分析化学滴定分析概论
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第三章 滴定分析法概论
1、标准溶液浓度的有关计算 2、物质的量浓度与滴定度的换算 3、待测物质质量分数的计算 4、其他相关计算
23
3.3.2 滴定分析计算实例
1、标准溶液浓度的有关计算
t nT = nA a n= cV
a t cAVA = cTVT cTVT = nA t a n=m M
a VT cA = ⋅ cT t VA
12
3.1.2 滴定方式
2、间接滴定法
(1) 返滴定法（剩余滴定法或回滴定法） 剩余滴定法或回滴定法）
适用范围： 适用范围： ①滴定反应速率较慢； 滴定反应速率较慢； ②反应物是固体； 反应物是固体； ③滴定反应不能立即定量完成； 滴定反应不能立即定量完成； ④滴定反应找不到合适的指示剂。 滴定反应找不到合适的指示剂。
t TT/A ⋅1000 cT = ⋅ a MA
25
or
TT/A
a MA = ⋅ cT ⋅ t 1000
3.3.2 滴定分析计算实例
3、待测物质质量分数的计算
a MA cTVT 1000 ×100% w =t A S
S
mA wA = ×100% or TT/AVT S wA = ×100%
t mA a MA cTVT = ⋅ ⇒mA = cTVT t 1000 a MA
9
3.1.1 滴定分析法及有关术语
• 滴定分析法的分类
酸碱滴定法 配位滴定法 氧化还原滴定法 沉淀滴定法
化学反应类型
非水滴定法(nonaqueous 非水滴定法(nonaqueous titration) 指采用水以外的溶剂作为滴定介质 的一大类滴定分析方法。 的一大类滴定分析方法。
10
Section 3.1 概述
3.1.2 滴定方式
23
3.3.2 滴定分析计算实例
1、标准溶液浓度的有关计算
t nT = nA a n= cV
a t cAVA = cTVT cTVT = nA t a n=m M
a VT cA = ⋅ cT t VA
12
3.1.2 滴定方式
2、间接滴定法
(1) 返滴定法（剩余滴定法或回滴定法） 剩余滴定法或回滴定法）
适用范围： 适用范围： ①滴定反应速率较慢； 滴定反应速率较慢； ②反应物是固体； 反应物是固体； ③滴定反应不能立即定量完成； 滴定反应不能立即定量完成； ④滴定反应找不到合适的指示剂。 滴定反应找不到合适的指示剂。
t TT/A ⋅1000 cT = ⋅ a MA
25
or
TT/A
a MA = ⋅ cT ⋅ t 1000
3.3.2 滴定分析计算实例
3、待测物质质量分数的计算
a MA cTVT 1000 ×100% w =t A S
S
mA wA = ×100% or TT/AVT S wA = ×100%
t mA a MA cTVT = ⋅ ⇒mA = cTVT t 1000 a MA
9
3.1.1 滴定分析法及有关术语
• 滴定分析法的分类
酸碱滴定法 配位滴定法 氧化还原滴定法 沉淀滴定法
化学反应类型
非水滴定法(nonaqueous 非水滴定法(nonaqueous titration) 指采用水以外的溶剂作为滴定介质 的一大类滴定分析方法。 的一大类滴定分析方法。
10
Section 3.1 概述
3.1.2 滴定方式
分析化学 滴定概论(新)
淡红色[Fe（SCN）]2+
置换滴定法
先用适当试剂与待测物质反应，定量置换出 另一种物质 ，再用标准溶液去滴定该物质的 方法
适用：无明确定量关系的反应
例4： Na2S2O3+K2Cr2O7 不能用直接滴定 K2Cr2O7 +过量KI 过量KI
S4O62-+SO42无定量关系 定量生成 I2 淀粉指示剂
2.固体和液体之间作用： 固体和液体之间作用： mA a = ⋅ CT ⋅VT MA t a mA = ⋅ CT ⋅VT ⋅ MA /1000 t
注意：化学反应配平； 注意：化学反应配平；单位换算
