强酸强碱滴定
滴定分析法的分类与滴定方式
滴定分析法的分类与滴定方式
4. 沉淀滴定法
沉淀滴定法是一类以沉淀反应为基础的滴定分析法。最常用 的是生成银盐沉淀的反应，即“银量法”，具体反应式如下：
滴定分析法的分类与滴定方式
二、 滴定方式
1. 直接滴定法
直接滴定法是滴定分析中最常用和最基本的滴定方法。用 于直接滴定的反应必须具备以下三个条件：
滴定分析法的分类与滴定方式
3. 置换滴定法
对于不按一定反应式进行反应或伴有副反应的， 可先用适当试剂与被测物质反应，使被测物质被定量 地置换成另一可直接滴定的物质，再用标准溶液滴定 此物质，这就是置换滴定法。例如，Na2S2O3不能直接 滴定K2Cr2O7或其他强氧化剂，因为这些强氧化剂不仅 将S2O2-3氧化为S4O2-6，还会部分将其氧化为SO2-4，使得 它们之间没有确定的化学计量关系。但若在酸性 K2Cr2O7溶液中加入过量KI，K2Cr2O7与KI定量反应后生 成的I2，就可以用Na2S2O3标准溶液直接滴定。
（1）反应必须定量完成，通常要求反应达到计量点时， 反应完全的程度应达到99.9%以上，且无副反应。
（2）反应速率要快，若速率较慢，可ห้องสมุดไป่ตู้通过加热、加催 化剂等方法提高反应速率。
（3）必须有适当的方法确定终点。 凡是能满足上述要求的反应，都可用标准溶液直接滴定被 测物质。例如,用HCl滴定NaOH，用K2Cr2O7滴定Fe2+等。
滴定分析法的分类与滴定方式
2. 返滴定法
当反应较慢或反应物是固体时，加入符合化学计量关 系的滴定剂，常不能立即完成反应。此时可以先加入一定 量的过量滴定剂，使反应加速，待反应完全后，再用另一 种标准溶液滴定剩余的滴定剂，这种滴定方法称为返滴定 法或回滴法。例如,Al3+与EDTA配位反应速率很慢，可向 Al3+溶液中加入已知过量的EDTA标准溶液并加热，待Al3+ 与EDTA反应完全后，用标准Zn2+或Cu2+溶液滴定剩余的 EDTA。
实验活动12——强酸与强碱的中和滴定
实验活动12——强酸与强碱的中和滴定[实验操作]1.滴定前的准备阶段(1)检漏：检查滴定管是否漏水具体方法：酸式滴定管：将滴定管加水，关闭活塞，观察活塞部位有无漏水；若有，涂上适量凡士林。
碱式滴定管：将滴定管加水，观察橡皮管连接处有无漏水。
若有，必须更换橡皮管。
(2)洗涤：先用蒸馏水洗涤滴定管，再用待装液润洗。
锥形瓶用蒸馏水洗净即可，不需润洗，也不需烘干。
(3)量取：用碱式滴定管量出一定体积的未知浓度的NaOH溶液。
赶走气泡(如右图)，调整液面到0刻度线，注入锥形瓶中，并往锥形瓶中滴加几滴酚酞，现象为溶液变为红色。
向酸式滴定管中加入标准溶液盐酸，先使液面在0刻度线以上，赶走气泡后，使液面恰好在0刻度线上或0刻度线以下，记录读数V1，读至小数点后第2位。
2.滴定阶段(1)把锥形瓶放在酸式滴定管的下面，将滴定管中溶液逐滴滴入锥形瓶中，滴定时，右手振荡锥形瓶，左手控制滴定管活塞，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化，直到滴入一滴盐酸后溶液由红色变成无色，且半分钟内溶液颜色不发生变化。
此时，氢氧化钠恰好完全被盐酸中和，达到滴定终点。
记录滴定后液面刻度V2。
(2)把锥形瓶内的溶液倒入废液缸，用蒸馏水把锥形瓶洗干净，重复上述操作2～3次。
3.数据处理注意：取多次测定数值的平均值，计算待测液的物质的量浓度。
若标准盐酸的物质的量浓度是0.100 mol/L，则待测NaOH溶液的物质的量浓度为0.100 mol/L。
[实验拓展]氧化还原滴定法和沉淀滴定法1.氧化还原滴定法是指氧化剂与还原剂之间的相互滴定，该滴定方法在仪器使用、实验操作上与中和滴定一样，常见的试剂有KMnO4、I2、铁盐等。
2.沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。
生成沉淀的反应很多，但符合定量分析条件的却很少。
