第三章 滴定分析法.pdf

第三章酸碱滴定法第一节滴定分析概述一、概述二、滴定合折让的令类三、滴足今折对化学友应 的要求及筒定方式四、及维物质和根水溶液 止、标水溶液濯液表示法 上、简定今折中的神廊第一节滴定分析概述、概述 滴定分析法(2)标准溶液(3)化学计量点(等当点)(4)指示剂(5)滴定终点(6)终点误差 滴定曲线滴定分析是将一种已知准确浓度的试 剂添液（标准漆液）,谪加利被测物质 的泳液中（或将破测物质漆液牖加到林 准漆液中）,直到所谪加的试剂与被谪 走的物质捺照化学计量关系定量反应为 止，然后根据标准溶液的浓度和用量，讨算破测物质的含量。其特点是：迨用于常量分析准确度高（误差vO.1%）操作简便、快速、费用低已知 准确 浓度的试剂 溶液称为 标准溶液,通常作为滴定剂,把滴定剂由滴定管加到被 测物质溶液中 的过程叫濠定 加入的标准溶 液与被测物质定量反应完全时，反应即到达 丁化学计量点（stoichiometric point,简称 计量点,以sp表示），一般以指示剂的变色 来确定化学计量点，在滴定中指示剂改变颜 色的那一点称为濠定终点（end point 简称 终点,以ep表示）。滴定终点与化学计量点 不一定恰好吻合，由此造成的分析误差称为 终点误差（以Et表示）。滴定过程可用落痘 曲线描述（后面讲）:、滴定分析法的分类按化学反应类型可分为：1.酸碱滴定法：测定各类酸碱的酸碱度和酸碱含量等2.络合滴定法：测定金属离子的含量3.氧化还原滴定法：测定具有氧化、还原性的物质的含量4.沉淀滴定法：测定卤素和银等三、滴定分析法对反应的要求及滴定方式1.要求（1）按一定的反应式定量进 行（99.9%以上）（2）反应速度快（可加热、催化剂等）（3）有适当的方法确定终 点（指示剂）:、滴定分析对反应的要求及滴定方式2.滴定方式(1)直接滴定:凡能满足滴定分析要求的反应 例：强酸谪定强碱。间接滴定：不能与滴定剂起反应的物质 例：氧化还原法测定钙。返滴定法：反应速度很慢，或测定固体、气体或没有合适的指示剂例：配伉谪定法测定铝。置换滴定法：化学反应式不确定或伴有副反应 例：A1YA1F62-+丫4-ZnY四基准物质和标准溶液1.基准物质能直接配制或标定标准溶液的物质基准物应具备的条件：(1)必须具有足够的纯度；(2)组成与化学式完全相同；|可降低(3)稳定；|称量误差(4)具有较大的摩尔质量。为什么？常用的基准物有：请见教材附表1K2Cr2O7;NaC2O4;H2C2O4.2H2O；Na2B4O7.10H2O；CaCO3；NaCl；Na2CO3四、基准物质和标准溶液2.标准溶液及其配制标准溶液：具市灌确溶点的溶液标准溶液的配制:直接法：雍确称取一定量的基灌物质4小烧杯中，溶解后定量转移到察量瓶中，加入藜榴水，笑容,#勺O间接法:?(1)配制溶液(例：NaOH,HC1)配制成近似所需浓度的溶液。标定用基准物或另一种已知浓度的 标准溶液来谪定。(3)确定浓度由基源物质量(体积、海福)，口 初靠确父之。VI五、标准溶液浓度表示法1.物质的量浓度单位体积溶液中所含溶质的物质的量。c=n（B）/V 单位 mol/L应指明基本阜元：原子、分子、离子、胡子等。2.滴定度每毫升标准溶液相当的待测组分的质量或质量分 数。表示击：测物/需定剂 单柱：g/mL例：用0.02718mol/L的高镒酸钾标准溶液测定铁含 量，其浓度用滴定度表示为：T Fe/KMno4=0.007590 g/mL即：表示1mL KMn()4标准溶液相当于 0.007590克铁。