第4章酸堿滴定法00000課件2

1、第4章 酸堿滴定法(Acid-base titration)本章教學(xué)要求：了解活度與濃度之間的關(guān)系和換算。掌握酸堿平衡體系中各種型體的分布和濃度 計算。熟練掌握各種酸堿平衡體系的質(zhì)子條件。掌握酸堿平衡體系的pH的計算。熟悉緩沖溶液的有關(guān)理論及計算。 掌握酸堿指示劑的作用原理。掌握酸堿滴定的原理、應(yīng)用和有關(guān)計算。第4章 酸堿滴定法（一）本節(jié)教學(xué)重點(diǎn)及要求：了解活度與濃度之間的關(guān)系和換算。掌握酸堿平衡體系中各種型體的分布及有關(guān) 計算。本節(jié)教學(xué)內(nèi)容：濃度、活度和活度系數(shù);分布分?jǐn)?shù)的計算。4.1 酸堿滴定法概述4.1.1 濃度, 活度及活度系數(shù)（concentration ,activity and

2、activity coefficients)About concentration and activity ，analytical chemistry concerned about mainly the following three questions：aExpress the results of determine with concentration or activity. bwhen ionic strength is changed , the results of calculated or determined whether produce influence that

3、 can not be ignored. cIf this influence can not be ignored ,how to proofread. 一般，如果測量的目的是為了說明化學(xué)反應(yīng)速率或反應(yīng)能力等，就應(yīng)該報出被測物質(zhì)的活度而不是濃度。 如果為了確定某物質(zhì)的晶位，礦產(chǎn)的含量等，則應(yīng)報出濃度，或從濃度轉(zhuǎn)換為物質(zhì)的量。例例如，為了考察某重金屬離子對水生生物的影響，該金屬離子的化驗(yàn)結(jié)果應(yīng)該以活度報出；如果欲從水中提取這 些金屬,則應(yīng)報出濃度。 分析化學(xué)所涉及的關(guān)于溶液離子強(qiáng)度的改變是大幅度的，從無限稀釋到濃鹽體系，在這一幅度范圍內(nèi)，離子的性質(zhì)改變很大。 在實(shí)際工作中，應(yīng)在標(biāo)定及相應(yīng)的測定

4、過程中盡量采用相近的溶液條件，從而克服由于離子強(qiáng)度的改變對測量結(jié)果準(zhǔn)確度和精密度的影響。(1) 活度的概念(conception of activity) 在電解質(zhì)溶液中，為了反映離子間相互牽制作用的強(qiáng)弱而引入活度(常用符號 表示)和活度系數(shù)(常用符號表示). 活度與活度系數(shù)的關(guān)系是： i . c 活度(activity)、活度系數(shù)(activity coefficient)（是無量綱的量），式中 c 代表離子i 的濃度(concentration)， 為質(zhì)量摩爾濃度(mass molar concentration)，單位為mo1.L-1。 比例系數(shù)i 稱為離子i的活度系數(shù)，用它來表達(dá)實(shí)際溶

5、液和理想溶液之間偏差小。 一般， 5%，有：用同樣的思路可處理強(qiáng)堿體系。1. 強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）溶液2.一元弱酸（堿）溶液H+或pH值的計算展開則得一元三次方程, 數(shù)學(xué)處理麻煩! 一元弱酸(HA) 質(zhì)子條件式: H+=A-+OH- 平衡關(guān)系式精確表達(dá)式:H+ KaHA + KwH+= +H+KaHAH+KwH+ + Ka caH+HA=若: Kaca10Kw , 忽略Kw (即忽略水的酸性) HA=caA-=ca(H+OH-) ca-H+展開得一元二次方程：H+2KaH+caKa=0，求解即可:最簡式:若: ca/Ka 100, 則 ca - H+ caH+ KaHA + Kw精確表達(dá)式：H+ Ka

