分析化學(xué)高職PPT完整全套教學(xué)課件

分析化學(xué)緒論定量分析中的誤差滴定分析法酸堿滴定法配位滴定法氧化還原滴定法重量分析法和沉淀滴定法紫外-可見吸光光度法電勢分析法原子吸收光譜法氣相色譜法高效液相色譜法物質(zhì)分析的基本思路分析化學(xué)實驗基本知識分析化學(xué)實驗項目操作全套可編輯PPT課件

第一章緒論

分析化學(xué)包括定性分析和定量分析兩部分。定性分析的任務(wù)是鑒定物質(zhì)所含組分的種類（元素、原子團或化合物等），定量分析的任務(wù)是測定物質(zhì)中各組分的相對含量。如果所要分析的物質(zhì)的成分是未知的，那么在進行定量分析之前就要先作定性分析，因為定量分析方法的選擇在很大程度上是依賴于物質(zhì)的已知成分。一般情況下，樣品的組成是已知的，因此在本書中不討論定性分析。定性分析、定量分析、結(jié)構(gòu)分析和形態(tài)分析一、

常量組分分析、微量組分分析和痕量組分分析二、根據(jù)試樣的用量和操作規(guī)模不同，可將分析方法分為常量分析法、半微量分析法、微量分析法和痕量分析法。各種方法所需試樣量如表1-1所示。待測兩點間平緩無障礙時的定線方法表1-1各種分析方法的取樣量第一章緒論

化學(xué)分析法和儀器分析法三、化學(xué)分析法1.（1）重量分析法重量分析法是通過物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)前后的稱重來測定被測組分含量的方法。例如,沉淀重量法即是將一定量被測試樣制成溶液后，利用適當(dāng)?shù)某恋矸磻?yīng)使之生成難溶性沉淀，經(jīng)過濾、洗滌、干燥或灼燒,最后稱量沉淀的重量，求出被測組分的含量。第一章緒論

（2）滴定分析法滴定分析法是將被測試樣制成溶液后，滴加已知濃度的試劑溶液（稱標(biāo)準(zhǔn)溶液或滴定液），然后根據(jù)反應(yīng)完全時所消耗滴定液的體積，計算被測組分的含量。本書重點介紹酸堿滴定法、配位滴定法、沉淀滴定法、氧化還原滴定法。化學(xué)分析法歷史較久，所用儀器簡單、操作方便、結(jié)果準(zhǔn)確、應(yīng)用范圍廣泛，是分析化學(xué)的基本方法。但是，化學(xué)分析法的應(yīng)用也有一定的限度，如對于試樣中極微量的雜質(zhì)定性或定量分析往往不夠靈敏；對于快速分析的要求也常常不能滿足。為了滿足靈敏和快速分析的要求，需用儀器分析法。第一章緒論

儀器分析法2.（1）光學(xué)分析法常用的光學(xué)分析法有比色分析法和分光光度法。比色分析法是利用有色物質(zhì)的濃度和光學(xué)性質(zhì)的關(guān)系，即根據(jù)有色溶液顏色的深淺來測定物質(zhì)含量的方法，所用儀器為光電比色計；分光光度法是利用物質(zhì)的吸收光譜做定性、定量分析的分析方法，所用儀器為分光光度計。第一章緒論

（2）電化學(xué)分析法電化學(xué)分析法中常用的是電位分析法。電位分析法有直接電位法和電位滴定法兩種。利用直接電位法可測定溶液的pH值；應(yīng)用離子選擇性電極可測定某種離子的濃度。電位滴定法和滴定分析法操作幾乎相同，但指示終點不是依靠指示劑來確定，而是借助于滴定過程中指示電極的電位變化來確定。此外，還有庫侖分析法、電導(dǎo)滴定法、極譜分析法等電化學(xué)分析法。第一章緒論

（3）色譜法色譜法是應(yīng)用比較廣泛的分離鑒定方法。它是利用混合物中各組分的吸附性能和在兩相間的分配性能、離子交換性能等的不同而達(dá)到互相分離和鑒定的目的，如氣相色譜法、高效液相色譜法、離子交換色譜法等。第一章緒論

分析化學(xué)的任務(wù)、作用和發(fā)展四、分析化學(xué)和其他學(xué)科一樣，是從生產(chǎn)過程中逐漸發(fā)展起來的，是一門工具學(xué)科，在科學(xué)研究上幫助人們擴大和加深對于自然界的認(rèn)識，起著“眼睛”的作用。分析化學(xué)技術(shù)在學(xué)科本身的發(fā)展上起著非常重要的作用，如歷史上許多化學(xué)基本定律、理論都是利用分析化學(xué)的方法加以驗證的。在現(xiàn)代的化學(xué)研究中分析手段尤其不可缺少，而且對分析化學(xué)的要求也越來越高。分析化學(xué)不僅對化學(xué)本身的發(fā)展起著重大作用，而且對國民經(jīng)濟、科學(xué)研究、醫(yī)藥衛(wèi)生、學(xué)校教育都起著重要的作用。在發(fā)展國民經(jīng)濟方面，分析化學(xué)具有很大的實用意義，如在各種天然資源的勘探中，要進行礦物的分析；在工業(yè)生產(chǎn)中，要對原料、成品進行分析；在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，要對土壤、肥料、農(nóng)藥等進行分析。第一章緒論

在科學(xué)研究方面，分析化學(xué)也為許多學(xué)科的發(fā)展提供了分析手段，解決了科學(xué)研究中的問題。當(dāng)然，其他學(xué)科的發(fā)展也推進了分析化學(xué)的發(fā)展。在醫(yī)藥衛(wèi)生事業(yè)的發(fā)展中，分析化學(xué)也起著重要作用，如衛(wèi)生檢驗中的食品、水質(zhì)、大氣的理化檢驗；生物化學(xué)檢驗中的血液、尿、胃液等的檢驗；藥品檢驗、三廢處理、新藥尋找、職業(yè)病防治等都要應(yīng)用分析化學(xué)的理論、知識和技術(shù)。第一章緒論

在學(xué)校教育中，學(xué)生通過學(xué)習(xí)分析化學(xué)，不僅能把無機化學(xué)和有機化學(xué)中所學(xué)的基本知識、理論與分析化學(xué)聯(lián)系起來，進而掌握各種不同物質(zhì)的分析鑒定方法的理論和技術(shù)，而且通過對本課程中的一些內(nèi)容的學(xué)習(xí)，能夠培養(yǎng)和提高他們的邏輯思維能力，實事求是、精密細(xì)致的科學(xué)態(tài)度，為今后的學(xué)習(xí)提供幫助。隨著現(xiàn)代科學(xué)技術(shù)和我國經(jīng)濟的快速發(fā)展，很多過去很少見的大型分析儀器已進入基層單位，再加上我國在各方面要與國際接軌，對物質(zhì)分析的要求也越來越高，今后的發(fā)展是在現(xiàn)在的基礎(chǔ)上，進一步提高分析的靈敏度和準(zhǔn)確度，提高分析的速度和自動化程度。第一章緒論謝謝觀看！分析化學(xué)

第二章定量分析中的誤差第二節(jié)誤差的表示方法第一節(jié)誤誤差的分類及產(chǎn)生原因第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則第三節(jié)誤差的減免方法第五節(jié)分析結(jié)果的數(shù)據(jù)處理

第一節(jié)誤差的分類及產(chǎn)生原因系統(tǒng)誤差一、（2）（1）儀器誤差。儀器誤差主要是儀器本身不夠準(zhǔn)確或未經(jīng)校準(zhǔn)所引起的。（2）試劑誤差。試劑誤差主要是由于試劑不純或蒸餾水中含有微量雜質(zhì)引起的誤差。（3）方法誤差。方法誤差是由于分析方法本身所造成的。（4）主觀誤差。主觀誤差主要指在正常操作情況下，由于分析人員個人的原因而引起的，如對顏色的變化辨別不夠敏銳所造成的誤差。（1）

（3）

（4）

第一節(jié)誤差的分類及產(chǎn)生原因偶然誤差二、（1）大小相等的正、負(fù)誤差出現(xiàn)的概率相等；(1)(2)（2）小誤差出現(xiàn)的概率大，大誤差出現(xiàn)的概率小，特別大的誤差出現(xiàn)的概率更小。

第二節(jié)誤差的表示方法

準(zhǔn)確度與誤差一、準(zhǔn)確度是測定值與真實值相接近的程度。誤差越小，表示分析結(jié)果的準(zhǔn)確度越高，誤差越大，準(zhǔn)確度越低。因此誤差的大小是衡量準(zhǔn)確度高低的尺度。誤差又分為絕對誤差和相對誤差，其表達(dá)式如下：相對誤差表示誤差在測定結(jié)果中的百分率。分析結(jié)果的準(zhǔn)確度常用相對誤差表示。例如，用分析天平稱量兩物體的重量各為2.0124g和0.2012g。假定兩物體的真實重量各為2.0123g和0.2013g，則兩物體的絕對誤差分別為

