滴定分析小结
滴定分析概述-滴定分析的计算-例题-计算过程步骤
t a
·m A MA
1000
A% mA 100% S
A% a CT ·VT ·M A 100% t S 1000
（4-8）
式（4-8）为滴定分析中计算待测物百分含量的
一般通式。
例8 称0.3012g水杨酸样品，加中性乙醇约25mL溶 解后，用0.1050mol/LNaOH液滴定至终点时消耗NaOH 溶液20.61mL，求样品中水杨酸百分含量 （ M水杨酸 139.13 g/mol ）。
解： 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2
据
TT /
A
a t
CT M A 1000
THCl/CaCO3
1 2
0.1043 100.0 1000
5.125103 g/mL
应用二
滴定剂的量 浓度CT与滴 定度TT之间 的关系
TT是1mL滴定剂中 所含滴定剂溶质的 克数，故当VT=1mL 时，TT=mT 。
0.2500 1000
涉及两个或多个反应式待测物含量计算
涉及两个或多个反应式的滴定，计算时从总的反 应式中找出待测物与滴定剂之间物质的量的关系。
例如，以K2Cr2O7基准物标定Na2S2O3标准溶液的浓 度，采用置换滴定法，反应分两步进行
Cr2O72- + 6I- + 14H+
武汉大学分析化学第五版上册第八章沉淀滴定法和滴定分析小结
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2.佛尔哈德法：NH4Fe(SO4)2指示剂
1.直接滴定法 指示剂： NH4Fe(SO4)2 滴定剂： KSCN(NH4SCN) 被测组分：Ag+ 酸度： 0.1---1.0mol/L HNO3
滴定反应： Ag+ +SCN- (标)=AgSCN↓ Ksp=2.0×10-12 Fe3+ +SCN- =Fe(SCN)2+ (血红) , K=200 为了观察到Fe(SCN)2+ 明显的红色，而水合铁离子 的黄色又不干扰终点观察，则[Fe3+]ep<0.015mol/L
第8章：沉淀滴定法和滴定 分析小结 8-1 沉淀滴定法 8-2 滴定分析小结
8-1 沉淀滴定法
概述：
沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的滴定分析方法 尽管沉淀反应很多。但用于滴定的很少？ 原因：因为沉淀滴定法的反应必须满足下列条件
1．反应能定量地完成，沉淀的溶解度要小，在沉淀过 程 中也不易发生共沉淀现象。 2．反应速度要快，不易形成过饱和溶液。
• wNa2O=x· Na2O/2MNaCl)/ms×100%=8.78% (M
2. 银合金中银的测定
将银合金溶于HNO3中，制成溶液， •Ag+NO3-+2H+=Ag++NO2↑+H2O
酸碱滴定法小结
3.多元酸溶液 多元酸溶液 例如草酸
c = [ H 2C 2O4 ] + [ HC 2O4 ] + [C 2O4 ]
− 2−
[ H 2 C 2 O4 ] [ H 2 C 2 O4 ] δ0 = = − 2− c [ H 2C 2O4 ] + [ HC 2O4 ] + [C 2O4 ] 1 1 = 1+ = − 2− K a1 K a1 k a2 [ HC 2O4 ] [C 2O4 ] 1+ + 1+ + + [ H ] [ H + ]2 [ H 2 C 2 O4 ] [ H 2 C 2 O4 ] [ H + ]2 = [ H + ]2 + K a1 [ H + ] + K a1 k a2
酸碱滴定法小结
主
讲: 郑
新 宇
2011-6-2
1
(一)pH对酸碱各型体分布的影响 )pH对酸碱各型体分布的影响
1.一元酸溶液 一元酸溶液
HA = H + + A −
[ H + ][A − ] Ka = [HA]
+
[HA] [HA] [H ] δ1 = δ HA = = = + c [HA] + [A ] Ka + [H ]
