电位测 法之应用酸碱滴定

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1、電位測量法之應用—酸鹼滴定ò國立臺灣大學化學系，大學普通化學實驗，第十二版，國立臺灣大學出版中心：台北，民國九十七年。ò版權所有，若需轉載請先徵得同意；疏漏之處，敬請指正。ò臺大化學系普化教學組羅聲晴助教，2007年3月8日。一、目的：學習配製及標定二級標準鹼溶液，並利用電位測量法決定食醋的當量點及酸解離常數。二、實驗技能：學習藥品稱量與配製、體積量測、分度吸量管、滴定管、酸鹼度測定計之使用及作圖以決定當量點等實驗技能。三、原理：進行酸鹼中和滴定時，需先配製固定濃度的標準鹼或酸溶液，並標定其精確濃度，再利用此已知濃度之標準鹼(酸)來滴定未知物溶液中酸或鹼之含量。（一）標準酸或

2、鹼的選取在標定酸或鹼的濃度時，常選用一些分子量較大純度高的酸或鹼來做為滴定的標準品，如鄰苯二甲酸氫鉀（potassiumhydrogenphthalate，簡記為KHP）等，稱之為一級標準品，可用以定量我們所配製鹼（酸）液之精確濃度。而經滴定測得精確濃度的標準鹼（酸）溶液，稱之為二級標準鹼（酸）。本實驗利用鄰苯二甲酸氫鉀以標定所配製之氫氧化鈉溶液濃度。因KHP為單質子酸（monoproticacid），與氫氧化鈉為1：1中和（如式1），故利用此化學計量關係可求出氫氧化鈉溶液的濃度。-++HOOCC6H4COOK(aq)+NaOH(aq)→C6H4(COO)2(aq)+K(aq

3、)+Na(aq)+H2O(l)(1)（二）酸鹼中和當量點之決定酸鹼滴定過程中，接近當量點時，pH值的變化非常顯著，如圖1所示。以酸鹼度測定計測量pH值變化（電位滴定法）或以指示劑的顏色變化得知溶液滴定終點。（三）酸鹼指示劑之選用酸鹼指示劑通常為有機弱酸或鹼，會因氫離子濃度的變化而產生化學結構變化，進而導致顏色改變。所以必須要預知當量點前後的氫離子濃度變化範圍，以選用正確的指示劑，得到正確之滴定終點。（四）電位滴定法利用電位對於滴定劑（titrant）體積之變化曲線以決定該次滴定的當量點。一般決定當量點的方法有三種：E15-11.直接將pH讀值（或電位）對所加入的試劑體積作圖（

4、如圖1），所得曲線中斜率最大的點即是當量點，此方法最為簡單，但誤差也較大。108當量點pH64220222426NaOH(aq)體積(mL)圖1酸鹼滴定曲線2.一次微分：計算滴定劑單位體積的pH值變化（即ΔpH/ΔV值），再以ΔpH/ΔV對所加入的滴定劑體積作圖（如圖2），在曲線極大值之點即為當量點。25當量點20V△15pH/10△5020222426NaOH(aq)體積(mL)圖2一次微分曲線223.更精確的方法，是將pH值對體積二次微分作圖（如圖3），當ΔpH/ΔV=0之點即為當量點（即圖中A、B二點所連接之直線的x截距）。150A1002V50△當量點0pH/2△-5

5、020222426-100B圖3二次微分曲線-150NaOH(aq)體積(mL)E15-2（五）弱酸之酸解離平衡常數測定－弱酸（HA）在水溶液中僅部分解離，並與其共軛鹼（A）以平衡狀態存在（式2）。其酸解離平衡常數（Ka）之表示式，如式3所示：+-HA+H2OH3O+A(2)+−[HO][A]3Ka=(3)[HA]當以強鹼（如NaOH）滴定弱酸進行酸鹼中和反應：--HA+OH→A+H2O(4)－+達到半當量點（half-equivalencepoint）時，溶液中之[HA]＝[A]，而[H3O]＝Ka。因此，由弱酸－強鹼滴定曲線半當量點之pH值，即可得知此弱酸之pKa值，如圖

6、4所示。12.0010.008.00當量點值6.00半當量點pH4.002.000.00051015202530354045NaOH(aq)體積(mL)圖4弱酸－強鹼之滴定曲線四、儀器與材料：酸鹼度測定計、電磁加熱攪拌器、磁攪拌子、分度吸量管（10mL）、安全吸球、滴定管（50mL）、容量瓶（100mL）、錐形瓶（250mL，2個）五、藥品：食醋、標準pH7.00緩衝溶液、標準pH4.00緩衝溶液、0.1%酚酞指示劑（phenolphthalein）、1M氫氧化鈉溶液（sodiumhydroxide，NaOH）、鄰苯二甲酸氫鉀（potassiumhydrogenphthala

7、te，HOOCC6H4COOK；簡記為KHP）註：KHP需先於110℃加熱烘乾2小時，並置於乾燥皿中冷卻後再行取用。實驗流程：配製二級標準鹼→以鄰苯二甲酸氫鉀標定氫氧化鈉→食醋之滴定以及pH值之測量E15-3六、實驗步驟：步驟示範（一）二級標準鹼的配製使用準備室配製之1MNaOH溶液，以100mL容量瓶稀釋配製濃度為0.1MNaOH溶液100mL，並倒入1.燒杯中備用。註：於預習報告中寫下稀釋配方。取一支50mL滴定管沖洗乾淨，並以約5mL的0.1MNaOH溶液潤洗滴定管數次後加滿之，讀取滴定管初體積（