种存在型体(表3—1)：C(H4Y)＝[H6Y2+]＋[H5Y+]＋[H4Y]＋[H3Y-]＋[H2Y2-]＋[HY3-]＋[Y4-]EDTA在不同pH值下的主要存在型体表3—1pH≥12时，只有Y4- 型体，此时Y4- 的分布分数δy4-≈1。

EDTA微溶于水，其溶解度为0．02g／100mL水(22℃)，难溶于酸和一般有机溶剂，易溶于氨水和氢氧化钠溶液。

故常用它的二钠盐，也简称EDTA(Na2H2Y·2 H2O，M＝372．24)，其溶解度为11．2g／100mL 水(22℃)，浓度为0．3mol／L；0．01mol／L EDTA溶液的pH值为4．8。

2．EDTA与金属离子形成的配合物的特点配位性广泛；配位比简单的为1：1；配合物稳定；配合物易溶于水；EDTA与无色的金属离子生成无色配合物，与有色金属离子生成更深的配合物。

三、配合物在溶液中的离解平衡1．配合物的稳定常数金属离子(M)与配合剂(L)形成1：1型配合物时：对于相同配位数的配离子，K fθ值越大，该配离子在水中越稳定，K dθ越大，表示配离子越易离解。

金属离子(M)与配合剂(L)形成1：n型配合物时：βn——总稳定常数以K fθ表示。

3．溶液中各级配合物的分布溶液中金属离子M的总浓度为C M，配位体L的浓度为C L，根据物料平衡：C M＝[M]＋[ML]＋[ML2]＋…＋[ML n]＝[M](1 ＋β1[L]＋β1[L] 2＋…＋βn[L] n)根据分布分数定义，则各级配合物的分布分数：可见，配合物的分布分数δ1仅是[L]的函数，由δ和C M可求各级配合物的平衡浓度。

分析化学第三章第四节滴定分析中的化学平衡

分析化学第三章第四节滴定分析中的化学平衡



13

配位滴定剂EDTA（H4Y）在较低pH的溶液中，可接受2个H+,形成
六元酸H6Y 2+,因此EDTA有7种存在型体，即H6Y 2+,

H5Y +, H4Y , H3Y －, H2Y 2－, HY 3－, Y 4－。
Ka1Ka 2 Ka 3 Ka 4 K a 5 K a 6 [ H ]6 [ H ]5 K a1 [ H ]4 K a1K a 2 [ H ]K a1K a 2 K a3 K a 4 K a5 K a1K a 2 K a3 K a 4 K a5 K a 6
解：已知锌－氨配合物各累积稳定常数的对数 lg 1 lg 4分别为2.27， 4.61， 7.01和9.06， cZn2 101.70 mol / L, 根据式（3.18）可得 1 1 1[ NH 3 ] 2 [ NH 3 ]2 3 [ NH 3 ]3 4 [ L]4 1
4
8
二、多元弱酸（碱）溶液各型体的分布系数
二元弱酸以草酸（
H 2C2O4 ）为例。二元弱酸在水溶
2 H2C2O4 , HC2O4 , C2O4
液中达到解离平衡后，以
三
种型体存在：
9
cH 2C2O4 [ H 2C2O4 ] [ HC2O ] [C2O4 ] [ H 2C2O4 ] 1 H2C2O4＝ ＝ 2 cH 2C2O4 [ HC2O4 ] [C2O4 ] 1 [ H 2C2O4 ] [ H 2C2O4 ] [ H ][ HC2O4 ] [ H ][C2O42 ] [ H ]2 [C2O42 ] 又 K a1 , K a2 ,K a1K a2 [ H 2C2O4 ] [ HC2O4 ] [ HC2O4 ] H 2 C2 O4 [H ] 2 , HC O- 2 2 4 [ H ] [ H ]K a1 K a1 K a 2 [H ] K a1 [H ] K a1 K a 2 K a1 K a 2 [H ]2 K a1 [H ] K a1 K a 2
分析化学第三章 滴定分析法

