分分析化學總復習省公開課一等獎全國示范課微課金獎課件

分析化學總復習09工業(yè)分析與檢驗第1頁分析化學化學分析儀器分析酸堿滴定絡合滴定氧化還原滴定沉淀滴定重量分析滴定分析分析方法分類8/18/2024第2頁空白試驗和對照試驗1

(一)空白試驗——防止過檢在進行判定反應同時，另取一份蒸餾水代替試液，以相同方法進行操作，從而確定是否溶劑、輔助試劑或器皿等引入待測離子。(二)對照試驗——防止漏檢在進行判定反應同時，另取一份已知離子溶液代替試液，以相同方法進行操作，從而確定是否溶劑失效或反應條件控制不正確等。

8/18/2024第3頁思索題：用黃血鹽K4Fe(CN)6判定Fe3+時，碰到了

下面一些情況，應怎樣處理？1（1）沒有判定出Fe3+，但依據(jù)其它現(xiàn)象又上似乎有Fe3+。（2）懷疑配制試液水中含有雜質(zhì)鐵。（3）懷疑K4Fe(CN)6試劑已變質(zhì)。（4）所得結果剛能識別，現(xiàn)象不顯著。對照試驗空白試驗對照試驗空白試驗8/18/2024第4頁系統(tǒng)誤差和隨機誤差(又叫偶然誤差)產(chǎn)生原因及其特點。

減小隨機誤差(偶然誤差)方法：屢次測量求平均值。第5頁

絕對誤差Ea＝X－T相對誤差Er＝EaT

100%準確度好壞評定方法:第6頁1、單次測定值評價：絕對偏差和相對偏差

相對偏差dr＝diX

100%2、屢次平行測定值評價：平均偏差和相對平均偏差(計算)絕對偏差di＝Xi－X精密度好壞評定方法:第7頁準確度和精密度關系

準確度和精密度——分析結果衡量指標。(1)準確度──分析結果與真實值靠近程度；準確度高低用誤差來衡量；主要受系統(tǒng)誤差和隨機誤差綜合影響。(2)精密度──幾次平行測定結果相互靠近程度；精密度高低用偏差來衡量；主要受隨機誤差影響。

精密度是確保準確度必要非充分條件。精密度差，所得結果不可靠，但高精密度也不一定能確保高準確度。第8頁隨機誤差正態(tài)分布曲線特點：1.對稱性；2.單峰性；3.有界性。第9頁

在分析工作中實際上能測量到數(shù)字稱為有效數(shù)字。這些數(shù)值有且只有最終一位是可疑值，通常了解為可能有±1單位誤差。有效數(shù)字意義和位數(shù)1.數(shù)目：如測定次數(shù)；倍數(shù)；系數(shù)；分數(shù)等。（不計有效數(shù)字）

2．數(shù)據(jù)中零作用（1）作普通數(shù)字用，表示數(shù)值大小如50.804位有效數(shù)字可寫成5.080

101（2）作定位用，表示數(shù)量級大小如0.050804位有效數(shù)字可寫成5.080

10－2第10頁3．改變單位，不改變有效數(shù)字位數(shù)如：24.01mL＝24.01

10－3

L,均是四位有效數(shù)字。4．對數(shù)與負對數(shù)

小數(shù)點后數(shù)字位數(shù)為有效數(shù)字位數(shù)。如pH=12.68，即［H+］=2.1×10-13mol/L，其有效數(shù)字位數(shù)為2位，不是四位。lgX=2.38為2位有效數(shù)字。第11頁數(shù)字修約規(guī)則在進行詳細計算之前，必須按照統(tǒng)一規(guī)則確定一致位數(shù)，多出數(shù)字（尾數(shù)）應一律舍棄，該過程稱為數(shù)字修約。修約方法按“四舍六入，五后無數(shù)則留雙，五后有數(shù)則進一”標準進行。若有效數(shù)字后面數(shù)字小于5時，應舍棄；若大于5時，則應進位；若恰好等于5時，5前一位是奇數(shù)則進位，而5前一位是偶數(shù)則舍去（即成雙）。第12頁

