分析化学(第二版)第四章酸碱滴定法
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分析化学--第四章 酸碱滴定
混合指示剂的配制方法有二：一是由两种 指示剂按一定比例混配；另一种是加入一种 颜色不随pH值而变色的惰性染料作背衬。
第三节 酸碱滴定法的基本原理
第三节 酸碱滴定法的基本原理
一、强酸(强碱)的滴定 基本反应为： H+＋OH- ===H2O
例: 0.1000mol/L NaOH滴定 20.00mL 0.1000mol/L HCl
第四章 酸碱滴定
(acid-base titration)
第四章 酸碱滴定
●酸碱滴定 ：以质子传递反应为基础的滴定分析方法。 强酸 滴定 强碱 或 强碱 滴定 强酸
强酸 滴定 弱碱 或 强碱 滴定 弱酸
滴定 强酸
多元弱碱
或
强碱 滴定 多元弱酸
第四章 酸碱滴定
第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、质子酸碱理论(复习内容) ◆酸碱定义和共轭酸碱对 ◆酸碱反应 ◆共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
6
6.25 ·
4
4.30
·
2
酚酞8.0~10.0
0
10
20
百里酚酞9.4~10.6
30 Vb(mL)
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
例：
H
NH 3
H2O
NH
4
H2O
1、滴定突跃区间
pH
14
pH=6.25~4.30
12
2、指示剂的选择
10
NH3
8
3、影响滴定突跃区
入甘油后可生成Ka= 8.4×10-6的甘油硼酸，就可 以准确滴定。
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
第三节 酸碱滴定法的基本原理
第三节 酸碱滴定法的基本原理
一、强酸(强碱)的滴定 基本反应为： H+＋OH- ===H2O
例: 0.1000mol/L NaOH滴定 20.00mL 0.1000mol/L HCl
第四章 酸碱滴定
(acid-base titration)
第四章 酸碱滴定
●酸碱滴定 ：以质子传递反应为基础的滴定分析方法。 强酸 滴定 强碱 或 强碱 滴定 强酸
强酸 滴定 弱碱 或 强碱 滴定 弱酸
滴定 强酸
多元弱碱
或
强碱 滴定 多元弱酸
第四章 酸碱滴定
第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、质子酸碱理论(复习内容) ◆酸碱定义和共轭酸碱对 ◆酸碱反应 ◆共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
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酚酞8.0~10.0
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百里酚酞9.4~10.6
30 Vb(mL)
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
例：
H
NH 3
H2O
NH
4
H2O
1、滴定突跃区间
pH
14
pH=6.25~4.30
12
2、指示剂的选择
10
NH3
8
3、影响滴定突跃区
入甘油后可生成Ka= 8.4×10-6的甘油硼酸，就可 以准确滴定。
第三节 酸碱滴定法的基本原理
2.一元弱碱（被滴定物质）的滴定
分析化学_第四章_酸碱滴定法
MBE [H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+[PO43-]=c CBE [Na +]=c (1) (2)
[H+]+[Na+] =[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],
• 为了消去式(2)中的非质子转移反应产物[Na+] 和[H2PO4-],将式(1)代入 式(2)，整理后既得出PBE： • [H+]+[H3PO4] =[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]
酸的电离，其反应式严格地讲都应按(4.1)式的模式来书写，
但为了简便起见，有时仍把弱酸(HB)的电离简写成： HB 中所起的作用。 H+ + B－
但要注意，这仅仅是简式而已，切记溶剂水在弱酸的电离
23:10:02
例2 NH3在水中的离解 NH3接受H+的半反应 H2O给出H+的半反应
H& H2O
总量(mol)一定等于各种碱所获得的质子的总量 (mol) ；
根据这一原则，各种得质子产物的浓度与各种失质子产物 的浓度之间一定存在某种定量关系。用得质子产物和失质 子产物的浓度来表示酸碱反应中得失质子相等的关系式称 为质子平衡方程简称质子平衡或质子条件。
23:10:03
例 浓度为c（mol/L-1）的NaH2PO4溶液：
例如HAc，它在水中反应的平衡常数称为该酸的解离常数 HAc + H2O H3O+ + Ac－
－ [ H O ][ Ac ] 3 Ka ＝ [HAc ]
23:10:02
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
[H+]+[Na+] =[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],
• 为了消去式(2)中的非质子转移反应产物[Na+] 和[H2PO4-],将式(1)代入 式(2)，整理后既得出PBE： • [H+]+[H3PO4] =[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]
酸的电离，其反应式严格地讲都应按(4.1)式的模式来书写，
但为了简便起见，有时仍把弱酸(HB)的电离简写成： HB 中所起的作用。 H+ + B－
但要注意，这仅仅是简式而已，切记溶剂水在弱酸的电离
23:10:02
例2 NH3在水中的离解 NH3接受H+的半反应 H2O给出H+的半反应
H& H2O
总量(mol)一定等于各种碱所获得的质子的总量 (mol) ；
根据这一原则，各种得质子产物的浓度与各种失质子产物 的浓度之间一定存在某种定量关系。用得质子产物和失质 子产物的浓度来表示酸碱反应中得失质子相等的关系式称 为质子平衡方程简称质子平衡或质子条件。
23:10:03
例 浓度为c（mol/L-1）的NaH2PO4溶液：
例如HAc，它在水中反应的平衡常数称为该酸的解离常数 HAc + H2O H3O+ + Ac－
－ [ H O ][ Ac ] 3 Ka ＝ [HAc ]
