高考复习：酸碱中和滴定

酸碱中和滴定仪器.试剂：标准液、待测液（放指示剂）、水酸式滴定管：碱式滴定管：锥形瓶(垫白纸)、铁架台、滴定管夹、烧杯酸式：碱式：磨口活塞装酸或氧化剂(如酸性KMnO4)，不装碱液(腐蚀玻璃）带玻璃球的橡胶管装碱液，不装氧化剂和酸液（均腐蚀橡胶）移液管滴定管与量筒区别量筒：粗量仪，精确度0.1mL，无“0”刻度，从下往上读，滴定管上部标：“25℃，25mL”“0”该度在上；“25”mL在下，从0到25最多可以准确量25mL溶液（全盛满溶液时体积大于25mL），从上往下读。④最小刻度为0.1mL,允许估计至0.01，故精确度0.01mL。如22.00、23.38、0.00ml规格：25mL、50mL(2)碱式滴定管:排气泡:使尖嘴向上弯起，挤压橡胶管挤压位置使用:（1）酸式滴定管排气泡:快速放液体法三.指示剂（1）变色范围甲基橙：红3.1———4.4黄橙色酚酞：无色8.2——10红浅红注：石蕊颜色突变不明显,不作指示剂.应选择恰好完全反应时溶质pH与变色点接近的指示剂。[设问]既然指示剂变色时溶液pH不是7，能否用指示剂来判断酸碱完全反应？例：以0.1mol·L-1NaOH滴定20.00ml0.1mol·L-1HCl，滴定过程中pH的计算【讲解】向盐酸中滴NaOH，由于盐酸中H+被滴入的NaOH中OH-逐渐中和，cH+逐渐减小，溶液pH逐渐增大，当H+与OH-恰好反应时，溶液呈中性，pH=7。指示剂变色时溶液pH值不一定是7（1）滴定前——0.1mol/LHCl溶液CH+=cHCl=0.1mol/L，pH=1（2）滴定开始至恰好点前——HCl剩余滴NaOH溶液19.98ml,设1滴为0.04ml即余HCl0.02ml未中和pH=4.3即少加半滴(0.02ml)NaOH（3）恰好点（呈中性）pH=7（4）恰好点后NaOH过量:多加半滴(0.02ml)NaOHpOH=4.3,pH=9.7逐一算，以加NaOH溶液ml数对pH值作滴定曲线。滴定开始到加19.98mLNaOH，即99.9%HCl被滴定，pH变化较慢，共只有3.3个单位。但从19.98mL到20.02mL即滴定终点前后，体积仅差±0.1%，pH却从4.3变到9.7，共5.4个单位。说明加入量虽有很小变化，但溶液立刻由酸性变为碱性。量变过程质变过程*（2）pH突跃范围:酸或碱过量半滴或少滴半滴引起的pH值急剧变化.对于0.1mol/LNaOH滴0.1mol/L盐酸，凡在突跃范围内（4.3—9.7）变色的指示剂均可作滴定指示剂如酚酞（pH为8—10）、甲基橙（pH为3.1—4.4）。故在突跃范围内停止滴定有足够准确度。此范围是选择指示剂的依据。酚酞：甲基橙：浅红橙色无色8——10红红3.1———4.4黄（3）滴定终点判断（4）指示剂用2-3滴（因它本身是弱酸或弱碱。用量过多，消耗更多酸或碱）滴最后一滴刚好使指示剂颜色突变且半分钟内不恢复原色五误差：误差原因：C(测)=C(标)×V(标)V(测)其中:C(标)、V(测)是已知的数据。因此C(测)的大小只由V(标)——“读数”决定，已知已知读数一切误差都要归结到对V标的大小影响上分析,即导致V标偏大的操作,则测量结果偏高;反之,V标偏小的操作,结果偏低.含杂质在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（）同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（）偏低偏低六.中和滴定原理应用于酸与纯碱滴定、氧化还原滴定等的知识迁移.基本原理有:1.盐酸滴定碳酸钠溶液用酚酞指示时生成碳酸氢钠,用甲基橙指示时生成二氧化碳.在混合物含量测定中,也可以先用酚酞作指示剂,只有OH－和CO32－被中和,发生反应为:OH－+H+=H2O,CO32－+H+=HCO3－．再用甲基橙作指示剂,只有HCO3－被完全全反应掉：HCO3－+H+=CO2↑+H2O以此来测定烧碱变质程度,或纯碱与小苏打的组成.2.氧化还原滴定可以根据恰好完全反应时溶液的颜色突变来确定滴定终点.如用标准酸性高锰酸钾溶液可以滴定还原性物质:Na2S、Na2SO3、Fe2+、Na2C2O4等,当溶液紫色不再消失时,即达到终点;用氧化剂氧化I－生成I2能使淀粉溶液变蓝;或用还原剂滴定蓝色的碘与淀粉溶液,蓝色刚好消失为反应终点.