酸碱滴定法PPT课件

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1、第四章酸碱滴定法分析化学教研室概述酸碱滴定法：以酸碱反应(质子转移反应)为基础的定量分析法。各类酸碱溶液的pH值计算方法酸碱滴定曲线和指示剂的选择酸碱滴定及滴定终点误差本章主要内容：酸碱质子理论：酸——溶液中凡能给出质子的物质碱——溶液中凡能接受质子的物质1）具有共轭性2）具有相对性3）具有广泛性A－+H+HA如：如:HCO3－既为酸，也为碱既可为中性分子，也可为阴离子或阳离子特点：溶剂合质子H3O++A-HA+H2OHA+SHSH2++A-例:HAc+H2OH3O++Ac-水合质子例:HClO4+HAcH2Ac++ClO4-醋酸合质子酸碱的强度Ka↑，给质子能力↑强，酸的强

2、度↑Kb↑，得质子能力↑强，碱的强度↑共轭酸碱对HA和A-有如下关系：多元酸碱：多元酸（碱）在水中逐级离解，强度逐级递减如三元酸：一、一元酸（碱）溶液的氢阳离子浓度计算1．强酸（HA）PBE:第一节酸碱溶液中氢离子浓度的计算（1）精确式或：[H+]=[A－]=CapH=－lg[H+]=－lgCa(2)近似式（最简式）当Ca20[OH－]时，水解产生的[H+]可以忽略对于碱：pOH＝－lg[OH－]=－lgCb2．一元弱酸（碱）溶液的氢离子浓度的计算（1）一元弱酸（HA）精确式PBE:[H+]=[A-]+[OH-]或：[H3]+Ka[H]2-(CaKa+Kw)[H]－KaKw

3、=0A:近似式(最简式)当（忽略酸的离解）且当（忽略水的离解）B:C:（2）一元弱碱（Cb）(最简式)例：计算0.1mol/LNH4Cl溶液的pH值。Ka=Kw/Kb=5.6×10-10pH=5.13二、多元酸(碱)溶液的氢离子浓度的计算（1）多元弱酸H2A：设二元酸分析浓度为Ca（2）多元弱碱M2A：设二元弱碱分析浓度为Cb三、两性物质溶液的氢离子浓度计算NaHANaH2PO4Na2HPO4弱酸弱碱盐(NH4Ac)四、缓冲溶液的离子浓度计算定义：加入少量酸碱，溶液pH值无显著变化的溶液。组成：共轭碱（酸）、或浓度较大的强酸（碱）例:Camol/mLHA与Cbmol/mLNa

4、A水溶液质量:[HA]+[A-]=Ca+Cb[Na+]=Cb电荷:[Na+]+[H+]=[A-]+[OH-]将(2)式带入(3)式，得质子条件式：[A-]=Cb+[H+]-[OH-](1)将(1)+(2)式，[Na]用（3）代替，得质子条件式：[HA]=Ca-[H+]+[OH-](2)缓冲溶液pH计算（导出略）例：计算0.3mol/LHAc与0.1mol/LNaOH等体积混合后的pH值。解：Cb=0.05mol/LCa=0.1mol/L例：10mL0.20mol/LHCl与10mL0.5mol/LHCOONa和2.0×10-5mol/LNa2C2O4溶液混合，计算溶液中[C2

5、O42-]。(已知HCOOHpKa=3.77,H2C2O4pKa1=1.25,pKa2=4.29)(3.2×10-6mol/L)一、指示剂的变色原理1.指示剂：a．弱的有机酸（碱）；b．酸式体和碱式体颜色不同→指示终点c．溶液pH变化→指示剂结构改变→指示终点变化HInH++In-酸式体碱式体第二节酸碱指示剂2.常用指示剂的变色原理二、指示剂的变色范围及其影响因素HInH++In-酸式体碱式体1.变色范围2.讨论：KHIn一定，[H+]决定比值大小，影响溶液颜色1）[In-]/[HIn]≥10或pH≥pKHIn+1→碱式色2）[In-]/[HIn]≤1/10或pH≤pKHIn

6、-1→酸式色3）指示剂变色范围：1/10≤[In-]/[HIn]≤10或pH＝pKHIn±1指示剂理论变色范围pH=pKHIn±1指示剂理论变色点pH=pKHIn，[In-]=[HIn]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，变色越敏锐。pKHIn理论范围实际范围酸色碱色甲基橙3.452.45~4.453.1~4.4红←黄甲基红5.14.1~6.14.4~6.2红←黄酚酞9.18.1~10.18.0~10.0无→红由于眼睛对不同颜色敏感度不同，指示剂的理论和实际变色范围不同3.影响酸碱指示剂变色范围因素2）双色指示剂：甲基橙（1）指示剂的用量－无论单

7、色还是双色指示剂适量1）单色指示剂：酚酞浓度变化，改变变色范围。浓度对变色范围无影响。（2）温度T→KHIn→变色范围！注意：如加热，须冷却后滴定例：甲基橙18℃3.1~4.4100℃2.5~3.7，灵敏度↓（3）中性电解质离子强度↑→KHIn改变→影响变色范围（4）滴定程序无色→有色，浅色→有色例：酸滴定碱→选甲基橙、甲基红碱滴定酸→酚酞、百里酚酞三、混合指示剂组成1．指示剂+惰性染料例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色）2．指示剂＋指示剂例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色）特点变色敏锐；变色范围窄第三节酸碱