滴定分析原理
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以电导 理论为 基础 (交流)
极化
对惰性电 极施加恒 定的直流 电流（电 压），而 后测电压 （电流） 的变化 KF测水中 的双铂电 极
光度
以Bambert Beer定律 为基础， 用吸光度 反映浓度 的变化。
温度
以反应 热为基 础，反 映反应 进程
特点
利用自身 颜色变化， 等当点与 变色点统 一，半定 量。
滴定微分曲线
V （ｍｌ）
NaOH＜HCl
NaOH滴定HCl
NaOH＞HCl
等当点体积
滴定分析对反应的要求
1.
2. 3.
反应必须有确定的化 学计量关系（即确定 的反应方程式）。 反应要完全，定量。 反应要快速。
1.
2.
3.
前人工作。 加缓冲液，改 变实验条件。 加催化剂，加 热。
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
仪器滴定模式
滴定曲线
pH 一、强碱滴强酸 滴定方程： [H+]=CHX(1-φ)/2+ √ C2HX(1- φ )2/4 +Kw CHX =0.0001 6.79---7.21
φ :滴定百分数
Kw:水电离常数10-14 CHX:强酸的启始浓度 φ =1时 pH=7
应用广泛， 变色点与 等当点不 一致，定 性。
建立在 Nernst方程 的基础上。 突变点与等 当点一致。 应用广泛。
例子
K2Cr2O4
酸碱滴定 中的酚酞
酸碱滴定中 的pH电极
BaCl2+ K2SO4
酸碱滴定 中的酚酞 + 光度电极
手工滴定与仪器滴定 以电位滴定和指示剂滴定为例
加液方式 手工滴定 仪器滴定 手工优缺点
若[H]ep=10-8.72 TE= 1.05x10-4-1.05x10-4 =0
若[H]ep=10-10 TE=2x10-3-5.5x10-6=2x10-3
滴定误差分析
一、强碱滴弱酸 0.1M NaOH 滴定0.1M HCN(Ka=6.2x10-10) 若[H]ep=10-10 TE=2.0x10-3-10-.79=-0.162
仪器滴定模式
滴定的分类
一、滴定的分类 １．按体积加入方式
加入 方式
人工加入 仪器加入
驱动 方式
手指 肌肉
体积 确定
刻度 Leabharlann Baidu睛
分辩率
０．０２ｍＬ ０．０0０１ ｍＬ
优点
简便、低成 本 客观、高精 度、高速
电机、 光电 丝杠、 计数 活塞
２．按反映浓度变化的方式 本身颜 指示剂 电位 色变化 电导
2 沉淀滴定法
利用沉淀剂作为标准溶液，根据沉淀反 应进行滴定的方法。银量法是沉淀滴定 中最广泛使用的方法。常用于沉淀滴定 的标准溶液有AgNO3、NH4SCN等，其 反应如下： Ag+ + XAgX↓ 式中， X-代表Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-等离子。
3 配位滴定法
利用配位剂作为标准溶液，根据配位反 应进行滴定的分析方法。 常用氨羧配合剂作为标准溶液滴定金属 离子，其典型代表是EDTA，反应如下： M2+ + Y4MY2M3+ + Y4MY
定义
NaOH滴定HCl
例如： NaOH + HCl——〉NaCl+ H2O
滴加的试剂 样品 产物
在滴定等当点时，有
VNaOHCNaOH=VHClCHCl
CHCl =VNaOHCNaOH/VHCl 其中VHCl 、CNaOH 为已知量；VNaOH为等当点体积
定义
pH
NaOH＝HCl
滴定曲线
突越区间
滴定误差分析
一、强碱滴弱酸 滴定误差方程： TE= (Kw/[H]ep-[H]ep)（1/C0 +1/ CT ) - [H]ep /Ka Kw:水电离常数10-14= [H+][OH-] Ka:弱酸电离常数=[H+][A-]/[HA] C0:弱酸的启始浓度 CT:强碱的浓度 [H]ep等当点的[H+] 一般而言, |[H]ep /Ka |〉| (Kw/[H]ep-[H]ep)（1/C0 +1/ CT )|
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
仪器滴定模式
定义
以化学反应为基础，将某一已知浓度的试 剂滴加到含有样品的反应容器内；在滴加 过程中，样品和试剂的浓度不断变化，并 某一处产生剧烈的变化（此处即为化学计 量点（SP）)，也称等当点(EP)。根据滴加 的试剂的量和当量公式，计算出样品量。
