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。
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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，