酸碱滴定类型及指示剂的选择.ppt

5.4 酸碱滴定类型及指示剂的选择 5.4.1 强酸强碱相互滴定 一、反应产物及指示剂 产物是水，化学计量点pH＝7.00， 指示剂可选用： 甲基橙（pH=3.1～3.4），甲基红(pH=4.4～6.2）， 酚酞（pH=8.0～10.0）等。 二、NaOH滴定HCl 以0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000 mol/L HCl为例讨论强酸强碱相互滴定的滴定曲线和指示剂选择。 按以下七个部分进行来讨论： 1、滴定前 溶液的酸度等于HCl的原始浓度 [H+]=0.1000mol/L pH=1.00 2、滴定开始至化学计量点前 溶液的酸度取决于剩余HCl的浓度， 例如当滴入NaOH溶液18.00mL时： 2、滴定开始至化学计量点前(续) 当滴入NaOH溶液19.98mL时,剩余HCl的浓度为: 3. 化学计量点时 滴入NaOH 20.00mL时，有： [H+]=[OH－]=1.00×10-7mol/L pH =7.00 4. 化学计量点后 溶液的碱度取决于过量的NaOH体积，例如滴入NaOH 20.02mL（过量了0.02 ml ）时，有： 表 5、滴定曲线（1） 以NaOH的加入量或中和百分数为横坐标，以pH 值为纵坐标来绘制曲线，就得到酸碱滴定曲线（如图所示） 续上 从滴定开始到加入19.80 mL时，溶液pH值只改变2.3个单位 再加入0.18 mL，pH就改变了1个单位，变化速度加快了 再滴入0.02mL（约半滴），正好是化学计量点（此时共加入20.00mL），此时pH迅速升至7.0。再滴入0.02mL，pH值为9.70。此后过量的加入所引起的pH变化又越来越小。 续上 由此可见，在化学计量点前后，从剩余0.02mL HCl到过量0.02mL NaOH，即滴定由不足0.1％到过量0.1%，溶液的pH值由4.30升至9.70，变化近5.4个单位，形成滴定曲线的“突跃”部分。指示剂的选择主要就以此为依据。 6、强酸强碱相互滴定的指示剂 显然，最理想的指示剂应该恰好在化学计量点上变色。 而实际上酸碱指示剂的选择原则是: 指示剂的变色范围落在或者部分落在滴定曲线的 pH 突跃范围之内。 续1 在以0.1000 mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000 mol/L HCl 时： 凡在pH 4.30～9.70 以内变色的指示剂，都可以保证测定有足够的准确度。如甲基红，酚酞等。 续2 如果改用0.1000mol/L HCl滴定0.1000mol/L NaOH ，滴定曲线形状与右图相同，但位置相反。 指示剂仍选甲基红，甲基橙。 6、强酸强碱相互滴定的指示剂（续3） 酸碱互滴，一般可以根据滴定至化学计量点时溶液的 pH 值来选择指示剂，则： 当滴定至化学计量点时，溶液的 pH 值呈碱性，可以选择酚酞； 当滴定至化学计量点时，溶液的 pH 值呈酸性，可以选择甲基橙。 7、影响滴定曲线突跃大小的因素 强酸强碱相互滴定，其滴定曲线突跃的大小与溶液的浓度和强度有关，不同浓度的NaOH和HCl的滴定曲线如右图所示。酸碱浓度增大10倍，突跃部分pH值变化范围增加约2个单位。而浓度小了，突跃也小了，则指示剂的选择也就会受到限制。 * 即pH＝2.28 同样的，可以计算出滴入不同体积的NaOH溶液的pH值，计算结果列于下表： pOH＝4.30 pH＝14－4.30＝9.70 10.70 0.20 101.0 20.20 11.70 2.00 110.0 22.00 12.50 20.00 200.0 40.00 9.70B 0.02 100.1 20.02 7.00 ? 100.0 20.00 4.31A 剩余0.02? 99.90 19.98 3.30 ? 99.00 19.80 2.28 ? 90.00 18.00 1.00 ? 0.00 0.00 pH值 过量体积(mL) 中和百分数 加入体积(mL) 用0.1000 mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000 mol/L HCl 的数据计算结果列表 滴定突跃 *