無機及分析化學(xué)：4 第4章 酸堿平衡與酸堿滴定課件

2022/11/111第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿平衡與酸堿滴定

Acid-BaseEquilibriumand

Acid-BaseTitration第四章2022/11/101第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿平衡與酸2022/11/112第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.1電解質(zhì)的電離

4.2酸堿質(zhì)子理論

4.3酸堿電子理論

4.4溶液酸度的計算

4.5緩沖溶液

4.6弱酸(堿)溶液中物種的分布

4.7酸堿滴定法2022/11/102第四章酸堿平衡與酸堿滴定42022/11/113第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.熟悉弱電解質(zhì)平衡，了解活度、離子強度等概念。2.明確近代酸堿理論的基本概念。3.掌握各種平衡的計算原理與方法。4.掌握緩沖溶液的原則與配制。5.掌握酸堿滴定的基本原理與實際應(yīng)用。學(xué)習(xí)要求2022/11/103第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.熟悉弱電2022/11/114第四章酸堿平衡與酸堿滴定一、電解質(zhì)溶液的定義及分類:

電解質(zhì)(electrolyte)

熔融或溶液狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物強電解質(zhì)

(strongelectrolyte)在水溶液中幾乎完全解離成離子弱電解質(zhì)(weakelectrolyte)在水溶液中只能部分解離成離子強酸強堿鹽弱酸弱堿一元二元三元4.1

電解質(zhì)溶液2022/11/104第四章酸堿平衡與酸堿滴定一、電解質(zhì)溶2022/11/115第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.1電解質(zhì)溶液4.1.1強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)電解質(zhì)：熔融態(tài)或水溶液具導(dǎo)電性的物質(zhì)?？煞譃閺婋娊赓|(zhì)和弱電解質(zhì)。一般認為強電解質(zhì)完全解離，而弱電解質(zhì)只是小部分解離。如：2022/11/105第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.1電解2022/11/116第四章酸堿平衡與酸堿滴定解離度(α)例如：0.10molL1HAc的解離度是1.32%，則溶液的c(H+)=0.10molL11.32%=0.00132molL1pH=2.88。二、弱電解質(zhì)在水溶液中的電離1.弱電解質(zhì)在溶液中的解離平衡—動態(tài)平衡例如:醋酸的解離HAcH++Ac-2022/11/106第四章酸堿平衡與酸堿滴定解離度(α)2022/11/117第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.1.2活度和活度系數(shù)離子氛：由于帶不同電荷離子之間以及離子和溶液分子之間的相互作用，使得每一個離子的周圍都吸引著一定數(shù)量帶相反電荷的離子，形成了離子氛。三、強電解質(zhì)溶液理論

1923年,DebyeP和HückelE提出電解質(zhì)1.離子相互作用理論

(ioninteractiontheory)強電解質(zhì)在水中全部解離離子間靜電力相互作用（同性相斥，異性相吸）形成離子氛.2022/11/107第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.1.22022/11/118第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaCl溶液中離子氛示意圖

離子間相互作用→離子氛→互相牽制→不是獨立的自由離子→不能完全自由運動→不能百分之百地發(fā)揮離子的效能→表觀解離度＜理論解離度(如：NaCl=Na++Cl-

表觀解離度<100%)→離子的有效濃度(即表觀濃度)＜理論濃度。2022/11/108第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaCl溶液2022/11/119第四章酸堿平衡與酸堿滴定

由于離子氛的存在而使得離子參加化學(xué)反應(yīng)的有效濃度要比實際濃度低，這種離子在化學(xué)反應(yīng)中起作用的有效濃度稱為活度。

活度由于α＜c，故γ＜1。，溶液愈稀，離子間的距離愈大，離子間的牽制作用愈弱，活度與濃度間的差別就愈小。

2022/11/109第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1110第四章酸堿平衡與酸堿滴定

在強電解質(zhì)溶液中，應(yīng)該用活度代替濃度，但當(dāng)離子強度小于104時，離子間牽制作用就降低到極微弱的程度，活度系數(shù)可以近似地認為是1，所以對于稀溶液通常用濃度代替活度。對于強電解質(zhì)溶液，若濃度比較大時，則必須采用活度。離子強度I：反映離子間牽制作用強弱的物理量。

對于液態(tài)和固態(tài)的純物質(zhì)以及稀溶液中的溶劑(如水)，其活度均視為1。2022/11/1010第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1111第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2酸堿質(zhì)子理論

酸堿理論簡介1、酸堿電離理論(1880~1890阿累尼烏斯)

酸：解離的正離子全部為H+的物質(zhì)；

堿：解離的負離子全部為OH的物質(zhì)。2、酸堿質(zhì)子理論(1923年布朗斯特、勞萊)

酸：能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)；

堿：能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)。3、酸堿電子理論(1923年路易斯)

酸：能接受電子對的物質(zhì)；

堿：能給出電子對的物質(zhì)。4、軟硬酸堿理論(1963年皮爾遜)

根據(jù)酸堿電子理論，結(jié)合授受電子對的難易程度進行軟硬分類。2022/11/1011第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.22022/11/1112第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2.1酸堿質(zhì)子理論

質(zhì)子酸堿理論1923年由布朗斯特(Bronsted)和勞萊(Lowry)各自獨立地提出。2022/11/1012第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2.12022/11/1113第四章酸堿平衡與酸堿滴定

酸堿定義酸：凡是能給出質(zhì)子的物質(zhì)；堿：凡是能接受質(zhì)子的物質(zhì)；酸堿可以是陰離子、陽離子或中性分子。（質(zhì)子的給予體）

（質(zhì)子的接受體）2022/11/1013第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿定義2022/11/1114第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿共軛關(guān)系酸堿半反應(yīng)HA A- + H+共軛酸 堿 + 質(zhì)子2022/11/1014第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿共軛關(guān)2022/11/1115第四章酸堿平衡與酸堿滴定