实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－、SCN－和Ag＋。
银量法共分三种，而前两种在近几年高考中多次呈现。
强碱滴定弱酸和强酸滴定弱碱知识讲解
2）滴定开始至计量点前：
溶液中未反应的HAc和反应产物Ac-同时存在，组成一 缓 冲体系。
pH pKlg[Ac] [HA]c
例如，当滴定NaOH 19.98mL时，[HAc]决定剩余HAc的体积
V剩H 余 A c2.0 0V 加N 入 aOH
[ H p ] A V H 剩 2 p.H 0 aK 0 c 余 A l1 0 0 .g 1 [ [.H 9 A c9 0 ] ] c 8 A 0 . 4 0 .0 7 3 c . 0 9 2 4 .l0 1 9 g 5 5 ..8 0 0 0 5 0 3 1 1 .0 0 5 2 0 0 1 3 7 0 .5 7 m 0 4 /L ol [A ]c 0 .10 10 .9 90 8 5 .0 0 1 2 0 m/L ol 2.0 0 0 1.9 98
c. Csp≥4×10-4mol/L。
(四) 对弱酸(或弱碱)强化的办法
有机络合剂强化弱酸的滴定 金属离子强化弱酸的滴定 沉淀反应强化弱酸的滴定 氧化还原反应强化弱酸的滴定
例如：NaOH滴定极弱的硼酸（H3BO3）
硼酸在水溶液中发生解离:
H 3 B O 4
H + + H 2 B O 3 - Ka=5.8×10-10
返回
例如：用NaOH滴定H3PO4 由于第二级解离产生的HPO42-是极弱的酸(Ka3= 4.4×10-13), 不能以NaOH简单地实现第三级直接准确滴定，只能按二元 酸被滴定。
如果加入适当过量的CaCl2溶液,可定量发生如下反应:
2 H P O 4 2 - + 3 C a 2 +
C a 3 ( P O 4 ) 2 ↓ + 2 H +
[H]B[B]
酸碱滴定法
[H ] + CNaOH = [OH ] + CHCl
CNaOH − CHCl = [OH − ] − [H + ]
[OH - ] − [H + ] TE% = ×100% Csp
+
−
例2 求用0.1000mol/L NaOH滴定0.1000mol/LHCl 至pH＝4.0（用甲基橙作指示剂）和pH＝9.0（用酚 酞作指示剂）时的终点误差。 解：（1）终点pH＝4.0： ［H+］＝1.0×10-4mol/L； ［OH-］＝1.0×10-10mol/L； C＝0.1000/2＝0.05000mol/L
pOH＝4.30 pH＝9.70
强酸与弱酸滴定曲线比较： （1）滴定曲线的起点 （2）滴定曲线的形状 （3）突跃范围
突跃范围的影响因素：Ka；酸的浓度 对于弱酸的滴定，要求 CaKa≥10-8
（二）强酸滴定弱碱 ：HCl滴定NH3·H2O
弱碱的CbKb≥10-8时，才能用强酸准确滴 定。
同理可得，强酸滴定弱碱时的终点误差为 ：
[H ] − [BOH] ×100% TE% = Csp
+
第六节 应用与示例
一、酸碱标准溶液及其基准物 酸标准溶液 盐酸、硫酸 无水碳酸钠或硼砂 碱标准溶液 NaOH、KOH 邻苯二甲酸氢钾、草酸
二、应用实例 （一）混合碱的测定 （1）双指示剂法： 以酚酞为指示剂（V1） Na2CO3→NaHCO3 NaOH全部被中和 再加入甲基橙指示剂（V2） NaHCO3→H2CO3
[HAc]=δ HAc Csp [H + ] Csp = + K a +[H ] 1.0 ×10−8 = × 0.05000 −8 −5 1.0 × 10 +1.76 × 10 =2.8 × 10-5 mol / L
《强酸与强碱的中和滴定》 讲义
《强酸与强碱的中和滴定》讲义一、中和滴定的原理在化学中，中和滴定是一种定量分析方法，用于测定未知浓度的酸（或碱）溶液的浓度。
其原理基于酸碱中和反应，即酸和碱按照一定的化学计量关系相互作用，生成盐和水。
以强酸（HCl）和强碱（NaOH）的中和反应为例：HCl ＋ NaOH ＝NaCl ＋ H₂O。
在这个反应中，酸和碱的物质的量之比是 1:1。