测定时，根据滴定所消耗的 标准溶液体积可方便快速确定试样中铁的含绛e Fe/KMnO4 KMnO4(mL)下节内容选择:第一节滴定分析概述 第二节酸碱化学平衡第三节滴定分析原理第四节滴定分析应用结克200827法第二节酸碱化学平衡一、酸碱理论 二、分布分数 三、质子条件 四、pH计算-、酸碱理论电离理论：在水中，凡能电离出氢离子（质 子）的化合物叫做酸，凡能电离出氢氧根离 子的化合物叫做碱。电子理论：凡能给出电子对的分子、离子 或原子团都叫做碱，凡能接受电子对的分子、离子或原子团都叫做酸。质子理论：凡能给出质子的分子或离子 都叫做酸，凡能与质子结合的分子或离子 都叫做碱。质子理论优点：是脱离了溶剂，直接从物质与 质子的关系来定义酸碱，可适用于非 水溶液。局F艮性：不能完满地解释为什么当CO2、SCh等气体溶解在水溶液中会显酸性。质子理论酸和碱不是彼此分离的，而是统一 在对质子的关系上：HA=H+A为了表示上式中一对酸碱之间的相互依 存关系，将HA和A-称为共轲酸碱对.其 中HA是A的共桃酸,A-是HA的共碱。这种得失质子的反应称为酸碱半反应。HC1=H+Cl共舸酸碱对NH4+=h+NH3H3PO4=H+H2PO4 H2PO4=H+HPO42HPO?=H+PO43 1酸或者碱可以是中性的分子，也可以是阳离 子或者阴离子。磷酸为三元酸，磷酸根为三元碱。像H2PO，HPO42这样，既可以给出质子，又 可以接受质子的物质叫做两性物质。质子在水分子之间的转移，叫做水的质子自递反应：H2O+H2O=H3O+OH 在标准状态下,有水的离子积：Kw=H+OH=l.OxlO14HA=H+AH+A-A-+H2O=OH+HA0-网 A-共朝酸碱对HA/A酸碱离解常数之间有如下关系:KKH+RN囹皿诋 A-=H+OH-=Kw注意：只有共辄酸碱的酸碱之间才有这种相互依赖的 关系。如：H2Ac+/HAc,HAc/Ac,眸如蚊 h3o+/h2o,h2o/oh多元酸在溶液中逐级离解时，存在着多个共轲 酸碱对，应特别注意它们之间的对应关系，如：H3PO4=H+H2PO4 H2PO4+H2O=H3PO4+OH H2P=H+HPO42 HPO42+H2O=H2PO4+OH HPO42=H+PO43 PO43+H2O=HPO42+OHK K=K K=K K=Kq 赵 电 边 为 W w酸碱质子理论的基本要点：1.能给出质子的是酸，能接受质子的是碱；2.统一在对质子的关系上，共现酸碱对之间具有相 互依存、相互转换的关系；3.酸或碱的离解常数是物质酸或碱性强弱的定量指 标；4.物质的酸碱性不仅与此物质的本质有关，还与溶 剂的性质有关；5.在溶液中，质子不能单独存在，酸碱反应的本质 是质子在共猴酸碱对之间的转移。二.分布系数和分布曲线分析浓度：即为物质的总浓度，用C表 示，包括未离解的和已理解的浓度。平衡浓度：溶液中某组分的游离浓度，用i表示。MBE:以HAc溶液为例 CHAc=HAc+Ac-二分布系数和分布曲线分布系数：平衡时溶液中某物种的浓度占总浓度的分数。用5表示：4=i/C不同pH值溶液中酸碱存在形式的分布分布曲线 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。滴定是溶液pH与溶液中各物种的量、比例不 断变化的过程。一元酸 Ka=H+Ac/HAc)以乙酸(HAC)为例：其总洒质存在形式：HAc；Ac-,则d，HAc+Ac 设HAc的分布系数为巴；Ac，色分布系数为品；则:81=HAc/c=HAc/(hM+Ac-)=l/1-F(Ac-/RAc)=1/1+(Aa/H+)=H+/(H+的)(50=Ac-/c=Ka/H+Ka)由上式，以5对pH作图：HAc分布系数与溶液pH关系曲线的讨论:(1)%+%=1pH=p4时;%=%=05pHvp4时;HAc(%)为主(4)pH pKa Hf；Ac-(%)为主(2)二元酸 以草酸(H2c2。