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

分析化学 酸减滴定法 酸碱滴定法 第三节酸碱滴定曲线和指示剂的选择 【主要内容】 1.强酸（强碱）的滴定 2.一元弱酸（弱碱）的滴定 3.多元弱酸（弱碱）的滴定 酸碱滴定法 一、强酸（强碱）滴定 01 03 滴定曲线的 滴定过程中 影响滴定突 形状和滴定 指示剂的 pH变化 跃范围的因 突跃 选择 素 02 04 酸碱滴定法 1、滴定过程中的pH变化 强酸与强减相互滴定的基本反应为： H++OH-=H20 例：用0.1000mol.L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol.L-1HCl。 滴定阶段 [H+]计算式 滴定前 [H+]=a 化学计量点前 [H+]=a 化学计量点 pH=7.00 化学计量点后 [OH]=b 酸碱滴定法 滴定液NaOH的体积V=O 滴定前 [H+]=GHc=0.1000molL-1 pH=1.00 计量 0<V<20mL[H+]=GHcI过剩 点前 V。-vb.ca w]=+ 当V=19.98mL时RE=-0.1%: H]= 20.00×0.1000-19.98×0.1000 20.00+19.98 =5.0×10molt 即：pH=4.30 酸碱滴定法 V=20mL 计量 [H+]=[OH] 点时 pH=7.00 计量 V>20mL[OH]=CNaOH过量) 点后 Vb-Va IOH门-6+vab 当V=20.02mL时RE=0.1% [OH门-0.1000×08-5.0x10mo1e [H+]=2.0×10-10molL-1。则pH=9.70 酸碱滴定法 以此类推，计算出整个滴定过程中加入任意体积NaOH溶 液时的pH值，其结果如下： 滴加 剩余VHd 过量 总体积V PH [H+]计算 0.00 20.00 20.00 1.00 滴前：[H+]=GHG 18.00 2.00 38.00 2.30 19.80 0.20 39.80 3.30 []-长 19.98 0.02 39.98 4.30 20.00 0.00 40.00 7.00 H]=f0HH=10-Z.00 20.02 0.02 40.02 9.70 20.20 0.20 40.20 10.70 [oH -].c. V。+V。 22.00 2.00 42.00 11.68 酸碱滴定法 2、滴定曲线的形状和滴定突跃 以溶液的pH为纵坐标，所加入的滴定液的体积V为横坐标， 所绘制的曲线称为酸碱滴定曲线。 PH 420 20.02,9.7 8 滴定突越 64 化学计量点，PH=7 突跃范围 19.98,4.3 1020302 40 pH突然的改变称为滴定突跃围。 酸碱滴定法 【互动讨论】根据NaOH溶液滴定HCI溶液的曲线形状绘制： 0.1000mol/LHCl标准溶液滴定同浓度的NaOH溶液的滴定曲线。 1s1 1:n G1 酸碱滴定法 3、指示剂的选择 为什么要研究滴定的突跃范围呢？ 酸减滴定的终点可借助指示剂的颜色变化来确定，而指示剂颜色的变化侧 完全取决于溶液H的变化。指示剂的选择遵照以下三个原则： 指示剂的变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内。 02 指示剂的理论变色点尽量靠近化学计量点时的即H。 03 为便于观察颜色的变化，指示剂颜色变化最好由无 色到有色，从浅色到深色为宜。