第四章-酸碱滴定课件

分析化学高职高专化学教材编写组编（第四版）分析化学高职高专化学教材编写组编（第四版）第四章

酸碱滴定法“十二五”职业教育国家规划教材第四章酸碱滴定法“十二五”职业教育国家规划教材第一节酸碱平衡的理论基础第二节酸碱指示剂第三节一元酸碱的滴定第四节多元酸碱的滴定第五节酸碱标准溶液的配制和标定第六节酸碱滴定法的应用主要内容第一节酸碱平衡的理论基础主要内容学习目标知识目标：理解酸碱质子理论理解弱酸弱碱在水溶液中不同型体分布随溶液pH变化规律了解质子条件与酸碱溶液pH计算公式之间的关系了解指示剂的变色原理，掌握常用指示剂变色范围理解酸碱滴定过程中pＨ的变化规律（滴定曲线的作法）掌握酸碱滴定法的基本原理学习目标知识目标：理解酸碱质子理论能力目标：能用最简式计算各类酸碱溶液的pH。能正确计算化学计量点时溶液的pH。能正确选择指示剂指示滴定终点。能正确计算酸碱滴定分析结果。能力目标：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

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。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：一、酸碱质子理论第一节酸碱平衡的理论基础酸——溶液中凡能给出质子的物质当某种酸HA失去质子后酸碱质子理论酸碱解离平衡水溶液中酸碱组分不同型体的分布酸碱溶液pH的计算缓冲溶液酸碱质子理论例如：这些共轭酸碱对的质子得失反应，称为酸碱半反应。例如：这些共轭酸碱对的质子得失反应，称为酸碱半反应。1.酸碱反应的实质

醋酸在水中的离解：半反应1HOAc（酸1）OAc-（碱1）

+H+半反应2H++H2O（碱2）

H3O+（酸2）HOAc（酸1）+H2O（碱2）

H3O+（酸2）+OAc-（碱1）

共轭酸碱对一、酸碱质子理论1.酸碱反应的实质醋酸在水中的离解：半反应1HOAc（

氨在水中的离解：半反应1NH3（碱1）+H+

NH4+（酸1）

半反应2H2O（酸2）OH-（碱2）+H+

NH3（碱1）+H2O（酸2）

OH-（碱2）+NH4+（酸1）

共轭酸碱对氨在水中的离解：半反应1NH3（碱1）+H+NH4+

NH4Cl的水解(相当于NH4+弱酸的离解)

NaOAc的水解（相当于OAc－弱碱的离解）NH4++H2OH3O++

NH3OAc-+H2OOH-+HOAc共轭酸碱对共轭酸碱对HOAc+NH3NH4++OAc-

醋酸与氨在水溶液中的中和反应共轭酸碱对NH4Cl的水解(相当于NH4+弱酸的离解)NaOAc2.溶剂的质子自递反应及其常数水溶液中,水分子之间也发生质子转移作用：

H2O+H2OH3O++OH–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。反应的平衡常数称为水的质子子递常数，也就是水的离子积：2.溶剂的质子自递反应及其常数水溶液中,水分子之间也发生质子酸碱质子理论小结酸碱半反应不可能单独发生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是质子的转移质子理论酸碱的特点：1）具有共轭性

2）具有相对性3）具有广泛性HCO3－既为酸，也为碱（两性物质）如：中性分子、阴离子、阳离子都可能是酸或碱如：HA和A-互为共轭酸碱对酸碱质子理论小结酸碱半反应不可能单独发生质子理论酸碱的特点：HA+H2OH3O++A-一元弱酸的解离反应及平衡常数：

A-+H2OOH-+HA一元弱碱的解离反应及平衡常数：1.一元酸碱二、酸碱解离平衡HA+H2OH3O++显然，一元共轭酸碱对HA和A-有如下关系例:已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少?

