高考復習：酸堿中和滴定

酸堿中和滴定

儀器.試劑：標準液、待測液（放指示劑）、水

酸式滴定管：

堿式滴定管：

錐形瓶(墊白紙)、鐵架臺、滴定管夾、燒杯酸式：堿式：磨口

活塞裝酸或氧化劑(如酸性KMnO4)，不裝堿液(腐蝕玻璃）帶玻璃球

的橡膠管裝堿液，不裝氧化劑和酸液

（均腐蝕橡膠）移液管滴定管與量筒區(qū)別量筒：粗量儀，精確度0.1mL，無“0”刻度，從下往上讀，

滴定管

上部標：“25℃，25mL”“0”該度在上；“25”mL在下，從0到25最多可以準確量25mL溶液（全盛滿溶液時體積大于25mL），從上往下讀。④最小刻度為0.1mL,允許估計至0.01，

故精確度0.01mL。如22.00、23.38、0.00ml

規(guī)格：25mL、50mL(2)堿式滴定管:排氣泡:使尖嘴向上彎起，擠壓橡膠管

擠壓位置使用:（1）酸式滴定管排氣泡:快速放液體法三.指示劑（1）變色范圍甲基橙：

紅

3.1———4.4黃橙色酚酞：

無色8.2——10紅淺紅注：石蕊顏色突變不明顯,不作指示劑.應選擇恰好完全反應時溶質(zhì)pH與變色點接近的指示劑。[設問]既然指示劑變色時溶液pH不是7，

能否用指示劑來判斷酸堿完全反應？例：以0.1mol·L-1NaOH滴定20.00ml

0.1mol·L-1HCl，滴定過程中pH的計算【講解】向鹽酸中滴NaOH，由于鹽酸中H+被滴入的NaOH中OH-逐漸中和，c

H+逐漸減小，溶液pH逐漸增大，當H+與OH-恰好反應時，溶液呈中性，pH=7。指示劑變色時溶液pH值不一定是7（1）滴定前——0.1mol/LHCl溶液CH+=cHCl

=0.1mol/L，pH=1（2）滴定開始至恰好點前——HCl剩余滴NaOH溶液19.98ml,設1滴為0.04ml即余HCl0.02ml未中和pH=4.3即少加半滴(0.02ml)NaOH（3）恰好點（呈中性）pH=7（4）恰好點后NaOH過量:多加半滴(0.02ml)NaOHpOH=4.3,pH=9.7逐一算，以加NaOH溶液ml數(shù)對pH值作滴定曲線。滴定開始到加19.98mLNaOH，即99.9%HCl被滴定，pH變化較慢，共只有3.3個單位。但從19.98mL到20.02mL即滴定終點前后，體積僅差±0.1%，pH卻從4.3變到9.7，共5.4個單位。說明加入量雖有很小變化，但溶液立刻由酸性變?yōu)閴A性。量變過程質(zhì)變過程*（2）pH突躍范圍:酸或堿過量半滴或少滴半滴引起的pH值急劇變化.對于0.1mol/LNaOH滴0.1mol/L鹽酸，凡在突躍范圍內(nèi)（4.3—9.7）變色的指示劑均可作滴定指示劑如酚酞（pH為8—10）、甲基橙（pH為3.1—4.4）。故在突躍范圍內(nèi)停止滴定有足夠準確度。此范圍是選擇指示劑的依據(jù)。

酚酞：甲基橙：淺紅橙色

無色8——10紅

紅

3.1———4.4黃（3）滴定終點判斷（4）指示劑用2-3滴（因它本身是弱酸或弱堿。用量過多，消耗更多酸或堿）滴最后一滴剛好使指示劑顏色突變

且半分鐘內(nèi)不恢復原色五誤差：誤差原因：C(測)=C(標)×V(標)V(測)

其中:C(標)、V(測)是已知的數(shù)據(jù)。因此C(測)的大小只由V(標)——“讀數(shù)”決定，已知已知讀數(shù)一切誤差都要歸結(jié)到對V標的大小影響上分析,即導致V標偏大的操作,則測量結(jié)果偏高;反之,V標偏小的操作,結(jié)果偏低.含雜質(zhì)在配制待測氫氧化鈉溶液過程中，稱取一定質(zhì)量的氫氧化鈉時，內(nèi)含少量的氫氧化鉀，用標準鹽酸溶液進行滴定。（）同上情況，若氫氧化鈉中含有少量的碳酸鈉，結(jié)果如何（）偏低偏低六.中和滴定原理應用于酸與純堿滴定、氧化還原滴定等的知識遷移.基本原理有:1.鹽酸滴定碳酸鈉溶液用酚酞指示時生成碳酸氫鈉,用甲基橙指示時生成二氧化碳.在混合物含量測定中,也可以先用酚酞作指示劑,只有OH－和CO32－被中和,發(fā)生反應為:OH－+H+=H2O,CO32－+H+=HCO3－．再用甲基橙作指示劑,只有HCO3－被完全全反應掉：HCO3

－+H+=CO2↑+H2O以此來測定燒堿變質(zhì)程度,或純堿與小蘇打的組成.2.氧化還原滴定可以根據(jù)恰好完全反應時溶液的顏色突變來確定滴定終點.如用標準酸性高錳酸鉀溶液可以滴定還原性物質(zhì):Na2S、N