酸碱滴定法(新)
《分析化学酸碱滴定法》
《分析化学酸碱滴定法》引言：分析化学是研究物质成分和性质，以及它们如何通过化学反应进行分析的科学。
其中一种常用的分析方法是酸碱滴定法，它是通过在被测溶液中加入一种酸碱滴定剂，使其与被测溶液中目标物质进行反应并达到化学平衡，进而确定目标物质的含量。
本文将对酸碱滴定法进行详细分析。
一、酸碱滴定的基本原理酸碱滴定法是通过在被测溶液中加入一种酸碱指示剂，再从滴定瓶中滴加滴定液，直到观察到颜色的变化为止。
这种变化表明酸碱平衡点已经达到，从而可以根据滴定液的用量计算出目标物质的含量。
酸碱滴定液的浓度和滴定液的用量是进行酸碱滴定的两个关键参数。
通常情况下，滴定液的浓度是已知的，而目标物质的含量是未知的。
因此需要通过滴定液的用量来确定目标物质的含量。
酸碱滴定法主要有以下几个步骤：1.准备滴定液：选择合适的滴定液，并利用标准物质进行测定其浓度。
2.准备被测溶液：将待测溶液根据需要进行前处理和稀释，以满足实验要求。
3.选择适当的酸碱指示剂：酸碱指示剂在酸碱滴定过程中发生颜色变化，用来表明滴定反应已经接近终点。
4.滴定反应：将滴定液滴入被测溶液中，同时加入酸碱指示剂，观察溶液颜色的变化。
5.记录滴定液的用量：当颜色变化出现时，停止滴定，并记录滴定液的用量。
6.计算目标物质的含量：根据滴定液的浓度和用量，利用滴定反应的化学方程式计算出目标物质的含量。
二、酸碱滴定的应用案例酸碱滴定法广泛应用于定量分析中。
以下是一些常见的应用案例：1.酸度和碱度的测定：酸碱滴定法可以用来测定溶液的酸度和碱度。
通过对溶液中的酸度指示剂的滴定液的用量进行测量，可以确定溶液的酸度或碱度。
2.金属离子的测定：酸碱滴定法可以用来测定溶液中金属离子的含量。
通过加入络合剂来形成稳定的络合物，再用滴定液进行滴定，可以测定金属离子的含量。
3.酸碱度的测定：酸碱滴定法可以用来测定溶液中目标酸碱的含量。
通过选择适当的指示剂和滴定液，可以准确地测定酸碱度。
三、酸碱滴定的误差及其控制酸碱滴定法在实际应用中可能存在一些误差。
分析化学酸碱滴定法(新)
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1. 指示剂的用量 对于双色指示剂如甲基橙，用量多少对变色范围 （PH3.1~4.4)和终点(PH5)影响不大，但对色调变化有影响。 用量太多或太少都使色调变化不鲜明。 对于单色指示剂如酚酞，用量多少对色调变化影响不 大，但影响变色范围和终点。例如，在50～100ml溶液中 加入0.1%酚酞指示剂2～3滴，变色范围约8.0～10.0， pH=9时出现红色；在同样条件下加入10～15滴，则变色 范围约7.0～9.0，在pH=8时出现红色。
A
a
A
C
Ka H Ka
HA A 1
水中HAc的分布.swf
二元弱酸H2A
H2A
HA
C H2 A HA A
2 2
H 2 A
H C H H K K H K HA C H H K K
3
2 H H3PO4
H
4
7
第二节 基本原理
一、酸碱指示剂 （一）变色原理
酚酞是一种有机弱酸，它的变色反应如下式所示：
酸式（无色）
碱式（红色）
8
甲基橙是一种有机弱碱，它的变色反应如下式所示：
－ O
3S
N N
N(CH 3 )2 + H+
－ O
3S
NH N
N (CH3)2
2、电荷平衡 在一个化学平衡体系中，正离子电荷的总和与负离子电 荷的总和相等，称为电荷平衡 C mol/L Na 2CO3 水溶液的电荷平衡式：
Na H OH HCO 2CO
3 2 3
6
3、质子平衡 酸碱反应达平衡时，酸失去的质子数等于碱得到的质子数， 称为质子平衡 质子参考水准：能参与质子交换的组分的初始形态以 及溶剂水。 写出Na(NH4)HPO4水溶液的质子条件式 得质子产物
化学实验中的常见酸碱滴定方法
化学实验中的常见酸碱滴定方法酸碱滴定是一种常见的化学实验技术，用来确定溶液中酸或碱的浓度，并且广泛应用于化学分析、质量控制和实验室研究。
本文将介绍几种常见的酸碱滴定方法及其操作步骤。
一、酸碱滴定的基本原理酸碱滴定是通过向试样中加入一种已知浓度的酸或碱溶液，待试样中的酸碱反应达到滴定终点时，根据滴定终点的指示剂变色点或指示电位的变化，确定试样中酸或碱的浓度。
在酸碱滴定中，常用的指示剂包括酸碱指示剂、金属指示剂和自滴定指示剂。
二、酸碱滴定的步骤1. 准备滴定溶液：根据所需滴定的溶液性质，准备相应浓度的酸或碱溶液，并标定浓度。
通常使用的酸和碱溶液包括盐酸、硫酸、氢氧化钠和氢氧化钾等。
2. 准备试样：准确称取所需试样，加入滴定瓶中，并加入适量的指示剂。
指示剂的选择应根据所研究的酸碱性质来确定。
3. 滴定过程：将准备好的滴定溶液加入滴定管中，然后将滴定管倒入试样中，同时搅拌试样。
逐滴加入滴定溶液，直到出现指示剂颜色的变化，此时达到滴定终点。
4. 记录滴定体积：记录滴定过程中所加入的滴定溶液体积，根据滴定溶液的浓度，可以计算出试样中酸碱的浓度。
5. 重复滴定：为了获得准确的结果，通常需要进行至少三次滴定实验，并计算平均值。
