分析化學(xué) 第四章酸堿滴定法課件

1、第四章 酸堿滴定法4.1 酸堿質(zhì)子理論4.2 酸堿溶液PH的計(jì)算4.3 酸堿滴定終點(diǎn)的指示方法4.4 酸堿滴定（重點(diǎn)講解強(qiáng)酸堿滴定） 14.1 酸堿質(zhì)子理論4.1.1 酸堿定義和共軛酸堿對(duì)1. 酸堿理論的發(fā)展歷史 三百多年前：英國物理學(xué)家RBoyle指出，酸有酸味，使藍(lán)色石蕊變紅，堿有澀味和滑膩感，使紅色石蕊變藍(lán)。 1771 A.L.Lavoisier根據(jù)硫和磷分別在氧氣中燃燒后的產(chǎn)物溶于水顯酸性，指出O是所有酸類物質(zhì)的共同組成元素。 1881 英國化學(xué)家H.Davy以不含氧的鹽酸否定上述觀點(diǎn)，提出氫才是一切酸所不可缺少的元素。第四章 酸堿滴定法2 第四章 酸堿滴定法 1887 瑞典化學(xué)家S.

2、A.Arrehenius提出了酸堿的電離理論. 酸：凡是在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子全部是H+(H3O+)的化合物。 堿：凡是在水溶液中電離產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的化合物。 1923 年 提出了酸堿質(zhì)子理論，擴(kuò)大了酸堿范圍。2. 質(zhì)子酸堿的定義和共軛酸堿對(duì) 凡是能供質(zhì)子的物質(zhì)就是酸，凡是能接受質(zhì)子的物質(zhì)就是堿。 如：酸:NH4+ H+NH3;堿:Ac-+H+HAc 3 第四章 酸堿滴定法質(zhì)子酸堿的共軛關(guān)系:質(zhì)子酸質(zhì)子 + 質(zhì)子堿 酸中含有堿，堿可以變成酸。質(zhì)子酸、堿的這種對(duì)應(yīng)互變關(guān)系稱為質(zhì)子酸堿共軛關(guān)系。處于共軛關(guān)系的質(zhì)子酸、堿就組成了一個(gè)共軛質(zhì)子酸堿對(duì)。如 : 質(zhì)子酸 質(zhì)子 + 質(zhì)子堿 共軛

3、質(zhì)子酸堿對(duì)HCl H+ + Cl- HCl Cl-H2SO4 H+ + HSO4- H2SO4 HSO4 4第四章 酸堿滴定法既可以作為酸給出質(zhì)子，又可以作為堿接受質(zhì)子的物質(zhì)叫做酸堿兩性物。如：H2O H+ + OH- H2O + H+ H3O+4.1.2 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)質(zhì)子酸堿反應(yīng)如：醋酸在水溶液中的解離 ：5第四章 酸堿滴定法4.1.3 溶劑的酸堿性 溶劑通常分為H2O溶劑和非水溶劑。 所謂溶劑的酸堿性就是指溶劑的質(zhì)子活性，也就是溶劑是否具有接受或給出質(zhì)子的能力。 質(zhì)子（遷移性）溶劑：能結(jié)合或給出質(zhì)子的溶劑。它們具有質(zhì)子活性。 惰性溶劑：不能結(jié)合或給出質(zhì)子的溶劑。 兩性溶劑：即

4、可結(jié)合質(zhì)子，也可以給出質(zhì)子，典型的如H2O 。H2O + H2O H3O+ +OH-7第四章 酸堿滴定法 以水為標(biāo)準(zhǔn)，質(zhì)子溶劑可分為三類： 1. 兩性溶劑：如H2O、CH3OH、C2H5OH 2. 酸性溶劑：具有一定的兩性，酸性顯著地比水強(qiáng)，較易給出質(zhì)子。如HAc、HCOOH 3. 堿性溶劑：也具有一定的兩性，堿性顯著地比水強(qiáng)。較易接受質(zhì)子。如液氨、NH2CH2CH2NH2質(zhì)子溶劑具有質(zhì)子自遞作用，如：NH3 + NH3 NH4+ + NH2-CH3OH + CH3OH CH3OH2+ + CH3O-8第四章 酸堿滴定法對(duì)于二元酸堿：如 H2C2O4或Na2C2O4 2 H2C2O4 /C=

