酸碱滴定法ppt下载

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第二章 酸碱滴定法 第二章 酸碱滴定法 理论学习要点 酸碱质子理论、酸碱离解常数、共轭酸碱对的概念、 酸碱反应实质及溶液中H+浓度的计算、酸碱缓冲溶液的概念、酸碱指示剂的作用原理，及酸碱滴定的原理。 能力目标 能够制备盐酸、氢氧化钠标准滴定溶液 能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸、冰乙酸、氨水中氨、混合碱中各组分的含量 能够对酸碱滴定法的滴定结果进行计算 案例一工业硫酸含量的测定 案例教学分析： 1、任务内容：工业硫酸含量的测定 2、工作标准：GB/T 534—2002 3、知识目标 ①溶液的酸碱性 ②酸碱滴定法的基本原理 ③酸碱指示剂的作用原理 4、技能目标 ①熟练操作移液管、容量瓶、滴定管等滴 定分析仪器 ②酸碱标准滴定溶液的制备 ③能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸的含 量和酸碱滴定的有关计算 ④能够解读国家标准 案例一工业硫酸含量的测定 理论基础 溶液的酸碱性与PH 酸碱指示剂 强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原理 一 溶液的酸碱性与PH 1.酸碱质子理论 2.酸碱离解常数 3.酸碱溶液中H+ 溶度的计算 4.酸碱缓冲溶液 1.酸碱质子理论 酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。 1.酸碱质子理论 共轭酸碱对 HA A- + H+ 酸 碱 共轭酸碱对 酸(HA)给出质子（H+）形成共轭碱(A- ) ，或碱(A- )接受质子形成共轭酸(HA) 1.酸碱质子理论 共轭酸碱对：由得失一个质子而发生共轭关系的 一对酸碱称为共轭酸碱对。 共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足 Ka·Kb = Kw 或 pKa + pKb = pKw 因此，对于共轭酸碱对来说，酸的酸性越强（即pKa越大），则其对应的共轭碱的碱性就越弱（即pKb越小）；反之，酸的酸性越弱（即pKa越小），则其对应的共轭碱的碱性就越强（即pKb越大）。 1.酸碱质子理论 酸碱反应的实质 醋酸与氨在水溶液中的中和反应 2.酸碱离解常数 （1）水的质子自递作用 H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应 该反应的平衡常数KW →水的质子自递常数 Kw = [H+][OH-] Kw，也称为水的离子积，其值与浓度、压力无关，而与温度有关。在25℃时，Kw =1.00×10−14。 2.酸碱离解常数 （2）酸碱离解常数 以HA代表一元弱酸，在水溶液中发生离解反应 HA + H2O H3O+ + A- 反应达到平衡时 平衡常数Ka称为酸的离解常数，它是衡量酸强弱的参数。Ka越大，表明该酸的酸性越强。在一定温度下Ka是一个常数，它仅随温度的变化而变化。 与此类似，碱在水溶液中也发生离解反应，它的平衡常数用Kb表示，称为碱的离解常数，Kb是衡量碱强弱的尺度。 3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算 酸的浓度和酸度 酸度：是指溶液中H+的浓度，常用pH表示。 酸的浓度：就是酸的分析浓度，即物质的量浓度。为总浓度，它包括未离解和已离解酸的浓度。 一元强酸（强碱）溶液H+ 溶度的计算 一元强酸溶液中氢离子的浓度等于该酸溶液的浓度； [H+]＝ca 一元强碱溶液中氢氧根离子的浓度等于该碱溶液的浓度。 [OH－]= cb 强酸或强碱在水溶液中全部离解，当强酸或强碱溶液的浓度很小（例如小于10-6 mol/L）时[H+] = 3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算 一元弱酸（弱碱）溶液 一元弱酸的浓度为ca mol/L 当caKa≥20Kw时，且 ≥500时 　　　 3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算 多元弱酸（碱）溶液 3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算 两性物质溶液 4.酸碱缓冲溶液 酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲） 作用的溶液 缓冲溶液的组成 弱酸及其共轭碱 HAc-NaAc 弱碱及其共轭酸 NH3-NH4Cl 强酸溶液 0.1mol/L HCl溶液、 强碱溶液 0.1mol/L NaOH溶液 一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对 所组成。 