《分析化学教程》

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1、分析化学教程绪论一、分析化学的任务和内容1.任务确定物质的化学组成，测量各组成的含量以及表征物质的化学结构。2.内容u 定性分析鉴定物质所含组分（例元素、离子、官能团）。u 定量分析测定物质含量（例%，mol /L）。u 结构分析鉴定物质化结构（例研究纤维的构成、剖析国外一些新的助剂）。3.作用 分析化学是科学技术的眼睛，是进行科学研究的基础。二、分析方法的分类1.按试样用量u 常量分析 0.1 gu 半微量分析 0.01 0.1 gu 微量分析 0.1 0.01 gu 超微量分析 1 %（质量分数）u 微量成分 0.01 1 %u 痕量成分 20） （n大，n与n-1接近） l 相对标准偏差

2、（变异系数）= 注意：n S的意义每一次测定值与平均值之偏差加以平方，突出大偏差影响，反映数据分散程度。n 测定次数少，用相对平均偏差表示精密度。测定次数多，用标准偏差S或相对标准偏差（变异系数）表示精密度。三、 有效数字及其运算规则 几个易错的地方u 0.0382是三位有效数字。 3600 位数不定，应写成3.600103表示四位有效数字 3.60103表示三位有效数字 3.6103表示二位有效数字u 有效数字是实际上能测到的数字，不是自然数。 例： M1V1=1/2 M2V2 这里2是自然数，非测量所得。u pH=11.20 是两位有效数字取决于小数点后的位数。 这是因为 H+=6.310

3、-12 molL-1 u 误差、偏差一般取12位。u 数字修约规则：四舍六入五成双。l 最后一位数字4 舍去。l 最后一位数字6 进位。l 最后一位数字=53 进位后末位数为偶数，则进位。 舍去后末位数为奇数，则舍去。3 5后面还有数字，则进位。 例：75.576 2.4512.5（5后面还有数字） 83.500984（5后面还有数字） u 加减法原则以小数点后位数最少数字为依据。 例： 0.0121 0.01 25.64 25.64 +） 1.05782 +） 1.06 u 乘除法原则l 最少位有效数字为准（不必按相对误差判断）。l 其它各数先修约为最少位数，再乘除。l 最后结果仍以最少位有

4、效数字表示。l 大于9的大数，按大1位定有效数字。如：9.00（四位），9.83（四位）。u 测量误差l 分析天平称量：0.1mg，差减法：0.2mg。l 滴定管读数：0.01mL，读二次：0.02mg。l 250mL容量瓶：250.0mL。l 25mL移液管：25.00mL。l 50mL滴定管：50.00mL。l 10mL量筒：10mL（不能准确定量）。 l 400mL烧杯：400mL（不能准确定量）。四、平均值的置信区间 1. 平均值的可靠性 u 总体平均值为无限次测定值的平均值。 n 即：= Lim u n，n不可能测无限次。 u ， u 若无系统误差，就是真实值XT 。 讨论：l 当分

5、析结果用平均值 表示时，分析结果是否可靠？l 真值XT或总体平均值所在范围（置信区间）是什么？l XT或落于此范围的概率（置信度）为多少？ （插图） 2. 三个概念 u 置信度P（置信概率）分析结果在某一范围内出现的几率。例：68.3%、95.5%、99.7%叫置信度P。u 置信区间总体平均值所在范围。例：x， 2，x3，分析结果可靠范围。u 概率系数t 某一置信度下的概率系数。 例： t，t=1、2、3，t通过查表可得。3. 置信区间： u 一般将置信度定在90%。 u =（47.600.13）%。 五、可疑数值的取舍Q检验法 可疑数值即异常值。例：某学生测得值10.00%、10.04%、1