6、 (ca - H+)H+ Kaca近似計算式:若: Kaca20Kw 但 ca/Ka 500 H+ KaHA + Kw精確式：H+ Kaca + Kw酸的解離可以忽略， HA ca得近似式:(1) Kaca20Kw : (2) ca/Ka 500 : (3) Kaca20Kw, ca/Ka 500 :H+ KaHA + Kw精確表達(dá)式：H+ Ka (ca - H+)H+ Kaca + Kw(最簡式)H+ Kaca例 計算0.20molL-1 Cl2CHCOOH 的pH.(pKa=1.26)如不考慮酸的離解(用最簡式:pH=0.98), 則 Er=29%解: Kac =10-1.260.20=1

7、0-1.9620Kw c/Ka = 0.20 / 10-1.26 =100.56 500故近似式: 解一元二次方程: H+=10-1.09 則pH=1.09H+ Ka (ca - H+)一元弱堿(B-)質(zhì)子條件:H+ + HB = OH-H+ = KaH+B-H+KwH+ Kw1+B-/Ka酸堿平衡關(guān)系得精確表達(dá)式:處理方式與一元弱酸類似用Kb 代替Ka，OH-代替H+一元弱酸的公式可直接用于一元弱堿的計算直接求出：OH-, 再求H+ pH=14-pOH質(zhì)子條件式: OH-= H+ + HB 代入平衡關(guān)系式B- KbOH-OH- OH-Kw= +精確表達(dá)式: OH- =KbB- + Kw(1)

8、 Kbc 20Kw : (2) c/Kb 500 : (3) Kbc 20Kw, c/Kb 500 :OH-=Kb (cb-OH-) OH-=Kb cb + KwH+= KaKwcbOH-= Kbcb最簡式:例：計算0.010molL-1 HAc溶液的pH。解：已知：Ka=1.8010-5, c HAc=0.010molL-1, 故用最簡式計算： pH= 3.38 3. 多元弱酸（堿）溶液二元弱酸(H2A)質(zhì)子條件: H+ = HA- + 2A2- + OH-酸堿平衡關(guān)系KwKa1H2AH+= + +2Ka1Ka2H2AH+H+2H+以下與一元酸的計算方法相同若：Ka1ca 20Kw水的電離可

9、忽略：近似公式:若： 則二級及以后的電離可忽略：例：室溫時，H2CO3飽和溶液的濃度約為0.040mol.L-1計算溶液的pH值。解： H2CO3飽和溶液存在如下平衡：H2CO3 CO2+H2O K=3.8102 H2CO3 H+ +HCO3- Ka1=4.210-7 HCO3- H+ +CO32- Ka2=5.610-11 故可用最簡式計算： 混合堿分析中選擇甲基橙指示終點(diǎn)的原因。Ka1ca =0.044.210-7 20Kw 水的電離可忽略則二級電離可忽略pH=3.894 兩性物質(zhì)溶液兩性物質(zhì)：在溶液中既起酸(給質(zhì)子)、又起堿（得質(zhì)子）的作用多元酸的酸式鹽 Na2HPO4, NaH2PO4

10、, 弱酸弱堿鹽 NH4Ac氨基酸 質(zhì)子條件: H+H2A=A2 -+OH-精確表達(dá)式:酸堿平衡關(guān)系式 (1)酸式鹽 NaHAKwH+HA-H+ = +Ka2HA-Ka1H+H+若: Ka1Ka2, HA-c (pKa3.2)近似計算式:如果 c 20Ka1, 則“Ka1”可略,得 最簡式:若Ka2c 20Kw 則 Kw可忽略pH = 1/2(pKa1 + pKa2)（2）弱酸弱堿鹽 NH4Ac質(zhì)子條件式: H+ + HAc = NH3 + OH-Kac 20Kw c 10 Ka酸堿平衡關(guān)系NH4+ Ac-cKa NH4+Ka HAc例：計算0.10mol.L-1 NaHCO3溶液的pH。由于

11、c20Ka1, c Ka220Kw，可用最簡式：混合堿分析中，第一終點(diǎn)選擇酚酞為指示劑。解：弱堿性例 計算 0.0010 mol/L CH2ClCOONH4 溶液的pH CH2ClCOOH: Ka=1.410-3NH3: Kb=1.810-4 Ka=5.610-10 Kac 20Kw , c 20Kw c/Ka1 10H+ Ka1Ka2c Ka1+ cH+ Ka1(Ka2c+Kw) Ka1+c酸堿平衡關(guān)系H+ Ka1Ka25. 共軛酸堿體系H+= Ka =KaHAA-ca-H+OH-cb+H+-OH-H+= Ka HAA-camol/L HA+ cbmol/L NaAPBE：HA=ca+OH-

