第三章 酸碱滴定法
1.00 2.28 3.30 4.30 7.00 9.70 10.70 11.68 12.52
滴 定 突 跃
31
（2）滴定曲线
以0.1000mol/L NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HCl为例
KaKb= [H3O+][OH-]=Kw
pKa+pKb=pKw
5
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
2．酸碱离解常数
（3）酸碱反应实质—质子传递 强酸强碱反应： H++OH- ＝ H2O
Kt＝1/Kw Kt＝Ka(HA) /Kw Kt＝Kb(A-) /Kw
6
强碱与弱酸的反应 HA+OH- →A-+H2O
20
2.指示剂作用原理
酸碱指示剂一般是一些有机弱酸或弱碱，其酸
式与共轭碱式具有不同的颜色。当溶液pH改变
时，酸碱指示剂获得质子转化为酸式，或失去
质子转化为碱式，由于指示剂的酸式与碱式具
有不同的结构因而具有不同的颜色。
21
二、酸碱指示剂变色域
1. 变色范围
HIn 酸式
KHIn
H++In碱式
[ In ] 1 呈酸式色 [ HIn] 10
12
三、酸碱缓冲溶液
1.缓冲容量与缓冲范围 （1）缓冲容量β
缓冲容量物理意义：
使1L缓冲溶液的pH值增加或减少极小值时
所需要加入强碱或强酸的物质的量（mol）。
缓冲容量愈大，溶液的缓冲能力愈强。
13
三、酸碱缓冲溶液
1.缓冲容量与缓冲范围 （1）缓冲容量β （续）
影响缓冲容量大小的因素：缓冲容量β值取决于溶液的
29
1．强碱（酸）滴定强酸（碱） （1）滴定过程溶液pH变化
（以NaOH滴定HCl为例）
溶液为盐酸
滴定开始前： [H+]=cHCl 等量点前：
NaOH完全反 应，盐酸过 量
HCl与NaOH 等量反应
等量：pH=7
等量点后： [OH ]
cNaOH VNaOH（过量） V总 HCl完全中和，
强酸与弱碱的反应 A-+H+ → HA
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
3．浓度、活度与离子强度 （1）活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度， 以 表示 a （2）活度与浓度关系：
a =c
离子的活度系数 ：与溶液中各种离子的总浓度 和离子所带的电荷数有关 （3）离子强度 ：是综合考虑了溶液中各种离子的 浓度与其电荷数的物理量，用 表示I 。
NaOH过量
30
（1）滴定过程溶液pH变化（续）
以0.1000mol/L NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HCl为例
加入NaOH （mL） 0.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
HCl被滴定 百分数 0.00 90.00 99.00 99.90 100.00 100.1 101.0 110.0 200.0
3.1 4.4
甲基橙
4.0 pT 4.4 6.2 5.0 pT=pKa 8.0
甲基红
百里酚蓝
9.6 9.0
百里酚酞: 无色 9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝
23
三、影响指示剂变色范围的因素
指示剂用量: 一般宜少不宜多, 看清颜色即可
温度: 温度影响pKHIn , 影响变色间隔,一般应
性质、浓度和pH。 缓冲剂的浓度愈大，其缓冲容量也愈大； 缓冲溶液的总浓度一定，当缓冲组分比等于1时，缓 冲容量最大，缓冲能力最强。 通常将两组分的浓度比控制在0.1~10之间比较合适
14
（2） 缓冲范围
缓冲溶液所能控制的pH值范围称为缓冲溶液的缓冲范围。
对于酸式缓冲溶液的缓冲范围：为pKa两侧各一个pH单 位：
变色时pH 值
3.25 4.1 4.3 5.1
颜色
酸式色 蓝紫 紫 碱式色 绿 黄绿
备
注
pH=3.2，蓝紫色； pH=3.4，绿色
橙
蓝绿
pH=3.5，黄色； pH=4.05，绿色； pH=4.3，浅绿
酒红
绿 pH=5.4，蓝绿色； pH=5.8，蓝色； pH=6.0，蓝带紫； pH=6.2，蓝紫 pH=7.0，紫蓝 pH=8.2，玫瑰红； pH=8.4，清晰的紫色 从黄到绿，再到紫
用于Na2CO3标定HCl时指示终点 由于颜色互补使变色间隔变窄, 变色敏锐.
