4.3酸碱滴定原理（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 第三节 酸碱滴定原理 一、一元酸碱的滴定 二、多元酸、多元碱的滴定 滴定曲线：溶液pH 随滴定剂消耗体积变化的曲线 化学计量点(sp) 滴定突跃 滴定突跃 SP 滴定曲线的作用 (1) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积 (2) 判断滴定突跃大小,滴定突跃-0.1%～+0.1%的pH变化 (3)确定滴定终点与化学计量点之差（滴定误差） 一、酸碱滴定曲线 (1)滴定过程可以按以下四个阶段来考虑 以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol/LHCl 溶液为例，讨论各不同滴定阶段溶液的pH值 ①滴定前 溶液中只有HCl溶液，溶液的pH取决于HCl的原始浓度，即分析浓度，因HCl是强酸，故 [H+]=c0=0.1000mo1/L，pH=-lgc0=1.00 1.强碱（酸）滴定强酸（碱） 滴定反应: OH-+H+=H2O ②滴定开始至化学计量点前(中) 溶液中只有NaCl和剩余HCl溶液 pH 设x为加入滴定剂NaOH的百分数，所以有 若ca=cb=c0，则V加= xV 若x =99.9%时，(离化学计量点差约半滴)-0.1% 此例该数值 pH=3.3-lgc0 =3.3-lg0.1=4.30 ③化学计量点时，此时溶液中只有NaCl和H2O [H+]=[OH-]=10-7 pHsp=7.00 此例该数值 pH上=10.7+ lgc0=10.7+ lg0.1=9.70 强酸强碱滴定突越计算公式： pH下 =(3.3-lgc0)～pH上=(10.7+lgc0) 根据上述计算公式，计算出滴定过程中加入任意体积NaOH时溶液的pH值，其结果表如（4-9） ④化学计量点后 溶液中存在NaCl和过量的NaOH x =100.1%时，(化学计量点后过量差约半滴)-0.1% [OH-]= = pH 加入NaOH /mL HCl被滴定 百分数% 剩余HCl /mL 过量NaOH /mL [H+] pH 0.00 10.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 40.00 0.00 50.0 90.0 99.0 99.8 99.9 100.0 100.1 100.2 101.0 110.0 200.0 20.00 10.00 2.00 0.20 0.04 0.02 0 0.02 0.04 0.20 2.00 20.00 1.00×10-1 3.33×10-2 5.26×10-3 5.02×10-4 1.00×10-4 5.00.×10-5 1.00×10-7 2.00×10-10 1.00×10-10 2.01×10-11 2.10×10-12 3.00×10-13 1.00 1.48 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.68 12.52 滴定突跃 前 中 后 sp 表（4-9）0.1000molLNaOH滴定20.00mL 同浓度的 HCl时溶液pH的变化 (2)曲线绘制及讨论 未被滴定的强酸缓冲区 过量的强酸缓冲区 过量的强碱缓冲区 未被滴定的强碱缓冲区 无缓冲区域--质变 量变 结论：滴定突跃区就是质变区域，寻找其影响因素 滴定突越 (3)影响强酸强碱滴定突跃因素——只与强酸碱浓度有关 pH上=(10.7+lgc0)～pH下=(3.3-lgc0) 不同浓度的NaOH滴定HCl曲线 相同浓度的NaOH和HCl互滴，其滴定突跃为近似重合相等的垂线 不同浓度酸碱滴定，浓度越大，滴定突跃越大；浓度增大10倍，滴定突跃增大2个单位 0.1000mol/LNaOH和HCl互滴 (4)指示剂的选择 选择指示剂的原则：一是指示剂的变色范围全部或部分地落入滴定突跃范围内；二是指示剂的变色点尽量接近化学计量点。 凡是指示剂变色范围全部或部分落在突跃范围之内,都可以作为该滴定分析的指示剂,所引起的误差在0.1%以内。 表4-12不同浓度强酸碱滴定指示剂选择 浓度mol/L 突越范围 甲基橙 3.1～4.4 甲基红 4.4～6.2 酚酞 8.0～9.6 0.01 5.3～8.7 不能， Et＞1% 可以 可以 0.1 4.3～9.7 可以 可以 可以 1.0 3.3～10.7 可以 可以 可以 (1)强碱滴定弱酸实例分析 例A：以0.1000mol/L NaOH标准滴定溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc溶液