第四章 酸碱滴定法
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分析化学(第二版)第四章酸碱滴定法
1 2 3
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、缓冲溶液作用原理
二、缓冲溶液的pH计算
配制缓冲溶液时，可以查阅有关手册按配方配制，也可 通过相关计算后进行配制
三、缓冲容量和缓冲范围
1.缓冲容量 2.缓冲范围
四、缓冲溶液的选择和配制
1.缓冲溶液的选择原则
① 缓冲溶液对分析过程没有干扰 ② 缓冲溶液的ｐＨ应在所要求控制的酸度范围内 ③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量 2.缓冲溶液的配制
（1）一般缓冲溶液
（2）标准缓冲溶液
四、缓冲溶液的选择和配制
四、缓冲溶液的选择和配制
第三节 酸碱指示剂
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分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、指示剂的作用原理
一、指示剂的作用原理
Байду номын сангаас
一、指示剂的作用原理
二、指示剂的变色范围
1.指示剂的颜色变化与溶液pＨ的关系
4
计算示例
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
1.配制
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质邻苯二甲酸氢钾标定
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
（2）用基准物草酸标定
二、HCL标准溶液的配制和标定
1.配制
二、HCL标准溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质无水碳酸钠标定
三、滴定方式和应用
② 甲醛法
四、计算示例
Thank you
第四章 酸碱滴定法
第四章 酸碱滴定法
1 概述
2 缓冲溶液
3 酸碱指示剂 4 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、缓冲溶液作用原理
二、缓冲溶液的pH计算
配制缓冲溶液时，可以查阅有关手册按配方配制，也可 通过相关计算后进行配制
三、缓冲容量和缓冲范围
1.缓冲容量 2.缓冲范围
四、缓冲溶液的选择和配制
1.缓冲溶液的选择原则
① 缓冲溶液对分析过程没有干扰 ② 缓冲溶液的ｐＨ应在所要求控制的酸度范围内 ③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量 2.缓冲溶液的配制
（1）一般缓冲溶液
（2）标准缓冲溶液
四、缓冲溶液的选择和配制
四、缓冲溶液的选择和配制
第三节 酸碱指示剂
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分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、指示剂的作用原理
一、指示剂的作用原理
Байду номын сангаас
一、指示剂的作用原理
二、指示剂的变色范围
1.指示剂的颜色变化与溶液pＨ的关系
4
计算示例
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
1.配制
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质邻苯二甲酸氢钾标定
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
（2）用基准物草酸标定
二、HCL标准溶液的配制和标定
1.配制
二、HCL标准溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质无水碳酸钠标定
三、滴定方式和应用
② 甲醛法
四、计算示例
Thank you
第四章 酸碱滴定法
第四章 酸碱滴定法
1 概述
2 缓冲溶液
3 酸碱指示剂 4 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
分析化学_第四章_酸碱滴定法
MBE [H3PO4]+[H2PO4-]+[HPO42-]+[PO43-]=c CBE [Na +]=c (1) (2)
[H+]+[Na+] =[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],