12、H+ A- = cb+H+-OH-物料平衡: HA + A- = ca + cb電荷平衡: H+ + Na+ = OH- + A- HA = ca - H+ + OH- A- = ca + cb-HA = cb + H +-OH-+)pH 8 (堿性),略去H+若ca 20H+; cb 20H+, 或ca 20OH-; cb 20OH-,最簡式計算方法：(1) 先按最簡式計算OH-或H+。(2) 再計算HA或A-,看其是否可以忽略.如果不能忽略,再按近似式計算。通常情況下，由共軛酸堿對組成的緩沖溶液可以用最簡式直接計算pH例(1) 0.10 mol/L NH4Cl 0.20 mol/L NH3

13、caOH+, cbOH- 結(jié)果合理 pH=9.56應(yīng)用近似式:解一元二次方程，H+=10-1.65 molL-1 , pH=1.65 H+= Kaca-H+ cb+H+(2) 0.080 mol/L二氯乙酸 0.12mol/L二氯乙酸鈉 先用最簡式求得 H+0.037 mol/L 先按最簡式: 強(qiáng)酸(HCl) +弱酸(HA) 質(zhì)子條件: H+ = cHCl + A- + OH-(近似式)忽略弱酸的離解: H+ c HCl (最簡式)6. 混合酸堿體系KwH+= cHCl + + KacaKa+H+H+酸堿平衡關(guān)系 強(qiáng)堿(NaOH) +弱堿(B-)質(zhì)子條件: H+ + HB + cNaOH =

14、OH-忽略弱堿的離解: OH- c(NaOH) (最簡式)KwOH-= cHCl+ + KbcbKb+OH-OH-兩弱酸(HA+HB)溶液質(zhì)子條件: H+ = A- + B- + OH-HA cHA HBcHB酸堿平衡關(guān)系KwKHAHAH+= + +KHBHBH+H+H+H+ KHAcHAH+ KHAcHA+KHBcHBKHAcHAKHBcHB弱酸+弱堿(HA+B-)溶液質(zhì)子條件: H+ + HB = A- + OH-HA cHA HBcHB酸堿平衡關(guān)系KwH+HBH+ = +KHAHAKHBH+H+H+ KHAKHBcHA/cB 綜合考慮、分清主次、合理取舍、近似計算總結(jié): 酸堿溶液H+的計

15、算質(zhì)子條件物料平衡電荷平衡 酸堿平衡關(guān)系 H+的精確表達(dá)式近似處理H+的近似計算式和最簡式第4章 酸堿滴定法（三） 本節(jié)教學(xué)重點(diǎn)及要求：熟悉緩沖溶液的有關(guān)概念； 掌握酸堿指示劑的作用原理。本節(jié)教學(xué)內(nèi)容：緩沖溶液pH的計算;緩沖溶液的作用原理；酸堿指示劑的作用原理及選擇；緩沖溶液：能減緩強(qiáng)酸強(qiáng)堿的加入或稀釋而引起的pH變化 4.5 酸堿緩沖溶液人體液(37)正常pH 為7.35-7.45。每人每天耗O2600L, 產(chǎn)生CO2酸量約合2L濃HCl, 除呼出CO2及腎排酸外, 歸功于血液的緩沖作用。(Acid-base buffer solutions)磷酸鹽:H2PO4-HPO42-碳酸鹽:H2C

16、O3-HCO3-1 緩沖溶液pH計算Ca mol/L的HA與Cb mol/L的A-將0.30mol/L的吡啶與0.10mol/L的HCl等體積混合配置成緩沖溶液，求其pH值 。吡啶的pKb8.77。 pH = pKa + lg CbCa2 緩沖指數(shù)(Buffer index)1L 溶液中引入強(qiáng)堿或強(qiáng)酸的 mol數(shù)與pH變化量的比值。對于HB-B-緩沖體系：緩沖指數(shù)強(qiáng)酸:H+=2.3H+2.3cHCl ( pH11)共軛體系:HB B- HB B- = 2.3cHBHBB- - pH曲線1 3 5 7 9 11 13 pH2.88 4.76 8.88pKa1086420102 H+ HAc+Ac

