第七章酸堿平衡及酸堿滴定法

1、第七章 酸堿平衡與酸堿滴定法,1.掌握共軛酸堿對及其Ka與Kb的關系；2.掌握各類酸堿溶液中pH值計算的最簡式。了解各類酸堿溶液中pH值計算的精確式;3.了解指示劑的變色原理和常用指示劑的變色范圍。掌握各類酸堿滴定過程中四個階段溶液pH值的計算方法。掌握指示劑的選擇原則;4.熟記一元弱酸（堿）滴定可能性的判據(jù)，了解多元酸(堿)分別滴定可能性的判據(jù),教學要求:,第一節(jié)酸堿質子理論,質子酸堿的概念 質子酸堿反應 水溶液中的酸堿

2、反應及其平衡常數(shù),,,一、酸堿的定義,電離理論電子理論質子理論,酸堿質子理論,酸——溶液中凡能給出質子的物質堿——溶液中凡能接受質子的物質,例子,特點：1）具有共軛性 2）具有相對性 3）具有廣泛性,繼續(xù),,舉例,返回,,,H3O+ + A-,溶劑合質子,HA + H2O,例:,HA + SH,SH2+ + A-,例:,水合質子,醋酸合質子,,,,,,,二、質子酸堿反應的實質,酸堿半反應: 酸給出

3、質子或堿接受質子的反應,醋酸在水中的離解：,氨在水中的離解：,共軛酸堿對,共軛酸堿對,酸堿反應的實質——質子的轉移（或得失）,酸的離解：,堿的離解：,水的自遞：,中和反應：,H+半徑小，電荷密度高，不能單獨存在或只能瞬間存在,水的質子自遞常數(shù)KW=c（H+）c（OH-） =10-14（25℃）即 pKW=14（25℃）,酸堿共軛關系,（1）酸堿可以是中性分子、陰離子或陽離子，,（2）酸堿的含義具有相對性：同一物質在不同

4、的共軛酸堿對中，可表現(xiàn)出不同的酸堿性；溶劑不同時，同一物質表現(xiàn)出不同的酸堿性。如：HNO3在水中是強酸，在冰醋酸中是弱酸，在濃硫酸中具有堿性。,問題：H+ 的共軛堿是什么型體？,H2O是酸還是堿？,小結 !!!,酸堿半反應不可能單獨發(fā)生酸堿反應是兩對共軛酸堿對共同作用的結果 酸堿反應的實質是質子的轉移 質子的轉移是通過溶劑合質子來實現(xiàn)的,三、水溶液的酸堿反應及其平衡常數(shù),1．水溶液中質子自遞反應,*非水溶液中,H2O + H2O

5、 H3O+ + OH –,SH + SH SH2+ + S-,溶劑合質子,溶劑陰離子,水的離子積,概念,發(fā)生在溶劑間的質子轉移→溶劑的質子自遞反應該反應的平衡常數(shù)Ks →溶劑的質子自遞常數(shù) （一般變化不大，視作常數(shù)）H2O 既能接受質子又能給出質子→兩性物質發(fā)生在水分子間的質子轉移→水的質子自遞反應,酸的離解：,堿的離解：,Aci

6、d dissociation,Base dissociation,水的自遞：,對共軛酸堿對 HA—A-,2、酸堿解離平衡及酸堿的強度,討論：,Ka↑，給質子能力↑強，酸的強度↑ Kb↑，得質子能力↑強，堿的強度↑,共軛酸堿對HA和A- 有如下關系,多元酸堿的強度,H3PO4 H2PO4 - + H+ Ka1 Kb3 H2PO4-

7、 HPO42- + H+ Ka2 Kb2 HPO42- PO43- + H+ Ka3 Kb1,,多元酸,討論：,多元酸堿在水中逐級離解，強度逐級遞減,形成的多元共軛酸堿對中最強酸的解離常數(shù) Ka1對應最弱共軛

