第5章-酸碱平衡与酸碱滴定法-PPT课件.ppt

1、12主要内容主要内容n1. 酸碱理论n2. 电解质的解离n3. 酸碱平衡中有关浓度的计算n4. 同离子效应和缓冲溶液n5. 酸碱指示剂n6. 酸碱滴定法n7. 酸碱滴定法的应用35.1 酸碱离解理论概述v 最初：酸是具有酸味的物质，使蓝色石蕊变红；碱是抵消酸性的物质，使红色石蕊变蓝；v 18世纪后期：氧元素是酸的必要成分；v 19世纪初叶，戴维：氢元素是酸的必要成分；v 1884年，阿伦尼乌斯：提出了酸碱电离理论；v 1923年，布朗斯特和劳瑞提出了酸碱质子理论。人们对酸碱的认识历程4一.酸碱电离理论1 1. . 酸碱定义酸碱定义 酸酸：解离时所生成的正离子全部是：解离时所生成的正离子全部是H

2、+的化合物；的化合物； 碱碱：解离时所生成的负离子全部是：解离时所生成的负离子全部是OH-的化合物。的化合物。2. 酸碱反应实质酸碱反应实质 H+OH- =H2O3 . 理论缺陷理论缺陷v酸碱仅限于含酸碱仅限于含H+和和OH-的物质的物质v酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系5二.酸碱质子理论1 1. . 酸碱定义酸碱定义 酸溶液中凡能给出质子(H+)的物质; 碱溶液中凡能接受质子(H+)的物质。 按照酸碱质子理论按照酸碱质子理论,当酸当酸(HB)失去一个质子（失去一个质子（H+ +）而形成的碱而形成的碱(B- -),称为该酸的称为该酸的共轭碱共轭碱，同理，

3、同理,而碱而碱(B- -)获得一个质子就生成该碱的获得一个质子就生成该碱的共轭酸共轭酸。BHHB共轭酸共轭碱6 由得失一个质子而发生的共轭关系一对酸碱被称为共轭酸碱对,即:酸碱质子HACAc-+H+H2CO3HCO3-+H+HCO3-CO32-+H+NH4+NH3+H+H6Y2+ H5Y+H+NH3OH+NH2OH+H+ (CH2)6N4H+(CH2)6N4+H+既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质两性物质.酸 碱 + 质子-H+H+ 酸碱反应都不能单独发生，酸给出质子必须有另一种能接受质子的碱存在才能实现，酸碱反应实际上是两个共轭酸碱对共同作用的结果。酸碱反应的实质是质子酸碱反应的实质

4、是质子的转移。的转移。7三、酸碱反应的实质酸1+碱2 酸2 + 碱1H+8（1）化学反应的方向：强酸 弱酸，强碱 弱碱;反应（2）酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱HCl酸性强，Cl-碱性弱ClNHNHHCl43H+9n电解质n非电解质n强电解质n弱电解质n难溶电解质解离度解离度:弱电解质达到解离平衡时弱电解质达到解离平衡时,已解离的弱电已解离的弱电解质分子百分数解质分子百分数. AB A+ + B- ABBACCCK解离度 = (已解离的分子数/原分子数) 100% = (已电离的浓度/初始浓度) 100% 电解度电解度()：表征：表征弱电解质离解程度大小弱电解质离解程度大小的特征的特征常数

5、常数,不仅与不仅与温度温度有关有关,还与还与溶液浓度溶液浓度有关有关. 1011一、弱电解质的解离平衡一、弱电解质的解离平衡1 1一元弱酸的电离平衡一元弱酸的电离平衡 HA H+ + A-弱酸在溶液中只发生部分电离,存在解离平衡,解离平衡式:达到解离平衡时,解离平衡常数为:aKHAHACCC解离平衡常数解离平衡常数K 是表征是表征电解质解离程度大小电解质解离程度大小的的特征常数，特征常数， K 越大，解离程度越大，该弱电解越大，解离程度越大，该弱电解质相对较强。质相对较强。K 大小与大小与温度温度T有关，与浓度无关有关，与浓度无关。 12 当cA/Ka 500, 近似计算cA - cH+ cA

