分析化学知识点总结82241(33页).doc

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1、-分析化学知识点总结82241-第 33 页第一章 绪论第一节 分析化学及其任务和作用定义：研究物质的组成、含量、结构和形态等化学信息的分析方法及理 论的科学，是化学学科的一个重要分支，是一门实验性、应用性很强的学科第二节 分析方法的分类一、按任务分类 定性分析：鉴定物质化学组成（化合物、元素、离子、基团） 定量分析：测定各组分相对含量或纯度 结构分析：确定物质化学结构（价态、晶态、平面与立体结构）二、按对象分类：无机分析，有机分析三、按测定原理分类（一）化学分析 定义：以化学反应为为基础的分析方法，称为化学分析 法.分类： 定性分析 重量分析：用称量方法求得生成物W重量 定量分析 滴定分析：

2、从与组分反应的试剂R的浓度和体积求得组分C的含量 反应式：mC+nRCmRn X V W特点：仪器简单，结果准确，灵敏度较低，分析速度较慢，适于常量组分分析（二）仪器分析：以物质的物理或物理化学性质为基础建立起来的分析方法。仪器分析分类：电化学分析 (电导分析、电位分析、库伦分析等）、光学分析 （紫外分光光度法、红外分光光度法、原子吸收分光光度核磁共振波谱分析等）、色谱分析（液相色谱、气相色谱等）、质谱分析、放射化学分析、流动注射分析、热分析特点：灵敏，快速，准确，易于自动化，仪器复杂昂贵，适于微量、痕量组分分析四、按被测组分含量分类-常量组分分析：1%；微量组分分析：0.01%1%；痕量组分

3、分析；0.1g 10ml 半微量 0.10.01g 101ml 微量 100.1mg 10.01ml 超微量分析 Q表，则舍去可疑值，否则应保留。该方法计算简单，但有时欠准确。第三章 滴定分析法概论 - 章节小结一、主要内容1基本概念化学计量点：滴定剂的量与被测物质的量正好符合化学反应式所表示的计量关系的一点。滴定终点：滴定终止（指示剂改变颜色）的一点。滴定误差：滴定终点与化学计量点不完全一致所造成的相对误差。主要误差，减小滴定误差选择合适的指示剂标准溶液：浓度准确已知的试剂溶液。常用作滴定剂。基准物质：可用于直接配制或标定标准溶液的物质。 基准物质具备的条件：1.组成与化学式相符;2.具有较

4、大的摩尔质量;3.纯度高;4.性质稳定 常用的基准物质有、KHC8H4O4 （碱） 、Na2B4O710H2O（硼砂 酸）, CaCO3（EDTA） K2Cr2O7 （还原剂） H2C2O42H2 O（碱和高锰酸钾）O、Zn（EDTA） 等 标定：用基准物或另一种已知浓度的标准溶液来滴定；标准溶液的配制：直接法（准确称取基准物，溶解后准确稀释成一定的体积。）和间接法（1.先配置近似浓度溶液2. 用基准物或另一种已知浓度的标准溶液标定，3. 计算），滴定度：有两种：（TA：以每毫升标准溶液中所含溶质的质量表示，例如0.003646g/ml,表示每毫升HCL溶液中含HCL的质量为0.003646g

5、。：表示每毫升标准溶液相当于被测物质的质量，例如：NaOHHCL=0.003646g/ml,表示每毫升NaOH标准溶液恰好可以和0.003646HCL反应。标准溶液的表示方法：1.物质的量浓度（）；质量浓度（w=m/V）；3.质量百分数和体积百分数）.滴定分析的特点和滴定分析对反应的要求 (特点: 1.准确度高；2.仪器简单，操作简单，成本低；3.速度慢；4.灵敏度低；5.只适用于常量组分分析； 要求: 1.无副反应；2.需定量完成（）；反应要迅速；有确定终点的方法)常用的滴定方法1.直接滴定法；用标准溶液直接滴定被测物质。 2.间接滴定法； 当反应较慢或被测物是固体时，可先加入过量的标准溶液

