酸碱溶液和酸碱滴定法课件

1、酸碱溶液和酸碱滴定法酸碱溶液和酸碱滴定法一、阿仑尼乌斯碱理论酸碱电离理论 （1887阿仑尼乌斯）酸是水溶液中电离生成的阳离子全部是 氢离子的物质。碱是水溶液中电离生成的阴离子全部是 氢氧根离子的物质。一、阿仑尼乌斯碱理论酸碱电离理论酸是水溶液中电离生成的阳离子酸碱特征 在水溶液中，电离出的阳离子只有H+的物质是酸，电离出的阴离子只有OH-的物质是碱。酸碱反应的本质 是H+与OH-反应生成水: H+ + OH- = H2O酸碱的强弱：根据酸碱平衡常数比较酸碱特征 在水溶液中，电离出的阳离子只有H+的物质是酸，电离电离理论的成功点：从物质的化学 组成上揭露了酸碱的本质。局限性：把酸碱仅限于水溶液中

2、， 忽视了酸碱对立统一的规律。电离理论的成功点：从物质的化学局限性：把酸碱仅限于水溶液中，二、酸碱质子理论酸：凡能给出质子的物质都是酸。碱：凡能接受质子的物质都是碱。(一) 质子酸碱的定义（1923）HI、NH4+、HPO4 2-、 NH3、 PO4 3-酸 碱 + 质子二、酸碱质子理论酸：凡能给出质子的物质都是酸。(一) 质子酸例：共轭酸 共轭碱HCl H+Cl-HAc H+Ac-H2CO3 H+HCO3-HCO3- H+CO32 -NH4+ H+NH3H3O+ H+H2OH2O H+OH-酸碱质子理论要点仅差一个质子的对应酸碱称为共轭酸碱对， 酸越强，其对应的共轭碱就越弱。例：共轭酸 共轭

3、碱HCl 酸碱可以是分子，也可以是阴离子或阳离子、酸碱具有相对性、质子理论中没有盐的概念(NH4Cl)酸碱质子理论要点HI、NH4+、HPO4 2-、 NH3、 PO4 3-酸碱可以是分子，也可以是阴离子或阳离子、酸碱具有相对性课堂练习1、根据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭酸的化学式: SO42- 、S2- 、H2PO4- 、HSO4- 、NH3 2、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式： NH4+ 、H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-HSO4- 、HS- 、H3PO4 、H2SO4 、NH4+ NH3 、HS- 、HSO4- 、HPO42- 、SO42-课堂练习1、根

4、据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭酸的化(二) 酸碱反应的实质 酸1 碱2 酸2 碱1 酸1 碱2 酸2 碱1HClNH3 NH4+ClHClH2O H3O+ClH3O+OH H2O H2O 酸1 碱2 酸2 碱1 反应实质：两对共扼酸碱对间的质子转移反应。(二) 酸碱反应的实质 酸1 碱2 反应方向：由较强的酸和较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱方向进行。酸1 碱2 酸2 碱1 强 强 弱 弱 HClNH3 NH4+ Cl反应方向：由较强的酸和较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的酸碱质子理论的优点 比起阿累尼乌斯的解离理论来，它扩大了酸和碱的范围 。将酸碱反应归纳为质子转移过程

5、，加深了人们对酸碱反应的认识。酸碱质子理论的优点 比起阿累尼乌斯的解离理论来，它扩大了酸和酸碱质子理论的局限性 由于它立论于质子的授受，对有质子转移的反应都可以说明，却不能说明无质子转移的反应。 例如： CaOCO2 CaCO3 SO3CaO CaSO4酸碱质子理论的局限性 由于它立论于质子的授受，对有质子第二节 酸碱的解离平衡及溶液的pH值第二节 酸碱的解离平衡及溶液的pH值一、水的自解离平衡和水溶液的pH值 KW= H+OH-=1.010-14在25无论酸、碱还是盐溶液水的离子积常数KW不变水的离子积常数H2O H+OH-一、水的自解离平衡和水溶液的pH值 KW= H+OH-在纯水或中性溶

