7滴定条件的选择
分析化学第七节 酸碱滴定的应用
d
）
2. 在分析工作中要减小测定的偶然误差可采取……（
c
）
a.校准仪器 b.对照试验 c.多次平行试验 d.空白试验 e.回收试验
3.定量分析中，精密度与准确度之间的关系是 ( C ) （A）精密度高,准确度必然高 （B）准确度高,精密度也就高 （C）精密度是保证准确度的前提 （D）准确度是保证精密度的前提 4.滴定管可估读到±0.01mL， 若要求滴定的相对误差小于0.1%， 至少应耗用滴定剂体积（ B ）mL （A） 10 （B） 20 （C） 30
M B2O3 M 硼砂
100% 93.44%
硼砂% 34 .11 %
MB B% 硼砂% M 硼砂
综合习题：
选择题： 1. 对某(NH4)2SO4试样进行多次平行测定， 获得样品中氨含量的平均值为21.98％， 若其中某个测定值为21.95％， 则21.94％－21.98％＝-0.03％为该次测定的………（ a.绝对误差 d. 绝对偏差 b.相对误差 e.相对偏差 c.系统误差
练习
7.有工业硼砂1.0000 g，用0.2000 mol/L的HCl 滴定至甲基橙变色，消耗24.50 mL，计算试 样中Na2B4O7· 10H2O的百分含量和以 B2O3和 B 表示的百分含量。
解： 因为化学计量数之比1：2
硼砂%
B 2 OS 2000
1．酸标准溶液
配制方法：间接法（HCl易挥发，H2SO4易吸湿） 标定方法
基准物：
无水碳酸钠 易吸湿，3000C干燥1小时，干燥器中冷却 1：2反应 **pH 3.9 硼砂 易风化失水，湿度为60%密闭容器保存 1：2反应 **pH 5.1 指示剂：甲基橙，甲基红
2．碱标准溶液
大专第7章配位滴定
多，故可以消除干扰。
解
蔽
滴定完毕，将被掩蔽的离子释放出来。 如测定铜合金中的铅锌时， 用KCN掩蔽铜离子与锌离子。而铅离子不被掩蔽 用EDTA滴定完铅离子后，可再加入甲醛，则 Zn(CN)42-被解蔽而释放出Zn2+。再用EDTA继续滴 定Zn2+
第四节、金属指示剂
一、金属离子指示剂作用原理： 金属离子指示剂：配位滴定中，能与金属 离子生成有色配合物从而指示滴定终点
2 2
⑤三乙基四胺六乙酸(TTHA)：
HOOCCH2 HOOCCH2 N (CH2)2 N (CH2)2 N (CH2)2 N CH2COOH CH2COOH
三、乙二胺四乙酸（EDTA）的性质
（一）EDTA的结构、性
HOOCCH2 HOOCCH2 CH2COOH CH2COOH
Cu2+-NH3 络合物
第一节
概 述
一、定义 配位滴定法:配位反应为基础 配位反应：金属离子与配位剂生成配合物 配位剂:无机配位剂 有机配位剂 配合物:简单配合物 螯合物
例：用AgNO3溶液滴定CNˉ，反应如下： Ag + + 2CNˉ === [Ag(CN)2]ˉ 滴定至化学计量点时，再加一滴AgNO3 溶液，则： Ag + + [Ag(CN)2]ˉ === Ag[Ag(CN)2]↓ 生成白色的Ag[Ag(CN)2]沉淀，指示终点到达。
（二）指示剂的僵化：计量点时指示剂变色缓慢 产生原因： MIn溶解度小→与EDTA置换速度缓慢→终点拖后 消除方法： 加入有机溶剂或加热→ 提高MIn溶解度 →加快置换速度
四、常用金属离子指示剂
1. 铬黑T（EBT） 终点：酒红→纯蓝 pH﹤6 pH＝7～11 pH ﹥12 紫红色 蓝色 橙色 适宜的pH：7.0～11.0（碱性区） 缓冲体系：NH3-NH4Cl
2-7酸碱滴定法的应用
酯的测定
酯是非酸碱物质，不能直接利用酸碱滴定进行测量， 酯是非酸碱物质，不能直接利用酸碱滴定进行测量，但 可通过转变后直接测定。 可通过转变后直接测定。 (1) 将酯与已知浓度的过量的NaOH溶液共热使其发生皂化 将酯与已知浓度的过量的 溶液共热使其发生皂化 反应： 反应： CH3COOC2H5 + NaOH = CH3COONa + C2H5OH (2) 待反应完全，以酚酞作指示剂，用HCl标准溶液返滴定 待反应完全，以酚酞作指示剂， 标准溶液返滴定 过量的NaOH，即可测得酯的含量。 过量的 ，即可测得酯的含量。
2-7 酸碱滴定法的应用
酸碱滴定法能直接滴定一般的酸碱以及能与酸或 碱起反应的物质， 碱起反应的物质，也能间接地测定许多并不呈酸性或 碱性的物质，因此其应用非常广泛。 碱性的物质，因此其应用非常广泛。
一、混合碱的测定
烧碱中NaOH NaOH和 (一) 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定
烧碱(氢氧化钠 在生产和贮藏过程中 烧碱 氢氧化钠)在生产和贮藏过程中，因吸收空气中的 氢氧化钠 在生产和贮藏过程中， CO2而产生部分Na2CO3。在测定烧碱中NaOH含量的同时， 而产生部分Na 在测定烧碱中NaOH含量的同时 含量的同时， 常常要测定Na 的含量，故为混合碱的分析。 常常要测定 2CO3的含量，故为混合碱的分析。 分析方法有两种： 分析方法有两种：双指示剂法 氯化钡法
1 [(cV ) NaOH − (cV ) HCl ] ⋅ M P 24 P% = ms
例
题
称取含Na 试样1.000g，溶解后，通过氢型强酸 称取含 3PO4-Na2B4O7.10H2O试样 试样 ，溶解后， 性阳离子交换树脂RH收集流出液，以甲基红为指示剂，用0.1000mol.L-1 收集流出液，以甲基红为指示剂， 性阳离子交换树脂 收集流出液 滴定， 的NaOH滴定，耗去 滴定 耗去30.00mL。随后加入足量的甘露醇，以百里酚酞为指 。随后加入足量的甘露醇， 示剂，继续用 滴定， 示剂，继续用NaOH滴定，耗去 滴定 耗去40.00mL。 。 (1) 求原混合试样中 3PO4(M=164.0)和Na2B4O7.10H2O (M=381.0)的 求原混合试样中Na 和 的 质量分数。 质量分数。 (2) 为何用甲基红作指示剂？ 为何用甲基红作指示剂？
第七章酸碱平衡和酸碱滴定法
多元弱酸（碱）
多元弱酸 Ka1ө ＞＞Ka2ө ＞＞Ka3ө ，c(H+) 主要 决定于第一步电离， c(H+)计算同于一元弱酸:
c/Ka1ө ≥500时 c(H) Ka1c 在二元弱酸中，Ka1ө ＞＞Ka2ө , 忽略第二步 电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。
例: 计算0.10mol .L-1 Na2CO3溶液中的c(OH-)、 c(HCO3-)、c(H2CO3) 。
1.浓度对酸碱平衡的影响
H A c A c -+ H +
平衡浓度 c(1-α)