KF反应
I. CH3OH + SO2 + RN [RNH]SO3CH3 II. H2O + I2 + [RNH]SO3CH3 + 2RN [RNH]SO4CH3 + 2[RNH]I
(RN =碱)
KF库伦反应
H2O + I2 + [RNH]SO3CH3 + 2RN [RNH]SO4CH3 + 2[RNH]I
返滴定法
（1）先加入定量过量的 HCl 标准溶液使 之溶解： ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
(定量、过量）
（2）然后用 NaOH 标准溶液返滴定剩余 的盐酸： HCl + NaOH = NaCl + H2O
(剩余）
返滴定法
又如 CuSO4返滴定Al3+（反应较慢）： 在Al3+溶液中先加入定量过量的EDTA 标准溶液，然后用CuSO4标准溶液滴定 剩余的EDTA。
CHX =0.001 6---8
CHX =0.01 5---9
CHX =0.1 4---10
V
滴定曲线
pH 一、强碱滴弱酸 Kw:水电离常数10-14 CHX:弱酸的启始浓度 KHX=[H+][X]/[HX] pKHX=7 pKHX=10
CHX =0.1M
一般而言，可 滴定的条件 KC≥10-8
pKHX=5
pKHX=3
强酸
V
滴定分析的优点…
绝对分析方法，无需校准曲线。 易懂、易学、易用 快速 应用广泛 简单的无机离子—复杂的有机化合物； 纯物质（100%）—痕量（ppm）； 样品量mg—g 重现性：一般<1%，精密滴定<0.1%或 0.03%
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
2I--2e I2
(RN =碱)
滴定方式
直接滴定 返滴定 置换滴定 间接滴定
1直接滴定法
用标准溶液直接滴定待测物质。 条件是反应能满足“滴定分析对化学反 应的要求”。例如： NaOH 滴定 HCl KMnO4 滴定 Fe2+
2返滴定法
先加入定量并过量的标准溶液，待反应 完成后，再用另一种标准溶液滴定剩余 的标准溶液，这种滴定方式称为返滴定 法或剩余滴定法。 当反应较慢或反应物难溶于水时，用标 准溶液滴定时反应不能立即定量完成， 此时可用返滴定法。例如： 氧化锌的测定（ZnO难溶于水）
仪器滴定模式
滴定误差分析
一、强碱滴强酸 滴定误差方程： TE= (Kw/[H]ep-[H]ep)（1/C0 +1/ CT ) Kw:水电离常数10-14 C0:强酸的启始浓度 CT:强碱的浓度 [H]ep等当点的[H+]
C0↓
CT↓ ——〉TE↑
[H]ep→√ Kw=7.0 ——〉 TE ↓
滴定方式小结…
满足滴定分析要求的反应可以用直接滴 定方式； 返滴定、置换滴定、间接滴定的应用使 滴定分析的应用范围大大扩展； 同一种离子可以利用不同的反应有不同 滴定方式，具体应用时应考虑样品中被 测离子以外的其他成分。
置换滴定法
Cr2O7 2- + 6I- + 14H+ =2Cr3+ + 3I2 + 7H2O 生成的I2可用Na2S2O3标准溶液滴定。
4 间接滴定
某些被测物质并不能直接与标准溶液作用， 但却能和另一种能和标准溶液作用的物质起 反应，常用间接方式滴定。
例如，用KMnO4标准溶液测定Ca2+： Ca2+ + C2O42- = CaC2O4 ↓（ 用C2O42-沉淀Ca2+ ） CaC2O4 + H2SO4 = CaSO4 + H2C2O4 （过滤洗涤后用H2SO4溶解） 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2↑+ 8H2O （用KMnO4标准溶液滴定C2O42-）
手指肌肉
浓度反映 方式
颜色的突变
终点确定 方法
变色→眼睛→大脑 →手指 电位变化→CPU → 纪录 →判断
电机
电位电极
简便，易疲劳， 等当点与变色 精度低，加液 点不一致，变 速度受挂液的 色点易受多种 影响，有人为 因素影响 因素 成本高，精度 高，加液速度 快，客观
等当点与变色点 一致，可以轻易 区分多个等当点， 有的电极有老化 问题。
水溶液的中和反应
– 乙酰水杨酸
非水溶液的中和反应
– 高氯酸滴定
非水滴定原理
容剂的拉平效应
HClO4 HCl H2SO4 HNO3 ClO4Cl SO4