6、液中：H3O+ = OH-在酸性溶液中：H3O+ 1.010-7 molL-1在碱性溶液中：H3O+ 1.010-7 molL-1= 1.010-7 molL-1 OH- OH-在纯水或中性溶液中：H3O+ = OH-在酸性溶液中稀溶液： pH =-lgH3O+任何溶液：pH + pOH = 14.00(或pOH =-lgOH-)稀溶液：任何溶液：pH + pOH = 14.00(在纯水或中性溶液中：H3O+ = OH- = 1.010-7 molL-1在酸性溶液中：H3O+ 1.010-7 molL-1 OH- 在碱性溶液中：H3O+ 1.010-7 molL-1 OH- pH=7pH7pH

7、7人的血浆：H+=3.610-84.510-8molL-1pH=7.357.45在纯水或中性溶液中：H3O+ = OH- = 1.0二、弱酸弱碱的解离平衡(一) 一元酸和它的共轭碱的解离平衡常数Ka:称为酸的解离平衡常数Kb:称为碱的解离平衡常数HB + H2OB- + H3O+Ka=H3O+ B-HBB- + H2OHB + OH-Kb=OH- HBB-二、弱酸弱碱的解离平衡(一) 一元酸和它的共轭碱的解离平衡pKa = -lgKapKb = -lgKb二、弱酸弱碱的解离平衡(一) 一元酸和它的共轭碱的解离平衡常数pKa = -lgKa二、弱酸弱碱的解离平衡(一) 一元酸HB + H2OB-

8、 + H3O+B- + H2OHB + OH-Ka=H3O+ B-HBKb=OH- HBB-Ka Kb=H3O+ B-HBOH- HBB- H3O+ OH-Ka Kb=KW二、弱酸弱碱的解离平衡(一) 一元酸和它的共轭碱的解离平衡常数HB + H2OB- + H3O+B- + H2OHB HB B-KaKbHB + H2OB- + H3O+B- + H2OHB + OH-KaKb共轭Ka Kb= KW共轭关系：pKa + pKb = pKW = 14HB B-KaKbHB + H2OB-例题：麻黄素（C10H15ON）是一种弱碱，常用做鼻喷剂，以减轻充血症状。 Kb=1.410-4计算麻黄素的

9、共轭酸的标准解离常数7.110-11 C10H15ON + H2O C10H15ONH+ +OH-例题：C10H15ON + H2O C10H(二) 多元弱酸的解离平衡H2B+H2OHB- +H3O+Ka1=H3O+ HB-H2BHB- + H2OB2- + H3O+Ka2=H3O+ B2-HB-多元弱酸分步电离，各步有相应的电离平衡常数，而且 K1 K2 K3 .因此比较多元弱酸强弱时，只需比较第一步电离常数值。求算H+时可作一元酸处理.(二) 多元弱酸的解离平衡H2B+H2OHB- +H3O+ H2CO3 HCO3- H3PO4 H2PO4- HPO42- HAC NH3C2H5NH2 C

10、O32-HCO3- PO43- HPO42-H2PO4- AC- NH4+C2H5NH3+Ka1=4.3010-7Ka2=5.6110-11Ka1=7.5210-3Ka2=6.2310-8Ka3=2.210-13Ka=1.7610-5Kb=1.7610-5Kb=4.710-4Kb1=KW/Ka2Kb2=KW/Ka1Kb1=KW/Ka3Kb2=KW/Ka2Kb3=KW/Ka1 Kb=KW/Ka Ka=KW/Kb Ka=KW/KbKi(查表)Ki(计算) H2CO3 CO32-Ka1=4.3010-7Kb1三、弱酸弱碱的解离度及其溶液的pH值(一)一元弱酸的解离度及其溶液的pH值三、弱酸弱碱的解离

11、度及其溶液的pH值(一)一元弱酸的解离度及(弱电解质的)解离度=已解离的分子数弱电解质的总分子数HB B- + H+例：C 0 0初始时平衡时B- H+HB=H+CHB=B-CHB(一)一元弱酸的解离度及其溶液的pH值(弱电解质的)解离度=已解离的分子数弱电解质的总分子数HBH+=CHB(或B-=CHB)H+=CHB(或B-=CHB)HB B- + H+C 0 0初始时平衡时B- H+HBKa=H+ B-HB=CHBCHBCHB22CHBCHB H+CHBCHBCHBHB B- + H+C Ka=CHB12当C/Ka500时115%Ka=CHB2Ka=/CHB与CHB的平方根成反比，Ka不变K