6、0.07%、11.00%，显然11.00%与前三个值相差太远，为可疑值。1.可疑值弃舍原则 u 有过失，异常值舍去，再测一次。u 无过失，异常值按Q检法决定取舍。2.Q检法步骤 u 数据从小到大排列，确定异常值。 异常值通常为最大或最小值，排在两端。可以有一个、二个，甚至更多。u 求 。u 查Q值表。u 异常值取舍规律。Q异常值分析结果舍去再测一次，求 Q Q表 不舍Q(接近)Q表 不舍中值例：一组测定值：1.25、1.27、1.31、1.40，试问1.40是否应保留？解： Q表 Q0.90=0.76 Q0.1g（试样重量）。u 主成分分析1%（质量分数）。 滴定分析法包括 u 酸碱滴定法u

7、沉淀滴定法u 络合滴定法u 氧化还原滴定法（动画）2.定义将标准溶液滴加到被测液中，两者定量反应完成，按标准溶液用量和浓度计算出被测物质含量的方法。 B被测物 + T滴定剂 = BT (0.1g, 1%) (标准溶液，浓度已知)u 计量点sp标准溶液与被测物定量反应完全，二者含量相等时这一点叫化学计量点，简称计量点。u 滴定终点ep 按指示剂颜色变化来判断化学计量点，改变颜色的那一点叫滴定终点。u 终点误差Et终点不一定正好是计量点，两者之间的误差叫终点误差。u spep （存在Et）。3.滴定分析的必备条件 u 反应按一定反应方程式进行。u 反应定量进行反应达99.9%以上。u 反应迅速完成

8、加热或加催化剂来加速反应进行。u 能指示计量点l 有适当的指示剂指示终点。l 用仪器确定计量点。满足以上条件，可采用直接滴定法。4.滴定方式 u 直接滴定法u 返滴定法例：返滴定法测定CaCO3。步骤：l 加过量标准溶液（A）HCl。l 用标准溶液（B）NaOH返滴定剩余HCl。 CaCO3(试样)+2HCl总（过量）= CaCl2+CO2+H2O 标液A HCl（剩余部分）+ NaOH = NaCl + H2O 标液A 标液B CaCO3%= 其中： C浓度，molL-1（摩尔浓度）。 摩尔质量（分子量），gmol-1。 V体积，mL，换算成L，可除100。 MS试样重，g。u 置换滴定法例

9、：Cr2O72- + 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O (K2Cr2O7) (KI过量) (置换出I2) I2 + 2S2O32- = S4O62- + 2I- (Na2S2O3) 因为Na2S2O3不能直接滴定K2Cr2O7，但能与I2定量反应，因此K2Cr2O7先与KI反应，定量置换出I2，再用Na2S2O3滴定I2。u 间接滴定法例：Ca2+ CaC2O4 用H2SO4溶解 5C2O42-+2MnO4-+16H+ = 2Mn2+ +8H2O+10CO2 通过KmnO4标液滴定C2O42-，从而间接测定Ca2+。5.基准物质可直接配置或标定标准溶液的物质称基准

10、物质。 u 基准物特点： l 具有一定化学式。 l 纯度 99.9%。 l 稳定性好，不吸湿，不分解。 l 摩尔质量大，减少称量误差。 l 无副反应。 u 常见基准试剂：NaCl、EDTA、Na2CO3、K2Cr2O7、邻苯二甲酸氢钾、Na2C2O4。 6.标准溶液配置方法 标准溶液配置是否准确直接关系到滴定分析结果的准确性，所以它是滴定分析成败的关键。 u 直接配置法配置后就知确切浓度。l 特点：3 在分析天平上准确称量。3 配在容量瓶中。3 用基准试剂配置。3 直接算出确切浓度。l 仪器：3 分析天平。3 容量瓶。3 移液管。u 标定法（间接配置法）浓度需标定。l 特点：3 在台秤上称重。

11、3 配至细口瓶中（用量筒加水）。3 非基准试剂：HCl、NaOH、KmnO4等。3 配后不知确切浓度，需基准试剂标定。l 仪器：3 台秤。3 细口瓶。3 量筒。l 标定用另一种基准试剂来测定标准溶液准确浓度的过程。7.标准溶液浓度表示方法 u 量浓度（简称浓度） u 滴定度 每毫升滴定剂相当于被测物质的质量（g）：T被测组分/滴定剂（g/mL）。例： =0.005000 gmL-1 即：1mL K2Cr2O7滴定剂恰与0.005000g Fe反应，如滴去K2Cr2O721.50mL，则样品中含Fe量为：mFe=0.005000gmL-121.50mL=0.1075g8.滴定分析法计算 u 标准

