酸碱平衡幻灯片

04酸碱平衡57013第四章酸碱平衡4.1酸碱理论4.2酸碱溶液中各离子平衡浓度的计算4.3酸碱解离平衡的移动4.4酸碱中和反应4.5酸碱滴定分析04酸碱平衡57013补充内容：一、基本单元及溶液浓度1.基本单元(basiccell)系统中的基本组分(1)分子、原子、离子、电子及其它粒子或这些粒子的特定组合注：若物质A在反应中转移的质子数或得失电子数为ZA时，基本单元常选为04酸碱平衡57013(2)某一特定的过程或反应2.溶液的浓度(concentration)(1)物质的量的浓度(amount-of-substance~)单位体积的溶液中所含溶质基本单元B的物质的量单位：mol·L-104酸碱平衡57013(2)质量摩尔浓度(molality)单位质量的溶剂中所含溶质基本单元B的物质的量单位：mol·kg-1(3)摩尔分数(molefraction)组分B的物质的量占溶液的物质的量的分数04酸碱平衡57013二、有关浓度的计算例：在298.15K时，质量分数w(H2SO4)=9.47%的硫酸溶液，其密度

=1.0603103kgm-3，在该温度下，纯水的密度=997.1kgm-3。试求：(1)硫酸的质量摩尔浓度；(2)硫酸的物质的量的浓度；(3)硫酸的摩尔分数。1.067mol/kg1.025mol/L0.0188504酸碱平衡57013用以直接配制标准溶液或标定溶液的物质

对基准物的要求

纯度高(99.9%以上)

组成(包括结晶水)与化学式相符

性质稳定

不分解，不吸潮，不吸收CO2不被空气氧化，不失结晶水三、标准溶液及其配制1.基准物质(normsubstance)

最好有较大的摩尔质量，以减小称量的相对误差04酸碱平衡57013

常用的基准物04酸碱平衡57013

直接法2.标准溶液的配制准确称取一定量基准物，溶解后转移至容量瓶中配制成一定体积的溶液

间接(标定)法先粗配成近似所需浓度的溶液，再用已配溶液滴定基准物溶液来确定其准确浓度NaOHKMnO4+H2C2O4·2H2O

标定标准溶液：已知的准确浓度的溶液04酸碱平衡570134.1酸碱理论

(TheoryofAcidandBase)4.1.1酸碱电离(ionization)理论4.1.2酸碱质子(proton)理论4.1.3酸碱电子(electron)理论04酸碱平衡570134.1.1酸碱电离(ionization)理论1884年，Arrhenius提出：酸(acid)：在水溶液中电离时所生成的

阳离子全部是H+的化合物碱(base)：在水溶液中电离时所生成的

阴离子全部是OH–的化合物酸碱反应的实质：H＋

+OH–=H2O04酸碱平衡57013酸碱电离理论的局限性：

并不是只有含OH–的物质才具有碱性如：Na2CO3、NaAc、NH3…

将酸碱概念局限于水溶液中，对于非水溶液的酸碱性则无能为力如：NH3+HCl=NH4Cl04酸碱平衡570134.1.2酸碱质子(proton)理论1923年，丹麦化学家Brnsted

英国化学家Lowry提出也称Brnsted—Lowry质子理论04酸碱平衡57013碱：凡能接受H+的分子或离子

(protonacceptor)如：Cl–、HSO4–、SO42–、

NO3–

、H2PO4–、HPO42–、PO43–、NH3、NH2–、HCO3–、CO32–

、HS–、S2–、OH–如：HCl、H2SO4、HSO4–、HNO3

、H3PO4、H2PO4–、HPO42–、NH4+、NH3、H2CO3、HCO3–、H2S、HS–、H2O酸：凡能释放出H+的(含氢原子的)分子或离子

(protondonor)1.酸、碱的定义04酸碱平衡570132.酸、碱之间的共轭关系(酸碱半反应)酸H++碱04酸碱平衡57013因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱共轭酸碱对：共轭酸(碱)

conjugateacid(base)

04酸碱平衡57013(1)酸碱可以是中性分子、阴离子、阳离子如Ac－是离子碱，NH4+是离子酸(2)既能给出质子显酸性又能接受质子显碱性的物质称为两性物质(ampholyte)