8、堿的解離常數(shù)Kb3,練習,例：已知H3PO4水溶液的Ka1θ= 7.6×10－3， Ka2θ = 6.3×10－8，計算PO43-的Kb3θ和Kb2θ 。,pKb3 = pKw －pKa1 = 14.00－2.12 = 11.88pKb2 = pKw －pKa2 = 14.00－7.20 = 6.80,解：,,第二節(jié) 影響酸堿平衡的因素,一、濃度的影響,酸堿平衡也是化學平衡的一種。,特別討論：,表明在一定溫

9、度下，弱電解質的電離度與其濃度的平方根成反比，溶液越稀，電離度越大。由于電離度α隨濃度而改變，所以一般不用α，而用K 來表示酸堿的強度。,稀釋定律,注意！,弱酸弱堿經稀釋后，雖然電離度增大，但溶液中的c(H+)或c(OH－)不是升高了，而是降低了。這是由于稀釋時，α增大的倍數(shù)總是小于溶液稀釋的倍數(shù)。,二、同離子效應和鹽效應,同離子效應,鹽效應,HAc == H+ + Ac- 　 NaAc → Na ++ Ac- ;

10、 NaCl → Na ++ Cl- NaAc是強電解質，在溶液中完全電離，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移動，降低HAc的電離度。稱之為同離子效應。,NaCl是與HAc組成無關的離子，但加入后增大離子強度，離子間相互作用增強，使結合成分子的機會下降，平衡向右移動，離解度增大。稱之為鹽效應。,第三節(jié)酸堿平衡體系中各組分濃度的計算,一、分析濃度和平衡濃度： 分析濃度：溶液體系達平衡后，

11、各組型體 的平衡濃度之和 平衡濃度：溶液體系達平衡后，某一型體的濃度,二、水溶液中酸堿的分布系數(shù) δ = (某種型體平衡濃度) / 分析濃度,“酸度” 決定各反應物的存在型體，影響物質在溶液中的分布和平衡,1.一元酸：,HA A- + H+,∵,∴,討論,Ka一定時，δHA和δA-與pH有關 pH↓，δHA↑，δA-↓ pH ＜ pKa，HAc為主 pH

12、 = pKa，c(HAc) = c(Ac-) pH ＞ pKa時，Ac-為主,練習,例：計算pH=5.0時，HAc溶液（0.1000mol/L） 中HAc和Ac-的分布系數(shù)及平衡濃度,解：,2.二元酸：,H2C2O4 HC2O4-+ H+ HC2O4- C2O42- + H+,,,討論,Ka一定時，δ0 ，δ1和δ2與

13、 c(H+ )有關pH ＜ pKa1，H2C2O4為主pH = pKa1， c(H2C2O4) = c(HC2O4-)pKa1 ＜ pH ＜ pKa2 ， HC2O4-為主pH = pKa2， c(HC2O4-) = c(C2O42-)pH ＞ pKa2，C2O42-為主,3.多元酸：,討論,pH ＜ p

14、Ka1，H3PO4為主pKa1 ＜ pH ＜ pKa2 ， H2PO4-為主（寬）pH = pKa1， c(H2PO4 -) = c(HPO42-)pKa2 ＜ pH ＜ pKa3 ， HPO42-為主（寬）pH = pKa1， c(HPO4 2-) = c(PO43-)pH ＞ pKa3 ，PO43-為主適合分步滴定

15、,以磷酸為例：,結論,1）分析濃度和平衡濃度是相互聯(lián)系卻又完全 不同的概念，兩者通過δ聯(lián)系起來2）對于任何酸堿性物質，滿足 δ1+ δ2 + δ3 + ------ + δn = 13）δ取決于Ka，Kb及c(H+ )的大小，與c無關4）δ大小能定量說明某型體在溶液中的分布 ， 由δ可求某型體的平衡濃度,化學平衡中，每一給定的分析濃度等于各存在型體平衡濃度之和溶液呈電中性，荷正電的質點數(shù)應

16、等于荷負電的質點數(shù)酸堿反應達平衡時酸失去的質子數(shù)等于堿得到的質子數(shù),第四節(jié) 水溶液中酸堿平衡的處理方法,物料平衡式（質量平衡式）MBE電荷平衡式 CBE質子平衡式（質子條件式）PBE,MBE練習,例1：c mol/mL的HAC的物料平衡式 c = c(HAC) + c(AC-) 例2：c mol/mL的H3PO4的物料平衡式 c =c(H3PO4)+ c(H2PO4-)

