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酸碱滴定法优秀课件

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分析化学经典课件酸碱滴定法PPT

分析化学经典课件酸碱滴定法PPT

1）双色指示剂：甲基橙
Kin
H
In
HIn
变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与CHIn无关
2）单色指示剂：酚酞
Kin [In ] a [H ] [HIn] C a
变色点pH取决于C ；C↑ 则pH↓，变色点酸移
✓ 例：50~100ml溶液中加入酚酞 2~3滴，pH=9变色 15~20滴，pH=8变色
➢ 形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.0 1014
例：计算HS-的pKb值
解： HS- + H2O
H2S + OH-
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
2．温度的影响
T → Kin → 变色范围 ！注意：如加热，须冷却后滴定
3．溶剂的影响
电解质→离子强度→Kin → 变色范围
4．滴定次序
无色→有色，浅色→有色 ✓ 例： 酸滴定碱 → 选甲基橙
碱滴定酸 → 酚酞
➢ 组成
1．指示剂+惰性染料 例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色） 2．两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色）
1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式
1．滴定过程中pH值的变化 （1）滴定开始之前
[H ] Ca K a 1.810 5 0.1000 1.34 10 3 mol / L pH 2.88
（2）滴定开始至化学计量点之前
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关 系
Ka Kb Kw
Ka Kb Ks

酸碱滴定优秀课件

酸碱滴定优秀课件
KHB和KB-之间的关系如下：
Ka Kb
[H ][B [HB]
]
[HB] [OH [B ]
]
[H ][OH ] KW
2021/4/21
7
二元弱酸(H2A):
K a1K b2K a2K b 1K W
三元弱酸(H3A):
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW
2021/4/21
8
3.1.2 活度常数和浓度常数
13
三. 质子条件 (Proton balance equation-PBE)
又称质子平衡方程。 在平衡状态，体系中得失质子的物质的量相等的
数学表达式。（以各种型体的平衡浓度表示）
质子条件是处理酸碱平衡有关计算问题的基本关系 式，是核心内容。
2021/4/21
14
质子条件式的写法 代入法：将MBE代入CBE 图示法：
Ka HH A A， 酸 的 活 度 常 数]
]
H
A
HA
HA
H
A
1
Ka
H
A
K
c a
—
酸的浓度常数
2021/4/21
9
3.1.3 物料平衡，电荷平衡和质子条件
物料平衡方程(mass balance equation-MBE)
指在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓 度，等于各有关形式平衡浓度之和。
碱(base)：溶液中凡能接受质子的物质。
HB + H2O 酸
B- +
H3O+
共轭碱 水合质子
2021/4/21
3
HAc
H Ac
HSO4 NH4 Fe(H2O)63

酸碱滴定分析PPT演示课件

酸碱滴定分析PPT演示课件
H2O(酸1) +H2O(碱2) H3O+(酸2) +OH-(碱1) 仅在溶剂分子之间发生的 质子传递作用,称为溶剂的 质子自递作用 KW= [H+] [OH-] =10-14(25°C)
6
例如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+ NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2)
三种酸的强度顺序是：HCl ＞HAc＞ NH4+
11
以下各类型的质子转移，均可看作是酸碱反应
酸的离解：如 HAc+H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1
碱的离解：如NH3+H2O OH-+NH4+
碱1 酸2 碱2 酸1
酸碱中和：如 HCl+NH3 NH4++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
盐的水解：如 NaAc+H2O NaOH+HAc
18
当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上 时，我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。
若
In HIn
≥10时，pH=pKHIn＋1 ，显In-颜色
若
In HIn
≤1/10时， pH=pKHIn-1 ，显HIn颜色
指示剂的变色范围为：
pH=pKHIn±1
19
3 影响指示剂变色范围的因素
指示剂用量: 宜少不宜多，对单色指示剂影响较大
Ka
H A c HAc
其共轭碱Ac- 的离解
Ac- +H2O＝ HAc+OH-
K
b