6、， 当cA/Ka 500, cA - cH+ cA， 精确计算 对于一元弱酸，其对于一元弱酸，其cH+ 值计算如下：值计算如下： HA HA H H+ + + A + A- -起始浓度 cA 0 0平衡浓度 cA-cH+ cH+ cH+2HaAHCK =C -CaAHcK c242aaaAHKKKcc 稀释定律稀释定律13【例】.计算下列各浓度的HAc溶液中的H+ （1）0.1 mol L-1 ；(2) 1.0 10-5 mol L-1 。解：Ka(HAc)=1.8 10-5 HAc H+ + Ac- 初始浓度 cA 0 0 平衡浓度 cA - x x x（1） Ka =x2/(cA -x)

7、cA /Ka 500， 0.1-x 0.1； H+ 1.3 10-3 mol L-1 (2) cA /Ka 500, cb - cOH- cb ， 近似计算当cb /Kb 500, cb cOH- cb， 精确计算()bc OHKc24()2bbbKKK cc OH3.同离子效应同离子效应HAc H+ + Ac- NaAc Na + Ac- NaAc是强电解质，在溶液中完全电离，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移动，降低HAc的电离度。在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象叫同离子效应。16 4盐效应盐效应 在在HAc等弱电解质溶液中加入非同离子强电

8、等弱电解质溶液中加入非同离子强电解质盐如解质盐如NaCl，由于，由于离子间相互牵制作用离子间相互牵制作用增强，增强，使使H+和和Ac-结合成分子的机会减少，从而使结合成分子的机会减少，从而使HAc的的电离度略有升高的现象。电离度略有升高的现象。盐效应影响较同离子效应小，常可忽略。盐效应影响较同离子效应小，常可忽略。175多元弱酸的电离平衡多元弱酸的电离平衡（HnB,n1) H2S H+ + HS- Ka1 = H+HS-/H2S = 1.1 10-7 一级平衡一级平衡 HS- H+ + S2- Ka2 = H+S2-/HS- = 1.0 10-14 二级平衡二级平衡18同离子效应同离子效应 K

9、a1远大于远大于Ka2第二步解离可以忽略第二步解离可以忽略, ,平衡时平衡时c(Hc(H+ +) ) 可视为完全由可视为完全由 第一步解离产生。第一步解离产生。解解： 一级平衡一级平衡 H2S H+ + HS- 起始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x c/Ka1 500, 近似地： 0.1-x = 0.1 ； x2/0.1 = Ka1 x = H+ = HS- =1.0 10-4 molL1 二级平衡二级平衡: HS- H+ + S2- 平衡浓度 1.0 10-4 1.0 10-4 y Ka2 = H+S2-/HS- y = Ka2 H+OH- = Kw OH- =1.0 10

10、-10 molL1 pOH = 10.0019【例例】:计算计算0.1 mol L-1的的H2S水溶液水溶液(饱和水溶液饱和水溶液)的的H+ 、HS-、S2-及及pOH。二、强电解质溶液1. 表观解离度理论上：强电解质完全解离= 1实验中： 500c-xc2hxK =c-2Ac +H OHAc+OHwhaKK =K酸性(HAc)越弱，对应的弱酸盐(NaAc)的碱性越强272. 一元强酸弱碱盐一元强酸弱碱盐(以以NH4Cl为例）为例）4232NHH ONHH OHhK()wbcKc HK碱性(NH4OH)越弱，对应的弱碱盐(NH4Cl)的酸性越强whbKK =K324NHH ONHOHbK2H

11、OHOHwK4232NHH ONHH OHhKhc/K 500283. 一元弱酸弱碱盐一元弱酸弱碱盐(NH4Ac)4232NHAcH ONHH OHAchKwhabKKKK324NHH ONHOHbKHAcHAcaK2H OHOHwK2930弱酸弱碱盐n 溶液呈酸性，如溶液呈酸性，如NH 4F n 溶液呈中性溶液呈中性 ，如，如NH 4Acn 溶液呈碱性溶液呈碱性 NH 4CN 31三、两性物质的溶液三、两性物质的溶液pHpH值计算值计算n 既能给出质子，又能接受质子的物质溶液，称为两性物质的溶液。如酸式盐、弱酸弱碱盐和氨基酸等；n 如NaHCO3,NaH2PO4, Na2HPO4;NH4Ac

