化学分析检验技术-酸碱滴定的基本原理.ppt

滴定能否准确进行 滴定过程中pH的变化规律 怎样选择合适的指示剂 说明 强碱滴定弱酸的滴定反应常数总是小于强碱滴定强酸的滴定反应常数。滴定反应常数反映了滴定反应的完全程度。体现在滴定曲线上为滴定突跃的大小。 极弱酸的滴定 结论 HCl 滴定0.10mol·L-1 Na2CO3 指示剂的选择 Na2CO3 (H2CO3:pKa1=6.38, pKa2=10.25) pKb1=3.75 pKb2=7.62 CO32- HCO3- H2CO3 * * * * 化学分析检验技术 课程主讲人：白立军 多元酸和混合酸的滴定 强碱滴定一元弱酸 强碱滴定强酸 实验方案设计应考虑的问题 滴定反应 设滴定至某一点，溶液中剩余的强酸浓度为 a mol.L-1 , 或过量的强碱浓度为 b mol.L-1。 例： 用0.1000 mol.L-1 NaOH 滴定 20.00 mL 0.1000 mol.L-1 HCl。 [H+]计算式 PBE 滴定阶段 [OH-] = b [OH-] = [H+] + b 化学计量点后 pH = 7.00 [H+] = [OH-] 化学计量点 [H+] = a [H+] = [OH-] + a 化学计量点前 [H+] = a [H+] = [OH-] + a 滴定前 1 强碱滴定强酸1.1 滴定曲线的绘制 (3) sp时: a=1 [H+]=[OH-]=Kt-0.5 pH=7.00 (4) sp后: [OH-]=cNaOH(过量) (1) 滴定前: a=0 [H+]=cHCl=0.1000mol·L-1 pH=1.00 (2) 滴定开始到sp前: [H+]=cHCl(剩余) -0.1%时:a=0.999 [H+]=5.0×10-5 mol/L pH=4.30 +0.1%时:a=1.001 [OH-]=5.0×10-5 mol/L pH=9.70 1 强碱滴定强酸1.1 滴定曲线的绘制 0.1000mol·L-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000mol·L-1 HCl 12.52 20.00 2.000 40.00 11.68 2.00 1.100 22.00 sp后:[OH-]=cNaOH(过量) 10.70 0.20 1.010 20.20 9.70 0.02 1.001 20.02 7.00 0.00 0.00 1.000 20.00 sp: [H+]=[OH-] =10-7.00 4.30 0.02 0.999 19.98 3.00 0.20 0.99 19.80 sp前:[H+]=cHCl（剩余） 2.28 2.00 0.90 18.00 滴定前:[H+]=cHCl 1.00 20.0 0.00 0.00 [H+]计算 pH 过量 NaOHmL 剩余HCl mL a NaOH mL 突跃 甲基橙 甲基红 酚酞 C (mol.L-1) 同浓度强碱滴定强酸 化学计量点 1.0 0.10 0.010 0.0010 滴定突跃 -0.1% +0.1% 酸缓冲区 突跃区 碱缓冲区 9.70 100.1 20.02 7.00 100.0 20.00 4.30 99.90 19.98 3.30 99.00 19.80 2.30 90.00 18.00 1.00 0.00 0.00 pH 中和% V(NaOH) 5.30 ~ 8.70 0.01000 4.30 ~ 9.70 0.1000 3.30 ~10.70 1.000 滴定突跃 C (mol.L-1) 强酸滴定强碱 用0.1000 mol.L-1 HCl滴定 20.00 mL 0.1000 mol.L-1 NaOH 。 例： 用0.1000 mol.L-1 NaOH 滴定20.00 mL 初始浓度Ca° 为0.1000 mol.L-1 的弱酸HA。 滴定反应 设滴定过程中，溶液中剩余的弱酸浓度为 Ca mol.L-1 , 生成的共轭碱浓度为Cb mol.L-1 ，或过量的强碱浓度为 b mol.L-1。 A-+OH- A- HA-A- HA 体系 [H+] 计算式 PBE 滴定阶段 [OH-] = b [H+] + b +[HA] = [OH-] 计量点后 [H+] + [HA] = [OH-] 化学计量点 [H+] + Cb = [OH-] + [A] 计量点前 [H+] = [OH-] + [A] 滴定前 2 强碱滴定弱酸2.1