酸堿平衡和酸堿滴定法

1、第七章第七章 酸堿平衡和酸堿滴定法酸堿平衡和酸堿滴定法Chapter 6 Acid-base Equilibrium and Acid-base Titration 本章學(xué)習(xí)要求本章學(xué)習(xí)要求1.1.掌握弱酸、弱堿的電離平衡，影響電離平衡掌握弱酸、弱堿的電離平衡，影響電離平衡常數(shù)和電離度的因素，稀釋定律；運(yùn)用最簡常數(shù)和電離度的因素，稀釋定律；運(yùn)用最簡式計算弱酸、弱堿水溶液的式計算弱酸、弱堿水溶液的pHpH值及有關(guān)離子值及有關(guān)離子平衡濃度平衡濃度; ;2.2.了解同離子效應(yīng)，鹽效應(yīng)了解同離子效應(yīng)，鹽效應(yīng); ;3.3.掌握酸堿質(zhì)子理論：質(zhì)子酸堿的定義，共軛掌握酸堿質(zhì)子理論：質(zhì)子酸堿的定義，共軛酸堿對

2、，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，共軛酸堿酸堿對，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，共軛酸堿K Ka a和與和與K Kb b的關(guān)系的關(guān)系; ; 4.了解酸度對弱酸（堿）存在形態(tài)分布狀況影了解酸度對弱酸（堿）存在形態(tài)分布狀況影響響;5.5.掌握酸堿指示劑的變色原理、指示劑的變色掌握酸堿指示劑的變色原理、指示劑的變色點、變色范圍；點、變色范圍；6.6.掌握強(qiáng)酸（堿）滴定一元弱堿（酸）的原理，掌握強(qiáng)酸（堿）滴定一元弱堿（酸）的原理，滴定曲線的概念，影響滴定突躍的因素，化滴定曲線的概念，影響滴定突躍的因素，化學(xué)計量點學(xué)計量點pHpH值及突躍范圍的計算，指示劑的值及突躍范圍的計算，指示劑的選擇，掌握直接準(zhǔn)確滴定一元酸（堿）的判選擇，掌握

3、直接準(zhǔn)確滴定一元酸（堿）的判據(jù)其應(yīng)用；據(jù)其應(yīng)用；本章學(xué)習(xí)要求本章學(xué)習(xí)要求7.7.掌握多元酸（堿）分布滴定的判據(jù)及滴定終掌握多元酸（堿）分布滴定的判據(jù)及滴定終 點的點的pHpH值計算，指示劑的選擇，了解混合酸值計算，指示劑的選擇，了解混合酸 準(zhǔn)確滴定的判據(jù)及強(qiáng)酸弱酸混合情況下滴定準(zhǔn)確滴定的判據(jù)及強(qiáng)酸弱酸混合情況下滴定 終點終點pHpH值計算，指示劑的選擇；值計算，指示劑的選擇；8.8.了解酸堿滴定法的應(yīng)用及相關(guān)計算，了解了解酸堿滴定法的應(yīng)用及相關(guān)計算，了解COCO2 2 對酸堿滴定的影響，掌握酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配對酸堿滴定的影響，掌握酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配 制及標(biāo)定，掌握混合堿的分析方法及銨鹽中制及標(biāo)定，

4、掌握混合堿的分析方法及銨鹽中 含氮量的測定方法。含氮量的測定方法。 本章學(xué)習(xí)要求本章學(xué)習(xí)要求酸堿理論發(fā)展的概況酸堿理論發(fā)展的概況1100-16001100-1600年年 發(fā)現(xiàn)鹽酸、硫酸、硝酸等強(qiáng)酸發(fā)現(xiàn)鹽酸、硫酸、硝酸等強(qiáng)酸17741774年年 法國科學(xué)家法國科學(xué)家拉瓦錫拉瓦錫提出：提出： 酸的組成中都含有氧元素酸的組成中都含有氧元素十九世紀(jì)初十九世紀(jì)初 認(rèn)為酸的組成中都含有氫元素認(rèn)為酸的組成中都含有氫元素18841884年年 瑞典科學(xué)家瑞典科學(xué)家Arrhenius提出提出電離理論電離理論19231923年年 BronstedBronsted和和LowryLowry提出酸堿質(zhì)子理論提出酸堿質(zhì)子理