解：NH3的共轭酸为NH4+，它与H2O的反应：pKa+pKb=pKw=14.00显然，一元共轭酸碱对HA和A-有如下关系例:已知NH3的KKa↑，给质子能力↑强，酸的强度↑；

Kb↑，得质子能力↑强，碱的强度↑。酸碱的强弱取决于酸碱本身给出质子或接受质子能力的强弱。在共轭酸碱对中，如果酸越容易给出质子，酸性越强，则其共轭碱接受质子的能力就越弱。酸碱的解离常数的大小能定量说明酸或碱的强弱程度。酸碱解离平衡Ka↑，给质子能力↑强，酸的强度↑；酸碱的强弱取决2.多元酸碱H3PO4H2PO4-+H+

Ka1

Kb3

H2PO4-HPO42-+H+

Ka2

Kb2

HPO42-PO43-+H+

Ka3

Kb12.多元酸碱H3PO4H2P多元酸碱在水中逐级离解，强度逐级递减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

多元酸碱解离平衡Kbi=KwKa(n-i+1)多元酸碱在水中逐级离解，强度逐级递减形成的多元共轭酸碱对中最练习例：计算HS-的pKb值pKb2=pKw

－pKa1=14.00－6.89=7.11解：HS-+H2OH2S+OH-教材例1：比较几种弱碱及其共轭酸的强弱酸碱解离平衡练习例：计算HS-的pKb值pKb2=pKw－pKa三、水溶液中酸碱组分不同型体的分布酸的浓度(分析浓度)：是指在一定体积溶液中含有某种酸溶质的量，即酸的分析浓度，包括已离解的酸的浓度和未离解酸的浓度，用c酸表示。在弱酸弱碱的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。如醋酸，在水溶液中有两种型体：HOAc、OAc-三、水溶液中酸碱组分不同型体的分布酸的浓度(分析浓度)：是指酸度：溶液中的氢离子浓度[H+]；当其值很小时，常用pH表示。如0.1000mol/L盐酸、NaOH溶液，pH分别为1和13。平衡浓度：平衡时溶质存在的各型体浓度，用[]表示，各型体平衡浓度之和为总浓度。酸度：溶液中的氢离子浓度[H+]；当其值很小时，常用pH表示作用：（1）深入了解酸碱滴定过程；（2）判断多元酸碱分步滴定的可能性；（3）有助于理解配位滴定与沉淀滴定条件。

分布分数

：在弱酸（碱）溶液中各型体存在的平衡浓度与溶液的分析浓度的比值，称为分布分数，用δ表示。作用：（1）深入了解酸碱滴定过程；分布分数：在弱酸（碱）溶1.一元弱酸溶液中各型体的分布

以醋酸（HOAc）为例：HOAc在水溶液中以HOAc和OAc-两种形式存在，它们的平衡浓度分别为[HOAc]和[OAc-]，则总浓度（分析浓度）：

cHOAc

=[HOAc]+[OAc-]设：HOAc的分布系数为δHOAc

；

OAc-的分布系数为δOAc-

。1.一元弱酸溶液中各型体的分布以醋酸（HOAc）为可见，分布分数是溶液pH的函数。可见，分布分数是溶液pH的函数。例：已知cHOAc=1.0×10-2mol/L，pH=4.00时，HOAc和OAc-的分布分数?哪种是主要存在型体？其浓度是多少？主要存在型体为HOAc，其平衡浓度：[HOAc]=c

HOAc

δHOAc=1.0×10-2×0.85=8.5×10-3mol/L例：已知cHOAc=1.0×10-2mol/L，pH=4

计算不同pH时各型体的分布分数，以δ对pH作图，得一元弱酸分布分数与溶液pH关系曲线（分布曲线）：以HOAc为例，讨论：(1)δHOAc+δOAc-

=1pH=pKa

=4.74时:

δHOAc

=δOAc-

=0.5pH<pKa

时:以HOAc形式为主pH>pKa时:以OAc-形式为主计算不同pH时各型体的分布分数，以δ对pH作图，得一二、多元弱酸的分布对于二元弱酸H2A为，其在水溶液中有三种存在型体。cH2A=[H2A]+[HA-]+[A2-]二、多元弱酸的分布对于二元弱酸H2A为，其在水溶液中有三种以草酸为例，讨论二元弱酸分布分数与溶液pH关系：a.pH<pKa1时，H2C2O4为主b.pKa1<

pH<pKa2时,HC2O4-为主c.pH>pKa2时，C2O42

-为主d.pH=2.75时,

1最大；1=0.938；2=0.028；3=0.034应用：选择反应条件以草酸为例，讨论二元弱酸分布分数与溶液pH关系：同理可得HnA弱酸溶液各型体的分布系数：同理可得HnA弱酸溶液各型体的分布系数：以H3PO4为例，讨论三元弱酸分布曲线（

pKa1=2.12；pKa2=7.20；pKa3=12.36）（1）三个pKa相差较大，共存现象不明显；（2）pH=4.7时，

δ2=0.994δ3=δ1=0.003（3）pH=9.8时，δ1=0.994

δ0=δ2=0.003以H3PO4为例，讨论三元弱酸分布曲线小结:分析浓度和平衡浓度是相互联系却又完全不同的概念，两者通过δ联系起来。对于任何酸碱性物质，满足δ0+δ1+δ2

