3酸碱滴定法
酸碱滴定法3
wNaOH (%)
CHCl (V1
V2 ) m
M NaOH 1000
100%
wNa2CO3 (%)
CHClV2
M Na2CO3 1000
m
100%5
（二）间接滴定法
具有酸碱性，但难溶于水
酸碱性很弱，不能满足直接滴定的要求
例： ZnO+ 2HCl
定量、过量
ZnCl2+H2O
HCl + NaOH
剩余
氯化钡法
wB (%)
b t
CTVT M B m
100%
样品
平行2份
HCl（ V1）甲基橙 总碱
BaCl2
酚酞
BaCO3
HCl（V2） NaOH
wNa2CO3 (%)
1 2
CHCl
(V1
V2
)
m
M Na2CO3 1000 100%
wNaOH (%)
CHClV2
M NaOH 1000
m
100%
3
双指示剂法
可用NaOH滴定
12
第四节 滴定终点误差
化学计量点（sp） 终点（ep）
滴定剂的过量或不足的物质的量
TE% =
被滴定物质的物质的量
100%
13
一、强酸(碱)的滴定终点误差 强碱滴定强酸
过量的碱的物质的量= cNaOH Vep -cHCl Vep
TE% (cNaOH cHCl )Vep 100% cspVsp
28
水溶液中
HCl + H2O H3O+ + NaOH H3O+ + OH–
溶剂的性质
H3O+
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
酸价的测定方法和步骤
酸价的测定方法和步骤
酸价是评估物质中酸性物质含量的指标。
以下是常用的酸价测定方法和步骤：
方法一：酸碱滴定法
步骤：
1. 准备样品：将待测物质溶解在适量的溶剂中，使其完全溶解。
2. 固定指示剂：加入几滴酚酞或溴酸溴酯作为指示剂，使溶液变成淡红色。
3. 滴定酸度：将标准碱溶液滴加到待测溶液中，每次滴定后搅拌均匀，并观察溶液颜色变化。
当溶液由红色变为无色时，滴定结束。
根据滴定所需的碱溶液体积计算酸价。
方法二：酸碱滴定法（自动滴定仪）
步骤：
1. 准备样品：将待测物质溶解在适量的溶剂中，使其完全溶解。
2. 固定指示剂：将自动滴定仪设置为酸碱滴定模式，并添加适量的指示剂。
3. 自动滴定：将待测溶液加入滴定室，并启动自动滴定仪进行滴定。
仪器将自动记录并计算酸价。
方法三：电位滴定法
步骤：
1. 准备样品：将待测物质溶解在适量的溶剂中，使其完全溶解。
2. 设置电位滴定仪：将电位滴定仪设定为酸碱滴定模式，并校准电位计。
3. 滴定酸度：将待测溶液加入滴定室，并通过电位滴定仪进行滴定。
根据电位的变化确定滴定终点。
4. 计算酸价：根据滴定时消耗的酸或碱的体积和物质的摩尔浓度，计算酸价。
需要注意的是，不同物质的酸价测定方法可能会有所差异，具体的测定方法应根据物质的性质和所需准确度来选择和优化。
另外，在执行酸度测定前，应注意遵守相关安全规范和实验操作要求。
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
酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法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酸碱标准溶液的配制与标定定义：酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。
适用：（1）水溶液体系；（2）非水溶液体系。
实质：酸碱反应。
第一节酸碱平衡的理论基础一、酸碱质子理论酸碱质子理论认为：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。
共轭酸碱对：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。
