zcy-19-2 酸碱平衡及酸碱滴定法
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第五章酸碱平衡与酸碱滴定法
碱1 H3O+ (aq)
酸2
酸1
HAc(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)
在水溶液中给出质子时，溶剂 H2O 就是接受质子的碱：
褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂傈劈呸斧泉袭业贾骗建铜犀猎郧苞咕褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂傈劈呸斧泉袭业贾骗建铜犀猎郧苞咕 褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂
酸碱平衡与酸碱滴定法课件
问题：H+ 的共轭碱是什么型体？
H2O是酸还是碱？
2、酸碱反应的实质——质子的转移
酸的离解：
HAc H Ac
HAc H 2 O H 3 O Ac H H 2O H3 O
水的自递：
H 2O H H3 O
H+ HAc H Ac 简化：
3.8 酸碱滴定的终点误差
3.8.1 代数法计算终点误差 3.8.2 终点误差公式和终点误差图及其应用
3.9 酸碱滴定法的应用
3.9.1 酸碱标准溶液的配制与标定 3.9.2 酸碱滴定法的应用实例
3.10 非水溶剂中的酸碱滴定
3.10.1 概述 3.10.2 溶剂性质与作用 3.10.3 非水滴定的应用
2 3 3 3
实验试剂
HCI标准溶液（0.05 mol.L-1 ） H3BO3溶液(2%) H2SO4(浓) NaOH溶液O4.5H2O(固体) 甲基红—次甲基蓝混合指示剂或甲基红—溴甲酚绿混合指示剂
实验仪器:
凯氏烧瓶（100ml）:1个 凯氏定氮装置 移液管(10ml): 1支 酸式滴定管(10ml): 1支
按照国家药品食品监督管理局的规定，0—3个月 婴儿食用的奶粉，蛋白质含量必须达到12%，3—6个 月婴儿食用的奶粉，蛋白质含量应不低于10%，而这 些所谓的婴幼儿专用奶粉蛋白质含量只有2%。 长期饮用蛋白质含量极低的奶粉，首先会导致婴儿 严重营养不良，随后会引起各种并发症，在外来细菌的 侵袭之下，婴儿几乎完全丧失了自身的免疫能力，病情 发展十分迅速，最后婴头部严重水肿，几乎看不清五官， 全身皮肤也出现了大面积的高度溃烂，伤口长时间无法 愈合，最后导致呼吸衰竭而死亡。
第三章
酸碱平衡与酸碱滴定
酸碱平衡与酸碱滴定法小结
]M
HA c
w HA c
'
C V Na OH M HA c 1000m
V
s
V 解得：
' Na OH
1. 002V
Er
V V
100%
1.002V V V
100% 0.2%
9
5、NaAc: kb=5.6×10-10 不能在水溶液中直接滴定
返滴定法: HCl+NaAc=HAc+NaCl CHCl CHAc
100 %
or , E t
10
△ pH
－10
△ pH ep a
kt C
100 %
强酸滴定强碱:
Et [ H ] ep [ OH Cb
ep
] ep
100 %
Et
10
△ pH
－10
△ pH
kt C
ep b
100 %
强碱滴定一元弱酸:
Et ( [ OH C
H2CO3
1.0 0.9 0.8 0.7 0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 0.0
CO 3
2
pH
Pka1＝6.38
Pka2＝10.25
11
7、
k HIn
a H a In 2 a HIn
a H In 2 HIn
γ In 2
(
[ In
2
] ]
N a H S O4 s
NaH
2P O4
(CV 2 )N a O H M 1000m
N a H2 P O 4 s
药用基础化学 酸碱平衡与酸碱滴定法护理课件
培养实验技能
实验是学习药用基础化学的重要手段 ，应积极参与实验，提高实验技能和 操作能力。
如何提高药用基础化学的学习效果
制定学习计划
制定合理的学习计划，合理安排 时间，提高学习效率。
多做练习题
通过练习题巩固所学知识，加深对 知识点的理解和记忆。
参加学术交流活动
参加学术交流活动可以拓宽视野、 了解学术前沿动态，同时也可以提 高自己的学术水平。
酸碱滴定法的原理
01 酸碱滴定法是一种通过滴加酸或碱的标准溶液来 测定未知溶液的浓度或常数的方法。
02 通过滴加酸或碱，可以控制反应体系中的氢离子 或氢氧根离子的浓度，从而控制反应的进行。
02 酸碱滴定法广泛应用于化学、生物和医学等领域 ，是测定物质含量和化学反应动力学研究的重要 手段。
酸碱平衡与酸碱滴定法在护理中的应用
药用基础化学的发展趋势
发展趋势
随着医药科技的不断发展，药用基础化学也在不断进步和完善。
未来展望
