第5章 酸碱滴定法教学要求
第5章酸碱滴定法
第5章 酸碱滴定法思 考 题1. 什么叫滴定分析？它的主要分析方法有哪些？解：用滴定管将已知准确浓度的试剂溶液（标准溶液）滴加到待测溶液中，直至被测物恰好完全反应时为止。
所加入的标准溶液的量与被测物物质的量符合反应的化学计量关系，根据消耗的标准溶液的体积和已知浓度，按化学计量关系求得被测物的含量。
这一类分析方法统称为滴定分析法。
由于被测物是通过测量标准溶液的体积进行测定的，过去又称为容量分析法。
根据滴定剂与被测物反应的不同，滴定分析大体上可分为四种类型：即酸碱滴定法、配位滴定法、氧化还原滴定法及沉淀滴定法。
根据滴定方式不同，滴定分析有直接滴定法、返滴定法、置换滴定法、间接滴定法。
2. 能用于滴定分析的化学反应必须符合哪些条件？解：（1）反应必须根据一定的反应式按化学计量关系定量地进行，其反应的完全程度通常要求达到 99.9％以上。
（2）反应迅速。
即反应能在瞬间完成，即使某些反应速率较慢，但可以采取适当的措 施（如加热或加催化剂等）来加快反应速率。
（3）必须有简便的方法（如选择适当的指示剂）确定终点。
3. 下列物质中哪些可以用直接法配制标准溶液？哪些只能用间接法配制？KOH ，KMnO 4，K 2Cr 2O 7，EDTA , Na 2S 2O 3·5H 2O解：直接法配制溶液的物质有：K 2Cr 2O 7间接法配制溶液的物质有：KOH ，KMnO 4，EDTA , Na 2S 2O 3·5H 2O 。
4. 基准物条件之一是要具有较大的摩尔质量，对这个条件如何理解？ 解：用较大的摩尔质量的基准物，可以减少称量误差。
若标定0.2000 mol·L -1NaOH 溶液25mL 左右。
当以邻苯二甲酸氢钾（M r = 204.2）作基准物时，需称1g ，而当以草酸（H 2C 2O 4·5H 2O ）（M r = 126.1）作基准物时，仅需称0.3g 。
二者的称量误差分别为：%02.0%10010002.0±=⨯±；%07.0%1003.00002.0±=⨯±。
第5章 酸碱滴定法
一. 物料平衡 在一个化学平衡体系中，某一给定物质的
总浓度，必然等于各有关型体平衡浓度之和，
这种等衡关系称为物料平衡，其数学表达式
称为物料平衡方程，用MBE表示。
（Material Balance Equation）
例1：写出cmol· -1下列溶液的MBE L
（1）HAc （2）Na2CO3 （3）NaNH4HPO4
(1)Cl-的浓度
（2）Al3+的电荷
结 论
当离子强度相同时，离子的价态越高， 则γ越小。
6
（2）德拜－休克尔极限公式
lg i 0.512Zi
2
I
通常运用该式对活度系数随离子强度的 改变进行定性描述
（3）戴维斯（Davies）经验公式
I lg i 0.50 Z i 0.30 I 1 I
I lg i 0.512 Z i 1 Ba I
2
Z i — i 离子所带电荷
B —常数，25℃时为0.00328 I —离子强度
a —离子体积系数
1 2 I ci Z iห้องสมุดไป่ตู้2
ci 、Zi — 溶液中i 种离子的浓度和电荷
4
例1: 计算0.10mol· -1HCl溶液中H+的活度 L （武大本P111例1）
27
4、CBE的书写步骤
（1）首先写出溶液中存在的所有平衡（特别注意： 不要漏掉水的解离作用）； （2）写出溶液中所有的阳离子和阴离子； （3）将离子的电荷浓度正确表示出来； （4）将阳离子和阴离子分列等式两边，写出CBE。 例2：写出c mol· -1下列溶液的CBE L （1）NaCl （2）BaCl2 （3）Na2CO3
第五章酸碱滴定法
HO-
In- ＋H+ （H3O+）
酸式色 H+ 碱式色
KHIn [H3O+]
＝[[HIInn-]]
＝
红色(碱式色) 无色(酸式色)
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酸色 pH1
变色范围
碱色 pH2
如混合甲、乙二种颜料时,当甲色/乙色≥10,
只能看见甲色
∴当溶液中碱色浓度大于酸色浓度10倍时， 就只能看到碱色
[H2C2O4]+[HC2O4-]+[C2O42-] = c
平衡浓度
分析浓度
分布系n数 [Yc] 0121
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三、酸碱水溶液中氢离子浓度的计算
