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2021年版分析化学重点笔记分析化学第一章绪论1、分析化学任务和作用1.基础概念:分析化学:研究物质化学组成分析方法及相关理论一门科学,是化学一个关键分支。2.分析化学任务可归纳为三大方面关键任务:判定物质化学组成(或成份)——定性分析(qualitativeanalysis)测定各组分相对含量——定量分析(quantitativeanalysis)确定物质化学结构——结构分析(structuralanalysis)2、分析方法分类第2章误差和分析数据处理一、测量误差及其表示方法1.基础概念和公式正确度(accuracy):表示分析结果和真值...

2021年版分析化学重点笔记
分析 定性数据统计分析pdf销售业绩分析模板建筑结构震害分析销售进度分析表京东商城竞争战略分析 化学第一章绪论1、分析化学任务和作用1.基础概念:分析化学:研究物质化学组成分析方法及相关理论一门科学,是化学一个关键分支。2.分析化学任务可归纳为三大方面关键任务:判定物质化学组成(或成份)——定性分析(qualitativeanalysis)测定各组分相对含量——定量分析(quantitativeanalysis)确定物质化学结构——结构分析(structuralanalysis)2、分析方法分类第2章误差和分析数据处理一、测量误差及其表示方法1.基础概念和公式正确度(accuracy):表示分析结果和真值靠近程度。正确度高低用误差来表示。误差有两种表示方法,绝对误差和相对误差绝对误差(absoluteerror):测量值和真值之差称为绝对误差(δ)。-测量值,-真实值绝对误差能够为正值,表示测量值大于真值;也能够为负值,表示测量值小于真值。测量值越靠近真值,越小。反之,越大。相对误差(relativeerror):绝对误差和真值比值称为相对误差。通常以%或‰表示。反应测量误差在真实值中所占百分比。在分析工作中,常见相对误差来衡量分析结果。系统误差(systematicerror):由某种确定原因造成,通常有固定方向和大小,反复测定时反复出现,也称为可定误差(determinateerror)。依据系统误差产生原因,能够把它分为方法误差、仪器(或试剂)误差、操作误差三种。特点:以固定大小和方向出现,并含有反复性,可用加校正值方法消除。偶然误差(accidentalerror):由部分偶然、不可避免原因造成误差,也称随机误差(indeterminateerror)。特点:大小和方向(正负)全部不固定;服从统计规律(正态分布);不能用加校正值方法消除。能够经过增加平行测定次数减免。精密度(precision):平行测量各测量值(试验值)之间相互靠近程度。各测量值之间越靠近,精密度就越高;反之,精密度越低。精密度用偏差、相对平均偏差、标准偏差和相对标准偏差来表示。实际工作中多用相对标准偏差。偏差(deviation,d):测量值和平均值之差称为偏差。平均偏差(averagedeviation)::各单个偏差绝对值平均值称为平均偏差。相对平均偏差(relativeaveragedeviation):平均偏差在测量值平均值中所占百分数。(使用平均偏差和相对平均偏差表示测定精密度比较简单,但不能反应测量数据中大偏差。衡量测量值分散程度用得最多是标准偏差。)标准偏差(standarddeviation,S):有限次测量,各测量值对平均值偏离程度。相对标准偏差(relativestandarddeviation,RSD):标准偏差在平均值中占百分数。2.正确度和精密度关系测量结果好坏应从正确度和精密度两个方面衡量:(1)精密度是确保正确度先决条件。精密度差,所测结果不可靠,就失去了衡量正确度前提。(2)精密度好,不一定正确度高。只有在消除了系统误差前提下,精密度好,正确度才会高。3.误差传输(propagationoferror)4.提升分析正确度方法(怎样减免分析过程中误差)为提升正确度必需消除系统误差,降低随机误差。(1)选择合适分析方法。要依据分析样品含量和具体 要求 对教师党员的评价套管和固井爆破片与爆破装置仓库管理基本要求三甲医院都需要复审吗 来选择方法,(2)减小测量误差。分析过程中每一步测量误差全部会影响最终分析结果结果,所以尽可能减小各步测量误差。在消除系统误差前提下,每种仪器全部有一个极值误差,能够估算出最大极值误差。(3)增加平行测定次数,减小偶然误差。(4)消除测量中系统误差。系统误差是造成平均值偏离真值关键原因,依据起源不一样,能够采取校准仪器、做对照试验、做回收试验、做空白试验方法消除系统误差。二、有效数字及运算法则1.基础概念有效数字:实际上能测量到数字。反应测定正确程度。统计标准:在统计测量数据时,只许可保留一位可疑数,末位数欠准。也就是,有效数字位数包含全部正确数字和一位可疑数字。注意问 快递公司问题件快递公司问题件货款处理关于圆的周长面积重点题型关于解方程组的题及答案关于南海问题 :(1)数据中“0”,在数字中间0是有效数字,在数字前面“0”是定位用,不是有效数字。很小数字或很大数字,常见10幂次表示。