未来，药用基础化学将更加注重跨学科的研究，如药理学、生理学、病理学等，以更全面地揭 示药物的作用机制和生物体的反应机制。同时，随着新药的不断开发和临床试验的深入，药用 基础化学将更加注重实验研究和证据支持。
及时处理异常情况
一旦发现患者的酸碱平衡 指标出现异常，应及时报 告医生并采取相应的处理 措施。
关注个体差异
不同个体对酸碱平衡的调 节能力存在差异，护理时 应充分考虑个体差异，制 定个性化的护理方案。
酸碱平衡与酸碱滴定法的实
04
验操作与注意事项
酸碱平衡与酸碱滴定法的实验操作与注意事项 实验前的准
备
酸碱平衡与酸碱滴定法的基
02
本原理
酸碱平衡的原理
化学平衡与酸碱平衡的滴定方法
通过酸碱滴定方法可以测定某些物质的纯度 ，如有机酸、有机碱等。
04
滴定实验技术与操
作
实验器材与试剂准备
容量瓶
用于准确配制一定体积的溶液 。
锥形瓶
用于盛放待测溶液和进行滴定 反应。
滴定管
用于准确量取和滴定溶液，有 酸式滴定管和碱式滴定管之分 。
移液管
用于准确移取一定体积的溶液 。
试剂
包括标准溶液、待测溶液、指 示剂等。
滴定曲线
03
描述滴定过程中溶液某些性质（如pH值、电位等）随滴定剂加
入量而变化的曲线。
化学平衡与滴定反应的关系
化学平衡是滴定反应的理论基础
滴定反应实质上是一种可逆反应，在一定条件下达到平衡状态。滴定过程中， 通过改变条件（如加入滴定剂）使平衡发生移动，从而确定被滴定物质的浓度 。
滴定反应可用于研究化学平衡
误差来源及影响因素
仪器误差
来源于滴定管、容量瓶等仪器的精度限制或 校准不当。
试剂误差
试剂纯度、浓度标定不准确或保存不当导致 的误差。
操作误差
由于操作者熟练度、视觉判断等因素引起素变化对滴定结 果的影响。
误差分析方法与技巧
01
对比分析法
通过对比不同实验条件下的滴定结 果，分析误差来源。
05
滴定方法在不同领
域的应用
工业生产中的应用
质量控制
滴定方法可用于测定原材料、中 间体和最终产品的纯度及杂质含
量，确保产品质量符合标准。
工艺优化
通过滴定分析，可以了解反应过程 中的物质浓度变化，从而优化生产 工艺，提高生产效率和产品质量。
废水处理
滴定方法可测定废水中的有害物质 含量，为废水处理提供数据支持， 实现环保排放。
酸碱平衡和酸碱滴定法
酸碱平衡和酸碱滴定法第2章酸碱平衡和酸碱滴定法教学目的：化学平衡是滴定分析法的理论基础，掌握化学平衡及相关计算；了解缓冲作用的原理相关计算；掌握酸碱滴定分析法的基本原理及应用。
教学重点：反应平衡常数，分布系数，质子平衡条件及[H+]的近似计算，缓冲溶液的有关计算，会配制缓冲溶液，滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据，一元弱酸、混合酸体系的滴定。
教学难点：平衡常数的计算，[H+]的近似计算，缓冲容量的推导，林邦误差公式的推导和应用；对于不同体系[D]eq计算的公式不同，关键是写出化学计量点产物的质子条件。
2.1 概述2.1.1酸碱平衡研究的内容1. 由投料组分的浓度和平衡常数求算各形式的浓度、活度或pH值2. 由pH值和相关的平衡常数求算各形式的分布分数3. 由某些形式的浓度和投料组分的浓度测算相关的平衡常数4. 缓冲溶液的理论及应用5. 酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差2.1.2酸碱平衡的研究手段1.代数法: 代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方法。
它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基础。
但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。
在酸碱平衡中应用最为广泛。
例如，pH值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都主要使用代数法2.图解法图解法是应大力提倡和推广的方法，数和形的结合历来是数理科学领会复杂概念和解决深奥问题的常规手段。
3.计算机方法计算机可以把我们从烦琐的计算中解放出来，并且它特别适合把公式转换为图形，有利于数和形的结合。
随着计算机的普及和提高，这一方法肯定会成为分析化学各种计算的主要方法。
不过，由于条件的限制，本教材还是以代数法和图解法作为主要内容。
2.1.3 离子的活度与平衡浓度活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为活度，即有效浓度。
-离子i的活度系数 c -平衡浓度浓度极稀的强电解质溶液：=1 中性分子的活度系数 =1离子的活度系数与离子强度：强电解质在溶液中电离为阴阳离子。
优选酸碱平衡和酸碱滴定法
共轭酸碱对
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对
水解 共轭酸碱对?
