资源简介

(共35张PPT)
项目二 认识酸碱滴定
教学目标
具有进行有关解离平衡计算的能力。
具有进行有关缓冲溶液pH计算的能力。
能力目标
掌握酸碱质子理论；
掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡；
理解缓冲溶液的作用原理及组成。
知识目标
培养诚实守信、团结协作、爱岗敬业精神；
培养安全、环保、健康生产意识；
培养分析问题和解决问题的能力；
创新能力培养等。
素质目标
目录
contents
2.1
认识酸碱理论
2.2
认识弱电解质的解离平衡
2.3
认识溶液的酸碱性
2.4
认识缓冲溶液
2.5
认识酸碱指示剂
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2.7
酸碱滴定法的应用
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
酸、碱或者通过一定的化学反应能转化为酸、碱的物质，都有可能采用酸碱滴定法测定它们的含量。
HAc ＋ OH- Ac- ＋ H2O
滴定反应的平衡常数称为滴定反应常数，以 表示
可见，酸碱滴定反应能否进行完全，主要取决于被滴定的酸或碱的解离常数 或 的大小。
一、强碱滴定强酸
此种类型的酸碱滴定，其反应程度是最高的，即反应进行的最完全。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
例： 0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定 20.00mL0.1000mol·L-1 HCl溶液
1、滴定开始前:
溶液的pH值等于HCl的原始浓度的pH。
[H+] = 0.1000mol·L-1
pH = 1.00
2、滴定开始至SP前：
如滴入18.00mLNaOH
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
V (NaOH) % pH V(剩余HCl)
0.00mL 0.0 1.00 20.00mL
10.00mL 50.0 1.50 10.00mL
18.00mL 90.0 2.28 2.00mL
19.80mL 99.0 3.30 0.20mL
19.98mL 99.9 4.30 0.02mL
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
3、化学计量点(SP)时:
滴入20.00mL NaOH
4、SP后:
pH决定于过量的NaOH，设滴入20.02mL NaOH。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
V (NaOH) % pH V(剩余HCl) V(过量NaOH) 0.00mL 0.0 1.00 20.00mL
10.00mL 50.0 1.50 10.00mL
18.00mL 90.0 2.28 2.00mL
19.80mL 99.0 3.30 0.20mL
19.98mL 99.9 4.30 0.02mL
20.00mL 100.0 7.00 0.00mL
20.02mL 100.1 9.70 0.02mL
20.20mL 101.0 10.70 0.20mL 22.00mL 110.0 11.70 2.00mL
40.00mL 200.0 12.50 20.00mL
突跃
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
滴加NaOH体积从0 ~19.80mL，pH变化2.3个单位；而从19.98 ~ 20.02mL，仅0.04mL,pH变化5.4个单位
滴定突跃：化学计量点前后0.1% 的变化引起pH值突然改变的现象。
滴定突跃范围：滴定突跃所在的pH范围，本例中为4.3~ 9.7 。
应用：根据滴定突跃选择指示剂指示终点
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
根据突跃范围选择适当指示剂：
指示剂的变色范围处于或部分处于化学计量点附近± 0.1% 的pH突跃范围内。或粗略地根据化学计量点的pH和指示剂的变色点来选。
0 100 200%
pH
12
10
8
6
4
2
10.7
9.7
8.7
7.0
5.3
4.3
3.3
5.04.4
9.0
6.2
4.4
3.1
0.01mol·L-1 0.1mol·L-1 1mol·L-1
不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
例 ：0.01000mol/L NaOH 滴定0.01000mol/L HCl
在误差 –0.1%时:
影响滴定突跃的因素
强酸与强碱的滴定突跃范围与酸碱浓度有关, c ↑， pH↑，可选指示剂越多。
pH=5.30
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
pOH=5.30， pH=8.70
在误差+0.1%时：
滴定突跃范围为：pH=5.30～8.70。
可见c 降低10倍， pH减小了2个单位
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
二、强碱滴定弱酸
例 用0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00mL0.1000 mol·L-1 HAc溶液.
1、滴定前：
溶液[H+]中可根据HAc离解平衡进行计算
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2、滴定开始至SP前：
