第二章酸碱滴定法

第二章酸碱滴定法NaOHH2SO4第二章酸碱滴定法理论学习要点酸碱质子理论、酸碱离解常数、共轭酸碱对的概念、酸碱反应实质及溶液中H+浓度的计算、酸碱缓冲溶液的概念、酸碱指示剂的作用原理，及酸碱滴定的原理。能力目标能够制备盐酸、氢氧化钠标准滴定溶液能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸、冰乙酸、氨水中氨、混合碱中各组分的含量能够对酸碱滴定法的滴定结果进行计算案例一工业硫酸含量的测定案例教学分析：1、任务内容：工业硫酸含量的测定2、工作标准：GB/T534—20023、知识目标①溶液的酸碱性②酸碱滴定法的基本原理③酸碱指示剂的作用原理4、技能目标①熟练操作移液管、容量瓶、滴定管等滴定分析仪器②酸碱标准滴定溶液的制备③能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸的含量和酸碱滴定的有关计算④能够解读国家标准案例一工业硫酸含量的测定理论基础一溶液的酸碱性与PH二酸碱指示剂三强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原理一溶液的酸碱性与PH1.酸碱质子理论2.酸碱离解常数3.酸碱溶液中H+溶度的计算4.酸碱缓冲溶液1.酸碱质子理论酸——溶液中凡能给出质子的物质碱——溶液中凡能接受质子的物质酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。酸碱质子HACA－+H+H2CO3HCO3－+H+HCO3－CO32－+H+NH4+NH3+H+H6Y2+H5Y++H+1.酸碱质子理论共轭酸碱对HAA-+H+酸碱共轭酸碱对酸(HA)给出质子（H+）形成共轭碱(A-)，或碱(A-)接受质子形成共轭酸(HA)1.酸碱质子理论共轭酸碱对：由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱称为共轭酸碱对。共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足Ka·Kb=Kw或pKa+pKb=pKw因此，对于共轭酸碱对来说，酸的酸性越强（即pKa越大），则其对应的共轭碱的碱性就越弱（即pKb越小）；反之，酸的酸性越弱（即pKa越小），则其对应的共轭碱的碱性就越强（即pKb越大）。1.酸碱质子理论酸碱反应的实质醋酸与氨在水溶液中的中和反应HAc+NH3NH4++Ac-共轭酸碱对酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果，酸碱反应的实质就是酸失去质子，碱得到质子，即为酸碱之间发生质子转移的过程。2.酸碱离解常数（1）水的质子自递作用H2O既能接受质子又能给出质子→两性物质发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应该反应的平衡常数KW→水的质子自递常数Kw=[H+][OH-]Kw，也称为水的离子积，其值与浓度、压力无关，而与温度有关。在25℃时，Kw=1.00×10−14。H2O+H2OH3O++OH–2.酸碱离解常数（2）酸碱离解常数以HA代表一元弱酸，在水溶液中发生离解反应HA+H2OH3O++A-反应达到平衡时平衡常数Ka称为酸的离解常数，它是衡量酸强弱的参数。Ka越大，表明该酸的酸性越强。在一定温度下Ka是一个常数，它仅随温度的变化而变化。与此类似，碱在水溶液中也发生离解反应，它的平衡常数用Kb表示，称为碱的离解常数，Kb是衡量碱强弱的尺度。][]][[HAAHKa3.酸碱溶液中的H+溶度的计算酸的浓度和酸度酸度：是指溶液中H+的浓度，常用pH表示。酸的浓度：就是酸的分析浓度，即物质的量浓度。为总浓度，它包括未离解和已离解酸的浓度。一元强酸（强碱）溶液H+溶度的计算一元强酸溶液中氢离子的浓度等于该酸溶液的浓度；[H+]＝ca一元强碱溶液中氢氧根离子的浓度等于该碱溶液的浓度。[OH－]=cb强酸或强碱在水溶液中全部离解，当强酸或强碱溶液的浓度很小（例如小于10-6mol/L）时[H+]=wK3.酸碱溶液中的H+溶度的计算一元弱酸（弱碱）溶液一元弱酸的浓度为camol/L当caKa≥20Kw时，且≥500时bbKC[H+]=aaKcaaKc最简式一元弱碱的浓度为Cbmol/L当CbKb≥20Kw时，且≥500时[OH-]=bKc最简式3.