無(wú)機(jī)及分析化學(xué) 教學(xué)課件 ppt 作者 劉玉林 劉宜樹(shù) 王傳虎 主編第9章之氧化還原滴定法

1、1,無(wú)機(jī)及分析化學(xué)第9章 化學(xué)分析法之氧化還原滴定法,9.4 氧化還原滴定法,氧化還原滴定法是以氧化還原反應(yīng)為基礎(chǔ)的分析方法，是滴定分析中應(yīng)用最為廣泛的方法之一。 常用的方法有高錳酸鉀法、重鉻酸鉀法、碘量法、溴酸鉀法、鈰量法等。,9.4.1 條件電極電勢(shì)及其影響因素,1. 條件電極電勢(shì),可逆電對(duì) aOx + ne = b Red 的電位為,25℃時(shí):,Nernst 方程式,氧化還原滴定通常在室溫進(jìn)行, 不考慮溫度影

2、響,a(Ox) ——氧化型一側(cè)所有組分活度的冪乘積；a(Red)——還原型一側(cè)所有組分活度的冪乘積。,1. 條件電極電勢(shì),,E ?/——在一定條件下，氧化型和還原型物質(zhì)的分析濃度均為1mol·L-1時(shí)，校正了離子強(qiáng)度、酸度和其它副反應(yīng)系數(shù)影響后的實(shí)際電極電勢(shì)。 在一定條件下，條件電極電勢(shì)為常數(shù)， E ?/一般由實(shí)驗(yàn)測(cè)得。,a(Ox)=[Ox]·?(Ox)/?Ox =c(Ox)·?(Ox)

3、/?Ox a(Red)=[Red]·?(Red)/?Red=c(Red)·?(Red)/?Red,,E ?/ 稱(chēng)條件電極電位,,c(Ox) ——氧化型(自身)的分析濃度(總濃度) ；c(Red)——還原型(自身)的分析濃度(總濃度) 。,說(shuō)明： ①條件電極電勢(shì)——在一定條件下，氧化態(tài)和還原態(tài)的總濃度都是 1mol·L-1時(shí)的實(shí)際電極電勢(shì)，反映了離子強(qiáng)度與各種副反應(yīng)對(duì)電極電勢(shì)的影響。

4、 ②用 代替 ，用濃度代替活度進(jìn)行計(jì)算，比較符合實(shí)際情況。,,,說(shuō)明： ③ 一般由實(shí)驗(yàn)測(cè)定。在實(shí)際工作中，若無(wú)相同條件的 ，可采用條件相近的 數(shù)據(jù)。對(duì)于沒(méi)有相應(yīng)條件電極電勢(shì)的，仍采用標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì) 。 ④較為真實(shí)地放映了電對(duì)的實(shí)際氧化還原能力。

5、 參見(jiàn)附錄7,2. 外界條件對(duì)條件電極電勢(shì)的影響,(1) 離子強(qiáng)度的影響 離子強(qiáng)度越大，活度與濃度的差別越大，以濃度代替活度計(jì)算誤差也越大。但由于離子強(qiáng)度的影響難以校正，同時(shí)其影響也遠(yuǎn)比副反應(yīng)的影響小，所以常不考慮。 (2) 副反應(yīng)的影響 生成沉淀或配合物等副反應(yīng)，會(huì)導(dǎo)致電對(duì)電極電勢(shì)改變。,(2) 副反應(yīng)的影響,E? (Cu2＋/Cu＋)＝0.153V， E? (I

6、2/I－)＝0.5355V,P218【例9.20】用條件電極電勢(shì)說(shuō)明在1mol.L-1KI溶液中，Cu2+可氧化 I- ？(忽略離子強(qiáng)度的影響) 解,,E? (Cu2＋/Cu＋)＝0.153V，E? (I2/I－)＝0.5355V,續(xù)【例9.20】,,當(dāng) （CuI為固體）時(shí)，,故在1mol.L-1KI溶液中，,故 Cu2+可氧化I-。,(3) 溶液酸度的影響,一些含氧酸根的電