12、,NH4CN；n NaHCO3在水溶液中存在如下平衡在水溶液中存在如下平衡： HCO3-H2O H2CO3 OH- kb2= OH-H2CO3/HCO3- H2CO3 HCO3- H ka1=H+HCO3-/H2CO3 HCO3- CO32- H ka2=H+CO32-/HCO3- Kb2 ka1= H+OH-= Kw 当达到平衡时： H2CO3 = CO32- H+= Ka2 ka1 pH=(p Ka2+p ka1 )32四、影响盐类水解的因素四、影响盐类水解的因素n 1 1、盐类自身特性、盐类自身特性水解产物解离度越小，盐类水解越彻底，象难溶物，气体等,如Al2S3。n 2、盐的浓度、盐的

13、浓度盐的浓度越小，解离越彻底；弱酸弱碱盐无变化。n 3、温度、温度加热促进水解。n 4、同离子效应、同离子效应改变水解程度，如FeCl3中加HCl，抑制水解，NaHCO3中加入NaOH，促进水解。33 对比实验：1 L HAc+NaAc 混合液混合液加加 HCl或或 NaOH溶液溶液pH基本不变基本不变（pH试纸检测）试纸检测）1 L纯水纯水滴加滴加HCl溶液，溶液，pH = 2 pH = 7 pH = 2；滴加滴加NaOH溶液，溶液，pH=12 pH = 7 pH = 12；0.1mol/L34n酸碱缓冲溶液加少量酸或碱或稍加稀释，而保持pH值基本不变的体系。n酸碱缓冲溶液分类： 由共轭酸碱

14、对所组成由共轭酸碱对所组成， 如如HAc-NaAc、 NH3.H2O -NH4Cl等；等； 由逐级离解常数相差较小的单一两性物质，由逐级离解常数相差较小的单一两性物质，或由不同型体的两性物质所组成或由不同型体的两性物质所组成, 如如NaH2PO4-Na2HPO4。以以HAc NaAc缓冲溶液为例：缓冲溶液为例：加酸、加碱时的缓冲原理：加酸、加碱时的缓冲原理：1. Ac- ( NaAc）是抗酸成份；2. HAc 是抗碱成份。35一、一、 缓冲溶液的作用原理缓冲溶液的作用原理 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-加OH-（平衡右移）加H+（平衡左移） NH3H2O NH4+ +

15、OH NH4Cl NH4+ + Cl 1. NH3.H2O是抗酸成份;2.NH4+ ( NH4Cl ) 是抗碱成份。 弱酸及共轭碱称为缓冲对或缓冲系弱酸及共轭碱称为缓冲对或缓冲系。 36加H+（平衡右移）加OH-（平衡左移）假设一元弱酸与弱酸盐假设一元弱酸与弱酸盐HA-MA组成缓冲溶液，一元弱酸组成缓冲溶液，一元弱酸的浓度为的浓度为c酸酸，一元弱酸盐浓度为，一元弱酸盐浓度为c盐盐，由，由HA解离得到解离得到c(H+)=x molL-1 HA H+ + A- C平衡平衡 C酸酸- X X C盐 + X二二. 缓冲溶液的缓冲溶液的pH值计算值计算+-(H )(A )a(HA)ccx(c+ x)K

16、=cc -x盐酸由于HA为弱酸，且存在同离子效应，使得c(H+)更小，C酸酸-X C酸酸 c盐盐 +X C盐盐HaccKc盐酸+aHcc= Kc酸盐aCpH = pKlgC酸盐37()bOHccKc碱盐lgbcpOHpKc碱盐38同理：14-14-lgbcpHpOHpKc碱盐WabKKK14abpKpK14-bapKpK+ lgacpHpKc碱盐【例】等体积的0.2mol/L HAc与0.2mol/L NaAc混合，计算其 pH值。 解：解：pH = 4.75 lg（0.1/0.1）= 4.7539aabcpH=pKlgc【例例】在浓度各为在浓度各为0.1mol/L 的的1L HAc 和和Ac