6、，待反应完成后， 再用另一种标准溶液滴定剩余的第一种标准溶液。3.置换滴定法；先用适当试剂与待测组分反应，使其定量地置换成另一种物质，再用标准溶液滴定这种物质4.返滴定法:不能与滴定剂直接反应的物质，有时可以通过另外的化学反应，以滴定法间接进行测定2基本理论（1）酸碱反应实质是质子的转移，以酸给出1摩尔的质子和碱接受1摩尔的质子的粒子或粒子的特地的组合作为基本单元（2）氧化还原以氧化剂得到1摩尔电子和还原剂失去1摩尔电子的粒子或粒子的特定组合作为基本单元（3）沉淀反应带单位电荷的粒子和粒子的特定组合作为基本单元（4）配位反应把一份子EDTA进行配位的粒子作为基本单元3基本计算（1）滴定分析的化

7、学计量关系：tT + bB = cC + dD，nT/nB=t/b（2）物质的量的浓度CB=nB/V（3）标准溶液的标定：（两种溶液）（B为固体基准物质）（4）被测物质质量：（5）有关滴定度计算（CB=nB/V; nB=mB /MB; mB= CB. MB. VB ; TA/B=b/a(CA.MB); mB= TA/BVA ; TT=mT/VT ; TA/B=mB/VT) 二、重点和难点（一）滴定分析本章介绍了各种滴定分析过程和概念、滴定曲线和指示剂的一般性质。在学习滴定分析各论之前，本章能起到提纲挈领的作用；在学习各论之后，它又是各章的总结。有关问题有待在其后各章的学习中加深理解。滴定曲线是

8、以加入的滴定剂体积（或滴定百分数）为横坐标，溶液中组分的浓度或其有关某种参数（如pH、电极电位等）为纵坐标绘制的曲线。滴定曲线一般可以分为三段，其中在化学计量点前后0.1%（滴定分析允许误差）范围内，溶液浓度或性质参数（如酸碱滴定中的pH）的突然改变称为滴定突跃，突跃所在的范围称为突跃范围。一般滴定反应的平衡常数越大，即反应越完全，滴定突跃就越大，滴定越准确。虽然大部分滴定（酸碱滴定、沉淀滴定、配位滴定）曲线的纵坐标都是溶液中组分（被测组分或滴定剂）浓度的负对数，但为了把氧化还原滴定（以溶液的电极电位为纵坐标）包括在内，因而选用某种“参数”为纵坐标。还应当指出，本章描述的只是滴定曲线的一种形式

9、，即随着标准溶液的加入，“参数”（如pH）升高。实际还有与此相反的滴定曲线，如以酸标准溶液滴定碱时，随着酸的加入，溶液的pH值降低。（二）滴定分析计算滴定分析计算是本章的重点，本章学习的计算公式，可用于各种滴定分析法。1滴定分析计算的一般步骤正确写出滴定反应及有关反应的反应方程式。找出被滴定组分与滴定剂之间的化学计量关系（摩尔数比）。根据计算关系和有关公式进行正确计算。2滴定分析计算应注意的问题（1）找准化学计量关系：反应物之间的计量关系是滴定分析计算的基础。对于比较简单的一步反应，由反应式即可看出计量关系。对于步骤比较多的滴定分析，如返滴定、置换滴定和间接滴定，则需逐步分析各反应物间的计量关

10、系，然后确定待分析组分与标准溶液间的计量关系。（2）各物理量的单位（量纲）：一般，质量m的单位为g，摩尔质量M的单位为g/mol，n的单位为mol，体积V的单位为L，但在滴定分析中常以ml为单位，因此计算时需将ml转换成以L为单位，或将g转换成以mg为单位。（3）摩尔数比和物质的量相等两种方法的比较：因为物质的量浓度与物质的基本单元密切相关，因此进行滴定分析计算时要特别注意物质的基本单元。教材采用摩尔数比的计算方法，在此方法中，物质的基本单元就是反应方程式中的分子式，其摩尔质量就是通常的分子量，反应物之间的摩尔数比就是反应式中的系数之比。如果采用物质的量相等（等物质的量）的方法进行计算，即计量