17、 - OH-0.1molL-1 HAc Ac-0.1molL-1共軛體系緩沖指數(shù)的特點(diǎn)：（1）c, c增大, 增大（2）H+ = Ka (pH=pKa)時, max = 0.575c（3）緩沖范圍: pKa-1 pH 10, 顯示 In- 色I(xiàn)n- / HIn 0.1, 顯示 HIn 色0.10 In- / HIn 10 酸堿式體混合色理論變色范圍：pH = pKHIn 1HInH+In-=H+KHInHInIn-甲基橙MO甲基紅MR酚酞 PP3.1 4.44.4 6.28.0 9.64.05.09.0常用單一酸堿指示劑百里酚酞: 無色 9.4-10.0(淺藍(lán))-10.6藍(lán)表 常見的酸堿指示劑

18、指示劑變色范圍pH顏色百里酚藍(lán)（第一次變色）1.22.8紅 黃1.7百里酚藍(lán)（第二次變色）8.09.6黃 藍(lán)8.9甲基黃2.94.0紅 黃3.3甲基橙3.14.4紅 黃3.4溴酚藍(lán)3.04.6黃 紫4.1甲基紅4.46.2紅 黃5.0溴百里酚藍(lán)6.27.6黃 藍(lán)7.3中性紅6.88.0紅 橙黃7.4酚酞8.09.6無 紅9.1百里酚酞9.410.6無 藍(lán)10.0溴甲酚綠4.05.6黃 藍(lán)5.0指示劑用量: 宜少不宜多，對單色指示劑影響較大 例：50100mL溶液中23滴PP，pH9變色， 而1015滴PP， pH8變色離子強(qiáng)度：影響pKHIn溫度其他4.6.2影響酸堿指示劑變色范圍的因素 盡量

19、少加，否則終點(diǎn)不敏銳 指示劑本身為弱酸堿，多加增大滴定誤差1）雙色指示劑：甲基橙 變色點(diǎn)pH取決于酸、堿式體濃度的比值，與CHIn無關(guān)1指示劑的用量2）單色指示劑：酚酞變色點(diǎn)pH取決于CHIn；CHIn 則pH，變色點(diǎn)酸移例：50100mL溶液中加入酚酞 23滴，pH=9變色1520滴，pH=8變色2溫度的影響T KIn 變色范圍 ！注意：如加熱，須冷卻后滴定 例：甲基橙 180C 3.14.4 1000C 2.53.7 靈敏度3溶劑的影響 極性介電常數(shù)Kin 變色范圍4滴定次序 無色有色，淺色有色例： 酸滴定堿 選甲基橙 堿滴定酸 選酚酞4.6.3 混合指示劑 混合指示劑主要是利用顏色的互補(bǔ)

20、作用而形成?；旌现甘緞┩ǔＳ袃煞N配制方法：1. 一種是在某種指示劑中加入一種不隨溶液H+濃度變化而改變顏色的“惰性染料”。pH值 甲基橙 靛藍(lán) 混合后3.1 紅色 藍(lán)色 紫色4.1 橙色 藍(lán)色 淺灰色4.4 黃色 藍(lán)色 綠色 2. 將兩種或兩種以上的指示劑混合配成例如： 甲基紅 溴甲酚綠 混合后酸式色 紅色 黃色 暗紅色中間色 橙色 綠色 灰色堿式色 黃色 藍(lán)色 綠色 混合指示劑： 甲基紅+溴甲酚綠 5.0-5.1-5.2 暗紅 灰 綠 用于Na2CO3標(biāo)定HCl時指示終點(diǎn)3. 特點(diǎn) 由于顏色互補(bǔ)使變色間隔變窄, 變色敏銳.廣范pH試紙甲基紅，溴百里酚藍(lán)，百里酚藍(lán)，酚酞按一定比例混合，溶于乙醇

