分析化學(xué)課件

第一節(jié)概述滴定分析法定義及幾個基本術(shù)語滴定分析法的特點及主要方法滴定分析對化學(xué)反應(yīng)的要求及主要方式第二章滴定分析法概論滴定分析法：將一種已知準(zhǔn)確濃度的試劑溶液滴加到待測物質(zhì)的溶液中，直到所滴加的試劑與待測物質(zhì)按化學(xué)計量關(guān)系定量反應(yīng)為止，然后根據(jù)試液的濃度和體積，通過定量關(guān)系計算待測物質(zhì)含量的方法基本術(shù)語：滴定：將滴定劑通過滴管滴入待測溶液中的過程滴定劑：濃度準(zhǔn)確已知的試樣溶液指示劑：滴定分析中能發(fā)生顏色改變而指示終點的試劑滴定終點：滴定分析中指示劑發(fā)生顏色改變的那一點（實際）化學(xué)計量點：滴定劑與待測溶液按化學(xué)計量關(guān)系反應(yīng)完全的那一點（理論）滴定分析的特點及主要方法特點：

簡便、快速，適于常量分析準(zhǔn)確度高應(yīng)用廣泛方法：

1）酸堿滴定，沉淀滴定，氧化-還原滴定絡(luò)合滴定

2）非水滴定法：水以外的有機溶劑中進行滴定分析要求及主要方式要求：

a.反應(yīng)定量、完全

b.反應(yīng)迅速

c.具有合適的確定終點的方法主要方式：直接法：標(biāo)液滴定待測物（基本）返滴定法（剩余滴定法）

置換滴定法間接法返滴定法（剩余滴定法）先準(zhǔn)確加入過量標(biāo)準(zhǔn)溶液，使與試液中的待測物質(zhì)或固體試樣進行反應(yīng)，待反應(yīng)完成以后，再用另一種標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定剩余的標(biāo)準(zhǔn)溶液的方法適用：反應(yīng)較慢或難溶于水的固體試樣續(xù)返滴定法例1：Al3++定過量EDTA標(biāo)液

剩余EDTAZn2+標(biāo)液，EBT

返滴定續(xù)返滴定法例2：固體CaCO3+定過量HCl標(biāo)液

剩余HCl標(biāo)液NaOH標(biāo)液

返滴定續(xù)返滴定法

例3：Cl-+定過量AgNO3標(biāo)液

剩余AgNO3標(biāo)液NH4SCN標(biāo)液

Fe3+

指示劑返滴定

淡紅色[Fe（SCN）]2+置換滴定法先用適當(dāng)試劑與待測物質(zhì)反應(yīng)，定量置換出另一種物質(zhì)，再用標(biāo)準(zhǔn)溶液去滴定該物質(zhì)的方法適用：無明確定量關(guān)系的反應(yīng)續(xù)置換滴定法例4：Na2S2O3+K2Cr2O7S4O62-+SO42-

無定量關(guān)系

K2Cr2O7+過量KI定量生成I2

Na2S2O3標(biāo)液淀粉指示劑

深藍色消失

間接法通過另外的化學(xué)反應(yīng)，以滴定法定量進行適用：不能與滴定劑起化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)例5：Ca2+CaC2O4沉淀

H2SO4KMnO4標(biāo)液

C2O42-間接測定第二節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液與基準(zhǔn)物質(zhì)概念對基準(zhǔn)物質(zhì)的要求

標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制方法標(biāo)液濃度的表示方法概念標(biāo)準(zhǔn)溶液：濃度準(zhǔn)確已知的溶液基準(zhǔn)物質(zhì)：能用于直接配制或標(biāo)定標(biāo)準(zhǔn)溶液的物質(zhì)對基準(zhǔn)物質(zhì)的要求:a.試劑的組成與化學(xué)式相符b.具有較大的摩爾質(zhì)量c.純度高，性質(zhì)穩(wěn)定標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制方法1.直接配制法：

基準(zhǔn)物質(zhì)稱量溶解定量轉(zhuǎn)移至容量瓶稀釋至刻度根據(jù)稱量的質(zhì)量和體積計算標(biāo)準(zhǔn)溶液的準(zhǔn)確濃度2.間接配制法：

標(biāo)定法：利用基準(zhǔn)物質(zhì)確定溶液準(zhǔn)確濃度

比較法：用一種已知濃度的標(biāo)液來確定另一種溶液的濃度方法

標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度的表示方法物質(zhì)量的濃度:單位體積溶液所含物質(zhì)的量滴定度：TA

指每毫升標(biāo)準(zhǔn)溶液含有溶質(zhì)的質(zhì)量

TT/A指每毫升滴定劑溶液相當(dāng)于待測物的質(zhì)量

（T指標(biāo)液，A指待測物）練習(xí)例1：THCL=0.003001g/mL例2：THCL/NAOH=0.003001g/mL表示1mLHCL標(biāo)液中含有0.003001gHCL表示每消耗1mLHCL標(biāo)液可與0.003001gNaOH完全反應(yīng)第三節(jié)滴定度計算示例一、滴定分析計算依據(jù)SP時

或

化學(xué)計量數(shù)之比

物質(zhì)的量之比

P

tT+aA二、滴定分析計算公式2.固體和液體之間作用：1.兩種溶液相互作用：注意：化學(xué)反應(yīng)配平；單位換算

!注：VT單位為mL!注：VT單位為L3.滴定度T與物質(zhì)的量濃度C的關(guān)系!注：TA單位為[g/mL]2）每毫升滴定劑溶液相當(dāng)于待測物質(zhì)的質(zhì)量1）1000毫升標(biāo)液中，每毫升標(biāo)液中所含溶質(zhì)的質(zhì)量

4.待測物百分含量的計算：稱取試樣S克，含待測組分A的質(zhì)量為mA克，則待測組分的百分含量為三、滴定分析計算實例例1：現(xiàn)有0.1200mol/L的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液200mL，欲使其濃度稀釋到0.1000mol/L，問要加水多少mL？解：設(shè)應(yīng)加水的體積為VmL，根據(jù)溶液稀釋前后物質(zhì)的量相等的原則，續(xù)滴定分析計算例2：將0.2500gNa2CO3基準(zhǔn)物溶于適量水中后，用

