酸碱滴定法2010
《分析化学酸碱滴定法》
《分析化学酸碱滴定法》引言：分析化学是研究物质成分和性质，以及它们如何通过化学反应进行分析的科学。
其中一种常用的分析方法是酸碱滴定法，它是通过在被测溶液中加入一种酸碱滴定剂，使其与被测溶液中目标物质进行反应并达到化学平衡，进而确定目标物质的含量。
本文将对酸碱滴定法进行详细分析。
一、酸碱滴定的基本原理酸碱滴定法是通过在被测溶液中加入一种酸碱指示剂，再从滴定瓶中滴加滴定液，直到观察到颜色的变化为止。
这种变化表明酸碱平衡点已经达到，从而可以根据滴定液的用量计算出目标物质的含量。
酸碱滴定液的浓度和滴定液的用量是进行酸碱滴定的两个关键参数。
通常情况下，滴定液的浓度是已知的，而目标物质的含量是未知的。
因此需要通过滴定液的用量来确定目标物质的含量。
酸碱滴定法主要有以下几个步骤：1.准备滴定液：选择合适的滴定液，并利用标准物质进行测定其浓度。
2.准备被测溶液：将待测溶液根据需要进行前处理和稀释，以满足实验要求。
3.选择适当的酸碱指示剂：酸碱指示剂在酸碱滴定过程中发生颜色变化，用来表明滴定反应已经接近终点。
4.滴定反应：将滴定液滴入被测溶液中，同时加入酸碱指示剂，观察溶液颜色的变化。
5.记录滴定液的用量：当颜色变化出现时，停止滴定，并记录滴定液的用量。
6.计算目标物质的含量：根据滴定液的浓度和用量，利用滴定反应的化学方程式计算出目标物质的含量。
二、酸碱滴定的应用案例酸碱滴定法广泛应用于定量分析中。
以下是一些常见的应用案例：1.酸度和碱度的测定：酸碱滴定法可以用来测定溶液的酸度和碱度。
通过对溶液中的酸度指示剂的滴定液的用量进行测量，可以确定溶液的酸度或碱度。
2.金属离子的测定：酸碱滴定法可以用来测定溶液中金属离子的含量。
通过加入络合剂来形成稳定的络合物，再用滴定液进行滴定，可以测定金属离子的含量。
3.酸碱度的测定：酸碱滴定法可以用来测定溶液中目标酸碱的含量。
通过选择适当的指示剂和滴定液，可以准确地测定酸碱度。
三、酸碱滴定的误差及其控制酸碱滴定法在实际应用中可能存在一些误差。
pH值测定法标准操作规程（2010年中国药典完整版）
pH值测定法标准操作规程（2010年中国药典完整版）pH值测定法标准操作规程目的：建立pH值测定法标准操作规程，规范pH值测定的检验操作。
范围：适用于pH值测定的检验操作。
责任：质量部理化检验员负责本规程的实施。
内容：1、操作依据：《中国药典》2010年版二部附录Ⅵ H。
2、简述2.1 p H值测定法是测定水溶液氢离子活度的一种方法，是药品检查项下采用较多和重要的指标之一。
pH值就是水溶液中氢离子活度的负对数。
2.2 原理：电位法测定pH值的基本原理，是基于由水溶液和电极组成的原电池的电动势与pH值的规律，即在25℃时，每当电池的电动势变化0.059V时，pH值就变化一个单位。
3、仪器与装置3.1 酸度计：主要由pH测量电池（由一对电极及溶液组成）和pH指示器（电位计）两部分组成。
3.2 电极：测定时有两个电极。
一个电极作为测定时的比较标准，称为参比电极，它应当有稳定的已知电位；另一个电极的电位随溶液中氢离子浓度改变而变化，称为指示电极。
参比电极有甘汞电极、银-氯化银电极等；指示电极有pH玻璃电极、醌-氢醌电极和锑电极等。
最常用的电极为饱和甘汞电极和玻璃电极，现已广泛使用将指示电极与参比电极组合一体的复合电极。
4、试液与试剂4.1 试剂：草酸三氢钾、邻苯二甲酸氢钾、磷酸二氢钾、无水磷酸氢二钠、硼砂、氢氧化钙。
4.2 标准缓冲溶液4.2.1 标准缓冲溶液配制方法：标准缓冲液必须用pH值基准试剂配制。
4.2.1.1 草酸盐标准缓冲液：精密称取在54℃±3℃干燥4～5小时的草酸三氢钾12.71g，加水使溶解并稀释至1000ml。