这意味着，如果我们知道了其中一种溶液（酸或碱）的准确浓度和体积，以及恰好完全中和时所用另一种溶液的体积，就可以通过化学计量关系计算出未知溶液的浓度。
二、中和滴定的仪器和试剂1、仪器酸式滴定管和碱式滴定管：用于准确量取酸和碱溶液的体积。
酸式滴定管用于盛装酸性溶液和氧化性溶液，碱式滴定管用于盛装碱性溶液。
锥形瓶：用于盛装被滴定的溶液。
铁架台、滴定管夹：用于固定滴定管。
烧杯：用于盛装蒸馏水、冲洗滴定管等。
2、试剂标准溶液：已知准确浓度的溶液，通常称为“滴定剂”。
例如，已知浓度的盐酸可以作为标准溶液来滴定未知浓度的氢氧化钠溶液。
待测溶液：浓度未知，需要通过滴定来测定其浓度的溶液。
指示剂：用于指示滴定终点。
在强酸与强碱的滴定中，常用的指示剂有酚酞和甲基橙。
酚酞在碱性溶液中呈红色，在酸性和中性溶液中无色；甲基橙在酸性溶液中呈红色，在碱性溶液中呈黄色。
三、中和滴定的操作步骤1、准备阶段检漏：检查滴定管是否漏水。
洗涤：先用蒸馏水洗涤滴定管，然后分别用待装溶液润洗 2 3 次。
装液：将标准溶液和待测溶液分别装入相应的滴定管中，使液面位于“0”刻度或“0”刻度以下，并调整液面至“0”刻度或某一刻度。
赶气泡：对于酸式滴定管，轻轻转动活塞，使溶液迅速流出，赶出气泡；对于碱式滴定管，将橡胶管弯曲，向上挤压玻璃球，赶出气泡。
2、滴定阶段将锥形瓶放在滴定管下方，向锥形瓶中加入一定量的待测溶液，并滴入 2 3 滴指示剂。
左手控制滴定管的活塞（酸式滴定管）或玻璃球（碱式滴定管），右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
强酸强碱的中和滴定实验报告
强酸强碱的中和滴定实验报告
一、实验目的：
通过强酸和强碱的中和滴定实验，了解酸碱反应的特点，掌握滴定实验的方法以及计算滴定
终点的方法。
二、实验原理：
强酸和强碱的中和反应是一种快速进行反应。
当强酸和强碱的物质按化学计量比例反应时，
生成盐和水。
本实验中，溶液中的酸定量称为“滴定溶液”，而溶液中的碱定量称为“滴定试液”。
滴定实验中，需要先倒入一定量的滴定溶液，在滴定师中逐滴加入滴定试液，当滴定溶液中的酸和滴定试液中的碱完全反应时，滴定反应达到终点。
通过计算滴定试液的用量，可以确定酸和碱的当量浓度比。
三、实验步骤：
1. 使用胶头滴管将待测酸溶液与表示剂（一般为酚酞溶液）混合，加入到滴定瓶中。
2. 取出滴定瓶中的滴定试液，用胶头滴管滴加到滴定瓶中的滴定溶液中。
3. 每滴加一滴滴定试液后，轻轻摇动滴定瓶，直至溶液颜色出现明显变化，再滴加数滴滴定
试液，直到颜色稳定。
4. 记录滴定试液加入滴定溶液中的总滴数，以及加入滴定试液前后滴定溶液的颜色变化。
5. 根据滴定试液的浓度和滴定溶液的体积，计算出酸和碱的当量浓度比。
四、实验结果：
实验记录中需包括滴定试液加入滴定溶液的总滴数、滴定溶液颜色变化、滴定试液的浓度和
滴定溶液的体积等数据。
五、实验分析：
根据实验结果，计算滴定试液和滴定溶液的浓度，并以此计算出酸和碱的当量浓度比。
六、结论：
强酸和强碱的中和滴定实验，可以通过滴定试液加入滴定溶液的总滴数推算出酸和碱的当量
浓度比。
第三节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
H [OH ] 1.00 10 7 mol/L
pH＝7.00
D. 化学计量点后（Vb>Va） 溶液的酸度取决于过量 NaOH 的浓度。例如， 滴入20.02mlNaOH溶液（＋0.1％相对误差） 时
20.02 - 20.00 0.1000 5.00 10 5 mol/L OH 20.00 20.02
计量点前后±0.1%相对误差范围内溶液pH的 变化范围，称为酸碱滴定的pH突跃范围。 此后过量NaOH溶液所引起的pH变化又愈来愈小。
（三）指示剂的选择