标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小的两性 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所组成，如H2PO4--HPO42-。 4.酸碱缓冲溶液 缓冲溶液的PH的计算 4.酸碱缓冲溶液 缓冲容量及缓冲范围 缓冲溶液的缓冲能力以缓冲容量β来量度 缓冲溶液总浓度越大，缓冲容量就越大。当总浓度一定时，缓冲组分的浓度比愈接近1∶1，缓冲容量越大 4.酸碱缓冲溶液 缓冲溶液的选择 二.酸碱指示剂 1.酸碱指示剂的作用原理 2.指示剂的变色范围及变色点 3.影响指示剂变色范围的因素 4.混合指示剂 二.酸碱指示剂 2.指示剂的变色范围及变色点 指示剂理论变色范围 pH = p Kin± 1 指示剂理论变色点 pH = p Kin ，[In-] =[HIn] 实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏 指示剂的变色范围越窄，指示变色越敏锐 3.影响指示剂变色范围的因素 (1)温度的影响 T → Kin → 变色范围 例：甲基橙 18℃ 3.1 ～ 4.4 ，100 ℃ 2.5～3.7 加热，须冷却后滴定 (2)指示剂的用量 尽量少加，否则终点不敏锐，指示剂本身为弱酸碱，多加增大滴定误差. 3.影响指示剂变色范围的因素 (3) 溶剂的影响 指示剂的pK(HIn)值随溶液离子强度的不同而有少许变化。实验证明，溶液离子强度增加，对酸型指示剂其pK(HIn)值减小，对碱型指示剂其pK(HIn)值增大。 （4）滴定次序 无色→有色，浅色→深色 例： 酸滴定碱 → 选甲基橙 碱滴定酸 → 酚酞 4.混合指示剂 混合指示剂是利用颜色之间的互补作用，使指示剂变色范围变窄，从而使滴定终点时溶液颜色变化敏锐。 组成 指示剂+惰性染料 两种指示剂混合而成  4.混合指示剂 指示剂+惰性染料甲基橙+靛蓝磺酸钠（紫色→灰色→绿色） 4.混合指示剂  两种指示剂混合而成 5.0------5.1-------5.2 暗红 灰 绿 用于Na2CO3标定HCl时指示终点 由于颜色互补使变色间隔变窄， 变色敏锐. 三 强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原理 1.滴定过程中溶液PH的变化 2.滴定曲线的形状和滴定突跃 3.指示剂的选择 1.滴定过程中溶液pH的变化 强酸（碱）滴定强碱（酸）的过程可用下列反应式表示： H+ + OH- → H2O 1.滴定过程中溶液pH的变化 2.滴定曲线的形状和滴定突跃 2.滴定曲线的形状和滴定突跃 滴定突跃： 化学计量点前后相对误差为0.1%时引起pH值突然改变的现象 滴定突跃范围： 滴定突跃所在的pH范围 滴定突跃是选择指示剂的依据 3.指示剂的选择 选择指示剂原则： 一是指示剂的变色范围全部或部分的落入滴定突跃范围内；二是指示剂的变色点应尽量靠近化学计量点。 NaOH滴定HCl的突跃范围: pH=4.30～9.70， 酚酞变色范围: pH=8.0(无色) ～ 10.0(红色)； 甲基红变色范围: pH=4.4(红) ～ 6.2(黄)； 甲基橙变色范围: pH=3.1(红) ～ 4.4(黄) 酚酞、甲基红、甲基橙均适用。 案例一工业硫酸含量的测定 技能基础 一、移液管和吸量管的使用 二、容量瓶的使用 三、滴定管的使用 四、酸碱标准滴定溶液的制备 五、滴定结果计算 常用滴定分析仪器 一、移液管和吸量管的使用 二、容量瓶的使用 1．容量瓶的检查 三、滴定管的使用 三、滴定管的使用 1．滴定管使用前的准备 （1）洗涤 （2）涂凡士林 （3）检漏 （4）滴定管的润洗 （5）标准滴定溶液的装入 （6）滴定管嘴气泡的检查及排除 （7）零点的调节 三、滴定管的使用 2．滴定管的操作 三、滴定管的使用 3．滴定操作 三、滴定管的使用 4．滴定管的读数 四、酸碱标准滴定溶液的制备 1．HCl标准滴定溶液的配制和标定 1．HCl标准滴定溶液的配制和标定 （3）标定结果的计算 四、酸碱标准滴定溶液的制备 2．NaOH标准滴定溶液的配制和标定 2．NaOH标准滴定溶液的配制和标定 （3）标定结果的计算 NaOH标准滴定溶液的浓度可按下式计算： 五、滴定结果计算 例：准确称取基准物Na2CO3 0.1535g溶于50mL蒸馏水中，以甲基橙作指示剂，用HCl溶液滴定用去28.64mL，求HCl溶液的浓度 技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备 训练目标 学会制备HCl标准滴定溶液； 学会判断以甲基红-溴甲酚绿为指示剂时的滴定终点。 