4.2.1.2 邻苯二甲酸氢钾标准缓冲液：精密称取在115℃±5℃干燥2～3小时的邻苯二甲酸氢钾10.21g，加水使溶解并稀释至1000ml。
4.2.1.3 磷酸盐标准缓冲液：精密称取在115℃±5℃干燥2～3小时的无水磷酸氢二钠。
分析化学酸碱滴定法
分析化学酸碱滴定法分析化学中的酸碱滴定法是一种常用的定量分析方法，广泛应用于各种领域，包括环境监测、制药、食品检验等。
该方法通过在化学反应中加入一种已知浓度的酸或碱溶液，利用滴定终点的指示剂的颜色变化或电动势的变化来确定待测溶液的浓度。
酸碱滴定法的基本原理是酸和碱反应的定量关系：n1V1=n2V2，其中n1和n2分别是酸和碱的摩尔数，V1和V2分别是酸和碱的体积。
根据这一关系，可以确定待测溶液中酸或碱的浓度。
在酸碱滴定法中，滴定终点的判断是关键步骤。
常用的指示剂有酚酞、溴酸甲基橙、甲基红等，其颜色在酸碱反应过程中发生明显变化。
当滴加的酸或碱溶液足够与待测溶液中的酸或碱反应到足够数量时，指示剂的颜色发生转变，即达到了滴定终点。
酸碱滴定法有以下几个主要步骤：1.准备滴定溶液：根据待测溶液的性质选择合适的酸或碱溶液作为滴定溶液，调整其浓度，使其能够反应到滴定终点。
2.准备待测溶液：将待测溶液取出一定容积，用烧杯或容量瓶装放。
3.添加指示剂：根据待测溶液的酸碱性质选择合适的指示剂，加入待测溶液中。
4.滴定：用滴定管将滴定溶液滴加到待测溶液中，直到指示剂颜色发生转变，即达到滴定终点。
5.计算结果：根据酸碱反应的定量关系，使用酸碱滴定公式计算出待测溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法的优点是操作简单，结果准确可靠。
然而，该方法也有一些局限性。
首先，滴定终点的判断具有主观性，可受到操作人员的视力、光线等因素的影响。
其次，在滴定过程中，应该严格控制滴加速度，以避免溅液影响滴定结果。
此外，滴定终点对于复杂样品或多种酸碱的滴定来说可能会出现困难。
为了提高酸碱滴定法的准确性和灵敏度，人们引入了一些改进方法，如自动滴定器和电位滴定法。
自动滴定器可以自动控制滴加速度和滴定终点的判断，减少了人为误差。
电位滴定法则通过跟踪滴定过程中的电位变化来确定滴定终点，提高了滴定方法的精确性。
总之，酸碱滴定法是一种常用的分析化学方法，其简单易行、结果可靠的特点使其得到广泛应用。
酸碱滴定法
根据数据计算终点体积、滴定消耗体积、浓度等参数，并绘制滴定曲线。
根据计算结果得出待测溶液的浓度、含量等结果。
03
数据处理和计算
02
01
按照规定的格式撰写实验报告，包括实验目的、实验原理、实验步骤、数据处理和结果分析等内容。
实验报告
对实验结果进行分析，包括数据的可靠性、误差分析、不确定度评估等，以评估实验结果的准确性和可靠性。
优点
但是，酸碱滴定法也存在一些缺点，如精度较低，误差较大，只能测定单一物质，不能同时测定多种物质，对某些有机物的测定灵敏度不高。
缺点
VS
随着科学技术的发展，酸碱滴定法也在不断改进和完善中。现代酸碱滴定技术已经向自动化、智能化、快速化、无损化和在线监测等方向发展，提高了精度和灵敏度，减少了误差和操作难度。
结果分析
实验报告和结果分析
酸碱滴定法的应用实例
05
直接滴定法
通过滴定反应直接测定酸或碱的含量，如用已知准确浓度的氢氧化钠溶液滴定未知浓度的盐酸溶液。
间接滴定法
通过滴定反应测定与酸或碱反应的物质含量，如用已知准确浓度的氧化剂高锰酸钾溶液滴定未知浓度的还原剂草酸钠溶液。
酸或碱的含量测定
中和热定义
中和热是指在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。
滴定管使用
选择合适的滴定管，使用前需清洗并检查是否漏水；使用时要注意控制滴定速度，一般开始时可以稍快，当接近终点时需要减慢滴定速度。