5、H+2/(H+2 +Ka1H+Ka1 Ka2)1 HC2O4-/C= Ka1H+ /(H+2 +Ka1H+Ka1 Ka2)0 C2O42- /C= Ka1 Ka2 /(H+2 +Ka1H+Ka1 Ka2)式中Ka1、Ka2為H2CO3的逐級(jí)解離常數(shù)。2 + 1 + 0 1對(duì)于三元酸堿：H3PO4、NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4等10第四章 酸堿滴定法3 H3PO4 /C= H+3/(H+3 +Ka1H+2+ Ka1 Ka2H+Ka1 Ka2 Ka3)2 H2PO4 -/C=Ka1 H+2/(H+3 +Ka1H+2 +Ka1 Ka2H+Ka1 Ka2 Ka3)1 HPO42-/C=

6、 Ka1 Ka2H+ /(H+3 +Ka1H+2 +Ka1 Ka2H+Ka1 Ka2 Ka3)0 PO43- /C= Ka1 Ka2 Ka3 /(H+3 +Ka1H+2 +Ka1 Ka2H+Ka1 Ka2 Ka3)式中Ka1、Ka2 Ka3為H3PO4的逐級(jí)解離常數(shù)。3 + 2 + 1 + 0 111 第四章 酸堿滴定法酸溶液中各型體中表達(dá)式的規(guī)律: (1) 表達(dá)式中僅含有H+和酸的逐級(jí)解離常數(shù)，Ka1，Ka2 (2) 對(duì)于n元酸，其表達(dá)式的分母共有(n+1)項(xiàng)，第1項(xiàng)是H+的n次方，然后各項(xiàng)H+逐級(jí)降階并乘以酸的逐級(jí)解離常數(shù)之積。 (3) 各種存在形式的之和等于1。這是物料平衡的另一種表達(dá)。

7、對(duì)于堿：兩種處理方法 如一元堿：NH3 (1) 用Kb和OH-表示： NH3 OH-/(Kb +OH-) NH4+ Kb /(Kb +OH-)12（最大）第四章 酸堿滴定法（2）H2C2O4的分布圖： （見P52圖4-2）H2C2O4 的pKa11.23,pKa24.19，二者相差不大。當(dāng)pH=(pKa1+pKa2)/2=2.711 =0.9383）(3)H3PO4的分布圖： （見P53圖4-3）H3PO4的pKa12.12 pKa27.20 pKa312.36 利用分布系數(shù)可以進(jìn)行一系列有關(guān)計(jì)算。14第四章 酸堿滴定法4.3酸堿溶液pH的計(jì)算 質(zhì)子平衡（PBE） ：酸堿平衡后，得質(zhì)子后的產(chǎn)物

8、所獲得的質(zhì)子與失去質(zhì)子后的產(chǎn)物所失去的質(zhì)子的物質(zhì)的量必然相等。 零水準(zhǔn)法：先選擇大量存在并參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移的物質(zhì)作為質(zhì)子參考水準(zhǔn)（零水準(zhǔn)），通常選擇原始酸堿組分，然后由溶液中反應(yīng)產(chǎn)物的質(zhì)子的得失相等關(guān)系直接列出PBE。15第四章 酸堿滴定法1.一元弱 酸堿水溶液中pH的計(jì)算 pH值可通過實(shí)驗(yàn)測(cè)定，如電勢(shì)法，pH計(jì)等；或代數(shù)法進(jìn)行計(jì)算。代數(shù)法步驟： （1）列出平衡關(guān)系式 如PBE （2）代入平衡常數(shù)表達(dá)式，解方程組 （3）將精確式化簡(jiǎn)有，用Ka表示17第四章 酸堿滴定法一元弱酸HA溶液：對(duì)于濃度為C的的HA溶液HA H+A- Ka=H+A- /HA; A- = KaHA/ H+H2O H+ + OH

