《无机及分析化学》第三版 6. 第六节 滴定分析的计算
《滴定分析法》课件
在化学工业中，滴定分析法常用 于测定原料、中间产物和产品的 酸碱度，以确保生产过程的稳定
性和产品质量。
氧化还原滴定
用于测定含有氧化剂或还原剂的物 质，如重金属离子、硫化物等，在 化学工业中有着广泛的应用。
络合滴定
络合滴定法用于测定金属离子，如 钙、镁、铁、铜等，在化学工业中 常用于处理含有这些离子的废水。
滴定分析法的分类
根据滴定剂的不同
酸碱滴定法、络合滴定法、氧化还原 滴定法、沉淀滴定法等。
根据滴定方式的不同
直接滴定法、间接滴定法、返滴定法 、置换滴定法等。
滴定分析法的应用
在环境监测中
测定水体中的酸碱度、重金属离 子、溶解氧等。
在食品工业中
测定食品中的营养成分、添加剂 、防腐剂等。
在制药工业中
测定药物中的有效成分、杂质等 。
称量样品
根据实验要求称取 适量样品。
滴定管的准备
按照前文所述的方 法准备滴定管。
数据处理
根据实验数据计算 结果。
终点判断方法
颜色变化法
通过观察溶液颜色的变化 来判断终点，如酚酞指示
剂由无色变为浅红色。
电位滴定法
利用电位计测量电极电位 的变化来确定终点。
化学反应法
利用特定的化学反应来指 示终点，如加入适量的指 示剂与待测物质发生反应
析速度。
提高灵敏度
研究和发展更高效的检测方法 和技术，提高滴定分析法的灵 敏度。
减少干扰因素
通过改进样品处理和预处理方 法，减少干扰物质的影响，提 高测量的准确性。
自动化和智能化
通过引入自动化和智能化的技 术手段，提高滴定分析法的操
作简便性和准确性。
05
滴定分析法的实际应用案例
滴定分析的计算
0.5000×V+0.09760×4800 = 0.1000 ×(4800+V)
V=28.80mL
2. 标定溶液浓度的有关计算
基本公式：
mA a cBVB MA b
例1: 称取邻苯二甲酸氢钾(KHP)基准物质0.4925
克，标定NaOH溶液，终点时用去NaOH溶液 23.50mL，求NaOH溶液的浓度。MKHP=204.2 解： NaOH + KHP = NaKP + H2O
已知：M(KHP)=204.22 g.mol-1,
M(H2C2O4.2H2O)=126.07 g.mol-1
解：以邻苯二甲酸氢钾(KHP)为基准物质， 其滴定反应为： KHP + NaOH = KNaP + H2O 即 nKHP nNaOH
mKHP (cV )NaOH M KHP
V=20 mKHP=0.10 g.mol-1 2010-3L204.22 g.mol-1=0.40g V=25 mKHP=0.10 g.mol-1 2510-3L204.22 g.mol-1=0.50g
3.被测物质的质量和质量分数的计算
基本公式：
a m A cBVB M A b m A a cBVB M A wA mS b mS
例1： 测定工业纯碱Na2CO3的含量，称取
0.2560g试样，用0.2000mol.L-1 HCl标液滴
定，若终点时消耗HCl标液22.93mL，计 算试样中Na2CO3的百分含量。
解： Ca2+ + C2O42- = CaC2O4
CaC2O4 + H2SO4 = CaSO4 + H2C2O4 = 10CO2 +2MnSO4+K2SO4 + 8H2O
滴定分析计算
1. 滴定分析计算的依据 滴定分析计算的依据是“等物 质的量反应规则”。即:在滴 定 反应中, 标准溶液(B)和被测物 质(A)反应完全时, 消耗的两物 质的量相等。
nB = nA
(2-2)
若被测物质溶液的体积为VA, 浓度为cA, 到达化学计量点时, 用 去浓度为cB的滴定液的体积为VB, 由式(2-1)和式(2-2)可得到:
例8:
物质的量浓度c(K2Cr2O7)=0.01940mol/L 换算成TK2Cr2O7 及以TK2Cr2O7/FeO表示滴 定度。 c(K Cr O )M (K Cr O ) 0.01940 294 .19 解 (1)T 1000 1000
2 2 7 2 2 7 K 2 Cr2 O 7
解
反应式为
Ca 2 C2O2 4 CaC2O4 CaC2O4 2H H2C2O4 Ca 2 2 5H2C2O4 2MnO4 6H 10CO2 2Mn 8H2O
由反应式可知
