4.2.1强碱强酸滴定（课件）-《分析化学》同步教学（化学工业出版社）

、 强碱强酸滴定 1 酸碱质子理论 酸 凡是能够给出质子(H+)的物质 碱 凡是能够接受质子的物质 质子酸 质子碱 Cl- + H+ HCl 酸碱的范围扩大，包括分子和离子 布朗斯泰德+劳里 HAc是Ac-的共轭酸 Ac-是HAc的共轭碱 共轭酸碱对:相差一个质子的一对酸碱 H+ + Ac− HAc 酸 碱 质子 酸碱质子理论 并指出，酸和碱之间并不是独立的关系，而是通过质子的结合与获得相互转化，所以，将其只相差1个质子，也就是一个氢离子的酸和碱，称为共轭酸碱对。 3 酸碱反应的实质 HCl + NH3 Cl- + NH4+ HCl + Ac- Cl- + HAc H3O+ + OH- H2O + H2O (共轭酸碱对)1 (共轭酸碱对)2 H+ 酸碱反应的实质： 共轭酸碱对之间的质子传递反应 0.1000 mol/L HCl, 20.00 mL 0.1000 mol/L NaOH 酸碱指示剂 例： NaOH 溶液滴定 HCl 溶液 H+ + OH− 　 H2O （酸碱中和） H+ 5 滴定状态 滴定前 计量点前 计量点时 计量点后 溶液的组成 溶液的酸碱性 HCl 溶液 酸性 NaCl （生成物） HCl （反应物） 酸性 中性 碱性 NaCl 溶液 NaCl （生成物） NaOH （过量） 讨论 滴定四阶段溶液的组成和酸度如何变化？ 定性判断 溶液酸度变化 6 pH = – lg[H+] pOH = – lg[OH-] 298.15K时： Kw =c(H+)·c(OH-) = 1×10-14 对上式两边取负对数得：pH + pOH = pKw=14 溶液中[H+]与pH的计算关系 7 滴定状态 滴定前 计量点前 计量点时 计量点后 溶液的组成 溶液的酸碱性 溶液的pH 1.00 – lg[H+] 7.00 14-pOH HCl 溶液 酸性 NaCl （生成物） HCl （反应物） 酸性 中性 碱性 NaCl 溶液 NaCl （生成物） NaOH （过量） 讨论 滴定四阶段溶液的pH如何变化？ 溶液pH变化 由此我们可以得知，滴定过程中溶液的pH应该等于-lg[H+]。例如，在滴定前，溶液只有盐酸，所以此时溶液的Ph等于1。而在化学计量点之前，溶液的pH需要根据计算公式得出具体数值。 8 溶液pH变化 1、计算向溶液中滴定NaOH滴定液19.98mL，溶液的pH是多少？此时与计量点的误差又是多大？ 思考： 分析： [H+] = (20.00 -19.98)╳0.1 /(20.00+19.98)=5.003 ╳10-5 pH = -lg 5.003 ╳10-5= 4.30 RE = 0.1% 那么，大家思考这么个问题：向溶液中加入NaOH滴定液19.98mL，请计算溶液的pH？并且，此时与计量点的误差又是多大？我们一起来看：当向溶液中加入19.98ml氢氧化钠时，说明还没有到达化学计量点，此时溶液中盐酸是过量的。那么用剩余盐酸的物质的量除以溶液的总体积，即可得出此时溶液中氢离子的浓度，从而得出溶液的pH为4.3。再根据相对误差的计算公式，也就是测量值与真实值只差再除以真实值，通过计算，说明此时与计量点的误差为-0.1%。 9 溶液pH变化 2、计算向溶液中滴定NaOH滴定液20.02mL，溶液的pH是多少？此时与计量点的误差又是多大？ 思考： 分析： [OH-] = (20.02 -20.00)╳0.1 /(20.02+20.00)=4.998 ╳10-5 RE = 0.1% pOH = -lg 4.998 ╳10-5= 4.30 pH = 14.00-pOH=14.00 - 4.30=9.70 那么同理，当向溶液中加入NaOH滴定液20.02mL时，说明此时溶液中盐酸已被消耗完全，而加入的氢氧化钠是过量的。那么用过量的氢氧化钠的物质的量除以溶液的总体积，即可得出此时溶液中氢氧根离子的浓度，从而得出溶液的pH为9.7，此时与计量点的误差为正的0.1%。 10 溶液pH具体数值 NaOH V/mL 滴定分数a 剩余HCl V/mL 过量NaOH V/mL pH 0.00 18.00 19.96 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 0.000 0.900 0.998 0.999 1.000 1.001 1.010 1.100 20.00 2.00 0.04 0.02 0.00 0.02 0.20 2.00 1.00 2.28 4.00 4.30 7.00 9.70 10.70 11.70 40.00