试剂和仪器 试剂： 盐酸（相对密度1.19），分析纯； 甲基红-溴甲酚绿混合指示剂：25mL 0.2%甲基红乙醇溶液与75mL 0.1%溴钾酚绿乙醇溶液，混匀，转移入试剂瓶中，贴上标签； 基准物质：无水Na2CO3。 仪器： 烧杯、试剂瓶、锥形瓶、滴定管、架盘天平、分析天平等 技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备 训练步骤 技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备 训练步骤 盐酸标准溶液的标定 准确称取一定量基准物质（碳酸钠）0.2g 于250mL锥形瓶中，加入蒸馏水50mL溶解碳酸钠后，加入甲基红－溴甲酚绿指示剂8－10滴，用近似0.1mol/L HCl溶液滴定至暗红色，于电炉上加热煮沸2min。冷却后再继续用HCl溶液滴定至暗红色，即为终点，记录读数。平行标定4次，同时做空白实验。 技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备 结果计算  技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的制备 训练目标 学会制备NaOH标准滴定溶液； 学会判断以酚酞为指示剂时的滴定终点。 试剂和仪器 试剂： 固体氢氧化钠； 酚酞指示液（10g/L乙醇溶液）：称取1g酚酞固体溶于100mL 90%乙醇试剂中，转移入试剂瓶，贴上标签； 基准物质：邻苯二甲酸氢钾。 仪器： 表面皿、烧杯、试剂瓶、锥形瓶、滴定管、架盘天平、分析天平等。 技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的制备 训练步骤 技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的制备 训练步骤 氢氧化钠标准溶液的标定 准确称取一定量基准物质（邻苯二甲酸氢钾） 0.6 g 于250mL锥形瓶中，加入蒸馏水50mL，加热溶解，加酚酞指示剂1－2滴，用近似0.1mol/L NaOH溶液滴定至微粉红色，保持30s不退色即为终点。记录读数，平行标定。同时做空白实验。 计算出该NaOH标准溶液的准确浓度。 技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的 制备 结果计算  技能训练4 工业硫酸含量的测定 训练目标 学会利用酸碱滴定法测定工业硫酸含量的方法 ； 能正确判断滴定终点。 试剂和仪器 试剂： 浓硫酸试样； 甲基红—次甲基蓝混合指示液：称取0.175g 分析纯甲基红，研细，溶于50mL 95%乙醇中。称取0.083g 次甲基蓝，溶于50mL 95%乙醇中。将两溶液分别存于棕色瓶中，用时按（1+1）混合。混合指示剂使用期不应超过1周。 氢氧化钠标准滴定溶液： c(NaOH)= 0.5mol/L。 仪器： 烧杯、锥形瓶、滴定管、分析天平等。 技能训练4 工业硫酸含量的测定 训练步骤 技能训练4 工业硫酸含量的测定 结果计算  案例二 工业冰乙酸含量的测定 案例教学分析： 1、任务内容：工业冰乙酸含量的测定 2、工作标准：GB/T 1628—2008 3、知识目标 ①掌握强碱滴定弱酸的基本原理 ②理解工业冰乙酸国家标准及相关要求 4、技能目标 ①能够利用酸碱滴定法测定工业冰 乙酸的含量 ②能够解读国家标准 案例二 工业冰乙酸含量的测定 理论基础 一 强碱滴定弱酸基本原理 二 强酸滴定弱碱基本原理 一 强碱滴定弱酸基本原理 1.滴定过程中溶液pH的变化 2.滴定曲线及指示剂的选择 3.弱酸被准确滴定的判断依据 1.滴定过程中溶液pH的变化 强碱滴定弱酸的过程可用下列反应式表示： NaOH + HAc NaAc + H2O 1.滴定过程中溶液pH的变化 1.滴定过程中溶液pH的变化 2.滴定曲线和指示剂选择 2.滴定曲线和指示剂选择 滴定突跃： SP前后0.1%，酸度急剧变化， ⊿pH =7.74～9.70 SP后，⊿pH逐渐↓（同强碱滴强酸） 3.弱酸被准确滴定的判断依据 二 强酸滴定弱碱基本原理 滴定曲线 强酸滴定弱碱基本原理与强碱滴定弱酸非常相似，所不同的仅仅是溶液的pH变化是由大到小，所以滴定曲线的形状刚好相反。 指示剂的选择 突跃范围主要集中在弱酸性区域（6.25～4.30），在化学计量点时溶液呈弱酸性（pH=5.28），必须选择在酸性区域变色的指示剂，如甲基红、溴甲酚绿等。 技能训练5 工业冰乙酸含量的测定 训练目标 学会挥发性样品的称样方法； 学会用以氢氧化钠为标准滴定溶液测定工业冰乙酸含量的方法 ； 试剂和仪器 试剂： 氢氧化钠标准滴定溶液： c(NaOH)= 0.1mol/L。 