化学分析模块教案.docx
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化学分析模块教案
《化学分析教案》
2008年1月
学
科
分析模块
第二章酸碱滴定法
第一节酸碱滴定分析法概述
(二)
授课班级
授课时数
1.5天
授课时间
2007.9.5
教学目的
1.了解酸碱滴定法的概念及其分类
2.掌握滴定分析的基本原理
教学重点
和难点
重点:
酸碱滴定法的分类激情概念
难点:
滴定分析的基本原理
复习提问
容量瓶使用的基本步骤有那些?
教学内容、方法和过程
附记
[教学课型]模块一体化
[教学方法]讲授法演示法
[教学组织]
1.清查学生人数时间:
5分钟
1.复习提问时间:
15分钟
2.讲授理论课和实验课类容时间:
120分钟
3.指导学生进行实验训练时间:
120分钟
4.安排学生打扫实验室卫生时间:
10分钟
[教学类容]
1.滴定分析法的概念
2.滴定分析法的分类
3.滴定分析法的基本原理
4.酸碱滴定法在工业生产中的应用
(3)滴定分析法的计算
这是本章最重要的内容。
要熟练掌握下列几个计量关系和计算实例。
A.滴定剂与被滴物质之间的计量关系
设滴定剂T与被滴物质B有下列反应
tT+bB=cC+dD
依据上述滴定反应中T与B的化学计量数,即反应的系数比,为t/b,则有nB=b/tnT或nT=t/bnB。
nB为被滴物质的物质的量(mol),nT为滴定剂的物质的量(mol)。
例如,在酸性溶液中,以K2Cr2O7标准溶液滴定FeSO4溶液时,可求出FeSO4·7H2O的含量。
其滴定反应式:
Cr2O72-+6Fe2++14H+====2Cr3++6Fe3++7H2O
可看出化学计量数:
t/b=1/6∴n(FeSO4·7H2O)=6/1n(K2Cr2O7)。
B.据等物质的量反应规则计算,由化学反应首先确定滴定剂和被滴物质的基本单元,然后根据“反应中,反应物消耗的物质的量(mol)与产物的物质的量(mol)是相等的”这一原则来进行计算。
如上例中,选择K2Cr2O7的基本单元为1/6K2Cr2O7,FeSO4的基本单元为“FeSO4”。
在化学计量点时有下列关系:
n(Feso4)=n(1/6K2Cr2O7)。
在置换滴定法和间接滴定法中,涉及两个以上的反应,要会从总的反应找出滴定剂与被滴物之间化学计量关系。
例如在酸性溶液中以KIO3为基准物质,标定Na2S2O3溶液浓度时,是一种置换滴定法,首先是在酸性溶液中KIO3与过量KI反应析出一定量I2:
IO-+5I-+6H+===3I2+3H2O
然后用Na2S2O3溶液滴定析出的I2:
2S2O32-+I2===S4O62-+2I-
可找出KIO3与Na2S2O3在反应中的计量数b/t=1/6
∴n(Na2S2O3)=6n(KIO3)
若以等物质的量规则计算,选Na2S2O3为基本单元,选KIO3的基本单元为1/6KIO3
∴n(Na2S2O3)=n(1/6KIO3)
C.标准溶液浓度的计算
直接配制法:
准确称取一定量(mB)基准物质B,配制准确的体积VB(L),已知物质B的摩尔质量为MB,求算标准溶液浓度:
cB=mB/MB·VB(mol·L-1)
标定法:
若以固体基准物质标定标准溶液,称取基准物质质量为mT,其摩尔质量为MT,滴定反应的化学计量数为b/t,则在化学计量点(或滴定终点)时,可依公式计算:
