酸碱中和滴定(2)

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1、酸碱中和滴定　　[目的要求]　　1、认识酸碱中和滴定的意义和初步掌握中和滴定的实验操作方法；　　2、掌握酸碱中和的有关计算。　　[重点]：酸碱中和滴定的方法　　[知识点讲解]　　一、定义　　用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱或酸的方法叫做酸碱中和滴定。　　二、原理　　酸HmR和碱M(OH)n反应，当恰好完全反应时，酸提供的H+的物质的量等于碱提供的OH－的物质的量，即：　　C(酸)·V(酸)·m=C(碱)·V(碱)·n　　利用此等式，可通过滴定操作，测出待测酸或碱的物质的量浓度。　　三、仪器　　

2、酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、铁架台、锥形瓶（用来盛装待测溶液）等。　　注意：酸式滴定管不能用来盛装碱溶液（粘结活塞）；碱式滴定管不能盛装酸溶液（氧化胶管）。　　四、指示剂的选择　　选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH值要吻合。　　（1）强酸强碱相互滴定，生成的盐不水解，溶液显中性，可选择酚酞或甲基橙作指示剂。　　酚酞：酸滴定碱——颜色由红刚好褪色　　　　　碱滴定酸——颜色由无色到浅红色　　甲基橙：酸滴定碱——颜色由黄色到橙色　　　　　　碱滴定酸——颜色由

3、红色到橙色　　（2）强酸弱碱相互滴定时，由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以应选择甲基橙作指示剂。　　（3）强碱弱酸相互滴定时，则由于生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，而应选用酚酞作指示剂。　　五、滴定管操作方法　　左手开关滴定管，右手振荡锥形瓶（向同一方向做圆周运动）；眼睛注视锥形瓶内溶液的颜色变化和滴定管尖嘴处溶液流出的速度，至指示剂变色不立即褪去或恢复原色即为终点。　　六、滴定操作步骤　　（1）洗涤→检漏→润洗→注液→调液→读数　　（2）移液（放液）→滴加指示剂→滴定终点→读数→重复一次→计算　　七、滴定误差分析　　

4、因为　C(待测)=　　式中m(标)、m(待)分别为标准酸或碱的元数、待测酸或碱的元数。　　所以可利用C(待测)与V(标)成正比来判断：　　（1）如果V(标)偏大，则结果偏高；　　（2）如果V(标)偏小，则结果偏低。　　[典型例题分析]　　[例1]用标准盐酸滴定氨水，最适宜的指示剂是（　）。　　A、甲基橙　　　B、酚酞　　　C、石蕊　　　D、以上均可　　[解析]　当盐酸和氨水恰好完全反应时生成NH4Cl，由于NH4+水解溶液显弱酸性，故应选用在酸性范围变色的指示剂甲基橙。　　[答]A。　　[例2]准确量取25.00mL

5、KMnO4溶液，可选用的仪器是（　）　　A、50mL量筒　　　　　　B、10mL量筒　　C、50mL酸式滴定管　　　D、50mL碱式滴定管　　[解析]量筒精确度不够，故不能选用量筒；KMnO4等强氧化剂易腐蚀碱式滴定管的橡皮管，故不宜选D。　　[答]C。　　[例3]为中和物质的量为amol的某酸bg，需物质的量浓度为cmol/L的碱溶液的体积为（　）　　A、　　　B、　　　C、　　　D、无法确定　　[解析]因不知道该酸是几元酸，故无法确定amol该酸最多可提供多少摩尔可被中和的H+，从而无法确定所需碱液的体积。当然，

6、不知道几元酸也无法确定碱溶液的用量。　　[答]D。　　[例4]用0.01mol/L的NaOH溶液滴定0.02mol/L的稀H2SO4，中和后加水至50mL。若滴定时终点判断有误差：①多加1滴NaOH溶液，②少加1滴NaOH溶液（设1滴为0.05mL）。则①和②两次滴定后溶液中c(OH-)的比值是（　）。　　A、10-4　　　B、1　　　C、104　　　D、4×104　　[解析]酸碱中和滴定的实质是：H++OH-=H2O　　（1）多加1滴NaOH，溶液应显碱性，溶液中：　　c1(OH-)==1×10-5mol/L　　（

7、2）少加1滴NaOH，溶液应显酸性，溶液中多滴H2SO4，溶液中：　　c(H+)==1×10-5mol/L　　c2(OH-)==1×10-9mol/L　　因此，=104　　[答]C。　　[例5]用已知浓度的NaOH溶液滴定待测盐酸。　　（1）用酚酞作指示剂，滴定到达终点时，溶液颜色如何变化_________________。　　（2）如改用甲基橙作指示剂，此时，所得盐酸的测定值比用酚酞作指示剂时的测定值稍大还是稍小_______，原因是______________________。　　[解析]（1）中和滴定时，酚酞滴

8、在待测盐酸中，溶液为无色，当滴加NaOH溶液达到酚酞变色范围（pH在8~10间）时，溶液的颜色由无色变为粉红色。　　（2）改用甲基橙作指示剂时，由于甲基橙的变色范围是3.1~4.4，所以所加NaOH溶液的体积比用酚酞作指示剂时稍小。根据c(酸)·V(酸)=c(碱)·V(碱)，针对该题：c(酸)=(mol/L)，由于V(碱)稍小，所以c(酸)稍小