第三章酸碱滴定法
第三章 酸碱滴定法3
1强酸（碱）：2一元弱酸(碱): HA (A -)多元弱酸(碱): H n A (A n -)3.两性物质: HA -4.共轭酸碱(缓冲溶液）: HA+A -+2HCl HCl 1[H ](()4)2W C C K =++上次课重点回顾一、酸碱溶液[H +]计算：+HCl[H ]C =二、酸碱指示剂：理论变色点：pH=pKa HIN 理论变色范围：pH=pKa HIN ±13. 5 酸碱滴定基本原理a----掌握滴定曲线滴定曲线：酸碱滴定过程中溶液pH值随滴定剂用量变化的曲线。
(1)判断滴定突跃大小；突跃范围：滴定剂加入99.9％------滴定剂过量0.1％时溶液中pH值的变化范围。
(2)选择指示剂指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH 值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好(3)确定滴定终点与化学计量点之差；一、滴定曲线与指示剂的选择 一元酸碱滴定曲线1、强酸滴定强碱或强碱滴定强酸2、强碱滴定弱酸3、强酸滴定弱碱4、强碱滴定混合酸或强酸滴定混合碱多元酸碱滴定曲线3.5.1 强酸碱滴定滴定前:[H +] = c (HCl) = 0.1000 mol·L-1sp 前（不足0.1%）:(H )(H )(OH )(OH )(OH H ))[](H c c V V V V -++++--⋅⋅-=+sp:7.00w [H ][OH ]10K +--===sp 后(过量0.1%）:(H )(H )[O (OH )(OH )(OH )H ](H )c V V c V V ++-+----⋅=+⋅2OH H H O-++=+-11[H ][OH ]t WK K ==⋅滴定常数：例：0.1000 mol·L -1NaOH滴定20.00 mL0.1000 mol·L -1HCl0.1000mol·L -1NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol·L -1HClNaOH mLT %剩余HCl mL 过量NaOHpH[H +]计算0.00020.00 1.00滴定前: [H +] = c (HCl)18.0090.0 2.00 2.28sp 前:[H +] =19.8099.00.20 3.3019.9899.90.024.30sp: [H +] = [OH -]= 10-7.0020.00100.00.000.007.0020.02100.10.029.7020.20101.00.2010.70sp 后: [OH -] =22.00110.0 2.0011.6840.00200.020.0012.52(H )(H )(OH )(OH )(H )(OH )c V c V V V ++--+-⋅-⋅+(OH )(OH )(H )(H )(H )(OH )c V c V V V --+++-⋅-⋅+突跃计算见教材85页0.10 mol·L-1HCl↓0.10 mol·L-1NaOHPP 8.0 MR 5.07.04.39.72468101214050100150200强酸碱滴定曲线0.10 mol·L-1NaOH↓0.10 mol·L-1HClPP 9.0MR 6.2MO 4.4*9.08.0PP*6.2*4.4MRMO5.04.0sp-0.1%突跃sp+0.1%3.1pH（3)选择指示剂一元强酸碱滴定曲线（1）滴定曲线(2)判断滴定突跃大小突跃范围：滴定剂加入99.9％---滴定剂过量0.1％的pH 变化范围：指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH 值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好7.04.39.72468101214050100150200*9.08.0PP *6.2*4.4MR MO 5.04.0sp-0.1%突跃sp+0.1%3.1T /%pH浓度对强碱滴定强酸的滴定曲线突跃范围的影响NaOH ↓HCl7.05.38.74.39.710.73.302468101214050100150200T/ %p H0.01mol·L -11mol·L -10.1mol·L -1PP9.03.16.24.45.04.0MRMO 浓度增大10倍,突跃增加2个pH 单位.⏹当: K a ·C ≥20K w(10-12.7)近似式：最简式：HAa [H ]K C +=2a a HA a 1[H ](-K +K +4C K )2+= C / Ka < 500⏹当: K a ·C < 20K w (10-12.7C / Ka ≥ 500C / Ka ≥ 500C / Ka < 500近似式：HA a w[H ]K C K +=+精确式：HA ++w a+a[H ][H ]K [H ]C K K ⋅=++一元弱酸(碱)的[H+]的计算⏹当: K a1 ·C ≥20K w2K a2 /[H +]＜0.05近似式：+a1a1a11[H ]2K K C K =+2（-+4）⏹当: K a1 ·C ≥20K w 2K a2 /[H +]< 0.05 C /K a ＞50011+a 2a [H ][H A]K K C==最简式：3、多元弱酸(碱)溶液的pH 计算见P72,例3.6+121a a a [H ]K K C K C⋅=+近似式2:又: K a 2 ·C > 20K w ,C< 20K a 1：w +121a a a ()[H ]K K C K K C⋅+=+近似式1:又: K a 2 ·C > 20K w ,C> 20K a 1：12+a a [H ]K K =⋅⏹若两性物质自身的酸式和碱式解离产物可以忽略⏹则[HA-]≈C (HA) ≈C最简式:4、两性物(HA -)溶液[H +]的计算见P73,例3.7常用标准缓冲溶液(用于pH 计校准)缓冲溶液pH (25o C)邻苯二甲酸氢钾( 0.050 mol·kg -1 )4.0080.025 mol·kg-1KH 2PO 4+0.025 mol·kg -1Na 2HPO 4 6.865硼砂( 0.010 mol·kg -1 )9.1805、缓冲溶液pH 値:][][lg共轭酸共轭碱+=a pK pH 共轭酸共轭酸共轭碱共轭碱V C V C pK pH a lg+=计算近似值NaOH 滴定HAc (浓度不同)pH1mol·L -10.1mol·L -10.01mol·L -1642810129.238.738.23HAcHCl10.709.708.707.76突跃范围0 50 100 150T%4.76NaOH 及HAc浓度均增大10倍，突跃增加1个pH 单位a---浓度对突跃范围的影响：2、强酸滴定弱碱(NH 3)的滴定曲线0.10mol·L -1HCl NH 30.10mol·L -1p K b = 4.750 50100 150 200 T/%NaOH NH 312108642pH9.0 6.255.284.30突跃 3.14.46.2MR(5.0)MO(4.0)－－－－8.0 PP突跃处于弱酸性,选甲基红或甲基橙作指示剂0 100 200 300 400 (T %)pH sp 1= 4.7pH sp 2= 9.7pH±0.5%±0.5%10.09.45.04.4H 3A+H 2A -H 2A -+HA 2-HA 2-+A 3-A 3-+NaOHsp 3sp 2sp 1NaOH 滴定0.1mol·L -1H 3PO 4二、多元酸H 2CO 3的滴定H 2CO 3H ++HCO 3-Ka 1=4.2×10-7HCO 3-H ++CO 2-3Ka 2=5.6×10-111.滴定可行性的判断可分级滴定，有一个突跃。
第三章 酸碱滴定法
2
5 H 2 O 2 HCl 4 H 3 BO 3 2Cl
滴定时可采用甲基红为指示剂，溶液由黄色变 为红色即为终点。
二、碱标准溶液的配制和标定
标准溶液一般用氢氧化钠 配制方法：氢氧化钠具有很强的吸湿性，易生产 NaCO3,所以只能间接配制，然后再标定其浓度。 标定方法：常用邻苯二甲酸氢钾基准物质标定 化学计量点时：
以HCl滴定NH3为例：
①开始滴定前
[OH ]
cK b
c NH 3 c NH
4
②化学计量点前
[OH ] K b
③化学计量点时
[H ]
Kw Kb
c NH
4
④化学计量点后
[ H ] c HCl ( 过量）
3.7 多元酸碱的滴定
1 多元酸的滴定（以NaOH滴定H3PO4为例）
K a1 K a 2 [ H ] [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
H
2A
HA
2
A
3
K a1 K a 2 K a 3 [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
[H ] c HOAc K a
[ HOAc ] [OAc ]
K b c OAc Kw Ka c OAc
②化学计量点前
[H ] K a
③化学计量点时
[OH ]
④化学计量点后
[OH ]
V 过量 OH [OH ] V总
分析化学-酸碱滴定
2
HCl
Ka≥10-7才能准 确滴定.
位
0
50
100
150
200 即cKa≥10-8
影响滴定突跃的因素
滴定突跃：pKa+3 ～-lg[Kw/cNaOH(剩余)]
➢ 浓度: 增大10倍，突跃增加1个pH单位（上限）
➢ Ka：增大10倍，突跃增加1个pH单位（下限） 弱酸准确滴定条件：cKa≥10-8 对于0.1000mol·L-1 的HA, Ka≥10-7才能准确滴定
d. 化学计量点后 (After stoichiometric point)
加入滴定剂体积 20.02 mL
[OH-]=(0.10000.02)/(20.00+20.02)=5.010-5
pOH=4.30, pH=14.00-4.30=9.70 滴加体积:0~19.98 mL; pH=7.74-2.87=4.87 滴加体积:19.98~20.02 mL; pH=9.70-7.70= 2.00 滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
c. 化学计量点(stoichiometric point)
生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），浓度为： cb=20.000.1000/(20.00+20.00)=5.0010-2 mol/L, 此时溶液呈碱性，需要用 pKb (Ac ) 进行计算
pKb 14.00 - pKa = 14.00-4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb)1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 溶液 pOH=5.28, pH=14.00-5.28=8.72
0
0
100
200%
滴定百分数,T%
不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线
第三章酸碱滴定法
c( HCl )
mNa 2CO3 10
3
1 M ( Na2CO3 )(VHCl V0 ) 2
1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl ⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/L NaOH→0.1mol/L HCl ⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基橙 （差） 0.01mol/L NaOH→0.01mol/L HCl ⊿pH=5.3～8.7 选择甲基红，酚酞（差）
突跃消失;
（9）直接滴定条件：
cKa≥10-8
三、强酸滴定弱碱
HCl（0.1000mol/L）→NH3•H2O（0.1000mol/L,20.00mL）
1. 滴定曲线： 与强碱滴定强酸类似，曲线变化相反 2. 影响滴定突跃的因素和指示剂的选择： （1）影响因素：被滴定碱的性质，浓度 （2）指示剂选择：⊿pH =6.34～4.30， 选甲基橙，甲基红 3．弱碱能被准确滴定的判别式： Cb •Kb≥ 10-8
二、酸碱反应 酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
醋酸在水中的离解：
半反应1 HAc（酸1） Ac- （碱1） + H+
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
强酸和强碱反应： H3O+ + OH –＝ H2O + H2O 三、弱电解质的电离平衡 1、电离常数
第三章
酸碱滴定法
第一节 概述
一、酸碱的定义 酸碱质子理论认为：
第三章 酸碱滴定法