高考化学专题复习《滴定分析法》
39
（一）被测组分百分含量的计算 要掌握哦
B
o o
b XC V M X -3 A A B 10 a ＝ ms
X100
o o
B
o o
＝
bX -3 （ C － C ） V M X10 A 空白 A B o a X 100 o ms
40
【例】
• 测定药用碳酸钠的含量，称取试样 0.1230g，溶解后，以甲基橙为指示剂，用 0.1006mol/L盐酸标准溶液滴定至甲基橙变 色，消耗盐酸标准溶液23.00mL,求试样中 碳酸钠的百分含量(Na2CO3=106.0)。
47
T V Na 2 CO3 % 100% m样 0.01060 20.60 100% 0.2200 99.25%
48
课堂小结
一、滴定分析法的基本概念和术语 二、主要的滴定分析方法 三、标准溶液的配制 四、滴定分析法的计算
49
作业：
一、书面作业 P62页 2、4、5 二、课后预习 下一章酸碱滴定的基本知识
种物质恰好完全反应这一点，简称计
量点。
指示剂：分析中用于指示终点的试剂。
10
滴定终点：在滴定中指示剂恰好发生颜 色变化的那一点，简称滴定终点。
11
由于计量点和滴定终点不吻合而造成的
误差称为滴定误差 化学计量点与滴定终点的区别与联系
分析化学四大滴定总结
分析化学四大滴定总结
分析化学是化学学科中的一个重要分支，它主要研究物质的成分、结构和性质
的分析方法。而滴定法是分析化学中常用的一种定量分析方法，它通过溶液的滴定来确定物质的含量，被广泛应用于实验室和工业生产中。在分析化学中，有四种常用的滴定方法，分别是酸碱滴定、络合滴定、氧化还原滴定和沉淀滴定。本文将对这四种滴定方法进行总结和分析，希望能够为化学爱好者和专业人士提供一些参考和帮助。
首先，酸碱滴定是一种通过酸碱中和反应来确定物质含量的方法。在实验中，
通常会使用酸碱指示剂来标志滴定终点，常见的指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。酸碱滴定广泛应用于酸度、碱度和中和值的测定，是化学分析中最基本的滴定方法之一。
其次，络合滴定是一种通过金属离子与络合剂形成络合物的反应来确定物质含
量的方法。络合滴定常用于测定金属离子的含量，如测定水样中的钙、镁等金属离子含量。络合滴定的滴定剂通常是EDTA（乙二胺四乙酸）等络合剂，滴定过程中需要控制pH值以确保络合反应的进行。
第三，氧化还原滴定是一种通过氧化还原反应来确定物质含量的方法。在氧化
还原滴定中，常用的指示剂有淀粉溶液、二酮类化合物等。氧化还原滴定广泛应用于测定含氧量、还原剂含量等，是化学分析中常用的一种滴定方法。
最后，沉淀滴定是一种通过沉淀生成反应来确定物质含量的方法。在沉淀滴定中，常用的滴定剂有氯化银、氯化铅等。沉淀滴定广泛应用于测定阴离子含量，如测定水样中的氯离子含量、硫酸根离子含量等。
总的来说，四种滴定方法各有其适用范围和特点，可以根据具体的实验需求选
电导滴定实验报告
电导滴定实验报告
篇一：《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告
实验五电导滴定分析法测定未知酸
一．实验目的
1. 掌握电导率仪结构和测定溶液电导值的基本操作；
2.了解电导电极的结构和使用；
3.掌握电导滴定的基本原理和判断终点的办法。
二．实验原理
在滴定分析中，一般采用指示剂来判断滴定终点，但是稀溶液的滴定终点突跃甚小，而有色溶液的颜色会影响对指示剂在终点时颜色变化的判断，因此在稀溶液和有色溶液的滴定分析中，无法采用指示剂来判断终点。
本实验借助于滴定过程中离子浓度变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。NaOH溶液与HCL溶液的滴定中，在滴定开始时，由于氢离子的极限摩尔电导值较大，测定的溶液电导值也较大；随着滴定进行，H+和OH-离子不断结合生成不导电的水，在H+浓度不断下降的同时增加同等量的Na+离子，但是Na+离子导电能力小于H+离子，因此溶液的电导值也是不断下降的；在化学计量点