26
几种常见的混合指示剂
指示剂溶液的组成 一份0.1%甲基黄乙醇溶液 一份0.1%次甲基蓝乙醇溶液 一份0.1%甲基橙水溶液 一份0.25%靛蓝二磺酸水溶液 一份0.1%溴甲酚绿钠盐水溶液 一份0.2%甲基橙水溶液 三份0.1%溴甲酚绿乙醇溶液 一份0.2%甲基红乙醇溶液 一份0.1%溴甲酚绿钠盐水溶液 一份0.1%氯酚红钠盐水溶液 一份0.1%中性红乙醇溶液 一份0.1%次甲基蓝乙醇溶液 一份0.1%甲酚红钠盐水溶液 三份0.1%百里酚蓝钠盐水溶液 一份0.1%百里酚蓝50%乙醇溶液 三份0.1%酚酞50%乙醇溶液
17
第二节 酸碱指示剂
问题 酸碱滴定终点用什么来指示？常用酸
碱指示剂有哪些？酸碱指示剂变色原理是
什么？使用时要注意哪些问题？
18
一、指示剂作用原理
1. 酸碱指示剂的酸形和碱形具有不同的颜色. 例1 甲基橙 (MO) (CH3)2N— —N=N—
OH- H+
—SO3-
pKa=3.4
+ (CH3)2N=
第三章 酸碱滴定法
第一节 概述
问题
如何确定酸（碱）溶液中酸（碱）浓度和酸度？
酸碱反应的实质是什么？什么是酸碱缓冲溶液？
如何衡量酸碱缓冲溶液的缓冲能力？在实际应用 中，应如何选择合适的缓冲溶液？
1
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
1.酸碱质子理论
（1）酸碱定义：凡是能给出质子（H+）的物质就是酸； 凡是能接受质子的物质就是碱。 HAc ⇌ Ac- + H+ NH4+ ⇌ NH3 + H+ 酸 ⇌ 共轭碱 + 质子
二、酸碱水溶液中H+浓度计算
1. 酸碱溶液常见几种类型 (1)强酸、强碱 如HCl、NaOH
(2)一元弱酸碱 HA 如HAc、NH3· H2O
多元弱酸碱 H2A, H3A 如H2CO3、H3PO3
(3)两性物质 HA- 如HCO3-、H2PO32-等
(4)共轭酸碱:HA+A- 如HAc-Ac-、NH4-NH3 (5)混合酸碱:强+弱，弱+弱
2.缓冲溶液选择 缓冲溶液的选择原则
（1）对测量过程应没有干扰 （2）所需控制的pH 值应在缓冲溶液的缓冲范围 之内 （3）有足够的缓冲容量以满足实际工作需要 （4）组成缓冲溶液的物质应廉价易得，避免污染 环境
16
三、酸碱缓冲溶液
3.常用缓冲溶液
缓冲溶液
氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH
pKa
2.35 2.86
下表列出了各类酸碱水溶液[H+]的计算式及其在允许 有5%误差范围内的使用条件 。请查阅教材p54
10
11
三、酸碱缓冲溶液
凡能抵御因加少量酸或碱及因受到稀释而造成pH显著
改变的溶液叫做缓冲溶液。
缓冲溶液多数为含有一定浓度的“共轭酸碱对” 如：HAc～NaAc、NH3•H2O～NH4Cl 一些较浓的强酸或强碱，也可作为缓冲溶液，如 0.1mol/L的HCl溶液、0.1mol/L的NaOH溶液等。
2．酸碱离解常数
（2）酸碱离解常数
酸碱在水溶液中的离解反应进行的程度可用Ka，Kb衡量。 HA ⇌ A- + A-+H
H+
[ H ][ A ] Ka HA
[ HA][OH ] Kb [ A ]
2
O⇌HA+OH-
Ka为酸离解常数；Kb为碱离解常数
Ka、 Kb是衡量碱强弱的尺度，其值越大，酸碱性越强。 共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足
缓冲范围
1.5～3.0 2～3.5
甲酸+NaOH HAc+NaAc
六次甲基四胺+HCl H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-) NH4++NH3
3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
6.1
黄绿
蓝绿
7.0 8.3 9.0 9.9
紫蓝 黄 黄 无色
绿 紫 紫 紫
