分析化学教案

酸碱滴定教案（3课时）
——5.7酸碱滴定原理、5.8终点误差、5.9酸碱滴定法的应用
09化六张少宜20092401161 一、教学目标
（一）、计算酸碱滴定过程（强碱滴定强酸、一元弱酸酸）溶液pH值的变化，确定滴定突跃的pH的范围，掌握酸碱滴定曲线的制作
（二）、对比强酸、弱酸滴定突跃的不同，确定突跃及影响滴定突跃的因素（三）、强碱滴定多元酸或混合酸的判断
（四）、酸碱滴定终点误差的计算
（五）、酸碱滴定的运用
二、教学重点、难点
重点：计算强酸、弱酸滴定过程溶液pH值变化，确定突跃的pH范围；根据滴定突跃的pH范围，选择合适的指示剂；掌握判断多元酸分步滴定的条件
难点：掌握强碱滴定多元酸或混合酸的判定条件
三、教学方法
根据本节课的内容特点所采用多媒体、教具、图表等教学设备的配合使用；根据本节课的内容特点，运用启发式、讨论式、提问式等教学方法讲授本章内容：以实例计算滴定突跃的pH范围：分别以氢氧化钠滴定盐酸、乙酸为例子，计算不同化学计量点的pH，学会计算滴定突跃的pH范围；做辅助练习：已知道酸滴定突跃pH的变化、指示剂变色范围，让学生选择滴定所用指示剂；给出例题：以磷酸分布滴定为例，掌握分布滴定条件。

四、教学过程
一、导入新课
同学们，上节课我们已经学会了一元（强弱）酸、多元弱酸酸、混合酸、酸式盐、弱酸强碱盐、缓冲溶液溶液中pH的计算，这些是酸碱滴定计算的基础，有了这基础，我们就能通过分析酸碱滴定过程中溶液的主要成分，确定计算pH值公式，得出不同化学计量点溶液的pH值，确定酸碱滴定突跃的pH范围，下面我们分别以氢氧化钠滴定盐酸、乙酸为例子，计算不同化学计量点的pH，计算滴定突跃的pH范围。

二、授课内容
1.强碱滴定强酸
给出例题：
用0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液，设a 为滴定分数，a=nNaOH/nHCl，a=0、a=0.999、a=1、a=1.001不同滴定阶段溶液pH值的计算。

解答提示：
a. 滴定前a=0，溶液的酸度等于HCl溶液的原始浓度
b．滴定开始至化学计量点前a=0.999，溶液酸度取决于溶液中剩余的HCl溶液的浓度
c．滴定终点，化学计量点是，加入的NaOH恰好与HCl完全中和，a=1.000，溶液呈中性
d．化学计量点后，a=1.001加入的NaOH已过量，溶液的碱度取决于过量NaOH 的量
列出答案，得出滴定pH突跃范围
2强碱滴定弱酸
1）给出例题
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HAc溶液。

设a为滴定分数，a=nNaOH/nHAc，a=0、a=0.999、a=1、a=1.001不同滴定阶段溶液pH值的计算。

解答提示：
a. 滴定前a=0，溶液的酸度等于HAc溶液的酸度，应用一元弱酸的最简式计算
b．滴定开始至化学计量点前a=0.999，溶液即变为HAc(c a)-NaAc(c b) 缓冲溶液(按缓冲溶液的pH进行计算)。

c．滴定终点，化学计量点是，生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），用一元弱碱的计算公式计算
d．化学计量点后，a=1.001，加入的NaOH已过量，可用强碱与弱碱的计算公式计算（NaAc碱性极弱，可以忽略）
列出答案，得出滴定pH突跃范围
2）辅助习题：
分析给出答案：
辅助习题
选b
3.绘制强酸、弱酸滴定曲线，讨论同强碱滴定浓度不同强度的酸滴定突跃范围的不同
1）提问：下面请同学通过比较两个强酸、弱酸的滴定曲线，发现二者的不同点
解答：给出列出滴定时二者的不同点：
a滴定前，相同浓度的弱酸与强酸相比，曲线开始点提高
b弱酸突跃范围比较小
c弱酸的化学计量点偏向碱性
……
2）延伸拓展：
提问：同学们，我们知道了酸的强度的酸会对滴定突跃产生影响，那么酸的强度是否对突跃产生影响，下面我们以乙酸为例子。