17、 +c(HPO42-) + c(PO43-) 例3： c mol/mL的Na2HPO4的物料平衡式 c(Na+) = 2c c =c (H3PO4)+ c(H2PO4-) +c(HPO42-) + c(PO43-)例4： c mol/mL的NaHCO3的物料平衡式 c(Na+)= c c = c(H2CO3) + c(HCO3-) +c(CO

18、32-),CBE練習,例1：c mol/mL的HAC的電荷平衡式 c (H +) = c (AC-) + c (OH-)例2：c mol/mL的H3PO4的電荷平衡式 c (H +) =c (H2PO4-)+2c(HPO42-)+ 3c(PO43-)+ c(OH-)例3：c mol/mL的Na2HPO4的電荷平衡式c (Na+) + c (H +) = c(H2PO4-)+2c(HPO42-

19、) +3c(PO43-)+ c (OH-)例4：c mol/mL的NaCN的電荷平衡式 c(Na+) + c (H +) = c(CN-) + c(OH-),關于PBE,1．零水準法（質子參考水準）,零水準物質的選擇 a．溶液中大量存在的 b．參與質子轉移反應質子條件式書寫方法 等式左邊——得質子后產物 等式右邊——失質子后產物 根據(jù)質子得失相等原則列出質子條件式,續(xù)PBE,例1：c

20、 mol/mL的NH4 H2PO4的質子條件式 零水準——NH4+，H2PO4-，H2O c(H3PO4) + c(H +) = c(NH3) + c(HPO42-) + 2c(PO43-)+ c(OH-),例2：c mol/ml的Na2HPO4的質子條件式 零水準——HPO42-，H2O c(H2PO4-) + 2c(H3PO4) + c(H +)

21、= c(PO43-)+ c(OH-),續(xù)PBE,2．依據(jù)物料平衡和電荷平衡寫質子條件式,例3：c mol/mL的NaCN的質子條件式 物料平衡式： c(Na+) = c c = c(HCN) +c(CN -) （1） 電荷平衡式：c(Na+) + c(H +) = c(CN-) + c(OH-) （

22、2） 將（1）式帶入（2）式 質子條件式 c(H +) + c(HCN) = c(OH-),續(xù)PBE,例4：C mol/mL的NaHCO3的質子條件式 物料平衡式 c(Na+) = c c(H2CO3) + c(HCO3-) + c(CO32-)= c （1）電荷平衡式 c(Na+) + c(H +) = c(HC

23、O3-) +2c(CO32-)+c(OH-) （2） 將（1）式帶入（2）式 質子條件式 c(H +) + c(H2CO3) = c(CO32-) + c(OH-),第五節(jié) 酸堿溶液pH值的計算,強酸強堿溶液pH值的計算弱酸弱堿溶液pH值的計算兩性物質溶液（c ）緩沖溶液pH值的計算,,一、強酸強堿溶液pH值的計算,1．強酸（ca ）,HA H + + A -

24、 H2O H + + OH -,當ca ＞ 10-6 mol/L，忽略水的解離,精確式,近似式***,,,,續(xù)強酸強堿pH值計算,2．強堿（cb ）,精確式,B + H + BH + H2O H + + OH –,近似式***,二、弱酸弱堿溶液pH值的計算,1．一元弱酸堿溶液,（1）一元弱酸（ca ）,精確式,續(xù)弱酸弱堿pH值計算,近似式

25、,最簡式***,當,（忽略酸的離解）,且,續(xù)弱酸弱堿pH值計算,（2）一元弱堿（cb）,最簡式***,近似式,續(xù)弱酸弱堿PH值計算,2．多元弱酸堿,（1）多元弱酸：設二元酸分析濃度為ca（2）多元弱堿：設二元弱堿分析濃度為cb,三、兩性物質溶液PH值的計算,NaHANa H2PO4 Na2HPO4,,四、緩沖溶液pH值的計算,HA （濃度ca）+ NaA（濃度cb）,C,小結,c和( )iδ = (某種型體平衡濃度