三、常见的酸碱滴定方法1. 酸碱中和滴定法：适用于测定酸碱溶液中的酸或碱浓度。
通常使用指示剂溴腈酚蓝作为指示剂，溶于水中呈现黄色，当滴定溶液滴入试样中后，当试样中的酸或碱被完全中和，溴腈酚蓝指示剂变为青色或蓝色，此时达到滴定终点。
2. 氧化还原滴定法：适用于测定溶液中氧化还原物质的浓度。
常用的滴定剂有亚硝酸盐、二碘化钾、高锰酸钾等。
滴定终点可以使用金属指示剂（例如淀粉溶液）或自滴定指示剂（例如硫代硫酸钠）来检测。
3. 银滴定法：适用于测定溶液中氯离子、溴离子和氰根离子等的浓度。
常用滴定剂为硝酸银溶液，滴定终点根据溶液中生成沉淀或颜色的变化来判断。
4. 酸碱曲线滴定法：适用于测定弱酸或弱碱的解离常数或酸碱物质的复杂溶液。
4酸碱滴定法
（4）Vb ＞ Va ：NaOH + NaAc SP后0.1% 时 ，已加入NaOH 20.02mL
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2．滴定曲线的形状
滴定前，曲线起点高 滴定开始， [Ac-] ↑ ，⊿pH↑ 随滴加NaOH↑缓冲能力↑，
⊿pH微小
滴定近SP，[HAc]↓， 缓冲能力↓↓，⊿pH↑↑ SP前后0.1%，酸度急剧变化， ⊿pH =7.76～9.7
例：酮类，酰胺类，腈类，吡啶类 2)惰性溶剂 不参与质子转移反应，溶剂分子中无转移性 质子和接受质子的倾向，也无形成氢键的能 力常与质子溶剂混用，增加试样的溶解性 例：苯，甲苯，氯仿，四氯化碳
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（二）溶剂的性质 1.溶剂的离解性 2.溶剂的酸碱性 溶质酸（碱）在溶剂中的表观酸（碱）强度
46
b．NH4+ + OH NH3 + H3BO3
NH3↑+ H2O NH4+ + H2BO3-
H2BO3- + HCl
Cl- + H3BO3
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（2） 甲醛法 4NH4+ + 6HCHO (CH2)6N4H+ + 3H+ + 6H2O
以酚酞为指示剂，以NaOH滴至浅粉色
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第四节
滴定终点误差
H3O+ + A2-
8
忽略酸的二级离解，忽略Kw
9
总结：
溶液中[H+]计算的一般方法： 1.写出溶液的质子条件式，然后将有关酸碱平
衡的常数带入，整理后得[H+]的精确式。
2.根据具体情况，对精确式进行适当的简化， 得到近似式或最简式。
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简化时一般掌握：
第四章酸碱滴定法
[ H ]C a K a5 .6 1 10 0 0 .1 7 .5 1 5 m 0/L ol
pH=5.13
二、多元酸(碱)溶液的氢离子浓度的计算
（1）多元弱酸H2A：设二元酸分析浓度为Ca
[H] CaKa1
（2）多元弱碱M2A：设二元弱碱分析浓度为Cb
pH4.3
（3）化学计量点时（Vb = Va） [H ][O]H K w1 7 0 m/o Ll
pH7.0
（4） SP后0.1% （Vb ＞ Va ）， 加入NaOH 20.02mL
[O ] H V V a a V V b b C b 2 2..0 0 0 0 2 2 0 2 ..0 0 0 0 0 0 2 .1 5 .0 1 5 m 0/L ol
pOH4.3 pH9.7
滴定开始，强酸缓冲区，
⊿pH
pH变化小
随滴定进行 ，HCl↓ ， pH变化渐↑
SP前后0.1%， ⊿pH ↑↑ ， 酸→碱
⊿pH=5.4
继续滴NaOH，强碱缓 冲区，pH变化小
3. 有关概念
①滴定突跃：化学计量点前后加入少量的滴定 剂引起较大的待测物质浓度（ pH） 变化。
[H]Ca1[KHW ]
[H ]Ca[H K ] aKa[KH W ]
精确式
或：[H3]+Ka[H]2-(CaKa+Kw)[H]－KaKw=0
B: 当 CaKa2K 0W （忽略水的离解）
[H]Ca[HK]a Ka
[H ]2 K aC a [H ]
(2) 近似式（最简式） 当Ca20[OH－]时，水解产生的[H+]可以忽略
[H+]= [A－]= Ca pH =－lg[H+]=－lgCa
第2章 酸碱滴定分析法(新)
(2)滴定曲线的 特点和指示剂的选择 滴定曲线的 值在8.73而不在 而不在7.00; ①计量点的pH值在 计量点的 值在 而不在 之间。 ②突跃范围较窄,在pH7.8 ~ 9.7之间。 突跃范围较窄 在 之间 ③酚酞的变色范围在8.0 ~ 9.6，是最合适的指示剂。 酚酞的变色范围在 ，是最合适的指示剂。
2.强碱滴定一元弱酸 强碱滴定一元弱酸 强碱滴定一元弱酸 (1)滴定曲线 滴定曲线
溶液滴定0.1000mol·L-1HAc 以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定 溶液滴定 溶液20.00mL为例 为例: 溶液 为例
