实验室检测仪器--电导滴定及其应用
电导滴定是电导测定与容量分析法相结合的分析方法。电导滴定法根据滴定过程中由于化学反应所引起的溶液电导率(或电导)的变化,来确定滴定终点。化学反应可以是中和反应、络合反应、沉淀反应和氧化还原反应。电导滴定要求反应物和生成物之间离子的淌度有大的改变,因为溶液中每一种离子都对溶液的电导有影响,因此必须消除干扰离子的影响,才能实现主反应离子电导变化的准确测定。这种方法不需要知道电导池常数,只须记录溶液滴定过程中的电导变化即可。滴定过程中应该注意保持温度恒定。
一、强酸强碱滴定
强碱滴定强酸的情况以NaOH滴定HC为例加以说明。其反应式为
图1 NaOH滴定HCl的电导滴定曲线
图1为NaOH滴定HCl的电导滴定曲线。图中下降部分代表溶液中尚存的HC1和已形成的NaCl的电导。上升部分代表反应达终点后,过量的碱和NaCl的电导。两条线段的交点即为滴定终点。
滴定过程中Na+不断取代H+,H+的淌度比Na+的淌度大得多,因此在化学计量点前,溶液的电导不断下降。化学计量点后,随着过量的NaOH的加入,OH-和Na+浓度都在不断增大,溶液电导也随着增大,因而滴定曲线出现上升情况。在化学计量点处溶液具有纯的NaCl的电导,这时,由于H+的淌度比OH-的淌度略大,终点的pH值会比7大。在强碱强酸相互滴定中通常采用指示剂或电位法指示终点,因此强碱滴定强酸一般不采用电导滴定法,但对于较稀的强酸溶液或强酸混合溶液的滴定,特别是滴定有水解离子存在的强酸,采用电导滴定法是很有利的。
二、弱酸(弱碱)的滴定
用强碱分别滴定离解常数 Ka为10-3和10-5的两种弱酸时,滴定曲线如图2。滴定开始后由于受弱酸离解平衡的控制,使滴定过程中所形成的弱酸盐中阴离子抑制着弱酸的离解,溶液的电导降低。随着滴定剂的不断加入,非电导性的弱酸逐渐被导电性的盐代替,溶液电导由极小点开始逐渐增大到化学计量点。然后由于强碱过量,电导值又迅速增大。
图2 强碱滴定强酸
三、混合酸(碱)的滴定
图3为用NaOH溶液或NH3·H2O分别滴定HCl与HAc的混合溶液。只要两种酸的离解常数相差10倍以上,就可以进行分别滴定。如果要滴定中等强度的酸( Ka≈10-3)和极弱的酸(Ka =10-10)时,可以分别用强碱和弱碱作滴定剂,先用强碱测出总量,再用只与强酸作用而与弱酸不作用的弱碱(如吡啶)来滴定强酸,从而达到分别测定的目的。
这种方法可以用来测定苯乙醇酸和苯酚,脂肪酸、松香酸和它们的混和物,皮革工业用的硫酸混合物中游离的磺酸和其它弱酸,合成丹宁中游离酚等。
图3 用NaOH溶液或NH3·H2O分别滴定HCl与HAc的混合溶液
四、沉淀和络合滴定
沉淀反应也可用来进行电导滴定,如用0.1 M醋酸钡在50 %乙醇溶液中,滴定10-4 M的硫酸根离子。用硝酸银滴定氯离子等等。在等当点前,由于几种离子的电导相近,所以溶液电导几乎不变;等当点后,由于过量滴定剂的加入,使电导很快增加。
如果两种反应产物都是微溶性的,如用Ba(OH)2溶液滴定MgSO4溶液,则溶液的电导在滴定开始时逐渐减小,到等当点后,由于游离Ba(OH)2的出现,电导逐渐增大。沉淀滴定中,滴定剂中的离子与被测离子生成的沉淀物的溶度积愈小,溶液电导的转折愈明显。如果阳离子被沉淀,应选择阴离子淌度小的为滴定剂。
沉淀滴定的准确度取决于沉淀形成的速度、纯度和溶解度。误差主要来源于电极的污垢吸附及其沉淀。
利用络合反应也可进行电导滴定。如用EDTA测定有色或混浊溶液中的硬度(Ca2+-Mg2+总量)。
由于产生淌度较大的H+,因而在等当点前后电导值有明显的转折。
由于OH-的淌度较大,所以,络合反应电导滴定在某些有H+、OH-参加的配位化合物研究中是很有用的。