如：HSO4–、H2PO4–、HPO42–、NH3、

HCO3–、HS–(3)质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐在质子理论中都是离子酸或离子碱

如NH4Cl中的NH4+是离子酸，Cl－是离子碱04酸碱平衡570133.酸、碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递H+H+04酸碱平衡57013(1)酸、碱的电离H+H+H+04酸碱平衡57013(2)酸、碱的中和H+H+H+04酸碱平衡57013(3)盐的水解H+H+H+04酸碱平衡57013判断反应的方向：可用酸碱的相对强弱来判断反应的方向反应总是从较强酸、较强碱向较弱酸、较弱碱方向进行H+H+04酸碱平衡570134.酸、碱的相对强弱

决定于酸碱本身释放和接受质子的能力决定于溶剂释放和接受质子的能力

电离平衡常数(K

)：

(ionizationequilibriumconstant)弱酸：表示酸碱传递质子能力的强弱K

越大，表明酸碱越强弱碱：水：04酸碱平衡57013(1)水的解离平衡和溶液的pH标度水的离子积常数t/C025100Kw

1.15×10－151.0×10－145.43×10－1325

C时，纯水中[H+]=[OH–]=1.0×10-7mol·L-104酸碱平衡57013pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]酸性溶液：[H+]>[OH-]pH<7pOH>7中性溶液：[H+]=[OH-]pH=7pOH=7碱性溶液：[H+]<[OH-]pH>7pOH<704酸碱平衡57013(2)弱酸、弱碱的解离平衡常数HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)04酸碱平衡57013H2S(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HS-(aq)HS-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+S2-(aq)04酸碱平衡57013共轭酸碱对的电离平衡常数之间的关系：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)Ac-(aq)+H2O(l)OH-(aq)+HAc

(aq)04酸碱平衡57013例：求CN-的值。解：04酸碱平衡57013例：求PO43-的值。解：04酸碱平衡57013酸越强其共轭碱越弱碱越强其共轭酸越弱注意区分酸强度、酸度和酸浓度的概念04酸碱平衡57013酸碱质子理论小结：优点：扩大了酸碱的范围把酸碱的解离、中和及盐的水解都概括为质子传递反应不仅适用于水溶液，还适用于非水溶液缺点：对于无质子参与的酸碱反应不能应用如：SO3+CaOCaSO404酸碱平衡570134.1.3酸碱电子(electron)理论*碱：凡能给出电子的分子或离子

(electrondonor)

如：CaO:、:NH3…酸：凡能接受电子的分子或离子

(electronacceptor)

如：Cu2+、SO3…酸碱反应的实质是形成配位键产生酸碱加合物1923年由Lewis提出04酸碱平衡570134.2酸碱溶液中各离子平衡浓度的计算4.2.1酸碱溶液pH的计算

酸碱溶液的质子条件强酸(碱)溶液pH的计算一元弱酸(碱)的解离平衡及pH的计算多元弱酸(碱)的解离平衡及pH的计算两性物质溶液的pH的计算弱酸及其共轭碱溶液的pH的计算04酸碱平衡57013

酸碱溶液的质子条件式(PBE)

protonbalanceequation能够准确反映整个平衡体系中质子转移的严格的数学关系式

书写

定义※选择大量存在于溶液中并参与质子转移的物质作为参考水准(零水准)※写出得失质子产物，确定得失质子数※将得失质子产物的浓度分别写在等式左边和右边04酸碱平衡57013例：写出Na2CO3溶液的质子条件式得质子产物解：失质子产物零水准CO32–H2OHCO3–

H2CO3H+OH–PBE：[HCO3–]+2[H2CO3]+[H+]=[OH–]例：写出NH4H2PO4溶液的质子条件式解：得质子产物失质子产物零水准NH4+H2PO4–H2OH3PO4H+NH3HPO42–PO43–OH–PBE：[H3PO4]+[H+]=[NH3]+[HPO42–]+2[PO43–]+[OH–]04酸碱平衡57013例：写出含有浓度为ca