17、-的混合溶液中分的混合溶液中分别加入别加入0.01molHCl; 0.01mol NaOH(设体积不变设体积不变)和稀释和稀释5倍后倍后，问，问pH 值变化如何？值变化如何？40解：解：原来的原来的 pH = 4.75 lg 0.1/0.1 = 4.75 加酸加酸后：后： HCl + NaAc = HAc + NaCl 0.01 0.01 pH = 4.75 lg（0.11/0.09）= 4.66 加碱加碱后：后： NaOH + HAc = NaAc + H2O 0.01 0.01 pH = 4.75 lg（0.09/0.11）= 4.84 稀释稀释5倍倍后后 pH = 4.75 lg（0.0

18、2/0.02）= 4.75【例例】：5mL 1mol/L NH3H2O和和15mL 0.2mol/LNH4Cl混合，计算混合液的混合，计算混合液的pH. Kb = 1.76 10-5解：混合后，c(NH3H2O)= 51/20 = 0 .25 (mol/L)c(NH4Cl) = 0.215/20 = 0.15 (mol/L)pOH = pKb lg（Cb/Ca） = 4.75 lg(0.25/0.15) =4.53pH = 14 4.53 = 9.4741【例例】：将：将0.3mol/L HAc 10mL和和 0.1mol/L NaOH 10mL 混合，计算溶液的混合，计算溶液的 pH。解：

19、HAc + NaOH = NaAc + H2O生成的c(NaAc) =0.110/(10+10)=0.05 (mol/L)剩余的c(HAc)=(0.310-0.110)/20=0.1(mol/L) pH = 4.75 lg( 0.1/0.05) = 4.45421.1.缓冲容量缓冲容量：用来衡量缓冲能力的大小。 使1L缓冲溶液pH值改变一个单位所加强酸或强碱的物质的量。b ba aa ac cc clglgpKpK= =pHpH缓冲溶液的缓冲溶液的pH值决定于：值决定于： . Ka（Kb） . 组分的缓冲比外加酸、碱改变缓冲比，但不改变Ka（Kb）43三三. 缓冲容量和缓冲范围缓冲容量和缓冲范

20、围【例例】下述两组HAcNaAc缓冲液浓度各为： 0.1 : 0.1 0.01 : 0.01 0.25 : 0.25 0.05 : 0.15 0.1 : 0.1 0.02 : 0.18 第一组中的缓冲容量最大，第二组中的缓冲容量最大。缓冲容量的大小决定于：缓冲容量的大小决定于： 酸与共轭碱（碱与共轭酸）的总浓度 缓冲比：ca/cb或cb/ca。442.缓冲范围缓冲范围 ：缓冲作用的有效的：缓冲作用的有效的pH范围。范围。共轭酸碱对：ca/cb = 1:10 pH = pKa + 1 ca/cb = 10 :1 pH = pKa 1 所以： pH = pKa 1 当溶液稀释时，缓冲比值虽然不变，

21、当溶液稀释时，缓冲比值虽然不变，pH值值不变，但总浓度降低，因而缓冲容量将减小。不变，但总浓度降低，因而缓冲容量将减小。 总浓度选在：总浓度选在： 0.050.5 mol/L 之间之间缓冲比：缓冲比： 1/10 10 之间之间451、选择缓冲对的原则、选择缓冲对的原则pKa接近于接近于pH , pKb 接近于接近于pOH ；总浓度大总浓度大； 缓冲比为缓冲比为1时，缓冲容量最大。时，缓冲容量最大。 所选的缓冲溶液不能与反应物或产物发生作所选的缓冲溶液不能与反应物或产物发生作用，药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒。用，药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒。46四四. 缓冲溶液的配制缓冲溶液的配制【例例】.

