分析化學(xué)論文致遠(yuǎn)書屋

1、分析化學(xué)論文水溶液中的酸堿滴定酸堿滴定法是利用酸和堿在水中以質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)為基礎(chǔ)的滴定分析方法。可用于測定酸、堿和兩性物質(zhì)。其基本反應(yīng)為，也稱中和法，是一種利用酸堿反應(yīng)進(jìn)行容量分析的方法。用酸作滴定劑可以測定堿，用堿作滴定劑可以測定酸，這是一種用途極為廣泛的分析方法，最常用的酸標(biāo)準(zhǔn)溶液是鹽酸，有時(shí)也用硝酸和硫酸。標(biāo)定它們的基準(zhǔn)物質(zhì)是氫氧化鈉或碳酸鈉。1、溶液中的酸堿反應(yīng)與平衡：如果以表示第i種離子的平衡濃度，表示活度，則它們之間的關(guān)系可表示為比例系數(shù)稱為i離子的活度系數(shù)，它反映實(shí)際溶液與理想溶液之間偏差的大小對于強(qiáng)電解質(zhì)溶液，可將其視為理想溶液，離子的活度系數(shù)可視為1 。對于稀溶液（<0.

2、1）中離子的活度系數(shù)，可以采用德拜休克爾公式來計(jì)算，即式中，為i離子的電荷數(shù)；b是常數(shù)，25時(shí)為0.00328；為離子體積參數(shù)，約等于水化離子的有效半徑，以pm計(jì)；i為溶液的離子強(qiáng)度。當(dāng)離子強(qiáng)度較小時(shí)，可不考慮水化離子的大小，即在進(jìn)行近似計(jì)算時(shí)也可采用此公式。假設(shè)溶液中的化學(xué)反應(yīng)為當(dāng)反應(yīng)物及生成物均以活度表示時(shí)，其平衡常數(shù)為式中的稱為活度常數(shù)，又叫熱力學(xué)常數(shù)，他的大小與溫度有關(guān)。若各組分都用平衡常數(shù)表示，則此時(shí)的平衡常數(shù)成為濃度常數(shù)。可見，只有當(dāng)溫度和離子強(qiáng)度一定時(shí)，濃度常數(shù)才是一定的。若用活度表示，則上述反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式為稱為混合常數(shù)。顯然，也與溫度和離子強(qiáng)度有關(guān)。在實(shí)際工作中，由于或的

3、活度很容易用ph計(jì)測得，因此它們常用活度表示，其他有關(guān)組分則多用濃度表示。在這種情況下，用混合常數(shù)來進(jìn)行有關(guān)計(jì)算較為方便。2、酸堿組分的平衡濃度與分布分?jǐn)?shù)酸堿平衡體系中，通常同時(shí)存在多種酸堿組分，這些組分的濃度，隨溶液中濃度的變化而變化。溶液中某酸堿組分的平衡濃度占其總濃度的分?jǐn)?shù)，成為分布分?jǐn)?shù)。如一元酸醋酸多元酸如草酸，設(shè)草酸的總濃度為c，和分別表示，和的分布分?jǐn)?shù)，則3、緩沖溶液中ph的計(jì)算假設(shè)緩沖溶液是由hb及其共軛堿nab組成，它們的濃度分別為和。 這是計(jì)算緩沖溶液濃度的最簡公式。作為一般控制酸度用的緩沖溶液，因緩沖劑本身的濃度較大，對計(jì)算結(jié)果也不要求十分準(zhǔn)確，所以，通?？刹捎迷撌竭M(jìn)行計(jì)算

4、。4、酸堿指示劑酸堿指示劑一般是由弱的有機(jī)酸或有機(jī)堿，它的酸式和共軛式堿具有明顯不同的顏色。當(dāng)溶液ph改變時(shí)，指示劑失去質(zhì)子由酸式轉(zhuǎn)變?yōu)閴A式，或得到質(zhì)子由堿式轉(zhuǎn)化為酸式。由于酸堿式結(jié)構(gòu)不同，因而顏色發(fā)生變化。若以hin表示呈酸式色的指示劑形式，以表示指示劑的堿式，它們在溶液中的解離平衡為因此，有 當(dāng)時(shí)，稱為指示劑的理論變色點(diǎn)。在計(jì)算中常常將其視作滴定終點(diǎn)。實(shí)際變色點(diǎn)與理論變色點(diǎn)常有一定差別，它與指示劑酸堿式的顏色深淺及觀察者對不同顏色的敏感度有關(guān)。5、酸堿滴定原理1）強(qiáng)酸強(qiáng)堿的滴定強(qiáng)酸強(qiáng)堿在溶液中全部解離，所以滴定時(shí)的反應(yīng)為以naoh液（0.1000mol/l）滴定20.00ml hcl液（0

