酸硷滴定曲线-国立高雄应用科技大学化学工程与材料工程系.DOC

高雄應用科技大學 物理化學實驗預報 實驗題目: 酸鹼滴定曲線 班級:四化材三甲 組別:第四組 學號:1100101120 姓名:陳依詠 指導老師:吳瑞泰 老師 目錄 一、實驗目的…………………p.3 二、原理及相關知識………p.3~11 三、器材及藥品………………p.11 四、實驗步驟…………………p.12 五、參考文獻…………………p.13 [1]實驗目的 (1) 學習pH計量測之方法及其原理。 (2) pH計滴定曲線的繪製之方法。 (3)利用酸鹼滴定反應(鹽酸滴定碳酸鈉)，再利用實驗所測定出來的  pH值，繪製出滴定曲線，求得鹽酸實際濃度。 原理及相關知識 (1)原理 [4]本實驗在碳酸鈉(Na2CO3)溶液中加入足量鹽酸(HCl)，行酸鹼中和反應，每兩mole鹽酸(HCl)可反應和1 mole 的碳酸鈉(Na2CO3)，並配合電位滴定來量測。 酸鹼中和反應反應式如下式： (1-1) (1-2) 總反應 如滴定曲線(Fig.1.)所示， pH值＝9～7與pH值＝5～2有轉折點，pH值變化很大，出現兩個當量點，第一個當量點時，碳酸鈉(Na2CO3)幾乎被酸中和成碳酸氫鈉，溶液呈現弱鹼性，再持續以酸滴定下，至碳酸氫鈉也被反應消耗殆盡而成為碳酸，此時溶液呈現弱酸性，第二當量點出現。 (2)相關知識 [2]酸鹼學說 阿瑞尼士學說 酸 溶於水或與水作用能生成氫離子的化合物 僅限水溶液之討論 鹼 溶於水能生成氫氧根離子的化合物 布忍斯特-羅瑞學說 酸 提供質子者，即質子予體 反應不限於水溶液中，具共軛酸鹼對 鹼 接受質子者，即質子受體 路易士學說 酸 電子對接受者 任何反應狀態 鹼 電子對供應者 ?酸性漸強 強酸 弱酸 極弱酸 共軛酸 共軛鹼 鹼 性 漸 強 ò HClO4 ClO4－ HI I－ HBr Br－ HCl Cl－ HNO3 NO3－ H2SO4 HSO4－ H3O+ H2O H2C2O4 HC2O4－ H2SO3 HSO3－ HSO4－ SO42－ H3PO4 H2PO4－ HF F－ C6H5COOH C6H5COO－ CH3COOH CH3COO－ H2CO3 HCO3－ H2S HS－ NH4+ NH3 HCN CN－ H2O OH－ [2]同離子效應 　　　弱酸與其弱酸鹽共存，例：CH3COOH + CH3COONa　　　CH3COOH + HCl　　　NH3?+ NH4Cl　　　NH3?+ NaOH　 緩衝溶液 當溶液受到外來的酸或鹼影響時，藉著平衡的移動能調節其pH值，使pH值不會發生顯著的變化，稱為緩衝溶液。 弱酸 + 弱酸鹽 弱鹼 + 弱鹼鹽 ?將弱酸與弱酸鹽共溶於水中 　CH3COOH + CH3COONa ?將弱鹼與弱鹼鹽共溶於水 　NH3 + NH4Cl ?在過量弱酸中，加入少量強鹼 　CH3COOH(過量) + NaOH(少量) ?在過量弱鹼中，加入少量強酸 　NH3(過量) + HCl(少量) ?在過量弱酸鹽中，加入少量強酸 　CH3COONa(過量) + HCl(少量) ?在過量弱鹼鹽中，加入少量強鹼 　NH4Cl(過量) + NaOH(少量) ? [2]酸鹼滴定 　原理：?H+ mol ?= OH－ mol　　　酸的克當量數 = 鹼的克當量數中和點、當量點、終點 中和點 酸與鹼作用，恰能使溶液之pH等於7而呈中性時 當量點 酸的克當量數 = 鹼的克當量數 終　點 指示劑顏色改變時，滴定之操作已完成 ?中和點、當量點、終點[3]滴定當量點的酸鹼性 滴定組合 當量點的pH值 強酸和強鹼中和 pH = 7，溶液為中性 強酸和弱鹼中和 pH 7，溶液為酸性 弱酸和強鹼中和 pH 7，溶液為鹼性 弱酸和弱鹼中和 若弱酸Ka 弱鹼Kb，pH 7，呈酸性 若弱酸Ka = 弱鹼Kb，pH = 7，呈中性 若弱酸Ka 弱鹼Kb，pH 7，呈鹼性 　　　　　 　　　　　　　　 （titrant）pH讀值（或電位）對所加入的試劑體積作圖，所得曲線中 斜率最大的點即是當量點，此方法最為簡單，但誤差也較大。 2. 一次微分：計算滴定劑單位體積的pH 值變化（即ΔpH/ΔV 值），再以ΔpH/ΔV對所加入的滴定劑體積作圖，在曲線極大值之點即為當量點。 3. 更精確的方法，是將pH值對體積二次微分作圖，當Δ2pH/ΔV2=0之點即為當量點（即