酸碱平衡和酸碱容量分析课件

第8章酸碱平衡和酸碱容量分析1.

了解酸碱理论，掌握pH和pOH的定义。重点掌握酸碱质子理论及其在盐的水解平衡计算中的相关应用。2.

掌握一元弱酸、弱碱解离平衡的相关计算，了解多元弱酸、弱碱分步解离平衡及相关计算。3.

了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，熟练掌握缓冲溶液pH的计算，能熟练地配制一定pH的缓冲溶液。4.

了解酸碱容量分析的原理，掌握强碱滴定强酸、强碱滴定一元弱酸过程中pH的计算，以及影响强碱滴定一元弱酸突跃范围大小的因素。教学要求：第8章酸碱平衡和酸碱容量分析一、酸碱理论二、溶液的酸碱性三、弱酸、弱碱的解离平衡四、缓冲溶液五、盐的水解六、酸碱容量分析教学内容：一、酸碱理论1.酸碱电离理论2.酸碱质子理论3.酸碱电子理论1.酸碱电离理论阿仑尼乌斯SvanteAugustArrhenius1859-1927瑞典物理化学家阿仑尼乌斯，他的最大贡献是1884年提出了电离学说，这一学说是物理化学发展初期的重大发现，对溶液性质的解释起过重要的作用，它是物理和化学之间的一座桥梁。阿仑尼乌斯因创立电离学说而获得了1903年的诺贝尔化学奖。电解质在水溶液中能够解离，凡解离产生H＋离子的物质叫做酸；解离产生OH¯离子的物质叫做碱。1889年提出反应速率常数与温度变化关系的经验公式。1.酸碱电离理论酸碱电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质：H+是酸的特征，OH¯是碱的特征，中和反应的实质就是H++OH¯→H2O。把酸碱的概念仅限于水溶液中，无法解释物质在非水溶剂中的酸碱性问题；也无法解释NH4Cl、AlCl3、Na2CO3、Na3PO4等物质的酸碱性问题。酸碱电离理论的局限性：2.酸碱质子理论布朗斯特，丹麦物理学家，曾任哥本哈根大学化学教授，1923年创建了酸碱质子理论。..凡是能给出质子H＋的物质都是酸；凡是能接受质子H＋的物质都是碱。布朗斯特Bronsted,1879-19472.酸碱质子理论酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质子H+的关系上，酸给出质子成为碱，碱接受质子后变成了酸。2.酸碱质子理论这种对应关系叫做共轭关系，满足这种关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对。酸越强，它的共轭碱就越弱，酸越弱，它的共轭碱就越强。2.酸碱质子理论酸1+碱2

酸2

+碱1酸1是碱1的共轭酸，碱2是酸2的共轭碱。2.酸碱质子理论HSO4、H2PO4、HPO4既可给出质子又可接受质子，它们既可作为酸也可作为碱，称为两性物质。¯¯2-2.酸碱质子理论（1）酸、碱可以是分子、阳离子或阴离子。（2）同一物质如HSO4¯、H2PO4¯等，在一个反应中它是酸，而在另一个反应中它又是碱，判断一种物质是酸还是碱要在具体的环境中；例如H2O的反应：

H2O+H+→H3O+，H2O是碱，

H2OH++OH¯，H2O是酸。（3）在质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐在质子理论中都是离子酸或离子碱。例如NH4Cl中的NH4+是酸，Cl¯是碱。2.酸碱质子理论酸碱的强度在阿仑尼乌斯理论中，酸和碱的强度是用解离平衡常数Ka和Kb的大小来表示的，如果Ka大，表示酸在水溶液中解离出H+的能力强。强酸（HClO4，H2SO4，HCl和HNO3）的酸性远远＞HF＞HAc＞H2O的酸性；在水中，HClO4，H2SO4，HCl和HNO3都是强酸，水不能分辨出它们酸性的强弱，水是这些强酸的拉平溶剂。水把这些强酸的能力拉平了。2.酸碱质子理论酸碱的强度HAc是这四种酸的分辨试剂，对它们酸性强弱有分辨作用注：与出版教材统一，文中电离均改为解离，以下均做相同修改。2.酸碱质子理论

酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生反应的局限性，不仅适用于水溶液体系，而且适用于非水体系，并把水溶液中进行的各种离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应，加深了人们对酸碱和酸碱反应的认识。酸和碱既互相对立，又互相依存，它们是相对的。在一定条件下，酸可以变碱，碱可以变酸，强可以变弱，弱可以变强。这就是酸碱的辨证关系。2.酸碱质子理论

质子理论只限于质子的给出和接受，必须含有H+，不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。例如SnCl4、AlCl3这些物质虽然不含有质子H+，但它们和含氢的酸一样，在非水溶剂中仍然可以中和碱。这种现象质子理论就不能解释了。3.酸碱电子理论路易斯LewisG.N.,1875-1946美国物理化学家路易斯，结合酸碱的电子结构，1923年提出了酸碱电子理论。酸是电子对接受体，碱是电子对给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成并形成酸碱配合物。凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡是可以给出电子对的物质称为碱。3.酸碱电子理论3.酸碱电子理论●

酸碱电子理论的定义涉及了物质的微观结构，使酸碱理论与物质结构有机地联系起来。化合物中普遍存在配位键，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包，凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子还是中性分子都是碱，一切盐类、金属氧化物及其他大多数化合物都是酸碱配合物。3.酸碱电子理论●

酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具备某种离子或元素，也不受溶剂的限制，而立论于物质的普遍组合，以电子对的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几种酸碱理论更为全面和广泛。但是由于路易斯理论对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性。●

在酸碱电子理论中，一种物质究竟属于酸还是属于碱，要在具体的反应中确定，不能脱离环境去辨认物质的归属。二、溶液的酸碱性

水是最重要的溶剂，我们要讨论的离子平衡都是在水溶液中进行的，水溶液的酸碱性取决于溶质和水的解离平衡。H2O(l)H++OH¯[H+][OH¯]=(1.004×10-7)2=1.0×10-14=Kw水的离子积常数Kw：（纯液态不计入平衡关系式）（8-1）二、溶液的酸碱性溶液的酸碱性：Kw反映了水溶液中H+离子浓度和OH¯离子浓度间的相互关系，知道了H+离子浓度，就可算出OH¯离子浓度，反之亦然。任何物质的水溶液，不论它是中性、酸性还是碱性，都同时含有H+

离子和OH¯

离子，只不过它们的相对多少不同而已。二、溶液的酸碱性pH：一些H+离子浓度很小的溶液，常采用pH来表示溶液的酸碱性。溶液中H+离子浓度的负对数叫做pH；也可用pOH表示溶液的酸碱性；pOH=-lg[OH¯]因为[H+][OH¯]=1.0×10-14两边同时取负对数，则

pH+pOH=14.00pH=-lg[H+]二、溶液的酸碱性溶液的[H+]在1～10-14mol·L-1时，使用pH来表示，这时pH范围在0～14；更强的酸性溶液pH可以小于0，更强的碱性溶液pH也可以大于14，在这种情况下，使用物质的量浓度mol·L-1表示更为方便。pH=7，溶液显中性；pH＜7，溶液显酸性；pH＞7，溶液显碱性；pH：三、弱酸、弱碱的解离平衡1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡2.

解离度3.

同离子效应和盐效应4.

多元弱酸、弱碱的解离平衡1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡弱酸解离常数Ka弱碱解离常数Kb1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡共轭酸碱对的Ka与Kb互成反比关系，Ka越大，Kb就越小，知道了Ka的值，便可求出Kb，反之亦然。（8-2）1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡②1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡③1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡通过例题计算，推导出计算一元弱酸或弱碱溶液中[H+]或[OH¯]的近似式和最简式。298K时，HAc的Ka=1.76×10

5，计算0.10mol·L

1的HAc溶液中H+离子的浓度。例题11.

