4酸堿滴定分析.ppt

1、1,第4章 酸堿滴定法 Acid-base titration,4.1 酸堿反應及其平衡常數(shù),4.6 酸堿滴定曲線和指示劑的選擇,4.5 酸堿指示劑 （p81）,4.4 酸堿緩沖溶液 （p74）,4.3 酸堿溶液的H+濃度計算 （p63）,4.2 酸度對弱酸(堿)形態(tài)分布的影響（P30）,2,4.1 酸堿反應及其平衡常數(shù),酸堿滴定法：以質(zhì)子傳遞反應(酸堿反應)為基礎的滴定分析法。 是滴定分析中最重要的方法之一。 應用的對象：一般酸、堿以及能與酸、堿直接或間接發(fā)生質(zhì)子轉移反應的物質(zhì)。 酸：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)是酸：HCl、HAc、NH4+、HPO42-, H2O等； 堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)是堿：C

2、l-、Ac-、NH3、PO43- ,H2O等。 共軛酸堿對：酸失去質(zhì)子后變成相應的共軛堿；而堿接受質(zhì)子后變成相應的共軛酸。如下式表示： HA H+ + A- 酸 質(zhì)子 堿 其中， HA-A-稱為共軛酸堿對，共軛酸堿彼此只相差一個質(zhì)子,3,酸 共軛堿 + 質(zhì)子 HAc Ac- + H+ NH4+ NH3 + H+ HCO3- CO32- + H+ H6Y2+ H5Y+ + H+,4.1.1 酸堿半反應,酸堿半反應,通式: HA A- + H+,根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，NH4+的共軛酸/堿是( )，C6H5OH的共軛酸/堿是( ),例:,酸給出質(zhì)子形成共軛堿，或堿接受質(zhì)子形成共軛酸的反應稱為酸堿半反應。

3、,4,4.1.2 酸堿概念的相對性,在下列兩個半反應中: HPO42- H+PO43- H+ + HPO42- H2PO4-,同一HPO42-：在HPO42- _ PO43-共軛酸堿對中為酸， 在H2PO4-_HPO42-共軛酸堿對中為堿。 可見：這類物質(zhì)為酸或為堿，取決它們對質(zhì)子的親合力的相 對大小和存在的條件。 因此：同一物質(zhì)在不同的環(huán)境(介質(zhì)或溶劑)中，常會引起其 酸堿性的改變。 例如：HNO3在水中為強酸，在冰醋酸中其酸性大大減弱， 而在濃H2SO4中它就表現(xiàn)為堿性了。,問題：寫出關于HPO42-的半反應,5,半反應1: HAc Ac- + H+ 半反應2: H+ + H2O H3O+

4、,例: HAc在水中的解離反應,總反應: HAc + H2O Ac- + H3O+,簡寫為: HAc Ac- + H+,酸堿反應的實質(zhì)是質(zhì)子轉移,H3O+稱為溶劑合質(zhì)子，是H+在溶劑中的存在形式，若以SH表示溶劑分子， HA代表酸，酸和溶劑作用生成溶劑合質(zhì)子的過程可表示為： HA + SH SH2+ +A-,6,例：鹽酸與氨在水溶液中的反應 HCl + H2O H3O+ +Cl- NH3 + H3O+ NH4+ + H2O 總式 HCl + NH3 NH4+ + Cl- 酸1 堿2 酸2 堿1,酸堿反應實際上是兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子的傳遞反應。通式：酸1 + 堿2 酸2 + 堿1,4.1.3

5、 酸堿反應,7,以下各類型的質(zhì)子轉移，哪些可看作是酸堿反應？ A 酸的離解：如 HAc + H2O H3O+ + Ac- 酸1 堿2 酸2 堿1 B 堿的離解： 如NH3 + H2O OH- + NH4+ 堿1 酸2 堿2 酸1 C 酸堿中和：如 HCl + NH3 NH4+ + Cl- 酸1 堿2 酸2 堿1 D 鹽的水解:如 NaAc + H2O NaOH + HAc 堿1 酸2 堿2 酸1,例,8,a. 一元弱酸堿的解離反應,4.1.4 酸堿反應類型及平衡常數(shù),反應的平衡常數(shù)稱酸、堿的解離常數(shù)。,9,共軛酸堿對(HA-A)的Ka與Kb的關系為,b. 水的質(zhì)子自遞反應,KW：水的質(zhì)子自遞常