第二節(jié)誤差的表示方法兩物體稱量的相對誤差各為由此可知，兩物體稱量的絕對誤差（絕對值）相等，但是它們的相對誤差（絕對值）不相同。第一個稱量結(jié)果的相對誤差僅為第二個稱量結(jié)果相對誤差的十分之一。這說明，當(dāng)被測定的量較大時，相對誤差就比較小，測定的準(zhǔn)確度也就比較高。因此，用相對誤差來比較各種情況下測定結(jié)果的準(zhǔn)確度就更為確切。絕對誤差和相對誤差都有正負(fù)值，正值表示分析結(jié)果偏高，負(fù)值表示分析結(jié)果偏低。

第二節(jié)誤差的表示方法【例2-1】測定某食鹽中氯化鈉的含量時，測定結(jié)果為98.66%，真實值是98.77%，測定結(jié)果的絕對誤差和相對誤差各為多少？解：絕對誤差為E=x-T=98.66%-98.77%=-0.11%負(fù)值表示測定值比真實值少0.11%。相對誤差為Er=(-0.11/98.77)×100%=-0.11%

第二節(jié)誤差的表示方法

精密度與偏差一、

在多數(shù)分析測定中，真實值是未知的，因此，無法用誤差的大小來表示測定結(jié)果的準(zhǔn)確度，從而采用對試樣進行多次測定后的算術(shù)平均值作為分析結(jié)果。精密度是測定值與平均值相接近的程度。偏差是用來衡量分析結(jié)果相互接近的程度。偏差越小說明分析結(jié)果的精密度越高。因此，偏差的大小是衡量精密度高低的尺度。偏差也分為絕對偏差和相對偏差。一般的分析結(jié)果用相對平均偏差來表示精密度。絕對偏差d為(2-3)相對偏差dr為(2-4)

第二節(jié)誤差的表示方法

精密度與偏差一、平均偏差為(2-4)相對平均偏差為

或(2-5)

第二節(jié)誤差的表示方法【例2-2】平行測定某鹽酸的濃度，三次測定結(jié)果分別為：0.1025mol·L-1、0.1024mol·L-1、0.1022mol·L-1，[JP]求測定結(jié)果平均值()、絕對偏差（d）、平均偏差（）和相對平均偏差()。解：平均值為絕對偏差為平均偏差為相對平均偏差為

第二節(jié)誤差的表示方法【例2-2】當(dāng)一批測定所得數(shù)據(jù)的分散程度較大時，僅從其相對平均偏差還不能看出其精密度的好壞，需采用標(biāo)準(zhǔn)偏差和相對標(biāo)準(zhǔn)偏差來衡量其精密度。當(dāng)測定次數(shù)n不多(n<20)時，測定的標(biāo)準(zhǔn)偏差s的計算式為（2-6）相對標(biāo)準(zhǔn)偏差sr為（2-7）式中,xi為每次的測定值；x-為測定總體的平均值；n為測定次數(shù)。

第二節(jié)誤差的表示方法【例2-3】兩名分析人員測定鐵礦石中鐵含量時，結(jié)果如下：分別計算兩組分析結(jié)果的相對平均偏差和相對標(biāo)準(zhǔn)偏差。解：用式（2-5）、式（2-6）、式（2-7）計算結(jié)果為

第二節(jié)誤差的表示方法【例2-3】各次測定值和平均值之差為相對標(biāo)準(zhǔn)偏差為

第二節(jié)誤差的表示方法

準(zhǔn)確度和精密度的關(guān)系三、從前面的討論可知，系統(tǒng)誤差是定量分析中誤差的主要來源，它影響分析結(jié)果的準(zhǔn)確度；偶然誤差影響分析結(jié)果的精密度。分析結(jié)果的好壞要從準(zhǔn)確度和精密度兩個方面來衡量。表2-1所示為同一樣品用四種分析方法進行分析的結(jié)果。表2-1同一樣品的四種分析方法的分析結(jié)果

第二節(jié)誤差的表示方法

從表2-1可以看出，方法1中每個測定值之間相差很小，說明精密度高，偶然誤差很小，但平均值和真實值之間相差較大，說明它的準(zhǔn)確度不高，從而可以知道方法1的系統(tǒng)誤差較大；方法2的系統(tǒng)誤差和偶然誤差都很大，說明準(zhǔn)確度和精密度都很差；方法3的精密度很差，說明方法3中偶然誤差很大，雖然平均值接近于真實值，但幾個數(shù)值彼此間相差很大，僅是由于正負(fù)誤差相互抵消才使結(jié)果接近于真實值；方法4的精密度和準(zhǔn)確度都很高，說明它的系統(tǒng)誤差和偶然誤差都很小。

第二節(jié)誤差的表示方法根據(jù)以上討論，可以得出以下結(jié)論：（1）精密度高是準(zhǔn)確度高的前提，但精密度好不一定準(zhǔn)確度就高；（2）若精密度很差，說明測定結(jié)果不可靠；（3）在消除系統(tǒng)誤差的前提下，精密度高才能提高分析結(jié)果的準(zhǔn)確度。

第三節(jié)誤差的減免方法

校準(zhǔn)儀器一、儀器不準(zhǔn)確引起的系統(tǒng)誤差，可以通過校準(zhǔn)儀器來減小，如砝碼、移液管和滴定管、容量瓶等，在精確的分析中，必須進行校準(zhǔn)，并在計算結(jié)果時采用校正值。但在日常分析工作中，有些儀器（如分析天平）出廠時已經(jīng)校準(zhǔn)或者經(jīng)國家計量部門定期校準(zhǔn)，通?？梢圆辉龠M行校準(zhǔn)。

第三節(jié)誤差的減免方法

空白試驗二、

由試劑、蒸餾水、實驗器皿和環(huán)境帶入的雜質(zhì)所引起的系統(tǒng)誤差，可以用空白試驗來消除或減少。空白試驗是在不加試樣的情況下，按照試樣的分析步驟和條件進行分析的試驗，得到的結(jié)果稱為空白值。從試樣的分析結(jié)果中扣除“空白值”，就可以得到更接近于真實含量的分析結(jié)果。

第三節(jié)誤差的減免方法

對照試驗三、對照試驗是用來檢查系統(tǒng)誤差的有效方法。其具體做法有標(biāo)準(zhǔn)品對照法和標(biāo)準(zhǔn)方法對照法。標(biāo)準(zhǔn)品對照法是將已知準(zhǔn)確含量的標(biāo)準(zhǔn)試樣（或純物質(zhì)配成的試液）用檢查系統(tǒng)誤差大小的分析方法進行測定，即可知道此方法系統(tǒng)誤差的大小。例如，某標(biāo)準(zhǔn)試樣的真實含量為99.9%，用被檢方法測定結(jié)果為99.7%，則方法的系統(tǒng)誤差為0.2%。標(biāo)準(zhǔn)方法對照法是用可靠的方法與被檢驗的方法做同一試樣分析。如果兩種方法測定結(jié)果相同，則說明被檢驗方法可靠。

第三節(jié)誤差的減免方法回收試驗四、回收試驗是用同一方法分別做幾份樣品和幾份加了一定量純被測物質(zhì)的樣品，測定其組分的含量，由回收試驗所得數(shù)據(jù)按下式計算回收率：由回收率的高低來判斷有無系統(tǒng)誤差存在，回收率越接近100%，說明方法的準(zhǔn)確度越高。為了減少偶然誤差，可選用可靠的分析方法進行多次平行測定，取其平均值作為測定結(jié)果。要求高的分析項目可做8～10次平行測定，一般分析項目做3～4次平行測定，分析結(jié)果的精密度滿足項目要求即可。此外，對于儀器本身的精度誤差，可通過增加稱?。咳。┪镔|(zhì)的量來減小。

第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則

有效數(shù)字一、有效數(shù)字是指在分析工作中實際上能準(zhǔn)確測量到的數(shù)字和最后一位可疑數(shù)字。記錄數(shù)據(jù)和計算分析結(jié)果時取幾位數(shù)字作為有效數(shù)字，要根據(jù)測量方法和使用儀器的準(zhǔn)確程度來決定。萬分之一分析天平能稱準(zhǔn)到±0.0001g，稱量物體時最多可讀到小數(shù)點后四位，如0.5734g、1.6250g；滴定管最多可讀到小數(shù)點后二位，如20.00mL、24.37mL。所保留的有效數(shù)字的位數(shù)，直接和測量的相對誤差有關(guān)。例如，在分析天平上稱得某物體的重量為0.2160g，表明該物體實際重量是（0.2160±0.0001）g，它的相對誤差為