一元弱酸、弱碱的解离平衡1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡酸的初始浓度用c酸表示则（8-3）教材上册298页的（14-8）式（近似式）1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡用（8-3）式计算[H+]时需要解一元二次方程。当c酸/Ka≥400时，即[H+]≪c酸，c酸–[H+]≈c酸，也就是0.10–x≈0.10时，(8-3)式可做进一步的简化：（8-3）1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡（最简式）（8-4）同理可得到一元弱碱溶液中计算[OH

]的近似式和最简式：（近似式）（8-5）（最简式）（8-6）教材299页的（14-9）式教材301页的（14-10）式教材301页的（14-11）式1.

一元弱酸、弱碱的解离平衡最简式最简式最简式2.

解离度（8-7）解离度α是解离平衡时弱电解质在水溶液中解离的分数：教材302页的式子教材302页（14-12）式2.

解离度（8-8）2.

解离度%2.

解离度3.

同离子效应和盐效应HAcH++Ac－NaAcNa++Ac－

以上讨论的都是单一的弱酸、弱碱溶液中H+浓度的计算，如果在已经建立离子平衡的HAc溶液中加入一些与其含有相同离子的NaAc，对HAc的解离平衡又会产生什么影响呢？

在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度降低的作用，称为：同离子效应。3.

同离子效应和盐效应一元弱酸及其盐的混合溶液例题23.

同离子效应和盐效应[HAc]≫[H+][Ac

]≫[H+]3.

同离子效应和盐效应由此可推导出计算一元弱酸及其盐混合溶液中[H+]常用的最简式，式中c酸，c盐均为它们各自的初始浓度。（8-9）（8-9）3.

同离子效应和盐效应如果c酸/Ka＜400，一元弱酸及其盐混合溶液中[H+]的一般近似计算公式：[HA]=c酸[H+]，[A

]=c盐+[H+]根据平衡关系式：这就是一元弱酸及其盐的混合溶液中[H+]的一般近似计算公式，展开后解一元二次方程求得[H+]。（8-10）3.

同离子效应和盐效应接着讨论例题23.

同离子效应和盐效应

可以清楚地看出，HAc溶液的[H+]和α，在加入NaAc后，比未加NaAc前都降低了，加入NaAc的浓度越大，降低得会越多。3.

同离子效应和盐效应同理可推导出计算一元弱碱及其盐混合溶液中[OH

]的一般近似计算公式和常用的最简式：（8-11）（8-12）计算时一般先使用最简式计算，将计算得到的[H+]或[OH

]和c酸或c碱相比，看忽略得是否合理，若不合理再用近似公式计算。3.

同离子效应和盐效应先使用最简式计算：计算结果0.037与c酸和c盐相比，均很相近，显然忽略得不合理，再用近似公式计算：解一元二次方程[H+]=0.022

mol·L1，pH=1.65例如：计算0.080mol·L1的二氯乙酸与0.12mol·L1的二氯乙酸钠溶液的pH，已知二氯乙酸的Ka=5.5×102。

例题33.

同离子效应和盐效应4.

多元弱酸、弱碱的解离平衡

在溶液中每个分子能给出多个质子的酸叫做多元酸。例如，H2S、H2CO3是二元弱酸，H3PO4是三元弱酸等。如在H2S水溶液中同时存在多个平衡：Kw=1.0×10144.

多元弱酸、弱碱的解离平衡，两式相乘：4.

多元弱酸、弱碱的解离平衡试计算H2S饱和水溶液中的[H+]、[HS－]、[S2–]和[OH－]离子的浓度。例题44.

多元弱酸、弱碱的解离平衡（8-13）例题44.

多元弱酸、弱碱的解离平衡例题44.

多元弱酸、弱碱的解离平衡（8-14）4.

多元弱酸、弱碱的解离平衡例题5（）4.

多元弱酸、弱碱的解离平衡（8-14）（8-13）例题54.