例：HAc在水中的離解反應(yīng)半反應(yīng)1：

HAc Ac- + H+半反應(yīng)2：H++H2OH3O+

總反應(yīng)：HAc+H2OAc-+H3O+簡寫為：HAcAc-+H+2022/11/1015第四章酸堿平衡與酸堿滴定例：HA2022/11/1116第四章酸堿平衡與酸堿滴定

例：NH3在水中的離解反應(yīng)半反應(yīng)1：NH3+H+NH4+半反應(yīng)2：

H2OH++OH-

總反應(yīng)：NH3+H2ONH4++OH-2022/11/1016第四章酸堿平衡與酸堿滴定例：NH2022/11/1117第四章酸堿平衡與酸堿滴定

例：水的質(zhì)子自遞反應(yīng)半反應(yīng)1：H2O OH- + H+半反應(yīng)2：H++H2OH3O+

總反應(yīng)：H2O+H2OOH-+H3O+簡寫為：H2OOH-+H+酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移2022/11/1017第四章酸堿平衡與酸堿滴定例：水的2022/11/1118第四章酸堿平衡與酸堿滴定

共軛酸堿對滿足酸堿共軛關(guān)系的一對酸和堿稱為共軛酸堿對，酸越強它的共軛堿就越弱，酸越弱，它的共軛堿就越強。共軛堿共軛酸2022/11/1018第四章酸堿平衡與酸堿滴定共軛酸堿2022/11/1119第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1019第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1120第四章酸堿平衡與酸堿滴定

兩性物質(zhì)：同一物質(zhì)在一個反應(yīng)中它是酸，但在另一個反應(yīng)中又是堿，這種在一定條件下可以是失去質(zhì)子，而在另一種條下又可以接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為(酸堿)兩性物質(zhì)。2022/11/1020第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1121第四章酸堿平衡與酸堿滴定

“鹽”：在酸堿質(zhì)子理論中沒有“鹽”的概念2022/11/1021第四章酸堿平衡與酸堿滴定“鹽”：2022/11/1122第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿反應(yīng)的實質(zhì)兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，即由強酸、強堿生成弱酸、弱堿的過程。酸1堿1堿2酸2酸1堿2酸2堿12022/11/1022第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿反應(yīng)的2022/11/1123第四章酸堿平衡與酸堿滴定1)解離反應(yīng)2)中和反應(yīng)3)水解反應(yīng)2022/11/1023第四章酸堿平衡與酸堿滴定1)解離2022/11/1124第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2.2酸堿的相對強弱2022/11/1024第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2.22022/11/1125第四章酸堿平衡與酸堿滴定

水的離子積常數(shù)2022/11/1025第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1126第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.水的解離平衡與離子積常數(shù)1)水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系水的解離是吸熱反應(yīng)，溫度升高，離子積常數(shù)也升高。T/℃0254060KW0.11510141.00810142.9510149.51014室溫下常采用此數(shù)值2022/11/1026第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.水的解2022/11/1127第四章酸堿平衡與酸堿滴定2)溶液的酸堿性c(H+)=c(OH)=1107molL1

溶液顯中性c(H+)1107molL1，c(H+)c(OH)溶液顯酸性c(H+)1107molL1，c(H+)

c(OH)溶液顯堿性2022/11/1027第四章酸堿平衡與酸堿滴定2)溶液2022/11/1128第四章酸堿平衡與酸堿滴定溶液的pH值

pH值是一種衡量稀溶液中酸堿性的標(biāo)度。規(guī)定：

pH=-lg[C(H+)]，pOH=-lg[C(OH-)]

根據(jù)Kw

=[C(H+)][C(OH-)]=1.0010-14得：PKw

=pH+pOH=14(p=-lg)

溶液的酸堿性與pH值的關(guān)系為:酸性溶液C(H+)>C(OH-),pH<7中性溶液C(H+)=C(OH-),pH=7堿性溶液C(H+)<C(OH-),pH>7

這種酸堿性標(biāo)度一般使用在C小于1mol.dm-3的溶液中，若C大于1mol.dm-3，則直接用濃度表示酸堿的多少。2022/11/1028第四章酸堿平衡與酸堿滴定溶液的pH2022/11/1129第四章酸堿平衡與酸堿滴定

★1.010-5mol·dm-3

的鹽酸溶液沖稀1000倍，溶液的pH值等于8★酸性溶液中不含OH-

，堿性溶液中不含H+

★在一定溫度下，改變?nèi)芤旱膒H值，水的離子積不變。Question下列說法是否正確？2022/11/1029第四章酸堿平衡與酸堿滴定★1.2022/11/1130第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.弱酸、弱堿的解離平衡

1)弱酸、弱堿的解離常數(shù)Ka：酸常數(shù)2022/11/1030第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.弱酸2022/11/1131第四章酸堿平衡與酸堿滴定Kb：堿常數(shù)NH3+H2ONH4++OH2022/11/1031第四章酸堿平衡與酸堿滴定Kb：堿2022/11/1132第四章酸堿平衡與酸堿滴定2)酸堿的相對強弱弱酸弱堿的解離常數(shù)Ki(一)2022/11/1032第四章酸堿平衡與酸堿滴定2)酸2022/11/1133第四章酸堿平衡與酸堿滴定