第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則如果少取一位有效數(shù)字，就表示該物體的實際重量是（0.216±0.001）g，其相對誤差為這樣，稱量的準(zhǔn)確度就相差很大。在測量儀器準(zhǔn)確度的范圍內(nèi)，有效數(shù)字位數(shù)越多，測量越準(zhǔn)確。但是，超出了測量儀器準(zhǔn)確度的范圍，取過多的數(shù)字位數(shù)是毫無意義的。如果在確定有效數(shù)字位數(shù)時，遇到有“0”時，應(yīng)分析具體情況，才能確定數(shù)據(jù)中哪些“0”是有效數(shù)字，哪些“0”不是有效數(shù)字。非“0”數(shù)字前的“0”不計有效數(shù)字，非“0”數(shù)字后的“0”計有效數(shù)字。

第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則在記錄測量數(shù)據(jù)和計算分析結(jié)果時，應(yīng)根據(jù)所用儀器的準(zhǔn)確度和在應(yīng)保留的有效數(shù)字中只允許最后一位數(shù)是“估計數(shù)字”的原則下進行記錄和計算。例如，用感量百分之一克的臺秤來稱量物體的重量，由于儀器本身只能稱準(zhǔn)到±0.01g，[JP]若所稱量的物體重量是10.4g，就應(yīng)當(dāng)寫成10.40g，不能寫成10.4g或10.400g。分析化學(xué)中，常遇到倍數(shù)或分?jǐn)?shù)關(guān)系，因為它們是自然數(shù)，非測量所得，可視為無限多位有效數(shù)字。分析化學(xué)中還經(jīng)常遇到pH、pM、lgK等對數(shù)值，它們的有效數(shù)字位數(shù)僅取決于小數(shù)部分?jǐn)?shù)字的位數(shù)，因為整數(shù)部分只說明該數(shù)的方次。例如，pH=12.68，有效數(shù)字只有二位，而不是四位，是說明［H+］=2.1×10-13mol·L-1。

第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則

有效數(shù)字的運算規(guī)則二、在實際分析測定中，常得到一些準(zhǔn)確程度不同的數(shù)據(jù)。例如，分析天平稱量到小數(shù)點后四位，滴定管讀數(shù)到小數(shù)點后二位，對于這些數(shù)據(jù)必須按一定規(guī)則進行計算，一方面可以節(jié)省時間，另一方面也可以避免因計算過程繁瑣而引起錯誤。常用的運算基本規(guī)則如下：（1）記錄測定結(jié)果時，只保留一位可疑數(shù)字。（2）在處理數(shù)據(jù)過程中，各測量值的有效數(shù)字位數(shù)可能不同。①四舍六入五留雙。例如，將下列測量值修約為四位數(shù)：

第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則

②修約數(shù)字時，對原測量值要一次修約到所需位數(shù)，不能分次修約，如將3.3149修約為三位數(shù)，不能先修約成3.315再修約成為3.32，只能一次修約為3.31。（3）計算有效數(shù)字時，若第一位有效數(shù)字等于8或大于8，在運算中，其有效數(shù)字的位數(shù)可多算一位，如9.37與10.00，其相對誤差接近，約為千分之一，因此，9.37可以認(rèn)為是四位有效數(shù)字。（4）保留有效數(shù)字時，可按如下規(guī)則進行計算：

①加減法。幾個數(shù)據(jù)相加或相減時，它們的和或差的有效數(shù)字的保留位數(shù)，應(yīng)以小數(shù)點后位數(shù)最?。唇^對誤差最大）的數(shù)據(jù)為依據(jù)。

第四節(jié)有效數(shù)字及運算規(guī)則②乘除法。幾個數(shù)相乘除時，積或商的有效數(shù)字應(yīng)保留的位數(shù)，以有效數(shù)字位數(shù)最少（即相對誤差最大）的數(shù)據(jù)為依據(jù)。（5）在對數(shù)運算中，所取對數(shù)的位數(shù)應(yīng)和真數(shù)的有效數(shù)字位數(shù)相等。（6）表示準(zhǔn)確度[JP3]或精密度時，大多數(shù)情況下，只取一位有效數(shù)字即可，最多取兩位有效數(shù)字。

第五節(jié)分析結(jié)果的數(shù)據(jù)處理

一般分析結(jié)果的處理一、在排除系統(tǒng)誤差的情況下，進行分析實驗，一般是對每個試樣平行測定2～3次，先計算測定結(jié)果的平均值，再計算出結(jié)果的平均偏差、相對平均偏差。如果相對平均偏差小于或等于0.2%，可認(rèn)為符合要求，取其平均值寫出報告即可。否則，此次實驗不符合要求，應(yīng)補做實驗，直到其中三次測定結(jié)果的相對平均偏差小于或等于0.2%。例如，測定KMnO4溶液的濃度，三次測定結(jié)果為0.02059mol·L-1、0.02049mol·L-1、0.02052mol·L-1。經(jīng)計算：濃度（mol·L-1）的平均值為相對平均偏差為相對平均偏差小于0.2%，符合要求，因此可用0.02053mol·L-1報告分析結(jié)果。

第五節(jié)分析結(jié)果的數(shù)據(jù)處理

可疑數(shù)據(jù)的取舍——Q檢驗法二、在一系列平行測定所得的數(shù)據(jù)中，常常會發(fā)現(xiàn)個別數(shù)據(jù)對多數(shù)數(shù)據(jù)來說偏離較大，若將這樣的數(shù)據(jù)納入計算過程中，就會影響結(jié)果的準(zhǔn)確性，把這樣的偏離值叫做可疑值或逸出值。例如，在分析某含氯試樣時，平行測定了四次，百分含量分別為30.22、30.34、30.42和30.38。顯然，第一個數(shù)值就是一個可疑值。對可疑值，除發(fā)現(xiàn)確實是由于實驗中錯誤而造成的以外，絕不可主觀地決定棄舍，一定要根據(jù)誤差的理論規(guī)則，通過計算后再決定是否舍棄。目前最常用的方法是Q值檢驗法。具體步驟如下：

第五節(jié)分析結(jié)果的數(shù)據(jù)處理（1）將數(shù)據(jù)按大小的順序排列，算出測定值的極差（即最大值和最小值之差）；（2）算出可疑值和它的近鄰值之差的絕對值；（3）用極差除以可疑值和它的近鄰值之差的絕對值，得棄舍商值Q；（4）查Q值表（見表2

2），如果計算的Q值大于或等于表中的Q值，就可以將可疑值棄去，否則應(yīng)當(dāng)保留。表2-2棄舍商Q值（置信概率90%）表

第五節(jié)分析結(jié)果的數(shù)據(jù)處理【例2-4】用無水碳酸鈉基準(zhǔn)試劑標(biāo)定鹽酸溶液的濃度，平行做了四次，結(jié)果分別是：0.1014mol·L-1、0.1012mol·L-1、0.1019mol·L-1、0.1016mol·L-1。試用Q值檢驗法確定0.1019mol·L-1是否應(yīng)該舍棄。解：先算出棄舍商Q：由表2-2查得，當(dāng)測定四次時，棄舍商Q0.90=0.76；計算出Q＜0.76，因此，0.1019mol·L-1不應(yīng)當(dāng)舍棄。最后需要指出，當(dāng)一次舍棄后平行測定數(shù)據(jù)中還有可疑值時，可依次進行舍棄檢驗。謝謝觀看！分析化學(xué)

第三章滴定分析法第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式第一節(jié)滴定分析的基本概念第四節(jié)滴定分析中的計算第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物

第一節(jié)滴定分析的基本概念將一種已知其準(zhǔn)確濃度的試劑溶液，通過滴定管滴加到被測物質(zhì)的溶液中，直到所加試劑與被測物質(zhì)按化學(xué)計量關(guān)系正好完全作用為止，然后根據(jù)所用試劑溶液的濃度和體積計算得出被測組分的濃度或含量，這一類分析方法統(tǒng)稱為滴定分析法（或稱容量分析法）。例如，將已知準(zhǔn)確濃度的NaOH溶液由滴定管滴加到一定體積（VH2SO4）的硫酸試樣中，直到所加的NaOH溶液恰好和H2SO4溶液完全作用為止，則根據(jù)NaOH溶液的濃度（cNaOH）、所消耗的體積（VNaOH）及反應(yīng)物的物質(zhì)的量數(shù)之比可計算硫酸試液的濃度：

