分析化学复习课件 第三章 酸碱滴定法
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分析化学经典课件酸碱滴定法PPT
1）双色指示剂：甲基橙
Kin
H
In
HIn
变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与CHIn无关
2）单色指示剂：酚酞
Kin [In ] a [H ] [HIn] C a
变色点pH取决于C ；C↑ 则pH↓，变色点酸移
✓ 例：50~100ml溶液中加入酚酞 2~3滴，pH=9变色 15~20滴，pH=8变色
➢ 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
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.0 1014
例：计算HS-的pKb值
解： HS- + H2O
H2S + OH-
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
2．温度的影响
T → Kin → 变色范围 ！注意：如加热，须冷却后滴定
3．溶剂的影响
电解质→离子强度→Kin → 变色范围
4．滴定次序
无色→有色，浅色→有色 ✓ 例： 酸滴定碱 → 选甲基橙
碱滴定酸 → 酚酞
➢ 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）
1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式
1．滴定过程中pH值的变化 （1）滴定开始之前
[H ] Ca K a 1.810 5 0.1000 1.34 10 3 mol / L pH 2.88
（2）滴定开始至化学计量点之前
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关 系
Ka Kb Kw
Ka Kb Ks
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
《分析化学》课件——3 酸碱滴定法
30
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-]
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-]
分析化学课件第三章酸碱滴定法
c(H) Ka1 Ka2
或pH
1 2
(PKa1
PKa2)
例：分别计算0.1mol/L的NaH2PO4、Na2HPO4溶液 的pH。
2020/7/27
2020/7/27
由上式可知：
当c(HIn) c(In )
10时，溶液呈酸式色，时此PH 1
PKHIn
1
当c(HIn) c(In )
1 时，溶液呈碱式色，时此PH 10
x(HB) c(HB)
1
c(H)
C0(HB) 1 Ka
c(H) Ka
2020/7/27
c(H)
又根据弱酸电离平衡原 理：
得： c(HB ) c(H ) c(B )
K
a
又c0
( HB
)
c ( HB
)
c(B
)
c(B
)
[1
c(H
K
a
)]
所以 x(B ) c(B )
1
K
a
c0 (HB ) 1 c(H )
10 4
故在第一化学计量点附 近有一个不大的
PH 突跃，
Na 2 CO 3 HCl NaHCO 3 NaCl
计量点时的
PH 为： PH
1 2
( PK
a1
PK
a2
)
8 .31
又因为
c
K
b2
0 .05
K
w
K
a1
10 8
所以在第二化学计量点 附近也有一个不明显的 PH 突跃。
2020/计7/27量点的 PH 3 .9 .
同样，对于NaH2PO4,，其PBE为： C(H3PO4) + c(H+)=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)
水质分析化学 第三章 酸碱滴定法
例如：HCl、HAC和H2S溶于水时： Ka=103 Ka=1.8×10-5 Ka=5.7×10-8 则这三种酸的强弱顺序为HCl＞HAC ＞ H2S 又如NH3和吡啶溶于水时 Kb=1.8×10-5 Kb=1.7×10-9 则这两种碱的强弱顺序为NH3 ＞吡啶
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
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