! 注：VT单位为 L ! 注：VT单位为 mL
3.滴定度 与物质的量浓度C 3.滴定度T与物质的量浓度C的关系 滴定度T
对基准物质的要求
a.试剂的组成与化学式相符 b.具有较大的摩尔质量 c.纯度高，性质稳定
标准溶液的配制方法
1.直接配制法： 1.直接配制法： 基准物质 称量 溶解 定量转移至 容量瓶 稀释至刻度 根据称量的质量 和体积计算标准溶液的准确浓度 2.间接配制法： 2.间接配制法： 标定法： 标定法：利用基准物质确定溶液准确浓度 比较法： 比较法：用一种已知浓度的标液来确定另一 种溶液的浓度方法
标准溶液的配制及浓度的确定
标准溶液和基准物
标准溶液的浓度通过基准物来确定。 标准溶液的浓度通过基准物来确定。 基准物应具备的条件： 基准物应具备的条件： 必须具有足够的纯度； (1)必须具有足够的纯度； 组成与化学式完全相同； (2)组成与化学式完全相同； 稳定； (3)稳定； 具有较大的摩尔质量，可降低称量误差。 (4)具有较大的摩尔质量，可降低称量误差。 常用的基准物有： 常用的基准物有： K2Cr2O7; NaC2O4; H2C2O4.2H2； Na2B4O7.10H2O； ； CaCO3；NaCl；Na2CO3 ；
滴定分析法概论—标准溶液(分析化学课件)
标准溶液的配制方法
标准溶液
标准溶液：准确浓度的溶液（四位有效数字）
配制 方法
直接法 间接法
直接配制法
准确称取一定质量的基准物质，溶解于适量水后移入容量瓶，用 水稀至刻度，然后根据称取物质的质量和容量瓶的体积即可算出 该标准溶液的准确浓度 。
常见基准物质：
1 金属单质：铜、锌、锰 2 重铬酸钾 3 邻苯二甲酸氢钾、硼酸 4 氯化钠 5 草酸、草酸钠 6 无水碳酸钠、硼砂 7 碘酸银 8 硝酸银 9 氧化OH：它很容易吸收空气中的CO2和水分 盐酸：易挥发，标称浓度也只是大致浓度 KMnO4、Na2S2O3等均不易提纯，且见光易分解
先配成接近所需浓度的溶液，然后再用基准物质或用另一种物质 的标准溶液来测定它的准确浓度。这种利用基准物质(或用已知准 确浓度的溶液)来确定标准溶液浓度的操作过程，称为“标定”。
用托盘天平称取4.0g的NaOH，溶解在1000 mL蒸馏水中，搅拌 均匀。装瓶，贴标签，待标。
（3）标 定
用KHP为基准物 KHP+NaOH=KNaP+ H2O M(KHP)=204.2g/mol m(KHP)=C(NaOH) V(NaOH)M(KHP) 标定溶液的范围控制在20-25ml内： 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液20ml需KHP的质量为m1 m1=0.1*20*204.2/1000=0.40g 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液25ml需KHP的质量为m2 m2=0.1*25*204.2/1000=0.51g 因此称量范围在0.40-0.51g之间，用减量法称三份于锥形瓶中，
例 如： 溶液蒸发 —— 摇匀
见光易分解(AgNO3、KMnO4) —— 棕色瓶 强碱溶液 —— 塑料瓶+碱石灰干燥管
标准溶液
标准溶液：准确浓度的溶液（四位有效数字）
配制 方法
直接法 间接法
直接配制法
准确称取一定质量的基准物质，溶解于适量水后移入容量瓶，用 水稀至刻度，然后根据称取物质的质量和容量瓶的体积即可算出 该标准溶液的准确浓度 。
常见基准物质：
1 金属单质：铜、锌、锰 2 重铬酸钾 3 邻苯二甲酸氢钾、硼酸 4 氯化钠 5 草酸、草酸钠 6 无水碳酸钠、硼砂 7 碘酸银 8 硝酸银 9 氧化OH：它很容易吸收空气中的CO2和水分 盐酸：易挥发，标称浓度也只是大致浓度 KMnO4、Na2S2O3等均不易提纯，且见光易分解
先配成接近所需浓度的溶液，然后再用基准物质或用另一种物质 的标准溶液来测定它的准确浓度。这种利用基准物质(或用已知准 确浓度的溶液)来确定标准溶液浓度的操作过程，称为“标定”。
