酸堿滴定法講解課件

酸堿滴定法一、酸堿質(zhì)子理論

酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)。例：HAc、H3PO4堿——能接受質(zhì)子的物質(zhì)。例：Ac-、CO32-

酸堿的定義

酸堿滴定法一、酸堿質(zhì)子理論酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)。堿—4-1酸堿平衡的理論基礎(chǔ)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共軛酸堿對之間只差一個H+既可以給出質(zhì)子又可以接受質(zhì)子的物質(zhì)為兩性物質(zhì)4-1酸堿平衡的理論基礎(chǔ)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAc二、共軛酸堿對的Ka和Kb關(guān)系1.一元酸：例：HAcAc-HAcH++Ac–KaAc-+H2OHAc

+OH–Kb∴Ka·Kb=KW二、共軛酸堿對的Ka和Kb關(guān)系1.一元酸：例：HAcAc-3.多元酸：例：H3PO4Ka1·Kb3=Ka2·Kb2=Ka3·Kb1=[H+][OH-]=KwH3PO4H++H2PO4-Ka1H2PO4-H++HPO42-Ka2HPO42-H++PO43-Ka3PO43-+H2OHPO42-+OH-Kb1HPO42-+H2OH2PO4-+OH-Kb2H2PO4-+H2OH3PO4+OH-Kb33.多元酸：例：H3PO4Ka1·Kb3=Ka2·Kb一、基本概念平衡濃度：分析濃度：1.平衡狀態(tài)時溶液中存在的各種形式的濃度。用[B]表示即總濃度，某種酸（或堿）存在形式平衡濃度之和。用C表示不同pH溶液中酸堿存在形式的分布情況—分布曲線一、基本概念平衡濃度：分析濃度：1.平衡狀態(tài)時溶液中存在的各酸的濃度：酸度：2.3.分布系數(shù)δ：物質(zhì)某一存在形式的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù)。酸的分析濃度。用C表示。指[H+]，用pH表示。例：Cmol/L的HAc溶液中：酸的濃度：酸度：2.3.分布系數(shù)δ：物質(zhì)某一存在形式的平衡濃二、分布系數(shù)——一元弱酸HA例：一元弱酸HA，其分析濃度為CHAHAH++A–

CHA=[HA]+[A-]則二、分布系數(shù)——一元弱酸HA例：一元弱酸HA，其分析濃度結(jié)論：

分布系數(shù)決定于酸的特性Ka和溶液酸度，與C無關(guān)結(jié)論：分布系數(shù)決定于酸的特性Ka和溶液酸度，與C無關(guān)例：已知CHAc=0.10mol/L，當(dāng)pH=4.0時，問此溶液的各組分的濃度是多少？解：∵pH=4.0∴[H+]=1.010-4mol/L∴∴例：已知CHAc=0.10mol/L，當(dāng)pH=4.0時，問此三、分布系數(shù)——二元弱酸H2AHA-H++A2-]-HA[]H[][A22-+=aKC

=[H2A]+[HA-]+[A2-]H2AH++HA-三、分布系數(shù)——二元弱酸H2AHA-結(jié)論：結(jié)論：思考：多元酸HnA溶液中各組分的分布系數(shù)如何？……注:分布系數(shù)只與酸的特性Ka及溶液pH有關(guān)，與酸的濃度C無關(guān)。思考：多元酸HnA溶液中各組分的分布系數(shù)如何？……注:分布系4-3酸堿溶液pH的計算一、處理酸堿平衡的方法1.物料平衡：MBE（即materialbalanceequation)a.依據(jù)：某組分的總濃度等于其各有關(guān)存在形式平衡濃度之和。b.表達(dá)式：C=∑[M]4-3酸堿溶液pH的計算一、處理酸堿平衡的方法1.物料平衡例：0.1mol/LNaHCO3溶液NaHCO3

Na++HCO3-H2CO3

CO32-H+-H+[Na+]=0.1mol/L[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]=0.1mol/L物料平衡式：例：0.1mol/LNaHCO3溶液NaHCO3Na++2.電荷平衡：CBE（即chargebalanceequation)a.依據(jù)：溶液呈電中性即正電荷量(mol)=負(fù)電荷量(mol)例：0.1mol/LCaCl2溶液。CaCl2Ca2++2Cl-H2OH++OH-即：[H+]+

[Ca2+]=[OH-]+[Cl-]22.電荷平衡：CBE（即chargebalanceequ3.質(zhì)子條件：PBE（即protonbalanceequation)a.依據(jù)：酸失去的質(zhì)子數(shù)=堿得到的質(zhì)子數(shù)列出質(zhì)子條件的步驟：(1)確定質(zhì)子參考水平——

一般以最初組分為參考水平。(2)以參考水平確定得質(zhì)子后產(chǎn)物、失質(zhì)子后產(chǎn)物以及得失質(zhì)子數(shù)。(3)根據(jù)得失質(zhì)子數(shù)相等原理列質(zhì)子條件。3.質(zhì)子條件：PBE（即protonbalanceequ二、酸堿溶液pH的計算一般步驟：①列PBE（質(zhì)子條件）②取代非[H+]項③進(jìn)行簡化④解關(guān)于[H+]的方程二、酸堿溶液pH的計算一般步驟：1.強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液例：Cmol/L的HCl溶液。HClH2OH+OH-、Cl-質(zhì)子條件：[H+]=[OH-]+[Cl-]即1.強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液例：Cmol/L的HCl溶液。HClH+（1）C≥10-6mol/L忽略水離解產(chǎn)生的H+。（2）10-8mol/L<C<10-6mol/L考慮水的離解（3）C≤10-8mol/L（H+主要來自水）[H+]=C（1）C≥10-6mol/L（2）10-8mol/L<C<12.一元弱酸（或弱堿）溶液例：Cmol/L的HA溶液。HAH2OH+OH-、A-PBE：[H+]=[A-]+[OH-]（1）CKa