分析化学《酸碱滴定》课件
基础概念
水解常数(hydrolysis constant)
以 Na3PO4 溶液为例， 其处于平衡状态时，
b1
−
[HPO2−
]
OH
4
=
[PO3−
4 ]
b2
−
[H2 PO−
]
OH
4
=
[HPO2−
4 ]
−
三级 H2 PO2−
+
H
O
⇌
H
PO
+
OH
b3
2
3
4
4
[H3 PO4 ] OH−
=
[H2 PO−
精确pH 值 使用活度进行计算(见例 3.18)
缓冲作用
第三章第二节
实线：向 NaAc-HAc 缓冲溶液 (25 mL，cNaAc = cHAc = 0.10 mol·L-1)
加入强酸或强碱。
虚线：向非缓冲溶液( pH = 4.74，25 mL)加入强酸或强碱。
第三章第二节
缓冲作用
向 25 mL NaAc-HAc 缓冲溶液加入强酸或强碱。
第三章第二节
商品试剂
按照商品使用说明进行配制
自行配制
如果 pH 精度要求不高，通过计算获得各组分的量
如果 pH 精度要求高，先通过计算获得各组分的
量，粗略配制。然后用校准过的酸度计监测溶液
量，粗略配制。
pH，滴加强酸或者强碱进行微调，直至 pH 达到
要求
第三章第二节
缓冲容量
定义
db
da
绘制示例
0.1000 mol·L-1 NaOH 溶液分别滴定 20.00 mL 同
浓度 HCl 溶液和 HAc 溶液。试绘制 V-pH 曲线。绘制
第3章 酸碱滴定法-1
4
5 武汉科技大学城市学院环境工程
Water Analytical Chemistry 水分析化学
多元酸
H2CO3
pKa1 pKb2
HCO3-
pKa2 pKb1
CO32-
pKa1 pKb2 pKw pKa2 pKb1 pKw
例题 求HS-的pKb 。(已知pKa1=6.88, pKa2=14.15）
解 HS H
H2S
pKb2 pKw -pKa1 14.00 6.88 7.12
2020年10月25日9时51
GXQ5
NH3 + H+
共轭酸 ⇌
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
2020/10/25
2
武汉科技大学城市学院环境工程
Water Analytical Chemistry 水分析化学
3.1.2 酸碱反应
酸的解离
碱的解离
HAc
H Ac
H H2O
H3O
NH3 H
Hale Waihona Puke 注：H3O+ 简写为：H+
[HA][OH- ] Kb [A- ]
3.1.5 共轭酸碱对Ka与Kb的关系
KaKb
[H+ ][A- ] [HA]
[HA][OH [A- ]
-
]
[H+ ][OH- ]
KW
pKa + pKb = pKW = 14.00 (25℃)
2002200/年101/205月25日9时51
Kw= [H+] [OH-] =1.0×10-14
3
《酸碱滴定法》PPT课件
a
返回 4
二、浓度、活度和活度系数
浓度、活度和活度系数之间的关系： 偏差i为大i小的。活对度于系强数电，=解表质i达c 溶实液际，溶当液溶和液理的想浓溶度液极之稀间 时，离子之间的距离是如此之大，以致离子之间的 相互作用力可以忽略不计，活度系数就可以视为1， 即=c。
2021/2/12
a
返回 5
三、酸碱质子理论
2021/2/12
a
8
四、分布系数δ计算
4．δ计算及分布图 (1)一元酸溶液 如HAc：HAc，Ac-
HA [cH c]A [H c[H ]A []A A c]c c K [a H [H ]] Ac[A c]c[H[A ]A []A cc]cK a K [H a]
HAc Ac 1
2021/2/12
平衡浓度：溶解达到平衡时，溶液中存在的各组分的物质的 量浓度，用[ ]表示。
2．酸的浓度与酸度，碱的浓度与碱度
酸的浓度又叫酸的分析浓度，指单位体积溶液中所含某种酸 的物质的量(mol)，包括未解离的和已解离的酸的浓度。酸度是 指溶液中H+的浓度或活度，常用pH表示。
碱的浓度又叫碱的分析浓度，指单位体积溶液中所含某种碱 的物质的量(mol)，包括未解离的和已解离的碱的浓度。碱度是 指溶液中OH-的浓度或活度，常用pOH表示。
2021/2/12
a
10
四、分布系数δ计算
(2)二元酸溶液 如草酸：H2C2O4， HC2O4- ，C2O42—
[H]2
0
[H]2Ka1[H]K1a K2a
1[H]2K K a1 a[1[H H ]]K1a K2a
2[H]2K K a1[1 H K a]2a K1K a2a
0121
酸碱滴定法—酸碱滴定曲线及应用(分析化学课件)
.