这种关系用下式表示：如：HA ≒A－+ H+质子论的特点：（1）具有共轭性。
（2）具有相对性。
（3）具有广泛性。
二、溶剂的质子自递反应及其常数在水溶液中H2O + H2O ≒H3O+ + OH –水的离子积：Kw =[ H3O+].[ OH –]=[ H+].[ OH –]=10-14•H2O 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→水的质子自递反应五、酸碱的强度二、酸碱解离平衡一元共轭酸碱对的K a和K b有如下关系：如醋酸的解离：HAc（酸1）+ H2O （碱2）≒H3O+（酸2）+ Ac- （碱1）由上式得：解：NH3的共轭酸为NH4+，它与H2O的反应：第二节水溶液中酸碱组分不同型体的分布一、有关概念1、平衡浓度：在弱酸(碱)的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。
各存在形式的浓度称为平衡浓度。
2、分析浓度：各平衡浓度之和称为总浓度或分析浓度。
3、分布分数某一存在形式占总浓度的分数，称为该存在形式的分布分数，用符号δ表示。
二、影响各存在型体平衡浓度的大小由溶液氢离子浓度所决定，因此每种型体的分布分数也随着溶液氢离子浓度的变化而变化。
分布分数δ与溶液pH间的关系曲线称为分布曲线。
学习分布曲线，可以帮助我们深入理解酸碱滴定、配位滴定、沉淀反应等过程，并且对于反应条件的选择和控制具有指导意义。
分析化学 第05章 酸碱滴定法3
4) 化学计量点（SP）后： NaOH + NaAc 由于过量NaOH存在，抑制Ac-的离解，因此溶液的pH由 过量的NaOH决定。也就是说化学计量点后的溶液pH和 强碱滴定强酸的情况一样。 pH决定于过量的NaOH. 设滴入20.02mL NaOH。 （相对误差+0.1%）
[OH ] 0.1000 (20.02 20.00) 5.00 105 (mol / L) 20.00 20.02
.3.
(1) 滴定过程中pH值的变化 例： 0.1000mol· L-1 NaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000mol· L-1 HCl 溶液 1) 滴定开始前: HCl 溶液的pH值等于HCl的原始浓度的pH。 [H+]=c(HCl)=0.1000mol· L-1 pH=1.00 2) 滴定开始至等SP前： HCl +NaCl VHCl VNaOH H 0.1000 如滴入18.00mLNaOH VHCl VNaOH 0.1000 (20.00 18.00) pH 2.28 [H ] 5.26 103 (mol / L) 20.00 18.00
HAc
Ac-
Ac-+OH-
pH
a
.19.
(3) 影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 影响因素：被滴定酸的性质，浓度.
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） 指示剂的选择： ⊿pH =7.74～9.7，选碱性范围变色的酚酞，百里酚酞 (4) 弱酸能被准确滴定的判别式：（终点误差± 0.1%以内）。 ca •Ka≥ 10-8
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：
课件：3酸碱滴定法复习题
A.邻苯二甲酸氢钾； B 硼砂；
C.草酸钠；
D. 二水合草酸
三、判断对错：（在正确的答案后画“√”，错误的画 “×” ）（10分）
1. Ac-作为碱在水中的强度比在HAc中的强度小 （ ）
2. 盐酸在冰醋酸中的强度比在水中的强度大。 （ ）
3. 酸碱的强度只与酸碱本身性质有关。
（）
4. 两性物质溶液的PH值与该物质浓度无关。 （ ）
强度的溶剂是:
（）
A苯 B 乙醚 C 冰醋酸 D 水