在修約時必須一次修約到位，不能分步修約。注意：

如將15.34999修約為3位有效數(shù)字

應該：15.34999→15.3

不能：15.34999→15.35→15.4比如，將以下測量值修約為二位有效數(shù)字：

4.3468修約為4.3

0.30500修約為0.30

7.3967修約為7.4

0.255修約為0.260.2850修約為0.281.6501修約為1.7第13頁運算規(guī)則（先修約再運算）1.加減運算

結果位數(shù)取決于絕對誤差最大數(shù)據(jù)位數(shù)，即以小數(shù)點后位數(shù)最少數(shù)據(jù)為依據(jù)。2.乘除運算時有效數(shù)字位數(shù)取決于相對誤差最大數(shù)據(jù)位數(shù)，即以有效數(shù)字位數(shù)最少數(shù)據(jù)為依據(jù)。

第14頁滴定分析法過程過程：滴定分析也稱容量分析，該法使用滴定管將一個已知準確濃度試劑溶液（標準溶液）滴加到待測物質(zhì)溶液中，直到所加試劑與被測組分按化學計量關系完全反應為止，然后依據(jù)標準溶液濃度和用去體積計算被測物質(zhì)含量。8/18/2024第15頁標準溶液：已經(jīng)知道準確濃度試劑溶液?；瘜W計量點(sp)：標準溶液與被測物質(zhì)按一定化學方程式所表示計量關系完全反應時，稱反應抵達化學計量點。指示劑：在反應計量點附近能發(fā)生顏色突變，從而確定滴定進行程度試劑。滴定終點(ep)：依據(jù)指示劑變色而實際停頓滴定之時。滴定分析基本概念第16頁滴定分析對化學反應要求⑴反應按一定反應式進行。反應完全程度達99.9%以上，且無副反應發(fā)生，這是定量分析基礎。⑵反應速度快。假如速度較慢，要有適當辦法提升其反應速度。(3)有比較簡便方法確定滴定終點。(Page76)8/18/2024第17頁滴定分析分類

1.按化學反應類型分類(1)酸堿滴定法:以酸堿中和反應為基礎一個滴定分析，用來測定酸、堿、植物粗蛋白等含量。(2)絡合滴定法（配位滴定法）:利用配位反應進行滴定分析法，主要用于對金屬離子進行測定。(3)沉淀滴定法:以沉淀反應為基礎一個滴定分析法，主要沉淀法之一是銀量法。

(4)氧化還原滴定法：以氧化還原反應為基礎一個滴定分析法，可用于對含有氧化還原性質(zhì)物質(zhì)進行測定，也能夠間接測定一些不含有氧化還原性物質(zhì)。8/18/2024第18頁2.按滴定方式分類(1)直接滴定法:凡是符合對滴定分析要求反應，均可采取標準溶液直接滴定被測物質(zhì)。例:強酸滴定強堿。(2)返滴定法：因為滴定反應較慢，或沒有適當指示劑，能夠先加入一定量過量標準溶液，待標準溶液與試樣反應完成后，再用另一個標準溶液滴定剩下前一個標準溶液，這種方式稱為返滴定法或回滴法。比如對固體CaCO3測定：CaCO3(s)+2HCl(標1)＝CaCl2+CO2↑+H2OHCl(標1)+NaOH(標2)＝NaCl+H2O第19頁(3)置換滴定法：對于不按一定反應方程式進行或伴有副反應滴定反應，可先用適當試劑與被測物質(zhì)反應，使其定量地置換出另一個能被定量滴定物質(zhì)，再用標準溶液滴定，這種滴定方式稱為置換滴定法。(4)間接滴定：不能與滴定劑直接反應物質(zhì)，有時能夠經(jīng)過另一個化學反應進行間接滴定。第20頁物質(zhì)量濃度c單位體積溶液中所含溶質(zhì)物質(zhì)量。

cB＝nB/VB單位mol/L而nB＝mB/MB

故mB＝cBVBMB質(zhì)量濃度ρ單位體積溶液中所含溶質(zhì)質(zhì)量。單位：g/L、mg/L、mg/mL8/18/2024第21頁一.直接配制法(Page78)基準物質(zhì)：能用于直接配制標準溶液化學試劑。

