溫度滴定法說課講解

1、溫度滴定法 反應釋放出的熱量可以兩種方式用于分析方法： 旨在確定滴定的終點，在滴定過程中把試樣的溫度作為加滴定劑體積的函數(shù)來測定 旨在測定被滴物的未知量，把滴定過程中測量的總熱量與該反應的已知摩爾反應熱作比較，或者在標定時與涉及滴定反應的任何其他熱量作比較 溫度滴定法的特殊優(yōu)點是，若 試樣的特性，如離子強度或溶劑等，不干擾滴定反應，則在很大程度上與它們無關同時可以操作有色溶液，膠體溶液或漿液同電化學方法中的電極比較，作為測量器件的溫度傳感器是惰性的，并且它不偽示試樣成分參與反應的結果溫度滴定原理原理 熱譜圖熱譜圖吸熱反應放熱反應TB大小各點意義ABCD溫度滴定應用應用酸堿滴定極弱酸可確定終點普

2、通滴定溫度滴定多元酸可分步滴定溫度滴定應用應用絡合滴定Ca2+、Mg2可分別測定普通滴定(EBT)如何？曲線為何打彎?其它各種反應! 整個過程可分為四個階段：圖中1為滴定預備期，因攪拌作功系統(tǒng)略有溫升；2為反應滴定期，于B點開始加入滴定劑，到C點反應完全，反應熱導致溫升；3為過量滴定稀釋期，過量滴定劑加入產(chǎn)生稀釋熱，也引起系統(tǒng)一定的溫升；4為滴定結束期。 對于強堿弱酸反應，反應熱rH是酸堿中和熱nH與弱酸的離解熱dH之和。以一元弱酸H3BO3與NaOH的反應為例： B（OH）3+H2OH+B（OH）4- dH H+OH-H2O nH總反應： B（OH）3+OH-B（OH）4- rH根據(jù)蓋斯定律

3、 rH=dH+nH （1）式中，中和熱rH與溫度有關。不同熱力學溫度T時的摩爾熱nHm，可用下式表達： nHm=-57111.6+209.2（T-298.2） （2）這里nHm的單位為Jmol-1。 摩爾反應熱nHm通過實驗測得反應過程的溫升Tr，由下式計算： nHm=K（Tr/n） （3）式中n為生成物質的量，K為量熱系統(tǒng)熱容。K值可由已知濃度的強酸強堿反應熱（即中和熱nHm）對系統(tǒng)進行標定而得。 若相應生成物的量和溫升值用n0和T0表示，則： K= n0 nHm / T0 （4）代入（3）式，得： rHm=nHm（ n0 /n）（ Tr / T0 ） （5）因此 dHm=nHm（ n0 /

4、n ）（ Tr / T0 ）-1 （6） 本實驗中各T是由熱敏電阻Rx用直流平衡電橋配以自動平衡記錄儀進行測定的。在反應滴定預備期，調節(jié)R3使橋路平衡，即R1Rx=R2R3，C，D之間就產(chǎn)生了不平衡電位UCD。由于在溫度滴定中溫度變化很小，所以熱敏電阻的溫度系數(shù)可視為常數(shù)。這樣，由電橋輸出的不平衡電位在自動記錄儀上的UCD與溫度變化值呈正比關系。若UCD用記錄線的相應長度l表示，則 Tr=alr (7) T0=al0 (8)式中a為比例常數(shù).將此兩式和式(2)代入式(6),得: dHm=-57111.6+209.2(T-298.2) （ n0 /n ）（lr/l0）-1 (9)對于反應速度較快

5、,反應熱較大的化學反應,可采用直接注入量熱法.即一次性注入過量滴定劑并測量注入前后的溫差.為避免稀釋熱,滴定劑的濃度是被滴定液的100倍左右.實驗試劑:2mol/LNaOH標準溶液,0.02mol/LHCl標準溶液,0.02mol/LH3BO3標準溶液.實驗步驟:方法一:滴定量熱法移取50mL0.02mol/LHCl標準溶液于干燥潔凈杜瓦瓶中.調節(jié)電位器與橋臂的可變電阻,使記錄儀筆針在一適當位置.開動磁力攪拌器.待系統(tǒng)溫度穩(wěn)定后,松開堿液瓶下橡皮管上的夾子,讓NaOH溶液在重力作用下勻速加入杜瓦瓶中.當反應過了滴定稀釋期,將夾子夾住,停止加入堿液,即能得到類似的動態(tài)曲線.倒去杜瓦瓶中的反應液,洗凈后移入50mL0.02mol/LH3BO3標準溶液,重復上述步驟13進行操作.方法二:直接注入量熱法同方法一步驟1,2.待系統(tǒng)溫度穩(wěn)定后,用注射器一次性注入0.8mL的2mol/LNaOH標準溶液.待系統(tǒng)溫度再次穩(wěn)定后,直接從記錄儀上讀得反應前后的UCD或相應的l。同上測量0.02mol/LH3BO3標準溶液與NaOH溶液反應時的UCD 。參考書目：溫度滴定法 聯(lián)邦德國 J巴特爾 科學出版社酸堿平衡的處理