• 为了消去式(2)中的非质子转移反应产物[Na+] 和[H2PO4-],将式(1)代入 式(2)，整理后既得出PBE： • [H+]+[H3PO4] =[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]
酸的电离，其反应式严格地讲都应按(4.1)式的模式来书写，
但为了简便起见，有时仍把弱酸(HB)的电离简写成： HB 中所起的作用。 H+ + B－
但要注意，这仅仅是简式而已，切记溶剂水在弱酸的电离
23:10:02
例2 NH3在水中的离解 NH3接受H+的半反应 H2O给出H+的半反应
H& H2O
总量(mol)一定等于各种碱所获得的质子的总量 (mol) ；
根据这一原则，各种得质子产物的浓度与各种失质子产物 的浓度之间一定存在某种定量关系。用得质子产物和失质 子产物的浓度来表示酸碱反应中得失质子相等的关系式称 为质子平衡方程简称质子平衡或质子条件。
23:10:03
例 浓度为c（mol/L-1）的NaH2PO4溶液：
例如HAc，它在水中反应的平衡常数称为该酸的解离常数 HAc + H2O H3O+ + Ac－
－ [ H O ][ Ac ] 3 Ka ＝ [HAc ]
23:10:02
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
[H+]+[Na+] =[H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-],
• 为了消去式(2)中的非质子转移反应产物[Na+] 和[H2PO4-],将式(1)代入 式(2)，整理后既得出PBE： • [H+]+[H3PO4] =[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]
酸的电离，其反应式严格地讲都应按(4.1)式的模式来书写，
但为了简便起见，有时仍把弱酸(HB)的电离简写成： HB 中所起的作用。 H+ + B－
但要注意，这仅仅是简式而已，切记溶剂水在弱酸的电离
23:10:02
例2 NH3在水中的离解 NH3接受H+的半反应 H2O给出H+的半反应
H& H2O
总量(mol)一定等于各种碱所获得的质子的总量 (mol) ；
根据这一原则，各种得质子产物的浓度与各种失质子产物 的浓度之间一定存在某种定量关系。用得质子产物和失质 子产物的浓度来表示酸碱反应中得失质子相等的关系式称 为质子平衡方程简称质子平衡或质子条件。
23:10:03
例 浓度为c（mol/L-1）的NaH2PO4溶液：
例如HAc，它在水中反应的平衡常数称为该酸的解离常数 HAc + H2O H3O+ + Ac－
－ [ H O ][ Ac ] 3 Ka ＝ [HAc ]
23:10:02
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
4酸碱滴定法
（4）Vb ＞ Va ：NaOH + NaAc SP后0.1% 时 ，已加入NaOH 20.02mL
36
2．滴定曲线的形状
滴定前，曲线起点高 滴定开始， [Ac-] ↑ ，⊿pH↑ 随滴加NaOH↑缓冲能力↑，
⊿pH微小
滴定近SP，[HAc]↓， 缓冲能力↓↓，⊿pH↑↑ SP前后0.1%，酸度急剧变化， ⊿pH =7.76～9.7
例：酮类，酰胺类，腈类，吡啶类 2)惰性溶剂 不参与质子转移反应，溶剂分子中无转移性 质子和接受质子的倾向，也无形成氢键的能 力常与质子溶剂混用，增加试样的溶解性 例：苯，甲苯，氯仿，四氯化碳
58
（二）溶剂的性质 1.溶剂的离解性 2.溶剂的酸碱性 溶质酸（碱）在溶剂中的表观酸（碱）强度
46
b．NH4+ + OH NH3 + H3BO3
NH3↑+ H2O NH4+ + H2BO3-
H2BO3- + HCl
Cl- + H3BO3
47
（2） 甲醛法 4NH4+ + 6HCHO (CH2)6N4H+ + 3H+ + 6H2O
以酚酞为指示剂，以NaOH滴至浅粉色
48
第四节
滴定终点误差
H3O+ + A2-
8
忽略酸的二级离解，忽略Kw
9
总结：
溶液中[H+]计算的一般方法： 1.写出溶液的质子条件式，然后将有关酸碱平
衡的常数带入，整理后得[H+]的精确式。
2.根据具体情况，对精确式进行适当的简化， 得到近似式或最简式。
10
简化时一般掌握：
第四章 酸碱滴定法 (分析化学人民卫生出版社第8版)
1、强酸（Ca ）
HA H2O
H++AH + + OH -
[H+]=[A-]+[OH-]
[A-]=Ca
[H+]=Ca+Kw/[H+]
精确式