以后，随着过量的NaOH溶液不断加入，溶液中增加了具有较强导电能力的OH-离子，因而溶液的电导值又会不断增加。由此可以判断，溶液具有最小电导值时所对应的滴定剂体积即为滴定终点。
三：实验仪器与试剂
1.DDS-307型电导率仪
2.DJS-1C型电导电极
3.85-1磁力搅拌器一台
4.0.1000mol/L NaOH标准溶液
5.未知浓度HCL溶液
6.10ml移液管1只
7.100ml玻璃烧杯1个
四．实验步骤
1.滴定前准备
按照滴定分析基本要求洗涤，润洗滴定管，装入0.1000mol/L的NaOH标准溶液，调节滴定液面至“0.00ml”处。
电导滴定实验报告
电导滴定实验报告
篇一：《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告
实验五电导滴定分析法测定未知酸
一．实验目的
1. 掌握电导率仪结构和测定溶液电导值的基本操作；
2.了解电导电极的结构和使用；
3.掌握电导滴定的基本原理和判断终点的办法。
二．实验原理
在滴定分析中，一般采用指示剂来判断滴定终点，但是稀溶液的滴定终点突跃甚小，而有色溶液的颜色会影响对指示剂在终点时颜色变化的判断，因此在稀溶液和有色溶液的滴定分析中，无法采用指示剂来判断终点。
本实验借助于滴定过程中离子浓度变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。NaOH溶液与HCL溶液的滴定中，在滴定开始时，由于氢离子的极限摩尔电导值较大，测定的溶液电导值也较大；随着滴定进行，H+和OH-离子不断结合生成不导电的水，在H+浓度不断下降的同时增加同等量的Na+离子，但是Na+离子导电能力小于H+离子，因此溶液的电导值也是不断下降的；在化学计量点
以后，随着过量的NaOH溶液不断加入，溶液中增加了具有较强导电能力的OH-离子，因而溶液的电导值又会不断增加。由此可以判断，溶液具有最小电导值时所对应的滴定剂体积即为滴定终点。
三：实验仪器与试剂
1.DDS-307型电导率仪
2.DJS-1C型电导电极
3.85-1磁力搅拌器一台
4.0.1000mol/L NaOH标准溶液
5.未知浓度HCL溶液
6.10ml移液管1只
7.100ml玻璃烧杯1个
四．实验步骤
1.滴定前准备
按照滴定分析基本要求洗涤，润洗滴定管，装入0.1000mol/L的NaOH标准溶液，调节滴定液面至“0.00ml”处。
第六章沉淀滴定法
6.1.2.2 佛尔哈德法（VolHard）
指示剂：铁铵矾 FeNH4(SO4)2
1. 直接法:
NH4SCN (滴定剂) Fe3+ 含Ag+的酸性溶液（0.1～1 molL-1 ）中 Ag+(被测物) Ag++ SCN- = AgSCN(白) Fe3+ （K=208）
AgSCN沉淀强烈吸附构晶离子 Ag+，使结果提前。滴定时必须 充分摇动溶液使Ag+释放。
(cV )T (cV ) X Et 100% (cV ) X
21
2. 不同点：
1）强酸强碱的滴定产物是H2O，从滴定开始到结束， [H2O]=55.5 molL-1；
Fe(SCN)2+
当[Fe(SCN) 2+ ]= 6 ×10-6 mol/L即显红色(终点c(Fe3+)0.015mol/L) 优 点 • 可以用直接滴定法测定Ag+ • 反应在强酸性条件下进行，一些易水解的高价金属 离子和PO43-、AsO43-、CO32-、C2O42-等不干扰测定
10
2. 间接银量法—测定卤素 ——Volhard返滴定法
1. 原理： 用K2CrO4作指示剂，在中性或弱碱性条件下，用AgNO3直 接滴定Cl-、BrAg Cl - AgCl (白色 ) ksp 1.8 10-10 s 1.34 10-5 M
分析化学第一章总结
标定及滴定计算 方法1：等物质的量规则
n( 1 A) n( 1 B)
ZA
ZB
ZA和ZB分别为A物质和B物质在反应中 的得失质子数或得失电子数。