21、，浸泡濾紙。4.7 酸堿滴定法(Acid-base titrations)滴定曲線： 溶液pH 隨中和百分?jǐn)?shù)（T%）變化的曲線。選擇指示劑的原則: 指示劑的變色點(diǎn)盡可能與化學(xué)計量點(diǎn)接近，以減小滴定誤差。在滴定突躍范圍變色的指示劑可使滴定(終點(diǎn))誤差小于0.1%。直接滴定：指示劑在化學(xué)計量點(diǎn)前變色，誤差為 - ；指示劑在化學(xué)計量點(diǎn)后變色，誤差為 。指示劑選擇: pHep與pHsp盡可能接近，以減小滴定誤差滴定曲線：溶液pH 隨滴定分?jǐn)?shù)(a)變化的曲線4.7 酸堿滴定原理化學(xué)計量點(diǎn)(sp)滴定突躍滴定突躍SP0.1000 molL-1 NaOH滴定20.00 mL 0.1000molL-1 HCl

22、 H+OH- =H2O Kt=1/Kw=1014.00PBE: H+=OH-+cHCl-cNaOH滴定分?jǐn)?shù)：a=cT/cA=cNaOH/cHCl滴定曲線方程：KtH+2+KtcHCl（a-1）H+-1=0 此例：a=cNaOH/cHCl=VNaOH/201 強(qiáng)酸堿滴定(3) sp時: a=1 H+=OH-=Kt-0.5 pH=7.00(4) sp后: OH-=cNaOH(過量)(1) 滴定前: a=0 H+=cHCl=0.1000molL-1 pH=1.00(2) 滴定開始到sp前: H+=cHCl(剩余)-0.1%時:a=0.999 H+=5.010-5 mol/L pH=4.30+0.1%

23、時:a=1.001 OH-=5.010-5 mol/L pH=9.700.1000molL-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000molL-1 HCl12.5220.002.00040.0011.682.001.10022.00sp后:OH-=cNaOH(過量)10.700.201.01020.209.700.021.00120.027.000.000.001.00020.00 sp: H+=OH- =10-7.004.300.020.99919.983.000.200.9919.80 sp前:H+=cHCl（剩余）2.282.000.9018.00滴定前:H+=cHCl1.0020.0

24、0.000.00H+計算pH過量NaOHmL剩余HClmLaNaOHmL突躍強(qiáng)酸堿滴定曲線0.1000molL-1 HCl0.1000molL-1 NaOH突躍:9.74.3pH1210864200 1 2滴定分?jǐn)?shù) a9.7 sp+0.1%4.3 sp-0.1%sp 7.0突躍PP 9.0MR 6.2MO 4.4PP 8.0MR 5.0指示劑選擇？濃度對滴定突躍的影響0 1 2pH1210864210.79.78.77.05.34.33.30.01molL-1 0.1molL-1 1molL-1濃度增大10倍，突躍增加2個pH單位。5.38.74.39.73.310.70.1000 mol/L

25、NaOH滴定0.1000mol/LHA (Ka)PBE: H+=OH-+A-cNaOH滴定分?jǐn)?shù)：a=cT/cA=cNaOH/cHA滴定曲線方程： H+3+(Ka+acHA)H+2+KacHCl(1-a)+KwH+-KaKw=02 一元弱酸堿的滴定0.1000 mol/LNaOH滴定0.1000 mol/LHA (pKa=4.76)11.68A-+OH-1.10022.0010.70A-+OH-1.01020.2010.00A-+OH-1.00220.049.70A-+OH-1.00120.028.72A-1.00020.007.76HA+A-0.99919.987.46HA+A-0.99819

26、.966.67HA+A-0.9919.805.71HA+A-0.9018.004.76HA+A-0.5010.002.88HA0.000.00H+計算式pH組成aNaOHmL-0.1%:pH=pKa+3H+ KacaH+= Ka HAA-sp后:OH-=cNaOH(過量)OH-= Kbcbsp前滴定前sp強(qiáng)堿滴定弱酸滴定曲線0 1 2pH121086420HA A- A-+OH-突躍9.78.77.74.3HAHClMOMRPP 濃度: 增大10倍，突躍增加1個pH單位（上限） Ka：增大10倍，突躍增加1個pH單位（下限）影響滴定突躍的因素滴定突躍：pKa+3 -lgKw/cNaOH(剩余)