6、數(shù)，或稱水的活度積。,10,*c. 多元酸堿的解離反應,pKb1 = 14.00 pKa3 pKb2 = 14.00 pKa2 pKb3 = 14.00 pKa1,11,H+ + OH- H2O H+ + A- HA OH- + HA H2O + A-,d. 酸堿中和反應(滴定反應),酸堿中和一般是酸堿解離的逆反應，Kt酸堿反應常數(shù),12,*4.1.5 活度與濃度,Debye-Hckel公式:,例：計算0.10mol/LHCl溶液中，氫離子活度。,13,1. I 一定,電荷數(shù)多, 小； 2. 電荷數(shù)一定,I 大, 小 3. 0 0.1, 0.1 0.5兩段,*活度系數(shù) 與離子強度 I 的近似關

7、系曲線,14,*4.1.6 活度常數(shù) 、濃度常數(shù) 及混合常數(shù),反應： HAc H+ + Ac-,pKa = 4.76,15,Ka : 熱力學常數(shù) (只與 t 有關) : 濃度常數(shù) (與 t, I 有關) : 混合常數(shù) (與 t, I 有關),pKw是溫度的函數(shù):,R.Kellner. Analytical Chemistry,1998 (p94),本章弱酸堿的平衡濃度之間的關系用 Ka 近似處理。,16,4.2 酸度對弱酸(堿)形態(tài)分布的影響,“x” 將平衡濃度與分析濃度聯(lián)系起來。,4.2.1 一元弱酸的摩爾分數(shù),？,？,17,計算pH=4.00和8.00時的x(HAc)、x(Ac-),已知H

8、Ac的Ka=1.7510-5，pH = 4.00 時,pH = 8.00時 x(HAc) = 5.710-4, x(Ac-) 1.0,例,解:,18,以x1, x0 對pH 作圖, 即可得形態(tài)分布圖。,不同pH下的x(HA) 與x(A-),19,HAc 的x-pH 圖（pKa=4.76),HAc,Ac-,4.76,x,pH,pHpKa,pHpKa,當pHpKa-2時，HAc1，Ac-0 ；當pHpKa+2 時，HAc0，Ac-1,20,HF 的x-pH圖(pKa=3.17),x,pH,21,HCN 的x-pH圖 (pKa=9.31),x,pH,c molL-1 H2C2O4溶液：三種型體，c

9、=H2C2O4+HC2O4-+C2O42-,4.2.2 多元酸的摩爾分數(shù),23,4.2.2 多元酸的摩爾分數(shù),二元酸 H2A,24,H2CO3的x-pH圖,H2CO3的優(yōu)勢區(qū)域圖,x,pH,25,酒石酸(H2A)的x-pH圖,酒石酸的優(yōu)勢區(qū)域圖,26,*三元酸H3A的摩爾分數(shù),分母由4項組成: M=H+3+H+2Ka1+H+Ka1Ka2+Ka1Ka2Ka3 x3 = H3A/c= H+3/M x2 = H2A-/c= H+2Ka1/M x1 = HA2-/c= H+Ka1Ka2/M x0 = A3-/c=Ka1Ka2Ka3/M,27,磷酸(H3A)的x-pH圖,28,H3PO4的pKa1 -