0.2mol/L的HCL滴定至終點，問大約消耗此HCL

溶液多少毫升？解：續(xù)滴定分析計算例3：若THCL/Na2CO3=0.005300g/mL，試計算HCL標(biāo)準(zhǔn)溶液物質(zhì)量的濃度。解：續(xù)滴定分析計算例4：TK2Cr2O7/Fe=0.005000g/mL，如消耗K2Cr2O7標(biāo)準(zhǔn)溶液21.50毫升，問被滴定溶液中鐵的質(zhì)量？解：續(xù)滴定分析計算例5：測定藥用Na2CO3的含量，稱取試樣0.1230g，溶解后用濃度為0.1006mol/L的HCL標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，終點時消耗該HCL標(biāo)液23.50mL，求試樣中Na2CO3

的百分含量。解：續(xù)滴定分析計算例6：精密稱取CaO試樣0.06000g，以HCL標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定之，已知THCL/CaO=0.005600g/mL，消耗HCL10mL，求CaO的百分含量？解：第九章氧化還原滴定法

第一節(jié)緒論一、氧化還原滴定法：以氧化還原反應(yīng)為基礎(chǔ)的滴定分析方法二、實質(zhì)：電子的轉(zhuǎn)移三、特點：

1）機理復(fù)雜、多步反應(yīng)

2）有的程度雖高但速度緩慢

3）有的伴有副反應(yīng)而無明確計量關(guān)系四、分類：碘量法、高錳酸鉀法、重鉻酸鉀法、亞硝酸鈉法、溴量法、鈰量法五、應(yīng)用：廣泛，直接或間接測定無機物、有機物第二節(jié)氧化還原反應(yīng)一、電極電位二、條件電位及影響因素三、氧化還原反應(yīng)進行的程度四、氧化還原反應(yīng)的速度一、電極電位電對的電極電位衡量氧化或還原能力的強弱電對的電極電位越高，其氧化形的氧化能力越強（還原形的還原能力越弱）——氧化劑電對的電極電位越低，其還原形的還原能力越強（氧化形的氧化能力越弱）——還原劑Ox1+neRed1Red2Ox2+neOx1+Red2Ox2+Red1續(xù)前（一）電極電位的NERNST表示式1.活度表示式

2.濃度表示式續(xù)前3.分析濃度表示式（二）標(biāo)準(zhǔn)電極電位影響因素：常數(shù)，僅與電對本身性質(zhì)和溫度有關(guān)二、條件電位及影響因素（一）條件電位：一定條件下，氧化型和還原型的濃度都是1moL/L時的實際電位續(xù)前（二）影響因素與電解質(zhì)溶液的濃度，及能與氧化還原電對發(fā)生副反應(yīng)的物質(zhì)有關(guān)實驗條件一定，條件電位一定1．離子強度（鹽效應(yīng)）2．生成沉淀3．形成配合物4．酸效應(yīng)續(xù)前1.離子強度（鹽效應(yīng)）2.生成沉淀示例已知：Cu2++eCu+I2+2e2I-理論上2Cu++2I22Cu2++4I-實際上2Cu2++4I-2CuI↓

+2I2

續(xù)前3.形成配合物：

示例例：間接碘量法測Cu2+Cu2++eCu+Fe3++eFe2+I2+2e2I-續(xù)前4.酸效應(yīng)：H3AsO4+2H++2eHAsO2+2H2OI3-+2e3I-例：續(xù)前注：根據(jù)電對的電位高低判斷氧化還原反應(yīng)的方向H3ASO4+3I－+2H+HASO2+I3－+2H2O（酸性條件）HASO2+I3－+2H2OH3ASO4+3I－

+2H+

（堿性條件）三、氧化還原反應(yīng)進行的程度1.進行的程度用反應(yīng)平衡常數(shù)來衡量由標(biāo)準(zhǔn)電極電位→K

由條件電位→K’（條件平衡常數(shù)）Ox1+neRed1Red2Ox2+ne續(xù)前p2Ox1+p1Red2p1Ox2+p2Red1續(xù)前續(xù)前續(xù)前2.滴定反應(yīng)SP時：滴定反應(yīng)的完全度應(yīng)>99.9%1：1型反應(yīng)續(xù)前1：2型反應(yīng)1.氧化劑或還原劑：

性質(zhì)不同，機理不同，顯著影響速度

1）轉(zhuǎn)移電子——速度快；打開共價鍵——速度慢

2）元素氧化數(shù)越高，反應(yīng)越慢

3）靜電作用力阻礙減慢反應(yīng)速度

4）分步進行，整個速度受最慢一步影響2.濃度：增加濃度可以加快反應(yīng)速度四、氧化還原反應(yīng)的速度例：Cr2O7-+6I-+14H+2Cr3++3I2+H2O

續(xù)前3.溫度：升溫可加快碰撞，加快反應(yīng)每增高100C，速度增加2～3倍4.催化劑：改變反應(yīng)歷程，加快反應(yīng)同上例：加入Mn2+催化反應(yīng)，反應(yīng)一開始便很快進行；否則反應(yīng)先慢后快，逐漸生成的Mn2+本身起催化作用（自動催化反應(yīng)）5.誘導(dǎo)反應(yīng)：由于一個氧化還原的發(fā)生促進了另一個氧化還原的進行，稱～例：2MnO4-+H2C2O42Mn2++10CO2+8H2O

例：受誘體誘導(dǎo)體作用體第三節(jié)氧化還原滴定一、滴定曲線二、指示劑三、氧化還原預(yù)處理一、滴定曲線1．滴定過程可逆電對氧化還原反應(yīng)的電位計算2．滴定突躍影響因素3．根據(jù)條件電位判斷滴定突躍范圍1．滴定過程Ce4++Fe2+Ce3++Fe3+

1mol/LH2SO4

續(xù)前續(xù)前續(xù)前圖示可逆電對氧化還原反應(yīng)的電位計算

Ox1+n1eRed1

Ox2+n2eRed2

p2Ox1+p1Red2p1Ox2+p2Red1續(xù)前續(xù)前2．滴定突躍大小的影響因素3．根據(jù)條件電位判斷滴定突躍范圍（電位范圍）二、指示劑1．自身指示劑2．特殊指示劑3．氧化還原指示劑及選擇原則1.自身指示劑：有些滴定劑或被測物有顏色，滴定

產(chǎn)物無色或顏色很淺，則滴定時無須再滴加指示

劑，本身的顏色變化起著指示劑的作用，稱~例：優(yōu)點：無須選擇指示劑，利用自身顏色變化指示終點紫色

無色

深棕色

無色2.5×10-6mol/L→粉紅色

2.5×10-6mol/L→淺黃色有機溶劑中→鮮明紫紅色2.特殊指示劑：有些物質(zhì)本身不具有氧化還原性，

但可以同氧化還原電對形成有色配合物，因而

可以指示終點特點：反應(yīng)可逆，應(yīng)用于直接或間接碘量法例：淀粉+I3－——深蘭色配合物（5.0×10-6mol/L→顯著藍色）3．氧化還原指示劑：具氧化或還原性，其氧化型和

