第4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
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、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 ]
第4章-酸碱滴定法
ca K a1 [H ] [H ] K a 1
[H ] (ca [H ])K a 1
最简式 ：(ca/Ka1≥500）
[H ] ca K a 1
分析化学课件
水溶液中. ..
酸 碱指示剂
酸碱滴定. ..
滴定终点. ..
应用与示例
非水溶液 …
小
结
1.3.3 两性物质溶液的pH计算 例: NaHA (NaHCO3) 质子条件式：[H+]+[H2A] = [A2-]+[OH-]
Ka
K 4 K a ca 2
2 a
（近似式）
caKa ≥ 20KW , ca/Ka ≥ 500
（ca-[H+]≈ ca) （最简式）
[H ] Ka ca
分析化学课件
水溶液中. ..
酸 碱指示剂
酸碱滴定. ..
滴定终点. ..
应用与示例
非水溶液 …
小
结
例 计算NH4Cl液(0.10mol/L)的pH。 解：由于caKa＞20Kw， ca/Ka=0.10/5.7×10-10＞500 故可按最简式计算：
分析化学课件
水溶液中. ..
酸 碱指示剂
酸碱滴定. ..
滴定终点. ..
应用与示例
非水溶液 …
小
结
1.2.2 质量平衡（物料平衡）
c分析 = c1+c2+c3+…… 分析浓度 = ∑ 各型体的平衡浓度
例： 醋酸水溶液
按HAc： 按总H：
c = [HAc]+[Ac-] c = [HAc] + [H+] – [OH-]
[H ] (ca [H ])K a 1
最简式 ：(ca/Ka1≥500）
[H ] ca K a 1
分析化学课件
水溶液中. ..
酸 碱指示剂
酸碱滴定. ..
滴定终点. ..
应用与示例
非水溶液 …
小
结
1.3.3 两性物质溶液的pH计算 例: NaHA (NaHCO3) 质子条件式：[H+]+[H2A] = [A2-]+[OH-]
Ka
K 4 K a ca 2
2 a
（近似式）
caKa ≥ 20KW , ca/Ka ≥ 500
（ca-[H+]≈ ca) （最简式）
[H ] Ka ca
分析化学课件
水溶液中. ..
酸 碱指示剂
酸碱滴定. ..
滴定终点. ..
应用与示例
非水溶液 …
小
结
例 计算NH4Cl液(0.10mol/L)的pH。 解：由于caKa＞20Kw， ca/Ka=0.10/5.7×10-10＞500 故可按最简式计算：
分析化学课件
水溶液中. ..
酸 碱指示剂
酸碱滴定. ..
滴定终点. ..
应用与示例
非水溶液 …
小
结
1.2.2 质量平衡（物料平衡）
c分析 = c1+c2+c3+…… 分析浓度 = ∑ 各型体的平衡浓度
例： 醋酸水溶液
按HAc： 按总H：
c = [HAc]+[Ac-] c = [HAc] + [H+] – [OH-]
《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 ]
分析化学课件 第四章 酸碱滴定法
[OH-]=(0.1000×0.02)/(20.00+20.02)
= 5.0×10-5 mol·L-1 pOH=4.30, pH=14-4.30= 9.70
2020年11月7日星期六3时
37分22秒
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讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅 为:2.28-1=1.28；而化学计量点前 后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化 为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。
碱式色
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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→甲基橙（methyl orange，MO)-双色
pH≤ 3.1,酸式色，红色； pH 4.4, 碱式色，黄色； pH 3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
上一页 下一页 返回
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若±0.1%误差范围内突跃范围为 4.30~9.70
酚酞（8.0 ~ 10.0）：半滴溶液， 无色变粉红。
甲基红（4.4 ~6.2）：半滴溶液， 红变橙；
甲基橙（3.1 ~ 4.4）：半滴溶液， 橙变黄；
3）选择指示剂的原则：
1.变色范围全部或部分在突跃范围内的指示剂指示
终点，即可保证终点误差在允许的范围。
02.00.102000 1050..130 ~9.87.070
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5）影响强酸强碱滴定突跃范围大小的因素
酸碱的浓度：浓度变为原1/10，则计量点前后H+、OH-的浓度均 为原来的1/10，所以突跃范围约减小2个pH单位。 故：酸碱滴定中，滴定剂和被测物溶液的浓度不低于~ 0.1mol/L
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21
原来的 pH 5.3 lg
0.35 0.20
5.45
四、缓冲溶液pH值的计算
习题1：计算0.3mol/L HAc与0.1mol/L NaOH等体积 混合后的pH值（pKa=4.76）
pH pK a lg cb ca 4.76 lg 0.1 0.2 4.45
习题2：10mL 0.2mol/LHCl与10mL 0.5mol/LHCOONa和2. 0×10-5mol/LNa2C2O4溶液混合，计算溶液中[C2 O42-]。（已知HCOOH pKa=3.77，H2C2O4 pKa1=1.