02
一元弱酸（碱）的滴定
0.10mol·L-1 NaOH滴定20.00mL 0.10mol·L-1 HＡＣ
(Ka(HAc)=10-4.76, Ka(HA)=10-7.00)
用0.1 mol/LNaOH滴定相同浓度的 HAc：
pHsp为8.72 突 跃：pH7.74~9.70之间。 指示剂：酚酞
-0.1%时:
pH=4.30
3. sp时: [H+]=[OH-] pH=7.00
4. sp后:[OH-]=c(NaOH)(过量)
+0.1%时:
[H+]=2.0×10-10mol·L-1 pH=9.70
0.1000mol·L-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000mol·L-1 HCl
NaOH mL
V2
NaCl+ H2O NaHCO3 V2
V1 第一计量点
V2
CO2 + H2O 第二计量点
小结
1. 酸碱指示剂: 了解作用原理, 影响因素, 掌握常用指示剂(MO, MR, PP)的 变色区间和变色点. 理论变色范围 pH=PKa±1
2. 酸碱滴定曲线和指示剂的选择: 强酸(碱)滴定、 一 元弱 酸(碱)滴定过程中pH计算, 重点是
Ka值对突跃范围的影响： 酸愈弱，Ka越小，突跃范围越小。
强酸滴定一元弱碱
用0.1 mol/LHCl滴定 相同浓度的NH3。
pHsp：5.28 突 跃：pH4.30~6.25之间。 指示剂：甲基红
03
多元酸和混合酸的滴定
多元酸的滴定
多元酸的滴定： 用等浓度NaOH滴定0.10 mol/L
H3PO4 pHsp1=4.70 甲基橙 pHsp2=9.66 酚酞 * CKa1≥10-8 准确的滴定， * 相邻两级Ka比值≥ 104， 分步滴定。
02
一元弱酸（碱）的滴定
0.10mol·L-1 NaOH滴定20.00mL 0.10mol·L-1 HＡＣ
(Ka(HAc)=10-4.76, Ka(HA)=10-7.00)
用0.1 mol/LNaOH滴定相同浓度的 HAc：
pHsp为8.72 突 跃：pH7.74~9.70之间。 指示剂：酚酞
-0.1%时:
pH=4.30
3. sp时: [H+]=[OH-] pH=7.00
4. sp后:[OH-]=c(NaOH)(过量)
+0.1%时:
[H+]=2.0×10-10mol·L-1 pH=9.70
0.1000mol·L-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000mol·L-1 HCl
NaOH mL
V2
NaCl+ H2O NaHCO3 V2
V1 第一计量点
V2
CO2 + H2O 第二计量点
小结
1. 酸碱指示剂: 了解作用原理, 影响因素, 掌握常用指示剂(MO, MR, PP)的 变色区间和变色点. 理论变色范围 pH=PKa±1
2. 酸碱滴定曲线和指示剂的选择: 强酸(碱)滴定、 一 元弱 酸(碱)滴定过程中pH计算, 重点是
Ka值对突跃范围的影响： 酸愈弱，Ka越小，突跃范围越小。
强酸滴定一元弱碱
用0.1 mol/LHCl滴定 相同浓度的NH3。
pHsp：5.28 突 跃：pH4.30~6.25之间。 指示剂：甲基红
03
多元酸和混合酸的滴定
多元酸的滴定
多元酸的滴定： 用等浓度NaOH滴定0.10 mol/L
H3PO4 pHsp1=4.70 甲基橙 pHsp2=9.66 酚酞 * CKa1≥10-8 准确的滴定， * 相邻两级Ka比值≥ 104， 分步滴定。
酸碱滴定法—非水溶液酸碱滴定法(分析化学课件)
2
非水酸碱滴定法
ü 两种酸碱滴定法对比
以水为溶剂的酸碱滴定法的特点： 优点：易得，易纯化，价廉，安全 缺点：当酸碱太弱，无法准确滴定有机酸、碱溶解度小，滴定强
度接近的多元或混合酸碱无法分步或分别滴定.