溶液的酸度可用下列公式求得： ①滴定前 溶液的酸度可用下列公式求得：
H3O+ = Kaθ cA = 1.76×10−5 ×0.1000 −3 −1 =1.33×10 mol ⋅ L
第2章 章 酸碱滴定分析法 酸碱滴定分析法
§2.2 酸碱指示剂
酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴 定分析法。 定分析法。 1.定义 定义 用于酸碱滴定的指示剂称为酸碱指示剂。 用于酸碱滴定的指示剂称为酸碱指示剂。 2.特点 特点 在特定的pH范围内 随溶液pH值的变化而 范围内， 在特定的 范围内，随溶液 值的变化而 呈现不同颜色。 呈现不同颜色。 有机弱酸:酚酞 石蕊； 酚酞、 有机弱酸 酚酞、石蕊； 有机弱碱：甲基橙、甲基红。 有机弱碱：甲基橙、甲基红。
1.强酸与强碱的滴定 强酸与强碱的滴定
(1)滴定曲线 以0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定 滴定曲线 溶液滴定20.00mL 溶液滴定 0.1000 mol·L-1 HCl溶液为例。 溶液为例。 溶液为例 未滴定前：溶液酸度= ① 未滴定前：溶液酸度 c(HCl) pH=1.00 [H3O+]=1.000×10-1 mol·L-1 × ②计量点前 . 当滴加NaOH溶液 溶液18.00mL （剩余 剩余HCl 2.00mL000×0.02 −5 −1 [OH ] = = 5×10 ( mol ⋅ L ) 20.00 + 20.02
分析化学酸碱滴定法
分析化学酸碱滴定法分析化学中的酸碱滴定法是一种常用的定量分析方法，广泛应用于各种领域，包括环境监测、制药、食品检验等。
该方法通过在化学反应中加入一种已知浓度的酸或碱溶液，利用滴定终点的指示剂的颜色变化或电动势的变化来确定待测溶液的浓度。
酸碱滴定法的基本原理是酸和碱反应的定量关系：n1V1=n2V2，其中n1和n2分别是酸和碱的摩尔数，V1和V2分别是酸和碱的体积。
根据这一关系，可以确定待测溶液中酸或碱的浓度。
在酸碱滴定法中，滴定终点的判断是关键步骤。
常用的指示剂有酚酞、溴酸甲基橙、甲基红等，其颜色在酸碱反应过程中发生明显变化。
当滴加的酸或碱溶液足够与待测溶液中的酸或碱反应到足够数量时，指示剂的颜色发生转变，即达到了滴定终点。
酸碱滴定法有以下几个主要步骤：1.准备滴定溶液：根据待测溶液的性质选择合适的酸或碱溶液作为滴定溶液，调整其浓度，使其能够反应到滴定终点。
2.准备待测溶液：将待测溶液取出一定容积，用烧杯或容量瓶装放。
3.添加指示剂：根据待测溶液的酸碱性质选择合适的指示剂，加入待测溶液中。
4.滴定：用滴定管将滴定溶液滴加到待测溶液中，直到指示剂颜色发生转变，即达到滴定终点。
5.计算结果：根据酸碱反应的定量关系，使用酸碱滴定公式计算出待测溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法的优点是操作简单，结果准确可靠。
然而，该方法也有一些局限性。
首先，滴定终点的判断具有主观性，可受到操作人员的视力、光线等因素的影响。
其次，在滴定过程中，应该严格控制滴加速度，以避免溅液影响滴定结果。
此外，滴定终点对于复杂样品或多种酸碱的滴定来说可能会出现困难。
为了提高酸碱滴定法的准确性和灵敏度，人们引入了一些改进方法，如自动滴定器和电位滴定法。
自动滴定器可以自动控制滴加速度和滴定终点的判断，减少了人为误差。
电位滴定法则通过跟踪滴定过程中的电位变化来确定滴定终点，提高了滴定方法的精确性。
总之，酸碱滴定法是一种常用的分析化学方法，其简单易行、结果可靠的特点使其得到广泛应用。
酸碱滴定实验详细步骤及注意事项
酸碱滴定实验详细步骤及注意事项用已知物的酸(或碱)来测定未知物质物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做【实验】用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，以测定NaOH的物质的量浓度。
的装置见右图示。
把已知物质的量浓度的盐酸注入事先已用该盐酸溶液润洗过的，至刻度“0”以上，把滴定管固定在滴定管夹上。
轻轻转动下面的活塞，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡。
然后内液面，使其保持在“0”或“0”以下的某一刻度，并记下准确读数；把待测浓度的NaOH溶液注入事先已用该溶液润洗过的，也把它固定在滴定管夹上。
轻轻挤压，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡,然后调整管内液面，使其保持在“0”或“0”以下某一刻度，并记下准确读数。
在管下放一洁净的锥形瓶，从碱式滴定管放出溶液，注入锥形瓶，加入2滴，溶液立即呈粉红色。
然后，把锥形瓶移到酸式滴定管下，左手调活塞逐滴加入已知物质的量浓度的盐酸，同时右手顺时针不断摇动锥形瓶，使溶液充分混合。