分析化学第三章 滴定分析法


➢ 示例：K2Cr2O7标准溶液的配制
K2Cr2O7 m/g 烧杯H2O 溶解 转移 容量瓶 H2O 稀释 分析天平
摇匀
二、标准溶液
2．标准溶液的配制方法 （2）间配制接法（标定法） 先用这些物质的优级纯或分析纯 试剂配制成近似所需浓度的溶液，再用基准物质测定其准确浓
度，此测定过程称为标定。
① 适用于不符合基准物质条件的物质溶液的配制。
2．滴定分析术语
（5）化学计量点 标准滴定溶液与被测物质恰好定量反应完 全的一点。 （6）指示剂 在滴定中，通常加入一种辅助试剂，利用其在 化学计量点附近颜色的突变判断化学计量点的到达，此辅助 试剂即为指示剂。 （7）滴定终点 在滴定过程中，指示剂颜色（或电位）发生 突变即停止滴定的一点称为滴定终点。 （8）滴定误差 滴定终点与化学计量点常常不一致，由此而 产生的误差称为滴定误差，又称终点误差。
K2Cr2O7试液调至强酸性，加入过量的KI溶液，待K2Cr2O7与KI
反应完全后，置换析出与K2Cr2O7相当量的I2，以淀粉为指示剂
，用Na2S2O3标准滴定溶液滴定，即可求得K2Cr2O7的含量。
Cr2O72-+6I-+14H+
2Cr3++3I2+7H2O
2S2O32-+ I2
2I-+S4O62-
解：滴定反应 2HCl+Na2CO3 2NaCl+CO2↑+H2O
TNa2CO3 / HCl
1 2
c(HCl)
M
(Na
2CO3
)
1000
1 0.1015106.0 2
1000
0.005380(g / mL)
二、标准溶液
第三章_滴定分析法概论

第三章_滴定分析法概论

1、反应必须按一定的化学反应方程式进行， 不发生副反应
2、反应必须定量完成（反应完全程度要达到 99、9%以上）
3、反应要迅速 4、有简便、可靠的方法确定终点
（二）、滴定方式
1、直接滴定 用标准溶液直接滴定被测物溶液
2、返滴定（回滴） 加过量的滴定剂，待滴定剂与待测物反应完 全，再加另一 标准液滴定剩余的滴定剂
指示剂颜色的转变点 滴定误差(titration error)：
终点和计量点不一致而造成的误差
滴定分析法的特点
准确度高，一般测定的相对 误差为0.1%~0.3%，操作简便， 仪器简单、便宜，常用于测定常 量组分。
滴定分析法的类型
1、酸碱滴定 2、配位滴定 3、氧化还原滴定 4、沉淀滴定
滴定分析对滴定反应的要求
化学计量数比：1molFe2O3
2molFe2
1 3
molCr2O7
2
n 3n Fe2O3
K2Cr2O7
FMme2FOFee232OO%33 1030(C0V)3KC2CmKr22OsC7r2OM17V0FK0e220OC3r2O7 100
液体试样，用质量体积百分数表示
含量，表示为(W / V %)
提出： 副反应系数
C
[Y ]
C：各存在型体浓度总和（总浓度） [Y]：某存在型体平衡浓度 可见：
Y ( H )
1
Y(H)
（二）电荷平衡和质量平衡
1、电荷平衡
平衡状态的水溶液是电中性的 正离子电荷的总和 = 负离子电荷的总和 例1：NaAc溶液 电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [Ac-] + [OH-] 例2：Na2CO3溶液 电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [HCO3-] + 2[CO32-]
第三章 滴定分析法概论

