第二章酸碱滴定法资料
第二章 滴定分析法概述
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Analytical Chemistry
返滴定法（两个反应，两种标准溶 液）
先准确加入过量标准溶液，使与试液中的待测物质 或固体试样进行反应，待反应完成以后，再用另一
种标准溶液滴定剩余的标准溶液的方法。适用于反
1. 标准溶液的配制:分为直接配制法和间接配制法
⑴基准物质和直接配制法
基准物质 ：能用于直接配制或标定标准溶液的 物质，称为基准物质或标准物质。基准物质应符 合下列要求： （1）试剂的组成应与它的化学式完全相符。 （2）试剂的纯度足够高，一般要求其纯度在99.9%以 上。 （3）试剂在一般情况下应该很稳定，在配制和贮存 中不会发生变化。 （4）试剂最好有比较大的摩尔质量。
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P29-30 表2-1 常用的基准物有： K2Cr2O7; Na2C2O4; H2C2O4.2H2O ; KHC8H4O4； Na2B4O7.10H2O；Na2CO3 ； CaCO3；NaCl
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直接配制法：直接准确称取基准物质或优级纯物质 ，溶解后用容量瓶配制，定容。 直接配制：K2Cr2O7、KBrO3等。
Analytical Chemistry
第二章 滴定分析法概述
主
讲: 孔德贤
1
常用滴定分析仪器
量筒
移液管
吸量管
酸式滴定管
容量瓶
容量仪器
2
烧杯
锥形瓶
Analytical Chemistry
2.0 滴定分析基本术语
2.0.1 基本概念
第二章酸碱滴定法
第⼆章酸碱滴定法、01414第⼆章酸碱滴定法§2-1 酸碱质⼦理论.酸碱质⼦理论如何处理酸碱平衡及有关计算;.酸碱滴定过程中pＨ的变化及指⽰剂的选择.终点误差计算及酸碱滴定法的应⽤1、酸碱的定义1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出酸:凡是能给出质⼦[H+]的物质;碱:凡是能接受质⼦的物质;酸碱反应的实质:酸碱之间的质⼦转移作⽤;酸碱可为两性物质,中性物质,阴阳离⼦;如H2PO4－、H2O、SO42－例如：HCl、H、NH4+、H2SO3、Al（H2O）6＋等都能给出质⼦，都是酸；⽽HO-、Ac-、NH3、HSO3－、CO32-等都能接受质⼦，都是碱：共轭酸碱对:酸碱之间仅相差⼀个质⼦,如:NH4+-NH3, HCl-Cl－等.⽆盐的概念和盐的⽔解,它是⽔与离⼦酸碱的质⼦转移反应2、共轭酸碱对中Ka和Kb的关系? Ka和Kb 均为弱酸弱碱的离解常数Ka×Kb =Kw =1×10-14pKa+pKb =14.00所以知道弱酸或弱碱的K值即可求其共轭碱酸的K值.对于多元酸碱: Kb1 = Kw / Kan,Kb2 = Kw/ Kan-1 ,Kbn= Kw/ Ka1.习题：1、H2PO4-的共轭碱是( )A H3PO4；B HPO42-；C PO43-；D OH-；2、NH3的共轭酸是：( )A NH2-；B NH2OH；C N2H4；D NH4+；3、溶剂的质⼦⾃递反应上⾯讨论可知，H20作为⼀种溶剂，即可作酸⼜可作碱，⽽且H20本⾝有质⼦传递作⽤，如：上述反应，有1moLH2O分⼦结出了1moL质⼦形成OH，另外1moL H2O 分⼦接受了1moL质⼦形成H3O＋，即H2O分⼦之间发⽣了质⼦(H＋)的传递作⽤，称H2O的质⼦⾃递作⽤。
其平衡常数Kw＝αH2O.αOH-称⼒⽔的质⼦⾃递常数．⽤K S表⽰。
Kw＝1.0×10-14(25?C)4、溶剂的拉平效应和区分效应1）溶剂的拉平效应将不同强度的酸被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平的效应称为溶剂的拉平效应HCl Cl-H2S O4? +H2O= H3O+ ?HSO4-Ka>>1HNO3 (⽔合质⼦)NO3–上述⼏种酸均被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平，也就是说HCl、H2SO4、HNO3这⼏种酸在⽔中⽆多⼤差别，进⼀步说明凡是⽐H3O+更强的酸，在⽔溶液中都被拉平到H3O+⽔平，H3O+是⽔溶液中最强的酸。
分析化学第二章滴定分析法概述
cHClVHCl 2
mNa 2CO 3 M Na 2CO 3
