分析化学复习资料

分析化学复习提纲

终点时: Fe3+ + SCN- →Fe(SCN)2+(淡棕红色)

测定条件：酸性条件下（防止Fe3+水解）测定，本方法可以避免PO43-、AsO43-、CrO42-、CO32-等离子的干扰；旋摇，避免沉淀转化。

应用范围：用来测定Cl-，Br-，I-、SCN-及Ag+等，在测定I-时，指示剂应该在加入过量的AgNO3溶液后才能加入，否则Fe3+将氧化I-为I2，产生误差。 3) 吸附指示剂法（又名Fajans法）

原理：利用沉淀对有机染料（一般为荧光黄）的吸附而改变颜色，指示滴定终点。 荧光黄是有机弱酸，用HFIn表示，其解离式为： HFIn ＝FIn- + H+ （可逆） 黄绿色

（AgCl）Ag+吸附Fin- → （AgCl）Ag+ 黄绿色 → 粉红色

测定条件：增大沉淀面积（加入糊精，避免大量中性盐存在，防止胶体凝聚），使终点的颜色变得更明显；滴定必须在中性，弱碱性或很弱的酸性（（如HAc）溶液中进行；胶体微粒对指示剂离子的吸附能力应该略小于被测离子的吸附能力，否则指示剂将在化学剂量点前变色。 卤化银对卤素和几种常用的吸附剂的吸附力的大小次序为： I -＞二甲基二碘荧光黄＞Br-＞曙红＞Cl-＞荧光黄

在测定Cl-时不能用曙红作指示剂，因为曙红阴离子在滴定开始受到沉淀的吸附力就比Cl-强，就是说，滴定一开始就会变色。

应用范围：使用不同的吸附指示剂，可用来测定Cl-，Br-，I-及SCN-等离子。 总结： 方法 指示剂 原理 酸度 应用范围 铬酸钾 指示剂法 K2CrO4 终点时生成红色的6.5-10.5 Ag2CrO4沉淀 Cl-,Br-, Ag+,CN- 铁铵矾 指示剂法 硫酸 铁氨 终点时生成淡棕红色0.1-1.0 mol/L Ag+,Cl-, Fe(SCN)2+ HNO3 Br-,I-, CN-, 吸附 指示剂法 Ag+,Cl-, 荧光黄,曙终点时胶体沉淀吸附因吸附指示Br-,I-, SCN-, 红等 指示剂离子发生变色 剂不同 SO42- 熟悉：1.影响银量法滴定突跃的因素： ①溶液的浓度；浓度越大，突跃范围越大； ②沉淀的溶解度；溶解度越小，突跃范围越大。 2.银量法的标准溶液的配制：

AgNO3标准溶液课直接用基准物配制，也可用分析纯的硝酸银配制，然后再用基准物氯化钠标定，标定可用上述3种方法中的任意一种，但在好采用与测定样品相同的方法标定。 NH4SCN溶液的浓度可直接用硝酸银标准溶液标定。 了解：银量法滴定曲线的计算 银量法的示例（见书本的P81）

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分析化学复习提纲

习题

1、如果将30.00mL AgNO3溶液作用于0.1173g NaCl，过量的AgNO3需用3.20mL NH4SCN溶液滴定至终点。已知滴定20.00mL AgNO3溶液需要21.00mL NH4SCN，计算：（1）AgNO3溶液的物质的量浓度；（2）NH4SCN的物质的量浓度。 解：nAgNO3：nNaCl：nNH4SCN=1：1：1

CAgNO3×30.00mL/1000=0.1173g/MNaCl+CNH4SCN×3.20 mL/1000 CAgNO3×20.00mL= CAgNO3×21.00mL CAgNO3=0.07447mol/L CAgNO3=0.07092mol/L