7、極反應(yīng)中如有一些含氧酸根、氧化態(tài)或還原態(tài)是弱酸或弱堿的，酸的改變會(huì)影響條件電極電勢(shì)。,H3AsO4＋2H++2e－＝HAsO2＋2H2O,在pH=8.0時(shí)，,下列反應(yīng)逆向進(jìn)行:,H3AsO4＋2H++2I－ HAsO2＋2H2O+I2,強(qiáng)酸性下正向進(jìn)行。,1. 條件平衡常數(shù),,,9.4.2 氧化還原準(zhǔn)確滴定條件和反應(yīng)速率,兩電對(duì)的條件電極電勢(shì)差值越大，條件平衡常數(shù)越大，反應(yīng)進(jìn)行越完全.,2.氧化還原準(zhǔn)確滴定條件,② 一般

8、，當(dāng) ，反應(yīng)就能定量進(jìn)行，可能用于滴定分析。 例如 K2Cr2O7 與 Na2S2O3的反應(yīng)，反應(yīng)很完全，但有副反應(yīng)伴生，因此無(wú)法準(zhǔn)確定量。還有些氧化還原反應(yīng)可進(jìn)行完全但反應(yīng)速率卻很慢等。,,,說(shuō)明①當(dāng),,說(shuō)明: ③ 對(duì)改變條件，條件電極電勢(shì)變化較大的，可創(chuàng)造條件，使 ，則反應(yīng)仍可用于滴定分析。 如

9、下述反應(yīng)可通過(guò)控制酸度控制反應(yīng)方向。,,3. 氧化還原反應(yīng)的速率及影響因素,(1)濃度,一般來(lái)說(shuō)，增加反應(yīng)物濃度可以加速反應(yīng)進(jìn)行。,(2)溫度,對(duì)大多數(shù)反應(yīng)來(lái)說(shuō)，升高溫度可以加快反應(yīng)速率。,2 MnO4-＋5 C2O42-＋16 H＋ ＝ 2Mn2＋＋10CO2 ＋8H2O,通常將溶液加熱至75～85℃。,升高溫度的不利： I2有揮發(fā)性 ；Fe2+，Sn2+等易被氣中的O2氧化。,催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響很大，甚至于可影響產(chǎn)物。,(3)

10、催化劑,如 2Mn2+＋5S2O82-＋8 H2O＝2 MnO4-＋10SO42-＋16 H+,無(wú)Ag+作催化劑時(shí)，,如 2MnO4-+5C2O42-＋16H＋＝2Mn2＋+10CO2 ＋8H2O,自動(dòng)催化反應(yīng)：由于生成物本身引起催化作用的反應(yīng)。,開(kāi)始時(shí)反應(yīng)慢，隨著Mn(II)的產(chǎn)生,反應(yīng)越來(lái)越快.,,(4) 誘導(dǎo)反應(yīng),防止溶液： MnSO4-H3PO4-H2SO4,誘導(dǎo)反應(yīng)：KMnO4

11、 Fe2+　　　　Fe3++Mn2+,受誘反應(yīng)：KMnO4+2Cl- Cl2+Mn2+,,,,H+,H+,誘導(dǎo)體,作用體,受誘體,,,,①M(fèi)n(II)– 催化，促使中間體成為Mn(III);②H3PO4與Mn(III)絡(luò)合, 降低 (Mn(III)/Mn(II))③提高反應(yīng)的酸度。,1. 氧化還原滴定曲線(xiàn),例：在1 mol/L H2SO4 介質(zhì)中，用0.1000 m

12、ol/L Ce4+ 滴定 20.00mL0.1000 mol/L Fe2+溶液。,滴定至任何一點(diǎn)達(dá)到平衡時(shí),體系中兩電對(duì)電極電勢(shì)相等：,① 滴定前 溶液組成: Fe 2+ (無(wú)Fe 3+ ) ，無(wú)法計(jì)算，不討論。,9.4.3 氧化還原滴定曲線(xiàn)和終點(diǎn)的確定,②化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前(-0.1%), 溶液組成: Fe 3+過(guò)剩, Ce 4+不足， 如加入19.98mL Ce 4+,③化學(xué)計(jì)量點(diǎn) 溶液組成: (Fe2+)Fe3+；(