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式滴定分析法的分類一、酸堿滴定法1.酸堿滴定法是以質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)為基礎(chǔ)的一種滴定分析方法。對于一般的酸、堿及能與酸、堿直接或間接發(fā)生質(zhì)子傳遞的物質(zhì)可用酸堿滴定法測定。強酸強堿滴定：H++OH-═H2O強酸滴定弱堿：H++A-═HA強堿滴定弱酸：OH-+HA═A-+H2O

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式配位滴定法2.配位滴定法是利用配位反應(yīng)進行滴定的一種方法。滴定中常用EDTA為標(biāo)準(zhǔn)溶液，可滴定多種金屬離子，其基本反應(yīng)式如下：Mn++H2Y2-══MYn-4+2H+

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式氧化還原滴定法3.氧化還原滴定法是利用氧化還原反應(yīng)進行滴定的方法?？梢杂醚趸瘎┳鳛闃?biāo)準(zhǔn)溶液測定還原性物質(zhì)，也可以用還原劑作為標(biāo)準(zhǔn)溶液測定氧化性物質(zhì)。根據(jù)所用的標(biāo)準(zhǔn)溶液不同，氧化還原法又可分為高錳酸鉀法、碘量法、重鉻酸鉀法、溴酸鉀法等。常用的高錳酸鉀法和重鉻酸鉀法的基本反應(yīng)式如下：

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式沉淀滴定法4.沉淀滴定法是一類以沉淀反應(yīng)為基礎(chǔ)的滴定分析法。最常用的是生成銀鹽沉淀的反應(yīng)，即“銀量法”，具體反應(yīng)式如下：

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式滴定方式二、直接滴定法1.直接滴定法是滴定分析中最常用和最基本的滴定方法。用于直接滴定的反應(yīng)必須具備以下三個條件：（1）反應(yīng)必須定量完成，通常要求反應(yīng)達(dá)到計量點時，反應(yīng)完全的程度應(yīng)達(dá)到99.9%以上，且無副反應(yīng)。（2）反應(yīng)速率要快，若速率較慢，可以通過加熱、加催化劑等方法提高反應(yīng)速率。（3）必須有適當(dāng)?shù)姆椒ù_定終點。凡是能滿足上述要求的反應(yīng)，都可用標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定被測物質(zhì)。例如,用HCl滴定NaOH，用K2Cr2O7滴定Fe2+等。

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式返滴定法2.當(dāng)反應(yīng)較慢或反應(yīng)物是固體時，加入符合化學(xué)計量關(guān)系的滴定劑，常不能立即完成反應(yīng)。此時可以先加入一定量的過量滴定劑，使反應(yīng)加速，待反應(yīng)完全后，再用另一種標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定剩余的滴定劑，這種滴定方法稱為返滴定法或回滴法。例如,Al3+與EDTA配位反應(yīng)速率很慢，可向Al3+溶液中加入已知過量的EDTA標(biāo)準(zhǔn)溶液并加熱，待Al3+與EDTA反應(yīng)完全后，用標(biāo)準(zhǔn)Zn2+或Cu2+溶液滴定剩余的EDTA。

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式置換滴定法3.對于不按一定反應(yīng)式進行反應(yīng)或伴有副反應(yīng)的，可先用適當(dāng)試劑與被測物質(zhì)反應(yīng)，使被測物質(zhì)被定量地置換成另一可直接滴定的物質(zhì)，再用標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定此物質(zhì)，這就是置換滴定法。例如，Na2S2O3不能直接滴定K2Cr2O7或其他強氧化劑，因為這些強氧化劑不僅將S2O2-3氧化為S4O2-6，還會部分將其氧化為SO2-4，使得它們之間沒有確定的化學(xué)計量關(guān)系。但若在酸性K2Cr2O7溶液中加入過量KI，K2Cr2O7與KI定量反應(yīng)后生成的I2，就可以用Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定。

第二節(jié)滴定分析法的分類與滴定方式間接滴定法4.

有些不能與滴定劑直接反應(yīng)的物質(zhì)，可通過另外的化學(xué)反應(yīng)間接測定。例如，Ca2+在溶液中沒有可變價態(tài)，不能直接用氧化還原法滴定。但若將其沉淀為CaC2O4，過濾洗凈后溶解于H2SO4中，就可用KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定與Ca2+結(jié)合的C2O2-4，從而間接測定Ca2+的含量。返滴定法、置換滴定法和間接滴定法的應(yīng)用，可大大擴展滴定分析法的應(yīng)用范圍。

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度的表示方法一、物質(zhì)的量濃度1.物質(zhì)的量濃度是指單位體積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，以符號cB表示，即（3-1）式中，V為溶液的體積（L）；nB為溶液中溶質(zhì)B的物質(zhì)的量（mol）；cB為溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度（mol·L-1）。溶液中溶質(zhì)B的物質(zhì)的量為（3-2）式中，mB為溶液中溶質(zhì)B的質(zhì)量（g）；MB為溶液中溶質(zhì)B的摩爾質(zhì)量（g·mol-1）。

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物【例3-1】稱取40.0gNaOH，配成5000.00mL的溶液，求該NaOH溶液的濃度。解：根據(jù)式（3-1）先求得nNaOH，由式（3-2）得NaOH的物質(zhì)的量為故NaOH溶液的濃度為

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物滴定度2.滴定度是指每毫升標(biāo)準(zhǔn)溶液相當(dāng)于被測組分的質(zhì)量，用T待測物/標(biāo)準(zhǔn)溶液表示，單位為g·mL-1。如TFe/KMnO4=0.04728g·mL-1表示用這種KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Fe樣品時，每消耗1.00mLKMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液相當(dāng)于樣品中含0.04728gFe，即與0.04728gFe完全反應(yīng)。知道了滴定度T及滴定中用去的標(biāo)準(zhǔn)溶液體積V(mL)，就可以得到待測物質(zhì)的質(zhì)量m(g)，即m=TV（3-3）

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物【例3-2】若用THCl/NaOH=0.003804g·mL-1的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定HCl溶液，用去該標(biāo)準(zhǔn)溶液23.40mL，求試液中含HCl的質(zhì)量。解：根據(jù)式（3-3）得試液中含HCl的質(zhì)量為這種濃度表示方法用于大批試樣中同一組分的測定時，計算比較簡便。

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制二、直接法1.準(zhǔn)確稱取一定量的物質(zhì)，溶解后定量轉(zhuǎn)移到容量瓶中，稀釋至一定體積，根據(jù)稱取物質(zhì)的質(zhì)量和容量瓶的體積，即可算出該標(biāo)準(zhǔn)溶液的準(zhǔn)確濃度。許多化學(xué)試劑由于不純和不易提純，或在空氣中不穩(wěn)定（如易吸收水分）等原因，不能用直接法配制標(biāo)準(zhǔn)溶液，只有具備下列條件的化學(xué)試劑，才能用直接法配制:

（1）在空氣中穩(wěn)定。如加熱干燥時不分解，稱量時不吸濕，不吸收空氣中的CO2，不被空氣氧化等。（2）純度高（一般要求純度在99.9%以上）。（3）組成應(yīng)與化學(xué)式完全符合。若含結(jié)晶水時（如硼砂Na2B4O7·10H2O），其結(jié)晶水的含量也應(yīng)與化學(xué)式符合。

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物間接法2.很多物質(zhì)不符合基準(zhǔn)物質(zhì)的條件，如NaOH，它很容易吸收空氣中的CO2和水分，因此稱得的質(zhì)量不能代表純凈NaOH的質(zhì)量；鹽酸（除恒沸溶液外）也很難知道其中的HCl的準(zhǔn)確含量。對這類物質(zhì)，應(yīng)先按需要配成近似濃度的溶液，再用基準(zhǔn)物質(zhì)或另一種物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)溶液來確定它的準(zhǔn)確濃度。這種用基準(zhǔn)物質(zhì)或已知準(zhǔn)確濃度的溶液來確定標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度的操作過程稱為“標(biāo)定”。

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物標(biāo)準(zhǔn)溶液的標(biāo)定

三、用基準(zhǔn)物質(zhì)進行標(biāo)定1.精密稱取一定量的基準(zhǔn)物質(zhì)，溶解后用待測的標(biāo)準(zhǔn)溶液進行滴定。根據(jù)滴定所消耗的標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積及稱取的基準(zhǔn)物質(zhì)的質(zhì)量，即可算出該溶液的準(zhǔn)確濃度。大多數(shù)標(biāo)準(zhǔn)溶液是通過“標(biāo)定”測定其準(zhǔn)確濃度。