随着盐酸逐滴加入，锥形瓶里OH-浓度逐渐减小。
最后，当看到加入1滴盐酸时，溶液褪成无色，且反滴一滴NaOH溶液又变回红色说明反应恰好进行完全。
停止滴定，准确记下滴定管溶液液面的刻度，并准确求得滴定用去盐酸的体积。
为保证测定的准确性，上述滴定操作应重复二至三次，并求出滴定用去盐酸体积的平均值。
然后根据有关计量关系，计算出待测的NaOH溶液的物质的量浓度。
具体计量关系为C(A)*V(A)=C(B)*V(B)，其中A(Acid)为酸，B(Base)为碱。
【酸碱的注意事项】一摇瓶时，应微动腕关节，使溶液像一个方向做，但是勿使瓶口接触滴定管，溶液也不得溅出。
二滴定时左手不能离开让液体自行流下。
三注意观察液滴落点周围溶液颜色变化。
开始时应边摇边滴，滴定速度可稍快（每秒3~4滴为宜），但是不要形成水流。
接近终点时应改为加一滴，摇几下，最后，毎加半滴，即摇动锥形瓶，直至溶液出现明显的颜色变化，准确到达终点为止。
滴定时不要去看滴定管上方的体积，而不顾滴定反应的进行。
第三章-酸碱滴定法
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
(一)理解质子酸碱理论： 酸碱共轭关系 酸碱反应的实质 酸碱的强度
（二） 酸碱反应的平衡常数 Equilibrium constant
酸的离解：Acid dissociation 水的自递：
HA H A
H2O H OH
Ka
HA HA
Kw HOH 1.00 1014(25o C)
Ka — 酸度常数，酸的离解常 数 Kw — 水的自递常数
碱的离解：Base dissociation 对共轭酸碱对 HA—A-
A H2O OH- HA
Kb
HAOH A
Kb — 碱度常数，碱的离解常 数
Ka Kb
K a1K a 2
[H ]2 Ka1[H ] [H ]2
d HA
[HA- ] c
Ka1Ka2
Ka1[H ] Ka1[H ] [H ]2
dA
[A2- ] c
K a1K a 2
K a1K a 2 Ka1[H ] [H ]2
ni
[H ]i Kaj
di n
j0 k
([H ]nk Kaj )
[HIn]
[HIn]
[H ]
因此可由颜色的变化判断[H+]的变化，确定滴定的终点。
理论变色范围：pKa1
0.1 [In ] 10 [HIn]
理论变色点：pKa 实际变色点：pT
分布系数
1.0
指
0.8 HIn
In
示
0.6
剂
0.4
变
0.2
色
0.0
《无机与分析化学基础》第九章酸碱滴定法
《无机与分析化学基础》第九章酸碱滴定法酸碱滴定法是一种常用的分析化学定量分析方法，通过溶液中酸碱的中和反应来确定溶液中酸碱的浓度。
本文将介绍酸碱滴定法的原理、实验步骤以及注意事项。
酸碱滴定法的原理是基于酸碱中和反应的化学方程式。
一般来说，酸和碱在适当的条件下可以完全中和，生成盐和水。
滴定过程中，用一种称为指示剂的物质来指示滴定终点的改变。
指示剂通常是一个颜色变化明显的有机化合物，在滴定中逐渐改变颜色，当滴定剂的体积接近等于滴定液的体积时，指示剂的颜色会突然改变，这个点称为滴定终点。
进行酸碱滴定的实验步骤如下：1.准备滴定仪器和试剂。
滴定仪器包括滴定管、滴定架、移液管等。
试剂包括滴定液、指示剂等。
2.准备待测溶液。
首先用溶剂将样品溶解，并将样品转移到滴定瓶中。
可以使用酸碱滴定法来测量样品中酸碱含量。
3.在滴定瓶中加入适量的指示剂。
根据滴定液的性质和待测溶液的性质选择合适的指示剂。
4.滴定。
将滴定瓶放在滴定架上，使用滴定管连接到滴定瓶上。
然后，将滴定液缓慢添加到滴定瓶中，并同时轻轻摇动滴定瓶，直到指示剂的颜色发生明显改变。
记录滴定液的体积。
5.计算待测溶液中酸碱的浓度。
根据滴定液的浓度和滴定液的使用量，计算出待测溶液中酸碱的浓度。
在进行酸碱滴定实验时，需要注意以下几点：1.滴定过程中需要保持溶液搅拌均匀。
这是为了使滴定液与待测溶液充分混合，保证反应得到准确的结果。
2.滴定液的浓度和选择适当的指示剂非常重要。
滴定液的浓度应该与待测溶液中酸碱的浓度相近，这样可以减小误差。
同时，指示剂的选择也要合适，颜色变化要明显。
3.在滴定过程中，滴定液的滴定速度要适量。
滴定液的滴定速度太快会导致误差，滴定速度太慢会浪费时间。
总结起来，酸碱滴定法是一种简单而有效的定量分析方法，可以用于测定溶液中酸碱的浓度。
通过准备滴定仪器和试剂、滴定过程中的注意事项，可以进行准确、可靠的酸碱滴定实验。
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法新
1.顺丁烯二酸， Ka1=1.0×10-2, Ka2=5.5×10-7，能
否用强碱滴定？有几个滴定突跃？
2.柠檬酸，Ka1=1.1×10-3, Ka2=4.1×10-5 ， Ka3=2.1×10-6，将其配成0.1000 mol /L ，用 0.1000mol /L NaOH滴定，有几个滴定突跃？以
例6-6 如何配制500mL pH=5.0的具有中等缓冲能力的 缓冲溶液?