4)为例存在形式：H2C2O4；HC2O4-;C2O42-；分布分数：6 2 8 1 8 0总浓度。=H2C2O4+HC2O4-+C2O42-82=H2C2O4/C=l/1+HC2O4-/H2C2O4+C2O42-/H2C2O4=l/1+Kal/H+KalKa2/H+2=H+F/H+2+H+Kal+KalKa2)S 1=H+Kal/H+2+H+Kal+KalKa2 8 o=KalKa2/H-2+H-Kal+KalKa2)H2c2。4分布系数与溶液pH关系曲线:h2c2o4分布系数与溶液pH关系曲线讨论：apHvpKai时，H2c为主b.pK由v pH vpKa2时，HC2O4i1c.pH=2.75-(1+2)时，pk 1 23/aiPka2=4.19次最大，5X=0.938;52=0.028;53=0.034d.pHpKa2 时，C2O42一为主(3)三元酸(以H3P。4为例)四种存在形式:H3Po4；H2Po4；HPO42；PO43；分布系数：63 82 1 60,H+33 巴印+田中 Xa2+KaixKa2 X/6 _ _H+2-_u2-H+3+H+2/+H+i X&2+/X42 X/6=H+KxKa2_L H+3+H+2 Kal+H-Kal xKa2+KalxKa2 xK._ _凡义凡2 X%_0-H-3+H-2 Kai+H-Kai xKa2+KaixKa2 xKa3H3P。4分布曲线：(pKai=2.12；pa2=7.20；p3=1236)0 2 4 6 8 10 12 pHpKai pKa 2 pKa3H3P。4分布曲线的讨论：(1).pH=4.66 时,6 2=0.994,6 3=8 1=0.003(2).pH=9.78 时,6 1=0.994,6 0=6 2=0.003(3).pH=pKal 时，8 3=8 2=0.5(4).pH=pKa2 时，6 2=6 1=0.5(5).pH=p43时,i=o=0.5(6).三个pKa相差较大，共存现象不明显;三.质子条件（平衡）式（PBE）依据：当反应达到平衡时，得质子产 物所得质子的数目应该与失质子产物所失 质子的数目正好相等。(H3O+)H+：.H+m.1 h2o-H+：A OH+H+hco3 y：CO32 H2CO3 注怨二田+HCO；+2H2CO3=OH-零水准质子平衡的要点：在水溶液中，质子平衡一定以水为零水准;有关弱酸或弱碱的各种型体中，只能有一 种型体被选作零水准，一般选平衡时大量存 在的型体作零水准；强酸或强碱的质子迁移被归入质子平衡中;要注意多元酸、碱的浓度系数；参考水准在质子平衡式中不体现。(a).Na2cO3溶液PBE:H+HCO3+2 H2CO3=OH(b).H2cO3溶液PBE:H+=OH +HCO3 +2 CO32(c).Na HCO3溶液H+H2cO3H2OHCO3OHCO32PBE:H+H2CO3=OH+CO32练习：写出下列各酸碱水溶液的质子条件式:(1)NH4C1PBE:H+=OH+NH3(2)NH4AcPBE:H+HAc=OH+NH3(3)HAc+H3BO3H3BO3+H2O=H4BO4+H+PBE:H+=OH +Ac +H4BO4(4)H2SO4+HCOOH(H2sO4的浓度为 mol/L)+H+H+H2O 3HCOOH HSO4 OH HCOO-SO42-PBE:H+-c0=Off+HCOO+SO421NaNHRPO#浓度为 c0 mol/L)PBEH+2H3PO4+H2PO4 =OH+NH3+PO43-(6)Cmol/L 的 HC1PBEH+=OH+C预习pH的计算四.