一份0.1%酚酞乙醇溶液 一份0.1%百里酚酞乙醇溶液
二份0.1%百里酚酞乙醇溶液
pH=9.6，玫瑰红； pH=10，紫色
27
第三节 酸碱滴定条件的选择
问题 如何描述不同类型酸碱滴定过程中溶液 H+浓度的变化规律？如何给某一酸碱滴定 反应选择一合适的指示剂？是否所有的酸 或碱均能被准确直接滴定？能被准确直接 滴定的条件是什么？
HAc是Ac-的共轭酸，Ac-是HAc的共轭碱，HAc和Ac是一对共轭酸碱对。同样NH4+和NH3也是一对共轭酸 碱对
2
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
1. 酸碱质子理论
（2）酸（碱）在水中的离解平衡 例: HAc在水中的离解反应
半反应1: HAc
⇌
Ac-
+
H+
半反应2: H+ + H2O ⇌ 总反应: HAc + H2O ⇌ 简写为: 所以HAc在水中表现出酸性 HAc ⇌ Ac- +
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第三章 酸碱滴定法
B4 O7
2
5 H 2 O 2 HCl 4 H 3 BO 3 2Cl
滴定时可采用甲基红为指示剂，溶液由黄色变 为红色即为终点。
二、碱标准溶液的配制和标定
标准溶液一般用氢氧化钠 配制方法：氢氧化钠具有很强的吸湿性，易生产 NaCO3,所以只能间接配制，然后再标定其浓度。 标定方法：常用邻苯二甲酸氢钾基准物质标定 化学计量点时：
以HCl滴定NH3为例：
①开始滴定前
[OH ]
cK b
c NH 3 c NH
4
②化学计量点前
[OH ] K b
③化学计量点时
[H ]
Kw Kb
c NH
4
④化学计量点后
[ H ] c HCl ( 过量）
3.7 多元酸碱的滴定
1 多元酸的滴定（以NaOH滴定H3PO4为例）
K a1 K a 2 [ H ] [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
H
2A
HA
2
A
3
K a1 K a 2 K a 3 [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
[H ] c HOAc K a
[ HOAc ] [OAc ]
K b c OAc Kw Ka c OAc
②化学计量点前
[H ] K a
③化学计量点时
[OH ]
④化学计量点后
[OH ]
V 过量 OH [OH ] V总
2
5 H 2 O 2 HCl 4 H 3 BO 3 2Cl
滴定时可采用甲基红为指示剂，溶液由黄色变 为红色即为终点。
二、碱标准溶液的配制和标定
标准溶液一般用氢氧化钠 配制方法：氢氧化钠具有很强的吸湿性，易生产 NaCO3,所以只能间接配制，然后再标定其浓度。 标定方法：常用邻苯二甲酸氢钾基准物质标定 化学计量点时：
以HCl滴定NH3为例：
①开始滴定前
[OH ]
cK b
c NH 3 c NH
4
②化学计量点前
[OH ] K b
③化学计量点时
[H ]
Kw Kb
c NH
4
④化学计量点后
[ H ] c HCl ( 过量）
3.7 多元酸碱的滴定
1 多元酸的滴定（以NaOH滴定H3PO4为例）
K a1 K a 2 [ H ] [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
H
2A
HA
2
A
3
K a1 K a 2 K a 3 [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
[H ] c HOAc K a
[ HOAc ] [OAc ]
K b c OAc Kw Ka c OAc
②化学计量点前
[H ] K a
③化学计量点时
[OH ]
④化学计量点后
[OH ]
V 过量 OH [OH ] V总
分析化学-酸碱滴定
2
HCl
Ka≥10-7才能准 确滴定.