+δ3+……

+δn

=1。δ取决于Ka、Kb及[H+]的大小，与c无关。δ大小能定量说明某型体在溶液中的分布，由δ可求某型体的平衡浓度。小结:分析浓度和平衡浓度是相互联系却又完全不同的概念，两者通四、酸碱溶液pH的计算

学习几种典型的酸碱溶液pH计算方法，以理解滴定过程中pH变化规律。1.质子条件式

质子条件式：酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数应等于碱得到的质子数。这种质子等衡关系称为质子条件，其数学表达式称为质子条件式。四、酸碱溶液pH的计算学习几种典型的酸碱溶液pH计算

零水准法：选择溶液中大量存在并参加质子转移的物质为“零水准”（又称参考水准）：（1）左边为得质子物质的产物＝右边为失质子物质的产物（2）不要忘记水的得失质子（3）根据质子转移数相等的数量关系写出质子条件式。零水准法：选择溶液中大量存在并参加质子转移的[H3O+]=[A-]+[OH-]选HA和H2O作为零水准，溶液中存在的反应有：

HA+H2OH3O++A-H2O+H2OH3O++OH-

因此，H3O+为得质子产物，A-、OH-

为失质子产物，得失质子数应当相等，故质子条件式为：例1以一元弱酸HA为例，写出其质子条件式[H3O+]=[A-]+[OH-]选HA和H2O例2以Na2CO3为例，写出其质子条件式。选取CO32-和H2O作为零水准物质,质子条件式为：

[HCO3-]+2[H2CO3]+[H+]=[OH-]例3写出NaH2PO4液的质子条件式。选H2PO4-和H2O作为零水准物质。

[H+]+[H3PO4]=[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-]例2以Na2CO3为例，写出其质子条件式。例3练习：写出下列物质的质子条件式。(1)NH4CN(2)Na2CO3(3)(NH4)2HPO4解：(1)[H+]+[HCN]=[NH3]+[OH-](2)[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]=[OH-](3)[H+]+2[H3PO4]+[H2PO42-]=[PO43-]+[OH-]+[NH3]练习：写出下列物质的质子条件式。解：(1)[H+]+[2.酸碱溶液pH计算一元弱酸(HA)溶液的质子条件式是：

[H+]=[A-]+[OH-]（1）一元弱酸（碱）溶液pH计算2.酸碱溶液pH计算一元弱酸(HA)溶液的质子条件式是：（11）经整理，一元弱酸[H+]的精确式为：

2）当计算允许有5%的误差时，同时满足c/Ka≥105，cKa≥10Kw两个条件，则精确式可简化为：此为计算一元弱酸溶液酸度的最简式。1）经整理，一元弱酸[H+]的精确式为：例：0.010mol/L计算HOAc溶液的pH。由于cKa>10Kw,c/Ka=0.010/1.8×10-5＞105，故可按最简式计算：解：这是一元弱酸溶液，查附表1得HOAc的Ka=1.8×10-5例：0.010mol/L计算HOAc溶液的pH。由于cKa>例：

计算0.10mol/LNH4Cl溶液的pH。解：根据酸碱质子理论，这也是一元弱酸溶液查附表1可得NH3的Kb=1.8×10-5其共轭碱NH4+的

Ka=KW/Kb=5.7×10-10

由于cKa>10Kw,c/Ka=0.10/5.7×10-10

＞105，故可按最简式计算：例：计算0.10mol/LNH4Cl溶液的pH。此为计算一元弱碱溶液酸度的最简式。3）一元弱碱溶液酸度计算：当满足c/Kb≥105，cKb≥10Kw两个条件，则：用酸碱质子理论与电离理论计算溶液pH的对比见教材例5。此为计算一元弱碱溶液酸度的最简式。3）一元弱碱溶液酸度计算：例：计算0.10mol/LNH3溶液的pH。查表得：Kb=1.8×10-5解：由于cKb≥10Kw，c/Kb

=0.010/1.8×10-5＞105，故可按最简式计算：例：计算0.10mol/LNH3溶液的pH。解：由于cKb练习：计算0.10mol/LNaOAc溶液的pH。解：一元弱碱溶液。查附表1得HOAc的Ka=1.8×10-5因此，Ac-的Kb=KW/Ka=5.7×10-10