基準物應具備條件：

(1)必須含有足夠純度；(2)組成與化學式完全相同；(3)穩(wěn)定；(4)含有較大摩爾質(zhì)量，為何？（可降低稱量誤差）。標準溶液配制和濃度標定8/18/2024第22頁(1)配制溶液配制成近似所需濃度溶液。(2)標定用基準物或另一個已知濃度標準溶液來標定。(3)確定濃度由基準物質(zhì)量(或標準溶液體積和濃度)計算。二、間接配制法（標定法）：8/18/2024第23頁滴定分析計算依據(jù)和慣用公式滴定劑B與被測物A之間反應式為：

aA+bB=cC+dD當?shù)味ǖ交瘜W計量點時，a摩爾A物質(zhì)與b摩爾B物質(zhì)作用完全：

則：nA/nB

=a/b，nA=(a/b)·nB

而n=c·V=m/M

∴

(c·V)A=(a/b)·(c·V)B

或

(m/M)A=(a/b)

·(c·V)B8/18/2024第24頁(一)標準溶液配制、稀釋和增濃基本公式：c1·V1=c2·V2c·V=m/M滴定分析法中相關計算基本公式：(c·V)A=(a/b)·(c·V)B

(m/M)A=(a/b)

·(c·V)B(二)標定溶液濃度相關計算第25頁酸堿質(zhì)子理論

酸給出質(zhì)子后就成為能夠接收質(zhì)子堿，而堿接收了質(zhì)子后就成為能夠提供質(zhì)子酸，即：HAH+＋A-

酸質(zhì)子＋堿

凡是能夠給出質(zhì)子物質(zhì)都是酸，凡是能夠接收質(zhì)子物質(zhì)都是堿。

假如酸和堿之間僅僅只是相差一個質(zhì)子，酸給出了質(zhì)子之后就成為了堿，堿接收了質(zhì)子之后也成為了酸，把酸堿之間這種關系叫共軛關系。把相差一個質(zhì)子酸和堿叫共軛酸堿對酸堿反應實質(zhì)：就是質(zhì)子在酸堿之間轉(zhuǎn)移作用第26頁酸堿反應平衡常數(shù)HA?H++A-A-+H2O?HA+OH-Ka＝aH+·

aA-

aHAKb＝aHA·aOH-

aA-例：在水質(zhì)子自遞常數(shù)，也稱為水活度積(離子積)：

Kw＝aH+·

aOH-＝1.0×10-14酸堿解離常數(shù),即活度常數(shù):KaKb(隨T改變)第27頁分析化學中反應通常在稀溶液中進行，故可忽略離子強度影響，用活度常數(shù)代替濃度常數(shù)，故上面幾個平衡常數(shù)可表示為：Ka＝[H+]·[A-][HA]Kb＝[HA]·[OH-][A-]Kw＝[H+][OH-]＝10-14第28頁酸堿強度、共軛酸堿對Ka與Kb關系酸堿強度除了與酸、堿本身性質(zhì)相關外，還與溶劑性質(zhì)相關。如HAC在水中為弱酸，但在液氨中酸性大大增強。這里，我們只討論在水溶液中酸堿強度。在水溶液中，酸堿強度用它們在水溶液中解離常數(shù)Ka、Kb衡量。解離常數(shù)越大，其酸堿性越強。（一）酸堿強度第29頁（二）共軛酸堿對(HA-A-)Ka與Kb關系HAc＋H2O?H3O++Ac-

Ac-＋H2O?HAc+OH-Ka＝[H+]·[Ac-][HAc]Kb＝[HAc]·[OH-][Ac-]Ka×Kb＝[H+]·[Ac-][HAc]×[HAc]·[OH-][Ac-]＝[H+][OH-]＝Kw＝1.0×