--
H2O
H3O+
+
NO3 -
非水滴定原理
容剂的拉平效应
NaOH NaOC2H5
NaNH2
+
H2O
OH-
+
Na+ Na + +HOC2H5
Na + +HNH2
4 氧化还原滴定
利用氧化剂或还原剂作为标准溶液，根据氧 化还原反应进行滴定的方法。 常用有碘量法、重铬酸钾法、高锰酸钾法、 亚硝酸钠法等，反应如下：
I2 + 2S2O32MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ Cr2O72- + 6Fe2+ +14H+ NO2- + NH2-R + H+ 2I- + S4O62Mn2+ + 5Fe3+ + 4 H2O 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O N=N+RH+H2O
直观，反应速 度慢，有人为 因素
仪器优缺点
客观，反应 快，准确， 有多种模式
手工滴定与仪器滴定 影响变色点的因素： 1.溶液的活度 2.滴加指示剂的量 3.滴定的温度 4.背景光线 5.操作人员色敏差异
滴定分类
溶剂分类 反应分类 方式分类 指示分类
中和反应 H H2O
+
- ———— +OH 〉
n+
2B· [HCl]+ HgAc2￣￣￣￣〉 2B· [HAc] + HgCl2↓
B· [HAc] +HClO4￣￣￣￣〉[BH]+[ClO4] +HAc
咖啡因的高氯酸滴定
H3C N CO CH 3 O C C N CH H3C N C N
+HClO
H3C N CO CH 3 O C C N 4￣￣￣￣〉 CH H3C N C N
非水滴定原理
容剂的拉平效应
HClO4 HCl H2SO4 HNO3 ClO4Cl SO4
--
+
HAc
H2Ac+
+
NO3 -
解离度
高氯酸滴定
B· [HA]n+nHClO4￣￣￣￣〉[BH] [ClO4]n +nHA
HA=HBr ,HCl ,H3PO4 ,H2SO4 ,枸掾酸· · · · 当酸性较强如HCl，一般难以直接滴定，需加HgAc2
若[H]ep=10-11.11 TE= 0
若[H]ep=10-12 TE=2x10-1-10-2.89=.2
滴定分析对滴定的要求：
1. 2. 3.
准确确定加入的试剂的体积。 能够以某方式反映浓度的变化。 正确的方式确定等当点
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
[HClO4]
滴定条件: 样品(0.1g)溶于25mL醋酐--冰醋酸(5:1) HClO4 (0.1M) 采用DET U 三电极系统 其它参数采用DET MODE 缺省值即可
滴定反应类型…
酸碱滴定 沉淀滴定 配位滴定 氧化还原滴定
1 酸碱滴定法
利用酸或碱作为标准溶液，根据质子转 移反应进行的滴定方法。其反应实质可 表示如下： H3O+ + OH2H2O H3O+ + AHA + H2O H3O+ + BOH B+ + 2H2O
3置换滴定法
有些反应没有确定的计量关系，不能直接滴 定，可以先用适当的试剂与待测物反应，使 之定量地置换生成另一可以直接滴定的物质， 再用标准溶液滴定此生成物，这种滴定方法 称为置换滴定法。 例如：Na2S2O3不能直接滴定K2Cr2O7及其他 强氧化剂，因为这些强氧化剂能将S2O32-氧 化为S4O62-和SO4 2 –的混合物，而使反应无确 定的计量关系。但如果在酸性的K2Cr2O7溶液 中加入过量的KI，则发生下述定量反应：
Ka ↓ ——〉|TE|↑
酸性越弱误差越大
滴定误差分析
一、强碱滴弱酸 0.1M NaOH 滴定0.1M HAc(Ka=1.8x10-5) 若[H]ep=10-9 TE=2.0x10-5-5.7x10-4=-5.5x10-4
若[H]ep=10-7 TE=0-5.7x10-3=-5.7x10-3
极化
对惰性电 极施加恒 定的直流 电流（电 压），而 后测电压 （电流） 的变化 KF测水中 的双铂电 极
光度
以Bambert Beer定律 为基础， 用吸光度 反映浓度 的变化。
温度
以反应 热为基 础，反 映反应 进程
特点
利用自身 颜色变化， 等当点与 变色点统 一，半定 量。
滴定微分曲线
V （ｍｌ）
NaOH＜HCl
NaOH滴定HCl
NaOH＞HCl
等当点体积
滴定分析对反应的要求
1.