5、論6.1 6.1 酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論電離理論電離理論(ionization)電解質(zhì)在水溶液中能電離電解質(zhì)在水溶液中能電離n電離產(chǎn)生的陽離子全部是電離產(chǎn)生的陽離子全部是H H+ +的物質(zhì)是的物質(zhì)是酸酸 電離產(chǎn)生的陰離子全部是電離產(chǎn)生的陰離子全部是OHOH- -的物質(zhì)是的物質(zhì)是堿堿n完全電離完全電離強(qiáng)電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)； 不完全電離不完全電離弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)凡能凡能給出質(zhì)子給出質(zhì)子的分子或離子稱為的分子或離子稱為酸酸( proton donor )凡能凡能接受質(zhì)子接受質(zhì)子的分子或離子稱為的分子或離子稱為堿堿( proton acceptor) 酸酸堿質(zhì)子+共軛關(guān)系共軛關(guān)系共軛酸堿對共軛酸堿對1

6、.1.酸堿定義酸堿定義NH4+NH3+H+HCO3-CO32-+H+HClCl- +H+HCO3-+H+酸堿+質(zhì)子共共軛軛酸酸堿堿對對共軛關(guān)系共軛關(guān)系H2CO3說明說明:n兩性物質(zhì)兩性物質(zhì):HCO:HCO3 3- -n酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽的概念酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽的概念2.2.酸堿反應(yīng)酸堿反應(yīng) 任何一個酸堿反應(yīng)都是由較強(qiáng)酸和較任何一個酸堿反應(yīng)都是由較強(qiáng)酸和較強(qiáng)堿反應(yīng)生成較弱的酸和堿。強(qiáng)堿反應(yīng)生成較弱的酸和堿。 根據(jù)質(zhì)子理論，根據(jù)質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩個酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。3.3.水的質(zhì)子自遞反應(yīng)水的質(zhì)子自遞反應(yīng) H H2 2O+

7、HO+H2 2O O H H3 3O O+ +OH+OH- - 簡寫為：簡寫為： H H2 2O O H H+ +OH+OH- - wK=c (H+ )/cc (OH-)/c 影響因素：影響因素：酸堿本身授受質(zhì)子的能力酸堿本身授受質(zhì)子的能力 溶劑受授質(zhì)子的能力溶劑受授質(zhì)子的能力 水溶液中，酸堿的強(qiáng)弱用其離解常數(shù)水溶液中，酸堿的強(qiáng)弱用其離解常數(shù)K Ka a 或或K Kb b 衡量。衡量。 HAc + H2OAc-+ H3O+3a(HAc)/)/(Ac)/O(HKccccccHAcAc-+ H+(HAc)(Ac)(HcccKaHAc+ H2OAc-+OH -)Ac( c)OH( c)HAc( cK

8、b 簡寫簡寫 n電離常數(shù)電離常數(shù)的大小，表示了弱酸弱堿的電的大小，表示了弱酸弱堿的電離程度的大小，離程度的大小， Ka、Kb越大，表示弱越大，表示弱酸弱堿的電離程度越大，溶液的酸弱堿的電離程度越大，溶液的酸、堿酸、堿性越強(qiáng)。性越強(qiáng)。n電離常數(shù)是一種平衡常數(shù)，它只與溫度電離常數(shù)是一種平衡常數(shù)，它只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。有關(guān)，與濃度無關(guān)。 5.共軛酸堿對共軛酸堿對Ka 和和Kb的關(guān)系的關(guān)系在一共軛酸堿對中在一共軛酸堿對中, , 酸的酸性越強(qiáng)，其共軛酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性就越弱；反之，酸越弱，其共軛堿的堿性就越弱；反之，酸越弱，其共軛堿就越強(qiáng)。堿就越強(qiáng)。wbaKccKK)(OH)(H)(Ac