显然，最理想的指示剂应该恰好在化学计量 点时变色。但实际上，凡在pH 4.30～9.70范围 内变色的指示剂，都可保证测定有足够的准确 度。因此酚酞、甲基橙、甲基红等可作这一类 型滴定的指示剂。 如 果 反 过 来 改 用 0.1000mol/LHCl 滴 定 0.1000mol/LNaOH, 滴定曲线与图 3-1曲线形状 相同, 但方向相反，见图。指示剂颜色变化: 酚酞(红 无) 甲基橙(黄 橙 )。
滴定的突跃范围, 随滴定剂和被滴定物浓度的 改变而改变,见图3-2。可以看出: 随着滴定剂和被滴定物的浓度的增大，滴 定的突跃范围也增大。浓度每增大 10 倍， pH突跃范围增加两个单位。
二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱） 现以NaOH滴定HAc为例来讨论。设HAc的浓 度为ca（0.1000mol/L）, 体积为Va (20.00mL)； NaOH的浓度为cb（0.1000mol/L）, 滴定时加入 的体积为Vb(mL)。同强碱滴定强酸一样,可分为 以下四个阶段来讨论：
Et
ca,e p
1010－104
100%
＝
0.1 2
酸碱滴定基本原理
★滴定前 ★滴定开始至化学计量点前 ★化学计量点时 ★化学计量点后
酸碱滴定基本原理
★滴定前 α=0
溶液组成为HCl 溶液组成为 pH=1.00
[H+]=c0=0.1000mol·L-1
酸碱滴定基本原理
★滴定开始至化学计量点前 α＜1，溶液为 ＜ ，溶液为NaCl+HCl
[ H ] = cHCl余
从对上述滴定的讨论可知，用 0.1000 mol·L-1的NaOH滴定 0.1000 从对上述滴定的讨论可知， 滴定 mol·L-1的HCl。其突跃范围为 pH4.30～9.70，计量点 pH＝7.00。 。 ～ ， ＝ 。
酸碱滴定基本原理
★影响滴定突跃大小的因素 从上述讨论可知，对于强酸强碱滴定，浓度是影响滴定突跃大小的主要 从上述讨论可知，对于强酸强碱滴定， 因素，它影响计量点前后的 值 但不影响计量点的pH值 因素，它影响计量点前后的pH值，但不影响计量点的 值。对于等浓 度滴定，计量点在滴定突跃的中点。浓度扩大 倍 滴定突跃增加2个 度滴定，计量点在滴定突跃的中点。浓度扩大10倍，滴定突跃增加 个 pH单位。 单位。 单位 若c = c0 1.000mol·L-1 0. 1000mol·L-1 0.01000mol·L-1 滴定突跃为 pH 3.30～7.00～10.70； ～ ～ ； pH 4.30～7.00 ～9.70。 ～ 。 pH 5.30～7.00 ～ 8.70； ～ ；
pH =2.87 ★滴定开始至化学计量点前 α＜1, 溶液组成为 ＜ 溶液组成为HAc＋NaAc ＋
当α ＝0.500时， 时 当α ＝0.999时, 时
[H+]＝ Ka ＝ [H+]＝ Ka ·10-3 ＝
pH ＝ pKa pH ＝ pKa ＋3
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滴定前 V=0
HCl H2O
pH=1.00
计量点前 V＜V0
计量点 V=V0
HCl余 NaCl H2O NaCl H2O
V=19.98mL （Er=－0.1％）
pH=4.30
pH = 7.00
计量点后 V＞V0
NaCl NaOH过量 H2O
V=20.02mL （Er= 0.1％）
pH=9.70
.
NaOH滴定HCl溶液的pH
即：使pHep与pHsp尽可能接近 突跃范围：4.30～9.70 选用指示剂： 酚酞(pH＝8.0-10.0) 甲基橙(pH＝3.1-4.4) 甲
基红(pH＝4.4-6.2)
.
练一练
• 选择酸碱指示剂时可以不考虑的因素是（ ）
A滴定突跃范围 B指示剂的变色范围 C指示剂颜色的变化 D酸碱溶液的浓度 E指示剂分子的摩尔质量
Kt：滴定反应的平衡常数
△pH= pHep － pHsp
强碱（酸）滴定 强酸（碱）时：
c=csp2
Kt
1 Kw
1014
Et
10p H10p csp Kt
H
10% 0
强碱（酸）滴定 弱酸（碱）时：
c=csp
Kt
Ka Kw
.
