分析化学 酸碱滴定法 公式
酸碱滴定法计算公式
酸碱滴定法计算公式
酸碱滴定法计算公式：C(A)*V(A)=C(B)*V(B)，其中A(Acid)为酸，B(Base)为碱。
如用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱，酸的浓度是已知的，酸的体积可以通过滴定管读出，碱的体积通过量取得出，用公式就可以计算出碱的浓度，是用已知物质量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。
实验中甲基橙、甲基红、酚酞等做酸碱指示剂来判断是否完全中和。
酸碱中和滴定是最基本的分析化学实验，也是普通高中化学的必修课程。
实验仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶、容量瓶。
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
《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-]
分析化学—酸碱滴定法-课件
假设溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式〔CBE〕。对于水溶 液中的电荷平衡，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：
大学,分析化学第05章,酸碱平衡及酸碱滴定法
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-]
H2O
1 Kt = =10 14.00 Kw
H+ + Ac-
HAc
Kb 1 Kt = = Ka Kw
OH- + HAc
Ka 1 Kt = = Kb Kw H2O + Ac-
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
+ -
-
gHB gA
+
K◦
4 质子条件式
物料平衡 (Material (Mass) Balance): 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。 电荷平衡 (Charge Balance): 溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带 负电荷的总数(电中性原则)。 质子平衡 (Proton Balance): 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。
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
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
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
《无机与分析化学基础》第九章：酸碱滴定法
第九章 酸碱滴定法
学习目标
1．了解酸碱指示剂的变色原理、变色范围
及影响指示剂变色的因素。
2．掌握常用酸碱标准溶液的配制和标定方
法。
3．掌握酸碱滴定法的实际应用。
定义和实质
• 酸碱滴定法：利用酸碱间的中和反应来 测定物质含量的定量分析方法。
• 反应的实质：
H+ + OH- = H2O
百里酚蓝（第二次变色）
8.0～9.6
黄
蓝
8.9
0．1％乙醇（20％）溶液
三、影响指示剂变色范围的因素
1. 指示剂加入量多少影响变色敏锐程度(过多或过 少都不好）；指示剂应适当少量。 2. 不同酸碱指示剂其变色范围和理论变色点不同。 3. 指示剂的变色范围受温度、溶剂性质影响。 4. 为辨于颜色的观察，通常使指示剂的颜色由无色 变有色，由浅色变深色。
围
100.1 0.02 101.0 20.20
0.1 1
0.02 0.20
9.70 后 10.70
计量点
（二）滴定曲线的特点 根据滴定过程中
各点的pH，同样
可以绘出强碱滴
定弱酸类型的滴
定曲线，如图4-
3所示。
比较用NaOH滴定液滴定同一浓度的HCl和HAc
溶液的滴定曲线，可看出NaOH滴定液滴定HAc
pH 1.00 2.30 3.30 4.30 7.00 9.70 10.7 0
突 跃 范 围
（二）滴定曲线的特点
以表中NaOH加 入量为横坐标， 溶液的pH为纵 坐标，作pH-V
曲线，即为强
碱滴定强酸的 滴定曲线。如 图所示。
在计量点±0.1%附近，即加入NaOH 从 19.98ml→20.02ml，由图4-1可看到曲线
浙江大学分析化学 4.酸碱滴定法080306
2. 共軛酸碱对, 因一个质子的得失而互相 转化的一对酸碱, 称为共軛酸碱对.
3. 在酸碱反应中一些物质得到质子, 一些物质失去 质子,得失质子的总数应相等,这种平衡关系叫质 子平衡. • 离解反应,中和反应和水解反应都可以用质子理 论解释 • 离解反应
• HOAC + H2O= H3O+ + OAC- Ka=[H+] [OAc-]/ [ HOAc]
• HA +H2O= H3O ++A• 物料平衡 • 化学平衡体系中, 某一给定物质的总浓度 等于各有关形式平衡浓度之和.总浓度为 c
的HAc, • [Ac- ]+[HAc] =c δi = ci / c
• 分布分数(δ)
• 平衡时溶液中某物种的浓度占总浓度的分数。
• 分布曲线——酸碱分布分数随pH的变化曲线.