M( 1 A) = 1 M(A)
ZA
ZA
1 n(
ZA
A)
ZA
n(A)
1 c( ZA A) ZA c(A)
2
计算方法二: 换算因数法
aAbBcCd D
常数（K）的计算。 4.3 络合滴定基本原理： 滴定曲线，重点是化学计量点和±0.1%时pM的计
算; 突跃大小与浓度、K的关系，可以准确滴定 的条件（lgcK≥6）；金属指示剂的作用原理， EBT、XO、SSal、钙指示剂的应用，指示剂的 封闭、僵化及变质现象；单一离子滴定时最高酸 度与最低酸度的限制，酸碱缓冲溶液的作用。
8
4.4 混合离子的选择性滴定(不计算误差):可控制 酸度分步滴定的条件(△lgcK≥6), 适宜酸度;
络合掩蔽及解蔽的应用; 氧化还原掩蔽法及沉淀 掩蔽法的应用示例。会设计分析方案。
4.5 络合滴定的方式和应用: 直接滴定、返滴定、析出法、置换滴定、间接滴
定法应用示例； EDTA标准溶液的配制和标定，水质对测定结果
报告结果。
4
第三章 小 结
3.1 酸碱反应的定义, 平衡常数的表示、活度 与浓度;
武汉大学《分析化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(沉淀滴定法和滴定分析小结)【圣才出品】
第8章 沉淀滴定法和滴定分析小结
8.1 复习笔记
一、沉淀滴定法
沉淀滴定法是基于滴定剂与被测物定量生成沉淀或微溶盐的反应，并且反应能快速达到平衡和有适合的指示剂指示化学反应计量点，且不能有干扰情况发生。
1．滴定曲线
设用0.1000mol/L Ag ＋溶液滴定50.0mL 0.05000mol/L 的Cl －溶液，若消耗Ag ＋溶液的体积为V ，滴定分数α（+Ag 00Cl V
V V V c c α-==），则
()2Cl 0V
Cl +1Cl 1=0V+V t t c K K α--
-⎡⎤⎡⎤--⎣⎦⎣⎦ 以α为横坐标，pCl 为纵坐标，可绘制滴定曲线。
α在0.999～1.001之间被滴定物浓度的变化为滴定突跃。沉淀滴定突跃与溶液的浓度有关，浓度越大，滴定突跃也越大；溶度积K sp 越小，滴定突跃越大。
2．沉淀滴定终点指示剂和沉淀滴定分析方法
（1）莫尔法
莫尔法是以AgNO 3标准溶液为滴定剂，以K 2CrO 4为指示剂，于中性或弱碱性溶液中
滴定Cl－等的分析方法。滴定终点时，稍微过量的Ag＋与CrO42－形成砖红色沉淀Ag2CrO4起指示作用。
莫尔法应在中性或弱碱性介质中进行。若在酸性介质中，CrO42－会以HCrO4－形式存在或者转化为Cr2O72－，使CrO42－浓度减小，指示终点的Ag2CrO4沉淀出现晚或甚至不出现，导致测定误差。
（2）佛尔哈德法
①直接滴定法（Ag＋）
滴定过程中，溶液中首先析出AgSCN沉淀，当Ag＋定量沉淀后，过量SCN－与Fe3＋形成红色配位化合物。
佛尔哈德法滴定酸度控制在0.1～1mol/L之间。酸度过低，Fe3＋易水解，影响红色[Fe （SCN）]2＋配位化合物的生成。
沉淀滴定法的基本原理
化学计量点后
在化学计量点后，滴定混合物中含有过量，如果加 入滴定剂，浓度计算如下
ຫໍສະໝຸດ Baidu
此时等于，根据溶度积计算浓度 [] ＝ ⁄ [] ＝ ו 等于。
表
计算出和的其他数 据列于表，根据这些数 据画出沉淀滴定曲线 （图）。
表 用• 滴定 ۰ 的数据
滴定曲线
从图看出，突跃范 围接近 化 学计量 点 ， 可以说达到滴定终点， 如果有 一 个指示 剂 在 此刻可 以 指示终 点 ， 一个较 为 理想的 沉 淀 滴定法则就此产生。 图 用• 滴定 ۰ 的数据
水
中
的
含 量
山水、溪水的氯离子含量较低，只有几毫克／ 升至几十毫克／升。河水和地下水中常会有几十毫克 ／升至几百毫克／升。海水中的 含量很高，有时可达 · ；某些咸水湖中的可高达 · 。天然水中的 来源主要 是地层或土壤中盐类的溶解，故 含量一般不会太高。 某些工业废水中含有大量的 ，生活污水中由于人尿的 排入也含有较高的 。生活饮用水中的 对人体并无害 处，但最好在 · 以下，若达到 ～· 时，就有明显的咸味 。工业用水中的 含量高时，对设备、金属管道和构筑 物都有腐蚀作用，也不利于农作物的生长。不少工业 用水和灌溉用水都对氯离子含量作了一定限制。水中 的 与 、结合可构成永久硬度。