12、溶液浓度的计算 （1） ：B的mmol数 ：B物质的量 ：B的摩尔质量（即分子量 g/mol）l 反应系数相等的反应，即： T + B=C + D 所以 CTVT=CBVB (2) T：标准溶液（滴定剂） B：被测物l 反应系数不相等的反应，即： tT + bB=cC + dD 所以 CTVT= CBVB CBVB= CTVT （3） 或 称为化学计量数比，也叫摩尔比。3 例1. 2MnO4- +5C2O42-+16H+ = 2Mn2+10CO2+8H2O 3 例2. Cr2O72- + 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O I2 + 2S2O32- = S4O62-

13、 + 2I- 因为一个Cr2O72-生成3个I2，而一个I2与2个Na2S2O7反应， 所以 Cr2O72-：S2O32- = 1：6 即： 6n（K2Cr2O7）= n（Na2S2O3）u 待测组分含量的计算l 求被测物质量。合并（1）与（3）式得： mB为被测物量，V为mL10-3化成L。l 求被测物百分含量 mS为试样质量，B为质量分数，VT为mL10-3化成L。l 滴定度的计算 （g/mL） T为1mL标准溶液，T相当于被测物B之重量。u 应用：估算样品的称取量l 估计样品称取量必须先了解滴定管的读数误差。 因为每次绝对误差为0.01mL，所以2次0.02mL，而标准溶液用量为2040

14、mL， 因此：3 至少20mL：相对误差= （刚符合定量分析要求）3 至多40mL：相对误差= l 估计样品的称取量 设：滴定剂HCl为0.2molL-1 Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 求称取Na2CO3基准物多少克？3 Na2CO3基准物至少称取量：这时VHCl=20mL 3 Na2CO3基准物应称取量：这时VHCl=2040mL VHCl=20mL 0.2g VHCl=40mL 0.4g 所以称取量0.20.4g之间。3 Na2CO3基准物最好称取量：这时 VHCl=3040mL，所以最好在0.30.4g之间。9.滴定分析法误差来源 u 容量仪器误差 分析天平

15、 0.2mg（差减法） 滴定管 0.02mL（读二次，对50.00mL而言） 移液管 25.00mL （停留15秒，视管上刻有“吹”再吹） 容量瓶 250.0mL （不能漏水） 量筒 10mL （不准确） 烧杯 400mL （不准确）u 标准溶液浓度误差常用0.050.2 mol/L标准溶液，精确至四位有效数字。u 终点误差l 指示剂适当（使终点计量点）。l 指示剂量少。l 近终点标液半滴半滴加。l 温度恒定。l 标定与测定实验条件相同消除系统误差。10.化学常识 u 分析化学手册l 第一分册：基础知识与安全知识。l 第二分册：化学分析。l 第三分册：光学分析与电化学分析。l 第四分册：色谱分

16、析。l 第五分册：质谱与核磁共振。u 市售l 浓盐酸：12molL-1。l 浓硝酸：1517 molL-1。l 浓硫酸：18 molL-1。u 化学试剂规格级别名称代号标志颜色一级品优级纯GR绿色二级品分析纯AR红色三级品化学纯CP兰色四级品实验试剂LR（LP）黄色u NaOH配制方法及标定：基准物：邻苯二甲酸氢钾。第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法一、概述1、浓度、活度和活度系数 活度 =riC （ri为活度系数） 离子强度 I=1/2CiZi2 Ci离子浓度；Zi离子电荷数 稀溶液中ri与I之关系德拜休克尔极限公式-logri=0.5Zi2I稀溶液中I很小、ri1 aC二、复杂体系中多相离子平衡