溶液配制与标定
根据需要配制酸或碱溶液，一般使用基准物质进行标定，以保证溶液的准确浓度。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
实验技术
记录滴定过程中各个时间点的体积读数、指示剂颜色等数据。
数据记录
《分析化学》电子教案酸碱滴定法
教案五开课单位：化学化工学院课程名称：分析化学专业年级：2008 级化学专业任课教师：江虹教材名称：分析化学长江师范学院化学化工学院-分析化学教案2009-2010 学年第 1 学期 2 长江师范学院化学化工学院-分析化学教案授课第五章酸碱滴定法课时安排10 学时内容1. 进一步理解酸碱质子理论中酸碱的定义、共轭酸碱对、酸碱反应的实质以及溶剂的质子自递反应等基本概念；教学 2. 掌握酸碱平衡体系中各型体分布分数的计算和用质子理论处理酸碱平衡；目的 3. 掌握几种常用缓冲溶液的配制方法、pH 值的计算以及缓冲容量，缓冲范围的概念；要求 4. 了解酸碱指示剂的变色原理、变色范围；5. 理解各种类型酸碱滴定过程中pH 值的变化规律，掌握正确选择指示剂的方法；6. 掌握酸碱滴定分析有关计算。
教学重点重点：用质子理论处理酸碱平衡；指示剂的选择；突跃范围；有关计算。
难点难点：用质子理论处理酸碱平衡。
教学讲授为主，启发式和互动式相结合；方法多媒体教学为主，传统教学为辅。
手段一、酸碱质子理论 1. 基本概念；2. 酸碱反应； 3. 溶剂的质子自递反应和溶剂的种类；4. 酸碱的强度与溶剂的关系。
二、水溶液中弱酸（碱）各型体的分布1. 几个概念；2. 处理水溶液中酸碱平衡的方法；3. 酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响。
三、酸碱溶液中氢离子浓度的计算 1. 一元强酸、强碱溶液中H浓度的计算；2. 一元弱酸弱碱溶液；学 3. 多元弱酸（碱）溶液H的计算；4. 两性物质溶液酸度的计算；5. 混合酸溶液。
四、酸碱缓冲溶液内 1. 缓冲溶液pH 值的计算；2. 缓冲容量和缓冲范围；3. 缓冲溶液的选择和配制五、酸碱指示剂容 1. 酸碱指示剂的变色原理；2. 指示剂的变色pH 范围 3. 使用酸碱指示剂需注意的问题；4. 混合指示剂。
提六、强酸（碱）和一元弱酸（碱）的滴定 1. 强酸与强碱的滴定；2. 强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）；纲 3. 直接准确滴定一元弱酸（碱）的可行性判据；4. 终点误差。
分析化学 酸碱滴定公式整理
；.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 n i i z c I ∑==二、分布分数δ※一元（HA ，Ka ）[][]+++=H Ka H HA δ []++=HKa KaAδ []HA C HA δ⋅= []-⋅=-A C A δ ※多元（H n A ，Ka 1、Ka 2、Ka n ） [][][][]nn n nnA H Ka Ka Ka Ka Ka H Ka H H H n2121211++++=-+-+++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(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 ：NaHA②弱酸弱碱盐（1:1型），eg ：CH 2ClCOONH 4（CH 2ClCOOH →Ka ，NH 3→Ka'）；.（非1:1），eg ：(NH 4)2CO 3 (1、溶液弱碱性，H2CO3、H+可忽略，只要是c 不是很小，Kw 也可忽略) [][]33NH HCO ≈-→ c c NH HCO 233⋅=⋅-δδ(5)混合溶液①两种弱酸：[]2211c 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。