通常把Ka=102～107的酸稱為弱酸，把Ka107的酸稱為極弱酸；同理，弱堿也可以按Kb的大小進行分類。弱酸弱堿的解離常數(shù)Ki(二)2022/11/1033第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1134第四章酸堿平衡與酸堿滴定3)共軛酸堿對的Ka與Kb之間的關(guān)系KaKb=c(H+)c(OH)=Kw=1.010142022/11/1034第四章酸堿平衡與酸堿滴定3)共軛2022/11/1135第四章酸堿平衡與酸堿滴定NH3+H2ONH4++OHNH4++H2ONH3+H3O+例：2022/11/1035第四章酸堿平衡與酸堿滴定NH3+2022/11/1136第四章酸堿平衡與酸堿滴定4)多元弱酸弱堿的解離2022/11/1036第四章酸堿平衡與酸堿滴定4)多元弱2022/11/1137第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1037第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1138第四章酸堿平衡與酸堿滴定?2022/11/1038第四章酸堿平衡與酸堿滴定?2022/11/1139第四章酸堿平衡與酸堿滴定三元酸：二元酸：2022/11/1039第四章酸堿平衡與酸堿滴定三元酸：二2022/11/1140第四章酸堿平衡與酸堿滴定HAc溶液的解離度與解離常數(shù)解離度解離常數(shù)3.解離度和稀釋定律1)解離度和解離常數(shù)之間的區(qū)別解離常數(shù)屬平衡常數(shù)，其值不受電解質(zhì)濃度的影響；解離度屬平衡轉(zhuǎn)化率，表示弱電解質(zhì)在一定條件下的解離百分?jǐn)?shù)，大小與電解質(zhì)濃度有關(guān)。2022/11/1040第四章酸堿平衡與酸堿滴定HAc溶液2022/11/1141第四章酸堿平衡與酸堿滴定c000對弱電解質(zhì)：當(dāng)

<5%時，1-≈12)解離度和解離常數(shù)之間的關(guān)系2022/11/1041第四章酸堿平衡與酸堿滴定c02022/11/1142第四章酸堿平衡與酸堿滴定稀釋定律稀釋定律:弱電解質(zhì)溶液的電離度與其濃度的平方根成反比，與其電離常數(shù)的平方根成正比。（溫度一定的條件下，濃度越稀，其解離度越大）2022/11/1042第四章酸堿平衡與酸堿滴定稀釋定律稀2022/11/1143第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-1將300mL0.20molL1HAc溶液稀釋到什么體積才能使解離度增加一倍？解：2022/11/1043第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-12022/11/1144第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：因為解離度

<5%，所以可以用公式(4－3)計算，即故

例4-2

氨水是一弱堿，當(dāng)氨水濃度為0.200mol.L1時，NH3H2O的解離度為0.946％，問當(dāng)濃度為0.100mol.L1時NH3H2O時解離度為多少？2022/11/1044第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：因2022/11/1145第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2.3酸堿電子理論酸堿定義酸——電子對接受體，接受電子對的物質(zhì)為酸；堿——電子對給予體，提供電子對的物質(zhì)為堿。酸堿反應(yīng)A+:B=A:BLewis酸Lewis堿酸堿加合物如：H++:OH=H2OBF3+:F=BF4SO3+CaO:=CaSO4

Ag++:Cl=AgCl等

2022/11/1045第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.2.32022/11/1146第四章酸堿平衡與酸堿滴定

酸堿電子理論注意以下幾點：1.Lewis酸堿電子理論中只有酸、堿和酸堿絡(luò)合物，沒有鹽的概念；2.應(yīng)該在具體的環(huán)境中確認物質(zhì)的酸堿歸屬。同一種物質(zhì)，在不同的反應(yīng)環(huán)境中，既可以做酸，也可以做堿。3.正離子一般起酸的作用，負離子一般起堿的作用；

AlCl3,SnCl2,FeCl3,BF3,SnCl4,BCl3,SbCl5等都是常見的Lewis酸；4.這一理論的不足之處在于酸堿的強度沒有統(tǒng)一、明了的標(biāo)準(zhǔn)。為此，皮爾遜(PearsonRG)等又提出了“硬軟酸堿規(guī)則”。2022/11/1046第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1147第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3溶液酸度的計算酸性溶液：中性溶液：堿性溶液：2022/11/1047第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3物料平衡式（MBE）在平衡狀態(tài)下，某一組分的分析濃度等于該組分各種型體的平衡濃度之和。例：濃度為c的HAc溶液例：濃度為c的NaHCO3溶液物料平衡式（MBE）在平衡狀態(tài)下，某一組分的分析濃度等于該組電荷平衡式（CBE）處于平衡狀態(tài)的水溶液是電中性的例：濃度為c的HAc溶液例：濃度為c的Na2CO3溶液電荷平衡式（CBE）處于平衡狀態(tài)的水溶液是電中性的質(zhì)子條件式（PBE）（1）反應(yīng)平衡時，酸失去的質(zhì)子數(shù)與堿得到的質(zhì)子數(shù)一定相等。寫PBE時，首先要確定零水準(zhǔn)（大量存在并且參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移的物質(zhì)），然后根據(jù)零水準(zhǔn)得失電子情況寫出等式。例：HAc溶液零水準(zhǔn)：H2OandHAc質(zhì)子條件式（PBE）（1）反應(yīng)平衡時，酸失去的質(zhì)子數(shù)與堿得到2022/11/1151第四章酸堿平衡與酸堿滴定質(zhì)子平衡式：酸或堿溶液的平衡系統(tǒng)中，堿獲得的質(zhì)子數(shù)等于酸失去的質(zhì)子數(shù)。①選擇參考水平：溶液中大量存在并參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移的物質(zhì)②得失質(zhì)子的物質(zhì)分別歸組，酸給出質(zhì)子數(shù)=堿得到質(zhì)子數(shù)，參考水平組分不在平衡式中出現(xiàn)。4.3.1質(zhì)子平衡式2022/11/1051第四章酸堿平衡與酸堿滴定質(zhì)子平衡式質(zhì)子條件式（PBE）（2）例：寫出NH4HCO3的PBE零水準(zhǔn)：PBE：例：寫出NaH2PO4的PBE零水準(zhǔn)：PBE：質(zhì)子條件式（PBE）（2）例：寫出NH4HCO3的PBE例：2022/11/1153第四章酸堿平衡與酸堿滴定一元弱酸水溶液HAc水溶液：參考水準(zhǔn)：HAc、H2O質(zhì)子平衡式：2022/11/1053第四章酸堿平衡與酸堿滴定一元弱酸水2022/11/1154第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaAc水溶液一元弱堿水溶液2022/11/1054第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaAc水2022/11/1155第四章酸堿平衡與酸堿滴定多元弱酸水溶液H2S水溶液2022/11/1055第四章酸堿平衡與酸堿滴定多元弱酸水2022/11/1156第四章酸堿平衡與酸堿滴定兩性物質(zhì)水溶液Na2HPO4水溶液2022/11/1056第四章酸堿平衡與酸堿滴定兩性物質(zhì)水2022/11/1157第四章酸堿平衡與酸堿滴定HCl+HAc混合溶液2022/11/1057第四章酸堿平衡與酸堿滴定HCl+2022/11/1158第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3.2一元弱酸水溶液酸度的計算溶液中平衡：質(zhì)子平衡式：2022/11/1058第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3.22022/11/1159第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1059第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1160第四章酸堿平衡與酸堿滴定近似式最簡式2022/11/1060第四章酸堿平衡與酸堿滴定近似式最簡2022/11/1161第四章酸堿平衡與酸堿滴定一元弱酸水溶液c(H+)計算公式：一元弱堿水溶液c(OH)計算與弱酸類似，只需將c(H+)c(OH)；cacb；KaKb2022/11/1061第四章酸堿平衡與酸堿滴定一元弱酸水2022/11/1162第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：因為所以例4-3