(K t
Kb Kw
)
例1：用0.1000mol·L－1NaOH滴定0. 1000mol·L－1HCl，用酚酞作指示剂，滴 定误差是多少？
解：化学计量点
pHsp=7.00 csp=0.05000 mol·L－1
查表得，酚酞的pKHIn=9.10，
即pHep=9.10
△pH= pHep － pHsp=9.10－7.00=2.10
Et
10p H10p csp Kt
H
10% 0
Et 01.0025 .100 100102.11 00410% 0=0.02%
2、C↑10倍，⊿pH↑2个单位，可选指示剂多 ➢ 1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCL
⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 ➢ 0.1mol/Ll NaOH→0.1mol/L HCL ⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基橙 ➢ 0.01mol/L NaOH→0.01mol/L HCL ⊿pH=5.3～8.7 选择甲基红，酚酞
20.00 2.00 0.20 0.04 0.02 0.00
突跃 范围
0.02 0.04
0.20
2.00 20.00
.
pH
1.00 2.28 3.30 4.00 4.30 7.00 9.70 10.00 10.70 11.70 12.50
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
例2：用0.1000mol·L–1NaOH滴定0.1000 mol·L–1HAc时，若滴定至（1）
pH＝9.20，（2）pH＝8.20，分别计算两种情况时的终点
- 4.74
误差？pKa=10
解： Kt K Kw a 110014.4.7040109.26
突跃范围随滴定剂和被滴定剂浓度 改变而改变，指示剂的选择也应 . 视情况而定。
强酸滴定强碱
.
HCl滴定NaOH（条件同前）： 1、滴定曲线： 见下图的虚线，pH从大到小。
2、滴定突跃： 9.70～4.30
3、指示剂：
酚酞、甲基红（误差在0.1%内） 甲基橙：滴定至橙色（pH=4.0）（误差为+0.2%） 校正方法：P127自学
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
酸碱指示剂的选择依据----- 滴定突跃范围 凡在突跃范围以内能发生颜色变化的指示剂,都可用.
（凡变色范围全部或大部分落在滴定突跃范围之内的指示剂都可 用）
答案：E
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
影响突跃范围的因素
1、影响因素：
（1）滴定常数Kt：Kt越大，突跃范围越大； （2）反应物浓度c：c越大，突跃范围也越大。 对于强碱和强酸的滴定，在一定温度和溶剂中， Kt为定值，故其影响因素为浓度c。
强酸(碱)和一元弱酸(碱)的滴定
.
强碱滴定强酸
.
NaOH 0.1000 mol/L （c）
v
HCl 0.1000 mol/L（c） 20.00ml（v0)
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
四、终点误差Et
1、定义：由于滴定终点（ep）与化学计量点（sp）不一致而产生的误差。
指示剂的变色点
2、定义式：Et =
滴定剂不足或过质 量的 的量 物 被测物的物质的量 100%
3、计算式：
林邦公式
Et
10p
H10p cKt
H
10% 0
c：是按化学计量点（终点）体 积计算时，被测物的分析浓度。
.
在酸碱滴定过程中，以滴定剂加入体 积比（或滴定百分数）为横坐标，以 溶液的pH值为纵坐标作图，得到酸碱 滴定曲线。
.
NaOH滴定HCl的滴定曲线
pH
5.40
2.70 2.70
9.70 7.00 4.30
1.00 0.00
19.9+0.1%
VNaOH
(ml)
滴定突跃：计量点附近溶液pH值的急剧变化 突跃范围：化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH值的变化范围
加入NaOH/mL HCl被滴定的百分数 剩余HCl/mL 剩余NaOH/mL
0.00
18.00
19.80
19.96
19.98
20.00
0.0 4
20.02
20.04
20.20
22.00
40.00
90.00 99.00 99.80 99.90 100.0 100.1 100.2 101.0 110.0 200.0
.
滴定反应
H+ + OH- = H2O
平衡常数（滴定常数） Kt K 1W1.011 04(25 C)
反应进行程度 很大
.
滴定分析的研究步骤：
1．判断能否被准确滴定 2．滴定过程中pH值的变化 3．绘制滴定曲线找出滴定突跃 4．根据滴定突跃选择指示剂 5．讨论影响滴定突跃的因素
.
滴定 阶段
溶液 组成 pH的 计算