酸碱滴定法ppt
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。
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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
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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
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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
分析化学课件酸碱滴定法分析
解：
故，Ka2·Kb2=Kw pKa2+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa2=14-7.20=6.80
例2 试求HS-的pKb值。已知： H2S的pKa1、pKa2分 别为7.24、14.92。
解： H2S Ka1
Ka2
HS-
S2-
Kb2
Kb1
故，Ka1·Kb2=Kw pKa1+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa1=14-7.24=6.76 14
五、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
弱酸HA、弱碱A-在水溶液中的解离反应， 即它们与溶剂之间的酸碱反应为：
酸HA
HA H2O A H3O
碱A
A H2O HA OH
弱酸HA、弱碱A-的解离常数Ka、Kb分别为：
酸HA
[H ][ A ] Ka [HA]
碱A
Kb
[HA][OH [ A ]
]
（Ka越大），则其共轭碱的碱性就越弱（Kb越 小）；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性就
越弱。
11
酸式解离
碱式解离
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
H ++
H2PO
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+ + PO 43-
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
3.NO3是一元碱
4.NH4Ac 是两性物质
4
二、共轭酸碱对
因一个质子的得失而互相转变的每一对酸和
故，Ka2·Kb2=Kw pKa2+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa2=14-7.20=6.80
例2 试求HS-的pKb值。已知： H2S的pKa1、pKa2分 别为7.24、14.92。
解： H2S Ka1
Ka2
HS-
S2-
Kb2
Kb1
故，Ka1·Kb2=Kw pKa1+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa1=14-7.24=6.76 14
五、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
弱酸HA、弱碱A-在水溶液中的解离反应， 即它们与溶剂之间的酸碱反应为：
酸HA
HA H2O A H3O
碱A
A H2O HA OH
弱酸HA、弱碱A-的解离常数Ka、Kb分别为：
酸HA
[H ][ A ] Ka [HA]
碱A
Kb
[HA][OH [ A ]
]
（Ka越大），则其共轭碱的碱性就越弱（Kb越 小）；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性就
越弱。
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酸式解离
碱式解离
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
H ++
H2PO
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+ + PO 43-
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
3.NO3是一元碱
4.NH4Ac 是两性物质
4
二、共轭酸碱对
因一个质子的得失而互相转变的每一对酸和
《酸碱滴定法教学》课件
滴定管的洗涤
使用蒸馏水、洗液等洗涤剂进行清 洗，确保滴定管内壁干净无残留。
滴定管的准备
检查滴定管是否漏水，并使用所装 溶液润洗2-3次。
指示剂的选择与使用
指示剂的种类
根据酸碱反应的滴定终点 选择合适的指示剂。
指示剂的配制
按照指示剂说明书配制适 当浓度的指示剂溶液。
指示剂的使用
在滴定过程中适时加入指 示剂，观察颜色变化判断 滴定终点。
04
酸碱滴定法的实验操作
实验目的与要求
01
02
03
04
掌握酸碱滴定法的基本原理和 操作方法。
学会使用滴定管、移液管等实 验仪器。
了解酸碱指示剂的作用和使用 方法。
培养实验操作技能和数据处理 能力。
实验原理与步骤
酸碱滴定法是一种常用的化学分析方法，通过滴加酸或碱标准溶液，利用酸碱指示 剂的变色反应来指示滴定终点。
行的程度和条件。
化学物质分离与提纯
03
在化学分析中，酸碱滴定法可以用于分离和提纯某些化学物质
，如通过酸碱反应分离和提纯某些金属离子。
在环境监测中的应用
测定水体PH值
酸碱滴定法可以用于测定水体的PH值，了解水体 的酸碱性质和污染程度。
气体分析
在环境监测中，酸碱滴定法可以用于分析气体中 的酸性或碱性物质，如二氧化碳、硫化氢等。
通过实验结果的分析和讨论， 加深对酸碱滴定法原理和操作 方法的理解，提应用
在化学分析中的应用
确定物质的含量
01
酸碱滴定法可以用于确定物质中的某些离子或官能团的含量，
如硫酸、氢氧化钠、碳酸钠等。
化学反应平衡研究
02
通过酸碱滴定法可以研究化学反应平衡常数，了解化学反应进