HAc OH

Ac

《酸碱滴定法教学》课件

《酸碱滴定法教学》课件

滴定管的洗涤
使用蒸馏水、洗液等洗涤剂进行清 洗，确保滴定管内壁干净无残留。
滴定管的准备
检查滴定管是否漏水，并使用所装 溶液润洗2-3次。
指示剂的选择与使用
指示剂的种类
根据酸碱反应的滴定终点 选择合适的指示剂。
指示剂的配制
按照指示剂说明书配制适 当浓度的指示剂溶液。
指示剂的使用
在滴定过程中适时加入指 示剂，观察颜色变化判断 滴定终点。
04
酸碱滴定法的实验操作
实验目的与要求
01
02
03
04
掌握酸碱滴定法的基本原理和 操作方法。
学会使用滴定管、移液管等实 验仪器。
了解酸碱指示剂的作用和使用 方法。
培养实验操作技能和数据处理 能力。
实验原理与步骤
酸碱滴定法是一种常用的化学分析方法，通过滴加酸或碱标准溶液，利用酸碱指示 剂的变色反应来指示滴定终点。
行的程度和条件。
化学物质分离与提纯
03
在化学分析中，酸碱滴定法可以用于分离和提纯某些化学物质
，如通过酸碱反应分离和提纯某些金属离子。
在环境监测中的应用
测定水体PH值
酸碱滴定法可以用于测定水体的PH值，了解水体 的酸碱性质和污染程度。
气体分析
在环境监测中，酸碱滴定法可以用于分析气体中 的酸性或碱性物质，如二氧化碳、硫化氢等。
通过实验结果的分析和讨论， 加深对酸碱滴定法原理和操作 方法的理解，提应用
在化学分析中的应用
确定物质的含量
01
酸碱滴定法可以用于确定物质中的某些离子或官能团的含量，
如硫酸、氢氧化钠、碳酸钠等。
化学反应平衡研究
02
通过酸碱滴定法可以研究化学反应平衡常数，了解化学反应进

酸碱中和滴定教案公开课获奖课件百校联赛一等奖课件

酸碱中和滴定教案公开课获奖课件百校联赛一等奖课件

【例1】:某同学进行6次中和滴定20.00mL某浓度旳
NaOH溶液,所用 0.1250mol/L原则盐酸体积如下:
次数
1
2
3
4
56
V 盐酸mL 19.80 20.25 20.26 20.28 20.88 20.32
要求滴定误差不超0.5%,计算NaOH浓度.
分析: 要求误差不超出0.5%,即原则酸体积
V HCl=
= 20.28(mL)
C C V V HCl HCl =
NaOH NaOH
C NaOH =
= 0.1268 mol/L
C(标)×V(标) C(测)= V(测)
五误差：
已知
读数
误差原因：
C(标)×V(标)
C(测)= V(测)
已知
其中: C(标)、 V(测)是已知旳数据。所以C(测)旳大小 只由V(标) ——“读数”决定，
例一：有下列仪器：
①托盘天平；
②胶头滴管；
③酸式滴定管（25mL）；
④碱式滴定管（25mL）；
⑤单刻度移液管（15mL）；
⑥量筒（50mL）；
⑦锥形瓶；
若用0.1 mol/L旳 NaOH 滴定20毫升
未知浓度旳盐酸。应选用旳仪器（ ）
A．③⑤⑦
B．④⑥⑦
C．④⑤⑥
D．③④⑦
仪器洗涤 原则：量谁旳体积用谁润洗。一般滴定管量 原则液用原则液润洗, 或另一种滴定管量待 测液用待测液润洗。
（2）锥形瓶
洗涤（水洗、蒸馏水洗）→加待装液
→指示剂 不用待测液洗，不然C待测会偏大
锥形瓶不是量具,只作反应器,不能用待测液 润洗.只用蒸馏水洗. 锥形瓶中残留有蒸馏水 或半途加蒸馏水,因不影响酸碱旳物质旳量, 故不会造成误差.