3
非水酸碱滴定法
ü 两种酸碱滴定法对比
非水酸碱滴定法的特点 非水溶剂为滴定介质→增大有机物溶解度
滴定酸时 —— 选择碱性溶剂或偶极亲质子性溶剂 滴定碱时 —— 选择酸性溶剂或惰性溶剂
18
溶剂分类
❖（1）质子性溶剂：具有较强的授受质子能力 ❖ (1)酸性溶剂 ❖ (2)碱性溶剂 ❖ (3)两性溶剂
19
溶剂分类
酸性溶剂：具有较强的给出质子能力的溶剂。 例如：甲酸，醋酸，丙酸
HAc + HAc 适用：滴定弱碱性物质
11
均化效应与区分效应
ü 区分效应 ：能区均分化酸效碱强应弱与的区效应分效应
HClO4 + HAc = H2Ac+ + ClO4－ H2SO4 + HAc = H2Ac+ + SO42－ HCl + HAc = H2Ac+ + Cl－ HNO3 + HAc = H2Ac+ + NO3－
在HAc溶液中，四种酸的强度不相等，只有HClO4 为强酸。因为，HAc 碱性＜H2O，无法全部接受四种酸离解出的质子生成H2Ac+，表现出酸 性差别。
三、数据处理
枸橼酸钠 高氯酸
(g)
滴定液
(ml)
1
枸橼酸 钠含量 (%)
枸橼酸 绝对 平均 钠平均 偏差 偏差 含量(%) d d
相对平 均偏差
2
3
非水酸碱滴定法
ü 两种酸碱滴定法对比
以水为溶剂的酸碱滴定法的特点： 优点：易得，易纯化，价廉，安全 缺点：当酸碱太弱，无法准确滴定有机酸、碱溶解度小，滴定强
度接近的多元或混合酸碱无法分步或分别滴定.
3
非水酸碱滴定法
ü 两种酸碱滴定法对比
非水酸碱滴定法的特点 非水溶剂为滴定介质→增大有机物溶解度
滴定酸时 —— 选择碱性溶剂或偶极亲质子性溶剂 滴定碱时 —— 选择酸性溶剂或惰性溶剂
18
溶剂分类
❖（1）质子性溶剂：具有较强的授受质子能力 ❖ (1)酸性溶剂 ❖ (2)碱性溶剂 ❖ (3)两性溶剂
19
溶剂分类
酸性溶剂：具有较强的给出质子能力的溶剂。 例如：甲酸，醋酸，丙酸
HAc + HAc 适用：滴定弱碱性物质
11
均化效应与区分效应
ü 区分效应 ：能区均分化酸效碱强应弱与的区效应分效应
HClO4 + HAc = H2Ac+ + ClO4－ H2SO4 + HAc = H2Ac+ + SO42－ HCl + HAc = H2Ac+ + Cl－ HNO3 + HAc = H2Ac+ + NO3－
在HAc溶液中，四种酸的强度不相等，只有HClO4 为强酸。因为，HAc 碱性＜H2O，无法全部接受四种酸离解出的质子生成H2Ac+，表现出酸 性差别。
三、数据处理
枸橼酸钠 高氯酸
(g)
滴定液
(ml)
1
枸橼酸 钠含量 (%)
枸橼酸 绝对 平均 钠平均 偏差 偏差 含量(%) d d
相对平 均偏差
2
3
酸碱滴定法PPT课件
02
实验操作过程中应保持 实验室的清洁卫生，避 免交叉污染。
03
在使用酸碱溶液时应特 别注意安全，避免直接 接触皮肤或吸入蒸汽。
04
在进行滴定操作时应准 确控制滴定速度，避免 过快或过慢，影响实验 结果。
03 酸碱滴定法实验步骤
实验样品的制备
样品选择与处理
选择具有代表性的样品，进行适当的 破碎、研磨或溶解等处理，以便进行 后续的滴定分析。
02
根据滴定终点的指示方法不同： 电位滴定、指示剂滴定等。
02 酸碱滴定法实验准备
实验器材的准备
酸碱滴定管
用于准确测量酸碱溶液 的体积，确保滴定结果
的准确性。
烧杯
容量瓶
移液管
用于混合和盛放酸碱溶 液，一般选用容积适中
的烧杯。
用于准确配置酸碱溶液， 确保实验所需的浓度。
用于转移一定量的酸碱 溶液，确保实验操作的
改进建议
为了提高实验的准确性和安全性，可以采取以下措施，如加强实验操作培训、 使用更精确的实验器材、优化实验步骤、加强实验室安全教育等。