酸、碱溶液中H+的计算一般步骤：列出质子条件式(PBE);代入已知条件：利用平衡常数 K、已知 的分析浓度 C 和各种型体的分布系数 d 将质子 条件式转换为只含一个未知数H+1的方程式；或定 包含fH+1和零水准型体平衡浓度的表达 式,再考虑水的离解能否忽略，及能否用分析 浓度代替零水准型体的平衡浓度;简化：依据20倍简化原则.对方程式中 的 各项进行合理的 简化处理。1.一元强酸（碱）溶液对于浓度为c mol/L的HC1溶液，其质子条 件式为：H+-c=OH-H+=K 卬+cH+h+2-ch+-kw=6H+=C+，/+43时，：H+=?当c很小时，：H+=?10-6 mol/L c 10_8 mol/L例：计算：cHCl=1.0 X10-4 mol/LD 1.0 X10-7 mol/L 的酸度。解：c 10-6 mol/L,有最简式：H+=c=1.0X10-4 mol/Lc 20Kw)H+=yHAKaHA=c-A-=c-H+(Kw忽略时，H+=A 代入有：H+=JHA1K0=J(c-H+)Ka当 cKa 20Kw,C 20II1-BP c/Ka 20Kw,c/Ka 500 4（2/20TH 时lH+=JHAKa=c-H+1）KaW】=（最简式）H+2=Kw+HA Ka 式当水的离解不能忽略，即当cKav20Kw时若 c/Ka 500则H+=yKw+cKa（近似式与对于一元弱碱，计算的过程和 近似的条件都很相似，只需用0氏 代替H+,用L代替KaO0 3/二500时，枝最简公式计算为K NA7=7500 K22.4K.接正代公式计算为%500K”2l.9Kn员而公式计算结果的相对误差豹为22.4K.-2L9K,7.二100%2.2%当允许误差为5%时，可求得，=380,今规定=500,则保证计算误差5%。*1 A A宝s,s“，差+2+一|2-=2 V 4JoL-P H I.9 6例8计算1.0 xlO-4mol,lJHCN溶液的pH。解已知(二6,2乂10-叫风20降方500,代人(2-15)式计算,求得H*=/6.2xi0H0 xi.0 xi0-4+1.0 xl0H4=2,7xlO*7mobL1PH=6.57若按最简公式计算，求得H 二届=76.2X1OIOX1.QX1OH=2.5xlO-7mobLlnH6.60三一二-oo.wd6专一，MF.三x二“运二 H0一汽 n+m藁事普萋qHN工ft 10 计算 l.oxur4 moiqTNaCN海族CpHoM CN在水中的酸碱平街为CV+HzOqHCN+OH、巳知 HCN 的 K6.2X10-叫故 CN-的 Kb=1.6xior,cKb2%,20Kw Kw可忽略巾什2Ka 2Ka?2 1又若?k x 1(0,05=H+JcK%20Ka2可忽略则此二元弱酸可按一元弱酸处理，此时 H2BC-h+=J1（C-+）当 C/Kq 500时，H2B pC 8+=出浦当 C/K%v500时,H+=-&+J K；+4&C2o KaH+2=H2BKa1(1+-)+KwCKa1 20Kw2Ka?k 220.05JcK 20C/Kq500时，H+=yJcKalC/Kai v500时，/+=F+Ja+4(C2见教材4 5页例11:hco3例 12:H2c2。4自 己推导一元弱 酸混合溶液中H+的计算 公式：设有一元弱酸H A和HB的混合溶液，其浓度 分别为CHA（mol/L）和CHB（mol/L）,解离常数 为 K|_|A和 K|_|B4.