17、的处理方法CaC2O4Ca2+C2O42-HC2O4-H2C2O4a. 写出体系中存在的全部化学反映式b. 写出平衡常数式c. 写出平衡关系式：物料平衡、电荷平衡、质子平衡d. 解方程，求未知值1、三个概念a. 总浓度C=M达平衡时，某物质各种型体浓度之和（moLL-1）b. 分析浓度C一定量溶液中所含浓质数量“总浓度”就是“分析浓度”。（moLL-1）2、物料平衡方程 特点：a. C=M（总浓度=各型体平衡浓度之和）b. 式中含中性分子例1：Cc2o42-=Ca2+=C2O42-+HC2O4-+H2C2O43、电荷平衡方程 特点： a. CA+=CB- 正电荷量（moL）=负电荷量（moL）

18、 b. 不含中性分子 c. nAn+ 多价离子*电荷倍数 d. 同种离子只写一次 e. 含水NH3等 H2O写成H+及OH-例2：AgBr在0.1moLL-1 NH3溶液中解：先写出全部平衡关系式AgBrAg+Br-Ag（NH3）+Ag（NH3）2+NH3H2ONH4+OH-H2OH+OH-电荷平衡Ag+Ag（NH3）+Ag（NH3）2+H+NH4+=Br-=OH-物料平衡CAg+=Br-=Ag+Ag（NH3+）+Ag（NH3）2+例3：Na2S水溶液物料平衡：Cs2-=1/2Na+=S2-+HS-+H2S电荷平衡：Na+H+=2S2-+HS-+OH-4、质子平衡方程 酸碱反映达平衡时，酸失去

19、的质子数=碱得列的质子数，这种质子转移的等衡关系，称为质子平衡（质子条件）。 质子平衡方程简单体系：质子平衡方程=电荷平衡方程 复杂体系：质子平衡方程=物料、电荷：联立而得例1：HAC 质子平衡：H+总=OH-+AC-例2：Na2S2Na+S2-解：物料CS2-=1/2Na+=S2-+HS-+H2S 电荷Na+H+=2S2-+HS-+OH- *代入2S2-+2HS-+2H2S+H+=2S2-+HS-+OH-质子平衡式：H+=OH-2H2S-HS-三、分布分数根号的计算 酸效应系数A.一元弱酸列反映式 HAH+A- 写平衡常数式 KaH+A-/HA 写平衡关系式 CA-=A-+HA 、式代入A-

20、=CA-/A-=A-+HA/A-=1+HA/A- 代入A-=1+H+/KaB.二元弱酸 A2-=1+H+/Ka2+H+2/Ka2Ka1C.n元弱酸 An-=1+H+/Kan+H+2/KanKan-1+H+n/KanKa1 分布分数根号A.一元弱酸的分布分数 A=1/A-=A-/CA-=Ka/H+Ka HA=HA/CHA=H+/H+Ka A-+HA=1B.一元弱碱的分布分数 B+=Kb/Kb+OH- BOH=OH-/Kb+OH- B+BOH=1C.多元酸的根号分布分数 见P3637四、PH的计算酸度H+的浓度（活度）用PH表示浓度酸的分析浓度（总浓度）用moLL-1表示1、强酸、强碱溶液（设浓度

21、为C） 强酸、强碱在水溶液中全部电离 C10-6moLL-1 H+=C PH=-logH+=-logC 10-6C10-8moLL-1 要考虑水中离解出来的H+orOH- 设：强酸HAH+A-质子平衡式H+=A-+OH-=C+Kw/H+H+=C+C2+4Kw/2 C10-8moL-1 例1：求1.00*10-7moLL-1HCEO4的PH值解：10-6C10-8moLL-1 H+=C+C2+4Kw/2=1.00*10-7+（1.00*10-7）2+4*10-14/2=1.00*10-7+2.24*10-7/2=1.67*10-7moLL-1 PH=6.777例2：求0.10moLL-1H2SO

22、4的PH值解：C=0.10 moLL-1 Ka1一级电离充会Ka2=1.0*10-2设HSO5-电离出H+为XHSO4-H+SO42-0.10X X+0.10 XKa2=X(X+0.10)/0.10-X=1.0*10-2X=8.5*10-3moLL-1H+=0.10+8.5*10-3=0.11 moLL-1PH=0.963、盐溶液 思路 A.盐强酸弱减盐：已知Kb 求Ka；强碱弱酸盐：已知Ka 求Kb B.判断是否能用最简公式KaC20Kw C/Ka500KbC20Kw C/Kb500 C.代公式例1：计算0.10 moLL-1 NH4ce溶液的PH值（KNH3=1.8*10-5）解：A.NH