酸碱滴定法未来发展与应用
未来发展
随着科技的不断进步和应用领域的拓展，酸碱滴定法 也在不断发展和改进。未来可以探索新的滴定方法和 技术，以提高实验的准确性和可靠性，同时也可以拓 展酸碱滴定法的应用领域，如环境监测、生物分析、 药物研发等。
样品称量与转移
样品溶解与稀释
对于不溶于水的样品，需要进行适当 的溶解处理；对于浓度过高的样品， 需要进行稀释处理，以避免滴定误差。
使用精确天平称量样品，并将其转移 到适当的容器中，以便进行滴定操作。
滴定管的使用与校准
滴定管选择
根据待测溶液的性质和浓度，选 择合适的滴定管类型和规格。
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第三章 滴定分析法
滴定分析对化学反应的要求
a.反应定量完成，反应必须具有确定的化 学计量关系，即反应按一定的反应方程式 进行。 b.反应速率快 c.有比较简便的方法确定反应终点
满足以上条件可进行直接滴定。
3.2.2 按滴定方式分类
(1)直接滴定 例: 强酸滴定强碱。
(2)返滴定法 例：配位滴定法测定铝。
由VHCl用量分析得混合碱组成为Na2CO3和NaOH
ωNa2CO3
cHClV2
10-3 MNa2CO3 m试样
100%
64.84%
ωNaOH
=
cHCl (V2
-V1 )×10-3 m试 样
M NaOH
×100%
=
24.55%
2、酸碱溶液[H+]的计算
酸碱溶液[H+]的计算总结
质子条件
酸碱平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
[H+]的近似计算式和最简式
综合考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
NaOH溶液滴定 不同酸溶液的滴定曲线
随着弱酸Ka变小， 突跃变小，Ka在10-9 左右突跃消失；
一元弱酸（碱) 直接滴定的条 件：
2. cKa1≥10-9、cKa2＜10-9 ， Ka1/Ka2≥104 第一级离解的H+可分步滴定,形成一个pH突跃。 3. cKa1≥10-9、cKa2≥10-9 ， Ka1/Ka2＜104 不能分步滴定，形成一个pH突跃（突跃由第 二级离解的H+决定）。
4. cKa1≥10-9，cKa2＜10-9， Ka1/Ka2＜104， 二元酸不能被滴定。
14 pH
12
10
酚酞
8
6
4
甲基橙
2
0
0
20
40
60
三、酸碱滴定的应用
酚酞
甲基橙
V1=V2 V1≠0, V2=0 V1=0, V2≠0
NaOH
+HCl
H2O
Na2CO3
+HCl
NaHCO3
+HCl
H2CO3
NaHCO3
+HCl V1
+HCl V2 H2CO3
Na2CO3
V1>V2 NaOH+Na2CO3
TB / A
CA
b a
M
B
1000
T与CA的关系
B% TB/ A VA 100 WB
T与%的关系
第四章 酸碱滴定法
4.3 酸碱溶液pH的计算
重点
4.3.1 质子条件 (PBE)
准确反映整个平衡体系中质子转移的严格数量关系式。 列出质子条件的步骤： (1) 选择参考水平-零水准(大量存在, 参加质子转移) 一般选取投料组分及H2O (2) 判断质子得失 (3) 根据质子转移数相等的数量关系，写出质子条度乘 以得质子的数目并相加后写在等式一边；再 将零水准失质子的产物的浓度乘以失质子 数并相加后写在等式另一边，即得质子条件式。
质子条件中不包括零水准
例：用0.1000mol·L-1HCl溶液滴定同浓
度的NH3溶液至化学计量点时的质子条 件式.