cHCl = (2×0.1535)/(106.0×28.64×10-3)
= 0.1011 mol·L-1
B）返滴定（涉及两个反应方程式）
刚开始的例子
C）置换滴定（涉及到多个反应方程式） 例3.以 KIO3 为基准物标定 Na2S2O3溶液。称取 0.1500g KIO3与过量的 KI 作用，析出的碘用 Na2S2O3溶液滴定，用去24.00mL。求此Na2S2O3溶液 的浓度。 解： 1.KIO3与过量的 KI 反应析出I2 ：
在上面的例子中，盐酸、氢氧化钠都被 配制成了标准溶液，是用碱回滴了过 量的盐酸，是滴定法的具体的运用， 而且是返滴定法（按照滴定方式分）， 下面认识一下滴定分析方法及其分类
5
项目二 标准溶液盐酸的配制
任务一：认识滴定分析法（基本术语、 分类、要求） 任务二：标准溶液的配制 子任务一：玻璃器皿的认识及操作（实 验） 子任务二：标准溶液盐酸的配制（间接 法）
2
解： 测定反应为：
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O
NaOH + HCl
NaCl + H2O
nCaCO3
== (1/2)
nHCl
3
mCaCO3/MCaCO3 = (1/2)(cHClVHCl-cNaOHVNaOH)
wCaCO3
mCaCO3 ms
100%
=[(1/2)(cHClVHCl - cNaOHVNaOH)MCaCO3/mS] ×100% =[(1/2)(0.2084×50.00-0.2108×8.52)×103×100.1/0.5000]×100% = 86.32%
医学课件第二章酸碱滴定法
滴定突跃所在的pH范围
➢滴定突跃是选择指示剂的依据
3.指示剂的选择
选择指示剂原则： 一是指示剂的变色范围全部或部分的落入滴定突跃
范围内；二是指示剂的变色点应尽量靠近化学计 量点。 NaOH滴定HCl的突跃范围: pH=4.30～9.70， 酚酞变色范围: pH=8.0(无色) ～ 10.0(红色)； 甲基红变色范围: pH=4.4(红) ～ 6.2(黄)； 甲基橙变色范围: pH=3.1(红) ～ 4.4(黄)
酸
HAC
H2CO3 HCO3－
NH4+ H6Y2+
碱
质子
A－
+
H+
HCO3－ +
H+
CO32－
+
H+
NH3
+
H+
H5Y+
+
H+
1.酸碱质子理论
共轭酸碱对
HA A- + H+ 酸碱
共轭酸碱对
酸(HA)给出质子（H+）形成共轭碱(A- ) ，或碱(A- ) 接受质子形成共轭酸(HA)
1.酸碱质子理论
酚酞、甲基红、甲基橙均适用。
案例一工业硫酸含量的测定
技能基础
一、移液管和吸量管的使用 二、容量瓶的使用 三、滴定管的使用 四、酸碱标准滴定溶液的制备 五、滴定结果计算
常用滴定分析仪器
量筒
移液管 吸量管
酸式滴定管
容量瓶
烧杯 锥形瓶
一、移液管和吸量管的使用
1．移液管和吸量管的洗涤 2．移液管和吸量管的润洗 3．移取溶液
三、滴定管的使用
4．滴定管的读数
分析化学 第二章 滴定分析
Cr2O72- + 6I- +14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62-
⑷ 间接滴定（indirection titration）
C K 2Cr2O7
1.471 1 0.02000mol L 3 294.2 250.0 10
注意结果有效 数字的保留
分析化学
通辽职业学院
m K 2Cr2O7 1 c( K 2 Cr2 O 7 ) 1 6 VK 2Cr2O7 M( K 2 Cr2 O 7 ) 6
1.471 0.1200mol / L 1 0.2500 294.2 6 1 答：此K2Cr2O7溶液的浓度为 cK Cr O 0.02000mol L
通辽职业学院
二、滴定分析法的分类
1. 按化学反应类型分类： (1)酸碱滴定法:
（method of acid-base titration）
以酸碱质子传递反应为基础的滴定分析方 法，叫做酸碱滴定法。 如： H++OHH2O
分析化学
通辽职业学院
(2)配位滴定法（络合滴定法）:
（method of complex titration）
注意学会一步列式计算
3
分析化学
通辽职业学院 例4
有0.1035mol· L-1NaOH标准溶液500.0mL，欲 使其浓度恰好为0.1000mol· L-1，问需加水多少 毫升？
同 一 物 质 溶 液 的 稀 释
酸碱滴定法
第二节酸碱滴定法教学目的：1、掌握酸碱滴定突跃范围和影响突越范围的因素。