由于cKb≥10Kw，c/Kb

=0.010/5.7×10-10＞105，故可按最简式计算：练习：计算0.10mol/LNaOAc溶液的pH。解：一（2）

两性物质溶液酸度计算以NaHA为例，其溶液的质子条件式是:

[H+]+[H2A]=[A2-]+[OH-]根据二元酸H2A的离解平衡关系式：当cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10时，得两性物质溶液酸度计算最简式：（2）两性物质溶液酸度计算以NaHA为例，其溶液的质子条件例：计算0.10mol/LNaHCO3溶液的pH。已知Ka1=4.2×10-7Ka2=5.6×10-11解：由于cKa2＞10KW，c/Ka1

＞10，故应用最简式求算练习：计算0.10mol/LNaH2PO4溶液的pH值。查表得：Ka1=7.6×10-3Ka2=6.3×10-8Ka3=4.4×10-13解：例：计算0.10mol/LNaHCO3溶液的pH。练习：计酸碱溶液pH的计算计算几种酸溶液［H+］的最简式及使用条件酸碱溶液pH的计算计算几种酸溶液［H+］的最简式及使用条件五、缓冲溶液

缓冲作用：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身pH不发生显著变化的性质。

一般缓冲溶液是由浓度较大的弱酸及其共轭碱（如HOAc+NaOAc）或弱碱及其共轭酸（如NH3+NH4Cl）组成。缓冲溶液分类一般缓冲溶液：控制溶液酸度标准缓冲溶液：测量pH标准参照

缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液。五、缓冲溶液缓冲作用：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀例：计算0.10mol/LNH4Cl-0.20mol/LNH3缓冲溶液的pH值。

解：已知Kb=1.8×10-5，Ka=Kb/Kw=5.6×10-10，由于NH4Cl和NH3的浓度均较大，故可按下式计算：缓冲溶液的pH计算公式：1.一般缓冲溶液pH的计算例：计算0.10mol/LNH4Cl-0.20mol/L

例：欲配制pH为3.0和4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200mL0.20mol•L-1HCOOH溶液中加入多少mL1.0mol•L-1NaOH溶液？(pKa,HCOOH=3.74)解：设加入1.0mol/LNaOH溶液xmL故：pH=4.0的情况，请同学自己做。例：欲配制pH为3.0和4.0的HCOOH-HCO

高浓度的强酸强碱也是缓冲溶液，用于pH>12或pH<2时的酸度控制。缓冲范围：缓冲溶液只能将溶液控制在一定的pH范围内。pH=pKa1

如HOAc-NaOAcpKa=4.74,缓冲范围为：3.74-5.742.标准缓冲溶液准确测量其它溶液pH值时作为参照标准用的，用来校正仪器。高浓度的强酸强碱也是缓冲溶液，用于pH>12或pH

酸碱指示剂的变色原理酸碱指示剂的变色范围混合指示剂第二节酸碱指示剂酸碱指示剂的变色原理第二节酸碱指示剂一、酸碱指示剂的变色原理

酸碱指示剂(acid-baseindicator)：酸碱滴定中用于指示滴定终点的试剂称为酸碱指示剂。常用的酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，这些弱酸或弱碱与其共轭碱或酸具有不同的颜色。现以HIn代表弱酸指示剂，其离解平衡表示如下：

HInH++In-酸式色碱式色一、酸碱指示剂的变色原理酸碱指示剂(acid-酚酞：有机弱酸，三苯甲烷类结构。

变色范围：89.6，由无色变为粉红色。酚酞在溶液中存在如下解离平衡H2In HIn- In2- [InOH]3-

无色 无色 红色 无色pH<8 8<pH<9.6 强碱酚酞：有机弱酸，三苯甲烷类结构。变色范围：89

甲基橙：有机弱碱，偶氮类结构。变色范围：3.14.4，由黄色变为橙色。甲基橙：有机弱碱，偶氮类结构。二、酸碱指示剂的变色范围

以弱酸型指示剂为例，说明指示剂的颜色变化与溶液pH之间的数量关系。弱酸指示剂在溶液中离解平衡表示如下：平衡时可得：HInH++In-二、酸碱指示剂的变色范围以弱酸型指示剂为例，说明指示