13、Ce4+)Ce3+聯(lián)立計(jì)算,化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)：,Esp——選擇氧化還原指示劑的依據(jù),,兩半反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子數(shù)，而不是方程式前對(duì)應(yīng)的系數(shù)。 此公式只適用于對(duì)稱(chēng)性電對(duì)。,對(duì)反應(yīng)前后計(jì)量系數(shù)不等、且有H+參加反應(yīng)的反應(yīng)，其化學(xué)計(jì)量點(diǎn)的電位不能按照上式計(jì)算。,④化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后：溶液組成+(+0.1%): Fe 2+不足，Ce 4+過(guò)量，如加入20.02mL Ce 4+,,,滴定突躍討論：氧化劑 還原劑,,,滴定曲線(xiàn)——以加入的標(biāo)準(zhǔn)

14、溶液的體積為橫坐標(biāo)，根據(jù)能斯特方程計(jì)算的電極電勢(shì)為縱坐標(biāo)所繪制的曲線(xiàn)。,分類(lèi),自身指示劑,專(zhuān)屬指示劑,氧化還原指示劑,電對(duì)自身顏色變化， MnO4- / Mn2+,淀粉吸附 I2,在氧化還原滴定法中，可以選擇不同的指示劑來(lái)確定滴定的終點(diǎn)。,2. 氧化還原滴定終點(diǎn)的確定,(1) 氧化還原指示劑,氧化還原指示劑是一類(lèi)弱的氧化劑或還原劑，氧化型與還原型物質(zhì)具有不同的顏色，在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)附近，指示劑顏色改變，指示終點(diǎn)到達(dá)。,氧化態(tài)色

15、 還原態(tài)色,In (Ox) + ne- = In ( Red ),理論變色點(diǎn)：,理論變色范圍：,幾種常見(jiàn)的氧化還原指示劑,選擇氧化還原指示劑的原則： ①指示劑的變色范圍應(yīng)落在滴定突躍范圍之內(nèi)，至少部分落在范圍內(nèi)；指示劑的變色點(diǎn)電勢(shì)EIn?/與化學(xué)計(jì)量點(diǎn)電勢(shì)Esp越接近，誤差越小。 ②顏色要有明顯突變，以便于觀察。,H,二苯胺磺酸鈉,還原態(tài)： 無(wú)色 氧化態(tài)：紫色,,在氧化還原滴定

16、法中，有些標(biāo)準(zhǔn)溶液或被測(cè)物本身具有顏色，而滴定產(chǎn)物為無(wú)色或顏色很淺，利用溶液本身顏色的變化而指示終點(diǎn)稱(chēng)為自身指示劑。例如： KMnO4為紫紅色，在酸性溶液中用來(lái)滴定無(wú)色或淺色還原劑時(shí)，可利用稍過(guò)量的高錳酸鉀自身的粉紅色來(lái)指示滴定終點(diǎn)（c（KMnO4）~2?10-6 mol · L-1)。,（2）自身指示劑,（3） 專(zhuān)屬指示劑,這類(lèi)指示劑本身并不具有氧化還原性，但它能與氧化劑或還原劑生成具有特殊顏色的物質(zhì)，從而指示滴定終點(diǎn)。,

17、碘量法中常用淀粉為指示劑根據(jù)藍(lán)色的出現(xiàn)或消失指示終點(diǎn)。,9.4.4 氧化還原預(yù)處理,在氧化還原滴定中，通常將待測(cè)組分先氧化為高價(jià)狀態(tài)后再用還原劑進(jìn)行滴定；或者先還原為低價(jià)狀態(tài)后再用氧化劑進(jìn)行滴定。氧化還原滴定前使待測(cè)組分轉(zhuǎn)變?yōu)橐欢▋r(jià)態(tài)的步驟稱(chēng)為預(yù)處理。,1. 預(yù)處理氧化劑或還原劑的選擇,2. 常用的預(yù)氧化劑及預(yù)還原劑,,,,,,,9.4.5 常用的氧化還原滴定法,1. 高錳酸鉀法,KMnO4是一種強(qiáng)氧化劑，在酸性、堿性、中性介質(zhì)，中

18、，氧化能力與產(chǎn)物不同。以酸性介質(zhì)為例討論。在強(qiáng)酸性條件下 pH＜1 MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O Eθ=1.51V n=5自身指示劑：KMnO4，終點(diǎn)顏色由無(wú)色→淺粉紅色。