2、掌握一元酸碱和多元酸碱能被滴定的条件和判断能否被滴定的原则。
3、熟悉选择指示剂（或混合指示剂）的原则。
4、理解一元强酸滴定一元强碱，一元强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）滴定过程中pH的变化情况（酸碱滴定曲线）。
5、了解多元酸和多元碱的滴定。
教学重点与难点：一元酸碱能被滴定的条件。
教学内容：一、方法简介什么是酸碱滴定法？酸碱滴定法（acid-base titration）：利用酸碱间的反应来测定物质含量的方法。
例如：NaOH + HCl NaCl + H2O根据等物质的量的规则：C b·V b = C a·V aC HCl·V HCl = C NaOH·V NaOH1、作为滴定分析化学反应必须满足以下几点：①反应要有确切的定量关系，即按一定的反应方程式进行，并且反应进行的完全；②反应要迅速完成，对速度慢的反应，有加快的措施；③主反应不受共存物干扰，或有消除的措施；④有确定理论终点的方法；2、进行滴定分析必须具备以下条件：①准确称量—天平，定容体积的器皿；②标准溶液；③确定理论终点的指示剂。
二、酸碱滴定曲线和指示剂的选择由于不同指示剂K HIn不同其变色范围也不同，要想正确反映理论终点的到达，必须了解滴定过程中pH值的变化规律，尤其是理论终点附近的pH值变化规律。
1、强碱滴定强酸（或强酸滴定强碱）现以c（NaOH）=0.1000mol/L滴定20.00ml c（HCl）=0.1000mol/L溶液为例：NaOH + HCl === NaCl + H2Oc（HCl）·V（HCl）= c（NaOH）·V（NaOH）滴定过程分四个阶段：滴定前、理论终点前、理论终点、理论终点后。
（1）滴定前：c（HCl）= [H+] = 0.1000（mol/L）pH=1.0（2）滴定开始到理论终点前：加入18mLNaOH，余2.000mlHCl溶液。
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20mol/L H 3PO 4， Ka 1＝10-2.12 Ka 2=10-7.20 Ka 3=10-12.36pKa 2-pKa 1>1.6 按一元酸处理cKa1=0.2×10-2.12＞20Kw c/Kw<500用近似式 [H +]=c K K K a a a 121122++-=()12.2212.212.2102.0210210---⨯++-=-0.0038+00152.00000144.0+=0.035pH=1.45b. 0.10 mol/L H 3BO 3 K a1=5.8×10-10 ( pK a1=9.24)cK a1 >20 Kw c/K a1 >500同前公式 [H+]=1a cK =24.91010.0-⨯=10-5.12c. 0.10 mol/L H 2SO 4 K a2=10-2解法1： 将H 2SO 4看作H +=HSO 4－ (强酸＋一元酸)[H +]=C a +[SO 42-]+[OH -] 不忽略[H +]2-(c-K a2)[H +])-2cK a2=0 [H +]=C a +C a 22][a a K H K ++ [H +]=2a a K C -=11.0063.0045.01.01024)01.01.0(2)01.010.0(22=+=⨯⨯+--- pH=0.96解法2. HSO 4⇔ H ++ SO 42-0.1-x 0.1+x xK a2=][]][[424--+HSO SO H =x x x -∙+1.0)1.0(=10-2 0.1x+x 2=-0.01x+10-3 x 2+0.11x-10-3=0 x=3210411.0211.0-++-=-0.055+001.0003025.0+=0.0085 [H +]=0.1+0.0085=01108 pH=0.96d. 0.10mol/L 三乙醇胺 （pK b =6.24 K b =5.810⨯-7）cK b =0.124.610-⨯>20K W c/K W >500 pOH=3.6262.3624.10101.0][---=⨯==∴b cK OHpH=14-3.62=10.38e. 5⨯10-8 mol/L HCL (HCL 浓度较小，不能忽略水的离解)解：原子条件 [H +]=C HCL +[OH -]=C HCL +][+H K W 0][][2=--∴++W H CL K H C Hw HCL HCL K C C H ++=+42][2= 14168104105.22105---+⨯+⨯ =2.57781028.11003.110---⨯=⨯+⨯pH=6.892.