多元弱酸、弱碱的解离平衡

Na2S是强电解质，在水中全部解离，Na+不参与酸碱平衡，按酸碱质子论，S2

为二元弱碱。S2

+H2OHS

+OH

HS

+H2OH2S

+OH

Kb1(Ka2)Kb2(Ka1)解：计算0.10mol·L1Na2S溶液的pH。例题64.

多元弱酸、弱碱的解离平衡由于c碱/Kb1=0.10/1.0=0.10＜400，不能近似计算，需用（8-5）式解一元二次方程求[OH

]：（8-5）[OH

]=0.09(mol·L1

)pOH=1.05pH=12.95计算0.10mol·L1Na2S溶液的pH。例题6三、弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱解离平衡公式小结（8-2）（8-1）（8-4）（8-3）三、弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱解离平衡公式小结（8-5）（8-6）三、弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱解离平衡公式小结（8-8）（8-7）三、弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱解离平衡公式小结（8-9）（8-11）（8-10）（8-12）三、弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱解离平衡公式小结（8-13）（8-14）四、缓冲溶液1.

缓冲溶液的定义2.缓冲作用的原理3.缓冲溶液的pH4.

缓冲溶液的选择与配制5.分析常用的缓冲溶液1.

缓冲溶液的定义

如人身体里血液的pH为7.4左右，大于7.8或小于7.0就会导致死亡。再如加碱分离金属离子Al和Mg：2.

缓冲作用的原理3.

缓冲溶液的pH(8-9

)(8-11)(8-15)(8-16)4.

缓冲溶液的选择与配制(8-15

)(8-16

)NH3·H2O4.

缓冲溶液的选择与配制乳酸的pKa=3.85例题74.

缓冲溶液的选择与配制例题7mol·L–14.

缓冲溶液的选择与配制例题7解离，4.

缓冲溶液的选择与配制通过例题7的计算，得出如下结论：制4.

缓冲溶液的选择与配制(8-15)(8-16)●4.

缓冲溶液的选择与配制●pH：2.85～4.85pH4.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制.4.

缓冲溶液的选择与配制配制一个缓冲能力较大的缓冲溶液需要的条件：（1）对一个给定的缓冲体系，缓冲物质的总浓度c越大，缓冲容量越大；（2）缓冲物质总浓度c一定时，当pH=pKa时，即(c酸/c盐)=1时，缓冲容量最大。4.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制例题84.

缓冲溶液的选择与配制4.

缓冲溶液的选择与配制这是一个由弱碱氨水和弱碱盐NH4Cl组成的缓冲对，已知氨水的Kb=1.77×10–5，它的pKb=4.75，题目已经给出缓冲溶液的c碱为0.10mol·L–1，pH=9.00，则pOH=14.00–9.00=5.00，NH4Cl的M=53.5g·mol–1。解：

用1.0mol·L–1的氨水和固体NH4Cl为原料，如何配制1LpH为9.00的、其中氨水的浓度为0.10mol·L–1的缓冲溶液？例题94.

缓冲溶液的选择与配制根据（8-16）公式即可求出缓冲溶液的c盐浓度则c盐=0.18mol·L–1所需要NH4Cl的质量为：m盐=0.18mol·L–1×1.0L×53.5g·mol–1=9.6g例题94.

缓冲溶液的选择与配制所需要氨水的体积为：如何配制呢？先将9.6gNH4Cl溶于少量水中，然后加入1.0mol·L–1的氨水100mL，最后用水稀释至1.0L。例题95.分析常用的缓冲溶液标准缓冲溶液测量溶液pH时作参照标准使用的缓冲溶液，它们的pH是经过准确实验测得的。5.分析常用的缓冲溶液常用缓冲溶液4.

缓冲溶液的选择与配制解：

（1）计算由0.10mol·L–1的NaH2PO4和0.10mol·L–1的Na2HPO4组成的缓冲溶液的pH？（2）在1L该缓冲溶液中分别加入10mL、1.0mol·L–1的HCl和10mL、1.0mol·L–1的NaOH后溶液的pH？例题10这是一个由H2PO4

和HPO4组成的缓冲对，其中磷酸二氢根为酸，磷酸一氢根为其共轭碱，也就是c盐，磷酸二氢根的Ka就是磷酸的Ka2

=6.3×10–8，它的pKa=7.20。–2–pH=pKa–lgc酸c盐c·V=nn酸n盐pH=pKa–lg（1）7.20，（2）7.11，7.29第8章酸碱平衡和酸碱容量分析1.