23:10:02
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
分析化学-四酸碱滴定法
HS-+ H2O pkb2 H2S+OH-
pKa1+pKb2=pKw
pKb2 = pKw- pKa1=14-7.24=6.76
14
2020/7/7
3. 多元酸碱的离解反应
H3A
Ka
Ka
Ka
1
2
3
Kb3 H2A-
Kb2
HA2-
Kb1
A3-
Kbi
Kw Ka ni1
15
– pKb1 = 14.00 pKa3
C6H5NH2
H2C2O4 C6H5COOH C6H5NH3+ H3BO3
17
2020/7/7
4. 酸碱中和反应(滴定反应) :
Kt—滴定反应常数
H+ + OH-
H2O
Kt
1 Kw
1014.00
H+ + A-
HA
1 Kt Ka
OH- + HA
H2O + A-
1 Kt Kb
18
2020/7/7
NH3 + H2O NH4++OH共轭
7
2020/7/7
二、酸碱反应平衡常数与酸碱强度
1 酸碱强度的表示方法（以水溶液为例）
酸的强度：取决于将质子给于水分子的能力， 通常可用酸在水中的酸反应平衡常数(离解常 数ka)来衡量，ka越大，酸性（酸的强度）越 大，有时也用pka来表示，pka越小，酸性 （酸的强度）越大。
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
酸
NH4+ NH3 +
H+
HCO3- CO32- +
H+
pKa1+pKb2=pKw
pKb2 = pKw- pKa1=14-7.24=6.76
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3. 多元酸碱的离解反应
H3A
Ka
Ka
Ka
1
2
3
Kb3 H2A-
Kb2
HA2-
Kb1
A3-
Kbi
Kw Ka ni1
15
– pKb1 = 14.00 pKa3
C6H5NH2
H2C2O4 C6H5COOH C6H5NH3+ H3BO3
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4. 酸碱中和反应(滴定反应) :
Kt—滴定反应常数
H+ + OH-
H2O
Kt
1 Kw
1014.00
H+ + A-
HA
1 Kt Ka
OH- + HA
H2O + A-
1 Kt Kb
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NH3 + H2O NH4++OH共轭
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二、酸碱反应平衡常数与酸碱强度
1 酸碱强度的表示方法（以水溶液为例）
酸的强度：取决于将质子给于水分子的能力， 通常可用酸在水中的酸反应平衡常数(离解常 数ka)来衡量，ka越大，酸性（酸的强度）越 大，有时也用pka来表示，pka越小，酸性 （酸的强度）越大。
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
酸
NH4+ NH3 +
H+
HCO3- CO32- +
H+
《分析化学》-图文课件-第四章
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
分析化学第4章 酸碱滴定法
解：已知Csp=0.05000mol/L, 终点溶液pH=4, [H+]=10-4mol/L
[OH ] [ H ] 1010 104 TE % 100% 100% 0.2% CSP 0.05000
例：同上题，若以酚酞为指示剂，滴定至 pH=9为终点，计算终点误差。 解：已知Cb=0.05000mol/L, 终点溶液pH=9, [H+]=10-9mol/L，则[OH-]=10-14/10-9=10-5 mol/L。
（2）一元弱酸碱滴定
0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc
HAC+OH-=AC-+H2O
滴定前：
[ H ] Ca K a
计量点前: HAC-NaAC缓冲系
[ HAC] [H ] Ka [ AC ]
滴入NaOH 19AC ] 20 .00 19 .98
共轭酸碱对概念 例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对
HAc H2CO3 H3PO4 NaAc NaHCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H2O
NaCO3
酸碱反应的实质
酸碱共轭体系不能单独存在 HAc(酸1)H++Ac-(碱1) H++H2O(碱2) H3O+(酸2)
C C
HAc+OH-
K
b
OH HAc Ac
W
10
14
25C
C
pKa+pKb=pKw
酸的强度与其共轭碱的强度是反比关系。 酸愈强（ pKa愈小），其共轭碱愈弱（ pKb愈 大 ），反之亦然。
[OH ] [ H ] 1010 104 TE % 100% 100% 0.2% CSP 0.05000
例：同上题，若以酚酞为指示剂，滴定至 pH=9为终点，计算终点误差。 解：已知Cb=0.05000mol/L, 终点溶液pH=9, [H+]=10-9mol/L，则[OH-]=10-14/10-9=10-5 mol/L。
（2）一元弱酸碱滴定
0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc
HAC+OH-=AC-+H2O
滴定前：
[ H ] Ca K a
计量点前: HAC-NaAC缓冲系
[ HAC] [H ] Ka [ AC ]
滴入NaOH 19AC ] 20 .00 19 .98
共轭酸碱对概念 例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对
HAc H2CO3 H3PO4 NaAc NaHCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H2O
NaCO3
酸碱反应的实质
酸碱共轭体系不能单独存在 HAc(酸1)H++Ac-(碱1) H++H2O(碱2) H3O+(酸2)
C C
HAc+OH-
K
b
OH HAc Ac
W
10
14
25C
C
pKa+pKb=pKw
酸的强度与其共轭碱的强度是反比关系。 酸愈强（ pKa愈小），其共轭碱愈弱（ pKb愈 大 ），反之亦然。
分析化学课件 第四章 酸碱滴定法
[OH-]=(0.1000×0.02)/(20.00+20.02)
= 5.0×10-5 mol·L-1 pOH=4.30, pH=14-4.30= 9.70