滴定曲线
和生成难溶盐的沉淀反应，例如 (液)＋ (液) ＝↓(固) ＝× 反应的平衡常数 ＝ ()＝ (×)＝ × 用۰ 滴定 ۰的 ，由于反应平衡常数大，可以认为和 反应完全。
农产品质量检测之滴定分析技术—滴定分析仪器的使用
溶液时，最好选择（A ）移取。
A.10mL吸量管
B.5mL移液管
C.5mL吸量管
D.10mL移液管
小结
4 熟悉滴定管使用注意事项
01 滴定管的类型
酸管适于装 酸性溶液 中性溶液 氧化性溶液 避免碱性溶 液，腐蚀玻 璃
碱管适于装 碱性溶液 还原性溶液 避免强氧化 性溶液，腐 蚀乳胶管。
02 滴定管的规格
03 滴定管的基本用途
滴定管是滴定时用来 准确测量流出的滴定 溶液体积的量器，它 是一种量出式量器。
04 滴定管使用的步骤
05 滴定管使用注意事项
注意事项：
① 滴定管使用前先检查是否漏液； ② 滴定前滴定管必须洗涤、润洗； ③ 读数前要将管内的气泡赶尽、尖嘴内充满液体； ④读数时，视线、刻度、液面的凹面最低点或其它液面标 准在同一水平线上； ⑤ 绝对禁止用碱式滴定管装酸性及强氧化性溶液，以免腐 蚀橡皮管； ⑥ 每次滴定最好从零刻度开始。
小结
精密量出式量器
1 掌握吸量管移液管选择的目的及其指标
学习目标 2 掌握吸量管移液管选用原则，能够根据实际情
况正确选择其量程和类型。
01 吸量管移液管
选择的目的及指标
吸量管移液管选择的目的及指标
选择目的：提高移液精确度 选择指标：体积规格
吸管类型 精度级别
选择指标与吸量精度的关系
分析 第三章 滴定分析
解：
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H2O
TA / B =
mA aCB M A (g/mL)= VB 1000b
TFe/KMnO4 = (5/1) ×0.02012 ×55.85 ×10-3 = 0.005613g /mL
Fe --(1/5)KMnO4 Fe2O3 --2Fe Fe2O3 --(2/5)KMnO4
解：2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3
a CB VB M A wA = 100% b ms
Na2CO3的质量分数:
w = (1/2)(0.2071×21.45 ×10-3×106.0/0.2457) ×100% = 95.82% 注意：体积的单位
☆ 注意:
物质的量n的单位是摩尔，摩尔指 的是系统的物质的量。该系统中所包含 的基本单元数与0.012Kg碳-12的原子数 目相等。（nB=1mol，物质B的基本单元数目与
一.被测组分的物质的量nA与滴定剂的物 质的量nB的关系:
aA + Bb = cC + dD nA : nB = a : b
nA = (a/b) nB
nB = (b/a) nA
1.两种溶液相互作用：
滴定分析的技巧
滴定分析的技巧
滴定分析是一种常用的定量分析方法，主要用于测定溶液中某种物质的浓度。以下是一些滴定分析的技巧：
1. 选择适当的指示剂：滴定分析中常使用酸碱指示剂或氧化还原指示剂。选择适当的指示剂对于准确测定滴定终点非常重要。
2. 预处理样品：在进行滴定分析之前，通常需要对样品进行预处理。例如，如果样品中含有杂质或干扰物，需通过适当的处理方法将其去除或掩蔽。
3. 控制滴定速度：滴定时，滴定剂应以适当的速度滴加到被滴定溶液中，以避免过快或过慢导致误差。可以使用滴定管或自动滴定仪来控制滴定速度。
4. 提前进行实验室前处理：在进行滴定分析前，可以先进行一些实验室前处理，例如标准化滴定剂、标定仪器等。这有助于提高滴定分析结果的准确性和可靠性。