的HAc和浓度为cb

的NaAc水溶液的质子条件式解：

若选HAc和H2O为零水准，PBE为：[H+]=[Ac–]–cb+[OH–]

若选NaAc和H2O为零水准，PBE为：[H+]+[HAc]–ca

=[OH–]04酸碱平衡57013各类溶液(浓度为c)质子条件式的书写[H+]+[HA–]+2[H2A]=[OH–]多元碱(A2–)溶液[H+]=[HA–]+2[A2–]+[OH–]多元酸(H2A)溶液[H+]+[HA]=[OH–]一元弱碱(A–)溶液[H+]=[A–]+[OH–]一元弱酸(HA)溶液[H+]=[OH–]–c强碱溶液[H+]–c=[OH–]强酸溶液质子条件式溶液04酸碱平衡57013[H+]+[HA]=[OH–]–c强弱碱混合溶液[H+]+[HA]+[HB]=[OH–]弱碱(A–

+B–)混合溶液[H+]–c=[A–]+[OH–]强弱酸混合溶液[H+]=[A–]+[B–]+[OH–]弱酸(HA+HB)混合溶液[H+]=[A–]–cb+[OH–]

或：[H+]+[HA]–ca=[OH–]弱酸(HA)及共轭碱(A–)溶液[H+]+[H2A]=[A2–]+[OH–][H+]+[HA]=[BOH]+[OH–]两性物质(HA–、BA)溶液质子条件式溶液各类溶液(浓度为c)质子条件式的书写04酸碱平衡57013

强酸溶液PBE：[H+]–c=[OH–][H+]–c=Kw

/[H+][H+]2–c·[H+]–Kw

=0精确式[H+]

c当c>10-6

mol·L-1时：

强碱溶液[H+]=[OH–]–cKw

/[OH–]=[OH–]–c[OH–]2–c·[OH–]–Kw

=0[OH–]

c近似式1.强酸强碱溶液pH的计算04酸碱平衡57013例：计算2.010-7mol·L-1HCl溶液的pH。解：由于c<10-6mol·L-1，故应采用精确式计算pH=6.62例：计算1.010-4mol·L-1NaOH溶液的pH。解：由于c>10-6mol·L-1，故可用近似式计算[OH–]=1.010-4mol·L-1

[H+]=1.010-10mol·L-1

pH=10.0004酸碱平衡57013

一元弱酸(HA)溶液PBE：[H+]=[A–]+[OH–]

一元弱碱(A–)溶液[H+]+[HA]=[OH–]近似式精确式最简式2.一元弱酸弱碱的解离平衡及pH的计算04酸碱平衡57013例：计算0.010mol·L-1HAc溶液的pH。解：pH=3.38故可用最简式进行计算04酸碱平衡57013例：计算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH。解：pOH=5.12pH=8.88故可用最简式进行计算04酸碱平衡57013练习：计算0.10mol·L-1

一氯乙酸(ClCH2COOH)溶液的pH。(Ka

=1.3810-3)计算0.10mol·L-1

NH4Cl

溶液的pH。计算1.010-4mol·L-1

HCN溶液的pH。计算0.10mol·L-1

NH3

溶液的pH。计算1.010-4mol·L-1

乙胺(C2H5NH2)溶液的pH。(Kb

=5.610-4)计算1.010-4mol·L-1

NaCN溶液的pH。答案:(1)1.96;(2)5.13;(3)6.62;(4)11.11;(5)9.94;(6)9.56。04酸碱平衡57013电离度(

)稀释定律：

在一定温度下，某弱电解质的电离度随着其溶液的稀释而增大

04酸碱平衡57013初始浓度c

0 0平衡浓度c–c

c

c

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)04酸碱平衡57013PBE：[H+]=[HA–]+2[A2–]+[OH–]精确式近似式最简式3.多元弱酸(碱)溶液pH的计算04酸碱平衡57013例：计算0.10mol·L-1H2C2O4