10-14第30頁分析濃度與平衡濃度

分析濃度：溶液中溶質(zhì)總濃度。又稱標簽濃度。通常以物質(zhì)量濃度(mol/L)為單位，用c表示。

平衡濃度：指平衡狀態(tài)時，在溶液中存在每種型體濃度，用符號[]表示。單位通常也用物質(zhì)量濃度。如HAc溶液分析濃度為cHAc，醋酸在溶液中解離，存在一個解離平衡：HAc?H+＋Ac-這時溶液中存在HAc和Ac-兩種型體，它們濃度分別為[HAc]、[Ac-]。第31頁酸度和酸濃度以及堿度和堿濃度酸度是指溶液中氫離子平衡濃度[H+](嚴格說應該是活度)，通慣用其負對數(shù)表示，即pH。酸濃度是指酸分析濃度，所以，酸濃度與酸度是不一樣兩個概念。一樣，堿濃度與堿度也是不一樣概念，堿度可用pOH表示。

pH＋pOH＝14.00第32頁質(zhì)子平衡式(PBE)酸堿反應到達平衡時，酸失去質(zhì)子總數(shù)應等于堿所得到質(zhì)子總數(shù)。步驟：①選擇適當質(zhì)子參考水準（即零水準）。普通是選擇起始酸堿組分及水分子作為參考水準。②依據(jù)質(zhì)子參考水準來判斷哪些組分是得質(zhì)子產(chǎn)物和失質(zhì)子產(chǎn)物。③依據(jù)得失質(zhì)子數(shù)相等標準寫出PBE。注意各組分平衡濃度前面系數(shù)等于它得失質(zhì)子數(shù)目。

由酸堿組分得失質(zhì)子關系直接求得：第33頁濃度為cmol/LNaH2PO4溶液寫出PBE：[H+]＋[H3PO4][HPO42-]＋2[PO43-]＋[OH-]＝第34頁P93例5-1：寫出NaNH4HPO4溶液PBE。[H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[OH-]+[NH3]+[PO43-]第35頁一元弱酸(堿)溶液pＨ值計算設弱酸HA溶液濃度為cmol/L：HA?

H+＋A-H2O?H+＋OH-

PBE：[H+]＝[A-]

＋[OH-]Ka＝[H+]·[A-][HA]第36頁(1)最簡式，應用條件：cKa≥20Kw，c/Ka≥400(2)近似計算式，應用條件：cKa≥20Kw，c/Ka＜400(3)近似計算式，應用條件：cKa＜20Kw，c/Ka≥400一元弱酸溶液酸度計算公式及應用條件[H+]＝-Ka+Ka2+4c?Ka

2[H+]＝cKa+Kw[H+]＝cKa第37頁(1)最簡式，應用條件：cKb≥20Kw，c/Kb≥400(2)近似計算式，應用條件：cKb≥20Kw，c/Kb＜400(3)近似計算式，應用條件：cKb＜20Kw，c/Kb≥400一元弱堿溶液堿度計算公式及應用條件[OH-]＝-Kb+Kb2+4c?Kb

2[OH-]＝cKb+Kw[OH-]＝cKb第38頁例：計算以下溶液pH值(1)0.1mol/LCH2ClCOOH(一氯乙酸)(Ka=1.38×10-3)(2)1.0×10-6mol/LHCN(Ka=7.2×10-10)(3)0.1mol/LNH4Cl(Kb=1.8×10-5)解：(1)0.1mol/LCH2ClCOOH(Ka=1.38×10-3)

cKa=0.1×1.38×10-3＞20Kw

c／Ka＝0.1／1.38×10-3＝72.5＜4001.38×10-3+(1.38×10-3)2+4×0.1×1.38×10-32＝[H+]＝-Ka+Ka2+4c?Ka

2＝0.011(mol/L)pH=1.95

第39頁(2)1.0×10-6mol/LHCN(Ka=7.2×10-10)

cKa=1.0×10-6×7.2×10-10

＜

20Kw

c／Ka＝1.0×10-6／7.2×10-10

＞400[H+]＝cKa+Kw(3)0.1mol/LNH4Cl(Kb=1.8×10-5)