了解酸碱理论，掌握pH和pOH的定义。重点掌握酸碱质子理论及其在盐的水解平衡计算中的相关应用。2.

掌握一元弱酸、弱碱解离平衡的相关计算，了解多元弱酸、弱碱分步解离平衡及相关计算。3.

了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，熟练掌握缓冲溶液pH的计算，能熟练地配制一定pH的缓冲溶液。4.

了解酸碱容量分析的原理，掌握强碱滴定强酸、强碱滴定一元弱酸过程中pH的计算，以及影响强碱滴定一元弱酸突跃范围大小的因素。教学要求：第8章酸碱平衡和酸碱容量分析一、酸碱理论二、溶液的酸碱性三、弱酸弱碱的解离平衡四、缓冲溶液五、盐的水解六、酸碱容量分析教学内容：五、盐的水解其五、盐的水解NaAc、NH4Cl、NH4Ac这些既不含H+又不含OH

离子的盐溶于水而显酸碱性，是由于盐的离子和水中的H+或OH

离子相结合而使水的解离平衡移动的结果。盐的离子和溶液中水的离子所发生的反应，称为盐的水解。任何物质与水的作用都可统称为水解反应。五、盐的水解1.

强碱与强酸生成的盐2.强碱与弱酸生成的盐3.弱碱与强酸生成的盐4.

弱碱与弱酸生成的盐5.

水解平衡的移动1.

强碱与强酸生成的盐2.强碱与弱酸生成的盐2.强碱与弱酸生成的盐（8-17）2.强碱与弱酸生成的盐例题10已知Ka(HAc)=1.8×10–52.强碱与弱酸生成的盐5.12

5.12=8.88（8-18）最简式：2.强碱与弱酸生成的盐按质子论Ac－是碱，这里的Kh就是碱Ac－的Kb，按照：==KbKwKac碱/Kb=0.1/(5.6×10

10)＞400，可用(8-6)最简式计算：pOH=5.12，pH=8.88例题102.强碱与弱酸生成的盐3.弱碱与强酸生成的盐（8-19）（8-20）NH4Cl的水解：3.弱碱与强酸生成的盐计算0.050mol·L1的NH4NO3溶液的pH。NH4NO3是强电解质，完全解离，NO3

不参加水溶液中酸碱平衡，按质子论NH4+是酸，这里的Kh就是弱酸NH4+的Ka。NH4+NH3

+H+c酸/Kh=0.050/(5.6×10

10)＞400，可用(8-4)最简式计算：pH=5.28例题113.弱碱与强酸生成的盐配离子解离出H+的4.

弱碱与弱酸生成的盐4.

弱碱与弱酸生成的盐（8-21）4.

弱碱与弱酸生成的盐以NH4Ac为例，推导出计算弱酸弱碱盐溶液H+浓度的公式：得到如下式子：教材上册（14-34）式4.

弱碱与弱酸生成的盐用c0代表弱酸弱碱盐溶液的初始浓度[NH4Ac]0，得出计算H+浓度的一般公式：（8-22）式中是作为弱酸的解离常数，如果≫Kw，可忽略水的解离；如果≫Ka，Ka+≈，则可得到计算H+浓度的最简式：或（8-23）在一定条件下弱酸弱碱盐溶液的pH与盐的浓度无直接关系4.

弱碱与弱酸生成的盐计算0.10mol·L1氨基乙酸(NH2CH2COOH)溶液的pH。解：氨基乙酸就是甘氨酸，是两性物质，在水溶液中以双极离子(+NH3CH2COO

)形式存在：氨基乙酸阳离子氨基乙酸双极离子氨基乙酸阴离子氨基乙酸作为弱酸的解离常数是Ka2=2.5×10

10，作为弱碱的解离常数是Kb2=Kw/Ka1，其中Ka1=4.5×10

3。氨基乙酸溶液可当作弱碱弱酸盐处理。例题124.