第三節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物與標(biāo)準(zhǔn)溶液進行比較2.準(zhǔn)確吸取一定量的待標(biāo)定溶液，用已知準(zhǔn)確濃度的標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。根據(jù)兩種溶液所消耗的體積及標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度可計算出待標(biāo)定溶液的濃度。這種用標(biāo)準(zhǔn)溶液來測定待標(biāo)定溶液準(zhǔn)確濃度的操作過程稱為“比較法”。比較法不及用基準(zhǔn)物質(zhì)標(biāo)定法好。標(biāo)定時，無論采用哪種方法，一般規(guī)定要平行測定3～4次，并且相對平均偏差不大于0.2%。標(biāo)定好的標(biāo)準(zhǔn)溶液應(yīng)妥善保存。對不穩(wěn)定的溶液還要定期進行標(biāo)定。例如，見光易分解的AgNO3、KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液應(yīng)貯存在棕色瓶中，并放置暗處；NaOH、Na2S2O3等不穩(wěn)定的標(biāo)準(zhǔn)溶液放置2～3個月后，應(yīng)重新標(biāo)定。

第四節(jié)滴定分析中的計算滴定分析計算的依據(jù)

一、

滴定分析就是用標(biāo)準(zhǔn)溶液（滴定劑T）去滴定待測物質(zhì)（B）溶液。按照化學(xué)計量關(guān)系相互作用的原理，在化學(xué)計量點，待測物質(zhì)與標(biāo)準(zhǔn)溶液的物質(zhì)的量必定相當(dāng)。例如,對于任一滴定反應(yīng)：當(dāng)?shù)味ㄟ_(dá)到化學(xué)計量點時，tmolT恰好與bmolB完全作用，有則（3-4）

第四節(jié)滴定分析中的計算

若待測物質(zhì)的溶液體積為VB，濃度為cB，到達(dá)化學(xué)計量點時用去濃度為cT的標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積為VT。由式（3-1）和式（3-4）可得式（3-5）是兩種溶液間相互作用達(dá)到化學(xué)計量點的計算式。同樣，可寫出固體物質(zhì)與溶液間相互作用的計算式，即由式（3-1）、（3-2）和式（3-4）可得（3-6）

第四節(jié)滴定分析中的計算在滴定分析中，體積常以毫升（mL）為單位，此時要將體積換算為升（L）。計算時的基本步驟如下：(1)寫出并配平滴定反應(yīng)的化學(xué)方程式；(2)列出相關(guān)物質(zhì)的物質(zhì)的量數(shù)計量關(guān)系式；(3)[JP2]根據(jù)已知數(shù)據(jù)或要計算的項目，用n=cV或n=m/M代入（注意體積單位的換算）；(4)移項得計算式，代入數(shù)據(jù)，計算出結(jié)果（注意有效數(shù)字的保留位數(shù)）。

第四節(jié)滴定分析中的計算滴定分析計算示例

二、計算被測溶液濃度1.【例3-3】用0.1043mol·L-1的H2SO4標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定25.00mLNaOH溶液時，用去硫酸溶液24.21mL，計算該NaOH溶液的濃度。解：該滴定反應(yīng)式為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為所以

第四節(jié)滴定分析中的計算【例3-4】用0.2036g無水Na2CO3作基準(zhǔn)物質(zhì)，以甲基橙為指示劑，標(biāo)定HCl溶液，用去HCl溶液36.06mL，計算該HCl溶液的濃度。解：該標(biāo)定反應(yīng)式為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為所以

第四節(jié)滴定分析中的計算計算物質(zhì)的質(zhì)量2.【例3-5】用容量瓶配制0.02mol·L-1重鉻酸鉀標(biāo)準(zhǔn)溶液500.00mL，需稱取固體重鉻酸鉀多少克？解：已知cK2Cr2O7=0.02mol·L-1，VK2Cr2O7=500.00mL，則

第四節(jié)滴定分析中的計算【例3-6】標(biāo)定0.10mol·L-1的NaOH溶液時，希望滴定時用去NaOH滴定液20～25mL，應(yīng)稱取鄰苯二甲酸氫鉀基準(zhǔn)物質(zhì)多少克？解：該標(biāo)定反應(yīng)式為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為即應(yīng)稱取鄰苯二甲酸氫鉀基準(zhǔn)物質(zhì)0.41~0.51g。

第四節(jié)滴定分析中的計算估計消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積3.【例3-7】稱取0.3000g草酸（H2C2O4·2H2O）溶于適量水后，用KOH溶液（0.2mol·L-1）滴定至終點，問大約消耗此溶液多少毫升？解：該滴定反應(yīng)為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為所以即大約消耗KOH溶液24mL。

第四節(jié)滴定分析中的計算物質(zhì)的量濃度和滴定度的相互換算4.滴定度是每毫升標(biāo)準(zhǔn)溶液相當(dāng)于待測物質(zhì)的質(zhì)量。標(biāo)準(zhǔn)溶液與被測物質(zhì)反應(yīng)為反應(yīng)物之間的量的關(guān)系為各物質(zhì)的量可表示為所以

第四節(jié)滴定分析中的計算當(dāng)VT=1.00mL時，mB=TB/T，則式中，TB/T為滴定度。

第四節(jié)滴定分析中的計算【例3-8】計算0.2500mol·L-1的HCl溶液對Na2CO3的滴定度（以甲基橙為指示劑）。解：有關(guān)反應(yīng)式為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為所以

第四節(jié)滴定分析中的計算計算待測物質(zhì)的含量5.設(shè)mS為樣品質(zhì)量(g)，mB為樣品中待測組分B的質(zhì)量(g)，待測組分的百分含量為wB，即（3-8）若標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度用滴定度TB/T(g·mL-1)表示時，則（3-9）

第四節(jié)滴定分析中的計算【例3-9】稱取0.1862g含Na2CO3的試樣（雜質(zhì)不參與反應(yīng)），溶解后以甲基橙為指示劑，用0.1000mol·L-1鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，終點時消耗鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液33.19mL，則試樣中Na2CO3的百分含量為多少？解：該滴定反應(yīng)式為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為即試樣中Na2CO3的百分含量為94.47%。

第四節(jié)滴定分析中的計算【例3-10】稱取CaCO3試樣0.2501g,用0.2602mol·L-1的鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液25.00mL溶液，回滴過量的酸用去0.2450mol·L-1的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液6.50mL，求試樣中CaCO3的百分含量。解：兩步滴定反應(yīng)式分別為有關(guān)各物質(zhì)之間的量的關(guān)系為

第四節(jié)滴定分析中的計算【例3-10】所以即試樣中CaCO3的百分含量為98.30%。謝謝觀看！分析化學(xué)

第四章酸堿滴定法第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算第一節(jié)酸堿滴定法概述第四節(jié)酸堿指示劑第三節(jié)酸堿緩沖溶液

第四章酸堿滴定法第六節(jié)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇第八節(jié)非水溶液酸堿滴定法簡介第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例

第一節(jié)酸堿滴定法概述酸堿質(zhì)子理論一、19世紀(jì)80年代，瑞典化學(xué)家阿侖尼烏斯（S.A.Arrhenius）提出的酸堿電離理論首次給出了酸堿科學(xué)的定義。該電離理論認(rèn)為，電解質(zhì)在水溶液中解離時生成的陽離子全部是H+的為酸，解離時生成的陰離子全部是OH-的為堿。但這一理論有一定的局限性，如有些物質(zhì)在非水溶液中不能電離出H+和OH-，卻也表現(xiàn)出酸堿的性質(zhì)。為此，丹麥化學(xué)家布朗斯德(J.N.Brnsted)和英國化學(xué)家勞瑞(T.M.Lowry)于1923年提出了酸堿的質(zhì)子理論。該理論認(rèn)為，凡是能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是酸(包括分子、正離子、負(fù)離子)；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿(包括分子、正離子、負(fù)離子)。它們的相互關(guān)系表示如下：例如

第一節(jié)酸堿滴定法概述酸堿反應(yīng)達(dá)平衡后，酸失去的質(zhì)子數(shù)應(yīng)等于堿得到的質(zhì)子數(shù)，這一規(guī)律稱為質(zhì)子平衡或質(zhì)子條件。根據(jù)這一規(guī)律求得的數(shù)學(xué)表達(dá)式，稱為質(zhì)子等衡式，用PBE表示。例如，在醋酸（HAc）溶液中存在著下列平衡關(guān)系：在NaHCO3溶液中存在著下列平衡關(guān)系：

第一節(jié)酸堿滴定法概述酸堿反應(yīng)二、實際上，酸堿半反應(yīng)在水溶液中并不能單獨進行，一種酸給出質(zhì)子的同時，溶液中必須有一種堿來接受。這是因為質(zhì)子的半徑很小，電荷的密度比較高，游離的質(zhì)子在水溶液中很難單獨存在。根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，各種酸堿反應(yīng)實質(zhì)上是共軛酸堿對之間水合質(zhì)子的轉(zhuǎn)移過程。例如：