cα cα
Kaθ
c(H)c(Ac)
c(HAc)
c 2 1
当< 5%时 Kaө=c2 Ka /c
稀释定律
2.同离子效应和盐效应
甲基橙
0.1mol·L-1
HAc
滴加0.1mol·L-1NaAc
在弱电解质溶液中加入一种含有相同离 子的强电解质，使弱电解质电离平衡向 左移动，从而降低弱电解质电离度的现 象叫做同离子效应
Kθ a[c(H 3Oc()cH /θ]A c[(cθA c))cc//θ]
Kaθ
c(H)c(Ac) c(HAc)
A c - + H 2 O H A c + O H -
Kb c(HcA(A )c(cO) H)
电离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电离 程度的大小， Kaө、Kbө越大，表示弱酸 弱碱的电离程度越大，溶液的酸、碱性越 强。
6.1 酸碱质子理论
酸碱理论发展的概况
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸 1774年 法国科学家拉瓦锡提出：
酸的组成中都含有氧元素 十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素 1884年 瑞典科学家Arrhenius提出电离理论 1923年 Bronsted和Lowry提出酸碱质子理论
01第7章-氧化还原滴定法-条件电位
E 1.61v
n2O1 n1R 2 n2R1 n1O2
Ce
4
Fe
2
Ce
3
Fe
3
几个术语
可逆电对
Fe / Fe ， I 2 / I ， Fe(CN) / Fe(CN) 6 6
2 2 3
3
2
3
4
不可逆电对 MnO4 / Mn ，Cr2O7 / Cr ， S4O6 / S2O3
aO 2 n1 a R1 n2 lg K lg( ) ( ) aR2 aO 1
0
有关氧化还原电对的半反应
O1 n1e R1 O2 n2e R 2
0.059 aO1 E1 E1 lg n1 a R1 0.059 aO 2 0 E2 E2 lg n2 aR2
反应达到平衡时， E1 - E2 = 0 平衡常数K:
0.059n1 CO 2 0.059n2 CO1 lg lg n2 n1 CR2 n1n2 C R1
C C E1' E2 ' 0.059 lg( O 2 ) n1 ( R1 ) n2 n2 n1 CR2 CO1
电子的最小公倍 数，也即氧化还 原反应实际上的 转移的电子数。
E
'
可逆氧化还原电对的电极电位可用能斯特方程 来表示。 RT aO 0 EE ln nF aR
0.059 aO E lg n aR
0
2
2
(25C )
E0: 标准电极电位(电势） 热力学常数，温度的函数。
对称电对：氧化态与还原态系数相同
不对称电对：氧化态与还原态系数不同
2 MnO / Mn ， Fe(CN) / Fe(CN) ， Fe / Fe ， 4 6 6
第七章 重量分析法和沉淀滴定法.
第七章重量分析法和沉淀滴定法§ 7– 1 沉淀滴定法沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。
能用于沉淀滴定法的沉淀反应必须符合：(1) 生成沉淀的溶解度必须很小。
(2) 沉淀反应必须迅速、定量地进行。
(3) 有合适的确定终点的方法目前应用较广的是生成难溶银盐的反应，如：Ag+ + Cl- ＝AgClAg+ + SCN-＝AgSCN这种滴定方法称为“银量法”，可用于测定Cl-、Br-、I-、SCN-等离子。
根据确定滴定终点的方法不同, 银量法可分为以下几种: 一、摩尔法⒈原理：以测定Cl-为例，在中性溶液中，加入K2CrO4指示剂，用AgNO3标准溶液滴定：Ag+ + Cl- ＝AgCl （白色）2Ag+ + CrO42- ＝Ag2CrO4 （砖红色）由于AgCl沉淀的溶解度小于Ag2CrO4沉淀的溶解度，所以在滴定过程中，首先生成AgCl沉淀，随着AgNO3标准溶液继续加入，AgCl沉淀不断生成，溶液中Cl- 浓度越来越小，Ag+浓度越来越大，直至[Ag +]2[ CrO 42-] > Ksp 时，便出现砖红色Ag 2CrO 4的沉淀，指示滴定终点的到达。
显然，终点出现的早晚与溶液中CrO 42-的浓度大小有关。
若CrO 42- 的浓度过大，则终点提前出现，使分析结果偏低;若CrO 42-浓度过小，则终点推迟，使分析结果偏高。
因此，为了获得准确的分析结果，必须控制CrO 42-的浓度，适宜CrO 42-的浓度可以从理论上加以计算。
在计量点时，Cl -与Ag +恰好完全作用生成AgCl 沉淀，此时[Ag +] ＝ [Cl -] =√Ksp (AgCl) = √1.56×10-10 = 1.25×10-5 mol/L若Ag 2CrO 4沉淀恰在计量点时生成，则[][]()L m o l Ag CrO Ag Ksp CrO /108.51025.1100.9,225122442---+⨯=⨯⨯==-2在实际滴定中，因为K 2CrO 4本身呈黄色，若接上面计算的CrO 42-浓度，颜色太深影响终点的观察。
第7章 (20111207)沉淀滴定
●形成难溶性银盐的有机化合物的测定
如巴比妥类药物可直接用硝酸银滴定。
沉淀滴定法中摩尔法的指示剂是
______铬酸钾_____________ ；
• 沉淀滴定法中摩尔法滴定酸度 pH 是 ________ pH6.5～10.5 ________ ；
• 沉淀滴定法中佛尔哈德法的指示剂是 _____铁铵钒_________ ；
（一）铬酸钾指示剂法（ Mohr’s Method ， 莫尔法， 1856年提出）
➢ 原理： K2CrO4为指示剂，AgNO3 Cl和Br
SP前：Ag Cl AgCl （白色） Ksp 1.81010 SP：2Ag CrO42 Ag2CrO4 （砖红色） Ksp 1.21012
➢ 依据两物质的溶解度差异
（三）吸附指示剂法（Fajars法即法扬司法）
1923 年 K·法扬司（ Fajans ）发明
吸附指示剂法：利用沉淀对有机染料吸附而 改变颜色来指示终点的方法 吸附指示剂：一种有色有机染料，被带电沉 淀胶粒吸附时因结构改变而导致颜色变化
使用AgNO3标准溶液滴定Cl－，吸附指示剂。 溶液颜色
以荧光黄(fluorescein)为例
沉淀滴定法应用较少的主要原因是: 1. 沉淀不完全(Ksp不足够小)； 2. 沉淀的表面积大,对滴定剂的吸附现象
严重；
3. 沉淀的组成不恒定； 4. 合适的指示剂少； 5. 达到沉淀平衡的速度慢； 6. 共沉淀现象严重.