两性物质溶液(1)酸式盐以浓度为cmol/L,酸离解常数为K,K%的两性物质HA-水溶液为例，以水和HA-为 零水准时，PBEj：H+H2A=OH +A2 若将分析浓度和分布系数代入后,可得一 个关于H+的四次方程式。将解离常数代入,则可得到:H+山+/4一KaiAVK Ka?HA-w I a?_m h+AV(1)式物料平衡 C=H2A+HA-+A2-可表示为：c=HA-(l+吐酌2Kai H+当空1和上二都远小于1时，就可以Kai H+用分析浓度c代替零水准的平衡浓度HA代入（1）式得到：3+kjy（近似式1）N 1+c/K%当209。勺时，有：=yjl+c/K ai（近似式 2）当 20c/Kai 时，有：cKaH+=4c/K%即如果20K/C4和203一及CCV-两种组分存在。贝“HCOsF K叶H+Ka2代入（1）式，得H+Knh4+2H+Ka2H+Knh4+整理得Knh；+H】二一一&h；+8K2NH；K%5.6X1。J(E1。坪山5,叩75小=6.6xiO,moK,pH J18预习P56酸碱缓冲溶液P62酸碱指示剂P65酸碱滴定基本原理5.酸碱缓冲溶液pH弱酸及其共飘碱；强酸或强碱以HAc浓度为ca,NaAc浓度为cb的缓冲 溶液为例分析（思路）：HAc=H+Ac-H+AcKa=：HAcKaHAc H+=Ac9?5.酸碱缓冲溶液HAc+Ac=ca+cb(物料平衡)Ac-=?以水和醋酸为零水准时，PBE为：H+=OH+A?i%令有HAc 离解的Ac-为 cj H+=OH+cJ 溶液中Ac =cb+cb cj=Ac-cb 则H+=OH +(Ac -cb)或Ac =cb+H+-OH HAc=?以水和醋酸根电零水准时工PBE为:H+HAf=OH令Ac一得到质子变成HAc的浓度为端,c；=HAc-cH+(HAc-ca)=OH 或HAc=ca-H+OH 根据平衡常数式，就有：(精确式)在酸性溶液中：H+=K、acb+H+在碱性溶液中：H+=KaCa+H acb-OH-J（近似式）当醋酸和醋酸钠的浓度都很高时，有:H+=Ka（最简式）4使一升缓冲溶液改变一个pH 单位，所加入的强酸或强碱的 摩尔数，称为该缓冲溶液的缓 冲容量。缓冲溶液中，缓冲物质的总浓度 越大，缓冲容量就越大；缓冲物质的总浓度相等时，弱酸和 它的共舸碱的浓度之比为1:1时，溶 液的缓冲容量最大；弱酸及其共朝碱所构成的缓冲溶液 的有效缓冲区域，一般认为是：pH=pKa 1Sasq+976”.五8M”H d,至攸(G)麋K蓑拿 XM菱望中HN i oz.=竺旨N i=r=s LLLLLLLULLLLLLLLLLLLU生飙建的物质的费和加入HC也物质的t脑,醯涯体蹄合舟燃施就的械力红野口二0.050 moH/T未作用的板的槌为随半四,/2OMnuH 就中同时存枫殿及旗，且彼雌询很大淅以该是骄蟒心即 股pg而=5.53总结：H+计算强酸：I-，c+Jc2+4K附=N-210-6 mol/L c 10_8 mol/L强碱：厂-C+H+4KOH-=N-210-6 mol/L c 10_8 mol/L总结:甲计算一元弱酸(a)当 cKa 20Kw,c/Ka 500 _H+1=F+J抬+4.C L 2(b)当 cKa500H+=Jc(+Kw(c)当 cKa20Kw；c/(500H+=7总结：甲计算二元弱酸(a)cKal 三 20Kw(b)cKal 220%2Ka22Ka?乙20()5H+=VfllH2A 2(0.05 e/Kal-HIn HIn H+很显然，指示剂的颜色转变依赖于比值：In-/HInIrr代表碱色的深度；HIn代表酸色的深度；酸碱指示剂的讨论：睁=也H+HIn(1)KHIn/H+=In-/HInIn-/HIn=1时：中间颜色 10/1时：碱色，所皿一定，指示剂颜色随溶液H+改变而变。