计算下列各溶液的pHa. 0.050 mol/L NaAc HAc Ka=10-4.74 Ac=10-9.26cKb=0.05Kw 201026.9>⨯- c/Kb=500pOH=5.28 pH=8.72b. 0.050 mol/L NH 3NO 3NH +-K a ’=K w /K b =10-14/10-4.74=10-9.26 c/Ka ’>500626.9'1024.51005.0][--+⨯=⨯==∴a cK HpH=5.28c. 0.10 mol/L NH 4CNNH +4 Ka ’=10-9.26 HCN Ka=10-9.21 (6.2)1010-⨯[H +]+[HCN]=[OH -]+[NH 3] [H+]+][][][]][['4+++-++=H K H K NH K CN H W a a Kac Kw cKa Ka H ++=∴+)'(][ cKa ’=0.126.910-⨯>20Kw c=0.1>>Ka[∴H +]=24.921.926.9101010'---=⨯=KaKa24.9=∴pHd. 0.050 mol/L K 2HPO 4 K a1=10-2.12 K a2=10-7.20 K a3=10-12.36[H+]=232)(a w a a K c K cK K ++ cK a3=0.05w K 201036.12<⨯- c= 0.05 > 20 K w[H +]=05.0)101005.0(10)(1436.1220.732---+⨯=+c K cK K w a a =2.0⨯10-10pH=9.70e. 0.050 mol/L 氨基乙酸 氨基乙酸盐 Ka1=4.5⨯10-3 （10-2.35）Ka2=2.5⨯10-10 (10-9.60)[H +]=121)(a w a a K c K cK K ++ cK a2=0.05⨯2.5⨯10-10 > 20K w c=0.05 <20 K a1[H +]=121a a a K c c K K +=6360.935.21002.1105.405.005.01010----⨯=⨯+⨯⨯ pH=5.99注：同前公式 [H +]=97.52110=a a K K pH=5.97f. 0.10 mol/L Na2SH 2S K a1=1.3⨯10-7 K a2=7.1⨯10-15K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.69⨯10-8pKb2-pKb1 >1.6 按一元cKb1 >20 Kw c/Kb1 < 500 [OH -]=c K K K b b b 121142++-=1.041.1441.1241.12⨯++- =9.4⨯10-2pOH= 1.03 pH=12.97g 0.10 mol/L H 2O 2 溶液K a =1.8⨯10-12cK a1=0.01⨯1.8⨯10-12 <20 K wc/K a2=0.01/1.8⨯10-13 >500[H +]=141210108.101.0--+⨯⨯=+w a K cK=1.67⨯10-7pH=6.78h. 0.050 mol/L CH 3CH 2NH +3 和 0.050 mol/L NH 4Cl 的混合溶液CH 3CH 2NH 2 K b =5.6⨯10-4 CH 3CH 2NH +3 Ka ’=1.78⨯10-11NH 3 Kb=1.8⨯10-5 NH +4 Ka ’=5.6⨯10-10 [H +]=1011'2'11106.51078.105.0--⨯+⨯⨯=+a a K c K c=5.38⨯10-6i. 含有 CHA=CHB=0.10 mol/L 的混合溶液 （pKHA=5.0 pKHB=9.0）cKHA > 20 Kw[H +]=3510101.0--=⨯==+HA HB HA cK cK cKpH=3.003. 计算pH 为8.0 和12.0时0.10mol/L KCN 溶液中CN -的浓度HCN Ka=6.2⨯10-10pH=8.0 δCN-=2108101085.5102.610102.6][----+⨯=⨯+⨯=+a a K H K pH=12.0 δCN-=1102.610102.6101210=⨯+⨯--- 所以，pH=8.0 [CN-]=δCN-⨯c=5.85⨯10-2⨯0.1=5.85⨯10-3 mol/LpH=12.0 [CN-]=δCN-⨯c=1⨯0.1=0.1 mol/L4. 含有C HCl =0.10 mol/L ，C NaHSO4=2.0⨯10-4 mol/L .t C HAC =2.0⨯10-6 mol/L的混合溶液。