用托盘天平称取4.0g的NaOH，溶解在1000 mL蒸馏水中，搅拌 均匀。装瓶，贴标签，待标。
（3）标 定
用KHP为基准物 KHP+NaOH=KNaP+ H2O M(KHP)=204.2g/mol m(KHP)=C(NaOH) V(NaOH)M(KHP) 标定溶液的范围控制在20-25ml内： 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液20ml需KHP的质量为m1 m1=0.1*20*204.2/1000=0.40g 若消耗0.1mol/L的NaOH溶液25ml需KHP的质量为m2 m2=0.1*25*204.2/1000=0.51g 因此称量范围在0.40-0.51g之间，用减量法称三份于锥形瓶中，
例 如： 溶液蒸发 —— 摇匀
见光易分解(AgNO3、KMnO4) —— 棕色瓶 强碱溶液 —— 塑料瓶+碱石灰干燥管
分析化学 第3章1教材
= Cr2O72- + 6I- + 14H+ 3I2 + 2Cr3+ + 7H2O
= I2 + 2Na2S2O3
2NaI+ Na2S4O6
4、间接滴定
利用其他化学反应进行测定
例： Ca2＋的测定
= Ca2+ + C2O42-
CaC2O4
= CaC2O4 + H2SO4 CaSO4 + H2C2O4 = 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
m Fe = T KMnO4 / Fe • V KMnO4
2020/4/15
第三节 滴定分析的计算 一、滴定分析计算依据
对任一滴定反应 a A + bB → P
滴定剂 被测物
生成物
计量点时 a mol A 与 b mol B作用完全， 则
nA nB
a b
nA
a b
nB
b nB a nA
a/ b 或 b/ a 称化学计量数比（摩尔比）
过量、定量
Zn2+ + H2Y = ZnY + 2H+
剩余
Zn2+ + XO = Zn2+-XO
pH<6.3
例2：用盐酸测定氧化锌
ZnO难溶于水，先加过量、定量的盐酸， 再用氢氧化钠标液反滴定剩余盐酸。
= ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O
(定量、过量）
= HCl + NaOH NaCl + H2O (剩余）
少g (M EDTA-2Na·2H2O=372.3) ？
药学医学分析化学课件-滴定分析概述
注意事项
在选择沉淀剂时，需要考虑其选择性、稳定性以及是否能够满足测量 精度的要求。
04 滴定分析实验技术
CHAPTER
滴定管的使用与保养
01
滴定管使用前应检查是 否漏水，并确保活塞转 动灵活。
02
使用滴定管时，应先排 除气泡，然后根据实验 要求选择合适的滴定方 式。
03
使用后应及时清洗干净， 并用少量凡士林涂抹活 塞，保持其润滑。
数据处理方法
原始数据记录
确保准确记录实验过程中的所有原始 数据，包括滴定管读数、实验日期、 实验温度等。
数据整理
将原始数据整理成表格，便于后续计 算和比较。
数据计算
根据滴定分析原理，计算实验结果， 如反应物浓度、滴定度等。
数据修约
根据误差传递规律，对数据进行四舍 五入或修约，确保数据精度。
结果评价标准与误差分析
度准确可靠。
滴定操作要点与注意事项
滴定操作前应先熟悉实验原理、操作 步骤及注意事项。
滴定时要控制好滴定速度，避免过快 或过慢，影响实验结果。
实验过程中要保持实验室的清洁卫生， 避免交叉污染。
实验结束后应及时清洗干净实验器具， 整理实验台面，保持实验室整洁。
05 滴定分析数据处理与结果评价
CHAPTER
谢谢
THANKS
酸碱滴定法是滴定分析中最常 用的方法之一，其原理是基于 酸碱反应的化学计量关系，通 过滴定剂的加入，使被测组分 转化为可测定的离子，从而进 行定量分析。