第三章 滴定分析法概论


三、滴定分析法的分类与滴定方式 （一）滴定分析法的分类 1．酸碱滴定法
以酸碱中和反应为基础的滴定分析方法称为 酸碱滴定法。其反应实质可用下式表示：
H+＋OH- = H2O
化学工业出版社
第一节 概述 2．沉淀滴定法 以沉淀反应为基础的滴定分析方法称为沉淀 滴定法。做银量法，是应用最广泛的沉淀滴定方 法，它的反应式为： Ag+ + X- = AgX↓ 式中: X- 为Cl- 、Br-、I- 及SCN- 等离子。
化学工业出版社
第二节 滴定液 2．比较法标定
准确量取一定体积的待标定溶液，用已知 准确浓度的滴定液滴定，或准确量取一定体积 的滴定液，用待标定的溶液进行滴定，平行实 验3次。根据两种溶液反应完全时消耗的体积 及滴定液的浓度，计算出待标定溶液的准确浓 度。这种用已知浓度滴定液来测定待标定溶液 准确浓度的操作过程 。
化学工业出版社
第一节 概述
例：Ca2+
CaC2O4沉淀 H2SO4 KMnO4标液 间接测定
C2O2 4
化学工业出版社
第二节 滴定液 一、标准溶液的浓度表示法 1.物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质的物 质的量。
nB cB V
Hale Waihona Puke cB 单位：mol/L使用物质的量浓度时必须指明基本单元，同一 溶液的浓度值可因选择的基本单元的不同而不同。
化学工业出版社
第三节 滴定分析法的计算
例3-6.已知浓盐酸的密度为1.19kg/L，其中HCl的 质量分数为0.3700，试求该盐酸溶液的物质的量 浓度。若要配制0.1mol/L的盐酸溶液1000ml，应 取浓盐酸多少毫升？
化学工业出版社
第三节 滴定分析法的计算

第三章_滴定分析法概论

分析化学 第三章 滴定分析法概论 21
• 例，已知浓盐酸的密度为1.19g/ml，其中HCl百 分质量分数为37％（g/g），求每升浓盐酸中所 含的nHCl及HCl溶质的质量。 • 解：
mHCl 1.19 1000 37% nHCl = = 12(mol) M HCl 36.46 nHCl cHCl = =12(mol/L) VHCl mHCl =cHCl VHCl M HCl =nHCl M HCl =12 36.46 440(g)
分析化学
第三章 滴定分析法概论
7
• （二）指示剂 • 常用指示剂是一类有机化合物，在溶液中以 两种（或两种以上）型体存在，其存在形式 决定于溶液的某种性质，且两种型体具有明 显不同的颜色。滴定突跃时，被测溶液的某 一参数发生急剧变化，使指示剂由一种型体 转变为另一种型体，溶液颜色发生明显变化， 指示滴定终点的到达。 • 以下式表示：
分析化学 第三章 滴定分析法概论 16
分析化学
第三章 滴定分析法概论
17
• 2.标准溶液的配制 • （1）直接法：准确称取一定量的物质（基准 物质），溶解后定量转移到容量瓶中，稀释至 一定体积，根据称取物质的质量和容量瓶的体 积即可计算出该标准溶液的浓度。这样配制成 的标准溶液称为基准溶液，可用它来标定其它 标准溶液的浓度。 • 例如，欲配制0.01000mol/L的K2Cr2O7标准溶 液1L，首先在分析天平上精确称取优级纯的 K2Cr2O7 1.4710g，置于烧杯中，加适量蒸馏水 溶解后定量转移到500ml容量瓶中，再用水稀 释至刻度即得。
分析化学 第三章 滴定分析法概论 10
• Kt越大，被测组分在化学计量点时的分析浓度 越大，滴定误差越小；终点与计量点越近， 即ΔpX越小，滴定误差越小。 • 例，用0.1000mol/L NaOH 滴定20.00ml 0.1000mol/L HCl，以酚酞为指示剂 （pHep=9.00），计算滴定误差。 • 解：pHsp=7.00，csp=0.05mol/L • ΔpH=9.00－7.00=2.00