分析化学-酸碱滴定法
Analytical Chemistry 分析化学
4.2.3 多元酸（碱）的分布分数 多元酸（
二元弱酸
H 2A
Ka1
HA-
Ka2
A2-
[H2A] [H2A] = δH2A = c [H2A] +[HA- ] +[A2- ] [H+ ]2 = Ka1Ka2 + Ka1[H+ ] +[H+ ]2
共轭酸碱对(HA-A-)的Ka与Kb的关系为 : 共轭酸碱对 的
a(H +)⋅ a(A- ) a(HA)⋅ a (OH −) Ka Kb = ⋅ = Kw a(HA) a(A )
pKa + pKb = pKw = 14.00
2010-3 分析化学（2010) CYJ 9
Analytical Chemistry 分析化学
（4） p K a1 << pH << p K a 2 ; HA − 为主要存在形式
（5） pH >> pK a1 ; A 2 −为主要存在形式
2010-3 分析化学（2010) CYJ 20
Analytical Chemistry 分析化学
酒石酸(H A)的 pH图 酒石酸(H2A)的x-pH图 x
2010-3
分析化学（2010)
CYJ 5
Analytical Chemistry 分析化学
酸碱反应的实质——质子的转移 酸碱反应的实质——质子的转移
酸的离解 H++AcHAc H3+O H++H2O HAc+H2O 简化:HAc
碱的离解 NH3+H+ H2O NH3+H2O
第三章-酸碱滴定法
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
(一)理解质子酸碱理论： 酸碱共轭关系 酸碱反应的实质 酸碱的强度
（二） 酸碱反应的平衡常数 Equilibrium constant
酸的离解：Acid dissociation 水的自递：
HA H A
H2O H OH
Ka
HA HA
Kw HOH 1.00 1014(25o C)
Ka — 酸度常数，酸的离解常 数 Kw — 水的自递常数
碱的离解：Base dissociation 对共轭酸碱对 HA—A-
A H2O OH- HA
Kb
HAOH A
Kb — 碱度常数，碱的离解常 数
Ka Kb
K a1K a 2
[H ]2 Ka1[H ] [H ]2
d HA
[HA- ] c
Ka1Ka2
Ka1[H ] Ka1[H ] [H ]2
dA
[A2- ] c
K a1K a 2
K a1K a 2 Ka1[H ] [H ]2
ni
[H ]i Kaj
di n
j0 k
([H ]nk Kaj )
[HIn]
[HIn]
[H ]
因此可由颜色的变化判断[H+]的变化，确定滴定的终点。
理论变色范围：pKa1
0.1 [In ] 10 [HIn]
理论变色点：pKa 实际变色点：pT
分布系数
1.0
指
0.8 HIn
In
示
0.6
剂
0.4
变
0.2
色
0.0
第四章 滴定分析方法及应用酸碱滴定法
一、 酸碱指示剂
注：实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏，指 示剂的变色范围越窄，指示变色越敏锐
例：
pKa 甲基橙 3.4
甲基红 5.1
酚酞
9.1
百里酚酞 10.0
理论范围 2.4~4.4 4.1~6.1 8.1~10.1 9.0~11.0
实际范围 3.1~4.4 4.4~6.2 8.0~10.0 9.4~10.6
5
一、 酸碱指示剂
例如：
HIn