5 5 2 5 n(MnO ) n( H 2 C 2 O 4 ) n( Ca ) n( CaCO 3 ) 2 2 2
例3:
为了标定Na2S2O3溶液, 精密称取 工作标准试剂K2Cr2O7 2.4530g, 溶 解后配成500mL溶液, 然后量取 K2Cr2O7溶液25.00mL, 加H2SO4 及过量KI, 再用Na2S2O3待标液 滴定析出的I2, 用去26.12mL, 求 c(Na2S2O3)。
解: 反应过程如下;
w (cB(1)VB(1) cB( 2)VB( 2) ) M A 1000 ms
例5:
用过量FeSO4还原MnO2试样,剩 余的亚铁可以用K2Cr2O7溶液返滴 定。假定二氧化锰试样为0.2000g, 加入c(Fe2+)=0.1000mol/L的溶液 50.00mL, 剩余的亚铁需用16.07mL 浓度为0.02300mol/LK2Cr2O7溶液 返滴定, 求试样中MnO2的含量。
课后习题解析-第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法6-1根据下列反应，标出共轭酸碱对。
（1） H 2O + H 2O == H 3O + + OH -（2） HAc + H 2O == H 3O + + Ac -（3） H 3PO 4 + OH - == H 2PO 4- + H 2O（4） CN - + H 2O == HCN + OH -共轭酸碱对为：(1)H 3O +—H 2OH 2O—OH - (2)HAc—Ac -H 3O +—H 2O (3)H 3PO 4—H 2PO 4-H 2O—OH - (4)HCN—CN -H 2O—OH -6-2 指出下列物质中的共轭酸、共轭碱，并按照强弱顺序排列起来：HAc ，Ac -；NH 4+，NH 3；HF ，F -；H 3PO 4，H 2PO 4-；H 2S ，HS -。
共轭酸为：HAc 、NH 4+、HF 、H 3PO 4、H 2S共轭碱为：Ac - 、NH 3、 F -、H 2PO 4-、HS-共轭酸强弱顺序为：H 3PO 4、HF 、HAc 、H 2S 、NH 4+共轭碱强弱顺序为：NH 3、HS -、Ac -、F -、H 2PO 4-6-3已知下列各弱酸的pK a θ和弱碱的pK b θ值，求它们的共轭碱和共轭酸的pK b θ和pK a θ。
(1) pK b θ = 4.69(2) pK b θ = 4.75 (3) pK b θ = 10.25 (4) pK a θ = 4.666-4 计算0.10mol • L -1甲酸(HCOOH)溶液的pH 及其离解度。
解：c /K a θ>500134a L mol 102.41077.11.0)H (---+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.38 %2.4%10010.0102.4%100)H (3=⨯⨯=⨯=α-+c c6-5 计算下列溶液的pH 。
(1) 0.05 mol • L -1 HCl (2) 0.10 mol • L -1 CH 2ClCOOH (3) 0.10 mol • L -1 NH 3• H 2O(4) 0.10 mol • L -1 CH 3COOH (5) 0.10 mol • L -1CH 2ClCOOH (6) 0.50 mol • L -1Na 2CO 3(7) 0.10 mol • L -1 NH 4Ac (8) 0.20 mol • L -1 Na 2HPO 4（1）解：c (H +) = 0.050 mol.L -1pH ＝1.30 （2）解：K a θ = 1.4×10-3 c /K a θ＝0.1/1.4×10-3<500123a L mol 1018.1104.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝1.93（3）解：K b θ = 1.77×10-5c /K b θ＝0.1/1.77×10-5>500135b L mol 1033.11077.11.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.88 pH ＝11.12（4）解：K a θ = 1.76×10-5c /K a θ＝0.1/1.76×10-5>500135a L mol 1033.11076.