19、

20、 應(yīng)用廣泛： 直接滴定:許多還原性物質(zhì)，F(xiàn)e2+，C2O42-，H2O2； 間接滴定：非氧化還原性物質(zhì)Ca2+， Pb2+ ， Cd2+等 ； 返滴定：一些氧化性物質(zhì) MnO2， Cr2O72-等,（1） 高錳酸鉀法概述,高錳酸鉀不易提純，含雜質(zhì)，易分解，用間接法配制，放置數(shù)天后進(jìn)行標(biāo)定。

21、 稱(chēng)取量比理論量多一些，加蒸餾水→加熱煮沸→ 暗處保存（棕色瓶）→過(guò)濾除去MnO2 →標(biāo)定標(biāo)定KMnO4標(biāo)準(zhǔn)溶液的基準(zhǔn)物質(zhì)：Na2C2O4、H2C2O4·2H2O、As2O3和純鐵 絲等。常用Na2C2O4標(biāo)定，標(biāo)定原理： 2MnO４－＋5C2O４2-＋16H＋= 2Mn2＋+10CO２↑+ 8H２O,（2）標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定（間接法配制）,(1) 溫度：75—85℃(低-慢,高-KMnO4或H2C2O4分解)；

22、(2)酸度：滴定前c(H+)為0.5～1mol·L-1（使用1～2 mol·L-1 H2SO4，不用HCl、HNO3，因?yàn)镠Cl具有還原性，HNO3具有氧化性。），滴定后c(H+)為0.2～0.5mol·L-1； (低-產(chǎn)生MnO2,高-H2C2O4分解(3) 滴定速度：慢—快—慢（Mn2+自身催化）注意： KMnO4 分解（高溫；加量大）(4) 終點(diǎn)判斷 KMnO4 自身指示劑，稍過(guò)量，粉紅色，30

23、s內(nèi)不褪色。,高錳酸鉀法滴定條件：,測(cè)定過(guò)程有關(guān)反應(yīng)如下：,均相沉淀：在酸性溶液中加入過(guò)量(NH４)２C２O４，然后滴加稀氨水使pH值升高，控制pH在3.5～4.5，使CaC２O４沉淀緩慢生成，避免生成Ca(OH)C2O４和Ca(OH)2。得純凈粗大的晶粒。,（3）應(yīng)用示例——鈣鹽中鈣的測(cè)定,K2Cr2O7為滴定劑的氧化還原滴定法稱(chēng)為重鉻酸鉀法。K2Cr2O7在酸性條件下有較強(qiáng)的氧化性，氧化性不如KMnO４,Cr2O72-+14H++

24、6e- 2Cr3++7H2O Eθ=1.23V,橙色 綠色,指示劑：氧化還原指示劑。如：測(cè)Fe2+ 可用二苯胺磺酸鈉（無(wú)色/紫紅），終點(diǎn)由深綠→蘭紫色。,（1）概述,2. 重鉻酸鉀法,(3)可用HCl(<3mol/L)控制酸度。 (4)反應(yīng)速度快，可在室溫下滴定。 (5) K2Cr2O7氧化性較KMnO4弱，應(yīng)用范圍窄一些， 但選擇性比較高。一般在酸性條

25、件下滴定。 (6)需外加指示劑：常用二苯胺磺酸鈉,與KMnO4 法相比，K2Cr2O7法具有以下特點(diǎn)：,(1) K2Cr2O7易提純(99.99%)，組成恒定，可作為基準(zhǔn)物質(zhì)直接準(zhǔn)確稱(chēng)量配制標(biāo)準(zhǔn)溶液。(2) K2Cr2O7標(biāo)準(zhǔn)溶液非常穩(wěn)定，在密閉容器中可長(zhǎng)期保存，濃度基本不變。,【例】K2Cr2O7法測(cè)定鐵樣中鐵的含量,,加入各試劑的作用(1) KMnO4——氧化劑; (2) 濃HCl——溶劑；

26、 (3) TiCl3——還原劑； (4) Na2WO4——指示劑 (5) CuSO4 ——催化劑；(6) 二苯胺磺酸鈉——氧化還原指示劑； (7) K2Cr2O7—— 滴定劑。(8) H2SO4—H3PO4,,,,,,,突躍范圍,0.86,1.09,,,,A%,V,K2Cr2O7 Fe2+,,,,,,,化計(jì)點(diǎn)1.03,,,,,二苯胺