位
0
50
100
150
200 即cKa≥10-8
影响滴定突跃的因素
滴定突跃：pKa+3 ～-lg[Kw/cNaOH(剩余)]
➢ 浓度: 增大10倍，突跃增加1个pH单位（上限）
➢ Ka：增大10倍，突跃增加1个pH单位（下限） 弱酸准确滴定条件：cKa≥10-8 对于0.1000mol·L-1 的HA, Ka≥10-7才能准确滴定
d. 化学计量点后 (After stoichiometric point)
加入滴定剂体积 20.02 mL
[OH-]=(0.10000.02)/(20.00+20.02)=5.010-5
pOH=4.30, pH=14.00-4.30=9.70 滴加体积:0~19.98 mL; pH=7.74-2.87=4.87 滴加体积:19.98~20.02 mL; pH=9.70-7.70= 2.00 滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
c. 化学计量点(stoichiometric point)
生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），浓度为： cb=20.000.1000/(20.00+20.00)=5.0010-2 mol/L, 此时溶液呈碱性，需要用 pKb (Ac ) 进行计算
pKb 14.00 - pKa = 14.00-4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb)1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 溶液 pOH=5.28, pH=14.00-5.28=8.72
0
0
100
200%
滴定百分数,T%
不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线
酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法教学目标了解酸碱平衡的理论掌握酸碱溶液pH的计算掌握酸碱指示剂的作用原理及变色范围掌握酸碱滴定法的应用重点与难点酸碱溶液pH的计算酸碱指示剂的作用原理及变色范围酸碱标准溶液的配制与标定定义：酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。
适用：（1）水溶液体系；（2）非水溶液体系。
实质：酸碱反应。
第一节酸碱平衡的理论基础一、酸碱质子理论酸碱质子理论认为：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。
当某种酸HA失去质子后形成酸根A-，它自然对质子具有一定的亲和力，故A-是碱。
共轭酸碱对：由于一个质子的转移，HA与A-形成一对能互相转化的酸碱，称为共轭酸碱对。
这种关系用下式表示：如：HA ≒A－+ H+质子论的特点：（1）具有共轭性。
（2）具有相对性。
（3）具有广泛性。
二、溶剂的质子自递反应及其常数在水溶液中H2O + H2O ≒H3O+ + OH –水的离子积：Kw =[ H3O+].[ OH –]=[ H+].[ OH –]=10-14•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→水的质子自递反应五、酸碱的强度二、酸碱解离平衡一元共轭酸碱对的K a和K b有如下关系：如醋酸的解离：HAc（酸1）+ H2O （碱2）≒H3O+（酸2）+ Ac- （碱1）由上式得：解：NH3的共轭酸为NH4+，它与H2O的反应：第二节水溶液中酸碱组分不同型体的分布一、有关概念1、平衡浓度：在弱酸(碱)的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。
各存在形式的浓度称为平衡浓度。
2、分析浓度：各平衡浓度之和称为总浓度或分析浓度。
3、分布分数某一存在形式占总浓度的分数，称为该存在形式的分布分数，用符号δ表示。
二、影响各存在型体平衡浓度的大小由溶液氢离子浓度所决定，因此每种型体的分布分数也随着溶液氢离子浓度的变化而变化。
分布分数δ与溶液pH间的关系曲线称为分布曲线。
学习分布曲线，可以帮助我们深入理解酸碱滴定、配位滴定、沉淀反应等过程，并且对于反应条件的选择和控制具有指导意义。
第三章酸碱滴定法
c( HCl )
mNa 2CO3 10
3
1 M ( Na2CO3 )(VHCl V0 ) 2
1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl ⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/L NaOH→0.1mol/L HCl ⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基橙 （差） 0.01mol/L NaOH→0.01mol/L HCl ⊿pH=5.3～8.7 选择甲基红，酚酞（差）
突跃消失;
（9）直接滴定条件：
cKa≥10-8
三、强酸滴定弱碱
HCl（0.1000mol/L）→NH3•H2O（0.1000mol/L,20.00mL）