22、配制配制pH 为为5 的缓冲溶液，选下列哪种的缓冲溶液，选下列哪种缓冲对好？缓冲对好？HAc NaAc NH3.H2O NH4Cl pKa = 4.75 pKb = 4.75 H2CO3 NaHCO3 H3PO4 NaH2PO4 pKa1 = 6.37 pKa1 = 2.12解解：因：因HAc的的pKa最接近于最接近于5，应选，应选HAcNaAc472、有关计算、有关计算【例】：今需pH=5.0的缓冲溶液1L，应如何配制？ 解：应选缓冲对HAc NaAc因为 pH = pKa lg（ca/cb） 5.0 = 4.75 lg（ca/cb） lg（ca/cb）= - 0.25 lg（cb/ca）=

23、 0.25 cb/ca = 1.7848若选用若选用0.1mol/L 的的HAc 和和NaAc来混合来混合，则： ca = 0.1Va /V总 cb = 0.1Vb /V总 cb 0.1Vb /V总 = ca 0.1Va /V总 cb/ca = Vb /Va = 1.78 Vb = 1.78Va 因总体积为1000ml， Vb = 1000 - Va 1000 - Va = 1.78Va Va = 360 (ml) Vb = 640 (ml)49【例例】：配制：配制pH =9.0的缓冲溶液，应在的缓冲溶液，应在500ml 0.1mol/L 的氨水中加入固体的氨水中加入固体NH4Cl多少克？多少

24、克？解： pH =9.0 pOH = 5.0 pOH = pKb lg（0.1/ca） 5.0 = 4.75 lg（0.1/ca） lg（ca/0.1）=0.25 ca/0.1 = 1.78 ca = 0.178 (mol/L) 0.1780.553.5 = 4.76 (g)50515.5 酸碱指示剂酸碱指示剂u酸碱指示剂的变色原理u酸碱指示剂的变色范围u影响酸碱指示剂变色范围的因素u关于混合指示剂52一、酸碱指示剂的变色原理一、酸碱指示剂的变色原理1. 1. 指示剂的特点指示剂的特点 a一般为有机弱酸或弱碱； b酸式体和碱式体颜色明显不同指示终点； c溶液pH变化指示剂结构改变指示终点变化。

25、2. 常用酸碱指示剂的变色原理常用酸碱指示剂的变色原理酸式体 碱式体 或碱式体 酸式体 eeOHOHOHH+pKa = 9.1HOCOOOOCOO羟式（无色）醌式（红色）酚酞（PP）53酚酞指示剂是弱的有机酸，它在水溶液中发生离解作用和颜色变化。当溶液酸性减小，平衡向右移动，由无色变成红色；反之在酸性溶液中，由红色转变成无色。使用时，酚酞一般配成酒精溶液。(H3C)2 + NNNHSO3OHH+(H3C)2NSO3NHN甲基橙（MO）红色（醌式）黄色（偶氮式）pKa = 3.454甲基橙是一种双色指示剂甲基橙是一种双色指示剂，它在溶液中发生如，它在溶液中发生如下的离解下的离解, , 在碱性溶液

26、中，平衡向左移动，由在碱性溶液中，平衡向左移动，由红红色转变成黄色；反之由黄色转变成红色色转变成黄色；反之由黄色转变成红色。使用时，甲基橙常配成使用时，甲基橙常配成0.1moLL0.1moLL-1-1的的水溶液水溶液。55二、酸碱指示剂的变色范围二、酸碱指示剂的变色范围讨论：讨论：Kin一定，H+决定比值大小，影响溶液颜色。 HIn H + + In -酸式体碱式体1）In- / HIn 10 或或pHp Kin +1 碱式色碱式色2）In- / HIn 1/10 或或 pH p Kin1 酸式色酸式色3）1/10 In- / HIn 10 或或 p Kin1pH p Kin +1以弱酸型指示

27、剂以弱酸型指示剂HIn为例，在溶液中的平衡移动过程用为例，在溶液中的平衡移动过程用下式表示下式表示：inaHInKKHIninInKHInH56指示剂理论变色指示剂理论变色范围范围 pH = p Kin 1指示剂理论变色点指示剂理论变色点 pH = p Kin ，In- =HIn注注意意： 实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏 指示剂的变色范围越窄，指示变色越敏锐。 pKa 理论范围理论范围 实际范围实际范围甲基橙甲基橙 3.4 2.44.4 3.14.4甲基红甲基红 5.1 4.16.1 4.46.2 酚酞酚酞 9.1 8.110.1 8.010.0百里酚酞百里酚酞 10.0 9.01