≥10KW

,(2)CKa≥10KW

2.一元弱酸（或弱堿）溶液例：Cmol/L的HA溶液。HA例：Cmol/L的HA溶液。PBE：[H+]=[OH-]+[A-]（3）CKa

10KW,極稀(4)CKa<10KW

，例：Cmol/L的HA溶液。PBE：[H+]=[OH-]+(2)CKa

≥10KW

，（1）CKa

≥10KW

,（1）CKb

≥10KW

,(2)CKb

≥10KW

，一元弱酸一元弱堿總結(jié)：(2)CKa≥10KW，（1）CKa≥10KW3.多元酸或多元堿溶液:例：H3PO4：

Ka1=7.610-3

Ka2=6.310-8

Ka3=4.410-13

由于Ka1>>Ka2>>Ka3，即H3PO4

溶液中H+主要來自H3PO4

的第一級離解，其它離解可忽略不計。只考慮第一級離解3.多元酸或多元堿溶液:例：H3PO4：Ka例：求0.20mol/LH3PO4溶液的pH值。解：C·Ka1=0.20×7.6×10–3＞10Kw∴=3.510-2(mol/L)∴pH=1.46例：求0.20mol/LH3PO4溶液的pH值。解：C4.鹽溶液：（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（例：NH4Cl)——

已知Kb，求Ka

強(qiáng)堿弱酸鹽(例：NaAc)——

已知Ka

，求Kb

解題步驟：（2）判斷能否用近似公式或CKb

≥10KW

，CKa

≥10KW（3）代公式計算4.鹽溶液：（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（例：NH4Cl)——已知K例2：計算1.0×10–4mol/LNaCN溶液的pH值。（KHCN=6.2×10–10）解：①

CKb＞10Kw

②③=3.310-5（mol/L）pOH=4.48pH=14-4.48=9.52例2：計算1.0×10–4mol/LNaCN溶液的pH值5.弱酸混合溶液:例：一元弱酸HA和HB混合（離解常數(shù)為KHA及KHB）5.弱酸混合溶液:例：一元弱酸HA和HB混合（離解常數(shù)為KH6.兩性物質(zhì)：酸式鹽：例：Cmol/L的NaHA溶液。質(zhì)子條件：[H+]+[H2A]=[OH-]+[A2-]

（若HA-給出質(zhì)子與接受質(zhì)子的能力都比較弱，則[HA-]C）][HAK)K][HAK(K][H1aW2a1a--+++=][H][HAK][HKK]][HA[H][H2aW1a+-+-+++=+6.兩性物質(zhì)：酸式鹽：例：Cmol/L的NaHA溶液。質(zhì)子②C/Ka1≥10且CKa2≥10Kw

①若CKa2≥10Kw

（忽略水解）得最簡式：得近似計算式：②C/Ka1≥10且CKa2≥10Kw①若CKa2≥17.酸堿緩沖溶液（1）pH值的計算：a.弱酸及其共軛堿組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿及其共軛酸組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：pH=14-pOH最簡式7.酸堿緩沖溶液（1）pH值的計算：a.弱酸及其共軛堿組成（（2）影響緩沖溶液緩沖能力的因素a.緩沖溶液的濃度：C緩沖能力大（3）緩沖范圍a.弱酸及其共軛堿組成（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱堿及其共軛酸組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1b.緩沖溶液的組成比1：1，緩沖能力大（2）影響緩沖溶液緩沖能力的因素a.緩沖溶液的濃度：C4-4酸堿滴定終點的指示方法一、酸堿指示劑的變色原理：HInH++In–酸式顏色堿式顏色溶液pH的變化指示劑分子結(jié)構(gòu)改變?nèi)芤侯伾淖?-4酸堿滴定終點的指示方法一、酸堿指示劑的變色原理：HI以弱酸型指示劑HIn為例:

HInH++In–酸式顏色堿式顏色]HIn[]H][In[-HIn+=K≥10酸式(HIn)顏色即pH≤pKHIn-1≤1/10堿式(In-)顏色即pH≥pKHIn＋1以弱酸型指示劑HIn為例:HInH++In–酸式顏a.指示劑變色范圍：pH=pKHIn±1b.理論變色點：[HIn]=[In-]時，

pH=pKHIn4-4酸堿滴定終點的指示方法a.指示劑變色范圍：pH=pKHIn±1b.理論變色點：[H指示劑變色范圍pH顏色變化pKHIn濃度用量（滴/10mL試液）百里酚藍(lán)1.2~2.8紅~黃1.70.1％的20％乙醇溶液l～2甲基黃2.9~4.0紅~黃3.30.1％的90％乙醇溶液1甲基橙3.1~4.4紅~黃3.40.05%的水溶液1溴酚藍(lán)3.0~4.6黃~紫4.10.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1溴甲酚綠4.1~5.6黃~藍(lán)4.90.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1~3甲基紅4.4~6.2紅~黃5.00.1％的60％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1溴百里酚籃6.2~7.6黃~藍(lán)7.30.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1中性紅6.8~8.0紅~黃橙7.40.1％的60％乙醇溶液1苯酚紅6.8~8.4黃~紅8.00.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1百里酚藍(lán)8.0~9.6黃~藍(lán)8.90.1％的20％乙醇溶液1~4酚

