《分析化学 教学课件 ppt 作者 蔡明招 主编 杭义萍 余倩 副主编第五章酸碱滴定法》由会员分享，可在线阅读，更多相关《分析化学 教学课件 ppt 作者 蔡明招 主编 杭义萍 余倩 副主编第五章酸碱滴定法（91页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第五章 酸碱滴定法 Acid-Base Titration,本章内容,5-1 酸碱平衡理论基础 酸碱定义、水溶液中的平衡关系、酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响、pH的计算、酸碱缓冲溶液 5-2 酸碱指示剂 变色原理、影响指示剂变色的因素 5-3 酸碱标准溶液 5-4 酸碱滴定法的基本原理 滴定过程中pH的变化（滴定曲线）、指示剂的选择依据、滴定可行性判断 5-5 酸碱滴定法的应用,5-1 酸碱平衡理论基础（1）,酸碱质子理论（Brnsted） 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，如在水溶液中：,酸,共轭碱,酸碱半反应,碱,共轭酸,HAc-Ac-等称为共轭酸碱对（通常指弱
2、酸碱）,例：HAc在水中的离解反应,半反应1： HAc Ac- + H+ 半反应2：H+ + H2O H3O+,总反应：HAc + H2O Ac- + H3O+ 简写为：HAc Ac- + H+,酸1 碱2 碱1 酸2,例：NH3在水中的离解反应,半反应1：NH3 + H+ NH4+ 半反应2： H2O H+ + OH-,总反应： NH3 + H2O NH4+ + OH-,碱1 酸2 酸1 碱2,例：水的质子自递反应,半反应1： H2O OH- + H+ 半反应2：H+ + H2O H3O+,总反应：H2O + H2O OH- + H3O+ 简写为：H2O OH- + H+,酸碱反应的实质是质
3、子转移,5-1 酸碱平衡理论基础（2）,分析浓度、平衡浓度和活度 例如：弱酸HB水溶液中存在以下离解平衡 平衡浓度： 分析浓度：指该物质各型体平衡浓度之和 活度：指离子在化学反应中起作用的有效浓度,HB H+ + B-,规定：稀溶液的溶剂活度为1。,活度系数,的取值：中性分子的为1；溶液无限稀时各离子的为1，其他情况下1。 Debye-Hckel公式,离子强度I: Zi：该离子的电荷数 B：常数，25C时为3.58 离子体积参数 ：约等于水合离子半径,离子和水合离子半径,H+： = 0.9,电荷相同的离子的 近似相等,活度系数图,I 一定，电荷数 ， 电荷数一定，I， ，但在0.1 0.5之间
4、变化缓慢 通常分析体系的I处于0.1 0.5之间，因此可近似认为此区间内不变，以I=0.1时的数据表示,5-1 酸碱平衡理论基础（3）,平衡常数的表示及形式 活度常数 浓度常数,aA + bB cC + dD,其大小仅与温度有关,其大小与温度、I有关,I=0时，Kc=K,5-1 酸碱平衡理论基础（4）,酸碱反应的类型 水的质子自递反应 一元弱酸（碱）的离解 多元弱酸（碱）的离解 酸碱中和（滴定反应）,水的质子自递反应,pKw: as a function of temperature Analytical Chemistryp94 R.Kellner,一元弱酸（碱）的离解（1）,P342（附录
