第二课 酸碱滴定法.pptVIP

第一节 概述 电离理论 电子理论 质子理论 例5-4 要配制pH＝6的HAc-NaAc缓冲溶液1000mL，已称取NaAc100g，问需要加浓度为15mol/L的HAc多少毫升？Ka＝1.8×10－5, MNaAc=53.5g/mol 第二节 酸碱指示剂 酸碱滴定分析中，确定滴定终点的方法一般有仪器法与指示剂法两种。指示剂法是借助加入的酸碱指示剂在化学计量点附近颜色的变化来确定滴定终点。这种方法简单、方便，是确定终点的基本方法。本节仅介绍酸碱指示剂法，仪器法将在第九章中介绍。 一、 指示剂变色原理和变色范围 酸碱指示剂是指在不同pH的溶液中显示不同颜色的有机弱酸或弱碱，其酸式与共轭碱式具有明显不同的颜色。 变色原理 溶液pH值变化 ? 共轭酸碱对的分子结构相互发生转变 ? 颜色变化 ? 溶液的颜色变化 ? 指示终点到达 甲色 乙色 甲基橙（MO) 指示剂的理论变色范围 理论变色点 pH=pKHIn?1 理论变色范围 指示剂的实际变色范围 指示剂实际的变色范围是由人眼目测确定的，与理论值pKHIn并不完全一致，因为人眼对各种颜色的敏感程度不同,指示剂两种颜色的强度不同。如甲基橙的pKHIn=3.4，理论变色范围应为pH=2.4～4.4，实际测量为pH=3.1～4.4。因人眼对于红色较对黄色更为敏感的缘故，在黄色中辨别出红色比较容易，而从红色中辨别黄色比较困难，因此甲基橙的实际变色范围在pH较小的一端就较为短一些。常见酸碱指示剂溶液的配制方法及变色范围见表5-5。 顺 序 离子强度 溶 剂 温 度 指示剂的用量 双色指示剂：用量不宜过多 单色指示剂：用量多或少会引起变色的范围的变化 T ? KHIn ? pH 范围； KHIn ；溶剂不同介电常数和酸碱性不同，影响指示剂的解离常数和变色范围。 KHIn ； 由无? 有，由浅 ? 深色，颜色变化敏锐； 影响指示剂变色的间接因素 几点结论： （1）指示剂的变色范围不是恰好在pH值7.0左右，而是随KHIn而异; （2）指示剂的变色范围不是根据pKHIn计算出来的，而是依靠眼睛观察出来的； （3）各种指示剂在变色范围内显示出逐渐变化的过色； （4）各种指示剂的变色范围不同，但一般来说，不大于2个pH也不小于1个pH单位，多在1.6~1.8个pH单位。 混合指示剂 在酸碱滴定中，(有时如弱酸、碱滴定）需将滴定终点限制在很窄的范围内，需要采用变色范围窄，色调变化鲜明指示剂—混合指示剂。 将两种相近，酸式与碱式色互为补色的指示剂混合； 方法 由某种指示剂与一种惰性染料组成，原理上也是颜色互补作用来提高变色的灵敏度。 第三节 滴定曲线及指示剂的选择 为了给酸碱滴定反应选择合适的指示剂，必须了解滴定过程中溶液pH值的变化，特别是化学计量点（滴定终点）附近pH值的变化。在酸碱滴定过程中，溶液中[H+]随着滴定剂的加入而逐渐变化的情况可用相应的滴定曲线直观地表示出来，滴定曲线就是在滴定过程中用来描述加入不同量标准滴定溶液（或不同中和百分数）时溶液pH变化的曲线。 这是酸碱滴定中反应常数最大的，即反应进行的最完全。 一、 一元强酸强碱的滴定 例： 0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000mol·L-1 HCl溶液 1、滴定开始前: 溶液的pH值等于HCl的原始浓度的pH。 [H+] = 0.1000mol·L-1 pH = 1.00 2、滴定开始至等SP前： 如滴入18.00mLNaOH 3、化学计量点(SP)时: 滴入20.00mL NaOH 4、SP后: pH决定于过量的NaOH，设滴入20.02mL NaOH。 V (NaOH) % pH V(剩余HCl) V(过量NaOH) 0.00mL 0.0 1.00 20.00mL 10.00mL 50.0 1.50 10.00mL 18.00mL 90.0 2.28 2.00mL 19.80mL 99.0 3.30 0.20mL 19.98mL 99.9 4.30