在一定温度下KHIn是一个常数。因此，在一定的pH条件下，溶液有一定的颜色，当pH改变时，溶液的颜色就相应地发生改变。

当两种型体的浓度之比是10倍以上时，我们肉眼才能看到浓度较大的那种型体的颜色。若>10时，即pH=pKHIn＋1时，显In-颜色若<1/10时，即pH=pKHIn-1时，显HIn颜色若=1时，即pH=pKHIn时，显二者中间色，理论变色点在一定温度下KHIn是一个常数。因此，在一定的pHpH=pKHIn±1指示剂的变色范围为：综上所述，得出如下几点结论：1）指示剂的变色范围随指示剂常数KHIn的不同而异。2）指示剂在变色范围内显示出逐渐变化的过渡颜色。3）由实验测得的各种指示剂变色范围幅度一般在1～2个pH单位。4）指示剂的变色范围越窄越好。pH=pKHIn±1指示剂的变色范围为：综上所述，得出如下几三、混合指示剂组成：1）指示剂+惰性染料例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色）

2）两种或两种以上指示剂混合而成例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色）

特点：利用颜色的互补，变色敏锐；变色范围窄如：溴甲酚绿+甲基红

酒红（pH<5.1）灰色（pH=5.1)绿（pH>5.1）三、混合指示剂酒红（pH<5.1）

实验室中使用的pH试纸就是基于混合指示剂原理配制而成的。

常用混合酸碱指示剂见表4-3。酸碱指示剂指示剂用量:宜少不宜多，看清颜色即可。指示剂用量对单色指示剂影响较大例：50～100mL溶液中2～3滴PP，pH≈9变色

10～15滴PP，pH≈8变色注意：实验室中使用的pH试纸就是基于混合指示剂原理配制而成的。酸一元酸碱滴定过程中pH的变化规律滴定曲线的形状滴定突跃影响滴定突跃的因素和指示剂的选择原则一元酸碱滴定条件。第三节一元酸碱的滴定一元酸碱滴定过程中pH的变化规律第三节一元酸碱的滴定一、强酸滴定强碱(1)滴定过程1.强碱滴定强酸

以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHCl溶液为例。①滴定前

溶液pH完全取决于HCl的浓度,pH=1.00一、强酸滴定强碱(1)滴定过程1.强碱滴定强酸②滴定开始到计量点前:VHCl>VNaOH

溶液pH值取决于剩余HCl浓度：[H+]=cHCl

pH=4.30

当V(NaOH)=19.98ml,离化学计量点差约半滴(误差为-0.1%时)：②滴定开始到计量点前:VHCl>VNaOHpH=4.30③计量点时，VHCl=VNaOH

此时溶液的H+主要来自水的解离pH=7.00③计量点时，VHCl=VNaOHpH=7.00④计量点后：VHCl<VNaOH

溶液pH决定于过量NaOH的浓度。pOH=4.30pH=9.70当VNaOH=20.02ml,过量约半滴(误差+0.1%)时：④计量点后：VHCl<VNaOHpO（2）酸碱滴定曲线

以滴定过程中酸（或碱）标准溶液的加入量为横坐标，溶液的pH值为纵坐标，画一条曲线，称为酸碱滴定曲线。NaOH滴定HCl的酸碱滴定曲线：以加入NaOH的体积为横坐标，溶液的pH值为纵坐标，作酸碱滴定曲线。（2）酸碱滴定曲线NaOH滴定HCl的酸碱滴定曲线：（3）强碱滴定强酸滴定曲线的讨论①滴定曲线的形状滴定开始，强酸缓冲区，⊿pH微小；随滴定进行HCl↓，⊿pH渐↑化学计量点前后前后0.1%，⊿pH↑↑，溶液由酸→碱，⊿pH=5.4继续滴NaOH，强碱缓冲区，⊿pH↓（3）强碱滴定强酸滴定曲线的讨论①滴定曲线的形状②滴定突跃滴加NaOH体积从0~19.80mL，pH变化2.3个单位；而从19.98~20.02mL，仅0.04mL,pH变化5.4个单位滴定突跃：化学计量点前后0.1%的变化引起pH值突然改变的现象。

滴定突跃范围：滴定突跃所在的pH范围，本例中为4.3~9.7。

应用：根据滴定突跃选择指示剂指示终点②滴定突跃③指示剂选择原则

指示剂变色点（滴定终点）与化学计量点并不一定相同，但相差不超过0.02mL，相对误差不超过±0.1%。甲基橙（3.1～4.4）**3.45甲基红（4.4～6.2）**5.1酚酞（8.0～