4. H2C2O4水溶液 C (H+) = C (OH－) + C (HC2O4) + 2C(C2O42 －) 5. NaH2PO4水溶液
C (H+) + C(H3PO4) = C (OH－) + C (HPO42 －) + 2C(PO43 －)
6. HCl + HAc水溶液 C (H+) = C (OH－) + C(Ac －) + C (HCl) 7. NH3 + NaOH水溶液 C (H+) + C(NH4+) = C (OH－) － C (NaOH)
= [H+]2 /{ [H+]2+[H+]Ka1+Ka1Ka2 }
x1 = [H+]Ka1 /{ [H+]2+[H+]Ka1+Ka1Ka2 } x0 = Ka1Ka2 /{ [H+]2+[H+]Ka1+Ka1Ka2 }
草酸分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：
3. 三元酸 (以H3PO4为例)
四种存在形式：H3PO4 ；H2PO4-；HPO42-；PO43-； 分 布 系 数： x3 x2 x1 x0 x3 =
以草酸(H2C2O4)为例：
存在形式：H2C2O4 ； HC2O4-； C2O42-；
（x2） ；（x1） ；（x0）；
总浓度 c = [H2C2O4]+[HC2O4- ]+[C2O42-] x2 = [H2C2O4] / c = 1 / { 1+[HC2O4- ]/[H2C2O4]+[C2O42-]/[H2C2O4] } = 1 / { 1+Ka1/[H+] + Ka1Ka2/[H+]2 }
第三章 酸碱滴定法
c HB c
1
c HB
1 c B
1 xB c0 HB c HB c B c HB 1 cB
c B
c B
cH
1 c
Ka
1
Ka c H c Ka
H H
OH c c c HAc NH OH HAc cc cNH
3
3
c H
c
θ a
θ
K HAc K NH
θ a θ a θ w
4
K K HAc θ K b NH 3
例：写出两性物质水溶液 NaH 2 PO4的PBE
H H33O O OH H H22O O OH
H H
H
H H
NH NH NH44 NH 3 3 H 3O cc H
3
HAc HAc Ac Ac O
c
θ
c H c
θ
K
θ w
c H
c
Ka c HAc c
c H c
c H c
Kw
得cH
c K a c HAc c
K
w
精确式
根据HAc的摩尔分数将HAc的平衡浓度换算为分析浓度： c HAc c0 x HAc
水质分析化学 第三章 酸碱滴定法
共轭酸碱对HA和 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA
2. 活度系数的计算
γi的大小不仅与溶液中各种离子的总浓度有关，也与离子
的电荷有关， Debye- ckel极限公式近似求解 Debye-Hückel极限公式近似求解： 极限公式近似求解：
lg γ i = −0.5Z
式中：Zi-i离子的电荷
I-溶液中的离子强度
2 i
I (Ci 〈0.1mol / L)
一、酸碱质子理论（ 1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出 1923年 丹麦Bronsted和英国Lowry Bronsted和英国Lowry提出
）
酸——溶液中凡能给出质子的物质 溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 溶液中凡能接受质子的物质
酸碱半反应： HA 酸 A－ + H+ 碱 质子
第三章 酸碱滴定法
活度和活度系数 酸碱质子理论 酸碱平衡中有关浓度的计算 酸碱指示剂 酸碱滴定和指示剂的选择 水中的碱度和酸度 滴定误差
§3-1
活度和活度系数
1. 离子活度和活度系数
活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度。 活度系数：活度与浓度的比值，代表了离子间力的大小。
a= γiC 其中a表示离子的活度； γi表示离子的活度系数 对于无限稀的强电解质： γi =1； 对于较稀的弱电解质： γi 1，a≈C 对于较稀的强电解质： γi ＜ 1，a＜C 中性分子: γ=1
第三章 酸碱滴定法
—COOH —COOK ；NH 3+OH O ；；CH 2—NH 22—NH 2—COO -—COOK ；NH 2；；—COO —CH 2—NH 3+CH 2—NH 2第三章 酸碱滴定法思考题1．写出下列酸的共轭碱： H 2C 2O 4；NH 4+； H 2PO 4-； 答：上述酸对应的共轭碱分别为：HC 2O 4- ；NH 3 ；HPO 42-； 2．写出下列碱的共轭酸： HCO 3-；H 2O ；AsO 43-；AsO 2-；C 5H 5N ； 答：上述碱对应的共轭酸分别为： H 2CO 3；H 3O +；HAsO 42-；HAsO 2；C 5H 5NH +； 3．在pH=2的H 3P04溶液中存在哪些型体，以哪种型体为主？在pH=12的H 3P04溶液中存在哪些型体，以哪种型体为主?答：在pH=2的H 3PO 4溶液中存在的型体有：H 3PO 4、H 2PO -4，以H 3PO 4为主；在pH=12的 H 3PO 4 溶液中存在的型体有：HPO -24、PO -34，以PO -34为主。
(参考H 3PO 4的δ-pH 图解答此题) 4．对一元弱酸来说，在什么情况下c-[H +]≈c答：K a c >20K w ，且c >20[H +]或K a /c <2.5×10-3。
5．下列说法是否正确？不对的应如何更正? (1) 对二元弱酸，pKa 1+pKb 1=pK w 。
答：不正确。
应为：对二元弱酸，pKa 1+pKb 2=pK w 。
(2)衡量KHC 2O 4酸性的是Ka 2，衡量KHC 2O 4碱性的是Kb 2。
答：正确。
(3)配制pH=4的缓冲溶液选择HCOOH-HCOO -或酒石酸(H 2A)-酒石酸氢钠(HA -)较为合适， 配制pH=7的缓冲溶液选择H 2PO 4—HPO 42-或柠檬酸(H 3A)的H 2A –HA 2-较为合适。
答：不正确。
应为：配制pH=4的缓冲溶液选择HCOOH-HCOO -较为合适，配制pH=7的缓 冲溶液选择H 2PO 4—HPO 42-较为合适。
分析化学：第三章 酸碱滴定法
[HSO4-]=c-b, [SO42-]=b, [HSO4-+2[SO42-]+[OH-]= c+b+[OH-]