溶液的pH。解：pH=1.28

[H+]=5.310-2mol·L-1

练习：计算0.10mol·L-1Na2CO3

溶液的pH。pH=11.62

故可用近似式进行计算04酸碱平衡57013例：计算0.10

mol·L-1H2S溶液中H+、

OH-

的浓度及pH。已知：Ka1

=1.3210-7

Ka2

=7.110-15

解：H2SH+

+HS–

HS–

H+

+S2–

H2OH+

+OH–

平衡浓度0.1-xx+y+zx-y/mol·L-1平衡浓度x-yx+y+zy/mol·L-1平衡浓度x+y+zz/mol·L-104酸碱平衡57013x+y+zxx–yx由于Ka1

很小，故0.10–xx

[H+]=1.1510-4

mol·L-1pH=3.9404酸碱平衡57013PBE：[H+]+[H2A]=[A2–]+[OH–]精确式近似式最简式4.两性物质溶液pH的计算04酸碱平衡57013例：计算0.10mol·L-1NaHCO3

溶液的pH。解：pH=8.31故可用最简式进行计算04酸碱平衡57013例：计算0.10mol·L-1

NH4Ac

溶液的pH。解：pH=7.00故可用最简式进行计算04酸碱平衡57013PBE：[H+]=[A–]–cb+[OH–][H+]+[HA]–ca

=[OH–]精确式当溶液为酸性当溶液为碱性近似式当酸和碱的分析浓度都较大时最简式5.弱酸及其共轭碱溶液pH的计算04酸碱平衡57013例：计算0.080mol·L-1

二氯乙酸–0.12mol·L-1

二氯乙酸钠溶液的pH。(pKa

=1.26)解：先按最简式算出溶液的[H+]由于[H+]与ca、cb相比很接近，所以应采用近似式计算[H+]=0.022mol·L-1pH=1.6504酸碱平衡57013练习：在20.00ml0.1000mol·L-1HA(Ka=10-7.00

)溶液中，加入0.1000mol·L-1NaOH溶液19.96ml(此为滴定到化学计量点前0.2%)，计算溶液的pH。pH=9.5604酸碱平衡57013

分布系数(

)4.2.2溶液中酸碱各种存在形式的平衡浓度的计算溶液中某型体的平衡浓度在总浓度中占有的分数称为该型体的~04酸碱平衡570131.一元弱酸(碱)溶液中各型体的分布以分布系数对溶液pH作图—分布曲线04酸碱平衡57013A–为主要存在型体HA为主要存在型体HAc的分布曲线04酸碱平衡570132.多元弱酸(碱)溶液中各型体的分布04酸碱平衡57013H2C2O4的分布曲线04酸碱平衡57013H3PO4的分布曲线讨论：

pKa1=2.12pKa2=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，

2=

0.994

3=

1=0.003(3)pH=9.8时，

1

=

0.994

0=

2=0.00304酸碱平衡57013多元酸分布系数的通式

04酸碱平衡57013例：计算0.10

mol·L-1H2S溶液中H+、

OH－、S2-的浓度及pH。已知：Ka1

=1.3210-7

Ka2

=7.110-15

解：H2SH+

+HS–

HS–

H+

+S2–

H2OH+

+OH–

平衡浓度0.1-xx+y+zx-y/mol·L-1平衡浓度x-yx+y+zy/mol·L-1平衡浓度x+y+zz/mol·L-104酸碱平衡57013x+y+zxx–yx由于Ka1

很小，故0.10–xx

[H+]=1.1510-4

mol·L-1pH=3.9404酸碱平衡57013H2S2H+

+S2–

注：H2S饱和溶液中[H2S]=0.1mol·L-104酸碱平衡57013

分布系数的意义

联系分析浓度与平衡浓度[HA]=c·

HA

快速确定各型体分布的优势区域HFF–3.45CN–HCN9.3104酸碱平衡570134.3酸碱解离平衡的移动在弱电解质中加入一种含有相同离子(阳离子或阴离子)的易溶强电解质使弱电解质电离度降低的作用同离子效应HAcH++Ac－NaAc

Na++Ac－04酸碱平衡57013例：比较在1.0L纯0.10mol·L-1HAc中和加入0.10molNaAc以后两者的[H+]、pH和电离度。解:04酸碱平衡5701304酸碱平衡57013例：若在90ml的HAc—NaAc溶液(其中HAc和