23、4ce强酸弱碱盐已知Kb求KaKa=Kw/Kb=1.0*10-14/1.8*10-5=5.6*10-10B.判断能否用最简公式CKa=0.10*5.6*10-1020KwC/Ka=0.10/5.6*10-10500C代最简公式H+=KaC=5.6*10-10*0.10=7.5*10-6 moLL-1 PH=5.124、多元酸或多元碱溶液只考虑第一级解5、弱酸混合溶液：（两种酸都较弱） 设：一元弱酸HA和HB（离解常数为KHA及KHB） 最简公式：H+=KHA*CHA+KHB*CHB6、两性物质溶液 酸式盐 设：NaH2PO4浓度为C 作为酸：H2PO4-+H2OHPO42-+H3O+ 作为酸：

24、H2PO4-+H2OH3PO4+OH- A.近似公式：H+=Ka1（Ka1（Ka2*C+Kw）/Ka1+C B.当Ka2C20Kw，忽略水解H+=Ka1Ka2*C/Ka1+C C.最简公式：当Ka*C20Kw且C/Ka120 H+=Ka1*Ka2同理：NaH2PO4 H+=Ka1*Ka2 NaH2PO4 H+=Ka2*Ka3 弱酸弱碱盐（只讨论酸碱组成比为1:1）注：1、对于酸碱组成比不为1:1的弱酸碱盐，本课程不作要求。 2、2.4节对数图解法也不作要求。五、酸碱缓冲液 1、缓冲溶液PH值计算 在酸性中用弱酸及其共轮碱组成 在碱性中用弱碱及其共轮酸组成 强酸、强碱做冲溶液 PH2强酸；PH强

25、碱； 高浓度加少量酸碱不会使酸碱性变化太大但不抗稀释。 标准缓冲溶液由两性物质组成2、缓冲溶液选择原则 无干扰 PHPka，POHPKb 缓冲容量足够大a.当外加酸碱较少时，PH（变化）0.4时，用近似公式：=b/PH=-a/PH式中：a减少1个PH单位，加入强酸的摩尔浓度 b增加1个PH单位，加入强碱的摩尔浓度b.缓冲容量大，缓冲效果好，通常：C，缓冲组分比=1:1 最大，比时PH=Pka；POH=PKb总之缓冲液不能随意稀释，不能加太大量的酸碱，加缓冲液的量要足够，否则失去缓冲作用，书上“缓冲指数”不作要求。六、酸碱指示剂：1、指示剂变色原理酸碱指示剂本身是弱的“有机酸”或弱的“有机碱”，

26、PH改变，它的结构随之改变，从而引起颜色改变。2、变色点与变色范围 变色点In-/HI2=1，PH=Pka为变色点，即酸色=碱色，显示中间颜色的点。 变色范围原则上PH=PK1，但人眼辨色有局限，须按实际观察而定。3、指示剂使用注意事项 适量酸碱指示剂本身也是弱酸弱碱，会消耗标准溶液，使结果偏差。且用量过多，颜色太深，不利观察。 标定与测定用量一致减少系统误差 减少误差变色范围浅深，易于观察。 采用混合指示剂颜色互补，使变色敏锐。实质：变色范围减小，过渡色消失，变色明显。七、一元酸碱的滴定曲线与指示剂的选择 强碱滴定弱酸1、滴定曲线滴定前：溶液是HPC（弱酸）化学计量点前：设加入NaoH19.

