酸碱滴定的滴定终点误差 ppt课件

V2:
NaHCO3(生)→ H2O+CO2 NaHCO3(原)→ H2O+CO2
V2›V1
N2C a3O 1 2(2 C1)m H V SC M lN2C a3O Na3 H C [C O (V 2 V 1)m H S ]C M lNa23 5HC
※ 双指示剂法不仅用于混合碱的定量
分析，还可用于未知碱样的定性分析：
• 由上式得:
[[HH]]终 等10pH [H ] 终 [H ] 等 1 p 0 H [H ] 等 • 1 0 p H K • 1 w 0 pH
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TE(
Kw
Kw•10pH) C等
Kw•10pH
HCl
Kw(10pH10pH) CH等Cl
1 Kt
(10pH
10pH)
CH等Cl
10KpHt1 2C1H等0ClpH
TE CH A,ep CHA,ep
TE[OH ]ep[H ]ep[HA ep ] CHA ep,
TE[OH]ep[H]ep
CHAep,
HA
[OHep] [Hep] cH A，s p
H
A
100％
通常情况下 Vep Vsp CHAe,pCHAs,p
设终点在化学计量点之后，可以得到同样的结果。
7
误差通式
酸碱滴定的滴定终点误差
(Titration end point Error)
1
准确滴定一元弱酸的可行性判据
在分析结果的相对误差＜±0.1％这个条件下。 要求cspKa≥10-8才能满足这一要求。因此， 通常cspKa≥10-8作为判断弱酸能否滴定的依据。
（csp是将ca换算为计量点时HA的浓度， 通常:csp=ca/2)
9
强碱滴定强酸的终点误差公式
TE[OeH p][Hep]10％ 0 c酸 ， sp
强碱滴定一元弱酸的终点误差公式
TE ([Oce酸 H ]ps， [pH e]pHeAp ),10% 0
10
强酸滴定强碱的终点误差公式
TE[Hep][OeH p]10％ 0 c碱 ， sp
强酸滴定一元弱碱的终点误差公式
•二者结果相同
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第三-四章 小 结
1 质子理论
基本概念、酸碱强度
2
PBE、
3 pH的计算
一元(多元)酸碱、两性物质、混合体系(会写质 子条件式, 精确式如何来？ 会用近似式、最简式)
4 酸碱缓冲液 会选缓冲液并配缓冲液(定量计算). 5 酸碱指示剂 作用原理, 影响因素, 常用指示剂
的变色点. 23
TE10Kpt1H2C(1酸0)等 pH
• 若终点在等当点前,可证明此式仍成立,一般有: • 且TE>0, 正误差； TE<0 负误差
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例1: 计算用0.1000N NaOH 滴定0.1000N HCl 至酚酞变红
(pH=9.0 )的终点误差.
解:pHep=9.0,
pOHep=5.0
按书上公式计算
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滴定误差(Titration Error)
• 滴定误差，亦称终点误差或指示剂误差，主要是指 由于滴定至终点——指示剂变色点(ep)与计量点 (sp)不一致而引起的误差。
• 以 TE 表示，常以百分数表示。
– 注意：不包括其他因素引起的误差。
滴定剂不足或过 质量 的的 量物 TE% 被测物质的物质的 10量 % 0
•问 • （1）化学计量点时溶液的pH为多少？ • （2）化学计量点时有百分之几的NH4Cl参与了反
应？
V1和V2的变化 V1≠0，V2=0 V1=0，V2≠0
V1=V2≠0 V1>V2>0 V2>V1>0
试样的组成
OH-
HCO3CO32OH-+CO32HCO3-+CO32-
V1:
NaOH→NaCl Na2CO3→NaHCO3
V2:NaHCO3→H2O+CO2
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课堂测试
• 1、用0.1000mol/L的NaOH滴定0.1000mol/L羟胺 盐酸盐和0.1000mol/LNH4Cl的混合溶液 （羟胺 Kb=9.1×10-9，NH3 的Kb=1.8×10-5）。
TE [OC ]H eH psA [p,H ]epHA10% 0
对于强酸：
HA0
TE[OH]ep[H]ep CHAsp,
对于弱酸：
HA
[H] [H ] Ka,HA
T E[O C ]eH H p s[A pH ,]ep [H []eH p ]e K p a,HA 10 %
设终点在化学计量点之后，可以得到同样的结果。
nNaOHnHA
化学计量点 体系 A-
[H ]sp[HsA p[]O]H sp
计量点之前 体系 A- + HA [H ]e p[H e p[ A O ]e p H C H eA p,
（C H A,ep为未反 应的酸的浓度）
6