第三章 滴定分析法概论


计算每1ml0.1mol/L盐酸滴定液相当 于被测物质氧化钙的质量（mg）。
例5：测定药用Na2CO3的含量，称取试样0.1230 g，溶
解后用浓度为0.1006mol/L的HCl准溶液滴定， 终点时消耗该HCl标液23.50 ml，求试样中Na2CO3 的百分含量。 解：
nNa2CO3 nHCl 1 2
主要类型：有碘量法、高锰酸钾法、亚硝酸钠法、 溴量法和重铬酸钾法等。如高锰酸钾法： 2MnO4-+ 5C2O42-+16H+ = 2Mn2+ +10CO2↑+ 8H2O
4. 沉淀滴定法 概念：是以沉淀反应为基础的分析方法。
特点：在滴定过程中生成难溶性沉淀， 如银量法： Ag+ + X－ = AgX↓
例如，以HCl滴定液滴定NaOH溶液，以 AgNO3滴定液滴定NaCl等均属于直接滴定法。 NaOH + HCl =NaCl + H2O
NaCl +AgNO3 = AgCl↓+Na NO3
返滴定法
先准确加入过量标准溶液，使与试液中的待测 物质或固体试样进行反应，待反应完成以后，再 用另一种标准溶液滴定剩余的标准溶液的方法
例：确定~0.1mol/L NaOH 溶液的准确浓度 (VNaOH =20.00ml用0.1000 mol / L HCl来滴定，甲基橙 指示终点，消耗VHCl =20.15ml) 标准溶液： 0.1000 mol / L HCl aq
化学反应：
HCl + NaOH = NaCl + H2O 指示剂： 甲基橙 pH 3.1 红 — 4.0 橙 — 4.4 黄 滴定开始—— 黄色 终点—— 橙色 20.00 ml NaOH 2 滴 甲基橙

第三章 配位滴定法


紫红 Fe2+ 红 红 红 Ca2+ Cu2+ Co2+ Ni2+
三 金属指示剂
4.金属指示剂在使用中存在的问题 （1）指示剂的封闭现象 指示剂与金属离子生成了稳定的配合物而不 能被滴定剂置换；这种现象称为指示剂的封闭。 应 K (MIn)<K (MY) 若K (MIn)>K (MY), 则封闭指示剂 若K (MIn)太小， 不灵敏，终点提前 例如：以铬黑T（EBT）为指示剂，用EDTA滴定Ca2+、 Mg2+。 若有Al3+、Fe3+、Cu2+、Co2+、Ni2+等离子存在 时，铬黑T便被封闭，不能指示终点。
技能训练8 0.02mol/L EDTA标准滴定溶液的
制备
训练步骤
0.02mol/LEDTA标准滴定溶液配制：在托
盘天平上称取分析纯EDTA二钠盐3.7g，溶于 300mL水中，加热溶解，冷却后转移至试剂瓶 中，然后稀释至500mL，充分摇匀，待标定。
技能训练8 0.02mol/L EDTA标准滴定溶液的制备
乙二胺四乙酸 (H4Y)
HOOCH2C N CH2 CH2 N CH2COOH CH2COOH
： ：
NH+
C H2
C H2
NH+
-
OOCH2C
CH2COOH
： ：
乙二胺四乙酸二钠盐 (Na2H2Y) 当H4Y溶解于酸性很强的溶液中时，可生成H6Y2+，这样EDTA就相 HOOCH2C CH2COO当于六元酸， · . ..
三 金属指示剂
1.金属指示剂的变色原理 2.金属指示剂应具备的条件 3.常用的金属指示剂 4.金属指示剂在使用中存在的问题

