强碱滴定弱酸.ppt

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1、5.4.2强碱滴定弱酸NaOH滴定HAc•以0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc为例，讨论强碱滴定弱酸的滴定曲线和指示剂的选择。1、滴定开始前滴定前溶液是0.1000mol/L的HAc溶液，溶液中H+离子浓度为：5[H]cK1.8100.1000a31.3410mol/LpH2.872、滴定开始至化学计量点前溶液中未反应的HAc和反应产物Ac－同时存在，组成一个缓冲体系。一般可以按如下计算：pH=pK+lg(c-/c)aAc-HAc例如，当滴入NaOH溶液19.80mL时，有：0.204c0.1

2、0005.0310mol/LHAc20.0019.8019.802c0.10004.9710mol/LAc20.0019.80代入上式得：pH＝4.74＋lg[（4.97×10-2）/（5.03×10-4）]=6.732、滴定开始至化学计量点前（续）•同理，可以计算加入NaOH溶液为19.98mL时，溶液的pH值为：pH=pK+lg(c-/c)aAcHAc0.025c0.10005.0010mol/LHAc20.0019.9819.982cAc0.10005.0010mol/L20.0019.98pH＝7.74此时

3、，仅剩余0.02mlHAc未反应。3、化学计量点时已滴入NaOH20.00mL，此时全部HAc被中和，生成NaAc。由于Ac－是弱碱，根据它在溶液中的离解平衡，可求得：[OH]cKb14560.050010/1.8105.2710pOH＝5.28pH=8.72可见，化学计量点的pH值大于7,溶液显弱碱性。4、化学计量点后由于过量的NaOH的存在，抑制了醋酸根离子的离解，此时溶液的pH值主要取决于过量的NaOH浓度，其计算方法与前相同。例如，已滴入NaOH溶液20.02mL（过量0.02mL），此时pH值可以计算如下：0.025[OH

4、]0.10005.010mol/L20.0020.02pOH＝4.30pH＝9.7如此逐一计算，可得一系列计算结果如下表所示：表用0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc计算数据列表加入体积中和百分数过量体积pH值(mL)(mL)0.000.002.8718.0090.005.7019.8099.006.7319.9899.907.7420.00100.08.7220.02100.10.029.7020.20101.00.2010.7022.00110.02.0011.7040.00200.020.0012.505

5、、强碱滴定弱酸滴定曲线（一）从表和图中可以看出：滴定前0.1000mol/L的HAc比等浓度的HClpH值约大2个pH单位。这是由于HAc的离解度要比等浓度的HCl小的缘故。滴定开始后，曲线的坡度比滴定HCl时更倾斜，继续滴入NaOH，由于NaAc的生成，构成了缓冲体系，溶液的pH值增加缓慢，这一段曲线较为平坦。强碱滴定弱酸滴定曲线（二）•接近化学计量点时，由于HAc剩下很少，缓冲作用减弱，pH值变化速度又逐渐加快。直到化学计量点时，溶液pH值发生突变，pH值为8.72，在碱性范围内。•化学计量点后，pH变化规律与强碱滴定强酸情况基本相同。•化学计量点附近pH

6、的突跃范围为7.74～9.70,比同浓度的强碱滴定强酸要小得多，这就是强碱滴定弱酸的特点。6、影响滴定曲线突跃大小的因素•从以上的讨论可以归纳以下几点1.与物质的本质有关。2.与反应物浓度有关（酸碱滴定还与强度有关）。3.与滴定的条件有关。7、强碱滴定弱酸指示剂的选择•从pH突跃范围可知：在酸性范围内变色的指示剂，如甲基橙等此时均不可使用（因引起较大的滴定误差）；而酚酞，百里酚酞，百里酚蓝等变色范围恰好在突跃范围之内，因而可作为这一滴定类型的指示剂。弱酸弱碱可以在水中滴定的判别（一）•从图中可以看出：1.当离解常数为10-9（如：H3BO3）时，由于溶液的pH

7、已经很高，看不出滴定突跃；2.在水溶液中无法用一般的酸碱指示剂来指示终点；3.所以不是所有的弱酸弱碱都可以在水溶液中进行滴定。•（可以在非水溶液中滴定，参见有关非水滴定的书及资料）弱酸弱碱可以在水中滴定的判别（二）1.当弱酸溶液的浓度C和其离解常数K的乘积大于或等于10-8，其滴定突跃可大于0.3pH单位，一般人的眼睛可以辨别，滴定可以直接进行。2.以此作为判别弱酸弱碱可以在水中滴定的标准。•另外，可以采用较浓的标准溶液来滴定(但注意引入的误差）。可以在非水溶液中滴定。(参见有关非水滴定的专著及资料）