還原型的顏色不同，氧化還原滴定中由于電位的

改變而發(fā)生顏色改變，從而指示終點In（Ox）

+neIn（Red）

討論

續(xù)前指示劑的選擇原則：指示劑變色范圍部分或全部落在滴定突躍范圍內(nèi)指示劑的條件電位盡量與化學(xué)計量點電位相一致三、氧化還原的預(yù)處理對預(yù)處理劑要求：反應(yīng)定量、完全、快速過量的預(yù)處理劑易除去氧化還原反應(yīng)具有一定選擇性分類：預(yù)氧化處理，預(yù)還原處理例：鐵礦中全鐵含量測定

Fe3+——預(yù)還原處理Fe2+K2Cr2O7

一次滴定測全鐵

Fe2+第三節(jié)氧化還原滴定法的應(yīng)用

提要一、碘量法二、KMnO4法三、K2Cr2O7法四、其他氧化還原方法一、碘量法***利用I2的氧化性和I-的還原性建立的滴定分析方法注：pH<9時，不受酸度影響，應(yīng)用范圍更為廣泛電對反應(yīng)I2+2e2I-

I2+I-I3-（助溶）I3-+2e3I-

續(xù)前內(nèi)容（一）直接碘量法（二）間接碘量法（三）碘量法誤差的主要來源（四）標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定（五）淀粉指示劑（六）應(yīng)用與示例（一）直接碘量法:

利用I2的弱氧化性質(zhì)滴定還原物質(zhì)測定物：具有還原性物質(zhì)可測：S2-，Sn(Ⅱ)，S2O32-，SO32-酸度要求：弱酸性，中性，或弱堿性(pH小于9)強酸性介質(zhì)：I-發(fā)生氧化導(dǎo)致終點拖后；淀粉水解成糊精導(dǎo)致終點不敏銳強堿性介質(zhì)：I2發(fā)生歧化反應(yīng)3I2+6OH-5I-+IO3-+3H2O（歧化反應(yīng)）4I-+O2+4H+2I2+2H2O（氧化反應(yīng)）（二）間接碘量法：

利用I-的中等強度還原性滴定氧化性物質(zhì)測定物：具有氧化性物質(zhì)可測：MnO4-，Cr2O7-，CrO4-，AsO43-，BrO3-，

IO3-，H2O2，CLO-，Cu2+酸度要求：中性或弱酸性強酸性介質(zhì)：S2O32-發(fā)生分解導(dǎo)致終點提前；

I-發(fā)生氧化導(dǎo)致終點拖后堿性介質(zhì)：I-與S2O32-發(fā)生副反應(yīng)，無計量關(guān)系S2O32-+2H+SO2↑+S↓+H2O（分解）4I2+S2O32-+10OH-8I-+2SO42-+5H2O（三）碘量法誤差的主要來源1．碘的揮發(fā)預(yù)防：

1）過量加入KI——助溶，防止揮發(fā)增大濃度，提高速度2）溶液溫度勿高3）碘量瓶中進行反應(yīng)（磨口塞，封水）4）滴定中勿過分振搖2．碘離子的氧化（酸性條件下）預(yù)防：1）控制溶液酸度（勿高）2）避免光照（暗處放置）3）I2完全析出后立即滴定4）除去催化性雜質(zhì)（NO3-，NO，Cu2+）（四）標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定1．NaS2O3溶液A．配制：不穩(wěn)定原因

a．水中溶解的CO2易使NaS2O3分解

S2O32-+CO2+H2O→HSO3-+HCO3-+S↓b．空氣氧化：2S2O32-+O2→SO42-+S↓c．水中微生物作用：

S2O32-→Na2SO3+S↓配制方法：煮沸冷卻水，加入NaCO3使pH=9~10，放置7~8天，過濾B．標(biāo)定

續(xù)前Cr2O72-+6I-（過量）+14H+2Cr3++3I2+7H2O（酸度高）

I2+2S2O32-2I-+S4O62-（加水稀釋→弱酸性）I2+2S2O32-2I-+S4O62-（加水稀釋→弱酸性）K2CrO7基準(zhǔn)物標(biāo)定法

I2標(biāo)液比較法續(xù)前2．碘標(biāo)準(zhǔn)溶液A．配制:

避光，防止I-→I2（注：不可用分析天平稱）B．標(biāo)定：As2O3基準(zhǔn)物質(zhì)標(biāo)定法NaS2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液比較法As2O3+6OH-2AsO33-+3H2OAsO33-+I2+2H2OH3AsO4+2I-+H+（五）淀粉指示劑

要求：室溫；弱酸性；新鮮配制加入時間：直接碘量法——滴定前加入（終點：無色→深藍色）間接碘量法——近終點加入（終點：深藍色消失）變色原理：注：間接碘量法中淀粉指示劑過早加入，強烈吸附I2，造成終點拖后I2（過量）+I-I3-

（與淀粉形成深藍色配合物）（六）應(yīng)用與示例

1．直接碘量法：指示劑加入時間：滴定前加入終點：無色→深藍色例：Vc的測定2．間接碘量法指示劑加入時間：近終點加入終點：深藍色消失1）剩余碘量法(返滴定法)例：葡萄糖的測定2）置換碘量法例：CuSO4的含量測定

剩余碘量法測葡萄糖的含量注：無須知道CI2葡萄糖

+I2（定過量）葡萄糖酸鹽

I2（剩余）+2Na2S2O3

2NaI+Na2S4O6

置換碘量法測定CuSO4的含量注：CuI易水解，故以HAc為介質(zhì)CuI強烈吸附I2造成終點提前，滴定時應(yīng)用力振搖或加入KSCN轉(zhuǎn)化CuI沉淀為CuSCN，同時釋放I22Cu2++4I-（過量）2CuI↓+I2

I2+2S2O32-2I-+S4O62-二、KMnO4法：

利用MnO4-的強氧化性建立的滴定分析方法1．原理MnO4-

+5e+8H+Mn2++4H2O

注：酸性調(diào)節(jié)——采用H2SO4，不采用HCL或HNO3酸性——KMnO4法常用堿性——氧化有機物速度快MnO4-

+2H2O+3eMnO2↓+4OH-

MnO4-

+eMnO42-續(xù)前2．KMnO4溶液的配制與標(biāo)定（1）間接配制法（2）標(biāo)定基準(zhǔn)物：AS2O3，H2C2O4·2H2O