12、a=CHB12当C/Ka500时115H+=CHB或。 (C/Ka500，CKa20KW)H+=CHB或。 (C/Ka500，CKa20 例：已知室温下HAc的Ka=1.7410-5,求0.10 molL-1 HAc溶液的pH值。解：C/Ka =0.10/1.7410-5CKa20KW 选择H3O+=KaCH3O+=0.101.7410-5=1.3210-3 molL-1 pH=-lgH3O+=2.28500 例：已知室温下HAc的Ka=1.7410-5,解：(C/Kb500，CKb20KW)OH-=KbC(二) 一元弱碱的pH是碱先求OH- 公式中用 Kb是酸先求H3O+ 公式中用 Ka注意

13、(C/Kb500，CKb20KW)OH-=Kb 例：已知室温下NH3的Kb=1.7910-5,求0.010 molL-1 NH3溶液的pH值。 解：C/Kb =0.010/1.7910-5CKb20KW 选择OH-=KbCOH-=0.0101.7910-5=4.2110-4 molL-1 500pOH = -lgOH- = 3.38pH = 14 pOH = 143.38 = 10.62 例：已知室温下NH3的Kb=1.7910-5,解：(三) 多元弱酸(碱)溶液的pH当多元弱酸的Ka1Ka2时：（1）求H+可近似将多元弱酸作为一元弱酸处理。(三) 多元弱酸(碱)溶液的pH当多元弱酸的Ka1K

14、a2温度：改变离解常数 温度变化能使离解平衡发生移动，这种移动是通过离解常数的改变实现的，但在常温范围内变化不大。 四、影响弱酸、弱碱解离平衡的因素：(一) 温度的影响温度：改变离解常数四、影响弱酸、弱碱解离平衡的因素：(一) (二) 同离子效应(common ion effect）在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，可使弱电解质的离解度降低，这种现象称为同离子效应例:HB B- + H+NaBH+减少=H+CHB减少+HClB-减少=B-CHB减少(二) 同离子效应(common ion effect）在(三) 盐效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质没有相同离子的强电解质

15、，而使弱电解质的离解度略微增大的效应，称为盐效应 例:HB B- + H+平衡向右移动,加入NaNO3:H+和B-增大,=B-CHB增大=H+CHB(三) 盐效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质没有相同离子例1、在稀醋酸溶液中，加入等物质量的固体NaAc，其混合溶液中不变的是（ ）A PH值 B 电离度C 电离常数 D OH- C例1、在稀醋酸溶液中，加入等物质量的C2、下列溶液中，pH值最小的是（ ）A 0.01mol/L HCl B 0.01mol/L H2C2O4C 0.01mol/L HAc D 0.01mol/L H2SO4D2、下列溶液中，pH值最小的是（ ）D3、向1.0L0.1

16、0mol/L HAc 溶液中加入 1.0毫升0.01 01mol/L HCl 溶液，下列 叙述正确的是（ ）A Ka减小 B HAc电离度不变C HAc电离度减小 D 溶液的PH为2.63C3、向1.0L0.10mol/L HAc 溶液中加入C4、100毫升0.10 mol/L HAc溶液中，加入少量NaAc固体则溶液的PH值（ ）A 变小 B 不能判断C 不变 D 变大D4、100毫升0.10 mol/L HAc溶液中，加入D5、SrCO3在下列溶液中溶解度最大的 是（ ）A 0.10 mol/L HAcB 0.10 mol/L SrSO4C 1.0 mol/L NaCO3D 纯水A5、Sr

17、CO3在下列溶液中溶解度最大的A第三节 缓冲溶液第三节 缓冲溶液 能够抵制外加少量酸或碱，而保持溶液的pH值不发生明显改变的作用，叫缓冲作用。具有缓冲作用的溶液叫缓冲溶液。 缓冲溶液还具有抗稀释作用！一、缓冲溶液的组成及缓冲原理 能够抵制外加少量酸或碱，而保持溶液的pH值不发生明显lL纯水pH7.0lL0.lmol醋酸和0.1mol醋酸钠pH4.75通入0.01molHClpH： 2.0 pH：-5.00通入0.01molHClpH： 4.66pH：-0.09lL纯水lL0.lmol醋酸和0.1mol醋酸钠pH4.75抗酸成分（共轭碱）抗碱成分（共轭酸）缓冲系或缓冲对 通常必须同时含有两种物质

