第二章 酸碱滴定法
酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法自测题一. 填空题1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一作用称为。
2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0⨯10-5时，[A-] = 。
3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。
4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。
5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。
6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。
7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69⨯10-10，它的共轭酸是，相应的K a值为。
8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0⨯10-6，HIn呈红色，In-为黄色。
将其加入三种不同的溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。
这三种溶液的pH范围分别应是、和。
9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含[NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。
10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓度的钠盐水溶液的pH顺序是。
11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱是。
12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂，溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。
13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。
对于可以用最简式表示溶液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。
14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比H2CO3的更小。
15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。
《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。
山东大学分析化学练习题及答案02酸碱滴定法
第二章酸碱滴定法一、选择题1. 在水溶液中共轭酸碱对K a与K b的关系是------------------( )(A) K a·K b=1 (B) K a·K b=K w(C) K a/K b=K w(D) K b/K a=K w2. HPO42-的共轭碱是-----------------------------------( )(A) H2PO4-(B) H3PO4(C) PO43- (D) OH-3. 浓度相同的下列物质水溶液的pH最高的是-----------( )(A) NaCl (B) NaHCO3 (C) NH4Cl (D) Na2CO34. 相同浓度的CO32-、S2-、C2O42-三种碱性物质水溶液, 其碱性强弱(由大至小)的顺序是-----------------( )(已知H2CO3：p K a1 = 6.38，p K a2 = 10.25；H2S：p K a1 = 6.88 ，p K a2 = 14.15；H2C2O4：p K a1 = 1.22，p K a2 = 4.19 )(A) CO32->S2->C2O42-(B) S2->C2O42->CO32- (C)S2->CO32->C2O42-(D) C2O42->S2->CO32-5. 在H2C2O4溶液中,下列活度系数的排列顺序正确的是---------------( )(A) γ(HC2O4-) > γ(H+) > γ(C2O42-) (B) γ(H+) > γ(HC2O4-) >γ(C2O42-)(C) γ(C2O42-) > γ(HC2O4-) > γ(H+) (D) γ(HC2O4-) > γ(C2O42-) >γ(H+)6. 六次甲基四胺[(CH2)6N4]缓冲溶液的缓冲pH范围是---------( )⎨p K b[(CH2)6N4] = 8.85⎬(A) 4~6 (B) 6~8 (C)8~10 (D) 9~117. 在一定的温度下,活度系数与水合离子半径的关系是水合离子半径愈大,离子的活度系数-----------( )(A) 愈大(B) 愈小(C) 无影响(D) 先增大后减小8. H2A酸的pK a1= 2.0，pK a2= 5.0。
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-103.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。
a.计算此混合溶液的pH。
b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pHpH= 4.005.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。
