分析化學論文致遠書屋

1、分析化學論文水溶液中的酸堿滴定酸堿滴定法是利用酸和堿在水中以質子轉移反應為基礎的滴定分析方法?？捎糜跍y定酸、堿和兩性物質。其基本反應為，也稱中和法，是一種利用酸堿反應進行容量分析的方法。用酸作滴定劑可以測定堿，用堿作滴定劑可以測定酸，這是一種用途極為廣泛的分析方法，最常用的酸標準溶液是鹽酸，有時也用硝酸和硫酸。標定它們的基準物質是氫氧化鈉或碳酸鈉。1、溶液中的酸堿反應與平衡：如果以表示第i種離子的平衡濃度，表示活度，則它們之間的關系可表示為比例系數(shù)稱為i離子的活度系數(shù)，它反映實際溶液與理想溶液之間偏差的大小對于強電解質溶液，可將其視為理想溶液，離子的活度系數(shù)可視為1 。對于稀溶液（<0.

2、1）中離子的活度系數(shù)，可以采用德拜休克爾公式來計算，即式中，為i離子的電荷數(shù)；b是常數(shù)，25時為0.00328；為離子體積參數(shù)，約等于水化離子的有效半徑，以pm計；i為溶液的離子強度。當離子強度較小時，可不考慮水化離子的大小，即在進行近似計算時也可采用此公式。假設溶液中的化學反應為當反應物及生成物均以活度表示時，其平衡常數(shù)為式中的稱為活度常數(shù)，又叫熱力學常數(shù)，他的大小與溫度有關。若各組分都用平衡常數(shù)表示，則此時的平衡常數(shù)成為濃度常數(shù)。可見，只有當溫度和離子強度一定時，濃度常數(shù)才是一定的。若用活度表示，則上述反應的平衡常數(shù)表達式為稱為混合常數(shù)。顯然，也與溫度和離子強度有關。在實際工作中，由于或的

3、活度很容易用ph計測得，因此它們常用活度表示，其他有關組分則多用濃度表示。在這種情況下，用混合常數(shù)來進行有關計算較為方便。2、酸堿組分的平衡濃度與分布分數(shù)酸堿平衡體系中，通常同時存在多種酸堿組分，這些組分的濃度，隨溶液中濃度的變化而變化。溶液中某酸堿組分的平衡濃度占其總濃度的分數(shù)，成為分布分數(shù)。如一元酸醋酸多元酸如草酸，設草酸的總濃度為c，和分別表示，和的分布分數(shù)，則3、緩沖溶液中ph的計算假設緩沖溶液是由hb及其共軛堿nab組成，它們的濃度分別為和。 這是計算緩沖溶液濃度的最簡公式。作為一般控制酸度用的緩沖溶液，因緩沖劑本身的濃度較大，對計算結果也不要求十分準確，所以，通?？刹捎迷撌竭M行計算

4、。4、酸堿指示劑酸堿指示劑一般是由弱的有機酸或有機堿，它的酸式和共軛式堿具有明顯不同的顏色。當溶液ph改變時，指示劑失去質子由酸式轉變?yōu)閴A式，或得到質子由堿式轉化為酸式。由于酸堿式結構不同，因而顏色發(fā)生變化。若以hin表示呈酸式色的指示劑形式，以表示指示劑的堿式，它們在溶液中的解離平衡為因此，有 當時，稱為指示劑的理論變色點。在計算中常常將其視作滴定終點。實際變色點與理論變色點常有一定差別，它與指示劑酸堿式的顏色深淺及觀察者對不同顏色的敏感度有關。5、酸堿滴定原理1）強酸強堿的滴定強酸強堿在溶液中全部解離，所以滴定時的反應為以naoh液（0.1000mol/l）滴定20.00ml hcl液（0

5、.1000mol/l）為例，（1） 滴定前，ph=1;（2） 滴定開始至化學計量點前，溶液的酸度取決于剩余hcl的濃度；（3） 化學計量點，ph=7.00;（4） 化學計量點后，溶液的堿度取決于過量naoh的濃度。在化學計量點前后，溶液的ph急劇變化。我們把這種急劇變化叫做滴定突躍，把對應化學計量點前后±0.1%（即a=1.000±0.001,a為滴定分數(shù)，）的ph變化范圍稱為突躍范圍。突躍范圍是選擇指示劑的基本依據(jù)。顯然，最理想的指示劑應該恰好在化學計量點上變色，但凡在突躍范圍內變色的指示劑，都可保證其滴定終點誤差在±0.1%范圍內。2）一元弱酸弱堿的滴定滴定弱

6、酸（ha）、弱堿（b）溶液，一般采用強堿或強酸。滴定時的反應為或以0.1000mol/l naoh滴定20.00ml 0.1000mol/lhac為例，討論強堿滴定弱酸時的情況。（1）滴定前 a=0.00，ph=2.87（2）滴定開始至化學計量點前 溶液中未反應的hac和反應產物同時存在，組成一個緩沖體系。因此，溶液的ph可根據(jù)緩沖溶液ph計算式計算，一般情況下可按式計算。（3）化學計量點時 此時全部hac被中和，生成naac。由于為弱堿，溶液ph可根據(jù)弱堿的有關計算式計算 poh=5.28，ph=8.72（4）化學計量點后 由于過量naoh的存在，抑制了的解離，故此時溶液的ph主要取決于過量

7、的naoh濃度，其計算方法與強堿滴定強酸相同。3）多元酸和混合酸的滴定例如用0.10mol/l naoh滴定0.10mol/l 溶液。首先被中和，生成，出現(xiàn)第一個化學計量點；然后繼續(xù)被中和，生成 ，出現(xiàn)第二個化學計量點；的太小，不能直接準確滴定。第一化學計量點：產物是，濃度是0.050mol/l,它是兩性物質。因為，溶液的ph按近似式計算， ph=4.70第二化學計量點：產物是，濃度為0.033mol/l, , ph=9.66第三化學計量點：由于的太小，故不能用naoh直接滴定，但可通過適當?shù)幕瘜W反應使其被釋放出來，這樣便可用naoh滴定了。用強堿滴定多元酸是，化學計量點附近的ph突躍大小與相

8、鄰兩級解離常數(shù)的比值有關，如果太小，尚未被中和完時，就開始參加反應，致使化學計量點附近濃度沒有明顯的突變，因而無法確定滴定終點。要保證滴定終點誤差約為0.5%，相鄰兩級解離常數(shù)的比值必須大于，這一結論可通過計算終點誤差得到。混合酸滴定的情況與多元酸相似，如用強堿滴定弱酸ha和hb的混合溶液。若其中ha為較強的弱酸，且兩種弱酸的濃度較大又相等，則在第一化學計量點時，。6、終點誤差在酸堿滴定中，通常利用指示劑來確定滴定終點。若滴定終點與化學計量點不一致，就會產生滴定誤差，這種誤差稱為終點誤差。它不包括滴定操作本身所引起的誤差。一般以百分數(shù)表示。滴定終點誤差：1） 滴定強酸的終點誤差，為終點時的濃度，ph為終點與化學計量點ph的差。2） 滴定弱酸的終點誤差 （）3） 滴定多元酸和混合酸的終點誤差 酸堿滴定法在生產實際中應用廣泛，許多化工產品，如燒堿、純堿、硫酸銨、碳酸氫銨等，一般用酸堿滴定法測定其主成分的含量