NaAc的浓度皆为0.10mol·L-1)中分别加入

10ml的0.010mol·L-1HCl和NaOH，溶液的

pH各为多少？解：(1)加入10ml的0.010mol·L-1HClHAcH++Ac－NaAc

Na++Ac－H++Ac－

HAc04酸碱平衡5701304酸碱平衡57013(2)加入10ml的0.010mol·L-1NaOHOH–+HAcH2O+Ac–04酸碱平衡57013例：若在90ml纯水中分别加入10ml的0.010mol·L-1

HCl和NaOH，溶液的pH各为多少？解：(1)加入10ml的0.010mol·L-1HCl(2)加入10ml的0.010mol·L-1NaOH04酸碱平衡570131.缓冲作用及缓冲溶液缓冲作用(缓冲能力)：能抵抗外加的少量强酸、强碱或水的影响，而保持溶液pH不发生显著变化的作用缓冲溶液：具有缓冲能力的溶液4.3.1缓冲溶液(buffersolution)04酸碱平衡57013缓冲溶液的组成：酸及其共轭碱弱酸与弱酸盐：

HAc—NaAc、H2CO3—NaHCO3H3PO4—NaH2PO4……

弱碱与弱碱盐

NH3·H2O—NH4ClNa2CO3—NaHCO3……04酸碱平衡570132.缓冲作用原理大量

极小量大量HAc—NaAc溶液：NaAc

Na++Ac–HAcH++Ac–04酸碱平衡57013达到新平衡时：

[HAc]略有增加，[Ac–]略有减少(1)外加少量强酸时变化不大，故pH基本不变Ac－(大量)＋

H+(外，少量)HAc(少量)04酸碱平衡57013(2)外加少量强碱时达到新平衡时：

[HAc]略有减少，[Ac–]略有增加变化不大，故pH基本不变HAc(大量)+OH–(外，少量)Ac–(少量)

＋H2O04酸碱平衡57013(3)外加少量水，即溶液稍加稀释时c(H+)虽然降低，但c(Ac–)也降低使同离子效应减弱、HAc的解离度增加，所产生的H+可维持溶液的pH基本不变稀释后，共轭酸碱对浓度比值不会发生太大变化，可维持溶液的pH基本不变04酸碱平衡57013缓冲溶液pH的计算04酸碱平衡57013例：求0.10mol·L-1NaH2PO4—Na2HPO4

溶液中的pH=?04酸碱平衡57013例：求300ml0.50mol·L-1H3PO4和500ml0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH。反应解：先确定缓冲溶液的组分继续反应故为NaH2PO4—Na2HPO4缓冲溶液0.15molH3PO40.25molNaOH生成0.15molNaH2PO4余下0.10molNaOH生成0.10molNa2HPO4余下0.05molNaH2PO404酸碱平衡5701304酸碱平衡57013例：若在50.0ml0.15mol·L-1NH3(aq)和0.20mol·L-1NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.10ml1.0mol·L-1

的HCl，求加入HCl前后溶液的pH各为多少？解：加入HCl前04酸碱平衡57013加入HCl后

反应前n/mmol

反应后n/mmolNH3+HCl=NH4Cl50.00.150.101.00.2050.0=7.50=0.10=10.07.40010.104酸碱平衡5701304酸碱平衡57013

缓冲溶液的pH主要是由值决定还与ca/cb比值有关小结：

缓冲能力与缓冲液中各组分的浓度有关

缓冲溶液的缓冲能力是有限的ca及cb较大时，缓冲能力强ca/cb

1时，缓冲能力大04酸碱平衡57013(1)所选择的缓冲溶液，除了参与和H+

或

OH–

有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生反应4.缓冲溶液的选择和配制(2)缓冲组分的值应尽可能接近所需的pH04酸碱平衡57013欲配制的缓冲溶液的pH

