酸堿滴定法(原理,酸堿滴定法,滴定曲線)

　　一、滴定曲線與指示劑的選擇

　�。ㄒ�)強堿滴定強酸

　　強堿滴定強酸時發(fā)生的反應為

　　上述反應的平衡常數(shù)為Kt為

　　現(xiàn)以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL，0.1000mol·L-1HCL.溶為例,討論滴定過程中溶液pH值的變化情況。

　　1．滴定前

　　溶液[H+]等于HCL的初始濃度：

[H⁺]=c(HCl)=0.100mol.L^-1

pH=-lg[H+]=1.00

　　2．化學計量點前

　　溶液的[H+]決定于剩余HCL的濃度

　　例如，當?shù)稳?8.00mLNaOH溶液時,有90%的HCL被中和,剩余HCL物質的量為0.1000×20.00-0.1000×18.00=0.2000mmol，此時溶液的總體積為38.00mL，則溶液的[H+]為：

　　[H⁺]=0.2000/38.00=5.3*10^-3(mol.L^-1)

　　pH=-lg[H⁺]=-lg5.3*10^-3=2.28

　　用類似的方法可求得當加入19.98mL NaOH時溶液的PH值為4.30。

　　3．化學計量點時

　　當加入20.00mLNaOH溶液時，HCL溶液被100%的中和，變成了中性的NaCL水溶液，故溶液的PH值由水的離解決定。

　　4．化學計量點后

　　溶液的PH值由過量的NaOH的量和溶液的總體積決定。即

　　例如，當加入20.02ml NaOH溶液時, NaOH溶液過量0.02ml,溶液的總體積為40.02ml,則溶液的[OH-]為：

　　pOH=4.30

　　pH=14.00-4.30=9.70

　　根據(jù)上述方法可以計算出不同滴定點時溶液的PH值，部分結果列于表7-1。根據(jù)表中的數(shù)據(jù)作圖，即可得到強堿滴定強酸的滴定曲線圖7-1中的a。 醫(yī)學 全在.線提供www.med126.com

圖7-1　NaOH與HCL的滴定曲線

c(NaOH)=c(HCl)　=0.1000mol.L^-1

圖7-1

表7-1　 用NaOH滴定HCL時溶液PH的變化（c（NaOh )=c（HCL)=0.1000mol·L-1)

　　滴定曲線不僅說明了滴定時溶液PH值的變化方向，而且也說明了各個階段的變化速度。從圖中可以看出，曲線自左至右明顯分成三段。前段和后段比較平坦。溶液的PH值變化緩慢，中段曲線近乎垂直。在化學計量點附近PH值有一個突變過程。這種PH值突變稱之為滴定突躍，突躍所在的PH值范圍稱為滴定突躍范圍（常用化學計量點前后各0.1%的PH范圍表示，本例的突躍范圍是（4.30-9.70)。

　　最理想的指示劑應該能恰好在反應的化學計量點發(fā)生顏色變化，但在實際工作中很難使指示劑的變色范點和化學計量點完全統(tǒng)一。因此，指示劑的選擇主要以滴定的突躍范圍為依據(jù)，通常選取變色范圍全部或部分處在突躍范圍內的指示劑滴定終點，這樣產生的疑點誤差不會超過±0.1%。在上述滴定中，甲基橙（PH3.1-4.4)和酚酞(PH8.0-10.0)的變色范圍均有一部分在滴定的突躍范圍內,所以都可以用來指示這一滴定疑點此外,甲基紅、溴酚藍和溴百里酚藍等也可用作這類滴定的指示劑。

　　滴定突躍的大小與溶液的濃度密切相關。若酸堿濃度均增大10倍，滴定突躍范圍將加寬2個PH單位；反之，若酸堿濃度減小10倍，相應的突躍范圍將減小2個PH單位�？梢姖舛扔�高突躍范圍越大，濃度越低突躍范圍越小，如果滴定時所用的酸堿濃度相等并小于2×10-4mol ·L-1，滴定突躍范圍就會小于0.4個PH單位，用一般的指示劑就不能準確地指示出終點。故將c≥2×10-4mol ·L-1作為此類滴定能夠準確進行的條件。

　　強酸滴定強堿的滴定曲線如圖7-1中的曲線b所示。指示劑的選擇及滴定反應用及其滴定條件等與前述滴定相似。

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