6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。
于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。
问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。
解x=25.7ml9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。
问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。
10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？x =7.9ml11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。
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。
第二章酸碱滴定法
第⼆章酸碱滴定法、01414第⼆章酸碱滴定法§2-1 酸碱质⼦理论.酸碱质⼦理论如何处理酸碱平衡及有关计算;.酸碱滴定过程中pＨ的变化及指⽰剂的选择.终点误差计算及酸碱滴定法的应⽤1、酸碱的定义1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出酸:凡是能给出质⼦[H+]的物质;碱:凡是能接受质⼦的物质;酸碱反应的实质:酸碱之间的质⼦转移作⽤;酸碱可为两性物质,中性物质,阴阳离⼦;如H2PO4－、H2O、SO42－例如：HCl、H、NH4+、H2SO3、Al（H2O）6＋等都能给出质⼦，都是酸；⽽HO-、Ac-、NH3、HSO3－、CO32-等都能接受质⼦，都是碱：共轭酸碱对:酸碱之间仅相差⼀个质⼦,如:NH4+-NH3, HCl-Cl－等.⽆盐的概念和盐的⽔解,它是⽔与离⼦酸碱的质⼦转移反应2、共轭酸碱对中Ka和Kb的关系? Ka和Kb 均为弱酸弱碱的离解常数Ka×Kb =Kw =1×10-14pKa+pKb =14.00所以知道弱酸或弱碱的K值即可求其共轭碱酸的K值.对于多元酸碱: Kb1 = Kw / Kan,Kb2 = Kw/ Kan-1 ,Kbn= Kw/ Ka1.习题：1、H2PO4-的共轭碱是( )A H3PO4；B HPO42-；C PO43-；D OH-；2、NH3的共轭酸是：( )A NH2-；B NH2OH；C N2H4；D NH4+；3、溶剂的质⼦⾃递反应上⾯讨论可知，H20作为⼀种溶剂，即可作酸⼜可作碱，⽽且H20本⾝有质⼦传递作⽤，如：上述反应，有1moLH2O分⼦结出了1moL质⼦形成OH，另外1moL H2O 分⼦接受了1moL质⼦形成H3O＋，即H2O分⼦之间发⽣了质⼦(H＋)的传递作⽤，称H2O的质⼦⾃递作⽤。
其平衡常数Kw＝αH2O.αOH-称⼒⽔的质⼦⾃递常数．⽤K S表⽰。
Kw＝1.0×10-14(25?C)4、溶剂的拉平效应和区分效应1）溶剂的拉平效应将不同强度的酸被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平的效应称为溶剂的拉平效应HCl Cl-H2S O4? +H2O= H3O+ ?HSO4-Ka>>1HNO3 (⽔合质⼦)NO3–上述⼏种酸均被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平，也就是说HCl、H2SO4、HNO3这⼏种酸在⽔中⽆多⼤差别，进⼀步说明凡是⽐H3O+更强的酸，在⽔溶液中都被拉平到H3O+⽔平，H3O+是⽔溶液中最强的酸。
第二章酸碱滴定法
2.5 缓冲溶液 1.PH计算 计算 HB (Ca mol/L) +B- ( Cb mol/L) 精确式
Ca [H+ ] + [OH ] [HB] [H+ ] = Ka = Ka [B] Cb + [H+ ] - [OH ]
Ca [H + ] + 酸性范围内: [ H ] = Ka 酸性范围内: Cb + [ H + ] C a + [OH ] 碱性范围内: [ H + ] = K a 碱性范围内: C b [OH ]
一元弱酸(碱 的滴定 浓度改变10倍突跃改变 的滴定,浓度改变 倍突跃改变1个 单位 单位. 一元弱酸 碱)的滴定 浓度改变 倍突跃改变 个PH单位 一元强酸、碱的滴定 浓度改变 倍突跃改变2个 单位 浓度改变10倍突跃改变 单位. 一元强酸、碱的滴定,浓度改变 倍突跃改变 个PH单位
山东大学分析化学(第四版)习题及答案02酸碱平衡和酸碱滴定法
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20 mol.L-1H3PO4，b. 0.100mol.L-1H3BO3c. 0.100mol.L-1H2SO4d. 0.100mol.L-1三乙醇胺e. 510-8 mol.L-1 HCla.解：已知H3PO4的K a1＝10，K a2=，K a3=10-12.36∵ pKa2-pKa1>1.6 ∴按一元弱酸处理= 0.2×10-2.12 > 20K w / < 500用近似式[H+]=== -0.0038+= 0.035pH = 1.45b.解：已知H3BO3的K a=5.8( pK a=9.24)∵K a>20 Kw /K a > 500同最简式[H+]===10-5.12pH = 5.12c.解法1：已知H2SO4 K a2= 10-2 将H2SO4看作H+＋HSO4- (强酸和一元弱酸)质子条件：[H+]=C a+[SO42-]+[OH-] 忽略[OH-][H+]=a+a[H+]2-(c-K a2)[H+])-2cK a2=0[H+]=+=pH = 0.96解法2. 