已知KHAc=1.8105，計算0.10molL1HAc溶液的pH值與HAc的解離度。2022/11/1062第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：因為例2022/11/1163第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：因為

所以例4-4計算0.10molL1CHCl2COOH(二氯代乙酸)溶液的pH？已知CHCl2COOH的Ka=5.0102。2022/11/1063第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：因為例2022/11/1164第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-5

已知Kb(NH3H2O)=1.8105，計算0.050molL1NH4Cl溶液的pH值。2022/11/1064第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-2022/11/1165第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-6

已知KHAc=1.8105，計算0.10molL1NaAc溶液的pH值。2022/11/1065第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-2022/11/1166第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-7

已知pKHCN=9.21，計算1.0106molL1HCN溶液的pH值。2022/11/1066第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-2022/11/1167第四章酸堿平衡與酸堿滴定

多元弱酸分步解離，一般有：可按一元弱酸處理。當(dāng)當(dāng)4.3.3多元弱酸(堿)水溶液酸度計算2022/11/1067第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/1168第四章酸堿平衡與酸堿滴定多元弱堿溶液2022/11/1068第四章酸堿平衡與酸堿滴定多元弱堿溶2022/11/1169第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-8

已知H2C2O4的Ka1=5.37102，Ka2=5.37105，計算0.10molL1H2C2O4溶液的pH值。2022/11/1069第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-2022/11/1170第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-9

已知H2CO3的Ka1=4.17107，Ka2=5.621011，計算0.10molL1Na2CO3溶液的pH值。2022/11/1070第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-2022/11/1171第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3.4兩性物質(zhì)的水溶液

(酸式鹽和弱酸弱堿鹽)1.酸式鹽(NaHA)存在平衡：PBE：2022/11/1071第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3.42022/11/1172第四章酸堿平衡與酸堿滴定整理2022/11/1072第四章酸堿平衡與酸堿滴定整理2022/11/1173第四章酸堿平衡與酸堿滴定弱酸鹽水溶液：弱酸弱堿鹽溶液

Ka>Kb,呈酸性；

Ka<Kb,呈堿性。兩性物質(zhì)水溶液2022/11/1073第四章酸堿平衡與酸堿滴定弱酸鹽水溶2022/11/1174第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-10

已知H2CO3的Ka1=4.17107，Ka2=5.621011，計算0.10molL1NaHCO3溶液的pH值。2022/11/1074第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：例4-2022/11/1175第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.同離子效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)含有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。4.3.5酸堿平衡的移動2022/11/1075第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.同離子2022/11/1176第四章酸堿平衡與酸堿滴定同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)1)同離子效應(yīng)解：0.1000.10例4-11已知0.10molL1HAc溶液的H+濃度為1.3103molL1，解離度為1.3%，pH為2.89。在其中加入固體NaAc,使其濃度為0.10molL1，求此混合溶液中H+濃度，HAc的解離度及溶液的pH值。2022/11/1076第四章酸堿平衡與酸堿滴定同離子效應(yīng)2022/11/1177第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.10molL1HAcc(H+)/molL1/%未加NaAc時1.331031.33加入NaAc后1.81051.81022022/11/1077第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.10m2022/11/1178第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.10molL1HAcc(H+)/molL1/%未加NaCl時1.331031.33加入NaCl后1.821031.82

在弱電解質(zhì)溶液中加入強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度增大的現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。2)鹽效應(yīng)產(chǎn)生同離子效應(yīng)的同時，必然伴隨鹽效應(yīng)的發(fā)生，但同離子效應(yīng)要大得多，二者共存時，常忽略鹽效應(yīng)，只考慮同離子效應(yīng)。2022/11/1078第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.10m2022/11/1179第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.同離子效應(yīng)的應(yīng)用2022/11/1079第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.同離2022/11/1180第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.飽和H2S溶液的濃度為0.1molL1；2.所以，表明可以通過控制溶液的酸度達到控制s2濃度的目的；3.必須注意，此式并不表示H2S發(fā)生一步解離產(chǎn)生了2個H+和1個S2，也不表示溶液中不存在HS。2022/11/1080第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.飽和H2022/11/1181第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-12H2S是一個二元弱酸，其解離常數(shù)Ka1=1.1107、Ka2=1.31013。計算0.10molL1H2S溶液中各種離子的平衡濃度？解：已知H2SH++HS(1)；HSH++S2(2)