弱碱与弱酸生成的盐解：因为c酸/Ka2=0.10/(2.5×1010)＞400，可用（8-23）最简式计算氢离子浓度。式中是两性物质作碱用时（或弱碱）其共轭酸的解离常数，即Ka1。pH=5.96例题124.

弱碱与弱酸生成的盐5.

水解平衡的移动5.

水解平衡的移动(HAc的Ka=1.8×10

5)＜(HF的Ka=6.6×10

4)（1）水解常数的影响（8-17）（8-19）（8-21）盐水解后生成的弱酸、弱碱的Ka、Kb值越大，则盐的Kh越小。如NaAc和NaF：5.

水解平衡的移动●盐的初始浓度（2）外界条件的影响初始5.

水解平衡的移动●盐的初始浓度（2）外界条件的影响5.

水解平衡的移动●盐溶液的温度（2）外界条件的影响5.

水解平衡的移动●盐溶液的酸度（2）外界条件的影响

生成挥发性的剧毒物质氢氰酸HCN。为了防止HCN的生成，在配制HCN溶液时，常先在水溶液中加入适量的碱，以抑制CN–离子的水解。5.

水解平衡的移动●盐溶液的酸度（2）外界条件的影响5.

水解平衡的移动五、盐的水解盐的水解小结1.

盐产生水解的原因是生成了弱电解质，破坏了水的解离平衡，使溶液的pH发生变化。2.

盐水解的程度与组成有关，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，弱酸弱碱盐的水解程度大。3.

盐溶液越稀，水解度越大。盐溶液的温度越高，水解度越大。反之都越小。4.在盐溶液中加入与水解产物相同的物质时，可降低盐的水解度；若加入能与水解产物相作用的物质时，则能增大盐的水解度。五、盐的水解（8-17）（8-18）盐的水解小结五、盐的水解小结（8-19）（8-20）盐的水解小结五、盐的水解小结（8-21）（8-22）或（8-23）盐的水解小结六、酸碱容量分析1.

酸碱指示剂教材上册295页2.

强碱（酸）滴定强酸（碱）3.强碱滴定一元弱酸4.

多元弱酸的滴定5.

酸碱容量分析的实际应用1.

酸碱指示剂石蕊pH=pK+lg[In

][HIn]1.

酸碱指示剂pH=pK+lg[In

][HIn]红色蓝色（4）当[In

]=[HIn]=1时，pH=pK，石蕊溶液显色调比相等的混合色：紫色（2）当([In

]/[HIn])≥10时，pH=pK+1，石蕊溶液显碱色：蓝色（1）当([In

]/[HIn])≤10时，pH=pK

1，石蕊溶液显酸色：红色（3）当([In

]/[HIn])在10~0.1时，pH=pK±1，石蕊溶液显过渡混合色：蓝色—红色的变化1.

酸碱指示剂●在pH=pK时为指示剂变色最灵敏的一点，这一点称为指示剂的变色点。●只有在pH=pK±1范围内，即[In

]/[HIn]在10~0.1时，才能看到指示剂的颜色过渡，蓝色—红色，所以称pH=pK±1为指示剂的理论变色范围。●在实际滴定中并不需要指示剂从酸色完全变为碱色，只要看到明显的色变就可以了，在指示剂变色间隔内有一点颜色变化明显，如甲基橙在pH≈4时呈现显著的橙色，这一点就是实际的滴定终点，称为指示剂的滴定指数，以pT表示。当[In

]=[HIn]时，pT=pK。1.

酸碱指示剂常用酸碱指示剂变色范围1.