应选择的缓冲组分(3)若与所需pH不相等，依所需的pH

调整ca/cb04酸碱平衡57013例：欲配制pH=9.20，c(NH3·H2O)=1.0mol·L-1

的缓冲溶液500ml，而用多少固体NH4Cl？

解：需固体NH4Cl的质量为：1.150010-353.5=29.4g04酸碱平衡57013例：欲配制pH=4.70的缓冲溶液500ml，问应用

50ml1.0mol·L-1NaOH和多少1.0mol·L-1

HAc溶液混合，并需加多少水？

解：设应用xml

的HAc溶液V(H2O)=500–105–50=345ml04酸碱平衡570135.缓冲溶液的应用及重要意义

人体血液：pH=7.35~7.45

主要缓冲对：H2CO3—NaHCO3

工农业生产方面：

※分离Al3+

和Mg2+

：NH3·H2O—NH4Cl

※土壤由于碳酸、硅酸、磷酸等及其共轭碱的缓冲作用使其具有较稳定的pH，有利于农作物的正常生长04酸碱平衡570131.作用原理有机弱酸或弱碱，其酸式结构和碱式结构具有不同的颜色HIn(酸式)H++In–(碱式)2.变色点和变色范围理论变色点：pH=pKa

c(HIn)/c(In–)=1变色范围：pH=pKa

1指示剂的颜色转变依赖于比值c(In-)/c(HIn)4.3.2酸碱指示剂04酸碱平衡570133.几种常见的酸碱指示剂(见教材P127)指示剂变色范围pH颜色PKHIn酸色碱色百里酚蓝(TB)1.2~2.8红黄1.658.0~9.6黄蓝9.20甲基红(MR)4.4~6.2红黄5.0甲基橙(MO)3.1~4.4红黄3.4酚酞(PP)8.2~10.0无红9.1百里酚酞(TP)9.4~10.6无蓝10.0溴甲酚紫(BCP)5.2~6.8黄紫溴百里酚蓝(BTB)6.0~7.6黄蓝7.304酸碱平衡570134.4酸碱中和反应4.4.1酸碱中和反应的程度1.强酸强碱中和反应H++OH－

=H2O04酸碱平衡570132.强酸弱碱中和反应H++Ac－

HAcH++NH3NH4+04酸碱平衡570133.强碱弱酸中和反应OH－

+HAcAc－

+H2O4.弱酸弱碱中和反应NH3+HAcAc－

+NH4＋04酸碱平衡57013H2CO3+SiO32-HSiO3－

+HCO3－H2CO3+HSiO3-H2SiO3+HCO3－04酸碱平衡570134.4.2中和反应过程中溶液pH的计算1.酸碱等量反应时溶液pH的计算(1)强酸强碱等量中和HCl+NaOH=NaCl+H2O平衡时，[H+]=[OH－]=10-7mol·L-1pH=7.0004酸碱平衡57013(2)强酸(碱)与弱碱(酸)等量中和HCl+NH3

NH4++Cl－NaOH+HAc

NaAc+H2O(3)弱酸与弱碱等量中和HAc+NH3

NH4++Ac－04酸碱平衡570132.酸碱非等量混合时溶液pH的计算(1)强酸强碱混合按过量者计算溶液的pHHCl+NaOH=NaCl+H2O04酸碱平衡57013(2)强酸(碱)与弱碱(酸)混合强酸(碱)过量：按剩余的强酸(碱)与生成的弱酸(碱)

(一般可忽略)的混合溶液计算弱碱(酸)过量：按剩余的弱碱(酸)与生成的弱酸(碱)的混合溶液(即缓冲溶液)计算HCl+NH3

NH4++Cl－NaOH+HAc

NaAc+H2O04酸碱平衡57013(3)弱酸与弱碱混合弱酸过量：按弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液计算HAc+NH3

NH4++Ac－弱碱过量：按弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液计算04酸碱平衡57013

滴定(容量)分析法将被测试样制成溶液置于锥形瓶中，用已知的准确浓度的溶液(滴定剂)通过滴定管逐滴到待测溶液中来测定的分析方法4.5酸碱滴定分析4.5.1滴定分析法概述04酸碱平衡57013

指示剂

化学计量点(sp)当滴定剂的物质的量与被滴定物的物质的量正好符合滴定反应式中的化学计量关系时，则反应到达了化学计量点，也称理论终点通过改变颜色来指示滴定终点的化学试剂

