第六章 酸碱平衡和 与酸碱滴定 无机及分析化学（第二版）电子教案.pptVIP

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定 ;能力目标：;人们对酸碱的认识过程;第一节 电解质溶液;;3. 同离子效应;第二节 酸碱质子理论;酸碱反应;缓冲溶液的pH计算; 两边取负对数得： 此式是计算缓冲溶液pH的亨德森-哈塞尔巴赫方程： 式中[HB][B-]是指溶液中共轭酸碱对的平衡浓度，由于离子效应，使弱酸式中HB的解离度变得更小。因此，共轭酸碱的平衡浓度可近似等于它们各自在混合液中的浓度。即： [B-]=c（B-）[HB]=c（HB） 从上式可以看出： 缓冲溶液pH主要决定于缓冲溶液中共轭酸HB的Ka值和缓冲比[B-]/[HB];对于同一缓冲体系，Ka为一定值，溶液的pH主要决定于缓冲比。;缓冲溶液的配制步骤;应该指出： 用缓冲溶液公式计算得到的pH 与实际测得的pH 稍有差异。 原因： 因为计算公式忽略了溶液中各离子、分子间的相互影响所致。如果实验要求准确pH 的缓冲溶液，则在配制后要用pH 计对所配溶液的pH 进行校正。;第五节 酸碱指示剂;1. 某一具体的指示剂变色范围是通过实验测得的； 2. 实测值与理论值有一定的出入。（由于人眼对各种颜色的灵敏度不同，如甲基橙，黄中有1/10的红色即可看到红，红中有1/3的黄才能看到黄） 例如：甲基橙的理论变色范围为2.4-4.4，而实测变色范围是3.1-4.4（也报道为2.9-4.3）。3.常见指示剂的变色范围，酸式色、碱式色以及其pK(Hin)可查表6-3。 混合指示剂 有时需要变色范围很小的指示剂，则用混合指示剂，利用颜色互补的原理，可以是二种指示剂或一种指示剂与一种染料的混合物。;不同的指示剂的pK(HIn)不同，因此其变色范围也各不相同。 影响指示剂变色的因素： 温度 指示剂的变色范围和K(HIn)有关，而K(HIn)随温度的变化而变化，指示剂的变色范围也随之有所变化。 溶剂 指示剂在不同的溶剂中， pK(HIn)值不同，因此指示剂在不同的溶剂中的变色范围不同。 指示剂用量 由于指示剂本身为弱酸或弱碱，用量过多的会消耗滴定剂，导致误差增大，另外，指示剂浓度大时将导致终点颜色变化不敏锐，但是指示剂太少的话，颜色太浅，不易观察到颜色变化，通常每10ml溶液滴加1～2滴指示剂。 滴定程序 由浅色变为深色时，肉眼容易辨别，因此指示剂的变色最好由浅色 到深色。;第六节 酸碱滴定的基本原理;滴定前：pH =-lg0.1000=1.00，? a＝0.000 加入19.98ml NaOH，???a＝0.999 化学计量点pH =7.00，??a＝1.000 加入20.02ml NaOH，过量0.02ml NaOH，a＝1.001 如果以NaOH的加入量（或中和百分数）为横坐标，以pH值为纵坐标绘制关系曲线则得到滴定曲线。如下图所示。 滴定突跃：pH的急剧改变，称为滴定突跃，滴定突跃所在的pH范围称为滴定突跃范围，在滴定突跃范围(4.30～9.70)的滴定曲线近乎垂线。 如果上述滴定反应反过来进行 ，即用0.1000mol·L-1?HCl 滴定20.00mL0.1000mol·L-1?NaOH溶液，将得到一条与上述滴定曲线的形状相同，但位置对称的滴定曲线，如图6-1虚线所示。;加入NaOH（／mL）;?突跃范围与酸碱浓度的关系 强酸强碱间的滴定，滴定突跃的大小与溶液的浓度有关。通过计算，可以得到不同浓度NaOH 与HCl的滴定曲线。由图6-2可见，酸碱溶液的浓度变小，滴定突跃的范围减小。当酸碱溶液的浓度降低10倍时，突跃范围将减小2个pH值单位（pH=5.3～8.7），若仍用甲基橙作指示剂，从橙色到黄色（pH为4.4）时，尚有近1%HCl未被中和，误差将高达-1%，要使误差不大于0.1%，最适宜的是甲基红。 2. 指示剂选择原则： 指示剂的变色范围应落在滴定突跃范围内或至少占据滴定突跃范围的一部分；颜色变化明显；不干扰测定。 ;二.强碱滴定弱酸;（2）滴定开始至计量点前，由于NaOH的加入，溶液中未被中和的HAc和已中和的产物Ac-构成缓冲体系，溶液中［H+］一般可按最简式计算。例如加入19.98mLNaOH后： ;（3）化学计量点时，溶液中的氢离子由产物的解离决定，?HAc全部被中和成NaAc，由于此时溶液稀释了一倍，[Ac-]变为0.05000mol·L-1，由于Ac-为一弱碱，即： ;如此逐一计算，滴定过程中溶液的pH的变化见表6-5，滴定曲线见图6-3。 ;通过比较表6-5和图6-3，可以发现强碱滴定一元弱酸有如下特点： 起点pH值较高； 计量点前pH值变化呈较快-平稳-较快的趋势； 滴定至50%时，pH=pKa；计量点偏向于碱性一边，这是因为醋酸是弱酸，滴定前溶液的pH自然大于同浓度的盐酸，滴定开始后，系统由HAc变为HAc-NaAc缓冲系统，Ac