10.0）**9.1

指示剂变色范围部分或全部落在滴定突跃范围内。③指示剂选择原则指示剂变色点（滴定终点）与化学计量点并不例：0.01000mol/LNaOH滴定0.01000mol/LHCl在误差–0.1%时:④影响滴定突跃的因素强酸与强碱的滴定突跃范围与酸碱浓度有关,c

↑，⊿pH↑，可选指示剂越多。pH=5.30例：0.01000mol/LNaOH滴定0.01000mopOH=5.30，pH=8.70在误差+0.1%时：滴定突跃范围为：pH=5.30～8.70。可见c降低10倍，⊿pH减小了2个单位pOH=5.30，pH=8.70在误差+0.1%时：滴定不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线NaOH↓滴定HCl0100200%

pH1210864210.79.78.77.05.34.33.35.04.49.06.24.43.10.01mol·L-1

0.1mol·L-1

1mol·L-1浓度增大10倍，突跃增加2个pH单位。不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线NaOH0以HCl滴定NaOH为例：

cNaOH=cHCl=0.1000mol/L则滴定曲线与上例对称，pH变化正好相反。滴定突跃区间的pH范围为9.70~4.30。2.强酸滴定强碱以HCl滴定NaOH为例：2.强酸滴定强碱0.10mol·L-1

NaOH↓0.10mol·L-1

HCl0.10mol·L-1

HCl↓0.10mol·L-1

NaOHpH0100200%滴定分数/%9.7sp+0.1%4.3sp-0.1%sp

7.0突跃强酸滴定强碱滴定曲线0.10mol·L-10.10mol·L-1pH0以0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.1000mol/LHOAc为例。二、强碱滴定弱酸这一类型的基本反应为：OH-+HAA-+H2O1.滴定前:VNaOH=0以0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.2.计量点前未反应的HOAc与反应生成的NaOAc形成缓冲体系2.计量点前当VNaOH=19.98ml时(相对误差为-0.1%)，代入上式：未反应的HOAc与反应生成的NaOAc形成缓冲体系当VNaOH=19.98ml时(相对误差为-0.1%)，代入3.计量点

HOAc与NaOH完全反应生成了NaOAc，溶液的pH由Oac-1水解所决定。

pOH=5.28，pH=8.723.计量点HOAc与NaOH完4.计量点后溶液为过量的NaOH与反应生成的NaOAc组成

pOH=4.30，pH=9.704.计量点后0.10mol·L-1NaOH↓HOAc0.10mol·L-1HOAcOAc-OAc-+OH-0100200T%pH121086420突跃6.24.43.19.78.77.74.35.04.0PPMRMOHAcHCl突跃处于弱碱性,只能选酚酞作指示剂.强碱滴定弱酸的滴定曲线0.10mol·L-1HOAc强碱滴定弱酸滴定曲线的特点：影响突跃范围的因素有那些呢？（1）pH起点高；（2）滴定曲线的形状不同；（3）滴定突跃范围小：7.7~9.7（4）化学计量点时溶液显碱性，pH=8.72

强碱滴定弱酸强碱滴定弱酸滴定曲线的特点：影响突跃范围的因素有那些呢？（1NaOH滴定不同浓度HOAc的滴定曲线pH1mol·L-10.1mol·L-10.01mol·L-1642810129.238.738.23HAcHCl10.709.708.707.76突跃范围

050100150

T%浓度增大10倍，突跃增加1个pH单位NaOH滴定不同浓度HOAc的滴定曲线pH1mol·L-10滴定突跃HCl:4.3-9.7HOAc:7.7-9.7HA:9.7-10.0HAAA+OH-中和百分数pH12108642HClHOAcHApKa=7pKa=4.7610.09.77.764.3050100150200

NaOH滴定不同Ka弱酸HA的滴定曲线Ka增大10倍，突跃增加一个pH单位。滴定突跃HAA一元弱酸滴定条件的讨论：（1）强碱滴定弱酸的突跃范围较小，指示剂选择受限制，只能选在弱碱性范围内变色的指示剂（如酚酞）。若选用在弱酸性范围内变色的指示剂（如甲基橙），则滴定误差会大于50%。(参见表4-6,滴定不足10mL甲基橙即变为黄色)—指示剂选择错误！滴定弱酸指示剂选择的一般原则：