9、- Kw =H+ OH-代入則得： H+= (Ka HA+ Kw)/ H+H+= (Ka HA+ Kw) 1/2 一元弱酸計(jì)算的精確式18 第四章 酸堿滴定法若 CHA和Ka都不是很小，即CHA Ka 10KW，則H+主要來自弱酸的解離，可以 忽略水的解離，則有 HA =CH+ ，代入上式：H+=(C- H+) Ka) 1/2 一元弱酸計(jì)算的近似式.若弱酸不是太稀，酸強(qiáng)度太弱，即CHA/Ka105，則酸本身的解離可以忽略。則有HA CHAH+=(C Ka + Kw) 1/2 一元弱酸計(jì)算的近似式.19 類似的，第四章 酸堿滴定法總之，作近似處理時(shí)：若CHAKa 10KW，則忽略水的解離： H+

10、=(KaHA) 1/2 若C/Ka105 ， HA本身的電離很少 ， 可以忽略，則： HA CHA則： H+=(C Ka) 1/2 一元弱酸計(jì)算的最簡(jiǎn)式一元弱堿的最簡(jiǎn)式是： O H-=(C Kb) 1/2 20第四章 酸堿滴定法2. 多元弱酸溶液：對(duì)于濃度為C 的H2CO3溶液質(zhì)子條件PBE ： H+ = OH- + HCO3- + 2CO32- 作近似處理： 多元弱酸Ka1 Ka2，可以忽略第二級(jí)解離，近似為一元弱酸處理： 若C/Ka1 105， 則：H2CO3 C CKa1 10KW， 則： CKa1 +KW CKa1得： H+=(C Ka1) 1/2 多元弱酸計(jì)算的最簡(jiǎn)式21 第四章 酸

11、堿滴定法3. 強(qiáng)酸溶液：對(duì)于濃度為C 的一元強(qiáng)酸溶液 當(dāng)強(qiáng)酸濃度C不是太小時(shí)，忽略水的解離： 最簡(jiǎn)式: H+ = C酸 當(dāng)強(qiáng)酸濃度太小, C10-8時(shí)，主要是水的解離: H+ 10-7 如C酸10-8時(shí), 不可能pH=8，溶液變成堿性。 當(dāng)強(qiáng)酸濃度不太小, C 4.710-8時(shí)， H+用精確公式計(jì)算。 22 要求：第四章 酸堿滴定法4.弱酸及其共軛堿混合液：如HOAcNaOAc 這實(shí)質(zhì)是一種酸堿緩沖溶液，當(dāng)CHOAc、COAc-不是太小，一般 0.1mol.L-1時(shí)，可以用最簡(jiǎn)式:H+= KaCHA/CA-= KanHA/nA-牢記最簡(jiǎn)式及使用條件并熟練運(yùn)用。對(duì)精確式應(yīng)能理解。例：計(jì)算0.10

12、 mol.L-1 NaCN溶液的pH，已知HCN的Ka=6.210-10。解： NaCN為一元弱堿，Kb =Kw/ Ka =(1.0 10-14)/(6.210-10)= 10-4.79 C/Kb=0.10/10-4.79 105; CKb 10 Kw24第四章 酸堿滴定法可按最簡(jiǎn)式計(jì)算OH-=(C Kb) 1/2 = (0.10 10-4.79 )1/2= 10-2. 9 0pOH = -lg(10-2.90) = 2.90; pH =14.00-pOH = 11.10例：計(jì)算總濃度為0.100molL-1的H2SO4 溶液的pH，已知pKa2 =2. 0。 解1： H2SO4 HSO4-