分析 第三章 滴定分析


一.被测组分的物质的量nA与滴定剂的物 质的量nB的关系:
aA + Bb = cC + dD nA : nB = a : b
nA = (a/b) nB
nB = (b/a) nA
1.两种溶液相互作用：
a CA VA = C B VB b
CA
a CB VB = b VA
2.固体和液体之间作用： mA a CB VB MA b
2 4
3-5例7 (p38例4）
选用邻苯二甲酸氢钾作基准物，标定 0.1mol· -1NaOH溶液的准确浓度，今欲把用去 L 的NaOH溶液体积控制为25mL左右,应称取基准 物多少克? 如改用草酸(H2C2O4· 2O)做基准物， 2H 应称取多少克?
解：
a mA CB VB M A b
※参见酸碱滴定（动画）
滴定：
滴加标准溶液的过程
化学计量点：
滴加的标准溶液与待测组分恰好反应完全 的那一点
滴定终点：
利用指示剂判断滴定终点时，指示剂刚好变 色那一点
终点误差：
实际分析中滴定终点与化学计量点之差
3-2滴定分析的分类与滴定反应的条件
滴定分析的分类
（1）酸碱滴定法：
H+ + B- = HB
解:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
a C A VA = C B VB b
V(NaOH) = 2 × 0.09450 × 20.00 / 0.2000 = 18.90 (mL)
3-5例2 (p38例1） 欲配制 0.1mol · -1 HCl 溶液 500 mL, 应取 L 6mol · -1 盐酸多少毫升? L

第3章滴定分析


A. 标准溶液的配制
1:稀释后标定(NaOH、HCl) n1=n2 c1· 1= c2· 2 V V 2: 用基准物质直接配制(K2Cr2O7) 准确称量并配成准确体积。
mA nA MA
nA cA VA
例 配0.01000 mol· -1 K2Cr2O7标准 L 溶液250.0mL,求m=?
3-5 滴定分析结果的计算
分析化学中常用的量和单位 物质的量 n (mol、 mmol) 必须指明 -1) 摩尔质量M(g· mol 基本单元 -1) 物质的量浓度c(mol· L 质量m(g、mg)， 体积V(L、mL) 质量分数w(%),质量浓度 (g· -1 、 mL mg· -1) mL 相对分子量Mr、相对原子量Ar
例2.2 以K2Cr2O7为基准物质,采用析出I2的方法 标定0.020mol· -1Na2S2O3溶液的浓度,需称多 L 少克K2Cr2O7?如何做才能使称量误差不大于 0.1%? 解: Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O I2+2S2O32-=2I-+S4O62Cr2O7
∴ mK2 Cr 2O 7 = C K Cr O VK Cr O MK Cr O 2 2 7 2 2 7 2 2 7
例：4.3 配制0.1mol/L的HCl溶液500mL，需密度d为1.19g/mL，质量分 数ωHCL为37%的浓HCL多少毫升？ 解：此题的关键是稀释前后HCL的量不变，另一难点是计算浓HCL的 浓度。 设浓HCL的浓度CoHCL，则每毫升浓HCL：
要注意：计量点与滴定终点往往是不一致的。
3-2 滴定分析法的分类与滴定反应的条件
1. 特点：简便、快速、准确度高，适于常量分析。 2. 分类： ① 酸碱滴定； ② 配位滴定； ③ 氧化还原滴定； ④ 沉淀滴定。