酞8.0~10.0無~紅9.10.5％的90％乙醇溶液1~3百里酚酞9.4~10.6無~藍(lán)10.00.1％的90％乙醇溶液1~2指示劑變色范圍pH顏色變化pKHIn濃度用量（滴/10mL試

4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項3.減少視覺誤差。淺→深堿滴酸酚酞

酸滴堿甲基橙1.指示劑用量適當(dāng)。2.標(biāo)定與測定實驗指示劑用量一致?！獪p少系統(tǒng)誤差無紅黃橙4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項3.減少視覺誤差

混合指示劑的特點：顏色互補(bǔ)，變色范圍減小，過渡色消失，變色明顯?；旌现甘緞┑奶攸c：顏色互補(bǔ)，變色范圍減小，4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項1.指示劑用量適當(dāng)。2.標(biāo)定與測定實驗指示劑用量一致?！獪p少系統(tǒng)誤差3.減少視覺誤差。淺→深堿滴酸酚酞無紅酸滴堿甲基橙黃紅4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項3.減少視覺誤差4-5一元酸堿的滴定一、強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸基本反應(yīng)：H++OH-=H2O現(xiàn)以NaOH溶液HCl溶液為例：NaOHHClCb：0.1000mol/LVb：Ca：0.1000mol/LVa：20.00ml4-5一元酸堿的滴定一、強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸基本反應(yīng)：H++OH-1.滴定曲線：（1）滴定前：（Vb=0)（3）化學(xué)計量點時（2）滴定開始至化學(xué)計量點前（4）滴定至化學(xué)計量點后pH=7.000.1000mol/LHCl溶液pH=1.00（Va>Vb)：pH~C剩余HCl（Va=Vb)

：（Va<Vb)：pH~C過量NaOH1.滴定曲線：（1）滴定前：（Vb=0)（3）化學(xué)計例：滴入NaOH19.98mlpH=4.30=5.010-5(mol/L)(-0.1%相對誤差）例：滴入NaOH19.98mlpH=4.30=5.0例：滴入NaOH20.02mlpOH=4.30pH=9.70=5.010-5(mol/L)（+0.1%相對誤差）例：滴入NaOH20.02mlpOH=4.30pH=9.7滴加體積：0~19.98ml；滴定突躍滴加體積：19.98~20.02ml；pH=3.30pH:4.30~9.70滴加體積：0~19.98ml；滴定突躍滴加體積：19.92.滴定曲線的突躍范圍：

化學(xué)計量點前后±0.1%相對誤差范圍內(nèi)，溶液pH值的變化。3.選擇指示劑的原則：指示劑的變色范圍處于或部分處于滴定突躍范圍內(nèi)。2.滴定曲線的突躍范圍：化學(xué)計量點前3.選擇指示劑的原則：NaOH滴定HCl1mol/LpH3.310.70.1mol/L4.39.70.01mol/L5.38.74.影響突躍范圍的因素大

~滴定突躍范圍就大小

~滴定突躍范圍就小——濃度注：一般C：0.01~1mol/LNaOH滴定HCl4.影響突躍范圍的因素大~二、強(qiáng)堿(或強(qiáng)酸)滴定弱酸(或弱堿)現(xiàn)以NaOH溶液HAc溶液為例：NaOHHAcCb：0.1000mol/LVb：Ca：0.1000mol/LVa：20.00ml二、強(qiáng)堿(或強(qiáng)酸)滴定弱酸(或弱堿)現(xiàn)以NaOH溶液HAc1.滴定曲線：（1）滴定前（Vb=0)：0.1000mol/LHAc溶液∵CKa>10KW∴=1.310-3(mol/L)pH=2.891.滴定曲線：（1）滴定前（Vb=0)：0.1000m（2）滴定開始至化學(xué)計量點前HAcNaAc∵Ca=Cb=0.1000mol/L∴（Va>Vb)：（2）滴定開始至化學(xué)計量點前HAcNaAc∵Ca=C例：滴入NaOH19.98ml(-0.1%相對誤差）=7.74例：滴入NaOH19.98ml(-0.1%相對誤差）=（3）化學(xué)計量點時NaAc溶液Ac-+H2OHAc

+OH–CNaAc=0.1000/2=0.05000mol/L∵CKb>10KW∴=5.310-6(mol/L)∴pOH=5.28

pH=8.72（Va=Vb):（3）化學(xué)計量點時NaAc溶液Ac-+H2OHAc+OH（4）滴定至化學(xué)計量點后例：滴入NaOH20.02ml(+0.1%相對誤差）=5.010-5(mol/L)pOH=4.30pH=9.70（Va<Vb)：pH~C過量NaOH（4）滴定至化學(xué)計量點后例：滴入NaOH20.02ml(+小結(jié):（1）滴定前（Vb=0):0.1000mol/LHAc溶液（2）滴定開始至化學(xué)計量點前（Va>Vb)：HAcNaAc（3）化學(xué)計量點時（Va=Vb):NaAc溶液（4）滴定至化學(xué)計量點后（Va<Vb)：pH~C過量NaOH小結(jié):（1）滴定前（Vb=0):0.1000mol/LHNaOH滴定HAc體系：pH突躍：7.74~9.70可用指示劑：酚酞、百里酚藍(lán)NaOH滴定HAc體系：2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。