，純鐵絲，

Na2C2O4（穩(wěn)定，易結(jié)晶，常用），H2C2O4·2H2O（3）指示劑——自身指示劑2MnO4-

+5C2O42-+16H+2Mn2++10CO2↑+8H2O續(xù)前3．應(yīng)用：

（1）直接法：測Fe2+，C2O42-，As（Ⅲ），H2O2

（2）返滴定法：MnO2，PbO2（3）間接法：待測物本身不具有氧化或還原性質(zhì)2MnO4-

+5H2O2+6H+2Mn2++5O2↑+8H2OMnO2+C2O42-

（定過量）+4H+Mn2++2CO2↑+2H2OCa2++C2O42-（定過量）

CaC2O4↓KMnO4滴定弱堿性

濾去沉淀

剩余C2O42-2MnO4-

+5C2O42-（剩余）+16H+2Mn2++10CO2↑+8H2O三、K2Cr2O7法：原理：介質(zhì)：HCL（不受CL-還原性的限制）特點：K2Cr2O7穩(wěn)定，標(biāo)液可直接滴定，長期存放可以測一些還原性物質(zhì)應(yīng)用：測定Fe2+Cr2O72-

+6e+14H+2Cr3++7H2OCr2O72-+6Fe2++14H+2Cr3++6Fe3++7H2O四、其他氧化還原方法1．溴酸鉀法2．溴量法電對反應(yīng)：BrO3-

+6e+6H+Br-+H2O配制：KBrO3易提純，直接配制法標(biāo)定：BrO3-

+6I-+6H+Br-+3I2+3H2OI2+2S2O32-2I-+S4O62-電對反應(yīng)：Br2+2e2Br-

配制：以溴液（BrO3-：Br-=1：5配制）代替BrO3-

+5Br-（定過量）+6H+3Br2+3H2O標(biāo)定：Br2+2I-I2+2Br-I2+2S2O32-2I-+S4O62-續(xù)前3．鈰量法：利用Ce4+的強氧化性測定還原性物質(zhì)4．高碘酸鉀法：與有機化合物官能團的特征反應(yīng)5．亞硝酸鈉法：利用與有機化合物亞硝基化反應(yīng)和重氮化反應(yīng)標(biāo)定：IO3-

+5I-+6H+3I2+3H2OI2+2S2O32-2I-+S4O62-

Ce4++Fe2+Ce3++Fe3+

1mol/L的H2SO4

第六章配位滴定法

第一節(jié)概述配位滴定法：又稱絡(luò)合滴定法以生成配位化合物為基礎(chǔ)的滴定分析方法滴定條件：定量、完全、迅速、且有指示終點的方法配位劑種類：無機配位劑：形成分級絡(luò)合物，簡單、不穩(wěn)定有機配位劑：形成低絡(luò)合比的螯合物，復(fù)雜而穩(wěn)定常用有機氨羧配位劑——乙二胺四乙酸乙二胺四乙酸：EDTA

EDTA的物理性質(zhì)水中溶解度小，難溶于酸和有機溶劑；易溶于NaOH或NH3溶液——Na2H2Y?2H2O續(xù)前EDTA的離解平衡：各型體濃度取決于溶液pH值

pH＜1強酸性溶液→

H6Y2+

pH2.67～6.16→

主要H2Y2-

pH＞10.26堿性溶液→Y4-H6Y2+H++H5Y+

H5Y+ H++H4YH4Y

H++H3Y-

H3Y-H++H2Y2-

H2Y2-H++HY3-

HY3-H++Y4-最佳配位型體水溶液中七種存在型體續(xù)前

EDTA配合物特點：1.廣泛配位性→五元環(huán)螯合物→穩(wěn)定、完全、迅速2.具6個配位原子，與金屬離子多形成1：1配合物3.與無色金屬離子形成的配合物無色，利于指示終點與有色金屬離子形成的配合物顏色更深第二節(jié)配合物的穩(wěn)定常數(shù)一、配合物的穩(wěn)定常數(shù)（形成常數(shù)）

討論：

KMY↑大，配合物穩(wěn)定性↑高，配合反應(yīng)↑完全

M+YMY續(xù)前二、MLn型配合物的累積穩(wěn)定常數(shù)注：各級累計常數(shù)將各級[MLi]和[M]及[L]聯(lián)系起來M+LML

ML+LML2

MLn-1+LMLn

第三節(jié)副反應(yīng)系數(shù)和條件穩(wěn)定常數(shù)一、副反應(yīng)及副反應(yīng)系數(shù)

二、條件穩(wěn)定常數(shù)（一）配位劑Y的副反應(yīng)和副反應(yīng)系數(shù)（二）金屬離子M的副反應(yīng)和副反應(yīng)系數(shù)（三）配合物MY的副反應(yīng)系數(shù)示意圖注：副反應(yīng)的發(fā)生會影響主反應(yīng)發(fā)生的程度副反應(yīng)的發(fā)生程度以副反應(yīng)系數(shù)加以描述不利于主反應(yīng)進行利于主反應(yīng)進行（一）配位劑Y的副反應(yīng)和副反應(yīng)系數(shù)

EDTA的副反應(yīng)：酸效應(yīng)共存離子（干擾離子）效應(yīng)

EDTA的副反應(yīng)系數(shù)：酸效應(yīng)系數(shù)共存離子（干擾離子）效應(yīng)系數(shù)

Y的總副反應(yīng)系數(shù)EDTA的酸效應(yīng)：由于H+存在使EDTA與金屬離子

配位反應(yīng)能力降低的現(xiàn)象1.EDTA的酸效應(yīng)系數(shù)注：[Y’]——EDTA所有未與M配位的七種型體總濃度

[Y]——EDTA能與M配位的Y4－型體平衡濃度結(jié)論：

練習(xí)例：計算pH5時，EDTA的酸效應(yīng)系數(shù)及對數(shù)值，若此時EDTA各種型體總濃度為0.02mol/L，求[Y4-]解：共存離子效應(yīng)：由于其他金屬離子存在使EDTA

主反應(yīng)配位能力降低的現(xiàn)象2.共存離子（干擾離子）效應(yīng)系數(shù)注：[Y’]——EDTA與N配合物平衡濃度和參與配位的Y4-平衡濃度之和