8. 高氯酸,盐酸,水杨酸,苯酚的区分性溶剂是: （ ）
A. 液氨 B. 乙二胺 C. 纯水 D. 甲基异丁酮
9.当HCl溶于液氨时，溶液中最强的酸是: （ ）
A H3O+ B NH3 C NH4+ D NH210. 在纯水中加入一些酸,则溶液中
（）
A. [H+] [OH-]的乘积增大 B. [H+] [OH-]的乘积减小
C. [H+] [OH-]的乘积不变 D. [H+] [OH-]浓度增加
11.弱酸酸根A2-的分布系数定义式为:
（）
A. [A2-] /[H2A] B. [A2-] /CH2A C. [H2A] /CH2A D. CH2A / [A2-] 12. NH4Ac溶液的质子等衡式为:
8.欲配制 0.10mol.L-1的NaOH溶液500mL，问应取 NaOH多少克？称取邻苯二甲酸氢钾 0.4858g,用此 NaOH溶液滴定,消耗23.15 mL,求此NaOH标液的浓 度。
17. 0.01mol·L-1某一元弱酸能被准确滴定的条件是（ ）
A Ka≥10-6； B Ka≥10-8；
C Kb≥10-6； D Kb≥10-8
《分析化学》课件——3 酸碱滴定法
缓冲溶液
[H ]
Ka
c HA cA
取负对数，得：
最简式
pH
pKa
lg
cA cHA
可见，当cHA cA时，pH pKa
31
例6
计算 0.10 mol·L-1 NH4Cl 和 0.20 mol·L-1 NH3缓冲溶液的 pH？
解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大， 用最简式计算得：
24
例3
计算 0.10 mol·L-1 NH3 溶液的 pH？
解： Kb = 1.80×10-5，用最简式计算：
弱碱
[OH ] cKb 1.3 103 mol L1 pOH 2.89 pH 11.11
25
3. 多元酸（碱）溶液
二元酸 H2B 质子条件：
[H+] = [HB-] + 2[B2-] + [OH-]
PBE不含原始物质，质子转移多个时存在系数
17
例1
HAc NaCN
[H+] = [Ac-] + [OH-] [H+] + [HCN] = [OH-]]
H2O作零 水准
Na2S
[H+] + [HS-] + 2[H2S] = [OH-]
NaHCO3 [H+] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
NaH2PO4 [H+] + [H3PO4] = [HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
(NH4)2HPO4 [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
3第四章 酸碱滴定法
第四章 酸碱滴定法教学目的、要求：掌握各种酸碱溶液中氢离子浓度的计算；熟悉酸碱指示剂的变色原理和变色范围；了解混合指示剂的原理。
掌握各类酸碱滴定中滴定突越范围、影响因素、准确滴定的条件及指示剂的选择；熟悉各类滴定过程中氢离子浓度的计算。
掌握滴定误差的计算方法；熟悉标准溶液的配臵方法；了解酸碱滴定法的应用。
教学重点及难点：酸碱溶液中氢离子浓度的计算，酸碱指示剂的变色原理和变色范围。
各类酸碱滴定误差. §4.1酸碱溶液中氢离子浓度的计算 一、强酸（碱）溶液的pH 计算（1）当强酸（碱）C ＞10－6mol/L 时，可忽略水的离解，用最简式计算：[H ＋]= C 酸（或[OH －]= C 碱） （4-1）pH ＝ －lg[H ＋] = －lg C 酸 pOH ＝ －lg[OH －] = －lg C 碱 （2）当强酸（碱）C≤10－6mol/L 时，不可忽略水的离解，可用精确式计算：[]H +=对于强碱可按同样的处理方法。
