酸碱滴定法-3.ppt

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1、第五章酸碱滴定法第六节强酸碱和一元弱酸碱的滴定本节主要讲述的内容:1滴定突越及其实用意义；2影响滴定突越的因素有哪些；3如何正确地选择指示剂4滴定的可行性判据及终点误差的计算一、强碱（酸）滴定强酸（碱）H++OH-＝H2O设：0.1000mol∙L-1NaOH溶液滴定20.00ml(V0)等浓度的HCl溶液；滴定中加入NaOH的体积为V(ml).为了选择合适的指示剂指示终点，必须了解滴定过程中溶液pH的变化，特别是化学计量点附近pH值的变化。讨论滴定过程的四个阶段pH值变化（一）滴定之前（V=0)未加入NaOH溶液，[H+]=cHCl=0.100

2、0mol∙L-1，pH=1.00（二）滴定开始至化学计量点之前（VV0)溶液的pH由过量NaOH的浓度决定，即:=5.0×10-5mol∙L-1pOH=4.30pH=9.70加入20.02mLNaOH，(相对误差为+0.1%)酸缓冲区突跃区碱缓冲区甲基橙甲基红酚酞C(mol.L-1)化

3、学计量点1.00.100.0100.0010滴定突跃-0.1%+0.1%同浓度强碱滴定强酸V(NaOH)中和%pH0.000.001.0018.0090.002.3019.8099.003.3019.9899.904.3020.00100.07.0020.02100.19.70C(mol.L-1)滴定突跃1.0003.30~10.700.10004.30~9.700.010005.30~8.70计量点前后0.1%相对误差范围内溶液的pH值变化，称为滴定的pH突跃范围强酸滴定强碱用0.1000mol.L-1HCl滴定20.00mL0.1000mo

4、l.L-1NaOH。突跃范围pH=9.70~4.30HCl滴定NaOH可选酚酞和甲基红为指示剂，用甲基橙可带来+0.2%的误差。二强碱（酸）滴定弱酸（碱）这一类型的滴定反应为：OH-+HAA-+H2OKt=Ka/KwH++BHB+Kt=Kb/Kw以NaOH溶液滴定HAc为例进行讨论。设:HAc的浓度c0为0.1000mol∙L-1,体积为V0(20.00mL);NaOH的浓度c=0.1000mol∙L-1,滴定时加入的体积为V（mL)。（一）滴定前（V=0）溶液中的H+主要来自HAc的解离Ka=1.8×10-5，cKa>20Kw,c/Ka>400

5、，则(二）滴定开始至计量点前（V20KWc/Kb>400pOH=5.28pH=8.72（四）化学计量点后（V＞V0）加入NaOH为20.02mLpOH=4.30pH=9.70突跃范围7.74—9.70，1.96个pH单位。突跃区碱缓冲区共轭缓冲区化学计量点：8.72强碱滴定弱酸强碱滴定弱酸，只可用弱碱性范围变色的指示剂。特点(与强碱滴定强酸比)（2）滴

6、定开始时pH值上升较快（5）计量点后溶液的pH值变化与强碱滴定强酸的pH值变化相同。（1）滴定曲线起点的pH为2.89，高于前者1.89个pH（3）在计量点时，pH=8.72，碱性范围。（4）滴定突越范围减小（约2个pH单位7.74-9.70）酚酞甲基橙甲基红强酸滴定弱碱滴定反应（2）化学计量点落在酸性介质；pH<7（3）强酸滴定弱碱，只可用在酸性介质变色的指示剂。影响因素三、直接准确滴定一元弱酸（碱）的可行性判据该判据取决于滴定允许的终点误差和检测终点的准确程度。滴定反应的完全程度是能否准确滴定的首要条件。可行性判断pHEt%pHEt%0.

7、1000mol.L-1NaOH滴定同浓度、不同强度的弱酸HCl10-510-610-710-8Ka一元弱酸的c与Ka越大，其滴定突越范围亦越大。被滴定物的浓度应不小于10-3mol∙L-1,一般在10-3~1mol∙L-1之间为宜。目测终点准确滴定的可行性判断：cKa10-8一元弱碱，能直接准确滴定的条件为cspKb≥10-8。cspKa到底应有多大，与滴定要求的准确度和检测终点的方式有关四、终点误差终点误差也叫滴定误差（Et），是指由于指示剂的变色点（滴定终点，ep）与化学计量点（sp）不相一致而产生的误差，常用百分数表示。讨论滴定一元酸碱的

8、终点误差。（一）强碱（酸）滴定强酸（碱）以NaOH滴定HCl溶液为例:NaOH浓度为c(mol∙L-1)，HCl溶液浓度为c0(mol∙