2020年11月7日星期六3时
37分22秒
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讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅 为:2.28-1=1.28；而化学计量点前 后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化 为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。
碱式色
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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→甲基橙（methyl orange，MO)-双色
pH≤ 3.1,酸式色，红色； pH 4.4, 碱式色，黄色； pH 3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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若±0.1%误差范围内突跃范围为 4.30~9.70
酚酞（8.0 ~ 10.0）：半滴溶液， 无色变粉红。
甲基红（4.4 ~6.2）：半滴溶液， 红变橙；
甲基橙（3.1 ~ 4.4）：半滴溶液， 橙变黄；
3）选择指示剂的原则：
1.变色范围全部或部分在突跃范围内的指示剂指示
终点，即可保证终点误差在允许的范围。
02.00.102000 1050..130 ~9.87.070
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5）影响强酸强碱滴定突跃范围大小的因素
酸碱的浓度：浓度变为原1/10，则计量点前后H+、OH-的浓度均 为原来的1/10，所以突跃范围约减小2个pH单位。 故：酸碱滴定中，滴定剂和被测物溶液的浓度不低于~ 0.1mol/L
分析化学 第四章_酸碱滴定法一 图文
• 由酸碱反应得失质子的等衡关系可以直接写出 质子条件式。
H2CO3 H HCO3 H CO32
H3O H H2O H OH
质子条件式为：
H 2CO 3 H 3O
C
O
2 3
O
H
分析化学
第四章 酸碱滴定法
14
• 方法要点：
• 1.从酸碱平衡体系中选取质子参考水准（又称 零水准），它们是溶液中大量存在并参与质子 转移反应的物质。
方法。 • 理论基础： • 酸碱平衡理论及酸碱质子理论。 • 优点： • 方法简单、快速，应用广泛。 • 应用： • 一般酸、碱以及能与酸、碱直接或间接发生质子
转移反应的物质。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
2
酸碱质子理论
• 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱，酸和 碱是相互依存和相互转化的。酸碱不是彼此独立 的，而是统一在 对质子的关系上。
9
酸碱质子理论的基本要点：
• 1. 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱； • 2. 统一在对质子的关系上，共轭酸碱对之间具有
相互依存、相互转换的关系； • 3. 酸或碱的离解常数是物质酸或碱性强弱的定量
指标； • 4. 物质的酸碱性不仅与此物质的本质有关，还与
溶剂的性质有关； • 5. 在溶液中，质子不能单独存及其理论基础 • 第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 • 第二节 酸碱指示剂 • 第三节 酸碱滴定法的基本原理 • 第四节 滴定终点误差 • 第五节 非水溶液中的酸碱滴定法
分析化学
第四章 酸碱滴定法
1
• 酸碱滴定法的定义： • 酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析
分析化学
第四章 酸碱滴定法
12
• （二）电荷平衡
H2CO3 H HCO3 H CO32
H3O H H2O H OH
质子条件式为：
H 2CO 3 H 3O
C
O
2 3
O
H
分析化学
第四章 酸碱滴定法
14
• 方法要点：
• 1.从酸碱平衡体系中选取质子参考水准（又称 零水准），它们是溶液中大量存在并参与质子 转移反应的物质。
方法。 • 理论基础： • 酸碱平衡理论及酸碱质子理论。 • 优点： • 方法简单、快速，应用广泛。 • 应用： • 一般酸、碱以及能与酸、碱直接或间接发生质子
转移反应的物质。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
2
酸碱质子理论
• 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱，酸和 碱是相互依存和相互转化的。酸碱不是彼此独立 的，而是统一在 对质子的关系上。
9
酸碱质子理论的基本要点：
• 1. 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱； • 2. 统一在对质子的关系上，共轭酸碱对之间具有
相互依存、相互转换的关系； • 3. 酸或碱的离解常数是物质酸或碱性强弱的定量
指标； • 4. 物质的酸碱性不仅与此物质的本质有关，还与
溶剂的性质有关； • 5. 在溶液中，质子不能单独存及其理论基础 • 第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 • 第二节 酸碱指示剂 • 第三节 酸碱滴定法的基本原理 • 第四节 滴定终点误差 • 第五节 非水溶液中的酸碱滴定法
分析化学
第四章 酸碱滴定法
1
• 酸碱滴定法的定义： • 酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析
分析化学
第四章 酸碱滴定法
12
• （二）电荷平衡
分析化学 第 4 章 酸碱滴定法
pH
p
KΟ a,2
时，
(HC 2O4
)
(C
O2
24
)
例如草酸三种型体的δ与 pH 的关系图为:
可见,当
pH
＜p
K
Ο a,1
时,
主要存
在型体
是
H
2C2O4
p
K aΟ,1＜pH
＜p
KΟ a,2
时,
主要存在型体是
HC2O4
pH ＞p
KΟ a,2
时, 主要存在型体是
C2O42
同理可推出 3 元酸（有 4 中型体）的各δ：
第 4 章 酸碱滴定法 acid-base titration
4.1 水溶液中酸碱平衡的处理
即几种基本方程的写法。利用这些基本方 程可推导出计算溶液 pH 的各种公式。
一、物料平衡 MBE(即物料平衡方程的简称)