2. 3.
反应必须有确定的化 学计量关系（即确定 的反应方程式）。 反应要完全，定量。 反应要快速。
1.
2.
3.
前人工作。 加缓冲液，改 变实验条件。 加催化剂，加 热。
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
仪器滴定模式
滴定曲线
pH 一、强碱滴强酸 滴定方程： [H+]=CHX(1-φ)/2+ √ C2HX(1- φ )2/4 +Kw CHX =0.0001 6.79---7.21
φ :滴定百分数
Kw:水电离常数10-14 CHX:强酸的启始浓度 φ =1时 pH=7
应用广泛， 变色点与 等当点不 一致，定 性。
建立在 Nernst方程 的基础上。 突变点与等 当点一致。 应用广泛。
例子
K2Cr2O4
酸碱滴定 中的酚酞
酸碱滴定中 的pH电极
BaCl2+ K2SO4
酸碱滴定 中的酚酞 + 光度电极
手工滴定与仪器滴定 以电位滴定和指示剂滴定为例
加液方式 手工滴定 仪器滴定 手工优缺点
若[H]ep=10-8.72 TE= 1.05x10-4-1.05x10-4 =0
若[H]ep=10-10 TE=2x10-3-5.5x10-6=2x10-3
滴定误差分析
一、强碱滴弱酸 0.1M NaOH 滴定0.1M HCN(Ka=6.2x10-10) 若[H]ep=10-10 TE=2.0x10-3-10-.79=-0.162
仪器滴定模式
滴定的分类
一、滴定的分类 １．按体积加入方式
加入 方式
人工加入 仪器加入
驱动 方式
手指 肌肉
体积 确定
刻度 Leabharlann Baidu睛
分辩率
０．０２ｍＬ ０．０0０１ ｍＬ
优点
简便、低成 本 客观、高精 度、高速
电机、 光电 丝杠、 计数 活塞
２．按反映浓度变化的方式 本身颜 指示剂 电位 色变化 电导
2 沉淀滴定法
利用沉淀剂作为标准溶液，根据沉淀反 应进行滴定的方法。银量法是沉淀滴定 中最广泛使用的方法。常用于沉淀滴定 的标准溶液有AgNO3、NH4SCN等，其 反应如下： Ag+ + XAgX↓ 式中， X-代表Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-等离子。
3 配位滴定法
利用配位剂作为标准溶液，根据配位反 应进行滴定的分析方法。 常用氨羧配合剂作为标准溶液滴定金属 离子，其典型代表是EDTA，反应如下： M2+ + Y4MY2M3+ + Y4MY
定义
NaOH滴定HCl
例如： NaOH + HCl——〉NaCl+ H2O
滴加的试剂 样品 产物
在滴定等当点时，有
VNaOHCNaOH=VHClCHCl
CHCl =VNaOHCNaOH/VHCl 其中VHCl 、CNaOH 为已知量；VNaOH为等当点体积
定义
pH
NaOH＝HCl
滴定曲线
突越区间
滴定误差分析
一、强碱滴弱酸 滴定误差方程： TE= (Kw/[H]ep-[H]ep)（1/C0 +1/ CT ) - [H]ep /Ka Kw:水电离常数10-14= [H+][OH-] Ka:弱酸电离常数=[H+][A-]/[HA] C0:弱酸的启始浓度 CT:强碱的浓度 [H]ep等当点的[H+] 一般而言, |[H]ep /Ka |〉| (Kw/[H]ep-[H]ep)（1/C0 +1/ CT )|
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
仪器滴定模式
定义
以化学反应为基础，将某一已知浓度的试 剂滴加到含有样品的反应容器内；在滴加 过程中，样品和试剂的浓度不断变化，并 某一处产生剧烈的变化（此处即为化学计 量点（SP）)，也称等当点(EP)。根据滴加 的试剂的量和当量公式，计算出样品量。
KF反应
I. CH3OH + SO2 + RN [RNH]SO3CH3 II. H2O + I2 + [RNH]SO3CH3 + 2RN [RNH]SO4CH3 + 2[RNH]I
