酸碱滴定法的基本原理

pH的计算：c（H+）＝ Kan×Ka(n 1)
pH=-lg c(H+)
3.5.4多元碱的滴定
无机多元碱一般是指多元酸与强碱作用生 成的盐，强酸滴定多元碱的情况与强碱滴定 多元酸的情况类似，只要将计算公式中的Ka 换成Kb即可
3.5.5酸碱滴定可行性的判断
滴定分析是通过滴定操作、采用指示剂确定终点后，根据滴定反应的 化学计量关系来计算得到测定结果的。因此，滴定反应的完全程度、指示 剂指示终点引入的终点误差以及滴定操作误差等均是影响滴定分析准确度 的因素。
OH-+HA H2O+A-
二、pH的计算（以强碱滴定弱酸为例)
滴定前：c（H+)= cKa （c为弱酸的浓度） pH= =-lgc(H+)
滴定开始至化学计量点前：pH=pKa+lg 溶液中的弱酸根离子的浓度 未反应的弱酸
化学计量点时：c（OH-）=
cKb c Kw Ka
（c为弱酸的浓度）
（再由pH=-lgc(H+)和KW=(H+)(OH-)就可以算出pH了！）
组长：李川 成员：敬小霞、杨坤、黄艺
3.5.3多元酸的滴定
多元酸多数是弱酸，它们在溶液中分级离解。二元弱酸能否分步滴定， 可按下列原则大致判断：若cKa≥10-8，且Ka1/Ka2≥105，则可以分步滴定至 第一终点；若同时cKa2≥10-8，则可继续滴定至第二终点；若cKa1和cKa2都 大于10-8,，但Ka1/Ka2＜105，则只能滴定到第二终点。三元弱酸、四元弱酸 分步滴定的判断，可以作类似处理。
3.5 酸碱滴定法的基本原理
3.5.1强酸(碱）滴定强酸（碱） 一、基本原理
强碱和强酸在溶液中是完全离解的，酸以H+存在，碱以OH-形式存 在。滴定的基本反应为：H++OH-=H2O
二、Biblioteka BaiduH的计算
1、酸过量：c（H+）混= c（H+）V酸—c（HO-)V碱 V酸+V碱
2、恰好中和：pH=7 3、碱过量：c（OH-）V混=c（HO-)碱—c（H+)V酸
V酸+V碱
再由pH=-lgc(H+)和KW=(H+)(OH-)就可以算出相关的pH了。
三、 指示剂的相关知识
甲基红：pH 4.4~6.2 红→黄
酚酞：pH 8.0~9.6 无色→红 甲基橙：pH 3.1~4.4 红→橙→黄
3.5.2强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）
一、原理 一元酸在水溶液中存在的离 解平衡，强碱滴定一元弱酸 的基本反应为：
在酸碱滴定中，如果用K表示滴定反应的 平衡常数，平衡常数越大，被滴定组分的浓度 越大，反应进行得越完全，则滴定分析的准确 度越高。当滴定误差要求小于0.1％，那么不 同类型的酸碱滴定条件可以参考酸碱滴定法准 确滴定的可行性判断标准。当不能满足标准条 件的可以根据实际情况采用其他方法进行测定。
第七组
化学计量点后：c（OH+）=
碱的浓度×碱的体积 V总
（再由pH=-lgc(H+)和KW=(H+)(OH-)就可以算出 pH了！）
由右图可知：Ka值越大，即 酸越强，滴定突变范围越大；Ka 值越小，酸性越弱，滴定的突变
范围越小。
指示剂法进行强碱滴定弱酸 的条件：cKa≥10-8。强碱滴定弱 碱的准确滴定条件：cKb≥10-8