18、。一种是能够抵制外加H+的成分，又叫抗酸成分anti-acid component）；另一种是能够抵制外加OH-的成分，又叫抗碱成分（anti-base component）。 一、缓冲溶液的组成及缓冲原理抗酸成分抗碱成分缓冲系或缓冲对 通常必须同时含有两种物三种类型：弱酸及其对应的盐(HAc-NaAc、H2CO3-NaHCO3)弱碱及其对应的盐（NH3-NH4Cl、CH3NH2-CH3NH3Cl） 酸式盐及其对应的次级盐（NaH2PO4-Na2HPO4、NaHCO3Na2CO3）三种类型：弱酸及其对应的盐(HAc-NaAc、H2CO3-N例题1.缓冲溶液由足够浓度的( )组成。 A.共轭酸

19、B.共轭碱 C.共轭酸碱对 D.两性物质C例题2.HAcNaAc缓冲对中，抗碱成分是( )AH+ BAc CHAc DNaAcC例题1.缓冲溶液由足够浓度的( )组成。C例题2.HA例题3.下列混合溶液中( )是缓冲溶液： A100ml 0.10molL-1的NH3H2O与100ml 0.10molL1的HCl混合。 B100ml0.20molL1的NH3H2O与100ml 0.10molL1的HCl混合。 C100ml 0.10molL1的NH3H2O与50ml 0.20molL1的NaOH混合。 D100ml 0.10molL1的NH3H2O与50ml 0.20molL1的HCl混合。 B

20、例题3.下列混合溶液中( )是缓冲溶液：B缓冲溶液作用原理 HB H+ + B- NaB = Na+ + B- 缓冲溶液作用原理 HB H+ + 定性：抗酸成分消耗外加酸； 抗碱成分消耗外加碱。 定量：定性：抗酸成分消耗外加酸；定量： 在溶液稍加稀释时，其中H+虽然降低了，但Ac-同时也降低了，同离子效应减弱，促使HAc的离解增加，所产生的H+可维持溶液的pH值不发生明显的变化。所以，缓冲溶液具有抗酸、抗碱和抗稀释作用。 在溶液稍加稀释时，其中H+虽然降低了，但二、缓冲溶液的pH值HB + H2O H3O+ + B-MB M+ + B-H3O+ KaHBB-lg-lgpH pKa + lg H

21、B B-平衡浓度缓冲比二、缓冲溶液的pH值HB + H2O pH pKa + lg HB B-（1）pH pKa + lg 共轭酸共轭碱 此式为计算缓冲溶液pH值的Henderson-Hasselbalch方程式pH pKa + lg HB B-（1）亨德森方程的意义pH值取决于共轭酸的pKa值与缓冲比 ；当缓冲比等于1时，pH=pKa；具有有限的抗酸、抗碱及抗稀释作用；pH pKa + lg 共轭碱共轭酸亨德森方程的意义pH值取决于共轭酸的pKa值与缓冲比 ；pH例题4.决定HAcNaAc缓冲体系pH值的因素除了pKa 外还有（ ） A.HAc B.NaAc C.H+ / Ac- D.HAc

22、/NaAcD例题4.决定HAcNaAc缓冲体系pH值的因素除了pKa HAc + H2O H3O+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-同离子效应：H3O+很小 即：HB离解很少cHAc HAccAc- Ac-cHAc - H+ = HAc cAc- + H+ = Ac- HAc + H2O H3O+ + HB + H2O H3O+ + B-MB M+ + B-pH pKa + lg CHBCB-未离解时的浓度(1) pH pKa + lg HB B-平衡浓度(2)HB + H2O H3O+ + （2）pH pKa + lg CHBCB-同一溶液中：VHB=VB-VB-VHB （3）pH p

23、Ka + lg nHBnB- （2）pH pKa + lg CHBCB-同一溶液例题5 、 0.30molL-1HAc溶液100mL和0.10 molL-1NaOH溶液100mL混合，制成缓冲溶液，计算溶液的pH值。(pKa=4.75)二、缓冲溶液pH例题5 、 0.30molL-1HAc溶液100mL和0.练习2.在1.0升0.1mol/L氨水溶液中，应加入多少克固体NH4Cl，才能使溶液的pH等于9.0（忽略固体的加入对溶液体积的影响）。练习2.在1.0升0.1mol/L氨水溶液中，应加入(一)缓冲容量(buffer capacity)的定义 衡量缓冲溶液缓冲能力的尺度。使单位体积的缓冲溶