(RN =碱)
KF库伦反应
H2O + I2 + [RNH]SO3CH3 + 2RN [RNH]SO4CH3 + 2[RNH]I
返滴定法
（1）先加入定量过量的 HCl 标准溶液使 之溶解： ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
(定量、过量）
（2）然后用 NaOH 标准溶液返滴定剩余 的盐酸： HCl + NaOH = NaCl + H2O
(剩余）
返滴定法
又如 CuSO4返滴定Al3+（反应较慢）： 在Al3+溶液中先加入定量过量的EDTA 标准溶液，然后用CuSO4标准溶液滴定 剩余的EDTA。
CHX =0.001 6---8
CHX =0.01 5---9
CHX =0.1 4---10
V
滴定曲线
pH 一、强碱滴弱酸 Kw:水电离常数10-14 CHX:弱酸的启始浓度 KHX=[H+][X]/[HX] pKHX=7 pKHX=10
CHX =0.1M
一般而言，可 滴定的条件 KC≥10-8
pKHX=5
pKHX=3
强酸
V
滴定分析的优点…
绝对分析方法，无需校准曲线。 易懂、易学、易用 快速 应用广泛 简单的无机离子—复杂的有机化合物； 纯物质（100%）—痕量（ppm）； 样品量mg—g 重现性：一般<1%，精密滴定<0.1%或 0.03%
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
2I--2e I2
(RN =碱)
滴定方式
直接滴定 返滴定 置换滴定 间接滴定
1直接滴定法
用标准溶液直接滴定待测物质。 条件是反应能满足“滴定分析对化学反 应的要求”。例如： NaOH 滴定 HCl KMnO4 滴定 Fe2+
2返滴定法
先加入定量并过量的标准溶液，待反应 完成后，再用另一种标准溶液滴定剩余 的标准溶液，这种滴定方式称为返滴定 法或剩余滴定法。 当反应较慢或反应物难溶于水时，用标 准溶液滴定时反应不能立即定量完成， 此时可用返滴定法。例如： 氧化锌的测定（ZnO难溶于水）
仪器滴定模式
滴定误差分析
一、强碱滴强酸 滴定误差方程： TE= (Kw/[H]ep-[H]ep)（1/C0 +1/ CT ) Kw:水电离常数10-14 C0:强酸的启始浓度 CT:强碱的浓度 [H]ep等当点的[H+]
C0↓
CT↓ ——〉TE↑
[H]ep→√ Kw=7.0 ——〉 TE ↓
滴定方式小结…
满足滴定分析要求的反应可以用直接滴 定方式； 返滴定、置换滴定、间接滴定的应用使 滴定分析的应用范围大大扩展； 同一种离子可以利用不同的反应有不同 滴定方式，具体应用时应考虑样品中被 测离子以外的其他成分。
置换滴定法
Cr2O7 2- + 6I- + 14H+ =2Cr3+ + 3I2 + 7H2O 生成的I2可用Na2S2O3标准溶液滴定。
4 间接滴定
某些被测物质并不能直接与标准溶液作用， 但却能和另一种能和标准溶液作用的物质起 反应，常用间接方式滴定。
例如，用KMnO4标准溶液测定Ca2+： Ca2+ + C2O42- = CaC2O4 ↓（ 用C2O42-沉淀Ca2+ ） CaC2O4 + H2SO4 = CaSO4 + H2C2O4 （过滤洗涤后用H2SO4溶解） 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2↑+ 8H2O （用KMnO4标准溶液滴定C2O42-）
手指肌肉
浓度反映 方式
颜色的突变
终点确定 方法
变色→眼睛→大脑 →手指 电位变化→CPU → 纪录 →判断
电机
电位电极
简便，易疲劳， 等当点与变色 精度低，加液 点不一致，变 速度受挂液的 色点易受多种 影响，有人为 因素影响 因素 成本高，精度 高，加液速度 快，客观
等当点与变色点 一致，可以轻易 区分多个等当点， 有的电极有老化 问题。
水溶液的中和反应
– 乙酰水杨酸