(2)变换单位时,有效数字位数必需保持不变。(3)pH、pM、pK等值有效数字仅取决于小数部分数字位数。因为正数代表原值幂次。(4)首位数8数字,其有效数字位数能够多记一位。2.有效数字修约 规则 编码规则下载淘宝规则下载天猫规则下载麻将竞赛规则pdf麻将竞赛规则pdf (1)“四舍六入五成双(或尾留双)”。注意:尾数为5以后面是0时,5前面是偶数则舍,为奇数则入;尾数为5以后面不是0时,全部入。(2)只许可对原测量值一次修约至所需位数,不能分次修约。(3)在大量数据运算时,为预防误差快速累加,对参与运算数据可先多保留一位有效数字,运算后再将结果修约成和最大误差数据相当位数。(4)修约标准偏差时,修约结果应使正确度变得更差些。多数情况下取一位有效数字,最多二位。3.有效数字运算法则(1)加减法:多个数据相加减时,以绝对误差最大数据为准,修约其它数据,使各数据绝对误差一致后再进行加减运算。通常以小数点后位数最少数据为准。(2)乘除法:多个数据相乘除时,以参与运算数据中相对误差最大那个数据为准进行修约后再运算。第三章重量分析法目标要求:掌握重量分析对沉淀要求,影响沉淀纯度原因,沉淀条件、沉淀称量形式和结果计算。了解重量分析中挥发法和萃取法,关键掌握沉淀法。掌握重量分析法结果计算。基础内容一、挥发法(了解)1.直接法利用加热或其它方法使样品中被测组分气化逸出。然后用适宜吸收剂捡起全部吸收,称量吸收剂增重来确定被测成份含量方法。2.间接法利用加热或其它方法使样品中被测组分气化逸出后,称量其残渣,由样品减量来确定该挥发组分含量。常见于测定样品中水分。二、液-液萃取法(了解)1.分配定律利用被测组分在两种互不相溶溶剂中分配系数不一样而达成分离和测定目标。进行萃取分离时,当溶质A在两相(有机相和水相)中达成平衡时,称为达成分配平衡。在两相中浓度之比称为分配系数,用K表示:用活度表示:2.分配比在实际测定中,用分配比D来表示溶质在两相中多种存在形式总浓度之比。分配比随溶质A浓度和相关试剂浓度而改变。用分配比来估量萃取效率。3.萃取效率萃取完全程度用萃取效率来表示。常见萃取百分率E%来表示。和分配比关系为:%%%从公式能够看出:萃取百分率E%只和D相关。提升分配比,能够增大萃取率。实际中多采取数次萃取方法。数次萃取是提升萃取效率有效方法。若再用等体积V有ml有机溶剂萃取n次,水相中剩下A量是Wn克三、★沉淀法★(一)概述1.沉淀法:是利用沉淀反应将被测组分以难溶化合物形式从溶液中分离出来,然后经过滤、干燥、烘干或灼烧后,得到有固定组成称量形式,称重后计算其含量方法。2.沉淀形式和称重形式沉淀化学组成称为称为沉淀形式(pricipitationform)。沉淀经干燥或灼烧处理后,供最终称量化学形式称为称量形式(weighingform)。3.对沉淀形式要求(1)沉淀溶解度要足够小。沉淀溶解损失量应不超出分析天平称量误差范围(<±0.2mg)。(2)沉淀必需纯净,尽可能避免混入杂质。(3)沉淀应易于过滤和洗涤。尽可能取得大颗粒沉淀。(4)沉淀应易于转化为称量形式。4.对称量形式要求(1)称量形式必需有确定化学组成。(2)称量形式要稳定(3)称量形式式量要大,以减小称量误差,提升分析结果正确度。(二)沉淀形态和沉淀形成1.沉淀形态沉淀根据其物理性质不一样,可粗略地分成晶型沉淀和无定形沉淀(非晶型沉淀或胶状沉淀)特点:晶形沉淀:颗粒最大,内部排列较规则,结构紧密;无定性沉淀:沉淀颗粒小,由结构疏松聚集在一起微小沉淀颗粒组成,呈疏松絮状沉淀,整个沉淀体积庞大。在重量法中,期望得到晶形沉淀颗粒大,无定形沉淀要紧密。2.沉淀形成通常认为在沉淀过程中,首先是构晶离子在过饱和溶液中形成晶核,然后深入成长为按一定晶格排列晶形沉淀。晶核形成有两种情况:均相成核作用和异相成核作用晶核长大包含聚集过程和定向过程。(三)沉淀完全程度和影响原因利用沉淀反反应进行重量分析时,误差关键起源是沉淀溶解损失,所以要求沉淀反应尽可能地进行完全。沉淀是否完全,取决于沉淀溶解度大小。溶解度越小,沉淀越完全;溶解度大,沉淀进行越不完全。重量法要求沉淀溶解损失应不超出分析天平称量绝对误差<±0.2mg。影响沉淀溶解度原因很多,如:同离子效应、盐效应、酸效应、配为效应和温度、溶剂极性等等。1.溶度积和溶解度溶解度沉淀MA在水中溶解,有两步平衡。MA(固)=MA(水)=M++A-第一步平衡可表示为:纯固体在25℃时活度是1,则S0称为固有溶解度。表示在一定温度下,在有固相存在时,溶液中以分子(或离子对)形式存在活度是一常数,和物质本性相关。溶度积第二步电离平衡:Kap称为难溶化合物活度积常数,简称活度积。以浓度替换活度,Ksp称为难溶化合物溶度积常数在重量分析中因为难溶化合物溶解度通常较小,溶液中离子强度不大,通常能够忽略离子强度影响,能够用溶度积Ksp替换活度积Kap。2.影响沉淀溶解度原因(1)同离子效应当沉淀反应达成平衡后,假如向溶液中加入含有某一构晶离子试剂或溶液,可降低沉淀溶解度。(2)配位效应当溶液中存在能和沉淀构晶离子形成配合物配位剂时,则沉淀平衡向沉淀溶解方向移动,使沉淀溶解度增大。这种现象称为配位效应。