cB·VB=b/t·mT/MT∴cB=b/tmT/MT·VB(mol·L-1)
若以已知准确浓度的标准溶液cT来标定某待标定溶液的准确浓度cB则有公式:
cB=b/tcT·VT/VB(mol·L-1)
D.待测组分含量的计算
设称取试样的质量为ms(g),而测得其中待测组分B的质量为mB(g),则待测组分B的含量用质量分数ωB表示为:
ωB=mB/ms(无量纲),依据滴定反应的化学计量关系,常以下面公式计算:
ωB=b/tcT·VTMB/ms×1000×100%
式中分母乘以1000,是滴定体积VT的单位由ml换算为L,cT以单位mol·L-1表示,ms指直接参加滴定反应的试样质量(g)。
滴定分析法中的计算,一定要反复演算一些典型例题,才能熟练掌握其要领、精华。
请参考下节例题。
[板书]2.定量分析过程
定量分析过程通常包括以下步骤:
取样—试样的分解—测定—计算分析结果。
关键是选择合适的分析方法,进行准确测定。
[板书]3.待测组分含量的表示方法
(1)质量分数ωB:
试样中含待测物质B的质量mB与试样的质量ms之比。
ωB=mB(g)/ms(g)
或物质B的百分比含量:
B%=mB(g)/ms(g)×100
(2)对于试样中微量组分含量,通常以μg·g-1,ng·g-1和pg·g-1表示。
而试液中的微量组分,则以mg·L-1,μg·L-1表示。
(3)气体试样:
气体试样中的常量组分的含量常以体积百分数表示。
对于微量组分的含量常以mg·m-3[标]表示。
[标]—指在标准状况下的体积。
例如,中国空气污染物标准,氮氧化物,任何一次取样,浓度限值(mg·m-3[标])为0.10(一级标准)。
[小结]:
滴定分析法简便、快速、成熟,适用范围广泛,方法准确度较高,一般要求相对误差小于2.0‰。
通常用于常量组分即被测物含量在1%以上。
也可以用于微量组分的测定。
[作业]课本后面练习题第457题.
云南省化工高级技工学校教案用纸
学
科
化工
分析
第三章酸碱滴定法
第二节酸碱滴定分析法
授课班级
授课时数
1.5天
授课时间
2007.9.14
教学目的
1.了解缓冲溶液的作用和掌握酸碱指示剂的应用
2.掌握酸碱溶液的pH值计算和平衡常数的计算
教学重点
和难点
重点:
酸碱溶液的pH值计算
难点:
酸碱滴定的滴定曲线
复习提问
酸碱滴定分析法的分类有那些?
其基本原理是什么?
教学内容、方法和过程
附记
[教学课型]模块一体化
[教学方法]讲授法演示法
[教学组织]
1.清查学生人数时间:
3分钟
5.复习提问时间:
17分钟
6.讲授理论课和实验课类容时间:
400分钟
7.指导学生进行实验训练时间:
120分钟
8.安排学生打扫实验室卫生时间:
10分钟
[教学类容]
1.酸碱反应及其平衡常数
2.酸碱溶液的pH值计算
3.酸碱指示剂
4.酸碱缓冲溶液
5.酸碱滴定的滴定曲线
[导言]
酸碱滴定法是重要的滴定方法之一。
在化学分析中,酸度是影响溶液中各类化学反应定量进行的重要因素,因此酸碱平衡的处理是分析化学的基本内容之一。
酸碱平衡的处理方法在环境化学等相关学科中也有重要应用。
本章的基本内容是在酸碱质子理论的基础上,讨论水溶液酸碱平衡体系中各种组分浓度的计算和基于酸碱平衡的滴定分析法原理。
[板书]1.酸碱反应及其平衡常数
(1)活度和浓度的计算
离子的浓度(c)和活度(a)之间的关系是:
a=γ·c
γ为离子的活度系数。