1
19
四、缓冲溶液pH值的计算
解：由缓冲溶液计算公式
pH pK a lg C NH 3 C
NH 4
10 9.25 lg
C NH C NH
3
4
lg
CNH CNH
3
0.74
CNH CNH
3
5.5
4
4
又 C NH C
3
NH 4
1.0
则 即需 则
nNH 0.85mol
≤
[In-] / [HIn] ≤10
或 pKHIn－1 ≤ pH ≤ pKHIn +1
→ 酸碱式体混合色
30
二、酸碱指示剂的变色范围
25 pKa2=4.29 ）(3.2×10-6mol/L)
22
(0.5 0.2) 10 pH pK a lg cb ca 3.77 lg 20 0.2 10 20 [ H ] 10 [C2O4
2 3.95
3.95
] .c
K a1 K a 2 [ H ] K a1[ H ] K a1 K a 2
3
一、强酸强碱溶液pH值的计算
强酸（Ca ）、强碱（Cb）——全部离解 HA + H2O
H3O + + A
B + H2O
OH- + HB
[ H ] [ A ] [OH ] Ca [OH ]
当Ca ＞ 10-6 mol/L，忽略水的解离
[ H ] Ca
同理
[OH ] [ HB ] [ H 3O ] Cb
2
1.0 10
5
3.2 10
6
mol / L
23
小结
强酸强碱溶液的pH值
[H ] Ca
[OH ] Cb
弱酸弱碱溶液的pH值
当Ca K a 500
Ca Ka 20 KW
H
Ca K a
Ca K a 1
OH
Cb Kb
H
若Ca，Cb较大，
C [H ] Ka a Cb pH pK a lg Cb Ca
18
四、缓冲溶液pH值的计算
若配制pH=10.00， cNH3 cNH 4 1.0mol L 的NH3- NH4Cl缓冲溶液1.0L， 问需要15 mol·L-1的氨水多少毫升？需要NH4Cl多少克？ 已知氨水的pKa=9.25
OH
Cb K b1
两性物质溶液的pH值
cK a 20 KW 且c 20K a
2
H
1
K a1 K a 2
Ca Cb Ka
H
Ka 2 Ka 3
Cb Ca
缓冲溶液的pH值
H
pH pK a lg
24
第二节
酸碱指示剂
酸碱指示剂的变色原理
4
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
1．一元弱酸碱溶液 （1）一元弱酸（Ca ）
HA + H2O 酸解离常数
H3O+ + AKa
H3O
KW H
A
Ka
HA
Ca [H ] Ka
H A OH Ca 1
+
(H 3 C) 2
N
NH
N H
SO3
红色（醌式）
－
OH H
+
－
(H 3 C) 2 N
N
N
SO3
p K a = 3 .4 黄色（偶氮式）
27
一、酸碱指示剂的变色原理
有机弱酸，单色指示剂，
OH O
－
酚 酞 （ PP）
HO
O
－
OH OH COO
－
H
+
p K a = 9 .1
COO
－
羟式（无色）
醌式（红色）
解：
已知C NaOH
0.200 1000 40 100
0.05 mol / L
由加入后pH 5.3 lg
Cb 0.35 mol / L
由加入前 pH pK a lg
Cb 0.05 0.25 0.05
5.3 lg
5.6
Cb Ca
Cb 0.25
[ H ] [ H 2 B ] [ B ] [OH ]
[H ]
精确式：
[ HB][ H ] Ka
1
K a [ HB]
2
[H ]
Kw [H ]
[H ]
K a ( K a 2c K w )
1
Ka c
1
K a , K a 较小，[HB] c
1 2
cK a 20 KW 且c 20K a
酸碱指示剂的变色范围
影响酸碱指示剂变色范围的因素
关于混合指示剂
25
一、酸碱指示剂的变色原理
a．弱的有机酸或碱 b．酸式体和碱式体颜色明显不同
c．溶液pH变化→指示剂结构改变→颜色变化，指示终点
HIn
酸式体
H + + In 碱式体
26
一、酸碱指示剂的变色原理
有机弱碱，双色指示剂，
－
甲 基 橙 （ MO）
[ H ] Ka1K a 2 6.9 10 6.2 10 2.110 mol / L
pH=4.68
15
三、两性物质溶液pH值的计算
（二）弱酸弱碱混合液—类似两性物质 例： NH4Cl+NaAc
NH 4 NH 3 H
K a'
[ NH 3 ][ H ] [ NH 4 ]
12
三、两性物质溶液pH值的计算
（一）两性物质—既可得质子，又可失质子
H 2 B HB B K K
a1 a2
H
H4 PO4
Ka
2
H
2
H
3
Ka
1
[ HB ][ H ] [ H 2 B]
[ B ][ H ] [ HB]
2
Cb Kb
最简式
7