第三章 滴定分析


cAVA
a b
nB
a b
mB MB
（1）确定标准溶液浓度
cA
a nB b VA
a b
1 VA
mB MB
（2）确定称取基准物或试样量范围
滴定液体积一般为 20~25 mL左右,浓度约 0.1 mol·L-1
（3）估计标准溶液消耗体积 VA
若被测物为溶液时：
c AVA
a b cBVB
cA
a b
cB
4 要有简便可靠的方法确定滴定的终点。
三、滴定方式
(1)、直接滴定法：凡是满足上述滴定反应要 求的反应，采用直接滴定法进行测定。
例如： NaOH + HCl = NaCl + H2O
NaOH HCl
(2)、返滴定法（回滴）：是指部分反应不符 合上述的要求，反应速度较慢或无合适
指示剂时，用此法。
过程：在被测物质的试液中先加入过量的滴定 剂，待反应完成后，再用另一标准溶液去滴 定剩余的滴定剂，根据滴定剂的总量减去标 准溶液的用量，从而算出被测物质的含量。
mH2C2O4 2H2O
0.2100 250 126.07 1000
6.619g
二、滴定度（Titre）
定义：每毫升标准溶液相当被测物质的质量，以符号TA/B 表示。
例如: 每毫升 H2SO4 标准溶液恰能与 0.04000g NaOH 反应，则此 H2SO4 溶液的滴定度是：
TNaOH /H2SO4 0.04000g mL1
a b cB
VB
a GA b cB VB M A
nA
GA MA
wA
a b
cB
VB G
MA
100%
(通式)
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

2、EDTA与金属离子配位的特点：
a. 普遍性或广泛性 EDTA有6个可以提供孤对电子的原子，几乎能与所有的
金属离子形成配合物。
b. 螯合比恒定 EDTA与金属离子(不考虑离子的电荷)形成的配合物的
配位比一般为1:1，使分析结果计算简单化。
二价金属离子： M2+ + H2Y2- MY2- + 2H+ 1∶1
螯合物
六基配体：乙二胺四乙酸（EDTA)
一、配位滴定法概述
1、配位滴定法：是以配位反应为基础的滴定分析方法。 HgI2(红色,s)＋2I-＝[HgI4]2-(无色) AgCl(白,s)＋2NH3＝[Ag(NH3)2]+(无色) Au(s)＋HNO3＋4HCl＝H[AuCl4]＋NO↑＋2H2O Ca2+ + H2Y2- = [CaY]2- + 2H+
M
Y
不利于主反应进行
（MY）
有利于主反应进行
M Y MY
K MY

c(MY) c(M) c(Y)
KM Y

c(MY) c(M) c(Y)
条件稳定常数
(3)配位物的条件稳定常数
lg K ' MY

lg
K MY
lg M
lgY（H）
例1：计算pH=2和pH=5时，ZnY的条件稳定常数
Zn(NH3) 3.1105 lgZn(NH3) 5.49
pH 9 YБайду номын сангаасH) 101.28 lgY(H)1.28
查表 lg KZnY 16.50
所以
lg
K' ZnY
例 2 ： 在 NH3-NH4CL 缓 冲 溶 液 中 （ pH=9）， 用 EDTA 滴 定 Zn2+， 若 [ NH3]=0.10mol/L， 并 避 免 生 成 Zn(OH)2 沉 淀 ， 计 算 此 条 件 下 的
lgK´ZnY
解：

lg
K' ZnY
lg KZnY lgZn(NH3) lgY (H )
第三章 滴定分析法
3.4 配位滴定法
复习回顾
实验例：
CuSO4→加NaOH ， 浅蓝色沉淀Cu(OH)2 →加氨水 ，沉淀溶解， 生产绛蓝色溶液
加BaCl2，白色沉淀 加NaOH ，无沉淀
碱性条件下加热，无气体放出
说明：新生产的分子中几乎没有游离的Cu2+和NH3
[Cu(NH3)4]SO4 Cu2+：具空轨道，路易斯酸
EDTA或EDTA酸 ,常用 H4Y 表示,其结构式为:
HOOCCH2 N
HOOCCH2
CH2 CH2
N
CH2COOH CH2COOH
EDTA物理性质： 1.溶于水，22℃时的溶解度为0.02g/100mL； 2.难溶于酸和一般有机试剂；
3.易溶于氨溶液、苛性碱溶液中，生成相应的盐；
由于EDTA在水中溶解度较小，常用其二钠盐(Na2H2Y·2H2O)。
查表可知：
pH 2时，lgY（H） 13.51 ；pH 5时，lgY（H） 6.45
查表 lg K ZnY 16.50
lg
K
' ZnY
lg KZnY
lg Y（H）
pH