13、+ H+ Ka1 第一步完全解離 HSO4- H+ + SO42- Ka2 第二步解離平衡25 第四章 酸堿滴定法SO42- = c(H2SO4) Ka2/(H+ +Ka2)H+ c(H2SO4) +SO42- 代入Ka2值, 展開, H+2 + (0.01-0.100) H+ 0.2000.010 = 0解之，得H+ = 0.108 pH = 0.96解2： 酸中忽略水的解離 。 HSO4- H+ + SO42- Ka2 C平/ molL-1 0.100 x 0.100+x x (0.100+x ) x / (0.100 x ) = Ka2 = 0.010展開，x2 + 0.110 x 0.

14、010 = 0 ； 解之，x = 0.008 得 H+ = 0.108 pH = 0.9627 第四章 酸堿滴定法5、 酸堿緩沖溶液如：50ml純水+1滴(約0.05ml)1.0mol.L-1 的鹽酸溶液 此時(shí) : H+ = 1.0 0.05/(50+0.05)=0.0010mol.l-1 pH=3, pH=-4但 ：50ml0.10 mol.L-1 HAc + 50ml0.10 mol.L-1 NaAc混合液+1d1.0 mol.L-1 HCl ,其溶液的pH值僅從4.74變?yōu)?.73, pH = - 0.01。28第四章 酸堿滴定法1）. 定義 酸堿緩沖溶液：對(duì)溶液的酸度（pH）起穩(wěn)定作用

15、的溶液。溶液中加入少量H+或OH-或水，溶液的酸度基本不變。三類緩沖液:(1)濃度較大的共軛酸堿。如HOAcNaOAc(2)兩性物質(zhì)。如KH2PO4、Na2HPO4、NaHCO3(3)濃度較大的強(qiáng)酸( 強(qiáng)堿) 溶液。pH 1229大量大量第四章 酸堿滴定法2）. 原理 緩沖原理：以弱酸及其共軛堿HAcNaAc為例:HAc H+ + Ac-加少量強(qiáng)堿與HAc中和平衡向右；加少量強(qiáng)酸與Ac-中和平衡向左。實(shí)質(zhì)：同離子效應(yīng)。就是加入與弱電解質(zhì)(弱酸或弱堿)具有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，能減少弱電解質(zhì)解離的現(xiàn)象。這兒加入強(qiáng)酸抑制HAc的解離；加入強(qiáng)堿抑制Ac-的水解。30第四章 酸堿滴定法條件：大量的緩沖對(duì)

16、(一般0.1mol.L-1 )加入少量強(qiáng)酸，Ac-稍減少， HAc 稍增加;加入少量強(qiáng)堿， HAc稍減少， Ac-稍增加;加入少量水 , HAc/Ac-基本不變H+ =Ka HAc/Ac- Ka CHOAc/COAc-溶液的pH也基本不變.31第四章 酸堿滴定法3）. 緩沖溶液的計(jì)算公式: H+ =Ka CHA/CA- = Ka nHA/nA- OH- =Kb CA- / CHA = KbnA- /nHA4）.緩沖劑的選擇： 緩沖溶液緩沖能力(或稱緩沖容量)的大小取決于緩沖組份的濃度及其比值c(弱酸)/c(共軛堿)或c(弱堿)/c(共軛酸)。32第四章 酸堿滴定法欲獲得較大的緩沖能力，選擇緩沖

17、溶液時(shí)應(yīng)注意以下三點(diǎn)：緩沖組分的總濃度宜大些，通常為0.10 1.0mol.L-1緩沖溶液的有效緩沖范圍: CHA/CA-在1/1010之間，盡可能接近1，此時(shí)pH =pKa 1緩沖劑的pKa盡可能接近pH ,一般： pH-1 pKa pH +133第四章 酸堿滴定法例題：將0.20mol.L-1的NaOH與0.30 mol.L-1的NH4Cl溶液等體積混合。計(jì)算該混合溶液的pH。 KNH3 = 1.8 10-5 解：混合液先中和，得到NH3H2O(生成的) NH4Cl(剩下的)緩沖溶液。等體積混合，濃度減半。C NH3H2O= C NaOH/2= 0.10mol.L-1C NH4Cl =(0