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 6/125页 -
当Ca ≥ 20[OH-]，忽略水的解离
[H+] ≈Ca
近似式
pH＝-lg [H+]=-lgCa
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
理论变色范围 pH=2.4～4.4
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 35/125页 -
常用酸碱指示剂(P46)
人对不同颜色的敏感程度不同，红色易辨别，实际变色 范围与理论变色范围稍有区别。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 36/125页 -
注意 ： 1、酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右 ，
例：计算0.10 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH。 解：查表得邻苯二甲酸的pKa1=2.94， pKa2=5.43
cKa2 ≥ 20Kw c≥ 20Ka1
1 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH？
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 22/125页 -
例：分别计算0.05 mol/L的NaH2PO4和3.33×10-2 mol/L的 Na2HPO4溶液的pH。
溶液的颜色随溶液pH的变化而变化，当pH=pKHIn 时 ， [In-]=[HIn]，这一点的pH称为理论变色点，溶液显酸 式色和碱式色的混合色。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 33/125页 -
由于人眼对颜色的辨别能力有限，在一点上不容易观察出，必须有一
《分析化学》-图文课件-第四章
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
第4章 酸碱滴定法
三种酸强弱顺序：HCl>HAC>H2S 在共轭酸碱对中，如果酸愈易给出质子，酸性愈弱，则其共轭碱对质子的亲和 力就愈弱，就愈不容易接受质子碱性就愈弱。 其共轭碱强弱顺序：Cl-1<AC-<HS2．Ka 和 Kb 之间关系： 共轭酸碱相互依存关系 [H + ][A − ] Ka= ， [HA] 例： NH 3 + H 2 O Kb= Ka 和 Kb 之间关系 Ka·Kb=Kw NH + 4 + H 2O Ka= NH 3 + H 3 O +
−
δ1 =
[HC 2 O 4 ] [HC 2 O 4 ] = 2c [H 2 C 2 O 4 ] + [HC 2 O 4 ] + [C 2 O 4 ] K a1 [ H + ] = + 2 [ H ] + K a1 [ H + ] + K a1 K a 2
[C O ] [C 2 O 4 ] δ2 = 2 4 = 2c [H 2 C 2 O 4 ] + [HC 2 O 4 ] + [C 2 O 4 ] = K a1 K a 2 [ H ] + K a1 [ H + ] + K a1 K a 2
注意：Ka 和 Kb 之间的对应关系
§4-2 不同 pH 值溶液中酸碱存在形式的分布情况--分布曲线
引言：上次课上我们对酸碱平衡的基础理论进行简要的讨论，从这节课开始我 们介绍酸碱滴定法的有关理论和应用。这堂课我们学习分布曲线，学习它可帮 助我们深入理解酸碱滴定的过程、滴定误差以及分布滴定的可能性，而且对于 了解络合滴定与沉淀反应条件也是有用的。 任意的离解反应： HB + H 2 O 达平衡时 aq 中存在 [H3O+] H 3O + + B− [HB] [B-]
分析化学第4章 酸碱滴定法
解：已知Csp=0.05000mol/L, 终点溶液pH=4, [H+]=10-4mol/L
[OH ] [ H ] 1010 104 TE % 100% 100% 0.2% CSP 0.05000
例：同上题，若以酚酞为指示剂，滴定至 pH=9为终点，计算终点误差。 解：已知Cb=0.05000mol/L, 终点溶液pH=9, [H+]=10-9mol/L，则[OH-]=10-14/10-9=10-5 mol/L。
（2）一元弱酸碱滴定
0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc
HAC+OH-=AC-+H2O
滴定前：
[ H ] Ca K a
计量点前: HAC-NaAC缓冲系
[ HAC] [H ] Ka [ AC ]