二、一元弱酸（碱）溶液的pH 计算1．质子条件式：设弱酸为HA ，浓度为C a mol/L [][][]H A O H +--=+ 2．精确式：利用离解常数式将上式中各项写成[H +]的函数得：2[][]a W H K HA K +=+ （4-2）由分布系数得：[][][]a a C H HA K H ++=+ 代入上式得： 32[][]()[]0a a a W a W H H K C K K H K K ++++-+-= 上式为精确式。
3．近似式和最简式 （1）当C a K a ≥20K W 时，（4-2）式中可忽略K W 项。
[HA]=C a —[H +]，代入（4-2）整理得：[]H += （近似式） （4-2b ）（2）当C a K a ＜20K W ，且C a /K a ＞500时，酸的离解可忽略，水的离解不可忽略。
由（4-2）式得：[]H += （近似式） （4-2c ） （3）当CK a ≥20K w ，且C/K a ≥500时， 可用最简式计算：[]H +=弱碱：处理方式一样。
酸碱滴定法
酸碱滴定法
酸碱滴定法是一种常见的化学分析方法，它可以用来测定溶液中的酸碱度指数，也可
以用于分析酸碱反应的平衡性。
滴定法的基本原理是利用一种已知浓度的酸溶液（或碱溶液）滴加到一种未知浓度的
碱溶液（或酸溶液）中，直到反应达到完全。
通过计算滴加的酸（或碱）的体积，以及已
知酸（或碱）的浓度，就可以求出未知溶液的浓度。
1.准备溶液：首先要准备一定浓度的酸或碱溶液。
这里一般是选用氢氧化钠或氢氧化
钾作为标准溶液。
2.取样：用取样器从待测溶液中取得一定量的溶液，并将其装入滴定瓶。
3.滴定：将已知浓度的酸或碱溶液滴入待测溶液中，直到指示剂的颜色发生改变。
一
般使用酚酞或溴甲酚作为指示剂，它们在不同pH值下呈现不同的颜色。
4.测量：通过计算所滴加的酸（或碱）的体积，以及已知酸（或碱）的浓度，就可以
求出未知溶液的浓度。
在实际应用中，酸碱滴定法可以用于测定饮用水、工业废水等水样中的酸碱度，也可
以用于测定食品、药品、化妆品等中的酸碱度。
此外，酸碱滴定法还可以用于分析含有酸
碱反应的物质模型，如药物和化妆品中的缓冲剂等。
需要注意的是，在滴定过程中一定要注意滴加的速度和滴加的溶液量，避免出现误差。
另外，选择合适的指示剂也是十分重要的，应根据待测溶液的pH范围选用合适的指示剂，确保测量结果的准确性。
☆第五章 酸碱滴定法3
+
(pKb = 8.87) 指示剂? 指示剂 PP
3. 有机含氮化合物中氮的测定(蒸馏法 有机含氮化合物中氮的测定 蒸馏法) 蒸馏法
NaOH MR MO HCl
MR
(凯氏定氮法)
4. 硼酸 3BO3)的测定 硼酸(H 的测定
硼酸是极弱酸(pKa=9.24)不能用标准碱直接滴定， 硼酸是极弱酸 不能用标准碱直接滴定， 不能用标准碱直接滴定 但能与多元醇作用生成酸性较强的络合酸 (pKa=4.26)，可用标准碱溶液直接滴定，化学计量 ，可用标准碱溶液直接滴定， 点的pH值在 左右 点的 值在9左右。用酚酞等碱性指示剂指示终点。 值在 左右。
cv c0 v0 Et = × 100%，经公式推导得： c0 v0 Et = （ [OH ]ep [ H + ]ep c HA，ep
+
δ HA，ep） 100%， ×
其中，δ HA，ep =
[ H + ]ep [ H ]ep + K a
根据终点误差公式可以计算弱酸滴定的终点误差， 根据终点误差公式可以计算弱酸滴定的终点误差 ， 评价 结果的准确度；可对弱酸能否进行直接滴定作出判断。 结果的准确度；可对弱酸能否进行直接滴定作出判断。 例题: 1000mol/L NaOH标准溶液滴定相同浓度的 标准溶液滴定相同浓度的HAc 例题: 以0.1000mol/L NaOH标准溶液滴定相同浓度的HAc 。（ΔpH=±0.3，KＨAc＝1.8×10－5)，计算终点误差 ΔpH=± 解：先求Kt，Kt=Ka/Kw=1.8×109， 先求 × 已知:ΔpH=± 已知:ΔpH=±0.3(最大pH差0.6)；终点误差为: 最大pH差 pH