11、点时两反应物的物质的量相等，则需要注意，这时物质的基本单元要根据具体化学反应来决定，一般来说，在酸碱滴定中得失一个质子的单元或氧化还原滴定中得失一个电子的单元为基本单元。第四章 酸碱滴定法 - 章节小结 1基本概念 滴定突跃和突跃范围：在化学计量点前后0.1%，溶液浓度及其相关参数发生的急剧变化为滴定突跃。突跃所在的范围称为突跃范围。指示剂：滴定分析中通过其颜色的变化来指示化学计量点到达的试剂。一般有两种不同颜色的存在型体。指示剂的理论变色点：指示剂具有不同颜色的两种型体浓度相等时，即In=XIn时，溶液呈两型体的中间过渡颜色，这点为理论变色点。指示剂的变色范围：指示剂由一种型体颜色变为另一型

12、体颜色时溶液参数变化的范围。混合指示剂：两种或两种以上指示剂相混合，或一种指示剂与另一种惰性染料相混合。利用颜色互补原理，使终点颜色变化敏锐。滴定反应常数（Kt）：是滴定反应平衡常数。强碱（酸）滴定强酸（碱）：Kt1/Kw1014；强碱（酸）滴定弱酸（碱）：KtKa(b) /Kw。Kt值越大，该滴定反应越完全，滴定突跃越大。滴定曲线：以滴定过程中溶液pH值的变化对滴定体积（或滴定百分数）作图而得的曲线。滴定突跃：化学计量点附近（0.1%）pH的突变。滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据。酸碱指示剂的选择原则：指示剂的变色范围要全部或至少有一部分落在滴定突跃范围内。滴定误差：滴定终点与化学计量点不

13、一致引起的误差，与指示剂的选择有关。酸：能给出质子的物质碱：能接受质子的物质两性物质：既能给出也能接受质子的物质共轭酸碱对：酸(HA)失去质子变为碱(A-), 碱A-得到质子形成酸(HA), 这种酸与碱的共轭关系称为共轭酸碱对酸碱反应的实质是质子的转移溶剂的质子自递反应：一分子溶剂作为碱接受一分子溶剂作为酸给出的质子，这种发生再溶剂分子见的质子转移反应称为溶剂的质子自递反应酸碱的强度：在水溶液中，酸碱的强度决定于酸将质子给予水分子或碱从水分子中获取质子的能力。可用其平衡常数 Ka或 Kb的大小来衡量。Ka值越大，酸的酸性越强，离解程度越大，给出质子的能力越强；Kb值越大，碱的碱性越强，离解程度

14、越大，得到质子的能力越强酸碱指示剂的变色原理：酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其酸式和其共轭碱式有不同颜色，当溶液PH值改变时，指示剂共轭酸碱对发生互相转变，由于结构上的变化从而引起颜色变化。指示剂的变色范围及其影响因素：弱酸性指示剂变色范围：pkhin-1PKhin+1,弱碱性指示剂变色范围:14-PK(in-)-114-PK(in-)+1影响因素：1 指示剂用量 2溶液温度 3离子强度 4溶剂 5滴定程序影响滴定突跃范围大小的因素：溶液浓度，溶剂自身离解常数2基本原理（1）酸碱指示剂的变色原理：指示剂本身是一类有机弱酸（碱），当溶液的pH改变时，其结构发生变化，引起颜色的变化而指示滴定

15、终点。酸碱指示剂的变色范围：pHpKHIn1；理论变色点：pHpKHIn（2）选择指示剂的原则：指示剂变色的pH范围全部或大部分落在滴定突跃范围内，均可用来指示终点。（3）影响滴定突跃范围的因素：酸（碱）的浓度，ca(b)越大，滴定突跃范围越大。强碱（酸）滴定弱酸（碱），还与Ka(b)的大小有关。Ka(b)越大，滴定突跃范围越大。（4）酸碱滴定的可行性：强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）：ca(b)Ka(b)10-8，此酸、碱可被准确滴定。多元酸（碱）：ca1(b1)Ka1(b1)10-8，ca2(b2)Ka2(b2)10-8，则两级离解的H+均可被滴定。若Ka1(b1)/Ka2(b2)105，则可