26、) / 分析濃度 δ= f（Ka，Kb， (H+ ) ），與c無關 δ1+ δ2 + δ3 + ------ + δn = 1 由δ定量說明某型體在溶液中的分布，計算其平衡濃度,水溶液中酸堿平衡的三種處理方法：MBE，CBE，PBE *零水準法寫質子條件式,續(xù)前,強酸強堿溶液的p

27、H值,弱酸弱堿溶液的pH值,兩性物質溶液的pH值,緩沖溶液的pH值,第六節(jié)酸堿指示劑,酸堿指示劑的變色原理酸堿指示劑的變色范圍影響酸堿指示劑變色范圍的因素關于混合指示劑,,一、酸堿指示劑的變色原理,1. 指示劑的特點 a．弱的有機酸堿 b．酸式體和堿式體顏色明顯不同→指示終點 c．溶液pH變化→指示劑結構改變→指示終點變化,2. 常用酸堿指示劑的變色原理,酸式體 堿式體 或堿式

28、體 酸式體,見插圖,,,,,→ 酸堿式體混合色,,1）c(In-) / c(HIn) 10 或pH p Kin +1 → 堿式色2）c(In-) / c(HIn) 1/10 或 pH p Kin－1 → 酸式色3）1/10 c(In-) / c(HIn) 10 或 p Kin－1 pH p Kin

29、 +1,二、酸堿指示劑的變色范圍,討論：Kin一定，c(H+)決定比值大小，影響溶液顏色,HIn H + + In -,酸式體,堿式體,（續(xù)前）,指示劑理論變色范圍 pH = p Kin± 1指示劑理論變色點 pH = p Kin ，c(In-) =c(HIn),注： 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,例：

30、 pKa 理論范圍 實際范圍甲基橙 3.4 2.4~4.4 3.1~4.4甲基紅 5.1 4.1~6.1 4.4~6.2 酚酞 9.1 8.1~10.1 8.0~10.0百里酚酞 10.0 9.0~11.0 9.4~10.6

31、,三、影響酸堿指示劑變色范圍的因素,1．指示劑的用量 2．溫度的影響 3．溶劑的影響 4．滴定次序,1．指示劑的用量 盡量少加，否則終點不敏銳 指示劑本身為弱酸堿，多加增大滴定誤差,變色點pH取決于酸、堿式體濃度的比值，與CHIn無關,變色點pH取決于cHIn ；cHIn↑ 則pH↓，變色點酸移,1）雙色指示劑：甲基橙,2）單色指示劑：酚酞,例：50~100mL溶液中加入酚酞 2~3滴，pH=9變色

32、 15~20滴，pH=8變色,（續(xù)前）,2．溫度的影響 T → Kin → 變色范圍 ！注意：如加熱，須冷卻后滴定 例：甲基橙 180C 3.1~4.4 1000C 2.5~3.7 靈敏度↓↓,3．溶劑的影響

33、 極性→介電常數(shù)→Kin → 變色范圍4．滴定次序 無色→有色，淺色→有色例： 酸滴定堿 → 選甲基橙 堿滴定酸 → 酚酞,四、關于混合指示劑,組成 1．指示劑+惰性染料 例：甲基橙+靛藍（紫色→綠色） 2．兩種指示劑混合而成 例：溴甲酚綠+甲基紅（酒紅色→綠色）,特點 變色敏銳；變色范圍窄,第七節(jié) 酸堿滴定基本原理及指示劑選擇,酸堿滴定反應常數(shù)K

34、t強酸強堿的滴定一元弱酸（堿）的滴定多元酸（堿）的滴定,,一、酸堿滴定反應常數(shù)Kt,H3O+ + OH- H2O+ H2OOH- + HA A- + H2OH3O+ + A- HA + H2O,,,,討論：,水溶液中酸堿滴定反應完全程度取決于Kt大小 強酸強堿的反應程度最高 弱酸弱堿反應程度較差,Kt大小取

