4酸碱滴定法（课件）- 《分析化学》同步教学（沈阳药科版）

第四章 酸碱滴定法 1 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 + H2O HA + SH SH2+ + A- 例: HAc + H2O H3O+ + Ac- 水合质子 例: HClO4 + HAc H2Ac+ + ClO4- 醋酸合质子 酸碱的强度 Ka↑，给质子能力↑强，酸的强度↑ 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－]= Ca pH =－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－]=－lgCb 2．一元弱酸（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=0 A: 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/L NH4Cl溶液的pH值。 Ka=Kw/Kb =5.6×10-10 pH=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 NaHA NaH2PO4 Na2HPO4 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: Ca mol/mL HA与Cb mol/mL NaA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0.3 mol/L HAc与0.1 mol/L NaOH　 　　　等体积混合后的pH值。 解：Cb = 0.05 mol/L Ca = 0.1 mol/L 例：10 mL 0.20 mol/L HCl与10mL 0.5 mol/L HCOONa和2.0×10-5mol/L Na2C2O4溶液混合，计算溶液中[C2O42-]。(已知HCOOH pKa=3.77, H2C2O4 pKa1= 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 HIn H + + 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 HIn H + + 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-1 → 酸式色 3）指示剂变色范围：1/10 ≤ [In-]/[HIn] ≤