2、仅含纯的NaBr和NaI的混合物0.2500g，用22.01mL AgNO3溶液（0.1000mol/L）滴定，可使沉淀完全，求样品中NaBr和NaI的百分含量。 解：nNaBr：nNaI：nAgNO3=1：1：1

nNaBr + nNaI = CAgNO3×V AgNO3=0.1000mol/L×22.01mL/1000 nNaBr ×MNaBr + nNaI ×MNaI=0.2500g nNaBr=0.001700mol nNaI=0.0005008mol

则NaBr%=nNaBrMNaBr/0.2500g×100=69.97% NaI%= nNaIMNaI/0.02500g×100=30.03%

3、取含有NaCl和NaBr的样品0.6000g，用重量法测定，得到两者的银盐沉淀为0.4482g；另取同样质量的样品，用沉淀滴定法测定，消耗0.1084mol/L AgNO3溶液24.48mL，求NaCl和NaBr

的含量。

解：nNaCl：nNaBr：nAgNO3=1：1：1 nNaCl×MAgCl+nNaBr×MAgBr=0.4482g

nNaCl+nNaBr =(CV)AgNO3=0.1084mol/L×24048mL/1000=0.002653mol 解得：nNaCl=0.0011265mol nNaBr=0.0015271mol

NaCl%=nNaClMNaCl/0.6000g×100=10.97% NaBr%=nNaBrMNaBr/0.6000g×100=26.91%

第八章 配位滴定法

掌握：

1. 配位滴定原理：EDTA和金属离子M+（+代表离子，不代表化学价）形成有特殊颜色的螯合物，当该金属离子M+反应完了后，EDTA和金属离子指示剂形成另外有显著颜色差异的螯合物，此时指示滴定终点。用已知的EDTA溶液的浓度算出未知金属离子M+的浓度。 2. EDTA的特点和基本性质：乙二胺四乙酸（EDTA）有4个可解离的H+,常以Y代表乙二胺四乙酸的阴离子，故它又可用H4Y表示。EDTA能溶于碱性和氨性溶液中，不溶于酸和一般的有机溶剂，微溶于水，所以分析上用其钠盐（NaH2Y· 2H2O）作为滴定剂，也常常写作EDTA。 3. 金属指示剂的作用原理：当待测金属离子消耗完了后，EDTA夺取金属指示剂中的金属离子，使指示剂游离出来，显示特殊颜色，从而指示终点。 熟悉：

1.配位滴定法对反应的基本要求，配位化合物的特点；（见P95） 1游离指示剂和指示剂金属离子配合物间有显著颜色差别 ○

2指示剂与金属离子配合物的稳定性必须小于EDTA与金属离子的配合物的稳定性 ○

3指示剂与金属离子形成的配合物应易溶于水，显色反应要迅速。 ○

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2.金属指示剂的封闭现象与掩蔽作用；（见p95）

封闭现象：某些指示剂与金属离子形成更稳定的配合物而不能被EDTA置换，实验看不到终点，这种现象成为封闭现象。

掩蔽作用:在不干扰离子而消除其作用。 4. 配位滴定常用标准溶液及其标定 1EDTA标准溶液（0.05mol/L） ○

2锌标准溶液（0.05mol/L） ○

其标定见P96

了解：副反应对主反应的影响；（P93）

配位滴定的滴定方式：直接滴定和返滴定（P97-99） 配位滴定的应用（钙、镁、锌、铝等离子的测定）（P97-99）

课后习题：（p99）

3.用0.01060mol/LEDTA标准溶液滴定水中钙和镁的含量。取100.0mL水样，以铬黑T为指示剂，在pH值10.0时滴定，消耗EDTA31.30mL;另取水样 100.0mL，加NaOH使呈强碱性，Mg2+生成Mg（OH）2沉淀，用钙紫红素为指示剂，用EDTA滴定，消耗19.20mL，计算（1）水的硬度（以CaCO3mg/L表示Ca2+、Mg2+）；（2）水中的钙和镁的含量（分别用CaCO3mg/L、MgCO3mg/L表示）。 解：（1）在100.0mL水中，

nMg2+ + nCa2+=31.30mL×0.01060mol/L×10-3L nCa2+=19.20ml×0.01060mol/L×10-3L 解得: nMg2+=1.2826×10-4 nCa2+=2.0352×10-4 那么水的硬度