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）
Ac- + H2O
OH- + HAc
中和反应
醋酸与氨在水溶液中的中和反应
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
水解
NH4Cl的水解 (相当于+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）
Ac- + H2O
OH- + HAc
中和反应
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
δ1 = [H+]Ka1 / { [H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1Ka2 } δ0 = Ka1Ka2 / { [H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1Ka2 }
问题
问题：pH何值时，H2C2O4浓度等于HC2O4- ？ 问题：pH何值时， C2O42-浓度等于HC2O4- ？ 问题：pH何值时， H2C2O4 为主？ 问题：pH何值时， HC2O4- 为主？ 问题：pH何值时， C2O42- 为主？
酸碱质子理论
酸碱质子理论
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法
H2A分布系数与溶液pH关系曲线的讨论： a.pH<pKa1时， H2C2O4为主 b. pKa1< pH <pKa2时,HC2O4-为主 c. pH>pKa2时， C2O4 2 -为主 d. pH=2.75时,1最大；1 =0.938；2 =0.028；3 =0.034
3、 三元酸 (以H3PO4为例) 四种存在形式： H3PO4 ；H2PO4-；HPO42-；PO43分布系数：δ3 [H+]δ δ1 δ0 3 2
H
ca K a
0.1000 10
4.74
10 2.87
pH=2.87 与强酸相比，滴定开始点的pH抬高。
b. 化学计量点前 开始滴定后，溶液即变为HAc(ca)-NaAc(cb) 缓 冲溶液; 按缓冲溶液的pH进行计算。 加入滴定剂体积 19.98 mL时： ca = 0.02 0.1000 / ( 20.00 + 19.98 ) = 5.00 10-5 mol / L cb =19.98 0.1000 / ( 20.00 + 19.98 ) =5.0010-2 mol / L [H+] = Ka ca / cb = 10-4.74[5.0010-5/(5.0010-2)] =1.8210-8 溶液 pH=7.74
4、两性物质溶液
1)酸式盐
应用条件：c ≥20 Ka1; cKa2≥20Kw
pH=1/2(pKa1+pKa2)
2）弱酸弱碱盐
应用条件：c ≥20 Ka; cKa’≥20Kw
pH=1/2(pKa+pKa’)
Ka’=Kw/Kb
2-2 酸碱缓冲溶液 一、酸碱缓冲溶液pH计算 pH=pKA+ lg(ca/cHA) 二、缓冲指数 β ＝dc/dpH 对于缓冲溶液，在 pH=pKa±1范围内时， HA为弱酸时，溶液的pH由HA－A-的缓冲体系 控制，且当pH＝pKa或[HA]=[A-]时， β HA有 极大值。 三、缓冲容量 缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为△c而发生 的pH的变化为△ pH。
化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法(ppt 266页)
基准物质：用以直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质
1. 组成与化学式相符( H2C2O4·2H2O、NaCl )； 2. 试剂纯度 > 99.9%；
3. 稳定( Na2CO3、CaCO3、Na2C2O4等)； 4. 有较大的摩尔质量；
5. 反应时按一定的化学计量关系进行，没有副反应。
03.10.2020
BR
标签颜色 绿
红
蓝 咖啡色
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15
五、滴定分析法中的计算 1、分析化学中常用的量和单位
物质的量: n (mol、 mmol)
摩尔质量:
M (g·mol-1)
必须指明基本单元
物质的量浓度: c (mol·L-1)
质量:
m (g、mg)
体积:
V (L、mL)
由于物质的量的数值 取决于基本单元的选 择，选择不同的基本
3
化学平衡 aA + bB = cC + dD