根据已有的知识：列方程应有合理的依据。 那么，列物料平衡方程的依据是什么呢？
依据 某组分的总浓度 c 等于该组分各型 体的平衡浓度 ce 之和。
二、电荷平衡 CBE
依据 平衡时溶液中正电荷总数等于负电
荷总数。
例如 Na2CO3 溶液
平衡时溶液中正离子有 Na+ 和
CBE 为
水解离出的 H+ , 负离子有CO32HCO3- 和水解离出的 OH- 。
ce(Na+) + ce(H+) = ce(OH-) + ce( HCO3-) + 2ce( CO32-)
≥
10
时,显 In- 色,此时pH
≥
p
K
a
1
ccrr,e,e((HInIn- ))≤0.1时显HIn色，此时pH≤pKa -1 ⊖
化学分析：第四章 酸碱滴定法(1)
证明；当多元酸的各级pKA相差足够大
∆pKa≥5时 多元酸可以被分步滴定
例 用NaOH分步滴定多元酸 1、 H2A+OH- = H2O+HA2、 HA-+OH- = H2O+A2-
酸ha失去质子变为碱a到质子形成酸ha这种酸与碱相互依存的关系称为共轭关系hahaha质子与溶剂结合形成溶剂合质子在水中
第四章 酸碱滴定法
内容提要： 1、酸碱溶液平衡原理（质子理
论，分布系数，pH值的计算） 2、酸碱指示剂 3、滴定曲线 4、滴定终点误差 5、非水溶液中的酸碱滴定
第一节 概述
酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析 方法，应用十分广泛, 其特点是： 1、反应速度快； 2、反应过程简单，副反应少； 3、可从酸碱平衡关系估计反应进行的程度； 4、滴定过程中[H+]发生改变，有多种指示剂
pH=pKa1 [H3PO4]=[H2PO4-] pH=pKa2 [H2PO4-]=[HPO42-] pH=pKa3 [HPO42-]=[PO43-]
由图可见：
pKa2»pKa1 H2PO4-占优势区域宽， 当[H2PO4-]达最大时， 其余型体的浓度极低；
pKa3»pKa2 HPO42-占优势区域宽， 当pH=9.9,δ2≈1
Ka
a
a A H3O aHA
Ka值越大，离解程度越大，给出质
子的能力越强,酸的酸性越强
碱的强度：用碱的离解常数Kb 来衡量
A- + H2O = HA + OH-
Kb
aHA
a OH
aA
Kb值越大，碱的碱性愈强，
得到质子的能力越强
共轭酸碱对的Ka与Kb的关系 一元弱酸、弱碱：
Ka
分析化学-第4章酸碱滴定法-4.6
山东科技大学14-6滴定误差滴定误差：计量点与滴定终点不相一致时产生的误差。
TEr 一、计算公式（碱滴定酸）计量点前：负误差%100⨯-=原有酸的物质的量剩余酸的物质的量TEr %100⨯=计量点时碱的物质的量过量碱的物质的量TEr 计量点后：正误差山东科技大学2（一）强碱滴定强酸0.1000mol/LNaOH 滴定相同浓度的HCl(20.00mL) 计算终点的pH=4.00, pH=9.00时的TEr解：计量点pH=7.00, (1) pH=4.00, 计量点前，负pH=4.00，[H +]= 1.0⨯10-4 mol/L %2.0%10000.201000.000.40101.04-=⨯⨯⨯⨯-=-TEr山东科技大学3(2) pH=9.00时, [H +]=1.0⨯10-9 mol/L,[OH -]= 1.0⨯10-5mol/L ，计量点后：%02.0%10000.201000.000.40101.05=⨯⨯⨯⨯=-TEr （二）强碱滴定弱酸0.1000mol/LNaOH 滴定相同浓度的HOAc(20.00mL)计算终点的pH=8.00, pH=9.00时的TEr山东科技大学4解：计量点pH=8.72,(1) pH=8.00, 计量点前，负[H +]=1.0⨯10-8 mol/L , [OH -]=1.0⨯10-6 mol/L⎪⎩⎪⎨⎧+⇔++⇔---+OH HAc O H Ac Ac H HAc 2求剩余[HAc][][][][]终终终余+-+-=H OH HAc HAc [][][][]终终余终+--+=H OH HAc HAc山东科技大学5[][][]L mol Ka H H C HAc HAcHAc /108.2106.505.021000.054--++⨯=⨯⨯=+⋅=⋅=终终终终δ[]L mol HAc /107.2101.0101.0108.25865----⨯=⨯+⨯-⨯=余%057.0%10000.201000.000.40107.25-=⨯⨯⨯⨯=-TEr。
分析化学-第四章 酸碱滴定
第四章 酸碱滴定法
1. 酸碱平衡理论基础复习 2. 当pH变化时酸碱存在形式的变化（分布曲线）（重点） 3. 酸碱溶液pH计算
酸碱滴定
4. 滴定终点指示办法 5. 一元酸碱滴定
6. 多元酸、碱滴定
（重点） （重点）
酸碱滴定 7. 酸碱滴定应用 的应用 8. ~9 示例
§4.1 酸碱平衡的理论基础
1 酸碱质子理论
7
例1：
试求 HPO42- 的 pKb2和 Kb2。
解：经查表可知 Ka2 = 6.3×10-8，即 pKa2 = 7.20
由于
Ka2·Kb2 = 10-14
所以
pKb2 = 14 - pKa2
= 14 - 7.20
= 6.80
即
Kb2=1.6×10 -7
&
8
§4.2 不同pH溶液中酸碱存在形式 的分布情况—分布曲线
以δ对pH作图，关系曲线叫分布曲线.
分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：
基本原则： δ0 + δ1= 1 (1) [H+]>Ka, pH<pKa时, δ1>δ1（以HOAc为主）;
(2) pH=pKa, [H+]=Ka时, δ0 = δ1= 0.5;
(3) [H+]<Ka, pH>pKa 时, δ1<δ0（以OAc- 为主）。
例：酸、碱在水中的解离过程:
NH3 + H2O
OH－ + NH4+
HOAc + H2O
H3O+ + OAc－
2 酸碱解离平衡
一元弱酸的解离：HA + H2O
[H ][A ]
Ka HA
1. 酸碱平衡理论基础复习 2. 当pH变化时酸碱存在形式的变化（分布曲线）（重点） 3. 酸碱溶液pH计算
酸碱滴定
4. 滴定终点指示办法 5. 一元酸碱滴定
6. 多元酸、碱滴定
（重点） （重点）
酸碱滴定 7. 酸碱滴定应用 的应用 8. ~9 示例
§4.1 酸碱平衡的理论基础
1 酸碱质子理论
7
例1：
试求 HPO42- 的 pKb2和 Kb2。
解：经查表可知 Ka2 = 6.3×10-8，即 pKa2 = 7.20
由于
Ka2·Kb2 = 10-14
所以
pKb2 = 14 - pKa2
= 14 - 7.20
= 6.80
即
Kb2=1.6×10 -7
&
8
§4.2 不同pH溶液中酸碱存在形式 的分布情况—分布曲线
以δ对pH作图，关系曲线叫分布曲线.
