第三章 酸碱滴定5

第三章酸碱滴定 3 1 1酸碱指示剂的作用原理及变色范围3 1 2影响指示剂变色范围的各种因素 3 1酸碱指示剂 3 1 1酸碱指示剂的作用原理及变色范围 甲基橙 酚酞 酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱 其共轭酸碱形式具有明显不同的颜色 作用原理 indicator 作用于人眼的颜色由确定 而又由确定 因此可由颜色的变化判断 H 的变化 确定滴定的终点 碱色 酸色 指示剂变色范围 理论变色点 pKa 理论变色范围 pKa 1 1 指示剂的用量对指示剂变色的影响 双色指示剂 例如甲基橙 但 酸碱指示剂本身具有酸碱性质 也会与滴定剂作用 用量过大会引起较大的误差 尤其是对微量滴定而言 终点变色迟钝 因颜色太深 3 1 2影响指示剂变色范围的各种因素 指示剂的用量温度的影响 对Ka的影响离子强度的影响 Ka与Kac的差别增大溶剂的影响 单色指示剂 例如酚酞 设指示剂的总浓度为c 碱型引起传感器 如人的眼睛 响应的最小浓度为a 这是一个固定的值 那么 终点提前 2 使用方法的影响指示剂使用不当 也会影响其变色敏锐度 如 酚酞由酸色 无色 突变为碱色 红色 明显 易辨别 反之 则不明显 易使滴定剂过量 因此 强酸滴定强碱时 一般选用甲基橙作指示剂为宜 混合指示剂 作用原理 分类 颜色互补 两种指示剂混合 指示剂与染料混合 例 溴甲酚绿 甲基红 pH02468 甲基红 溴甲酚绿 溴甲酚绿 甲基红 强酸强碱滴定强碱滴定弱酸强酸滴定弱碱可行性判断多元酸的滴定混合酸的滴定多元碱与混合碱的滴定 3 2酸碱滴定曲线与指示剂的选择 1 强酸强碱滴定 滴定反应 设滴定过程中 溶液中剩余的强酸浓度为amol L 1 过量的强碱浓度为bmol L 1 例 用0 1000mol L 1NaOH滴定20 00mL0 1000mol L 1HCl 滴定曲线的制作 分为四个阶段滴定前pH 1 00化学计量点前Vb 18 00ml H 5 26 10 3mol LpH 2 28Vb 19 98ml H 5 00 10 5mol LpH 4 30化学计量点pH 7 00化学计量点后Vb 20 02ml OH 5 00 10 5mol LpOH 4 30pH 9 70 突跃范围 化学计量点前后 0 1 相对误差范围 溶液pH值突变 指示剂的选择 理论原则 指示剂变色点恰好在计量点 实际原则 指示剂变色范围落在突跃范围内即可 C mol L 1 强碱滴定强酸 1 0 0 10 0 010 0 0010 影响突跃范围的因素 c的大小 强酸滴定强碱 用0 1000mol L 1HCl滴定20 00mL0 1000mol L 1NaOH 突跃范围 9 70 4 30可用酚酞 甲基红 如用甲基橙 应从黄色滴至橙色 强碱滴定弱酸 例 用0 1000mol L 1NaOH滴定20 00mL初始浓度Ca为0 1000mol L 1的弱酸HA 滴定反应 设滴定过程中 溶液中剩余的弱酸浓度为Camol L 1 生成的共轭碱浓度为Cbmol L 1 过量的强碱浓度为bmol L 1 强碱滴定弱酸 HAc HCl 强碱滴定弱酸 只可用弱碱性范围变色的指示剂 2 87 强碱滴定弱酸影响滴定突跃范围的因素 C Ka1 Ka一定时 C越大 突跃范围越大 但这种影响有限度 对极弱酸 即使是高浓度 突跃也很小 2 C一定时 Ka越大 突跃范围越大 强酸滴定弱碱 滴定反应 强酸滴定弱碱 只可用在酸性介质变色的指示剂 化学计量点落在酸性介质 pH 7 甲基橙 甲基红 0 1000mol L 1NaOH滴定同浓度 不同强度的酸 HCl 10 5 10 6 10 7 10 8 可行性判断 Ka 目测 pH 0 3 目测终点准确滴定的可行性判断 cKa 10 8 要求 多元酸 碱 滴定 1 滴定的可行性判断 包括能否分步滴定的判断 2 化学计量点pHsp的计算 3 指示剂的选择 Ka1 Ka2 10 2 10 9 10 2 10 7 10 2 10 5 二元酸滴定的可行性判断 用0 1000mol L 1NaOH滴定同浓度 不同强度的二元酸 第一突跃小第二突跃大 cKa1 10 8 cKa2 10 8 Ka1 Ka2 105 分步滴定至HA 和A2 cKa1 10 8 cKa2 10 8 Ka1 Ka2 105 可准确滴定至HA cKa1 10 8 cKa2 10 8 Ka1 Ka2 105 可准确滴定至A2 结论 对二元酸滴定 判断能否准确滴定 根据 判断能否准确分步滴定 根据 化学计量点pHsp计算 用0 1000mol