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(共25張PPT)
第三章 第二節水的電離和溶液的pH
第三課時酸堿中和滴定
堿式滴定管
實驗室有一瓶標簽污損的NaOH溶液，你通過哪
些方法可以測出其準確濃度
1.使用pH計
2.使用pH試紙
3.取一定體積的NaOH溶液，向其中滴加MgCl 溶 液，直至沉淀不再產生，過濾沉淀，洗滌干燥， 稱量沉淀的質量。
4.取一定體積的NaOH溶液，向其中滴加已知濃度 的鹽酸，兩者恰好中和完全，記錄消耗鹽酸的體
積 。
一、酸堿中和滴定
1.概念：依據中和反應，用已知濃度的酸或堿(標準液)來測定未知濃度 的堿或酸(待測液)的方法
2.原理： 酸堿恰好中和時：n(H+)=n(OH-)
即：C酸V酸=C堿V堿(一元酸和一元堿)
3.關鍵： (1)準確測量標準液、待測液的體積
(2)準確判定是否恰好中和完全(滴定終點)
二、酸堿中和滴定實驗
1.主要試劑：0.1000mol/LHCl 溶液(標準液)、
0.1000mol/L左右NaOH溶液(待測液)、
酚酞溶液(指示劑)、蒸餾水
2.主要儀器：酸式滴定管、堿式滴定管、滴定管夾、 鐵架臺、錐形瓶、燒杯
錐形瓶 燒 杯
酸式痛定管 臺
架 鐵
堿式滴定管
滴定管夾
3.練習使用滴定管
(1)滴定管的構造
滴定管是內徑均勻、 帶有刻度的細長玻璃管， 下端有用于控制液體流 量的玻璃活塞( 或由 乳 膠管、玻璃球組成的
閥)。滴定管分為酸式 滴定管和堿式滴定管兩 種。
滴定管主要用來精 確地放出一定體積的溶 液。
堿式滴定管：
由乳膠管、 玻璃球組成
的閥，盛裝 堿性溶液
50
酸式滴定管： 玻璃活塞，
盛裝酸性、 強氧化性溶 液(KMnO )
0刻度處
①滴定管上方標有：容積、溫度、“0”刻度。
②全部裝滿溶液時，體積多于所標容積。
③讀數時眼睛平視，視線和凹液面最低處相切。不能仰視和俯視。
④最小刻度：0.1mL, 讀到小數點后兩位，精確度：0.01 mL 。 如24.00mL,23.38mL。
⑤實際滴出的溶液體積=滴定后的讀數-滴定前的讀數
25ml 酸式滴定管
25ml 刻度處
滴定管
量筒
規格 25mL、50mL
10mL、25mL...
0刻度 上端
無
最小刻度 0.1mL
精確度 0.01mL
0.1mL
思考：量筒與滴定管有哪些差異
(2)滴定管的使用方法
1.檢查儀器： 檢查滴定管活塞是否漏水，轉動是否靈活。
2.洗滌儀器： 滴定管：自來水沖洗→蒸餾水洗2~3次→待裝液潤洗2~3次。
潤洗方法：P89 錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次。不能用待裝液潤洗
3.裝液：注入酸、堿反應液至滴定管0刻度以上2~3mL處。
滴定管內不能留有氣泡。
4.調節起始讀數：①使滴定管尖嘴部分充滿溶液。
酸式滴定管：迅速轉動活塞，快速放液。
堿式滴定管：乳膠管向上翹起，迅速擠壓玻璃球。
③調 整液面在“0”或“0”刻度線以下，準確記下初始讀數。
②排氣泡
5.放出反應液：根據實驗需要從滴定管中逐滴放出一定量的反應液。
將一定量待測液放入錐形瓶中，加入2~3滴指示劑(下墊一張白紙)
便于觀察錐形瓶內溶液顏色的變化，減小滴定誤差。
6.滴定過程左手：控制活塞或擠壓玻璃球。
右手：輕輕搖動錐形瓶。
兩眼：注視錐形瓶內溶液顏色的變化以及滴定的速度。
7.滴定終點的判斷
當滴入最后半滴xx溶液時，溶液顏色恰好由xx色變為xx色，且半分鐘內 不復色，即為滴定終點。讀數并記錄。
8.重復操作：為減少實驗誤差，要求重復實驗2～3次，記錄所用標準溶液 體積，取平均值求出結果。
實驗 次數 待測NaOH體 積 ( m L ) 標準鹽酸體積(0.1000mol/L)
N a O H 濃 度 (mol/L)
初讀數 末讀數 體積 1 25.00 0.00 24.70 24.70
0.0988
2 25.00 1.00 25.90 24.90 3 25.00 5.00 29.50 24.50
4.指示劑的選擇
(1)原則：
①終點時，指示劑的顏色變化明顯
②變色范圍越窄越好，對溶液酸堿性變化較靈敏
③變色范圍盡可能與所生成鹽的酸堿性范圍一致
5.0
8.0
3.1
4.4
8.2
10.0
石蕊因變色不明顯，通常不用作指示劑。
甲基橙
石蕊
酚酞
酚 酞 粉紅 → 無色
甲基橙 黃色 →橙色 酚 酞 無色→粉紅 甲基橙 橙色 →黃色 甲基橙 黃色 → 橙色 酚 酞無色→粉紅
酸堿中和滴定選用酚 酞或甲基橙作指示劑，
但其滴定終點的變色點 并不是pH=7, 這樣對中 和滴定終點的判斷有沒 有影響
強酸滴定強堿
強堿滴定強酸
強酸滴定弱堿 強堿滴定弱酸
(2)用量：2—3滴
(3)指示劑的選擇和滴定終點的判斷
25℃在20.00mL 0.1000mol/L的鹽酸中，逐滴滴入0.1000mol/LNaOH 溶液20.00mL。