注：一般C：0.01~1mol/L2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。酸堿滴定法講解課件2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。

注：一般C：0.01~1mol/Lb.弱酸（或弱堿）強(qiáng)度：Ka(或Kb)越大，滴定突躍范圍越大。2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。三、酸堿滴定的可行性：推導(dǎo)：設(shè)OH-+HAH2O+A-化學(xué)計量點≤0.1%·C≤0.1%·C≥99.9%·C滴定反應(yīng)的平衡常數(shù)化學(xué)計量點時則C·Ka≥10-8三、酸堿滴定的可行性：推導(dǎo)：設(shè)OH-+HA酸堿滴定可行性條件：

C·Kb≥10-8判斷弱堿能否被準(zhǔn)確滴定。C·Ka≥10-8

判斷弱酸能否被準(zhǔn)確滴定。酸堿滴定可行性條件：C·Ka≥10-8判斷例：用0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.1000mol/LHB(已知HB的pKa=4.85)問：HB能否被準(zhǔn)確滴定？若能，則滴定的pH突躍范圍是多少？∵pKa=4.85解：∴Ka=1.410-5∴C·Ka=0.10001.410-5=1.410-6>10-8∴HB能被準(zhǔn)確滴定。pH突躍范圍：化學(xué)計量點前-0.1%相對誤差例：用0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.化學(xué)計量點后+0.1%相對誤差突躍范圍：7.85~9.70=5.010-5(mol/L)pOH=4.30pH=9.70化學(xué)計量點后+0.1%相對誤差突躍范圍：7.85~9.704-6多元酸、混合酸和多元堿的滴定一、多元酸多元酸的滴定，有兩個問題需要解決：①多元酸是分步離解的，那么分步離解出來的H+是否均可被滴定？②如果分步離解出來的H+能被滴定，那么是否會形成多個明顯的pH突躍？如何選擇指示劑？4-6多元酸、混合酸和多元堿的滴定一、多元酸多元酸的滴定，1.多元酸分步滴定原則：(以H2A為例，誤差為±0.1%)CKa≥10-8（判斷有無突躍，能否被準(zhǔn)確滴定）Ka1/Ka2≥105

(判斷能否分步滴定）注：C為被滴定物質(zhì)的濃度1.多元酸分步滴定原則：(以H2A為例，誤差為±0.1%)C以滴定H2A為例：（1）C·Ka1≥

10-8≥105第一級有pH突躍，且能被準(zhǔn)確滴定C·Ka2≥

10-8第二級有pH突躍，能被準(zhǔn)確滴定第一級第二級以滴定H2A為例：（1）C·Ka1≥10-8≥105第（2）C·Ka1≥

10-8≥105第一級有pH突躍，且能被準(zhǔn)確滴定C·Ka2<10-8第二級無pH突躍，不能被準(zhǔn)確滴定第一級（2）C·Ka1≥10-8≥105第一級有pH突躍，且（3）C·Ka1≥

10-8<105兩個pH突躍混在一起，不能分步滴定，只能準(zhǔn)確滴出總量。C·Ka2≥

10-8總H+（3）C·Ka1≥10-8<105兩個pH突躍混在一起，例：用0.10mol/LNaOH滴定0.10mol/LH3PO4，問有幾個pH突躍？（H3PO4的Ka1=7.610-3，Ka2=6.310-8，Ka3=4.410-13)解：(1)C·Ka1>10-8＞105第一級有pH突躍，且能被準(zhǔn)確滴定(2)C·Ka2=0.10/26.310-810-8＞105第二級有pH突躍(3)C·Ka3=0.10/34.410-13<10-8第三級無pH突躍，不能被準(zhǔn)確滴定例：用0.10mol/LNaOH滴定0.10mol/L2.指示劑的選擇:求化學(xué)計量點pH值，所選指示劑的變色點盡可能與化學(xué)計量點接近。NaOH+H3PO4=NaH2PO4+H2ONaOH+NaH2PO4=Na2HPO4+H2O第一級第二級2.指示劑的選擇:求化學(xué)計量點pH值，所選指示劑的變色點3.多元酸滴定中化學(xué)計量點pH值的計算例：用0.10mol/LNaOH滴定0.10mol/LH3PO4，求其兩個化學(xué)計量點的pH？（H3PO4的Ka1=7.610-3，Ka2=6.310-8，Ka3=4.410-13)解：（1）第一化學(xué)計量點：產(chǎn)物NaH2PO4C·Ka2＞10Kw∵3.多元酸滴定中化學(xué)計量點pH值的計算例：用0.10mol/∴pH=4.70指示劑：溴甲酚綠、甲基橙=2.010-5(mol/L)∴pH=4.70指示劑：溴甲酚綠、甲基橙=2.010-5（2）第二化學(xué)計量點：C·Ka3=0.033×4.4×10–13＜10Kw=2.210-10(mol/L)∵∴pH=9.66指示劑：百里酚酞、酚酞產(chǎn)物Na2HPO4（2）第二化學(xué)計量點：C·Ka3=0.033×4.4×10–二、混合酸的滴定例：Cmol/LHA和Cmol/LHB（KHA>KHB），問能否分步滴定？CHA·KHA>10-8＞105HA能被準(zhǔn)確滴定CHB·KHB>10-8HB能被準(zhǔn)確滴定二、混合酸的滴定例：Cmol/LHA和Cmol/LH1.混合堿的分析雙指示劑法（1）Na2CO3+NaOH滴定過程的圖解：NaOHNa2CO3HCl加入酚酞NaClNaHCO3酚酞紅色剛好褪去，加入甲基橙HClV1V2甲基橙（黃橙）H2CO3中和NaOH：V1-V2Na2CO3H2CO3:消耗2V24-7酸堿滴定法的應(yīng)用