Ka1/Ka2=1.1107/1.31013>101.6，可按一元弱酸處理。又因ca/Ka1>500，caKa1

>20Kw

，可采用近似式計算：按一元弱酸處理：c(HS)

c(H+)=1.0104(molL1)注意：實際c(H+)>1.0104而c(HS)<1.0104

。

(1)+(2)：H2S2H++S2

K=Ka1Ka2=1.351020cac(H2S)=0.10molL1

c(S2)Ka2

2022/11/1081第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-122022/11/1182第四章酸堿平衡與酸堿滴定

4.3.6溶液酸度的測試

1.酸堿指示劑原理2022/11/1082第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.3.2022/11/1183第四章酸堿平衡與酸堿滴定呈現(xiàn)[ＨIn]酸色呈現(xiàn)[In－]堿色呈現(xiàn)過渡色2022/11/1083第四章酸堿平衡與酸堿滴定呈現(xiàn)[ＨI2022/11/1184第四章酸堿平衡與酸堿滴定顯過渡色顯酸色顯堿色指示劑理論變色范圍：2022/11/1084第四章酸堿平衡與酸堿滴定顯過渡色顯2022/11/1185第四章酸堿平衡與酸堿滴定酚酞結(jié)構(gòu)(多元酸)pH<8.1無色pH>10.1紅色2022/11/1085第四章酸堿平衡與酸堿滴定酚酞結(jié)構(gòu)(2022/11/1186第四章酸堿平衡與酸堿滴定甲基橙結(jié)構(gòu)(有機堿)堿性酸性pH<2.4紅色pH>4.4黃色2022/11/1086第四章酸堿平衡與酸堿滴定甲基橙結(jié)構(gòu)2022/11/1187第四章酸堿平衡與酸堿滴定

2.4——4.4

紅色—黃色一些常見酸堿指示劑的變色范圍

2022/11/1087第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.42022/11/1188第四章酸堿平衡與酸堿滴定8.1——10.1無色—紅色2022/11/1088第四章酸堿平衡與酸堿滴定8.1——2022/11/1189第四章酸堿平衡與酸堿滴定常用單一酸堿指示劑

(要記住)甲基橙甲基紅酚酞3.14.44.46.28.010.02022/11/1089第四章酸堿平衡與酸堿滴定常用單一酸2022/11/1190第四章酸堿平衡與酸堿滴定終點顏色變化無色→有色，淺色→有色例：酸滴定堿→選甲基橙

堿滴定酸→選酚酞3.14.48.010.02022/11/1090第四章酸堿平衡與酸堿滴定終點顏色變2022/11/1191第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿指示劑理論變色范圍為影響酸堿指示劑變色范圍的一些因素a.人眼對顏色的敏感程度不同

b.溫度、溶液以及一些強電解質(zhì)的存在

c.指示劑的用量

d.混合指示劑(變化范圍越窄越好)2022/11/1091第四章酸堿平衡與酸堿滴定酸堿指示劑2022/11/1192第四章酸堿平衡與酸堿滴定定義：在含有共軛酸堿對(弱酸－弱酸鹽或弱堿－弱堿鹽)的混合溶液中加入少量強酸或強堿或稍加稀釋，溶液的pH值基本上無變化，這種具有保持溶液pH值相對穩(wěn)定性能的溶液稱為緩沖溶液。如：4.5緩沖溶液2022/11/1092第四章酸堿平衡與酸堿滴定定義：4.2022/11/1193第四章酸堿平衡與酸堿滴定50mLH2O,pH=7.025mL0.1mol/LHAc和25mL0.1mol/LNaAcpH=4.760.05mL1.0molL1HClpH7.03.0pH4.754.4緩沖溶液0.05mL1.0molL1HCl2022/11/1093第四章酸堿平衡與酸堿滴定50mL2022/11/1194第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.5.1緩沖作用原理25mL0.1molL1HAc和25mL0.1molL1NaAc的混合溶液為什么具有緩沖能力呢？1.當(dāng)加入少量強酸時，平衡左移，Ac－是抗酸部分2.當(dāng)加入少量強堿時，平衡右移，HAc是抗堿部分2022/11/1094第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.5.12022/11/1195第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.5.2.緩沖溶液pH的計算以弱酸HB及共軛堿B為例若為弱堿及其共軛酸，只要將

pHpOH；KaKb；

cacb；cbca即可。共軛酸濃度共軛堿濃度2022/11/1095第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.5.22022/11/1196第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：已知

或例4-13有50mL含有0.20molL1NH3水和0.10molL1NH4+的緩沖溶液，求該緩沖溶液的pH值。

2022/11/1096第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：已知例2022/11/1197第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-14有50mL含有0.10molL1HAc和0.10molL1NaAc的緩沖溶液，求：1.該緩沖溶液的pH值；

2.加入1.0molL1的HCl0.1mL后，溶液的pH值。解：1.2.

2022/11/1097第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-142022/11/1198第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：反應(yīng)后系統(tǒng)為：HAc+NaAc例4-1590mL0.010molL1HAc和30mL0.010molL1NaOH混合后，溶液的pH為多少？2022/11/1098第四章酸堿平衡與酸堿滴定解：反應(yīng)后2022/11/1199第四章酸堿平衡與酸堿滴定緩沖容量最大配制緩沖溶液時，應(yīng)使共軛酸堿的濃度比接近于1，這樣緩沖容量最大，所以應(yīng)選擇pKa(pKb)最接近于所配溶液的pH(pOH)的緩沖體系最好。4.5.3.緩沖容量緩沖范圍2022/11/1099第四章酸堿平衡與酸堿滴定緩沖容量最2022/11/11100第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.5.4.重要緩沖溶液

pH標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液pH標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液pH標(biāo)準(zhǔn)值(>5℃)0.034molL1飽和酒石酸氫鉀3.560.025molL1鄰苯二甲酸氫鉀4.010.025molL1KH2PO4-0.025molL1Na2HPO46.860.01molL1硼砂9.182022/11/10100第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.5.2022/11/11101第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-16今有三種酸(CH3)2AsO2H、ClCH2COOH、CH3COOH，它們的