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.88（5）解： 41114a2w b11078.11061.5100.1---θθθ⨯=⨯⨯==K K Kc /K b1θ＝0.20/1.78×10-4>500134b1L mol 1097.51078.12.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.22 pH ＝11.78（6）解：191172a 1a L mol 1091.41061.51030.4)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH ＝8.31 （7）解：17510a 4a L mol 100.11076.11064.5)HAc ()NH ()H (----θ+θ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K c pH ＝7.00（8）解：1101383a 2a L mol 102.1102.21023.6)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH=9.926-6 计算室温下饱和CO 2水溶液（即0.04 mol • L -1 HCl ）中c (H +), c (HCO 3-), c (CO 32-)。
滴定分析的计算
➢ 等物质的量反应规则
在滴定分析中，为了便于计算分析结果，规定了标准滴 定溶液和待测物质选取基本单元的原则：酸碱反应以给出或接 受一个H＋的特定组合作为基本单元；氧化还原反应以给出或 接受一个电子的特定组合作为基本单元，EDTA配位反应和卤 化银沉淀反应通常以参与反应物质的分子或离子作为基本单元。
0.101 1 3 0 5 5.0 30
0.0053g8/m 0L
➢ T与C之间的换算 1.标准滴定溶液的浓度
例 T NaOH /HCl =0.004420g/mL的HCl溶液,相当于物 质的量浓度c(HCl)为多少？换算成应为多少？已知
M(Na2CO3)=106.0g/mol
解： 根据滴定度的定义有：
cA
T
103 MB
c ( H C l) T N a O H /H C l 1 0 0 0 0 .0 0 4 4 2 0 1 0 0 0 0 .1 1 0 5 m o l/L M ( N a O H ) 4 0 .0 0 1
T N a 2 C O 3 /H C l c (H C l) M (2 1 N 0 0 a 0 2 C O 3 ) 0 .1 1 0 5 5 1 3 0 .0 0 0 0 0 .0 0 5 8 5 7 g /m L
c( 1 A)M( 1 B)
TB/ A
ZA
ZB
1000
或
c( 1 A) TB/ A 1000
ZA
M( 1 B)
ZB
➢ T与C之间的换算 1.标准滴定溶液的浓度
例 计算(HCl)＝0.1015mol/L的HCl溶液对Na2CO3 的滴定度。
解： 根据滴定度的定义有：
cA
无机及分析化学6酸碱平衡
6.3.1.1 近似计算 6.3.1.2 物料平衡式 6.3.1.3 电荷平衡式 6.3.1.4 质子平衡式
了解
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6.3.1.1 近似计算
化学平衡的计算复杂，进行合理的近似计算相当重要：
–减少不必要的繁琐计算；
–有些平衡体系情况复杂，难以进行精确计算。
例如，在HAc溶液中，存在下列两个平衡
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计算溶液pH值的意义
溶液的pH值一般用pH计测出。 计算溶液pH值的意义在于：
– 了解影响溶液pH值的因素； – 配制一定pH值的溶液； – 计算酸碱计算不要求太准确，一般采用近似计算。
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6.3.1 水溶液中平衡计算的一般原则
= 1.0 10-14 /4.310-7=2.310-8