9、(HAc) HAcAc-+ H+(HAc)(Ac)(HcccKa平衡濃度平衡濃度c(1-)cc12c當(dāng)當(dāng) 5%時時Ka=c 2c/Ka 稀釋定律稀釋定律6.2 6.2 酸堿平衡的移動酸堿平衡的移動1.1.濃度對酸堿平衡的影響濃度對酸堿平衡的影響2.2.同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)0.1molL-1HAc甲基橙滴加0.1molL-1NaAc 在弱電解質(zhì)溶液中加入一種含有相同離在弱電解質(zhì)溶液中加入一種含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)電離平衡向子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)電離平衡向左移動，從而降低弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)左移動，從而降低弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)象叫做象叫做同離子效應(yīng)同離子效應(yīng) n鹽效應(yīng)（異

10、離子效應(yīng)）鹽效應(yīng)（異離子效應(yīng)） 由于強(qiáng)電解質(zhì)的加入增加了溶液中的離子濃度，由于強(qiáng)電解質(zhì)的加入增加了溶液中的離子濃度，使溶液中離子間的相互牽制作用增強(qiáng)使溶液中離子間的相互牽制作用增強(qiáng), , 離子結(jié)離子結(jié)合為分子的機(jī)會減小，即分子化速度降低，因而合為分子的機(jī)會減小，即分子化速度降低，因而重新達(dá)到平衡時電離度有所增加。重新達(dá)到平衡時電離度有所增加。 同離子效應(yīng)存在的同時，也存在鹽效應(yīng)，但鹽同離子效應(yīng)存在的同時，也存在鹽效應(yīng)，但鹽效應(yīng)很弱，一般計算中可忽略。效應(yīng)很弱，一般計算中可忽略。 例題例題n在氨水溶液中分別加入在氨水溶液中分別加入HCl、NH4Cl、NaCl、NaOH、H2O對氨水電離平衡有何影

11、響？對氨水電離平衡有何影響？ , pH有何變化？有何變化？解解: NH3H2O NH4+OH- pH HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O變大變小變小變小變小變大變小變大變大變大 n水的電離：水的電離： H2O H+OH- K=c(H+)c(OH-)/c(H2O) KW =c(H+)c(OH-)=K H2O 22時，時，KW =10-14即一定溫度下即一定溫度下 ，水溶液中，水溶液中H+和和OH-濃度乘濃度乘積是一個常數(shù)。積是一個常數(shù)。水的離子積1. 水溶液的水溶液的pH值值6.3 6.3 酸堿平衡中有關(guān)濃度的計算酸堿平衡中有關(guān)濃度的計算溶液酸堿和溶液酸堿和pH值值n稀溶液中，用稀溶

12、液中，用pH值表示酸堿性：值表示酸堿性： pH=-log c(H+) c(H+)c(OH-) =KW =10-14 pH+pOH=14pH值的測定值的測定n酸堿指示劑：借助酸堿指示劑：借助顏色變化顏色變化來指示溶液的來指示溶液的pH值。值。 HIn H+In-npH試紙：由多種指示劑混合溶液浸透試紙后晾試紙：由多種指示劑混合溶液浸透試紙后晾干而成。干而成。npH計計2.質(zhì)子條件式質(zhì)子條件式 n酸失去的質(zhì)子數(shù)與堿得到的質(zhì)子數(shù)相等，其數(shù)酸失去的質(zhì)子數(shù)與堿得到的質(zhì)子數(shù)相等，其數(shù)學(xué)表達(dá)式稱為質(zhì)子條件式學(xué)表達(dá)式稱為質(zhì)子條件式 例：例： 濃度為濃度為c的弱酸的弱酸HA水溶液中水溶液中 HA + H2O H

13、3O+ + A- H2O+H2O H3O+OH- c(H3O+) = c(OH-)+c(A-)簡寫為：簡寫為： c(H+) = c(OH-)+c(A-) n 強(qiáng)酸（堿）強(qiáng)酸（堿）完全電離完全電離 例例: 計算計算1 10-7mol .L-1 HCl溶液中的溶液中的H+濃度。濃度。3.3.酸堿溶液酸堿溶液pHpH值的計算值的計算 cK20Kw 時，忽略水的電離時，忽略水的電離 當(dāng)當(dāng) 4.4% 或或 c/K 500時時cKcca)(HcKccb)(OHn 一元弱酸（堿）一元弱酸（堿） B: HA: 例例: 分別計算分別計算0.10mol .L-1 HAc 和和 0.10mol .L-1 NaAc