35、決于被滴定酸堿的Ka或Kb Ka或Kb是影響酸堿滴定的最重要因素,二、強酸強堿的滴定,強堿滴定強酸強酸滴定強堿,H3O+ + OH- H2O+ H2O,反應完全程度高,,（一）強堿滴定強酸,NaOH（0.1000mol/L）→HCL（0.1000mol/L, 20.00mL）,1．滴定過程中pH值的變化2．滴定曲線的形狀3．滴定突躍4．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇,續(xù)強堿滴定強酸,1．滴定過

36、程中pH值的變化,（1）Vb = 0：,（2）Vb ＜ Va： SP前0.1% 時 ，加入NaOH 19.98mL,續(xù)前,（3）Vb = Va（SP）：,（4）Vb ＞ Va ：SP后0.1%， 加入NaOH 20.02mL,續(xù)強堿滴定強酸,2．滴定曲線的形狀,滴定開始，強酸緩沖區(qū)，⊿pH微小 隨滴定進行 ，HCL ↓ ，⊿pH漸↑ SP前后0.1%， ⊿pH ↑↑ ， 酸→堿 ⊿pH=5.4 繼續(xù)滴NaOH，強堿緩沖

37、區(qū)，⊿pH↓,續(xù)強堿滴定強酸,3．滴定突躍,滴定突躍：化學計量點前后0.1% 的變化引起pH值 突然改變的現(xiàn)象 滴定突躍范圍：滴定突躍所在的范圍 用途：利用滴定突躍指示終點,續(xù)強堿滴定強酸,4．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇,影響因素：濃度 c↑，⊿pH↑，可選指示劑↑多例：c↑10倍， ⊿pH↑2個單位選擇原則： 指示劑變色點pH處于滴定突躍范圍內（指示劑變色范圍部分或全部

38、落在滴定突躍范圍內）,續(xù)強堿滴定強酸,討論,甲基橙（3.1～4.4）**3.45甲基紅（4.4～6.2）**5.1 酚酞（8.0~10.0）**9.1,1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl ⊿pH=3.3～10.7 選擇甲基橙，甲基紅，酚酞 0.1mol/Ll NaOH→0.1mol/L HCl ⊿pH=4.3～9.7 選擇甲基紅，酚酞，甲基橙（差） 0.01mol/

39、L NaOH→0.01mol/L HCl ⊿pH=5.3～8.7 選擇甲基紅，酚酞（差）,（二）強酸滴定強堿,0.1000mol/L HCl標液 → 0.1000mol/L的 NaOH,滴定曲線形狀類似強堿滴定強酸，pH變化相反滴定突躍范圍決定于酸標液濃度及被測堿濃度指示劑的選擇：甲基紅，酚酞,三、一元弱酸（堿）的滴定,（一）強堿滴定弱酸（二）強酸滴定弱堿,,（一）強堿滴定弱酸,NaOH（0.1000m

40、ol/L）→HAc（0.1000mol/L , 20.00mL）,1．滴定過程中pH值的變化2．滴定曲線的形狀3．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇4．弱酸被準確滴定的判別式,OH- + HA A- + H2O,反應完全程度不高,續(xù)強堿滴定弱酸,1．滴定過程中pH值的變化,（1）Vb = 0,（2）Vb ＜ Va ：HAc + NaAc SP前0.1% 時 ，已加入NaOH

41、 19.98mL,續(xù)強堿滴定弱酸,（3）Vb = Va ：HAc →NaAc,（4）Vb ＞ Va ：NaOH + NaAc SP后0.1% 時 ，已加入NaOH 20.02mL,續(xù)強堿滴定弱酸,2．滴定曲線的形狀,滴定前，曲線起點高 滴定開始， c(Ac-)↓ ，⊿pH↑隨滴加NaOH↑，緩沖能力↑，⊿pH微小滴定近SP，c(HAc)↓，緩沖能 力↓↓，⊿pH↑↑SP前后0.1%，酸度急劇變化，

42、 ⊿pH =7.76～9.7SP后，⊿pH逐漸↓（同強堿滴強酸）,續(xù)強堿滴定弱酸,3．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇影響因素：被滴定酸的性質，濃度 c一定， Ka↓，Kt↓，⊿pH↓ Ka一定，c↓，⊿pH↓（滴定準確性越差） 指示劑的選擇：⊿pH =7.74～9.7，選堿性范圍變色的酚酞，百里酚酞,4．弱酸能被準確滴定的判別式： ca ?Ka≥ 10-8,續(xù)強堿滴定弱酸,討論,Ca ? K