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小结
质子酸碱理论 酸、碱、两性物质和酸碱反应的定义； 水的离子积和溶液的酸碱性； 酸碱的离解常数； 共轭酸碱对的Ka(HA)与Kb(A-)关系。
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6.3 水溶液中酸碱平衡的计算
❖6.3.1 水溶液中平衡计算的一般原则(了解) ❖6.3.2 强酸强碱溶液 (掌握) ❖6.3.3 一元弱酸溶液(掌握) ❖6.3.4 一元弱碱溶液(掌握) ❖6.3.5 多元弱酸弱碱溶液(掌握) ❖6.3.6 两性物质溶液(掌握)
c(NH3+NH3+ ) c(OH- ) c(NH2NH3+ )
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附录3 一些弱酸或弱碱的离解常数(水溶液中)
一元弱酸或弱碱
– 弱酸的Ka越大，酸性越强； – 弱碱的Kb越大，碱性越强。
无机及分析化学课后习题第六章答案
一、选择题1．如果要求分析结果的相对误差在 0.1%以下，使用万分之一分析天平称取试样时，至少应称取（ ）A. 0.1gB. 0.2gC. 0.05gD. 0.5g解：选B 。
根据下列公式可求得最少称样量： 相对误差试样质量绝对误差 ×100% 万分之一分析天平称量的绝对误差最大范围为±0.0002g ，为了使测量时的相对误差在±0.1%以下，其称样量应大于0.2g 。
2．从精密度好就可断定分析结果准确度高的前提是（ ）A. 随机误差小B. 系统误差小C. 平均偏差小D. 相对偏差小 解：选B 。
精密度是保证准确度的先决条件，精密度差说明测定结果的重现性差，所得结果不可靠；但是精密度高不一定准确度也高，只有在消除了系统误差之后，精密度越高，准确度才越高。
3．下列有关随机误差的论述不正确的是（ ）A.随机误差具有可测性B.随机误差在分析中是不可避免的C.随机误差具有单向性D.随机误差是由一些不确定偶然因素造成的 解：选C 。
分析测定过程中不可避免地造成随机误差。
这种误差可大可小，可正可负，无法测量, 不具有单向性。
但从多次重复测定值来看，在消除系统误差后，随机误差符合高斯正态分布规律，特点为：单峰性、有限性、对称性、抵偿性。
4．下列各数中，有效数字位数为四位的是（ ）A. 0.0030B. pH=3.24C. 96.19%D. 4000解：选C 。
各个选项的有效数字位数为：A 两位 B 两位 C 四位 D 不确定5．将置于普通干燥器中保存的Na 2B 4O 7.10H 2O 作为基准物质用于标定盐酸的浓度，则盐酸的浓度将（ ）A.偏高B.偏低C.无影响D.不能确定解：选B 。
普通干燥器中保存的Na 2B 4O 7·10H 2O 会失去结晶水，以失水的Na 2B 4O 7·10H 2O 标定HCl 时，实际消耗V （HCl ）偏高，故c （HCl ）偏低。
分析化学 第6章 氧化还原滴定
化学计量点时：
sp
(1.44 0.68) V 2
1.06
V
化学计量点后 用 Ce4+ / Ce3+ 电对计算
1.44 V
0.0592 V
lg
cr (Ce 4 cr (Ce 3
) )
加 20.02mL Ce4 时，
等于 -3
1.44 V 0.0592 V lg 0.1 1.26 V
由上可见，同一电极反应当条件不同时,
和 不同, 不同。
当 0.0592 V lg (O) (R)
n
(R) (O)
0.0592 n
V
lg
cr cr
(O) (R)
0.0592 V lg cr (O)
n
cr (R)
≠ 0 时,
即：在任意浓度时，用下式计算 某特定条件下的电对的电极电势
若相近条件下的条件电势也查不到时, 只好用标准电极电势。
条件电势表见附录Ⅴ（p311）。
例如计算 1.5 mol·L-1 H2SO4 介质中 Fe3+/Fe2+ 电对的电极电势时, 查附录Ⅴ（p311）可知, 查不到这一条件下的条件电势，此时可用 1 mol·L-1 H2SO4 介质中的条件电势 0.68 V, 这仍比用标准电极电势 0.771 V 算得的结果 更接近实际值。
变为 0.71 ~ 1.31 V，
突跃范围扩大(突跃开始点的电势降低)了。