银量法
●银量法－生成难溶性银盐的沉淀反应的沉淀滴定法。
原理：
Ag + + Cl— →AgCl ↓ Ag + + SCN— →AgSCN ↓
第七章 沉淀滴定法
precipitation titration
第7章 沉淀滴定法
MA(固) M A
[ M M
在一定温度下它的活度积：
Kap aM aA
a a
M A
]
A
[A ]
代入上式得
Kap [M ][ A ] M A
在纯水中MA的溶解度很小，溶液中的离子强度不 大，在通常不考虑离子强度的影响，则：
二、沉淀条件的选择 晶体沉淀的沉淀条件：
1、在适当稀的溶液中进行沉淀：以降低相对过饱和度。 2、在不断搅拌下，缓慢地加入沉淀剂：可减小局部过 浓。 3、在热溶液中进行沉淀：一方面可增大沉淀的溶解度，降 低溶液的相对过饱和度；另一方面又能减少杂质的吸附量。 但为防止因溶解度增大而造成溶解损失，沉淀须经冷却方 可过滤。 4、陈化：沉淀完全后，让初生成的沉淀与母液一起放置一 段时间，这个过程叫陈化。
2、重量分析对称量形式的要求：
a. 称量形式必须有确定的化学组成，这是计
算分析结果的依据。
b. 称量形式必须十分稳定，不受空气中水分、 等的影响。
c. 称量形式的摩尔质量要大，则少量的待测组 分可以得到较大量的称量物质，减少称量误差。
§7—2 沉淀的溶解度及其影响因素
一、沉淀平衡，溶度积和条件溶度积
解:
C r2O3 2BaCrO4 152.0 2 253.3
mCr2O3
mCr2O3
Cr2O3的百分含量
0.2530
0.2530 152.0 0.0759 g 2 253.3
mCr2O3
0.0759 100% 15.18% 100% 0.5000 G
例4 分析不纯的NaCl和NaBr混合物时，称取试样1.000g， 溶于水，加入沉淀剂AgNO3，得到AgCl和AgBr沉淀的质量 为0.5260g，若将此沉淀在Cl2流中加热，使AgBr转变为 AgCl，再称其质量，为0.4260g，试样中NaCl和NaBr的百 分含量各为多少？ 解：设NaCl的质量为xg，NaBr的质量为yg，则
第七节 非水酸碱滴定法
第七节非水酸碱滴定法(nonaqueous titration)一概述非水滴定法：在非水溶液中进行的滴定分析法非水酸碱滴定法：在非水溶液中进行的酸碱滴定法 两种酸碱滴定法对比1．以水为溶剂的酸碱滴定法的特点：优点：易得，易纯化，价廉，安全缺点：当酸碱太弱，无法准确滴定有机酸、碱溶解度小，无法滴定强度接近的多元或混合酸碱无法分步或分别滴定2．非水酸碱滴定法的特点非水溶剂为滴定介质→增大有机物溶解度改变物质酸碱性扩大酸碱滴定范围非水酸碱滴定法为主应用：1、cK a(cK b) < 10-8 的弱酸(碱)2、水中溶解度小的有机物重要性：药典方法中应用滴定分析法测定的药物有近1/3使用非水酸碱滴定法。
非水滴定法（二）溶剂的性质（1）溶剂的离解性（2）溶剂的酸碱性（3）溶剂的极性（4）均化效应和区分效应常见溶剂的Ks值溶剂的离解性讨论（2）在拉平溶剂中+溶剂中唯一存在的最强酸是溶剂合质子——SH2 O+或H3溶剂中唯一存在的最强碱是溶剂合阴离子——S-或OH－（3）酸性溶剂是溶质酸的区分性溶剂，是溶质碱的均化性溶剂碱性溶剂是溶质碱的区分性溶剂，是溶质酸的均化性溶剂(四）碱的滴定(1) 溶剂5滴定弱碱应选择酸性溶剂，使弱碱的强度调平到溶剂阴离子水平，即增强弱碱的强度，使滴定突跃更加明显。
冰醋酸是最常用的酸性溶剂(需加入一定量的醋酐，使其与水反应转变成醋酸)水与醋酐反应的摩尔比为1:1。
若一级冰醋酸含水量为0.2％，比重为1.05，除去1000ml冰醋酸中的水, 应加比重1.08，含量为97.0％的醋酐的体积为( 见书p. 88 )5冰醋酸在室温低于16℃时会结冰对不易乙酰化的样品可采用醋酸－醋酐(9:1)的混合溶剂配制高氯酸标准溶液，不仅能防止结冰，且吸湿性小。
有时也可在冰醋酸中加入10～15％丙酸防冻。
对易乙酰化的样品如芳香第一胺或第二胺时所加醋酐不宜过量，否则过量的醋酐将使测定结果偏低。
(2)标准溶液与基准物质滴定碱的标准溶液常采用高氯酸的冰醋酸溶液。
《分析化学》第3章》滴定分析概论复习题及答案
一、判断题1、(标准溶液的概念) 盐酸标准溶液可用直接法配制。
(×)2、(标准溶液的概念) NaOH标准溶液可用直接法配制。
(×)3、滴定分析中，滴定至溶液中指示剂恰好发生颜色突变，该点即为化学计量点。
(×)4、标准溶液，指的是具有准确已知浓度的试剂溶液，在滴定分析中常用作滴定剂。
(√)5、只要反应平衡常数足够大，则该反应一定可作为滴定反应。
(×)6、滴定反应平衡常数越大，则滴定突跃越不显著。
(×)7、化学计量点就是滴定终点，两者含义一样。
(×)8、滴定分析中要求被测物质与标准溶液之间的反应按照由滴定反应方程式确定的化学计量关系定量进行，为此应不发生或少发生滴定反应以外的其他反应。
(√)9、滴加的标准溶液与待测组分恰好符合化学计量关系的这一点称滴定终点。
(×)10、硫代硫酸钠溶液可用直接法配制。
(×)二、选择题1、(利用化学计量关系的基本计算) 已知邻苯二甲酸氢钾的摩尔质量为204.2g∙mol-1，用它来（D）标定0.1 mol∙L-1的NaOH溶液，采用常规的滴定管，则宜称取基准邻苯二甲酸氢钾。