C H eA p , [O ]eH p [H ]ep [H ep A]
TE10pH 10pH CA,spKt
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误差公式推导
推导过程
强碱滴定一元酸 误差通式
TE[OH ]ep[H]ep[HA ep] CHA ep,
令：pH pH eppH sp 得： [H ]e p [H ]sp 1 0 pH
强酸
TE[OH]ep[H]ep Csp
Kt
1 Kw
[H]s p Kw
代入，
4
强碱 (酸)滴定强酸(碱)的滴定误差
例如：用浓度为cb mol·L-1 NaOH溶液滴定浓度为ca mol·L-1 、 体积为Vaml的HCl溶液。
TE n过量碱 100 ％ n酸
c 过量碱 ,ep 100 ％ c 酸 ,ep
5
代数法计算终点误差——误差通式
一元酸碱的滴定 NaOH滴定HA
HA c [H ([ e H ]e p ] p e)K p a 6 .3 1 6 . 3 9 0 1 1 .8 9 0 1 5 0 3 .5 1 4 0
TE ([O H ]ep[H]ep
ca(sp)
HA()ep1) 0% 0
TE (1.61 066.31 093.51 04)10% 00.0% 3 0.050
余，误差为负。
[H+]ep=1.0×10-4 mol.L-1， [OH-]ep=1.0×10-10 mol.L-1 ， ca(sp)=0.050 mol.L-1 。 因为，[H+]ep>>[OH-]ep，则
1.014 0
T% E
10 % 00.2%
0.050
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例：求0.1000 mol / L NaOH 滴定0.1000 mol / L HAc 至pH = 7.00 时的终点误差。pKa = 4.76
分别计算两种情况时的终点误差。 • 已知: Ka=1.810-5
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• (1) pHep=9.20, [H+]ep= 6.310-10 mol.L-1 , [OH-
解： ]ep = 1.610-5 mol.L-1 , cHAc(sp)=0.050 mol.L-1,
HA c [H ([ e ]e H p ] p e)K p a 6 .3 1 6 . 3 1 0 1 01 .8 1 0 0 1 5 0 3 .5 1 5 0
pH终指pHep pH等指pHsp
•
pH终=lg[H+]终 ,pH等=-lg[H+]等
• •
一HC般l与终N点([aH 离OKH等]终 w 等当摩点[H 尔不反远]终 应, )V终CH 等 V等Cl p H p终 H p等 H lg H ] [ 终 lg H ] [等 l[ [g H H ] ]终 等
解：
TE
[OH]ep [H]ep CHAs,p
[H
[H ]ep ]ep Ka,HA
107.00 107.00 0.050
1071.000 71.000 4.76
5.6103
TE = -0.56 %
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例 题:
• 用0.1000 mol.L-1 NaOH滴定等浓度的HAc， 若滴定至
(1)pH=9.20， (2)pH=8.20，
TE ([O]H ep[H ]e
ca(sp)
p
HA()ep1) 0% 0
TE (1.61 056.31 0103.51 05)10% 00.0% 3 0.050
TE> 0说明NaOH过量 。计量点应在pH=9.20之前。
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• (2) pHep=8.20, [H+]ep= 6.310-9 mol.L-1 , [OH-]ep = 1.610-6 mol.L-1 ,cHAc(ep)=0.050 mol.L-1
• 过量的NaOH 浓度:CNaOH过=[OH-]-[H+]
•
即过量NaOH 应从总的[OH-]中减去水所电离的[OH-] ,而水离解的[OH-] 和[H+]是等量的,故:
TE
NaO过H量的毫 数摩尔NaO过H量的毫摩尔数
在计量点时N 应a当 O的H 加 毫入 摩尔H 数C的l 毫摩尔数
(O [ H C]H 终C[等 HV l等 ]终)V终[OH C]H 终C[等 Hl]终 • 令pH=pH终-pH等
6 酸碱滴定基本原理 了解滴定突跃与浓度、Ka(Kb)的关系，一元弱酸
(碱)能被准确滴定的条件CspKa(Kb)10-8；正确选择指 示剂；了解强酸与弱酸混合溶液、多元酸溶液能分步 滴定或全部滴定的条件及指示剂的选择。 7 TE 会计算TE 8 应用示例
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(二)Na2CO3+NaHCO3的测定 V1:Na2CO3→NaHCO3(生)