酸碱指示剂●当以指示剂确定终点时，人眼对指示剂变色的判断至少有±0.2个pH单位的不确定性。这种由终点观测的不确定性引起的误差称为终点观测误差（终点观测误差是不可避免的）。

pH=±0.2常作为目视滴定分辨终点的极限。●由于人眼辨别能力的限制，人眼观察实际测得指示剂的变色范围与理论变色范围是有差别的，如甲基橙的pK=3.4，理论变色范围是2.4～4.4，而实测变色范围是3.1～4.4。●指示剂的变色范围越窄越好，变色敏锐，有利于提高测定结果的准确度。1.

酸碱指示剂影响指示剂变色范围的因素◆指示剂的用量◆温度◆中性电解质◆溶剂指示剂变色也要消耗一定量的滴定剂，而引起误差。温度变化会引起指示剂解离常数和水的Kw发生变化。中性电解质的存在增大了溶液的离子强度，使指示剂的解离常数发生变化，影响其变色范围。不同的溶剂具有不同的介电常数和酸碱性，影响指示剂的解离常数和变色范围。2.

强碱（酸）滴定强酸（碱）强碱(酸)滴定强酸(碱)的基本反应：滴定反应的平衡常数：H++OH－

H2OK

===1.0×1014[H2O][H+][OH－]Kw1用0.1000mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00mL、0.1000mol·L-1的HCl溶液强碱滴定强酸录像强酸滴定强碱录像2.强碱（酸）滴定强酸（碱）（1）滴定之前[H+]

=cHCl=

0.1000mol·L-1

pH=1.00（2）滴定开始至化学计量点前[H+]

=cHCl剩=cHCl原×VHCl－VNaOHVHCl＋VNaOH当滴入19.98mL的NaOH时(相对误差-0.1%)[H+]

=0.1000×=5.0×10-5(mol·L-1)20.00-19.9820.00+19.98pH=4.302.强碱（酸）滴定强酸（碱）（3）化学计量点时（4）化学计量点后[OH－]

=cNaOH×VNaOH－VHClVNaOH＋VHCl当滴入20.02mL的NaOH时(相对误差+0.1%)，溶液的pH由过量的NaOH的浓度决定；[OH－]

=0.1000×=5.0×10-5mol·L-120.02-20.0020.02+20.00pH=9.70滴入20.00mL的NaOH，与HCl完全反应，溶液呈中性：[H+]

=[OH－]==

1.0×10-7mol·L-1pH=7.00pOH=4.30[H+]

=2.0×10-10mol·L-12.强碱（酸）滴定强酸（碱）19.98mL→20.02mL，加入0.04mL(1滴)，滴定曲线发生突变，溶液由酸性到碱性，pH由4.30→9.70，急剧变化，H+浓度减小了1/(25万)倍。NaOH体积：2.强碱（酸）滴定强酸（碱）化学计量点前后1滴滴定剂所引起溶液pH

的急剧变化，称为滴定突跃

(在化学计量点前后±0.1%相对误差范围内溶液pH的突变称为滴定突跃)。突跃所包括的pH范围称为滴定突跃范围。滴定突跃2.强碱（酸）滴定强酸（碱）影响滴定突跃范围的因素滴定突跃范围的大小与滴定剂和被滴定物的浓度有关，浓度越大，滴定突跃范围越大，则可供选用的指示剂越多。但滴定浓度越大引起的误差也越大。浓度对滴定突跃范围的影响甲基红2.强碱（酸）滴定强酸（碱）酸碱浓度增大10倍，滴定突跃范围增加2个pH单位，相反浓度降低10倍，滴定突跃范围减少2个pH单位。3.强碱滴定一元弱酸HAc

+OH－

H2O+Ac－滴定基本反应：用0.1000mol·L−1NaOH溶液滴定20.00mL浓度为0.1000mol·L−1HAc溶液滴定反应的平衡常数：3.强碱滴定一元弱酸（1）滴定之前pH=2.87

T=0.000溶液为0.1000mol·L−1HAc20.00mL，因为(c/Ka)＞400，所以：3.强碱滴定一元弱酸（2）滴定开始至化学计量点前滴入的NaOH与HAc生成NaAc，同时溶液中还有剩余的HAc，此时溶液为HAc－NaAc缓冲溶液。当滴入NaOH溶液为19.98mL时，溶液中c酸和c盐为：pH=7.74