28、1.0 9.410.657三、影响酸碱指示剂变色范围的因素三、影响酸碱指示剂变色范围的因素1指示剂的用量 2温度的影响 3溶剂的影响 4滴定次序 58尽量少加，否则终点不敏锐 指示剂本身为弱酸碱，多加增大滴定误差。变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与CHIn无关。 变色点pH取决于CHIn ；CHIn 则pH，变色点酸移【例例】：50100mL溶液中加入酚酞 23滴，pH=9变色 1520滴，pH=8变色1）双色指示剂：）双色指示剂：甲基橙甲基橙inInKHInH inKInaHHInCa1.指示剂的用量指示剂的用量592. 温度的影响温度的影响 T KT Kin in 变色范围变色范围

29、注意：如加热，须冷却后滴定 【例例】：甲基橙 180C 3.14.4 1000C 2.53.7 灵敏度3. 溶剂的影响溶剂的影响 极性介电常数Kin 变色范围4.4.滴定次序滴定次序 无色有色，浅色深色【例】: 酸滴定碱 选甲基橙 碱滴定酸 酚酞60四、关于混合指示剂四、关于混合指示剂组成组成 1指示剂指示剂+惰性染料惰性染料 例：甲基橙例：甲基橙+靛蓝（靛蓝（紫色紫色绿色绿色） 2两种指示剂混合而成两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色甲基红（酒红色绿色）绿色） 特点特点 变色敏锐；变色范围窄变色敏锐；变色范围窄615.6 酸碱滴定曲线及指示剂选择酸碱滴定曲线及指示剂选

30、择 酸碱滴定法酸碱滴定法（中和滴定法）：以酸碱反应(水溶液中的质子转移反应)为基础的定量分析法。“酸度酸度” 决定各反应物的存在型体，影决定各反应物的存在型体，影响物质在溶液中的分布和平衡。响物质在溶液中的分布和平衡。HCl+NaOH=NaCl+H2OH2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2OH3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O在反应中酸碱在反应中酸碱物质的量之比物质的量之比等于化学等于化学计量点之比计量点之比。 62一、预备知识一、预备知识1 1、基本原理、基本原理（A：酸，B：碱）AABBnvnv（A：酸 ， B：碱）n=c AAAAABBBBBBAC VvC VvCC Vv

31、Vv63AABBnvnv(1)(1)准确测定两种溶液的体积准确测定两种溶液的体积 措施：措施：使用精确刻度的仪器，使用精确刻度的仪器， 滴定管、滴定管、移液管。移液管。 642、准确测定、准确测定C待待的两个因素：的两个因素：(2)(2)准确判断中和反应的终点准确判断中和反应的终点 措施：措施：滴入指示剂（变色要明显、要灵滴入指示剂（变色要明显、要灵敏）甲基橙（敏）甲基橙（4.4）、）、 酚酞（酚酞（8.010）。）。 (1)仪器的选择：仪器的选择： 滴定管、移液管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、指示剂。 (2)准备：准备： 洗涤、查漏、润洗、注液、调整液面、读数。洗涤、查漏、润洗、注液、调整液面

32、、读数。 洗涤误差分析：洗涤误差分析： 滴定管不润洗：测到的滴定管不润洗：测到的C待待偏高偏高 滴定管误用待测液润洗，则滴定管误用待测液润洗，则C C待待偏高偏高653、操作步骤、操作步骤 移液管未用待测液润洗则移液管未用待测液润洗则C C待待偏低偏低锥形瓶水洗后，用待测液润洗，锥形瓶水洗后，用待测液润洗，C C待待偏高偏高(3)滴定：滴定： 移取待测液，加指示剂移取待测液，加指示剂2-3滴，滴定、判断终点、读数。滴，滴定、判断终点、读数。 滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视C待待偏高偏高 滴定前仰视酸式滴定管，滴定后平视，滴定前仰视酸式滴定管，滴定后平视，C待待