指示剂变色范围：pH=pKjjin 1酸碱指示剂的讨论:(2)结论a.酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于 pH=7左右，由指示剂的咻m决定。b.颜色逐渐变化。C.变色范围pH=pKHin 土 1(2个pH单位)。酸碱指示剂的讨论：3)混合指示剂利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐，易观察(4)指示剂加入量的影响适当少些颜色明显；加的多消耗滴定剂。(5)pH试纸甲基红，澳百里酚蓝，百里酚蓝，酚献 按一定比例混合，溶于乙醇，浸泡滤纸。得到下列图谱：酸碱指示剂HV10121JAtmm QAtn ac四、终点误差与直接滴定的条件在化学滴定分析中，由指示剂确定的滴 定终点与化学计量点之间存在着差异，使 滴定结果产生误差，称终点误差。1.酸碱滴定的终点误差(1)终点误差公式强酸碱滴定误差滴定到化学计量点时，溶液中存在:则：H+sp=OH-sp=E若用碱滴定酸，且加入量过量C过有:H+ep+3过=OH-ep。过=OH-ep-H-ep终点误差：gCsp一般认为，在化学计量点前后：csp cepOH-ep-H+Kw=H+S JOH-=H+e JOH-epVV O kJ Q kJ D p D pH+LJ+11sp0H-SD0H-ep二0-ZpH有：H+1d=H+sd10-aph 7 1-ep sp0H-=0H-s10aphEt=Et=0H-sd10aph-H+s 10-aphC ep(1()2 wcEt-_ 0_ApCep yJKt强碱滴定弱酸HA被滴定到化学计量点(sp)时，溶液中 存在离解平衡：A+H2O=HA+OHAKb=HAOH/A a=H+A-/HA质子平衡条件为：H p+HAsp=OH sp假如碱标准溶液NaOH加入量过 量，即终点pHep值高于化学计量点的 P&p值，这时过量的碱浓度为。过，此时的质子平衡条件为：H+ep+HAep+c过=OH-epc过=OH%H+ep-HAep弱酸滴定到近终点时，溶液呈碱性，在计算 要求不高时H+可忽略不计，贝I：c过=HAep-OH-ep终点误差：c 由一-HA二_ J过_ L ep Lep4=尸二 7 式(I)sp sp又有Kb=r HA 0H-I LA-J.A Jsp A lepspHA OH-A J epHA spOH sp=HA epOH FOH-=-兽=10-aphOH-ApH=pHep-pHsp=pOHsppOHep则：OHIepEOHIplOH HAepHAsp10-APH又OH-sp-HAsp=:储0印代入式(1),得：_ CspKw 10H-1Q-hEt=QAPh _ 1 0-ApH将K产&/=1/Kb代入:Et=gApH _ J Q-ApH(CspKJ/2终点误差公式的作用:a.计算弱酸滴定的终点误差b.评价结果的准确度，对弱酸能否进 行直接滴定作出判断例题：以0,1000mol/L NaOH标准溶 液滴定相同浓度的HAc,(ApH=0.3,Khac=L8X10)，计算终点误差。解：先求发，K尸Kt=L8X109,已知：pH=0.3（最大pH差0.6）；终点误差为：Et=(1CP6-1O06)(0.05x1.8xl(f)1/2x1000.03%直接滴定条件在化学定量分析中，对终点误差的要 求一般为EtW0.2%,4pH W0.3,由止匕可 以确定的最小值，作为判断能否直 接滴定的条件：(CspKj/2=10APH-10A pH/Et=(103-10 3)/0.002=750直接滴定条件当 Csp=0.05mol/L 时;求得 Kt=1.0X107；因止匕：c K=c KtK=Q.l X KF X1014三 I。