水解反应
• • • • OAC- + H2O= OH- + HOAC (强碱弱酸盐) 碱 酸 碱 酸 K水解= [OH- ][HOAC ]/ [OAC- ]= [H+][OH- ][HOAC ]/ [H+][OAC- ]= Kw/Ka (强酸弱碱盐)
• NH4 ++ H2O = H3O+ + NH3 • 酸 碱 酸 碱 • K水解= Kw/Kb
• NH3 + H2O = OH- + NH4 + • H2O + H2O = OH- + H3O+
中和反应
HCl + H2O= H3O+ + ClNH3 + H2O = OH- + NH4+
Kb= [NH4 + ][OH-]/ [NH3] Kw= [OH-] [H3O+]
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 ⊖
分析化学酸碱滴定法
二、强酸强碱的滴定
H3O+ + OH-
H2O+ H2O
Kt
1 H OH
1 1.0 1014 Kw
反应完全程度高
• 强碱滴定强酸 • 强酸滴定强碱
（一）强碱滴定强酸
NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL）
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
lg CAC CHAC
pH 7.76
CHAC
20.00 19.98 20.00 19.98
0.1000
5.0 105 mol
/
L
C AC
19.98 0.1000 5.0 102 mol / 20.00 19.98
L
续强碱滴定弱酸
（3）Vb = Va ：HAc →NaAc
Cb
0.1000 2
近似式
当 Ca Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20KW
H Ca Ka
最简式***
续弱酸弱碱PH值计算
（2）一元弱碱（Cb）
OH Kb Kb2 4Cb Kb 2
近似式
OH Cb Kb
最简式***
续弱酸弱碱PH值计算
2．多元弱酸碱
（1）多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca
H3O+ + OH-
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。
分析化学酸碱滴定法
= c(H+) + c(HB) - c0(HB)
【例】求H2CO3溶液的质子平衡方程
【解】选H2CO3 和H2O为零水准物质。
c(H+)= c(OH一) + c(HCO3—) + 2c(CO32一)
H2PO4-的PBE:
c(H+) +(cH3PO4) c(OH-) +c(HPO42-) +2c(PO43-) =
K a = 1.8×10-5可 HAc的共轭碱。由 HAc的
K b = K / K ＝5.6×10-10 。 W a
c· K b＞20 KW ，且 c b／K ＞500，故可采用最简 由于 b b
式计算。
c(OH ) / mol l 1 cb K b 0.10 5.6 10 10 7.5 10 6
c(H+) 2 Ka1 δ 2= c(H+) 3+ c(H+) 2 Ka1+ c(H+) Ka1 Ka2+Ka1Ka2 Ka3 c(H+) Ka1Ka2 δ1 = c(H+) 3+ c(H+) 2 Ka1+ c(H+) Ka1 Ka2+Ka1Ka2 Ka3
δ0 =
Ka1Ka2 Ka3 c(H+) 3+ c(H+) 2 Ka1+ c(H+) Ka1 Ka2+Ka1Ka2 Ka3
0 1
；
；
则： δ
=c(HAc)/c0 = c(HAc) / [c(HAc) +c(Ac- )] 1
= 1/{ 1+[c(Ac- )/ c(HAc) ]}
分析化学第四章 酸碱滴定法
选用在碱性区域内变色的指示剂
影响滴定突跃的因素
溶液ca一定，Ka↓，△pH↓， 滴定突跃↓ 。 酸的Ka值一定，ca， △pH↑， 滴定突跃范围↑。
判断弱酸能否被准确滴定依据：
caKa≥10－8
多元酸(碱)的滴定
强碱滴定多元酸
8 判断第一级离解的 H＋能否能准确滴定。 用c K 10 a a
例如：溴甲酚绿＋甲基红
酸性条件 橙红 (黄与红) pH5.1 灰色 碱性条件下 绿 (蓝与黄)
特点： 变色敏锐；变色范围窄。
第三节
酸碱滴定法的基本原理
强酸（碱）的滴定
强酸与强碱滴定反应：
H+ + OH-
H2O
1 1 14 K 1 . 00 10 t [H ][OH ] K w
+ H
O
C O O
无色（酸式色）
红色（碱式色）
指示剂的变色范围及其影响因素
变色范围 HIn