10、pKa3分別為2.12，7.21，12.4，當H3PO4的pH值為7.20，溶液主要存在形式 2. H2C2O4的pKa1 = 1.2，pKa2 = 4.2，當pH = 1.2草酸溶液的主要存在形式,例,29,4.3 酸堿溶液的H+濃度計算,代數(shù)法（解析法） 作圖法 數(shù)值方法（計算機法）,30,4.3.1 代數(shù)法思路,*質(zhì)子條件,水溶液中酸堿平衡的處理方法,分析濃度與平衡濃度,溶液中僅有HA和H2O,總酸度 總濃度 酸的濃度 分析濃度,共軛酸型體的平衡濃度,離子酸度或 酸度,分子酸度, ：平衡濃度,共軛堿型體的平衡濃度,32,溶液中酸失去質(zhì)子的數(shù)目等于堿得到質(zhì)子的數(shù)目。,物料平衡(Materi

11、al Balance，MBE),各物種的平衡濃度之和等于其分析濃度。,電荷平衡(Charge Balance, CBE),溶液中正離子所帶正電荷的總數(shù)等于負離子所帶負電荷的總 數(shù)。 (電中性原則),質(zhì)子條件(proton condition ） （又稱質(zhì)子平衡Proton Balance, PBE),物料平衡 (Material Balance, MBE),例：,（1）c mol/L HAc,初： c 0 0 平：c-x x x,c = HAc + Ac-,（2）c mol/L Na2SO4,當反應達平衡時，組分的總濃度（分析濃度）等于該組分的各型體平衡濃度之和。,33,(3) c mol/L

12、 Na2SO3,(4) c mol/L HCl,c = Cl- = H+,電荷平衡（CBE）,平衡狀態(tài)時，電解質(zhì)溶液總是電中性的。 即：陽離子所帶正電荷的總濃度等于陰離子所帶負電荷的總濃度,例：,（1）c mol/L NaCN,34,(2) c mol/L HAc,可合并,(3) c mol/L HCl,(4) c mol/L Na2CO3,35,(5) c mol/L H3PO4,(6) c mol/L MmXn,質(zhì)子條件（PBE）,當反應達平衡時，得失H+數(shù)相等，即酸給出H+量等于堿接受H+量,方法一：,36,例：求 c mol/L NaCN 的PBE.,MBE: c = HCN+CN-.

13、(1) c = Na+.(2),b. CBE: Na+H+=OH-+CN-.(3),由(1)、(2)得： Na+ = c = HCN+CN- 代入(3)，得：,HCN+H+=OH-.PBE,非質(zhì)子轉移項，應消去,HCN+ CN-+H+=OH-+ CN-,消去非質(zhì)子轉移產(chǎn)物，得,37,例：求 c mol/L NaH2PO4 溶液的PBE.,MBE: Na+=c .(1),將(1)、(2)代入(3)，得：,38,39,零水準 酸型 堿型,方法二：零水準法直接列PBE,零水準：通常是溶液中大量存在且直接參與質(zhì)子轉移的物質(zhì),零水準法步驟,1. 零水準(質(zhì)子參考水準)選擇,一般平衡：以起始酸堿組分及溶劑

14、為參考水準,滴定：以SP產(chǎn)物、溶劑為參考水準,2. 以零水準為基準判別質(zhì)子得失，繪出得失質(zhì)子示意圖 : 即將得H+的寫在左邊；失H+的寫在右邊。,3. 有關濃度項前乘上得失質(zhì)子數(shù)。 4. 根據(jù)得失質(zhì)子的量相等的原則寫出PBE,例1： c mol/L HAc,H+=Ac-+OH-,0,+,-,HAc,H2O,Ac-,H+,OH-,注意： a. PBE式 “”兩端不得出現(xiàn)零水準物質(zhì)； b. 為書寫方便，H+代替H3O+； c. 處理多元酸堿，注意系數(shù)。,40,例2. c mol/L H2CO3,0,+,-,H2CO3,H2O,HCO3-、2CO32-,H+,OH-,H+=HCO3-+2CO32-+