27、磺酸鈉,在H2SO4中,,,,在H2SO4—H3PO4,突躍范圍0.69~1.09,E??In/V=0.85,3. 碘量法,碘量法也是常用的氧化還原滴定法之一，它是利用I2的氧化性和I-的還原性進(jìn)行滴定的分析方法。其電極反應(yīng)是：,固體I2水溶性比較差，為了增加其溶解度，通常將I2溶解在KI溶液中，此時(shí)I2以I3-形式存在（為了簡(jiǎn)化起見(jiàn)，I3- 一般仍簡(jiǎn)寫(xiě)為I2）。,碘量法的特點(diǎn),I2是較弱的氧化劑，只能與較強(qiáng)的還原劑作用。I－是中等強(qiáng)

28、度的還原劑，能與許多氧化劑作用。,碘量法主要誤差來(lái)源：①I(mǎi)2易揮發(fā)； ②I－在酸性條件下容易被空氣所氧化。減小誤差措施： ①加入過(guò)量KI，生成I3－絡(luò)離子；氧化析出的I2立即滴定，室溫下碘量瓶中進(jìn)行，勿劇烈搖動(dòng)；②避免光照（催化I－氧化）；控制溶液的酸度不要過(guò)大。,碘量法分類(lèi)：,直接碘量法——用I2標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定還原劑（碘滴定法）。,間接碘量法(亦稱(chēng)碘量法)——利用I－與強(qiáng)氧化劑作用生成定量的I2，再用還原劑標(biāo)準(zhǔn)溶液與I2反

29、應(yīng)，測(cè)定氧化劑的方法。 （滴定碘法）,利用I2作標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定較強(qiáng)還原性的物質(zhì)：S2-、SO32-、S2O32-、Sn2+、AsO33-、SbO33-、抗壞血酸和還原糖等。滴定條件：弱酸性、中性介質(zhì)。原因： 堿性條件（岐化）3I2 + 6OH- = IO-3 + 5I- + 3H2O 酸性條件（氧化） 4I- + O2 + 4H+ = 2I2 + 2H2O標(biāo)準(zhǔn)溶液：I2 指示劑：淀粉溶液，終點(diǎn)顏色由淺黃→淡

30、藍(lán)色。,(1) 弱酸性或中性；(2) 防止I2的揮發(fā)；(3) 淀粉指示劑只能在臨近終點(diǎn)時(shí)加入，以防淀粉包合較多I2 。,直接碘量法滴定條件：,(1) 直接碘量法,比Eθ(I2/I-)=0.535V電位高的氧化性物質(zhì)可用此法測(cè)定?？蓽y(cè)氧化性物質(zhì)，如：Cu2+、H2O2、MnO4—、IO3—、Cr2O72—等。 (1) 被測(cè)氧化劑與先I-作用，使I-氧化而析出I2； (2) 用Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定析出的I2

31、。 (3) 指示劑：可溶性淀粉溶液，終點(diǎn)顏色藍(lán)色消失。,2MnO4-+ 10I- + 16H+ 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O 2S2O32- + I2 2I- +S4O62-,例如：KMnO4在酸性溶液中與過(guò)量的的KI作用，析出的I2用Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。其反應(yīng)如下：,(2) 間接碘量法,(1) 控制溶液酸度在弱酸性或中性介質(zhì)；原因: 堿

32、性（I2岐化； Na2S2O3與I2發(fā)生副反應(yīng)生成SO42-） 酸性（ I-氧化； Na2S2O3 分解 Na2SO3+S）(2) 加入過(guò)量I-，生成I3-，防止I2的揮發(fā)；反應(yīng)在室溫下進(jìn)行，不要?jiǎng)×覔u動(dòng)，以防I-被空氣中O2氧化；(3) 淀粉指示劑只能在臨近終點(diǎn)時(shí)加入，以防較多的I2被淀粉包合，導(dǎo)致終點(diǎn)滯后。,Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液要間接法配制.標(biāo)定的基準(zhǔn)物質(zhì)： K2Cr2O7、KBrO3、KIO3等,間接碘量法測(cè)定條件：

33、,,① Na2S2O3溶液的配制 由于以下原因，Na2S2O3溶液只能采用間接法配制： (1) 市售Na2S2O3·5H2O (俗稱(chēng)海波)一般含有少量的雜質(zhì)，如S、SO32-、SO42-、CO32-、Cl-等; (2) 溶液中存在以下反應(yīng)：,(3)標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定,S2O32- SO32- + S,2S2O32- + O2 2SO4