[H+]=[NH3]+[OH-]
2.4 3.4 4.4（理论） 甲基橙
3.1 3.4 4.4（实际）
二、终点判断方法——指示剂
4、指示剂的选择
一般原则： 指示剂的变色范围全部或部分处于pH突跃范围内
三、酸碱滴定的应用
4、混合碱样品中组分及含量的确定
（Na2CO3、NaHCO3、NaOH的混合物）
未知物
HCl V1
酚酞
HCl
甲基橙 V2
1、指示剂的基本原理 指示剂组成：有机弱酸、弱碱
作用原理：指示剂在溶液中存在离解平
衡，溶液pH变，指示剂结构变，颜色变。
如：酚酞
H2In
HIn-
In2-
[InOH]3-
无色
无色
红色
无色
pH<8
8<pH<10
强碱溶液
二、终点判断方法——指示剂
结论
指示剂变色范围： pH=pKa±1
a. 酸碱指示剂的变色范围由pKHIn决定。 b. 颜色逐渐变化。
(3)置换滴定法 例：Na2S2O3标准溶液测定K2Cr2O7溶液浓度。
(4)间接滴定法 例：氧化还原滴定法测定钙。
§6 氧化还原滴定的结果计算
2.滴定度 T被测物/滴定剂
(单位: g·mL-1 )
每毫升标准溶液相当的被测物的质量(g)
例：TFe/KMnO4=0.05682g/mL
即：每消耗1mLKMnO4标液相当于被测物 中含铁0.05682g
NaOH
V1<V2 Na2CO3+NaHCO3
NaHCO3
四、定量计算示例
例：称取某混合碱试样0.5895克，溶于水中， 用0.3000 mol·L-1 HCl滴定至酚酞变色时,用去HCl 24.08 mL,加入甲基橙后继续用HCl滴定，又消耗 去HCl 12.02 mL.试计算混合碱试样的含量。
c. 变色范围理论上为
pKHIn±1，实际≤2个 pH单位。
常见的指示剂有：
指示剂
pKa
变色范围
颜色
酸色 碱色
甲基橙
3.46
甲基红
5.00
中性红
7.40
酚酞
9.10
3.1~4.4 4.4~6.2 6.8~8.0 8.0~10.0
红黄 红黄 红 黄橙 无红
实际变色范围≤ 2个pH单位
由人眼对颜色的敏感程度决定
多元酸碱的滴定
例：NaOH滴定H3PO4
H3PO4
-H+ Ka1
H2PO4-
-H+ Ka2
-H+
HPO42- Ka3 PO43-
Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.3×10-8 Ka3=4.8×10-13
H3PO4 、H2PO4- 能被碱滴定。
H3PO4作为三元酸，只有二个突跃。
二、终点判断方法——指示剂
cK≥10-8
2、多元酸碱的滴定 多元酸碱分步滴定条件:
多元酸: cKai≥10-9 Kai/Ka（i+1）≥104
多元碱: cKbi≥10-9 （i+1）≥104
Kbi/Kb
允许误差(TE)±1%，滴定突跃(ΔpH)≥0.4
二元酸滴定条件分析:
1. cKa1≥10-9、cKa2≥10-9， 且Ka1/Ka2≥104 则二元酸可分步滴定，即形成两个pH突跃。
滴定分析对化学反应的要求
a.反应定量完成，反应必须具有确定的化 学计量关系，即反应按一定的反应方程式 进行。 b.反应速率快 c.有比较简便的方法确定反应终点
满足以上条件可进行直接滴定。
3.2.2 按滴定方式分类
(1)直接滴定 例: 强酸滴定强碱。
(2)返滴定法 例：配位滴定法测定铝。
由VHCl用量分析得混合碱组成为Na2CO3和NaOH
ωNa2CO3
cHClV2
10-3 MNa2CO3 m试样
100%
64.84%
ωNaOH
=
cHCl (V2
-V1 )×10-3 m试 样
M NaOH
×100%
=
24.55%
2、酸碱溶液[H+]的计算
酸碱溶液[H+]的计算总结
质子条件
酸碱平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
[H+]的近似计算式和最简式
综合考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
NaOH溶液滴定 不同酸溶液的滴定曲线
随着弱酸Ka变小， 突跃变小，Ka在10-9 左右突跃消失；
一元弱酸（碱) 直接滴定的条 件：
2. cKa1≥10-9、cKa2＜10-9 ， Ka1/Ka2≥104 第一级离解的H+可分步滴定,形成一个pH突跃。 3. cKa1≥10-9、cKa2≥10-9 ， Ka1/Ka2＜104 不能分步滴定，形成一个pH突跃（突跃由第 二级离解的H+决定）。
4. cKa1≥10-9，cKa2＜10-9， Ka1/Ka2＜104， 二元酸不能被滴定。
14 pH
12
10
酚酞
8
6
4
甲基橙
2
0
0
20
40
60
三、酸碱滴定的应用
酚酞
甲基橙
V1=V2 V1≠0, V2=0 V1=0, V2≠0
NaOH
+HCl
H2O
Na2CO3
+HCl
NaHCO3
+HCl
H2CO3
NaHCO3
+HCl V1
+HCl V2 H2CO3
Na2CO3
V1>V2 NaOH+Na2CO3
TB / A
CA
b a
M
B
1000
T与CA的关系
B% TB/ A VA 100 WB
T与%的关系
第四章 酸碱滴定法
4.3 酸碱溶液pH的计算
重点
4.3.1 质子条件 (PBE)
准确反映整个平衡体系中质子转移的严格数量关系式。 列出质子条件的步骤： (1) 选择参考水平-零水准(大量存在, 参加质子转移) 一般选取投料组分及H2O (2) 判断质子得失 (3) 根据质子转移数相等的数量关系，写出质子条度乘 以得质子的数目并相加后写在等式一边；再 将零水准失质子的产物的浓度乘以失质子 数并相加后写在等式另一边，即得质子条件式。
质子条件中不包括零水准
例：用0.1000mol·L-1HCl溶液滴定同浓
度的NH3溶液至化学计量点时的质子条 件式.