所以，[H+]=[OH-]+[HSO4-]+2[SO42-] ＝c ＋[SO42-]＋[OH-]
22
*质子条件(Proton Condition): 指酸碱反应中质子转移的等衡关系。 它的数学关系式就是质子条件式。
[OH-] +[PO43-]
若c1＝c2，则
2[H+]+ [H2PO4-]+3[H3PO4]=
2[OH-] +[HPO42-] +3[PO43-]
28
2. 酸碱溶液中pH计算
一元弱酸碱 HA 多元弱酸碱 H2A, H3A 两性物质 HA类两性物质 A-+HB 混合酸碱:强+弱. 弱+弱 共轭酸碱:HA+A-
例4. H3PO4+ c mol/L HCl
[H+]= [OH-]+[H2PO4-]+2[HPO42-]
+3[PO43-]+[Cl-]
例5. c1 NaH2PO4+c2 Na2HPO4
[H+]+[H3PO4]=[OH-]+[HPO42-]-c2
+2[PO43-]
或
[H+]+ [H2PO4-]-c1+2[H3PO4]=
4
3.1 酸碱质子理论
1.定义
根据1923年布朗斯特（Brnsted)酸碱 理论：酸是能够给出质子的物质；碱是 能接受质子的物质。
第三章 酸碱滴定法
2、水溶液中H+浓度的计算公式及使用条件
(1)强酸（Ca ）
HA H A
[H ] Ca (2)强碱（Cb ）
A-+ H2O = OH- + HA
（3）一元弱酸（Ca ）
HA
H+ + A-
Ka
H
A
HA
H
缓冲容量：使1L缓冲溶液的pH增加或减少dpH单位 所需加入强碱或强酸的量。 缓冲容量的影响因素： 缓冲溶液的总浓度 缓冲溶液的组分比
总浓度愈大，缓冲容量愈大；总浓度一定时， 缓冲组分的浓度比愈接于1:1，缓冲容量愈大。一 般将组分的浓度比控制在0.1～10之间。
缓冲范围：缓冲溶液所能控制的pH范围叫做缓冲范
酸式色时：[HIn]/[In-]≥10，pH≤ pKHIn-1 碱式色时：[HIn]/[In-]≤1/10，pH ≥pKHIn+1 混合色时： 10≥ [HIn]/[In-] ≥1/10
指示剂的变色范围：人的视觉能明显看出指 示剂由一种颜色转变成另一种颜色的pH范围。
指示剂的理论变色范围：pKHIn1 指示剂的实际变色范围：实验测得的变色范
缓冲范围 1.5～3.0
2～3.5 3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
四、酸碱指示剂
1、酸碱指示剂的变色原理
酸碱指示剂：一类有颜色的有机物（弱酸或弱 碱），随溶液pH的不同结构发生变化，而呈现 不同颜色，颜色与结构相互关联。
HIn 酸式色
滴定过程中，溶液总体积不断增加，计算时应 注意；
滴定前19.98mL，pH变化慢：4.3-1=3.3； 化学计量点前后0.04 mL(约1滴)，pH发生突跃
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
三章节酸碱滴定法
学习指南 第一节 概述 第二节 酸碱指示剂 第三节 滴定条件的选择 第四节 酸碱标准溶液的配制和标定 第五节 酸碱滴定法应用
2019/10/19
制作人：刘开敏
1
学习指南
酸碱滴定法（acid-base titration）是基于酸和碱之间进行质子传递的滴 定分析方法，是重要的滴定方法之一。通过本章学习，应进一步理解酸 碱质子理论、酸碱平衡和分布系数等基本知识，掌握缓冲溶液的缓冲容 量和缓冲范围的物理意义及选择缓冲溶液的基本原则；熟练掌握酸碱水 溶液中[H+]的计算方法；理解酸碱指示剂的变色原理，掌握常用酸碱指 示剂变色范围和变色点，掌握酸碱指示剂的使用方法；了解各类酸碱滴 定滴定曲线的特征，掌握影响各类酸碱滴定突跃范围的因素；掌握一元 弱酸（碱）、多元酸（碱）和混合酸（碱）滴定可行性判断方法及指示 剂的选择方法；掌握酸、碱标准滴定溶液的配制和标定方法；了解酸碱 滴定法在生产实际中应用；了解非水滴定的原理；掌握非水滴定滴定剂、 溶剂的选择和终点的确定方法 ；了解非水滴定的应用。在学习过程中， 应复习无机化学中酸碱平衡及其有关计算，这些相关的知识对掌握酸碱 滴定基本原理会有很大的帮助。
B．近似式：
[H ] Ka
Ka2 4CKa 2
(CKa≥20Kw及C/Ka<500)
2019/10/19
[H ] Kw cKa
(CKa<20Kw及C/Ka≥500)
制作人：刘开敏
16
五、酸碱水溶液中H+浓度计算公式 及使用条件
(2)一元弱碱
A．最简式：
[OH ] cKb (CKb≥20Kw及C/Kb≥500)
2019/10/19
制作人：刘开敏
3 酸碱滴定法
代入δ0； [A- ] Ka δ1=δA-= —— = ————— c [H+ ] +Ka 由δ和c，求平衡浓度 [HA]=δHA· c [A]=δA· c
[例3]计算pH=5.00，4.00，8.00时；HAc和 Ac-的分布分数(Ka=1.8×10-5) [解](1) pH=5.00 [H+] 10-5.00 δHAc= ————— = —————— = 0.36 Ka+[H+ ] 1.8×10-5+10-5.0 δAc =0.64 (2) pH=4.00 δHAc=0.85，δAc-=0.15 (3) pH=8.00 δHAc=5.7×10-4，δAc-=1-5.7×10-4=1
3.水溶液中pH的计算 质子条件→[H+ ] 精确算式→近似式→最简式 1.强酸(碱)溶液： (A)浓度为c的HCl：
2
分两种情况时公式处理： 1.当HCl浓度不是很稀，依据CHCl>10 –6 mol/L,水的离解可 以不考虑。后项可以忽略，公式简化为： [H +]= CHCl 或 pH = - logCHCl 2.当HCl浓度很稀，依据CHCl≤ 10 -6 mol/L,由HCl离解时所 得[H +]接近于水固有的[H +](= 10 -7)。 后项此时不能忽略，[H +] = CHCl + Kw/[H +]
不能忽略H2O的离解 用精确式，c<10-6 mol/L
pH=6.8
2.一元弱酸(碱)溶液
(A)浓度为c的HA一元弱酸溶液 PBE:[H+]=[A-]+[OH-]
Ka[HA] KW [H+]=————+——→[H+]2=Ka[HA] + KW [H+] [H+]
第三章(IV) 酸碱滴定法
N
NH
－
N H
SO 3
红色（醌式）
OH H+
－
(H3C)2N
N
N
－
SO 3
pKa = 3.4 黄色（偶氮式）
酚酞（PP）
HO OH O－ O
OH OH COO
－
－
H+ pKa = 9.1
COO－