第三节 酸碱滴定法
一.酸碱指示剂 （一）酸碱指示剂
酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱对具有不 同的颜色。 例: 甲基橙的酸式色呈红色；碱式色呈黄色。
（二）酸碱指示剂的变色范围
酸碱指示剂的理论变色点：pH = pKHIn 酸碱指示剂的变色范围： pH = pKHIn ± 1 常见酸碱指示剂：甲基橙、甲基红、酚酞 混合指示剂：溴甲酚绿和甲基红pH>5.1绿 色(蓝+黄);pH<4.9时，溶液呈酒红色(黄+红)
4.缓冲溶液的选择与配制
(1)首先选择与所配缓冲溶液pH值接近的 pka (或pKwpKb)缓冲对， 如： HAc—NaAc pka=4.76 NH3—NH4Cl pKw-pKb=14-4.75=9.24 NaH2PO4—Na2HPO4 pka2=7.21 (2)选择合适的总浓度。 (3)根据缓冲溶液pH计算公式算出所需共轭酸和共轭碱的体 c 共轭轭 V共轭轭 积。 pH pKa lg pKa lg c 共轭轭 V共轭轭
第二节 溶液的酸碱平衡及pH计算
一、水的质子自递平衡和pH值
1．水的质子自递
H2O + H 2O
H 3O+
+ OH-
这种只发生在水分子之间的质子转移作用 称为水的质子自递反应。
大一酸碱滴定法知识点
大一酸碱滴定法知识点酸碱滴定法是一种常用的分析化学技术，用于确定溶液中酸碱浓度的方法。
它基于酸碱反应的定量特性，通过滴定试剂与待测溶液反应的终点判断，从而计算出溶液中酸或碱的浓度。
在大一学习化学的过程中，掌握酸碱滴定法的相关知识点是非常重要的。
本文将从定义与原理、实验操作步骤、常用指示剂和注意事项等方面介绍大一酸碱滴定法的知识点。
一、定义与原理酸碱滴定法是一种准确测定溶液中酸碱浓度的方法。
其原理是利用酸碱滴定反应，通过滴定试剂与待测溶液进行反应，以酸碱化学反应的终点为依据，计算出待测溶液中酸或碱的浓度。
二、实验操作步骤1. 准备实验所需的试剂和仪器，包括溶液、滴定管、容量瓶、酸碱指示剂等。
2. 使用容量瓶将待测溶液定容至一定体积，并记录准确的体积。
3. 取一定体积的待测溶液放入滴定瓶中。
4. 加入适量的指示剂，常用的指示剂有酚酞、甲基橙等。
5. 使用滴定管滴加标准溶液，直至终点出现颜色变化。
终点即为滴定液与待测溶液完全反应的时刻。
6. 记录滴定液的用量，并根据反应的化学方程式计算出待测溶液中酸或碱的浓度。
三、常用指示剂1. 酚酞：在pH范围为8.2-10之间变色，适用于弱酸与弱碱之间的滴定。
2. 甲基橙：在pH范围为3.1-4.4之间变色，适用于弱酸与强碱之间的滴定。
3. 酸性橙：在pH范围为3.7-4.4之间变色，适用于弱酸与强碱之间的滴定。
4. 甲基红：在pH范围为4.2-6.3之间变色，适用于强酸与弱碱之间的滴定。
四、注意事项1. 实验操作过程中要注意安全，佩戴实验室用品，避免试剂溅到皮肤或引起其他危险。
2. 选择合适的试剂和指示剂，根据反应的特性和滴定系统的pH范围进行选择。
3. 滴定过程中要慢慢滴加试剂，保持滴定液的加入速度均匀，避免出现误差。
4. 滴定过程中要仔细观察终点颜色的变化，注意颜色的转变瞬间，避免出现滴加试剂过多或过少的情况。
5. 记录实验数据时要准确，避免数据记录错误导致实验结果不准确。
(最新整理)第四章酸碱滴定.