滴入NaOH 19AC ] 20 .00 19 .98
共轭酸碱对概念 例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对
HAc H2CO3 H3PO4 NaAc NaHCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H2O
NaCO3
酸碱反应的实质
酸碱共轭体系不能单独存在 HAc(酸1)H++Ac-(碱1) H++H2O(碱2) H3O+(酸2)
C C
HAc+OH-
K
b
OH HAc Ac
W
10
14
25C
C
pKa+pKb=pKw
酸的强度与其共轭碱的强度是反比关系。 酸愈强（ pKa愈小），其共轭碱愈弱（ pKb愈 大 ），反之亦然。
[OH ] [ H ] 1010 104 TE % 100% 100% 0.2% CSP 0.05000
例：同上题，若以酚酞为指示剂，滴定至 pH=9为终点，计算终点误差。 解：已知Cb=0.05000mol/L, 终点溶液pH=9, [H+]=10-9mol/L，则[OH-]=10-14/10-9=10-5 mol/L。
（2）一元弱酸碱滴定
0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc
HAC+OH-=AC-+H2O
滴定前：
[ H ] Ca K a
计量点前: HAC-NaAC缓冲系
[ HAC] [H ] Ka [ AC ]
滴入NaOH 19AC ] 20 .00 19 .98
共轭酸碱对概念 例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对
HAc H2CO3 H3PO4 NaAc NaHCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H2O
NaCO3
酸碱反应的实质
酸碱共轭体系不能单独存在 HAc(酸1)H++Ac-(碱1) H++H2O(碱2) H3O+(酸2)
C C
HAc+OH-
K
b
OH HAc Ac
W
10
14
25C
C
pKa+pKb=pKw
酸的强度与其共轭碱的强度是反比关系。 酸愈强（ pKa愈小），其共轭碱愈弱（ pKb愈 大 ），反之亦然。
4第四章 酸碱滴定法
NH3CH 2COOH的K a1 4.5 103 ; K a 2 2.5 1010 ;
NH 4 a
解：(1) [H ] K a K
Kw Ka Kb
1.8 104 1.0 1014 3.2 107 (mol L1 ) 1.8 105 pH 6.50
•
•
强酸强碱溶液pH值的计算 弱酸弱碱溶液pH值的计算 两性物质溶液（C ） 缓冲溶液pH值的计算
水溶液中［H+］的计算方法： 1. 列出PBE式； 2. 代入有关常数和浓度数据； 3. 计算出［H+］。 注：在计算中可以进行合理的近似处理， 最后用近似式或最简式进行计算。
一、一元酸(碱)溶液的氢离子浓度计算
[ NH ] 4
精确式
[H ] K a1 ( K a 2 K
NH 4 Na H2PO4 Na2HPO4
H
K a1 K a 2 K a1 K a 2
H
H
Ka 2 Ka 3
练习题： (1)计算0.10mol HCOONH4溶液的pH值。 L-1 (2)计算0.10mol L-1氨基乙酸(NH2CH2COOH)溶液的pH 值。 HCOOH的K a 1.8 104 ; NH3的Kb 1.8 105
23 3
2
NH 4 a
[ NH ] 4 [H ] 2- 2[H ] [CO 3 ] 1 1 Ka2 K a1 Kw K
NH 4 a
精确式
[H ] 2 K a 2 K
NH 4 a
最简式***
2. 酸式盐：NH4HCO3
2 [H ] [OH ] [CO3 ] - [H2CO3 ] [NH3 ]
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对于25°C的水溶液，PH + POH = 14
2020/12/30
二、强酸强碱溶液pH计算
强酸强碱在溶液中全部解离，
例如1.0mol·L–1 HCl溶液，[H+] =1.0 mol·L–1 ， pH= - lg [H+] = - lg1.o =0.0。 0.001 mol·L–1 NaOH溶液，[OH-] = 10-3 mol·L–1, [H+] = KW / [OH-] =1.0×10-14 / 10-3 = 10-11 mol·L–1
碱 + 质子
酸碱可以是阳离子，阴离子，也可以是中性分子。 有酸才有碱，有碱必有酸，酸中有碱，碱可变酸。
2020/12/30
3、共轭酸碱对
HAc