1.混合堿的分析雙指示劑法（1）Na2CO3+NaOH滴定過結(jié)果計算：結(jié)果計算：（2）NaHCO3+Na2CO3滴定過程的圖解：NaHCO3：消耗V2-V1Na2CO3H2CO3:消耗2V1V1V2甲基橙（黃橙）H2CO3HClNaHCO3Na2CO3加入酚酞NaHCO3NaHCO3酚酞紅色剛好褪去，加入甲基橙HCl（2）NaHCO3+Na2CO3滴定過程的圖解：NaHCO3結(jié)果計算：結(jié)果計算：（3）定性分析（混合堿中組分）組分酚酞甲基橙關(guān)系NaOHV1≠0V2=0Na2CO3V1≠0V2≠0V1=V2NaHCO3V1=0V2≠0NaOH+

Na2CO3V1≠0V2≠0V1>V2NaHCO3+

Na2CO3V1≠0V2≠0V1<V2NaOH+NaHCO3()NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O（3）定性分析（混合堿中組分）組分酚酞甲基橙關(guān)系NaOHV14-8酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定一、酸標(biāo)準(zhǔn)溶液1.HCl溶液的配制——

間接配制法2.標(biāo)定用的基準(zhǔn)物：①無水Na2CO3②硼砂（Na2B4O7·10H2O)Na2B4O7+2HCl+5H2O=4H3BO3+2NaCl（甲基紅作指示劑）Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2+H2O（甲基橙作指示劑）4-8酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定一、酸標(biāo)準(zhǔn)溶液1.HC二、堿標(biāo)準(zhǔn)溶液1.NaOH溶液的配制——

間接配制法2.標(biāo)定用的基準(zhǔn)物：H2C2O4·2H2O、KHC2O4、鄰苯二甲酸氫鉀、苯甲酸等。二、堿標(biāo)準(zhǔn)溶液1.NaOH溶液的配制——間接配制法2

酸堿滴定法一、酸堿質(zhì)子理論

酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)。例：HAc、H3PO4堿——能接受質(zhì)子的物質(zhì)。例：Ac-、CO32-

酸堿的定義

酸堿滴定法一、酸堿質(zhì)子理論酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)。堿—4-1酸堿平衡的理論基礎(chǔ)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共軛酸堿對之間只差一個H+既可以給出質(zhì)子又可以接受質(zhì)子的物質(zhì)為兩性物質(zhì)4-1酸堿平衡的理論基礎(chǔ)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAc二、共軛酸堿對的Ka和Kb關(guān)系1.一元酸：例：HAcAc-HAcH++Ac–KaAc-+H2OHAc

+OH–Kb∴Ka·Kb=KW二、共軛酸堿對的Ka和Kb關(guān)系1.一元酸：例：HAcAc-3.多元酸：例：H3PO4Ka1·Kb3=Ka2·Kb2=Ka3·Kb1=[H+][OH-]=KwH3PO4H++H2PO4-Ka1H2PO4-H++HPO42-Ka2HPO42-H++PO43-Ka3PO43-+H2OHPO42-+OH-Kb1HPO42-+H2OH2PO4-+OH-Kb2H2PO4-+H2OH3PO4+OH-Kb33.多元酸：例：H3PO4Ka1·Kb3=Ka2·Kb一、基本概念平衡濃度：分析濃度：1.平衡狀態(tài)時溶液中存在的各種形式的濃度。用[B]表示即總濃度，某種酸（或堿）存在形式平衡濃度之和。用C表示不同pH溶液中酸堿存在形式的分布情況—分布曲線一、基本概念平衡濃度：分析濃度：1.平衡狀態(tài)時溶液中存在的各酸的濃度：酸度：2.3.分布系數(shù)δ：物質(zhì)某一存在形式的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù)。酸的分析濃度。用C表示。指[H+]，用pH表示。例：Cmol/L的HAc溶液中：酸的濃度：酸度：2.3.分布系數(shù)δ：物質(zhì)某一存在形式的平衡濃二、分布系數(shù)——一元弱酸HA例：一元弱酸HA，其分析濃度為CHAHAH++A–

CHA=[HA]+[A-]則二、分布系數(shù)——一元弱酸HA例：一元弱酸HA，其分析濃度結(jié)論：

分布系數(shù)決定于酸的特性Ka和溶液酸度，與C無關(guān)結(jié)論：分布系數(shù)決定于酸的特性Ka和溶液酸度，與C無關(guān)例：已知CHAc=0.10mol/L，當(dāng)pH=4.0時，問此溶液的各組分的濃度是多少？解：∵pH=4.0∴[H+]=1.010-4mol/L∴∴例：已知CHAc=0.10mol/L，當(dāng)pH=4.0時，問此三、分布系數(shù)——二元弱酸H2AHA-H++A2-]-HA[]H[][A22-+=aKC