[Y]——參與配位反應(yīng)的Y4-的平衡濃度結(jié)論：

3.Y的總副反應(yīng)系數(shù)[同時考慮酸效應(yīng)和共存離子效應(yīng)]（二）金屬離子的副反應(yīng)和副反應(yīng)系數(shù)M的副反應(yīng)：輔助配位效應(yīng)羥基配位效應(yīng)M的副反應(yīng)系數(shù)：輔助配位效應(yīng)系數(shù)羥基配位效應(yīng)系數(shù)M的總副反應(yīng)系數(shù)配位效應(yīng)配位效應(yīng)系數(shù)配位效應(yīng)：由于其他配位劑存在使金屬離子

參加主反應(yīng)能力降低的現(xiàn)象1.M的配位效應(yīng)系數(shù)

注：[M’]表示沒有參加主反應(yīng)的金屬離子的總濃度（包括與L配位）

[M]表示游離金屬離子的濃度L多指NH3-NH4CL緩沖溶液，輻助配位劑，掩蔽劑，OH-結(jié)論:2.金屬離子的總副反應(yīng)系數(shù)

溶液中同時存在兩種配位劑：L，AM的配位副反應(yīng)1M+LMLM的配位副反應(yīng)2M+AMA練習(xí)例：在pH=11.0的Zn2+-氨溶液中，[NH3]=0.10mol/L，求αM

解：（三）配合物MY的副反應(yīng)系數(shù)

二、條件穩(wěn)定常數(shù)（表觀穩(wěn)定常數(shù)，有效穩(wěn)定常數(shù)）

討論：

配位反應(yīng)M+YMY練習(xí)例：在NH3-NH4CL緩沖溶液中（pH=9），用EDTA

滴定Zn2+，若[NH3]=0.10mol/L，并避免生成

Zn(OH)2沉淀，計算此條件下的lgK’ZnY

解：練習(xí)例：計算pH=2和pH=5時，ZnY的條件穩(wěn)定常數(shù)解：第四節(jié)金屬離子指示劑

一、金屬離子指示劑及特點二、指示劑配位原理三、指示劑應(yīng)具備的條件四、指示劑的封閉、僵化現(xiàn)象及消除方法五、常用金屬離子指示劑一、金屬離子指示劑及特點：金屬離子指示劑：配位滴定中，能與金屬離子生成有色配合物從而指示滴定過程中金屬離子濃度變化的顯色劑（多為有機染料、弱酸）特點：(與酸堿指示劑比較)

金屬離子指示劑——通過[M]的變化確定終點酸堿指示劑——通過[H+]的變化確定終點二、指示劑配位原理變色實質(zhì)：EDTA置換少量與指示劑配位的金屬離子釋放指示劑，從而引起溶液顏色的改變注：In為有機弱酸，顏色隨pH值而變化→注意控制溶液的pH值EDTA與無色M→無色配合物，與有色M→顏色更深配合物終點前

M+In

MIn

顯配合物顏色滴定過程

M+YMY終點

MIn+YMY+In

（置換）

顯游離指示劑顏色三、指示劑應(yīng)具備的條件1）MIn與In顏色明顯不同，顯色迅速，變色可逆性好

2）MIn的穩(wěn)定性要適當(dāng)：KMY/KMIn>102

a.KMIn太小→置換速度太快→終點提前

b.KMIn>KMY→置換難以進行→終點拖后或無終點

3）

In本身性質(zhì)穩(wěn)定，便于儲藏使用

4）MIn易溶于水，不應(yīng)形成膠體或沉淀四、指示劑的封閉、僵化現(xiàn)象及消除方法指示劑的封閉現(xiàn)象：化學(xué)計量點時不見指示劑變色

產(chǎn)生原因：

干擾離子：KNIn>KNY→指示劑無法改變顏色

消除方法：加入掩蔽劑例如:滴定Ca2+和Mg2+時加入三乙醇胺掩蔽Fe3+，AL3+

以消除其對EBT的封閉

待測離子：KMY<KMIn→M與In反應(yīng)不可逆或過慢

消除方法：返滴定法例如:滴定AL3+定過量加入EDTA，反應(yīng)完全后再加入

EBT，用Zn2+標(biāo)液回滴續(xù)前指示劑的僵化現(xiàn)象：化學(xué)計量點時指示劑變色緩慢

產(chǎn)生原因MIn溶解度小→與EDTA置換速度緩慢→終點拖后消除方法：加入有機溶劑或加熱→提高MIn溶解度→加快置換速度五、常用金屬離子指示劑1.鉻黑T（EBT）終點：酒紅→純藍適宜的pH：7.0～11.0（堿性區(qū)）緩沖體系：NH3-NH4CL

封閉離子：AL3+，F(xiàn)e2+，（Cu2+，Ni2+）掩蔽劑：三乙醇胺，KCN2.二甲酚橙（XO）終點：紫紅→亮黃適宜的pH范圍<6.0（酸性區(qū)）緩沖體系：HAc-NaAc

封閉離子：AL3+，F(xiàn)e2+，（Cu2+，Co2+，Ni2+）掩蔽劑：三乙醇胺，氟化胺第五節(jié)配位滴定的基本原理一、配位滴定曲線二、化學(xué)計量點時金屬離子濃度的計算三、配位滴定曲線與酸堿滴定曲線比較四、影響配位滴定突躍大小的兩個因素五、指示劑變色點金屬離子濃度的計算六、滴定終點誤差計算（林邦誤差公式）一、配位滴定曲線續(xù)前配位滴定任意階段金屬離子總濃度方程圖示二、化學(xué)計量點時金屬離子濃度的計算練習(xí)例：在PH=10的氨性緩沖溶液中，[NH3]=0.2mol/L，以2.0×10-2mol/L的EDTA滴定2.0×10-2mol/L的

Cu2+溶液，計算化學(xué)計量點時的pCu’。如被滴定的是2.0×10-2mol/L的Mg2+溶液，計算化學(xué)計量點時的pMg’。解：續(xù)前續(xù)前三、配位滴定曲線與酸堿滴定曲線的比較四、影響配位滴定突躍大小的兩個因素1．金屬離子濃度的影響2．條件穩(wěn)定常數(shù)的影響影響的幾點因素注：借助調(diào)節(jié)pH，控制[L]，可以增大，從而增大滴定突躍圖示濃度改變僅影響配位滴定曲線的前側(cè)，與酸堿滴定中一元弱酸堿滴定情況相似條件穩(wěn)定常數(shù)改變僅影響滴定曲線后側(cè)，化學(xué)計量點前按反應(yīng)剩余的[M’]計算pM’，與K’MY無關(guān)五、指示劑變色點時金屬離子濃度計算