43、a≥ 10-8,Ka ↑，酸性↑，⊿pH ↑ Ka﹤10-9時無法準確滴定 c ↓ ，⊿pH↓，滴定準確 性差,（二）強酸滴定弱堿,HCl（0.1000mol/L）→NH3?H2O（0.1000mol/L,20.00mL）,1. 滴定曲線： 與強堿滴定強酸類似，曲線變化相反2. 影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇： （1）影響因素：被滴定堿的性質，濃度 （2）指示劑選擇：⊿pH =6.34～4.30，

44、 選甲基橙，甲基紅3．弱堿能被準確滴定的判別式： cb ?Kb≥ 10-8,H3O+ + A- HA + H2O,反應完全程度不高,續(xù)強酸滴定弱堿,討論,⊿pH =6.34～4.30選甲基橙，甲基紅,三、多元酸（堿）的滴定,多元酸堿被準確分步滴定的判別式：ca ?Kai≥ 10-8 或cb ?Kbi≥ 10-8

45、 可以被準確滴定Kai / Kai+1≥ 104 或Kbi / Kbi+1≥ 104 可以被分步 準確滴定,（一）多元酸的滴定（二）多元堿的滴定,H3PO4 H ++ H2PO4- Ka1= 10-2. 12 H2PO4-

46、 H ++ HPO42- Ka2= 10-7. 21 HPO42- H ++ PO43- Ka3= 10-12. 7,（一）多元酸的滴定,NaOH（0.1000mol/L）→ H3PO4 （0.1000mol/L ，20.00mL）,1．滴定的可行性判斷2．化學計量點pH值的計算和指示劑的選擇,多元酸的滴定,1．滴定的可行性判斷,ca ?K

47、a1≥ 10-8 且Ka1 / Ka2＞104 第一級能準確、 分步滴定 ca ?Ka2≥ 10-8 且Ka2 / Ka3＞104 第二級能準確、 分步滴定 ca ?Ka3＜1

48、0-8 第三級不能被準確 滴定,多元酸的滴定,2．化學計量點pH值的計算和指示劑的選擇,（1）當?shù)谝患塇 +被完全滴定后，溶液組成NaH2PO4 兩性物質（2）當?shù)诙塇 +被完全滴定后，溶液組

49、成Na2HPO4 兩性物質,甲基橙，甲基紅,酚酞，百里酚酞,溴甲酚綠+甲基橙,酚酞+百里酚酞,多元酸的滴定,討論,根據(jù)變色點pH選擇指示劑第一變色點 pH=4.66 選甲基橙，甲基紅 溴甲酚綠+甲基橙 第二變色點 pH=9.94 選酚酞，百里酚酞 酚酞+百里酚酞,（二）多元堿的滴定,HCl（0.1000mol/L）→ Na2CO3 （0.1000mol/L ，20.0

50、0mL）,CO32- + H+ HCO3- Kb1= 10-3.75HCO3 - + H+ H2CO3 Kb2= 10-7.62,1.滴定可行性的判斷2. 化學計量點pH值的計算和指示劑的選擇,多元堿的滴定,1. 滴定可行性的判斷,cb ?Kb1≥ 10-8 且Kb1 / Kb2≈104 第一級能被準確、

51、 分步滴定cb ?Kb2≥ 10-8 第二級能被準確滴定,多元堿的滴定,2. 化學計量點pH值的計算和指示劑的選擇,（1）第一級CO32-被完全滴定后，溶液組成NaHCO3 兩性物質（2）當?shù)诙塇CO3-被完全滴定后，溶液組成CO2

52、 + H2O (H2CO3 飽和溶液，0.04mol/L）,酚酞,甲基橙,多元堿的滴定,討論,根據(jù)變色點pH選擇指示劑第一變色點 pH=8.37 選酚酞 第二變色點 pH=3.9 選甲基紅,第八節(jié) 酸堿滴定的應用,一、酸堿溶液的配制與標定 酸標準溶液 堿標準溶液,二、應用示例直接滴定法測定藥用NaOH溶液間接滴定法測定銨鹽和有機氮,一、酸堿溶液的配制與標定,1．酸標準溶液,配制