=[H2A]+[HA-]+[A2-]H2AH++HA-三、分布系數(shù)——二元弱酸H2AHA-結(jié)論：結(jié)論：思考：多元酸HnA溶液中各組分的分布系數(shù)如何？……注:分布系數(shù)只與酸的特性Ka及溶液pH有關(guān)，與酸的濃度C無關(guān)。思考：多元酸HnA溶液中各組分的分布系數(shù)如何？……注:分布系4-3酸堿溶液pH的計算一、處理酸堿平衡的方法1.物料平衡：MBE（即materialbalanceequation)a.依據(jù)：某組分的總濃度等于其各有關(guān)存在形式平衡濃度之和。b.表達(dá)式：C=∑[M]4-3酸堿溶液pH的計算一、處理酸堿平衡的方法1.物料平衡例：0.1mol/LNaHCO3溶液NaHCO3

Na++HCO3-H2CO3

CO32-H+-H+[Na+]=0.1mol/L[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]=0.1mol/L物料平衡式：例：0.1mol/LNaHCO3溶液NaHCO3Na++2.電荷平衡：CBE（即chargebalanceequation)a.依據(jù)：溶液呈電中性即正電荷量(mol)=負(fù)電荷量(mol)例：0.1mol/LCaCl2溶液。CaCl2Ca2++2Cl-H2OH++OH-即：[H+]+

[Ca2+]=[OH-]+[Cl-]22.電荷平衡：CBE（即chargebalanceequ3.質(zhì)子條件：PBE（即protonbalanceequation)a.依據(jù)：酸失去的質(zhì)子數(shù)=堿得到的質(zhì)子數(shù)列出質(zhì)子條件的步驟：(1)確定質(zhì)子參考水平——

一般以最初組分為參考水平。(2)以參考水平確定得質(zhì)子后產(chǎn)物、失質(zhì)子后產(chǎn)物以及得失質(zhì)子數(shù)。(3)根據(jù)得失質(zhì)子數(shù)相等原理列質(zhì)子條件。3.質(zhì)子條件：PBE（即protonbalanceequ二、酸堿溶液pH的計算一般步驟：①列PBE（質(zhì)子條件）②取代非[H+]項③進(jìn)行簡化④解關(guān)于[H+]的方程二、酸堿溶液pH的計算一般步驟：1.強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液例：Cmol/L的HCl溶液。HClH2OH+OH-、Cl-質(zhì)子條件：[H+]=[OH-]+[Cl-]即1.強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液例：Cmol/L的HCl溶液。HClH+（1）C≥10-6mol/L忽略水離解產(chǎn)生的H+。（2）10-8mol/L<C<10-6mol/L考慮水的離解（3）C≤10-8mol/L（H+主要來自水）[H+]=C（1）C≥10-6mol/L（2）10-8mol/L<C<12.一元弱酸（或弱堿）溶液例：Cmol/L的HA溶液。HAH2OH+OH-、A-PBE：[H+]=[A-]+[OH-]（1）CKa

≥10KW

,(2)CKa≥10KW

2.一元弱酸（或弱堿）溶液例：Cmol/L的HA溶液。HA例：Cmol/L的HA溶液。PBE：[H+]=[OH-]+[A-]（3）CKa

10KW,極稀(4)CKa<10KW

，例：Cmol/L的HA溶液。PBE：[H+]=[OH-]+(2)CKa

≥10KW

，（1）CKa

≥10KW

,（1）CKb

≥10KW

,(2)CKb

≥10KW

，一元弱酸一元弱堿總結(jié)：(2)CKa≥10KW，（1）CKa≥10KW3.多元酸或多元堿溶液:例：H3PO4：

Ka1=7.610-3

Ka2=6.310-8

Ka3=4.410-13

由于Ka1>>Ka2>>Ka3，即H3PO4

溶液中H+主要來自H3PO4

的第一級離解，其它離解可忽略不計。只考慮第一級離解3.多元酸或多元堿溶液:例：H3PO4：Ka例：求0.20mol/LH3PO4溶液的pH值。解：C·Ka1=0.20×7.6×10–3＞10Kw∴=3.510-2(mol/L)∴pH=1.46例：求0.20mol/LH3PO4溶液的pH值。解：C4.鹽溶液：（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（例：NH4Cl)——

已知Kb，求Ka

強(qiáng)堿弱酸鹽(例：NaAc)——

已知Ka

，求Kb

解題步驟：（2）判斷能否用近似公式或CKb

≥10KW

，CKa

≥10KW（3）代公式計算4.鹽溶液：（1）強(qiáng)酸弱堿鹽（例：NH4Cl)——已知K例2：計算1.0×10–4mol/LNaCN溶液的pH值。（KHCN=6.2×10–10）解：①

CKb＞10Kw

②③=3.310-5（mol/L）pOH=4.48pH=14-4.48=9.52例2：計算1.0×10–4mol/LNaCN溶液的pH值5.弱酸混合溶液:例：一元弱酸HA和HB混合（離解常數(shù)為KHA及KHB）5.弱酸混合溶液:例：一元弱酸HA和HB混合（離解常數(shù)為KH6.兩性物質(zhì)：酸式鹽：例：Cmol/L的NaHA溶液。質(zhì)子條件：[H+]+[H2A]=[OH-]+[A2-]