此时，二苯胺磺酸钠指示剂的变色点电势 0.84 V 在突跃范围 0.71 ~ 1.31 V 内、成为合 适的指示剂了（在突跃范围内变色）。
可见，同一氧化还原反应, 介质不同时, 突跃范围不同（因 不同）。
3. 化学计量点电势 (sp ) 的位置
第六节 滴定分析中的计算
（三）物质的量浓度与滴定度间的换算
滴定度是指每毫升标准溶液所含溶质的质量，即：
TB / A mA / VB
B为标准溶液的化学式 mA:g VB:mL A为被测物质的化学式
cB 1.00103 nB b TB / A / M A nA a
10 TB / A b cB MA a
滴定分析定量计算 的基础
设体积为VA的被滴定物质的溶液其浓度为cA， 在化学计量点时用去浓度为cB 的滴定剂体积为VB 。 则：
cA×VA = cB×VB×a/b 或 mA/MA =(a/b) cB×VB V:L m:g M:g.mol-1
c:mol.L-1
通常在滴定时，体积以mL为单位来计量，运算时 要化为L，即 mA/ MA= (cB×VB/1000)×a/b
(二) 标定溶液浓度的有关计算
基本公式
mA / M A (a / b)cBVB
例3 用Na2B4O7· 2O标定HCl溶液的浓度，称取 10H 0.4806g硼砂，滴定至终点时消耗HCl溶液25.20mL， 计算HCl溶液的浓度。 解：Na2B4O7+2HCl +5H2O = 4H3BO3 +2NaCl nNa2B4O7=(1/2)nHCl (m/M)Na2B4O7=(1/2)(cV)HCl cHCl=0.1000 mol.L-1
CaC2O4 + H2SO4
CaSO4 + H2C2O4
10CO2 +2MnSO4+K2SO4 + 8H2O
5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4
2KMnO4
5H2C2O4
5CaC2O4
5Ca2+
无机及分析化学第6章-沉淀溶解平衡和沉淀滴定法
1.直接滴定法 ——测定Ag+
滴定反应： 终点反应：
Ag SCN AgSCN Fe3 SCN FeSCN2
（白色） （红色）
第二节 沉淀滴定法
二、常用的沉淀滴定法——银量法
2.返滴定法——测定卤素离子和SCN-
未滴定时： Cl-+Ag+ （过量） AgCl + Ag+ （剩余）
滴加 时： Ag+ （剩余）+ SCN-
第一节 沉淀溶解平衡
二、溶度积规则
在难溶电解质AmBn溶液平衡中，Ksp [An ]m[Bm ]n ， 若用Ｑ表示任意状态下离子浓度之积，显然Ｑ的表示形式与
Ksp 相同，Q=[An ]m[Bm ]n ，比较 和Ｑ可以得出如下结论： 1．Ｑ< 为不饱和溶液，若体系中原来有沉淀，此时沉淀会
溶解，直至Ｑ= Ksp 为止；若原来体系中没有沉淀，此时 也不会有新的沉淀生成。
的化学计量点
2.生成的沉淀 溶解度较小，
且组成恒定
4.沉淀的吸附 现象不影响
滴定终点的确定
第二节 沉淀滴定法
二、常用的沉淀滴定法——银量法
银量法根据确定终点时所用指示剂的不同，并按创立者 的名字命名为三种方法：莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法。 （一）莫尔法——铬酸钾指示剂法 1.基本原理
莫尔法是以硝酸银为标准溶液，以铬酸钾为指示剂，在 中性或弱碱性溶液中测定Cl-或Br-的银量方法。莫尔法的反 应为：
与SCN-作用，因而干扰测定，必须预先除去。 （5）用返滴定法测定I- 时，应首先加入过量的AgNO3
，再加铁铵矾指示剂，否则Fe3+ 将氧化I- 为 I2，影 响分析结果的准确度。
第二节 沉淀滴定法
无机及分析化学期末总结第6章 酸碱平衡与酸碱滴定
第6章 酸碱平衡与酸碱滴定6.1 酸碱质子理论一、选择题1．从质子理论来看，下列物质中既是酸又是碱的是 （ ）A ．NH 4+B ．Ac-C ．CO 32-D ．H 2O2.根据质子理论，下列物质全部可看作碱的是（ ）A.HAc 、H 3PO 4、H 2OB.Ac -、PO 43-、OH -C.HAc 、H 2PO 4-、OH -D.Ac -、PO 43-、NH 4+3. 已知:θa pK (HF)＝3.18，θa pK (HCN)＝9.21，θa pK (HCOOH)＝3.74。