A、0.25g左右B、1g左右C、0.1g左右D、0.45g左右2、(利用化学计量关系的基本计算) 0.2000 mol·L-1NaOH溶液对H2SO4的滴定度为g·mL-1。
（C）A、0.00049B、0.0049C、0.009800D、0.000983、下列物质中可用于直接配制标准溶液的是。
(B)A、固体NaOH(GR)B、固体K2Cr2O7(GR)C、固体Na2S2O3∙5H2O(AR)D、固体KIO3(GR)4、在滴定分析中，计量点与滴定终点间的关系是。
(B)A、两者含义相同B、两者越接近，滴定误差越小C、两者越接近，滴定误差越大D、两者必须吻合5、用间接法配制，需要标定的溶液为。
(B)A、分析试剂B、标准溶液D、待测溶液D、分析助剂6、某基准物质A的摩尔质量为50g/mo1，采用常规的50mL滴定管来标定浓度约为0.20 mo1/L的B溶液，设标定反应为A+2B＝P，则每份基准物质的称取量为。
分析化学第七章沉淀滴定法
1 3nAgNO 3
CH I3% =nAgN 3 O 3 m M sCH I3 100%
=7.3310-4393.7100% 315.07
=0.638% =0.64%
例. 称取NaCl基准试剂0.1173g，溶解后加入
30.00mL AgNO3标准溶液，过量的Ag+需要3.20 mLNH4SCN标准溶液滴定至终点。已知20.00mL AgNO3 标准溶液与 21.00mL NH4SCN标准溶液 完全作用，计算AgNO3和NH4SCN溶液的浓度各 为多少？
（二）滴定条件
1.指示剂用量 过高→终点提前；过低→终点推迟 控制K2CrO4浓度为 5×10-3 mol/L ☆
2.溶液酸度
酸性条件 2CrO42- + 2H+ ⇌ Cr2O72- +H2O
碱性条件
2Ag+
-
+ 2OH
⇌ Ag2O(黑褐色)↓+
H2O
控制pH = 6.5～10.5（中性或弱碱性）☆
结 论 ： 溶 解 度 小 的 沉 淀 先 形 成 。
第七章 沉淀滴定法
第二节 确定终点的方法概
一、莫尔法 二、佛尔哈德法 三、法扬司法
一、摩尔法(铬酸钾法)
标准溶液：AgNO3溶液。 指示剂： K2CrO4溶液。 测定对象：直接测定 氯化物、溴化物、 氰化物。
(一)滴定原理 (以滴定Cl-为例)
解：过量的AgNO3一部分与NaCl反应，另一 部分与NH4SCN反应，与3.20mLNH4SCN标准溶 液反应的AgNO3体积为：
第七章 沉淀滴定法
第一节 概 述
沉淀滴定法: 以沉淀反应为基础的滴定反应。
【滴定反应的条件】 1.反应必须按化学反应方程式的计量关系定 量完成，反应速度快，不易形成过饱和溶液。 2.生成沉淀有恒定组成且溶解度小，在沉淀 过程中不易发生共沉淀现象。 3.有较简单的方法指示滴定终点。 4.沉淀的吸附现象不能影响终点的确定。
酸碱滴定的滴定条件
酸碱滴定的滴定条件酸碱滴定是化学实验中常用的一种分析方法，用于确定物质溶液中酸碱度的浓度以及计算反应的等当量关系等。
滴定条件是指在进行酸碱滴定实验时所需要控制的环境条件，包括滴定剂的选择、指示剂的选择以及操作条件等。
本文将详细介绍酸碱滴定的滴定条件。
一、滴定剂的选择滴定剂是指在滴定实验中用来与被测溶液发生反应的化学试剂。
根据被测溶液的酸碱性质不同，选择不同的滴定剂进行滴定。
常用的滴定剂有以下几种：1. 硫酸：用作酸性溶液的滴定剂，常用于测定碱性溶液的酸度。
2. 氢氧化钠：用作碱性溶液的滴定剂，常用于测定酸性溶液的碱度。
3. 碳酸钠：用于测定酸性溶液中的含氢阳离子。
4. 碳酸钾：用于测定氯离子的浓度。
5. 硝酸：用于测定亚硫酸盐的浓度。
6. 硫酸亚铁：用于测定氧化性溶液中的还原剂浓度。
根据具体滴定实验的要求选择合适的滴定剂，使其与被测溶液发生定量反应。
二、指示剂的选择指示剂是用来指示滴定终点的物质，一般会在滴定试验中加入少量的指示剂，根据滴定剂与溶液发生反应的变化颜色来确定滴定终点。
不同的酸碱指示剂在不同的pH范围内有着不同的变色情况。
常见的酸碱指示剂有以下几种：1. 酚酞：酸性溶液逐渐由粉红变为无色，滴定终点颜色变化明显，适用于酸性溶液滴定。
2. 溴酚绿：碱性溶液逐渐由黄色变为蓝绿色，适用于碱性溶液滴定。
3. 甲基橙：酸性溶液逐渐由红色变为黄色，碱性溶液逐渐由黄色变为橙色，适用于酸碱中性溶液滴定。
4. 金黄色指示剂：可用于氯离子的测定。
选择合适的指示剂是进行滴定实验的关键，它能够帮助我们准确地确定滴定终点，从而得到准确的滴定结果。
三、操作条件滴定实验的操作条件会直接影响滴定的准确性和重复性。
以下是一些常见的操作条件：1. 温度：滴定实验应在恒定的温度下进行，以确保反应的平衡性。
通常室温下进行滴定即可。
2. 搅拌：滴定实验中的搅拌对确保反应均匀和加快反应速率很重要。
使用磁力搅拌器或机械搅拌器进行搅拌以保证反应的充分进行。
分析化学(第7版)习题参考解答
分析化学（第7版）习题参考解答第二章误差和分析数据处理1、指出下列各种误差是系统误差还是偶然误差？如果是系统误差，请区别方法误差、仪器和试剂误差或操作误差，并给出它们的减免方法。
答：①砝码受腐蚀：系统误差(仪器误差)；更换砝码。
②天平的两臂不等长：系统误差(仪器误差)；校正仪器。
③容量瓶与移液管未经校准：系统误差(仪器误差)；校正仪器。