（若HA-給出質(zhì)子與接受質(zhì)子的能力都比較弱，則[HA-]C）][HAK)K][HAK(K][H1aW2a1a--+++=][H][HAK][HKK]][HA[H][H2aW1a+-+-+++=+6.兩性物質(zhì)：酸式鹽：例：Cmol/L的NaHA溶液。質(zhì)子②C/Ka1≥10且CKa2≥10Kw

①若CKa2≥10Kw

（忽略水解）得最簡式：得近似計算式：②C/Ka1≥10且CKa2≥10Kw①若CKa2≥17.酸堿緩沖溶液（1）pH值的計算：a.弱酸及其共軛堿組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿及其共軛酸組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：pH=14-pOH最簡式7.酸堿緩沖溶液（1）pH值的計算：a.弱酸及其共軛堿組成（（2）影響緩沖溶液緩沖能力的因素a.緩沖溶液的濃度：C緩沖能力大（3）緩沖范圍a.弱酸及其共軛堿組成（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱堿及其共軛酸組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1b.緩沖溶液的組成比1：1，緩沖能力大（2）影響緩沖溶液緩沖能力的因素a.緩沖溶液的濃度：C4-4酸堿滴定終點的指示方法一、酸堿指示劑的變色原理：HInH++In–酸式顏色堿式顏色溶液pH的變化指示劑分子結(jié)構(gòu)改變?nèi)芤侯伾淖?-4酸堿滴定終點的指示方法一、酸堿指示劑的變色原理：HI以弱酸型指示劑HIn為例:

HInH++In–酸式顏色堿式顏色]HIn[]H][In[-HIn+=K≥10酸式(HIn)顏色即pH≤pKHIn-1≤1/10堿式(In-)顏色即pH≥pKHIn＋1以弱酸型指示劑HIn為例:HInH++In–酸式顏a.指示劑變色范圍：pH=pKHIn±1b.理論變色點：[HIn]=[In-]時，

pH=pKHIn4-4酸堿滴定終點的指示方法a.指示劑變色范圍：pH=pKHIn±1b.理論變色點：[H指示劑變色范圍pH顏色變化pKHIn濃度用量（滴/10mL試液）百里酚藍(lán)1.2~2.8紅~黃1.70.1％的20％乙醇溶液l～2甲基黃2.9~4.0紅~黃3.30.1％的90％乙醇溶液1甲基橙3.1~4.4紅~黃3.40.05%的水溶液1溴酚藍(lán)3.0~4.6黃~紫4.10.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1溴甲酚綠4.1~5.6黃~藍(lán)4.90.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1~3甲基紅4.4~6.2紅~黃5.00.1％的60％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1溴百里酚籃6.2~7.6黃~藍(lán)7.30.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1中性紅6.8~8.0紅~黃橙7.40.1％的60％乙醇溶液1苯酚紅6.8~8.4黃~紅8.00.1％的20％乙醇溶液或其鈉鹽水溶液1百里酚藍(lán)8.0~9.6黃~藍(lán)8.90.1％的20％乙醇溶液1~4酚

酞8.0~10.0無~紅9.10.5％的90％乙醇溶液1~3百里酚酞9.4~10.6無~藍(lán)10.00.1％的90％乙醇溶液1~2指示劑變色范圍pH顏色變化pKHIn濃度用量（滴/10mL試

4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項3.減少視覺誤差。淺→深堿滴酸酚酞

酸滴堿甲基橙1.指示劑用量適當(dāng)。2.標(biāo)定與測定實驗指示劑用量一致?！獪p少系統(tǒng)誤差無紅黃橙4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項3.減少視覺誤差

混合指示劑的特點：顏色互補(bǔ)，變色范圍減小，過渡色消失，變色明顯?；旌现甘緞┑奶攸c：顏色互補(bǔ)，變色范圍減小，4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項1.指示劑用量適當(dāng)。2.標(biāo)定與測定實驗指示劑用量一致。——減少系統(tǒng)誤差3.減少視覺誤差。淺→深堿滴酸酚酞無紅酸滴堿甲基橙黃紅4.采用混合指示劑。二、指示劑使用注意事項3.減少視覺誤差4-5一元酸堿的滴定一、強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸基本反應(yīng)：H++OH-=H2O現(xiàn)以NaOH溶液HCl溶液為例：NaOHHClCb：0.1000mol/LVb：Ca：0.1000mol/LVa：20.00ml4-5一元酸堿的滴定一、強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸基本反應(yīng)：H++OH-1.滴定曲線：（1）滴定前：（Vb=0)（3）化學(xué)計量點時（2）滴定開始至化學(xué)計量點前（4）滴定至化學(xué)計量點后pH=7.000.1000mol/LHCl溶液pH=1.00（Va>Vb)：pH~C剩余HCl（Va=Vb)

：（Va<Vb)：pH~C過量NaOH1.滴定曲線：（1）滴定前：（Vb=0)（3）化學(xué)計例：滴入NaOH19.98mlpH=4.30=5.010-5(mol/L)(-0.1%相對誤差）例：滴入NaOH19.98mlpH=4.30=5.0例：滴入NaOH20.02mlpOH=4.30pH=9.70=5.010-5(mol/L)（+0.1%相對誤差）例：滴入NaOH20.02mlpOH=4.30pH=9.7滴加體積：0~19.98ml；滴定突躍滴加體積：19.98~20.02ml；pH=3.30pH:4.30~9.70滴加體積：0~19.98ml；滴定突躍滴加體積：19.92.滴定曲線的突躍范圍：