非水溶液的中和反应
– 高氯酸滴定
非水滴定原理
容剂的拉平效应
HClO4 HCl H2SO4 HNO3 ClO4Cl SO4
--
H2O
H3O+
+
NO3 -
非水滴定原理
容剂的拉平效应
NaOH NaOC2H5
NaNH2
+
H2O
OH-
+
Na+ Na + +HOC2H5
Na + +HNH2
4 氧化还原滴定
利用氧化剂或还原剂作为标准溶液，根据氧 化还原反应进行滴定的方法。 常用有碘量法、重铬酸钾法、高锰酸钾法、 亚硝酸钠法等，反应如下：
I2 + 2S2O32MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ Cr2O72- + 6Fe2+ +14H+ NO2- + NH2-R + H+ 2I- + S4O62Mn2+ + 5Fe3+ + 4 H2O 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O N=N+RH+H2O
直观，反应速 度慢，有人为 因素
仪器优缺点
客观，反应 快，准确， 有多种模式
手工滴定与仪器滴定 影响变色点的因素： 1.溶液的活度 2.滴加指示剂的量 3.滴定的温度 4.背景光线 5.操作人员色敏差异
滴定分类
溶剂分类 反应分类 方式分类 指示分类
中和反应 H H2O
+
- ———— +OH 〉
n+
2B· [HCl]+ HgAc2￣￣￣￣〉 2B· [HAc] + HgCl2↓
B· [HAc] +HClO4￣￣￣￣〉[BH]+[ClO4] +HAc
咖啡因的高氯酸滴定
H3C N CO CH 3 O C C N CH H3C N C N
+HClO
H3C N CO CH 3 O C C N 4￣￣￣￣〉 CH H3C N C N
非水滴定原理
容剂的拉平效应
HClO4 HCl H2SO4 HNO3 ClO4Cl SO4
--
+
HAc
H2Ac+
+
NO3 -
解离度
高氯酸滴定
B· [HA]n+nHClO4￣￣￣￣〉[BH] [ClO4]n +nHA
HA=HBr ,HCl ,H3PO4 ,H2SO4 ,枸掾酸· · · · 当酸性较强如HCl，一般难以直接滴定，需加HgAc2
若[H]ep=10-11.11 TE= 0
若[H]ep=10-12 TE=2x10-1-10-2.89=.2
滴定分析对滴定的要求：
1. 2. 3.
准确确定加入的试剂的体积。 能够以某方式反映浓度的变化。 正确的方式确定等当点
滴定分析原理
定义
滴定曲线 滴定误差分析 滴定分类 手工滴定与仪器滴定
[HClO4]
滴定条件: 样品(0.1g)溶于25mL醋酐--冰醋酸(5:1) HClO4 (0.1M) 采用DET U 三电极系统 其它参数采用DET MODE 缺省值即可
滴定反应类型…
酸碱滴定 沉淀滴定 配位滴定 氧化还原滴定
1 酸碱滴定法
利用酸或碱作为标准溶液，根据质子转 移反应进行的滴定方法。其反应实质可 表示如下： H3O+ + OH2H2O H3O+ + AHA + H2O H3O+ + BOH B+ + 2H2O
3置换滴定法
有些反应没有确定的计量关系，不能直接滴 定，可以先用适当的试剂与待测物反应，使 之定量地置换生成另一可以直接滴定的物质， 再用标准溶液滴定此生成物，这种滴定方法 称为置换滴定法。 例如：Na2S2O3不能直接滴定K2Cr2O7及其他 强氧化剂，因为这些强氧化剂能将S2O32-氧 化为S4O62-和SO4 2 –的混合物，而使反应无确 定的计量关系。但如果在酸性的K2Cr2O7溶液 中加入过量的KI，则发生下述定量反应：
Ka ↓ ——〉|TE|↑
酸性越弱误差越大
滴定误差分析
一、强碱滴弱酸 0.1M NaOH 滴定0.1M HAc(Ka=1.8x10-5) 若[H]ep=10-9 TE=2.0x10-5-5.7x10-4=-5.5x10-4
若[H]ep=10-7 TE=0-5.7x10-3=-5.7x10-3