5、一）,Ka（Kb）越大表示该弱酸（碱）离解程度越高，离解出的H+（OH-）越多，因此酸性越强 HClO4、H2SO4（第一个质子）、HCl、HNO3等在水中均完全离解，因此可认为酸性相同,一元弱酸（碱）的离解（2）,共轭酸碱对（HA-A-）的Ka和Kb关系,pKa+pKb=pKw=14.00（25C） 某酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱，反之亦然 如HAc酸性较强，Ac-碱性较弱；NH4+酸性较弱，NH3碱性较强,多元酸（碱）的离解,酸碱中和（滴定反应）,Kt滴定反应常数,被滴定弱酸（碱）的强弱决定Kt的大小，也决定其可否被直接滴定,5-1 酸碱平衡理论基础（5）,溶液中平衡关系式 反应平衡
6、式，即平衡常数表达式 物料平衡式（MBE） 电荷平衡式（CBE） 质子平衡式（PBE）,溶液中的三大平衡式,物料平衡式（MBE）,在平衡状态下，某一组分的分析浓度等于该组分各种型体的平衡浓度之和。 例：浓度为c的HAc溶液 例：浓度为c的NaHCO3溶液,电荷平衡式（CBE）,处于平衡状态的水溶液是电中性的 例：浓度为c的NaAc溶液 例：浓度为c的Na2CO3溶液,质子平衡式（PBE）（1）,反应平衡时，酸失去的质子数与碱的质子数一定相等。写PBE时，首先要确定零水准（大量存在并且参与质子转移的物质），然后根据零水准得失电子情况写出等式。 例：HAc溶液 零水准：H2O and HAc,质子
7、条件式（PBE）（2）,例：写出NH4HCO3的PBE 零水准： PCE：,例：写出NaH2PO4的PBE 零水准： PCE：,5-1 酸碱平衡理论基础（6）,pH对弱酸（碱）型体分布的影响,cHA：分析浓度 HA：平衡浓度 HA：分布系数,应用举例：,一元弱酸的分布系数,当弱酸（碱）确定时，仅与pH有关，将分析浓度与平衡浓度联系起来,例：已知HAc的Ka=1.7510-5，计算pH4.0和8.0时的1和0,解：,pH = 4.0时：,pH = 8.0时：,HAc的-pH图,HF与HCN的-pH图,二元弱酸的分布系数,H2CO3的-pH图,酒石酸（H2A）的-pH图,三元弱酸的分布系数,H3P
8、O4的-pH图,5-1 酸碱平衡理论基础（7）,酸碱溶液中H+浓度的计算 以一元弱酸HA为例推导,同理,精确式,例：计算0.30 molL-1的HAc溶液的pH,解：,采用最简式,通常浓度不太低（0.01 molL-1以上且酸性不太弱（Ka10-5）的情况下可用最简式,5-1 酸碱平衡理论基础（8）,其他酸碱溶液pH的计算 强酸（碱） 多元弱酸（碱） 两性物质 混合弱酸（碱） 共轭酸碱体系（HA-A-）,例：计算0.10 molL-1 的丁二酸溶液的pH,解：,故可以采用最简式,先按一元弱酸处理：,此时：,故可以忽略二级解离,即使lgK相差很小，在浓度不太低的情况下，多元酸碱均可按一元处理,按
9、一元酸处理合理,例：计算0.10 molL-1的邻苯二甲酸氢钾溶液的pH,解：,采用最简式,例：在100 mL 含HAc和NaAc均为0.1 molL-1的溶液中加入1 mL 6 molL-1的HCl溶液，计算前后pH的变化。,解：,5-1 酸碱平衡理论基础（9）,酸碱缓冲溶液 一类非常重要的溶液体系，对化学和生物化学有着特别重要的作用，能够维持溶液的酸度，使其不因外加少量酸、碱或溶液的稀释而发生显著的变化。,1 3 5 7 9 11 13 pH,10 8 6 4 2 0,（缓冲容量） - pH曲线,影响的因素： 共轭酸碱对的比例 共轭酸碱对的浓度,一些物质的酸度（pH）,土壤：57 海水：7
10、.88.3 人体液和分泌物： 血液：7.357.45 胃液： 0.87（0.13molL-1 HCl） 肝胆汁：7.48.5 胆囊胆汁： 5.46.9 脑脊液：7.4 粪便：7.07.5 胰液：8.0 尿（正常）：4.88.4 肠液: 7.7 静止细胞内：7.07.5 眼房水：7.2 唾液：7.2 人乳：7.4,用于配制常用缓冲溶液的物质,全域缓冲溶液 pH图,pKa：3、5、 7、 9、 11五种弱酸；c0.1mol/L，max= 0.058,常用标准缓冲溶液,标准缓冲溶液的pH是实验测定的，计算时应做活度校正,5-2 酸碱指示剂（1）,甲基橙 Methyl Orange （MO）,5-2