酸碱溶液中的H+溶度的计算多元弱酸（碱）溶液1aaKC多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca[H+]=多元弱碱：设二元弱碱分析浓度为Cb1bbKC[OH-]=3.酸碱溶液中的H+溶度的计算两性物质溶液21aaKKNaHA[H+]=NaH2PO4[H+]=Na2HPO4[H+]=32aaKK21aaKK4.酸碱缓冲溶液酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲）作用的溶液缓冲溶液的组成弱酸及其共轭碱HAc-NaAc弱碱及其共轭酸NH3-NH4Cl强酸溶液0.1mol/LHCl溶液、强碱溶液0.1mol/LNaOH溶液一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对所组成。标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小的两性物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所组成，如H2PO4--HPO42-。4.酸碱缓冲溶液缓冲溶液的PH的计算abaKCCHA（浓度Ca）+NaA（浓度Cb）[H+]＝abCClgpH＝+apK4.酸碱缓冲溶液缓冲容量及缓冲范围缓冲溶液的缓冲能力以缓冲容量β来量度缓冲溶液总浓度越大，缓冲容量就越大。当总浓度一定时，缓冲组分的浓度比愈接近1∶1，缓冲容量越大弱酸-共轭碱体系：缓冲范围为pH=pKa±1弱碱-共轭酸体系：缓冲范围为pOH=pKb±1或pH=pKw-pKb±14.酸碱缓冲溶液缓冲溶液的选择缓冲溶液的选择原则为：①缓冲溶液对分析过程无干扰。②所需控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围之内。③缓冲溶液应有足够的缓冲容量。④组成缓冲溶液的物质应廉价易得，避免污染环境。二.酸碱指示剂1.酸碱指示剂的作用原理2.指示剂的变色范围及变色点3.影响指示剂变色范围的因素4.混合指示剂二.酸碱指示剂1.酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂为有机弱酸或弱碱，酸式体和碱式体颜色明显不同，溶液pH变化，指示剂结构改变，指示终点(H3C)2+NNNHSO3－OH－H+(H3C)2NSO3－NHN甲基橙（MO）红色（醌式）黄色（偶氮式）pKa=3.4OHOHOH－H+pKa=9.1HOCOO－OO－COO－羟式（无色）醌式（红色）酚酞（PP）2.指示剂的变色范围及变色点HIn+H2OH3O++In-[HIn]]][In[HKHIn][HK[HIn]][InHIn当时，呈酸式色101[HIn]][In10[HIn]][In当时，呈碱式色当时，呈碱式色和酸式色的混合色。10~101[HIn]][In指示剂理论变色范围pH=pKin±1指示剂理论变色点pH=pKin，[In-]=[HIn]实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏指示剂的变色范围越窄，指示变色越敏锐例：pKa理论范围实际范围甲基橙3.42.4～4.43.1～4.4甲基红5.14.1～6.14.4～6.2酚酞9.18.1～10.18.0～10.0百里酚酞10.09.0～11.09.4～10.62.指示剂的变色范围及变色点3.影响指示剂变色范围的因素(1)温度的影响T→Kin→变色范围例：甲基橙18℃3.1～4.4，100℃2.5～3.7加热，须冷却后滴定(2)指示剂的用量尽量少加，否则终点不敏锐,指示剂本身为弱酸碱，多加增大滴定误差.3.影响指示剂变色范围的因素(3)溶剂的影响指示剂的pK(HIn)值随溶液离子强度的不同而有少许变化。实验证明，溶液离子强度增加，对酸型指示剂其pK(HIn)值减小，对碱型指示剂其pK(HIn)值增大。（4）滴定次序无色→有色，浅色→深色例：酸滴定碱→选甲基橙碱滴定酸→酚酞4.混合指示剂混合指示剂是利用颜色之间的互补作用，使指示剂变色范围变窄，从而使滴定终点时溶液颜色变化敏锐。组成指示剂+惰性染料两种指示剂混合而成pH35pH35pH35甲基橙靛蓝磺酸钠混和后3.14.43.1紫(红+蓝)4.4绿(黄+蓝)pT=4.0灰4.