15、OH-,例3. c mol/L NH4CN,+,0,-,NH4+,CN-,NH3,HCN,OH-,H+,H2O,HCN+H+=NH3+OH-,H2CO3失去2個H+得 到的產(chǎn)物,41,42,濃度為c molL-1 的Na2NH4PO4 水溶液。,MBE 2c = Na+ c =NH4+NH3 c = PO43-+HPO42- + H2PO4- + H3PO4,PBE H+ + HPO42- + 2H2PO4- +3H3PO4 = OH- +NH3,CBE Na+NH4+H+ =OH- +H2PO4- +2HPO42- +3PO43-,例 4,43,總結：常用酸堿溶液的質(zhì)子條件式,44,物料平衡

16、式(MBE): c = Na+ c = HCN + CN- 電荷平衡式(CBE): Na+ + H+ = CN- + OH- 質(zhì)子條件式(PBE): H+ = OH- - HCN,寫出NaCN水溶液的MBE、CBE和PBE,復習:,溶液H+ 的計算(pH),概述,46,4.3.2 一元弱酸(HA)的H+的計算（已知Ka、c）,質(zhì)子條件式: H+ = A- + OH-,根據(jù)分布系數(shù)計算 代入精確表達式， 展開得一元三次方程(一元弱酸溶液H+濃度精確式):,代入平衡關系式： 得到H+表達式：,H+3 + KaH+2- (Kaca+Kw)H+ - KaKw= 0,47,若: KaHA Ka c 10

17、Kw（10-13），忽略Kw(即忽略水的酸性) HA= ca-A-= ca- (H+-OH-) ca-H+ (根據(jù)什么？) 得近似式: 展開: H+2+KaH+- ca Ka= 0,若 c/Ka100，即忽略酸的解離，則ca-H+ca 得最簡式:,精確表達式：,48,計算0.20 molL-1 Cl2CHCOOH溶液的pH(已知Ka=10-1.26)。,Kac = 10-1.260.20 = 10-1.96 10Kw c/Ka = 0.20/10-1.26 = 100.56 100 故應用近似式: 解一元二次方程: H+ = 10-1.09 ,則pH = 1.09,如不考慮酸的離解(用最簡式:

18、pH = 0.98),例,解:,計算0.010 mol L-1乙酸（CH3COOH）溶液的pH，Ka=1.810-5,例,？,49,4.3.3 一元弱堿(A-)溶液的OH- 計算,若: Kb cb 10Kw(10-13), 忽略Kw(水的堿性) 近似式: 若cb /Kb100，則 cb-OH-cb, (即A-cb) 最簡式:,質(zhì)子條件: H+ + HA = OH-,引入平衡關系: OH- =,精確表達式:,50,思路二,質(zhì)子條件: H+ + HA = OH- 引入平衡關系: 精確表達式: 近似式: 最簡式:,4.3.3 一元弱堿(A-)溶液的OH- 計算,51,4.3.4 兩性物(HA-)溶液

19、H+的計算,質(zhì)子條件: H2A + H+ = A2- + OH-,精確表達式,平衡關系,52,HA-c(HA) 又: Ka2 c(HA-) 10Kw, 得近似式:,如果 c(HA-) 10Ka1, 則“1”可略, 得最簡式:,53,計算0.050molL-1 NaHCO3溶液的pH。,pKa1 = 6.38, pKa2 = 10.25 Ka2 c = 10-10.25 0.050 = 10-11.55 10Kw c/Ka1 = 0.050/10-6.38 = 105.08 10 故可用最簡式: H+ = = 10-8.32 molL-1 pH = 8.32,例,解,54,計算0.033molL

20、-1 Na2HPO4溶液的pH。,Ka3 c = 10-12.32 0.033 = 10-13.80 Kw c/Ka2 = 0.033/10-7.21 = 105.73 10 故:,若用最簡式, pH = 9.77, Er = 22%,pH = 9.66,例,pKa1 pKa3: 2.16, 7.21, 12.32,解,55,*4.3.5 弱堿(A-)+弱酸(HB) 溶液的pH(Ka(HA) Ka(HB),質(zhì)子條件: H+ + HA = B- + OH-,精確表達式:,近似式:,最簡式:,若c(HB)=c(A-), (與兩性物相同),56,計算0.10molL-1 Ac- + 0.20molL