27、98ml（不是-0.1%）NaoH+HACNaoH+H2OHACNaAC缓冲液化学计量点：生成NaAC是强碱弱酸盐已知Ka，求KbKb=Kw/Ka=1.0*10-14/1.8*10-5=5.6*10-10C=0.1000/2=0.05000moLL-1体积增大一倍，40.00ml 浓度减小一半C*Kb20KwC/Kb=0.05000/5.6*10-10=8.9*107500用最简公式OH-=Kb*C=0.05000*5.6*10-10=5.3*10-6moLL-1POH=5.28 PH=8.72化学计量点后：设加NaoH20.02mL（+0.1%）总之：NaoH加入量从19.98mL20.02

28、mL（0.04mL）PH变化7.749.70，这一实变值叫“PH实沃”即该滴定曲线的实沃范围。2、PH值“实沃范围”化学计量点前后0.1%相对误差范围内，溶液PH值的变化。 选择指示剂原则指示剂变色点PH=PKHIn在实沃范围内。 酸碱滴定可行性：C*Ka10-8 强碱能用指示剂准确滴定弱酸C*Kb10-8 强碱能用指示剂准确滴定弱碱八、多元酸的滴定1、多元酸分步滴定原则：（以二元酸为例）C*Ka10-8（判断有无实沃，能否准确滴定）Ka1/Ka2105（判断能否分步滴定）分三种情况： C*Ka110-8；Ka1/Ka2105；第一级有一个实沃，且能准确滴定。 C*Ka210-8 第二级也有一

29、个实沃，且能准确滴定 C*Ka110-8；Ka1/Ka2105；第一级能准确滴定。 C*Ka210-8 第二级不能准确滴定 C*Ka110-8；C*Ka210-8 ；Ka1/Ka2105两个实沃混在一起，不能分步滴定，只能准确滴出总量。2、多元酸化学计量点PH值计算 多元酸滴定曲线计算较复杂，不作要求，只要求会算化学计量点PH值，以便选指示剂。九、多元碱的滴定1、分步滴定原则：C*Kb10-8；Kb1/Kb21052、化学计量点时PH值计算十、混合碱分析双指示剂法（加入二种指示剂指示终点）1、第一种Na2CO3+NaOH 第一化计点：NaOH+HCL=NaCL+H2O；Na2CL3+HCL=N

30、aCL 第二化计点： Na2CL3+HCL=NaCL+H2CO32、第二种NaCL3+H2CO3 第一化计点：Na2CL3+HCL= Na2CL3 + NaCL 第二化计点：Na2CL3+HCL=NaCL+H2CO3 第三章 络合滴定法 一、概述1、 EDTA的分析特性（1） 络合滴定法：M阳离子+螯合剂-螯合物（2） EDTA的性质：A：EDTA是四元弱酸，用H4Y表示羧酸上的两个H+会转移到N上，形成“双极离子”，两边各带一个负号“-”当酸度较高时，两个羧酸可以再接受H+，形成H6Y2+， EDTA相当于六元酸，但不是六元酸。B：只有Y4-能与阳离子（金属离子）络合pH1 11.6 1.6

31、2 2.02.7 2.76.2 6.210.2 10.2 当pH12时，几乎完全是Y4- pH愈大，EDTA络合能力愈大，见p91图3-1C：EDTA与金属离子都形成11络合物不存在分步络合问题，直接计算方便（没有系数）D：络合物的稳定常数（形成常数）M + Y = MY绝对稳定常数注：（1）、Y=Y4-，不包括EDTA其他存在形式 （2）、KMY愈大，络合物愈稳定 （3）、K不稳=1/K稳E：影响络合物稳定性的主要因素u 酸度H+，稳定性u 其他络合剂存在，稳定性u 其他还有溶液离子强度、电荷数、滴定温度（30最佳）等影响因素2、 溶液中各级络合物的分布（1） 累积稳定常数M + L = M

32、L副反应系数（形式同酸效应系数） （1）叫累积稳定常数。P324表8查lg值。（2） 分布分数物料平衡 （2）（2）M说明：p90形成反应与质子化常数与离解常数互为倒数与K稳，K不稳关系一样二、副反应系数和条件稳定常数1、 酸效应与酸效应系数左移，络合物分解，稳定性下降随H+上升，Y4-下降，MY2-分解络合物稳定性下降 注：（1）、pH1，有酸效应； pH12， =1，无酸效应，EDTA络合能力最强； （2）、共存离子效应 ，不作要求。 （3）、n元酸2、 络合效应与络合效应系数3、 络合物MY的副反应（1）、混合络合效应：pH较小时，生成酸式络合物MHY lg混pH较大时，生成碱式络合物M