第一節(jié)酸堿滴定法概述在上述的反應(yīng)中，溶劑水接受HAc所給出的質(zhì)子，形成水合質(zhì)子H3O+，溶劑水也就起到堿的作用。同樣，堿在水溶液中的解離，也必須有溶劑水參加。以NH3在水溶液中的解離反應(yīng)為例，NH3分子中的氮原子上有孤對電子，可接受質(zhì)子形成NH4+，這時，H2O便起到酸的作用給出質(zhì)子。具體反應(yīng)如下：在上述兩個反應(yīng)中，水既可是堿，又可是酸，這種既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)，因此水是兩性物質(zhì)。

第一節(jié)酸堿滴定法概述既然水是兩性物質(zhì)，則水分子之間也可以發(fā)生質(zhì)子的轉(zhuǎn)移作用，如下式：水分子之間的這種質(zhì)子傳遞作用稱為質(zhì)子自遞作用。反應(yīng)的平衡常數(shù)稱為水的質(zhì)子自遞常數(shù)（又稱水的離子積），用Kw表示，表達(dá)式為（4-1）Kw在25℃時等于1.0×10-14。

第一節(jié)酸堿滴定法概述共軛酸堿對的Ka和Kb的關(guān)系三、質(zhì)子傳遞的結(jié)果是較強的堿奪取較強酸給出的質(zhì)子而轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝?，較強酸放出質(zhì)子轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄A。在水溶液中，酸將質(zhì)子給予水分子的能力越大，其酸性越強，堿從水分子中奪取質(zhì)子的能力越大，其堿性越強。一般用酸、堿在水溶液中的解離平衡常數(shù)Ka、Kb（如不特別強調(diào)，均為溫度在25℃時的數(shù)值）的大小來衡量酸堿的強度。例如：則酸性強弱順序是HAc＞H2S，其共軛堿的Kb分別為

第一節(jié)酸堿滴定法概述【例4-1】已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共軛酸NH4+的Ka為多少？解：依題意，NH3的共軛酸NH4+與H2O有如下反應(yīng)：二元酸有兩個共軛酸堿對，如H2C2O4，其Ka1、Ka2分別為其Kb1、Kb2分別為顯然，對于二元酸：三元酸（如H3PO4）有三個共軛酸堿對，它們解離常數(shù)的關(guān)系為

第一節(jié)酸堿滴定法概述【例4-2】比較相同濃度的NH3和CO3-2的堿性的強弱，已知H2CO3的Ka2=5.6×10-11，NH3的Kb=1.8×10-5。解：CO3-2在水溶液中發(fā)生如下解離平衡：則CO2-3的Kb1為因此，同濃度的NH3和CO3-2的堿性：CO3-2>NH3。

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算溶液的酸堿度一、溶液的酸堿度是指溶液中氫離子、氫氧根離子的活度，常用pH、pOH表示。它與溶液的濃度在概念上是不相同的，但當(dāng)溶液濃度不太大時，可用濃度近似地代替活度。溶液酸堿度的表達(dá)式為（4-3）當(dāng)溫度為25℃時，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所以pH+pOH=pKw=14。由此可見，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越強；pH越大，酸度越小，溶液的堿性越強。同理，pOH越小，堿度越大，溶液堿性越強；pOH越大，堿度越小，溶液的酸性越強。

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算溶液的酸堿度一、強酸（堿）溶液pH（pOH）值的計算1.常見的強酸大多為一元酸，以HCl為例，計算HCl溶液的pH。溶液中的H+來源于HCl和H2O的解離：

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算通常當(dāng)溶液中酸的濃度ca≥10-6mol·L-1時，水解離產(chǎn)生的H+可忽略不計，即［H+］≈［Cl-］=cHCl，pH=-lgcHCl強堿溶液的pOH計算同理，當(dāng)溶液中堿的濃度cb≥10-6mol·L-1時，水解離產(chǎn)生的OH-可忽略不計，即［OH-］≈［Na+］=cNaOH，則pOH=-lgcNaOH

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算弱酸（堿）溶液pH（pOH）值的計算2.一元弱酸溶液以HAc為例，計算cmol·L-1HAc溶液的pH。溶液中的H+來源于HAc和H2O的解離：把代入PBE式，整理得（4-4）

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算其中，［HAc］為HAc的平衡濃度，計算比較復(fù)雜，但當(dāng)計算［H+］允許小于5%的誤差，且滿足c/Ka≥105，cKa≥10Kw，即［HAc］≈cHAc時，水解離的H+可忽略，則一元弱酸溶液［H+］的計算公式可簡化為（4-5）同理，對于一元弱堿溶液，當(dāng)c/Kb≥105，cKb≥10Kw時，［OH-］的表達(dá)式也可化簡為（4-6）

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算【例4-3】計算0.10mol·L-1HCOOH溶液的pH值。解：已知HCOOH的Ka=1.8×10-4，滿足c/Ka≥105，cKa≥10Kw，根據(jù)式（4-5）得

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算【例4-4】計算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值，已知HAc的Ka=1.8×10-5。解：Ac-是HAc的共軛堿，根據(jù)式（4-2）可得Ac-的Kb為由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，則可根據(jù)式（4-6）得所以

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算多元弱酸（堿）溶液pH值的計算3.多元弱酸（堿）是分步解離的，一般多元弱酸的各級解離常數(shù)Ka1>Ka2>…>Kan，若Ka1/Ka2＞101.6，可認(rèn)為溶液中H+主要由弱酸的第一級解離產(chǎn)生，其他各級解離忽略不計，按一元弱酸處理。多元弱堿的處理方式同多元弱酸。

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算兩性物質(zhì)溶液pH值的計算4.在水溶液中，既可得質(zhì)子又可失去質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。常見的兩性物質(zhì)一般為多元酸的酸式鹽和弱酸弱堿鹽，如NaHCO3、NH4Ac等。以NaHCO3為例，設(shè)H2CO3的解離度分別為Ka1、Ka2，溶液中的質(zhì)子平衡式為

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算將代入PBE式并整理得如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，則水解離的H+忽略，Ka1與［HCO3-］相加時可忽略，則上式可簡化為（4-7）

第二節(jié)溶液的酸堿度和pH值的計算【例4-5】計算0.10mol·L-1NaHCO3溶液的pH值。解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10。根據(jù)式（4-7）得

第三節(jié)酸堿緩沖溶液緩沖溶液的作用原理

一、以HAc和NaAc溶液組成的緩沖體系為例說明。在此溶液中，NaAc完全解離，溶液中存在著大量Ac-，因而降低了HAc的解離度α，HAc則部分解離為H+和Ac-，溶液中還存在著大量的HAc分子。反應(yīng)式如下：當(dāng)向溶液中加少量強酸(如HCl)時，H+和溶液中大量的Ac-結(jié)合成難解離的HAc，使HAc的解離平衡向左移動，因此，［H+］幾乎沒有升高，pH值幾乎沒變。

第三節(jié)酸堿緩沖溶液緩沖溶液pH值的計算二、緩沖溶液一般由濃度較大的弱酸及其共軛堿所組成，如HAc-Ac-、NH4+-NH3等，在不要求十分準(zhǔn)確的情況下，由于緩沖劑本身的濃度較大，故而求算緩沖溶液的pH值時可以用近似方法計算。假設(shè)緩沖溶液由一元弱酸HA（濃度為ca）和相應(yīng)的強堿鹽MA（濃度為cb）組成，由于同離子效應(yīng)，可認(rèn)為未解離的HA濃度近似等于HA的分析濃度，即［HA］=ca，同時HA的大量存在使MA的水解作用受到抑制，可認(rèn)為A-的濃度近似等于MA的分析濃度，即［A-］=cb，把這些關(guān)系代入HA的解離平衡常數(shù)表達(dá)式得

第三節(jié)酸堿緩沖溶液整理得則（4-8

）同理，可推導(dǎo)出由弱堿和弱堿鹽所組成緩沖溶液的堿度計算公式：即（4-9）

第三節(jié)酸堿緩沖溶液由緩沖溶液的pH值計算公式可以得到以下幾點結(jié)論：（1）緩沖溶液本身的pH值主要取決于弱酸或弱堿的解離常數(shù)Ka或Kb。（2）緩沖溶液的緩沖能力主要與其中弱酸(或弱堿)及鹽的濃度有關(guān)。弱酸(或弱堿)及鹽的濃度越大，ca/cb或cb/ca的比值越接近于1時，緩沖能力越大，當(dāng)濃度比為1時，具有最大緩沖能力，此時，pH=pKa或pOH＝pKb。通常，緩沖溶液中cacb或cbca的比值在0.1~1.0。（3）各種緩沖溶液只能在一定范圍內(nèi)發(fā)揮緩沖作用，弱酸和弱酸鹽緩沖溶液的緩沖范圍為pH＝pKa±1，弱堿和弱堿鹽緩沖溶液的緩沖范圍為pOH＝pKb±1，故在選用緩沖溶液時應(yīng)注意其緩沖范圍。（4）將緩沖溶液適當(dāng)稀釋時，由于ca/cb或cb/ca的比值不變，故溶液的pH值基本不變。