络合效应对沉淀溶解度影响,和络合剂浓度及生成络合物稳定性相关。络合物浓度越大,生成络合物越稳定,沉淀溶解度越大。(3)水解作用有些构晶离子能发生水解作用,使沉淀溶解。比如:MgNH4PO4(4)形成胶体溶液胶体微粒小,过滤时,易透过滤纸引发损失。所以常加入适量电介质以预防胶溶作用。(5)它影响原因温度;溶剂;颗粒大小和结构(四)沉淀纯净在实际操作中,当沉淀从溶液中析出时,或多或少地会夹杂溶液中其它组分,使沉淀不纯。其中关键有两种干扰方法,共沉淀和后沉淀。1.共沉淀产生共沉淀原因关键有表面吸附、形成混晶和吸留。2.后沉淀当沉淀析出后,和母液一起放置过程中,溶液中杂质离子会慢慢在沉淀表面上沉积,这种现象称为后沉淀。3.提升沉淀纯度方法为降低因共沉淀和后沉淀造成沾污,能够采取一下方法:(1)选择合适沉淀步骤。(2)降低易被吸附杂质离子浓度。必需时应预先分离除去或掩蔽。(3)选择合适沉淀剂。(4)再沉淀(五)沉淀条件1.晶形沉淀沉淀条件对于晶型沉淀,关键考虑怎样得到较大沉淀颗粒,以使沉淀纯净并易于过滤、洗涤。通常采取沉淀条件是:(1)沉淀反应应在合适稀溶液中进行。(2)在热溶液中进行沉淀。(3)在不停搅拌下缓慢滴加沉淀剂。(4)陈化。2.无定性沉淀沉淀条件对无定性沉淀关键考虑怎样加紧沉淀微粒凝聚,使沉淀紧密,降低对杂质吸附。采取沉淀条件是:(1)沉淀反应应在比较浓溶液中进行,而且要较快地加入沉淀剂。(2)在热溶液中进行沉淀。(3)加入大量电解质,预防沉淀胶溶,(4)沉淀时应不停搅拌。(5)不需要陈化。六、称量形式和结果计算重量分析分析结果常以百分含量表示。1.当沉淀称量形式和被测组分表示形式相同时,当沉淀称量形式和被测组分表示形式不相同,七、沉淀法示例――氯化银沉淀重量法次定氯化物含量。第四章滴定分析概论目标要求:掌握滴定分析特点,滴定分析对反应要求,标准溶液配制和标定,基准物质条件,标准溶液浓度表示方法和相关计算。一、基础概念1.滴定(titration):把标准溶液从滴定管中定量滴加到待测溶液中过程。通常把标准溶液称为滴定剂。2.化学计量点(stoichiometricpoint):当滴入标准溶液和待测组分按化学反应式所表示化学计量关系完全作用时,称反应达成了化学计量点,或称等当点(equivalentpoint)。3.标准溶液:已知正确浓度试剂溶液。4.基准物质:能够用于直接配制或标定标准溶液物质称为基准物质。5.标定(Standardization):利用基准物质或已知正确浓度溶液来确定标准溶液操作过程,称为标定。二、标准溶液浓度表示方法1.物质量浓度(摩尔浓度):单位体积溶液中所含物质量(nB),称为物质量浓度。用CB表示。2.物质量和质量关系:3.滴定度(T)有两种表示方法:(1)每毫升标准溶液中所含有溶质质量表示。比如:THCl=0.003646g/ml,表示每毫升HCl溶液中含有HCl质量为0.003646g。(2)每毫升标准溶液所能滴定被测物质质量表示(TT/A)。比如:TNaOH/HCl=0.003646g/ml,表示每毫升NaOH标准溶液恰能和0.003646gHCl反应。三、关键计算公式1.滴定剂和待测物质(溶液间)相互作用计算。2.滴定剂和待测物质(溶液和固体间)相互作用计算假如体积用ml单位,则为:3.滴定度和滴定剂浓度之间关系4.待测组分百分含量计算关键和难点滴定分析法是现在完成化学分析任务最常见一类分析方法,包含酸碱滴定法、络合滴定法、氧化还原滴定法和沉淀滴定法等,而化学平衡是分析化学中大多数基础分析方法(包含滴定分析)理论基础。1.在了解滴定分析法特点和分类方法基础上,明确作为滴定分析化学反应所必需含有条件:(1)反应必需定量完成;(1)反应必需快速完成;(1)必需有适宜指示剂或其它简单可靠方法确定终点。2.掌握滴定分析中常见滴定方法:(1)直接滴定法;(2)返滴定法;(3)置换滴定法;(4)间接滴定法。3.掌握标准溶液配制、标定及其浓度表示方法。(1)标准溶液配制方法:直接法和间接法。(1)基准物质应符合条件:试剂组成和化学式完全相符。试剂纯度要足够高,通常在99.9%以上;性质稳定,参与滴定反应时,无副反应;试剂最好有较大摩尔质量,可减小称量相对误差。4.掌握滴定分析法相关基础概念。5.掌握用反应式中系数比关系(或摩尔比关系)处理滴定分析中相关量值计算;试样或基准物质物质称取量计算;多种滴定分析结果计算。这是本章一个难点。计算通常步骤是:(1)正确书写反应物质之间反应方程式;(1)求出反应物之间化学计量关系——摩尔比;(1)列出相关公式,正确计算。第5章酸碱滴定法一、水溶液中酸碱平衡1.酸碱定义酸:通常能给出质子[H+]物质碱:通常能接收质子物质;2.酸碱反应实质酸碱质子理论认为,酸碱反应实质是质子转移。酸(HA)失去质子,变成它共轭碱;碱取得质子,变成它共轭酸,质子由酸转移给了碱。也就是说,酸碱反应是两个共轭酸碱对之间相互作用。3.剂质子自递反应只发生在溶剂分子间质子转移反应称为溶剂质子自递反应。反应平衡常数,称为溶剂质子自递常数,用KS表示。