5. 重复测定和平均值：为了提高滴定分析结果的准确性，应重复进行滴定试验，并计算平均值。通过多次重复测定可以减少偶然误差，并提高结果的可靠性。
6. 仔细观察滴定终点：滴定过程中应仔细观察滴定终点的变化，例如颜色变化、电位变化等。通常可以通过视觉或仪器方法来判断滴定终点，确保准确测定。
7. 记录滴定体积：在每次滴定过程中，准确记录滴定剂的体积。这有助于计算被滴定物质的浓度，并可作为后续数据处理的依据。
总之，滴定分析技巧的关键在于选择适当的指示剂、控制滴定速度、重复测定和平均值等。通过正确操作和严格控制，可以获得准确的滴定分析结果。
第八章 沉淀滴定法和滴定分析小结【精选】
强时可用NaHCO3或Na2B4O7·10H2O中和。
21:29
11
(3) 干扰离子
与Ag+和生成沉淀或配合物的PO43-、AsO43-、 CO32-、S2-、Pb2+、Ba2+、Hg2+等都干扰测定，大 量的Cu2+、Co2+、Ni2+等有色离子会影响终点的观 察，在中性或微碱性溶液中易水解的离子，如Al3+、 Fe3+、Bi3+、Sn4+等高价金属离子也妨碍测定，应 设法消除可能的干扰。
21:29
12
适用范围和应注意的问题：
适用于以AgNO3 标准溶液作滴定剂直接滴定Cl-或 Br- ， 当 两 者 共 存 时 测 得 的 是 两 者 总 量 。 由 于 AgI 及 AgSCN具有强烈的吸附作用，使终点提前，且终点变 色不明显，误差较大。虽然AgCl、AgBr 也有吸附作 用，但可通过充分摇动使之解吸。
6
二、莫尔(Mohr)法 以K2CrO4作指示剂，用AgNO3标准溶液滴定卤 化物的一种银量法
1、原理 在被测Cl-溶液中加入K2CrO4指示剂，用AgNO3 标准溶液滴定，由于AgCl的溶解度比Ag2CrO4的溶 解度小，根据分步沉淀原理，在滴定过程中，溶液 首先析出AgCl沉淀。
中和滴定误差分析
中和滴定误差分析
酸碱中和滴定是中学化学实验中的重要定量实验，特别是其实验误差分析是学生学习和掌握本实验的重点和难点。在教学中，学生遇到有关实验误差分析总会出现困惑，直接影响到学生对实验结果的准确判断和相关问题的解决。那么酸碱中和滴定的误差如何分析？为突破这一教学难点，在教学中，首先引导学生从酸碱中和滴定原理入手，理解中和滴定原理，即：酸提供的H+的物质的量与碱提供的OH-的物质的量相等。然后把原理公式化，即：C(待)＝k·C(标)·V(标)/V(待)（k表示酸碱反应的物质的量之比）。其次在误差分析中，明确公式中的K、V(待)和
C(标)均为确定量，只有V(标)是变量，C(待)和V(标)成正，实验中引起的各种误差，只要造成V(标)偏大的所得C(待)都偏高，反之偏低。把引起误差因素最终归到V(标)的变化上，再进行实验误差分析。误差产生的方方面面归纳如下：
一、中和滴定的误差来源
1．仪器误差的来源
仪器检查不彻底，滴定管漏液；滴定管使用前没有润洗而锥形瓶误被润洗；注入液体后滴定管下端留有气泡；读数时滴定管等量器与水平面不垂直、液面不稳定、仰视（或俯视）刻度；液体温度与量器所规定的温度相差太远。
2．操作误差的来源
①滴定中左手对酸式滴定管旋塞控制不当，旋塞松动导致旋塞处漏液；使用碱式滴定管时，左手拿住橡皮管中玻璃球用力挤压或按玻璃球以下部位，导致放手时空气进入出口管形成气泡。②右手握持锥形瓶没有摇动，待测液反应不完全或摇动时前后振荡溅出液体。③滴定时流速过快，锥形瓶中液体被溅出，也可能使标准溶液滴加过量。④锥形瓶下没有垫白纸作参比物，对锥形瓶中溶液颜色变化反应不灵敏，使终点滞后。⑤锥形瓶中溶液变色后立即停止滴定，待测液可能未完全反应。⑥滴定停止后，立即读数产生误差，应等1min～2min到滴定管内壁附着液
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量最大。β =0.575c。
一元极稀强酸 一元极稀极弱酸
H ca ca2 4Kw 2 H CKa Kw
浓度极小