24、液的pH值改变1个单位时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量。符号。（c=HB+B-）npH三、缓冲容量与缓冲范围(一)缓冲容量(buffer capacity)的定义 衡当缓冲比（B-/HB）一定时，缓冲溶液的总浓度越大，缓冲容量越大。(二) 缓冲容量与总浓度的关系当缓冲比（B-/HB）一定时，缓冲溶液的总浓度越大，缓冲容量与总浓度的关系缓冲溶液c /molL-1 IIIIIIIVV0.0500.100.150.200.300.00290.0580.0860.1150.173缓冲容量与总浓度的关系缓冲溶液c /molL-1 总浓度不变时，以缓冲比为l（B-=HB，pH=pKa）时，缓冲容量

25、最大，缓冲比偏离1越远，则缓冲容量越小。 (三) 缓冲容量与缓冲比的关系总浓度不变时，以缓冲比为l（B-=HB，pH=pKa 缓冲容量与缓冲比的关系缓冲溶液B-/HBIIIIIIIVVVIVII1:191:9 1:41:14:19:119:10.01090.02070.03680.05760.03680.02070.0109 缓冲容量与缓冲比的关系缓冲溶液B-/HBI1:1(四)缓冲范围 缓冲溶液具有缓冲能力的pH值范围称为缓冲溶液的缓冲范围 pH=pKa-1 pH=pKa+1缩写为： pH=pKa1(四)缓冲范围 缓冲溶液具有缓冲能力的pH值范围称为缓冲溶液四、缓冲溶液的配制 1.选择适当的

26、缓冲系（共轭酸的pKa值约等于pH值）(一) 缓冲溶液的配制方法2.所选缓冲对物质不能于溶液中主物质发生作用3.缓冲溶液要有足够的总浓度 （c0.050.5 molL-1 ）4.计算需要共轭酸碱的量5.校正四、缓冲溶液的配制 1.选择适当的缓冲系（共轭酸的pKa值约配制pH=9.3的缓冲溶液，下列缓冲对中最合适的是 。NaHCO3-Na2CO3 (H2CO3的pKa2=10.3) B. NH4+-NH3 (NH3的pKb=4.75)C. HAc-NaAc (HAc的pKa=4.75) D. HCOOH-HCOONa (HCOOH的pKa=3.76)配制pH=9.3的缓冲溶液，下列缓冲对中最合适

27、的是 生物有机体要正常地进行生命活动， 首先必须具有一个稳定的内环境， 这个内环境包括具有一定pH值的各种体液。 人体内以酶为催化剂的各种生物化学变化只能在合适的pH值下进行。因此各种体液都要维持一定的pH值。例如，正常人血液的pH值保持在7.357.45之间 . 五、血液中的缓冲系及缓冲作用 生物有机体要正常地进行生命活动， 首先必须具有一个稳定血浆中以H2CO3-HCO-3缓冲系最为重要。 血浆中以H2CO3-HCO-3缓冲系最为重要。 缓冲溶液的缓冲能力在pKa1范围内，此时的缓冲比是10至1/10之间。那么，为什么血浆中碳酸氢盐缓冲系的缓冲比为20/1时，还具有缓冲能力呢? 这是因为在

28、正常的生命活动中，血液中CO2和HCO3-浓度可以通过肺的呼吸和肾的排泄功能进行调节，使HCO3-/CO2(溶解)始终保持20/1，因而使血液的pH值相对地稳定在7.40。 缓冲溶液的缓冲能力在pKa1范围内，此时的缓冲比是 第四节 酸碱滴定法分析化学(Analytical chemistry):研究物质化学 组成的分析方法与相关原理的一门科学分析化学定性分析(qualitative analysis):确定物质的组成成分定量分析(quantitative analysis):确定物质的组成 的相对含量 第四节 酸碱滴定法定量分析(quantitative analysis):确定物质的组成

29、的相对含量定量分析化学分析仪器分析 滴定分析:将一种已知准确浓度的试剂滴加到一定体积的分析物溶液中,直到滴定反应定量完成,然后根据所知试剂溶液的浓度和体积,求算分析组分含量的分析方法标准液被测液一、滴定分析的基本概念和常用术语滴定分析:将一种已知准确浓度的试剂滴加到一定体积的分析物溶液滴定分析特点快速、准确、仪器设备简单、操作简便，用途广。滴定分析特点一、滴定分析的基本概念和常用术语标准液被测液标准溶液:已知准确浓度的试剂溶液试样溶液:被滴定的溶液一、滴定分析的基本概念和常用术语标准液被测液标准溶液:已知准一、滴定分析的基本概念和常用术语化学计量点:标准溶液与被测成分反应恰好完全 即反应的理论