離解MInM+In

HIn，H2In---酸效應(yīng)終點MIn+YMY+In續(xù)前酸度對變色點的影響：六、滴定終點誤差計算（林邦誤差公式）滴定終點誤差：由配位滴定計量點與滴定終點不相等產(chǎn)生續(xù)前續(xù)前討論：練習(xí)例：在pH=10.00的氨性緩沖溶液中，以EBT為指示劑，用0.020mol/L的EDTA滴定0.020mol/L的Zn2+，終點時游離氨的濃度為0.20mol/L，計算終點誤差。解：續(xù)前練習(xí)例：在pH=10.00的氨性緩沖溶液中，以EBT為指示劑，用0.020mol/L的EDTA滴定0.020mol/L的Ca2+溶液，計算終點誤差。如果滴定的是Mg2+溶液，終點誤差是多少？解：

續(xù)前

第六節(jié)滴定條件的選擇一、單一離子測定的滴定條件

1.準(zhǔn)確滴定的判定式

2.滴定的適宜酸度范圍

3.滴定的最佳酸度

4.緩沖溶液的作用二、提高混合離子配位滴定的選擇性

1.控制酸度分步滴定

2.使用掩蔽劑選擇性滴定一、單一離子測定的滴定條件1．準(zhǔn)確滴定的判定式：續(xù)前2．滴定適宜酸度范圍（最高~最低允許酸度）1）最高允許酸度：

設(shè)僅有Y的酸效應(yīng)和M的水解效應(yīng)續(xù)前2）最低允許酸度3．用指示劑確定終點的最佳酸度4．緩沖溶液的作用作用——控制溶液酸度使EDTA離解的H+不影響pH值EBT（堿性區(qū)）→加入NH3-NH4CL（pH=8~10）XO（酸性區(qū)）→加入HAc-NaAc（pH=5~6）二、提高混合離子配位滴定的選擇性前提：幾種離子共存——M，N（干擾離子）控制酸度分步滴定使用掩蔽劑選擇性滴定（一）控制酸度分步滴定1.條件穩(wěn)定常數(shù)與酸度關(guān)系2.混合離子分步滴定的可能性3.混合離子測定時溶液酸度的控制1.條件穩(wěn)定常數(shù)與酸度關(guān)系（1）較高酸度下（2）較低酸度下續(xù)前討論：酸效應(yīng)會影響配位反應(yīng)的完全程度但可利用酸效應(yīng)以提高配位滴定的選擇性例：EDTA→Bi3+，Pb2+

調(diào)pH≈1時，EDTA→Bi3+（Pb2+不干擾）再調(diào)pH=5~6時，EDTA→Pb2+2.混合離子分步滴定的可能性3.混合離子測定時溶液酸度的控制（1）最高允許酸度：（2）最低允許酸度：（3）最佳酸度：（二）使用掩蔽劑的選擇性滴定1.配位掩蔽法：利用配位反應(yīng)降低或消除干擾離子2.沉淀掩蔽法：加入沉淀劑，使干擾離子生成沉淀而被掩蔽，從而消除干擾3.氧化還原掩蔽法：利用氧化還原反應(yīng)改變干擾離子價態(tài)，以消除干擾

例：EDTA→Ca2+，Mg2+，加入三乙醇胺掩蔽Fe2+和AL3+

例：Ca2+，Mg2+時共存溶液，加入NaOH溶液，使pH>12，

Mg2+→Mg(0H)2,從而消除Mg2+干擾例：EDTA測Bi3+，F(xiàn)e3+等，加入抗壞血酸將Fe3+→Fe2+練習(xí)例：假設(shè)Mg2+和EDTA的濃度皆為0.01mol/L，在pH6時條件穩(wěn)定常數(shù)K’MY為多少？說明此pH值條件下能否用EDTA標(biāo)液準(zhǔn)確滴定Mg2+？若不能滴定，求其允許的最低酸度？解：練習(xí)例：用0.02mol/L的EDTA滴定的Pb2+溶液，若要求ΔpPb’=0.2,TE%=0.1%,計算滴定Pb2+的最高酸度?解：練習(xí)例：為什么以EDTA滴定Mg2+時，通常在pH=10而不是在pH=5的溶液中進行；但滴定Zn2+時，則可以在pH=5的溶液中進行？解：練習(xí)例：用2×10-2mol/L的EDTA滴定2×10-2mol/L的Fe3+溶液，要求ΔpM’=±0.2，TE%=0.1%，計算滴定適宜酸度范圍?解：第七節(jié)標(biāo)準(zhǔn)溶液及配位滴定的主要方式

一、標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定二、配位滴定的主要方式一、標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定1．EDTA

直接法配制0.1~0.05M，最好儲存在硬質(zhì)塑料瓶中常用基準(zhǔn)物：ZnO或Zn粒，以HCL溶解指示劑：

EBTpH7.0~10.0氨性緩沖溶液酒紅——純藍

XOpH<6.0醋酸緩沖溶液紫紅——亮黃色2．ZnSO4

間接法配制，用EDTA標(biāo)定4．間接滴定法適用條件：M與EDTA的配合物不穩(wěn)定或難以生成二、配位滴定的主要方式*1．直接法適用條件：

1）M與EDTA反應(yīng)快，瞬間完成

2）M對指示劑不產(chǎn)生封閉效應(yīng)——定量*2．返滴定法：適用條件：

1）M與EDTA反應(yīng)慢

2）M對指示劑產(chǎn)生封閉效應(yīng)，難以找到合適指示劑

3）M在滴定條件下發(fā)生水解或沉淀3．置換滴定法適用條件：M與EDTA的配合物不穩(wěn)定直接滴定

直接滴定法示例1——EDTA的標(biāo)定

直接滴定法示例2——葡萄糖酸鈣含量的測定

返滴定法示例1——明礬含量的測定

返滴定法示例2——氫氧化鋁凝膠的測定其他應(yīng)用——水的硬度測定配位滴定計算小結(jié)1．αY(H)

和[Y]的計算2．αM和[M]的計算計算小結(jié)3．lgK’MY計算（1）pH值對lgK’MY的影響——僅考慮酸效應(yīng)

（2）配位效應(yīng)對lgK’MY的影響（3）同時存在αM和αY(H)時lgK’MY的計算計算小結(jié)4．M能否被準(zhǔn)確滴定判斷

5．最高酸度計算小結(jié)6．化學(xué)計量點pMSP的求算

7．指示劑變色點pMt（或滴定終點pMep）的求算

8．滴定終點誤差的計算計算小結(jié)9．滴定分析計算（1）利用直接滴定法計算濃度和百分含量（2）利用返滴定法計算百分含量（3）水的硬度的計算（二）影響沉淀溶解度的因素1.同離子效應(yīng)2.鹽效應(yīng)3.酸效應(yīng)4.配位效應(yīng)5.其他因素1.同離子效應(yīng)：當(dāng)沉淀達平衡后，若向溶液中加入