水质子自递常数又称为水离子积常数,用KW表示:KW=[H3O+][OH-]=1.0×10-14(KW是温度 函数 excel方差函数excelsd函数已知函数     2 f x m x mx m      2 1 4 2拉格朗日函数pdf函数公式下载 ,25℃)pKw=pH+pOH=144.酸碱强度酸碱强度表示酸或碱将质子传给溶剂或从溶剂夺取质子能力。在水溶液中酸碱强度用其电离平衡常数Ka、Kb来衡量。酸(碱)电离常数越大,表示它酸性(碱性)越强。共轭酸碱对Ka和Kb关系为:Ka×Kb=KwpKa+pKb=pKw二、溶液中酸碱组分分布1.酸浓度和酸度酸度:指溶液中H+离子平衡浓度,常见pH表示。酸浓度:也就是酸分析浓度。指单位体积溶液中含有某种酸物质量。括未解离和已解离酸浓度,用C表示。2.酸碱分布系数分布系数(δ):溶液中某种酸(碱)存在型体平衡浓度占其总浓度分数,称为分布系数,用δ表示。用δn表示电荷数为n酸碱分布系数。(1)一元弱酸(HA)溶液中多种型体分布各型体分布系数为:(2)二元弱酸(H2A)溶液中多种型体分布各型体分布系数为:3.酸度对酸碱型体分布影响在溶液中,某种酸(碱)型体平衡浓度,随溶液中H+浓度(酸度)改变而改变。以溶液pH为横坐标,分布系数δ为纵坐标,能够绘制出多种酸碱δ—pH曲线。δ—pH曲线,能够直观地描述溶液酸度对酸碱多种型体分布影响。图:一元弱酸溶液(以HAc为例)和二元酸(以草酸H2C2O4为例)δ—pH曲线图:H3PO4δ—pH曲线三、酸碱溶液pH计算1.质子条件(protonbalanceequation,PBE)酸碱反应达成平衡时,酸失去质子数(质子量)等于碱得到质子数(质子量)。这种质子等衡关系称为质子条件。其数学表示式称为质子条件式。(由质子条件,能够得到溶液中H+浓度和相关组分浓度关系式,它是处理酸碱平衡相关计算问题基础关系式,是本章关键,要求熟练掌握。)依据溶液中得失质子平衡关系列出质子条件式。常见零水准法列出质子条件式。(1)选好零水准选择:选择溶液中大量存在并参与质子转移物质为“零水准”。也就是说,溶液中相关质子转移一切反应,全部以它们为参考(为基准)。(2)依据质子转移数量相等数量关系写出质子条件式。写出质子参考水准得到质子后产物和失去质子后产物,将全部得质子产物写在等式一边,全部失去质子物质写在等式另一边,就得到质子条件式。2.酸碱溶液pH计算步骤:(1)写出相关PBE,代入由分布系数导出多种型体平衡浓度表示公式,整理得到[H+]计算正确公式。(2)依据具体情况对正确式进行合适简化,得到计算[H+]近似式或最简式。实际上正确式用较少,而最简式用得最多。在处理实际问题时,一定要抓住关键矛盾,具体问题具体分析,做到灵活利用,而不是生搬硬套。简化时通常考虑以下三方面(1)略水离解对[H+]影响,删去计算式中Kw项;(2)略酸碱本身离解对平衡浓度影响,用分析浓度替换平衡浓度;(3)在多元酸碱溶液中,通常一级电离最关键,即考虑能否将多元酸简化为一元酸进行计算。四、酸碱指示剂1.指示剂变色原理酸碱指示剂(acid-baseindicater)是部分有机弱酸或弱碱。在水溶液有以下平衡:HIn⇌H++In-其酸式型体HIn和碱式型体In-含有不一样颜色。[In-]/[HIn]决定溶液颜色。比值[In-]/[HIn]是[H+]函数。当[H+]改变时,[In-]/[HIn]也随之改变。也就是说,酸碱指示剂颜色改变是由溶液pH值改变引发。当[In-]/[HIn]=1,即pH=pKin时称为指示剂理论变色点。通常认为能够看到颜色改变指示剂浓度比[In-]/[HIn]范围是:10/11/10。也就是说,当溶液pH由pKin-1变到pKin+1时,我们就能显著地看到指示剂由酸色变到碱色。所以pH=pKin±1叫指示剂理论变色范围。2.影响指示剂变色范围原因:温度;指示剂用量;离子强度和溶剂等原因3.指示剂选择标准:(1)指示剂变色范围越窄越好。(2)指示剂变色范围和滴定突跃范围有部分重合即可。4.混合指示剂在有酸碱滴定类型中,pH突跃范围很窄,使用通常指示剂不能判定终点。此时,常采取混合指示剂。混合指示剂利用颜色互补原理,使滴定终点颜色改变敏锐。混合指示剂有两类:一类是在某种指示剂中加入一个惰性染料。另一类是由两种或两种以上指示剂混合而成,也可使指示剂变色敏锐,易于分辨。五、酸碱滴定基础原理1.滴定曲线为了表征滴定反应过程改变规律,经过试验或计算方法统计滴定过程中pH随标准溶液体积或反应完全程度改变图形,即可得到滴定曲线。(1)强酸、强碱滴定曲线以NaOH滴定HCl为例来讨论滴定过程。酸碱浓度能够改变滴定突跃范围大小。从下面图能够看出:1在±0.1%误差范围内,pH突跃范围在4.30~9.70,△pH为5.4单位;2通常变色点pH在4.30~9.70范围内指示剂均可选择;3滴定突跃大小和溶液浓度相关。酸碱浓度均增大10倍,滴定突跃范围增加2个pH单位。4滴定终点误差为(2)一元弱酸(碱)滴定:包含强酸滴定一元弱碱和强碱滴定一元弱酸。以NaOH滴定HAc为例。图:用NaOH滴定不一样强度一元酸滴定曲线I:Ka=10-3,II:Ka=10-5,III:Ka=10-7,IV:Ka=10-91滴定曲线突跃范围小于强酸碱滴定,如以0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.1000mol/LHAc时,滴定突跃范围为7.74~9.70,△pH为2单位2滴定突跃和酸浓度和强度成正比。