第三節(jié)酸堿緩沖溶液【例4-6】計算下列[JP2]溶液的pH值：（1）由0.10mol·L-1NH3和0.20mol·L-1NH4Cl所組成的緩沖溶液（KNＨ３=1.8×10-5）；（2）向400mL該溶液中加入10.00mL0.050mol·L-1HCl溶液。解：（1）根據(jù)式（4-2）得根據(jù)式（4-8）得（2）由于加入10.00mL的HCl，則發(fā)生如下反應(yīng)：

第三節(jié)酸堿緩沖溶液【例4-6】根據(jù)式（4-8）得從上述計算可以看出，在緩沖溶液中加入少量強酸（HCl）時，溶液的pH值只改變了0.01，基本上保持不變。常用的緩沖溶液如表4-1所示。

第三節(jié)酸堿緩沖溶液表4-1常用的緩沖溶液

第四節(jié)酸堿指示劑酸堿指示劑的作用原理一、酸堿指示劑一般為結(jié)構(gòu)復(fù)雜的有機弱酸或有機弱堿，其酸式和堿式因結(jié)構(gòu)不同，而具有不同的顏色。在滴定過程中，它們參與質(zhì)子傳遞反應(yīng)，當(dāng)溶液的pH值發(fā)生變化時，指示劑的結(jié)構(gòu)發(fā)生改變，因而引起顏色的改變。例如，甲基橙是有機弱堿，它是雙色指示劑，在水溶液中發(fā)生如下解離：增大溶液酸度（pH≤3.1），甲基橙主要以酸式結(jié)構(gòu)存在，溶液呈紅色；酸度較低（pH≥4.4）時，甲基橙主要以堿式結(jié)構(gòu)存在，溶液呈黃色。

第四節(jié)酸堿指示劑酚酞是有機弱酸，是一種單色指示劑，在水溶液中存在如下平衡：

第四節(jié)酸堿指示劑上述反應(yīng)的變化過程是可逆的，溶液中OH-濃度增加時，平衡向右移動，溶液由無色變?yōu)榧t色；當(dāng)H+濃度增加時，則溶液由紅色變?yōu)闊o色，其結(jié)構(gòu)變化可用簡式表示如下：酸度較高（pH≤8.0）時，酚酞主要以酸式結(jié)構(gòu)存在，呈無色；酸度較低（pH≥10.0）時，酚酞主要以堿式結(jié)構(gòu)存在，呈紅色。但在濃堿溶液中酚酞的結(jié)構(gòu)又轉(zhuǎn)變?yōu)闊o色離子，呈無色狀態(tài)。由此可見，指示劑的變色原理是基于溶液pH值的變化，導(dǎo)致指示劑的結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，從而引起溶液顏色的變化。

第四節(jié)酸堿指示劑指示劑變色的pH范圍二、現(xiàn)以弱酸型指示劑HIn為例，說明指示劑變色與溶液pH值的關(guān)系。設(shè)HIn為指示劑的酸式型，In-為堿式型。HIn在溶液中的解離平衡式如下：指示劑的解離常數(shù)為式中，［In-］和［HIn］分別為指示劑的堿式色結(jié)構(gòu)和酸式色結(jié)構(gòu)的濃度。指示劑顏色取決于［In-］／［HIn］的值，該比值又取決于KHIn和［H+］。在一定條件下，對于某種指示劑，KHIn為常數(shù)，溶液顏色的變化僅由［H+］決定。pH值的變化會引起指示劑的一種結(jié)構(gòu)濃度超過另一種結(jié)構(gòu)的濃度，從而發(fā)生顏色的變化。

第四節(jié)酸堿指示劑表4-2常見酸堿指示劑及其變色范圍

第四節(jié)酸堿指示劑混合指示劑三、為縮小指示劑變色范圍，可采用混合指示劑?；旌现甘緞┦抢妙伾g的互補作用，而在終點時顏色變化敏銳。混合指示劑由人工配制而成，常見的有兩種。一種是由兩種或兩種以上指示劑混合而成。另一種混合指示劑是在某種指示劑中加入一種惰性染料。常用的酸堿混合指示劑如表4-3所示。

第四節(jié)酸堿指示劑表4-3常用的混合指示劑

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇強堿滴定強酸(或強酸滴定強堿)一、滴定開始前溶液的pH值1.滴定前由于HCl是強酸，在水溶液中全部解離，水的解離忽略不計，溶液的pH值由HCl溶液的初始濃度決定，［H+］＝0.1000mol·L-1，故pH＝1.00。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇滴定開始后到化學(xué)計量點前溶液的pH值2.從滴定開始后到化學(xué)計量點前這一階段溶液的組成為HCl、NaCl和H2O，由剩余HCl溶液的濃度決定溶液的pH值。例如，當(dāng)加入了18.00mLNaOH溶液時，溶液中還剩余2.00mLHCl未被中和，這時溶液中的HCl濃度為當(dāng)加入19.98mLNaOH溶液時(化學(xué)計量點前0.1％)，溶液中只剩下0.02mLHCl未被中和，此時溶液中H+濃度為

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇化學(xué)計量點時溶液的pH值3.當(dāng)加入20.00mLNaOH時，溶液中的HCl全部被中和，溶液的組成是NaCl水溶液，溶液中的［H+］取決于水的解離，即

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇化學(xué)計量點后溶液的pH值4.化學(xué)計量點后，溶液的組成為NaCl、NaOH水溶液，pH值由過量NaOH的量決定。當(dāng)加入了20.02mLNaOH時(化學(xué)計量點后0.1％)，這時溶液中NaOH過量0.02mL，則根據(jù)上述方法計算可以得到不同滴定點的pH，如表4-4所示。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇表4-40.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇圖4-10.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl的滴定曲線以NaOH溶液加入的體積（mL）為橫坐標(biāo)，以相應(yīng)的pH值為縱坐標(biāo)繪制關(guān)系曲線，得到如圖4-1所示的曲線，稱為酸堿滴定曲線。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇強堿滴定弱酸二、滴定開始前溶液的pH值1.

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇滴定開始至化學(xué)計量點前溶液的pH值2.在滴定開始至化學(xué)計量點前這一階段，溶液中未被中和的HAc和反應(yīng)生成的NaAc組成緩沖溶液。當(dāng)加入NaOH溶液19.98mL時，生成NaAc19.98mL，剩余0.02mLHAc。此時溶液中：

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇化學(xué)計量點時溶液的pH值3.化學(xué)計量點時，用去NaOH20.00mL,NaOH與HAc全部中和生成NaAc溶液的pH值可由NaAc的水解公式計算。NaAc的濃度如下：強堿弱酸鹽水解：

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇化學(xué)計量點后溶液的pH值4.化學(xué)計量點后，溶液中除存在NaAc外，還有大量的NaOH，從而抑制了Ac-的水解。由于NaAc的水解程度較小，溶液的pH值可近似地認(rèn)為由過量的NaOH決定，其計算方法與強堿滴定強酸的情況完全相同。當(dāng)加入20.02mLNaOH時，溶液中過量NaOH0.02mL，溶液總體積為40.02mL。與NaOH滴定HCl情況相同，pH＝9.70。因此，滴定突躍范圍為7.74~9.70。根據(jù)上述方法計算滴定過程，各個點的pH值如表45所示，并繪制滴定曲線，如圖4-2所示。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇表4-40.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mLmol·L-1HAc

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇圖4-20.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol·L-1HAc的滴定曲線