（一）强酸碱溶液H+浓度的计算 （二）一元弱酸（碱）溶液H+浓度的计算 当CaKa≥20Kw，Ca/Ka≥500时 ［H+］= √KaCa 例：计算0.1mol/lHAc的pH值
3
特点 1.一般都无明显的外观效应可用来判断计量点到达,
∴必须借助指示剂在计量点时的颜色变化来确定滴 定终点的到达。 2.由于滴定体系的酸、碱强度不同，计量点时的pH 值也不同。
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第2节 水溶液中的酸碱平衡
一、酸碱质子理论
（一）酸碱的定义 （二）酸碱反应的实质 （三）溶剂的质子自递反应 （四）酸碱的强度
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（一）酸碱的定义：凡是能给出质子的物质是酸， 凡是能接受质子的物质是碱。
HA
A-+H+
酸
碱 质子
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共轭酸碱：对应的酸碱构成共轭酸碱对(HA、A-) 多元酸碱：能给出或接受多个质子的物质 两性物质：既能给出质子又能接受质子， 被称为两性物质。如 H2O ，HCO3
第五章 酸碱滴定法
5.5 酸碱指示剂
5.6 酸碱滴定原理 5.7 终点误差 5.8 酸碱滴定法的应用 5.9 非水溶液酸碱滴定简介
5.1 溶液中的酸碱反应与平衡
1.活度与浓度
⑴活度：在化学反应中表现出来的有效浓度，
通常用a表示 ai = gi ci gi—离子i的活度系数 c —平衡浓度 溶液无限稀时: g =1 ai = ci
浓度常数 Kc ——与温度和离子强度有关
+][A-] aHB + aA [HB Kc = [B][HA] = a a B HA
gB gHA gHB gA
+ -
-
=
gHB gA
+
K◦
3.质子条件式
物料平衡 (Material (Mass) Balance): 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。 电荷平衡 (Charge Balance): 溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带 负电荷的总数(电中性原则)。
[H2A]
c HA
2
= = =
[H+]2 [H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1 Ka2
[H+] Ka1 [H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1 Ka2
δHA δA
2-
[HA-] c HA
2
-
def ==
[A2-]
c HA
2
Ka1 Ka2
[H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1 Ka2
例2：写出H2CO3的PBE。
PBE为： [H+] = [HCO3-] +2 [CO32-] +[OH-]
5酸碱滴定- 酸碱滴定原理 - 课程思政
用NaOH(0.1000mol·L-1 )滴定20.00ml HAc(0.1000mol·L-1 )溶液的pH变化
加入NaOH （ml）
HAc被 滴定%
剩余 HAc%
过量 NaOH
%
pH
0
0
100
2.88
10.00
50.0 50.0
4.75
18.00
90.0 10.0
5.71
19.80
99.0 1.0
6.75
19.98 20.00 20.02 20.20
99.9 0.1 100.0 0 100.1 101.0
7.75
突
8.73 跃
0.02 9.70
范 围
0.20 10.70
与NaOH滴定HCl相比，滴定曲线的特点。
pH
12
突跃变窄
10 8 6 4 HAc
9.70 突
8.73 7.75
跃PP：8~10
滴定突跃与Ka的关系曲线
（2）一元弱酸的浓度（c）
当Ka一定时，一元弱酸浓度越大，突跃范围越大
Ca和Ka ↑ ，滴定 突跃范围越大， 滴定准确性越高
（3） 弱酸能被准确滴定判别 （相对误差TE =±0.1%，滴定界限 ）
通常以 cKa≥1.010-8 作为判断弱酸能否
被准确滴定的条件。
3.强酸滴定一元弱碱 HCl＋NH3•H2O＝ NH4Cl＋H2O
将滴定过程中溶液 pH 值变化分为四个阶段讨论。 NaOH滴定HCl的滴定曲线
12
pH
10
8
6
4
滴定前
2
sp后 sp化学计量点
sp前
0 0 5 10 15 20 25 30
第5章 酸碱滴定法.