30、终点滴定终点:指示剂所指示的反应终点滴定终点与化学计量点越吻合,滴定误差就越小一、滴定分析的基本概念和常用术语化学计量点:标准溶液与被测成滴定反应必须具备的条件按一定的反应式进行（无副反应）；反应完全（99.9%以上）有简便可靠的方法确定终点反应迅速二、酸碱滴定分析对滴定反应的基本要求及计算滴定反应必须具备的条件二、酸碱滴定分析对滴定反应的基本要求及三、酸碱标准溶液的配制与标定基准物质:能用于直接配制标准溶液或标定待测溶液的物质。必备条件： a、纯度高； b、性质稳定； c、实际组成与化学式完全相符； d、最好具有较大的摩尔质量。 1、标准溶液的配制 直接配制法 间接配制法三、酸碱标准溶液的配

31、制与标定基准物质:能用于直接配制标准溶2、标准溶液的标定（比较） 标准溶液用前必须标定！标定：用基准物质确定标准溶液浓度的操作过程。比较：用已知准确浓度的标准溶液确定另一标准溶液浓度的操作过程。3、被测物质含量测定2、标准溶液的标定（比较） 标准溶液用前必须标定！标定：酚酞在水溶液中的平衡（单色指示剂）四、酸碱指示剂红色无色(一) 酸碱指示剂的变色原理酚酞在水溶液中的平衡（单色指示剂）四、酸碱指示剂红色无色(一甲基橙在水溶液中的平衡（双色指示剂）甲基橙在水溶液中的平衡（双色指示剂）理论变色点和变色范围HIn H+ + In-(酸色)(碱色)过渡色酸色碱色理论变色范围:理论变色点:理论变色点和变

32、色范围HIn H+ 五、酸碱滴定曲线与指示剂的选择1、滴定前（Vb=0） 溶液组成： 0.1000molL-1HCl溶液 H+=ca=0.1000molL-1，pH=1.00 化学计量点前的pH值随ca的增大而减小。2、滴定开始至计量点前（VbVa） 溶液组成：HCl+NaCl+H2O设HCl浓度为ca =0.10molL-1，体积为Va=20.00mL；滴定剂NaOH浓度cb= ca=0.1000molL-1，加入滴定剂体积VbmL。ca越大，起始点pH值越低。五、酸碱滴定曲线与指示剂的选择1、滴定前（Vb=0）化学计量3、化学计量点时（Vb=Va） 溶液组成： NaCl+H2O H+=1.

33、010-7molL-1，pH=7.004、化学计量点后（VbVa） 溶液组成： NaOH+NaCl+H2O计量点后的pH值随ca增大而增大。3、化学计量点时（Vb=Va）4、化学计量点后（VbVa）图1、NaOH滴定HCl的滴定曲线（0.1000molL-1）4.39.7图1、NaOH滴定HCl的滴定曲线（0.1000molL图2、NaOH滴定HCl的滴定曲线（不同浓度）图2、NaOH滴定HCl的滴定曲线（不同浓度）图3、HCl滴定NaOH的滴定曲线（0.1000molL-1）图3、HCl滴定NaOH的滴定曲线（0.1000molL图4、NaOH滴定HA的滴定曲线（0.1000molL-1）图

34、4、NaOH滴定HA的滴定曲线（0.1000molL-影响滴定突跃大小的因素：c、Ka指示剂选择原则：变色范围全部或部分落在滴定突跃范围之内。弱酸或弱碱的滴定：准确滴定条件（指示剂指示终点）：cKa10-8，cKb10-8（TE%0.1%）影响滴定突跃大小的因素：c、Ka指示剂选择原则：变色范围全部第五节 分析结果的误差和有效数字一、误差产生的原因和分类准确度：测量值与真实值相符的程度。误差: 衡量准确度高低的尺度。误差系统误差偶然误差第五节 分析结果的误差和有效数字一、误差产生的原因和分类准确(一) 系统误差系统误差产生的原因: 方法误差 仪器误差 试剂误差 操作误差系统误差:由分析时某些固定的原因引起的误差(一) 系统误差系统误差产生的原因:系统误差:由分析时某些(二) 偶然误差偶然误差:难以预料的偶然因素造成.如:环境温度、湿度和气压的微小变化,仪器性能的变化, 对不同式样处理的