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium region region
time
03.10.2020
4
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定； 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高； 仪器简单、操作简便、快速； 有很大的实用价值。
TA/T: mg/ml，g/ml TFe/K2Cr2O7 = 0.005000 g/ml: 每ml K2Cr2O7可以滴
定0.005000 g Fe2+. 若已知V = 21.50 ml，则溶液中Fe的质量为：
m F e0 .00 520 .5 10 0 0 .0 10 g75
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。
酸碱平衡和酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法1酸碱平衡理论基础一、酸碱质子理论随着科学的发展，人们对酸碱的性质、组成和结构的认识不断深入，提出了不同的酸碱理论，如电离理论、溶剂理论、质子理论、电子理论以及软硬酸碱原则等。
1923年丹麦化学家布朗斯台德和英国化学家劳瑞分别独立提出了酸碱质子理论。
酸碱质子理论认为：凡是能够给出质子的物质都是酸，又称为质子酸；凡是能够接受质子的物质都是碱，又称为质子碱。
按照酸碱质子理论，酸碱可以是中性分子和离子。
酸给出质子生成相应的碱，而碱结合质子后又生成相应的酸；酸与碱之间的这种依赖关系称共轭关系。
相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对。
既能给出质子，又能接受质子的物质为两性物质。
共轭酸碱对的质子传递反应，称为酸碱半反应。
酸碱质子理论认为，酸碱半反应不能独立进行，即在溶液中，当一种酸给出质子后，溶液中必然有一种碱接受质子，酸碱反应的实质就是两个共轭酸碱对之间的质子传递。
按照酸碱质子理论，中和反应、酸碱解离及盐的水解等反应均可以表示为两个共轭酸碱对之间的质子传递，即称为酸碱反应。
例如：HF在水溶液中的解离反应是由给出的质子的半反应和接受质子的半反应组成的，两个酸碱对相互作用而达到平衡，反应式如下：。
盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。
例如：NaAc的分解：NH4+的分解：二、水的解离和溶液的pH值O所起的作用不同，前一个反应中，溶剂水起了酸的在上述两个反应中，H2作用，后一个反应中溶剂水起了碱的作用。
按照酸碱质子理论，水既能给出质子又能接受质子，也是一种两性物质，通常称为两性溶剂。
水分子间也可以发生质子的转移作用，反应如下式：或这种在溶剂分子间发生的质子传递作用，称为水的质子自递反应，反应的标准平衡常数表达式：或称为水的质子自递常数，又称为水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃时，纯水中c (H +) = c (OH -) = 1.0 × 10-7 mol·L -1 =1.0 × 10-14水的离子积不仅适用于纯水中，也适用于酸碱溶液中，即不论是酸溶液还是碱溶液，都同时存在着H + 和OH -，只是二者的浓度不同，常温下，都有=1.0× 10-14 这一关系。
第二章 酸碱平衡与酸碱滴定法
• 酸的解离：酸与溶剂之间的质子转移反应，即酸给 出质子转变为其共轭碱，而溶剂接受质子转变为其 共轭酸。 • 碱的解离：碱与溶剂之间的质子转移反应，即碱接 受质子转变为其共轭酸，而溶剂给出质子转变为其 共轭碱。
酸、碱的解离常数在温度一定时为常 数，值越大表示该酸或碱强度越大。
14
（１）一元弱酸弱碱的解离 HAc+H2O H3O+ +Ac [c(H 3O ) / c ][c(Ac ) / c ] K c(HAc) / cθ Ka越大, 酸的酸性越强。
30
由上式，以δ对pH作图： (1) δ0 + δ1 = 1 (2) pH = pKa⊖ 时； δ0 = δ1 = 0.5 (3) pH < pKa⊖ 时； HAc(δ1)为主 (4) pH > pKa⊖ 时； Ac (δ0)为主
31
31
例: 计算pH4.00时HAc的δHAc、δAc解: 已知HAc的Ka=1.75×10-5 pH = 4.00时 c[H+] δHAc = = 0.85 c[H+] + Ka δ Ac =
4
一、酸碱质子的概念 酸：凡是能给出质子(H+ )的物质(分子或离子) (acid) HCl、NH4+、HPO42-、H2CO3、[Fe(H2O)6]3+ 碱：凡是能接受质子( H+ )的物质(分子或离子) (base) Cl-、NH3、PO43-、HCO3- 、 Fe(OH)(H2O)5]2+