L 1NaOH滴定0 1000mol L 1H3PO4 H3PO4pKa1 2 16 pKa2 7 21 pKa3 12 32 第一化学计量点 体系 H2PO4 为两性物质 计算pH 4 71 第二化学计量点 体系 HPO42 为两性物质 计算pH 9 66 第一化学计量点 第二化学计量点 指示剂的选择 9 66 4 71 酚酞 百里酚酞 用0 1000mol L 1NaOH滴定0 1000mol L 1H3PO4 溴甲酚绿 甲基橙 NaOH滴定弱酸HA和HB CHA CHB Ka HA Ka HB 混合酸的滴定 1 CHAKa HA 10 8 CHAKa HA CHBKa HB 105 滴定至第一化学计量点 体系 A HB 为两性物质 2 CHAKa HA 10 8 CHBKa HB 10 8 CHAKa HA CHBKa HB 105 滴定至第二化学计量点 体系 A B 为混合碱 3 CHAKa HA 10 8 CHBKa HB 10 8 CHAKa HA CHBKa HB 105 可分别滴定HA和HB 判断能否准确滴定 根据 判断能否准确分步滴定 根据 化学计量点处pH值的计算 NaOH滴定一强一弱酸 例 HCl HAc 滴定至第一化学计量点 体系 HAc 为弱酸性物质 滴定至第二化学计量点 体系 Ac 为弱碱性物质 3 3滴定中CO2的干扰及消除办法 由于NaOH强烈吸收空气中的CO2 因此在NaOH溶液中 常含有少量的Na2CO3 用该NaOH溶液作标准溶液 如滴定中用甲基橙或甲基红作指示剂 则Na2CO3被中和为CO2 H2O 若用酚酞作指示剂 Na2CO3仅被中和为NaHCO3 这会引起误差 为什么 3 4酸碱标准溶液的配制与标定 1 酸标准溶液一般用HCl标准溶液 0 1mol L 相当稳定 间接法配制 再标定 标定方法 无水Na2CO3优点 便宜 易得纯品 干燥即可 缺点 摩尔质量较小 易吸湿 终点变色不够敏锐滴定反应 Na2CO3 2HCl 2NaCl H2CO3指示剂 甲基橙 操作要点 接近终点时 剧烈摇动 适当加热 消除CO2干扰 硼砂Na2B4O7 10H2O优点 摩尔质量大 吸湿少 易得纯品缺点 易风化失水 保存在恒湿器中 滴定反应 Na2B4O7 2HCl 5H2O 4H3BO3 2NaCl指示剂 甲基红 2 碱标准溶液一般用NaOH标准溶液 0 1mol L NaOH为非基准物质 间接法配制标准溶液 配制NaOHHA 含CO32 配制不含CO32 的标准溶液常用的方法 配制50 浓碱 此时Na2CO3溶解度小而沉淀 吸上层清液 稀释至所需浓度 如要求不高 可将苛性碱固体颗粒用蒸馏水冲洗2 3次 再溶解 溶解NaOH的蒸馏水应煮沸再冷却 除去CO2储存塑料瓶中 因NaOH腐蚀玻璃 用橡皮塞标定 邻苯二甲酸氢钾KHC8H4O4 易得纯品 无结晶水 不吸水 易保存 酚酞指示终点 变色敏锐 草酸H2C2O4 2H2O 固体相当稳定 不风化 但其水溶液易氧化分解 二元酸一次滴定 酚酞为指示剂 双指示剂法 1 烧碱中NaOH和Na2CO3的测定 方法 试样 V1 取一份试样 V2 过程 NaOHNa2CO3 H2CO3 注 V2不是V总 2 5酸碱滴定法的应用实例 2 纯碱中NaHCO3和Na2CO3的测定 3 未知成分混合碱的测定 设已知一混合碱可能含有NaOH 或NaHCO3 或Na2CO3 或是几种物质的可能混合物 试分析其百分含量 方法1 取一份试样以双指示剂法连续滴定 NaOHNa2CO3或NaHCO3 注 V2不是V总 例某纯碱试样1 000g 溶于水后 以酚酞作指示剂 耗用20 4mL0 2500mol L 1HCl溶液 再以甲基橙作指示剂 继续用0 2500mol L 1HCl溶液滴定 共耗去48 86mL 求试样中各组分的质量分数 解 由前面的分析可知 V1 20 41V2 48 86 20 4 28 46mLV1 V2因此 试样只能是Na2CO3 NaHCO3的混合样 V1用于将Na2CO3变成NaHCO3 V2用于将NaHCO3变为H2O CO2 BaCl2法 方法 第一份 NaOHNa2CO3 第二份 NaOHNa2CO3 H2O 氮含量的测定 试样 NH4 蒸馏法 甲醛法 蒸馏法 NH4 NH3 HCl标准溶液吸收经典 H3BO3溶液吸收改进 HCl标液吸收 NH3 NH4Cl HCl 过量 H2O NH4 强酸与弱酸混合体系 pH 5 指示剂 甲基红 凯氏定氮法 H3BO3溶液吸收 NH3 NH4 H2BO3 H3BO3 NH4 弱酸与弱碱混合体系 pKb 4 76 弱酸与弱酸混合体系 pH