Ka＝Kw／Kb＝10-14／1.8×10-5＝5.6×10-10

cKa＝

0.1×5.6×10-10＞

20Kw

c／Ka＝0.1／5.6×10-10＞400[H+]＝cKa[H+]＝cKa第40頁溶液pH計算步驟：(1)判斷溶液酸堿性，從而確定計算[H+]或[OH-]。(2)查表或計算得對應Ka或Kb。(3)依據(jù)已知條件選擇適當計算公式。(4)代入數(shù)據(jù)計算。(5)檢驗。第41頁①按最簡式求[H+]。②將[H+]、[OH-]與CHA、CA-比較，假如滿足最簡式條件，則[H+]計算正確，不然重新用近似式求[H+]。例：Р111.例5-13例5-14[H+]＝KacHAcA-pH＝pKa+lgcHAcA-緩沖溶液pH計算第42頁緩沖溶液選擇標準：(1)緩沖溶液對分析過程沒有干擾。(2)所需控制pH值應在緩沖溶液緩沖范圍內(nèi)。(3)緩沖溶液應有足夠緩沖容量(pH≈pKa)。

第43頁指示劑作用原理：

酸堿指示劑普通是有機弱酸或弱堿，其共軛酸堿正確酸式結構和堿式結構不一樣，顏色也不相同，當溶液pH值改變時，共軛酸堿發(fā)生轉(zhuǎn)換，顏色隨之改變，從而指示出滴定終點。

第44頁基本反應：H+＋OH-＝H2O

討論酸堿滴定過程四個階段：(一)滴定前(二)滴定開始至計量點前

(三)計量點時(四)計量點后第45頁用強酸滴定強堿及滴定一元弱堿，與強堿滴定強酸及一元弱酸非常相同，所不一樣僅是溶液pH值是由大變小，所以滴定曲線形狀是剛好相反，全部計算也相類似。一樣，一元弱堿直接滴定條件：cKb≥10-8

。堿性太弱，或堿濃度太低，也不能被準確滴定。一元弱酸直接滴定條件：cKa≥10-8直接準確滴定一元弱酸(堿)可行性判據(jù)強堿滴定弱酸突躍范圍與弱酸強度及濃度相關,弱酸強度越大(Ka值越大),滴定突躍范圍就越大。弱酸濃度越大，滴定突躍范圍也越大。第46頁雙指示劑法用于未知混合堿試樣定性分析

V1和V2改變混合堿組成V1≠0，V2＝0V1＝0，V2≠0V1＝V2≠0V1＞V2＞0V2＞V1＞0OH-HCO3-CO32-OH-+CO32-HCO3-+CO32-

混合堿分析第47頁

甲醛法銨鹽酸性太弱，不能直接用堿標準溶液來滴定，利用甲醛與銨鹽反應，能夠得到較強酸：4NH4+＋6HCHO＝3H+＋(CH2)6N4H+＋6H2O(CH2)6N4H+Ka＝7.1×10-6，所以只要溶液濃度不太稀，就能夠用堿標準溶液滴定生成3H+和(CH2)6N4H+，滴定可用酚酞為指示劑。wN＝(cV)NaOH×ＭNms銨鹽中含氮量測定第48頁金屬離子—EDTA絡合物特點(1)絡合比簡單,絕大多數(shù)為1:1,沒有逐層絡合現(xiàn)象。(2)絡合物穩(wěn)定,滴定反應進行完全程度高。(3)絡合反應速率快,除Al、Cr、Ti等金屬離子外,普通都能快速地完成。絡合物大多帶有電荷,水溶性好。(4)EDTA與無色金屬離子絡合形成無色絡合物,便于使用指示劑確定終點;而與有色金屬離子反應,普通形成顏色更深絡合物。第49頁絡合滴定中副反應和副反應系數(shù)第50頁（一）滴定劑EDTA副反應和副反應系數(shù)αY

1.酸效應和酸效應系數(shù)[Y’]:表示只有酸效應存在時,未與M絡合EDTA總濃度[Y']=[Y]+[HY]+[H2Y]+……+[H6Y]