分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：
基本原则： δ0 + δ1= 1 (1) [H+]>Ka, pH<pKa时, δ1>δ1（以HOAc为主）;
(2) pH=pKa, [H+]=Ka时, δ0 = δ1= 0.5;
(3) [H+]<Ka, pH>pKa 时, δ1<δ0（以OAc- 为主）。
例：酸、碱在水中的解离过程:
NH3 + H2O
OH－ + NH4+
HOAc + H2O
H3O+ + OAc－
2 酸碱解离平衡
一元弱酸的解离：HA + H2O
[H ][A ]
Ka HA
第四章 酸碱滴定法-分析化学
CO32－ 的水解：H2O + CO32－ HCO3－ + OH－
HAc的解离： HAc + H2O
H3O+ + Ac－
质子理论对酸碱的总结：
xie 分 析 化 学 酸碱是相对的，在不同的化学反应中，物质是酸是碱， 取决于反应中该物质对质子亲和力的相对大小。因此 当讨论某一种物质是酸是碱时，不能脱离该物质和其 他物质（包括溶剂）的相互关系。 同一种物质在不同溶剂中可表现出不同的酸碱性。对一 定的酸，溶剂接受质子的能力越强，酸性则越强。 例如：硝酸在水中为强酸，在冰醋酸中酸性减 弱，在浓硫酸中则显碱性。
xie 分 析 化 学
例如：盐酸与氨在水溶液中的反应：
HCl + H2O H3O+ + Cl－
H3O+ + NH3
NH4+ + H2O
NH4+ + Cl－
总式
HCl + NH3
注意：
xie 分 析 化 学 质子论的酸碱中和反应没有盐的生成。因此， 盐的水解反应和电解质的离解过程都是酸碱质子 转移反应。 例如：
pKb=pKw－pKa=14.00－9.21=4.79
xie 分 析 化 学
多元酸在水中分级电离，其水溶液中存在着多
个共轭酸碱对，其共轭关系如下（以三元酸为
例）： A3-+H2O HA2-+H2O H2A-+H2O HA2-+OHH2A-+OHH3A+OHKW=Kb1×Ka3 KW=Kb2×Ka2 KW=Kb3×Ka1
3 K a1 K a2 K a3 [ PO4 ] 3 C [ H ]3 K a1 [ H ]2 K a1 K a2 [ H ] K a1 K a2 K a3
HAc的解离： HAc + H2O
H3O+ + Ac－
质子理论对酸碱的总结：
xie 分 析 化 学 酸碱是相对的，在不同的化学反应中，物质是酸是碱， 取决于反应中该物质对质子亲和力的相对大小。因此 当讨论某一种物质是酸是碱时，不能脱离该物质和其 他物质（包括溶剂）的相互关系。 同一种物质在不同溶剂中可表现出不同的酸碱性。对一 定的酸，溶剂接受质子的能力越强，酸性则越强。 例如：硝酸在水中为强酸，在冰醋酸中酸性减 弱，在浓硫酸中则显碱性。
xie 分 析 化 学
例如：盐酸与氨在水溶液中的反应：
HCl + H2O H3O+ + Cl－
H3O+ + NH3
NH4+ + H2O
NH4+ + Cl－
总式
HCl + NH3
注意：
xie 分 析 化 学 质子论的酸碱中和反应没有盐的生成。因此， 盐的水解反应和电解质的离解过程都是酸碱质子 转移反应。 例如：
pKb=pKw－pKa=14.00－9.21=4.79
xie 分 析 化 学
多元酸在水中分级电离，其水溶液中存在着多
个共轭酸碱对，其共轭关系如下（以三元酸为
例）： A3-+H2O HA2-+H2O H2A-+H2O HA2-+OHH2A-+OHH3A+OHKW=Kb1×Ka3 KW=Kb2×Ka2 KW=Kb3×Ka1
3 K a1 K a2 K a3 [ PO4 ] 3 C [ H ]3 K a1 [ H ]2 K a1 K a2 [ H ] K a1 K a2 K a3
分析化学：第四章 酸碱滴定法二
• 随着c增大，观察同样[In-]所需的[H+]加大，即变色 范围向低pH区移动，例如，50ml溶液中加入2~3滴 0.1%酚酞时，pH≈9开始显微红色；加入10~15滴酚 酞时，pH≈8就看到相同的颜色。
• 对于双色指示剂的影响不大，但加大指示剂浓度会 使二者的吸光度增加，难于分辨；并且会使滴定剂 增加，从而带来误差。指示剂用量不宜过大。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
30
0.1000mol/L NaOH 滴定20.00ml 0.1000mol/L HAc
分析化学
第四章 酸碱滴定法
31
• 弱酸滴定曲线的讨论：
• (1) 滴定前，弱酸在溶液中部分离解，与强酸相比， 曲线起点提高；
• (2) 滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于反应 生成的Ac-产生同离子效应，抑制HAc离解，[H+]降 低较快；继续滴加NaOH，溶液形成缓冲体系，曲 线变化平缓；接近化学计量点时，溶液中剩余的 HAc已很少，pH变化加快。
• 滴定曲线的绘制：以pH为纵坐标，滴定剂的加入量 为横坐标。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
15
• 滴定曲线的作用：
• (1) 确定滴定终点时， 消耗的滴定剂体积；
• (2) 判断滴定突跃大 小；
• (3) 确定滴定终点与 化学计量点之差。
• (4) 选择指示剂；
分析化学
第四章 酸碱滴定法
16
一、强酸（碱）的滴定
• 能够看到颜色变化的指示剂浓度比[In-]/[HIn]的范 围是1:10~10:1。用溶液的pH表示，为
分析化学
第四章 酸碱滴定法
7
In－
HIn
≥10时，
H
分析化学 第四章 酸碱滴定法(课后习题答案)
KW Ka
c sp
1.0 10-14 1.7 10-5
0.05
5.4 10-6
mol
/
L
pOH 5.27
pH=8.73
②林邦误差公式