1. 滴定曲线： 与强碱滴定强酸类似，曲线变化相反 2. 影响滴定突跃的因素和指示剂的选择： （1）影响因素：被滴定碱的性质，浓度 （2）指示剂选择：⊿pH =6.34～4.30， 选甲基橙，甲基红 3．弱碱能被准确滴定的判别式： Cb •Kb≥ 10-8
二、酸碱反应 酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
醋酸在水中的离解：
半反应1 HAc（酸1） Ac- （碱1） + H+
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
强酸和强碱反应： H3O+ + OH –＝ H2O + H2O 三、弱电解质的电离平衡 1、电离常数
第三章
酸碱滴定法
第一节 概述
一、酸碱的定义 酸碱质子理论认为：
第三章 酸碱滴定法
c HB c
1
c HB
1 c B
1 xB c0 HB c HB c B c HB 1 cB
c B
c B
cH
1 c
Ka
1
Ka c H c Ka
H H
OH c c c HAc NH OH HAc cc cNH
3
3
c H
c
θ a
θ
K HAc K NH
θ a θ a θ w
4
K K HAc θ K b NH 3
例：写出两性物质水溶液 NaH 2 PO4的PBE
H H33O O OH H H22O O OH
H H
H
H H
NH NH NH44 NH 3 3 H 3O cc H
3
HAc HAc Ac Ac O
c
θ
c H c
θ
K
θ w
c H
c
Ka c HAc c
c H c
c H c
Kw
得cH
c K a c HAc c
K
w
精确式
根据HAc的摩尔分数将HAc的平衡浓度换算为分析浓度： c HAc c0 x HAc
水质分析化学 第三章 酸碱滴定法
例如：HCl、HAC和H2S溶于水时： Ka=103 Ka=1.8×10-5 Ka=5.7×10-8 则这三种酸的强弱顺序为HCl＞HAC ＞ H2S 又如NH3和吡啶溶于水时 Kb=1.8×10-5 Kb=1.7×10-9 则这两种碱的强弱顺序为NH3 ＞吡啶
共轭酸碱对HA和 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA
2. 活度系数的计算
γi的大小不仅与溶液中各种离子的总浓度有关，也与离子
的电荷有关， Debye- ckel极限公式近似求解 Debye-Hückel极限公式近似求解： 极限公式近似求解：
lg γ i = −0.5Z
式中：Zi-i离子的电荷
I-溶液中的离子强度
2 i
I (Ci 〈0.1mol / L)
一、酸碱质子理论（ 1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出 1923年 丹麦Bronsted和英国Lowry Bronsted和英国Lowry提出
）
酸——溶液中凡能给出质子的物质 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 溶液中凡能接受质子的物质
酸碱半反应： HA 酸 A－ + H+ 碱 质子
第三章 酸碱滴定法
活度和活度系数 酸碱质子理论 酸碱平衡中有关浓度的计算 酸碱指示剂 酸碱滴定和指示剂的选择 水中的碱度和酸度 滴定误差
§3-1
活度和活度系数
1. 离子活度和活度系数
活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度。 活度系数：活度与浓度的比值，代表了离子间力的大小。
a= γiC 其中a表示离子的活度； γi表示离子的活度系数 对于无限稀的强电解质： γi =1； 对于较稀的弱电解质： γi 1，a≈C 对于较稀的强电解质： γi ＜ 1，a＜C 中性分子: γ=1
共轭酸碱对HA和 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA
2. 活度系数的计算
γi的大小不仅与溶液中各种离子的总浓度有关，也与离子
的电荷有关， Debye- ckel极限公式近似求解 Debye-Hückel极限公式近似求解： 极限公式近似求解：
lg γ i = −0.5Z
式中：Zi-i离子的电荷
I-溶液中的离子强度
2 i
I (Ci 〈0.1mol / L)
一、酸碱质子理论（ 1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出 1923年 丹麦Bronsted和英国Lowry Bronsted和英国Lowry提出
）
酸——溶液中凡能给出质子的物质 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 溶液中凡能接受质子的物质
酸碱半反应： HA 酸 A－ + H+ 碱 质子
第三章 酸碱滴定法
活度和活度系数 酸碱质子理论 酸碱平衡中有关浓度的计算 酸碱指示剂 酸碱滴定和指示剂的选择 水中的碱度和酸度 滴定误差
§3-1
活度和活度系数
1. 离子活度和活度系数
活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度。 活度系数：活度与浓度的比值，代表了离子间力的大小。
a= γiC 其中a表示离子的活度； γi表示离子的活度系数 对于无限稀的强电解质： γi =1； 对于较稀的弱电解质： γi 1，a≈C 对于较稀的强电解质： γi ＜ 1，a＜C 中性分子: γ=1