羟式（无色）
醌式（红色）
酸碱滴定法
3.5.2 酸碱指示剂的变色范围*** 酸式体和碱式体 HIn H + + In 酸式体 碱式体
[OH ] K b Cb
Kw Cb Ka
pOH 5.27
pH 8.73
（4）Vb ＞ Va ：NaOH + NaAc
Vb Va OH Cb Vb Va sp后0.1% 时 ，已加入NaOH 20.02mL
OH 5.0 10
5
mol L
1
例： 酸滴定碱 → 选甲基橙,
碱滴定酸 → 酚酞
10
酸碱滴定法
3.5.4 混合指示剂
当需要把滴定终点限制在很窄的pH间隔内以达到一定 的准确度时，单一指示剂达不到这样的要求。因为 其变色间隔为2个pH，目测终点还有0.3 pH的误差， 这时需采用混合指示剂。 组成 1．指示剂+惰性染料 例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色） 2．两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色） 特点 变色敏锐；变色范围窄
2
酸碱滴定法
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理
1. 指示剂的特点 a．弱的有机酸碱 b．酸式体和碱式体具有明显不同的颜色→指示终点 c．溶液pH变化→指示剂结构改变→指示终点变化 2. 常用酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂种类很多，这里分别以甲基橙和酚酞说明 之。
第三章 酸碱滴定分析法
20 K , c / K 20)
w
a1
b）Na2HA型：
( c K a 3 20 K w ,c / K a 2 20 )
ceq ( H )
(c K a 3 20 K w , c / K a 2 20)
(c K a 3 20 K w , c / K a 2 20)
ceq (OH )
K K
b
2 b
4cKb
2
(c K b 20 K w , c / K b 500 )
2.多元弱酸碱体系
K a1 K a 2 K a 3
因
K b K b2 K b Hale Waihona Puke 1 3 按一元弱酸碱处理
a
ceq ( H )
K cK
K K
a 2 a
w
c K
a
20 K w , c / K a 500
4cK a
2
c K
a
20 K , c / K 500
w
a
一元弱减：B + H2O = BH+ + OH cKb (c K b 20 K w , c / K b 500 ) K w cKb (c K b 20 K w , c / K b 500 )
H3PO4的分布曲线
由分布曲线可见： （1）pH=4.7时，δ2 = 0.994 ， δ3 =δ1 = 0.003
（2）pH=9.8时， δ1= 0.994 ，
P61 下
δ0 =δ2 = 0.003
第三章 酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法酸碱滴定法（中和滴定法）：以酸碱反应(水溶液中的质子转移反应)为基础的定量分析法本章重点：（1）酸碱平衡理论（2）各类酸碱溶液的pH值计算方法（3）各类酸碱滴定曲线和指示剂的选择3.1.1酸碱的定义电离理论 电子理论 质子理论酸——能电离出H+的物质碱——电离出OH-的物质酸——凡能接受电子的物质碱——凡能给出电子的物质酸——凡能给出质子的物质碱——凡能接受质子的物质3.1 酸碱溶液的酸碱平衡一、酸碱质子理论酸——溶液中凡能给出质子的物质碱——溶液中凡能接受质子的物质例子特点：1）具有共轭性2）具有相对性3）具有广泛性A－+H+HA 如：HCO3－既为酸，也为碱（两性）如：H2O中性分子，既可为酸，也可为碱如：继续举例ËáËË×ËHAC Ac-+H+H2CO3HCO3-+H+HCO3-CO32-+H+NH4+NH3+H+H6Y2+ H5Y++H+NH3OH+NH2OH+H+(CH2)6N4H+(CH2)6N4+H+返回H 3O ++A-HA +H 2O 例:HAc +H 2OH 3O ++Ac -HA +SH SH 2++A -例:HClO 4+HAcH 2Ac ++CLO 4-水合质子醋酸合质子3.1.2酸碱反应的实质酸碱半反应:酸给出质子和碱接受质子的反应NH3（碱1）+H2O（酸2）OH-（碱2）+NH4+（酸1）氨在水中的离解：半反应1NH3（碱1）+H+NH4+（酸1）半反应2H2O（酸2）OH-（碱2）+H+共轭酸碱对续✓NH 4Cl 的水解(相当于NH 4+弱酸的离解)✓NaAc 的水解（相当于Ac －弱碱的离解）NH 4++H 2OH 3O ++NH 3Ac -+H 2OOH -+HAc共轭酸碱对共轭酸碱对HAc + NH 3NH 4+ + Ac -✓醋酸与氨在水溶液中的中和反应共轭酸碱对续小结!!!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质子的转移是通过溶剂合质子来实现的3.1.3 溶剂的质子自递反应水溶液中H 2O +H 2OH 3O ++OH –[][]K K H OH s w ===⨯+--101014.pH pOH +=14水的离子积续定义•发生在溶剂间的质子转移→溶剂的质子自递反应•该反应的平衡常数K s→溶剂的质子自递常数•H 2O既能接受质子又能给出质子→两性物质•发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应3.1.4 水溶液中酸碱反应的平衡常数1、一元酸碱的解离HA +H 2O H 3O++A-酸度常数（酸的解离常数）[][][]K H O A HA a=+-3A -+ H2O OH -+ HA碱度常数（碱的解离常数）[][][]K OH HA A b=--讨论：K a↑，给质子能力↑强，酸的强度↑↑，得质子能力↑强，碱的强度↑Kb共轭酸碱对HA和A-有如下关系K K K⋅=a b w⋅=K K Ka b s续2、多元酸碱的解离H 3PO 4H 2PO 4-+H+K a1K b3H 2PO 4-HPO 42-+H+K a2K b2HPO 42-PO 43-+H +K a3K b1讨论：多元酸碱在水中逐级离解，强度逐级递减形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数K a1对应最弱共轭碱的解离常数K b3K K K a a a 123>>321b b b K K K >>14132231100.1-⨯==⋅=⋅=⋅W b a b a b a K K K K K K K练习例：计算HS -的pKb值pK b2=pK w－pK a1=14.00－7.02=6.98解：HS-+H20H2S+OH-3.2 酸碱平衡中各种型体分布的计算分析浓度和平衡浓度：分析浓度：溶液体系达平衡后，各组型体的平衡浓度之和平衡浓度：溶液体系达平衡后，某一型体的浓度水溶液中酸碱的分布系数δ=[某种型体平衡浓度]/分析浓度1.