酸碱滴定与酸碱指示剂.docVIP

酸碱滴定与酸碱指示剂 1.酸碱滴定 ⑴使用一种已知浓度的酸液或碱液，逐滴加入未知浓度的待测碱液或待测酸液中，以测定出待测液浓度的实验方法，称为酸碱滴定 (acid-base titration)。 ⑵已知浓度的溶液，称为标准溶液 (standard solution)，滴定时所使用的标准溶液，则称为滴定剂 (titrant)。 ⑶酸碱滴定是用途广泛的定量分析法，其原理是利用中和时，H＋ 与 OH－ 会以等莫耳数反应生成水，来推求被滴定液中，待测的酸液或碱液的浓度。 ⑷酸碱滴定的过程中，所滴入的 H＋（或OH－）莫耳数，与被滴定液中所含有的 OH－（或H＋）莫耳数恰好达到相等时，称为此滴定的当量点 (equivalence point)。亦即酸碱滴定至其当量点时，酸与碱的莫耳数之间有下列的关系： 或 CM（酸）×V（酸）×a ＝ CM（碱）×V（碱）×b ⑸根据酸碱滴定达当量点时，所滴入的滴定液体积，可计算出被滴定液的浓度。以强酸滴定强碱或以强碱滴定强酸，达当量点时，被滴定液呈中性。 ⑹由于一般酸、碱、盐的水溶液大多为无色，在滴定的过程中，为了能够判断何时达到当量点，所以在被滴定液中须加入适当的酸碱指示剂。 ⑺进行酸碱滴定时，应先将滴定剂装入滴定管中，另以吸量管吸取一定体积的待测液，置于锥形瓶中，并于瓶内加入 2～3 滴酸碱指示剂。在滴定过程中，若锥形瓶内的溶液颜色改变，经摇动后颜色可持续，不褪回原色，即达到滴定终点 (titration end-point)，应立即停止滴定。 ⑻酸碱指示剂各有其变色的 pH 值范围，加上逐滴滴定的过程中，液滴无法控制到极微小、精准，故滴定终点与当量点之间会略有差距；但一般而言，选用在当点之 pH 值附近会变色的指示剂，可使达到滴定终点时所滴入的滴定剂体积，与达到当量点所需的滴定剂体积相当接近，实验上视两者为相等。 ⑼以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例，滴定前，在锥形瓶的盐酸中，加入几滴酚酞指示剂，溶液呈无色。随后，从滴定管逐滴将氢氧化钠溶液加入锥形瓶中，直到溶液恰由无色变为淡红色，且经摇动后颜色可持续，不褪回原色，此时即为滴定终点。 2.常用的酸碱指示剂： ⑴酸碱指示剂是一种有机弱酸或有机弱碱。指示剂中互为共轭酸碱对的两物质，必须分别具有不同的颜色。 ⑵在酸碱滴定的过程中，当溶液的 pH 值改变时，指示剂中互为共轭酸碱对的两物质之浓度的比例会发生变化，使溶液的颜色也随之改变。 ⑶图为常见的酸碱指示剂在不同 pH 值范围时的颜色。 ⑷在酸碱滴定的过程中，以滴定剂加入的体积为横坐标，锥形瓶内溶液的 pH 值为纵坐标所绘制而成的曲线，称为酸碱滴定曲线 (titration curve)。 ⑸当氢氧化钠溶液逐渐滴入盐酸时，盐酸的 pH 值会慢慢升高，而观察其滴定曲线可知，达当量点附近时，盐酸之 pH 值的变化最大，约从 pH＝3 到 10。因此，变色范围在 pH＝3～10 的酸碱指示剂，如甲基橙、溴瑞香草蓝或酚酞等，均可被选用为此滴定的指示剂，其中，酚酞由无色变为红色，最为清楚易辨。 现以 0.1000M NaOH 滴定 20.00毫升0.1000M HCl 滴定过程中pH值的计算：+ 滴定前_0.1000M HCl溶液 []=[HCl ]= 0.1000M ，pH=1.0 滴定开始至计量点前_HCl 剩余 （分别以 、表示加入NaOH溶液的总体积以及HCl溶液的总体积） []= 当滴入NaOH溶液 19.98毫升, 即当其相对误差为 -0.1% 时： []==≒ → pH≒4.30 化学计量点时——溶液呈中性 [H+]=1.00× M → pH=7.00 化学计量点后_NaOH过量 []= 当滴入20.02M 的 NaOH溶液，相对误差为+0.1%时： []==≒ → pOH≒4.30 → pH≒9.70 如此逐一计算，以加入NaOH溶液的毫升数对相应的pH值作图的滴定曲线。 若对 20.0 毫升未知浓度的稀硫酸进行滴定，达滴定终点时，须加入 0.400 M 氢氧化钠溶液 25.0 毫升，试计算此稀硫酸的浓度。 答：设稀硫酸的浓度为 CM，依式 7-20 推算 CM× (2＝0.400××1 ∴ CM ＝ 0.250 (M) 若对 40.0 毫升未知浓度的氢氧化钡溶液进行滴定，达滴定终点时，须加入 0.200 M 硫酸 25.0 毫升，试计算氢氧化钡溶液的浓度。 答：0.125 M 取 10.0 克的食醋，以水稀释成 100.0 毫升的溶液，取出其中 20.0 毫升，以氢氧化钠标准溶液滴定，达到滴定终点时，共须使用 0.0500 M 的氢氧化钠溶液 30.0 毫升，则该食