H+ + In
KHIn[HH][IInn]
式中，KHIn为指示剂的离解平衡常数，在一定温度下 为常数。
6
一、 酸碱指示剂
KHIn[HH][IInn]
[H+
]
=
KHIn
[HIn] [In- ]
• 对上式两端同时取负对数，即得：
[H In ]
pH = pKHIn-lg [ I n - ]
21
二、酸碱滴定类型与指示剂的选择
• 5.影响突跃范围的因素 • 图4-2是三种不同浓度的
NaOH滴定相同浓度的HCl溶 液的滴定曲线。由图可见 ，突跃 范 围 的 大小与酸碱 的 浓度有关。浓度越大， 滴定突跃范围越大，可供 选用的指示剂越多；反之 亦然。
22
二、酸碱滴定类型与指示剂的选择
课堂互动 • 您能在图4-1的滴定曲线的基础上描
对于准确滴定弱酸或弱碱的条件：
一般要求caKa≥10-8（cbKb≥10-8）时，才有明显滴定突跃，该弱酸或
弱碱才能被强碱或强酸直接准确滴定。
31
二、酸碱滴定类型与指示剂的选择
• （三）强碱（酸）滴定多元弱酸（碱）及指示剂的选择 • （1）强碱滴定多元弱酸与指示剂的选择： • 以0.1000 mol/L NaOH滴定液滴定20.00ml 0.1000 mol/L
酸碱滴定法
Na2CO3→2Na++CO32CO32-+H2O=HCO3-+OHHCO3-+H2O＝H2CO3+OHH2O+ H2O=H3O++OH根据电荷平衡规律，CBE为：
[Na+]+[H+]＝[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-]
若Na2CO3的浓度为c,则上式可写成如下形式： 2c+[H+]＝[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-]
酸碱反应的实质是酸与碱之间的质子转移作用， 是两个共轭酸碱对共同作用的结果。例如HCl在水 中的离解，便是HCl分子与水分子之间的质子转移 作用，是由HCl—C1- 与H3O+—H2O两个共轭酸碱 对共同作用的结果。即 HCl+H2O＝H3O++Cl作为溶剂的水分子同时起着碱的作用，否则HCl就 无法实现其在水中的离解。质子(H+)在水中不能单 独存在、而是以水合质子状态存在，常写为H3O+。 为了书写方便，通常将H3O+ 简写成H+ 离子。于是 上述反应式可写成如下形式： HCl＝H++C1上述反应式虽经简化，但不可忘记溶剂水分子所起 的作用，它所代表的仍是一个完整的酸碱反应。
例题：
二、酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响 在弱酸(或弱碱)溶液中，酸(碱)以各种形式(型 体)存在的平衡浓度与其分析浓度的比例称为分布 分数，通常以δ表示。酸(或碱)各型体的分布分数决 定于酸(或碱)的性质，它只是溶液酸度(或碱度)的 函数，而与分析浓度的大小无关：酸(或碱)溶液中 各种存在型体的分布分数之和等于1。 (一)一元弱酸（碱）的分布分数 例如，一元弱酸HAc，它在溶液中只能以HAc 和Ac-两种型体存在。设其总浓度为c mol·L-1 δHAc=[HAc]/cHAc=[HAc]/[HAc]+[Ac-] =1/(1+Ka/[H+])=[H+]/([H+]+Ka) 同理：δAc-=[Ac-]/ cHAc=Ka/([H+]+Ka)
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Ac
1 HAc 0.64
[ HAc] HAc cHAc 0.36 0.10 0.036
[ Ac ] Ac cAc 0.64 0.10 0.064
10
例 写出NaNH4HPO4溶液的质子条件式。
参考水准 ： NH 4
2 HPO4
H 2O
4