H 6.31010mol / L, OH 1.6105mol / L, csp 0.05mol / L
2
pH 9.20 8.73 0.47
TE% 10pH 10-pH 100%
第二计量点时，酚羟基被中和，消耗标准溶液：5.19-3.58=1.61(ml)
0.1790 5.19 3.58 188.0
1-羟基-α-萘酸%=
1000 100% 38.64%
0.1402
0.1790 3.58 1.61 172.0
α-萘酸%=
1000 100% 43.26%
0.1402
9. 解：
pH 2.00
pOH 14.00 2.00 12.00
HClO4 在乙醇中：
C2
H5OH
2
0.0100mol
/
L
pC2H5OH2 2.00
pC2H5O 19.10 2.00 17.10 5. 解： ①
W
c V NaOH NaOH
M HA 1000
M HA
W 1000 c V NaOH NaOH
3
第四章 酸碱滴定法（答案） 1. 答： ①滴定强酸，可以完全反应，对结果没有影响。 ②滴定弱酸，NaOH 能中和弱酸，Na2CO3 不能中和弱酸，需要消耗更多的标准 溶液，将带来正误差，导致分析结果偏高。 2. 答：硼砂（Na2B4O7·10H2O）为 H3BO3 和 H2BO3 的混合物，硼酸的 pKa1 9.27 ，
分析化学酸碱第四章酸碱滴定法
布系数的规律，可推导出三元酸的分布 系数，例如：对于H3PO4
δ H 3 PO4
H K H K
3 2 a1 3 2 a1
H
a1
3
K a2 H K a1K a2 K a3
2
δ H PO
2 4
H K H K
二、 溶剂的质子自递反应和水的质子自递常数
在水分子之间也可以发生质子转移作用, 这种仅在 溶剂分子之间发生的质子传递作用，称为溶剂的质子 自递反应。
H2O H2O H3O O H
该反应称为水的质子自递反应。反应的平衡常数称为水 的质子自递常数，以Kw表示。 ［H3O＋］［OH－］= KW 水合质子H3O+常简写为H+，则 ＋］［OH－］= KW ［H 这个常数也称为水的离子积，在25℃时， ［H＋］［OH－］ = KW=1.0×10-14， pKW=14
质子 碱 HAc H Ac
酸
NH4
H NH3
即能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。例如： H2O 、HCO3- 、HPO42-等。 在溶液中实际上没有自由的氢离子，当溶液中一种酸给 出质子时，必定有一种碱来接受质子。例如：HCl在水中 的离解便是HCl分子与水分子之间的质子转移作用,作为溶 剂的水分子,同时起碱的作用。 HCl + H2O ＝ H3O+ + Cl酸1 碱2 酸2 碱1
2 2 4
H 2C 2O 4
HC2O 4
C 2O 4
c
δ
H 2C 2O 4
=[H2C2O4]+[HC2O4-]+[C2O42-]
[H2C2O 4 ] [H2C2O 4 ] 2 C H 2C 2O 4 [H2C2O 4 ] [HC2O 4 ] [C2O 4 ] 1 2 [HC2O 4 ] [C2O 4 ] 1 [H2C2O 4 ] [H2C2O 4 ]
δ H 3 PO4
H K H K
3 2 a1 3 2 a1
H
a1
3
K a2 H K a1K a2 K a3
2
δ H PO
2 4
H K H K
二、 溶剂的质子自递反应和水的质子自递常数
在水分子之间也可以发生质子转移作用, 这种仅在 溶剂分子之间发生的质子传递作用，称为溶剂的质子 自递反应。
H2O H2O H3O O H
该反应称为水的质子自递反应。反应的平衡常数称为水 的质子自递常数，以Kw表示。 ［H3O＋］［OH－］= KW 水合质子H3O+常简写为H+，则 ＋］［OH－］= KW ［H 这个常数也称为水的离子积，在25℃时， ［H＋］［OH－］ = KW=1.0×10-14， pKW=14
质子 碱 HAc H Ac
酸
NH4
H NH3
即能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。例如： H2O 、HCO3- 、HPO42-等。 在溶液中实际上没有自由的氢离子，当溶液中一种酸给 出质子时，必定有一种碱来接受质子。例如：HCl在水中 的离解便是HCl分子与水分子之间的质子转移作用,作为溶 剂的水分子,同时起碱的作用。 HCl + H2O ＝ H3O+ + Cl酸1 碱2 酸2 碱1
2 2 4
H 2C 2O 4
HC2O 4
C 2O 4
c
δ
H 2C 2O 4
=[H2C2O4]+[HC2O4-]+[C2O42-]
[H2C2O 4 ] [H2C2O 4 ] 2 C H 2C 2O 4 [H2C2O 4 ] [HC2O 4 ] [C2O 4 ] 1 2 [HC2O 4 ] [C2O 4 ] 1 [H2C2O 4 ] [H2C2O 4 ]
无机及分析化学答案(第二版)第四章
无机及分析化学答案(第二版)第四章第四章酸碱平衡与酸碱滴定法4-1．将300mL0.20 mol?L?1HAc溶液稀释到什么体积才能使解离度增加一倍。
?10.20mol?L?300mLc?V解：设稀释到体积为V ，稀释后220.20 ?2?0.20?300?(2?)c?Ka?V?(1?2?)1??得： 1??由 ?5 ?1因为K?a =1.74?10ca = 0.2 mol?L caK?a > 20K?w ca/K?a>500 故由 1?2? =1?? 得V =[300?4/1]mL =1200mL 此时仍有 caK?a>20K?w ca/K?a>500 。
4-2．奶油腐败后的分解产物之一为丁酸(C3H7COOH)，有恶臭。
今有0.40L含0.20 mol?L?1丁酸的溶液， pH为2.50,求丁酸的K?a。