18、.30-0.20)/2=0.050 mol.L-1OH-=KNH3 . C NH3 / C NH4+ = 1.8 10-5 0.10/0.050=3.6 10-5 pH=9.5634 得即x=64第四章 酸堿滴定法例: 欲配置100ml pH=4.50的緩沖溶液，需用0.50 mol.L-1的HOAc溶液和同濃度的NaOAc溶液各多少毫升？(已知HOAc的Ka =1.810-5)解： 設(shè)需HOAc xml。則NaOAc為(100 x)ml 由H+=K HOAc .n HOAc /n OAc -=10-4.50=3.16 10-5得： n HOAc /n OAc -=3.16 10-5 / 1.

19、810-5 =1.76即： 0.50 x/ 0.50 （100-x)=1.76 x=64需: HOAc 64ml; NaOAc 36ml注意：在計(jì)算時(shí)，最好用分式，少用對(duì)數(shù)式35第四章 酸堿滴定法4.4 酸堿滴定終點(diǎn)的指示方法 滴定終點(diǎn)的確定，除采用電位法、光度法等儀器測(cè)定方法外,常用的是指示劑法。1. 指示劑的作用原理 指示劑是滴定分析中為了確定終點(diǎn)在試液中加入的一種輔助試劑，主要是利用它在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)附近的突然變色來確定終點(diǎn)。 36第四章 酸堿滴定法指示劑有許多種，但大致可以分為兩類： (1)通用指示劑。 可根據(jù)被測(cè)組份的某種性質(zhì)和需要去選擇。按用途可分為 酸堿指示劑（用于酸堿滴定中溶液pH

20、的檢測(cè)）； 金屬指示劑（用于配位滴定中溶液pM的檢測(cè)）；氧化還原指示劑（用于氧化還原滴定中電極電勢(shì)的檢測(cè)）等。37 第四章 酸堿滴定法通用指示劑一般都是具有一定特性的有機(jī)試劑，它們?cè)诟髯缘臋z測(cè)對(duì)象性質(zhì)突變時(shí)顯示出不同的顏色。 (pH=3.4)甲基橙（酸堿指示劑）酸式（紅）堿式（黃）二甲酚橙(XO)（金屬指示劑）pH6.3 EDTAXO + M M.XO MY + XO黃 (單獨(dú)時(shí)) 紅(配合物, 終點(diǎn)前) 黃(單獨(dú), 終點(diǎn)后)38第四章 酸堿滴定法(2) 專屬指示劑 專門適用于某種滴定方法的指示劑。有其具體的原理。如在H2SO4介質(zhì)中，以紫紅色的KMnO4滴定無色或淺色的還原劑溶液，反應(yīng)后KM

21、nO4被還原為Mn2+，Mn2+幾乎無色，因而滴定到計(jì)量點(diǎn)后，稍過量的KMnO4就可使溶液呈粉紅色( 此時(shí)的濃度約為210-6molL-1 )，指示終點(diǎn)到達(dá)。39 第四章 酸堿滴定法這里KMnO4既是滴定劑又是指示劑，稱為自身指示劑。 又如碘量法使用可溶性淀粉作指示劑，利用它與游離碘生成藍(lán)色配合物這樣一個(gè)專屬反應(yīng)。當(dāng)I2被還原為I-時(shí)，藍(lán)色消失。當(dāng)I-被氧化為I2時(shí)，藍(lán)色出現(xiàn)。實(shí)驗(yàn)表明，當(dāng)I2溶液的濃度為510-6molL-1時(shí)，即能看到藍(lán)色，反應(yīng)極靈敏。淀粉是碘量法的專屬指示劑。 40第四章 酸堿滴定法 在中性或弱酸性溶液中，以K2CrO4作指示劑，用AgNO3滴定Cl-，這種直接滴定的方法