三种碱性物质F -、CN -、HCOO -的水溶液，浓度相同,它们碱性强弱的顺序是( )。
A.F ->CN ->HCOO - ->HCOO ->F - ->F ->HCOO -D.HCOO ->F ->CN -4.在纯水中加入一些酸，则溶液中（ ）A.溶液pH 增大B.c(H +)·c(OH -)的乘积减小C. c(H +)·c(OH -)的乘积不变D. c(H +)·c(OH -)的乘积增大5. 严格地说，中性溶液是指( )A. c(H +)=c(OH -)的溶液B.pOH=7.0的溶液C.pH+pOH=14.0的溶液D.pH=7.0的溶液 参考答案：1D 2B 3B 4C 5A二、判断题1.在一定温度下，改变溶液的pH 值，水的离子积不变。
（ ）2..强酸的共轭碱一般很弱。
（ ）3.纯水中θw K =c （H+).c （OH -)=10-14(25℃),加入强酸后因H +离子浓度大大增加，故θw K 也大大增加 （ ）4.乙酸(HAc)的解离平衡常数)()()(HAc c Ac c H c K a -+=θ，Ac -的解离平衡常数可以表示为θw K /a K θ。
( )5.在浓度均为0.01 mol·L -1的HCl ，H 2SO 4，NaOH 和NH 4Ac 四种水溶液中，H + 和OH -离子浓度的乘积均相等。
无机及分析化学06 酸碱平衡与酸碱滴定法
c(NH 4 )c(OH ) K b (NH 3 ) = c(NH 3 )
Kb (NH3)：一元弱碱的解离常数
Chapter Six
25
（2）共轭酸碱对 Ka、 Kb 的关系 ）
NH3(aq)+ H2O(l) NH4+(aq)+ OH–(aq)
c(OH - ) c(NH 4 + ) K b (NH 3 ) = c(NH 3 )
H+(aq)+Ac-(aq)
HAc ∼ Ac共轭酸碱对
H3O+(aq)
H2O ∼ H3O+
共轭酸碱对
H3O+(aq) + Ac-(aq) H+(aq) + Ac-(aq)
12
例：NH3在水溶液中的解离也是一个酸碱反 应。 酸碱半反应 H2O (l) 酸碱半反应 NH3 (aq) + H+ (aq) 酸碱总反应 NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) H+ (aq) + OH- (aq) H2O ∼ OH共轭酸碱对
NH4+ +H2O
Chapter Six
例：HCl与NH3的反应无论是在溶液中还是在气 与 相中或是在非水溶剂苯中， 相中或是在非水溶剂苯中，其实质都是质子转 最终生成NH4Cl。 移，最终生成 。
HCl + NH3
优越性： 优越性：
• •
NH4+ + Cl-
扩大了酸碱物质的范畴 扩大了酸碱反应的范畴
酸总是较碱多一个正电荷， 酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是 分子，阳离子，阴离子。 分子，阳离子，阴离子。
六步法完成滴定分析计算
六步法完成滴定分析计算
滴定是一种化学实验方法，用于量化测定溶液中一种物质的浓度。
滴定实验需要掌握
一定的实验技巧和数学计算，才能进行准确的分析。
下面将介绍六步法完成滴定分析计算
的方法。
步骤一：准备实验物品
在进行滴定实验前，需要准备好滴定管、容量瓶、计量筒、移液器和试剂等实验物品。
根据实验的要求，准确称取所需的试剂，并将其溶解或稀释至适合实验的浓度。
同时，将
溶剂称取并加入容量瓶中，加入足够的溶剂使其达到预设的标线。
步骤二：标定试剂的浓度
在进行滴定实验前，需要对试剂的浓度进行标定。
标定试剂的浓度可以通过一系列实
验步骤来确定，例如，我们可以将标准物质与试剂反应获得试剂的摩尔反应量，然后用摩
尔反应量乘以试剂的摩尔质量得出试剂的质量。
步骤三：进行实验
将测定物质的溶液加入滴定管中，并加入准确的试剂滴定，直至溶液颜色、pH值或电位等指标发生显著的改变。
步骤四：记录实验数据
在滴定实验中，需要将滴定试剂的体积记录下来，并将试剂的摩尔质量、摩尔浓度和
反应的实质等信息记录下来，以便进行分析和计算。
根据记录的实验数据，使用化学公式和方程式进行计算，例如计算测定物质的浓度、
反应的实质等。
步骤六：分析和结论
通过对实验数据和计算结果的分析，可以得出结论和总结。