酸碱滴定(193页PPT课件)

酸碱滴定(193页PPT课件)

總反應 HAc H 2O
H 3O Ac
H2O的
酸1
作用？
堿2
酸2
共軛
堿1
共軛
1
H2O作為堿
如果沒有作為“堿”的水存在，HAc 就無法實現在水中的電離。
H+ 不能在水中單獨存在，而是以水合 質子H9O4+ 形式存在， 此處簡化成H3O+。
為書寫方便，通常也將H3O+ 寫成 H+。 以上反應式則簡化為：
Ac H2O NH3 H2O S2 H2O
OH HAc Kb 109.24 OH NH4 Kb 104.75 OH HS K b 101.08
堿的強弱次序為： S2-＞NH3＞Ac-
1
對於共軛酸堿對
❖如果酸性越強，則其共軛堿的鹼性 則越小；
❖同理，如果鹼性越強，則其共軛酸 的酸性則越小。
1
[H2C2O4 ] [HC2O4 ] [C2O24 ] cH2C2O4
H2C2O4
[H 2C2O4 ] cH2C2O4
1
1
[HC
2O
4
]
[C
2O
2 4
]
[H 2C2O4 ] [H 2C2O4 ]
H2C2O4 Ka1H HC2O4 Ka2 H C2O24
1
H2C2O4 Ka1H HC2O4 Ka2 H C2O24
HA
[HA ] cHA
[HA] [HA] [A ]
1
HA
[HA ] cHA
[HA] [HA] [A ]
1
1
HA H2O
H3O A
1 [A ] 1 K K [H3O][A]
[HA] [H ] a

酸碱中和滴定ppt课件

作指示剂 B.溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C.溶液呈碱性，可选用 甲基橙或酚酞作指示剂 D.溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
四、实验步骤
1.滴定前准备
2.滴定操作 用左手控制滴定管活塞，逐滴放出溶液，右手摇动锥形瓶， 两眼注视锥形瓶内溶液颜色变化。
控制活塞
摇动锥形瓶
锥形瓶 内溶液颜色变化
3.终点判断 当滴入最后半滴×××标准溶液后，溶液由××色变成××色，
【课堂练习】
1.用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，从下表中选出正确 选项（ C ）
序号
① ② ③ ④
锥形瓶中 滴定管中 选用指示 选用滴定
溶液
溶液
剂
管
碱
酸
石蕊
甲
酸
碱
酚酞
甲
碱
酸
甲基橙
甲
酸
碱
酚酞
乙
A.①② B.②③ C.③④ D.②④
2.用0.10mol/LNaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，恰好完全反应 时，下列叙述中正确的是（ D ） A.溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞
带玻璃球 的橡胶管
注意: 酸式滴定管：酸性、强氧化性试剂 碱式滴定管：碱性试剂
【课堂练习】
1.下列所述仪器“0”刻度位置正确的是（ B ）
A.在量筒的上端
B.在滴定管上端
C.容量瓶上端
D.在托盘天平刻度尺的右边2.50ml的滴定管盛有
溶液，液面恰好在20.0处，若把滴定管中溶液全部
C 排出，则体积（ ）
液的碱式滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液；D.取标准KOH
溶液注入碱式滴定管至“0”刻度以上2～3 mL；E.调节液面至“0”或“0”以

酸碱中和滴定实验-PPT课件


22
(4)溶液变色因局部过量而实际未达终点，立即读数会造成 V(KMnO4)减小，故结果偏低。
答案：(1)把游码拨回零处 镊子 (2)酸式 滴入一滴酸 性 KMnO4 溶液，溶液由无色变为浅紫色，且半分钟不褪色
(3)26W7 mol·L－1 (4)偏低
23
•
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读
13
名师点拨：在滴定过程中，指示剂略多加了几滴，一般不 影响实验结果。NaOH 与 CH3COOH 恰好完全反应，生成的 CH3COONa 溶液呈碱性，而甲基橙的变色范围是在 pH 约为 3.1～4.4 中，当用甲基橙指示滴定终点时，还未完全反应，使 实验结果产生误差，应选用酚酞作指示剂。
答案：C
应用________拨动游码。
(2)若将 W g Na2C2O4 配成 100 mL 标准溶液，移取 20.00 mL 置于锥形瓶中，则酸性 KMnO4 溶液应装在 ________(填“酸式”或“碱式”)滴定管中。判断滴定达到终
点的现象是__________________________________________。
16
(2)用高锰酸钾标准溶液滴定被测试样，其反应的离子方程
式如下，请将相关物质的化学计量数及化学式填写在方框里。
□MnO
－
4
＋
□H2O2
＋
□H
＋
□Mn2 ＋ ＋ □H2O ＋
□
(3) 滴定时，将高锰酸钾标准溶液注入________( 填“酸
式 ” 或 “ 碱 式 ”) 滴 定 管 中 。 滴 定 到 达 终 点 的 现 象 是 _____________________________________________________ _________________。