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇圖4-3NaOH溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲線應(yīng)當(dāng)注意的是，強堿滴定弱酸的pH突躍范圍的大小與被滴定的酸的強弱有關(guān)。如圖4-3所示，突躍開始時的pH值取決于pKa，酸越弱(即Ka越小)，pKa越大，突躍開始時的pH值越高，因此突躍范圍也就越小。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇圖4-40.1000mol·L-1HCl滴定20.00mL0.1000mol·L-1NH3·H2O的滴定曲線同理，用強酸滴定弱堿時，其滴定曲線與強堿滴定弱酸相似，只是pH值變化相反，即化學(xué)計量點附近pH值突躍較小且處在酸性范圍內(nèi)。例如，用0.1000mol·L-1HCl溶液滴定0.1000mol·L-1NH3溶液?；瘜W(xué)計量點pH=5.28，pH值突躍范圍為6.25~4.30?？蛇x用甲基橙作為指示劑，滴定曲線如圖4-4所示。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇多元酸的滴定三、多元酸在水溶液中是分級解離的，也可被分步中和，情況比較復(fù)雜。若用NaOH滴定二元弱酸H2A，如果Ka1、Ka2相差不大，則還沒有完全定量反應(yīng)生成HA-，只有部分A2-生成，因此在第一化學(xué)計量點附近就沒有明顯的pH突躍，無法確定終點。如果Ka1與Ka2相差較大，伴隨第一步反應(yīng)生成的A2-較少，可忽略?，F(xiàn)以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1H3PO4溶液為例說明。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇H3PO4是三元酸，水溶液中分三步解離：用NaOH溶液滴定時，中和反應(yīng)也分步進行：

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇當(dāng)?shù)竭_(dá)第一個化學(xué)計量點時，NaH2PO4為兩性物質(zhì)。濃度c=0.050mol·L-1，化學(xué)計量點pH值為因此，可選用甲基橙或甲基紅作為指示劑,在其附近有一個較不明顯的pH值突躍。第二化學(xué)計量點時，Na2HPO4濃度c=0.033mol·L-1，化學(xué)計量點pH值為因此，可選用酚酞或百里酚酞作為指示劑，在其附近也有一個較不明顯的pH突躍。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇圖4-5NaOH溶液滴定H3PO4溶液的滴定曲線由于H3PO4的cKa3(≤10-8)太小，可認(rèn)為HPO42-是一種極弱的酸，不能用標(biāo)準(zhǔn)堿溶液直接滴定。滴定曲線如圖4-5所示。

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇多元堿的滴定和多元酸的滴定處理相似，只要將相應(yīng)計算公式、判別式中的Ka換成Kb即可。以0.1000mol·L-1HCl溶液滴定0.1000mol·L-1Na2CO3溶液為例說明。由于cKb2≥1.0×10-8，Kb1/Kb2≈1.0×104，可以分步滴定。當(dāng)?shù)竭_(dá)第一化學(xué)計量點時，生成物NaHCO3為兩性物質(zhì)，溶液的PH值為

第五節(jié)酸堿滴定曲線及酸堿指示劑的選擇圖4-6HCl溶液滴定Na2CO3溶液的滴定曲線滴定曲線如圖4-6所示?？蛇x用甲基橙作為指示劑，但由于滴定過程中H2CO3轉(zhuǎn)變成CO2速度較慢，易形成CO2飽和溶液，使溶液酸度增大，導(dǎo)致終點過早出現(xiàn)。因此臨近終點時，應(yīng)劇烈搖動溶液，加快H2CO3分解，或加熱煮沸使CO2盡快逸出。冷卻后再繼續(xù)滴定至終點。為了更準(zhǔn)確地確定終點，最好采用被CO2所飽和的并有相同濃度的NaCl溶液和指示劑的溶液作為參比。

第六節(jié)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液一、試劑濃鹽酸含HCl37%左右，密度為1.19g·mL-1，物質(zhì)的量濃度約為12mol·L-1。鹽酸價廉，一般不會破壞指示劑，稀鹽酸穩(wěn)定性好，但濃鹽酸溶液含有雜質(zhì)，且易揮發(fā)，因此只能用間接法配制。用這種試劑配制HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液時，先取一定體積的濃鹽酸，用水稀釋到所需近似濃度，再用基準(zhǔn)物質(zhì)標(biāo)定其準(zhǔn)確濃度。常用于標(biāo)定HCl溶液的基準(zhǔn)物質(zhì)有無水碳酸鈉和硼砂。

第六節(jié)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定無水碳酸鈉易獲得純品，而且價格便宜。它的主要缺[點是摩爾質(zhì)量（106.0g·mol-1）較小，稱量誤差較大。市售無水碳酸鈉試劑由于可能吸收空氣中的水分和二氧化碳，而含有少量NaHCO3，使用前應(yīng)在270~300℃加熱干燥約1h，使NaHCO3轉(zhuǎn)化為Na2CO3：

第六節(jié)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定硼砂（Na2B4O7·10H2O）作為基準(zhǔn)物質(zhì)的優(yōu)點是容易制得純品，不易吸收水分且比較穩(wěn)定，摩爾質(zhì)量（381.4g·mol-1）較大，可減少稱量誤差。但當(dāng)空氣中水分低于39%時，易失去結(jié)晶水。因此應(yīng)保存在相對濕度約為60%（食鹽和蔗糖的飽和水溶液）的干燥器中。硼砂水溶液實際上是同濃度的H3BO3和H2BO3-的混合液：H3BO3酸性很弱（Ka=5.8×10-10），其共軛堿H2BO3-的堿性較強（Kb=1.75×10-5），可被HCl準(zhǔn)確滴定。滴定反應(yīng)為此反應(yīng)可選用甲基紅作指示劑。

第六節(jié)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液二、為了配制不含碳酸鹽的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液，可采取以下任一方法：（1）首先配制50%的NaOH濃溶液，在這種濃溶液中Na2CO3的溶解度很小，待Na2CO3沉下后，吸取上清液稀釋至所需濃度。（2）稱取比需要量稍多的固體氫氧化鈉，用少量水迅速洗滌2~3次，以除去固體表面形成的碳酸鹽。然后再用水溶解，配制溶液。（3）預(yù)先配制較濃的NaOH溶液，往其中加入一定量的Ba(OH)2或BaCl2，使CO32-生成BaCO3沉淀，放置后取上清液，稀釋至所需濃度。

第六節(jié)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定標(biāo)定NaOH溶液，可用鄰苯二甲酸氫鉀、草酸等基準(zhǔn)物質(zhì)。最常用的是鄰苯二甲酸氫鉀，這種基準(zhǔn)物質(zhì)易制得純品，不含結(jié)晶水，不吸濕，容易保存，摩爾質(zhì)量大（204g·mol-1）。標(biāo)定反應(yīng)式為

第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例直接滴定一、混合堿的分析1.

制堿工業(yè)中經(jīng)常遇到NaOH、Na2CO3和NaHCO3混合堿的分析問題。這三種成分能以兩種混合物形式存在：NaOH和Na2CO3，Na2CO3和NaHCO3。NaOH和NaHCO3不能共存，因為它們之間能發(fā)生中和反應(yīng)。

第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例如果是質(zhì)量為m的NaOH和Na2CO3的混合組成，按照化學(xué)計量關(guān)系，Na2CO3被滴定到NaHCO3中與NaHCO3被滴定到H2CO3中所消耗HCl物質(zhì)的量是相等的，NaOH所消耗HCl的體積為（V1-V2）。由反應(yīng)方程式可知，Na2CO3和NaOH的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為

第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例如果是NaHCO3和Na2CO3的混合組成，按照化學(xué)計量關(guān)系，Na2CO3被滴定到NaHCO3中，消耗標(biāo)準(zhǔn)酸的體積為V1；在第二化學(xué)計量點，混合物中的NaHCO3和由Na2CO3生成的NaHCO3都被滴定生成H2CO3，則混合物中NaHCO3消耗的HCl體積為（V2-V1）。由反應(yīng)方程式可知，Na2CO3和NaHCO3的質(zhì)量分?jǐn)?shù)分別為

第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例由以上可得出判斷混合堿組成的規(guī)則：V1＞V2＞0，組分含有NaOH和Na2CO3；V1<V2，V1＞0，組分含有Na2CO3和NaHCO3；V1=V2＞0，組分含有Na2CO3；V1=0，V2＞0，組分含有NaHCO3；V2=0，V1＞0，組分含有NaOH。

第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例【例4-7】稱取混合堿(可能含Na2CO3和NaOH，也可能含Na2CO3和NaHCO3的混合物)試樣0.6021g，溶于水，用0.2120mol·L-1HCl溶液滴定至酚酞褪色時，用去HCl溶液20.50mL；然后加入甲基橙，繼續(xù)滴加HCl溶液至呈現(xiàn)橙色時，又用去了HCl溶液24.08mL。試樣中有何種組分？其質(zhì)量分?jǐn)?shù)各為多少？(MNa2CO3=105.99g·mol-1，MNaOH=40.01g·mol-1，MNaHCO3=84.01g·mol-1)解：當(dāng)V1＞V2時，混合堿組分為Na2CO3和NaOH；當(dāng)V1＜V2時，混合堿組分為Na2CO3和NaHCO3。

第七節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用及計算示例【例4-7】現(xiàn)V1=20.50mL，V2=24.08mL，所以試樣的組分為Na2CO3和NaHCO3，則

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