33、（OH）Y（2）、水解效应M(OH) , M(OH)2但上述两类影响小，可忽略。4、 条件稳定常数KMY 是针对反应校正后的实际稳定常数，它考虑了酸效应，络合效应这些副反应的影响，真实的反映了溶液中的实际情况，常用对数表示：三、络合滴定的计算及金属离子缓冲溶液1、 络合滴定结果计算2、 金属离子缓冲液金属络合物ML+过量络合剂L=1：1（1）、缓冲原理当M，ML离解M+L，使M PM恒定 当M ，M过量 +LML，使M （2）、计算公式四、金属离子指示剂In一种显色剂（有机络合剂）1、 作用原理一开始： 颜色甲 颜色乙达化计点： 不稳定 稳定 颜色甲指示点要求：KMInKMY，EDTA不能置换

34、MIn中的M，无终点。（2）、指示剂的僵化现象MIn成胶体或沉淀与EDTA置换作用慢，终点拖长（有终点）4、 常用金属指示剂（1）、络黑T红色 兰色 橙色cpH 12一般MIn为红色In指示剂本身不能红色MIn色In色 用氨缓冲液调pH=10，终点红兰。（2）、钙指示剂适合pH=813用，终点红兰。五、水硬测定方法 水中含Ca盐和Mg盐u 钙硬Ca盐所形成水硬度u 镁硬Mg盐所形成水硬度u 总硬钙硬与镁硬总和1、 测定步骤（1）、配制EDTA标准溶液直接法配制准确称取1.0g（准确至小数点后四位）EDTA于200ml烧杯中，加水溶解，稀至250ml容量瓶中。（2）、未知溶液另交一只250ml容

35、量瓶，贴上标签，写上自己学号，老师发20ml左右未知液，稀至刻度（小心！用滴管加水至刻度线）（3）、测总硬吸25.00ml试样，用氨缓冲液调pH=10，此时溶液中Ca2+，Mg2+共存，铬黑T指示剂酒红 （EDTA） 兰色为终点（4）、测钙硬另吸25.00ml试样，用NaOH调pH=1213酒红 兰为终点注：a、准确讲终点应是CaY2-与HIn3-颜色之混合色b、lgKCaIn2-=5.58，lgKCaY2-=10.69lgKMYKMIn，能准确指示终点 化计点后：没EDTA过量0.020ml（+0.1%）2、 影响滴定突跃的主要因素（1）、KMY ，突跃范围大（2）、M，突跃范围大3、 准确

36、滴定判别式酸碱滴定：cKa10-8络合滴定： 当 =0.010mol/LlgKMY8 4、 分别滴定的判别式设 被测离子M：KMY 干扰离子N：KNY规定：（1）、 （1）（2）、经验公式 （2）（3）、 5、 单一离子络合滴定酸度控制（1）、酸效应曲线（p98图3-5）此曲线也叫林邦曲线第一行横坐标pHlgKMY曲线第二行横坐标pHlgYH曲线上下数值差8个单位应用：A、 查出滴定的最低pH：例：测Fe3+：pH1.2B、 控制酸度，分别滴定混合离子中各组分含量（2）、计算滴定的最低PH准确滴定判别式 A、无其他副反应，且B、有副反应时，或 6、 多种离子共存，滴定酸度控制的方法设被测离子为M，干扰离子为N， 六、提高络合滴定选择性的途径1、 控制酸度，分别滴定共存离子 2、 利用掩蔽剂消除干扰可选择合适掩蔽剂，掩蔽干扰离子（1）、络合掩蔽法（2）、沉淀掩蔽法（3）、氧化还原掩蔽法3、 利用解蔽的方法解蔽掩蔽某一离子，进行滴定后，使用解蔽剂，再释放出被掩蔽的离子，对它进行