④在重量分析中，试样的非被测组分被共沉淀：系统误差(方法误差)；修正方法，严格沉淀条件。
⑤试剂含被测组分：系统误差(试剂误差)；做空白实验。
⑥试样在称量过程中吸潮：系统误差(操作误差)；严格按操作规程操作。
⑦化学计量点不在指示剂的变色范围内：系统误差(方法误差)；另选指示剂。
⑧读取滴定管读数时，最后一位数字估计不准：偶然误差；严格按操作规程操作，增加测定次数。
⑨在分光光度法测定中，波长指示器所示波长与实际波长不符：系统误差(仪器误差)；校正仪器。
⑩在HPLC测定中，待测组分峰与相邻杂质峰部分重叠系统误差(方法误差)；改进分析方法6、两人测定同一标准试样，各得一组数据的偏差如下：(1)(2)0.30.1-0.20.1-0.4-0.60.20.20.1-0.10.4-0.20.00.5-0.3-0.20.20.3-0.30.1①求两组数据的平均偏差和标准偏差；②为什么两组数据计算出的平均偏差相等，而标准偏差不等；③哪组数据的精密度高？解：①dd1d2d3dnndi2d10.24d20.24n110.2820.31②标准偏差能突出大偏差。
③第一组数据精密度高。
7、测定碳的相对原子质量所得数据：12.0080、12.0095、12.0099、12.0101、12.0102、12.0106、12.0111、12.0113、12.0118及12.0120。
求算：①平均值；②标准偏差；③平均值的标准偏差；④平均值在99%置信水平的置信限。
解：①某某in12.0104②(某i某)n120.0012③n0.00038u某tnn查表2-2，f9时，t0.013.25④置信限＝t＝3.250.000380.00128、在用氯丁二烯氯化生产二氯丁二烯时，产品中总有少量的三氯丁二烯杂质存在。
7.氧化还原滴定
Mn2+：正催化剂
生成物
自动催化反应：生成物本身起催化作用的反应。 反应速率特点：开始慢，逐渐加快，最后慢。
B. 诱导效应 有些氧化还原反应在一般情况下进行很慢或不易 发生，但在另一反应进行下，该反应被加快的现象。
2MnO4 10Cl 16H 2Mn 2 5Cl 2 8H 2O 加快 很慢
实验表明：c（KMnO4） = 2×10-6 ，可看到颜色。
二. 特殊指示剂 本身不具有氧化还原性，但能与氧化剂或
还原剂产生特殊的颜色，从而指示滴定终点。
可溶性淀粉： 与 I2 生成深蓝色化合物。 终点色： 深蓝色的出现或消失 碘量法
2014年11月27日星期四
三. 氧化还原指示剂 是弱氧化剂或弱还原剂，其氧化态和还原态 呈现不同颜色。
标准溶液： 配制：间接法，配好的溶液装在棕色瓶中避光保存。 标定：常用的基准物质Na2C2O4 。
标定
2MnO 5C2O 16H 2Mn 10CO2 8H2O
70~85 C
4
2 4
2
条件：
温度: 75～85℃ [ 低—反应慢, 高—H2C2O4分解 ]
酸度: ～1mol · L-1H2SO4介质，[ 低—MnO2]
氧化还原反应满足以上条件，才能用于滴定分析。
完成下列表格
准确滴定条件
酸碱滴定
配位滴定
氧化还原 滴定
三、
氧化还原反应速率及影响因素
1. 氧化还原反应速率
速率 反应进行的快慢
2. 影响氧化还原反应速率的因素 内因：本身的性质 外因：C、T、催化剂等。 （1）浓度的影响 v ∝ c(反应物1) · c(反应物2) 浓度 速率
无机及分析化学教案 第7章 滴定分析法
§7-1 概述一、教学目的：二、教学过程：[课题引出] 1、何谓滴定分析法？待滴定进行到化学反应按计量关系完全作用为止，然后根据所用标准溶液的浓度和体积计算出待测物质的含量的分析方法就称为滴定分析法。
2、滴定分析法的优点滴定分析法一般相对误差可小于0.2%，具有操作简便，分析速度快，测定准确度较高的特点。
[板] 一、滴定分析基本概念和滴定的基本条件（一）基本概念1．化学计量点(英文缩写为sp)：当化学反应按计量关系完全作用，即加入的标准溶液与待测定组分定量反应完全时，称反应达到了化学计量点。
2．滴定终点(英文缩写为ep)：加入某种试剂，使其在计量点前后发生明显的颜色变化以便停止滴定，这个点被称为滴定终点。
3．非水滴定法：当被测物质因在水中的溶解度小或其他原因不能以水为溶剂时，采用水以外的溶剂为滴定介质，称为非水滴定法。
（二）滴定的基本条件凡适用于滴定分析的化学反应必须具备以下三个条件：(1)反应必须定量完成，即待测物质与标准溶液之间的反应要严格按一定的化学计量关系进行，反应的定量完全程度要达到99.9％以上。
(2)反应必须迅速完成。
对于速率较慢的反应可采取加热、使用催化剂等措施提高反应速率。
(3)必须有适宜的指示剂或其他简便可靠的方法确定终点。
[引深]常用的滴定分析法可分为酸碱滴定法、沉淀滴定法、络合滴定法和氧化还原滴定法等。
[板]二、滴定方式直接滴定法：直接用标准溶液滴定被测物质称为直接滴定法。
如用盐酸标准溶液滴定氢氧化钠试样溶液。
返滴定法：当反应速率较慢或者反应物是固体时，滴定剂加入样品后反应无法在瞬时定量完成，此时可先加入一定量过量的标准溶液，待反应定量完成后用另外一种标准溶液作为滴定剂滴定剩余的标准溶液。
如对固体碳酸钙的测定可先加入一定量的过量盐酸标准溶液至试样中，加热使样品完全溶解，冷却后再用氢氧化钠标准溶液返滴定剩余的盐酸。
