4.2酸碱指示剂（课件）-《分析化学》同步教学（化学工业出版社）

第四章 酸碱滴定法 第一节 概述 第二节 酸碱指示剂 第三节 酸碱滴定原理 第四节 HCl、NaOH标准溶液的配制与标定 第五节 酸碱滴定法的应用 第二节 酸碱指示剂 一、酸碱溶液pH值的计算 二、酸碱指示剂的作用原理 三、指示剂的变色范围 四、影响指示剂变色范围的因素 五、混合指示剂 1、质子平衡方程 根据质子得失数和相关组分浓度列出的数学表达式称为质子平衡方程(proton balance equation)或质子条件 列出质子条件的步骤是： 选参考水平 (大量存在,参与质子转移的物质)， 一般选取投料组分及H2O 判断溶液中哪些物质是参考水平得质子的产物，哪些物质是参考水平失质子后产物；并将参考水平得质子产物浓度写在等式一边，失质子产物浓度写在等式另一边 将得失质子产物浓度项前乘上得失质子数 Σn(得质子产物) = Σn(失质子产物) 一、酸碱溶液pH值的计算 如HAc水溶液 参考水平：HAc和H2O 参考水平得失质子的反应： HAc + H2O H3O+ + Ac- H2O + H2O H3O+ + OH- 得质子产物 失质子产物 质子条件或质子平衡方程：[H+]=[OH-]+[Ac-] H3O+是得质子产物(简称H+) 如Na2CO3水溶液 参考水平：CO32- 和H2O 参考水平得失质子的反应： H2O + H2O H3O+ + OH- CO32- + H2O HCO3- + OH- HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 得质子产物 失质子产物 质子平衡方程：[H+]+[ HCO3-]+2[ H2CO3]=[OH-] 3、 一元弱酸（弱碱） 2、 强酸强碱 强酸(ca): [H+] = ca pH=-lgca (ca ≥1*10-6mol/L) 强碱(cb): [OH-] = cb pH=14-lg cb (cb ≥1*10-6mol/L) 4、 多元酸碱——只考虑一级解离 5、 两性物质 [H+]＝ Ka1Ka2 pH = 1/2(pKa1 + pKa2) 缓冲溶液的组成一般可分为以下三类: 弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸 两性物质（ 邻苯二甲酸氢钾、氨基乙酸） 高浓度酸、高浓度碱（浓H2SO4、浓H3PO4、浓NaOH） 酸碱缓冲溶液是一种能对溶液酸碱度（或pH值）起稳定（缓冲）作用的溶液，当外加少量酸、碱，或因化学反应产生少量酸、碱，以及适度稀释时，其pH不发生显著的变化，其缓冲原理在于存在着大量既抗酸又抗碱组分。 如， HAc-NaAc、NH3-NH4Cl 6、 酸碱缓冲溶液 pH 标 准 溶 液 pH（25℃） 饱和酒石酸氢钾 (0.034mol·L-1) 3.56 0.050 mol·L-1 邻苯二甲酸氢钾 4.01 0.025 mol·L-1 KH2PO4 – 0.025 mol·L-1 Na2HPO4 6.86 0.010 mol·L-1硼砂 9.18 一般缓冲溶液：控制溶液酸度，由共轭酸碱对组成 酸碱标准缓冲溶液 由规定浓度的某些逐级解离常数相差较小的两性物质或由共轭酸碱对组成 当使用酸度计测量溶液pH值时，选取与被测溶液pH值范围接近的标准缓冲溶液来校正仪器，以提高测定的准确度，同时需注意溶液测定温度 9 例1： 计算0.050 mol·L-1 H2SO4 溶液的pH。 已知： Ka2=1.2×10-2 解： [H+]=2×0.050=0.10 mol·L-1 ∴ pH=-lg0.1=1.00 例2 ：计算c(HAc)=0.083 mol/L的HAc溶液的pH值 已知：pKa(HAc)= 4.76 解： 例3：计算c(Na2CO3)= 0.31mol/L的Na2CO3水溶液的pH值。 解: CO32-在水溶液中是一种二元弱碱，其对应的共轭酸H2CO3的离解常数为 pKa1= 6.38， pKa2= 10.25 由Ka和Kb的关系得弱碱CO32-的离解常数为：pKb1= 14-pKa2 =6.38, pKb2= 14- pKa1=10.25 例4：计算0.10 mol/L NaH2PO4溶液的pH值。 解:查表得H3PO4的 pKa1=2.12,pKa2= 7.20,pKa3= 12.36 例5：某缓冲溶液含0.10