酸碱滴定法ppt
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分析化学经典课件酸碱滴定法PPT
1）双色指示剂：甲基橙
Kin
H
In
HIn
变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与CHIn无关
2）单色指示剂：酚酞
Kin [In ] a [H ] [HIn] C a
变色点pH取决于C ；C↑ 则pH↓，变色点酸移
✓ 例：50~100ml溶液中加入酚酞 2~3滴，pH=9变色 15~20滴，pH=8变色
➢ 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
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.0 1014
例：计算HS-的pKb值
解： HS- + H2O
H2S + OH-
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
2．温度的影响
T → Kin → 变色范围 ！注意：如加热，须冷却后滴定
3．溶剂的影响
电解质→离子强度→Kin → 变色范围
4．滴定次序
无色→有色，浅色→有色 ✓ 例： 酸滴定碱 → 选甲基橙
碱滴定酸 → 酚酞
➢ 组成
1．指示剂+惰性染料 例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色） 2．两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色）
1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式
1．滴定过程中pH值的变化 （1）滴定开始之前
[H ] Ca K a 1.810 5 0.1000 1.34 10 3 mol / L pH 2.88
（2）滴定开始至化学计量点之前
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关 系
Ka Kb Kw
Ka Kb Ks
第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt
第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt㈢多元弱酸(碱)溶液pH的计算由于Ka1>>Ka2，忽略第⼆步电离，按⼀元弱酸处理例19：计算0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH值，已知H3PO4的pKa1=2.12.pH=1.62解：cKa1>>20Kw，c/Ka＜500，⽤近似式。
=2.4×10-2mol·L-1例20：计算0.10mol·L-1的Na2CO3溶液的pH值。
已知pKb1=3.75pH=11.63解：cKb1>20Kw,c/Kb1>500，⽤最简式。
=4.2×10-3mol·L-1㈣两性物质溶液pH的计算既可给出质⼦，显酸性；⼜可接受质⼦，显碱性。
NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、NH4Ac、(NH4)2CO3及邻苯⼆甲酸氢钾等的⽔溶液。
NaHA质⼦条件：[H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]将平衡常数Ka1、Ka2及Kw代⼊上式，得：1、酸式盐(2)若允许有5%误差，cKa2≥20Kw时，可略去Kw项,得：(3)如果c≥20Ka1，则分母中的Ka1可略去，可得：最简式讨论:精确计算式(1)若HA－得、失质⼦能⼒都较弱，则[HA－]≈c；近似计算式例21：计算0.10mol·L-1的NaHCO3溶液的pH值。
已知Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11pH=8.31解：cKa2>20Kw,c>>20Ka1,⽤最简式。
例22：计算0.010mol·L-1的Na2HPO4溶液的pH值。
已知Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.4×10-13解：c>20Ka2,cKa3<20Kw,略去分母中的Ka2。
=3.0×10-10mol·L-1pH=9.52例23：计算0.050mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值。
非水酸碱滴定法PPT课件
第15页/共23页
2、有机酸的碱金属盐（滴定机理）
样品溶液：NaA + HAc
HA + Na+ + Ac-
标准溶液：HClO4 + HAc 滴定反应：H2Ac+ + Ac-
H2Ac+ + ClO42HAc
总式 NaA + HClO4
HA + Na+ + ClO4-
实例：萘普生酸钠含量测定
第16页/共23页
（2）滴定机理
2BH X Hg ( Ac)2 2BH Ac HgX 2
BH+·Ac- + HClO4
BH+·ClO4- +HAc
实例：盐酸麻黄碱含量测定
第18页/共23页
C、有机碱的硫酸盐（同A，硫酸奎宁）
D、有机碱的硝酸盐 （1）滴定机理同A （2）用电位法指示终点 （3）实例：硝酸毛果芸香碱含量测定
3、溶剂应能使滴定突跃明显，即D小，Ks小；但溶解性差，加入极性溶剂可增强
溶解性。