2时，lg
K
' ZnY
16.50 13.51 2.99
pH

5时，lg
K
' ZnY
16.50 6.45 10.05
一些学习过的配合物：
[Cu(NH3)4]SO4
硫酸四氨合铜(Ⅱ)
K3[Fe(CNS)6] H2[PtCl6] [Cu(NH3)4](OH)2 K[PtCl5(NH3)]
六异硫氰根合铁(Ⅲ)酸钾 六氯合铂(Ⅳ)酸 氢氧化四氨合铜(Ⅱ) 五氯•一氨合铂(Ⅳ)酸钾
[CoCl(NH3)(en)2]SO4 硫酸一氯 •一氨 • 二（乙二胺）合钴(Ⅲ)
金属离子M
三.配位滴定中的副反应
一般将EDTA与被测金属离子M的反应称为主反应，而溶 液中存在着其他反应都称为副反应.
(1)配位剂Y的副反应 在配位滴定中，除EDTA与被测金属离子M之间的配位反应 外,溶液中还存在着EDTA与H+和其他共存金属离子N的反应. (2)金属离子M的副反应
被测金属离子M与溶液中其他共存配位剂或OH-的反应；反 应产物MY与H+或OH-的作用等。
NH3：具孤电子对，路易斯碱
NH3.H2O Cu(NH3)42+
Cu2+
一般配合物 内界(配位个体)
外界离子
[Cu(NH3)4] SO4
配体
配位数 配位原子
中心离子
Cu2+← NH3－－配位键 Cu2+--- SO4 －－离子键
[Cu(NH3)4]SO4 ┌──┴──┐
内界
外界
[Cu(NH3)4]2+ SO42-
Cu2+＋4NH3
Cu(NH3)42+
Cu2+＋NH3 Cu(NH3)2+
Cu(NH3)2+＋NH3 Cu(NH3)22+
Cu(NH3)22+＋NH3 Cu(NH3)32+
Cu(NH3)32+＋NH3 Cu(NH3)42+
二、EDTA的性质
1、乙二胺四乙酸(Ethylene diamine tetraacetic acid)，简称:
2、配位滴定对化学反应的要求： （1）反应要完全，形成的配合物要稳定。 （2）在一定的条件下，配位数必须固定。 （3）反应速率要快。 （4）要有适当的方法确定反应终点。
3、配位剂 （1）无机配位剂：不稳定；逐级配位，各级稳定常数相差小 （2）有机配位剂： 稳定性好；组成一定，最常用配体EDTA ，乙二胺四乙酸（用H4Y表示）
三价金属离子： M3+ + H2Y2四价金属离子： M4+ + H2Y2-
MY- + 2H+ MY + 2H+
1∶1 1∶1
c.稳定性高。
EDTA与金属离子形成具有多个五元环的螯合物，稳定性高。
螯合物也称内配
合物，它是由中心离 子和多齿配位体形成 的具有环状结构的配 合物。螯合表示成环 的意思，如把配位原 子视为螃蟹的两螯， 中心离子就被蟹螯牢 牢钳住，故有螯合物 之称。如乙二胺四乙 酸与Ca2+形成的CaY2，具有如右环状结构 ：
┌──┴──┐
中心离子 配体
Cu2+
(NH3)4
↑↑
配位原子┘ └配位数
K4[Fe(CN)6] ┌──┴──┐
外界
内界
(K+)4 [Fe(CN)6]4 -
┌──┴──┐
中心离子 配体
Fe3+
(CN-)6
↑↑
配位原子┘ └配位数
配合物在组成上一般包括内界和外界两部分。
内界:中心体(原子或离子)与配位体,以配位键成键。