1. 酸碱举例
※酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3… 离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-… ※碱 分子 H2O, NH3… 离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-… ※两性物质 分子 H2O, NH3… 离子 HSO4-, H2PO4-, HPO42-… NH3 + H+ = NH4+ NH3 (l) = NH2-(l) + H+ (l)
第五章 酸碱滴定法
酸碱滴定法（中和滴定法）： 以酸碱反应(水溶液中的质子转移反应)为基 础的定量分析法
5.1 酸碱质子理论 5.2 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布 5.3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 5.4 酸碱缓冲溶液 5.5 酸碱指示剂 5.6 强酸（碱）和一元弱酸（碱）的滴定 5.7 多元酸碱的滴定 5.8 酸碱滴定法的应用
pK a + pK b = pK w
K b —碱的离解常数
㈡活度与浓度的关系
α= γ ⋅ c
㈢活度常数、浓度常数与混合常数
αH αA Ka = ，—酸的活度常数，是温度的函数 Ka T α H3; ][A − ] K = [HA]
c a
αH αA γ HA × α HA γH γA
+ − +
(中和反应) (解离反应)
H2O + Ac- == HAc + OH- (盐类的水解反应) 酸1 碱2 酸2 碱1
质子论扩大了酸碱反应的范围。
二、酸碱反应的平衡常数
㈠活度常数 1、酸的解离：
HA = H+ + A−
3、水的自递反应：
H 2= O H + + OH −
8第五章酸碱滴定法原理,终点误差
ep HCl
sp
设ΔpH = pHep－pHsp 则 pH log[H ]ep ( log[H ]sp )
[ H ]sp pH log[H ]sp log[H ]ep log [ H ]ep 则 10pH [ H ]sp [ H ]ep
Ka 2 Ka1 (10pH 10 pH ) Cep1 Cep1
说明：① ΔpH = pHep－pHsp；pHep= pKHIn；pHsp根据化学 计量点溶液组成计算 ②Et只取决于ΔpH、Ka1和Ka2，与Kt和Cep没有关系。 ③多元酸第二个sp公式类似，不过要多除以2，并注意ka下标。 因为滴定2个H+，化学计量关系为1：2，公式如下
5.8 终点误差
1.强酸碱的滴定 2.一元弱酸碱的滴定 3.强碱滴定多元弱酸、混合酸
① 写出滴定终点ep时溶液的质子条件。根据质子条件 导出误差浓度的表达式。 ② 根据终点误差的定义，应用上面的表达式，逐步推 导整理得到终点误差计算公式。 n(过量或不足的滴定剂 )
Et n(应加入的滴定剂 )
书写终点误差计算公式的简单方法
① 写出sp时溶液的质子条件。明确得质子产物和失质 子产物。 ② 根据下面公式写出终点误差计算通式。 碱滴酸： 酸滴碱：
Et 失质子产物浓度和－得 质子产物浓度和 ep C酸 得质子产物浓度和－失 质子产物浓度和 ep C碱
Et
注意：这是化学计量关系为1：1时的情况，如果不是1：1 还要在分母中乘以一个系数。
10 Et
5 第五章 酸碱滴定法
第二节 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法 1. 分析浓度与平衡浓度---- 对一元弱酸 HA
HA H A
初：CHA 平：[HA] 0 [H+] 0 [A-]
C [ HA ] [ A ] HA
可逆
总酸度 总浓度 酸的浓度 分析浓度
2019/2/12
2019/2/12
[HCN]+[H+]=[OH-].................................PBE
判断题：
1 弱酸的解离常数为Ka，弱碱的解离常数为Kb，则 Ka·Kb=Kw。 （ × ） 2 在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，则其共轭碱的 碱性也越强；若碱的碱性越弱，则其共轭酸的酸性 也越弱。 × 3.已知H2C2O4的各级解离常数为Ka1、Ka2，C2O42－的 各级解离常数为Kb1、Kb2，下列关系式正确的是 （ ） A Ka1·Kb1=Kw；B Ka2·Kb2=Kw；C Ka1·Ka2=Kw； D Ka1·Kb2=Kw （ D ） 4、MBE、CBE和PBE指的是什么？
第七节 多元酸碱的滴定
第八节 酸碱滴定法的应用
2019/2/12
第一节
酸碱质子理论
重要的酸碱理论 酸碱电离理论：1887年，阿仑尼乌斯提出 酸碱电子理论：1923年，路易斯提出 酸碱质子理论：1923年，布朗斯特和劳里 分别提出
一.基本概念 1.酸碱的定义和共轭酸碱对 酸(acid)：能给出质子的物质 碱(base)：能接受质子的物质。
3
1 4