(1)判斷下列情況下溶液的pH。
①滴加NaOH 溶液到完全反應相差半滴(一滴溶液的體積是0.04mL), 這時溶液的 pH;
②完全反應后再多加半滴NaOH 溶液時的pH;
(pH=9.7)
(2)跟完全反應所需NaOH(20.00mL) 溶液少(多)加半滴，計算鹽酸的物質的量濃度是
多少
=0.0999mol/L =0.1001mol/L
跟實際濃度0.1000mol/L 相比，只有0 . 1%的誤差，可忽略
pH
12
10
酚
反應終點
6
甲基橙
2
V(NaOH)/mL
10 20 30
V(NaOH) 0.00 5.00 10.00 15.00 18.00 19.00
19.98
pH 1.00 1.22 1.48 1.84 3.12 3.60
4.30
20.00 20.02 20.08 20.10 21.00 25.00 30.00
35.00
7.00 9.70 10.30 10.40 11.38 12.05 12.30
12.44
突躍范圍在pH 為4.30~9.70,
所以應選擇pH變色范圍在這 個范圍的指示劑，如酚酞、
甲基橙。即使變色不在恰好 中和的pH=7 的點上，但體積 差距很小，可以忽略不計。
以0.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/L HC120.00mL為例：
突變 范圍
40
4
0
8
三 、酸堿中和滴定曲線分析
1.滴定曲線概念
以滴加酸(或堿)的量為橫坐標，以溶液pH 為縱坐標繪出一條溶液 pH 隨酸(或堿)的滴加量而變化的曲線。
2.酸堿中和滴定曲線的應用
①看縱坐標，搞清楚是酸加入堿中，還是堿加入酸中；
②看起點，起點可以看出酸性或堿性的強弱；
③再找滴定終點和pH=7 的中性點，判斷滴定終點的酸堿性，然后確定中性點(pH=7) 的位置；
④最后分析其他的特殊點(如滴定一半點，過量一半點等),分析酸、堿過量情況。
A. 原來鹽酸的物質的量濃度為0.1 mol-L-1
B.X的值為0.1
C.原來鹽酸的物質的量濃度為1 mol-L-1
D.X的值為0.001
1.如圖是向100 mL的鹽酸中逐漸加入NaOH溶液時，溶液的pH變化圖像，
根據圖像所得結論正確的是
已知
滴定測得
標
2
待
(待)
預先量取
關鍵：緊扣公式，分析V(標)的變化。
四 、酸堿中和滴定誤差分析
(標)
計算
(1)盛裝標準液的滴定管用蒸餾水洗滌后未用標準液潤洗。
V(標)增大 c(待)增大
(2)盛裝待測液的滴定管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗。
n (待)減小 V(標)減小 c(待)減小
(3)錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗。
n(待)增大 V(標)增大 c(待)增大
量蒸餾 (待)是否有影響
無影響
誤差產生的原因：
1、潤洗不當
(標)
(待)
2.讀數不規范
滴定前仰視，滴定后俯視
滴定前
滴定后
V(標)偏大，導致c(待)偏大。
V(標)偏小，導致c(待)偏小。
滴定前
滴定后
滴定前俯視，滴定后仰視
實際值
讀出值
實際值
讀出值
3.操作不當
(1)盛裝標準液的滴定管漏液。 V(標)增大→ c(待)偏大
(2)盛標準液的滴定管滴前尖嘴部分留有氣泡，滴定過程中，氣泡變 小或消失，最后無氣泡。 V(標)增大→ c(待)偏大
(3)滴定過程中，將標準液滴到錐形瓶外。V(標)增大→ c(待)偏大
(4)移液時，將移液管尖嘴處的殘留液吹入錐形瓶中。
V(待)增大→ V (標)增大→ c(待)偏大
(5)滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將待測液濺出。
V(待)減小→ V(標)減小→ c(待)偏小
4.雜質的影響
(1)用含有Na CO 雜質的NaOH配置標液來測定鹽酸的濃度。
(若用標準鹽酸來滴定這種NaOH 溶液呢 )V(標)增大→ c(待)偏高
V(標)減小→ c(待)偏低
(2)用含有KOH 雜質的NaOH 配置標液來測定鹽酸的濃度。
V(標)增大→ c (待)偏高
( 3 ) 用NaOH 配置的因存放不當而變質的標液來測定鹽酸的濃度。
c(待)不變
5.終點判斷不準
(1)強酸滴定弱堿時，甲基橙由黃色變為紅色時停止滴定。
判斷終點過晚→V (標)增大→ c(待)偏大
(2)強堿滴定弱酸時，酚酞由無色變為粉紅時立即停止滴定。
判斷終點過早→V(標)減小→ c(待)偏小
(3)滴定終點時滴定管尖嘴處半滴尚未滴下，或一滴標準液附著在錐形 瓶內壁上未流下。
V(標)增大→c(待)偏大

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