设第二级解离出的H+为xHSO42- ⇌ H+ + SO42-0.1-x 0.1+x xK a2===10-20.1x+x2=-0.01x+10-3 x2+0.11x-10-3=0解得：x==-0.055+=0.0085 [H+]=0.1+0.0085= 0.1085pH = 0.96d解. 已知三乙醇胺的K b=5.8-7，pK b=6.24 (分子式(HOCH2CH2)3N )∵cK b=0.1>20K W，c/K b>500pOH=3.62 pH=14 - 3.62=10.38e解：由于HCl浓度较小，不能忽略水的离解根据质子条件[H+]==+==2.5pH = 6.892. 计算下列各溶液的pHa. 0.0500 mol/L NaAcb. 0.0500 mol/L NH4NO3c. 0.100 mol/L NH4CNd. 0.0500 mol/L K2HPO4e. 0.0500mol/L氨基乙酸f. 0.100 mol/L Na2Sg. 0.10 mol/L H2O2溶液h. 0.0100 mol/L CH3CH2NH和0.050 mol/L NH4Cl 的混合溶液i. 含有 mol/L的混合溶液（=5.0, =9.0）a解：已知HAc的=10-4.74 则Ac－的=10-9.26∵c=0.05c/ >500∴pOH=5.28pH=8.72b解：已知NH3的=10-4.74 ,则NH4＋的为=10-14/10-4.74=10-9.26∵c=0.05 c/>500pH=5.28c解：已知NH的=10-9.26 ，HCN的=10-9.21根据质子条件：[H+]+[HCN]=[OH-]+[NH3]则：[H+]+cKa’=0.1>20Kw c=0.1>>KaH+]=d解:已知H3PO4K a1=10-2.12K a2=10-7.20K a3=10-12.36 [H+]=c K a3=0.05c= 0.05 > 20 K w[H+]==2.010-10pH=9.70e解：氨基乙酸盐=4.510-3=2.510-10两性物质[H+]=c K a2=0.05 2.510-10 > 20K w c = 0.05 <20 K a1[H+]==pH=5.99注：同最简公式[H+]=pH=5.97f解：已知H2S的K a1=1.310-7 ，K a2=7.110-15则S2－的K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.6910-8pK b2-pK b1 >1.6 按一元碱计算c K b1>20Kw，c/K b1 < 500 [OH-]===9.410-2pOH= 1.03pH=12.97g解：已知H2O2的K a=1.810-12cK a=0.01 1.810-12 <20 K w，c/K a=0.01/1.810-13 >500 [H+] ==1.6710-7pH=6.78h解：CH3CH2NH2K b=5.610-4，CH3CH2NH=1.7810-11 NH3的K b=1.810-5，NH的=5.610-10[H+]==5.3810-6pH = 5.27i解：c K HA> 20 Kw[H+]=pH=3.003.计算pH为8.0和12.0时0.10mol L-1 KCN溶液中CN-的浓度解：已知HCN K a=6.210-10∵pH=8.0 =pH=12.0 =∴pH=8.0 []=c=5.8510-20.1=5.8510-3 mol L-1pH=12.0 []=c=10.1=0.1 mol L-14. 含有=0.10 ， =2.010-4 mol L-1，=2.010-6 mol L-1的混合溶液。
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-103.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。
a.计算此混合溶液的pH。
b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pHpH= 4.005.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。
6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。
于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。
问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。
解x=25.7ml9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。
问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。
10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？x =7.9ml11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。
第二章滴定分析法概述
mA A% 100% S
a m A CT VT M A t a CT VT M A A% 100 % t S
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三、滴定分析计算实例
例1：现有0.1200 mol/L 的NaOH标准溶液200 mL，欲使 其浓度稀释到0.1000 mol/L，问要加水多少mL？ 解：设应加水的体积为 V mL，根据溶液稀释前后物 质的量相等 的原则，
t C T VT C A V A a
2.固体和液体之间作用：
mA a CT VT MA t a m A CT VT M A t