H+ + Ac-
H2O + H+
H3O+
HAc + H2O
酸1 碱2
H3O+ + Ac-
酸2 碱1
2020/12/30
H2O + NH3 酸1 碱2
NH4+ + OH酸2 碱1
2020/12/30
练习题
1、H2O的共轭酸是
(C )
A. H2O B. HAc C. H3O+ D. OH-
2、根据酸碱质子理论，正确的说法是 ( A、B、D ) A. 酸愈强，则其共轭碱愈弱
B. H3O+是水溶液中的最强酸 C. H3O+的共轭碱是OHD. OH-是水溶液中的最强碱
2020/12/30
HCl + NH3 酸1 碱2
NH4+ + Cl酸2 碱1
结果是各反应物转化为它们各自的共轭酸或共 轭碱。
实质: 质子传递过程
2020/12/30
二、酸碱离解平衡
1、电离常数： (1)/溶液中有以下弱酸化学平衡(以醋酸为例）
HAc
Ac- + H+
H Ac
Ka
HAc
2020/12/30
(2)对于一元弱碱来说：
由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱,称为共 轭酸碱对
2020/12/30
4、水分子的两性
H2O + H2O
酸1 碱2
H3O+ + OH-
酸2 碱1
KW [H3O ][OH ] 1.0 1014 (25 C)
pKw 14.0
质子自递常数（水的离子积常数）
2020/12/30
5、酸碱反应实质
一. Brösted-Lowry theory——质子酸碱理论
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
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
2020/12/30
1、酸碱定义：
酸：凡是能给出质子（H+）的物质是酸
碱：凡是能接受质子的物质是碱
2020/12/30
2、酸碱的强弱 酸碱的强弱定量地用酸碱的离解常数Ka、Kb
的大小来表示。(Ka或Kb越大，说明对应的酸
或碱越强）
HAc + H2O
NH4+ + H2O
H3O+ + Ac-
Ka 1.80 105
H3O+ + NH3 Ka 5.6 1010
HS- + H2O
H3O+ + S2- Ka2 7.11015
第四章 酸碱滴定法
以酸碱反应为基础的滴定方法
2020/12/30
第一节 酸碱平衡的理论基础
酸碱理论 ➢ 电离理论 ➢ 电子理论 ➢ 质子理论
2020/12/30
酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质 酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
PH = -lg 10-11 = 11
2020/12/30
三、一元弱酸弱碱溶液pH计算
如果Ka[HB] 20Kw，且c / Ka 500,
[H ] Kac
一元弱碱的【OH-]的计算与之相同，将 Ka换为Kb即可。
2020/12/30
第三节、缓冲溶液
1、定义：
酸碱缓冲溶液，就是一种能对溶液的酸度起稳 定（缓冲）作用的溶液。
强弱顺序：HAc >NH4+ >HS-
2020/12/30
碱的离解常数
Ac- + H2O
NH3 + H2O
S2- + H2O
OH- + HAc Kb 5.601010
OH- + NH4+
Kb 1.80 105
OH- + HS- Kb 1.41
强弱顺序： S 2- > NH3 > Ac-
2020/12/30
2、 组成： 由浓度较大的弱酸－共轭碱，弱碱－共轭酸， 两性物质组成。强酸或强碱主要用作高酸度 （pH<2）或高碱度（pH>12）时。
2020/12/30
3.缓冲溶液的缓冲原理
如[HAC—NaAC缓冲溶液中，如果在此缓冲溶液 中，加入少量的强酸，则加的H+与溶液中的AC-结 合成HAC分子，反应（1）式向逆方向进行，溶液 中的[H+]增加不多，pH变动不大。如加入少量碱， 则加入的[OH－]与溶液中的H+结合生成水分子 H2O，从而引起HAC继续电离（即反应向右进行） 以补充消耗了的H+离子，因此，溶液中的[H+]降 低不多，pH变动不大。如果将溶液稀释（体积变 化），虽然[H+]降低了，但[AC－]也降低了，同 离子效应减弱，促使HAC的电离增加，即产生的 H+离子可维持溶液的pH基本不变。
3、共扼酸碱对Ka及Kb之间的关系
Ka
• Kb
K 1.0 1014 (25 W
C)
K
Kb
W
Ka
pKb pKw pKa
pKa pKb pKw 14.00
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续
小结 !!!