33、偏低偏低俯视移液管，俯视移液管，C待待偏低偏低滴定完毕后，立即读数滴定完毕后，立即读数偏低偏低量器读数的误差分析：量器读数的误差分析：66操作不当，误差分析操作不当，误差分析 酸滴定前酸式滴管尖嘴部分有气泡，滴定过程中酸滴定前酸式滴管尖嘴部分有气泡，滴定过程中气泡变小，气泡变小，C C待待偏高偏高; ;滴定过程，振荡锥形瓶时滴定过程，振荡锥形瓶时, ,不小心将溶液溅出不小心将溶液溅出C C待待偏低偏低; ;所配标准盐酸的物质的量浓度过大所配标准盐酸的物质的量浓度过大C C待待偏低。偏低。67（4）计算）计算 误差主要是由误差主要是由V标标的大小变化的大小变化引起的，引起的，V标标偏偏大大，则，

34、则C待待偏偏大；大；V标标偏偏小，小，C待待偏偏小小，因为因为计算计算时时C标标，V待待都是定值都是定值。 680.10/25.00CVmol L VCVml标标标待待酸碱滴定流程酸碱滴定流程 洗涤洗涤 检漏检漏 蒸馏水洗蒸馏水洗 溶液润洗溶液润洗 灌液灌液 排气泡排气泡 调整液面并记录调整液面并记录 放出待测放出待测 加指示剂加指示剂 滴定滴定 记录记录 计算计算 69二、酸碱滴定曲线及指示剂的选择二、酸碱滴定曲线及指示剂的选择滴定曲线的作用：滴定曲线的作用：(1) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积；(2) 判断滴定突跃大小；(3) 确定滴定终点与化学计量点之差； (4) 选择指示剂；(5)

35、 滴定曲线的计算。701 1、强碱滴定强酸、强碱滴定强酸【例】0.1000 mol/L NaOH 滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl。解：a. 滴定前 0.1000 mol/L HCl，pH=1pH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)1412108642b. 滴定中 加入滴定剂体积为 19.98 mL时： (H+) = 5.00 10-5 mol/L 溶液 pH=4.30（1）滴定过程中pH值的变化71c. 化学计量点 即加入NaOH体积为 20.00mL， (H+) = 10-7 mol/L 溶液 pH=7pH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)

36、1412108642【例】0.1000 mol/L NaOH 滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl。（1）滴定过程中pH值的变化 d. 化学计量点后 加入滴定剂体积为 20.02mL, (OH-) = nNaOH/V= 5.0 10-5 mol/L pOH = 4.3 , pH = 14-4.3 = 9.71 1、强碱滴定强酸、强碱滴定强酸72甲基红甲基橙酚酞滴定突跃范围（pH4.39.7）化学计量点pH12614108420 10 20 30 40 v(NaOH/ml)0.1000mol/L NaOH滴定滴定0.1000mol/LHCl的滴定曲线的滴定曲线强碱滴定强酸滴定

37、曲线的讨论：b.选择原则：选择原则： 指示剂变色点pH处于 滴 定 突 跃 范 围 内（指示剂变色范围部分或全部落在滴定突跃范围内）。 a. 滴加体积： 019.98 mL； pH=3.3 滴加体积：19.9820.02 mL； pH=5.4 滴定突跃 73选择甲基红，酚酞，选择甲基红，酚酞，甲基橙（差）甲基橙（差）a. 滴定前：Vb=0溶液组成：0.1000 molL1 HAcpH值计算：（1）滴定过程中pH值的变化pH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)1412108642【例】：0.1000mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc。2、强碱滴定

38、弱酸、强碱滴定弱酸-5-3-1()1.8 100.1000 1.3 10ac HKcmol L2.87pH74b. 滴定开始至化学计量点前 VbVa溶液组成： HAcNaAcpH值计算：如加入NaOH体积，Vb=19.98mL【例】：0.1000mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc。2、强碱滴定弱酸、强碱滴定弱酸（1）滴定过程中pH值的变化pH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)1412108642()lg()酸盐acpHpKc21510.1000 19.98()4.997 1039.980.1000 20.000.1000 19.98()5.0

39、02 1039.98c Acmol Lc HAcmol L525.002 104.74-lg7.744.997 10pH75c. 化学计量点时 VbVa溶液组成：pH值计算：NaAc（1）滴定过程中pH值的变化pH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)1412108642pOH=5.87 pH=8.72【例】：0.1000mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc。145611.0 10()0.050001.8 10 5.27 10wbaKc OHKccKmol L2、强碱滴定弱酸、强碱滴定弱酸76d. 化学计量点后 VbVa溶液组成：pH值计算：NaA

