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10基础化学7版【酸碱滴定法】

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酸碱滴定法

酸碱滴定法

的大小来表示。(Ka或Kb越大，说明对应的酸
或碱越强）
HAc + H2O
NH4+ +
-
H3O + Ac
H3O + NH3
+
+
-
Ka 1.80 105
H2O
Ka 5.6 1010
Ka 2 7.11015
HS + H2O
H3O + S2+
强弱顺序：HAc >NH4+ >HS2017/7/31
2017/7/31
又例：酚酞：

无色（内酯式） 无色 碱性溶液 酚酞的变色范围是8.0-9.6, pH<8.0时，为无色， pH>9.6时，为红色，
2017/7/31
无色
红色（醌式）
1、指示剂变色原理：指示剂在溶液中显现的 颜色是随着溶液pH值的变化而变化的。 2、变色范围：使指示剂由一种颜色变化到另 一种颜色的pH范围
3、根据酸碱质子理论下列化合物中不属于酸的 是 (
D
)
A. HCO3-
B. NH4+
C. HAc
D. Ac-
2017/7/31
第二节 酸碱溶液pH值的计算
一、酸的浓度和酸度 1、酸度：溶液中H+的浓度,用pH值表示。 pH = -lg[H+] 2、碱度;溶液中OH-的浓度,用pOH值表示。 pOH = -lg[OH-]
pH pKa 1
pOH pKb 1
2017/7/31
4、缓冲溶液pH值的计算： 弱酸－共轭碱体系(HA-A-):
[共轭碱] [A - ] pH pKa lg Ka lg [酸] [HA]

酸碱滴定法

酸碱滴定法

2013年7月30日7时18分
Байду номын сангаас
酸碱指示剂
滴定终点的两种指示方法
a.仪器法：通过测定滴定过程中电位等参数的变化。 可以确定化学计量点(等当点)附近电位的突跃。 b.指示剂法：化学计量点时指示剂颜色的突变。 简单、方便。
2013年7月30日7时18分
酸碱指示剂的变色原理
酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质，随溶液pH的不同呈现 不同颜色，颜色与结构相互关联。
解 零水准：S2-、H2O
PBE：c(H3O+) + c(HS-) + 2c(H2S) = c(OH-)
2013年7月30日7时18分
(1) 一元弱酸(碱)溶液酸碱度的计算
近似式
最简式 近似式
c2r,e(H＋) ＋ Kacr,e(H＋) － cKa ＝ 0
cr,e(H+) ＝
cK a
c2r,e(OH-) ＋ Kbcr,e(OH-) － cKb ＝ 0
酸碱指示剂的变色范围
只有当pH从pK(HIn)－1 变化到pK(HIn)＋1时，可以看到指 示剂的颜色变化，所以指示剂变色的范围： pH = pK (HIn) ± 1 2.变色点 c(In-) /c (HIn) = 1 时： 混合色 对应的 pH = pK(HIn) 理论上指示剂的变色范围应是2个pH单位，实际略有变化。
酚酞：变色范围： 8.0～10.0 ，无色变红色。
2013年7月30日7时18分
甲基橙指示剂
甲基橙：有机弱碱，黄色的甲基橙分子，在酸性溶液中获得一 个H+，转变成为红色阳离子。 偶氮类结构，酸滴碱时用。 变色范围：
3.1 ～ 4.4 橙红色变黄色。
2013年7月30日7时18分

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

化学中的酸碱滴定法原理

化学中的酸碱滴定法原理

化学中的酸碱滴定法原理
1. 酸碱滴定法是利用标准溶液(定液)与待测溶液(定稀)发生化学反应,根据添加定液的体积计算出定稀中物质的量的方法。

2. 根据酸碱中和反应原理,强酸与强碱发生中和反应,酸的姆当数与碱的姆当数按1:1的比例反应。

3. 定液中酸或碱的浓度和体积是精确已知的,向定稀缓慢加入定液,到达酸碱化学当量数相等时,就达到了中和点。

4. 中和点的判断依靠指示剂的颜色变化,不同指示剂的颜色变化范围不同,要匹配好酸碱的pH范围。

5. 根据定液的体积和浓度计算出所消耗的碱或酸的姆当数,就可以推算出定稀中物质的含量。

6. 滴定时要均匀混合,保证定液与定稀完全接触反应。

还需要控制定液的缓慢加入速度。

7. 滴定结果要重复三次取平均值,以提高结果的准确性。

要保持仪器和容器的清洁。

8. 酸碱滴定法操作简便,可以达到较高的准确度,是化学实验中常用的测定化合物含量的重要方法。

9. 在操作过程中,要注意定液浓度的标准化、指示剂和pH范围的匹配,以及仪器的校准使用。

10. 不同物质的酸碱中和反应也有不同之处,需要选取适当的实验条件,才能获得准确结果。

综上所述,酸碱滴定法依据酸碱中和定量关系,通过标准溶液反应测定待测溶液成分含量,在实验操作上要注意准确、规范,是一种重要的化学定量分析方法。

第四章 酸碱滴定法

第四章 酸碱滴定法

Ka1
HA
-
A
2-
+ H
+
Ka2
质子条件：[H+]=[HA-]+2[A2-]+[OH-]
7
计算[H+]的精确式：
K [ H A ] 2 K [ HA ] Kw a1 2 a2 [H ] [H ] [H ] [H ]
[H ] [H 2 A]K a1 (1