实例：非水滴定测双胺噻唑：溶剂[冰醋酸（D6.2）+ 二恶烷（D2.2）]， 增突跃范围
4、经济实用。
第10页/共23页
一、溶剂的选择
第三节 非水碱量法
CKb 108 选酸性溶剂增强其碱性
常用冰醋酸 二、标准溶液与基准物质 （一）配制 （1）除水 （CH3CO）2O + H2O = 2CH3COOH
1molH+全部转换成1molNH4+（溶剂合质子酸）
3、规律 ⑴酸性溶剂是碱的均化溶剂，是酸的区分溶剂。
⑵碱性溶剂是酸的均化溶剂，是碱的区分溶剂。 ⑶惰性溶剂是良好的区分溶剂。
2、有机酸的碱金属盐（滴定机理）
样品溶液：NaA + HAc
HA + Na+ + Ac-
标准溶液：HClO4 + HAc 滴定反应：H2Ac+ + Ac-
H2Ac+ + ClO42HAc
总式 NaA + HClO4
HA + Na+ + ClO4-
实例：萘普生酸钠含量测定
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（2）滴定机理
2BH X Hg ( Ac)2 2BH Ac HgX 2
BH+·Ac- + HClO4
BH+·ClO4- +HAc
实例：盐酸麻黄碱含量测定
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C、有机碱的硫酸盐（同A，硫酸奎宁）
D、有机碱的硝酸盐 （1）滴定机理同A （2）用电位法指示终点 （3）实例：硝酸毛果芸香碱含量测定
3、溶剂应能使滴定突跃明显，即D小，Ks小；但溶解性差，加入极性溶剂可增强
溶解性。
实例：非水滴定测双胺噻唑：溶剂[冰醋酸（D6.2）+ 二恶烷（D2.2）]， 增突跃范围
4、经济实用。
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一、溶剂的选择
第三节 非水碱量法
CKb 108 选酸性溶剂增强其碱性
常用冰醋酸 二、标准溶液与基准物质 （一）配制 （1）除水 （CH3CO）2O + H2O = 2CH3COOH
1molH+全部转换成1molNH4+（溶剂合质子酸）
3、规律 ⑴酸性溶剂是碱的均化溶剂，是酸的区分溶剂。
⑵碱性溶剂是酸的均化溶剂，是碱的区分溶剂。 ⑶惰性溶剂是良好的区分溶剂。
新版第四章-酸碱滴定法课件.pptx
4NH4+ + 6HCHO == ( CH2 )6N4 + 4H+ + 6H2O 置换出来酸，可用NaOH滴定： H+ + OH- = H2O
4NH4+ ~ 4H+ ~ 4OH+-
nNH
4
nNaOH
1
n 2 n ( NH 4 )2 SO2
NaOH
m( NH 4 )2 SO4 M ( NH 4 )2 SO4
10 3 M Na2CO3 m试样
100 %
1 (0.2785 23.66 2) 103 106.0
2
100% 73.71%
0.9476
精选
8
11. 称取混合碱试样0.6524 g，以酚酞为指示剂，用0.1992 mol / L HCl标准溶液滴定至终点， 用去酸溶液21.76 mL。再加甲基橙指示剂，滴定至终点，又消耗酸溶液27.15 mL。求试样 中各组分的百分含量。
解： （1）第一化学计量点 NaOH + H3A == NaH2A + H2O
反应产物为NaH2A（两性物质），与其有关的K值为： ∴ pH = 4.00 指示剂为甲基橙
（2）第二化学计量点 NaOH + NaH2A == Na2H A + H2O
反应产物为Na2HA（两性物质），与其有关的K值为： ∴ pH = 9.00 指示剂为酚酞
解：KHC2O4·H2C2O4 + 3NaOH = KNaC2O4+ Na2C2O4 + 3H2O
1
3 n n NaOH
KHC2O4 H2C2O4 2H2O
1 m 3
KHC2O4 H 2C2O4 2H 2O
《分析化学》课件——3 酸碱滴定法
30
缓冲溶液
[H ]
Ka
c HA cA
取负对数，得：
最简式
pH
pKa
lg
cA cHA
可见，当cHA cA时，pH pKa
31
例6
计算 0.10 mol·L-1 NH4Cl 和 0.20 mol·L-1 NH3缓冲溶液的 pH？
解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大， 用最简式计算得：
24
例3
计算 0.10 mol·L-1 NH3 溶液的 pH？
解： Kb = 1.80×10-5，用最简式计算：
弱碱
[OH ] cKb 1.3 103 mol L1 pOH 2.89 pH 11.11
25
3. 多元酸（碱）溶液
二元酸 H2B 质子条件：
[H+] = [HB-] + 2[B2-] + [OH-]
PBE不含原始物质，质子转移多个时存在系数
17
例1
HAc NaCN
[H+] = [Ac-] + [OH-] [H+] + [HCN] = [OH-]]
H2O作零 水准
Na2S
[H+] + [HS-] + 2[H2S] = [OH-]
NaHCO3 [H+] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
NaH2PO4 [H+] + [H3PO4] = [HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
(NH4)2HPO4 [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
缓冲溶液
[H ]
Ka
c HA cA
取负对数，得：
最简式