αY(H):表示在酸度影響下,溶液中[Y']與游離陰離子Y濃度之比,即酸效應系數(shù).第51頁2.共存離子效應和共存離子效應系數(shù)[Y’]:表示只有共存離子效應存在時,未與M絡合EDTA總濃度[Y']=[Y]+[NY]

αY(N)—共存離子效應系數(shù)第52頁3.酸效應、共存離子效應同時存在和總副反應系數(shù)[Y']=[Y]+[HY]+[H2Y]+……+[H6Y]+[NY]aY—EDTA總副反應系數(shù)當aY(H)或aY(N)>>1時

aY=aY(H)+aY(N)第53頁（二）金屬離子M副反應和副反應系數(shù)aM1.絡合效應和絡合效應系數(shù)[M']=[M]+[ML]+[ML2]+……+[MLn]

aM(L):表示在絡合劑L影響下,溶液中[M']與游離[M]之比,即絡合效應系數(shù)2.水解效應和水解效應系數(shù)aM(OH)3.絡合效應、水解效應共同影響和金屬離子總

副反應系數(shù)aM當aM(L)或aM(OH)>>1時

aM=aM(L)+aM(OH)第54頁K'MY與KMY關系如無共存離子效應、絡合效應、水解效應,則MY絡合物條件形成常數(shù)K'MY

第55頁影響滴定突躍主要原因

2.K’MY：K’MY↑滴定曲線上限越高，突躍范圍越長1.CM：CM↑滴定曲線下限越低，突躍范圍越長第56頁金屬指示劑作用原理如：在PH=10.00時,EDTA滴定Mg2+是用鉻黑T(EBT)做指示劑。滴定前：滴定時：終點時：第57頁注意:

每種金屬指示劑都有其適當pH范圍。指示劑在終點變色普通規(guī)律為：

MIn+YMY+In(甲色)（乙色）

第58頁金屬指示劑必須具備條件

1.在滴定酸度范圍內(nèi)，指示劑與金屬離子絡合物與本身顏色應有顯著區(qū)分。２.絡合物MIn穩(wěn)定性要適當，既要有足夠穩(wěn)定性，又要比MY絡合物穩(wěn)定性低。３.指示劑與金屬離子顯色反應必須靈敏、快速并含有良好變色可逆性。第59頁金屬指示劑在使用中存在問題（一）指示劑封閉現(xiàn)象

計量點時過量EDTA不能奪取MIn絡合物中金屬離子而使指示劑In釋放出來，因而看不到滴定終點顏色突變，這種現(xiàn)象稱為指示劑封閉現(xiàn)象。原因：被測金屬離子或干擾離子與指示劑形成絡合物較其與EDTA穩(wěn)定性更為穩(wěn)定或因為有色絡合物MIn顏色改變不含有良好可逆性。處理方法：封閉現(xiàn)象是由被滴定離子本身引發(fā)，則采取返滴定法給予消除。如由干擾離子產(chǎn)生，則事先除去干擾離子。第60頁（二）指示劑僵化現(xiàn)象終點拖長或顏色改變很不敏銳，這種現(xiàn)象稱為指示劑僵化現(xiàn)象。原因：有些指示劑或MIn絡合物在水中溶解度較小，或因MIn只稍遜與MY穩(wěn)定性，致使EDTA與MIn之間置換反應速率遲緩。處理方法：加入適當有機溶劑或加熱，以增大MIn絡合物溶解度或加緊置換反應速率。第61頁（三）指示劑氧化變質(zhì)現(xiàn)象有些指示劑在日光、空氣和氧化劑作用下發(fā)生分解、氧化或聚合，這種現(xiàn)象稱為指示劑氧化變質(zhì)現(xiàn)象。原因：金屬指示劑大多數(shù)是分子中含有許多雙鍵有機染料；有些指示劑在水溶液中不穩(wěn)定，處理方法：配制指示劑溶液時，加入還原劑預防其氧化。第62頁直接準確滴定金屬離子條件若△pM=±0.2∣Et∣≤0.1%,金屬離子M能直接準確滴定判斷式:lgCM,spK’MY≥6第63頁絡合滴定為何常在緩沖溶液中進行？