D=（nMg2++ nCa2+）MCaCO3=（1.2826×10-4+2.0352×10-4）×100.09×1000/100=322.1mg/L （2）镁的含量mMgCO3= nMg2+×M MgCO3=1.2826×10-4×84.31×1000/100=108.1mg/L 镁的含量mCaCO3= nCa2+×M CaCO3=2.0352×10-4×100.09×1000/100=203.7 mg/L

4.称取干燥Al（OH）3凝胶0.3986g于250ml量瓶中，溶解后吸取25.00ml，精密加入0.05000mol/LEDTA溶液25.00ml，过量的EDTA液用0.05000mol/L标准锌溶液返滴，用去15.02ml，求样品中Al2O3的百分含量。

解：25.00ml 的溶液含有的Al3+的物质的量为

n=25.00×0.05000×10-3-15.02×0.05×10-3 =4.99×10-4 mol

2Al（OH）3 == Al2O3+3H2O 那么Al2O3的含量为：

nAl2O3=（1/3）×（4.99×10-4 mol×78g/mol-0.3986×1/10）/18

=nAl(OH)3 +2nAl2O3=25.00×0.05000×10-3-15.02×0.05×10-3 =4.99×10-4 mol nAl(OH)3M Al(OH)3 +nAl2O3 M Al2O3=0.3986×1/10

那么Al2O3的含量为

Al2O3%=m Al2O3/0.03986g=63.81%

5.称取葡萄糖酸钙试样0.5500g，溶解后，在pH=10的氨性缓冲液中用EDTA滴定（铬黑T为指示剂），滴定用去EDTA液（0.04985mol/L）24.50ml，试计算葡萄糖酸钙的含量。 解：公式可见p97

C6H10CaO6●5H2O%=0.04985mol/L×24.50ml×10-3× M C6H10CaO6●5H2O/（s样品×1000）×100%=99.57%

分析化学第九，第十章复习提要

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（一定要结合书本看，这些只是概要，还有就是看作业）

第九章 氧化还原滴定法

一．氧化还原滴定法-----------以氧化还原反应为基础的滴定分析法

二氧化还原滴定法的特点（熟悉）-----------机理复杂，多步反应，反应速度缓慢，常伴有副反应 三．氧化还原反应的实质-------是氧化剂获得电子和还原剂失去电子的过程

半反应----还原反应

-----氧化反应

四．氧化还原电对--------每一种元素的氧化态和还原态组成一个氧化还原电对 五可逆电对-------在反应的任一瞬间，能建立起平衡，符合能斯特方程。如 Fe3+/Fe2+, I2/I-, Fe(CN)63-/Fe(CN)64- 六-电极电位--------衡量离子/原子失去或获得电子的趋势

七标准电极电位--------电位差始终是两个电对的电极电位之差。

标准电极电位是当指定电极中与电极反应有关的所有物质都处于热力学标准态时（氧化态和还原态的分析浓度均为 1 mol / L），并以氢标准电极作为参比电极（即氢的标准电极电位值定为0）与氢标准电极比较，电位较高的为正，电位较低者为负。 八．能斯特 (Nernst) 方程（掌握）

?Ox/Red??oOx/Reda0.059aOx?lgbnaRed

九．氧化还原反应进行的方向（掌握）----------判断反应进行的方向：

吉布斯自由能（两组电对的电极电位差） < 0-------反应向正反应方向进行

> 0-------反应向逆反应方向进行 = 0-------反应达到平衡 十．氧化还原反应进行方向的影响因素 ：

盐效应，氧化态和还原态的浓度，副反应等对相关浓度有影响的因素（酸度，沉淀反应，沉淀

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