5、.1000mol/l）為例，（1） 滴定前，ph=1;（2） 滴定開始至化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前，溶液的酸度取決于剩余hcl的濃度；（3） 化學(xué)計(jì)量點(diǎn)，ph=7.00;（4） 化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后，溶液的堿度取決于過量naoh的濃度。在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后，溶液的ph急劇變化。我們把這種急劇變化叫做滴定突躍，把對應(yīng)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后±0.1%（即a=1.000±0.001,a為滴定分?jǐn)?shù)，）的ph變化范圍稱為突躍范圍。突躍范圍是選擇指示劑的基本依據(jù)。顯然，最理想的指示劑應(yīng)該恰好在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)上變色，但凡在突躍范圍內(nèi)變色的指示劑，都可保證其滴定終點(diǎn)誤差在±0.1%范圍內(nèi)。2）一元弱酸弱堿的滴定滴定弱

6、酸（ha）、弱堿（b）溶液，一般采用強(qiáng)堿或強(qiáng)酸。滴定時(shí)的反應(yīng)為或以0.1000mol/l naoh滴定20.00ml 0.1000mol/lhac為例，討論強(qiáng)堿滴定弱酸時(shí)的情況。（1）滴定前 a=0.00，ph=2.87（2）滴定開始至化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前 溶液中未反應(yīng)的hac和反應(yīng)產(chǎn)物同時(shí)存在，組成一個(gè)緩沖體系。因此，溶液的ph可根據(jù)緩沖溶液ph計(jì)算式計(jì)算，一般情況下可按式計(jì)算。（3）化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí) 此時(shí)全部hac被中和，生成naac。由于為弱堿，溶液ph可根據(jù)弱堿的有關(guān)計(jì)算式計(jì)算 poh=5.28，ph=8.72（4）化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后 由于過量naoh的存在，抑制了的解離，故此時(shí)溶液的ph主要取決于過量

7、的naoh濃度，其計(jì)算方法與強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸相同。3）多元酸和混合酸的滴定例如用0.10mol/l naoh滴定0.10mol/l 溶液。首先被中和，生成，出現(xiàn)第一個(gè)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)；然后繼續(xù)被中和，生成 ，出現(xiàn)第二個(gè)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)；的太小，不能直接準(zhǔn)確滴定。第一化學(xué)計(jì)量點(diǎn)：產(chǎn)物是，濃度是0.050mol/l,它是兩性物質(zhì)。因?yàn)?，溶液的ph按近似式計(jì)算， ph=4.70第二化學(xué)計(jì)量點(diǎn)：產(chǎn)物是，濃度為0.033mol/l, , ph=9.66第三化學(xué)計(jì)量點(diǎn)：由于的太小，故不能用naoh直接滴定，但可通過適當(dāng)?shù)幕瘜W(xué)反應(yīng)使其被釋放出來，這樣便可用naoh滴定了。用強(qiáng)堿滴定多元酸是，化學(xué)計(jì)量點(diǎn)附近的ph突躍大小與相

8、鄰兩級解離常數(shù)的比值有關(guān)，如果太小，尚未被中和完時(shí)，就開始參加反應(yīng)，致使化學(xué)計(jì)量點(diǎn)附近濃度沒有明顯的突變，因而無法確定滴定終點(diǎn)。要保證滴定終點(diǎn)誤差約為0.5%，相鄰兩級解離常數(shù)的比值必須大于，這一結(jié)論可通過計(jì)算終點(diǎn)誤差得到。混合酸滴定的情況與多元酸相似，如用強(qiáng)堿滴定弱酸ha和hb的混合溶液。若其中ha為較強(qiáng)的弱酸，且兩種弱酸的濃度較大又相等，則在第一化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)，。6、終點(diǎn)誤差在酸堿滴定中，通常利用指示劑來確定滴定終點(diǎn)。若滴定終點(diǎn)與化學(xué)計(jì)量點(diǎn)不一致，就會(huì)產(chǎn)生滴定誤差，這種誤差稱為終點(diǎn)誤差。它不包括滴定操作本身所引起的誤差。一般以百分?jǐn)?shù)表示。滴定終點(diǎn)誤差：1） 滴定強(qiáng)酸的終點(diǎn)誤差，為終點(diǎn)時(shí)的濃度，ph為終點(diǎn)與化學(xué)計(jì)量點(diǎn)ph的差。2） 滴定弱酸的終點(diǎn)誤差 （）3） 滴定多元酸和混合酸的終點(diǎn)誤差 酸堿滴定法在生產(chǎn)實(shí)際中應(yīng)用廣泛，許多化工產(chǎn)品，如燒堿、純堿、硫酸銨、碳酸氫銨等，一般用酸堿滴定法測定其主成分的含量