一8 Cw a Fr注意：c初始=0.1 mol/L的同浓度酸碱反应时，式中=0.05mol/L。直接滴定条件：(1)直接滴定条件随所要求的Et大小 不同和被测物浓度而定；(2)指示剂选择是否恰当，即ApH的大 小不同，直接影响结果的准确度；(3)Kt 越大，终点误差Et越小。直接滴定条件：f多元酸或混合酸为分别 I滴定或选择滴定的条件.酸类型终点误差要求滴定案件/一元酸 Et0.1%/a:.二元酸 Et W 1%c2 三 iff-8，阳善10 40.5%混合酸 Et H20+NaCl1210 c ft8642Na2cO3+HC1 NaHC03+H20+NaCl、酚stNaHC03-C02+H20+NaCl0V1VHG加入体积混合碱的滴定曲线匕匕：NaOH Na2CO3VX=V2:Na2CO3VX K2SiO3-K2SiF6 3-4HF滴定生成的强酸HF五.硼酸的测定硼酸是极弱酸(p&=9.24)不能用标准碱直接滴定,但能与多元醇作用生成酸性较强的络合酸(pKa=4.26),可用标准碱溶液直接滴定，化学计量点 的pH值在9左右。用酚麟等碱性指示剂指示终点。2HIR-C-OH.：1 R-C-OH+H3B03r-i-V|-rR-C-O7、O-C-R+3时HHH选择下节内容:第一节概述第二节化学平衡第三节滴定分析原理第四节滴定分析法应用结克第三章酸碱滴定法本章小结一、酸碱质子理论及有关的平衡常数二、酸度对弱酸（碱）形体分布的影响（一元、多元）及分布分数和各形体浓度的计算。三、酸碱的H+计算：一元（多元）酸碱，两性物质，混合体系，缓冲体系。要求：会写质子条件式，了解精确式如何得 来，会用近似式和最简式。1、强酸碱pH的计算、强酸：Ca mol/LWHCI才=。+而+4的 2当Ca2三20X4Kw时说明水的解离可以忽略（强酸的浓度一 般不小于1。6mol/L）,则有：H+=Ca、强碱：Cb mol/L的NaOH：H+=2Cb22OX4Kw0t,说明水的解离可以忽略（强碱的浓 度一般不小于10-6moi/L）则有：OH-2、一元弱酸碱pH的计算、以HAc为例：若KaCN20Kw，C/KaN500,有:H+=Ka最简式若KaCN20Kw，C/Ka500,有：Tj+l_Ka+】K：+4KqCL 2若KaCW20Kw，C/Ka三500,有:H+=Kw+cKa2、一元弱酸碱pH的计算一元弱碱：由同学们自己总结。3、多元弱酸碱pH计算二元弱酸碱pH计算 H2A,C、K1、K2H+MA(1+/T)+K：rd LH十.精确式应用中，根据情况进行简化:2K/若KCN20Kw，漆 0.05,C/K4 500“ACK/+4KC有H+=22K2 若 KCN20Kw-C、Ka、Kb=KW/Ka zH+(Kw+NH4+Ka)KaAc-+Ka.精密式：NH4+=Ac-gC 代入有H+(Kw+CKa)KaC+Ka近似式Ka 220Kw时,C N20Ka 有H+=jKa Ka.最简式若为两种（一种弱酸，另一种为弱碱）物 质混合对于Ca和Cb不相等时有：对于(NH4)2CO35 Cb=2Ca有：Ka+风+8&H+J-5、混合酸(碱)溶液、强酸+弱酸：HCI+HAc,CHC|,Chac，KaUi _(CHC1-Ka)4j(CHC,-Ka)2+4Ka(CHCi+ChacLn J、弱酸+弱酸(HB+HA):Khb、haH+/khaCha+KhbChb6、酸碱缓冲溶液当 增加酸碱时溶液的pH没有明显的改变 的溶液称为缓冲溶液。