4-4酸碱滴定的滴定终点误差ppt课件

1、酸碱滴定的滴定终点误差,(Titration end point Error),1,准确滴定一元弱酸的可行性判据,在分析结果的相对误差0.1这个条件下。 要求cspKa10-8才能满足这一要求。因此， 通常cspKa10-8作为判断弱酸能否滴定的依据。 （csp是将ca换算为计量点时HA的浓度， 通常:csp=ca/2) 同理，对于一元弱碱，能直接准确滴定的条件为 cspKb10-8 同样: csp=cb/2,2,多元酸碱滴定的几种情况(二元酸为例)：,（1）csp1Ka110-8，csp2Ka210-8，Ka1/Ka2104，可分步滴定两级离解的H+。两个pH突跃，两个终点。 （2）csp1

2、Ka110-8，csp2Ka210-8，但Ka1/Ka2104，不能分步滴定，但可一次准确滴定至第二计量点。 （3）csp1Ka110-8，csp2Ka210-8，Ka1/Ka2104，第一步离解的H+能被准确滴定，第二级离解不产生影响。 （4）csp1Ka110-8，csp2Ka210-8，且Ka1/Ka2104，分步或一次性全部滴定均不可能。 （5）csp1Ka110-8，csp2Ka210-8，不能准确滴定。,3,滴定误差(Titration Error),滴定误差，亦称终点误差或指示剂误差，主要是指由于滴定至终点指示剂变色点(ep)与计量点(sp)不一致而引起的误差。 以 TE 表示，

3、常以百分数表示。 注意：不包括其他因素引起的误差。,4,强碱 (酸)滴定强酸(碱)的滴定误差,例如：用浓度为cb molL-1 NaOH溶液滴定浓度为ca molL-1 、体积为Vaml的HCl溶液。,5,代数法计算终点误差误差通式,一元酸碱的滴定,NaOH滴定HA,计量点之前,化学计量点,体系 A-,体系 A- + HA,6,通常情况下,设终点在化学计量点之后，可以得到同样的结果。,7,误差通式,对于强酸：,对于弱酸：,设终点在化学计量点之后，可以得到同样的结果。,8,结论,（1）已知pH, 就可以计算 TE； （2）一般方法： 列出化学计量点的PBE； 列出终点的PBE, 由此导出未反应的

4、酸或碱的浓度； 将上述浓度代入TE定义式中； 代入分布分数进行计算。,求解终点误差的思路,一元酸碱滴定误差通式,9,强碱滴定强酸的终点误差公式,强碱滴定一元弱酸的终点误差公式,10,强酸滴定强碱的终点误差公式,强酸滴定一元弱碱的终点误差公式,11,解：终点时pH=4.00，较计量点pH=7.00低，HCl有剩余，误差为负。 H+ep=1.010-4 mol.L-1， OH-ep=1.010-10 mol.L-1 ， ca(sp)=0.050 mol.L-1 。 因为，H+epOH-ep，则,例：用0.1000 molL-1 NaOH滴定25.00ml 0.1000 molL-1HCl,若用甲基

5、橙作指示剂滴定至pH4.00为终点，计算滴定误差。,12,解：,例：求0.1000 mol / L NaOH 滴定0.1000 mol / L HAc 至pH = 7.00 时的终点误差。pKa = 4.76,TE = -0.56 %,13,例 题:,用0.1000 mol.L-1 NaOH滴定等浓度的HAc，若滴定至 (1)pH=9.20， (2)pH=8.20， 分别计算两种情况时的终点误差。 已知: Ka=1.810-5,14,解：,(1) pHep=9.20, H+ep= 6.310-10 mol.L-1 , OH-ep = 1.610-5 mol.L-1 , cHAc(sp)=0.0

6、50 mol.L-1,TE 0说明NaOH过量 。计量点应在pH=9.20之前。,15,(2) pHep=8.20, H+ep= 6.310-9 mol.L-1 , OH-ep = 1.610-6 mol.L-1 ,cHAc(ep)=0.050 mol.L-1,TE 0，说明NaOH不足，计量点应在pH=8.20之后。 实际pHsp=8.72 (理论计算）,16,林邦误差公式,强碱滴定一元酸,强酸,弱酸,17,林邦误差公式,强酸滴定一元碱,强碱,弱碱,18,误差公式推导,强碱滴定一元酸,误差通式,强酸,弱酸,令：,得：,代入，整理得：,推导过程,19,强碱滴定强酸 以NaOH 滴定HCl 为例

7、 若终点在等当点(计量点)之后,此时NaOH 加多,溶液中质子条件 OH-=H+CNaOH 过量的NaOH 浓度:CNaOH过=OH-H+ 即过量NaOH 应从总的OH-中减去水所电离的OH- ,而水离解的OH- 和H+是等量的,故: 令pH=pH终-pH等 pH终=lgH+终 ,pH等=-lgH+等 HCl与NaOH等摩尔反应 一般终点离等当点不远, V终V等 由上式得:,pH终指pHep pH等指pHsp,20,若终点在等当点前,可证明此式仍成立,一般有: 且TE0, 正误差； TE0 负误差,21,例1: 计算用0.1000N NaOH 滴定0.1000N HCl 至酚酞变红(pH=9.

8、0 )的终点误差.解:pHep=9.0, pOHep=5.0,pHep=9.0, pHsp=7.0 pH=pHsp-pHep=9.0-7.0=2.0,按书上公式计算,二者结果相同,22,第三-四章 小 结 1 质子理论 基本概念、酸碱强度 2 PBE、 3 pH的计算 一元(多元)酸碱、两性物质、混合体系(会写质子条件式, 精确式如何来？ 会用近似式、最简式) 4 酸碱缓冲液 会选缓冲液并配缓冲液(定量计算). 5 酸碱指示剂 作用原理, 影响因素, 常用指示剂的变色点.,23,6 酸碱滴定基本原理 了解滴定突跃与浓度、Ka(Kb)的关系，一元弱酸(碱)能被准确滴定的条件CspKa(Kb)10

9、-8；正确选择指示剂；了解强酸与弱酸混合溶液、多元酸溶液能分步滴定或全部滴定的条件及指示剂的选择。 7 TE 会计算TE 8 应用示例,24,(二)Na2CO3+NaHCO3的测定,V1:Na2CO3NaHCO3(生),V2:,NaHCO3(生) H2O+CO2,NaHCO3(原) H2O+CO2,V2V1,25, 双指示剂法不仅用于混合碱的定量分析，还可用于未知碱样的定性分析：,V1和V2的变化 试样的组成 V10，V2=0 OH- V1=0，V20 HCO3- V1=V20 CO32- V1V20 OH-+CO32- V2V10 HCO3-+CO32-,V2:NaHCO3H2O+CO2,V1:,NaOHNaCl,Na2CO3NaHCO3,26,课堂测试,1、用0.1000mol/L的NaOH滴定0.1000mol/L羟胺盐酸盐和0.1000mol/LNH4Cl的混合溶液 （羟胺Kb=9.110-9，NH3 的Kb=1.810-5）。 问 （1）化学计量点时溶液的pH为多少？ （2）化学计量点时有百分之几的NH4Cl参与了反应？,27,2、分析某混合碱,称取0.3526g试样,溶于水后,