22、稱為莫爾法。莫爾法的原理是分步沉淀，由于AgCl的溶解度比Ag2CrO4的溶解度小，故滴加AgNO3時(shí)，先生成白色AgCl沉淀，磚紅色的Ag2CrO4沉淀出現(xiàn)即給出停止滴定的信號(hào)。 K2CrO4是莫爾法的專屬指示劑。41第四章 酸堿滴定法 從以上分析可見，對(duì)通用性指示劑要求：兩種型體的顏色差別要明顯，且變色要迅速、靈敏、可逆。如果出現(xiàn)變色遲緩（稱為僵化）可以通過加熱等措施解決；另外，指示劑要比較穩(wěn)定，便于保存、使用。有些金屬指示劑的溶液不太穩(wěn)定，可以使用固體或臨時(shí)配用。42第四章 酸堿滴定法2. 指示劑的變色范圍及指示劑的選擇： 用粒子Q代表酸堿滴定中的H+，配位滴定中的M 。據(jù)通用型指示劑作

23、用原理 In + Q QIn 指示劑 粒子 指示劑化合物(顏色A) (顏色B) 43 第四章 酸堿滴定法指示劑的理論變色點(diǎn)時(shí) ，In/QIn = 1，此時(shí)KQIn = Q 即：pH = pKQIn；pM = pKQIn ；E = EIn混合色時(shí)， 1/10 In/QIn 10。相應(yīng)的溶液性質(zhì)變化范圍即：指示劑的變色范圍（1）酸堿指示劑：pH = pKHIn 1（2）金屬指示劑：pM = pKMIn 1（3）氧化還原指示劑： E = EIn(0.059/n) 但應(yīng)注意，指示劑的變色范圍并不一定剛好在pK In 1。如甲基橙的變色范圍是pH在3.14.4，而不是2.44.4(3.4 1),這是因?yàn)?/p>

24、人眼對(duì)紅色比黃色更敏感。44 第四章 酸堿滴定法 實(shí)際工作中，有時(shí)需要變色范圍更窄的指示劑，此時(shí)可采用混合指示劑?；旌现甘緞┦怯蓛煞N指示劑或一種指示劑加惰性染料按一定比例混合而成。利用顏色互補(bǔ)原理使變色更敏銳。選擇指示劑，一般只要指示劑的變色點(diǎn)在滴定的突躍范圍內(nèi)即可，即： pKHIn ， pKMIn ， EIn在滴定的突躍范圍內(nèi)。 或，指示劑的變色點(diǎn)盡可能的接近溶液性質(zhì)，即： pKHIn pHsp pKMIn pMsp,EIn Esp 45第四章 酸堿滴定法 另外，使用指示劑時(shí)還要注意：使用指示劑的條件：酸度，溫度，用量等。如指示劑用量一般不能多，否則多消耗指示劑反而使終點(diǎn)不敏銳。如酸堿滴定時(shí)

25、甲基橙通常加12滴，否則黃橙不敏銳，造成滴定劑過量，誤差增大。46第四章 酸堿滴定法 4.5酸堿滴定（重點(diǎn)講解強(qiáng)酸堿滴定） 4.5.1 滴定曲線 以滴定劑加入量或反應(yīng)完全程度為橫坐標(biāo)，以隨滴定劑加入而變化的反映溶液性質(zhì)的參數(shù)為縱坐標(biāo)的關(guān)系曲線，稱為滴定曲線。滴定曲線可借助實(shí)驗(yàn)儀器直接繪制出來， 也可通過計(jì)算后作圖繪出。 47第四章 酸堿滴定法1、計(jì)算滴定曲線：由于滴定反應(yīng)必須能定量進(jìn)行，滴定反應(yīng)的平衡常數(shù)K很大，即滴定反應(yīng)基本上是不可逆的。所以計(jì)算時(shí)可以合理的假定，計(jì)算分三個(gè)階段：計(jì)量點(diǎn)前，加入的滴定劑已完全消耗（只剩被測(cè)物和產(chǎn)物）；計(jì)量點(diǎn)時(shí)，只有反應(yīng)產(chǎn)物（滴定劑和被測(cè)物完全耗盡） ；計(jì)量點(diǎn)后