NaOH
H
H H
2018-03-30 酸碱滴定法3
[ H ]sp1
(3) pH=5.40 甲基红的pHep=5.1 选MR
15/51
例 2：
解：判断: (1)两性物质 KW 当碱：Kb =Kb = —— = 10-11.05； 2 K a1 cKb<10-8 不能用HCl滴 当酸：Ka =10-5.41； cKa >10-8，
2
能用NaOH滴
2
16/51
(2) sp时生成二元弱碱
2
Ka 2 >105 可分步滴 且 —— Ka
3
NaH2PO4+NaOH=Na2HPO4+H2O sp2 因Ka3小，不能忽略KW co cHPO42-= — =0.033mol/L Ka <<cHPO422 3
所以： [ H ]sp2
3
pH=9.66 选百里酚酞指示剂 (3) c Ka <<10-8 终点无突跃，无sp
表3 0.1000mol/L HCl滴定20.00ml 0.1000mol/L NH3H2O
加入HCl (ml) 0.00 10.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 滴定百分数 (%) 0.00 50.00 90.00 99.00 99.90 100.00 100.10 101.00
[H+]= KwCa/ Kb [H+]= 10-4.3 [H+]= 10-3.3
滴 定 突 跃
12/51
0.1mol· L-1 HCl滴定0.1mol· L-1 NH3
pH NaOH
NH3
滴定突跃 ？
8.0 6.34 5.28 4.30 4.4 3.1 6.2
NaOH:9.7-4.3
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
3酸碱滴定法
—COOH —COOK ；NH 3+OH O ；；CH 2—NH 22—NH 2—COO -—COOK；NH 2；；—COO —CH 2—NH3+CH 2—NH2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。
酸碱滴定法计算公式
酸碱滴定法计算公式
关于酸碱滴定法、酸碱的分布系数、酸碱溶液PH的计算以及两性物质溶液的PH计算（NaHA）的基础知识和公式。
1.酸碱滴定法：
酸碱滴定法是一种常用的化学分析方法，通过滴定计量液体中的酸碱物质含量。
2.酸碱滴定法的基本公式是：
计量反应的化学计量数= 滴定计量数/ 被测组分的摩尔质量
3.酸碱的分布系数：
酸碱的分布系数是指酸碱物质在溶液中分布的比例。
4.分布系数的计算公式为：
分布系数= (各型体的浓度之和) / (各型体的浓度之和+ 未离解的酸或碱的浓度)
5.酸碱溶液PH的计算：
PH是指溶液中氢离子浓度的负对数。
6.PH的计算公式为：
PH = -lg[H+])
7.两性物质溶液的PH计算（NaHA）：
对于两性物质，如NaHA，其溶液的PH需要分别计算酸式解离和碱式解离的贡献。
8.酸式解离的平衡常数表达式为：
K1 = [H+][A-] / [HA]
9.碱式解离的平衡常数表达式为：
K2 = [OH-][A-] / [HA]
然后，利用这两个平衡常数计算溶液的总PH。
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—COOH —COOK ；NH 3+OH O ；；CH 2—NH 22—NH 2—COO -—COOK ；NH 2；；—COO —CH 2—NH3+2—NH2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。
6.化学计量点、指示剂变色点、滴定终点有何联系,又有何区别?答：化学计量点是指当滴加的标准溶液与待测组份恰好反应完全时的一点；指示剂变色点是 指pH=pK Hin 一点，即指示剂的碱式浓度等于酸式浓度时的pH 值，滴定终点是指在指示 剂变色时停止滴定的一点。