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
计算0.01mol/L HB溶液的pH。（Ka=6.3×10-4） （1）用条件式判断：
ca K a 20 K w , 但 ca K a 500;
（2） [ H ]
Ka
K a 4ca K
2
a
2 6.3 10
4
Ka K a 4Ca K a 2
2
H
6
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
当 Ca
Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20 KW
最简式
H
Ca K a
同理
OH
Kb
Kb 4Cb Kb
2
近似式
一元弱碱（Cb ） OH
可用最简式计算
[ H ] K a ca 5.6 10 pH 5.28
10
0.05 5.3 10 ( mol / L)
9
6
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
2．多元弱酸碱(Ca)
H2A + H2O
K a1
H3O+ + HA-
H 3O HA
四、缓冲溶液pH值的计算
MBE :[ HA] [ A ] Ca Cb
[ Na ] Cb
（1） （2）
CBE :[ Na ] [ H ] [ A ] [OH （3） ]
C a [ H ] [O H ] [HA] [H ] K a K a [A ] C b [ H ] [O H ]
3
nNH
4
0.15mol
NH 3 H 2 O 为0.85mol
0.85 15 0.057 L 57 ml
20
即
NH4Cl为0.15mol
0.15×53.5=8.0 g
四、缓冲溶液pH值的计算
某缓冲溶液100mL，HA的浓度为0.25mol/L（pKa=5.3），于 此溶液中加入0.2g的NaOH（忽略体积变化）后，pH=5.6， 问该缓冲溶液原来的pH值是多少？
K HIn H
In
HIn
pH pK HIn lg
In
原来的 pH 5.3 lg
0.35 0.20
5.45
四、缓冲溶液pH值的计算
习题1：计算0.3mol/L HAc与0.1mol/L NaOH等体积 混合后的pH值（pKa=4.76）
pH pK a lg cb ca 4.76 lg 0.1 0.2 4.45
习题2：10mL 0.2mol/LHCl与10mL 0.5mol/LHCOONa和2. 0×10-5mol/LNa2C2O4溶液混合，计算溶液中[C2 O42-]。（已知HCOOH pKa=3.77，H2C2O4 pKa1=1.
1
19
四、缓冲溶液pH值的计算
解：由缓冲溶液计算公式
pH pK a lg C NH 3 C
NH 4
10 9.25 lg
C NH C NH
3
4
lg
CNH CNH
3
0.74
CNH CNH
3
5.5
4
4
又 C NH C
3
NH 4
1.0
则 即需 则
nNH 0.85mol
≤
[In-] / [HIn] ≤10
或 pKHIn－1 ≤ pH ≤ pKHIn +1
→ 酸碱式体混合色
30
二、酸碱指示剂的变色范围
25 pKa2=4.29 ）(3.2×10-6mol/L)
22
(0.5 0.2) 10 pH pK a lg cb ca 3.77 lg 20 0.2 10 20 [ H ] 10 [C2O4
2 3.95
3.95
] .c
K a1 K a 2 [ H ] K a1[ H ] K a1 K a 2
3
一、强酸强碱溶液pH值的计算
强酸（Ca ）、强碱（Cb）——全部离解 HA + H2O
H3O + + A
B + H2O
OH- + HB
[ H ] [ A ] [OH ] Ca [OH ]
当Ca ＞ 10-6 mol/L，忽略水的解离
[ H ] Ca
同理
[OH ] [ HB ] [ H 3O ] Cb
2
1.0 10
5
3.2 10
6
mol / L
23
小结
强酸强碱溶液的pH值
[H ] Ca
[OH ] Cb
弱酸弱碱溶液的pH值
当Ca K a 500
Ca Ka 20 KW
H
Ca K a
Ca K a 1
OH
Cb Kb
H
若Ca，Cb较大，
C [H ] Ka a Cb pH pK a lg Cb Ca
18
四、缓冲溶液pH值的计算
若配制pH=10.00， cNH3 cNH 4 1.0mol L 的NH3- NH4Cl缓冲溶液1.0L， 问需要15 mol·L-1的氨水多少毫升？需要NH4Cl多少克？ 已知氨水的pKa=9.25
OH
Cb K b1
两性物质溶液的pH值
cK a 20 KW 且c 20K a
2
H
1
K a1 K a 2
Ca Cb Ka