注意：化学反应配平；单位换算 ! 注：VT单位为 L
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3.将高浓度溶液稀释为低浓度溶液 C1V1=C2V2
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4.待测物百分含量的计算：
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d.具有较大的摩尔质量，称量时称取量较多，可减少称量时 的相对误差。 e.参加滴定反应时，应按反应式定量进行，没有副反应。 能够满足上述要求的物质称为基准物质。 常用的基准物质: ■纯金属：Ag、Cu、Zn、Cd、Si等 ■纯化合物：氯化钠、重铬酸钾、无水碳酸钠等
基准物质使用前应干燥，以使其符合化学式。 常用的基准物质及其干燥条件和标定对象（见p23表2-1）
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续返滴定法
例1：Al3+ +一定过量EDTA标液
剩余EDTA Zn2+标液，
返滴定
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续返滴定法
例2：固体CaCO3 + 一定过量HCl标液
剩余HCl标液
NaOH标液 返滴定
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置换滴定法
先用适当试剂与待测物质反应，定量置换 出另一种可被滴定的物质 ，再用标准溶液去 滴定反应产物，然后由滴定剂的量和反应产 物与待测组分的关系计算出待测组分的含量 的方法。
酸碱滴定法
第二节酸碱滴定法教学目的：1、掌握酸碱滴定突跃范围和影响突越范围的因素。
2、掌握一元酸碱和多元酸碱能被滴定的条件和判断能否被滴定的原则。
3、熟悉选择指示剂（或混合指示剂）的原则。
4、理解一元强酸滴定一元强碱，一元强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）滴定过程中pH的变化情况（酸碱滴定曲线）。
5、了解多元酸和多元碱的滴定。
教学重点与难点：一元酸碱能被滴定的条件。
教学内容：一、方法简介什么是酸碱滴定法？酸碱滴定法（acid-base titration）：利用酸碱间的反应来测定物质含量的方法。
例如：NaOH + HCl NaCl + H2O根据等物质的量的规则：C b·V b = C a·V aC HCl·V HCl = C NaOH·V NaOH1、作为滴定分析化学反应必须满足以下几点：①反应要有确切的定量关系，即按一定的反应方程式进行，并且反应进行的完全；②反应要迅速完成，对速度慢的反应，有加快的措施；③主反应不受共存物干扰，或有消除的措施；④有确定理论终点的方法；2、进行滴定分析必须具备以下条件：①准确称量—天平，定容体积的器皿；②标准溶液；③确定理论终点的指示剂。
二、酸碱滴定曲线和指示剂的选择由于不同指示剂K HIn不同其变色范围也不同，要想正确反映理论终点的到达，必须了解滴定过程中pH值的变化规律，尤其是理论终点附近的pH值变化规律。
1、强碱滴定强酸（或强酸滴定强碱）现以c（NaOH）=0.1000mol/L滴定20.00ml c（HCl）=0.1000mol/L溶液为例：NaOH + HCl === NaCl + H2Oc（HCl）·V（HCl）= c（NaOH）·V（NaOH）滴定过程分四个阶段：滴定前、理论终点前、理论终点、理论终点后。
（1）滴定前：c（HCl）= [H+] = 0.1000（mol/L）pH=1.0（2）滴定开始到理论终点前：加入18mLNaOH，余2.000mlHCl溶液。
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20mol/L H 3PO 4， Ka 1＝10-2.12 Ka 2=10-7.20 Ka 3=10-12.36pKa 2-pKa 1>1.6 按一元酸处理cKa1=0.2×10-2.12＞20Kw c/Kw<500用近似式 [H +]=c K K K a a a 121122++-=()12.2212.212.2102.0210210---⨯++-=-0.0038+00152.00000144.0+=0.035pH=1.45b. 0.10 mol/L H 3BO 3 K a1=5.8×10-10 ( pK a1=9.24)cK a1 >20 Kw c/K a1 >500同前公式 [H+]=1a cK =24.91010.0-⨯=10-5.12c. 0.10 mol/L H 2SO 4 K a2=10-2解法1： 将H 2SO 4看作H +=HSO 4－ (强酸＋一元酸)[H +]=C a +[SO 42-]+[OH -] 不忽略[H +]2-(c-K a2)[H +])-2cK a2=0 [H +]=C a +C a 22][a a K H K ++ [H +]=2a a K C -=11.0063.0045.01.01024)01.01.0(2)01.010.0(22=+=⨯⨯+--- pH=0.96解法2. HSO 4⇔ H ++ SO 42-0.1-x 0.1+x xK a2=][]][[424--+HSO SO H =x x x -∙+1.0)1.0(=10-2 0.1x+x 2=-0.01x+10-3 x 2+0.11x-10-3=0 x=3210411.0211.0-++-=-0.055+001.0003025.0+=0.0085 [H +]=0.1+0.0085=01108 pH=0.96d. 0.10mol/L 三乙醇胺 （pK b =6.24 K b =5.810⨯-7）cK b =0.124.610-⨯>20K W c/K W >500 pOH=3.6262.3624.10101.0][---=⨯==∴b cK OHpH=14-3.62=10.38e. 5⨯10-8 mol/L HCL (HCL 浓度较小，不能忽略水的离解)解：原子条件 [H +]=C HCL +[OH -]=C HCL +][+H K W 0][][2=--∴++W H CL K H C Hw HCL HCL K C C H ++=+42][2= 14168104105.22105---+⨯+⨯ =2.57781028.11003.110---⨯=⨯+⨯pH=6.892.