得质子产物： H 3 PO4 失质子产物：
NH3
H2 PO
H3O
3 PO4
OH
则，质子条件式为：
3 [H2 PO4 ] 2[H3 PO4 ] [H3O ] [ NH3 ] [PO4 ] [OH ]
12
若HA为弱酸时，则： [A-]=
ca K a ca A [H ] Ka
ca K a KW 质子条件式为：[ H ] [ H ] Ka [ H ]
当caKa ≥20Kw时， KW项可略去，则 ：
[H ] ca K a [H ] Ka
[ H ] Ka (ca [ H ])
11
三、酸碱溶液中pH的计算
1. 一元酸碱溶液的pH计算 一元酸（HA）溶液的质子条件式：
[ H ] [ A ] [OH ]
若HA为强酸， 则[A-]的分布系数 当ca ≥20[OH-]时，
A 1, A ca
[OH-]不计，则：[H+]=[A-]=ca
如0.1000mol/LHCl,［H+］=［Cl-］ =0.1000mol/L,pH=1
[ H ] caK a 0.01 5.6 1010 =2.4×10-6mol/L
pH = 5.60 对弱碱，则：
OH
cb Kb
14
2.多元酸碱溶液的pH计算
如二元酸H2A，其质子式为：
[ H ] [ HA ] 2[ A ] [OH ]
2
[H+]的最简式
cHAc
caVa cbVb 0.1000 (20.00 19.98) 5.0 105（mol/L） Va Vb 20.00 19.98
5.0 102 pH 4.76 lg 7.76 5 5.0 10
pH =7.76
33
sp点时（Vb=Va） HAc与NaOH定量反应全部生成NaAc cb = 0.1000/2 = 0.0500（mol/L）
pH＜4.0 pH = 5.1 pH＞6.2
灰色 绿色
24
蓝色
黄色
二、滴定曲线 滴定曲线：滴定过程中溶液pH随滴 定液体积的变化曲线。 （一）强酸（强碱）的滴定 0.1000mol/LNaOH 20.00ml（V0） 0.1000mol/LHCl
25
1、滴定曲线 滴定前（V=0） [H+] = cHCl = 0.1000mol/L pH =1.00
3
4
中和反应
HCl NH3
酸1 碱2
NH4 Cl
酸2
碱1
水解反应
Ac H2O
质子自递反应
HAc OH
H 2O H 2 O
H3O OH
4
酸碱反应的平衡常数
HA H 2O
H3O A
[ A ][ H 3O ] Ka [ HA]
A H2O
在一定温度下，KHIn为一个常数 改写为
[ In ] K HIn [ HIn] [ H ]
20
[In - ] ≤ [HIn]
[In - ] ≥10 [HIn]
1 10
pH≤pKHIn-1
pH≥pKHIn+1
酸式色 HIn 碱式色 In
1 In < < 10 pKHIn -1＜pH＜pKHIn +1 10 HIn
[ H ] ca K a 0.1000 1.8 10
5
3 1.3 10 （mol/L）
pH =2.89
32
Sp点前 （Vb＜Va） HAc-NaAc缓冲体系
pH pK a lg c Ac c HAc
当Vb=19.98ml （-0.1%）时
cAc cb Vb 0.1000 19.98 5.0 102（mol/L） Va Vb 20.00 19.98
18
（一）变色原理
HO OH O O-
酚酞（PP）
C OH COOH
2OH pKa=9.1 C COO -
无色（酸式）
红色（碱式）
甲基橙(Mo)
黄色（碱式）
红色（酸式）
19
（二）变色范围 使指示剂发生颜色改变的pH值范围 如弱酸型指示剂（HIn）：
HIn
平衡时
K HIn
H In
[ H ][ In ] [ HIn]
2 C O 2 4
HC O 2 4
