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第五章 酸碱滴定法 第五章 酸碱滴定法Acid-base Titration HF F - + H+ H2PO4- HPO42- + H+ HAc Ac- + H+ NH4+ NH3 + H+ 二元酸H2C2O4 pKa1 + pKb2 = 14 pKa2 + pKb1 = 14 第二节 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布 分布曲线—分布分数与溶液pH值的关系曲线，即δi-pH曲线。 例5-2 计算pH=5.00时，0.10mol·L-1 HAc溶液中 各型体的分布分数和平衡浓度。 讨论： 第三节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 HA(KHA，CHA)+HB(KHB，CHB) 混合酸溶液的PBE:[H+]=[A-]+[B-]+[OH-] 因混合酸溶液呈酸性，故[OH-]可忽略。 第四节 酸碱缓冲溶液 缓冲容量：衡量缓冲溶液缓冲能力大小，用?表示 四、终点误差（滴定误差） Et 第八节 酸碱滴定法的应用 ※ 双指示剂法不仅用于混合碱的定量分析，还可用于未知碱样的定性分析： V1和V2的变化 试样的组成 补充例题：称取混合碱试样0.6839g溶于水，以酚酞为指示剂，用0.2000mol?L-1HCl标准溶液滴定至终点，耗去酸溶液23.10mL；再加甲基橙指示剂，滴定至终点，又耗去酸溶液26.81mL。问此混合碱试样由何种成分组成？各组分的含量为多少？ 解：∵V2V1, ∴该混合碱试样由NaHCO3和 Na2CO3组成。故： 滴定反应为：NaOH+ KHP= KNaP+H2O Et表示终点误差 在滴定分析中，由指示剂确定的滴定终点与化学计量点不同而引起的误差 ，称为终点误差，又称滴定误差 。 下标ep表示终点；下标sp表示计量点； 例：CHX，ep是酸HX在终点时的浓度，其余类推。 终点误差Et定义 Et = ? 100% 被测物质的物质的量 滴定剂不足或过量的物质的量 终点误差Et:滴定剂不足或过量的物质的量与被测物质的物质的量的比值。 一、强碱（酸）滴定强酸（碱） 强碱NaOH滴定强酸HCl，Et定义为：滴定剂(NaOH)不足或过量的物质的量与强酸(HCl)的物质的量的比值。 式中，CHCl,ep—按终点体积计算时HCl的分析浓度 若C=C0,则CHCl,ep≈CHCl,sp= C0/2 同理，强酸滴定强碱时的终点误差为： Cb,ep—按终点体积计算时强碱（b）的分析浓度 二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱） 强碱NaOH滴定一元弱酸HA的终点误差为： 简化计算：强碱滴定弱酸，[OH-]ep?[H+]ep，上式可简化为： 若C=C0，则CHA,ep≈CHA,sp= C0/2 同理，强酸滴定一元弱碱B的终点误差为： 简化计算：强酸滴定弱碱，[H+]ep?[OH-]ep，上式可简化为： 若C=C0，则CB,ep≈CB,sp= C0/2 例：0.2mol?L-1NaOH滴定20.00mL0.2mol?L-1HCl，求选甲基橙(pHep=4.0)及酚酞(pHep=9.0)作指示剂时的Et。 解： 强碱滴定强酸： 例：0.1mol?L-1HCl滴定25.00mL 0.1000mol?L-1 NH3溶液，计算选甲基橙作指示剂(pH=4.0)时的Et（已知， NH3 Kb=1.8?10-5) 解： 强酸滴定弱碱： 一、混合碱的分析 （一）NaOH+Na2CO3的测定 V1 NaOH→NaCl Na2CO3→NaHCO3 V2:NaHCO3→H2O+CO2 V1?V2 该法简便，但滴定第一计量点（NaHCO3)时，终点不明显，约有1％左右的误差。 由于分步滴定Na2CO3用去的HCl体积相等，所以，(1)V1?V2；(2) 滴定Na2CO3用去的HCl体积为2V2(mL)；（3）滴定NaOH用去的HCl体积为V1-V2(mL)。 V1: NaOH→NaCl Na2CO3→NaHCO3 V2:NaHCO3→H2O+CO2 2.氯化钡法（将试液分成两份） 试液 甲基橙 总碱度 HCl(V1mL) 试液 BaC