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NH 4 + 的K a =5.6 ×10 -10

22 ．若配制 pH=10.00 ， c NH3 +c NH4 + =1.0 mol·L -1 的 NH 3 - NH 4 Cl 缓冲溶液 1.0L ，问需要 15 mol·L -1 的氨水多少毫升？需要 NH 4 Cl 多少克？. 解：. NH 4 + 的K a =5.6 ×10 -10. 由缓冲溶液计算公式. 第一种方法. 由于配置的溶液为1.0L，故. 由NH 4 Cl的摩尔质量为53.49g/mol, 得. m NH 4 Cl = 0.15 ×1.0 × 53. 49 =8.0g.

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NH 4 + 的K a =5.6 ×10 -10

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Presentation Transcript

  1. 22．若配制pH=10.00，cNH3+cNH4+=1.0 mol·L-1的NH3-NH4Cl缓冲溶液1.0L，问需要15 mol·L-1的氨水多少毫升？需要NH4Cl多少克？ 解： NH4+的Ka=5.6×10-10 由缓冲溶液计算公式 第一种方法

  2. 由于配置的溶液为1.0L，故 由NH4Cl的摩尔质量为53.49g/mol, 得 mNH4Cl = 0.15×1.0×53.49=8.0g

  3. 23．欲配制100 mL氨基乙酸缓冲溶液，其总浓度c=0.10 mol·L-1，pH=2.00，需氨基乙酸多少克？还需加多少毫升1.0 mol·L-1酸或碱？已知氨基乙酸的摩尔质量M=75.07g·mol-1。 解：1）设需氨基乙酸x g，由题意可知

  4. （2）因为氨基乙酸为两性物质，所以应加一元强酸HCl ，才能使溶液的pH=2.00 。 设应加y mL HCl y=6.9 mL

  5. 24．(1)在100 mL由1.0mol·L-1HAc和1.0mol·L-1NaAc组成的缓冲溶液中，加入1.0mL6.0mol·L-1HCl溶液后，溶液的pH有何变化？ （2）若在100mLpH=5.00的HAc-NaAc缓冲溶液中加入1.0mL6.0mol·L-1NaOH后，溶液的pH增大0.10单位。问此缓冲溶液中HAc、NaAc的分析浓度各为多少？ 解：（1）

  6. pH1-pH2=0.05 （2）设原[HAc]为xmol·L-1，[NaAc]为ymol·L-1。则 得 x=0.40 mol·L-1 y=0.72 mol·L-1

  7. 3. 根据物料平衡和电荷平衡写出（1）(NH4)2CO3，（2）NH4HCO3溶液的PBE，浓度为c（mol·L-1）。 (1) MBE：[NH4+]+[NH3]=2c; [H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]=c CBE：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-] PBE：[H+]+2[H2CO3]+[HCO3-] =[NH3]+[OH-]

  8. 得质子 质子参考水准 失质子 -H+ NH4+ +H+ CO32- +2H+ -H+ +H+ H2O PBE：[H+]+2[H2CO3]+[HCO3-] =[NH3]+[OH-] 8

  9. (2) MBE：[NH4+]+[NH3]=c; [H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]=c CBE：[NH4+]+[H+]=[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-] PBE：[H+]+[H2CO3]=[NH3]+[OH-]+[CO32-]

  10. 得质子 质子参考水准 失质子 -H+ NH4+ +H+ -H+ HCO3- -H+ +H+ H2O PBE：[H+]+[H2CO3]=[NH3]+[OH-]+[CO32-] 10

  11. 28．计算用0.1000 mol·L-1HCl溶液滴定20.00 mL0.10 mol·L-1NH3溶液时.（1）计量点；（2）计量点前后±0.1%相对误差时溶液的pH；（3）选择那种指示剂？ 解：（1） NH4+的Ka=5.6×10-10 Csp=0.10/2=0.050mol·L-1 pH=5.28

  12. 计量点前后±0.1%，加入盐酸体积分别为19.98mL、20.02mL计量点前后±0.1%，加入盐酸体积分别为19.98mL、20.02mL （2） 计量点前 计量点后，溶液的酸度主要由盐酸提供

  13. （3） 故采用甲基红作为指示剂。

  14. 31．计算下述情况时的终点误差： （1） 用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定0.10 mol·L-1 HCl溶液，以甲基红（pHep=5.5）为指示剂； （2） 分别以酚酞（pHep=8.5）、甲基橙（pHep=4.0）作指示剂，用0.1000 mol·L-1HCl溶液滴定0.10 mol·L-1NH3溶液。 (1)

