基础化学-第13章-2.pptVIP

第三节 酸碱滴定法 指示剂HIn在溶液中解离达平衡时 (一)强碱滴定强酸 (0.1000mol·L-1NaOH滴定 20.00ml 0.1000mol·L-1HCl) (3) 化学计量点 同理，当滴入NaOH 19.98mL时，（-0.1%） (4)化学计量点后 （+0.1%） 当加入NaOH溶液20.02mL 时 (二) 一元弱酸的滴定 强碱滴定一元弱酸的基本反应： HB + OH- ＝B- + H2O (1) 滴定前 溶液的酸度可根据HAc的离解平衡计算： (2) 滴定开始至化学计量点前（- 0.1%） 溶液中未反应的HAc和反应所生成的Ac-组成共轭酸碱对。溶液的pH值： 当滴入NaOH溶液19.98mL时，溶液中 (3) 化学计量点 当滴入NaOH溶液20.00mL时，HAc全部被中和生成NaAc，溶液显碱性。 (4) 化学计量点后 由于过量的NaOH存在，溶液的pH值取决于溶液中过量的NaOH的浓度。当加入NaOH溶液20.02mL时。 多元碱的滴定 多元碱的滴定与多元酸的滴定类似，有关多元酸分步滴定的结论也适用于强酸滴定多元碱的情况。 * 一、酸碱指示剂 在特定的pH范围内，随溶液pH改变而变色的化合 物叫做酸碱指示剂。 酚酞 8.0~9.6 甲基橙3.1~4.4 指示剂HIn在水溶液中的解离平衡可用下式表示： 其中，HIn是酸色成分, 它所具有的颜色为酸色； In-是碱色成分，其颜色为碱色。 （一）指示剂变色原理 （酸色成分） （碱色成分） （二）指示剂的变色范围和变色点 pH = pKIn + lg [In-] [HIn] 指示剂理论变色范围： pH = pKIn±1 [HIn] [In-] = 1时，等量酸色和碱色的中间混合色 pH = pKIn　称为变色点 溶液呈碱色 溶液呈酸色 常用酸碱指示剂和它们的变色范围 指示剂 酸色~碱色 变色范围(pH) 甲基橙 甲基红 中性红 酚酞 红~黄 红~黄 红~橙黄 无~红 3.1~4.4 4.4~6.2 6.8~8.0 8.0~9.6 百里酚酞 溴甲酚绿 溴酚蓝 百里溴酚蓝 无~蓝 黄~蓝 黄~紫 黄~蓝 9.4~10.6 4.0~5.6 3.0~4.6 6.2~7.6 1．滴定曲线 (1)滴定前 溶液的酸度等于HCl的原始浓度： [H+]=0.1000(mol·L-1) pH=1.00 二、滴定曲线与指示剂的选择 (2) 开始滴定到化学计量点前 当NaOH溶液加入18.00mL时，溶液的[H+]为： pH = 7.00 加入20.00mL NaOH溶液时，恰与20.00mL HCl 溶液完全反应，生成NaCl和H2O，溶液呈中性。 NaOH加入量 0 2 4 6 8 10 12 14 10 20 30 40 B 酚酞 C 计量点 A 甲基橙 pH 0.1000mol·L-1NaOH滴定 20.00ml 0.1000mol·L-1HCl的滴定曲线 突跃范围 4.30 ~ 9.70 + 0.1% - 0.1% 计量点前后±0.1％相对误差范围内，溶液pH的突变过程，称为滴定突跃 .该pH的突变范围称为滴定突跃范围。 指示剂的选择 选择原则：变色范围全部或部分落在滴定突跃范围之内。 强碱滴定强酸影响突跃范围的因素 结论：浓度越大，突跃范围也越宽。 强酸被准确滴定的条件： c≥2×10-4mol/L 不同浓度的NaOH滴定不同浓度的HCl的滴定曲线 1 2 3 1：1.000mol·L-1NaOH滴定 1.000mol·L-1HCl的滴定曲线 2：0.1000mol·L-1NaOH滴定 0.1000mol·L-1HCl的滴定曲线 3：0.01000mol·L-1NaOH滴定 0.01000mol·L-1HCl的滴定曲线 PH NaOH用量 1 2 3 (0.1000mol·L-1NaOH滴定 20.00ml 0.1000mol·L-1HAc) （+0.1%） 0.1000mol·L-1NaOH滴定 20.00ml 0.1000mol·L-1HAc的 滴定曲线 突跃范围为7.75～9.70 NaOH的加入量 酚酞 弱酸能被强碱准确滴定的先决的条件: c · Ka≥10-8 (三)多元酸、碱的滴定 (1)首先根据c·Ka≥10-8或c·Kb≥10-8，判断各级是否有明显的突跃。 判断多元弱酸、弱碱能否直接滴定的依据 (2)根据相邻两级的Ka1/Ka2 104，来判断能否进行分步滴定。若之比小于104时，滴定时两个突跃合并成一个突跃。 例题1（P264, 习题9） 测定一不纯的酒石酸(H2C4H4O6，二元酸) 试样时，称取样品5.037g，配成250.0mL溶液， 取25.00mL