可见，分布分数是溶液pH的函数。
例：已知c HOAc=1.0 ×10-2mol/L，pH=4.00时，HOAc和OAc-
的分布H分O数A c [?H 哪[ H 种] 是]K 主a 要 存1 在型0 4体 1 ？1.其0 84 浓1度是0 5多少0？.85 OAc1 HOA c0.15
主要存在型体为HOAc ，其平衡浓度： [HOAc]=c HOAc δ HOAc =1.0 ×10-2 ×0.85=8.5×10-3mol/L
例2 以Na2CO3为例，写出其质子条件式。 选取CO32-和H2O作为零水准物质,质子条件式为：
[HCO3-] +2[H2CO3] + [H+] = [OH-]
例3 写出NaH2PO4液的质子条件式。 选H2PO4-和H2O作为零水准物质。
[H+] + [H3PO4] =[HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－6.89 = 7.11
教材例1：比较几种弱碱及其共轭酸的强弱
三、水溶液中酸碱组分不同型体的分布
在弱酸弱碱的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。 如醋酸，在水溶液中有两种型体：HOAc、OAc-
酸的浓度(分析浓度)：是指在一定体积溶液中含有某种酸 溶质的量，即酸的分析浓度，包括已离解的酸的浓度和未
例如：
酸
HOAC
H2CO3 HCO3NH4+ H6Y2+ NH3OH+ (CH2)6N4H+
碱 OAcHCO3CO32-
NH3 H5Y+
NH2OH
(CH2)6N4
质子 + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+
酸碱滴定法详解
0.1000
20.00-19.98 =5.0010-5 mol 20.00+19.98
L
③化学计量点时 溶液中的HCl全部被NaOH中和，其产物
为NaCl与H2O，因此溶液呈中性，即 [H+]＝[OH-]＝1.00×10-7 mol/L
④化学计量点后 溶液的pH由过量NaOH的浓度决定。 当滴入NaOH溶液20.02 mL时，NaOH过量0.02 mL，此时
几种常用酸喊指示剂在室温下水溶液中的变色范围（见
链接）
查一查 某分析人员在判断溶液pH范围时，做了如下试验：将 该溶液分成两份，向一份溶液中滴入酚酞指示剂后，溶液呈现 无色；向另一份溶液中滴入甲基橙指示剂后，溶液呈现黄色， 试判断该溶液的pH范围？
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4.5 酸碱滴定法
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
HAc + OH- Ac- + H2O 用0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000mol/LHAc 溶液时pH的变化（见链接） 用同样方法，可以计算出强酸滴定弱碱时溶液pH的变化情 况。用0.1000 mol/LHCl标准滴定溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol/LNH3溶液时溶液pH的变化情况及在不同滴定阶段溶液pH 的计算式（见链接）。
4.5 酸碱滴定法
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。它是滴 定分析中应用最广泛的方法。
一般的酸碱以及能与酸碱直接或间接发生反应的物质，几 乎都可以用酸碱滴定法进行测定。
滴定原理
1.酸碱指示剂
酸碱指示剂是在某一特定pH区间内随介质酸度条件的改 变，颜色有明显变化的物质。常用的酸碱指示剂一般是一些有 机弱酸或弱碱，其酸式与共轭碱式具有不同颜色。当溶液pH 改变时，引起指示剂结构改变，因而呈现不同的颜色。
酸碱滴定法
碱1
酸2
碱2 酸1
酸的离解：如
分析化学 Chap.4 酸碱滴定法
16
关于酸碱半反应和酸碱反应
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对间质子的转移
2.
酸碱半反应能否独立发生？
酸碱半反应不能独立发生！它表示的是物质给予接受质子能力
的强弱能力。单独的质子酸或者质子碱因为没有能接受或给出
酸碱概念：
酸：凡能给出质子(即H+)的分子或离子
碱：凡能接受质子(即H+)的分子或离子
注：因自然界氢原子99.985%为1H，核内只有1个质子，故质子与
H+同义，但为概念逻辑严密应该使用质子而非H+来定义。
优点：
a. 扩大了酸碱范围；
b. 理论体系简明严谨；
c. 易进行定量计算。
局限性：无法解释某些无质子转移的酸碱反应
[SH]
[BH ][S ]
B在溶剂中表观碱常数
KB
K bB K aSH
[B][SH]
结论：B表现出来的碱性决定于B的固有碱性和溶剂的固有酸
性。 溶剂SH酸性越强，反应越完全，B表现出的碱性越强。
例：NH3在HAc中的碱性＞在H2O中碱性（∵HAc的酸性＞H2O）
分析化学 Chap.4 酸碱滴定法
如：H2O，HAc，NH3，HS-，HSO4 非酸非碱：不能给质子，也不能接受质子
如：Na+，K+，Al3+等绝大多数金属阳离子
分析化学 Chap.4 酸碱滴定法
பைடு நூலகம்10
注：关于HAc和NH3属于两性物质
在水溶液体系中，NH3无法给出质子做酸，只能做
酸碱滴定法(2024版)