答：因為在絡合滴定過程中，伴隨滴定劑與金屬離子反應生成對應絡合物，溶液酸度會逐步增高：M+H2Y=MY+2H+

酸度增高不但會減小MY條件常數(shù)，降低滴定反應完全程度；而且還可能影響指示劑變色點和本身顏色，造成終點誤差變大，甚至不能準確滴定。所以，需要加入緩沖溶液給予控制。第64頁影響氧化還原反應速率原因

(一)反應物濃度(二)溫度(三)催化劑催化作用和誘導作用(一)催化作用催化劑分為正催化劑和負催化劑。正催化劑可加緊反應速率，負催化劑則減慢反應速率。通常所指是正催化劑。第65頁（二）誘導作用在氧化還原反應中，一個反應進行，能夠誘發(fā)和促進另一個反應現(xiàn)象，稱為誘導作用。如：KMnO4氧化Cl-反應速率很慢，但溶液中同時存在Fe2+時，KMnO4與Fe2+反應可大大加速它與Cl-作用。此時，前一個反應稱為初級反應或誘導反應，后者則稱為受誘反應。第66頁上述反應中KMnO4稱為作用體，F(xiàn)e2+稱為誘導體，Cl-稱為受誘體。

誘導作用和催化作用相同點：均可大大加緊反應速率。

不一樣點：催化劑參加反應后不改變其原來組成和形態(tài)，但在誘導作用中，誘導體參加反應后變?yōu)槠渌镔|(zhì)。第67頁滴定前使被測組分轉(zhuǎn)化為一定價態(tài)步驟稱為滴定前處理。預處理時，所用氧化劑或還原劑，我們稱之為預氧化劑、預還原劑。預氧化劑、預還原劑應符合以下要求：反應進行完全,而且速度要快;過量氧化劑或還原劑易于除去;反應含有一定選擇性。氧化還原滴定前預處理第68頁（1）K2Cr2O7輕易提純，在140~250℃時干燥后，能夠作為基準物質(zhì)直接配制成標準溶液。（2）K2Cr2O7標準溶液非常穩(wěn)定，能夠長久保留和使用。（3）K2Cr2O7法能夠在鹽酸溶液中滴定。與KMnO4法相比，K2Cr2O7法含有以下優(yōu)點第69頁碘量法：

碘量法慣用淀粉作指示劑。淀粉與I2作用形成藍色吸附化合物，靈敏度很高。試驗證實，直鏈淀粉與I2形成藍色吸附化合物必須要有I-存在，且I-濃度越高，則顯色靈敏度越高。同時，直鏈淀粉與I2顯色反應還受溫度、溶劑、溶液酸度和電解質(zhì)等原因影響，使用時應加予注意。另外，淀粉指示劑普通應在靠近滴定終點時加入，不然，因為大量存在I2和淀粉結合會防礙Na2S2O3對I2還原作用，使溶液藍色極難褪去，從而造成滴定誤差增大。第70頁碘量法誤差主要起源有兩方面，首先是I2易揮發(fā)；另首先是I-易被空氣中氧氧化。所以，碘量法反應條件和滴定條件非常主要，以下:溶液pH值影響：

S2O32-與I2之間反應必須在中性或弱酸性溶液中進行。因為在堿性溶液中，I2與S2O32-將發(fā)生下述副反應。S2O32-+4I2+10OH-=2SO42-+8I-+5H2O而且，I2在堿性溶液中還會發(fā)生歧化反應：

第71頁b.