Ka分別為6.4107、1.4105、1.76105，試問：欲配制pH=6.50的緩沖溶液，采用哪種酸最好？需要多少克這種酸和多少克NaOH以配制1.00L緩沖溶液，其中酸和它的對應(yīng)鹽的總濃度等于1.00molL1

？解：(CH3)2AsO2H

pKa=lg6.4107=6.19ClCH2COOHpKa=lg1.4105=4.85CH3COOHpKa=lg1.76105=4.75

顯然(CH3)2AsO2H的

pKa更接近所需pH，應(yīng)選(CH3)2AsO2H。

加入NaOH

加入(CH3)2AsO2H2022/11/10101第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-12022/11/11102第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.6弱酸(堿)溶液中各型體的分布4.6.1一元弱酸(堿)溶液分析濃度：平衡時各型體的總濃度。分布分?jǐn)?shù)：平衡時某型體在分析濃度中所占分?jǐn)?shù)，用

表示。對一元弱酸：HAH++A

分析濃度：c=c(HA)+c(A)

分布分?jǐn)?shù)：HA+=12022/11/10102第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.62022/11/11103第四章酸堿平衡與酸堿滴定HAc和Ac的δ-pH圖分布曲線：

-pH圖2022/11/10103第四章酸堿平衡與酸堿滴定HAc和2022/11/11104第四章酸堿平衡與酸堿滴定由公式可知：(1)KHA為常數(shù)，c(H+)，，HA；(2)當(dāng)KHA=c(H+)時，=HA=50%，pH=pKHA；

pH<pKHA，<HA；

pH>pKHA，>HA；(3)定性分析定量計算2022/11/10104第四章酸堿平衡與酸堿滴定由公式可2022/11/11105第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-17

計算pH=4.00時，濃度為0.10molL1HAc溶液中，HAc和Ac－的分布分?jǐn)?shù)和平衡濃度。解：2022/11/10105第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-12022/11/11106第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-18

在0.010molL1NH4Cl溶液中加入等體積的2.0molL1NaOH溶液，求平衡時銨離子的濃度？解：2022/11/10106第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-12022/11/11107第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.6.2多元弱酸(堿)溶液對二元弱酸：2022/11/10107第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.6.2022/11/11108第四章酸堿平衡與酸堿滴定酒石酸的δ-pH圖當(dāng)時，以H2A為主當(dāng)時，以HA為主；當(dāng)時，以A2為主2022/11/10108第四章酸堿平衡與酸堿滴定酒石酸的2022/11/11109第四章酸堿平衡與酸堿滴定對三元弱酸：2022/11/10109第四章酸堿平衡與酸堿滴定對三元弱2022/11/11110第四章酸堿平衡與酸堿滴定

H3PO4的δ-pH圖2022/11/10110第四章酸堿平衡與酸堿滴定H3P2022/11/11111第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.7酸堿滴定法4.7.1酸堿滴定曲線1.強堿滴定強酸或強酸滴定強堿

以0.1000molL1NaOH溶液滴定20.00mL同濃度的HCl溶液滴定前：c(H+)=0.1000molL1，pH=1.00滴定開始至化學(xué)計量點前：

如滴入NaOH19.98mLpH=4.302022/11/10111第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.72022/11/11112第四章酸堿平衡與酸堿滴定化學(xué)計量點：c(H+)=1.0107molL1，pH=7.00

化學(xué)計量點后：

HCl已被完全中和，按過量的NaOH計算

如過量0.02mLNaOH

NaOH從計量點前差0.02mL到計量點后過量pH0.02mL，溶液的pH：滴定突躍：通常把化學(xué)計量點前后滴定劑在0.1%時溶液pH的急劇變化范圍稱為滴定突躍。2022/11/10112第四章酸堿平衡與酸堿滴定化學(xué)計量2022/11/11113第四章酸堿平衡與酸堿滴定滴入NaOH的體積/mL剩余HCl的體積/mL過量NaOH的體積/mLpH0.0020.001.0018.002.002.2819.800.203.3019.980.02

4.30(A)20.000.007.0020.020.02

9.70(B)20.200.2010.7022.002.0011.6840.0020.0012.520.1000molL1NaOH溶液滴定20.00mL同濃度HCl溶液

突躍范圍2022/11/10113第四章酸堿平衡與酸堿滴定滴入Na2022/11/11114第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.1000molL1NaOH溶液滴定20.00mL同濃度HCl溶液的滴定曲線2022/11/10114第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.102022/11/11115第四章酸堿平衡與酸堿滴定影響滴定突躍的因素用不同濃度的NaOH溶液滴定不同濃度HCl溶液的滴定曲線8.0—10.0

無—紅3.1—4.4紅—黃4.4—6.2

紅—黃pH4.3—9.7pH5.3—8.7pH3.3—10.72022/11/10115第四章酸堿平衡與酸堿滴定影響滴定2022/11/11116第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.滴定突躍

滴定劑在計量點前不足0.1%和計量點后過量0.1%引起的溶液pH值的突變。2.選擇指示劑的依據(jù)

滴定突約的pH值變化范圍。指示劑變色點(滴定終點)與化學(xué)計量點并不一定相同，但相差不超過0.02mL，相對誤差不超過0.1%。3.濃度對滴定曲線的影響

濃度越大，滴定突躍越大。討論：2022/11/10116第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.滴定2022/11/11117第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.強堿滴定一元弱酸

