項目3工業品氫氧化鈉含量測定項目背景項目導學項目訓練引導問題1【能力目標】能按照試樣采樣原則對工業氫氧化鈉樣品進行采集與制備；能正確的使用分析天平、容量瓶、移液管、滴定管等分析儀器；能熟練地進行遞減法稱取樣品的操作；能解讀國家標準并進行相關含量的測定；能根據標準的要求，進行實驗數據的整理與計算、誤差分析及結果的判斷，并能規范書寫實驗報告；能獨立地完成整個項目的測定工作，具有一定的解決問題的能力。2【知識目標】熟練掌握酸堿滴定的原理及應用范圍；掌握酸滴定曲線的繪制及指示劑的選擇方法；了解常用指示劑的變色范圍；理解氯化鋇法測定工業氫氧化鈉含量的原理和方法；理解雙指示劑法測定混合堿各組分的原理和方法。3氫氧化鈉廣泛應用于污水處理劑、基本分析試劑、配制分析用標準堿液、少量二氧化碳和水分的吸收劑、酸的中和鈉鹽制造。制造其它含氫氧根離子的試劑；在造紙、印染、廢水處理、電鍍、化工鉆探方面均有重要用途。項目背景4本項目的質量檢驗標準采用《GB209-2006工業用氫氧化鈉》和《GBT4348.1-2000工業用氫氧化鈉中氫氧化鈉和碳酸鈉含量的測定》。工業用固體（包括片狀、粒狀、塊狀等）氫氧化鈉主體為白色、有光澤，允許微帶顏色。

表2-1工業用合成鹽酸的質量指標項目背景5工業用固體氫氧化鈉（包括片堿）應符合表3-1要求。表3-1

工業固體氫氧化鈉的質量指標項目型號規格IS-ITIS-DTIS-CTⅠⅡⅠⅡⅠ優等品一等品合格品優等品一等品合格品優等品一等品合格品優等品一等品合格品優等品一等品合格品氫氧化鈉（以NaOH計）的質量分數≥99.0≥98.5≥98.072.0±2.0≥96.0≥95.072.0±2.0≥97.0≥94.0碳酸鈉（以Na2CO3計）的質量分數≤0.50.81.00.30.50.81.21.31.60.40.81.01.51.72.5氯化鈉（以NaCl計）的質量分數≤0.030.050.080.020.00.082.52.73.02.02.52.81.11.23.5三氧化二鐵（以Fe2O3計）的質量分數≤0.0050.0080.010.0050.0080.010.0080.010.020.0080.010.020.0080.010.016液體氫氧化鈉為稠狀液體，工業用液體氫氧化鈉應符合表3-2要求。表3-2

工業液體氫氧化鈉的質量指標項目型號規格IL-ITIL-DTIL-CTⅠⅡⅠⅡⅠ優等品一等品合格品優等品一等品合格品優等品一等品合格品一等品合格品優等品一等品合格品氫氧化鈉（以NaOH計）的質量分數≥45.030.042.030.045.042.0碳酸鈉（以Na2CO3計）的質量分數≤0.50.81.00.30.50.81.21.31.60.30.51.01.21.6氯化鈉（以NaCl計）的質量分數≤0.030.050.080.020.00.082.52.73.04.65.00.70.81.0三氧化二鐵（以Fe2O3計）的質量分數≤0.0050.0080.010.0050.0080.010.0080.010.020.0050.0080.010.020.037工業用氫氧化鈉中氫氧化鈉和碳酸鈉含量的測定屬于混合堿測定，可用氯化鋇法和雙指示劑法進行測定。氯化鋇法。試樣溶液中先加入氯化鋇，則碳酸鈉轉化為碳酸鋇沉淀，然后以酚酞為指示劑，用鹽酸標準溶液滴定至終點，反應如下：8雙指示劑法。