必要时，需要重新进行实验，并调整计算公式和实验方法，以提高实验的精确度和准确性。
总的来说，完成滴定分析计算需要掌握化学理论知识和实验技巧，需要仔细测量和记
录数据、仔细计算和分析数据，才能得到准确的分析结果。
六步法完成滴定分析计算
六步法完成滴定分析计算滴定分析是化学分析中常用的一种定量分析方法。
它利用滴定管逐滴加入标准试剂到待测溶液中，根据反应的化学方程式计算出溶液中待测物质的浓度。
滴定分析通常可以分为酸碱滴定、氧化还原滴定和沉淀滴定等多种类型。
在实验过程中，我们需要按照一定的操作步骤进行滴定，然后进行计算。
下面我们将介绍一种常用的六步法完成滴定分析计算的方法。
第一步：准备溶液和玻璃仪器在进行滴定分析之前，首先需要准备好待测溶液和标准溶液。
待测溶液通常是要分析的物质的溶液，而标准溶液是已知浓度的溶液。
还需要准备好一定量的玻璃仪器，如容量瓶、烧杯、滴定管、分液漏斗等。
这些仪器要保证干净，无杂质，并且需要用去离子水洗净和干燥。
第二步：调节滴定管和分液漏斗在进行滴定分析之前，需要先调节滴定管和分液漏斗，使其灵活可操作，并且要加上滴定管和分液漏斗的刻度线，以便精确读取滴定液的用量。
要检查滴定管和分液漏斗的密封性，确保不会有液滴漏出。
第三步：滴定操作将待测溶液放入烧杯中，并加入一定量的指示剂。
指示剂的颜色会发生改变来指示滴定过程的终点。
然后，使用滴定管逐滴加入标准溶液，同时轻轻摇晃烧杯以确保溶液充分混合。
当指示剂的颜色发生改变时，即可停止加入标准溶液。
第四步：记录滴定量在滴定过程中，需要记录下滴定管中加入的标准溶液体积，以便后续计算。
通常可以直接读取滴定管上的刻度线，或者使用分液漏斗将滴定液转移至容量瓶中再进行读取。
第五步：计算待测溶液的浓度根据反应的化学方程式，可以计算出待测溶液中目标物质的浓度。
通常可以使用下列公式进行计算：C1V1=C2V2C1是待测溶液中目标物质的浓度，V1是待测溶液的体积，C2是标准溶液的浓度，V2是标准溶液的体积。
通过这个公式，可以得出待测溶液中目标物质的浓度值。
第六步：分析和总结最后一步是对实验结果进行分析和总结。
在完成滴定分析计算后，需要对实验数据进行分析，检查计算结果的准确性，并总结实验中可能存在的误差，以及如何提高实验的准确性和精度。
6滴定分析的计算
.6 滴定分析的计算4.6.1 原料药含量测定结果计算原料药含量一般用百分含量（g/g）来表示。
例如：对氨基水杨酸钠含量测定取样品约0.4g，精密称定，用水18ml和盐酸溶液（1→2）15ml溶解，用亚硝酸钠标准液（0.1mol/L）滴定，每1ml的亚硝酸钠标准液（0.1mol/L）相当于17.51mg的无水对氨基水杨酸钠。
假设取样量0.4326g，亚硝酸钠标准液浓度为0.1034mol/L，终点时消耗19.80ml，计算其含量（干燥失重17.0％）。
实验测得的量含量＝───────×100％供试品量已知，实验测得的量＝V标准FT 供试品的量＝W/N其中V标准为终点时消耗标准液的体积（ml）W 为称样量F 为浓度因数T 为滴定度N 为稀释倍数稀释倍数的意义为：第一次取样量为最后测定用供试品量的倍数。
原料药中一般为1。
原料药含量计算公式V标准×F×T×N V标准×C实际×T×N含量＝────────×100%= ──────────×100％W W×C理论一般原料药含量是以干品计算，则原料药含量计算公式为：V标准×C实际×T×N含量＝─────────────────×100％W×C理论×（1－干燥失重百分数）19.80×0.1032×0.01751×1则对氨基水杨酸钠含量＝─────────────×100％＝99.6％。
0.4326×0.1×（1－17.0％）4.6.2 液体制剂的含量测定结果计算液体制剂含量一般以相当于标示量的百分数表示。
标示量对固体制剂，即每一个单元制剂中所含药品的规定量；对液体制剂，最常用的表示方法为：每1ml中含有药物的规定量，或者本制剂的规定浓度。
例如：氯化钾注射液，规格为10ml：1g，它的标示量为0.1g或10%。
滴定分析的计算讲解
称取0.1500gNa2C2O4基准物，溶解后在强酸性溶液中
用KMnO4溶液滴定，用去20.00mL，计算
C(1/5KMnO4)及高锰酸钾对铁的滴定度。