适用于有机物、无机物以及药 物等物质的测定，如氨基酸、 蛋白质、维生素C等。
在选择滴定剂时，需要考虑滴 定剂的强度、选择性以及是否 能够满足测量精度的要求。
结果评价标准
分析化学课件-3.滴定分析概论
① 必须具有足够的纯度。要求纯度在 99.9％ 以上；
② 物质的组成与化学式完全符合。若含结晶水，则其 含量也必须与化学式相符；
③ 性质稳定，在配制和贮存时不会发生变化。例如， 在烘干时不易分解，称量时不易吸湿，不吸收空气中的二 氧化碳，不氧化变质。
④ 要具有较大的摩尔质量。因为摩尔质量越大，称取 的质量就越多，称量误差就降低。
例如，用硫代硫酸钠不能直接滴定重铬酸钾及其它强
氧化剂，因为在酸性溶液中, 重铬酸钾将
S2氧O化23
成
S4和O62 S等O42混 合物，即反应没有一定的计量
关系。但是, 如果在酸性条件下加入过量的 KI，使
K2Cr2O7 还原并产生一定量的 I2 ，即可用 Na2S2O3 进 行滴定，反应式为：
Cr2O72- +6I- +14H+ =2Cr3+ +3I2 +7H2O 2S2O32- +I2 =2I- +S4O62-
季
4
由于物质的量浓度 c (B) 是物质的量 n (B) 的导出
量物，质因的此量选浓年择度的c(基B)本时单，元必不须同指,浓明度基也本会单不1元同。，所以使用
2. 滴定度 通常是以 “质量／体积” 为单位的浓度表示 方法。 “ 质量 ” 单位是g 或 mg；“ 体积” 为 标准溶液的体积, 单位是 mL 。有两种表示方法：
被测物质的质量， 以符号 T (X／S ) 表示 ( X 是被测物质的
化学式)。
例如，用 KMnO4 标准溶液测定铁的含量时,T (Fe/KMnO4) ＝ 0.005682 g·mL-1 ，它表示 1mL KMnO4 标准溶液相当于 0.005682g 的 Fe 。此法适合于测定大批试样中同一组分的含 量，
分析化学课件：滴定分析概论-
(1)标准溶液(Standard Solutions): 已知准确浓度的溶液
(2)化学计量点(Stoichiometric point): 定量反应时的理论平衡点．
2020年7月5日3时48分
(3)滴定终点(End point): 指示剂颜 色变化的转变点，停止滴定的点。
(4)终点误差(Titration error):滴定终点与化学计量点不 一致造成的相对误差。 (5)滴定反应(Titration Reaction):能用于滴定分析的化学 反应。 2、滴定分析法的特点:适于常量分析1%以上，设备简 单，操作方便，快，准所以应用广泛，相对误差0.1% 左右。
M( 1 A) 1 M(A)
ZA
ZA
1 c( ZA A) ZA c(A)
1 n( ZA A) ZA n(A)
2020年7月5日3时48分
基本单元：
1、原子、分子等粒子；
2、粒子的特定组合
3、不一定是系统中确实独立存在的基本粒子。
如：n
(1 5
KMnO
4
)
1mol
c(
1 5
KMnO
4
)
0.1mol
示剂
2020年7月5日3时48分
返滴定 淡红色[Fe（SCN）]2+
3、置换滴定：反应无计量关系，不按确定反 应式进行
方法：被测物＋适当试剂→产物← 标液（指示剂）
Na2S2O3+K2Cr2O7 K2Cr2O7 +过量KI
S4O62-+SO42无定量关系
定量生成 I2
Na2S2O3标液 淀粉指示剂
二、滴定分析计算示例
计算步骤：
1）写出反应式（不用配平）
2）确定反应物基本单元
(2)化学计量点(Stoichiometric point): 定量反应时的理论平衡点．
2020年7月5日3时48分
(3)滴定终点(End point): 指示剂颜 色变化的转变点，停止滴定的点。
(4)终点误差(Titration error):滴定终点与化学计量点不 一致造成的相对误差。 (5)滴定反应(Titration Reaction):能用于滴定分析的化学 反应。 2、滴定分析法的特点:适于常量分析1%以上，设备简 单，操作方便，快，准所以应用广泛，相对误差0.1% 左右。
