第四章酸碱滴定法（课件）《分析化学(邢文卫)》碱滴定曲线及指示剂的选择同步教学（ 化学工业出版社第三版）

酸碱滴定曲线 既然酸碱指示剂只是在一定的pH范围内才发生颜色的变化，那么，为了在某一酸碱滴定中选择一种适宜的指示剂，就必须了解滴定过程中，尤其是化学计量点前后±0.1％相对误差范围内溶液pH值的变化情况。下面分别讨论强酸(碱)和一元弱酸(碱)的滴定及其指示剂的选择。 这一类型滴定的基本反应为：H+ + OH- ＝ H2O 现以强碱(NaOH)滴定强酸(HCl)为例来讨论。 设:HCl的浓度为ca(0.1000 mol.L-1),体积为Va(20.00mL)； NaOH的浓度为cb(0.1000 mol.L-1)，滴定时加入的体积为Vb。 整个滴定过程可分为四个阶段来考虑： (1)滴定前; (2)滴定开始至计量点前; (3)计量点时; (4)计量点后。 一、强碱(酸)滴定强酸(碱) 3 (一) 滴定前（Vb=0） 此时溶液的pH由cHCl决定,即: [H+] = ca = 0.1000mol·L-1, pH = 1.00 随着滴定剂的加入,溶液中[H+]取决于剩余HCl的浓度，即： 若滴入19.98mL NaOH溶液时， 即：Vb=19.98mL (-0.1%相对误差) (二)滴定开始至计量点前(Va＞Vb) (三) 计量点时(Va=Vb) 滴入20.00mL NaOH溶液时，HCl与NaOH恰好完全反应，溶液呈中性，H+来自水的解离。 [H+]＝[OH-] ＝ KW1/2 ＝ 1.0×10-7mol·L-1 , pH＝7.00 计量点之后，NaOH再继续滴入，已经过量了，溶液的酸度决定于过量的NaOH的浓度。 若滴入20.02mL NaOH溶液时， 即：Vb=20.02mL (+0.1%相对误差) (四) 计量点后(Vb＞Va) 加入NaOH/mL 剩余HCl/mL 剩余NaOH/mL pH 0.00 20.00 1.00 18.00 2.00 2.28 19.80 0.20 3.30 19.96 0.04 4.00 19.98 0.02 4.30 20.00 0.00 7.00 20.02 0.02 9.70 20.04 0.04 10.00 20.20 0.20 10.70 22.00 2.00 11.70 40.00 20.00 12.50 NaOH滴定HCl溶液的pH NaOH滴定HCl的滴定曲线 3. 继续加入溶液，随着溶液中OH-浓度增加，pH的变化减缓，滴定曲线又趋于平坦，这是由于强碱逐渐发挥缓冲作用的缘故。 8.09.6 4.46.2 3.14.4