溶液中未反应的HAc和反应产物NaAc同时存在，组成一个缓冲体系，一般按最简式计算。
如滴入19.98mL NaOH溶液
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
3、SP时：
HAc全部生成Ac-，根据Ac-离解平衡计算
[Ac-]≈0.05000mol·L-1
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
4、化学计量点（SP）后：
由于过量NaOH存在，抑制Ac-的离解，因此溶液的pH由过量的NaOH决定。也就是说化学计量点后的溶液pH和强碱滴定强酸的情况一样。
pOH=4.30， pH=9.70
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
V(NaOH) pH
0.00 2.87
10.00 4.74
18.00 5.70
19.80 6.74
19.98 7.74
20.00 8.72
20.02 9.70
20.20 10.70
22.00 11.70
40.00 12.50
突跃
酚酞或百里酚酞
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
5、结论
（１）酸越弱，滴定常数K值越小，滴定反应越不完全，滴定突跃越小。
（２）酸越弱，化学计量点时生成的该酸的共轭碱越强，化学计量点的pH值越大。
（３）化学计量点前后的滴定曲线基本上是对称的。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
例如，弱酸的Ka=10-7时，滴定pH突跃为9.85±0.15，只有０.３个pH单位，此时用指示剂目测终点已很困难，Ka=10-9时，已基本上没有突跃了．
（4）cKa≥10-8作为目测法判断弱酸能否准确进行滴定的界限（终点误差± 0.1%以内）。
强酸滴定弱碱的情况与此类似。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
三、 多元酸、混合酸和多元碱的滴定
1、多元弱酸
特点：
（1）分步离解，分步反应，中间产物两性；
（2）第一级解离的H+被准确滴定条件；
0.1%
1.0%
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
（3）分步滴定条件；
0.1%
1.0%
（4）滴定突跃比一元酸小，但须大于0.3pH；
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
例 以0.1mol·L-1NaOH溶液滴定同浓度H3PO4为例
第一化学计量点：
产物NaH2PO4 c =0.05mol·L-1
由于 cKa2＞＞Kw, 使用近似式
甲基橙: 红—黄 -0.5%
甲基红: 红—黄 Er＜0.5%
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
第二化学计量点：
产物Na2HPO4 c = 0.033mol·L-1
百里酚酞（变色点pH≈10.0),或酚酞—百里酚酞（9.9）
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
第三化学计量点：
但可通过加入CaCl2，释放H+进行滴定。
Ka3
太
小
，
不能
直接
滴定
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2、混合酸的滴定
(1) 两种弱酸混合酸：
与多元酸的滴定类似
要求：
0.5%
1.0%
第一化学计量点时若两酸浓度相等，
则
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
(2) 强酸弱酸混合溶液：
强酸首先被中和，弱酸Ka不大于10-7时，误差0.2%以内。
HCl—HAc混合酸，滴定误差~3%,强酸突跃变短，弱酸突跃变长。
Ka＜10-7时，只能滴定强酸而不能滴定弱酸。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
三、多元碱的滴定：
与多元酸类似
有关多元酸滴定，分步滴定的结论同样适用于多元碱，只需将Ka换成Kb即可。
最主要的是工业纯碱，Na2CO3
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
用0.10mol·L-1HCl滴定0.10mol·L-1Na2CO3
１、第一化学计量点：
产物HCO3－， c =0.050mol·L-1
pH = 8.32
用酚酞变色不明显
颜色由粉红－紫
但可用甲酚红—百里酚蓝（变色点pH=8.3)
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
２、第二化学计量点：
产物H2CO3(CO2＋H2O)
CO2的饱和浓度0.04mol·L-1
第二SP点突跃不大，因为Kb２～10-8,大量CO2形成过饱和溶液，使终点早达。
可采取以下措施：
⑴ 剧烈振荡；
⑵ 滴到pH～５，煮沸驱除CO2，再滴。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
四、极弱酸（碱）的测定：
如硼酸:
太弱不能准确滴定，通过加入多羟基化合物，如乙二醇，甘油或甘露醇生成络和酸强化。
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
该络合物的酸性很强
可用NaOH滴定
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择

展开更多......

收起↑