16、分步滴定，形成二个突跃。若Ka1(b1)/Ka2(b2)105，则两级离解的H+（OH-）被同时滴定，只出现一个滴定终点。若ca1(b1)Ka1(b1)10-8，ca2(b2)Ka2(b2)10-8，则只能滴定第一级离解的H+（OH-）。（5）溶质在溶剂SH中的表观酸（碱）常数：熟悉：各种类型的酸碱滴定法：强碱滴定弱酸，强酸滴定弱碱，多元酸的滴定，碱量法，酸量法几种常用指示剂的变色范围及颜色变化情况：指示剂 变色范围 变色点 酸式颜色 碱式颜色甲基红 4.46.2 5.1 红 黄甲基橙 3.14.4 3.5 红 黄酚酞 8.010.0 9.1 无 红三、滴定突跃与指示剂选择一、（1）影响滴定突

17、跃范围的因素： 对于强酸强碱，溶液浓度越大，突跃范围越大，可供选择的指示剂愈多；浓度越小，突跃范围越小，可供选择的指示剂就越少。当突跃范围小于0.4PH时（C=10-4mol/L）就没有合适的指示剂了。 对于弱酸弱碱的滴定，浓度越大、离解常数越大，则突跃范围就越大，反之则越小。当突跃范围减小至约0.4PH时（CK=10-8），指示剂就不合适了。（2）指示剂的选择 强酸强碱的滴定，计量点时溶液呈中性，突跃范围横跨酸性区和碱性区，突跃范围较大，酸性范围内和碱性范围内变色的指示剂都可以考虑选用。 强碱滴定弱酸，计量点时溶液呈弱碱性，突跃范围较小，位于碱性区，碱性范围内变色的指示剂可以考虑选用。 强酸

18、滴定弱碱，计量点时溶液呈弱酸性，突跃范围较小，位于酸性区，酸性范围内变色的指示剂可以考虑选用。 强酸强碱准确滴定的条件： 一元弱酸弱碱准确滴定的条件： 多元酸或碱的分布: 混合酸的分布条件:(二)一元弱酸强碱的滴定1. 滴定曲线 现以NaOH滴定一元弱酸HAc为例：设HAc为浓度 Ca0.1000mol/L,体积Va 20.00ml；NaOH的浓度 Cb0.1000mol/L，滴定时加入的体积为Vb ml， 滴定反应：HAc+OH-=H2O+Ac-滴定反应常数： 滴定开始前 （%）4.307.009.70酚酞甲基红甲基橙强酸、强碱的滴定曲线用标准HCl滴定NaOH指示剂：甲基橙用标准NaOH滴

19、定HCl指示剂：酚酞 滴定开始至化学计量点前 当Vb=19.98 ml 即相对误差为0.1时， 化学计量点 化学计量点后 由于过量NaOH的存在，抑制了Ac 的水解，溶液的pH值仅由过量的NaOH的量和溶液体积来决定，其计算方法与强碱滴定强酸相同。 当Vb=20.02 ml 即相对误差为+0.1时，（三）多元酸碱的滴定1. 多元酸的滴定多元酸准确（分步）滴定的条件： 当CaKai 10-8时，第 i 级离解的H不能准确滴定，没有滴定突跃 当CaKai 10-8时，若Kai/Kai+1 104,则第 i 级离解的H可以准确滴定，有滴定突跃; 若Ka/Kai+1 20OH-、cb20H+，用最简式

20、： 4 酸碱滴定中CO2的影响及消除1、CO2的来源 1）水中溶解CO2 2）试剂中有CO32- 3）保存NaOH标液吸收 4）滴定过程吸收2 ， CO2对滴定的影响取决于滴定终点的PH值 : 酚酞为指示剂时，粉红色半分钟不褪为终点; H2CO3分解慢, 用甲基橙为指示剂时剧烈摇动 3、CO2影响的消除（1）标定前吸收CO2 标定和测定尽量使用相同指示剂。（2）标定后吸收CO2 酚酞 终点碱性 pH=9.1 HCO3-存在 （有影响） 甲基橙 终点酸性 pH=3.4 CO2 存在 （不影响）（3）水中CO2 所用纯净水应事先煮沸，以除去CO2;（4）配制NaOH标液 先配制成(NaOH) =