  15. (2) 酚酞 甲基橙

  16. 第六节 强酸(碱)和一元弱酸 (碱)滴定---基本原理及指示剂选择 一、强碱(酸)滴定强酸(碱) 二、强碱(酸)滴定弱酸(碱) 三、直接准确滴定一元弱酸(碱)的可行性判据

  17. 四、 终点误差/滴定误差 定义：由于指示剂的变色点/滴定终点(ep)与化学计量点(sp)不一致所造成的误差。一般用百分数来表示，是滴定分析中误差的主要来源之一。 对于一元酸碱反应： 17

  18. (一) 强碱(酸)滴定强酸(碱) (二) 强碱(酸) 滴定弱酸(碱)的终点误差 18

  19. (一) 强碱(酸)滴定强酸(碱) 仍以NaOH滴定HCl 溶液为例。用c mol.L-1的NaOH滴定c0 mol.L-1、V0 mL的HCl溶液,若滴定至终点时，用去NaOH溶液的体积为V mL，则有：

  20. 滴定终点时，MBE为： CBE：

  21. 滴定至终点时，溶液体积约增至原来的两倍，故 cHCl,ep ≈ cHCl,sp=c0/2。若在滴定终点NaOH过量，[OH-]ep＞ [H+]ep, Et ＞0, 测定结果偏高；若NaOH用量不足，则[OH-]ep＜[H+]ep, Et ＜ 0，测定结果偏低。 同理，强酸滴定强碱时终点误差计算公式为：

  22. (二) 强碱(酸) 滴定弱酸(碱)的终点误差 用c mol.L-1的NaOH溶液滴定c0 mol.L-1、V0 mL的一元弱酸HA,若滴定至终点时，用去NaOH溶液的体积为V mL，终点误差为：

  23. 滴定终点时，MBE为： CBE：

  24. 同理，强酸滴定一元弱碱时终点误差计算公式为：同理，强酸滴定一元弱碱时终点误差计算公式为：

  25. 此外，我们还可用林邦公式进行计算： 25

  26. 误差公式的三点应用 (1) 计算终点误差 (2) 估计突跃范围 (3) 判断滴定可行性 26

  27. 例6-19 用0.1000mol/LNaOH滴定等浓度的HAc，若滴定至（1）pH=9.20，（2）pH= 8.20，分别计算两种情况时的终点误差。已知Ka =1.8 ×10-5。 [H+]ep=6.3 ×10-10mol/L 解：(1) pHep=9.20 [OH-]ep=1.6 ×10-5 mol/L cHAc, ep=0.050mol/L 27

  28. Et大于0，说明NaOH过量，计量点应在pH=9.20之前。Et大于0，说明NaOH过量，计量点应在pH=9.20之前。

  29. [H+]ep=6.3 ×10-9mol/L (2) pHep=8.20 [OH-]ep=1.6 ×10-6 mol/L cHAc, ep=0.050mol/L

  30. 例6-20 用0.1000mol/LNaOH滴定等浓度的HAc，终点时pHep=9.00，计算终点误差。已知Ka =1.8 ×10-5。 解：已知化学计量点时pHsp=8.72，得 cHAc, ep=0.050mol/L=10-1.30mol/L Kt = Ka/Kw = 10-4.74/10-14.00 = 109.26 由林邦公式可得

  31. 练习 例1：用0.1000 mol / L NaOH 滴定 0.1000 mol / L HAc , 若终点偏离化学计量点 0.5 pH，求Et %。(Ka =1.75  10 –5) 解 31

  32. (2) 估计突跃范围：pHsp±pH 若 Et= 0.1% lg(csp·Kt) = -1.3 + 9.24 = 7.9 计算 pH = 1.0 ∵ pHsp= 8.7 突跃范围：pH 7.7－9.7 0.10 mol ·L-1 NaOH ↓ 0.10 mol ·L-1 HAc 32

  33. (3) 判断酸碱滴定的可行性 若 pH = ±0.3, Et ≤ ±0.2% 计算 lg(csp·Kt)≥ 5.7, 即 c ·Ka ≥10-8 若c = 0.1mol·L-1, 则Ka≥10-7 如用仪器确定终点, pH≤0.05,允许Et为±0.5%, 则要求lg(c ·Kt)≥3.3, 即c = 0.1mol·L-1时Ka≥10- 9.4. 33

  34. 例2：求目测终点(pH = 0.3)，强碱滴定一元弱酸，误差分别要求为0.1%, 0.2%, 0.5% 的最小的cKa 解： pH = 0.3 Et %  0.1 % cKa  4.5  10 -8 cKa  1.1  10 -8 Et %  0.2 %, cKa  1.8  10 -9 Et%  0.5 %, 因此：对 Et %  0.2 %，pH = 0.3, 以cKa  10 –8 作为准确滴定的判断式。 34