指示剂变色点尽量接近化学计量点。一元弱酸滴定条件的讨论：（1）强碱滴定弱酸的突跃范围较小，指（2）影响pH突跃范围的因素是：酸碱的强弱（即Ka或Kb的大小）和浓度，Ka或Kb增大，则pH突跃增大。如果被滴定的酸更弱（例如H3BO3，Ka≈10-9）,则不出现pH突跃。对这类极弱酸，在水溶液中无法用酸碱指示剂来指示滴定终点。因此就不能直接滴定。通常将cKa≥10-8

作为能否准确滴定弱酸的条件。（2）影响pH突跃范围的因素是：酸碱的强弱（即Ka或Kb的大滴定曲线特点:

与强碱滴定弱酸相似影响突跃的因素：浓度c与Kb准确滴定条件:三、强酸滴定弱碱本节的两个重要结论1.变色范围处于或部分处于滴定突越范围内的指示剂都能够准确指示滴定终点；2.弱酸弱碱能够被强碱强酸直接准确滴定的条件是cK≥10-8。滴定曲线特点:

与强碱滴定弱酸相似三、强酸滴定弱碱本节练习：指出下述滴定哪些是可行的，各物质浓度均为0.1mol/L。(1)NaOH滴HCl;(2)NaOH滴HCOOH(3)NaOH滴HAsO2(4)NaOH滴NH4Cl(5)HCl滴NaAc(6)HCl滴NaCN已知HCOOH:Pka=3.74,HAc:Pka=4.74HAsO2:Pka=9.22,HCN:Pka=9.21NH3:Pkb=4.74可行的为(1),(2),(6)一元弱酸弱碱的滴定练习：指出下述滴定哪些是可行的，各物质浓度均为0.1mol/

多元酸碱能否被分步滴定？准确滴定到哪一级？化学计量点pH的计算指示剂的选择第四节多元酸碱的滴定多元酸碱能否被分步滴定？第四节多元酸碱的滴定

判断能否形成突跃及形成几个突跃的原则：

(1)若cKa1≥10-8，且Ka1/Ka2≥104；第一步解离的H+先被准确滴定，而第二步解离的H+不会同时作用，在第一化学计量点出现pH突跃；若cKa2≥10-8且Ka2/Ka3≥104时，第二步解离的H+先被准确滴定，而第三步解离的H+不会同时作用，在第二化学计量点出现pH突跃

一、多元酸的滴定判断能否形成突跃及形成几个突跃的原则：一、(2)若cKa1≥10-8，cKa2<10-8且Ka1/Ka2≥104

，则只有第一步解离的H+被准确滴定而形成一个突跃。(3)若Ka1/Ka2<104，且若cKa2≥10-8，则中和反应交叉进行，只有一个突跃。(2)若cKa1≥10-8，cKa2<10-8且Ka1/Ka如H3PO4的滴定，Ka1=10-2.12、Ka2=10-7.20，均大于10-8，且第一计量点：

pHsp=4.66，可用甲基红(或溴甲酚绿和甲基橙)为指示剂。

第二计量点：pHsp=9.78，可用酚酞(或酚酞和百里酚酞)为指示剂。

Ka3=10-12.36<<10-8，不能被准确滴定到第三级。如H3PO4的滴定，Ka1=10-2.12、Ka2=10-7二、多元碱的滴定如Na2CO3的滴定，Kb1、Kb2均大于10-8，且第一计量点：产物为HCO3-，此时：可用酚酞为指示剂(8.0~9.6)。第二计量点：产物为CO2饱和溶液，在常压下其浓度为0.04mol/L

pHsp=3.89，可用甲基橙(3.1~4.4)为指示剂。二、多元碱的滴定第二计量点：产物为CO2饱和溶液，在常压下其1.配制方法间接法（HCl易挥发，H2SO4易吸湿）一、酸标准溶液的配制与标定常用浓度为0.01～1mol/L的盐酸或硫酸溶液，其中盐酸更常用。第五节酸碱标准溶液的配制和标定1.配制方法一、酸标准溶液的配制与标定2.标定方法（1）无水碳酸钠：易吸湿，3000C干燥1小时，干燥器中冷却。1：2反应，pHsp3.89；甲基橙作指示剂，由黄色变橙色为终点（2）硼砂：易风化失水，湿度为60%密闭容器保存，1：2反应,pHsp5.28，甲基红作指示剂，由黄色变橙色为终点问题：用那种基准物质标定盐酸更好？2.标定方法问题：用那种基准物质标定盐酸更好？