第3章 酸碱滴定法-1
4
5 武汉科技大学城市学院环境工程
Water Analytical Chemistry 水分析化学
多元酸
H2CO3
pKa1 pKb2
HCO3-
pKa2 pKb1
CO32-
pKa1 pKb2 pKw pKa2 pKb1 pKw
例题 求HS-的pKb 。(已知pKa1=6.88, pKa2=14.15）
解 HS H
H2S
pKb2 pKw -pKa1 14.00 6.88 7.12
2020年10月25日9时51
GXQ5
NH3 + H+
共轭酸 ⇌
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
2020/10/25
2
武汉科技大学城市学院环境工程
Water Analytical Chemistry 水分析化学
3.1.2 酸碱反应
酸的解离
碱的解离
HAc
H Ac
H H2O
H3O
NH3 H
Hale Waihona Puke 注：H3O+ 简写为：H+
[HA][OH- ] Kb [A- ]
3.1.5 共轭酸碱对Ka与Kb的关系
KaKb
[H+ ][A- ] [HA]
[HA][OH [A- ]
-
]
[H+ ][OH- ]
KW
pKa + pKb = pKW = 14.00 (25℃)
2002200/年101/205月25日9时51
Kw= [H+] [OH-] =1.0×10-14
3
分析化学：第三章 酸碱滴定法
设硫酸总浓度为c，第二步电离的浓度为b；则： [H+]=c+b+[OH-];
[HSO4-]=c-b, [SO42-]=b, [HSO4-+2[SO42-]+[OH-]= c+b+[OH-]
所以，[H+]=[OH-]+[HSO4-]+2[SO42-] ＝c ＋[SO42-]＋[OH-]
22
*质子条件(Proton Condition): 指酸碱反应中质子转移的等衡关系。 它的数学关系式就是质子条件式。
[OH-] +[PO43-]
若c1＝c2，则
2[H+]+ [H2PO4-]+3[H3PO4]=
2[OH-] +[HPO42-] +3[PO43-]
28
2. 酸碱溶液中pH计算
一元弱酸碱 HA 多元弱酸碱 H2A, H3A 两性物质 HA类两性物质 A-+HB 混合酸碱:强+弱. 弱+弱 共轭酸碱:HA+A-
例4. H3PO4+ c mol/L HCl
[H+]= [OH-]+[H2PO4-]+2[HPO42-]
+3[PO43-]+[Cl-]
例5. c1 NaH2PO4+c2 Na2HPO4
[H+]+[H3PO4]=[OH-]+[HPO42-]-c2
+2[PO43-]
或
[H+]+ [H2PO4-]-c1+2[H3PO4]=
4
3.1 酸碱质子理论
1.定义
根据1923年布朗斯特（Brnsted)酸碱 理论：酸是能够给出质子的物质；碱是 能接受质子的物质。
[HSO4-]=c-b, [SO42-]=b, [HSO4-+2[SO42-]+[OH-]= c+b+[OH-]
所以，[H+]=[OH-]+[HSO4-]+2[SO42-] ＝c ＋[SO42-]＋[OH-]
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*质子条件(Proton Condition): 指酸碱反应中质子转移的等衡关系。 它的数学关系式就是质子条件式。
[OH-] +[PO43-]
若c1＝c2，则
2[H+]+ [H2PO4-]+3[H3PO4]=
2[OH-] +[HPO42-] +3[PO43-]
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2. 酸碱溶液中pH计算
一元弱酸碱 HA 多元弱酸碱 H2A, H3A 两性物质 HA类两性物质 A-+HB 混合酸碱:强+弱. 弱+弱 共轭酸碱:HA+A-
例4. H3PO4+ c mol/L HCl
[H+]= [OH-]+[H2PO4-]+2[HPO42-]
+3[PO43-]+[Cl-]
例5. c1 NaH2PO4+c2 Na2HPO4
[H+]+[H3PO4]=[OH-]+[HPO42-]-c2
+2[PO43-]
或
[H+]+ [H2PO4-]-c1+2[H3PO4]=
4
3.1 酸碱质子理论
1.定义
根据1923年布朗斯特（Brnsted)酸碱 理论：酸是能够给出质子的物质；碱是 能接受质子的物质。
第三章 第3节 酸碱滴定基本原理
[In-]代表碱色的深度；
很显然，指示剂的颜色转变依赖于比值: [In-] / [HIn]
[HIn]代表酸色的深度；
酸碱指示剂的讨论：
K HIn [In ] [H ] [HIn]
（1）KHIn / [H+] = [In-] / [HIn] [In-] / [HIn] = 1 时： 中间颜色 ≤ 1/10 时： 酸色， ≥ 10/1 时： 碱色， KHIn一定，指示剂颜色随溶液[H+] 改变而变。 指示剂变色范围：pH＝ pKHIn ± 1
滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
弱酸滴定曲线的讨论：（69页图2～10）