14、溶液的溶液的pH值值。 多元弱酸多元弱酸 Ka1 Ka2 Ka3 ，c(H+) 主要主要決定于第一步電離，決定于第一步電離， c(H+)計算同于一元弱酸計算同于一元弱酸:n 多元弱酸（堿）多元弱酸（堿）cK)H( c1a c/Ka1 500時時 在在二元弱酸二元弱酸中，中，Ka1 Ka2 , 忽略第二步忽略第二步電離，其電離，其酸根濃度近似等于酸根濃度近似等于Ka2 。例例: : 計算計算0.10mol .L-1 Na2CO3溶液中的溶液中的c(OH-)、c(HCO3-)、c(H2CO3) 。例例: 欲分離混合溶液中的欲分離混合溶液中的Mn2+ 、Zn2+，在溶液中，在溶液中通入通入H2S氣體

15、達(dá)飽和氣體達(dá)飽和 ( 0.1mol .L-1 ) ，要使溶液中，要使溶液中 c(S2-)大大 約為約為1.0 10 -13 mol . L-1 ，須控制溶液，須控制溶液pH為多少？為多少？S)(H)(S)(H22cccKK22a1a在在H2S溶液中：溶液中： 兩性物質(zhì)的酸堿性決定于相應(yīng)酸常數(shù)和堿常兩性物質(zhì)的酸堿性決定于相應(yīng)酸常數(shù)和堿常數(shù)的相對大?。核岢?shù)較大，則顯酸性；堿常數(shù)數(shù)的相對大?。核岢?shù)較大，則顯酸性；堿常數(shù)較大，則顯堿性。較大，則顯堿性。 n 兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)HA- : HA-+H2OH2AOH-+HA-H+A2-2a1aKKc)(H例：分別計算例：分別計算0.20 mol .L-1

16、 NaH2PO4、 Na2HPO4 溶液的溶液的pH 。4.4.酸度對弱酸（堿）各組分濃度的影響酸度對弱酸（堿）各組分濃度的影響 分布系數(shù)分布系數(shù) ：酸（堿）溶液中，某組分的酸（堿）溶液中，某組分的平衡濃度占酸（堿）總濃度的分?jǐn)?shù)平衡濃度占酸（堿）總濃度的分?jǐn)?shù)HAc溶液溶液a1Kcccc)(H)(H(HAc)aa0KcKcc)(H)(Ac1.1.緩沖溶液的緩沖原理緩沖溶液的緩沖原理緩沖溶液：緩沖溶液：能抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或能抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或 水的影響，保持水的影響，保持pH基本不變的溶液。基本不變的溶液。溶液的這種作用稱為溶液的這種作用稱為緩沖作用緩沖作用緩沖溶液的組成：緩沖溶液的組

17、成：弱酸及其共軛堿弱酸及其共軛堿弱堿及其共軛酸弱堿及其共軛酸6.4 6.4 緩沖溶液緩沖溶液(Buffer Solution)n0.1molL-1HAc 0.1molL-1NaAc溶液溶液 HAc部分電離：部分電離： HAc H+Ac- NaAc完全電離：完全電離：NaAc = Na+Ac- pH=4.754.74pH10.19.9(HAc)(Ac)(H得，(HAc)(Ac)(H又1019.910110.11011000.1)(Ac10110.110110.11011000.1(HAc)AcHHAcaaaKccKccccKccn加入加入1ml0.1molL-1HCl溶液溶液:n加入加入1ml0