解：pH=2.50 c(H+) =10?2.5 mol?L?1? =10?2.5/0.20 = 1.6?10?2??22c?2?0.20?(1.6?10)?5.2?10?5?21?1.6?10K?a=1???1?4-3．What is the pH of a 0.025mol?L solution of ammonium acetate at 25℃? pKa of acetic acid at 25℃ is 4.76, pK?a ofthe ammonium ion at 25℃ is 9.25, pKw is 14.00.?10?10 解： c(H+)=Ka1Ka2?10pH= ?logc(H+) = 7.004-4．已知下列各种弱酸的K?a值，求它们的共轭碱的K?b值，并比较各种碱的相对强弱。
(1)HCN K?a =6.2×10?10；(2)HCOOH K?a =1.8×10?4； (3)C6H5COOH(苯甲酸) K?a =6.2×10?5； (4) C6H5OH (苯酚) K?a =1.1×10?10；(5)HAsO2 K?a =6.0×10?10；(6) H2C2O4 K?a1=5.9?10?2；K?a2=6.4?10?5；解： (1)HCN Ka= 6.2?10?10Kb=Kw/6.2?10?10 =1.6?10?5(2)HCOOH Ka= 1.8?10?4 Kb=Kw /1.8?10?4 =5.6?10?11 (3)C6H5COOH Ka=6.2?10?5 Kb=Kw /6.2?10?5 =1.61×10?10 (4)C6H5OH Ka=1.1?10?10 Kb=Kw/1.1?10?10 =9.1?10?5 (5)HAsO2 Ka=6.0?10?10 Kb=Kw /6.0?10?10 =1.7?10?5(6)H2C2O4 Ka1=5.9?10?2 Kb2=Kw /5.9?10?2 =1.7?10?13 Ka2=6.4?10?5 Kb1=Kw /6.4?10?5 =1.5 ×10?10?4.76?9.24?7.00?碱性强弱：C6H5O4-5．用质子理论判断下列物质哪些是酸？并写出它的共轭碱。
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1 2 3
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、缓冲溶液作用原理
二、缓冲溶液的pH计算
配制缓冲溶液时，可以查阅有关手册按配方配制，也可 通过相关计算后进行配制
三、缓冲容量和缓冲范围
1.缓冲容量 2.缓冲范围
四、缓冲溶液的选择和配制
1.缓冲溶液的选择原则
① 缓冲溶液对分析过程没有干扰 ② 缓冲溶液的ｐＨ应在所要求控制的酸度范围内 ③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量 2.缓冲溶液的配制
（1）一般缓冲溶液
（2）标准缓冲溶液
四、缓冲溶液的选择和配制
四、缓冲溶液的选择和配制
第三节 酸碱指示剂
1 2 3
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、指示剂的作用原理
一、指示剂的作用原理
Байду номын сангаас
一、指示剂的作用原理
二、指示剂的变色范围
1.指示剂的颜色变化与溶液pＨ的关系
4
计算示例
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
1.配制
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质邻苯二甲酸氢钾标定
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
（2）用基准物草酸标定
二、HCL标准溶液的配制和标定
1.配制
二、HCL标准溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质无水碳酸钠标定
三、滴定方式和应用
② 甲醛法
四、计算示例
Thank you
第四章 酸碱滴定法
第四章 酸碱滴定法
1 概述
2 缓冲溶液
3 酸碱指示剂 4 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
5 酸碱滴定法的应用
学习目标
1．学会常见物质水溶液ｐＨ的计算方法； 2．掌握酸碱指示剂的变色原理、变色范围，能够正确地选择
合适的指示剂；
3.理解酸碱滴定的基本原理、准确进行酸碱滴定的条件； 4.掌握酸碱滴定法的应用。
二、指示剂的变色范围
2.指示剂的变色范围及其产生原因
3.变色范围— 理论值与实际值的差异
三、影响指示剂变色范围的因素
三、影响指示剂变色范围的因素
接上图
三、影响指示剂变色范围的因素
1.温度
2.指示剂的用量
3.溶剂 4.滴定顺序
四、混合指示剂
混合指示剂是用一种酸碱指示剂和另一种不随ｐ Ｈ 变化
一、强酸强碱的滴定
1.滴定曲线 （1）滴定前
（2）滴定开始至化学计量点前
（3）化学计量点时 （4）化学计量点后
一、强酸强碱的滴定
一、强酸强碱的滴定
一、强酸强碱的滴定
2.指示剂的选择
3.突跃范围与浓度的关系
二、强碱滴定一元弱酸
1.滴定曲线 （1）滴定前
（2）滴定开始至化学计量点前
（3）化学计量点时 （4）化学计量点后
（2）与已知浓度的NaOH标准滴定溶液进行比较
三、滴定方式和应用
1.直接滴定 （1）工业硫酸或工业醋酸纯度的测定
三、滴定方式和应用
（2）混合碱分析
三、滴定方式和应用
2.返滴定 3.间接滴定
（1）硼酸纯度的测定
三、滴定方式和应用
三、滴定方式和应用
三、滴定方式和应用
（2）铵盐的测定 ① 蒸馏法
而改变颜色的染料，或者用两种指示剂混合配制而成；混 合指示剂的原理是利用互补色进行调色，掩盖过渡色；其 目的是使指示剂的颜色变化敏锐，减少误差，提高准确度 ；混合指示剂的特点是变色范围窄，变色明显。
四、混合指示剂
四、混合指示剂
接上图