cKa较小caKa <20Kw, ca/Ka500
一元弱酸
多元酸
两性物质 严格式 酸式盐 弱酸弱碱盐 氨基酸 最简式 一般式
H CKa H CKa1
滴定前 1.00
99.9 pCsp+3
100 0.5pKsp
Fra Baidu bibliotek
100.1
pKsp(pCsp+3)
1 08 0.1000 mol/L
6
pCl
4
sp 5.5 4.3
2
00
50
100 150
滴定突跃：
浓度增大10倍， 增大2个pCl单位
Ksp减小10n, 增加 n个pCl单位
200 T %
终点误差Et Et=[(cV)T-(cV)x]/(cV)x*100%
pKa≈10，吸附性 前不吸附，黄绿色，后吸附， 变为粉红色
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滴定分析小结
18级化学一班
四大滴定法
酸碱滴定法 氧化还原滴定法
四个滴定方式
直接滴定法
置换滴定法（无确定 计量关系）
配位滴定法 沉淀滴定法
返滴定法（定量过量， 适用于无In，固体，V 慢） 间接滴定法（无反应）
四个关注的问题
可行性 指示剂的选择
物理量的变化 终点误差
关于滴定可行性及部分问题
1 酸碱滴定法 1.离子强度问题 2.酸碱质子理论（酸碱反应及平衡） 3.其他相关平衡（物料、电荷、质子）
磷酸二氢铵 磷酸二氢根
强加弱
弱加弱
H K‘a Ka’2 8K‘a Ka2 2 caKa >20Kw, ca/Ka500。
配位滴定小结
项目
公式
注意
条件稳定常数 酸度控制
K
' MY
K MY
MY MY
K MY MY
全面分析酸效应αY（H） 干扰离子效应αY（N） 金属离子的配位效应αM
lg
K
' MY
lg
K MY
lg M
lg
Y （OH）、αM（L）
lgα(H)= lgKMY－8
最高，最低为水解 酸效应曲线
金属指示剂
pMt
lg
K' MIn
lg
KMIn
lg
In(
H
)
若被测离子KMIn>KMY, 可 采用返滴定 若干扰离子
KNIn>KMY, 可加掩蔽剂
提高配位滴定选择 △lgCK≥5，
沉淀滴定法小结
滴定法
In
莫尔法
铬酸钾
T 银离子
佛尔哈德法
铁铵矾（铁离子） 硫氰酸根
法扬司法
荧光黄（FI-） 银离子
注意事项
1.In用量Et=±0.06% 2.pH6.5~10,NH4Cl7.2 3.弱酸根干扰 4.测银离子，返滴定
1.强酸介质硝酸测银直接 2.测卤离子返滴定，间接反， 氯离子时有机溶剂没沉淀 3.碘离子，后加指示剂
/Nx
φ°'x)/(NT+Nx) /NT
/V
1.5 1.3 1.1 0.9 0.7 0.5
0
Ce4+滴定
Fe2+
1.26
突 跃
1.06 1.06邻二氮菲亚铁
0.86 0.85 二苯氨磺酸钠
T%
50
100 150 200
沉淀滴定法
• 滴定曲线 pAg pX C=0.1000M
f(%)
pCl
3 氧化还原滴定法 1.氧化还原电对（可否逆（可逆电对大体符合能 斯特公式)，对称否） 2.可计算特定条件下的条件电势
2 配位滴定法 1.乙二胺四乙酸EDTA特质(六元酸、选择性差） 2.配位平衡（稳定常数、积累稳定常数） 3.副反应（Y(酸、共存离子效应）M（水解、多配 体)）
4 沉淀滴定法
几个特定沉淀溶解平衡
（3）氧化还原滴定： Et= ±0.1%
n1= n2=1, lgK≥3（1+1)≥6 , E10' －E20'≥0.36V
n1=1, n2=2, lgK≥3（1+2)≥9, E10' －E20'≥0.27V
n1=n2=2,
lgK≥3（1+1)≥6, E10' -E20'≥0.18V
lgK≥3（n1+n2) (4)沉淀滴定：
caKa >20Kw, ca/Ka500, ca/Ka≤500。
按一元酸计算 caKa1 >20Kw, ca/Ka1500, ca/Ka1≤500。 当Ka2和Kb2较小时，
[HA ] c