34、2- + 2S,S2O32-+CO2+H2O HSO3-+HCO3- +S,粗稱(chēng)一定量的Na2S2O3 ·5H2O，配制時(shí)注意:需要用新煮沸并冷卻了的蒸餾水，以除去CO2、O2和殺死細(xì)菌。并加入少量的Na2CO3，使溶液呈弱堿性，以抑制細(xì)菌的生長(zhǎng)，防止Na2S2O3分解。配制好的Na2S2O3溶液應(yīng)貯存于棕色試劑瓶中，放置暗處一周后進(jìn)行標(biāo)定。標(biāo)定Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液的基準(zhǔn)物質(zhì)： K2Cr2O7、KBr

35、O3、KIO3等。久置重標(biāo)。,Na2S2O3溶液的配制,I2溶液可以用升華法制得的純I2直接配制，但由于I2易揮發(fā)，難以準(zhǔn)確稱(chēng)取，所以一般仍采用間接法配制。I2在水中的溶解度很?。?0℃為1.33×10-3mol·L-1），故一般用KI溶液作溶劑配制，既可以增大I2的溶解度，又可防止I2的升華。 I2液具有腐蝕性，應(yīng)貯存于棕色試劑瓶中，放置暗處保存，避免與橡皮塞和橡皮管接觸。,③ I2溶液的配制和標(biāo)定,常用基準(zhǔn)物

36、質(zhì)As2O3標(biāo)定，也可用已標(biāo)定好的Na2S2O3溶液標(biāo)定。,(4) 應(yīng)用示例,例： 膽礬中(CuSO4·5H2O) 銅含量的測(cè)定。,酸度：pH=3~4（高：Cu2+水解；I2歧化；低：I-氧化） 酸化時(shí)常用H2SO4或HAc，不宜用HCl(配位)和HNO3 I-氧化。,近終點(diǎn)加入SCN-——沉淀轉(zhuǎn)化，使CuI沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的CuSCN沉淀，以減小吸附，釋放I2；加入早，起副反應(yīng) ： SCN- 可直接還原Cu2+ （-

37、） 。近終點(diǎn)加入淀粉：加早，包含I2，終點(diǎn)拖后（+）加NH4F防止Fe3+干擾：2Fe3++2I-= 2Fe2++I2 （+）,反應(yīng)條件：,9.4.6 電勢(shì)滴定法簡(jiǎn)介,應(yīng)用：滴定反應(yīng)平衡常數(shù)較小，滴定突躍不夠明顯；試液有色、混濁，指示劑難以指示終點(diǎn)。,1. 方法原理和特點(diǎn),原理：通過(guò)測(cè)量滴定過(guò)程中電極電勢(shì)的變化以確定滴定的終點(diǎn)。,方法原理：指示電極（隨待測(cè)離子Mn+濃度變化而變化） 參比電極

38、（電勢(shì)恒定） 電勢(shì)突躍（化學(xué)計(jì)量點(diǎn)） ——滴定終點(diǎn),特點(diǎn)：①準(zhǔn)確度較高，相對(duì)誤差低于0.2%。 ②適用于渾濁或有色溶液的滴定。 ③適用于非水溶液的滴定。 ④適用于連續(xù)滴定和自動(dòng)滴定，適用于微量分析。,,2. 電勢(shì)滴定的基本儀器裝置,(1)滴定管(2)滴定池(3)指示電極(4)參比電極(5)攪拌子(6)電磁攪拌器(7

39、)電動(dòng)勢(shì)測(cè)量?jī)x,圖9.14 E－V曲線(xiàn)法,3. 滴定終點(diǎn)的確定,(2) 一階微商法 圖9.15 (ΔE/ΔV - V曲線(xiàn)法),(3) 二階微商法 圖9.16 (Δ2E/ΔV 2 - V曲線(xiàn)法),P232【例9.27】以0.100mol.L-1AgNO3滴定10.00mLNaCl，在計(jì)量點(diǎn)附近1?2 mL每隔0.1?0.2 mL測(cè)量一E，其他可間隔大些，測(cè)量數(shù)據(jù)如表9.11所示。解 這里重點(diǎn)介紹 二階微商法 (計(jì)算