由例子得出结论：酸浓度增大10倍数，突跃增加1pH单位
强酸滴定强碱、弱碱的规律与强碱滴定强酸、弱酸的规律相似
辅助习题：
强酸滴定强碱时，弱酸碱的浓度均增大10倍，则滴定突跃增大的pH单位是？（2个单位）
4. 强碱滴定多元酸或混合酸的判断
1）强碱滴定多元酸或混合酸滴定
例题：以磷酸为例，计其滴定突跃：
NaOH（0.1000 mol/L）滴定H3PO4 （0.1000 mol/L ，20.00 mL）磷酸的三级pKa分别为：2.12、7.20、12、36.
提示：第一个突跃首先磷酸被中和，生成H2P04-, 按两性物质计算化学计量点时的pH值
第二个突跃，生成HPO42-，按两性物质计算化学计量点时的pH值
第三个突跃？Ka3c很小，所以滴定时无第三个突跃
2）结论：多元弱酸分布滴定是需要条件的——用强碱滴定多元弱酸，化学计量点附近的滴定突跃与相邻的两级离解常数的比值有关，比如所磷酸的滴定
Ca •Ka1≥ 10-8 且Ka1 / Ka2＞104 第一级能准确分步滴定
Ca •Ka2≥ 10-8 且Ka2 / Ka3＞104 第二级能准确分步滴定
Ca •Ka3＜10-8 第三级不能被准确滴定
结论拓展：多元酸能否被滴定，首先根据Ca •Ka1≥ 10-8判别是进行判断，然后在看是否满足Ka1 / Ka2＞104的条件，以此判断第二级离解的氢离子是否对滴定的第二级氢离子存在干扰，强碱滴定混合酸的情况与强碱滴定多元弱酸的情况相似。

3）用同浓度强酸滴定弱酸，突跃范围的大小与---和---有关，若要能准确滴定（Et<0.2%），则要求满足---条件。

（Ka ；Cb ；CbKb>=10-8）
HCl （0.1000 mol/L ）滴定Na2CO3 （0.1000 mol/L ，20.00 ml ）
时，确定滴定可行性的判断，如可滴定，请选择合适指示剂。

答案分析：
Cb •Kb1≥ 10-8 且Kb1 / Kb2≈104 第一级能被准确、步滴定，Cb •Kb2≥ 10-8 第二级能被准确滴定。

第一级CO32-被完全滴定后，溶液组成NaHCO3两性物质
选用酚酞
当第二级HCO3-被完全滴定后，溶液组成CO2 + H2O(H2CO3 饱和溶液，0.04mol/L ）
pH=3.9 选用甲基橙
以NaOH 或HCl 溶液滴定下列溶液，在滴定曲线上会出现几个突跃？
（1）H2SO4 + H3PO4 （2）HCl + H3BO3 （3) HF+ Hac
（4)NaOH + Na3PO4 （5) Na2CO3 + Na2HPO4 （6)Na2HPO4+NaH2PO4
答案分析：
1）H2SO4 + H3PO4 H2SO4: Ka1 1, Ka2=1.0×10-2 H3PO4: Ka1=7.6×10-3, Ka2=6.3×10-8, Ka3=4.4×10-13
2个突跃: H2SO4→SO42-; H3PO4→H2PO4- H2PO4-→HPO42- 2) HCl + H3BO3 H3BO3: Ka=1.8×10-5 1个突跃: HCl→Cl - 3) HF+ HAc HF: Ka=6.6×10-4 HAc: Ka=1.8×10-5 1个突跃: HF→F -; HAc→Ac -
4)NaOH + Na3PO4
PO43-: Kb1=2.3×10-2,
Kb2=1.6×10-7,
Kb3=1.3×10-12
2个突跃: NaOH →H2O; Na3PO4→Na2HPO4 b)Na2HPO4→NaH2PO4
5) Na2CO3 + Na2HPO4
CO32-: Kb1=1.8×10-4,
Kb2=2.4×10-8
1个突跃:
Na2CO3→H2CO3;
Na2HPO4→NaH2PO4
37.82)(21=+=a a pK pK pH L
mol K C H 1a a /103.104.0103.4][47--+⨯=⨯⨯==
6) Na2HPO4+NaH2PO4 1个突跃: Na2HPO4→NaH2PO4 4.
5.酸碱滴定终点误差
1）终点误差定义：指示剂确定的滴定终点（EP ）与化学计量点（SP ）不一致而产生的误差称为终点误差，又称滴定误差，用Et 表示：Et=滴定剂过量或不足的物质的量/被测物质的物质的量*100%。