18、.1molL-1NaOH溶液溶液:4.76pH9.910.1K)(H10110.110110.11011000.1)(Ac1019.910110.11011000.1(HAc)減小，Ac平衡右移，HAc多促使HAc 電使HOH OHHa2ccc2.2.緩沖溶液的緩沖溶液的pHpH值值)()(弱)(H共軛堿酸ccKca)軛酸(堿)(弱)(OH共ccKcb 緩沖溶液的緩沖溶液的pH值主要決定于酸（堿）的值主要決定于酸（堿）的pKa （pKb ），其次與），其次與c(酸酸)/c(堿堿)有關(guān)。對一確定有關(guān)。對一確定緩沖緩沖體系，可通過在一定范圍內(nèi)改變體系，可通過在一定范圍內(nèi)改變c(酸酸)/c(堿堿)，

19、調(diào)節(jié)，調(diào)節(jié)緩沖溶液的緩沖溶液的pH值。值。 例：例：1. 0.1 mol.L-1 NaH2PO4與與0.1 mol.L-1Na2HPO4溶液溶液等體積混合等體積混合,溶液溶液pH為多少？為多少？ ( H3PO4 : pKa1 =2.12, pKa2 =7.21, pKa3 =12.67 )2. 將將25ml1.0molL-1 NH3 .H2O與與25ml 1.0 molL-1 NH4Cl混合組成緩沖液，求其混合組成緩沖液，求其pH值。若在該緩沖值。若在該緩沖溶液中加入溶液中加入1mL1.0molL 1 NaOH，pH為多少為多少?解：混合后，解：混合后，4.75pKlgppOHL0.5mol5

20、01.025bClNHOHNHbClNH1OHNH423423ccKcc9.28pH4.722426lgppOH5124511.01510.550)(NH5126511.01510.550O)H(NH423bKcc（1）當(dāng)共軛酸堿對的濃度相等時，溶液總濃度越）當(dāng)共軛酸堿對的濃度相等時，溶液總濃度越大，緩沖能力越強(qiáng)。大，緩沖能力越強(qiáng)。（2）緩沖溶液總濃度一定時，共軛酸堿對的濃度）緩沖溶液總濃度一定時，共軛酸堿對的濃度相等時，相等時，即即 pH = pKa ( 或或pOH=pKb) 時，緩沖能時，緩沖能力最大。力最大。（3）緩沖溶液具有一定的緩沖范圍：）緩沖溶液具有一定的緩沖范圍： c(酸酸)/c

21、(堿堿)=1/1010/1 時，溶液具有有效緩沖時，溶液具有有效緩沖能力，這時能力，這時 pH= pKa 1 或或pOH= pKb 1緩沖容量緩沖容量：1升緩沖溶液的升緩沖溶液的pH值改變一值改變一個單位時所需加入的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的量。個單位時所需加入的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的量。選擇依據(jù)：選擇依據(jù)：4.4.緩沖溶液的選擇與配制緩沖溶液的選擇與配制緩沖組分不能與反應(yīng)物或產(chǎn)物緩沖組分不能與反應(yīng)物或產(chǎn)物發(fā)生化學(xué)反應(yīng)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)緩沖系的緩沖系的pKa盡量接近盡量接近pH 緩沖組分濃度控制一定范圍：緩沖組分濃度控制一定范圍：0.05molL1 0.5molL-1 1）用相同濃度的弱酸及其共軛堿溶液，）用相同濃度的弱酸

22、及其共軛堿溶液，按不同體積比例混合配制按不同體積比例混合配制例例1 如何配制如何配制1L pH=5.0具有中等緩沖能力具有中等緩沖能力的緩沖的緩沖溶液？溶液？ 1.78)(Ac(HAc)0.25)(Ac(HAc)故lg)(Ac(HAc)lgppHNaAcHAc5.04.75pHAc,ccccccKKaa又緩沖系選用解：解：640ml)(Ac360ml ；(HAc)1000ml)(Ac(HAc)1.78(HAc)(Ac(HAc)(HAc)(Ac)(Ac(HAc)(AcL0.1mol(HAc)(Ac1VVVVVVVcVccccc令 例例2：欲配制：欲配制pH=9.0的緩沖溶液的緩沖溶液, 應(yīng)在應(yīng)在

