第四章酸碱滴定法（课件）《分析化学(邢文卫)》第3课时（ 化学工业出版社第三版）

第四章 酸碱滴定法 Acid-Base Titration 分析化学 返回 缓冲溶液 缓冲溶液： 向溶液中加入少量的酸或碱、由于化学反应产生少量的酸或碱，或将溶液稍加稀释，溶液的酸度都能基本保持不变的溶液。 缓冲溶液的组成： 一般是由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成； 两性物质； 高浓度的强酸(pH<2)或强碱溶液(pH>12)。 返回 弱酸HA及其共轭碱A-组成的缓冲溶液 MBE：[HA]+[A-]=cHA +cA-，[Na+]= cA- CBE：[H+] + [Na+] = [OH-] + [A-] 合并两式， [A-] = cA- + [H+] － [OH-] [HA] = cHA － [H+] + [OH-] 由弱酸的解离平衡式得： （3-13） 精确式 返回 当 cA- >>[H+]－[OH-]， cHA >>[OH-]－[H+] 时： 最简式 取负对数，得： （3-14） 返回 计算0.10mol·L-1NH4Cl和0.20mol·L-1 NH3缓冲溶液的pH？ 解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大，用最简式计算得： pH=pKa+lg0.20/0.10=9.56 例 12 注意：Ka的正确选择、共轭酸碱对对应的浓度 返回 溶液中pH计算总结： 一般可先列出体系的质子条件，根据质子条件和溶液中各组分的分布分数，列出方程式，再讨论具体的条件，忽略次要组分，计算溶液中[H+]。 要求大家能判断溶液体系性质，利用相应的最简式计算溶液pH值。 返回 酸碱滴定终点的指示方法 一、指示剂法 酸碱指示剂的变色原理 指示剂的变色范围 混合指示剂 二、电位滴定法 返回 1. 酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂（Indicator）一般是有机弱酸或弱碱，其酸式与共轭碱式具有不同颜色。溶液pH改变时，指示剂失质子由酸式转变为碱式，或得质子由碱式转变为酸式，分子结构改变，引起了颜色变化。 HIn = In- + H+ 甲基橙 (pKa=3.4) 红色 黄色(pH3.1~4.4) 酚酞 (pKa=9.1) 无色 红色(pH8.0~9.6) 返回 OH- H+ 酸式：红色（醌式） 碱式：黄色（偶氮式） 甲基橙（ Methyl Orange ，MO） 返回 酚酞（Phenolpthalein ，PP） 返回 无色 OH- OH- 红色 2. 指示剂的变色范围 HIn： HIn = H+ + In- 返回 变色范围：pH = pKa  1 实际观察时与理论计算有一定的差距，一方面是人眼对各种颜色的敏感度不同，颜色间互相影响；另一方面，指示剂的用量、温度、离子强度、胶体的存在等因素对变色范围有一定的影响。 返回 表4-1 常用酸碱指示剂及其变色范围 指示剂 变色范围pH 颜色 pKHIn 酸色 碱色 甲基橙 3.1～4.4 红 黄 3.4 甲基红 4.4～6.2 红 黄 5.2 酚酞 8.0～10 无 红 9.1 百里酚酞 9.4～10.6 无 蓝 10.0 指示剂的变色范围不恰好在pH=7，而随指示剂的KHIn而定，变色范围一般大于1pH单位和小于2pH单位，变色范围内显示过渡色 返回 指示剂的用量 双色指示剂： 如MO，不影响指示剂变色范围，但指示剂用量多时颜色变化不明显，且指示剂本身也消耗一些滴定剂，引起误差。 单色指示剂： 如PP，影响指示剂变色范围，多加使在pH较低时变色， 返回 3. 混合指示剂 特点： 利用颜色互补使变色更敏锐，变色范围更窄。 类型： 两种或两种以上指示剂混合：甲基红（红－黄）+溴甲酚绿（黄-蓝）（酒红色－绿色） 指示剂与惰性染料混合：甲基橙（红－黄）+靛蓝二磺酸钠（蓝）（紫色－黄绿色） 返回 一元酸碱的滴定 一、强碱滴定强酸 二、强碱滴定弱酸 三、强酸滴定弱碱 返回 一、强碱滴定强酸 以0.1000mol·L-1NaOH滴20.00mL等浓度HCl为例，计算滴定过程溶液pH变化： 滴定前： 取决于HCl的浓度，pH=1.00 滴定开始到化学计量点前： 取决于剩余的HCl， [H+]=0.1000×(20.00-VNaOH)/(20.00+VNaOH) 返回 化学计量点时： [H+]=[OH-]，pH=7.00 化学计量点后： 取决于过量NaOH的浓度， [OH-]=0.1000×(VNaOH-20.00)/(VNaOH+20.00) 返回 逐一计算滴定过程pH值，结果列表 NaOH V/mL 滴定分数a 剩余HCl V/mL 过量NaOH V/mL pH 0.