M( 1 A) 1 M(A)
ZA
ZA
1 c( ZA A) ZA c(A)
1 n( ZA A) ZA n(A)
2020年7月5日3时48分
基本单元：
1、原子、分子等粒子；
2、粒子的特定组合
3、不一定是系统中确实独立存在的基本粒子。
如：n
(1 5
KMnO
4
)
1mol
c(
1 5
KMnO
4
)
0.1mol
示剂
2020年7月5日3时48分
返滴定 淡红色[Fe（SCN）]2+
3、置换滴定：反应无计量关系，不按确定反 应式进行
方法：被测物＋适当试剂→产物← 标液（指示剂）
Na2S2O3+K2Cr2O7 K2Cr2O7 +过量KI
S4O62-+SO42无定量关系
定量生成 I2
Na2S2O3标液 淀粉指示剂
二、滴定分析计算示例
计算步骤：
1）写出反应式（不用配平）
2）确定反应物基本单元
分析化学滴定分析概论
✓主要方式：
直接法：选用适当的标准溶液直接滴定 被测物质。最常用。
➢返滴定法（剩余滴定法） 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：反应较慢或难溶于水的固体试样
例1：Al3+ +定过量EDTA标液 剩余EDTA Zn2+标液，EBT 返滴定
• 故有 n（A）= a n（B）或 n（B）= b n（A）
b
a
• •
上还可式以中将ba上或式ba写称成为：化1学n(计A)量数1 比n(B。) 1 n(C ) 1 n(D)
a
b
c
d
• 该式就称为物质的量比规则。
• 酸碱滴定：酸给出的质子数等于碱接受的质子数
• 例如： H2SO4 2NaOH Na2SO4 2H2O
d. 试剂参加滴定反应时，应定量进行，无副反 应。
• 常用纯金属和纯化合物，如Ag, Cu, Zn, Cd, Si, Ge, Al, Co, Ni, Fe和 NaCl, K2Cr2O7, Na2CO3, 邻苯二甲酸氢钾，硼砂，As2O3, CaCO3等。
•
• 超纯试剂和光谱纯试剂只是说明其中金属杂质 的含量很低，并不说明其主要成分的含量在 99.9% 以上。
• 以上两个通式所体现的即为等物质的量规则。
• 若采用非直接滴定的方式，则涉及到两个或两个以 上反应，此时应从总的反应中找出实际参加反应的 物质的量之间的关系。
• 例 如 ， 在 酸 性 溶 液 中 以 K2Cr2O7 为 基 准 物 标 定 Na2S2O3溶液的浓度时，包括下列两个反应：
• Cr2O72-＋6I- ＋14H+ 2Cr3+ ＋ 3I2 ＋ 7H2O ①
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△lgKa
pHsp1= 4.70
MO至黄 (4.4)
200 300 400 (T%)
5.08
第三节 常用酸碱标准溶液的配制与标定
一、 HCl标准溶液配制与标定(约0.1 mol· L-1)
1.配制: 由于HCl易挥发，只能选用稀释浓盐酸来配制成近似 0.1mol· L-1浓度溶液, 再用基准物质或已知准确浓度的 标准溶液标定其准确浓度。(HCl易挥发，配制时应 比计算 量多取一些，一般取9ml) 2.标定: 常用基准物质是无水 Na2CO3，标定反应为： 2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2 用溴甲酚绿-甲基红混合指示剂（绿色 紫红色） 由于产物CO2易溶于水生成H2CO3，影响计量点酸度， 接近终点时, 应煮沸2~3分钟，充分振摇。
pH=14.00-4.30=9.70
0.1000mol· L-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000mol· L-1 HCl
NaOH HCl被 剩余HCl 滴定百 mL mL 分数