11、酸碱指示剂（2）,甲基红 Methyl Red （MR）,5-2 酸碱指示剂（3）,酚酞 Phenolphthalein （PP）,5-2 酸碱指示剂（4）,指示剂变色范围的确定（以双色指示剂为例）,变色范围：pKa1.0,甲基橙的-pH图,作业中存在的问题（1）,3-7 称样质量2.0 g，只有两位有效数字，因此结果的有效数字位数2 3-8 增加试样量 = 称大样 3-16（3） 3-22 精密度的差异用F检验即可 3-25 可疑值的判断应先排序，根据最大和最小值和相邻数据的差值，选择较大的为可疑数据；给出标准值判断方法是否可靠用t检验，不要用置信区间包含标准值的方式,作业中存在的问题（2）
12、,存在抄袭现象 作业反应部分同学没来上课或课上没有听讲 计算题格式不正确，应该课上的格式（1）反应式及计量关系（2）公式（3）代入数据（4）结果（注意有效数字）,常用指示剂变色范围,变色点与目视误差（0.3pH）,5-2 酸碱指示剂（5）,影响指示剂变色间隔的因素 温度： Kc ，3.1-4.4（25C）；2.5-3.7（100 C ） MR 离子强度I： Kc ；吸光物质会改变颜色的深度和色调 溶剂 用量 双色指示剂 单色指示剂,能观察到颜色的最小浓度（常数）,5-2 酸碱指示剂（6）,混合指示剂（1）,5-2 酸碱指示剂（7）,混合指示剂（1）,5-3 酸碱标准溶液的配制与标定（1）,HC
13、l标准溶液的标定 无水Na2CO3 硼砂（Na2B4O710H2O）,5-3 酸碱标准溶液的配制与标定（1）,NaOH标准溶液的标定 H2C2O42H2O KHC8H4O4,CO2的 影响？,不含CO32-的NaOH溶液的配制,配制饱和的NaOH溶液（50%），Na2CO3在其中的溶解度极小，去上层清液用煮沸去除CO2的蒸馏水稀释至所需浓度 Ba2+沉淀法 直接用煮沸去除CO2的蒸馏水配制（不标准） NaOH标准液应储存在装有虹吸管及碱石灰管的瓶中,5-4 酸碱滴定法的基本原理（1）,强碱滴定强酸（以NaOHHCl为例）,0.1000 molL-1 NaOH滴定20.00 mL 0.1000m
14、olL-1 HCl,滴定曲线,0 100 200 T%,pH 12 10 8 6 4 2 0,0.1M NaOH 0.1M HCl,PP 9.0 MR 6.2 MO 4.4,0.1M HCl 0.1M NaOH,PP 8.0 MR 5.0,选择指示剂的原则：变色点落在滴定突跃之内,不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线,0 100 200 T%,pH 12 10 8 6 4 2 0,NaOH HCl,5-4 酸碱滴定法的基本原理（2）,强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）（NaOHHAc）,0.1000 molL-1 NaOH滴定20.00 mL 0.1000molL-1 HCl,滴定曲线,pH 12 10 8 6 4 2 0,0.1M NaOH 0.1M HAc,PP 9.0,0 50 100 150 T%,pH 12 10 8 6 4 2,强酸滴定弱碱的滴定曲线,0.1M HCl 0.1M NH3,不同浓度的强碱滴定弱酸的滴定曲线,NaOH HAc,强碱滴定不同强度的酸,pH 12 10 8 6 4 2,0 50 100 150 T%,0.1M NaOH 0.1M HB,弱酸（碱）滴定可行性条件（1）,Et