在任何水溶液中，在一定温度下，水的 活度积为一常数，滴定分析通常在室温 下进行，取水的活度积为1.0×10-14。
武汉大学第五版 《酸碱滴定法》
ChapⅤ Acid-base Titration
2011-2012学年 2011-2012学年
Analytical Chemistry
C 混合常数
K
m ix
=
α HB [A − ]
+
[ H A ][ B ]
——与温度离子强度有关 与温度离子强度有关
当溶液的浓度较小或要求不高的计算中， 当溶液的浓度较小或要求不高的计算中，可不 考虑离子强度的影响，即认为 考虑离子强度的影响，即认为Kc = Ko。要进行精确 的计算时，就要考虑离子强度的影响。 的计算时，就要考虑离子强度的影响。
ChapⅤ Acid-base Titration 2011-2012学年 2011-2012学年
Analytical Chemistry
5.1 溶液中的酸碱反应与平衡 5.1.1 离子的活度和活度系数
活度： 活度：物质在化学反应中表现出来的有效浓度
α i = γ i ci
Debye-Hückel公式（ < 0.1 mol/L） − lg γ i = 0.512 z ( 公式（ 公式 ）
ChapⅤ Acid-base Titration
2011-2012学年 2011-2012学年
Analytical Chemistry 5.1.3 溶液中的其他相关平衡
---物料平衡，电荷平衡和质子条件 物料平衡， 物料平衡 基本概念 ① 分析浓度，平衡浓度 分析浓度，
c B，
[B]
的浓度， ② 酸（碱）的浓度，酸（碱）度
ChapⅤ Acid-base Titration
2011-2012学年 2011-2012学年
Analytical Chemistry
大学酸碱滴定法教案课件
教案标题：大学化学实验——酸碱滴定法教学目标：1. 理解酸碱滴定法的原理及应用范围。
2. 掌握酸碱指示剂的选择原则和滴定操作的基本步骤。
3. 学会使用滴定管、锥形瓶等实验仪器，并能进行熟练操作。
4. 能够根据实验数据计算待测溶液的浓度。
教学内容：1. 酸碱滴定法的原理及分类2. 酸碱指示剂的选择原则3. 滴定操作的基本步骤4. 实验数据处理及浓度计算5. 实验注意事项及安全常识教学过程：一、导入（5分钟）通过提问方式引导学生回顾酸碱理论，激发学生对酸碱滴定实验的兴趣。
二、知识讲解（20分钟）1. 酸碱滴定法的原理及分类：强酸与强碱滴定、弱酸与强碱滴定、强酸与弱碱滴定等。
2. 酸碱指示剂的选择原则：根据滴定反应的pH变化范围选择适宜的指示剂，使滴定终点颜色变化明显。
3. 滴定操作的基本步骤：准备仪器、校准滴定管、滴定操作、记录数据等。
4. 实验数据处理及浓度计算：根据滴定反应的化学方程式，计算待测溶液的浓度。
三、实验演示（15分钟）1. 准备实验仪器：滴定管、锥形瓶、酸碱指示剂等。
2. 进行滴定实验：将已知浓度的酸（或碱）溶液倒入锥形瓶，加入适量指示剂，用未知浓度的碱（或酸）溶液进行滴定。
3. 记录实验数据：观察滴定过程中的颜色变化，记录滴定终点时的体积读数。
四、学生实验操作（30分钟）1. 学生分组，每组配备一套实验仪器。
2. 按照实验步骤进行操作，注意观察颜色变化，准确记录滴定终点时的体积读数。
3. 实验结束后，清洗仪器，整理实验台。
五、实验数据处理与总结（10分钟）1. 根据实验数据，计算待测溶液的浓度。
2. 分析实验结果，讨论实验过程中可能存在的问题及改进方法。
3. 总结酸碱滴定法的注意事项及安全常识。
教学评价：1. 学生能熟练掌握酸碱滴定法的原理及操作步骤。
2. 学生能够根据实验数据计算待测溶液的浓度，并分析实验结果。
3. 学生了解实验注意事项及安全常识，能够安全、规范地进行实验操作。
教学资源：1. 实验仪器：滴定管、锥形瓶、酸碱指示剂等。
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第5章 酸碱滴定法
教学要求：
1、了解酸碱质子理论的内容。酸碱定义；酸碱强度；酸碱反应；共轭酸碱对；共轭酸碱
对的Ka与Kb的关系。
2、掌握处理酸碱平衡的方法。分析浓度，平衡浓度，物料平衡、电荷平衡，质子平衡，
重点掌握质子平衡式的写法。
3、理解并掌握弱酸（碱）溶液中各型体的分布分数的意义；酸度对分布分数的影响；各
型体平衡浓度的计算；主要型体的判断。
4、掌握各种酸（碱）溶液中[H+](或[OH-])的计算公式，适用条件，并熟练应用公式计
算各种溶液的pH值。
5、掌握缓冲溶液的pH值的计算方法，缓冲溶液的选择、配制。
6、指示剂的变色原理；变色范围和理论变色点；掌握指示剂的选择原则，并正确选用指
示剂。
7、了解酸碱滴定法原理；准确直接滴定的判断；滴定pH突跃范围及其影响因素；滴定
误差计算，多元酸（碱）分步分别滴定条件。
8、掌握酸碱滴定中分析结果计算方法。
重点：
处理酸碱平衡的方法，掌握质子平衡式的写法；酸碱溶液中氢离子浓度的计算；缓冲溶
液的 pH值的计算方法；酸碱滴定及其应用。
难点：
各种酸（碱）溶液中氢离子（氢氧根离子）的计算公式及适用条件，熟练应用公式计算
各种溶液的 pH值。