21、50% 的浓溶液，放置待Na2CO3沉淀后，吸取上层清夜冲稀；（5）标液保存 存于带碱石灰干燥管和虹吸管的容器中。久置后应重新标定； 第五章 沉淀滴定法 一、 沉淀滴定法基础：沉淀反应 二、沉淀滴定反应的条件 1、沉淀的组成要恒定 2、沉淀溶解度小，不易形成过饱和溶液，吸附小 3、有适当的指示剂 4、反应快三、 银量法1铬酸钾指示剂法是用K2Cr2O4作指示剂，在中性或弱碱性溶液中，用AgNO3标准溶液直接滴定Cl-（或Br-）。根据分步沉淀的原理，首先是生成AgCl沉淀，随着AgNO3不断加入，溶液中Cl-浓度越来越少，Ag+浓度则相应地增大，砖红色Ag2CrO4沉淀的出现指示滴定终点。应注

22、意以下几点：（1）必须控制K2Cr2O4的浓度。实验证明，K2Cr2O4浓度以510-3mol/L左右为宜。（2）适宜pH范围是6.510.5。（3）含有能与CrO42-或Ag+发生反应离子均干扰滴定，应预先分离。（4）只能测Cl-、Br-和CN-，不能测定I-和SCN-。2、滴定条件（1）酸度 pH=6.510.0 （中性或弱碱性） 有NH4+ pH=6.57.2 pH10.0：2Ag+ +OH-=Ag2O pH7.2: OH-+ NH4+ = NH3 +H2O AgCI +2NH3 = Ag(NH3)2+ (2)去干扰 去与Ag+ 反应的：SO32-，PO42-，与CrO42-反应的：Ba

23、2+，Pb2+, 水解离子：Fe3+，有色离子：Cu2+，Co2+ ，Ni2+。（3）临近终点剧烈摇动：使吸附少3、适用范围 （1）直接法 测Cl -,Br 及总量，不能测I-，SCN-（吸附强）（2）间接法 （返滴定法测Ag+） Ag+ + Cl- = AgCl+ Cl- Ag+ 测 标液1 标液1 标液2 （过量） （剩余）4铁铵钒指示剂法是以KSCN或NH4SCN为滴定剂，终点形成红色FeSCN2+指示终点的方法。分为直接滴定法和返滴定法两种：（1）直接滴定法是以NH4SCN（或KSCN）为滴定剂，在HNO3酸性条件下，直接测定Ag+。（2）返滴定法是在含有卤素离子的HNO3溶液中，加入

24、一定量过量的AgNO3，用NH4SCN标准溶液返滴定过量的AgNO3。用返滴定法测定Cl-时，为防止AgCl沉淀转化，需在用NH4SCN标准溶液滴定前，加入硝基苯等防止AgCl沉淀转化。吸附指示剂法是以吸附剂指示终点的银量法。为了使终点颜色变化明显，要注意以下几点：（1）沉淀需保持胶体状态。（2）溶液的酸度必须有利于指示剂的呈色离子存在。（3）滴定中应当避免强光照射。（4）胶体颗粒对指示剂的吸附能力应略小于对被测离子的吸附能力。 2、滴定条件 (1)强酸 H+=0.11 酸性弱，Fe3水解，影响终点观察。 （0.01mol/LFe3开始生成Fe(OH)3的pH=1.82， 沉淀完全的pH=2.