化學(xué)計量點前后±0.1%相對誤差范圍內(nèi)，溶液pH值的變化。3.選擇指示劑的原則：指示劑的變色范圍處于或部分處于滴定突躍范圍內(nèi)。2.滴定曲線的突躍范圍：化學(xué)計量點前3.選擇指示劑的原則：NaOH滴定HCl1mol/LpH3.310.70.1mol/L4.39.70.01mol/L5.38.74.影響突躍范圍的因素大

~滴定突躍范圍就大小

~滴定突躍范圍就小——濃度注：一般C：0.01~1mol/LNaOH滴定HCl4.影響突躍范圍的因素大~二、強(qiáng)堿(或強(qiáng)酸)滴定弱酸(或弱堿)現(xiàn)以NaOH溶液HAc溶液為例：NaOHHAcCb：0.1000mol/LVb：Ca：0.1000mol/LVa：20.00ml二、強(qiáng)堿(或強(qiáng)酸)滴定弱酸(或弱堿)現(xiàn)以NaOH溶液HAc1.滴定曲線：（1）滴定前（Vb=0)：0.1000mol/LHAc溶液∵CKa>10KW∴=1.310-3(mol/L)pH=2.891.滴定曲線：（1）滴定前（Vb=0)：0.1000m（2）滴定開始至化學(xué)計量點前HAcNaAc∵Ca=Cb=0.1000mol/L∴（Va>Vb)：（2）滴定開始至化學(xué)計量點前HAcNaAc∵Ca=C例：滴入NaOH19.98ml(-0.1%相對誤差）=7.74例：滴入NaOH19.98ml(-0.1%相對誤差）=（3）化學(xué)計量點時NaAc溶液Ac-+H2OHAc

+OH–CNaAc=0.1000/2=0.05000mol/L∵CKb>10KW∴=5.310-6(mol/L)∴pOH=5.28

pH=8.72（Va=Vb):（3）化學(xué)計量點時NaAc溶液Ac-+H2OHAc+OH（4）滴定至化學(xué)計量點后例：滴入NaOH20.02ml(+0.1%相對誤差）=5.010-5(mol/L)pOH=4.30pH=9.70（Va<Vb)：pH~C過量NaOH（4）滴定至化學(xué)計量點后例：滴入NaOH20.02ml(+小結(jié):（1）滴定前（Vb=0):0.1000mol/LHAc溶液（2）滴定開始至化學(xué)計量點前（Va>Vb)：HAcNaAc（3）化學(xué)計量點時（Va=Vb):NaAc溶液（4）滴定至化學(xué)計量點后（Va<Vb)：pH~C過量NaOH小結(jié):（1）滴定前（Vb=0):0.1000mol/LHNaOH滴定HAc體系：pH突躍：7.74~9.70可用指示劑：酚酞、百里酚藍(lán)NaOH滴定HAc體系：2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。

注：一般C：0.01~1mol/L2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。酸堿滴定法講解課件2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。

注：一般C：0.01~1mol/Lb.弱酸（或弱堿）強(qiáng)度：Ka(或Kb)越大，滴定突躍范圍越大。2.影響突躍范圍的因素:a.濃度：C越大，滴定突躍范圍越大。三、酸堿滴定的可行性：推導(dǎo)：設(shè)OH-+HAH2O+A-化學(xué)計量點≤0.1%·C≤0.1%·C≥99.9%·C滴定反應(yīng)的平衡常數(shù)化學(xué)計量點時則C·Ka≥10-8三、酸堿滴定的可行性：推導(dǎo)：設(shè)OH-+HA酸堿滴定可行性條件：

C·Kb≥10-8判斷弱堿能否被準(zhǔn)確滴定。C·Ka≥10-8

判斷弱酸能否被準(zhǔn)確滴定。酸堿滴定可行性條件：C·Ka≥10-8判斷例：用0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.1000mol/LHB(已知HB的pKa=4.85)問：HB能否被準(zhǔn)確滴定？若能，則滴定的pH突躍范圍是多少？∵pKa=4.85解：∴Ka=1.410-5∴C·Ka=0.10001.410-5=1.410-6>10-8∴HB能被準(zhǔn)確滴定。pH突躍范圍：化學(xué)計量點前-0.1%相對誤差例：用0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.化學(xué)計量點后+0.1%相對誤差突躍范圍：7.85~9.70=5.010-5(mol/L)pOH=4.30pH=9.70化學(xué)計量點后+0.1%相對誤差突躍范圍：7.85~9.704-6多元酸、混合酸和多元堿的滴定一、多元酸多元酸的滴定，有兩個問題需要解決：①多元酸是分步離解的，那么分步離解出來的H+是否均可被滴定？②如果分步離解出來的H+能被滴定，那么是否會形成多個明顯的pH突躍？如何選擇指示劑？4-6多元酸、混合酸和多元堿的滴定一、多元酸多元酸的滴定，1.多元酸分步滴定原則：(以H2A為例，誤差為±0.1%)CKa≥10-8（判斷有無突躍，能否被準(zhǔn)確滴定）Ka1/Ka2≥105

(判斷能否分步滴定）注：C為被滴定物質(zhì)的濃度1.多元酸分步滴定原則：(以H2A為例，誤差為±0.1%)C以滴定H2A為例：（1）C·Ka1≥

10-8≥105第一級有pH突躍，且能被準(zhǔn)確滴定C·Ka2≥

10-8第二級有pH突躍，能被準(zhǔn)確滴定第一級第二級以滴定H2A為例：（1