滴定分析法(容量分析法)概述

1、第五章 滴定分析法(容量分析法)概述 標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度的表示方法 (物質(zhì)的量濃度與滴定度) 標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和濃度的標(biāo)定 （定義、分類方法） 滴定分析中的計(jì)算,知識(shí)點(diǎn)回顧,習(xí)題解析,20. 解,f=6-1=5, 當(dāng)P=95%時(shí)，F(xiàn)表=5.05,注意：對(duì)于兩組數(shù)據(jù)間的比較，可屬于雙邊檢驗(yàn)。此時(shí)雖查的置信度為95%，但所做統(tǒng)計(jì)推斷的置信度為（1-2=90,由于FF表，故這兩種方法的精密度無顯著性差異,21. 解,當(dāng)P=95%時(shí)，t表=2.26,由于t t表，故以95%的置信度判斷，該方法不可靠,25. 解：兩組數(shù)據(jù)由小到大排列為： 24.26 24.50 24.63 24.73 6.222 6.400

2、6.408 6.416,一組平行測(cè)定數(shù)據(jù)中，與其他結(jié)果相差較大的個(gè)別測(cè)定值，稱為可疑值或異常值,1,由于Q1和Q2均小于Q表，故24.26和24.73這兩個(gè)數(shù)據(jù)都不應(yīng)舍棄,當(dāng)P=90%時(shí)，Q表=0.76,2,由于Q1大于Q表，而Q2小于Q表，故6.222應(yīng)舍棄，而6.416不應(yīng)舍棄,當(dāng)P=90%時(shí)，Q表=0.76,27. 解：（1,查表有t95%,3=3.18 ，t95%,2=4.30,2）121.771 121.781 121.787 121.803,當(dāng)P=95%時(shí)，G表=1.46,由于G G表，故以95%的置信度判斷，該數(shù)據(jù)應(yīng)舍棄,3,當(dāng)P=95%時(shí)，t95%,5=2.02,由于t t表，

3、故兩組數(shù)據(jù)存在顯著性差異,4,5,28. 解,1) 57.6+17.4+0.3=75.3,2) 0.03255.1060.1140 =0.071154=0.0712,3,4) pH=10.58，H+=10-10.58=2.6 10-11,10. 解：加入鹽酸后，碳酸鉀和氫氧化鉀均轉(zhuǎn)化為氯化鉀，過量的鹽酸由氫氧化鉀中和后全部轉(zhuǎn)化為氯化鉀，故所得殘?jiān)鼮槁然洝?由于生產(chǎn)的氯化鉀的物質(zhì)的量即等于K+的物質(zhì)的量,也等于Cl-的物質(zhì)的量，故有兩種方法求解KCl的質(zhì)量,nHCl= nCl-= nKCl=1.000 46.00 1.000 10-3 =0.04600mol,KCl的摩爾質(zhì)量為74.55g.m

4、ol-1,mKCl= nKClMKCl = 0.0460074.55 =3.4293=3.429g,11. 基準(zhǔn)試劑氯化鈉，如不做任何處理，用來標(biāo)定硝酸銀溶液的濃度，結(jié)果會(huì)偏高。 氯化鈉暴露在空氣中容易吸水而潮解，用來標(biāo)定硝酸銀時(shí)消耗的體積就增大，從而使得硝酸銀溶液的濃度偏高,1) 正誤差 (2) 負(fù)誤差 (3) 負(fù)誤差 (4) 結(jié)果混亂 (5) 負(fù)誤差 (6) 無影響 (7) 結(jié)果混亂 (8) 負(fù)誤差 (9) 正誤差 (10) 負(fù)誤差,19,第六章 酸堿滴定法 （Acid-Base Titrimetry） 酸堿質(zhì)子理論 水溶液中弱酸（堿）各型體的分布 酸堿溶液中氫離子濃度的計(jì)算 酸堿緩沖溶液