（ 1 ）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸 相比，曲线开始点提高； （2）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于 中和反应生成的酸根离子(Ac-)产生同离子效应， 使弱酸(HAc)更难离 解，[H+]降低较快； （3）继续滴加NaOH， 溶液形成缓冲体系，曲 线变化平缓； （4）接近化学计量点 时，溶液中剩余的HAc已 很少，pH变化加快。
1.酸碱滴定曲线的计算
(1) 强碱滴定强酸
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液。
a. 滴定前
加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时： 0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1
(1) 强碱滴定强酸
b.滴定中 加入滴定剂体积为 18.00 ml时：
pKb= 14- pKa = 14-4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
很显然，指示剂的颜色转变依赖于比值: [In-] / [HIn]
[HIn]代表酸色的深度；
酸碱指示剂的讨论：
K HIn [In ] [H ] [HIn]
（1）KHIn / [H+] = [In-] / [HIn] [In-] / [HIn] = 1 时： 中间颜色 ≤ 1/10 时： 酸色， ≥ 10/1 时： 碱色， KHIn一定，指示剂颜色随溶液[H+] 改变而变。 指示剂变色范围：pH＝ pKHIn ± 1
滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
弱酸滴定曲线的讨论：（69页图2～10）
（ 1 ）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸 相比，曲线开始点提高； （2）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于 中和反应生成的酸根离子(Ac-)产生同离子效应， 使弱酸(HAc)更难离 解，[H+]降低较快； （3）继续滴加NaOH， 溶液形成缓冲体系，曲 线变化平缓； （4）接近化学计量点 时，溶液中剩余的HAc已 很少，pH变化加快。
1.酸碱滴定曲线的计算
(1) 强碱滴定强酸
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液。
a. 滴定前
加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时： 0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1
(1) 强碱滴定强酸
b.滴定中 加入滴定剂体积为 18.00 ml时：
pKb= 14- pKa = 14-4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
《酸碱滴定法》PPT课件
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二、浓度、活度和活度系数
浓度、活度和活度系数之间的关系： 偏差i为大i小的。活对度于系强数电，=解表质i达c 溶实液际，溶当液溶和液理的想浓溶度液极之稀间 时，离子之间的距离是如此之大，以致离子之间的 相互作用力可以忽略不计，活度系数就可以视为1， 即=c。
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三、酸碱质子理论
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四、分布系数δ计算
4．δ计算及分布图 (1)一元酸溶液 如HAc：HAc，Ac-
HA [cH c]A [H c[H ]A []A A c]c c K [a H [H ]] Ac[A c]c[H[A ]A []A cc]cK a K [H a]
HAc Ac 1
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平衡浓度：溶解达到平衡时，溶液中存在的各组分的物质的 量浓度，用[ ]表示。
2．酸的浓度与酸度，碱的浓度与碱度
酸的浓度又叫酸的分析浓度，指单位体积溶液中所含某种酸 的物质的量(mol)，包括未解离的和已解离的酸的浓度。酸度是 指溶液中H+的浓度或活度，常用pH表示。
碱的浓度又叫碱的分析浓度，指单位体积溶液中所含某种碱 的物质的量(mol)，包括未解离的和已解离的碱的浓度。碱度是 指溶液中OH-的浓度或活度，常用pOH表示。
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四、分布系数δ计算
(2)二元酸溶液 如草酸：H2C2O4， HC2O4- ，C2O42—
[H]2
0
[H]2Ka1[H]K1a K2a
1[H]2K K a1 a[1[H H ]]K1a K2a
2[H]2K K a1[1 H K a]2a K1K a2a
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