23、500mL 0.1mol .L-1 NH3.H2O溶液中加入多少克溶液中加入多少克NH4Cl(s)? 2）在一定量弱酸）在一定量弱酸 / 堿溶液中加入固體共堿溶液中加入固體共軛堿軛堿 / 酸酸 來配制來配制解：Cl)(NHCl)(NHCl)(NHO)H(NHppH,44423wcccKb 3 3）在過量弱酸）在過量弱酸/ /堿中加入一定量強(qiáng)堿堿中加入一定量強(qiáng)堿/ /酸酸n例例3：將：將0.1molL1NH3H2O50ml與與30ml 0.1molL1HCl混合，能否形成緩沖液？其混合，能否形成緩沖液？其pH值為多少？值為多少？123141123L0.025mol0.03750.0625O)H(

24、NHL0.0375mol)(NHL0.0375mol80300.1(HCl)L0.0625mol80500.1O)H(NHcccc兩者混合后，解：解：組成緩沖溶液即ClNHL與0.0375molOHNHL0.025mol412319.424.5714pH4.570.03750.025lg4.75lgppOHsbccKb在一定的在一定的pH范圍內(nèi)能發(fā)生范圍內(nèi)能發(fā)生顏色突變顏色突變的指示劑的指示劑叫酸堿指示劑。通常是一類復(fù)雜的有機(jī)弱酸叫酸堿指示劑。通常是一類復(fù)雜的有機(jī)弱酸/堿。堿。 Acid-Base Indicators：near the equivalence point the soluti

25、on pH to change drastically. Indicators that change color as a function of pH. Indicators are weak acids that change color when they gain or lose their acidic proton(s). 6.5 酸堿指示劑酸堿指示劑1.1.定義定義甲基橙指示劑結(jié)構(gòu)與顏色：甲基橙指示劑結(jié)構(gòu)與顏色： 酚酞指示劑結(jié)構(gòu)與顏色：酚酞指示劑結(jié)構(gòu)與顏色：2.2.酸堿指示劑的作用原理酸堿指示劑的作用原理 3.3.指示劑的變色范圍指示劑的變色范圍 指示劑的變色的影響因素：指示劑

26、的變色的影響因素：用量；溫度；溶劑用量；溫度；溶劑HIn+H2O H3O+ In- KHIn = CH.CIn- /CHIn pKHIn-1 pH pKHIn+14.4.混合指示劑混合指示劑( (自學(xué)自學(xué)) )目的：使變色范圍變小，變色明顯。目的：使變色范圍變小，變色明顯。方法：兩種指示劑混合；方法：兩種指示劑混合；指示劑與惰性染料混合。指示劑與惰性染料混合。 0.1000molL-1NaOH滴定滴定20.00ml0.1000molL-1HCl 反應(yīng)式反應(yīng)式: H+ OH- H2O1. 滴定前滴定前: pH1.002. 滴定至化學(xué)計量點前：滴定至化學(xué)計量點前：pH？ 3. 化學(xué)計量點時化學(xué)計量

27、點時 : pH7.0004.化學(xué)計量點后化學(xué)計量點后: pH？ 6.6 酸堿滴定的基本原理酸堿滴定的基本原理以滴定劑的加入量為橫坐標(biāo)，溶液的以滴定劑的加入量為橫坐標(biāo)，溶液的pHpH值為值為縱坐標(biāo)作圖，就能得到縱坐標(biāo)作圖，就能得到酸堿滴定曲線酸堿滴定曲線。 1.1.強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸Strong Base and Strong Acid /Weak Acid TitrationThe slope of the titration curve is steepest at the equivalence point(1) (1) 確定滴定終點時，消耗的滴定劑體積；確定滴定終點時，消耗的滴定劑

28、體積； (2) (2) 判斷滴定突躍大小；判斷滴定突躍大??； (3) (3) 確定滴定終點與化學(xué)計量點之差；確定滴定終點與化學(xué)計量點之差；(4) (4) 選擇指示劑；如何計算滴定曲線？選擇指示劑；如何計算滴定曲線？滴定曲線滴定曲線的作用：的作用：指示劑的選擇原則指示劑的選擇原則 通過通過計算可以找出突躍范圍計算可以找出突躍范圍, , 由突躍范圍可以選由突躍范圍可以選擇合適的指示劑。理想的指示劑應(yīng)恰好在化學(xué)計擇合適的指示劑。理想的指示劑應(yīng)恰好在化學(xué)計量點變色，而實際操作很難做到。量點變色，而實際操作很難做到。一般要求：指示劑變色范圍全部或部分落在滴定一般要求：指示劑變色范圍全部或部分落在滴定突躍