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.3.2 质量平衡（物料平衡） c分析 = c1+c2+c3+……
分析浓度 = ∑ 各型体的平衡浓度
则 Kb2= Kw/Ka1 =1.00×10-14/5.1×10-8 = 2.0×10-7
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.2 溶液中酸碱组分的分布 1.2.1 酸的浓度和酸度 酸度: 溶液中H+的浓度(指H+的活度)，用pH值表示。 酸的浓度: 是指在一定体积溶液中含有某种酸溶质的量，
例：醋酸水溶液 按HAc： c = [HAc]+[Ac-] 按总H： c = [HAc] + [H+] – [OH-] [H+] 包括醋酸离解所得氢和水分子离解所得，水分子离解 的氢应从总氢中除去。 思考题: H3PO4 溶液, Na2HPO4 溶液
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
分布系数和副反应系数
➢ 分布系数
HAc H Ac
δ0
HAc
c
δ [Ac ]
1
c
δ1 δ0 1
α HAc
H
c A
c
,
αY
c
Y
动 画
HAc 分 布 系 数 与 溶液pH关系
分析化学酸碱滴定法(新)
13
（四）混合指示剂 混合指示剂是把两种或两种以上试剂混合，利用它们颜 色的互补性，使终点颜色变化更鲜明，变色范围更窄。
一定型体的平衡浓度占分析浓度的比值为该种型体的 分布系数（δ）。型体Ai的分布系数为
Ai
Ai
C
显然， 1 A A A 1 2 n
2
（二）弱酸（弱碱）各型体的分布系数 一元弱酸HA
HA
C HA A
HA
[ Ac ] C 0 . 1000 0 . 64 0 . 064 mol / L A c
5
（三）水溶液中酸碱平衡的处理方法 1、质量平衡（物料平衡） 在一个化学平衡体系中，某一组分的分析浓度等于该组 分各种存在型体的平衡浓度之和，称为质量平衡 C mol/L Na 2CO3溶液的质量平衡式：
强酸强碱准确滴定的条件：
C 10 mol /L
一般而言，人们观察指示剂颜色的变化约有0.2～ 0.5pH单位的误差，称之为观测终点的不确定性，用 △pH来表示，一般按△pH=±0.2来考虑，作为使用 指示剂目测终点的分辨极限值。
（三）影响指示剂变色范围的因素
11
1. 指示剂的用量 对于双色指示剂如甲基橙，用量多少对变色范围 （PH3.1~4.4)和终点(PH5)影响不大，但对色调变化有影响。 用量太多或太少都使色调变化不鲜明。 对于单色指示剂如酚酞，用量多少对色调变化影响不 大，但影响变色范围和终点。例如，在50～100ml溶液中 加入0.1%酚酞指示剂2～3滴，变色范围约8.0～10.0， pH=9时出现红色；在同样条件下加入10～15滴，则变色 范围约7.0～9.0，在pH=8时出现红色。
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8.0~10. 0
pH 12 10 8
PP sp
9.7 7.0突 跃 4.3
sp+0.1%
4.4~6.2
6 4
MR MO
sp-0.1%
3.1~4.4
2 0 0 100 200%
滴定百分数,T%
3. 影响滴定突跃范围的因素
12 10 8.7 8 6 4 0.01mol/L 2 0.1mol/L 1mol/L
100
150
200
滴定百分率
2. 滴定突跃与指示剂的选择
在滴定过程中，我们把计量点附近溶液某种参数 （如PH）的急剧变化称为滴定突跃 滴定百分率为99.9％至100.1％即滴定相对误差为 ±0.1％时，溶液某种参数（如PH）的变化范围称 为滴定突跃范围 滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据。 酸碱指示剂的选择原则：指示剂的变色范围要 全部或至少有一部分落在滴定突跃范围内。 强酸强碱的滴定，计量点时溶液呈中性，突跃 范围横跨酸性区和碱性区
碱式（黄色） H + + In 碱式
K HIn
H In ,
HIn
K HIn HIn H In
pH pK HIn
In lg
HIn
In 10，即pH pK 当
HIn
HIn
1时，看到的是 －的颜色 In
C=10-4mol/L △pH=0.4
NaOH ↓ HCl
9.7
10.7
酸碱溶液浓 度越大，突 跃范围越大
5.3 4.3 3.3
强酸强碱准确 滴定的条件：
C 10 mol / L
4
(二)一元弱酸弱碱的滴定
1. 滴定曲线 现以NaOH滴定一元弱酸HAc为例：设HAc为浓 度 Ca＝0.1000mol/L,体积Va ＝20.00ml；NaOH的浓 度 Cb＝0.1000mol/L，滴定时加入的体积为Vb ml
Ai
Ai
C
2
δ A1 δ A 2 δ A n 1
（二）弱酸（弱碱）各型体的分布系数
一元弱酸HA
C HA A
δ HA
HA
C
H H K
a
δA
A
C
Ka H Ka
δHA δ A 1
二元弱酸H2A
21
滴定百分率为
Cb Vb Vb 19.98 100% 100% 100% 99.9% Ca Va Va 20.00
相对误差： Cb Vb Ca Va 100% Vb Va 100%
Ca Va Va 19.98 20.00 100% 0.1% 20.00 ③化学计量点（Vb = Va）
第五章
酸碱滴定法
第一节 水溶液中的酸碱平衡 一、酸碱质子理论
酸是能给出质子的物质，碱是能接受质子的物质。