标准溶液滴定分析中已知的准确浓度的置于滴定管中的滴定剂溶液04酸碱平衡57013

滴定(终点)误差(Et)滴定终点与化学计量点之间的差别

滴定曲线以滴定剂的加入量为横坐标，以溶液的pH为纵坐标作图得到的曲线

滴定终点(ep)滴定过程中指示剂颜色突变而停止滴定的那一点04酸碱平衡57013酸碱滴定法配位滴定法(络合滴定法)氧化还原滴定法沉淀滴定法

适用于常量分析(含量>1%)的测定准确度高，相对误差一般不大于±0.2%

仪器简单，操作简便、快速应用范围广化学反应类型04酸碱平衡57013

反应必须按一定的反应式进行，即反应具有确定的化学计量关系

无副反应

反应速率快，或有简便方法加速反应

有简便合适的方法确定滴定终点

反应必须定量进行，通常要求反应完全度达99.9%以上04酸碱平衡570131.直接滴定法2.返滴定法适用于反应速率较慢或无合适指示剂的反应适用于符合要求的反应Al3＋

+EDTA

反应速率太慢，不能直滴Al3++EDTA(过量)

加热使反应完全AgNO3(标准溶液)+Cl–

无合适指示剂AgNO3(过量)+Cl–

使Cl–

沉淀完全EDTA(过剩)+Zn2+(标准溶液)

滴定AgNO3(过剩)+NH4SCN(标准)Fe3+为指示剂04酸碱平衡570133.置换滴定法适用于无确定计量关系和完全度不高的反应Na2S2O3+K2Cr2O7

S4O62–、SO42–K2Cr2O7~6KI~3I2~6Na2S2O3(标准溶液)

Ag++EDTA

形成的络合物不够稳定2Ag++[Ni(CN)4]2–

Ni2++2[Ag(CN)2]–Ni2++EDTA(标准溶液)

滴定4.间接滴定法适用于不与滴定剂反应的物质的测定Ca2++KMnO4

不反应Ca2++C2O42–

CaC2O4

C2O42–

H2SO4C2O42–

+KMnO4(标准溶液)

滴定04酸碱平衡57013

理论基础酸碱质子理论(质子酸、质子碱、酸碱反应的实质)

酸碱滴定法以酸碱反应为基础的滴定分析方法对于一般的酸、碱以及能与酸、碱直接或间接进行质子传递的物质，几乎都可以用酸碱滴定法进行测定4.5.2酸碱滴定法04酸碱平衡570131.一元强酸和一元强碱的相互滴定

一元强碱滴定一元强酸(2)滴定中，加入NaOH体积为18.00ml时：

[H+]=(0.1000

2.00)/38.00=5.26

10-3mol/L

溶液pH=2.28以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00ml0.1000mol/LHCl溶液为例(1)滴定前，加入NaOH体积为0.00ml时：

0.1000mol/L盐酸溶液的pH=1.0004酸碱平衡57013(3)化学计量点前：加入NaOH体积为19.98ml(化学计量点前0.1%)时

[H+]=(0.1000

0.02)/39.98=5.0

10-5mol/L

溶液pH=4.30(4)化学计量点：加入NaOH体积为：20.00ml

反应完全,溶液中[H+]=10-7mol/L,pH=7.00(5)化学计量点后：加入NaOH体积为20.02ml(化学计量点后0.1%)时

[OH–]=(0.1000

0.02)/40.02=5.0

10-5mol/L

溶液pOH=4.30pH=9.7004酸碱平衡57013(6)滴定后，加入NaOH体积为22.00ml时：

[OH–]=(0.1000

2.00)/42.00=4.76

10-3mol/L

溶液pOH=2.32pH=11.68(7)滴定后，加入NaOH

体积为40.00ml时：

[OH–]=(0.1000

20.00)/60.00=0.033

mol/L

溶液pOH=1.48pH=12.5204酸碱平衡57013滴定突跃：化学计量点前后由1滴滴定剂所引起的溶液pH的急剧变化滴定突跃范围：突跃过程所对应的pH范围指示剂的选择：主要以滴定突跃范围为依据凡是变色范围的全部或一部分在滴定突跃范围内的指示剂都可用来指示滴定终点，且其指示颜色变化时应由浅变深滴定突跃范围的大小与酸碱溶液的浓度有关c=1.0mol·L-1