21、-1H3BO3 溶液的pH 。,解： Ka(HAc)=10-4.76, Ka(H3BO3)=10-9.24,pH=6.85,例,57,*4.3.6 多元弱酸(堿)溶液的pH計算,質(zhì)子條件: H+ = HA- + 2A2- + OH- 精確式： 若2Ka2 /H+ 0.05, 則該項可略. 近似式 ： 以下與一元酸的計算方法相同。大部分多元酸均可按一元酸 處理，忽略第二步及以后各步的離解。,方法1: 以二元酸(H2A)為例,58,PBE：H+ = OH- HA- 2A2-,*4.3.6 多元弱酸(堿)溶液的pH計算,方法2: 以二元酸(H2A)為例,59,H+HA-=Ka1H2A / H+,近似

22、式:,OH-可忽略,一般情況下， 0.05，只考慮第一步離解。,59,與一元弱酸相似: 當 cKa110KW，c/ Ka1100時,應用近似式:,ca Ka110Kw， ca /Ka1100時,應用最簡式:,60,4.3.7 強酸、 強堿溶液的pH計算,強酸(HCl) 質(zhì)子條件: H+ = c(HCl) + OH- 一般情況: H+ = c(HCl),強堿(NaOH) 質(zhì)子條件: H+ + c(NaOH) = OH- 一般情況: OH- = c(NaOH),c(NaOH)10-6molL-1 則可以忽略水的堿性。,61,近似式: 忽略弱堿的離解: 最簡式： OH- c(NaOH),*4.3.8

23、 強堿(NaOH) +弱堿(A-) 的pH計算,質(zhì)子條件: H+ + HA + c(NaOH) = OH-,62,計算20.00 ml 0.1000molL-1 HA (pKa=7.00) +20.00 ml 0.0002molL-1 NaOH的pH。,解方程得,解:,先按簡化式:,弱堿A解離的OH不能忽略，,例,63,質(zhì)子條件: H+ = c(HCl) + A- + OH- 近似式: 忽略弱酸的離解: 最簡式：H+ c(HCl),*4.3.9 強酸(HCl) +弱酸(HA)的pH,計算方法： 先按最簡式計算OH-或H+。 再計算HA或A-,看其是否可以忽略。如果不能忽略,再按近似式計算。,6

24、4,*4.3.10 兩弱酸(HA+HB)溶液的pH,H+=,兩弱堿溶液類似處理。 如果Ka(HA)c(HA) Ka(HB)c(HB), 則,H+=,65,以HA、A-、H2O為零水準 質(zhì)子條件： H+HAA=OH-+A-HA ca=HAHA+A-HA 即 A-HA = ca -HAHA，代入上式 ca=HAA+HAHA+H+-OH-=HA +H+-OH- 可得 HA= ca H+OH-,*4.3.11 共軛酸堿體系(HA+A-)的pH計算,類似地，將cb=A-A+HAA代入質(zhì)子條件式，可得 A-=cb+H+-OH-,代入平衡關系，得精確式,66,酸性,略去OH-： (近似式) 堿性,略去H+:

25、 (近似式) 若：ca （ OH- - H+ ） ，cb H+ - OH- 則得最簡式：,計算方法: (1) 先按最簡式計算H+。 (2) 再將OH-或H+與ca、cb比較, 看忽略是否合理。,67,計算以下溶液的pH。,例,(1) 0.040 molL-1 HAc 0.060 molL-1 NaAc。,解,先按最簡式:, caH+, cbH+ 結果合理 , pH = 4.94。,68,(b) 0.080molL-1二氯乙酸 0.12molL-1二氯乙酸鈉。,應用近似式: 解一元二次方程： H+=10-1.65 molL-1 , pH=1.65,解,先用最簡式,69,* 酸堿溶液H+計算小結,