标准缓冲溶液可用来校准酸度计。在酸碱滴定中，缓冲溶液理论可以解释 滴定曲线，在络合等滴定中，缓冲溶液可 用来控制pH。了 解缓冲容量得概念，会选择和 配制需 要的缓冲溶液缓冲溶液pH的计算以HAc+Ac-组成的缓冲溶液为例,Ka=H+Ac-/HAcH+=Ka HAc/Ac-有：缓冲溶液的悬藉石备款H+=Ka；H+0H-H+-OH-PH8,可忽略H+；ChaOH一H+和 OHf,可用最简式。四、酸碱指示剂：了解作用原理，掌握常用 指示剂（MO、MR、PP）的变色点和变色区间。五、酸碱滴定曲线和指示剂的选择：重点是 SP点及0.1%时的pH计算；熟悉滴定突跃与 浓度和K的关系。六、终点误差的计算和准确滴定的条件。七、酸碱滴定法的应用：混合碱的测定第三章酸碱滴定法本章小结一、酸碱质子理论及有关的平衡常数二、酸度对弱酸（碱）形体分布的影响（一元、多元）及分布分数和各形体浓度的计算。三、酸碱的H+计算：一元（多元）酸碱，两性物质，混合体系，缓冲体系。要求：会写质子条件式，了解精确式如何得 来，会用近似式和最简式。1、强酸碱pH的计算、强酸：Ca mol/LWHCI才=。+而+4的 2当Ca2三20X4Kw时说明水的解离可以忽略（强酸的浓度一 般不小于1。6mol/L）,则有：H+=Ca、强碱：Cb mol/L的NaOH：H+=2Cb22OX4Kw0t,说明水的解离可以忽略（强碱的浓 度一般不小于10-6moi/L）则有：OH-2、一元弱酸碱pH的计算、以HAc为例：若KaCN20Kw，C/KaN500,有:H+=Ka最简式若KaCN20Kw，C/Ka500,有：Tj+l_Ka+】K：+4KqCL 2若KaCW20Kw，C/KaZ500,有:H+=Kw+cKa2、一元弱酸碱pH的计算一元弱碱：由同学们自己总结。3、多元弱酸碱pH计算二元弱酸碱pH计算 H2A,C、K1、K2H+MA(1+/T)+K：rd LH十.精确式应用中，根据情况进行简化:2K/若KCN20Kw，漆 0.05,C/K4 500“ACK/+4KC有H+=22K2 若 KCN20Kw-C、Ka、Kb=KW/Ka zH+(Kw+NH4+Ka)KaAc-+Ka.精密式：NH4+=Ac-gC 代入有H+(Kw+CKa)KaC+Ka近似式Ka 220Kw时,C N20Ka 有H+=jKa Ka.最简式若为两种（一种弱酸，另一种为弱碱）物 质混合对于Ca和Cb不相等时有：对于(NH4)2CO35 Cb=2Ca有：Ka+风+8&H+=-J-5、混合酸(碱)溶液、强酸+弱酸：HCI+HAc,CHC|,Chac，KaUi _(CHC1-Ka)4j(CHC,-Ka)2+4Ka(CHCi+ChacLn J、弱酸+弱酸(HB+HA):Khb、haH+/khaCha+KhbChb6、酸碱缓冲溶液当 增加酸碱时溶液的pH没有明显的改变 的溶液称为缓冲溶液。标准缓冲溶液可用来校准酸度计。在酸碱滴定中，缓冲溶液理论可以解释 滴定曲线，在络合等滴定中，缓冲溶液可 用来控制pH。了 解缓冲容量得概念，会选择和 配制需 要的缓冲溶液缓冲溶液pH的计算以HAc+Ac-组成的缓冲溶液为例,Ka=H+Ac-/HAcH+=Ka HAc/Ac-有：缓冲溶液的悬藉石备款H+=Ka；H+0H-H+-OH-PH8,可忽略H+；ChaOH一H+和 OHf,可用最简式。四、酸碱指示剂：了解作用原理，掌握常用 指示剂（MO、MR、PP）的变色点和变色区间。五、酸碱滴定曲线和指示剂的选择：重点是 SP点及0.1%时的pH计算；熟悉滴定突跃与 浓度和K的关系。六、终点误差的计算和准确滴定的条件。七、酸碱滴定法的应用：混合碱的测定