Ka1 Ka 2 2 [ H ] [ H ]Ka1 Ka1 Ka 2
H C O 2 2 4
HC 2 O4 C 2 O4 1
2
9
（三）水溶液中酸碱平衡的处理方法
质量平衡（material balance），MBE。略
pH = 9.70 pH = 10.66
27
当V=20.20ml （ + 1%） 时
VNaOH(ml) VHCl(ml) 滴定前 0.00 20.00 2.00 0.20 0.02
开始滴定至 18.00 计量点前
pH 1.0 2.3 3.3 4.3 7.0
19.80 19.98
计量点时 20.00 计量点后 20.02 20.20 22.00 VNaOH(过量) 0.02 0.20 2.00
[H+] = [OH-] =1.00×10-7（mol/L） pH = 7.00 sp点后（V＞V0） pH取决于过量的NaOH
V V0 [OH ] cNaOH V0 V
当V=20.02ml （+0.1%）时
(20.02 20.00) [OH ] 0.1000 5.00 105 (20.00 20.02)
[OH-] +（[A-]- cb） =
ca 最简式：[ H ] Ka cb
即：
Cb pH pK a lg Ca
16
例 计算0.20mol/LNH3-0.30mol/LNH4Cl的pH。
解
pH pK a lg C NH 3 C NH
4
0.20 9.26 lg 9.08 0.30
8
对于二元弱酸，如草酸 ，则：
c H 2C2O4 HC2O
H C O 2 2 4
2 4
C O
2 2 4
[ H ]2 2 [ H ] [ H ]Ka1 Ka1 Ka 2
[ H ]Ka1 2 [ H ] [ H ]Ka1 Ka1 Ka 2
[ H ] ca K a1
3.两性物质溶液的pH计算 如NaHA，其质子式为：[H ] [H A] [ A2 ] [OH ]
2
[H+]的最简式
[ H ] K a1 K a2
15
4.缓冲溶液的pH计算 弱酸 HA（浓度为camol/L）与共轭碱MA （浓度为cbmol/L）。如HAc-NaAc 。 质子条件式： [H+]
第5章 酸碱滴定法 （Acid-base Titration）
1
• • • • • • •
酸碱平衡 pH值的计算 指示剂 滴定曲线 终点误差 非水滴定 应用
2
第1节 水溶液中的酸碱平衡 一、酸碱质子理论 酸：给质子，碱：接受质子 HA（酸） H+ + A-(碱)
HA和A- ：共轭酸碱对
H2 PO ：两性物质
A 酚酞 B 甲基红 C 甲基橙
浓度越大，突跃范围越大
30
（二）一元弱酸（碱）的滴定
OH HA
A H2O
Kt K a / K w
0.1000mol/L (cb) NaOH， 加入的体积为Vb（ml）
0.1000mol/L (ca) HAc， 体积为Va（20.00ml）
31
1、滴定曲线 滴定前（Vb=0） HAc离解。 Ka=1.8×10-5, caKa＞20Kw, ca/Ka＞500
如NaOH
酚酞：红到无
HCl
22
（四）混合指示剂 惰性染料+指示剂 如： 甲基橙 + 靛蓝二磺酸钠 酸度 pH≥4.4 甲基橙A 靛蓝二磺酸钠 B A +B 绿色 浅灰色 紫色
23
黄色
橙色
蓝色 蓝色
pH= 4.1
pH≤3.1
红色
蓝色
指示剂A+指示剂B 如：溴甲酚绿A+甲基红B 酸度 溴甲酚绿A 甲基红B 黄色 绿色 红色 橙色 A +B 紫红
H 1 Ka H Ka 1 H
Ka A [H ] Ka
1
HA A
7
例 计算pH=5.00时，0.1mol/L HAc溶 液中各型体的分布系数和平衡浓度。
解： Ka =1.8×10-5，[H+]=1.0×10-5 mol/L
HA OH
[ HA][OH ] Kb [ A ]