以0.1000molL1NaOH溶液滴定20.00mL同濃度的HAc溶液滴定前：

pH=2.89(與強酸比較，起始pH)滴定開始至化學(xué)計量點前：加入NaOH形成HAc～NaAc緩沖系統(tǒng)：如滴入NaOH19.98mL

計量點：全部中和，系統(tǒng)為NaAc溶液

pH=8.72此時溶液已呈堿性2022/11/10117第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.強2022/11/11118第四章酸堿平衡與酸堿滴定

化學(xué)計量點后：

系統(tǒng)為NaOH+NaAc溶液，按強堿NaOH計算。若NaOH過量0.1%(0.02mL)：pH=9.70突躍范圍：

pH=7.74～9.70討論：滴加體積：0～19.98mL；pH=7.742.89=4.85

滴加體積：19.98-20.02mL；pH=9.707.74=1.96

滴定開始點pH抬高，滴定突躍范圍變小(pH從5.4到1.94)2022/11/10118第四章酸堿平衡與酸堿滴定化學(xué)計2022/11/11119第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaOH溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲線2022/11/10119第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaOH2022/11/11120第四章酸堿平衡與酸堿滴定

討論：化學(xué)計量點后酸度主要由過量堿的濃度所決定。強堿滴定弱酸滴定突躍明顯減小。被滴定的酸愈弱，Ka，滴定突躍，甚至沒有明顯的突躍。當(dāng)ca為0.10molL1，Ka109的弱酸就不能直接滴定?；瘜W(xué)計量點前曲線的轉(zhuǎn)折不如前一種類型的明顯。這原因主要是緩沖系統(tǒng)的形成。化學(xué)計量點不是中性，而是弱堿性。只能選擇那些在弱堿性區(qū)域內(nèi)變色的指示劑。例如酚酞，變色范圍pH=8.0～10.0，滴定由無色→粉紅色，也可選擇百里酚藍。

2022/11/10120第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/11121第四章酸堿平衡與酸堿滴定一元弱酸(堿)準(zhǔn)確滴定的判據(jù)要使終點誤差0.2%2022/11/10121第四章酸堿平衡與酸堿滴定一元弱酸2022/11/11122第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.1mol·L-1HClNH30.1mol·L1pKb=4.75050

100150200%

6.254.305.286.24.43.1pHNaOHNH3突躍處于弱酸性,選甲基紅或甲基橙作指示劑.強酸滴定弱堿8.02022/11/10122第四章酸堿平衡與酸堿滴定0.1m2022/11/11123第四章酸堿平衡與酸堿滴定3.多元酸、混酸及多元堿的滴定第一、能否分步滴定或分別滴定；第二、滴定曲線的計算較復(fù)雜，需由實驗得到；第三、滴定突躍相對較小，一般允許誤差較大。2022/11/10123第四章酸堿平衡與酸堿滴定3.多2022/11/11124第四章酸堿平衡與酸堿滴定能否準(zhǔn)確滴定：能否分步滴定：(允許誤差1%)能否分別滴定：(允許誤差1%)準(zhǔn)確滴定條件2022/11/10124第四章酸堿平衡與酸堿滴定能否準(zhǔn)確2022/11/11125第四章酸堿平衡與酸堿滴定

以0.10molL1NaOH溶液滴定同濃度的H3PO4溶液為例。H3PO4在水溶液中存在H3PO4、H2PO4、HPO42、PO43，分布曲線見圖4-3。計算可得在pH=4.7，(H2PO4)=99.4%，(H3PO4)=(HPO42)=0.3%即在pH4.7時，H3PO4還剩0.3%，已有0.3%的H2PO4被中和為HPO42了。說明多元酸的中和存在交叉現(xiàn)象。已知H3PO4的各級解離常數(shù)：pKa1=2.12，pKa2=7.20，pKa3=12.36。caKa1108,caKa2108，Ka1/Ka2104，caKa3<<108，H3PO4、H2PO4可以分步滴定，有兩個較為明顯的滴定突躍。HPO42不能準(zhǔn)確滴定。對多元弱酸：一般最多有兩個突躍。2022/11/10125第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/11126第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaOH滴定H3PO4溶液的滴定曲線第一化學(xué)計量點

為H2PO4可選擇甲基橙為指示劑。第二化學(xué)計量點

為HPO42可選擇酚酞(變色點pH9)為指示劑，最好用百里酚酞(變色點pH10)。2022/11/10126第四章酸堿平衡與酸堿滴定NaOH2022/11/11127第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-20：0.1molL1氯乙酸(Ka=1.4103)和0.1molL1乙酸(Ka=1.8105)的混合溶液能否分別滴定？解：

但不能分步滴定，但可以一步同時滴定，測定總酸。混酸：(強酸+弱酸)情況較復(fù)雜，考慮(弱酸HA+弱酸HB)。分別滴定的條件為：(cHAKHA)/(cHBKHB)104且同時滿足cHAKHA108，cHBKHB108。2022/11/10127第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-22022/11/11128第四章酸堿平衡與酸堿滴定多元堿的滴定多元堿滴定與多元酸類似如：0.15molL1HCl溶液滴定20.00mL同濃度的Na2CO3；已知：基本能分步滴定。第一化學(xué)計量點：CO32HCO3第二化學(xué)計量點：HCO3H2CO3

c(H2CO3)飽和=0.040molL1

2022/11/10128第四章酸堿平衡與酸堿滴定多元堿的2022/11/11129第四章酸堿平衡與酸堿滴定HCl溶液滴定Na2CO3溶液的滴定曲線注意：滴定過程中生成的H2CO3轉(zhuǎn)化為CO2較慢，易形成CO2的飽和溶液，使溶液酸度增大，終點過早出現(xiàn)。在滴定至終點時應(yīng)劇烈搖動溶液，使CO2盡快逸出。2022/11/10129第四章酸堿平衡與酸堿滴定HCl溶2022/11/11130第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.7.2.酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定酸堿滴定中最常用的標(biāo)準(zhǔn)溶液是：0.10molL1