➢ 酸碱半反应不可能单独发生 ➢ 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 ➢ 酸碱反应的实质是质子的转移
BOH B+ +OH-
其电离平衡的表达式为：平衡常数Kb =
[B+] ·[OH-] [BOH]
(3)水的电离：H2O+H2O H3O++OH－ 可简写成：H2O H++OH－ 常温下，其电离平衡常数是一个常数
KW ＝ [H3O+] [OH－] = [H+] [OH－] ＝ 1.0×10-14(25℃）
3、根据酸碱质子理论下列化合物中不属于酸的
是
(D )
A. HCO3- B. NH4+ C. HAc D. Ac-
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第二节 酸碱溶液pH值的计算
一、酸的浓度和酸度 1、酸度：溶液中H+的浓度,用pH值表示。 pH = -lg[H+]
2、碱度;溶液中OH-的浓度,用pOH值表示。 pOH = -lg[OH-]
酸
碱 ＋H+
HB
B- ＋ H+
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酸碱半反应
酸 Proton donor
HAc NH4+ HCO3H6Y2+ 通式: HA
共轭碱 + 质子
Proton acceptor Proton
Ac-+Biblioteka H+NH3
+
H+
酸 碱
CO32-
+
H+
半
H5Y+
+
H+
反
应
A-
+
H+
共轭酸
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二、强酸强碱溶液pH计算
强酸强碱在溶液中全部解离，
例如1.0mol·L–1 HCl溶液，[H+] =1.0 mol·L–1 ， pH= - lg [H+] = - lg1.o =0.0。 0.001 mol·L–1 NaOH溶液，[OH-] = 10-3 mol·L–1, [H+] = KW / [OH-] =1.0×10-14 / 10-3 = 10-11 mol·L–1
碱 + 质子
酸碱可以是阳离子，阴离子，也可以是中性分子。 有酸才有碱，有碱必有酸，酸中有碱，碱可变酸。
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3、共轭酸碱对
HAc
H+ + Ac-
H2O + H+
H3O+
HAc + H2O
酸1 碱2
H3O+ + Ac-
酸2 碱1
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H2O + NH3 酸1 碱2
NH4+ + OH酸2 碱1
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练习题
1、H2O的共轭酸是
(C )
A. H2O B. HAc C. H3O+ D. OH-
2、根据酸碱质子理论，正确的说法是 ( A、B、D ) A. 酸愈强，则其共轭碱愈弱
B. H3O+是水溶液中的最强酸 C. H3O+的共轭碱是OHD. OH-是水溶液中的最强碱
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HCl + NH3 酸1 碱2
NH4+ + Cl酸2 碱1
结果是各反应物转化为它们各自的共轭酸或共 轭碱。
实质: 质子传递过程
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二、酸碱离解平衡
1、电离常数： (1)/溶液中有以下弱酸化学平衡(以醋酸为例）
HAc
Ac- + H+
H Ac
Ka
HAc
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(2)对于一元弱碱来说：
由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱,称为共 轭酸碱对
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4、水分子的两性
H2O + H2O
酸1 碱2
H3O+ + OH-
酸2 碱1
KW [H3O ][OH ] 1.0 1014 (25 C)
pKw 14.0
质子自递常数（水的离子积常数）
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5、酸碱反应实质
一. Brösted-Lowry theory——质子酸碱理论
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
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
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1、酸碱定义：
酸：凡是能给出质子（H+）的物质是酸
碱：凡是能接受质子的物质是碱