计算下列各溶液的pHa. 0.050 mol/L NaAc HAc Ka=10-4.74 Ac=10-9.26cKb=0.05Kw 201026.9>⨯- c/Kb=500pOH=5.28 pH=8.72b. 0.050 mol/L NH 3NO 3NH +-K a ’=K w /K b =10-14/10-4.74=10-9.26 c/Ka ’>500626.9'1024.51005.0][--+⨯=⨯==∴a cK HpH=5.28c. 0.10 mol/L NH 4CNNH +4 Ka ’=10-9.26 HCN Ka=10-9.21 (6.2)1010-⨯[H +]+[HCN]=[OH -]+[NH 3] [H+]+][][][]][['4+++-++=H K H K NH K CN H W a a Kac Kw cKa Ka H ++=∴+)'(][ cKa ’=0.126.910-⨯>20Kw c=0.1>>Ka[∴H +]=24.921.926.9101010'---=⨯=KaKa24.9=∴pHd. 0.050 mol/L K 2HPO 4 K a1=10-2.12 K a2=10-7.20 K a3=10-12.36[H+]=232)(a w a a K c K cK K ++ cK a3=0.05w K 201036.12<⨯- c= 0.05 > 20 K w[H +]=05.0)101005.0(10)(1436.1220.732---+⨯=+c K cK K w a a =2.0⨯10-10pH=9.70e. 0.050 mol/L 氨基乙酸 氨基乙酸盐 Ka1=4.5⨯10-3 （10-2.35）Ka2=2.5⨯10-10 (10-9.60)[H +]=121)(a w a a K c K cK K ++ cK a2=0.05⨯2.5⨯10-10 > 20K w c=0.05 <20 K a1[H +]=121a a a K c c K K +=6360.935.21002.1105.405.005.01010----⨯=⨯+⨯⨯ pH=5.99注：同前公式 [H +]=97.52110=a a K K pH=5.97f. 0.10 mol/L Na2SH 2S K a1=1.3⨯10-7 K a2=7.1⨯10-15K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.69⨯10-8pKb2-pKb1 >1.6 按一元cKb1 >20 Kw c/Kb1 < 500 [OH -]=c K K K b b b 121142++-=1.041.1441.1241.12⨯++- =9.4⨯10-2pOH= 1.03 pH=12.97g 0.10 mol/L H 2O 2 溶液K a =1.8⨯10-12cK a1=0.01⨯1.8⨯10-12 <20 K wc/K a2=0.01/1.8⨯10-13 >500[H +]=141210108.101.0--+⨯⨯=+w a K cK=1.67⨯10-7pH=6.78h. 0.050 mol/L CH 3CH 2NH +3 和 0.050 mol/L NH 4Cl 的混合溶液CH 3CH 2NH 2 K b =5.6⨯10-4 CH 3CH 2NH +3 Ka ’=1.78⨯10-11NH 3 Kb=1.8⨯10-5 NH +4 Ka ’=5.6⨯10-10 [H +]=1011'2'11106.51078.105.0--⨯+⨯⨯=+a a K c K c=5.38⨯10-6i. 含有 CHA=CHB=0.10 mol/L 的混合溶液 （pKHA=5.0 pKHB=9.0）cKHA > 20 Kw[H +]=3510101.0--=⨯==+HA HB HA cK cK cKpH=3.003. 计算pH 为8.0 和12.0时0.10mol/L KCN 溶液中CN -的浓度HCN Ka=6.2⨯10-10pH=8.0 δCN-=2108101085.5102.610102.6][----+⨯=⨯+⨯=+a a K H K pH=12.0 δCN-=1102.610102.6101210=⨯+⨯--- 所以，pH=8.0 [CN-]=δCN-⨯c=5.85⨯10-2⨯0.1=5.85⨯10-3 mol/LpH=12.0 [CN-]=δCN-⨯c=1⨯0.1=0.1 mol/L4. 含有C HCl =0.10 mol/L ，C NaHSO4=2.0⨯10-4 mol/L .t C HAC =2.0⨯10-6 mol/L的混合溶液。
酸碱滴定法
关系：
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[ H ][ A ] [ HA][OH ] K a .K b . [ HA] [ A ] [ H ][OH ]＝K w 1014
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这种关系可用弱酸离解常数Ka 和弱碱离解常数Kb表 示，物质的酸碱性的强弱可由Ka 、Kb的大小看出。Ka 、 Kb愈大，其酸、碱性则愈强 一对共轭酸碱中，其共轭酸的酸性愈强，Ka愈大。
