第三章--酸碱平衡和酸碱滴定法.pptVIP

称大样 —— 减少称量误差 准确称取0.25g左右K2Cr2O7于小烧杯中，溶解后定量转移到250mL容量瓶中定容，用25mL移液管移取3份溶液于锥形瓶中，分别用Na2S2O3滴定。 方法二: 换算因数法 作业： 活度系数图 0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 作业： 小结： 作业： 近似式2: 例7：计算 0.033 mol·L-1 Na2HPO4 的pH 例8：计算 0.10 mol·L-1 NH4Ac的pH。 例9：计算 2.0?10-8 mol/L HCl的pH。 例10：计算 1.0?10-5 mol/L NaOH的pH。 (2) cb mol/L NaOH 以[OH-]直接取代[H+]即可，其他条件相同。 例11：1.0?10-3 mol/L HCl和0.1 mol/L HAc。 例12：20.00 mL 0.1000 mol/L HA和20.04 ml 0.1000 mol/L NaOH混合，求pH。 例13：0.10 mol/L HF和0.20 mol/L HAc。 溶液中[H+]计算式列表 其pH是在一定温度下，经准确的实验测得的。国际上将其规定作为测定溶液pH时的标准参考溶液。 五、缓冲溶液的配制方法 按比例加入HA和A-； 溶液中[H+]大, 加过量A-； 溶液中[OH-]大, 加过量HA。 溶液中有HA,可加NaOH中和一部分； 溶液中有A-,可加HCl中和一部分。 配制缓冲溶液的计量方法 方法二：缓冲溶液pH计算式法(确定引入酸或碱时) 作业： 酚酞 Phenolphthalein (PP) §3-9 酸碱滴定法的终点误差 一、强碱（酸）滴定强酸（碱）的Et 二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）的Et 作业： 作业： 人眼观察辨别颜色的能力的限度，以10为界限。 1、理论变色范围： 2个pH单位 酸式色 碱式色 混合色 2、实际变色范围：1.6个pH单位。 实际上指示剂的变色范围是依靠人眼观察出来的， 人眼对各种颜色的敏感度不同； 两种颜色互相掩盖。 所以理论计算值不等于实际观测值。 不同人的观察结果也不同。 例如：甲基橙 pKHIn=3.4，理论变色范围pH 2.4~4.4； 报道的变色范围：3.1~4.4、2.9~4.3、3.2~4.5。 甲基橙的?-pH图 0 2 4 6 8 pH pKa=3.4 红 橙 黄 3.1 4.4 0.66 0.34 0.91 0.09 0.8 0.2 1.0 0.5 0.0 ? MO 3.1 4.4 4.0 常用单一型酸碱指示剂（P387表6） TP（百里酚酞） 无色 9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝 4.4 6.2 5.0 MR 8.0 9.6 9.0 PP 单一指示剂的特点： KHIn不同，指示剂的变色范围不同 酸性中变色：甲基橙、甲基红 中性附近：中性红、酚红 碱性中变色：酚酞、百里酚酞 在变色范围内显示出逐渐变化的过渡颜色 酸色 略带碱色 过渡色 碱色 略带酸色 实验测得的变色范围：1~2 pH单位； 利用pH=pKa?1粗略估计变色范围有一定的指导意义。 指示剂的变色范围越窄越好； 终点颜色变化有 ?0.3 pH单位的不确定度。 三、影响指示剂变色范围的因素 双色指示剂 MO、MR：不影响变色点的pH值；但若太多，色调变化不明显，且消耗滴定剂，带来误差。 原则：宜少不宜多，看清颜色即可，2~3滴 1、指示剂的用量 单色指示剂 PP、TP： 设指示剂总浓度为C，人眼观察红色时[In-]min为一定值C0，代入则有 C增大， 在较低酸度下变色 (1) 改变指示剂的Ka 2、离子强度的影响 理论变色点时 则 离子强度增大， 在较高酸度下变色 (2) 某些盐具有吸收不同波长光波的性质，影响指示剂颜色的深浅和色调，故滴定时不应有大量的盐类存在。 温度：影响Ka，从而导致变色范围的变化 3、温度和溶剂的影响 pKa 3.8 甲醇 pKa 3.4 水中 pH 2.5~3.7 100℃ pH 3.1~4.4 18℃ 变色范围 条件 MO ① 由两种或两种以上的指示剂混合而成。 例：甲基红+溴甲酚绿 四、混合指示剂：利