7.强碱滴定弱酸或强酸滴定弱碱，c a K a 或c b K b 大于10-8就可以滴定，如果用K t 表示滴定反应的完全程度，那未可以滴定的反应的cK t 值应是多少?答：强碱滴定弱酸：HA+OH-A -+H 2O K t =]][[][--OH HA A =wa K Kc a K a = c a K w K t = c a K t ×10-14>10-8∴ c a K t >106强酸滴定弱碱：B+H+HB +K t =]][[][++H B HB =a K 1=wb K K ∴c b K t >1068.下列各物质能否用酸碱滴定法直接滴定？若能滴定，应选用什么标准溶液？选用哪种指示剂？指示剂的颜色变化如何?⑴HAc ；⑵NaAc ；⑶NH 3；⑷NH 4Cl ；⑸C 5H 5N ；⑹C 5H 5N ·HCl 。
答：⑴HAc 的K a =1.8×10-5>10-7，能用酸碱滴定法直接滴定，用NaOH 标准溶液； ⑵NaAc 的K b =5.5×10-10<10-7，不能用酸碱滴定法直接滴定； ⑶NH 3的K b =1.8×10-5>10-7，能用酸碱滴定法直接滴定；⑷NH 4Cl 的 K a =5.5×10-10<10-7，不能用酸碱滴定法直接滴定； ⑸C 5H 5N 的K b =1.9×10-9<10-7，不能用酸碱滴定法直接滴定； ⑹C 5H 5N ·HCl 的 K a =5.9×10-6>10-7，能用酸碱滴定法直接滴定。
9．下列各物质能否用酸碱滴定法直接滴定？滴定到哪一级？选用什么滴定剂？选用哪种指示剂？⑴H 3PO 4；⑵KH 2PO 4；⑶K 2HPO 4；⑷K 3PO 4。
答：K a1=10-2.12，K a2=10-7.20，K a3=10-12.36，K b1=10-1.64，K b2=10-6.80，K b3=10-11.88。
⑴K a1/ K a2>105，K a2/ K a3>105，且K a1=10-2.12>10-7, K a2=10-7.20≈10-7, K a3=10-12.36<10-7，故可以用NaOH 标准溶液直接滴定H 3PO 4，第一步滴定到H 2PO -4，用甲基橙作指示剂；第二步滴定到HPO -24，用百里酚酞作指示剂；但不能滴定第三级。
⑵KH 2PO 4作为酸，其酸性以K a2衡量，K a2=10-7.20≈10-7，又K a2/ K a3>105，而K a3=10-12.36<10-7，故可以用NaOH 标准溶液直接滴定KH 2PO 4，滴定到HPO -24，用百里酚酞作指示剂。
KH 2PO 4作为碱，其碱性以K b3衡量，K b3=10-11.88<10-7，故不能被酸滴定。
⑶K 2HPO 4作为酸，其酸性以K a3衡量，K a3=10-12.36<10-7，故不能被碱滴定。
K 2HPO 4作为碱，其碱性以K b2衡量，K b2=10-6.80>10-7，K b3=10-11.88<10-7，K b2/K b3>105，故可以用HCl 标准溶液直接滴定K 2HPO 4，滴定到H 2PO -4，用甲基橙作指示剂。
⑷K b1/K b2>105，K b2/K b3>105，且K b1>10-7, K b2>10-7, 而K b3<10-7，故可以用HCl 标准溶液直接滴定K 3PO 4，第一步滴定到HPO -24，用酚酞作指示剂；第二步滴定到H 2PO -4，用甲基橙作指示剂；但不能滴定第三级。
10.下列各多元酸或混合酸能否用酸碱滴定法测定？能否分步滴定或分别滴定？滴定到哪一级(不计算)？⑴H 2C 2O 4；⑵H 2S ；⑶柠檬酸（简写为H 3A ）；⑷0.1mol/L HAc+0.001rnol/L H 3BO 3； ⑸0.1rnol/L H 2SO 4+0.1mol/L H 3BO 3；⑹0.lmol/L H 2SO 4+0.1mol/L HCl⑴答：已知H 2C 2O 4的K a1=10-1.22，K a2=10-4.19，且K a1> K a2>10-7，而K a1/ K a2<105，故能用酸碱滴定法测定H 2C 2O 4，但不能分步滴定，只测得其总量。