一元酸：HAA -+H +[][]C HA A=+-[][][][][][][][][]δHA a a HA CHA HA A A HA K H H H K ==+=+=+=+--+++1111[][][][][]δAaaA CA HA A KH K-==+=+---+δδHA A +=-13.2.1 溶液中酸碱组分的分布-分布分数的计算讨论Ka 一定时，δHA 和δA -与pH 有关pH↓，δHA ↑，δA -↓•pH ＜pKa ，HAc 为主•pH =pKa ，[HAc]=[Ac -]•pH ＞pKa 时，Ac -为主练习例：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解：36.0100.11078.1100.1][][555=⨯+⨯⨯=+=---++H K H a HAc δ64.036.01=-=-Ac δL mol C HAc HAc /036.036.01000.0][=⨯=⋅=δLmol C Ac Ac /064.064.01000.0][=⨯==--δ2.二元酸：H 2C 2O 4HC 2O 4-+H +HC 2O 4-C 2O 42-+H+[][][]C H C O HC O C O =++--22424242[][][][]δδ1241211224===⋅+⋅+⋅-+++HC Oa a a a HC O C K H H K H K K[][][]δδ2242122112242===⋅+⋅+⋅--++C Oa a a a a C O CK K H K HKK []C O C H OC H 422422=δ[][][]=+⋅+⋅+++H H K H K Ka a a 22112δδδ0121++=讨论Ka一定时，δ0，δ1和δ2与[H+]有关•pH ＜pKa 1，H2C2O4为主•pH = pKa 1，[H2C2O4] = [HC2O4-]•pKa 1 ＜pH ＜pKa2 ，HC2O4-为主•pH = pKa 2，[HC2O4-] = [C2O42-]•pH ＞pKa 2，C2O42-为主3.多元酸：H3PO4H2PO4-+H+H2PO4-HPO42-+H+HPO42-PO43-+H+讨论•pH ＜pKa 1，H 3PO 4为主•pKa 1 ＜pH ＜pKa 2 ，H 2PO 4-为主（宽）•pH = pKa 1，[H 2PO 4 -] = [HPO 42-]•pKa 2 ＜pH ＜pKa 3 ，HPO 42-为主（宽）•pH = pKa 1，[HPO 4 2-] = [PO 43-]•pH ＞pKa 3 ，PO 43-为主适合分步滴定结论1）分析浓度和平衡浓度是相互联系却又完全不同的概念，两者通过δ联系起来2）对于任何酸碱性物质，满足δ1+ δ2+ δ3+ ------+ δn= 13）δ取决于K a，K b及[H+]的大小，与C无关4）δ大小能定量说明某型体在溶液中的分布，由δ可求某型体的平衡浓度3.2.2 酸碱溶液PH 值的计算物料平衡式（质量平衡式）MBE化学平衡中，每一给定的分析浓度等于各存在型体平衡浓度之和电荷平衡式CBE溶液呈电中性，荷正电的质点数应等于荷负电的质点数质子平衡式（质子条件式）PBE酸碱反应达平衡时酸失去的质子数等于碱得到的质子数例1：C mol/mL 的HAC 的物料平衡式C =[HAC]+[AC -]例2：C mol/mL 的H 3PO 4的物料平衡式C =[H 3PO 4]+[H 2PO 4-]+[HPO 42-]+[PO 43-]例3：C mol/mL 的Na 2HPO 4的物料平衡式[Na +]=2CC =[H 3PO 4]+[H 2PO 4-]+[HPO 42-]+[PO 43-]例4：C mol/mL 的NaHCO 3的物料平衡式[Na +]=CC =[H 2CO 3]+[HCO 3-]+[CO 32-]例1：C mol/mL 的HAC 的电荷平衡式[H +]=[AC -]+[OH -]例2：C mol/mL 的H 3PO 4的电荷平衡式[H +]=[H 2PO 4-]+2[HPO 42-]+3[PO 43-]+[OH -]例3：C mol/mL 的Na 2HPO 4的电荷平衡式[Na +]+[H +]=[H 2PO 4-]+2[HPO 42-]+3[PO 43-]+[OH -]例4：C mol/mL 的NaCN 的电荷平衡式[Na +]+[H +]=[CN -]+[OH -]关于PBE1．零水准法（质子参考水准）零水准物质的选择a．溶液中大量存在的b．参与质子转移反应质子条件式书写方法等式左边——得质子后产物等式右边——失质子后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式例1：C mol/mL 的NH 4H 2PO 4的质子条件式零水准——NH 4+，H 2PO 4-，H 2O[H 3PO 4]+[H +]=[NH 3]+[HPO 42-]+2[PO 43-]+[OH -]例2：C mol/ml 的Na 2HPO 4的质子条件式零水准——HPO 42-，H 2O[H 2PO 4-]+2[H 3PO 4]+[H +]=[PO 43-]+[OH -]2．依据物料平衡和电荷平衡写质子条件式例3：C mol/mL的NaCN的质子条件式物料平衡式：[Na+]=CC=[HCN]+[CN-]（1）电荷平衡式：[Na+]+[H+]=[CN-]+[OH-]（2）将（1）式带入（2）式质子条件式[H+]+[HCN]=[OH-]续PBE例4：C mol/mL的NaHCO3的质子条件式物料平衡式[Na+]=C[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]=C（1）电荷平衡式[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]（2）将（1）式带入（2）式质子条件式[H+]+[H2CO3]=[CO32-]+[OH-]3. 