置换滴定法：对于不按确定化学计量关系反应(如伴有副反应)的物质有时可通过其它化学反应间接进行滴定，即加入适当试剂与待测物质反应，使其被定量地置换成另外一种可直接滴定的物质，再用标准溶液滴定此生成物。
6-7 提高络合滴定选择性的方法
第23讲
第六章 络合滴定法
第四讲
二、消除干扰离子的措施 （一）控制酸度进行混合离子的选择滴定 由于MY的形成常数不同，所以在滴定时允许的最小 pH值也不同。溶液中同时有两种或两种以上的离子时， 若控制溶液的酸度，致使只有一种离子形成稳定配合物， 而其他离子不易络合，这样就避免了干扰。 例如，在烧结铁矿石的溶液中，常含有Fe3+ 、Al3+ 、 Ca2+ 和Mg2+ 四种离子，如果控制溶液的酸度，使pH＝ 2(这是滴定Fe3+ 的允许最小pH值)，它远远小于A13+ 、 Mg2+ 、Ca2+ 的允许最小pH值，这时，用EDTA滴定Fe3+ ， 其他三种离子就不会发生干扰。
第23讲
第六章 络合滴定法
第四讲
当用指示剂检测滴定终点时，由于指示剂的广泛 性，它能和多种金属离子形成稳定性不同、但颜色 相同的络合物，当干扰离子N与指示剂在M离子的化 学计量点附近形成足够稳定的络合物NIn时，就会干 扰M终点的检测，所以，用目视法检测终点时，仅 有上述判别式(ΔlgK≥6)还不能正确选择消除N的干扰， 准确滴定M的适宜条件，还必须有第三个条件——指 示剂条件。 根据指示剂与干扰离子N的络合平衡: N+In=NIn， KNIn=[NIn]/[N][In] 因为在M的化学计量点附近，N被络合的很少， 所以[N]≈cN,故 cNKNIn=[Nln]/[In]
第23讲
第六章 络合滴定法
第四讲
（二）、利用掩蔽剂提高络合滴定的选择性 在络合滴定中,如利用控制酸度的办法尚不能消除 干扰离子的干扰时,常利用掩蔽剂来掩蔽干扰离子,使它 们不与EDTA络合,或者说,使它们与EDTA络合的表观 形成常数减至很小,从而消除干扰。常用的掩蔽方法有 络合掩蔽法、沉淀掩蔽法和氧化还原掩蔽法。 1、 络合掩蔽法 利用络合反应降低干扰离子的浓度以消除干扰的 方法，称络合掩蔽法。这是滴定分析中用得最广泛的 一种方法。 例如，用EDTA测定水中的Ca2+、Mg2+时，Fe3+、 A13+ 等离子的存在对测定有干扰，可加入三乙醇胺作 为掩蔽剂。三乙醇胺能与Fe3+、A13+等离子形成稳定的 络合物，而且不与Ca2+ 、Mg2+ 作用，这样就可以消除 Fe3+和Al3+的干扰。
7-2氧化还原滴定法
磷硫混酸
Fe2+ Cr2O72-
加磷硫混酸目的
a. 控制酸度 b. 络合Fe3+降低条件电势
c.消除Fe3＋黄色
30
7.6.3 碘量法
利用I2的氧化性和I-的还原性进行滴定.
I2是较弱的氧化剂，I－是中等强度的还原剂；
I2在水中溶解度小,实用时将I2溶于KI溶液,生成 I3-,为方便将I3-写成I2.
0.059lg
10.00 20.00 10.00
' Fe3 / Fe2
0.68
T% = 99.9% V=19.98mL
Fe3 / Fe2
' Fe3 / Fe2
0.059lg 19.98 0.02
≈
'
Fe3 /Fe2 0.059lg103
0.86
1. 直接滴定法: 测定双氧水H2O2 5H2O2+2MnO4-+6H+ →5O2+2Mn2++ 8H2O
2. 间接滴定法: 测定补钙制剂中Ca2+含量
Ca2+ + C2O42- → CaC2O4
过滤，洗涤
H2SO4溶解 H2C2O4
KMnO4标准溶液
例. 草酸钠标定KMnO4时，开始时KMnO4褪色很慢， 后来逐渐变快，其原因是（ ） A．滴定过程中消耗H＋，使反应速度加快； B．滴定过程中反应物浓度越来越小，使反应速率越 来越快； C．滴定过程中产生O2，是反应的催化剂； D．滴定过程中产生Mn2＋，是反应的催化剂。
答：1
= ´(Ce4+/Ce3+)+0.0591lg[c(Ce4+)´ /c(Ce3+)´] = ´（Ce4+/Ce3+）
沉淀滴定—沉淀滴定方法介绍
吸附指示剂
Cl-或AgNO3
Cl- +Ag+⇌AgCl
AgCl·Ag++FIn-⇌ AgCl·Ag+·FIn(粉红色)
与指示剂的Ka大小 有关，使其以FIn-型
体存在
Cl-，Br-，SCN-， SO42-和Ag+等
滴定分析小结
酸碱滴定：H
OH
H 2O，k t
2.防止沉淀凝聚：加入保护胶体，保持沉淀表面积较大 3.避免阳光直射: AgX 易感光变灰，影响终点观察。 4.被测离子浓度足够大,否则生成沉淀少，对指示剂的吸附量不
足，终点变色不明显。
莫尔法、福尔哈德法和法扬司法的测定原理、应用比较如下:
莫尔法
福尔哈德法
法扬司法
指示剂 滴定剂 滴定 反应
指示 反应
控制指示剂浓度为5×10-3 mol/L，终点时恰成Ag2CrO4↓
2. 溶液的酸度
滴定应在中性或弱碱性(pH = 6.5～10.5)介质中进行。 若溶液为酸性时，则Ag2CrO4将溶解。
降低指示剂灵敏度，终点推迟。 如果溶液碱性太强，则析出Ag2O沉淀。
3. 消除干扰
①能与Ag+生成沉淀or络合物的阴离子，如（PO43- 、AsO43-、 SO32-、S2-、CO32-、C2O42-）； ②能与CrO42-生成沉淀的阳离子，如：Ba2+，Pb2+，Hg2+ ③大量有色离子，如：Co2+，Cu2+，Ni2+，Cr3+等 ④滴定条件下易水解的高价金属离子，Al3+，Fe3+，Bi3+等