对极稀溶液,γ=1,a=c。
中性分子的活度系数为1。
稀溶液中离子的活度系数可用德拜-休克尔公式进行计算:
-㏒γi=0.512Ζi2√I/1+Ba0√I
I为溶液的离子强度
I=1/2∑i=1nciΖi2
(2)酸碱平衡常数及其表示方法
弱酸HA的离解反应为:
HA≒H++A-
其平衡常数有活度常数、浓度常数和混合常数等表示方法。
活度常数为:
Ka=αH+·αA-/αHA
浓度常数为:
Kac=[H+][A-]/[HA]
Kac和Ka的关系为:
Kac=Ka/γH+·γA-
混合常数为:
KaM=αH+·[A-]/[HA]=Ka/γA-
[插入语]在实际酸碱平衡处理中,当准确度要求较高(如计算pH标准缓冲溶液的pH值时)或溶液离子强度较高时,应考虑离子强度的影响,在一般情况下常用活度常数。
弱碱A-在水溶液中的离解反应和平衡常数为:
A-+H2O≒HA+OH-
Kb=αHA·αOH-/αA-
Kb为A-的碱式离解常数。
水的质子自递反应的平衡常数Kw为水的活度积。
Kw=αH3O+αOH-=1.00×10-14(25℃)
对于共轭酸碱对HA-A-,HA的酸式离解常数Ka与A-的碱式离解常数Kb之间关系式为:
Ka·Kb=Kw
多元酸在水中逐级离解,其逐级酸离解常数和碱离解常数的关系为:
Kb1=Kw/Kan
Kb2=Kw/Kan-1
……
Kbn=Kw/Ka1
[板书]2.溶液中酸碱组分的型体分布
酸度指溶液中H+的活度,用pH表示,pH越高,酸度越低。
酸的浓度是指酸的各种型体的总浓度,也叫分析浓度。
平衡浓度是指达到平衡时,溶液中某一型体的浓度。
(1)一元弱酸(碱)各型体的分布分数
一元弱酸HA各型体的分布分数为:
δHA=[HA]/c=[HA]/[HA]+[A-]=[H+]/Ka+[H+]
δA-=[A-]/c=Ka/[H+]+Ka
且δHA+δA-=1
δHac与δAc两曲线相交于pH=pKa点。
当pH>pKa时,A为主要型体,当pH<pKa时,HA为主要型体。
(2)多元酸(碱)各型体的分布分数
二元酸H2A溶液中三种型体H2A、HA-、A2-的分布分数分别为:
δH2A=[H+]2/[H+]2+Ka1[H+]+Ka1Ka2
δHA-=Ka1[H+]/[H+]2+Ka1[H+]+Ka1Ka2
δA2-=Ka1Ka2/[H+]2+Ka1[H+]+Ka1Ka2
且有δH2A+δHA+δA2-=1。
在二元酸H2A的分布分数图中曲线以pKa1、pKa2为界分成三个区域,当pH<pKa1时,H2A占优势,当pKa1<pH<pKa2时,HA-为主要型体,当pH>pKa2时,A2-为主要型体。
[板书]3.酸碱溶液的pH值计算
酸碱溶液的pH值计算是本章的重点之一。
物料平衡式(MBE)、电荷平衡式(CBE)和质子平衡式(PBE)是酸碱平衡处理的基本方法。
其中质子平衡式更为常用。
酸碱溶液中[H+]计算的一般方法是:
首先写出溶液的质子平衡方程式,然后将有关的酸碱平衡常数代入,整理后得到[H+]计算的精确式;
根据具体情况对精确式进行适当的简化,得到计算的近似式或最简式。
简化时一般掌握以下主要方面:
忽略水的离解对[H+]的影响,删去计算式中的Kw项;当弱酸碱离解对总浓度影响较小时,用分析浓度代替平衡浓度;在多元酸碱溶液中,通常一级离解最重要。
[插入语]实际上精确式极少使用,最简式用得最多。
在实际解题时,一定要分清主次切忌死搬公式。