26、一. 一元弱酸(堿): HA(A-) 多元弱酸(堿): HnA(An-) 二. 兩性物質(zhì): HA- 類兩性物質(zhì): A-+HB 三. 混合酸堿: 強+弱、弱+弱 四. 共軛酸堿: HA+A-,判斷條件, 確定用近似式或最簡式.,先用最簡式計算,再看是否合理.,* 酸堿溶液H+計算小結,一. 一元弱酸(堿): HA(A-)： c Ka 10Kw c Ka 10Kw and c/Ka100 c Ka 10Kw and c/Ka100 多元弱酸(堿): HnA(An-): c Ka 10Kw c Ka 10Kw and c/Ka100 二. 兩性物質(zhì): HA- : 類兩性物質(zhì): （弱堿A-+弱酸HB）

27、 三. 混合酸堿（弱酸+弱酸）： （強+弱）: 四. 共軛酸堿: HA+A-: 精確式,Ka2 c(HA-) 10Kw,H+,c(HA-) 10Ka1,H+=,酸性PH小于6, 略OH-：,堿性PH大于8,略 H+ ：,若ca OH- - H+ , cb H+ - OH-，最簡式：,或 pH = pKa+lg(cb/ca),71,4.4 酸堿緩沖溶液,4.4.1 緩沖容量,或使1L溶液的pH減少dpH單位時所需強酸da mol,使1L溶液的pH增加dpH單位時所需強堿db mol,酸堿緩沖溶液： 基本類型：,72,質(zhì)子條件:,H+b = A-+OH-,HA-A- 體系： HA(c) +A-(b

28、),根據(jù) 和 換算得:,73,強酸體系: H+= 2.3H+=2.3c(HCl) ( pH11) HA A- 體系: HA A- = 2.3c x1x0,74,0.1molL-1HAc-Ac- 溶液的 - pH曲線,0.1molL-1HAc和Ac-,75,1. c, c增大則 增大 2. H+ = Ka，即 pH = pKa時 max = 0. 575 c 即兩組份濃度相同時，緩沖容量最大！ 3. 緩沖范圍: pKa-1 pH pKa+ 1,共軛體系緩沖容量的特點,76,4.4.2 緩沖溶液的選擇,1. 有較大的緩沖能力: c 較大(0.011molL-1)； pH pKa, 即ca : cb

29、1 : 1,2. 不干擾測定: 例如EDTA滴定Pb2+時,不用HAc-Ac-控 制pH。,77,4.4.3 緩沖溶液的配制方法,1. 按比例加入HA和A (NaAc+HAc, NH4Cl+NH3); 2. 溶液中H+大, 加過量A-, 溶液中OH-大, 加過量HA; 3. 溶液中有HA,可加NaOH中和一部分, 溶液中有A-,可加HCl中和一部分。,緩沖溶液濃度的計算方法有:緩沖容量法、緩沖溶液pH計算式法及摩爾分數(shù)法.,78,常用緩沖物質(zhì)（*最常用）,檸檬酸,六次甲基四胺,氨基乙酸NH2CH2COOH;丁二酸NOOCCH2CH2COOH; 甲酸HCOOH;硼砂Na2B4O710H2O；,7

30、9,80,pKa: 3, 5, 7, 9, 11五種弱酸，c 0.1molL-1, max= 0.058,全域緩沖溶液 pH圖,全域緩沖溶液： 很寬的pH范圍，一般由幾種不同pKa（一元或者多元酸及其共軛堿）物質(zhì)混合而成。,1.伯瑞坦-羅賓森（Britton-Robinson）：是由磷酸、硼酸和醋酸混合而成，向其中加入不同量的氫氧化鈉可以組成pH范圍很寬的緩沖溶液，pH從1.8到11.9； 2. 檸檬酸和磷酸氫二鈉：不同的比例混合，可以得到pH值2-8.,81,常用標準緩沖溶液(用于pH計校準),標準緩沖溶液的pH是實驗測定的,計算時應做活度校正。,飽和酒石酸氫鉀,鄰苯二甲酸氫鉀,82,1.