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2、酸碱的强弱 酸碱的强弱定量地用酸碱的离解常数Ka、Kb
的大小来表示。(Ka或Kb越大，说明对应的酸
或碱越强）
HAc + H2O
NH4+ + H2O
H3O+ + Ac-
Ka 1.80 105
H3O+ + NH3 Ka 5.6 1010
HS- + H2O
H3O+ + S2- Ka2 7.11015
第四章 酸碱滴定法
以酸碱反应为基础的滴定方法
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第一节 酸碱平衡的理论基础
酸碱理论 ➢ 电离理论 ➢ 电子理论 ➢ 质子理论
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酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质 酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
PH = -lg 10-11 = 11
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三、一元弱酸弱碱溶液pH计算
如果Ka[HB] 20Kw，且c / Ka 500,
[H ] Kac
一元弱碱的【OH-]的计算与之相同，将 Ka换为Kb即可。
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第三节、缓冲溶液
1、定义：
酸碱缓冲溶液，就是一种能对溶液的酸度起稳 定（缓冲）作用的溶液。
强弱顺序：HAc >NH4+ >HS-
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碱的离解常数
Ac- + H2O
NH3 + H2O
S2- + H2O
OH- + HAc Kb 5.601010
OH- + NH4+
Kb 1.80 105
OH- + HS- Kb 1.41
强弱顺序： S 2- > NH3 > Ac-
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2、 组成： 由浓度较大的弱酸－共轭碱，弱碱－共轭酸， 两性物质组成。强酸或强碱主要用作高酸度 （pH<2）或高碱度（pH>12）时。
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3.缓冲溶液的缓冲原理
如[HAC—NaAC缓冲溶液中，如果在此缓冲溶液 中，加入少量的强酸，则加的H+与溶液中的AC-结 合成HAC分子，反应（1）式向逆方向进行，溶液 中的[H+]增加不多，pH变动不大。如加入少量碱， 则加入的[OH－]与溶液中的H+结合生成水分子 H2O，从而引起HAC继续电离（即反应向右进行） 以补充消耗了的H+离子，因此，溶液中的[H+]降 低不多，pH变动不大。如果将溶液稀释（体积变 化），虽然[H+]降低了，但[AC－]也降低了，同 离子效应减弱，促使HAC的电离增加，即产生的 H+离子可维持溶液的pH基本不变。
3、共扼酸碱对Ka及Kb之间的关系
Ka
• Kb
K 1.0 1014 (25 W
C)
K
Kb
W
Ka
pKb pKw pKa
pKa pKb pKw 14.00
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续
小结 !!!
➢ 酸碱半反应不可能单独发生 ➢ 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 ➢ 酸碱反应的实质是质子的转移
BOH B+ +OH-
其电离平衡的表达式为：平衡常数Kb =
[B+] ·[OH-] [BOH]
(3)水的电离：H2O+H2O H3O++OH－ 可简写成：H2O H++OH－ 常温下，其电离平衡常数是一个常数
KW ＝ [H3O+] [OH－] = [H+] [OH－] ＝ 1.0×10-14(25℃）
3、根据酸碱质子理论下列化合物中不属于酸的
是
(D )
A. HCO3- B. NH4+ C. HAc D. Ac-
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第二节 酸碱溶液pH值的计算
一、酸的浓度和酸度 1、酸度：溶液中H+的浓度,用pH值表示。 pH = -lg[H+]
2、碱度;溶液中OH-的浓度,用pOH值表示。 pOH = -lg[OH-]
酸
碱 ＋H+
HB
B- ＋ H+
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酸碱半反应
酸 Proton donor
HAc NH4+ HCO3H6Y2+ 通式: HA
共轭碱 + 质子
Proton acceptor Proton
Ac-+Biblioteka H+NH3
+
H+
酸 碱
CO32-
+
H+
半
H5Y+
+
H+
反
应
A-
+
H+
共轭酸
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