[H+]=[NH3]+[OH-]
2.4 3.4 4.4（理论） 甲基橙
3.1 3.4 4.4（实际）
二、终点判断方法——指示剂
4、指示剂的选择
一般原则： 指示剂的变色范围全部或部分处于pH突跃范围内
三、酸碱滴定的应用
4、混合碱样品中组分及含量的确定
（Na2CO3、NaHCO3、NaOH的混合物）
未知物
HCl V1
酚酞
HCl
甲基橙 V2
1、指示剂的基本原理 指示剂组成：有机弱酸、弱碱
作用原理：指示剂在溶液中存在离解平
衡，溶液pH变，指示剂结构变，颜色变。
如：酚酞
H2In
HIn-
In2-
[InOH]3-
无色
无色
红色
无色
pH<8
8<pH<10
强碱溶液
二、终点判断方法——指示剂
结论
指示剂变色范围： pH=pKa±1
a. 酸碱指示剂的变色范围由pKHIn决定。 b. 颜色逐渐变化。
(3)置换滴定法 例：Na2S2O3标准溶液测定K2Cr2O7溶液浓度。
(4)间接滴定法 例：氧化还原滴定法测定钙。
§6 氧化还原滴定的结果计算
2.滴定度 T被测物/滴定剂
(单位: g·mL-1 )
每毫升标准溶液相当的被测物的质量(g)
例：TFe/KMnO4=0.05682g/mL
即：每消耗1mLKMnO4标液相当于被测物 中含铁0.05682g
NaOH
V1<V2 Na2CO3+NaHCO3
NaHCO3
四、定量计算示例
例：称取某混合碱试样0.5895克，溶于水中， 用0.3000 mol·L-1 HCl滴定至酚酞变色时,用去HCl 24.08 mL,加入甲基橙后继续用HCl滴定，又消耗 去HCl 12.02 mL.试计算混合碱试样的含量。
c. 变色范围理论上为
pKHIn±1，实际≤2个 pH单位。
常见的指示剂有：
指示剂
pKa
变色范围
颜色
酸色 碱色
甲基橙
3.46
甲基红
5.00
中性红
7.40
酚酞
9.10
3.1~4.4 4.4~6.2 6.8~8.0 8.0~10.0
红黄 红黄 红 黄橙 无红
实际变色范围≤ 2个pH单位
由人眼对颜色的敏感程度决定
多元酸碱的滴定
例：NaOH滴定H3PO4
H3PO4
-H+ Ka1
H2PO4-
-H+ Ka2
-H+
HPO42- Ka3 PO43-
Ka1=6.9×10-3 Ka2=6.3×10-8 Ka3=4.8×10-13
H3PO4 、H2PO4- 能被碱滴定。
H3PO4作为三元酸，只有二个突跃。
二、终点判断方法——指示剂
cK≥10-8
2、多元酸碱的滴定 多元酸碱分步滴定条件:
多元酸: cKai≥10-9 Kai/Ka（i+1）≥104
多元碱: cKbi≥10-9 （i+1）≥104
Kbi/Kb
允许误差(TE)±1%，滴定突跃(ΔpH)≥0.4
二元酸滴定条件分析:
1. cKa1≥10-9、cKa2≥10-9， 且Ka1/Ka2≥104 则二元酸可分步滴定，即形成两个pH突跃。