6
-
Ka
c[H+] + Ka
= 0.15
32
(2)多元弱酸(碱)水溶液中各型体的分布
以草酸（ H2C2O4）为例： 存在形式：H2C2O4 、 HC2O4-、 C2O42(δ 2) ；(δ 1) ；(δ 0) 总浓度 c0 = c(H2C2O4)+c(HC2O4- )+c(C2O42-) δ 2 = c(H2C2O4) / c0 =1/{1+c(HC2O4-)/c(H2C2O4)+c(C2O42-)/c(H2C2O4) } = 1 / { 1+Ka1⊖/ c (H+) + Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ / c (H+)2 } = c(H+)2 /{c(H+)2+ c(H+)Ka1 ⊖ +Ka1⊖ Ka2 ⊖ } δ 1 = c(H+)Ka1 ⊖ /{c(H+) 2+ c(H+) Ka1 ⊖ +Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ } δ0 = Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ /{c(H+) 2+ c(H+) Ka1 ⊖ +Ka1 ⊖ Ka2 ⊖}
酸、碱的解离常数在温度一定时为常 数，值越大表示该酸或碱强度越大。
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（１）一元弱酸弱碱的解离 HAc+H2O H3O+ +Ac [c(H 3O ) / c ][c(Ac ) / c ] K c(HAc) / cθ Ka越大, 酸的酸性越强。
30
由上式，以δ对pH作图： (1) δ0 + δ1 = 1 (2) pH = pKa⊖ 时； δ0 = δ1 = 0.5 (3) pH < pKa⊖ 时； HAc(δ1)为主 (4) pH > pKa⊖ 时； Ac (δ0)为主
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例: 计算pH4.00时HAc的δHAc、δAc解: 已知HAc的Ka=1.75×10-5 pH = 4.00时 c[H+] δHAc = = 0.85 c[H+] + Ka δ Ac =
4
一、酸碱质子的概念 酸：凡是能给出质子(H+ )的物质(分子或离子) (acid) HCl、NH4+、HPO42-、H2CO3、[Fe(H2O)6]3+ 碱：凡是能接受质子( H+ )的物质(分子或离子) (base) Cl-、NH3、PO43-、HCO3- 、 Fe(OH)(H2O)5]2+
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-
Ka
c[H+] + Ka
= 0.15
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(2)多元弱酸(碱)水溶液中各型体的分布
以草酸（ H2C2O4）为例： 存在形式：H2C2O4 、 HC2O4-、 C2O42(δ 2) ；(δ 1) ；(δ 0) 总浓度 c0 = c(H2C2O4)+c(HC2O4- )+c(C2O42-) δ 2 = c(H2C2O4) / c0 =1/{1+c(HC2O4-)/c(H2C2O4)+c(C2O42-)/c(H2C2O4) } = 1 / { 1+Ka1⊖/ c (H+) + Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ / c (H+)2 } = c(H+)2 /{c(H+)2+ c(H+)Ka1 ⊖ +Ka1⊖ Ka2 ⊖ } δ 1 = c(H+)Ka1 ⊖ /{c(H+) 2+ c(H+) Ka1 ⊖ +Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ } δ0 = Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ /{c(H+) 2+ c(H+) Ka1 ⊖ +Ka1 ⊖ Ka2 ⊖}
酸碱平衡和酸碱滴定法
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材料科学与化学工程学院
– 缓冲溶液的组成： 弱酸及其共轭碱 弱碱及其共轭酸
• 一般是由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如 HAc-Ac-, NH4+-NH3等，抗外加酸碱、抗稀释； 两性物质也是。
• 高浓度的强酸或强碱溶液（pH<2或pH>12）也 具有一定的缓冲能力，抗外加酸碱但不抗稀释。