第四节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
1
2
强酸强碱的滴定 强碱滴定一元弱酸
第一节 概述
1
酸的浓度和酸度
2
水溶液中氢离子浓度的计算
一、酸的浓度和酸度
酸的浓度和酸度在概念上是不相同的。酸的浓度又叫酸
的分析浓度，它是指某种酸的物质的量浓度，即酸的总
浓度，包括溶液中未离解酸的浓度和已离解酸的浓度。
二、水溶液中氢离子浓度的计算
1.强酸、强碱溶液
2.弱酸弱碱
3.水解性盐溶液
第二节 缓冲溶液
二、强碱滴定一元弱酸
2.滴定曲线的特点与指示剂的选择
（1）滴定曲线的起点高
（2）滴定过程中溶液的pＨ变化情况不同于强碱滴定强酸 （3）滴定突跃与弱酸强度的关系
二、强碱滴定一元弱酸
二、强碱滴定一元弱酸
二、强碱滴定一元弱酸
第五节 酸碱滴定法的应用
1 2 3
NaOH标准滴定溶液的配制和标定 HCL标准溶液的配制和标定 滴定方式和应用
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、缓冲溶液作用原理
二、缓冲溶液的pH计算
配制缓冲溶液时，可以查阅有关手册按配方配制，也可 通过相关计算后进行配制
三、缓冲容量和缓冲范围
1.缓冲容量 2.缓冲范围
四、缓冲溶液的选择和配制
1.缓冲溶液的选择原则
① 缓冲溶液对分析过程没有干扰 ② 缓冲溶液的ｐＨ应在所要求控制的酸度范围内 ③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量 2.缓冲溶液的配制
（1）一般缓冲溶液
（2）标准缓冲溶液
四、缓冲溶液的选择和配制
四、缓冲溶液的选择和配制
第三节 酸碱指示剂
1 2 3
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、指示剂的作用原理
一、指示剂的作用原理
Байду номын сангаас
一、指示剂的作用原理
二、指示剂的变色范围
1.指示剂的颜色变化与溶液pＨ的关系
4
计算示例
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
1.配制
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质邻苯二甲酸氢钾标定
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
（2）用基准物草酸标定
二、HCL标准溶液的配制和标定
1.配制
二、HCL标准溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质无水碳酸钠标定
三、滴定方式和应用
② 甲醛法
四、计算示例
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第四章 酸碱滴定法
第四章 酸碱滴定法
1 概述
2 缓冲溶液
3 酸碱指示剂 4 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
5 酸碱滴定法的应用
学习目标
1．学会常见物质水溶液ｐＨ的计算方法； 2．掌握酸碱指示剂的变色原理、变色范围，能够正确地选择
合适的指示剂；
3.理解酸碱滴定的基本原理、准确进行酸碱滴定的条件； 4.掌握酸碱滴定法的应用。
二、指示剂的变色范围
2.指示剂的变色范围及其产生原因
3.变色范围— 理论值与实际值的差异
三、影响指示剂变色范围的因素
三、影响指示剂变色范围的因素
接上图
三、影响指示剂变色范围的因素
1.温度
2.指示剂的用量
3.溶剂 4.滴定顺序
四、混合指示剂
混合指示剂是用一种酸碱指示剂和另一种不随ｐ Ｈ 变化
一、强酸强碱的滴定
1.滴定曲线 （1）滴定前
（2）滴定开始至化学计量点前
（3）化学计量点时 （4）化学计量点后
一、强酸强碱的滴定
一、强酸强碱的滴定
一、强酸强碱的滴定
2.指示剂的选择
3.突跃范围与浓度的关系
二、强碱滴定一元弱酸
1.滴定曲线 （1）滴定前
（2）滴定开始至化学计量点前
（3）化学计量点时 （4）化学计量点后
（2）与已知浓度的NaOH标准滴定溶液进行比较
三、滴定方式和应用
1.直接滴定 （1）工业硫酸或工业醋酸纯度的测定
三、滴定方式和应用
（2）混合碱分析
三、滴定方式和应用
2.返滴定 3.间接滴定
（1）硼酸纯度的测定
三、滴定方式和应用
三、滴定方式和应用
三、滴定方式和应用
（2）铵盐的测定 ① 蒸馏法
而改变颜色的染料，或者用两种指示剂混合配制而成；混 合指示剂的原理是利用互补色进行调色，掩盖过渡色；其 目的是使指示剂的颜色变化敏锐，减少误差，提高准确度 ；混合指示剂的特点是变色范围窄，变色明显。
四、混合指示剂
四、混合指示剂
接上图
第四节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
1
2
强酸强碱的滴定 强碱滴定一元弱酸
第一节 概述
1
酸的浓度和酸度
2
水溶液中氢离子浓度的计算
一、酸的浓度和酸度
酸的浓度和酸度在概念上是不相同的。酸的浓度又叫酸
的分析浓度，它是指某种酸的物质的量浓度，即酸的总
浓度，包括溶液中未离解酸的浓度和已离解酸的浓度。
二、水溶液中氢离子浓度的计算
1.强酸、强碱溶液
2.弱酸弱碱
3.水解性盐溶液
第二节 缓冲溶液
二、强碱滴定一元弱酸
2.滴定曲线的特点与指示剂的选择
（1）滴定曲线的起点高
（2）滴定过程中溶液的pＨ变化情况不同于强碱滴定强酸 （3）滴定突跃与弱酸强度的关系
二、强碱滴定一元弱酸
二、强碱滴定一元弱酸
二、强碱滴定一元弱酸
第五节 酸碱滴定法的应用
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NaOH标准滴定溶液的配制和标定 HCL标准溶液的配制和标定 滴定方式和应用