0.00 18.00 19.80 19.98 0.00 0.90 0.99 0.999 20.0 2.00 0.20 0.02
第五章 酸碱滴定法
第一节 酸碱指示剂
一、酸碱指示剂的变色原理及变色范围 酸碱指示剂一般是有机的弱酸或弱碱，在水溶液中 存在一定的解离平衡，且在解离的同时发生结构变 化，酸式和其共轭碱式具有明显不同的颜色，随着 酸碱的加入平衡移动，从而显示酸或碱的颜色。 例如：酚酞、甲基橙指示剂
酚酞：有机弱酸，偶氮类结构，碱滴酸时用。 变色范围：810，无色变红色。
滴 定 突 跃
SP
指示剂选择: pHep与pHsp尽可能接近，以减小滴定误差
注：化学分析法相对误差一般不大于0.2%。
一、强碱滴定强酸和强酸滴定强碱
强酸碱滴定离子反应方程式均为： H++OH25℃时水溶液中：[H+] [OH-]=1.0×10-14 = Kw
（Kw是水的质子自递常数，仅与温度有关）
二、标准溶液浓度的配制 基准物质 : 能用于直接配制和标定标准溶液 的物质。 基准物质应具备条件： 1.纯度足够高(99.9%以上)； 2.物质组成与化学式完全相符； 3.性质稳定； 4.摩尔质量大。 标准溶液配制方法有直接法和间接法两种。
三、标准溶液浓度计算
1. 直接配制法 称一定量的基准物质B(mB)g直接溶于一定量(V)L的溶 剂配制。标准溶液浓度为 cB=nB/V=mB/MBV 2.间接配制法 需标定 (1)基准物质标定法 (2)标准溶液比较法 根据滴定剂和被测物质的比计算求出。 bB＋tT=aA cB=b/t * cT *VT/VB =bmT/tMT VB
HIn
H+ + In-
KHIn= [HIn]
[H+][In-]
=
KHIn
[H+]
[In-]
[HIn]
[In-] / [HIn] > 10, 显示 In- 色
[In-] / [HIn] < 0.1, 显示 HIn 色 理论变色范围：pH = pKHIn 1
二、影响指示剂变色范围的因素
温度 温度影响酸碱指示剂的解离平衡常数KHIn
三、强酸滴定弱碱
例：0.1000 mol/LHCl标液滴定0.1000mol/L NH3· H2O(pKb=4.75)
反应方程式为：HCl+NH3· H2O
(1) 滴定前: 溶液
[OH- ] = Kb cb
NH4Cl+H2O
pH=11.1
pH = pK a +lg
(2) 滴定开始到sp前:溶液中NH3·H2O和NH4Cl形成了缓冲 cb 溶液， [H+]可根据缓冲溶液来计算。
2.反应必须迅速完成。
3.待测物中的杂质不得干扰主反应，否则应预先除杂。
4.有适当简便的方法确定化学计量点。
二、滴定分析法的分类： 酸碱滴定法（[H+]+[OH-] 非水溶液酸碱滴定法 沉淀滴定法 配位滴定法 氧化还原滴定法
H 2 O）
三、滴定分析法的主要滴定方式： 1.直接滴定法 标准溶液 滴定 待测溶液 2. 返滴定法 标准溶液(2) 滴定 待测溶液(加入过量标准溶液(1)) 3.置换滴定法 待测组分与滴定剂不能定量反应 如用重铬酸钾标准溶液滴定硫代硫酸钠溶液，由于 S存在变价，没有一定的计量关系。 4.间接滴定法 待测组分不能与滴定剂直接反应 如 Ca2+ 沉淀为 CaC2O4 ，再用硫酸溶解，用 KMnO4 滴定 C2O42-,间接测定Ca2+
ca
-0.1%即当滴加HCl溶液19.98mL时，溶液 pH=6.30
(3)
sp时: 酸碱完全反应生成NH4Cl ， 为强酸弱碱盐水解
[H ] =
此时NH4Cl溶液pH=5.28
Kw ca Kb
强碱滴定弱酸滴定曲线的讨论： 1. 强酸滴定弱碱滴定曲线与强 碱滴定弱酸滴定曲线相似， pH 只是pH值变化由大到小， 滴定曲线形状相似，方向
(3)
sp时: 酸碱完全反应生成NaAc， 为强碱弱酸盐水解
[OH- ] = Kw cb Ka
此时NaAc 溶液pH=8.70
强碱滴定弱酸滴定曲线的讨论：
1. 滴定前，弱酸在溶液中部分离 (4) sp后: 溶液pH取决于过 + 解，溶液中[H ]离子浓度较低， 量的NaOH，计算方法与滴定 HCl溶液相同 pH=9.70 曲线开始点提高；