  35. 第七节 多元酸（碱）的滴定 一、 一元酸碱被准确分步滴定的判别式： Ca•Kai≥ 10-8 或Cb •Kbi≥ 10-8可以被准确滴定 Kai / Kai+1≥ 105或Kbi / Kbi+1≥ 105 可以被分步 准确滴定 二、多元酸的滴定 三、混合酸的滴定 35

  36. 一、多元酸的滴定——二元弱酸 H2A H ++ HA- Ka1 HA- H ++ A2- Ka2 二元酸H2A滴定的可行性判断 ： 1、Ka1 / Ka2 ≥ 105，且Csp1 •Ka1≥ 10-8， Csp2 •Ka2≥ 10-8 第一、二级均能准确滴定、分步滴定、两个pH突跃点 2、Ka1 / Ka2 ≥ 105，Csp1 •Ka1≥ 10-8，但Csp2 •Ka2 ＜ 10-8 第一级能准确、分步滴定

  37. 3、Ka1 / Ka2＜105，但Csp1 •Ka1≥ 10-8，Csp2 •Ka2 ≥ 10-8 不能分步滴定，只能按二元酸一次被完全滴定， 在第二个计量点附件形成一个pH突跃点。 4、Ka1 / Ka2＜105，Csp1 •Ka1≥ 10-8，但Csp2 •Ka2＜ 10-8 由于第二级解离的影响，该二元酸不能被准确滴定。

  38. H3PO4 H ++ H2PO4- Ka1= 10-2. 12 H2PO4- H ++ HPO42- Ka2= 10-7. 21 HPO42- H ++ PO43- Ka3= 10-12. 7 NaOH（0.1000mol/L）→ H3PO4（0.1000mol/L ,20.00mL） 1．滴定的可行性判断 2．化学计量点pH值的计算和指示剂的选择 一、多元酸的滴定——三元弱酸 38

  39. 多元酸的滴定 1．滴定的可行性判断 Ca•Ka1≥ 10-8 且Ka1 / Ka2＞105第一级能准确、 分步滴定 Ca•Ka2≥ 10-8 且Ka2 / Ka3＞105 第二级能准确、 分步滴定 Ca •Ka3＜10-8 第三级不能被准确 滴定 • 滴定曲线上有两个突跃 39

  40. 2.化学计量点pHsp计算和指示剂的选择 用0.1000 mol.L-1 NaOH滴定0.1000 mol.L-1 H3PO4, H3PO4 pKa1 = 2.16， pKa2 = 7.21 , pKa3 = 12.32 • 第一化学计量点 体系： H2PO4-，为两性物质 计算 pH = 4.70 • 第二化学计量点 体系： HPO42-，为两性物质 计算pH = 9.66 40

  41. 多元酸的滴定 2. 化学计量点pH值的计算和指示剂的选择 当第一级H +被完全滴定后，溶液组成NaH2PO4 两性物质 H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O （1）第一化学计量点 甲基橙，甲基红 溴甲酚绿+甲基橙 41

  42. （2）第二化学计量点 当第二级H +被完全滴定后，溶液组成Na2HPO4 两性物质 NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O 滴入碱 酚酞，百里酚酞 酚酞+百里酚酞 42

  43. NaOH滴定0.1mol·L-1H3PO4 pH A3-+NaOH sp3 • 根据计量点pH选择指示剂 • 第一计量点 pH=4.70 • 选甲基橙(3.1-4.4, 3.4**) 甲基红(4.4-6.2, 5.0**) 溴甲酚绿+甲基橙 • 第二计量点 pH=9.66 选酚酞(8.0-9.6, 9.1**) 百里酚酞(9.4-10.6, 10.0**) 酚酞+百里酚酞 HA2-+A3- Et=±0.5% sp2 10.0 9.4 H2A-+HA2- sp1 5.0 4.4 Et=±0.5% H3A+H2A- 0 100 200 300 400 (T%) H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43- 43

  44. 练习 为使pH滴定突跃范围增大，可以采取下列措施中的（ ）。 A.改变滴定方式 B.加热被滴溶液 C.增加溶液酸度 D.增加滴定剂浓度 44

  45. 练习 • 用NaOH溶液分别滴定体积相同的H2SO4和HAc溶液，消耗NaOH体积相等，说明H2SO4和HAc两种溶液中（ ）。 • 氢离子浓度（mol·L－1）相等 • B.H2SO4和HAc浓度相等 • C.H2SO4浓度为HAc浓度的1/2 • D.两个滴定的pH突跃范围相等 45

  46. 作业： P201：34、37、48、49

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