计量点前： Ag+ + Cl- = AgCl (白色)
11 第7章 络合滴定法(7-8)
定量 分析
化学 分析法
仪器 分析法
′ [ M ′]sp = c M , sp K MY
1 ′ ) 或 p[ M ′]sp = ( pc M , sp + lg K MY 2
pM ep = pM t = lg K MIn − lg α In( H )
′ = pM t − lg α M pM ep
10ΔpM ′ − 10− ΔpM ′ Et = × 100% ′ c M , sp K MY
滴定的酸度范围：pH = 4～7
滴定过程：
pH =1 Y ⎯⎯⎯ → Bi ( Pb) XO ( CH 2 )6 N 4 − HCl Y ⎯⎯⎯⎯⎯→ Pb( BiY ) ( pH =5~6 ) XO
( Bi − XO → XO ) ( Pb − XO → XO )
12
例 7-15 有一含有 Zn2+ 、 Ca2+ 的混合溶液，两者浓度均为 0.020mol/L ，拟用 0.02000mol/L EDTA 滴定 Zn2+ 。 (1) 判断有 无可能分步滴定 (2)如能滴定，采用XO作为指示剂，试比较 pH＝5.0和pH＝5.5时的终点误差。
18
例 7-16 含有 Al3+ 、 Zn2+ 的混合溶液，两者浓度均为 2.0×10-2 mol/L，若用KF掩蔽Al3+，并调节pH＝5.5。已知终点时 [F-] = 0.10mol/L ，问能否掩蔽 Al3+ 而准确滴定 Zn2+ （ 0.02000mol/L EDTA）
pH = 5.5
α Al (OH ) = 0.4 ~ 1.3
Analytical Chemistry
分 析 化 学（上册）
实验7 重铬酸钾滴定法测铁
五、实验步骤
• （1）样品处理 • 准确称取铁矿石粉1.0～1.5g于250mL烧杯中，用少量水
润湿，加入20mLHCl，盖上表面皿，在通风柜中低温 加热分解试样，若有带色不溶残渣，可滴加20～30滴 100g·L-1SnCl2助溶。试样分解完全时，残渣应接近白色 (SiO2)，用少量水吹洗表面皿及烧杯壁，冷却后转移至 250mL容量瓶中，稀释至刻度摇匀。 – 若硫酸盐试样难于分解时，可加入少许氟化物助溶，
但此时不能用玻璃器皿分解试样。
五、实验步骤
• （2）移取试样溶液25.00mL于锥形瓶中，加 8mL浓HCl溶液，加热近沸，加入6滴甲基橙， 趁热边摇动锥形瓶边逐滴加入100g·L-1SnCl2还 原Fe3+。溶液由橙变红，再慢慢滴加50g·L1SnCl2至溶液变为淡粉色，再摇几下直至粉色褪 去。立即流水冷却，加50mL去离子水，20mL 硫磷混酸，4滴二苯胺磺酸钠，立即用K2Cr2O7 基准溶液滴定到稳定的紫红色为终点，平行测 定3次，计算矿石中铁的含量(质量分数)。
25.00mL试液
Fe3+Fe2+ 溶液由橙变红
五、实验步骤
8mL浓HCl 锥形瓶
加热近沸
趁热边摇锥形瓶边逐滴 加入100g·L-1SnCl2
6滴甲基橙
再慢慢滴加
50g·L-1SnCl2 溶液变 为淡粉色
再摇几下
粉色 褪去
50mL去离子水 基准溶液K2Cr2O7滴定20mL硫磷混酸4滴源自苯胺磺 酸钠指示剂三、滴定条件
• HCl溶液浓度应控制在4mol·L-1 • 若大于6mol·L-1，Sn2+会先将甲基橙还原
为无色，无法指示Fe3+的还原反应。 • HCl溶液浓度低于2mol·L-1，则甲基橙褪
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c）化学计量点 HAc全部被中和，生成 Ac－（碱）
c = [Ac-] = 0.1000／2 = 0.05000 （pKb = 9.26） c Kb = 0.0500 × 10-9.26 = 2.7 × 10-11 ＞20Kw c ／Kb = 0.0500／10-9.26 ＞500
[O ]H cb K 0 .0 1 5 9 .0 26 5 .2 1 4 6 0
CBi3+=10-2 mol／L， 查酸效应曲线，得 最小pH约为0.7。 而Bi3+在pH=2.0开始水解， 故滴定的pH 0.7—2.0。 通常pH=1.0 时进行滴定。
CPb2+=10-2 mol ／L， 查酸效应曲线，得 最小pH约为3.4， 而Pb2+在pH=7.5开始水解，
故滴定的pH 3.4—7.5
cKa3 ＜10 - 8
故，H3PO4可以进行分步滴定，但只有 两个突跃，即只有两个化学计量点。
2020/4/6
H3PO4 Ka1
H2PO4- Ka2
第一个化学计量点：
HPO42 - Ka3
PO43ˉ
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
cKa2 = ＞20Kw c／Ka1 = ＞ 20
9.34
吡啶
8.77
六次甲基四胺 8.85
？ 问题：不满足滴定条件时，有其它方法测定吗
2020/4/6
多酸
2.4.3 强碱滴定多元酸
以0.1000mol／L NaOH 滴定20.00ml 0.1000 mol／L H3PO4为例.