pH
pKa
lg
cA cHA
可见，当cHA cA时，pH pKa
31
例6
计算 0.10 mol·L-1 NH4Cl 和 0.20 mol·L-1 NH3缓冲溶液的 pH？
解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大， 用最简式计算得：
24
例3
计算 0.10 mol·L-1 NH3 溶液的 pH？
解： Kb = 1.80×10-5，用最简式计算：
弱碱
[OH ] cKb 1.3 103 mol L1 pOH 2.89 pH 11.11
25
3. 多元酸（碱）溶液
二元酸 H2B 质子条件：
[H+] = [HB-] + 2[B2-] + [OH-]
PBE不含原始物质，质子转移多个时存在系数
17
例1
HAc NaCN
[H+] = [Ac-] + [OH-] [H+] + [HCN] = [OH-]]
H2O作零 水准
Na2S
[H+] + [HS-] + 2[H2S] = [OH-]
NaHCO3 [H+] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
NaH2PO4 [H+] + [H3PO4] = [HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
(NH4)2HPO4 [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
分析化学—酸碱滴定法-课件
生成带正负电荷的离子时，单位体积中正电 荷的总数等于负电荷的总数，或者说正电荷 的总浓度等于负电荷的总浓度。
假设溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式〔CBE〕。对于水溶 液中的电荷平衡，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：
假设溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式〔CBE〕。对于水溶 液中的电荷平衡，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：
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
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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
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
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关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
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例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
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碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
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H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应 该反应的平衡常数KW →水的质子自递常数
Kw = [H+][OH-]
Kw，也称为水的离子积，其值与浓度、压力无关， 而与温度有关。在25℃时，Kw =1.00×10−14。
2.酸碱离解常数
（2）酸碱离解常数
以HA代表一元弱酸，在水溶液中发生离解反应 HA + H2O H3O+ + A-
pKb越大）。
1.酸碱质子理论
酸碱反应的实质
醋酸与氨在水溶液中的中和反应
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果，酸碱反应 的实质就是酸失去质子，碱得到质子，即为酸碱之间发生 质子转移的过程
。
2.酸碱离解常数
（1）水的质子自递作用
H2O + H2O
H3O+ + OH –
强酸或强碱在水溶液中全部离解，当强酸或强碱溶液的浓度很小
（例如小于10-6 mol/L）时[H+] = Kw
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
一元弱酸（弱碱）溶液
一元弱酸的浓度为ca mol/L 当caKa≥20Kw时，且Kcaa ≥500时
[H+]
=
ca Ka
最简式
一元弱碱的浓度为Cb mol/L c
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
标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小 的两性 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所 组成，如H2PO4--HPO42-。
4.酸碱缓冲溶液