27、弱酸準(zhǔn)確滴定條件：cKa10-8對于0.1000molL-1 的HA, Ka10-7才能準(zhǔn)確滴定0.1molL-1HClNH30.1molL-1pKb=4.750 50 100 150 200% 6.254.305.286.24.43.1pHNaOHNH3突躍處于弱酸性,選甲基紅或甲基橙作指示劑.強(qiáng)酸滴定弱堿8.03 多元酸(堿)的滴定 多元酸能分步滴定的條件 滴定計量點(diǎn)的pH值的計算 指示劑的選擇多元酸能分步滴定的條件:被滴定的酸足夠強(qiáng), cKan10-8相鄰兩步解離相互不影響，lgKa足夠大, 若pH=0.2, 允許Et=0.3%, 則需lgKa5滴定化學(xué)計量點(diǎn)的pH值的計算以H3A為例：

28、 前提：可以分步滴定 sp1: H2A-按酸式鹽計算 pH=1/2(pKa1+pKa2) sp2: HA2-按酸式鹽計算 pH=1/2(pKa2+pKa3) sp3: A3- 按多元堿計算OH-= =Kb1c Kw/Ka3 c pH0 100 200 300 400 (T%)10.0 9.45.04.4pKa lgKa 2.12 7.2012.365.085.16H3A+H2A-H2A-+HA2-HA2-+A3-A3-+NaOHsp2sp1NaOH滴定0.1molL-1H3PO4cKa3 10-8cKa1 10-8pHsp2= 9.66百里酚酞至淺藍(lán)(10.0)pHsp1= 4.70 MO至黃

29、 (4.4)混合酸分步滴定:兩弱酸混合（HAHB） 被滴定的酸足夠強(qiáng), cKa10-8 c1Ka/c2Ka105強(qiáng)酸弱酸（H+HA） Ka 10-7, 測總量 Ka 10-7, 測強(qiáng)酸量 4.8 終點(diǎn)誤差終點(diǎn)誤差：指示劑確定的滴定終點(diǎn) (EP)與化學(xué)計量點(diǎn) (SP) 之間存在著差異(pHeppHsp) ，使滴定結(jié)果產(chǎn)生的誤差，用Et表示。Et = 100%被測物質(zhì)的物質(zhì)的量滴定劑過量或不足的物質(zhì)的量1 強(qiáng)酸強(qiáng)堿滴定NaOH 滴定HCl PBE: H+ep+Na+ep= OH-ep+Cl-ep cepNaOH-cepHCl=OH-ep-H+epEt= = nNaOH-nHClnHCl(cepNa

30、OH-cepHCl)VepcepHClVepcepNaOH-cepHCl cepHClcepNaOH-cepHCl cspHCl= Et =OH-ep-H+ep cspHClRingbon 公式：pH = pHep - pHspHCl滴定NaOH，則為： Et =OH-ep-H+ep cspHCl Et = H+ep-OH-ep cspNaOH Et = =Kt cspHCl10DpH - 10DpH107 cspHCl10DpH - 10DpH注意：csp不等于原始濃度2 弱酸弱堿滴定NaOH 滴定HAPBE: H+ +Na+ = OH- + A-cepNaOH =Na+ep=OH-ep+

31、A-ep-H+ep =OH-ep+ cepHA-HAep-H+ep cepNaOH - cepHA =OH-ep-HAepEt= (cepNaOH-cepHA)VepcepHAVepcepNaOH-cepHA cspHA Et = = -epHA OH-ep-HAep cspHAOH-ep cspHARingbon 公式：pH = pHep - pHspHCl滴定B-，則為： Et = H+ep-B-ep cspB Et = = -epHA OH-ep-HAep cspHAOH-ep cspHA Et = =10DpH - 10DpH10DpH - 10DpH(Ka/Kw)cspHAKtcsp