5、 酸堿指示劑 強(qiáng)酸（堿）和一元弱酸（堿）的滴定 多元酸堿的滴定 酸堿滴定法的應(yīng)用,20,共16學(xué)時(shí) 酸堿滴定法是以溶液中的酸堿反應(yīng)為基礎(chǔ)的定量分析方法。由于絡(luò)合平衡、氧化還原平衡和沉淀平衡都受到溶液酸度的影響，故酸堿平衡是四大化學(xué)平衡的基礎(chǔ)。 本章重點(diǎn)： （1）酸堿平衡理論(質(zhì)子平衡和分布系數(shù)) （2）各類酸堿溶液的pH值計(jì)算方法 （3）各類酸堿滴定曲線和指示劑的選擇,21,第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論,一、基本概念,酸溶液中凡能給出質(zhì)子的物質(zhì) 堿溶液中凡能接受質(zhì)子的物質(zhì),酸堿半反應(yīng),22,反應(yīng)中HA失去一個(gè)質(zhì)子生成其共軛堿A-；或者堿A-得到一個(gè)質(zhì)子轉(zhuǎn)變成其共軛酸HA。酸堿半反應(yīng)就是共軛酸堿對(duì)之間的

6、轉(zhuǎn)變過程,酸堿的定義是廣泛的，可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。 同時(shí)，酸與堿是相對(duì)的，與本身和溶劑的性質(zhì)有關(guān),舉例,24,1）具有共軛性 2）具有相對(duì)性 3）具有廣泛性,HA,特點(diǎn),25,酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì),1.兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移,2.由兩個(gè)酸堿半反應(yīng)組成,簡(jiǎn)化,例：HCl在水溶液中的解離,26,例：HCl與NH3的反應(yīng),酸1,堿2,酸2,堿1,質(zhì)子的轉(zhuǎn)移是通過水合質(zhì)子H3O+的媒介作用完成。 水分子既能接受質(zhì)子，也能提供質(zhì)子，故其為 酸堿兩性物質(zhì),27,水分子的解離,28,例：鹽的水解反應(yīng),29,二、 酸堿反應(yīng)的平衡常數(shù)(活度常數(shù)和濃度常數(shù),活度常數(shù),酸堿反應(yīng),平衡常數(shù)：衡量酸

7、堿反應(yīng)進(jìn)行的程度,弱酸,弱堿,在稀溶液中，通常將溶劑的活度視為1,30,水,Ka、 Kb 、Kw表示在一定溫度下，酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)各組分活度之間的關(guān)系，稱為活度常數(shù)，是溫度的函數(shù),25,31,如已知 氫離子的平衡濃度，則計(jì)算式為,單位： molL-1,i：活度系數(shù),活度系數(shù)：表示實(shí)際溶液和理想溶液之間偏差的大小,中性分子的活度系數(shù),活度、活度系數(shù)和濃度常數(shù),1、活度（a）與濃度（c）的關(guān)系,實(shí)際溶液中 i 離子的活度為,32,濃度常數(shù)：若各組分以濃度表示，則,與溫度和離 子強(qiáng)度有關(guān),33,在酸堿混合平衡常數(shù)的表達(dá)式中，氫離子的活度是用pH計(jì)測(cè)得的，而其他組分仍用濃度,與溫度和離子強(qiáng)度有關(guān),該

8、常數(shù)在實(shí)用中較為方便,34,三、酸堿的強(qiáng)度、共軛酸堿對(duì)Ka與Kb的關(guān)系,酸,堿,酸的強(qiáng)度：給出質(zhì)子的能力 堿的強(qiáng)度：接受質(zhì)子的能力,與溶劑接受或給出質(zhì)子的能力有關(guān),結(jié)論：Ka和Kb 的大小是衡量酸堿的強(qiáng)度 Ka越大，HA的酸性越強(qiáng) Kb越大，A-的堿性越強(qiáng),1. 酸堿的強(qiáng)度,35,酸,堿,2. 共軛酸堿對(duì)的Ka與Kb的關(guān)系,36,Ka和Kb 的大小是衡量一種酸或堿的酸堿強(qiáng)度 Ka越大，表明這種酸(如HA)的酸性越強(qiáng) Kb越大，表明這種堿(如A-)的堿性越強(qiáng),KaKb H+ OH-=Kw 或 pKa+pKb=14.00,一種酸的強(qiáng)度越大(Ka越大)，其相應(yīng)的共軛堿的堿性(Kb)越小，反之亦然,結(jié)論,37,在水溶液中，HClO4、H2SO4、HCl和H