酸式体
H ++ In 碱式体
指示剂常数（indicator constant）KIn
[H ][In ] K K I n a [HIn]
K In [In ] [H ] [HIn]
KIn一定，[H+]决定比值大小，影响溶液颜色
[H ]
K ( K [HB] K ) a a w 1 2 K [HB] a 1
精确式
两性物质的 Ka 与 Kb 均较小，忽略HB的酸式离解和 碱式离解； 若 cK 20 K ， c 20 K a W a 2 1
2 2
[H ] K K a 1 a 2
最简式
• 弱酸弱碱混合溶液的离解
第四章 酸碱滴定法(人卫版分析化学)
第四章酸碱滴定法1．基本概念（1）混合指示剂：两种或两种以上指示剂相混合，或一种指示剂与另一种惰性染料相混合。
利用颜色互补原理，使终点颜色变化敏锐。
（2）滴定反应常数（K t）：是滴定反应平衡常数。
强碱（酸）滴定强酸（碱）：K t＝1/K w＝1014；强碱（酸）滴定弱酸（碱）：K t＝K a(b) /K w。
K t值越大，该滴定反应越完全，滴定突跃越大。
（3）滴定曲线：以滴定过程中溶液pH值的变化对滴定体积（或滴定百分数）作图而得的曲线。
（4）滴定突跃：化学计量点附近（±0.1%）pH的突变。
（5）滴定误差：滴定终点与化学计量点不一致引起的误差，与指示剂的选择有关。
（6）质子溶剂：能给出质子或接受质子的溶剂。
包括酸性溶剂、碱性溶剂和两性溶剂。
（7）无质子溶剂：分子中无转移性质子的溶剂。
包括偶极亲质子溶剂和惰性溶剂。
（8）均化效应和均化性溶剂：均化效应是指当不同的酸或碱在同一溶剂中显示相同的酸碱强度水平；具有这种作用的溶剂称为均化性溶剂。
（9）区分效应和区分性溶剂：区分效应是指不同的酸或碱在同一溶剂中显示不同的酸碱强度水平；具有这种作用的溶剂称为区分性溶剂。
2．基本原理（1）酸碱指示剂的变色原理：指示剂本身是一类有机弱酸（碱），当溶液的pH改变时，其结构发生变化，引起颜色的变化而指示滴定终点。
酸碱指示剂的变色范围：pH＝pK HIn±1；理论变色点：pH＝pK HIn（2）选择指示剂的原则：指示剂变色的pH范围全部或大部分落在滴定突跃范围内，均可用来指示终点。
（3）影响滴定突跃范围的因素：①酸（碱）的浓度，c a(b)越大，滴定突跃范围越大。
②强碱（酸）滴定弱酸（碱），还与K a(b)的大小有关。
K a(b)越大，滴定突跃范围越大。
（4）酸碱滴定的可行性：强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）：c a(b)K a(b)≥10-8，此酸、碱可被准确滴定。
多元酸（碱）：c a1(b1)K a1(b1)≥10-8，c a2(b2)K a2(b2)≥10-8，则两级离解的H+均可被滴定。
分析化学常用计算公式一览
c / K b < 400,
− K b + K b2 + 4 K b c (近似式1) [OH ] = 2 (2) 当cK b < 20 K w , c / K b > 400; [OH − ] = cK b + K w (近似式2) 最简式： cK b > 20 K w ,
3、二元弱酸溶液
c / K b > 400; [OH − ] = cK b
若 K HA c HA >> K HB c HB
(近似式）
3
化学在线工作室
酸碱滴定法常用计算公式一览
2011-4-4
[ H + ] = K HA c HA
(最简式）
4．弱碱与弱碱混合溶液 B1+B2
[OH − ] = K B c B1 + K B2 c B 2
1
(近似式）
5．弱酸与弱碱混合溶液 HA+B
化学在线工作室
酸碱滴定法常用计算公式一览
2011-4-4
[H + ] =
K a1 K a 2 c c + K a1
(近似式1 ）
则分母中 Ka1 项可忽略
2. 当 cKa2<20Kw，c>20Ka1,
[H + ] =
K a1 ( K a 2 c + K w ) c
(近似式2 ）
3. 当 cKa2 >20Kw，c>20Ka1 ， 则 Kw 、分母中 Ka1 项可忽略
−
− K b1 +
K b21 + 4cK b1 2
（3 ） cK b1 < 20 K w , cK b1 > 40 K b 2 , c / K b1 > 400 , 则 [ OH − ] = K b1 c + K w ( 近似式 2 )
分析化学酸碱滴定公式整理