共轭碱的碱性愈弱，Kb愈小。如：HAc的酸性较强，则HA
c的共轭碱Ac 较弱。反之，若共轭碱的碱性愈强，则其 共轭酸的酸性愈弱。
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3、共轭酸、碱Ka、Kb的关系 单击此处编辑母版标题样式 共轭酸、碱Ka、Kb的关系： 共轭酸、碱的Ka、Kb 之间均有如下关系：
K a Kb K w pK a pK b pK w 14 （25C）
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常用酸碱指示剂及其变色范围 单击此处编辑母版标题样式
颜色
指示剂
甲基橙 甲基红 酚酞 百里酚酞
变色范围pH
3.1～4.4 4.4～6.2 8.0～10 9.4～10.6
酸色 红 红 无 无
碱色 黄 黄 红 蓝
pKHIn
3.4 5.2 9.1 10.0
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5、影响指示剂变色的因素 单击此处编辑母版标题样式
+
-1
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滴定过程中溶液的pH变化2 单击此处编辑母版标题样式
3、化学计量点时： [H ]=[OH ]，pH=7.00 4、化学计量点后： 取决于过量NaOH的浓度，
山东大学期末考试复习 水分析化学[第二章酸碱滴定法]山东大学期末考试知识点复习
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指示剂增多。 (2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)：滴定剂和弱碱(酸)的浓度越大，突跃范围越大；
弱酸的 KA 或弱碱的 KB 越大，突跃范围越大。强酸滴弱碱，在酸性范围有突跃； 强碱滴弱酸，碱性范围有突跃。
山东大学 《水分析化学》期末考试 知识点复习
＜0，结果偏低。 六、水中碱度和酸度
(一)碱度 1．碱度 水中所有能与强酸定量作用的物质的总量，即水中所有能接受 质子的物质的总量。 2．水中可能存在的五类碱度组成 (1)OH-碱度； (2)OH-和 CO32-碱度； (3)CO32-碱度； (4)CO32-和 HCO3-碱度； (5)HCO3-碱度。 3．酸碱指示剂滴定碱度 (1)连续滴定法 以酚酞为指示剂，用 HCl 标准溶液滴定至终点，溶液颜色 由红色变为无色，消耗 HCl 溶液 P mL；接着以甲基橙为指示剂，继续用上述 HCl
山东大学 《水分析化学》期末考试 知识点复习
酸性范围，以甲基橙(或甲基红)为指示剂，则 CO32- 被中和成 H2CO3，终点的 pH 与 标定的不同，必造成误差；若滴定突跃在碱性范围，酚酞为指示剂，则 CO32- 被 中和成 HCO3- ，与标定时一样，对测定结果无大影响。
不含 CO32- 的标定好准确浓度的 NaOH 溶液，因保存不当吸收了 CO2 ，以此 NaOH 溶液，用甲基橙(3．1～4．4)为指示剂，滴定终点时溶液的 pH≈4，此时δH2CO3 ＝1，吸收的 CO32- 。产生的 CO ＞32-作为碱参加滴定，又转化为 H2CO3，这就补偿 了吸收 CO2 造成的损失，不影响标准碱溶液的浓度。但是酸碱浓度很小时，计量 点时 pH≈7，必须选甲基红(pH 为 4．4～6．2)为指示剂。pH≈7 时，δH2CO3＝0．1864， δHCO3-＝0．8132，CO2 的影响较大，最好煮沸溶液驱赶 CO2，并配制不含 CO2 的标 准碱溶液。
酸碱滴定法PPT讲解
K a1
Ka2
K an
……
An-
[An- ]
c
Ka1 Ka2 Kan
[H ]n Ka1 [H ]n-1 Ka1 Ka2 Kan
注:分布系数只与酸的特性Ka及溶液pH有关， 与酸的浓度C无关。
4-3 酸碱溶液pH的计算
一、处理酸碱平衡的方法 1.物料平衡：MBE（即material balance equation)
6.两性物质： 酸式盐：
例：C mol/L的NaHA溶液。
质子条件： [H+] + [H2A] = [OH-]+ [A2-]
[H
]
[H
][HA ] K a1
KW [H ]
Ka 2[HA [H ]
]
[H ]
Ka1(Ka 2[HA ] K W ) Ka1 [HA ]
（若HA- 给出质子与接受质子的能力都比较 弱，则[HA-] C）
Ka c ] K
a
Ka c [H ] Ka
KW
[H ]
(2) C Ka ≥10KW
C
Ka
105
[H
]
Ka c
[H ]
[H ] Ka Ka2 4Ka c
2
[H ] Kac
例：C mol/L的HA溶液。
PBE：[H+]=[OH-]+[A-]
Ka c [H ] Ka
KW
[H ]
例：C mol/L的HAc溶液中：
HAc
HAc C
Ac
Ac C
二、分布系数—— 一元弱酸HA
例：一元弱酸HA，其分析浓度为CHA
HA
H+ + A–
酸碱滴定法PPT课件
02
实验操作过程中应保持 实验室的清洁卫生，避 免交叉污染。
03
在使用酸碱溶液时应特 别注意安全，避免直接 接触皮肤或吸入蒸汽。
04
在进行滴定操作时应准 确控制滴定速度，避免 过快或过慢，影响实验 结果。
03 酸碱滴定法实验步骤
实验样品的制备
样品选择与处理
选择具有代表性的样品，进行适当的 破碎、研磨或溶解等处理，以便进行 后续的滴定分析。
02
根据滴定终点的指示方法不同： 电位滴定、指示剂滴定等。
02 酸碱滴定法实验准备
实验器材的准备
酸碱滴定管
用于准确测量酸碱溶液 的体积，确保滴定结果
的准确性。
烧杯
容量瓶
移液管
用于混合和盛放酸碱溶 液，一般选用容积适中
的烧杯。
用于准确配置酸碱溶液， 确保实验所需的浓度。
用于转移一定量的酸碱 溶液，确保实验操作的