40、c-NaOH如加入NaOH体积，Vb= 20.02 mLpOH=4.30 pH=9.70pH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)1412108642（1）滴定过程中pH值的变化2、强碱滴定弱酸、强碱滴定弱酸【例】：0.1000mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc。c(OH-) = (0.10000.02) / (20.00+20.02) =5.0010-5 mol/L77NaOH滴定HAc溶液的pH值变化情况加入加入NaOH/mL 溶液组成溶液组成 pH 0.00 HAc 2.87 10.00 4.70 18.00 5.70 19.80 6.74

41、 19.98 7.74 20.00 NaAc 8.72 20.02 9.70 20.20 10.70 22.00 11.70 40.00 12.50HAcNaAcNaAc-NaOHpH0 10 20 30 40 v(NaOH/ml)1412108642突跃范围【例】：0.1000mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc。2、强碱滴定弱酸、强碱滴定弱酸780.1000mol/L NaOH滴定滴定0.1000mol/LHAc的滴定曲线的滴定曲线a.滴定曲线起点高；b. 化学计量点前，pH值变化先快，后慢，再快。c.滴定突跃范围小；d.指示剂选择；甲基橙甲基红 酚酞选

42、择酚酞（2）滴定曲线的讨论及指示剂的选择突跃范围0 10 20 30 4079弱酸滴定曲线的讨论：e.随着弱酸Ka变小，突跃变小，Ka在10-9左右突跃消失;f.直接滴定条件：ca Ka10-8 80815.7 酸碱滴定法的应用酸碱滴定法的应用 一、酸碱溶液的配制与标定一、酸碱溶液的配制与标定 酸标准溶液酸标准溶液 碱标准溶液碱标准溶液二、应用示例二、应用示例直接滴定法测定药用直接滴定法测定药用NaOH溶液溶液间接滴定法测定铵盐和有机氮间接滴定法测定铵盐和有机氮82一、酸碱溶液的配制与标定一、酸碱溶液的配制与标定1 1酸标准溶液酸标准溶液（如HCl、 H2SO4 )v配制方法：配制方法：间接法

43、（HCl易挥发， H2SO4易吸湿）v标定方法：标定方法： 基准物（无水碳酸钠、 硼砂） 无水碳酸钠 Na2CO3+2HCl 2NaCl+H2O+CO2 化学计量点pH 3.9，指示剂甲基橙； 硼砂 Na2B4O7+2HCl+5H2O 4H3BO3+2HCl 化学计量点 pH 5.2，指示剂为甲基红；832碱标准溶液碱标准溶液（如NaOH、KOH)v配制方法：配制方法：间接法（NaOH易吸收水和CO2）v标定方法标定方法：基准物（邻苯二甲酸氢钾、草酸等) 邻苯二甲酸氢钾 KHC8H4O4 NaOH KNaC8H4O4H2O 化学计量点pH为9.1，指示剂为酚酞。 草酸 H2C2O4+2NaOH

44、 Na2C2O4+H2O 化学计量点pH 4.29，指示剂为酚酞。84二、应用示例二、应用示例 【例】.直接滴定法测定药用NaOH溶液 （混碱NaOH+Na2CO3）满足条件：满足条件：CbKb10-8双指示剂法双指示剂法 BaCL2法法851. 1. 双指示剂法双指示剂法 NaOH消耗HCl的体积为V1 - V2 Na2CO3消耗HCl的体积为2V2过程： NaOH HCL / NaCL HCL / - Na2CO3 V1 NaHCO3 V2 H2O+CO2 100%1000mMV2C21%CONa32CONa232%1001000)(%21mMVVCNaOHNaOH862. BaCL2法法过程： HCL / ，V1 CO2 + H2ONaOH + Na2CO3 NaCl + BaCO3 BaCL2 V2 HCL / NaCL + H2O%1001000%2mMCVNaOHNaOH%1001000)(21%322132mMVVCCONaCONaThank You!