H
Ka 2 Ka 3
Cb Ca
缓冲溶液的pH值
H
pH pK a lg
24
第二节
酸碱指示剂
酸碱指示剂的变色原理
4
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
1．一元弱酸碱溶液 （1）一元弱酸（Ca ）
HA + H2O 酸解离常数
H3O+ + AKa
H3O
KW H
A
Ka
HA
Ca [H ] Ka
H A OH Ca 1
+
(H 3 C) 2
N
NH
N H
SO3
红色（醌式）
－
OH H
+
－
(H 3 C) 2 N
N
N
SO3
p K a = 3 .4 黄色（偶氮式）
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一、酸碱指示剂的变色原理
有机弱酸，单色指示剂，
OH O
－
酚 酞 （ PP）
HO
O
－
OH OH COO
－
H
+
p K a = 9 .1
COO
－
羟式（无色）
醌式（红色）
解：
已知C NaOH
0.200 1000 40 100
0.05 mol / L
由加入后pH 5.3 lg
Cb 0.35 mol / L
由加入前 pH pK a lg
Cb 0.05 0.25 0.05
5.3 lg
5.6
Cb Ca
Cb 0.25
[ H ] [ H 2 B ] [ B ] [OH ]
[H ]
精确式：
[ HB][ H ] Ka
1
K a [ HB]
2
[H ]
Kw [H ]
[H ]
K a ( K a 2c K w )
1
Ka c
1
K a , K a 较小，[HB] c
1 2
cK a 20 KW 且c 20K a
酸碱指示剂的变色范围
影响酸碱指示剂变色范围的因素
关于混合指示剂
25
一、酸碱指示剂的变色原理
a．弱的有机酸或碱 b．酸式体和碱式体颜色明显不同
c．溶液pH变化→指示剂结构改变→颜色变化，指示终点
HIn
酸式体
H + + In 碱式体
26
一、酸碱指示剂的变色原理
有机弱碱，双色指示剂，
－
甲 基 橙 （ MO）
[ H ] Ka1K a 2 6.9 10 6.2 10 2.110 mol / L
pH=4.68
15
三、两性物质溶液pH值的计算
（二）弱酸弱碱混合液—类似两性物质 例： NH4Cl+NaAc
NH 4 NH 3 H
K a'
[ NH 3 ][ H ] [ NH 4 ]
12
三、两性物质溶液pH值的计算
（一）两性物质—既可得质子，又可失质子
H 2 B HB B K K
a1 a2
H
H4 PO4
Ka
2
H
2
H
3
Ka
1
[ HB ][ H ] [ H 2 B]
[ B ][ H ] [ HB]
2
Cb Kb
最简式
7
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
计算0.01mol/L HB溶液的pH。（Ka=6.3×10-4） （1）用条件式判断：
ca K a 20 K w , 但 ca K a 500;
（2） [ H ]
Ka
K a 4ca K
2
a
2 6.3 10
4
Ka K a 4Ca K a 2
2
H
6
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
当 Ca
Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20 KW
最简式
H
Ca K a
同理
OH
Kb
Kb 4Cb Kb
2
近似式
一元弱碱（Cb ） OH
可用最简式计算
[ H ] K a ca 5.6 10 pH 5.28
10
0.05 5.3 10 ( mol / L)
9
6
二、弱酸弱碱溶液pH值的计算
2．多元弱酸碱(Ca)
H2A + H2O
K a1
H3O+ + HA-
H 3O HA
四、缓冲溶液pH值的计算
MBE :[ HA] [ A ] Ca Cb
[ Na ] Cb
（1） （2）
CBE :[ Na ] [ H ] [ A ] [OH （3） ]
C a [ H ] [O H ] [HA] [H ] K a K a [A ] C b [ H ] [O H ]
3
nNH
4
0.15mol
NH 3 H 2 O 为0.85mol
0.85 15 0.057 L 57 ml
20
即
NH4Cl为0.15mol
0.15×53.5=8.0 g
四、缓冲溶液pH值的计算
某缓冲溶液100mL，HA的浓度为0.25mol/L（pKa=5.3），于 此溶液中加入0.2g的NaOH（忽略体积变化）后，pH=5.6， 问该缓冲溶液原来的pH值是多少？
K HIn H
In
HIn
pH pK HIn lg
In