29、的范圍內(nèi)。突躍的范圍內(nèi)。 突躍范圍大小與突躍范圍大小與C有關(guān)有關(guān):以以0.1000mol L-1為宜。為宜。1)1)滴定過程中溶液滴定過程中溶液pHpH值的變化值的變化0.1000mol L-1的的NaOH滴定滴定20.00ml0.1000mol L-1 HAc溶溶液液 OH-+HAc Ac-+H2O 滴定前滴定前: pH=2.87 滴定開始至化學(xué)計量點前：滴定開始至化學(xué)計量點前：pH=？ 化學(xué)計量點化學(xué)計量點: pH=8.72 化學(xué)計量點后化學(xué)計量點后: pH=？ 2.2.強(qiáng)堿滴定弱酸強(qiáng)堿滴定弱酸3)3)指示劑的選擇原則與準(zhǔn)確滴定的依據(jù)指示劑的選擇原則與準(zhǔn)確滴定的依據(jù) 指示劑的選擇指示劑的選

30、擇原則：原則：指示劑的變色范圍應(yīng)全部或指示劑的變色范圍應(yīng)全部或 部分落在部分落在滴定突躍的范圍滴定突躍的范圍內(nèi)。內(nèi)。準(zhǔn)確滴定的判據(jù)：準(zhǔn)確滴定的判據(jù)： C Ka 10-8 2)2)影響滴定突躍大小的因素影響滴定突躍大小的因素例例:能否用能否用0.1000mol L-1 NaOH直接滴定直接滴定 0.1000mol L-1 NH4Cl ？強(qiáng)酸滴定弱堿：強(qiáng)酸滴定弱堿：與強(qiáng)堿滴定弱酸類似。與強(qiáng)堿滴定弱酸類似。能分步滴定的條件：能分步滴定的條件： 例例: NaOH滴定滴定H3PO4情況？情況？ (均為均為0.2000mol L-1 )3.3.多元酸多元堿和混合酸堿的滴定多元酸多元堿和混合酸堿的滴定 Na

31、OH+H2A = NaHA +H2O NaOH+NaHA = Na2A +H2O 8102acK42110/aaKK多元堿的滴定多元堿的滴定 例：例：NaNa2 2COCO3 3的滴定的滴定混合酸（堿）的滴定混合酸（堿）的滴定8102bcK4102b1bK/K4.4.酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定 基準(zhǔn)物質(zhì)基準(zhǔn)物質(zhì): 1. Na2CO3 2. Na2B4O7 10H2O 基準(zhǔn)物質(zhì)基準(zhǔn)物質(zhì):H2C2O4 2H2O KHC8H4O4酸酸(HCl)(HCl)標(biāo)準(zhǔn)溶液的標(biāo)定標(biāo)準(zhǔn)溶液的標(biāo)定: :堿堿(NaOH)的標(biāo)定的標(biāo)定: 水中溶解的水中溶解的CO2 試劑吸收試劑吸收CO2 ：NaO

32、H中吸收中吸收CO2 滴定過程中也會吸收滴定過程中也會吸收CO2 5.5.酸堿滴定中酸堿滴定中COCO2 2的影響的影響1)CO1)CO2 2的來源的來源pH6.4 主要存在形式主要存在形式: H2CO3或或CO2pH10.3主要存在形式主要存在形式: CO32-10.3pH6.3主要存在形式主要存在形式: HCO3- 2)CO2)CO2 2在水溶液中的溶解及離解平衡在水溶液中的溶解及離解平衡n滴定到終點，溶液的滴定到終點，溶液的pH值越小，受值越小，受CO2的影響越小，的影響越小，n如終點如終點pH5，CO2的影響可忽略；的影響可忽略；n若若pH=9 不可忽略不可忽略。 3)CO3)CO2