精品文档分析化学 酸碱滴定法 公式2010级化学一班 李海波 2011-11-04一、离子的活度和活度系数活度：i i i c a γ= （i γ为活度系数，浓度很小的溶液近似等于1）稀溶液中，离子强度：2121i ni i z c I ∑==二、分布分数δ ※一元（HA ，Ka ） [][]+++=H Ka H HAδ []++=HKa Ka Aδ []HA C HA δ⋅= []-⋅=-A C A δ ※多元（H n A ，Ka 1、Ka 2、Ka n ） [][][][]nn n nnAH KaKa Ka Ka Ka H Ka H H H n 2121211++++=-+-+++δ[][][][]nn n nn AHKaKa Ka Ka Ka H Ka H H KaH n 2121211111++++=-+-++-+--δ [][][]nn n nnA Ka Ka Ka Ka Ka HKa H H Ka Ka Ka n 212121121++++=-+-++-δ三、溶液中PH 的计算2、像硫酸这种第一步解离完全，第二步不完全解离的不满足上式，但与上式的推导过程类似，应用质子守恒列方程，[OH -]太小，忽略。
精品文档(4)两性物质溶液pH的计算①酸式盐，eg：NaHA242342 3很小，Kw也可忽略) [][]33NHHCO≈-→ccNHHCO233⋅=⋅-δδ(5)混合溶液①两种弱酸：[]2211cKacKaH⋅+⋅=+②一种强酸和一种弱酸：类似硫酸的酸性计算，列出质子守恒，用分布分数求解。
③一种弱碱和一种弱酸：[]碱酸ccKaKaH21⋅=+(6)缓冲溶液（弱酸HA浓度c1，共轭碱A-浓度c2）※标准缓冲溶液要考虑离子精品文档。
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分析化学 酸碱滴定法 公式
2010级化学一班 李海波 2011-11-04
一、离子的活度和活度系数
活度：i i i c a γ= （i γ为活度系数，浓度很小的溶液近似等于1）
稀溶液中，离子强度：2
1
21i n i i z c I ∑==
二、分布分数δ
※一元（HA ，Ka ）
[][]
+
+
+=
H Ka H HA δ []
+
+=
H
Ka Ka
A
δ []HA C HA δ⋅= []
-⋅=-A C A δ ※多元（H n A ，Ka 1、Ka 2、Ka n ） []
[][][]n
n n n
n
A H Ka Ka Ka Ka Ka H Ka H H H n
ΛΛ2
1
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1
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1
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n n n
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Ka
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1
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1
1
1
1
1++++=-+-++-+-
-δ [][]
[]
n
n n n
n
A Ka Ka Ka Ka Ka H
Ka H H Ka Ka Ka n ΛΛΛ21212
11
21++++=
-+-++-
δ 三、溶液中PH 的计算
(1)强酸 强碱
(2)一元弱酸（碱）溶液PH 计算
1、计算时要先判断环境是酸性还是碱性。
2、像硫酸这种第一步解离完全，第二步不完全解离的不满足上式，但与上式的推
导过程类似，应用质子守恒列方程，[OH -]太小，忽略。
(3)多元弱酸（碱）溶液 一般都按二元酸处理，Ka 太小省略掉。
(4)两性物质溶液pH 的计算
①酸式盐，eg ：NaHA
②弱酸弱碱盐（1:1型），eg ：CH 2ClCOONH 4（CH 2ClCOOH →Ka ，NH 3→Ka'）
（非1:1），eg：(NH4)2CO3 (1、溶液弱碱性，H2CO3、H+可忽略，只要是c不是
很小，Kw也可忽略) [][]3
3
NH
HCO≈
-→c
c
NH
HCO
2
3
3
⋅
=
⋅-δ
δ
(5)
混合溶液
①两种弱酸：[]22
1
1
c
Ka
c
Ka
H⋅
+
⋅
=
+
②一种强酸和一种弱酸：类似硫酸的酸性计算，列出质子守恒，用分布分数求解。
③一种弱碱和一种弱酸：[]
碱
酸
c
c
Ka
Ka
H
2
1
⋅
=
+
(6)缓冲溶液（弱酸HA浓度c1，共轭碱A-浓度c2）※标准缓冲溶液要考虑离子强
度。
四、缓冲溶液的缓冲容量
五、酸碱滴定基本原理
强酸（碱）滴弱碱（酸）
多元弱酸（碱）和混合酸（碱）的滴定
六、终点误差公式（以NaOH滴定酸为例）。