T=0.9993.强碱滴定一元弱酸（3）化学计量点时pH=8.72滴入20.00mL的NaOH，HAc全部被中和生成NaAc，NaAc的浓度为：

pOH=5.28c盐=0.0500mol·L1

按0.0500mol·L−1NaAc盐的水解计算溶液pH：mol·L−13.强碱滴定一元弱酸（4）化学计量点后pH=9.70溶液的组成为NaAc和过量的NaOH，由于NaOH为强碱，抑制了弱碱Ac－的水解，溶液的pH由过量的NaOH决定，如滴入NaOH为20.02mL时：

pOH=4.303.强碱滴定一元弱酸突跃范围用0.1000mol·L−1

NaOH滴定0.1000mol·L−1

HAc的pH变化3.强碱滴定一元弱酸强碱滴定一元弱酸（NaOH

HAc）滴定曲线

强碱滴定强酸滴定曲线3.强碱滴定一元弱酸◆强碱滴定一元弱酸曲线特点：（1）与滴定等浓度的HCl相比，该滴定曲线的起点pH较高，为2.87（HCl的是1.00），因为HAc是弱酸，仅部分解离。（2）滴定刚开始pH增加较快，因为中和反应生成的Ac−抑制了HAc的解离，使H+浓度降低，故pH增加较快。（3）向化学计量点靠近时，曲线有一段较长的渐变阶段，反映了HAc−NaAc缓冲溶液的缓冲功能；当50%HAc被滴定时，溶液的pH=pKa，此时缓冲溶液的缓冲容量最大，曲线斜率最小。3.强碱滴定一元弱酸◆强碱滴定一元弱酸曲线特点：（4）由于强碱弱酸盐NaAc的水解，化学计量点的pH＞7。（5）化学计量点后，溶液pH的变化规律与滴定强酸时相似，此时溶液的pH仅决定于滴入的OH−的浓度。（6）该曲线滴定突跃范围（7.76～9.70）比强碱滴定强酸的（4.30～9.70）要狭窄一些，选择指示剂会受到一定限制。3.强碱滴定一元弱酸◆影响强碱滴定弱酸突跃范围大小的因素：（1）被滴定的酸的强度（即Ka的大小）当酸的浓度一定时，酸的Ka越大，即酸越强，滴定突跃范围越大；Ka越小，酸越弱，滴定突跃范围越小。滴定突跃范围起点的pH随Ka的增大而减小，Ka增大10倍，起点pH减小约1个pH单位，

pH突跃值也增大；而滴定突跃范围终点的pH与Ka基本无关。3.强碱滴定一元弱酸◆影响强碱滴定弱酸突跃范围大小的因素：（2）被滴定的酸的浓度

当酸的Ka值一定时，酸的浓度越大，突跃范围越大，反之则越小；当Ka不变，改变浓度时，突跃起点的pH基本不变，但突跃范围止点的pH随浓度的增大而增大，浓度增大10倍，止点pH增大约1个pH单位，

pH突跃也增大。3.强碱滴定一元弱酸◆强碱滴定一元弱酸的滴定突跃范围随弱酸的浓度和强度的变化c(mol·L−1)pKa突跃pH3.强碱滴定一元弱酸◆强碱滴定弱酸能否直接准确滴定的条件：

为使滴定终点与化学计量点只相差±0.2个pH单位，即滴定突跃范围至少要有0.4个pH单位，就必须满足Ka≥10−8

这一限制条件。此条件称为判断某一元弱酸能否被强碱直接准确滴定的判据。这个判据的前提条件是：规定终点观测的不确定性为±0.2个pH单位，允许终点观察误差为±0.1%。如果对终点观察误差的要求不同，或确定终点的方法不同时，能直接准确滴定的条件也就不同。

4.多元弱酸的滴定用NaOH滴