過量KI作用：KI與I2形成I3-以增大I2溶解度，降低I2揮發(fā)性，提升淀粉指示劑靈敏度。另外，加入過量KI能夠加緊反應速率和提升反應完全程度。c.溫度影響：反應時溶液溫度不宜過高，普通在室溫下進行。因升高溫度將增大I2揮發(fā)性，降低淀粉指示劑靈敏度。保留Na2S2O3溶液時，溫度升高會增大細菌活性，加速Na2S2O3分解d.光影響：光能催化I-被空氣氧化，增大Na2S2O3溶液中細菌活性，促使Na2S2O3分解。

e.滴定前放置作用：當氧化性物質(zhì)與KI作用時，普通在暗處放置5分鐘，使反應完全后，馬上用Na2S2O3進行滴定。第72頁沉淀滴定法確定終點方法1、莫爾法2、佛爾哈德法

3、法揚斯法

P245表第73頁沉淀重量法對沉淀要求

一.沉淀形式和稱量形式第74頁

二.對沉淀形式要求1、沉淀溶解度要小，要求沉淀溶解損失不超出天平稱量誤差，即小于0.2mg。2、沉淀應易于過濾和洗滌。3、沉淀必須純凈，不應帶入沉淀劑和其它雜質(zhì)。4、應易于轉(zhuǎn)變?yōu)榉Q量形式。第75頁三.對稱量形式要求

1、應含有確定化學組成，不然無法計算測定結果。2、要有足夠穩(wěn)定性，不易受空氣中水分、二氧化碳和氧氣等影響。3、應含有盡可能大摩爾質(zhì)量。第76頁影響沉淀溶解度原因

(一)主要原因:1.同離子效應:當沉淀反應到達平衡后，向溶液中加入含有某一構晶離子試劑使沉淀溶解度減小現(xiàn)象，稱為同離子效應。2.鹽效應

：沉淀溶解度伴隨溶液中電解質(zhì)濃度增大而增大現(xiàn)象，稱為鹽效應。

3.酸效應:

4.絡合效應:第77頁(二)其它原因

1.溫度溶解反應是吸熱反應.T↑,S↑2.溶劑相同相溶原理3.沉淀顆粒大小普通而言:顆粒越大,S越小4.沉淀結構影響亞穩(wěn)定結構、穩(wěn)定結構(S較小)第78頁

沉淀類型

晶形沉淀:d:0.1～1μm如:BaSO4、CaC2O4

凝乳狀沉淀:d:0.02～0.1μm如:AgCl

無定形沉淀:d:<0.02μm如:Fe(OH)3第79頁沉淀形成過程:

晶核形成(又叫成核)、晶體成長

第80頁影響沉淀類型原因(1)晶核形成過程影響原因

相對過飽和度:

用(Q-S)/S或Q/S大小來量度相對過飽和度較大，均相成核占主要，晶核總數(shù)較多，沉淀顆粒較小；相對過飽和度較小，異相成核占主要，晶核總數(shù)較少，沉淀顆粒較大。(2)晶體成長過程影響原因

聚集過程、定向過程V聚集>V定向

無定形沉淀V聚集<V定向

晶體沉淀

第81頁

影響原因沉淀類型相對過飽和度臨界均相過飽和比成核過程晶體成長過程晶形沉淀小大異相成核為主V定向>V聚集無定形沉淀大小均相成核為主V聚集>V定向第82頁

影響沉淀純度原因:

共沉淀現(xiàn)象、后沉淀共沉淀產(chǎn)生原因:

表面吸附、吸留與包夾、生成混晶第83頁選擇吸附規(guī)律:

(1)構晶離子首先被吸附，其次是與構晶離子大小相近、電荷相同離子易被吸附。如BaSO4沉淀比較輕易吸附Pb2+。(2)離子電荷數(shù)越高越輕易被吸附，其次是能與構晶離子生成難溶化合物或解離度較小化合物離子也輕易被吸附。如在沉淀BaSO4時，溶液中除Ba2+外還含有NO3+、Cl-、Na+和H+等離子，當加入沉淀劑稀H2SO4量不足時，則BaSO4沉淀首先吸附Ba2+，然后再吸附NO3+而不易吸附Cl-。因為Ba(NO3)2溶解度小于BaCl2。第84頁進行沉淀條件一.晶形沉淀沉淀條件稀、熱、慢、攪、陳二.無定形沉淀沉淀