HAc
NH 4
H 2 PO4
H Ac
H NH 3
2 H HPO4
H 2 PO H 4
H 3 PO 2 4
NH 4 Cl
酸碱反应
HCl NH 3
In 1 ，即pH pK 当
HIn
10
HIn
1时，看到的是 的颜色 HIn
13
In 1时，pH pK 当
HIn
HIn
，称为指示剂的变色点
理论变色范围
表5.1
pKa 甲基橙 3.4 甲基红 5.1 酚酞 9.1 百里酚酞 10.0
pH=pKHIn±1
实际范围 酸色 碱色 3.1~4.4 红 黄 4.4~6.2 红 黄 8.0~10.0 无 红 9.4~10.6 无 蓝
甲基橙的pH变色范围
室温 3.1～4.4 pKHIn变化
3.中性电解质
离子强度变化 吸收可见光 指示剂变色改变
4.滴定程序
影响指示剂颜色变化的观察效果
颜色一般由无色→有色,由浅→深
（四）混合指示剂
作用原理： 颜色互补
1．指示剂+惰性染料
pH值 ≤3.1 ＝4.1 ≥4.4 甲基橙 红色 ＋ 橙色 ＋ 黄色 ＋ 靛蓝 蓝色 蓝色 蓝色 混合后 紫色 浅灰 绿色
H OH
K W 1.0 1014 1.0 107 mol / L
pH= 7.00
22
④化学计量点后（Vb > Va）
Cb Vb Ca Va C( Vb Va ) OH Vb Va Vb Va
当Vb =20.02 ml 时
OH
[H ] 1.0 10 0.36 5 5 K a [H ] 1.78 10 1.0 10
5
δ Ac 1 0.36 0.64
[HAc] C δ HAc 0.1000 0.36 0.036mol/L
[Ac ] Cδ Ac 0.1000 0.64 0.064mol/L
Kt
H
1 1 1.0 1014 OH KW
1. 滴定曲线
用0.1000mol/L的NaOH标液滴定20.00ml 0.1000 mol/L的HCl。
20
①滴定开始前（Vb =0）
H C
a
0.1000mol / L , pH 1.00
②滴定开始至化学计量点前（Vb < （一）分布系数
设溶质A在水溶液中有A1, A2, …..An 等n个型体 存在，平衡时，各型体的平衡浓度分别是[A1]、[A2]、 …[An]。溶质A的分析浓度（总浓度）C为
C A1 A 2 A n
一定型体的平衡浓度占分析浓度的比值为该种型 体的分布系数δ。型体Ai的分布系数为
常见的酸碱指示剂
理论范围 2.4~4.4 4.1~6.1 8.1~10.1 9.0~11.0
人眼观察指示剂颜色变化约有0.2pH单位的误差（△pH=±0.2 ）
14
3.1 4.4
甲基橙
4.0 pT
4.4 甲 基 红 6.2
pKa=3.4
5.0 pKa=5.1
8.0 10
酚酞
pKa= 9.1
9.0
（三）影响指示剂变色范围的因素 1. 指示剂的用量
2
K a1 K a 2
a1
K a1 K a 2
4
δ H 2 A δ HA δ A 1
弱酸（弱碱）各型体的分布系数与溶液的酸 度和酸碱的离解常数有关，而与分析浓度无关。
5
例：计算pH=5.0时，HAc溶液（0.1000mol/L） 中HAc和Ac-的分布系数及平衡浓度
δ HAc
变色范围和终点基本不变， 但色调变化更明。
2. 指示剂＋指示剂
pH 甲基红 溴甲酚绿 溴甲酚绿—甲基红 0 2 4 6 8
3.1～4.4
3.8～5.4
4.9～5.1
混合后的指示剂，色调变化更鲜明，变色范围更窄。
注意：混合指示剂在配制时，应严格按比例混合。
19
二、滴定曲线
（一）强酸（强碱）的滴定
滴定反应： H+ + OH- = H2O 滴定反应常数Kt
Ca Va Cb Vb C( Va Vb ) H , (Ca Cb C) Va Vb Va Vb
当Vb=19.98 ml 时，
0.1000( 20.00 19.98) 5 H 5.0 10 mol / L 20.00 19.98
pH ＝4.30
7.00 9.70 10.70 11.68 12.52
sp后:[OH-]=cNaOH(过量)
0.10 mol· -1 14 L HCl 12 ↓ 0.10 mol· -1 L 10 NaOH
pH
9.7 7.0 4.3
0.10 mol· -1 L NaOH ↓ 0.10 mol· -1 L HCl
8 6 4 2 0 0 50
Na 2C
[Cl-] = 4 10-3 mol/L
[Zn2+] +[Zn(NH3) 2+] +[Zn(NH3)22+] +[Zn(NH3)32+] +[Zn(NH3)42+] = 2 10-3 mol/L [NH3] +[Zn(NH3) 2+] +2[Zn(NH3)22+] +3[Zn(NH3)32+] +4[Zn(NH3)42+] ＋[NH4＋] = 0.2 mol/L
0.1000( 20.02 20.00) 5.0 10 5 mol / L 20.02 20.00
pOH 4.30 ,
滴定百分率为 相对误差：
pH 9.70
20.02 100% 100.1% 20.00
20.02 20.00 100% 0.1% 20.00
23
0.1000mol· -1 NaOH滴定20.00mL 0.1000mol· -1 HCl L L
NaOH mL 0.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
滴定 剩余 HCl 百分率 mL
过量
NaOH mL
pH 1.00 2.28 3.00 4.30
HAc OH H 2O Ac Kt
Ac K HAc OH K