2K a 2 [H ]
11
计算[H+]的近似式和最简式
（1）Ka2与Kb2均较小，可忽略HA-的离解和水解
[HA ] C

[H ]

K a1 ( K a2 C K w ) K a1 C
（2）CKa2≥20Kw，可忽略水的离解
[H ]

K a1 K a2 C K a1 C
12
（3）CKa2≥20Kw ，且C≥20Ka1 ，
32
1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl,⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/Ll NaOH→0.1 mol/L HCl,⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基 橙（差） 0.01mol/L NaOH→0.01 mol/L HCl ,⊿pH=5.3～8.7 甲基橙（3.1~4.4）**3.45 选择甲基红，酚酞（差） 甲基红（4.4~6.2）**5.1 酚酞（8.0~10.0）**9.1
Kt=Ka/Kw Kt=Kb/Kw
B + H+
HB+
（一）强碱滴定弱酸 （二）强酸滴定弱碱
35
（一）强碱滴定弱酸
NaOH（0.1000mol/L）→HAc（0.1000mol/L , 20.00ml） OH- + HAc HAc的 pKa=4.76 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

分析化学—酸碱滴定法-课件

分析化学—酸碱滴定法-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。
假设溶液中存在 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确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，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，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：

酸碱滴定法(2)

b. 滴定过程中，溶液总体积不断增加， 计算时应注意。
25
• 滴定突跃：化学计量点前后 0.1%范围内，溶液pH 值的突变。
• 滴定突跃范围：突跃所在的pH范围。 4.3 ~ 9.7
• 指示剂的选择：指示剂的变色范围全部或部分在滴 定突跃范围内。(pHs与pKIn相近）
酚 酞、甲基红、甲基橙 • 滴定突跃与HCl的浓度有关。
例如：
酸式色 中间色 碱式色
甲基红 溴甲酚绿 红色 ＋ 黄色 橙色 ＋ 绿色 黄色 ＋ 蓝色
混合后 暗红色 灰色 绿色
14
四、酸碱滴定法的基本原理
15
滴定曲线
pH
选择指示剂 判断酸或碱能否被准确滴定
动画
VT
16
1. 强酸（碱）的滴定
强碱滴定强酸滴定曲线的计算过程
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液
sp后:
22
cb 23
滴加体积：0—19.98 mL； pH=4.30-1.00=3.30 滴加体积：19.98 —20.02 mL；pH=9.70-4.30= 5.40
24
强碱滴定强酸滴定曲线的讨论：
a. 指示剂变色点（滴定终点）与 化学计量点并不一定相同，但 相差不超过±0.02mL，相对误 差不超过±0.1%。符合滴定分 析要求。
设HCl的浓度为ca(0.1000 mol/L)，体积为Va(20.00 mL)；NaOH的浓度为cb(0.1000 mol/L)，滴定时 加入的体积为Vb mL
17
(1) 滴定前(Before titration)
加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时，溶液的组成为 HCl（ 0.1000 mol/L ，20.00 ml ），此时（Vb=0） ，溶液pH取决于HCl的浓度Ca，即

酸碱滴定法

酸碱滴定法基本要点：1. 掌握酸碱平衡及溶液pH值的计算；2. 了解酸碱指示剂的原理及变色范围；3. 掌握酸碱滴定过程中pH突跃及指示剂的选择。

4．了解酸碱滴定法的应用。

酸碱滴定法：利用酸碱反应（以质子自递反应为基），通过滴定操作以测定酸或碱的分析方法。

基本反应：H3O+ + OH-? 2H2O通常不发生H3O+ + A-? HA + H2O任何外观变化完成滴定反应的两个关键问题:1. 何时滴定结束？2. 怎样知道被滴定溶液的pH值已达要求？酸碱平衡及有关浓度计算一. 酸碱质子理论1.酸碱和共轭酸碱对凡能给予质子的物质称为酸凡能接受质子的物质称为碱由③、④式可知：一种物质（ HPO42-）在不同条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。

某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。

2. 酸碱反应——两个共轭酸碱对共同作用的结果3. 溶剂的质子自递反应H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水分子之间也能发生：H2O + H2O? H3O+ + OH-质子自递反应——溶剂分子之间发生的质子传递作用。