組成沉淀的構(gòu)晶離子試劑或溶液，使沉淀溶解度降

低的現(xiàn)象稱為～構(gòu)晶離子：組成沉淀晶體的離子稱為～討論：過量加入沉淀劑，可以增大構(gòu)晶離子的濃度，降低沉淀溶解度，減小沉淀溶解損失過多加入沉淀劑會增大鹽效應(yīng)或其他配位副反應(yīng),

而使溶解度增大沉淀劑用量：一般——過量50%～100%為宜非揮發(fā)性——過量20%～30%練習(xí)解：例：用BaSO4重量法測定SO42-含量時，以BaCL2為沉淀劑，計算等量和過量0.01mol/L加入Ba2+時，在

200ml溶液中BaSO4沉淀的溶解損失2.鹽效應(yīng)：溶液中存在大量強電解質(zhì)使沉淀溶解度

增大的現(xiàn)象討論：注：沉淀溶解度很小時，常忽略鹽效應(yīng)沉淀溶解度很大，且溶液離子強度很高時，要考慮鹽效應(yīng)的影響練習(xí)例：分別計算BaSO4在純水和0.01mol/LNaNO3溶液中的溶解度解：練習(xí)例：討論：3.酸效應(yīng)：溶液酸度對沉淀溶解度的影響稱為～討論：酸度對強酸型沉淀物的溶解度影響不大，但對弱酸型或多元酸型沉淀物的溶解度影響較大

pH↓，[H+]↑，S↑注：

因為酸度變化，構(gòu)晶離子會與溶液中的H+或OH-反應(yīng)，降低了構(gòu)晶離子的濃度，使沉淀溶解平衡移向溶解，從而使沉淀溶解度增大圖示溶液酸度對CaC2O4溶解度的影響

CaC2O4Ca2++C2O42-C2O42-+H+HC2O4-HC2O4-+H+H2C2O4練習(xí)例：試比較pH=2.0和pH=4.0的條件下CaC2O4的沉淀溶解度。解：練習(xí)例：0.02mol/LBaCL2和H2SO4溶液等濃度混合，問有無BaSO4沉淀析出？解：4.配位效應(yīng)：存在配位劑與構(gòu)晶離子形成配位體，

使沉淀的溶解度增大的現(xiàn)象稱為～討論：

1）配位效應(yīng)促使沉淀-溶解平衡移向溶解一方，從而增大溶解度2）當(dāng)沉淀劑本身又是配位劑時，應(yīng)避免加入過多;

既有同離子效應(yīng)，又有配位效應(yīng)，應(yīng)視濃度而定

3）配位效應(yīng)與沉淀的溶解度和配合物穩(wěn)定常數(shù)有關(guān)，溶解度越大，配合物越穩(wěn)定，配位效應(yīng)越顯著示例AgCLAg++CL-Ag++2NH3

Ag(NH3)2+AgCLAg++CL-AgCL

+CL-AgCL2-AgCL2-

+CL-

AgCL3-練習(xí)例：計算AgI在0.01mol/L的NH3中的溶解度解：5.其他因素：A．溫度：

T↑，S↑，溶解損失↑（合理控制）B．溶劑極性：溶劑極性↓，S↓，溶解損失↓（加入有機溶劑）C．沉淀顆粒度大小：同種沉淀，顆粒↑，S↓，溶解損失↓（粗大晶體）

D．膠體形成：“膠溶”使S↑，溶解損失↑（加入大量電解質(zhì)可破壞之）E．水解作用：某些沉淀易發(fā)生水解反應(yīng)，對沉淀造成影響圖示溫度對沉淀溶解度的影響注：根據(jù)沉淀受溫度影響程度選擇合適溫度沉淀→加熱溶液陳化→加熱微沸

過濾、洗滌沉淀溫度影響大的沉淀→冷至室溫再過濾洗滌溫度影響小的沉淀→趁熱過濾洗滌第七章重量分析法第一節(jié)概述

一、重量分析法：通過稱量被測組分的質(zhì)量來確定被測組分百分含量的分析方法二、分類：揮發(fā)法萃取法沉淀法——利用物質(zhì)的揮發(fā)性——利用物質(zhì)在兩相中溶解度不同——利用沉淀反應(yīng)三、特點：準(zhǔn)確度高，費時，繁瑣，不適合微量組分第二節(jié)沉淀重量法一、幾個概念二、沉淀重量法的分析過程和要求三、溶解度及其影響因素四、沉淀的類型和形成五、影響沉淀純凈的因素六、沉淀條件的選擇七、沉淀的過濾、洗滌及烘干、灼燒八、結(jié)果的計算一、幾個概念1.沉淀重量法：利用沉淀反應(yīng)將待測組分以難溶化合物形式沉淀下來，經(jīng)過濾、洗滌、烘干、灼燒后，轉(zhuǎn)化成具有確定組成的稱量形式，稱量并計算被測組分含量的分析方法。2.沉淀形式：沉淀的化學(xué)組成稱～3.稱量形式：沉淀經(jīng)烘干或灼燒后，供最后稱量的化學(xué)組成稱～二、沉淀重量法的分析過程和要求（一）分析過程

待測離子沉淀劑沉淀形式處理過程稱量形式

過濾8000CBa2++SO42-BaSO4↓BaSO4

洗滌灼燒

過濾烘干Ca2++C2O42-

CaC2O4?2H2O↓CaO

洗滌灼燒

過濾烘干試樣溶液+沉淀劑沉淀形式↓稱量形式

洗滌灼燒注：稱量形式與沉淀形式可以相同，也可以不同續(xù)前（二）要求1．對沉淀形式的要求

a．溶解度小

b．易過濾和洗滌

c．純凈，不含雜質(zhì)

d．易轉(zhuǎn)化成稱量形式2．對稱量形式的要求

a．確定的化學(xué)組成

b．性質(zhì)穩(wěn)定

c．較大的摩爾質(zhì)量三、溶解度及其影響因素（一）溶解度與溶度積（二）影響沉淀溶解度的因素（一）溶解度與溶度積1.固有溶解度和溶解度2.活度積和溶度積3.溶解度與溶度積關(guān)系4.條件溶度積1.固有溶解度和溶解度固有溶解度S0：微溶化合物的分子溶解度稱為～溶解度S：難溶化合物在水溶液中的濃度，為水中分子濃度和離子濃度之和MA（固）MA（水）M++A-

