选修4酸碱中和滴定原理

pH突变和酸碱反应曲线的绘制
用20.00 mL 0.1 mol/L的NaOH 滴定0.1 mol/L HCl后pH的变化
V(NaOH) pH V(NaOH) pH 0.00 1 20.00 7.00 10.00 1.48 20.02 9.70 15.00 1.85 20.04 10.00 18.00 2.28 21.00 11.39 19.00 2.52 22.00 11.68 19.96 4.00 30.00 12.30 19.98 4.30
V(HCl) pH V(HCl) pH 0.00 13 20.00 7.00 10.00 12.52 20.02 4.30 15.00 12.15 20.04 4.00 18.00 11.72 21.00 2.61 19.00 11.41 22.00 2.32 19.96 10.00 30.00 1.70 19.98 9.70
物质的量浓度的酸（或碱）
当完全中和时：n（H+)=n(OH-)
CH+V酸=COH-V碱
3、公式：（以未知浓度的一元酸和已知浓度一元碱反应为例） NaOH + HCl = NaCl + H2O
C标V标
C待V待
标准液：已知浓度的溶液
待测液：未知浓度的溶液
4、关键
c标 V标 c待 = V待
(1)准确测定标准液和量取待测液的体积。
过关检测 25 ℃时,有pH=x的盐酸和pH=y的氢氧化钠溶液
(x≤6,y≥8),取a L该盐酸与b L该氢氧化钠溶液反应,
恰好完全中和,求: ①若x+y=12,则a/b= ② 若x+y>14,则a/b= (填数据); (填表达式)。
解析: 若两溶液完全中和,则溶液中n(H+)=n(OH-),
即
10-xa=10y-14b,
(2)准确过颜色变化来判断滴定终点 b、选取原则： 变色明显，变色范围越窄越好 指示剂的变色范围与滴定终点时溶液的pH越接近越好
指示剂 石蕊 甲基橙 酚酞 <5.0红色 <3.1红色、 <8.2无色 变色范围的pH 5.0～8.0 3.1～4.4 8.2～10.0 紫色、 橙色 浅红色、 >8.0蓝色 >4.4黄色 >10.0红色、
实验数据(mL)
V(样品)
20.00 20.00 20.00
V(NaOH)(消耗)
15.95
15.00 15.05 14.95
易错易混 中和滴定的两个易错点
(1)分清酸碱完全中和与溶液恰好为中性 ①完全中和强调的是酸、碱恰好反应生成盐, 根据酸碱的强弱不同,溶液可能为中性,也可能为酸性 或碱性。
②酸碱反应恰好为中性则强调的是反应后溶液为中性,
c1=0.0998 mol/L c2=0.1002 mol/L
6、滴定终点的判断：
加入最后一滴标准液时溶液刚好变色，且半分钟内 不褪色
7、数据处理：重复做2--3次，取几次标准液体积 的平均值计算 注意：数据误差较大时应舍去
c标 V标 c待 = V待
一元酸和一元碱为例
数据记录： 滴定次数 1 20.00 2 3 4
以酸碱恰好反应 生成盐的性质来选择
不选用石蕊试液原因：在滴定终点时的颜色对比不明 显，且变色范围较大
5
选择指示剂时，滴定终点前后溶液颜色改变 最好由浅到深，颜色变化对比明显 强酸强碱互滴 甲基橙或酚酞 强酸滴定弱碱 甲基橙：由黄到橙 强碱滴定弱酸 酚酞：由无色到浅红
指示剂 石蕊 甲基橙 <5.0红色 <3.1红色、 变色范围的pH 5.0～8.0 3.1～4.4 紫色、 橙色 >8.0蓝色 >4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0
浅红色、
>10.0红色、
思考：滴定终点时酸碱恰好完全中和了吗？ 不一定。滴定终点是指示剂颜色发生变化的点
习题演练 1.实验室现有3种酸碱指示剂,其pH变色范围如下: 甲基橙 石蕊 酚酞
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液,反应恰好完全 时,下列叙述中正确的是( D) A.溶液呈中性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B.溶液呈中性,只能选用石蕊作指示剂 C.溶液呈碱性,可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D.溶液呈碱性,只能选用酚酞作指示剂 解析 :NaOH 溶液和 CH3COOH 溶液恰好完全反应生成 CH3COONa 显碱性 , 而酚酞的 变色范围为8.2～10.0,比较接近。
c1=0.0999 mol/L（19.96mL） c2=0.1002 mol/L
PH
中和滴定曲线
12 10 8 6 反应终点
突 变 范 围
4
2 加入NaOH(ml)
10
20
30
40
酸碱指示剂的颜色在此pH值突跃范围发生明显的改变， 则就能以极小的误差指示出滴定终点的到达。
用20.00 mL 0.1 mol/L的HCl 滴定0.1 mol/L NaOH 后pH的变化
整理得 a/b=10x+y-14, ①若x+y=12,则a/b=0.01;
②若x+y>14,则a/b=10x+y-14。
酸碱中和滴定
一、酸碱中和滴定基本原理：
1、酸碱中和滴定的定义：用已知——————————来 未知物质的量浓度的碱（或酸） 测定———————————————————— 的方法
2、原理： H++OH－=H2O
(2)c(OH-)=0.005 mol·L-1×2=0.01 mol·L-1,
1 1014 -1 -12 -1 c(H )= mol·L =1×10 mol·L ,pH=12。 0.01 + -1 (3)设溶液中的 c(H )=x mol·L ,
+
由
HA 0.1-x
H + x
+
A
-
x
x2 -5 -3 知 =1×10 ,由于 Ka(HA)很小,则 0.1-x≈0.1,故 x=1×10 ,即 pH=3。 0.1 x
解析:(4)c(OH-)=0.1 mol·L-1×1%=1×10-3 mol·L-1,
1 1014 -1 -11 -1 c(H )= mol · L =1 × 10 mol · L ,即 pH=11。 3 1 10
+
而酸、碱不一定正好反应。可能酸不足,也可能酸过 量,也可能恰好反应。这取决于酸碱的相对强弱。
4.计算25 ℃时,下列溶液的pH。 (1)0.005 mol·L-1的H2SO4溶液; (2)0.005 mol·L-1的Ba(OH)2溶液; (3)0.1 mol·L-1的HA溶液[Ka(HA)=1×10-5]; (4)0.1 mol·L-1的MOH溶液(有1%的MOH已电离)。 解析: (1)c(H+)=0.005 mol·L-1×2=0.01 mol·L-1,pH=2。