为减小称量误差，当采用碳酸钠标定时，可采用称大样，然后定容分取的方法。例如：称取0.5g左右碳酸钠，加水溶解后定容至100mL，分取25.00mL进行标定，平行测定3次。结论：用硼砂作为基准物质标定盐酸更好。

若待标定的盐酸浓度为0.1mol/L，欲使消耗盐酸体积为20～30mL，则需称取的无水碳酸钠为0.11～

0.16g；需称取硼砂0.38～

0.57g。为减小称量误差，当采用碳酸钠标定时1.配制方法间接法（NaOH易吸收水和CO2，KOH较贵）浓碱法：饱和的NaOH(约19mol·L-1),用除去CO2的去离子水稀释。2.标定方法（1）基准物

a）邻苯二甲酸氢钾:纯净，易保存，质量大;1：1反应

b）草酸:稳定，1：2反应（2）指示剂：酚酞二、碱标准溶液的配制与标定

1.配制方法2.标定方法二、碱标准溶液的配制与标定1）邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4),Mr=204.2pKa2=5.4,PP为指示剂,称小样,平行3份。2）草酸(H2C2O4·2H2O),Mr=126.07pKa1=1.25,pKa2=4.29,PP为指示剂,称大样。

1）邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4),Mr=204

酸碱滴定法可用来测定各种酸、碱以及能够与酸碱起作用的物质，还可以用间接的方法测定一些既非酸又非碱的物质，也可用于非水溶液。因此，酸碱滴定法的应用非常广泛。在我国的国家标准(GB)和有关的部颁标准中，许多试样如化学试剂、化工产品、食品添加剂、水样、石油产品等，凡涉及到酸度、碱度项目的，多数都采用简便易行的酸碱滴定法。第六节酸碱滴定法的应用酸碱滴定法可用来测定各种酸、碱以及一、食用醋中总酸度的测定食醋是一种重要的农产加工品，其主要成分是HOAc，也有少量其它弱酸，如乳酸等。测定时，将食醋用不含CO2的蒸馏水适当稀释后，用标准NaOH溶液滴定。中和后产物为NaOAc，化学计量点时pH=8.7左右，可选用酚酞为指示剂，滴定至红色即为终点。由所消耗的标准溶液的体积及浓度计算总酸度。总酸度用乙酸的质量浓度[g·(100mL)－1]表示。

一、食用醋中总酸度的测定食醋是一种

工业品烧碱(NaOH)中常含有Na2CO3，纯碱Na2CO3中也常含有NaHCO3，这两种工业品都称为混合碱。对于混合碱的分析叙述如下。二、混合碱的分析工业品烧碱(NaOH)中常含有Na21.NaOH+Na2CO3的测定

采用双指示剂法测定。称取试样质量为m(单位g)，溶于水后，用HCl标准溶液滴定，先用酚酞为指示剂，滴定至溶液由红色变为无色则到达第一化学计量点。此时NaOH全部被中和，而Na2CO3被中和一半，所消耗HCl的体积记为V1。然后加入甲基橙，继续用HCl标准溶液滴定，使溶液由黄色恰变为橙色，到达第二化学计量点。1.NaOH+Na2CO3的测定采用双指NaOH+Na2CO3的测定V1:NaOH→NaClNa2CO3→NaHCO3V2:NaHCO3→H2O+CO2橙混合碱的分析NaOH+Na2CO3的测定V1:NaOH→NaClNa2C

由于分步滴定Na2CO3用去的HCl体积相等，所以：(1)V1›V2；(2)滴定Na2CO3用去的HCl体积为2V2(mL)；(3)滴定NaOH用去的HCl体积为V1-V2(mL)。NaOH+Na2CO3的测定由于分步滴定Na2CO3用去的HCl体积相等，所2.Na2CO3+NaHCO3的测定工业纯碱中常含有NaHCO3，此二组分的测定可参照上述NaOH+Na2CO3的测定方法。橙2.Na2CO3+NaHCO3的测定工业纯Na2CO3+NaHCO3的测定V1:Na2CO3→NaHCO3(生)V2:NaHCO3(生)→H2O+CO2NaHCO3(原)→H2O+CO2V2›V1此时滴定Na2CO3所消耗的HCl体积为2V1，而滴定NaHCO3所消耗的HCl体积为V2-V1。分析结果计算式为：Na2CO3+NaHCO3的测定V1:Na2CO3→Na

双指示剂法不仅用于混合碱的定量分析，还可用