[理学]4酸碱滴定法.ppt

概述 酸碱滴定法（中和滴定法）： 以酸碱反应(水溶液中的质子转移反应)为基础的定量分析法 第一节 水溶液中的酸碱平衡 酸碱质子理论 溶剂合质子 酸碱反应的实质 溶剂的质子自递反应及其常数 酸碱的强度及共轭酸碱对 溶液中酸碱组分的分布 酸碱溶液pH计算 酸碱的定义 电离理论 电子理论 质子理论 一、酸碱质子理论 特点： 1）具有共轭性 2）具有相对性 HCO3－既为酸，也为碱 （两性） 不同情况下,酸碱角色可互变 H3PO4—H2PO4- 和H2PO4- —HPO42- 3）具有广泛性 酸碱可以是中性分子,阴离子,阳离子, 两性物质 H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱 溶剂合质子: H+在溶剂中的存在形式 酸碱反应的实质 NH3 与 HAc的反应，质子的转移是通过水 合质子实现的： HAc + H2O ? H3O+ + Ac- 半反应1 NH3 + H2O ? OH- + NH4+ 半反应2 酸碱反应： HAc + NH3? NH4++ Ac- 酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的 反应 2．非水溶液中 1.一元酸(碱)的强度 水溶液中共轭酸碱对Ka Kb关系 2. 多元酸碱的强度 多元酸碱在水中逐级离解，强度逐级递减 形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3 例：计算HS-的pKb值 pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98 一元酸 Ka一定时,δHA和δA-与pH有关 pH↓,δHA↑,δA-↓ pH＜pKa,HAc为主 pH=pKa,[HAc]=[Ac-] pH＞pKa时,Ac-为主 例：计算pH=5.0时，HAc溶液（0.1000 mol/L）中HAc和Ac-的分布系数及平衡浓度 解： 物料平衡（质量平衡）MBE 化学平衡中，每一给定的分析浓度等于各存在型体平衡浓度之和 C mol/l的HAc的物料平衡式 C = [HAc] + [Ac-] 例：C mol/L的NH4 H2PO4的质子条件式 零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4] + [H +] = [NH3] + [HPO42-] + 2[PO43-]+ [OH-] 例：C mol/ml的Na2HPO4的质子条件式零水准——HPO42-，H2O [H2PO4-] + 2[H3PO4] + [H+] = [PO43-] + [OH-] 例：C mol/L的NaHCO3的质子条件式 零水准——HCO3-， H2O 2. 酸碱溶液pH值的计算 强酸强碱溶液pH值的计算 弱酸弱碱溶液pH值的计算 两性物质溶液（C ） 缓冲溶液pH值的计算 1).强酸强碱溶液pH值的计算 (1)．强酸（Ca ） (2)．强碱（Cb ） 精确式 2).弱酸弱碱溶液pH值的计算 (1)．一元弱酸(碱)溶液 一元弱酸（Ca ） 一元弱碱（Cb） (2).多元弱酸碱 多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca NaHA Na H2PO4 Na2HPO4 例 （1）计算0.10mol·L-1NaHCO3溶液的pH解： （2）计算5.0×10-3mol·L-1酒石酸氢钾溶液的pH 解： 例 计算1.0×10-2mol·L-1Na2HPO4溶液的 pH？ 例 计算0.10mol·L-1HCOONH4溶液的pH？ 缓冲溶液HA （Ca）－ NaA（Cb）的pH值计算（Ca、Cb较大时）： 第二节 酸碱指示剂 酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂的变色范围 影响酸碱指示剂变色范围的因素 关于混合指示剂 二、酸碱指示剂的变色范围 实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏，指示剂的变色范围越窄，指示变色越敏锐，为何越窄越好？ 2．温度的影响 T 改变，KHIn 随之变化，影响变色范围 ！注意：如加热，须冷却后滴定 例：甲基橙 180C 3.1～4.4 1000C 2.5～3.7 敏度↓↓ 四、关于混合指示剂 pH突跃范围窄，一般指示剂不能判断终点 ，采用混合指示剂，利用颜色的互补，使变色范围窄，变色更敏锐。 组成： 1．指示剂+惰性染料 例：甲基橙+靛蓝（紫色→ 浅灰色→黄绿色） 2．两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→ 近无色→绿色） 酸碱滴定反应常数K 强酸强碱的滴定 一元弱