H3PO4 = H+ ＋ H2PO4－ H2PO4－ = H+ ＋ HPO42－ HPO42－ = H+ ＋ PO43－
18-5
NaOH滴 定 HCl的 滴 定 曲 线
pH
14
12
10
酚酞
8
Δ pH
6
甲 基红
4
甲 基橙
2
0 0
10
20
30
40
V /m l NaOH
滴定突跃与溶液的浓度关系
使指示剂的变色范 围处于或部分处于
0.01M: pH 5.3~8.3 0.1M： pH 4.3~9.7
滴定突跃范围之内。
1M: pH 3.3~10.7
[H+] =
Ka1 Ka2
pH = 4.7 甲基橙
第二个化学计量点：Na2HPO4
cKa3 ＞20Kw c／Ka2 ＞ 20
如何选择指示剂？
[H+] =
2020/4/6
Ka２ Ka３ pH = 9.7 百里酚酞
小结
酸碱滴定中准确滴定的判据:
强酸或强碱
C ≥10-4 mol/L
弱酸的滴定
Cka ≥10-8
C h an ges in pH D u rin g th e T itration
滴
of a W eak A cid w ith a S tron g B ase
定
曲 V olu m e of
N a O H ,m L
线
0 .0 0
2 0 .0 0 m L of 0 .1 0 0 0 M H A c w ith 0 .1 0 0 0 M N a O H
2.0 01.98
Ca2+余0.02mL
2020/4/6
pCa = 5.30
（3）化学计量点
[C a2+']=[K C C ' a a]Y Y1 5..7 0 1 11 0 0 305.41 0 7
[Ca2+]= [Ca2+’] /αCa=5.4×10-7
pCasp=6.30
（4）化学计量点后 加入20.02mL EDTA，过量0.02ml
4 0 .0 0
差
1 1 .1 2
突跃范围pH：7.74～9.70；
指示20剂20/4/选6 择：在碱性范围内变色的指示剂-----酚酞。
讨论: 影响滴定突跃范围的因素
讨 （a）Ka； （酸强度的大小影响曲线的前半部分） 论 （b）滴定剂的浓度C （酸的浓度影响曲线的整个部分）
弱酸20直20/4/接6 被准确滴定的条件：
cKa ≥ 10ˉ8
思考题
下列各种弱酸、弱碱（0.1000 mol／L）能否用酸碱 滴定法直接加以滴定？如果可以，应选用哪种指示
剂？为什么？
（据化学计量点物质性质选择指示剂）
酸或碱
HF 酚酞 NaF 苯酚 苯酚钠 苯甲酸 苯甲酸钠
pKa 3.46
9.95
4.21
碱或酸
pKb
羟胺
8.04
盐酸羟胺
苯胺
lgKCaY =10.69， pH=10，lgαY(H) = 0.45 lgK’CaY =10.69－0.45 = 10.42 K’CaY =1.7×1010
只有 酸效应
（1）滴定前 [Ca2+] = 0.01000mol／L
pCa = 2.00
（2）滴定开始至化学计量点前
[C a2+]=0.01 0 0 .02 5.01 0 6m ol/L
Ka1 =7.6 ×10ˉ3 Ka2 =6.3 × 10ˉ8 Ka3 = 4.4 × 10ˉ13
需解决两个问题： （1）三个质子（H+）是否能被直接滴定？
有何判别 依据?
（2）第一个质子被滴定完全之前，第二个质子 是否开始被滴定，即第一个和第二个质子在
滴定过程中能否分开滴定（交叉反应）？
2020/4/6
[H ]ca K 0 .1 0 1 .8 1 5 0 1 2 .0 87 pH = 2.87
b）滴定至化学计量点之前
缓冲溶液体系“HAc – NaAc”
计算突跃－0.1%的误差：加入NaOH 19.98mL
pH pa K lg c ca b4.7 4lg 9 0..1 97.74pH = 7.74
pH>12 M g(OH)2 Ca2+
钙 指 示 剂 EDTA滴 定
2020/4/6
（3）氧化还原掩蔽法
例： Fe3+共存时，在pH=1测定Bi3+，Fe³+产生干扰。
若加入抗坏血酸或盐酸羟胺，使Fe3+ → Fe2+，则：
lgKBiY－lgKFeY2+=13.61 ＞5
思考：本实验中能否通过加 入三乙醇胺掩蔽Fe3+
pH
2 .8 7.0 0
同
1 9 .8 0
1 9 .9 8
？ 20.00 2 0 .0 2
- 0.1%
误差
4 .7 4 5 .7 0 6 .7 4 7 .7 4 滴 定 8 .7 2 突 跃 9 .7 0
2 0 . 2 0 +0.1
1 0 .7 0
2 2 . 0 0 %误
1 1 .7 0
pKa1 pKa2 2.00 pKa3
一个
2020/4/6
1.81 6.38 7.00 10.25
两个
一个
1.23 4.19
一个
2.12 7.20 12.36 两个
曲线
2.4.4 配位滴定
以0.0100 mol／L EDTA 滴定20.00 mL 0.01000mol／L
Ca2+ 溶液（在NH3 - NH4+ 缓冲溶液，pH =10）为例。
通常测Pb2+ pH=5.0
故而，实验中，以XO为指示剂，先在pH=1.0时测定Bi3+ ， 再在pH=5.0测定Pb2+ ，即对Bi3+ 、Pb2+进行分别测定。
问题：若不满足lgcMspK’MY － lg cNspK’NY ≥5 如何滴定？ 2020/4/6
利用掩蔽剂进行分别滴定
当lgcMKMY－lgcNKNY 5时
查表 ：lgKBiY = 27.94 , lgKPbY = 18.04
判别式： lgcBispKBiY – lgcPbspKPbY
？ = (27.94－2)－(18.04－2) = 9.9≥5
∴可2020/以4/6 用控制酸度法准确滴定Bi3+，Pb2+不干扰。
例
（2）滴定Bi3+的酸度 （3）滴定Pb2+的酸度
[OH-]= n K sp
C
0 M
2.4.5 控制酸度的选择(分步)滴定
总之，准确滴定 M ，而N 不干扰，必需满足条件： TE=0.3%， lgcMspK’MY ≥5 lgcMspKMY－lgcNspKNY≥5
例1：Pb2+、Bi3+共存溶液，浓度均为2 10-2 mol /L １）能否 控制酸度进行分别滴定？２）如可行，又怎样控制酸度？
2.4 滴定条件的选择
2.4.1 强碱滴定强酸
分为四个阶段
0.1000mol / L NaOH滴定20.00 ml 0.1000mol / L HCl。
（1）滴定之前 [H+] = 0.1000，
pH = 1.0
（2）滴定至化学计量点之前 [H]0.1000VHC(余 l 量 ) V总体积
加入19.98mL NaOH， 余HCl 0.02mL，
采
配位掩蔽法
用
的
沉淀掩蔽法
方
氧化还原掩蔽法
法 选择性解蔽法
思路：降低Ｎ 浓度使满足：
lg cMKMY －lg cNKNY ≥5
2020/4/6
（1）配位掩蔽法
例１：Zn2+、Al3+ 共存时，当用EDTA滴定Zn2+ 时，Al3+有干 扰，如何克服？
假设Zn2+、Al3+ 的浓度相等，则 lgKZnY－lg KAlY = 16.5－16.3＜ 5