⑵答：已知H 2S 的K a1=10-7.04≈10-7，K a2=10-11.96<10-7，且K a1/ K a2≈105，故可以分步滴定，但不能滴定第二级。
⑶答：柠檬酸的K a1=10-3.15，K a2=10-4.77，K a3=10-6.39，由于K a1> K a2> K a3>10-7，K a1/ K a2<105，K a2/ K a3<105，因此不能分步滴定，可以滴定到第三级，测得柠檬酸的总量。
⑷答：HAc的K a=10-4.75，H3BO3的K a1=10-9.14，由于K a>10-7，K a1<10-7，K a/ K a1>105，故可以分别滴定，只能滴定HAc，但不能滴定H3BO3。
⑸答：H2SO4的K a2=10-1.92，H3BO3的K a1=10-9.14，由于K a2>10-7，K a1<10-7，K a2/ K a1>105，故可以分别滴定，只能滴定H2SO4，但不能滴定H3BO3。
⑹答：H2SO4的K a2=10-1.92，可以用酸碱滴定法测定，但不能分别滴定。
11.为什么一般都用强酸、强碱溶液作酸、碱标准溶液？为什么酸、碱标准溶液的浓度常采用0.05~0.2mol/L，很少用更浓或更稀的溶液？答：突跃大，K t大；浓度太小，突跃范围小，浓度太大，浪费。
12.今欲测定一未知HC1溶液（约0.lmol/L）的准确浓度。
实验室备有下列标准溶液，1.060mol/LNaOH；0.0101mol/L NaOH，0.1002mol/L Na2CO3，0.1034mol/L KOH，0.0993mol/L KOH，试说明哪几种标准溶液可直接测定HCl溶液的浓度？选用哪种指示剂？答：0.1002mol/L Na2CO3，0.1034mol/L KOH，0.0993mol/L KOH。
13.如何获得下列物质的标准溶液?⑴HCl；⑵NaOH；⑶H2C2O4·2 H2O。
答：⑴、⑵标定法，⑶直接法。
14.用H2C2O4·2 H2O标定NaOH溶液的浓度。
若H2C2O4·2 H2O ⑴部分风化；⑵带有少量湿存水；⑶含有不溶性杂质，问标定所得的浓度偏高，偏低还是准确？为什么?答：⑴偏低，⑵偏高，⑶偏高。
15.以Na2B4O7·10H2O作基准物质标定HCl溶液的浓度。
若Na2B4O7·10H2O因保存不当部分潮解，标定所得HCl溶液的浓度偏高还是偏低？若再以此HCl标准溶液标定NaOH溶液，则标定所得NaOH溶液的浓度又是如何?答：HCl溶液的浓度偏高；NaOH溶液的浓度偏高。
16．拟定下列混合物的测定方案，选用什么滴定剂?选用哪种指示剂?(溶液浓度约为0.1mol/L）。
⑴HAc+ H3BO3测定HAc；⑵NH4++H2BO2-测定H2BO2-；⑶Na2CO3+NaHCO3；⑷NaH2PO4+Na2HPO4。
答：⑴滴定剂NaOH，指示剂为酚酞。
⑵滴定剂HCl，指示剂用甲基红。
⑶滴定剂HCl，指示剂用酚酞、甲基橙。
⑷滴定剂NaOH，指示剂百里酚酞、酚酞。
17.滴定时为什么不能加入过多量的指示剂，如果加入了过多量指示剂，对滴定结果有什么影响?答：见课本P39。
习题1.从附录一查出下列各酸的pKa值。
(1)计算各酸的Ka值，并比较各酸的相对强弱；（2）写出各相应的共轭碱的化学式，计算共轭碱的pK b值,并比较各碱的相对强弱。
HNO 2；CH 2ClCOOH ；H 2C 2O 4；H 3PO 4。
解：2．从附录一查出下列各碱的pK b 值,（1）比较各碱的相对强弱；（2）写出各相应共轭酸的化学式，计算共轭酸的pKa 值,并比较各酸的相对强弱。