突跃范围：3.30~10.70c=0.10mol·L-1

突跃范围：4.30~9.70c=0.010mol·L-1

突跃范围：5.30~8.70PP,MO,MRPP,MO,MRPP,MR04酸碱平衡57013

一元强酸滴定一元强碱加入HClV/ml[H+]/mol·L-1pH0.0010.0018.0019.8019.9820.0020.0222.0040.001.010-133.010-131.910-121.9910-112.0010-101.0010-75.0010-54.7610-33.3310-213.0012.5211.7210.709.707.004.302.321.480.1000mol·L-1HCl滴定20.00ml同浓度NaOH的pH变化突跃范围04酸碱平衡570132.一元弱酸(碱)的滴定以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00ml0.1000mol/LHAc溶液为例

一元强碱滴定一元弱酸(1)滴定前，加入NaOH体积为0.00ml时：(2)滴定中至化学计量点前：为NaAc–HAc缓冲溶液V(NaOH)=18.00ml时，pH=5.70V(NaOH)=19.98ml时，pH=7.7404酸碱平衡57013(3)化学计量点：[Ac–]=0.05000mol·L-1(4)化学计量点后：V(NaOH)=20.02ml时:pH=9.70V(NaOH)=40.00ml时:pH=11.68滴定突跃：7.74~9.70指示剂：PP,TB,TP04酸碱平衡570131.0000.10000.01000范围pH范围pH范围pH58.00~11.003.008.00~10.002.008.00~9.041.0469.00~11.002.008.96~10.041.088.79~9.210.4279.96~11.021.069.79~10.210.428.43~9.570.14810.79~11.210.4210.43~10.570.14911.43~11.570.14pKa突跃

pHc(M)强碱滴定弱酸的滴定突跃范围随弱酸浓度和强度的变化04酸碱平衡57013对弱酸(碱)的滴定，突跃的范围还与弱酸(碱)的强弱有关以指示剂确定终点时，人眼对指示剂变色的判断至少有0.3个pH单位的不确定性一元弱酸(碱)能否被强碱(酸)直接准确滴定的判据：04酸碱平衡57013

一元强酸滴定一元弱碱以0.1000mol/LHCl溶液滴定20.00ml0.1000mol/LNH3水溶液为例V(HCl)/mlNH3被滴定的百分数算式pH010.0018.0019.8019.9820.0020.0220.2022.00050.090.099.099.9100.0100.1101.1110.011.129.258.307.256.255.284.303.302.32c(H+)=c(HCl)范围突跃指示剂：MR,BCP04酸碱平衡570131.多元酸的滴定

滴定的可行性的判断能够被准确滴定能够分步滴定

化学计量点的计算及指示剂的选择用0.1000mol·L-1

NaOH滴定0.1000mol·L-1

H2C2O4，生成0.03333mol·L-1Na2C2O4[OH–]=2.55610-6mol·L-1pOH=5.59pH=8.4104酸碱平衡57013例：用0.1000mol·L-1

NaOH滴定0.1000mol·L-1

H3PO4※第一化学计量点：0.05000mol·L-1NaH2PO4

pH=4.71In：MO※第二化学计量点：0.03333mol·L-1Na2HPO4

pH=9.66In：TP※由于太小，第三个H+不能被直接准确滴定可将HPO42–强化后再用NaOH进行滴定04酸碱平衡570132.混合酸的滴定满足下列条件，就有可能被分步准确滴定3.多元碱的滴定能够被准确滴定能够分步滴定4.混合碱的滴定滴定的可行性要求与混合酸类似04酸碱平衡57013例：用0.1000mol·L-1

HCl滴定0.1000mol·L-1

Na2CO3※第一化学计量点：0.05000mol·L-1NaHCO3

pH=8.30In：PP※第二化学计量点：0.03333mol·L-1H2CO3

pH=3.92In：MO甲酚红和百里酚蓝注：用1.000mol·L-1

HCl滴定1.000mol·L-1

Na2CO3第二化学计量点：0.3333mol·