Na2CO3相當于二元弱堿，用酸滴定時其滴定曲線上有兩個pH突躍，因此可利用“雙指示劑”法分別指示第一、第二化學計量點的到達，根據到達兩個化學計量點時消耗的HCl標準溶液的體積，便可判別試樣的組成及計算各組份含量。9在混合堿試樣中加入酚酞指示劑，此時溶液呈紅色，用HCl標準溶液滴定到溶液由紅色恰好變為無色時，則試液中所含NaOH完全被中和，Na2CO3則被中和到NaHCO3，設滴定用去的HCl標準溶液的體積為V1(mL)，反應如下：再加入甲基橙指示劑，繼續用HCl標準溶液滴定到溶液由黃色變為橙色（也可用溴甲酚綠-甲基紅混合指示劑，由綠色滴至暗紅色為終點）。此時試液中的NaHCO3（第一步被中和生成）被中和成CO2和H2O。此時，又消耗的HCl標準溶液的體積為V2(mL)。10當試樣為Na2CO3與NaOH的混合物時，V1>V2，中和Na2CO3所需HCl是分兩批加入的，兩次用量應該相等。即滴定Na2CO3所消耗的HCl的體積為2V2，而中和NaOH所消耗的HCl的體積為(V1–V2)，故計算NaOH和Na2CO3的含量公式應為：11分析：12引導問題（1）采用氯化鋇法和雙指示劑法測定工業氫氧化鈉中氫氧化鈉和碳酸鈉含量的最終結果是否會有區別？從原理來說哪個更加精確？（2）什么是指示劑？指示劑有哪幾種類型？原理分別是什么？（3）什么是滴定曲線?如何根據酸堿滴定曲線選擇合適的指示劑?（4）酸堿滴定反應的終點是如何判斷的？在近終點時應如何操作滴定管？（5）如何計算酸堿水溶液中的[H+]的濃度？13項目導學3.1酸堿指示劑3.2滴定曲線與指示劑的選擇143.1.1指示劑變色原理3.1.2常用酸堿指示劑的變色范圍返回3.1酸堿指示劑153.1.1指示劑變色原理

酸堿指示劑：一類有顏色的有機物（弱酸或弱堿），隨溶液pH的不同結構發生變化，而呈現不同顏色，顏色與結構相互關聯。

HInH++In-

酸式色堿式色如：有機弱酸：酚酞、石蕊等；有機弱堿：甲基橙、甲基紅等。163.1.2常用酸堿指示劑的變色范圍根據人眼對顏色的靈敏度：當[In-]/[HIn]≥10即pH≥pKHIn+1,呈現

色當[In-]/[HIn]≤1/10即pH≤pKHIn-1,呈現

色當1/10<[In-]/[HIn]

<10,呈現

色HIn+H2OH3O++In-KHIn=[H3O+][In-][HIn]整理為[H3O+]=KHIn[In-][HIn]pH=pKHIn+lg[In-][HIn]濃度比決定溶液的顏色堿式酸式混合17指示劑的變色范圍：人的視覺能明顯看出指示劑由一種顏色轉變成另一種顏色的pH范圍。指示劑的理論變色范圍：pKHIn

1指示劑的實際變色范圍：實驗測得的變色范圍。一般小于2個pH單位。指示劑的理論變色點：當[In-]=[HIn]，pH=pKHIn

時的pH值。3.1.2常用酸堿指示劑的變色范圍18

指示劑的變色區間越窄越好,有利于提高測定準確度。·變色點(橙)3.7(紅)

(黃)pH=3.1－4.4例：甲基橙的理論變色點pKHIn=3.7

理論變色范圍：pH=2.7-4.7實際變色范圍:3.1.2常用酸堿指示劑的變色范圍19表2-2常用酸堿指示劑3.1.2常用酸堿指示劑的變色范圍20幾點說明：指示劑加入量多少影響變色敏銳程度；指示劑消耗滴定劑；指示劑應適當少用；不同酸堿指示劑其變色范圍和理論變色點不同；各種指示劑變色范圍的幅度各不相同，但一般不大于2個pH單位，大多數為1.6-1.8個pH單位。213.2酸堿滴定曲線和指示劑的選擇滴定曲線：酸堿滴定過程中溶液的pH值隨滴定劑加入量的變化而變化的曲線。滴定曲線的作用：確定滴定終點時，消耗的滴定劑體積；判斷滴定突躍大小；確定滴定終點與化學計量點(理論終點）之差；選擇指示劑。22實驗現象：HCl+酚酞為什么最后一滴NaOH的加入，可以使溶液顏色馬上改變？而先前的加入的卻不會？最后一滴NaOH以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHCl溶液為例。⒈滴定前⒉滴定開始到化學計量點前⒊化學計量點時⒋化學計量點后。