混合指示剂指示剂+惰性染料甲基橙+靛蓝磺酸钠（紫色→灰色→绿色）4.混合指示剂两种指示剂混合而成5.0------5.1-------5.2暗红灰绿用于Na2CO3标定HCl时指示终点由于颜色互补使变色间隔变窄,变色敏锐.甲基红+溴甲酚绿三强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原理1.滴定过程中溶液PH的变化2.滴定曲线的形状和滴定突跃3.指示剂的选择1.滴定过程中溶液pH的变化强酸（碱）滴定强碱（酸）的过程可用下列反应式表示：H++OH-→H2O以NaOH（0.1000mol/L）滴定HCl（0.1000mol/L）为例V(HCl)=20.00mLNaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L,20.00mL）1.滴定过程中溶液pH的变化该滴定过程可分为4个阶段：（1）开始前[H+]=0.1000mol/LpH=1.00（2）滴定开始至化学计量点前当滴入NaOH溶液19.98mL时，pH=4.30（3）化学计量点时[H+]=[OH-]=1.00×10−7(mol/L)pH=7.00（4）化学计量点后当滴入NaOH溶液20.02mL时，pOH=4.30；pH=9.702.滴定曲线的形状和滴定突跃2.滴定曲线的形状和滴定突跃滴定突跃：化学计量点前后相对误差为0.1%时引起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滴定突跃是选择指示剂的依据3.指示剂的选择选择指示剂原则：一是指示剂的变色范围全部或部分的落入滴定突跃范围内；二是指示剂的变色点应尽量靠近化学计量点。NaOH滴定HCl的突跃范围:pH=4.30～9.70，酚酞变色范围:pH=8.0(无色)～10.0(红色)；甲基红变色范围:pH=4.4(红)～6.2(黄)；甲基橙变色范围:pH=3.1(红)～4.4(黄)酚酞、甲基红、甲基橙均适用。案例一工业硫酸含量的测定技能基础一、移液管和吸量管的使用二、容量瓶的使用三、滴定管的使用四、酸碱标准滴定溶液的制备五、滴定结果计算常用滴定分析仪器容量瓶吸量管锥形瓶移液管酸式滴定管烧杯量筒一、移液管和吸量管的使用1．移液管和吸量管的洗涤2．移液管和吸量管的润洗3．移取溶液吸取溶液的操作放出溶液的操作二、容量瓶的使用1．容量瓶的检查2．容量瓶的洗涤3．溶液的配制三、滴定管的使用三、滴定管的使用1．滴定管使用前的准备（1）洗涤（2）涂凡士林（3）检漏（4）滴定管的润洗（5）标准滴定溶液的装入（6）滴定管嘴气泡的检查及排除（7）零点的调节三、滴定管的使用2．滴定管的操作（2）碱管的操作（1）酸管的操作三、滴定管的使用3．滴定操作在进行滴定操作时，应注意如下几点：①滴定时两手操作，左手不能离开活塞，右手摇瓶②摇瓶时，应微动腕关节，使溶液向同一方向作圆周运动③滴定时，要观察滴落点周围颜色的变化。④滴定速度的控制，一般开始时，滴定速度可稍快，呈“见滴成线”，而不可滴成“水线”。接近终点时，应改为一滴一滴加入，即加一滴摇几下，再加，再摇。最后是每加半滴，摇几下锥形瓶，直至溶液出现明显的颜色变化为止。三、滴定管的使用4．滴定管的读数读数视线的位置深色溶液的读数四、酸碱标准滴定溶液的制备1．HCl标准滴定溶液的配制和标定GB/T601-2002中4.2盐酸标准溶液的配制方法（1）配制盐酸标准滴定溶液一般采用间接法配制，即先用市售的盐酸试剂（分析纯）配制成接近所需浓度的溶液，再用基准物质标定其准确浓度（2）标定标定HCl标准滴定溶液的基准物质为无水碳酸钠，甲基红-溴甲酚绿混合指示剂指示终点，反应方程式为：2HCl+Na2CO3→H2CO3+2NaClCO2↑+H2O1．HCl标准滴定溶液的配制和标定（3）标定结果的计算2323(NaCO)1(HCl)(NaCO)2mVMc(HCl)=四、酸碱标准滴定溶液的制备2．NaOH标准滴定溶液的配制和标定GB/T601-2002中4.1NaOH标准滴定溶液的制备（1）配制氢氧化钠标准滴定溶液采用间接法配制，即先配制成接近所需浓度的溶液，然后再用基准物质标定其准确浓度。（2）标定常用于标定NaOH标准滴定溶液的基准物质有邻苯二甲酸氢钾与草酸，滴定时以酚酞为指示剂，溶液由无色变至浅红色为终点。其标定反应为：NaOH+KHP=Na.K.P+H2O2．NaOH标准滴定溶液的配制和标定（3）标定结果的计算NaOH标准滴定溶液的浓度可按下式计算：c(