32、HA3 多元酸滴定NaOH 滴定H3Asp1sp22(Ka2/Ka3)1/2 Et =10DpH - 10DpH Et =(Ka1 /Ka2)1/210DpH - 10DpH終點(diǎn)誤差總結(jié)終點(diǎn)誤差定義質(zhì)子條件物料平衡 酸堿平衡近似處理Et計算式及林邦誤差公式Et = 100%被測物質(zhì)的物質(zhì)的量滴定劑過量或不足的物質(zhì)的量4.9 酸堿滴定法的應(yīng)用1 常用酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定酸標(biāo)準(zhǔn)溶液: HCl (HNO3, H2SO4)配制:用市售HCl(12 molL-1),HNO3(16 molL-1), H2SO4(18 molL-1)稀釋.標(biāo)定: Na2CO3或 硼砂(Na2B4O710H2O) 堿標(biāo)準(zhǔn)

33、溶液: NaOH配制: 以飽和的NaOH(約19 molL-1), 用除去CO2 的去離子水稀釋.標(biāo)定: 鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)或草酸(H2C2O42H2O) 2NaOH + CO2 Na2CO3MO,MR(終點(diǎn)為酸性)：Na2CO3 + 2H+ H2CO31nNaOH1nH 對結(jié)果無影響！PP（終點(diǎn)為堿性）： Na2CO3 + H+ HCO3- 2nNaOH1nH 測得的c(HCl)NaOH溶液在保存過程中吸收CO22 CO2對酸堿滴定的影響0 2 4 6 8 10 12 pHH2CO3HCO3-CO32- BaCl2 法 (1)以MO為指示劑測總堿 (2) BaCl2 + Na

34、2CO3BaCO32NaCl 以酚酞為指示劑測NaOH3 NaOH與Na2CO3混合堿的測定 NaOH Na2CO3PPV1V2H2O NaHCO3MOH2CO3滴定NaOH的HCl體積為V1-V2 滴定Na2CO3的HCl體積為2V2 雙指示劑法?PP 硼酸(H3BO3)的測定， Ka=5.810-10pKa=4.264 極弱酸的測定 2 +H3BO3 +H+3H2O指示劑弱酸強(qiáng)化5 磷的測定用過量NaOH溶解沉淀，再以標(biāo)準(zhǔn)HNO3溶液返滴. nP : nNaOH= 1:24 適于微量P的測定PPO43- (NH4)2HPMo12O40H2O 過濾、洗滌 、溶于過量NaOH PO43-+12

35、MoO42-+2NH3+16H2O+OH-(過量) HPO42- NH4+ H2OPP，8.0HNO3標(biāo)液6 氮的測定甲醛法（弱酸強(qiáng)化） 4NH4+ + 6HCHO = (CH2)6N4H+ 3H+ 6H2O (pKb = 8.87)PP指示劑?預(yù)中和游離H+NaOH蒸餾法NNH4+ NH3 用酸吸收濃H2SO4CuSO4NaOH標(biāo)準(zhǔn)HClH3BO3NH4+ +H3BO3H2BO3-NH4+H3BO3NH4+ +HClNH4+pH5.0指示劑?MR,MOMRNaOHHCl使水中不能完全進(jìn)行的反應(yīng)進(jìn)行完全增大有機(jī)物的溶解度混合強(qiáng)酸的分步滴定4.10 非水溶液酸堿滴定1 非水酸堿滴定中的溶劑a 溶

36、劑的分類溶劑兩性溶劑(質(zhì)子自遞反應(yīng))非釋質(zhì)子性溶劑(無轉(zhuǎn)移性質(zhì)子)酸性溶劑：冰醋酸、丙酸等堿性溶劑：乙二胺、乙醇胺等中性溶劑：醇類偶極親質(zhì)子溶劑：酰胺、酮、腈類等惰性溶劑：苯、氯仿等b 溶劑的性質(zhì)固有酸常數(shù)固有堿常數(shù)溶劑質(zhì)子自遞反應(yīng)： 半反應(yīng): HS S- +H+ 半反應(yīng): H+ + HS H2S+ 總反應(yīng): 2HS S- +HsS+ Ks = = aS-aH 2S+ = KaSH KbSH 溶劑的離子積aH+ aS-KaSH=aHS aS-aH2S+(aHS)2 aH2S+KbSH=aH+aHS2 C2H5OH C2H5OH2+ + C2H5O-Ks = C2H5OH2C2H5O- = 7.9 10-20水：Ks = Kw = 1.0 10-14Ks 影響突躍范圍0.1000 mol/L NaOH 滴定 0.1000 mol/L HCl水溶液中，突躍