[板书]4.酸碱缓冲溶液
(1)缓冲溶液中的pH计算
弱酸及其共轭碱(HA+A-)的混合溶液是pH缓冲溶液,其[H+]计算的精确式:
[H+]=Ka(ca-[H+]+[OH-])/(cb+[H+]-[OH-])
当溶液为酸性或碱性时,可分别忽略[OH-]或[H+]项,得近似式:
最常用的缓冲溶液[H+]计算公式是最简式:
pH=pKa+㏒cb/ca
(2)缓冲容量和缓冲范围
缓冲溶液的缓冲能力有一定的限度,缓冲容量的精确表达式为:
β=2.30{[H+]+[OH-]+c·Ka[H+]/([H+]+Ka)2}
当弱酸不太强又不过分弱时,可以忽略[OH-]和[H+],从而得到近似式:
β=2.30c·Ka[H+]/([H+]+Ka)2
当缓冲溶液的pH=pKa时,缓冲容量有极大值:
βmax=0.575c,pH=pKa±1时的pH范围叫做缓冲溶液的有效缓冲范围。
对缓冲溶液HA–A-,HA的pKa值应尽量接近所需控制的pH值,这时HA与A-的浓度比接近于1:
1,缓冲容量接近极大值。
缓冲溶液的浓度应大些,以便有足够的缓冲容量。
标准pH缓冲溶液是作pH校正用的,若要对标准pH缓冲溶液的pH值进行理论计算,则必须在计算中校正离子强度的影响。
[板书]5.酸碱指示剂
酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱。
在水溶液中有:
HIn≒H++In-
其酸式型体HIn与碱式型体In-具有不同的颜色。
当[In-]/[HIn]=1,即pH=pKa时为指示剂的理论变色点。
pH=pKa±1叫指示剂的变色范围。
[小结]本节重点讲述了酸碱滴定所需要掌握的一些基本只是,给大家阐明了溶液酸碱度大小怎么计算,什么市缓冲溶液和它有什么具体作用,如何根据酸碱滴定曲线来确定酸碱指示剂的选择,常用的酸碱指示剂及其它的作用原理,酸碱反应平衡常数的计算和它的作用等.
[作业]课本第78页练习题34和实验报告.
云南省化工高级技工学校教案用纸
学
科
化工
分析
第四章酸碱滴定法
第三节酸碱滴定曲线
授课班级
授课时数
1.5天
授课时间
2007.9.23
教学目的
1.了解缓冲溶液的作用和掌握酸碱指示剂的应用
2.掌握酸碱溶液的pH值计算和平衡常数的计算
教学重点
和难点
重点:
酸碱溶液的pH值计算
难点:
酸碱滴定的滴定曲线
复习提问
酸碱滴定分析法的分类有那些?
其基本原理是什么?
教学内容、方法和过程
附记
[教学课型]模块一体化
[教学方法]讲授法演示法
[教学组织]
1.清查学生人数时间:
3分钟
9.复习提问时间:
17分钟
10.讲授理论课和实验课类容时间:
400分钟
11.指导学生进行实验训练时间:
120分钟
12.安排学生打扫实验室卫生时间:
10分钟
[教学类容]
5.酸碱反应及其平衡常数
6.酸碱溶液的pH值计算
7.酸碱指示剂
8.酸碱缓冲溶液
6.酸碱滴定的滴定曲线
[板书]1.酸碱滴定法基本原理
(1)强酸碱滴定的滴定曲线
①滴定在±0.1%误差范围内,pH突跃范围为4.30~9.70,ΔpH=5.4单位。
②凡是变色点pH在4.30~9.70范围内的指示剂均可选用常用的是甲基橙、甲基红、酚酞等。
③滴定突跃大小与溶液的浓度有关。
酸碱浓度增大10倍,滴定突跃范围增加2个pH单位。
以NAOH滴定HCl为例,强酸(碱)滴定的终点误差,终点误差为:
TE=[OH-]ep–[H+]ep×100%/cHClsp
(2)酸碱滴定的滴定曲线
①滴定曲线的突跃范围小于强酸碱滴定,0.1000mol·L-1NaOH滴定20.00ml0.1000mol·L-1HAc时,滴定曲线的突跃范围为7.74~9.70,ΔpH为2个单位。
在此范围内变色的指示剂,如酚酞、百里酚酞等可用。
②弱酸的浓度越大,突跃范围越大。
③酸的强度影响突跃大小,弱酸的Ka越小,滴定曲线的突跃范围越小。
通常把c·Ka≧10-8作为判断弱酸能否准确滴定的界限。
一元弱酸(碱)滴定的终点误差,以NaOH滴定一元弱酸HA为例,终点误差为:
TE=([OH-]ep/cHAsp–δHAep)×100%
(3)多元酸碱的滴定
多元酸碱在水溶液中分步离解,滴定中主要解决的问题是能否分步滴定及如何选择指示剂。
以用0.1mol·L-1NaOH滴定0.1mol·L-1H3PO4为例,滴定反应为:
第一化学计量点时,pH=4.70,可用甲基红作指示剂。
第二化学计量点时,pH=9.66,可用百里酚酞作指示剂。
多元酸滴定可行性:
①在满足Kac≥10-8准确滴定的条件下,要实现多元酸的分步准确滴定,要求相邻两级离解常数的比值相差5个数量级以上。
即对二元酸H2A来讲,当Ka1c≥10-8,且Ka1/Ka2≥105时,才能实现H2A的分步准确滴定。
②大多数多元有机弱酸,各级相邻离解常数的比值一般都小于105,因此不能分步滴定。
但当其最后一级离解常数与浓度c满足Kanc≥10-8时,可以用NaOH一步滴定完全部的H+。
③混合弱酸的滴定与多元酸类似,当用NaOH滴定HA和HB的混合溶液时,两种弱酸的Kac的比值相差5个数量级以上时,才有可能分步准确滴定。
多元酸碱的滴定的终点误差,以cmol·L-1NaOH滴定H3PO4为例,第一化学计量点时终点误差为:
TE1=[HPO4-]ep1–[H+]ep1–[H3PO4]ep1×100%/cH3PO4sp1
第二化学计量点时终点误差为:
TE2=1/2·[OH-]ep2+[PO43-]ep2–[H2PO4-]ep2×100%/cH3PO4sp2
酸碱滴定中CO2是造成滴定误差的重要来源。
CO2存在使滴定突跃变小;标定NaOH常用KHP,H2C2O4等有机弱酸,若选用酚酞作指示剂,终点时吸收的CO2转化为HCO3-,当用这样的含CO2的碱标准溶液滴定酸,甲基橙作指示剂,终点的pH与标定时不同,就会产生误差;强酸滴定时,用甲基橙作指示剂的优点是CO2的影响小。
弱酸滴定,由于化学计量点时pH在碱性范围内,要用酚酞作指示剂,因而CO2的影响较大。
[小结]本节重点讲述了酸碱滴定所需要掌握的一些基本只是,给大家阐明了溶液酸碱度大小怎么计算,什么市缓冲溶液和它有什么具体作用,如何根据酸碱滴定曲线来确定酸碱指示剂的选择,常用的酸碱指示剂及其它的作用原理,酸碱反应平衡常数的计算和它的作用等.
[作业]课本第78页练习题678和实验报告.
云南省化工高级技工学校教案用纸
学
科
分析
模块
第二章氧化还原定法
第一节氧化还原定法概述
授课班级
授课时数
1.5天
授课时间
2007.9.29
教学目的
1.掌握能斯特公式与氧化还原平衡
2.掌握氧化还原滴定法的基本原理
教学重点
和难点
重点:
氧化还原滴定法的基本原理
难点:
能斯特公式与氧化还原平衡
复习提问
副反应系数和条件稳定常数怎么确定?
平均配位数的作用是?