改进建议
为了提高实验的准确性和安全性，可以采取以下措施，如加强实验操作培训、 使用更精确的实验器材、优化实验步骤、加强实验室安全教育等。
酸碱滴定法未来发展与应用
未来发展
随着科技的不断进步和应用领域的拓展，酸碱滴定法 也在不断发展和改进。未来可以探索新的滴定方法和 技术，以提高实验的准确性和可靠性，同时也可以拓 展酸碱滴定法的应用领域，如环境监测、生物分析、 药物研发等。
样品称量与转移
样品溶解与稀释
对于不溶于水的样品，需要进行适当 的溶解处理；对于浓度过高的样品， 需要进行稀释处理，以避免滴定误差。
使用精确天平称量样品，并将其转移 到适当的容器中，以便进行滴定操作。
滴定管的使用与校准
滴定管选择
根据待测溶液的性质和浓度，选 择合适的滴定管类型和规格。
大专分析化学酸碱滴定法
H3PO4 pHsp1=4.70 pHsp2=9.66
甲基橙 酚酞
* CKa1≥10-8 可准确滴定， * 相邻两级Ka比值≥ 105， 可分步滴定。
任务六 多元碱的滴定
用HCl滴定Na2CO3 pHsp1 =8.3 酚酞 pHsp2 =3.9 甲基橙
精品课件！
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酸碱滴定中准确滴定的判据
c(B+ )/c c(OH- )/c
K
b
c(BOH)/c
c '(B+ )c '(OH- ) c '(BOH)
Kbθ：弱碱的离解常数，与温度有关，与浓度无关
离解常数
离解常数的大小表示弱电解质的离解程度 Kaθ或Kbθ越大，离解程度越大，该弱电解
质相对越强
10-2> Kaθ或Kbθ>10-3，中强电解质 10-4> Kaθ或Kbθ，弱电解质 10-7> Kaθ或Kbθ，极弱电解质
NaOH + HCl =NaCl+H2O
c(NaOH)*V(NaOH)=c(HCl)*V(HCl)
任务一
问题三：如何找到加入的NaOH与HCl恰好 完全反应的这一点？
滴定终点 利用指示剂 随着NaOH的加入，溶液的pH值会增大。
在滴定终点附近，溶液pH有突跃，加入指 示剂的溶液颜色会发生明显变化。
任务二
用已知准确浓度（0.1000mol/L）的HCl溶 液测出NaOH溶液的浓度？
利用的基本反应与任务一相同 完成任务的步骤也基本相同 区别：
用酸式滴定管 指示剂可以不同
用标准HCl滴定NaOH
任务三
用已知准确浓度（0.1000mol/L）的NaOH 溶液测出HAc溶液的浓度？
医学课件第二章酸碱滴定法
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)
酸
HAC
H2CO3 HCO3－
NH4+ H6Y2+
碱
质子
A－
+
H+
HCO3－ +
H+
CO32－
+
H+
NH3
+
H+
H5Y+
+
H+
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
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
量筒
移液管 吸量管
酸式滴定管
容量瓶
烧杯 锥形瓶
一、移液管和吸量管的使用
1．移液管和吸量管的洗涤 2．移液管和吸量管的润洗 3．移取溶液
三、滴定管的使用
4．滴定管的读数
2017执业药师药物分析学重点：酸碱滴定法
2017执业药师药物分析学重点：酸碱滴定法
要想取得好的成绩，就要各位考生朋友们做好复习计划，好好备考，希望大家都能取得优异的成绩。
执业药师考试栏目为大家提供“2017执业药师药物分析学重点：酸碱滴定法”，希望对大家有所帮助!
第二节酸碱滴定法
掌握酸碱滴定法的基本原理和方法;常用的酸碱指示剂;滴定液的配制和标定的方法。
一、基本原理
1.强酸强碱的滴定：滴定突跃：在计量点附近突变的pH值范围。
指示剂的选择：变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内的指示剂都可以用来指示终点。
滴定突跃范围大小与浓度有关。
2.强碱滴定弱酸：突跃范围小，计量点在碱性范围内，不能选酸性范围内变色的指示剂，只能选择酚酞或百里酚酞。
以C*Ka>10-8为判断能否准确滴定的界限
3.强酸滴定弱碱：与强碱滴定弱酸相似，但计量点在酸性范围内，指示剂只能选择甲基橙或溴甲酚绿等。
C*Kb>10-8才能准确滴定
4.多元酸的滴定：是否能被滴定以C*Kan≥10-8为准。
能否分步滴定决定于Kan/Kan+1≥104
二、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，其变色与溶液pH值有关。
指示剂变色范围pH=pKin±1
三、滴定液的配制和标定
1.盐酸滴定液
①用盐酸稀释配制，用基准无水碳酸钠标定
②基准物需干燥
③滴定近终点需煮沸
2.硫酸滴定液：与盐酸滴定液相似
3.氢氧化钠
①澄清氢氧化钠饱和溶液配制
②基准邻苯二甲酸氢钾标定
③新沸冷水溶解、稀释。
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↑ 标准溶液滴定C ,
（褪色）KMnO4标准↑溶液滴定H2C2O4间接测得B
4、滴定分析法分类
（1）酸碱滴定法(中和法)：酸、碱滴定，标准溶液配制。 （2）沉淀滴定法（银量法）：常用硝酸银标准溶液来测
定一些离子。 （3）配位滴定法（络合滴定法）：EDTA标准溶液度可滴定
多种金属离子。 （4）氧化还原滴定法：以氧化还原反应为基础，常用碘
转移过程。
13
水的质子自递常数
在水分子之间存在着的质子传递作用，称为水的质子 自递作用。这种作用的平衡常数称为水的质子自递常数 （水的离子积）：
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Kw = [H3O+][OH－] 或 Kw= [H+][OH－]
