[理学]课件]基础化学第七章滴定分析法.ppt

六 滴定分析计算 滴定分析的计算包括配制溶液、确定浓度和计算分析结果等方面。计算的主要依据是“等物质的量规则”。即在计量点时，所消耗标准溶液和被测物质的物质的量相等。 例 已知H2SO4标准溶液的浓度为0.1004mol/L，用此溶液滴定未知浓度的NaOH溶液25.00mL，计算 NaOH溶液的浓度。 H2SO4与NaOH的滴定反应为： H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 或 解： 第二节 酸碱滴定法 酸碱滴定法是以酸碱中和反应为基础的滴定分析方法 该方法一般都用强酸或强碱作标准溶液来测定被测物质。 一般的酸、碱以及能与酸、碱直接或间接其反应的物质， 几乎都可以用酸碱滴定法来测定。 酸碱滴定的基本原理 一、 在酸碱滴定过程中，随着标准溶液的加入，被测溶液的pH值不断发生变化。如何用酸碱标准溶液滴定碱，则被测溶液的pH值逐渐降低；相反，如果用碱滴定酸，则被测溶液的pH值逐渐升高。如果把酸碱滴定中被测溶液的pH值变化规律用图像来表示，就可以得到一曲线，这条曲线就称为酸碱滴定曲线。 一元酸碱滴定 (1) 强酸与强碱的滴定 举例： 现以0.1000 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000 mol·L-1HCl溶液为例，讨论强碱滴定强酸情况。 为了便于讨论，把滴定过程分为四个阶段： 1、滴定开始前 [H+]=0.1000 mol·L-1，PH=1.00 2、化学计量点前 溶液的PH 由剩余HCl 物质的量决定，如加入NaOH溶液19.98 mL ,溶液中剩余0.02mLHCl. 溶液总体积 溶液体积 剩余 HCl ] [ × = + HCl C H ( ) 19.98 20 19.98 20 0.1000 + - × = = 5 -1 L mol? 10 5× - 4.3 PH = 即 3、化学计量点时 [H+]=[OH-]=1×10-7 mol·L-1，PH=7.0 溶液呈中性。 4、化学计量点后 pOH = 4.3 pH = 9.7 pH NaOH 加入量 2 4 6 8 10 ml 0.1000 mol·L-1NaOH滴定 0.1000 mol·L-1HCl滴定曲线 5 10 15 20 25 30 滴定突跃 滴定突跃 这种在计量点附近加入一滴标准溶液而引起溶液pH值的突变的现象。 突跃范围：-0.02 ～ +0.02ml pH = 4.3～9.7 指示剂的变色范围必须全部或部分落在滴定曲线的突跃范围内。其终点误差在 ±0.1%以内 。 选择指示剂的原则 可用指示剂：酚酞、甲紫橙 酸碱滴定突跃范围的大小与滴定剂和被测物质的 浓度有关，浓度越大，突跃范围就越大。 1 0.1 0.01 (2) 强碱与滴定弱酸 1、曲线的突跃范围是在pH为7.74～9.70。 3、选择碱性区域变色的指示剂。如酚酞、百 里酚蓝等，但不能是甲基橙。 4、用强碱滴定弱酸，当弱酸的浓度一定时，酸 越弱（Ka值越小），曲线起点的 pH值越大， 突跃范围越窄。当Ka 10-7时，无明显的突 跃，就不能用一般的方 法进行酸碱滴定。 2、在理论终点前溶液已呈碱性，所以在理论终 点时pH值不是7而是8.72。 pH 2 4 6 8 10 12 0 100% 200% 滴定百分数，T% 0.1000mol·L-1NaOH滴定 0.1000mol·L-1HAc的滴定曲线 7.74 9.70 8.72 酚酞 0.1000mol·L-1NaOH滴定0.1000mol·L-1各种强度不同酸的滴定曲线 2 4 6 8 10 12 0 10 30 20 40 pH NaOH的加入量 mL 强碱滴定弱酸突跃范围的大小还与被滴的弱酸强弱有关。当浓度一定时，Ka越大，突跃范围越大。 (3) 强酸滴定弱碱 12 10 8 2 6 4 0 100% 200% HCl的加入量 v/mL pH 0.1000mol·L-1HCl滴定 0.1000mol·L-1NH3·H2O的滴定曲线 1、滴定突跃范围 pH=4.3~6.3 6.3 4.3 2、指示剂选择 甲基红、溴甲酚绿 溴甲酚绿 甲基红 酸碱滴定的应用 二 酸碱标准溶液的配制与标定 (1) 酸标准溶液的配制与标定 在滴定分析法中，常用HCl、H2SO4溶液为滴定剂，尤其HCl溶液，因此价格低廉，易于得到，稀盐酸无氧化还原性，酸性强且稳定，因此用的较多。常用无水Na2CO3 或硼砂（Na2BO4·10