3弱酸弱碱能够被正确滴定条件:CaKa>10-8或CbKb≥10-8(3)多元酸碱滴定多元酸碱滴定情况比较复杂,因为多元酸碱在水溶液中分步电离。滴定中关键处理问题是能否分步滴定和怎样选择指示剂。如以NaOH滴定H3PO4为例,只能将分步滴定至H2PO4-和HPO42-,终点变色情况以下:第一化学计量点时,pH=4.70,可选甲基红为指示剂第二化学计量点,pH=9.70,可选酚酞为指示剂。多元酸碱滴定可行性:1多元酸(碱)某一级离解H+(OH-)若能被正确滴定,则必需满足CaKa≥10-8(CbKb≥10-8)。2若能分步滴定,则必需满足Ka1/Ka2>104(Kb1/Kb2>10-4)3混合弱酸滴定和多元酸类似。2.滴定突越范围这种在化学计量点周围溶液pH值突变称为滴定突跃。突跃所在pH范围称为滴定突跃范围。它是选择指示剂依据。通常变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内指示剂全部能够用来指示滴定终点。影响滴定突越范围原因:滴定突跃和酸浓度和强度成正比。3.滴定终点误差滴定终点误差(titrationendpointerror):因为指示剂变色不恰好在化学计量点而使滴定终点和化学计量点不相符合引发相对误差,也叫作滴定误差(titrationerror,TE)。(1)强酸(强碱)滴定终点误差以NaOH滴定HCl,终点误差为用HCl滴定NaOH,终点误差为(2)弱酸(弱碱)滴定终点误差以NaOH滴定弱酸HA误差计算公式:以HCl滴定一元弱碱(BOH)误差计算公式:。第六章沉淀滴定法目标要求:掌握银量法中铬酸钾指示剂法、铁胺矾指示剂法和吸附指示剂法基础原理、滴定条件,了解银量法应用范围。一、概述1.基础概念沉淀滴定法(precipitationtitration)是以沉淀反应为基础滴定分析方法。2.用于沉淀滴定沉淀反应必需含有条件(1)沉淀溶解度必需很小(≤10-6g/ml)。(2)反应速度足够快并能够定量完成。(3)有合适指示滴定终点方法。(4)沉淀吸附现象不能影响终点确实定。二、银量法(一)基础原理1.银量法:以硝酸银为标准溶液,滴定能和Ag+生成银盐沉淀滴定分析方法。反应通式:Ag++X-→AgX↓X=Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-2.滴定曲线以加入滴定剂量(或滴定度)为横坐标,以溶液中金属离子浓度负对数(pM)或阴离子浓度负对数(pX)为纵坐标绘制曲线得到沉淀滴定曲线。滴定突跃范围大小,取决于沉淀溶度积常数Ksp和溶液浓度。Ksp越小,突越范围越大。溶液浓度降低,突跃范围减小。3.分步滴定当溶液中同时存在Cl-、Br-、I-时,因为AgCl、AgBr和AgI溶度积差异较大,当它们浓度差异不大时,利用分步沉淀原理能够分步滴定。溶度积最小AgI先被沉淀,AgCl最终沉淀。滴定曲线上显示三个突跃。(二)方法及应用银量法通常根据所用指示剂不一样来命名滴定方法。关键有三种方法:铬酸钾指示剂法(Mohr莫尔法)、铁铵矾指示剂法(Volhard佛尔哈德法)和吸附指示剂法(Fajan法扬司法)1.铬酸钾指示剂法用K2CrO4作指示剂,用硝酸银作滴定剂,利用终点时稍微过量Ag+和K2CrO4生成砖红色Ag2CrO4沉淀来指示滴定终点抵达方法。使用条件:要求K2CrO4指示剂要有足够浓度。在通常滴定中,CrO42-浓度约为5×10-3mol/L较适宜,即50100ml滴定液中加入1ml5%K2CrO4指示剂;K2CrO4指示剂只能在近中性和弱碱性溶液中进行。适用范围:常见于测定Cl-、Br-,在弱碱性溶液中还可测定CN-,而不宜测定I-和SCN-。2.铁铵矾指示剂法是用铁铵矾NH4Fe(SO4)2做为指示剂,以NH4SCN或KSCN为标准溶液,利用终点时稍微过量SCN-和Fe3+生成红色配合物来指示滴定终点方法。包含直接滴定法和间接滴定法。(1)直接滴定法测定Ag+在酸性溶液中,以铁铵矾作指示剂,用NH4SCN(或KSCN)标准溶液滴定Ag+。溶液中首先析出AgSCN白色沉淀,当沉淀后,稍过量SCN-才能和Fe3+生成红色配合物,即为滴定终点。使用条件:滴定时溶液酸度(硝酸)通常控制在0.1~1mol/L之间。Fe3+浓度通常控制在0.015mol/L;滴定时必需充足摇动溶液,易溶液中Ag+,使AgSCN沉淀吸附Ag+释放出来。(2)返滴定法测定卤素离子向溶液中加入已知过量AgNO3标准溶液,以沉淀被测定卤素离子(X-),然后以铁铵矾作指示剂,用NH4SCN(或KSCN)标准溶液返滴定过量Ag+。使用条件:要在酸性溶液(稀硝酸)中进行,预防Fe3+水解。用返滴定法测定Cl-时,必需注意预防AgCl沉淀转化。适用范围:铁铵矾法最大优点是能够在酸性介质中进行,通常酸度大于0.3mol/L,能够避免PO43-、AsO43-、CrO42-等弱酸根离子干扰,所以方法选择性高。3.