在25℃：
Kw = 10-14 pKw= 14
解离常数
K2Cr2O7 + KI + H+ → I2 + 其它产物
↑
↑
↑
待测物 + 适当试剂→另一物质
↑ Na2S2O3 标准溶液滴定I2 —碘量法
④ 间接滴定法（被测组分不能直接与滴定剂反应）
Ca2+ + C2O42- → CaC2O4↓ 待测物B + 试剂A → 生成AB化合物
利用化学反应转化为C
CaC2O4↓+ H+ → H2C2O4 + Ca2+
量法等。
二、 酸碱滴定法基本原理
电离理论 酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
电子理论
酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
质子理论
酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
9
（一） 酸碱质子理论(proton theory)
重点
1923年由布朗斯特（Bronsted）提出。 凡是能给出质子（H+）的物质是酸； 凡是能 接受质子的物质是碱。
酸 质子 + 碱
HCl
H+ + Cl－
共轭酸碱对
这种因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱， 称为共轭酸碱对。
10
酸碱半反应：
HClO4 HSO4－
NH4+ H2PO4－ HPO42－
+H3N-R-NH3+
H+ + ClO4－ H+ + SO42－ H+ + NH3 H+ + HPO42－ H+ + PO43－ H+ + +H3N-R-NH2
可见酸、碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子
当一种酸给出质子时，溶液中必定有一种碱接受质子：
Hale Waihona Puke HAc (酸1) H2O (碱2) + H+ HAc (酸1)+ H2O (碱2)
H+ + Ac－ (碱1) H3O+(酸2)
H3O+(酸2)+Ac－ (碱1)
溶剂水起碱的作用
11
碱在水溶液中接受质子的过程:
4、滴定方式：
① 直接滴定法（常用） 标准溶液直接滴 → 待测物
重点 NaOH滴定HCL等
② 返滴定法（反应速度较慢或待测物是固体）
待测物 + 标准溶液（过量）→ 标准溶液（剩）
Al3+
{EDTA(剩)}
{EDTA(过量)}
（一定量并过量）
↑
另一标准溶液滴定{Zn2+标准溶液}
③ 置换滴定法（没有定量关系或伴有副反应） 重点
3、对化学反应的要求：
1、以下式为例
重点
NaOH + HCl = NaCl + H2O
(1)反应必须按一定的化学反应方程式进行，且定量进 行完全，通常要求达到99.9%以上，无副反应发生。 (2)反应必须具有较快的反应速度。 (3)必须有适当简便的方法确定滴定终点。 (4)存在于被测溶液中的杂质不得干扰主要反应，否则 应先除去杂质。
技能点
1、掌握称量的操作规程。 2、掌握碱式滴定管的使用规范，能熟练进行滴定操作。 3、完成盐酸、氢氧化钠标准溶液的配制与标定方法。 4、完成样品中碱性物质含量的检测。 5、进一步学习酸碱滴定基本理论及相关计算。
第一节 滴定分析法
一、 概 述
1、滴定分析法
用滴定方式测量物质含量的一种方法。 常用于测定含量≥1%的常量组分，相对误 差0.2%以下(±0.1%)。
Ka·Kb = [H+][OH－] = Kw = 10-14 （25℃）
重点
结 论：
1. Ka↑，给质子能力↑强，酸性↑，共轭碱碱性 Kb↑，得质子能力↑强，碱性↑，共轭酸酸性
2. 共轭酸碱对 HA 和A- 有如下关系
Ka Kb Kw
二、 酸碱溶液PH值的计算
1、准确反映整个平衡体系中质子转移的严格的数量关 系等式——质子条件 列出质子条件的步骤： (1) 选择参考水平（溶液中大量存在，并参加质子转
酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子能力。用
解离常数 Ka 和 Kb 定量地说明它们的强弱程度。
HAc + H2O
Ka
[H ][Ac ]
HAc
H3O+ + Ac－ K a 1.8 105
HAc 的共轭碱的解离常数 Kb 为：
Ac－+ H2O
HAc + OH－
[HAc][OH ] K b [Ac ]
传统分析方法； 适用于常量分析； 特点：简单、准确、费用低；
2、滴定法常用术语
（1）标准溶液：已知准确浓度的试剂溶液
（2）滴定：把滴定剂从滴定管滴加到被测物质溶液中的 操作过程。 （3）化学计量点：
滴入的标准溶液与被测物质定量反应完全时，称反应 到达了化学计量点。与滴定终点之间存在终点误差。 （4）指标剂：滴定时，常在被测物质的溶液中加入一种 辅助试剂，由其颜色的变化，作为化学计量点到达的信号 终止滴定，这种辅助试剂称为指标剂。 （5）滴定终点：在滴定过程中，指示剂恰好发生颜色变 化的转变点。 （6）终点误差：滴定终点与化学计量点不一定一致，由 此而引起的分析误差。
学习单元二 滴定分析法
主讲 张春华
学习目标
知识点
1、理解酸碱滴定过程中PH的变化规律。 2、学习酸碱滴定过程中滴定突跃范围的确定，正确选择酸碱指示剂。 3、掌握缓冲溶液的概念、组成、缓冲原理及缓冲范围，会实际应用。 4、掌握酸碱滴定法可行性判断。 5、理解双指示剂变色原理、变色条件及滴定终点的判断。
NH3 + H+ H2O
NH3 + H2O
NH4+ H+ + OH－
OH－ + NH4+
有溶剂水分子参加，在这里，溶剂水起到酸的作用。
水是一种两性溶剂：
H2O + H2O
H3O+ + OH－
小结 !!!
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 酸碱中和反应、盐的水解等，实质都是质子的