分四個階段3.2.1強堿（酸）或強酸（堿）的滴定23

(1)滴定前，加入滴定劑NaOH體積為0.00ml

0.1mol/L鹽酸

溶液的pH=1(2)加入滴定劑體積為19.98mL時(即滴定誤差為-0.1%):

[H+]=0.1×(20.00-19.98)/(20.00+19.98)=5.0×10-5mol/L

溶液pH=4.324(3)化學計量點，加入滴定劑體積為20.00mL，

反應完全,溶液中[H+]=10-7mol/L,

溶液的pH=7

(4)化學計量點后，加入滴定劑體積為20.02，過量0.02mL(即滴定誤差為+0.1%)：

[OH-]=nNaOH

/V

=(0.1000×0.02)/(20.00+20.02)=5.0×10-5mol/L

pOH=4.3

溶液的pH=14-4.3=9.725滴定曲線：加入堿的體積19.98mLpH=4.30加入堿的體積20.02mLpH=9.70計量點pH=7.0酚酞變色范圍pH=8.0-9.6突躍范圍pH7.01.0V(NaOH)/mL突躍范圍是指計量點前后±0.1%誤差范圍內溶液pH值的變化范圍。26滴定曲線的討論（指示劑的選擇）：滴定過程中，溶液總體積不斷增加，計算時應注意：滴定前19.98mL，pH變化慢：4.3-1=3.3；化學計量點前后0.04mL(約1滴)，pH發生突躍變化：9.7-4.3=5.4；滴定終點與化學計量點并不一定相同，但相差不超過±0.02mL，滴定誤差不超過±0.1%；符合滴定分析要求。指示劑選擇原則：指示劑的變色范圍全部或一部分在滴定突躍范圍內。27※指示劑的選擇

保證測定結果有足夠準確度(相對誤差±0.1%內)凡變色范圍全部或部分落在滴定突躍范圍內的指示劑(如左圖)●選擇原則

●選擇依據----滴定突躍范圍還應考慮人視覺對顏色變化的敏感性。（a）0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定0.1000mol·L-1HCl溶液20.00mL（b）0.1000mol·L-1HCl溶液滴定0.1000mol·L-1NaOH溶液20.00mL28突躍范圍與濃度的關系(1)：pH3.3～10.7(2)：pH4.3～9.7(3)：pH5.3～8.7濃度愈大,突躍范圍愈大.合適的濃度:0.1～0.5mol·L-1

用（1）1.000mol·L-1（2）0.1000mol·L-1（3）0.01000mol·L-1NaOH溶液滴定相應濃度的

HCl溶液※突躍范圍與酸堿濃度的關系293.2.2弱酸或弱堿的滴定

現以0.1000mol/LNaOH滴定20mL0.1000mol/LHAc為例：①滴定前HAc

按一元弱酸溶液組成pH值計算②滴定開始至③化學計量點時NaAc

按一元弱堿化學計量點前④化學計量點后NaOH+NaAc

按過量NaOH濃度HAc-NaAcNaOHHAc

（1）強堿滴定一元弱酸30●滴定曲線見左圖，與強酸曲線比較的特點有:①曲線起點pH值高。②滴定過程中pH值變化速率不同于滴定強酸。④滴定突躍范圍小pH=7.8~9.7（堿性區）③計量點pH=8.73選堿性區變色的指示劑酚酞、百里酚酞甲基橙、甲基紅

×31●影響滴定突躍范圍大小的因素:①被滴定弱酸的強度②弱酸濃度:酸濃度越大,突躍范圍越大

用強堿直接準確滴定弱酸的判定依據:

Ka愈大,突躍范圍愈大；

Ka愈小,突躍范圍愈小。當Ka<10-7，已無明顯突躍。32各點值的計算方法與強堿滴定弱酸相似。

突躍范圍：pH=6.3~4.3（酸性區）計量點pH=5.28選酸性區變色的指示劑：甲基橙、甲基紅、溴甲酚綠（2）強酸滴定一元弱堿以0.100