吸附指示剂法(法扬司法)是利用沉淀对有机染料吸附而改变其颜色来指示滴定终点方法。通常以硝酸银作滴定剂方法。能够被沉淀吸附有机染料称为吸附指示剂。使用条件:使沉淀保持胶状,预防AgCl沉淀凝聚。能够加入糊精、淀粉溶液等保护胶体;控制合适酸度;应避免在强光照射下滴定。因为卤化银遇光易分解,析出银呈灰黑色,影响终点观察。适用范围:吸附指示剂种类很多,应针对不一样被测离子,选择合适吸附指示剂。荧光黄作指示剂适于测定高含量氯化物,曙红适于测定Br-、I-和SCN-。关键和难点:三种方法基础原理、滴定条件和应用。第七章配位滴定一、概述1.基础概念配位滴定法:也称络合滴定法,它是以配位反应为基础滴定分析方法。关键用于金属离子测定。2.配位滴定反应基础要求适适用于配位滴定反应必需含有条件:(1)配位反应要进行完全。也就是说,形成配合物要足够稳定。(2)配位反应要按一定化学反应式定量地进行。(3)反应必需快速(4)要有合适指示剂指示滴定终点。现在常见配位滴定就是指以EDTA为络合剂滴定分析。二、基础原理(一)配位平衡1.稳定常数和积累稳定常数(1)ML型(1:1)配合物稳定常数K稳和不稳定常数K不稳金属离子和配体L形成配合物ML。比如:金属离子和EDTA形成金属-EDTA配合物,在溶液中存在以下平衡:M+Y⇌MY反应平衡常数表示式为:K稳越大,形成配合物越稳定。配合物稳定常数和不稳定常数互为倒数关系。(2)MLn型配合物逐层稳定常数Kn和累积稳定常数β金属离子和配位剂形成MLn型配合物。在溶液中存在着一系列配位平衡,各有自己对应稳定常数。M+L⇌ML第一级稳定常数ML+L⇌ML2第二级稳定常数……MLn-1+L⇌MLn第n级稳定常数将逐层稳定常数相乘,则得到各级累积稳定常数n。……最终一级累积稳定常数称为总稳定常数。累积常数将各级配位化合物浓度[ML]、[ML2]直接和游离金属离子浓度[M]和游离配合剂浓度[L]联络起来。2.副反应系数在配位反应中,把被测金属离子M和EDTA之间配位反应称为主反应,而把酸度影响、其它配位剂和干扰离子等反应全部成为副反应。主反应和副反应之间平衡关系能够用下式表示:为了定量地描述副反应进行程度,引入副反应系数。(1)配位剂(EDTA)副反应系数YEDTA酸效应系数Y(H)因为H+存在,在H+和Y之间发生副反应,使Y参与主反应能力降低现象称为酸效应。酸效应大小用酸效应系数来衡量。表示在一定酸度下,反应达成平衡时,未参与配位EDTA多种型体总浓度和参与配位Y4-平衡浓度[Y]之比。Y(H)随溶液pH改变而改变。lgY(H)和溶液pH值关系能够经过查表6-2得到。共存离子效应系数Y(N)因为其它金属离子N存在使EDTA参与主反应能力降低现象称为共存离子效应。其副反应影响用副反应系数Y(N)来表示。配位剂总副反应系数Y能够用下式表示:(2)金属离子M副反应系数αM(配位效应系数)因为其它配位剂L存在使金属离子和EDTA主反应能力下降现象称为配位效应。配位效应大小用金属离子配位效应系数M(L)表示。[M]表示游离金属离子平衡浓度,[M′]表示未和EDTA配位金属离子多种形式总浓度。若M发生了P种副反应,则总副反应系数αM为:(3)配合物MY副反应在溶液酸度较高时,MY能和H+发生副反应,生成酸式配合物MHY。在碱度较高时,MY能和OH-发生副反应,生成碱式配合物M(OH)Y,不过两种副产物全部不太稳定,通常计算时配合物MY副反应能够忽略不计。3.条件稳定常数在一定条件下,校正了多种副反应影响后生成配合物实际稳定常数称为条件稳定常数K′MY。在实际工作中,并非全部副反应全部同时存在,所以在计算K′MY应依据具体情况计算出相关副反应系数后,再求得金属离子和配位剂总副反应系数,然后计算K′MY.(二)配位滴定曲线1.滴定曲线在配位滴定中,伴随滴定剂EDTA加入,金属离子浓度逐步减小,在化学计量点周围发生突变,产生滴定突跃。由滴定剂加入量和对应pM′作图,也能够画出滴定曲线。2.影响滴定突跃大小原因(1)被测金属离子种类不一样,稳定常数KMY也不一样,KMY越大,突跃也越大;(2)被测金属离子和滴定剂浓度越大,突跃范围越大;(3)M和Y发生副反应越多,K′MY越小,则突越范围越小.3.化学计量点pM′值计算在配位滴定中尤其强调化学计量点pM′值计算,因为它是选择指示剂依据。4.金属指示剂(1)金属指示剂作用原理金属指示剂是一个有机染料显色剂,能和被滴定金属离子反应,形成一个和染料本身颜色不一样配合物,以此来指示滴定终点。以In表示金属指示剂,在溶液中展现A色,它和金属离子M形成配合物MIn在溶液中展现B颜色。用EDTA滴定金属离子为例,其变色机理可表示为:终点前:M+In=MIn溶液颜色B色终点时:MIn+Y=MY+In溶液颜色A色加入指示剂后,指示剂和少许金属离子形成有色配合物MIn,溶液显B色。当加入EDTA后,EDTA首先和游离金属离子发生配合,在化学计量点时,M离子浓度降得很低,此时,溶液中EDTA就会夺取MIn中金属离子形成配合物MY释放出指示剂(In)溶液由B色转为A色,指示达成终点。(2)金属指示剂必需含有条件:①金属指示剂和金属离子生成配合物MIn颜色应和指示剂In本身颜色有显著区分,终点变色显著。