简写
材料科学与化学工程学院
H A c
A c -+ H +Kaθ
c(H)c(Ac) c(HAc)
碱离解常数的定义
A c - + H 2 O H A c + O H -Kb c(HcA (A )c(cO) H)
Notice
反应Ac-+H+=HAc的平衡常数K=1/Ka K≠Kb！
2019/11/13
水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Kaθ 或Kbθ 衡量。
酸离解常数的定义 H A c + H 2 OA c - + H 3 O +
Kθ a[c(H 3Oc()cH /θ]cA [(cθA c))cc//θ]
2019/11/13
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2019/11/13
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缓冲溶液pH的计算
• 弱酸HA及其共轭碱A-组成的缓冲溶液
– MBE：[HA]+[A-]=cHA + cA-，[Na+]= cA– CBE：[H+] + [Na+] = [OH-] + [A-]
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物料平衡 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。 质量平衡方程（MBE）
2 10-3 mol/L ZnCl2 和 0.2 mol/L NH3
[Cl-] = 4 10-3 mol/L
[Zn2+] +[Zn(NH3) 2+] +[Zn(NH3)22+] +[Zn(NH3)32+]
+[Zn(NH3)42+] = 2 10-3 mol/L
(最简式)
(2) ca/Ka > 500 :
(3) Kaca>20Kw, ca/Ka > 500 :
例 计算0.20mol· -1 Cl2CHCOOH 的pH.(pKa=1.26) L 解: Kac =10-1.26×0.20=10-1.96>>20Kw c/Ka = 0.20 / 10-1.26 =100.56 ＜ 500 故近似式:
δ1 = …
酸碱解离平衡
Ka1 Ka2..Kan δn = [H+]n + [H+]n-1Ka1 +…+Ka1 Ka2..Kan
H2CO3的分布分数图
4 δ1 0 H 2 H C
2
. 6 2 8 C 10 O 0 12 C pH O 3
O
3
3
-
-
优势区域图 H2CO3
0 6.38 10.25 . pKa1HCO3- pKa2 CO320 pH △pKa = 3.87
1 强酸碱溶液 强酸(HCl):
质子条件: [H+] = cHCl + [OH-]
[H ] C C 2 4K w 2
最简式: [H+] = cHCl 强碱(NaOH):
质子条件: [H+] + cNaOH = [OH-] 最简式: [OH-] = cNaOH cHCl=10-5.0 and 10-8.0 mol· -1, pH=? L
分布分数－多元弱酸
二元弱酸H2A
H2AH++HA- H++A2- c H CO =[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]
2 3
物料平衡 δH A
2
def ==
def ==
[H2A]
c HA
2
δHA δA
2-
[HA-] c HA
2
-
酸碱解离平衡
def ==
[A2-]
c HA
2
二元弱酸H2A
质子平衡 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。 质子条件式（PBE）
(1) 先选零水准 (大量存在,参与质子转移的物质)， 一般选取投料组分及H2O
(2) 将零水准得质子产物写在等式一边,失质子产物 写在等式另一边 (3) 浓度项前乘上得失质子数
例：Na2HPO4水溶液
零水准：H2O、HPO42[H+] + [H2PO4- ]+2[H3PO4] = [OH-] +[PO43-]
δHA δA
2-
[HA-] c HA
2
-
def ==
[A2-]
c HA
2
Ka1 Ka2
[H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1 Ka2
n元弱酸HnA
HnAH++Hn-1A- … … H++HA(n+1)- H++An分布分数定义 δ0 物料平衡
[H+]n = [H+]n + [H+]n-1Ka1 +…+Ka1 Ka2..Kan [H+]n-1 Ka1 [H+]n + [H+]n-1Ka1 +…+Ka1 Ka2..Kan …