酸碱滴定最新PPT资料
①它是我们选择指示剂的依据。凡是变色范围全部或一部 其中最关键的问题，是必须选用合适的指示剂，使滴定的终点尽可能与化学计量点相一致，但实际不完全一致。
这类分析法常用强碱的标准溶液来滴定各种无机酸、有机酸等物质，以测量它们的含量；
pH在pKHIn －1到pKHIn ＋1之间，我们才能看到指示剂的颜色变化情况。
5.滴定突跃及其意义 （2）滴定突跃有重要的实际意义
根据以上所述，指示剂的变色范围约为2个pH单位，但实际的变色范围是根据实测结果而不是根据计算。 当然，液滴愈小，超过愈少。
或采用（强酸1的）标准溶滴液来定测定突无机跃碱、与有机滴碱的定含量突。 跃范围
4.混合指示剂
在某些酸碱滴定中，pH突跃范围很窄，使用一般的 式中表示，指pH值示在p剂KHI不n ＋1能以上判时，断溶液终只显点指示，剂碱此式的时颜色可； 使用混合指示剂，它能缩小 指示剂的变色范围，使颜色变化更明显。 pH在pKHIn －1到pKHIn ＋1之间，我们才能看到指示剂的颜色变化情况。
❖ 弱酸指示剂 HIn 酸式色
In- ＋ H+ 碱式色
❖ 弱碱指示剂 InOH 碱式色
In+ ＋ OH酸式色
2.指示剂的变色范围
以弱酸指示剂为例：
指示剂的变色范围是：pH = pKHIn ± 1 式中表示，pH值在pKHIn ＋1以上时，溶液只显指示剂 碱式的颜色；pH值在pKHIn －1以下时，溶液只显酸式 的颜色。pH在pKHIn －1到pKHIn ＋1之间，我们才能 看到指示剂的颜色变化情况。
分在滴定突跃范围内的指示剂都可用来指示滴定的终点。 酸碱滴定法是建立在酸与碱发生化学反应基础上的一种滴定分析法。
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二、 酸碱滴定法基本原理
➢ 电离理论 酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
➢ 电子理论
酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
质子理论
酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
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（一） 酸碱质子理论(proton theory)
重点
1923年由布朗斯特（Bronsted）提出。 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。
学习单元二 滴定分析法
主讲 张春华
学习目标
知识点
1、理解酸碱滴定过程中PH的变化规律。 2、学习酸碱滴定过程中滴定突跃范围的确定，正确选择酸碱指示剂。 3、掌握缓冲溶液的概念、组成、缓冲原理及缓冲范围，会实际应用。 4、掌握酸碱滴定法可行性判断。 5、理解双指示剂变色原理、变色条件及滴定终点的判断。
4、滴定方式：
① 直接滴定法（常用） 标准溶液直接滴 → 待测物
重点 NaOH滴定HCL等
② 返滴定法（反应速度较慢或待测物是固体）
待测物 + 标准溶液（过量）→ 标准溶液（剩）
Al3+
{EDT量）
↑
另一标准溶液滴定{Zn2+标准溶液}
③ 置换滴定法（没有定量关系或伴有副反应） 重点
3、对化学反应的要求：
1、以下式为例
重点
NaOH + HCl = NaCl + H2O
(1)反应必须按一定的化学反应方程式进行，且定量进 行完全，通常要求达到99.9%以上，无副反应发生。 (2)反应必须具有较快的反应速度。 (3)必须有适当简便的方法确定滴定终点。 (4)存在于被测溶液中的杂质不得干扰主要反应，否则 应先除去杂质。
K2Cr2O7 + KI + H+ → I2 + 其它产物
↑
↑
↑
待测物 + 适当试剂→另一物质
↑ Na2S2O3 标准溶液滴定I2 —碘量法
④ 间接滴定法（被测组分不能直接与滴定剂反应）
Ca2+ + C2O42- → CaC2O4↓ 待测物B + 试剂A → 生成AB化合物
利用化学反应转化为C
CaC2O4↓+ H+ → H2C2O4 + Ca2+
↑ 标准溶液滴定C ,
（褪色）KMnO4标准↑溶液滴定H2C2O4间接测得B
4、滴定分析法分类