53、方法：間接法（HCl易揮發(fā)，H2SO4易吸濕）標定方法基準物： 無水碳酸鈉 易吸濕，3000C干燥1小時，干燥器中冷卻 1：2反應 ---pH 3.9 硼砂 易風化失水，濕度為60%密閉容器保存 1：2反應 ---pH 5.1指示劑：甲基橙，甲基紅,續(xù)酸堿溶液的配制與標定,2．堿標準溶液,配制方法：濃堿法 （NaOH易吸收

54、水和CO2，KOH較貴）標定方法基準物 鄰苯二甲酸氫鉀 純凈，易保存，質量大 1：1反應 －－ pH 5.4 草酸 穩(wěn)定 1：2反應 －－ pH 1.25～ pH 4.29指示劑：酚酞,二、應用示例,（一）直接滴定法測定藥用NaOH溶液 （混堿NaOH+Na2CO3）,滿足條件：cb?Kb＞10-8,雙指示劑法 BaCl2法,續(xù)直接法,1. 雙指示劑法,NaOH消

55、耗HCl的體積為V1 - V2Na2CO3消耗HCl的體積為2V2,續(xù)直接法,2. BaCl2法,,續(xù)應用示例,（二）間接滴定法測定銨鹽和有機氮,1. 蒸餾法2. 甲醛法,續(xù)間接法,1. 蒸餾法,b．NH4+ + OH - NH3↑+ H2O NH3 + H3BO3 NH4+ + H2BO3- H2BO3- + HCl Cl- + H

56、3BO3,（甲基橙）,續(xù)間接法,2. 甲醛法,4NH4+ + 6HCHO (CH2)6N4H+ + 3H+ + 6H2O,以酚酞為指示劑，以NaOH滴至淺粉色,續(xù)間接法,幾點說明：,無機銨鹽：NH4Cl，( NH4)2SO4 不能準確滴定 應用以上方法有機氮：凱氏定氮 消化 + 以上方法,練習,1. 已知0.1000

57、mol/L HB溶液的pH=3.0，計算 NaB溶液的pH值,解：,,練習,2. 判斷在pH=2.0的KCN溶液中的主要存在型體,解：,HCN為主要存在型體,,練習,3.某緩沖溶液100mL，HA的濃度為0.25mol/L（pKa=5.3），于此溶液中加入0.2g的NaOH（忽略體積變化）后，pH=5.6，問該緩沖溶 液原來的pH值是多少？,,解：,練習,4 . 用NaOH標液滴定0.1mol/L的HCL-H3PO

58、4混 合液，可以出現(xiàn)幾個滴定突躍范圍？,,練習,5. 濃度均為1.0mol/L的HCl溶液滴定NaOH溶液的滴定突躍范圍是pH=3.3~10.7，當濃度變?yōu)?.01mol/L時，其滴定突躍范圍如何變化？,,練習,6. 有一堿溶液可能是NaOH，NaHCO3，Na2CO3或以上幾種物質混合物，用HCl標準溶液滴定，以酚酞為指示劑滴定到終點時消耗HCl V1 mL；繼續(xù)以甲基橙為指示劑滴定到終點時消耗HCL V2 mL，由以下V

59、1和V2的關系判斷該堿溶液的組成。 （1）V1 > 0， V2 = 0 （2）V2 > 0， V1 = 0 （3）V1 = V2 （4）V1 > V2 > 0 （5）V2 > V1 > 0,續(xù)前,解：,V1 > 0， V2 = 0 NaOH V2 > 0， V1 = 0 NaHCO3V1 > V2 >

60、 0 NaOH + Na2CO3V2 > V1 > 0 NaHCO3 + Na2CO3V1 = V2 Na2CO3,,練習,7.有工業(yè)硼砂1.0000 g，用0.2000 mol/L的HCl滴定至甲基橙變色，消耗24.50 mL，計算試樣中Na2B4O7·10H2O的百分含量和以B2O3和B