HF + H2O HF
F- + H3O+ F- + H+
酸碱反应的实质是质子转移
2 酸碱反应类型及平衡常数
一元弱酸(碱)的解离反应
HA + H2O
A- + H3O+
Ka=
aH a A aHA
+
-
A + H2O
HA + OH
-
aHA aOH K b= aA
-
-
多元酸碱的解离反应
Ka2 Ka1 K 2- a3 PO 3H3PO4 H2PO4 HPO4 4 Kb3 Kb2 Kb1 pKb1 + pKa3 = 14.00 pKb2 + pKa2 = 14.00 pKb3 + pKa1= 14.00
3 活度与浓度
活度：在化学反应中表现出来的有效浓度，
通常用a表示
a i = g i ci
溶液无限稀时: g =1 中性分子: g =1
溶剂活度: a =1
平衡常数 反应：HA＋B HB+ +A-
活度常数
K◦
——与温度有关
K◦=
aHB + aA aBaHA
Ka g (H ) g (Ac )
δ 1.0
HCN的分布分数图（pKa=9.31）
HCN CN-
0.5
0.0 0 2 4 HCN 6 8 9.31 pKa 9.31 CN10 12 pH
优势区域图
pH
分布分数图的特征 HA的分布分数图（pKa）
两条分布分数曲线相交于（pka，0.5） pH<pKa时，溶液中以HA为主 pH>pKa时，溶液中以A-为主
[H+]n + [H+]n-1Ka1 +…+Ka1 Ka2..Kan
…
Ka1 Ka2..Kan δn = [H+]n + [H+]n-1Ka1 +…+Ka1 Ka2..Kan
δ 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关
对于给定弱酸， δ 仅与pH有关
19.3 酸碱溶液[H+]的计算
酸碱溶液的几种类型 一. 四. 共轭酸碱 五. 混合酸碱 H2A, H3A HAHA+A强+弱. 弱+弱
-
Ka [H+] + Ka
= 0.15
pH = 8.00时 δHAc = 5.7×10-4, δAc ≈ 1.0
-
不同pH下的δ HA 与δApH pKa- 2.0 *pKa- 1.3 *pKa- 1.3 pKa- 1.0 *pK *pKaa pKa+ 1.0 *pKaa+1.3 *pK + 1.3 pKa+ 2.0 δ HA 0.99 0.95 0.95 0.91 0.50 0.50 0.09 0.05 0.01 δA0.01 0.05 0.05 0.09 0.50 0.50 0.91 0.95 0.95 0.99
对于给定弱酸， δ 对pH作图→分布分数图
分布分数图 δ HAc的分布分数图（pKa=4.76）
优势区域图
pKa±1.3
HAc 3.46
4.76
6.06
Ac-
pH
δ 1.0
HF的分布分数图（pKa=3.17）
HF F-
0.5
0.0 0 2
优势区域图
HF
4 3.17
6
8
10
12
pH
pKa
3.17
FpH
1.0
δ
酒石酸(H2A)的δ -pH图
H2 A
HA-
A2-
0.5
0.0 0 2 4 3.04 4.37 pKa1 pKa2 H2A HApKa= 1.33 A2pH 6 8 10 12 pH
磷酸(H3A)的分布系数图
1H δ0 3P
. 8O4 0
2 2P 4 HP 6 P H 10O4- 12 O42 O pH
Kw
若: Kaca>20Kw , 忽略Kw (即忽略水的酸性) [HA]=ca-[A-]=ca-([H+]-[OH-])≈ ca-[H+]
近似计算式: [H+]＝ Ka (ca - [H+]) 展开得一元二次方程 [H+]2+Ka[H+]-caKa=0，求解即可 若: ca/Ka >500, 则 ca - [H+] ≈ ca
cHAc
Ka [Ac-] = -] [H+] + Ka [HAc]+[Ac
分布分数的一些特征
δHA
[H+] = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
δ 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关 对于给定弱酸， δ 仅与pH有关 δHA＋ δA -＝1
例 计算pH4.00和8.00时HAc的δHAc、δAc解: 已知HAc的Ka=1.75×10-5 [H+] pH = 4.00时 δHAc = = 0.85 [H+] + Ka δ Ac =
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸 共轭碱 + 质子
HF H2PO4-
FHPO42-
+ +
H+ H+
H6Y2+
NH4+ 通式: HA
H5Y+
NH3
+
+
H+
H+
A
酸碱半反应
+
H+
例: HF在水中的离解反应