酸碱溶液[H]的计算•强酸强碱溶液pH值的计算•弱酸弱碱溶液pH值的计算•两性物质溶液（C）•缓冲溶液pH值的计算一、强酸强碱溶液pH 值的计算1．强酸（C a ）HA H ++A -H 2OH ++OH -当Ca ＞10-6mol/L ，忽略水的解离精确式近似式***][][][][---++=+=OH C OH A H a aC H ≈⇒+][][][+++=∴H K C H w a续强酸强碱PH 值计算2．强碱（C b ）精确式B +H +BH +H 2OH ++OH –近似式***][][][-++=+OH BH H ][][--+=⇒OH K C OH W b bC OH ≈-][二、弱酸弱碱溶液pH 值的计算1．一元弱酸碱溶液（1）一元弱酸（C a ）[][][][]H A OH CK H aW+--+=+=⋅+δ1[][][]H CK H K K H a aaW+++=⋅++精确式续弱酸弱碱PH 值计算近似式最简式***[]⇒=-++⋅+H K K C K a a a a242[]⇒=+H C K a aC K a a >500当（忽略酸的离解）C K K a a W⋅>20且C K K a a W⋅>20当（忽略水的离解）[][]H CK H Kaaa++=⋅+若c K a <20 K wc /K a ≥500，则[HA] ≈c同理，一元弱碱溶液[OH -]的计算，与上相似，只是将上述各公式中的[H +]、K a 以[OH -]和K b 代替即可。
第3章 酸碱滴定法
CHnA = [HnA]+ [Hn-1A-] + ... + [An-]
3.2.1 溶液中酸度组分的分布-分布分数δ的计算 在弱酸（碱）平衡体系中，各型体的浓度分布是由溶液 中的氢离子浓度所决定。
酸度对弱酸（碱）型体分布的影响，可用型体的分布分 数来表示。 型体的分布分数定义：在固定pH值条件下，某型体的 平衡浓度占总浓度的分数，用δi表示，下标i表示型体。
例：对n元酸，HnA型体的分布系数为: δHnA=[HnA]/C Hn-1A型体的分布分数为: δHn-1A=[Hn-1A]/C An-型体的分布分数为: δAn- = [An-]/C
常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl pKa 2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 缓冲范围 1.5～3.0 2～3.5 3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9
Kb = kw/ Ka
酸碱的离解常数越大，酸碱性越强。（P60) 酸的Ka值越大，其共轭碱的Kb越小。酸越强，其共轭碱越弱， 反之亦然。
3.2 水溶液中弱酸（碱）的各种型体分布计算
分析浓度和平衡浓度 物质在溶液中的总浓度---标签浓度(分析浓度），物质的量浓度 的简称，用C表示 平衡浓度---在平衡态时，溶液中溶质某种形体的浓度，用 [ ]表 示。 物料平衡式： 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。 HAc = H+ + AcCHAc = [HAc] + [Ac-]
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在滴定分析法中常用盐酸、硫酸溶液为滴定剂
(标准溶液)，尤其是盐酸溶液，因其价格低廉，易 于得到，稀盐酸溶液无氧化还原性质，酸性强且稳 定，因此用得较多。 但市售盐酸中HCl含量不稳定，且常含有杂质， 应采用间接法配制，再用基准物质标定，确定其准 确浓度。常用无水Na2CO3或硼砂(Na2B4O7· 10H2O)等基
因Na2CO3被中和先生成NaHCO3，继续用 HCl滴定使NaHCO3又转化为H2CO3，二者所 需HCl量相等， 故V1-V2为中和NaOH所消耗HCl的体积，
2V2为滴定Na2CO3所需HCl的体积。
因为Na2CO3被中和先生成NaHCO3，继续用HCl滴定使 NaHCO3又转化为H2CO3，二者所需HCl量相等， 故V1-V2为中和NaOH所消耗HCl的体积，
［H+］=Ka(cHA/cA-) 缓冲溶液pH的缓冲范围为: pH=pKa+1g(cA-/cHA)
pH=pKa±1
作业： P77： 17、18、19
第四节
酸碱指示剂
一、酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱。当溶液的pH
变化时，指示剂失去质子由酸式转变为碱式，或得到
质子由碱式转化为酸式，它们的酸式及碱式具有不同
共轭酸碱对
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
按酸碱质子理论，弱酸或弱碱
既可以是分子型的， 如 HAc ，H2O， NH3 ， 也可以是离子型的，如 NH4+ ， Ac－ 等。 既能给出质子作为酸，也能接受质子作为碱的 物质称为两性物质， 如：H2O，HCO3- ，HS- ，HPO42-等。
第八节
酸碱滴定法的应用
一、 食用醋中总酸度的测定 HOAc是一种重要的农产加工品，又是合成有机农药 的一种重要原料。而食醋中的主要成分是HOAc，也有少 量其它弱酸，如乳酸等。
测定时，将食醋用不含CO2的蒸馏水适当稀释后，用
标准NaOH溶液滴定。中和后产物为NaOAc，化学计量点
时pH=8.7左右，应选用酚酞为指示剂，滴定至呈现红色
二、 酸碱溶液pH的计算 计算几种酸溶液[H+]的最简式及使用条件
第三节
缓冲溶液
1、缓冲作用 能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自 身pH不发生显著变化的性质，称为缓冲作用。 2、缓冲溶液 具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 3、[H+]及pH的最简式
(弱酸HA与其共轭碱A-组成的缓冲溶液)
七、 酯类的测定 常用的酯类的分析方法是在酯类试样中定量加入 过量的NaOH，共热1～2h，使酯类与强碱发生皂化反应，
转化成有机酸的共轭碱和醇，剩余的碱用酸标准溶液
回滴，以酚酞为指示剂，滴定至溶液由红色变为无色，
即为终点。如酯类试样难溶于水，可采用NaOH—乙醇标准溶液使之皂化。
例如：
八、 醛、酮的测定
除上述两种基准物质外，还有KHCO3、酒石酸氢钾等 基准物质用于标定盐酸溶液。
二、 碱标准溶液的配制和标定