c >20Ka1，cKa2>Kw cKa2>Kw, Kw可忽略 c >20Ka1，Ka1可忽略
磷酸一氢铵 碳酸铵
f(%)
滴定前
pM'
1.70
99.9 pCsp+3
100
100.1
0.5(pCsp+lgK' lgK'MY-3 MY)
氧化还原滴定法
• 滴定曲线 E C=0.1000M 对称电对电极电势与pH和浓度无关
f(%)
滴定前
99.9
100
100.1
φ
未知
φ°'x+0.059*3 (NT*φ°'T+Nx* φ°'T+0.059*3
1.控制溶液酸度
性
lgCK lgCsMpgKMgY lgCsAplKAlY
2.使用掩蔽剂（配位、沉 淀，氧化还原掩蔽）
3.其他滴定剂
氧化还原滴定小结
滴定法
In
注意事项
KMnO4法
重铬酸钾法 碘量法
KMnO4
二苯胺磺酸 钠, 邻苯氨 基苯甲酸
1.pH影响还原产物 2.配制（微沸、玻砂漏斗） 3.酸度0.5~1.0M 4.直接（Fe2+、C2O42-、NO2-、H2O2 等） 间接（C2O42-定量生成沉淀的M）返滴 定（MnO2、PbO2、K2Cr2O7和有机物）
1.返滴定氧化剂：NO3-、ClO3- 等 2.置换强还原剂：Ti3+、Sn2+等 3.间接非氧化、还原性物质：Pb2+、Ba2+
I2可作为自 身指示剂
淀粉
1.弱酸性至弱碱性（酸氧、解，碱歧化） 2.滴定剂 I3- 标准溶液直接滴定强还原 剂: S2O32-, As(III), Sn(II),SO32-,S2-, Vc 等 3.间接碘量法（Na2S2O3标液滴定碘法） 4.配制Na2S2O3标液（煮沸、少许碱） 5.碘量法测定铜NH4HF2、KI、KSCN 碘量法测定葡萄糖含量
( E10'
E20' )n1n2 0.059
3(n 1 n 2 )
11
酸碱滴定小结
名称 分布系数
缓冲容量
公式
条件
δA2
A2 ca
Ka1Ka2 H 2 Ka1 H Ka1Ka2
pH有关
2.303CδHA δA
当pH=pKa时，即组分的 浓度比为1：1时，缓冲容
酸碱滴定法
• 滴定曲线 pH有关 C=0.1000M
f(%)
滴定前
99.9
强碱滴强酸pH 1.00
pCsp+3
强碱滴弱酸pH 0.5(pC+pKa) pKa+3
100
100.1
7.00
pKw-(pCsp+3)
0.5(pKw+pKa pKa-(pCsp+3) +pC)
配位滴定法
• 滴定曲线 pM C=0.0200M
1 酸碱滴定法
Et
10ΔpH _10ΔpH (cHX sp Ka / Kw)1/ 2
3 氧化还原滴定法
2 配位滴定法
10ΔpH _10ΔpH
' Et
(cHX sp K
)1/ 2
MY
4 沉淀滴定法
10 10 n1E / 0.059V
n2E / 0.059V
Et
10 n1n2E 0' /( n1 n2 )0.059V
1.0%
单一金属离子： ΔpM=±0.2 Et= ±0.1% lg c K'稳≥6
分别滴定：
ΔpM=±0.2 Et= ±0.1% 则lgcM K'MY≥6 ΔlgK ≥6
ΔpM=±0.2 Et = ±0.5% 则lgcM K'MY≥5 ΔlgK ≥5
ΔpM=±0.2 Et = ± 1% 则lgcM K'MY≥4 ΔlgK ≥4
100 %
10ΔpCl _10ΔpCl Et CeC（pl 1/ Ksp)1/ 2
滴定误差进行具体计算。
滴定终点指示剂的选择
1 酸碱滴定法
变变色色点范：围：ppHH==ppKKHHInIn±1
2 配位滴定法
变色点： lgK'MIn=pMep 变色范围： lgK'MIn= pMep±1
3 氧化还原滴定法
变色点：E=EIn0'
变色范围
E=EIn0'
±0.059 n
V
4 沉淀滴定法
铬酸钾指示剂，铁铵钒指示剂， 吸附指示剂，依据实验经验，无 确定公式。
滴定反应能否准确滴定的判据
（1）酸碱滴定：ΔpH≥0.3
一元酸：cka≥20Kw， 多元酸：c1Ka1/c2Ka2≥105 （2）络合滴定：
0.5% c1Ka1/c2Ka2≥104