此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（KS ）H2O： KS = [H3O+][ OH-] =KW =1.0 ′ 10-14(25℃)(1)pKW =14其它溶剂如：C2H5OHC2H5OH + C2H5OH = C2H5OH2+ + C2H5O-KS = [C2H5OH2+][ C2H5O-] = 7.9 ′ 10-20(25℃)(2)4. 酸碱强度酸碱强度取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质在水溶液中：酸碱的强度取决于酸将质子给予水分子或碱从水分子中夺取质子的能力的大小，通常用酸碱在水中的离解常数大小衡量：HAc+ H2O?H3O+ + Ac-(3)NH3 + H2O?OH- + NH4+(4)二. 酸碱对酸碱平衡体系中各型体分布系数的影响1. 分析浓度、平衡浓度、酸的浓度、酸度、弱酸碱的分布系数（1）分析浓度（c）：单位体积溶液中含（酸或碱）的量物质的量浓度即总浓度简称浓度（2）平衡浓度[]：平衡状态时，溶液中融智存在的各种型体的浓度，单位同上例：HAc 溶液中：平衡浓度[HAc]、[ Ac-]分析浓度c == [HAc] + [ Ac-]（3）酸的浓度：即酸的分析浓度（4）酸度：溶液中 H+ 的活度a H+，稀溶液中（[H+ ]）（5）分布系数d在弱酸碱溶液中，酸碱以各种形式存在的平衡浓度与其分析浓度的比值即各型体在总浓度中所占分数：例： HAc 溶液中：(5)(6)“d”只与溶液的酸度有关，而与其分析浓度无关；各种型体的分布系数之和为1。

酸碱滴定法

(零水准物质是H2CO3 和H2O) ［H+］=［HCO3-］+ 2[CO32-］+［OH-］ CO32-是失去两个质子后的产物，按得失质子数相等的原则， ［CO32-］应乘以2。
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
例 写出NaH2PO4液的质子条件式。
例：醋酸水溶液 按HAc： c = [HAc]+[Ac-] 按总H： c = [HAc] + [H+] – [OH-] [H+] 包括醋酸离解所得氢和水分子离解所得，水分子离解 的氢应从总氢中除去。 思考题: H3PO4 溶液, Na2HPO4 溶液
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
选好零水准，将所有得到质子后的产物写在等式的一端，所 有失去质子后的产物写在另一端，就得到质子条件式。 注意: 质子条件式中不出现零水准物质。
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
处理多元酸碱，对得失质子数多于1个的产物要加上得失质子的 数目作为平衡浓度前的系数。 例 H2CO3 质子条件式:
动 画
草酸分布系数与 溶液pH关系
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.3 质子条件式的计算 处于平衡状态的酸碱溶液中存在三种平衡: 电荷平衡、质量平衡、质子等衡。
1.3.1 电荷平衡 整个溶液电中性，故溶液中带正电荷的质点数应等于 带负电荷的质点数。
例 计算pH=5.00时，HAc和Ac-的分布系数。

酸碱滴定法

第四章酸碱滴定法本章主要讲授以下内容：§4—1酸碱滴定法的理论基础酸碱质子理论酸碱离解平衡共轭酸碱对的Ka和Kb的关系§4—2分布系数和分布曲线§4—3酸碱溶液pH值的计算质子条件：强酸（碱）溶液、一元弱酸（碱）溶液、多元酸（碱）溶液、两性物质溶液、缓冲溶液；根据质子条件计算P H值§4—4酸碱滴定终点指示方法指示剂法电位滴定法§4—5一元酸碱滴定强碱滴强酸的滴定曲线和pH突跃范围、Ka（Kb）和浓度对突跃范围的影响、弱酸（碱）被滴定的条件、指示剂的选择§4—6多元酸、混合酸和多元碱的滴定分步滴定的条件和指示剂的选择§4—7酸碱滴定应用示例§4—8酸碱标准溶液的配制和标定§4—9酸碱滴定结果计算示例本章主要掌握以下内容：1. 掌握酸碱滴定法的基本原理、指示剂的变色原理2. 熟练掌握分布系数、分布曲线、质子条件、滴定误差等基本概念，正确书写各种溶液的质子条件，并由质子条件正确计算pH 值。

3. 熟悉一元酸碱滴定的滴定曲线、pH 突跃影响因素，指示剂的选择原理，熟练计算滴定误差。

4. 了解多元酸、混合酸和多元碱的滴定曲线、滴定误差，掌握多元酸、碱、混合酸的分步滴定条件和指示剂的选择原则。

5. 熟练掌握酸碱滴定法结果计算§4—1 酸碱平衡的理论基础酸碱质子理论电离理论：电解质电离时所生成的阳离子全部是H +的是酸,离解时所生成的阴离子全部是OH －的是碱。

局限性：该理论只适用于水溶液,不适用于非水溶液，不能解释有的物质(如NH 3)不含有OH －，但却有碱性的事实。

酸碱质子理论(1923年,布朗斯台德提出)：凡是能给出质子（H +）的物质是酸，凡是能接受质子的物质是碱，它们之间的关系是：例如：上式中HA C 是酸，它给出质子后，转化成A C -对于质子具有一定的亲和力，能接受质子，因而是一种碱。

共轭酸碱对：因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱，称为共轭酸碱对。

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