第五章酸碱滴定法2ppt课件


Z
2 i
(
1
I
I
0.30I )
I 1
2
i
ci
Z
2 i
c1···cn分别为第1···n种离子的浓度。
—Z—1··戴·Zn维分斯别经为第验1公···n式种(离I 子≤ 的0.电1 荷m数ol。·k价g态-1的对稀I 影溶响液较)
大
第五章 酸碱滴定法
12
lg i
0.512
Z
2 i
(
1
I
I
0.30I )
第五章 酸碱滴定法
23
2.缓冲溶液的配制
单一两性物质 具有一定浓度的共轭酸碱对 浓度较高的强酸或强碱 用多元弱酸和弱碱组成的缓冲体系(缓冲范围较宽） 可选用一定浓度的多种弱酸或弱碱组分与一定浓度的
NaOH或HCl组成
第五章 酸碱滴定法
24
- pH曲线
10
102
8
H+
HAc+Ac -
标准缓冲溶液
组成 用途
一定浓度的共轭酸碱 对如： HAc-NaAc
一定浓度的单一两性物（逐级离解常 数相差较小如酒石酸氢钾）,或共轭酸 碱对（如NaH2PO4-Na2HpO4)
控制溶液的酸度
测量溶液pH时的参考溶液
第五章 酸碱滴定法
4
一、缓冲溶液pH的计算
(一) 一般缓冲溶液
以 HA-NaA为例
物料平衡方程: [HA] + [A-] = cHA + cA- ① 电荷平衡方程:
26
例3 欲配制pH＝5.00的缓冲溶液500毫升，已用去6.0mol/L HAc 34.0mL，问需要NaAc·3H2O 多少克？
解 ：cHAc=6.0×34.0/500=0.41 mol/L 由[H+]=[HAc]Ka/[Ac-] 得： [Ac-]=[HAc]Ka/[H+] =0.41×1.8×10-5/1.0×10-5

分析化学—酸碱滴定法-精ppt课件

生成带正负电荷的离子时，单位体积中正电荷 的总数等于负电荷的总数，或者说正电荷的总 浓度等于负电荷的总浓度。
.
若溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数的绝对值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规则被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式（CBE）。对于水溶 液中的电荷平衡，还应该包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
例:计算HC2O4-的Kb值? 解: H2C2O4 Ka1 HC2O4- Ka2 C2O42-
Kb2
Kb1
H 2 O C 4 H H 2 C 2 O 4Kb2
已知H2C2O4的Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5
所以
K b2K K a1w 1 5. . 0 1 9 1 0 0 124 1.7 1 013 .
例： 0.1mol / L(NH4)2HPO4溶液的PBE
［H2PO4-］+2[H3PO4]+[H+]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
例： 0.1mol / L H2SO4溶液的PBE
[H+] = [OH-] +[HSO4-] +2[SO42-]
依据质子平衡式，可以得到溶液中H+（或OH-） 浓度与有关组份的关系式，有此关系式即可计 算出酸碱平衡体系中H+的浓度。
.
例如：HCl在水中的离解便是HCl分子与水分子 之间的质子转移作用：
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
作为溶剂的水分子,同时起着碱的作用。
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（一）分析浓度和平衡浓度： 分析浓度：溶液体系达平衡后，各组型体的平衡浓度之和。
即溶液中溶质的总浓度。 平衡浓度：溶液体系达平衡后，某一型体的浓度 酸 度：溶液中H+的平衡浓度。
分清两个概念：酸度和酸的浓度 酸度：H+, pH计可测得酸度。 酸的浓度：可被碱中和的酸的总浓度。
0.1 mol/L HCl 与0.1 mol/L HAc 具有不同酸度，相同的 浓度 。
Ka : 热力学常数 (只与 t 有关)
K
C
a
: 浓度常数 (与 t, I 有关)
K
M a
: 混合常数
(与 t, I 有关)
本章弱酸碱的平衡浓度之间的关系用 Ka 近似处理
三、酸碱的强度、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
➢ Ka↑，给质子能力↑强，酸的强度↑ Kb↑，得质子能力↑强，碱的强度↑
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系:
C
a
及混合常数
K
M
a
反应：HAc = H+ + Ac-
a(H)a(Ac) Ka a(HAc) ,
pKa4.76
Kac[H[H +]A [Acc]-]a(Ha()HaA(cA)c)(H()HA(cA)c)
(H
Ka
) (Ac
)
K a M a （ H [H ） A [ c A ]c ] a (H a ()H a A (c A )c )((H A A c c ))(K A a c )
KaKb Kw
pKa + pKb = pKw = 14
多元酸碱的离解反应
H3A
K a1
K b3
H2A-
Ka 2 K b2
Ka
HA2-
3
K b1
A3-
pKb1 = 14.00 – pKa3 pKb2 = 14.00 – pKa2 pKb3 = 14.00 – pKa1
讨论：
➢多元酸碱在水中逐级离解，强度逐级递减
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
小结
➢酸碱半反应不可能单独发生 ➢酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 ➢酸碱反应的实质是质子的转移 ➢质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
二、酸碱反应的平衡常数
HA + H2O
H3O+ + A-
a (H +)a (A ) K a a (H A )
碱 AcHCO3CO32-
NH3 H5Y+
NH2OH
(CH2)6N4
质子 + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）
Ac- + H2O
OH- + HAc
酸碱滴定法优秀课件
第一节 酸碱质子理论
一、基本概念

