☆第五章酸碱滴定法21

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1、5.5酸碱缓冲溶液酸碱缓冲溶液在一定的程度和范围内可以稳定溶液的酸碱度，减小和消除因加入少量酸、碱或适度稀释对溶液pH的影响，使其不致发生显著变化。缓冲溶液在化工、分析化学、农业、生物化学和临床医学等领域都有十分重要的意义和应用。5.5.1缓冲溶液pH的计算（以浓度为cHA的一元弱酸HA及浓度为cA-的共轭碱为例。）：将（4）和（5）代入HA解离常数的表达式中，得精确式：1若pH≤6，上式简化为式（7）：2若pH≥8，则（6）简化为（8）:3若cHA、cA-»[H+]和[OH-]，则得最简式：计算方法:(

2、1)先按最简式计算[H+].(2)再将[OH-]或[H+]与cHA,cA-比较,看忽略是否合理.例：0.040mol·L-1HAc–0.06mol·L-1NaAc先按最简式:∵ca>>[H+],cb>>[H+]∴结果合理pH=4.945.5.2缓冲容量和缓冲范围缓冲溶液的缓冲作用是有限度的，在下列情况下，缓冲能力将消失：（1）加入的强碱（强酸）浓度接近于缓冲溶液中弱酸（共轭碱）的浓度（2）缓冲溶液过度稀释1缓冲能力数学表达式：β=db/dpH=-dα/dpHβ即为缓冲容量，物理意义：使1L溶液的pH增加1

3、个单位时所需强碱的量或使1L溶液减小一个pH单位时所需强酸的量。β越大，缓冲能力越大。缓冲容量β也可表示为：C=cHA+cA-（1）当cHA/cA-一定时，C（总浓度）越大，β越大。（2）C（总浓度）一定时，cHA与cA-越接近，β越大。（3）pH=pKa，即cHA=cA-=0.5c时，βmax=2.3×0.5c=0.575c135791113pH1086420102H+OHAc-Ac-OH-HAc-Ac-溶液的β与pH和c的关系（c=0.1mol/L）2缓冲范围：pH=pKa±13常用缓冲溶液：见p1

4、185.6酸碱指示剂酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质，随溶液pH的不同呈现不同颜色，颜色与结构相互关联。5.6.1酸碱指示剂的变色原理：酚酞：三苯甲烷类，碱滴酸时用。变色范围：3.1--4.4，黄色变橙红色。甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。变色范围：8－10，无色变红色。以HIn表示弱酸型指示剂，共在溶液中的平衡移动过程，可以简单表示如下HIn+H2O=H3+O+In-KHIn=（[In-][H+]）/[HIn]KHIn/[H+]=[In-]/[HIn]从上式可以看出：指示剂的颜色转变依赖于比值[In-]

5、/[HIn]。[In-]代表碱色的深度；[HIn]代表酸色的深度5.6.2指示剂变色的pH范围KHIn/[H+]=[In-]/[HIn][In-]/[HIn]=1时：中间颜色[In-]/[HIn]=1/10时：酸色，勉强辨认出碱色[In-]/[HIn]=10/1时：碱色，勉强辨认出酸色指示剂变色范围：pKa±1讨论：1指示剂的实际变色范围由人目测确定，与理论值pKa±1并不完全一致。2不同的人对同一颜色的敏感程度有所不同，因此终点观测有不确定性。常见酸碱指示剂列于p122表5-3中。5.6.3影响酸碱指示

6、剂变色范围的因素1指示剂的用量2温度：温度变化引起指示剂解离常数的变化，变色范围因此而改变。3中性电解质：增大溶液的离子强度，使指示剂的解离常数改变，指示剂变色范围因此而改变。4溶剂：不同的溶剂具有不同的介电常数和酸碱性，指示剂的解离常数和变色范围也因此改变。5.6.4混合指示剂利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐，易观察。如混合指示剂甲基红+溴甲酚绿5.0------5.1-------5.2暗红灰绿用于Na2CO3标定HCl时指示终点由于颜色互补使变色间隔变窄,变色敏锐.5.7酸碱滴定曲线滴定曲线：溶液p

7、H随中和百分数（T%）变化的曲线。5.7.1强酸碱滴定以0.10mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.10mol·L-1HCl为例：1.滴定前:[H+]=c(HCl)=0.1000mol·L-1pH=1.002.滴定开始到sp前:[H+]=c(HCl)(未中和)，滴定至19.98mL时，pH=4.30sp时:[H+]=[OH-]pH=7.004.sp后:[OH-]=c(NaOH)(过量)，滴至20.02mL时[H+]=2.0×10-10mol·L-1pH=9.700.1000mol·L-1NaOH滴

8、定20.00mL0.1000mol·L-1HClNaOHmLT%剩余HClmL过量NaOHpH0.00020.01.0018.0090.02.002.2819.8099.00.203.0019.9899.90.024.3020.00100.00.000.007.0020.02100.10.029.7020.20101.00.2010.7022.00110.02.0011.6840.00200.020.0012.52NaOH滴定