②显色反应要灵敏、快速,有良好变色可逆性③显色配合物MIn稳定性要合适。通常要求KMY/KMIn>102。④金属离子指示剂应比较稳定,便于储存和使用。(3)常见金属指示剂铬黑T简称EBT或BT;钙指示剂(又称钙羧酸指示剂)简称NN;二甲酚橙简称XO;PAN要依据测定样品情况和要求,选择不一样指示剂。(4)金属指示剂颜色转变点pMt计算金属指示剂是一个配位剂,而且大多是有机酸碱,所以存在酸效应,在溶液中平衡关系M+In=MnH+HIn…..条件稳定常数:In(H)为In对酸副反应系数。以对数形式表示在[MIn]=[In]时,溶液呈混合色,称指示剂颜色转变点pM值,以pMt表示为:5.滴定终点误差因为滴定终点和化学计量点不一致造成误差,称为配位滴定终点误差。用TE%表示。终点误差计算公式或称为林邦(Ringbom)误差公式)以下:其中,△pM'=pM'ep-pM'sp,终点误差和CM(sp)(化学计量点时金属离子浓度)、K'MY(条件稳定常数)和△pM'相关。CM(sp)和K'MY越大,终点误差越小。△pM'越大,即滴定终点和化学计量点越远,终点误差越大。假设△pM'=±0.2,用等浓度EDTA滴定初始浓度为C金属离子M。计算lgCK'MY分别为8、6、4时终点误差,分别为0.01%、0.1%和1%。6.能否正确滴定判据通常将lgCK'MY≥6作为能正确滴定能够条件。即当CM在10-2mol/L左右时,条件稳定常数K'MY≥8,才能用配位滴定正确测定金属离子。三、滴定条件选择提升配位滴定选择性,能够经过控制酸度和使用掩蔽剂方法。选择滴定条件就是控制滴定条件使在此条件下条件稳定常数在108数量级,即满足lgKMY≥8。1.酸度选择最高酸度或最低pH值:lgY(H)=lgKMY-8,lgY(H)对应酸度;最低酸度:金属离子开始生成氢氧化物沉淀时酸度,能够经过溶度积计算出pOH后得到。滴定最适宜酸度范围:最高酸度和最低酸度之间范围,在此范围内进行滴定,滴定误差≤±0.1%。最好酸度:用指示剂指示终点时,在最适宜酸度范围内,当pMt=pMsp时对应酸度。因为溶液酸度影响金属离子条件稳定常数,所以调整适宜酸度,能够提升配位滴定选择性。2.掩蔽剂选择假如金属离子M和N稳定常数比较靠近,就不能用控制酸度方法进行分别滴定。此时,能够用加入合适掩蔽剂,使它和干扰金属离子发生反应,而不和被测离子反应,能够大大降低干扰离子浓度,从而消除干扰。常见掩蔽方法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法和氧化还原掩蔽法。配位掩蔽法是利用配位反应降低或消除干扰离子方法,是最常见掩蔽方法。四、滴定方法和示例第八章氧化还原滴定法一、Nernst方程和氧化还原平衡1.Nernst方程物质氧化还原能力能够用它相关电正确电极电位来表征。电正确电极电位越高,其氧化形氧化能力越强;电正确电极电位越低,其还原形还原能力越强。对于一个可逆氧化还原电对Ox+ne=Red它电极电位满足能斯特(Nernst)方程式:其中:0代表标准电极电位,n表示转移电子数目;a代表氧化形和还原形活度,单位为mol/L。2.条件电极电位在实际工作中,通常只知道氧化形和还原形浓度。当溶液离子强度较大时,则需要对浓度进行校正。另外,氧化形和还原形在溶液中常发生副反应,如:酸效应、配位效应和沉淀生成等,也会引发电位改变。当用分析浓度替换活度进行计算时,必需对上述多种原因进行校正,引入对应活度系数和副反应系数。则:0称为条件电位。它是在一定条件下,当氧化形和还原形物质分析浓度全部是1mol/L时,校正了离子强度和副反应影响后实际电位。依据条件电位能够判定电正确实际氧化还原能力,在分析化学中更有实际意义。3.影响条件电位原因从条件电位定义式能够知道,影响条件电位原因即影响电对物质活度系数和副反应系数原因。这些原因关键有盐效应、酸效应、生成沉淀和生成配合物四个方面。(1)盐效应指溶液中电解质浓度对条件电位影响作用。电解质浓度改变会改变溶液中离子强度,从而改变电对氧化形和还原形活度系数。单纯盐效应对条件电位影响可按下式计算:在通常情况下,副反应对电正确影响比盐效应大,估算条件电位时,能够忽略盐效应作用。(2)生成沉淀在溶液体系中,假如有和电对氧化形和还原形生成难溶沉淀沉淀剂存在,将大大降低氧化形或还原形浓度,造成电正确条件电位改变。假如氧化形生成沉淀,条件电位将降低;若还原形生成难溶沉淀,条件电位将升高。(3)生成络合物溶液中总有多种阴离子存在,它们常和金属离子氧化态、还原态形成稳定性不一样络合物。从而改变电正确电位。通常规律是:若氧化态形成配合物越稳定,条件电位降低;若还原态形成配合物稳定性越高,条件电位升高。(4)酸效应不少氧化还原反应有H+和OH-参与,相关电正确能斯特方程式中将包含H+和OH-项,酸度直接影响电位值;部分物质氧化态或还原态是弱酸或弱碱,酸度改变还会影响其存在形式,也会影响电位值。小结:当电对发生副反应时,氧化形和还原形副反应系数能够相差多个甚至十多个数量级,远比活度系数影响大得多,在这种情况下,电正确条件电位关键由副反应影响决定,盐效应能够忽略。副反应影响足够大时,还能够引发氧化还原反应方向改变,使反应向相反方向进行。