教学内容、方法和过程
附记
[教学课型]模块一体化
[教学方法]讲授法演示法
[教学组织]
1.清查学生人数时间:
7分钟
2.复习提问时间:
26分钟
3.讲授理论课和实验课类容时间:
410分钟
4.指导学生进行实验训练时间:
110分钟
5.安排学生打扫实验室卫生时间:
10分钟
[教学类容]
1.能斯特公式的应用
2.氧化还原平衡
3.氧化还原滴定法的基本原理
[导言]
氧化还原滴定法是使用氧化剂或还原剂作滴定剂,以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。
在氧化还原反应中,电子的转移受到许多阻力,反应机理比较复杂,反应速度一般较慢;除主反应外还经常伴有许多副反应发生,几种产物同时存在,致使反应无确定的化学计量关系。
因此在实际的氧化还原滴定分析中,必须控制好反应条件,采取适当的措施加快反应速度,以使其符合滴定分析的基本要求。
学习本章须重点掌握用能斯特公式处理氧化还原平衡中的有关问题,氧化还原滴定法的基本原理以及用化学计量关系处理比较复杂的氧化还原滴定体系的分析结果的计算问题。
[板书]1.能斯特公式与氧化还原平衡
电对的电极电位(简称电位)的大小不仅可以确定氧化剂和还原剂的相对强弱,而且可以判断氧化还原反应进行的方向。
电对的电位越高其氧化态的氧化能力越强;电对的电位越低,其还原态的还原能力越强。
因此电位高的电对中的氧化态可以与电位低的电对中的还原态发生氧化还原反应。
氧化还原电对有可逆与不可逆之分。
可逆电对在氧化还原反应的任一瞬间,能迅速地建立起氧化还原平衡,其实际电位遵循能斯特公式。
不可逆电对的实际电位则偏离能斯特公式,但电位的计算结果对实际仍有一定的指导意义。
对于可逆的均相氧化还原电对的电位可用能斯特公式求得,例如Ox-Red电对
Ox+ne=Red
E=E0+0.059/n㏒αOx/αRed(5-1)
式中αOx和αRed分别为氧化态和还原态的活度,n为电对反应中的电子转移数,φE为电对的标准电位。
φE是指组成电对的物质处于标准状态时电对的电位,它仅随温度而变化。
可溶盐的标准状态是指氧化态或还原态的活度为1mol·L-1;对气体而言,是指气体的分压为101.325kPa;金属与难溶盐则是指纯固体,其活度为1。
若氧化还原电对中有H+及其他物质参加或生成,其活度也应表示在能斯特公式中,而金属、固体和溶剂的活度取为1。
[插入语]在实际工作中,通常只知道氧化态和还原态的浓度,而溶液中的离子强度往往比较大;此外,更严重的是氧化态、还原态在溶液中常发生副反应,如酸度的影响、沉淀和络合物的形成,致使其存在形式也随之改变,从而引起电位的改变,使计算结果与实际电位相差较大。
当分析浓度代替活度进行计算时,必须对上述各种因素进行校正,引入相应的活度系数γOx、γRed和相应的副反应系数αOx,αRed。
此时
αOx=γOx[Ox]αOx=cOx/[Ox]
αRed=γRed[Red]αRed=cRed/[Red]
式中cOx和cRed分别是氧化态和还原态的分析浓度,[Ox]和[Red]分别是氧化态和还原态的平衡浓度。
将以上关系代入式(5-1),整理得到
E=E0+0.059/n㏒γOxαRed/γRedαOx+0.059/n㏒cOx/cRed(5-2)
当cOx=cRed=1mol·L-1或cOx/cRed=1时,得,
E=E0+0.059/n㏒γOxαRed/γRedαOx=E0’(5-3)
E0’称为条件电位,它是在特定条件下,氧化态和还原态的分析浓度均为1mol·L-1,或它们的比值为1时,校正了离子强度及副反应的影响后的实际电位,在条件一定时为常数。
条件电位是由实验测得,它与标准电位的关系和条件稳定常数与稳定常数的关系相似。
用E’来处理问题既简便又符合实际情况。
引入了条件电位后,能斯特公式表示成:
E=E0’+0.059/n㏒cOx/cRed(5-4)
对于有H+及OH-参加的氧化还原电对,因酸度的影响已包括在E0’中,因此用能斯特公式计算电对的电位时,H+及OH-便不出现在公式中。
由于各种副反应对条件电位的影响远较离子强度的影响大,而且离子强度的影响又难以校正,一般均
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