33、2的影響的影響 用新煮沸并冷卻的蒸餾水（能趕掉用新煮沸并冷卻的蒸餾水（能趕掉CO2）配制配制NaOH； 用不含用不含Na2CO3的的NaOH來配標(biāo)液，或先配來配標(biāo)液，或先配成成50%NaOH，再取清液稀釋；，再取清液稀釋； 標(biāo)定和測定時用同一指示劑，并在相同條標(biāo)定和測定時用同一指示劑，并在相同條件下滴定，件下滴定，CO2的影響可部分抵消。的影響可部分抵消。4)CO4)CO2 2影響的消除影響的消除6.7 6.7 酸堿滴定法的應(yīng)用酸堿滴定法的應(yīng)用雙指示劑法：雙指示劑法：利用兩種指示劑在不同利用兩種指示劑在不同等量點的顏色變化，得到兩個終點，等量點的顏色變化，得到兩個終點，然后根據(jù)兩個終點消耗標(biāo)準(zhǔn)

34、溶液的體然后根據(jù)兩個終點消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積和酸的濃度，算出各成分的含量。積和酸的濃度，算出各成分的含量。 1.1.混合堿的分析混合堿的分析OHOH- - H H+ + H H2 2O HO H+ + H H2 2O OCOCO3 32-2- V V1 1ml HCOml HCO3 3- - V V2 2mlml H H2 2O+COO+CO2 2 酚酞酚酞 甲基橙甲基橙1)1)燒堿中燒堿中NaOHNaOH與與NaNa2 2COCO3 3含量的測定含量的測定 首先在待測混合液中加酚酞指示劑，用首先在待測混合液中加酚酞指示劑，用HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定。因為因為Na2CO3堿性比堿性比Na

35、2HCO3強(qiáng)，所以，強(qiáng)，所以，HCl先與先與Na2CO3反應(yīng)，當(dāng)全部反應(yīng)，當(dāng)全部Na2CO3轉(zhuǎn)變?yōu)檗D(zhuǎn)變?yōu)镹aHCO3時，酚酞時，酚酞紅色剛好褪去，設(shè)消耗紅色剛好褪去，設(shè)消耗HCl為為V1；再加入甲基橙指示劑，繼續(xù)滴定至黃色變?yōu)槌壬偌尤爰谆戎甘緞?，繼續(xù)滴定至黃色變?yōu)槌壬?，這時溶這時溶液中原有的碳酸氫鈉和第一步生成的碳酸氫鈉全部被滴液中原有的碳酸氫鈉和第一步生成的碳酸氫鈉全部被滴定，設(shè)消耗定，設(shè)消耗HCl為為V2，根據(jù)體積關(guān)系，可求得各成分的根據(jù)體積關(guān)系，可求得各成分的含量。請看下圖：含量。請看下圖：2)2)純堿中純堿中NaNa2 2COCO3 3與與NaHCONaHCO3 3含量的測定含量

36、的測定 樣mMCV1000NaOH)21(HCl)(2NaOH)(1樣mMcVV1000)NaHCO(HCl)()()NaHCO(3123 3)3)未知堿樣的組成判斷未知堿樣的組成判斷 V1和和V2體積的變化體積的變化 試樣的成分試樣的成分nV10 V20 NaOHn V10 V20 NaHCO3n V1V20 Na2CO3n V1V20 NaOHNa2CO3n V2V10 Na2CO3NaHCO3 例：稱取含有惰性物質(zhì)的混合物（例：稱取含有惰性物質(zhì)的混合物（Na2CO3和和NaOH或或Na2CO3 和和Na2HCO3混合物）試樣混合物）試樣1.200g，溶于水后用，溶于水后用0.5000mol.L-1的鹽酸滴的鹽酸滴定至酚酞褪色，用去定至酚酞褪色，用去30.00ml，然后加入甲，然后加入甲基橙作指示劑，用鹽酸繼續(xù)滴定至橙色出基橙作指示劑，用鹽酸繼續(xù)滴定至橙色出現(xiàn)，又用去現(xiàn)，又用去5.00ml。問試樣由什么組成，。問試樣由什么組成，各占多少含量？各占多少含量？ 例：取相同