n(1/2Na2C2O4)=n(1/5KMnO4)
2MnO 5C2O 16H 2Mn 10CO2 8H 2O
4
2 4
2
例2 为了标定Na2S2O3溶液,精密称取K2Cr2O7
2.4530g，溶解后配成500mL溶液,量取此K2Cr2O7溶
液25.00mL,加H2SO4及过量KI, 再用Na2S2O3待标液
滴定析出的I2, 用去26.12mL, 求Na2S2O3的浓度。
解：反应过程如下： Cr2O72- + 6I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O I2 + 2S2O32→ 2I- + S4O626S2O32-
1Cr2O72- 3I2
C Na2 S2O3VNa2 S2O3 6CK 2Cr2O7 VK 2Cr2O7 6C K 2Cr2O7 VK 2Cr2O7 VNa2 S2O3 2.4530 6 294.19 25 0.5 0.0958 m ol/ L 26.12
C Na2 S2O3
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(4-20)
第四章 定量分析基础
待测组分的质量浓度为：
ρA ═
mA V
═ cBVBM A
V
式中 ρA—待测组分A的质量浓度，g/L；
(4-22)
cB—滴定剂B以B为基本单元的物质的量浓度，
mol/L；
VB—滴定剂B所消耗的体积，L； MA—待测组分A以A为基本单元的摩尔质量，
g/mol；
V—试液的体积，L。
第四章 定量分析基础
关于基本单元，若以Z表示转移的质子数或电子数，
存在以下关系式：
①摩尔质量
M 1 B = 1 M(B) Z Z
②物质的量
n
1 Z
B
= Zn(B)
③物质的量浓度 c 1 B = Zc(B)
Z
第四章 定量分析基础
二、计算示例
1、两种溶液间的滴定计算 在滴定分析中，若以cA表示待测组分A以A为基 本单元的物质的量浓度，cB表示滴定剂B以B为基本 单元的物质的量浓度，VA、VB分别代表A、B两种溶 液的体积，则达到化学计量点时，依据等物质的量
规则，应存在下列等式：cAΒιβλιοθήκη A = cBVB(4-19)
第四章 定量分析基础
2、固体物质A与溶液B之间反应的计算
对于固体物质A，当其质量为mA时，有nA= mA ；
对于溶液B，其物质的量nB=cBVB。
MA
若固体物质A与溶液B完全反应，达到化学计量点
时，根据等物质的量规则:
cBVB = mA MA
量浓度，mol/L；
TA/B—标准滴定溶液B对待测组分A的滴定度，
g/mL；
MA—待测组分A以A为基本单元的摩尔质量，
g/mol。
第四章 定量分析基础
第六节 滴定分析的计算
滴定分析中计算的基础是“等物质的量”规则。
即在滴定分析中，若根据滴定反应选取适当的
基本单元，则滴定到达化学计量点时，待测组
分的物质的量(nA)就等于所消耗标准滴定溶液的
物质的量(nB)。即：
nA = nB
（4-18）
第四章 定量分析基础
第六节 滴定分析的计算
MA—待测组分A以A为基本单元的摩尔质量,g/mol。
第四章 定量分析基础
4、有关滴浓度的计算
滴定度是指1mL标准滴定溶液B相当于待测组分A的质
量，以TA/B表示，单位为g/mL。
滴定度和物质的量浓度之间的换算关系为:
TA/B ═
cBM A 1000
(4-23)
式中 cB—标准滴定溶液B以B为基本单元的物质的
第四章 定量分析基础
3、求待测组分的质量分数及质量浓度
在滴定过程中，设试样质量为ms，试样中待测组分A
的质量为mA，则待测组分的质量分数为：
wA = mA = cBVBM A 式中 wA—待测组分A的质量mS分数；mS
(4-21)
cB—滴定剂B以B为基本单元的物质的量浓度,mol/L；
VB—滴定剂B所消耗的体积,L；
一、基本单元的概念
《GB/T 14666-2003 分析化学术语》规定，基 本单元可以是分子、原子、离子、电子等基本粒子， 也可以是这些基本粒子的特定组合。在滴定分析中， 通常以实际反应的最小单元为基本单元。对于质子 转移的酸碱反应，通常以转移一个质子的特定组合 作为反应物的基本单元；氧化还原反应是电子转移 的反应，通常以转移一个电子(e) 的特定组合作为反 应物的基本单元。