氢氧化钠是最常用的碱溶液。固体氢氧化钠具有
很强的吸湿性，易吸收CO2和水分，生成少量Na2CO3，
且含少量的硅酸盐、硫酸盐和氯化物等，因而不能直
接配制成标准溶液，只能用间接法配制，再以基准物
质标定其浓度。常用邻苯二甲酸氢钾基准物质标定。
邻苯二甲酸氢钾的分子式为C8H4O4HK，其结构式为:
设邻苯二甲酸氢钾溶液开始时浓度为0.10 mol· L-1， 到达化学计量点时，体积增加一倍，邻苯二甲酸钾钠的 浓度c=0.050 mol· L-1。化学计量点时pH应按下式计算：
此时溶液呈碱性，可选用酚酞或百里酚蓝为指示剂。 除邻苯二甲酸氢钾外，还有草酸、苯甲酸、硫酸肼 (N2H4·H2SO4)等基准物质用于标定NaOH溶液。
有利于判断终点，减少终点误差，提高分析的准确度。
例如，溴甲酚绿(pKa=4.9)和甲基红(pKa=5.2)两者按3∶1混合
后，在pH＜5.1的溶液中呈酒红色，而在pH＞5.1的溶液中呈绿色， 且变色非常敏锐。
另一类混合指示剂是在某种指示剂中加入另一种惰性 染料组成。
例如，采用中性红与次甲基蓝混合而配制的指示剂，当配比
即为终点。
由所消耗的标准溶液的体积及浓度计算总酸度。
二、 工业纯碱中总碱度的测定
工业纯碱的主要化学成分是Na2CO3，也含有
Na2SO4、NaOH、NaCl、NaHCO3等杂质，所以对于工业
纯碱常测定其总碱度。
试样水溶液用盐酸标准溶液滴定，中和后产物为 H2CO3，化学计量点的pH≈3.9，选用甲基橙为指示剂， 滴定至溶液由黄色转变为橙色即为终点。 总碱度常以wNa2CO3、wNaOH表示。
为1∶1时，混合指示剂在pH=7.0时呈现蓝紫色，其酸色为蓝紫色， 碱色为绿色，变色也很敏锐。
第五节
一元酸碱的滴定
★ ★
一、强碱滴定强酸
二、强碱滴定弱酸
★ ★
三、强酸滴定弱碱
第六节
多元酸碱的滴定
一、多元酸的滴定
与滴定一元弱酸相类似，多元弱酸能被准确 滴定至某一级，也决定于酸的浓度与酸的某级 解离常数之乘积，当满足cKai＞10-8时，就能够 被准确滴定至那一级。 分步滴定： 当Ka1/Ka2＞104时，可以分步滴定。
2 3 2
三、 混合碱的分析(双指示剂法)
1.NaOH+Na2CO3的测定
称取试样质量为m(单位g)，溶解于水，用HCl标准
溶液滴定。
先用酚酞为指示剂，滴定至溶液由红色变为无色则 到达第一化学计量点。此时NaOH全部被中和，而Na2CO3 被中和一半（生成NaHCO3），所消耗HCl的体积记为V1。 然后加入甲基橙，继续用HCl标准溶液滴定；使溶 液由黄色恰变为橙色，到达第二化学计量点。溶液中 NaHCO3被完全中和，所消耗的HCl量记为V2。
一、 酸碱质子理论
酸碱平衡的理论基础
酸碱质子理论认为：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。 当某种酸HA失去质子后形成酸根A-，它自然对质子 具有一定的亲和力，故A-是碱。 由于一个质子的转移，HA与A-形成一对能互相转化 的酸碱，称为共轭酸碱对.
酸碱反应的实质
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应。
的颜色。因此，结构上的变化将引起颜色的变化。 二、指示剂HIn的变色范围
指示剂的理论变色点 pH=pKHIn
指示剂的理论变色范围 pH=pKHIn±1
几种常用的酸碱指示剂
三、混合指示剂 混合指示剂有两类： 一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成，利用颜
色的互补作用，使指示剂变色范围变窄，变色更敏锐，
醋酸(Acetic acid)在水中的离解：
半反应1 半反应2 HAc（酸1） H+ + H2O（碱2） Ac- （碱1） + H+ H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
共轭酸碱对(Conjugate pais)
氨在水中的离解 (Dissociation of amine in water)
K a1 K a 2 K a 3
K b1 K b 2 K b 3
形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3
K a1 K b 2 K a 2 K b1 K W 1.0 10
14
14
K a1 K b 3 K a 2 K b 2 K a 3 K b1 K W 1.0 10
第三章
概述
酸碱滴定法
酸碱平衡的理论基础
酸碱溶液的pH值 缓冲溶液
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂
酸碱滴定法的应用及计算示例
教学目标 了解酸碱平衡的理论 掌握酸碱溶液pH的计算 掌握酸碱指示剂的作用原理及变色范围 掌握酸碱滴定法的应用
重点与难点
酸碱溶液pH的计算
酸碱指示剂的作用原理及变色范围
第一节
二、多元碱的滴定
多元碱的滴定和多元酸的滴定相类似。 前述有关多元酸滴定的结论，也适用于多元碱 的滴定。 当Kb1/Kb2＞104时，可以分步滴定； 当cKbi＞10-8时，则多元碱能够被滴定至i级。
例： Na2CO3基准物质标定HCl溶液的浓度
第七节 酸标准溶液的配制和标定 一、 酸标准溶液的配制和标定
铵化肥中含氮量的测定。由于铵盐(NH4+)作为酸，它
的Ka值为：
不能直接用碱标准溶液滴定，而需采取间接 的测定方法：蒸馏法和甲醛法
五、 硼酸的测定
硼酸是极弱的酸(Ka=5.8×10-10)，故不能用NaOH直接滴 定。但如在硼酸中加入甘油或甘露醇等多元醇，可与硼酸形成 稳定的配合物，从而增强硼酸在水溶液中的酸性，使弱酸强化。 其反应式如下：
2V2为滴定Na2CO3所需HCl的体积。
分析结果计算公式为：
2.Na2CO3+NaHCO3的测定 可参照上述NaOH+Na2CO3的测定方法。 滴定Na2CO3所消耗的HCl体积为2V1，
而滴定NaHCO3所消耗的HCl体积为V2-V1。
分析结果计算式为：
四、 铵盐中含氮量的测定
肥料或土壤试样中常需要测定氮的含量，如硫酸
两种常用方法：盐酸羟胺法和亚硫酸钠法
小结：…… 作业： P77：17(1、2、4)、18、19 P78：22、26、27 第 1 ~3 节
预习：第四章
生成的酸Ka=5.5×10-5，故可用强碱NaOH标准溶液滴定。 化学计量点pH在9左右，可选用酚酞或百里酚酞作为指示剂。
六、 硅酸盐中SiO2的测定 矿石、岩石、水泥、玻璃、陶瓷等都是硅酸盐，