（1）酸碱滴定法(中和法)：酸、碱滴定，标准溶液配制。 （2）沉淀滴定法（银量法）：常用硝酸银标准溶液来测
定一些离子。 （3）配位滴定法（络合滴定法）：EDTA标准溶液度可滴定
多种金属离子。 （4）氧化还原滴定法：以氧化还原反应为基础，常用碘
转移过程。
13
水的质子自递常数
在水分子之间存在着的质子传递作用，称为水的质子 自递作用。这种作用的平衡常数称为水的质子自递常数 （水的离子积）：
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Kw = [H3O+][OH－] 或 Kw= [H+][OH－]
在25℃：
Kw = 10-14 pKw= 14
解离常数
NH3 + H+ H2O
NH3 + H2O
NH4+ H+ + OH－
OH－ + NH4+
有溶剂水分子参加，在这里，溶剂水起到酸的作用。
水是一种两性溶剂：
H2O + H2O
H3O+ + OH－
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 酸碱中和反应、盐的水解等，实质都是质子的
Ka·Kb = [H+][OH－] = Kw = 10-14 （25℃）
重点
结 论：
1. Ka↑，给质子能力↑强，酸性↑，共轭碱碱性 Kb↑，得质子能力↑强，碱性↑，共轭酸酸性
2. 共轭酸碱对 HA 和A- 有如下关系
Ka Kb Kw
二、 酸碱溶液PH值的计算
1、准确反映整个平衡体系中质子转移的严格的数量关 系等式——质子条件 列出质子条件的步骤： (1) 选择参考水平（溶液中大量存在，并参加质子转
移的物质） (2) 判断有质子得失的物质 (3) 总的得失质子的物质的量（单位mol）应该相等，
酸 质子 + 碱
HCl
H+ + Cl－
共轭酸碱对
这种因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱， 称为共轭酸碱对。
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酸碱半反应：
HClO4 HSO4－
NH4+ H2PO4－ HPO42－
+H3N-R-NH3+
H+ + ClO4－ H+ + SO42－ H+ + NH3 H+ + HPO42－ H+ + PO43－ H+ + +H3N-R-NH2
可见酸、碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子
当一种酸给出质子时，溶液中必定有一种碱接受质子：
HAc (酸1) H2O (碱2) + H+ HAc (酸1)+ H2O (碱2)
H+ + Ac－ (碱1) H3O+(酸2)
H3O+(酸2)+Ac－ (碱1)
溶剂水起碱的作用
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碱在水溶液中接受质子的过程:
技能点
1、掌握称量的操作规程。 2、掌握碱式滴定管的使用规范，能熟练进行滴定操作。 3、完成盐酸、氢氧化钠标准溶液的配制与标定方法。 4、完成样品中碱性物质含量的检测。 5、进一步学习酸碱滴定基本理论及相关计算。
第一节 滴定分析法
一、 概 述
1、滴定分析法
用滴定方式测量物质含量的一种方法。 常用于测定含量≥1%的常量组分，相对误 差0.2%以下(±0.1%)。
传统分析方法； 适用于常量分析； 特点：简单、准确、费用低；
2、滴定法常用术语
（1）标准溶液：已知准确浓度的试剂溶液
（2）滴定：把滴定剂从滴定管滴加到被测物质溶液中的 操作过程。 （3）化学计量点：
滴入的标准溶液与被测物质定量反应完全时，称反应 到达了化学计量点。与滴定终点之间存在终点误差。 （4）指标剂：滴定时，常在被测物质的溶液中加入一种 辅助试剂，由其颜色的变化，作为化学计量点到达的信号 终止滴定，这种辅助试剂称为指标剂。 （5）滴定终点：在滴定过程中，指示剂恰好发生颜色变 化的转变点。 （6）终点误差：滴定终点与化学计量点不一定一致，由 此而引起的分析误差。
酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子能力。用
解离常数 Ka 和 Kb 定量地说明它们的强弱程度。
HAc + H2O
Ka
[H ][Ac ]
HAc
H3O+ + Ac－ K a 1.8 105
HAc 的共轭碱的解离常数 Kb 为：
Ac－+ H2O
HAc + OH－
Kb
[HAc][OH ] [Ac ]