酚酞指示液：（5 g/L）； 工业冰乙酸试样。 仪器： 具塞称量瓶、锥形瓶、滴定管、量筒、分析天平等。 技能训练5 工业冰乙酸含量的测定 训练步骤 技能训练5 工业冰乙酸含量的测定 结果计算  技能训练6 氨水中氨含量的测定 训练目标 熟练挥发性样品的称样方法； 学会HCl为标准滴定溶液测定氨水中氨的含量； 正确判断滴定终点 试剂和仪器 试剂： HCl标准滴定溶液：c(HCl)═ 0.5 mol/L； 甲基红-亚甲基蓝混合指示剂：称取0.175g分析纯甲基红，研细，溶于50mL 95%乙醇中。称取0.083g亚甲基蓝，溶于50mL 95%乙醇中。将两溶液分别存于棕色瓶中，用时按（1+1）混合。混合指示剂使用期不应超过1周。 氨水试样 仪器： 具塞轻体锥形瓶、移液管、滴定管、量筒、分析天平等。 技能训练6 氨水中氨含量的测定 训练步骤 技能训练6 氨水中氨含量的测定 结果计算  案例三 混合碱的分析 案例教学分析： 1、任务内容：混合碱的分析 2、工作标准：GB/209 —2006工业用氢氧化钠 3、知识目标 ①掌握混合碱滴定的基本原理及计算 ②掌握国家标准及相关要求 4、技能目标 ①能够运用混合碱滴定原理测定混合碱的含量 ②能够解读国家标准 案例三 混合碱的分析 理论基础 混合碱的测定原理 混合碱的测定原理 1.氯化钡法 2.双指示剂法 混合碱的测定原理1.氯化钡法 NaOH与Na2CO3混合物的测定 混合碱的测定原理1.氯化钡法 NaOH与Na2CO3混合物的测定 第二份溶液先加过量的BaCl2溶液，使 Na2CO3 生成BaCO3↓。然后在沉淀存在的情 况下，以酚酞为指示剂，用HCl滴定，所消耗 HCl的体积为V2mL。 反应为： Na2CO3 +BaCl2 = BaCO3 ↓+ 2NaCl NaOH + HCl = NaCl + H2O 混合碱的测定原理1.氯化钡法NaOH与Na2CO3混合物的测定 混合碱的测定原理1.氯化钡法 Na2CO3与NaHCO3混合物的测定 混合碱的测定原理1.氯化钡法 Na2CO3与NaHCO3混合物的测定 第二份溶液先准确加入过量的NaOH标准溶液，使NaHCO3转化为Na2CO3，然后加入过量的BaCl2将CO32-沉淀为BaCO3。再以酚酞为指示剂，用HCl标准溶液返滴过量的NaOH。此消耗HCl为V2mL。 混合碱的测定原理1.氯化钡法 Na2CO3与NaHCO3混合物的测定 混合碱的测定原理2.双指示剂法 准确称取一定量试样，用蒸馏水溶解后，先以酚酞为指示剂，用HCl标准滴定溶液滴定至溶液由红色恰好变为无色时，则试液中所含NaOH完全被中和，Na2CO3则被中和到NaHCO3，消耗HCl标准滴定溶液的体积为V1（mL） 滴定反应： NaOH + HCl = NaCl + H2O pH=7 Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl pH=8.3 混合碱的测定原理2.双指示剂法 加入甲基橙指示剂，继续用HCl标准滴定溶液滴定到溶液由黄色变为橙色。此时试液中的NaHCO3（可能是原试样中含有的，亦可能是Na2CO3经第一步反应后生成的）被中和成CO2和H2O。设又消耗的HCl标准滴定溶液的体积为V2(mL) 滴定反应： NaHCO3 + HCl = H2CO3 + NaCl 2.双指示剂法 NaOH与Na2CO3混合物的测定(V1＞V2 ) NaOH消耗HCl的体积为V1 - V2 Na2CO3消耗HCl的体积为2V2 2.双指示剂法 Na2CO3与NaHCO3混合物的测定(V1＜V2 ) Na2CO3中和到NaHCO3消耗HCl的体积为V1 NaHCO3中和到H2O+CO2消耗HCl的体积为V2 - V1 技能训练7 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定 训练目标 学会利用双指示剂法测定烧碱中两种组分的含量。 正确判断滴定终点 试剂和仪器 试剂： HCl标准滴定溶液：c(HCl)═0.1 mol/L； 甲基橙指示剂：1g/L 20%的乙醇溶液； 酚酞指示剂：10g/L乙醇溶液； 烧碱试样。 仪器： 分析天平、容量瓶、移液管、烧杯、锥形瓶、滴定管等。 技能训练7 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定 训练步骤 技能训练7 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定 结果计算smY红软基地

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