当强碱滴定强酸时，若Et 为正，则表示终点在化学计量点之后，滴加的碱过量；若Et 为负，则表示终点在化学计量点之前，滴加的碱量不足。

2）强酸滴定误差的计算
以氢氧化钠滴定盐酸为例子，达到化学计量点时 ，
∆pH = pHep – pHsp 最终得到：
C sp 不等于原始浓度——可借用板书强调
3）一元弱酸滴定误差的计算
以NaOH 滴定HA 为例子，达到化学计量点时，[H+]sp + [HA]sp= [OH-]sp 滴定终点时Cx = [OH-]ep- [H+]ep-[HA]ep ，此时溶液偏碱，可忽略H+，即可得到Cx = [OH-]ep-[HA]ep ，则
最终得到
辅助习题a ：用0.10mol/LnaOH 溶液滴定0.10mol/LHA （Ka=5.0*10^5），若终点的pH 值为7.0，则终点误差为---（-0.2%）
辅助习题b
3．
4）多元弱酸滴定误差计算公式
以NaOH 滴定H3PO4为例子
化学计量点1时：
[H+]sp1 +[H3PO4]sp1 = [OH-]sp1 +[HPO42-]sp1 + 2[PO43-]sp1 终点1时：
忽略[OH-]， [PO43-],则Cx = [HPO42-]ep1 -[H+]ep1 - [H3PO4]ep1
[H +]sp = [OH -]sp sp1
PO H ep143ep1ep1244
3c ]PO [H ][H ][HPO TE --=+-
化学计量点2时： [H+]sp2 +2[H3PO4]sp2 +[H2PO4-]sp2 = [OH-]sp2 +
[PO43-]sp2
终点2时：忽略[H+]， [H3PO4]
Cx = [OH-]ep2 + [PO43-]ep2 - [H2PO4-]ep2
这公式计算比较复杂，大概理解就可
5）终点误差总结
Et=滴定剂过量或不足的物质的量/被测物质的物质的量*100%
计算误差一般步骤：先写出化学计量点时的质子条件，可做适当的忽略，将质子条件等式一边减去另一边得到 Cx ，代入误差计算公式，根据相关条件算出各形体浓度，从 而计算出滴定误差
6.酸碱滴定的应用
1）混合碱的分析
以烧碱中含量分析为例：使用酚酞和甲基橙双指示剂法测定烧碱中NaOH 和Na2CO3含量。

碳酸钠是二元碱，用盐酸滴定时，反应分两步进行，滴定过程如图所示：
拓展延伸：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。

设V1代表滴定试液至酚酞变色所需要的标准酸的体积；V2代表继续滴定试液至甲基橙变色所需要增加的标准酸体积。

根据V1和V2大，可判断试样由那些成分组成。

辅助试题a
（10.00 ；40.00）
辅助试题b 称取含有惰性杂质的混合碱试样 1.200g ，溶于水后，用0.500mol ·L-1HCl 滴定至酚酞褪色，耗酸30.00ml ，然后加入甲基橙指示剂，用HCl 继续滴定至橙色出现，又耗酸5.00ml 。

问试样由何种成分组成（除惰性杂质外）？各成分含量多少？sp2
PO H ep242ep2-3
4ep2-43c ]PO [H -][PO ][OH TE -+=
解答：本题中HCl用量V1>V2>V3,混合碱试样由NaOH和Na2CO3所组成，则
Na2CO3%=22.8% NaOH%=41.68%
2）酸碱标准溶液的配制与标定
酸
碱滴定中常用的标准溶液是HCl和NaOH溶液。

HCl和NaOH浓度均不能准备配制，故采用标定法
掌握其标定的方法。

HCl标定：○1无水Na2CO3○2硼(Na2B4O7·10H2O )——所有酸也可以用这两种物质标定。

NaOH标定：○1邻苯二甲酸氢钾(无水Na2CO3○2
草酸(H2C2O4·2H2O)。

采用合适的方式，可以减少误差
3）有机物中含氮量的测定
蒸馏法：一般先将试样中的含氮化合物转化为NH4+,加入浓NaOH溶液使NH4+
转化为NH3的形式蒸馏出：○1经典的办法是用过量的HCl吸收NH3,过量的酸用NaOH标准溶液返滴定，以甲基红为指示剂。

○2改进的办法是的是用过量的H3BO3吸收氨气，吸收生成的H2BO3-
用HCl标定用甲基红做指示剂
四、总结本课所学内容
同学们，通过这三节课的学习，我们对酸碱滴定有了更深的了解，利用上节课溶液中氢离子浓度计算的公式，我们分析溶液中的主要成分我们能够通过计算一元酸酸碱滴定过程不同化学计量点的pH值，确定其突跃范围，通过比较强酸和弱酸滴定曲线的不同、同种碱滴定不同浓度的同种酸的曲线的不同，我们了解了酸度和酸的浓度对滴定的影响。

更一步，我们以磷酸为例子，掌握了多元酸和混酸分步滴定的判断，这是本课的重难点，大家可以通过辅助习题的练习加深对判断条件的了解。

学完了一元酸、多元酸的滴定后，我们还了解了一元酸、二元酸滴定误差的计算公式，并总结出计算误差的一般步骤，这一般步骤在实际解题中是很实用的。

最后，我们联系实际，了解了酸碱滴定在我们生活中的部分应用，这方面的内容比较广泛，讲解的也比较浅显。

这三节课的学习就为酸碱滴定本章的学习划上一个句号，酸碱滴定在分析化学中的应用很是重要，希望同学们课后能多复习，加深对酸碱滴定内容的理解。

（四）课后习题
P162 思考题4.
P163思考题15
P164习题20。