沉淀平衡以分子形式溶解進一步解離2.活度積和溶度積3．溶解度與溶度積關(guān)系4.條件溶度積（二）影響沉淀溶解度的因素1.同離子效應(yīng)2.鹽效應(yīng)3.酸效應(yīng)4.配位效應(yīng)5.其他因素1.同離子效應(yīng)：當(dāng)沉淀達平衡后，若向溶液中加入

組成沉淀的構(gòu)晶離子試劑或溶液，使沉淀溶解度降

低的現(xiàn)象稱為～構(gòu)晶離子：組成沉淀晶體的離子稱為～討論：過量加入沉淀劑，可以增大構(gòu)晶離子的濃度，降低沉淀溶解度，減小沉淀溶解損失過多加入沉淀劑會增大鹽效應(yīng)或其他配位副反應(yīng),

而使溶解度增大沉淀劑用量：一般——過量50%～100%為宜非揮發(fā)性——過量20%～30%練習(xí)解：例：用BaSO4重量法測定SO42-含量時，以BaCL2為沉淀劑，計算等量和過量0.01mol/L加入Ba2+時，在

200ml溶液中BaSO4沉淀的溶解損失2.鹽效應(yīng)：溶液中存在大量強電解質(zhì)使沉淀溶解度

增大的現(xiàn)象討論：注：沉淀溶解度很小時，常忽略鹽效應(yīng)沉淀溶解度很大，且溶液離子強度很高時，要考慮鹽效應(yīng)的影響練習(xí)例：分別計算BaSO4在純水和0.01mol/LNaNO3溶液中的溶解度解：練習(xí)例：討論：3.酸效應(yīng)：溶液酸度對沉淀溶解度的影響稱為～討論：酸度對強酸型沉淀物的溶解度影響不大，但對弱酸型或多元酸型沉淀物的溶解度影響較大

pH↓，[H+]↑，S↑注：

因為酸度變化，構(gòu)晶離子會與溶液中的H+或OH-反應(yīng)，降低了構(gòu)晶離子的濃度，使沉淀溶解平衡移向溶解，從而使沉淀溶解度增大圖示溶液酸度對CaC2O4溶解度的影響

CaC2O4Ca2++C2O42-C2O42-+H+HC2O4-HC2O4-+H+H2C2O4練習(xí)例：試比較pH=2.0和pH=4.0的條件下CaC2O4的沉淀溶解度。解：練習(xí)例：0.02mol/LBaCL2和H2SO4溶液等濃度混合，問有無BaSO4沉淀析出？解：4.配位效應(yīng)：存在配位劑與構(gòu)晶離子形成配位體，

使沉淀的溶解度增大的現(xiàn)象稱為～討論：

1）配位效應(yīng)促使沉淀-溶解平衡移向溶解一方，從而增大溶解度2）當(dāng)沉淀劑本身又是配位劑時，應(yīng)避免加入過多;

既有同離子效應(yīng)，又有配位效應(yīng)，應(yīng)視濃度而定

3）配位效應(yīng)與沉淀的溶解度和配合物穩(wěn)定常數(shù)有關(guān)，溶解度越大，配合物越穩(wěn)定，配位效應(yīng)越顯著示例AgCLAg++CL-Ag++2NH3

Ag(NH3)2+AgCLAg++CL-AgCL

+CL-AgCL2-AgCL2-

+CL-

AgCL3-練習(xí)例：計算AgI在0.01mol/L的NH3中的溶解度解：5.其他因素：A．溫度：

T↑，S↑，溶解損失↑（合理控制）B．溶劑極性：溶劑極性↓，S↓，溶解損失↓（加入有機溶劑）C．沉淀顆粒度大?。和N沉淀，顆?！?，S↓，溶解損失↓（粗大晶體）

D．膠體形成：“膠溶”使S↑，溶解損失↑（加入大量電解質(zhì)可破壞之）E．水解作用：某些沉淀易發(fā)生水解反應(yīng)，對沉淀造成影響圖示溫度對沉淀溶解度的影響注：根據(jù)沉淀受溫度影響程度選擇合適溫度沉淀→加熱溶液陳化→加熱微沸

過濾、洗滌沉淀溫度影響大的沉淀→冷至室溫再過濾洗滌溫度影響小的沉淀→趁熱過濾洗滌四、沉淀的類型和形成1.沉淀的類型2.沉淀的形成1.沉淀的類型（1）晶形沉淀：顆粒直徑0.1～1μm，排列整齊，結(jié)構(gòu)緊密，比表面積小，吸附雜質(zhì)少易于過濾、洗滌

例：BaSO4↓（細晶形沉淀）

MgNH4PO4↓（粗晶形沉淀）（2）無定形沉淀：顆粒直徑﹤0.02μm

結(jié)構(gòu)疏松比表面積大，吸附雜質(zhì)多不易過濾、洗滌

例：Fe2O3?2H2O↓（3）凝乳狀沉淀：顆粒直徑界于兩種沉淀之間

例：AgCL↓2．沉淀的形成晶核的生長晶核的形成

成核作用均相、異相生長過程擴散、沉積聚集定向排列構(gòu)晶離子晶核

沉淀微粒

無定形沉淀晶形沉淀

續(xù)前晶核的形成

均相成核（自發(fā)成核）：過飽和溶液中，構(gòu)晶離子通過相互靜電作用締和而成晶核

異相成核：非過飽和溶液中，構(gòu)晶離子借助溶液中固體微粒形成晶核晶核的生長

影響沉淀顆粒大小和形態(tài)的因素：聚集速度：構(gòu)晶離子聚集成晶核后進一步堆積成沉淀微粒的速度

定向速度：構(gòu)晶離子以一定順序排列于晶格內(nèi)的速度注：沉淀顆粒大小和形態(tài)決定于聚集速度和定向速度比率大小

聚集速度＜定向排列速度→晶形沉淀

聚集速度＞定向排列速度→無定形沉淀五、影響沉淀純凈的因素1．共沉淀現(xiàn)象2．后沉淀3．提高沉淀純度措施1．共沉淀現(xiàn)象（1）表面吸附

吸附共沉淀：沉淀表面吸附引起雜質(zhì)共沉淀

吸附規(guī)則第一吸附層：先吸附過量的構(gòu)晶離子再吸附與構(gòu)晶離子大小接近、電荷相同的離子濃度較高的離子被優(yōu)先吸附第二吸附層：優(yōu)先吸附與構(gòu)晶離子形成的鹽溶解度小的離子離子價數(shù)高、濃度大的離子，優(yōu)先被吸附