26、，被測(cè)物已全部反應(yīng)（只有過量的滴定劑和產(chǎn)物）。48第四章 酸堿滴定法同時(shí)假設(shè)滴定劑與被測(cè)物濃度相等。四類滴定過程的變化規(guī)律相似，滴定曲線也相似。下面以酸堿滴定為例，計(jì)算滴定過程中pH的變化，從而繪出其滴定曲線。其它滴定反應(yīng)的滴定曲線可以類似的繪出。如：以0.1000mol.L-1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定同濃度的HCl 溶液。滴定前：H+ = 0.1000 mol.L-1 pH = 1.00滴定過程：49第四章 酸堿滴定法(1)sp前： 滴入18.00ml NaOH ( 滴定百分率90%) H+ = (0.1000 2.00)mol.L-1/ (18.00+20.00) = 5.310-3 mol.

27、L-1 pH = 2.28 滴入19.98ml NaOH ( 滴定百分率99.9%) H+ = (0.1000 0.02)mol.L-1/ (19.98+20.00) = 510-5 mol.L-1 pH = 4.3(2) sp ： 滴入20.00ml NaOH ( 滴定百分率100%) H2O的離解 pH = 7.0050第四章 酸堿滴定法(3) sp 后： 滴入20.02ml NaOH ( 滴定百分率100.1%) OH- = (0.1000 0.02)mol.L-1/ (20.02+20.00) = 510-5 mol.L-1 pH = 9.7 滴入22.00ml NaOH ( 滴定百分

28、率110.0%) OH- = (0.1000 2.00)mol.L-1/ (22.00+20.00) = 4.810-3 mol.L-1 pH = 11.6851第四章 酸堿滴定法將計(jì)算數(shù)據(jù)列表，再以滴定劑加入量( V ) 對(duì)相應(yīng)pH作圖，得滴定曲線。52第四章 酸堿滴定法2. 滴定突躍： 由上述滴定曲線可見，在滴定劑加入19.80ml ( 滴定程度99%)之前，溶液變化很小(1個(gè)pH單位)。但當(dāng)?shù)味▌┘尤?9.98 20.02ml(即sp前后0.1%)時(shí)，滴定劑體積僅變化0.04ml，約1滴滴定劑，而溶液的pH卻有較大變化，從4.3到9.7，變化了五個(gè)多pH單位。這種在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后，隨少量滴定劑的加入（通常在相對(duì)誤差0.1%范圍內(nèi)）使溶液的離子濃度發(fā)生突變的現(xiàn)象稱為滴定突躍。突躍所在的性質(zhì)(pH) 范圍叫做突躍范圍。顯然，突躍范圍越大越有利于終點(diǎn)的檢測(cè)。 其它三類滴定，也有類似的滴定曲線。53第四章 酸堿滴定法4.5.2酸堿滴定分析法應(yīng)用1. 混合堿的測(cè)定工業(yè)純堿Na2CO3中可能含有少量NaOH或NaHCO3 。顯然NaOH與NaHCO3不能共存，即體系為Na2CO3+NaOH 或Na2CO3+NaHCO3 。用HCl 標(biāo)準(zhǔn)溶液直接進(jìn)行滴定。第一終點(diǎn)：以酚酞作指示劑，pHep 9 反應(yīng)產(chǎn)物：NaHCO3 +NaCl，pHsp 8.3，消耗HCl體積V1；54第四章