25、82。）(2)剧烈摇动 由于AgSCN严重吸附Ag+，所以滴定过程要剧烈摇动，使吸附的Ag+被释放。 3、 适用范围 （1）直接法测Ag+（2）间接法测 Cl -, Br，I- (返滴定法) 测Cl -+ Ag+标1（过量）=AgCl+Ag标1（余）SCN-标2 实际用SCN-标2滴到AgCl+Ag标1（余）中存在沉淀转化： AgCl+ SCN- = AgSCN+ Cl- 沉淀转化原则：不同类型 s 大的 小的转化； 同类型 大的 小的转化。 发生沉淀转化，产生负误差。消除误差的方法： 分离AgCl（有损失） 加硝基苯（有毒）掩蔽 临近终点快滴轻摇（要求不高）莫尔法佛尔哈德法法扬司法指示剂K2

26、Cr2O4Fe3+吸附指示剂滴定剂AgNO3NH4SCN或KSCNCl-或AgNO3滴定反应2Ag+Cl-=AgClSCN-+Ag+=AgSCNCl-+Ag+=AgCl终点指示反应2Ag+CrO42-=Ag2Cr2O4（砖红色）SCN-+Fe3+=FeSCN2+（红色）AgClAg+FIn-= AgClAg+FIn-（粉红色）滴定条件（1）pH=6.510.5（2）5%K2CrO41ml（3）剧烈摇荡（4）除去干扰（1）0.11mol/LHNO3介质（2）测Cl-时加入硝基苯或高浓度的Fe3+（3）测I-时要先加AgNO3后加Fe3+（1）pH与指示剂的Ka有关，使其以FIn-型体存在（2）加

27、入糊精（3）避光（4）F指示剂F离子测定对象Cl-、CN-、Br-直接滴定法测Ag+；返滴定法测Cl-、Br-、I-、SCN-、PO43-和AsO43-等Cl-、Br-、SCN-、SO42-和Ag+等第五章 配位滴定法 - 章节小结1概述1、反应基础：配位反应 Mn+nL=MLn (本章L：EDTA)2、 用于配位滴定的配位反应具备条件（1）生成配合物（complex）稳定（稳定常数足够大）;（2）配合物配位比（coordination）恒定;（3）反应速度快；有适当的方法指示终点;（4）生成配合物可溶于水。 无机配位剂:NH3等，不稳定，分级配位，没有合适的指示剂，一般不用。3、配位剂 有机

28、配位剂:主要是氨羧配位剂，常用EDTAEDTA结构式乙二胺四乙酸特点（1）双极分子 （2）分子H4Y （3）酸性 H4Y H6Y2- (4) Y4-起配位作用一、 EDTA的性质与离解1、EDTA的性质(1) EDTA：白色无水结晶粉末，难溶于水(0.02g/100mL)，易溶于氨水和氢氧化纳溶液中。(不适合作标液)(2)EDTA二钠盐（Na2H2Y2H2O）：白色结晶粉末，易溶于水（11.1g/100mL，相当于0.3mol/L ）, pH约为4.4，弱酸性。(适合作标液)H6Y2+H5Y+H4YH3Y-H2Y2-HY3-Y4- 分析中一般配成0.010.02mol/L的溶液。 pH小于 1

29、， H6Y * pH 2.676.16 H2Y pH 大于10.2 Y4-（1）pH，EDTA配位能力（2）pH12时EDTA几乎完全以Y4形式存在，配位能力最强，因此配位滴定一般都在强碱性溶液中进行。二、EDTA的金属螯合物1、普遍性，EDTA几乎能与所有的金属离子形成配合物， 且是环状螯合物。2. 配位比简单1：1，且无分级配位现象。3. 配位反应完全，配合物非常稳定。4. 配合物易溶于水。EDTA与金属离子形成的配合物MYn-4一般都带电荷，是极性的，所以易溶于水。5.颜色特点：M无色形成MY也无色，M有色形成MY色更深副反应对配位滴定的影响一、配合物的绝对稳定常数（稳定常数）和累积稳定常数M + Y = MY 式中： 为一定温度时金属EDTA配合物的稳定常数，此值越大，配合物越稳定；M为未参加配位反应的金属离子浓度；MY为生成的配合物浓度；Y为未参加配位反应的配位剂浓度。二、配位反应的副反应和副反应系数