缓冲溶液的PH的计算 HA （浓度Ca）+ NaA（浓度Cb）
[H+]＝
pH＝ +
4.酸碱缓冲溶液
缓冲容量及缓冲范围
缓冲溶液的缓冲能力以缓冲容量β来量度 缓冲溶液总浓度越大，缓冲容量就越大。当总浓度
反应达到平衡时
Ka
[H ][A [HA]
]
平衡常数Ka称为酸的离解常数，它是衡量酸强弱的参 数。Ka越大，表明该酸的酸性越强。在一定温度下Ka
是一个常数，它仅随温度的变化而变化。
与此类似，碱在水溶液中也发生离解反应，它的平衡
常数用Kb表示，称为碱的离解常数，Kb是衡量碱强弱
的尺度。
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
一定时，缓冲组分的浓度比愈接近1∶1，缓冲容 量越大
弱酸 -共轭碱体系：缓冲范围为pH=pKa±1
弱碱 -共轭酸体系： 缓冲范围为pOH=pKb±1 或 pH=pKw - pKb±1
4.酸碱缓冲溶液
缓冲溶液的选择
缓冲溶液的选择原则为： ①缓冲溶液对分析过程无干扰。 ②所需控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围之 内。 ③缓冲溶液应有足够的缓冲容量。 ④组成缓冲溶液的物质应廉价易得，避免污染 环境。
酸的浓度和酸度 酸度：是指溶液中H+的浓度，常用pH表示。 酸的浓度：就是酸的分析浓度，即物质的量浓度。为总
浓度，它包括未离解和已离解酸的浓度。 一元强酸（强碱）溶液H+ 溶度的计算
一元强酸溶液中氢离子的浓度等于该酸溶液的浓度；
[H+]＝ca
一元强碱溶液中氢氧根离子的浓度等于该碱溶液的浓度。
[OH－]= cb
当 Cb Kb≥20Kw时， 且Kb ≥500时
[OH-]=
最简式
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
多元弱酸（碱）溶液 多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca
[H+]=
多元弱碱：设二元弱碱分析浓度为Cb [OH-]=
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
两性物质溶液
NaHA
[H+]=
Na H2PO4 [H+]=
二.酸碱指示剂
1.酸碱指示剂的作用原理 2.指示剂的变色范围及变色点 3.影响指示剂变色范围的因素 4.混合指示剂
二.酸碱指示剂
1.酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂为有机弱酸或弱碱，酸式体和碱式体颜色 明显不同，溶液pH变化，指示剂结构改变，指示终 点
甲基橙（MO）
(H3C)2 + N
NH N
H 红色（醌式）
Na2HPO4
[H+]=
4.酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲） 作用的溶液
缓冲溶液的组成
弱酸及其共轭碱 HAc-NaAc
弱碱及其共轭酸 NH3-NH4Cl 强酸溶液 0.1mol/L HCl溶液、
强碱溶液 0.1mol/L NaOH溶液
一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对 所组成。
第二章 酸碱滴定法
NaOH H2SO4
第二章 酸碱滴定法
理论学习要点
酸碱质子理论、酸碱离解常数、共轭酸碱对的概念、 酸碱反应实质及溶液中H+浓度的计算、酸碱缓冲溶 液的概念、酸碱指示剂的作用原理，及酸碱滴定的 原理。
能力目标
能够制备盐酸、氢氧化钠标准滴定溶液
能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸、冰乙酸、氨水中 氨、混合碱中各组分的含量
共轭酸碱对：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。
共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足
Ka·Kb = Kw
或
pKa + pKb = pKw
因此，对于共轭酸碱对来说，酸的酸性越强（即
pKa越大），则其对应的共轭碱的碱性就越弱 （即pKb越小）；反之，酸的酸性越弱（即pKa
越小），则其对应的共轭碱的碱性就越强（即
能够对酸碱滴定法的滴定结果进行计算
案例一工业硫酸含量的测定
案例教学分析：
1、任务内容：工业硫酸含量的测定 2、工作标准：GB/T 534—2002 3、知识目标 ①溶液的酸碱性
②酸碱滴定法的基本原理 ③酸碱指示剂的作用原理 4、技能目标 ①熟练操作移液管、容量瓶、滴定管等滴
定分析仪器 ②酸碱标准滴定溶液的制备 ③能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸的含 量和
酸碱滴定的有关计算 ④能够解读国家标准
案例一工业硫酸含量的测定
理论基础
(a) 溶液的酸碱性与PH (b) 酸碱指示剂 (c) 强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原
理一Βιβλιοθήκη 溶液的酸碱性与PH1.酸碱质子理论 2.酸碱离解常数 3.酸碱溶液中H+ 溶度的计算 4.酸碱缓冲溶液
1.酸碱质子理论
酸——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 酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。