31、六次甲基四胺的pKb = 8.85，用它配置緩沖溶液的緩沖范圍 欲配置pH=9.0的緩沖溶液，應選用的物質(zhì)為 A Ka(HAc) = 1.810-5； B Kb(NH3) = 1.810-5； C Kb(CH2)6N4) = 1.410-9； D Ka(HCOOH) = 1.010-4,例,3. 已知H3AsO4的pKa1-pKa3分別為：2.2，6.9和11.5，求在 pH=7.0時，溶液中H2AsO4-與HAsO42-比值是多少？,83,4.5 酸堿指示劑,4.5.1變色原理,指示劑的特點,弱的有機酸或堿 酸式體和堿式體顏色明顯不同,溶液pH變化指示劑結構改變 顏色變化指示終點,常用指示劑

32、及其顏色變化,甲基橙 Methyl Orange (MO) pKa=3.4,甲基紅 Methyl Red (MR) pKa=5.2,酚酞 Phenolphthalein (PP) pKa=9.1,84,常用指示劑及其顏色變化,85,指示劑的酸式HIn(甲色)和堿式(乙色)在溶液中存在下列平衡,酸式體（甲色）,堿式體（乙色）,討論：Ka一定，H+決定比值大小，影響溶液顏色。,In- / HIn 10 或pH pKa +1 堿式色 In- / HIn 0.1 或 pH pKa1 酸式色,變色范圍,86,指示劑理論變色范圍 pH = pKa 1 指示劑理論變色點 pH = pKa，In- =HIn,

33、實際與理論的變色范圍有差別，深色比淺色靈敏 指示劑的變色范圍越窄，指示變色越敏銳,pKa 理論范圍 實際范圍 甲基橙 3.4 2.44.4 3.14.4 甲基紅 5.2 4.26.2 4.46.2 酚酞 9.1 8.110.1 8.010.0 百里酚酞 10.0 9.011.0 9.410.6,指示劑變色范圍,87,盡量少加,指示劑本身為弱酸堿，多加增大滴定誤差，終點不敏銳。,例如：50100mL溶液中加入酚酞 23滴，pH9變色 1520滴，pH8變色,由于Ka和a都是定值，則變色點pH取決于c ，c 則pH，變色點酸移,對于單色指示劑，如酚酞，酸式無色，堿式紅色。設人眼能觀察到紅色所需堿式

34、酚酞最低濃度為a。設指示劑總濃度為c，則有：,4.5.2 指示劑用量,88,4.5.3 混合指示劑,指示劑 + 惰性染料 例：甲基橙+靛藍（紫色綠色） 兩種指示劑混合而成 例：溴甲酚綠+甲基紅（酒紅色綠色）,5.0-5.1-5.2 酒紅 灰 綠 由于顏色互補使變色間隔變窄, 變色敏銳。 用于Na2CO3標定HCl時指示終點。,終點pH范圍窄 利用顏色互補，變色敏銳,89,酸堿滴定中選擇指示劑的原則是 A Ka=KHIn； B 指示劑的變色范圍與化學計量點完全符合； C 指示劑的變色范圍全部或者部分落入滴定的pH值突躍范圍之內(nèi)； D 指示劑的變色范圍應完全在滴定的pH值突躍范圍內(nèi) 2. 某酸堿指

35、示劑的K(HIn)=1.010-5，理論上推算其pH值變色范圍為,例,90,滴定曲線,以溶液的pH為縱坐標，所滴入的滴定劑的物質(zhì)的量或體積為橫坐標作圖所得的曲線。展示滴定過程中pH值的變化規(guī)律。,滴定分數(shù),又稱滴入百分率，用表示，滴定劑的物質(zhì)的量與待測液起始物質(zhì)的量的比值。衡量滴定反應進行的程度。,滴定突躍,化學計量點前后0.1%的變化引起的pH值變化范圍。是選擇指示劑的依據(jù)。,4.6 酸堿滴定曲線和指示劑的選擇,基本概念,91,（0.1000 molL-1 NaOH 滴定 20.00 mL 0.1000 molL-1 HCl）,滴定前: H+ = c(H+) = 0.1000 molL-1,sp前:,sp:,sp后:,4.6.1 強酸堿滴定,92,0.1000mol