酸碱反应 酸
HAc NH4+ HCO3H6Y2+
通式: HA 共轭酸
共轭碱 + 质子
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱
CO32-
+
H+
半
H5Y+
+
H+
反
应
A— + H+
碱 + 质子
例: HAc在水中的离解反应
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
（二）物料平衡(MBE)： 在平衡状态，某组分的分析浓度等 于其各型体的平衡浓度之和。
[例]
C mol/L的H3PO4溶液中的MBE
[H3PO4]+[H2PO4- ] +[HPO42- ] +[PO43- ]= C
NaHCO3水溶液
M ： [B N ] c E ,a [2 C H 3 ] [ O H 3 ] [C C 3 2 ] O c O
Ka1Ka2Ka3 Kb1Kb2Kb3
➢形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3
K a 1 K b 3 K a 2 K b 2 K a 3 K b 1 K W 1 . 0 1 10 4
第二节 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法
MBE练习
例1：C mol/mL的HAC的物料平衡式 C = [HAC] + [AC-]
例2：C mol/mL的H3PO4的物料平衡式 C = [H3PO4] + [H2PO4-] +[HPO42-] + [PO43-]
例3： C mol/mL的Na2HPO4的物料平衡式 [Na+] = 2C C = [H3PO4] + [H2PO4-] +[HPO42-] + [PO43-]
例4： C mol/mL的NaHCO3的物料平衡式 [Na+] = C C = [H2CO3] + [HCO3-] +[CO32-]
(三）电荷平衡（CBE）： 在平衡状态，溶液中正离子所带
电
CBE荷练总习数与负离子所带电荷总数相等。 （ “电中性”规则）
例1：C mol/mL的HAC的电荷平衡式 [H +] = [AC-] +[OH-]
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
酸碱反应的实质是质子转移
酸碱的定义
➢电离理论 酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
➢电子理论 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
➢质子理论 酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
例2：C mol/mL的H3PO4的电荷平衡式 [H +] = [H2PO4-] +2[HPO42-] + 3[PO43-] + [OH-]
例3：C mol/mL的Na2HPO4的电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [H2PO4-] +2[HPO42-] +3[PO43-]+ [OH-]
A- + H2O = OH- + HA
a(HA)a(OH)
Kb
a(A)
水溶液中质子自递反应及其平衡常数
H2O + H2O
H3O+ + OH –
水的活度积 K w aH aO H 1 .0 1 0 1 4 25℃
活度与浓度
a c
溶液无限稀时: 1 中性分子: 1
溶剂活度:a 1
活度常数Ka、浓度常数 K
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
特点：
1）具有共轭性
如：HA
A－ + H+
2）具有相对性
如： HCO3－既为酸，也为碱 （两性）
3）具有广泛性
如：H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
举例
酸 HAC H2CO3 HCO3NH4+ H6Y2+ NH3OH+ (CH2)6N4H+