在讨论显著存在副反应滴定体系氧化还原性质时,必需采取以条件电位表示,而不能把分析浓度近似地看成活度或平衡浓度进行计算,不然,会引犯错误结论。4.氧化还原反应进行程度氧化还原反应进行程度就用氧化还原平衡常数来表示。平衡常数越大,表示反应进行越完全。对于任意氧化还原反应:aOx1+bRed2=cRed1+dOx2当反应达平衡时平衡常数表示式:平衡常数能够用相关电正确标准电极电位求得。用条件电位替换标准电位:表示两电正确条件电位K相差越大,氧化还原反应条件稳定常数越大,反应进行越完全。(1)对于1:1类型反应Ox1+Red2=Red1+Ox2当达成化学计量点时,要求生成物和剩下反应物浓度关系是:则平衡常数应满足则假如n=1,反应定量完成条件是△0≥0.36V;假如n=2,反应定量完成条件是△0≥0.18V。(2)对于1:2型反应:Ox1+2Red2=Red1+2Ox2定量完成条件式为:若反应电子转移数n=2,△0≥0.27V;假如n=4,反应定量完成条件是△0≥0.13V。在氧化还原滴定中,不管什么类型反应,若反应电正确条件电位△0大于0.350.40V,该反应完全程度即能满足定量分析要求。5.氧化还原反应速度影响化学反应原因:(1)化剂和还原剂本身性质不一样氧化还原反应,反应速度差异很大。通常来说,增加反应物浓度,全部能加紧反应速度。(2)溶液温度对于大多数反应,提升反应体系温度能够加紧反应速度。通常温度每升高10度,反应速度约增加23倍。(3)催化剂作用加入催化剂能够加紧氧化还原反应速度。二、氧化还原滴定法原理1.滴定曲线在氧化还原滴定中,伴随滴定剂加入,溶液中对应氧化形物质和还原形物质浓度在发生改变,在化学计量点周围产生突跃。以反应电正确电位为纵坐标,以加入滴定剂体积或百分数为横坐标能够绘制出滴定曲线。从滴定曲线能够看出,影响氧化还原滴定电位突跃范围关键因数是两电正确条件电位差。2.指示剂在氧化还原滴定法中,常见指示剂有三类:(1)本身指示剂有些标准溶液本身含有颜色,滴定时无需再加指示剂,只要标准溶液稍微过量一点,依据标准溶液本身颜色出现或消失,即可指示滴定终点抵达。这类指示剂称为本身指示剂。比如:KMnO4标准溶液(2)特殊指示剂本身不含有氧化还原性,但能够和氧化剂或还原剂作用产生特殊颜色,从而指示滴定终点。这类指示剂称为特殊指示剂。比如:淀粉指示剂。淀粉溶液遇I3-产生深蓝色,反应很灵敏,在5.010-6mol/LI3-溶液中也能展现显著蓝色。反应含有可逆性。用于直接碘量法和间接碘量法。(3)氧化还原指示剂本身是一个氧化剂或还原剂。它氧化形和还原形含有不一样颜色,在滴定中,因为被氧化或还原而发生颜色突变来指示滴定终点。指示剂变色范围是,,理论变色点是0。选择指示剂标准是:指示剂颜色改变范围应在滴定电位突跃范围(化学计量点前后0.1%)之内,以确保终点误差小于0.1%。三、氧化还原滴定结果计算在氧化还原滴定结果计算中,关键是正确确定被测物质和滴定剂间化学计量关系,所以需要正确写出相关滴定反应方程式。四、碘量法氧化还原滴定法习惯上按滴定剂名称命名氧化还原滴定法。比如:碘量法、溴量法、铈量法、高锰酸钾法等。其中以碘量法应用最广。1.基础原理碘量法(iodimetry)是以碘最为氧化剂,或以碘化钾为还原剂,进行氧化还原滴定分析一个方法。半电池反应:I2(s)+2e=2I-0I2/I-=0.5345V从I2/I-电正确标准电位能够看出,I2是不太强氧化剂,I-是不太弱还原剂。用碘量法测定物质含量时,应依据待测组分氧化性或还原性强弱,选择不一样方法进行滴定。常见有直接碘量法、间接碘量法(剩下碘量法和置换碘量法)。(1)直接碘量法通常标准电极电位或条件电位比0I2/I-低还原性物质,全部能够直接用碘标准溶液滴定。滴定反应条件:要求在弱酸性或弱碱性溶液中进行。(2)间接碘量法(滴定碘法)间接碘量法是以碘和Na2S2O3以下反应为基础氧化还原滴定分析方法。I2+2S2O32-=2I-+S4O62-滴定反应条件:必需在中性或弱酸性溶液中进行。通常标准电极电位高于0I2/I-电对,其氧化形可将加入I-氧化成I2,再用Na2S2O3标准溶液滴定能够生成I2。这种滴定方法称为置换滴定法。通常标准电极电位低于0I2/I-电对,其还原性可和过量I2标准溶液作用,待反应完全后,再用Na2S2O3标准溶液滴定剩下I2。这种滴定方法叫做剩下滴定法或返滴定法。2.★★★★★★误差起源及方法★★★★(1)预防I2挥发①②③④(2)预防I-被空气中O2氧化①②③④⑤3.指示剂(1)碘量法中使用最多是淀粉指示剂。(2)碘标准溶液(3)Na2S2O3标准溶液配制和标定方法。分析化学常量分析微量分析半微量分析试样用量无机分析有机分析化学分析仪器分析分析对象测定原理定性分析定量分析分析任务例行分析仲裁分析具体要求结构分析结构分析超微量分析
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分类:建筑/施工
上传时间:2019-11-18
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