突 sp: [H+]=[OH-] =10-7.00 跃
sp后:[OH-]=cNaOH(过量)
40.00
2.000
20.00ຫໍສະໝຸດ 强碱滴定强酸滴定曲线的讨论：
1. 从滴定开始到加入NaOH溶液 19.98ml，溶液pH值从1.00上升到 4.30，仅改变3.30个pH单位，曲线 上升缓慢； 20.02ml时，共滴入NaOH溶液 0.04ml(约1滴)，即化学计量点前后 相对误差为±0.1%范围内，溶液
(4) sp后: 溶液pH取决于过量 的HCl，pH=4.30
NaOH
NH3
相反；
2.滴定突跃pH范围是6.30 ~
8.0
6.25 5.28 6. 2 4. 4 3. 1 150
4.30，处于弱酸性范围，
只能选择甲基红或甲基橙
作指示剂。
4.30
3.同前，弱碱能被准确滴定 的条件为：cKb≥10-8
0
第三章 滴定分析概论
第一节 滴定分析法概述
滴定分析法：又称容量分析法，是最经 典的化学分析方法。
标准溶液
化学计量关系 指示剂
标准溶液
被测物质
概念：标准溶液；滴定；化学计量点；指 示剂；滴定终点；终点误差。
待测溶液
一、滴定分析法对化学反应的要求： 1.反应必须定量完成。反应严格按照一定的化学反应 式进行，无副反应发生，反应完成程度应达到 99.9%以上，这是滴定分析定量计算的基础。
过量
NaOH mL
pH
1.00 2.28 3.00 4.30
[H+]计算
滴定前:[H+]=cHCl sp前:[H+]=cHCl（剩余）
20.00
20.02 20.20 22.00
1.000
1.001 1.010 1.100
0.00
0.00
0.02 0.20 2.00
7.00
9.70 10.70 11.68 12.52
第二节 标准溶液
一、标准溶液浓度的表示方法
标准溶液: 已知准确浓度的试剂溶液，又称滴定液。 1.物质的量浓度cB: c nB B V 2.滴定度T： （1）TB(g/ml)：每毫升标准溶液中所含溶质的质量。 （2）TT/A (g/ml)：每毫升标准溶液相当于待测物质 的质量。（T代表标准溶液物质的化学式， A代表待测组分的化学式） 待测物质的质量mA = TT/A*VT
0
1
2
二、强碱滴定弱酸
例：0.1000 mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHAc(pKa=4.76)
反应方程式为：NaOH+HAc
NaAc+H2O
(1) 滴定前: 溶液pH [H+]＝ Kaca =0.0013mol· L-1 pH=2.88 (2) 滴定开始到sp前:溶液中HAc和NaAc形成了缓冲溶液， cb [H+]可根据缓冲溶液来计算。 pH = pK a +lg ca -0.1%即当滴加NaOH溶液19.98mL时，溶液 pH=7.74
余的HAc已很少 ，pH变化加
2
0 0
快;
5. 化学计量点前后，产生pH突跃， 与强酸相比，突跃变小；
6.强碱滴定弱酸只能选择在酚酞作 指示剂，不能用甲基橙；
7.强碱滴定弱酸突跃范围不仅与弱 酸浓度有关，还与弱酸的强度Ka 有关。随着弱酸的Ka变小，突跃 变小，Ka在10-9左右,突跃消失 （右图），不能被准确滴定； 弱酸能被准确滴定的条件为： cKa≥10-8
NaOH滴定0.1mol· L-1H3PO4
cKa3 < 10-8
cKa2 > 10-8
pH
HA2+A3-10.0
9.4
A3-+NaOH
pHsp2= 9.66 百里酚酞至浅 蓝(10.0)
sp2
cKa1> 10-8 pKa 2.12 7.20 12.36 5.160
100
H2A-+HA2sp1 H3A+H2A5.0 4.4
H2O
pH + pOH = pKw =14
例题： 0.1000 mol· L-1 NaOH滴定20.00 mL 0.1000mol· L-1 HCl