HCl、0.10molL1

NaOH1.HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液先粗配，再標(biāo)定?；鶞?zhǔn)物：無水碳酸鈉和硼砂無水碳酸鈉采用甲基橙-靛藍指示劑優(yōu)點：價格便宜缺點：吸濕性強，摩爾質(zhì)量小，稱量誤差大硼砂Na2B4O710H2O甲基紅作指示劑優(yōu)點：摩爾質(zhì)量大缺點：易風(fēng)化，需保存在相對濕定為60%的恒濕器中

2022/11/10130第四章酸堿平衡與酸堿滴定4.7.2022/11/11131第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液

NaOH具有很強的吸濕性，又易吸收空氣中的CO2，與HCl類似，不能直接配制標(biāo)準(zhǔn)溶液，可用基準(zhǔn)物質(zhì)草酸、鄰苯二甲酸氫鉀等標(biāo)定。草酸(H2C2O42H2O)Ka1=5.37102，Ka2=6.1105,Ka1/Ka2<104，只能一次性滴定至C2O42，選用酚酞作指示劑。草酸穩(wěn)定性較高，但其摩爾質(zhì)量(126.07gmol1)不太大，為減少稱量誤差，可以多稱一些草酸配成較大濃度的溶液，標(biāo)定時，移取部分溶液。鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)易溶于水，不含結(jié)晶水，在空氣中不吸水，易保存，摩爾質(zhì)量較大(204.2gmol1)，是標(biāo)定堿液的良好基準(zhǔn)物質(zhì)。由于Ka2=3.9106，滴定產(chǎn)物為鄰苯二甲酸鉀鈉，呈弱堿性，采用酚酞作指示劑。2022/11/10131第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.N2022/11/11132第四章酸堿平衡與酸堿滴定

NaOH強烈吸收空氣中的CO2，在NaOH溶液中常含有少量的Na2CO3。用該NaOH溶液作標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定時，若用甲基橙或甲基紅作指示劑，則其中的Na2CO3被中和至CO2+H2O；若用酚酞作指示劑，則其中的Na2CO3僅被中和至NaHCO3，這樣就使滴定引進誤差。此外，在蒸餾水中也含有CO2，形成H2CO3，能與NaOH反應(yīng)，但反應(yīng)速度不太快。當(dāng)用酚酞作指示劑時，常使滴定終點不穩(wěn)定，稍放置，粉紅色褪去，這是由于CO2不斷轉(zhuǎn)化為H2CO3，直至溶液中CO2

轉(zhuǎn)化完畢為止。因此當(dāng)選用酚酞作指示劑，需煮沸蒸餾水以消除CO2的影響。2022/11/10132第四章酸堿平衡與酸堿滴定2022/11/11133第四章酸堿平衡與酸堿滴定

1.直接法工業(yè)純堿、燒堿以及Na3PO4等產(chǎn)品組成大多都是混合堿，它們的測定方法有多種。例如工業(yè)純堿，其組成形式可能是純Na2CO3或是Na2CO3+NaOH；或是Na2CO3+NaHCO3。可用雙指示劑法測定。用HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定混合堿至酚酞的粉紅色剛好消失為終點，滴定劑體積記為V1，此時剛把系統(tǒng)中的NaOH(如果存在的話)全部中和，同時把Na2CO3(如果存在的話)中和到NaHCO3。加入甲基橙作指示劑，繼續(xù)用HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至橙色為終點，滴定劑體積為V2。V2僅是滴定NaHCO3所消耗的HCl體積。然后根據(jù)體積數(shù)計算出各組分含量。4.6.3.酸堿滴定應(yīng)用示例2022/11/10133第四章酸堿平衡與酸堿滴定1.2022/11/11134第四章酸堿平衡與酸堿滴定體積關(guān)系存在的組分V1=0,V2≠0NaHCO3V1≠0,V2=0NaOHV1=V2Na2CO3V1>V2NaOH(V1V2)+Na2CO3(2V2)V1<V2Na2CO3(V1)+NaHCO3(V2V1)2022/11/10134第四章酸堿平衡與酸堿滴定體積關(guān)系2022/11/11135第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-21

某純堿試樣1.000g，溶于水后，以酚酞為指示劑，耗用0.2500molL1HCl溶液20.40mL；再以甲基橙為指示劑，繼續(xù)用0.2500molL1HCl溶液滴定，共耗去48.86mL，求試樣中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)。解：分析：以酚酞為指示劑時，耗去HCl溶液V1=20.40mL，而用甲基橙為指示劑時，耗用同濃度HCl溶液V2=48.8620.40=28.46mL。V2>V1，可見試樣為Na2CO3+NaHCO3。2022/11/10135第四章酸堿平衡與酸堿滴定例4-22022/11/11136第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.間接法

許多不能直接滴定條件的酸、堿物質(zhì)，如NH4+、ZnO、Al2(SO4)3以及許多有機物質(zhì)，都可以考慮采用間接法滴定。如NH4+，pKa=9.25，是一種很弱的酸，在水溶液系統(tǒng)中不能直接滴定，但可用間接法測定。如蒸餾法、甲醛法等。其中蒸餾法是根據(jù)以下反應(yīng)進行的：`NH4+(aq)+OH(aq)NH3(g)+H2O(l)NH3(g)+HCl(aq)NH4+(aq)+Cl-NaOH(aq)+HCl(aq)(剩余)NaCl(aq)+H2O(l)蒸餾法準(zhǔn)確度較高，但實驗麻煩、費時。甲醛法較簡單，但誤差較大，在要求不高時可用此法：4NH4++6HCHO(CH2)6N4H++3H++6H2OKa((CH2)6N4H+)=7.1106可以酚酞為指示劑用NaOH直接滴定。混酸：NaOH可全部滴定2022/11/10136第四章酸堿平衡與酸堿滴定2.間2022/11/11137第四章酸堿平衡