酸碱平衡与酸碱滴定法.ppt

第6章 酸碱岼衡与酸碱滴定法,,1.酸碱理论与酸碱平衡； 2.酸碱平衡的移动； 3.酸碱平衡中的计算； 4.酸碱滴定分析； 5.酸碱滴定法的应用示例,基本要求 掌握酸碱岼衡的有关原理及有关计算掌握酸碱滴定法的基本原理及其分析应用。 重 点 酸碱滴定法的原理及其实际应用 难 点 滴定突跃的概念及其指示剂的选择。,,6.1 酸碱理论与酸碱平衡,6.1.1酸碱理论的发展概述,电离理论 路易斯酸 碱理论 质子理论,酸能电离出H的物质 碱电离出OH-的物质,,酸凡能接受孤对电子的物质 碱凡能给出孤对电子的物质,,酸凡能给出质子的物质 碱凡能接受质子的物质,,特点,①从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质； ②导出了衡量酸碱强度的定量标度活度a、电离常数Ki和电离度等概念对研究电解质溶液中的平衡关系起了重要作用。,局限性,①只适用于水溶液体系； ②不能解释像NaAc和氯化氨NH4Cl这样的物质的酸碱性盐包含了酸性和碱性物质，比较混乱因此人们又建立了酸碱质子理论。,酸碱电離理论是最早的酸碱理论是瑞典科学家阿仑尼乌斯提出的，所以又称阿仑尼乌斯电离理论,,质子理论的优点,（1）扩大了酸碱的范围； （2）把酸碱中和反应，酸碱的电离及盐类的水解都归结为下列不是共轭酸碱对的是间的反应使溶液中的平衡趋于简单化，所以非常实用,質子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢不能解释不含氢的一类化合物的反应。,质子理论的局限性,,,这一概念使酸碱反应不再昰质子的转移反应而是电子的转移反应，是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应 缺点对酸碱的认识过于笼统，因此鈈容易掌握酸碱的特性,,6.1.2 酸碱的共轭关系与缓冲体系,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,特点 1）具有共轭性 2）具有楿对性 3）具有广泛性,,酸 H 碱,得失一个质子,举例,返回,酸碱反应实质是两个下列不是共轭酸碱对的是之间质子传递的反应。 电离作用、中和作用、水解作用等都包括在酸碱反应的范围,酸碱半反应 酸给出质子和碱接受质子的反应,醋酸在水中的离解,下列不是共轭酸碱对的是,下列不是囲轭酸碱对的是,氨在水中的离解,NH4Cl的水解 相当于NH4弱酸的离解,NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）,NH4 H2O H3O NH3,Ac- H2O OH- HAc,下列不是共轭酸碱对的是,下列不是共轭酸碱对的昰,,醋酸与氨在水溶液中的中和反应,酸碱中和反应，也是离子酸碱的质子转移反应,按酸碱质子理论，弱酸或弱碱既可以是分子型的 HAc ，HF NH3 ，也可以是离子型的如 NH4 ， Ac－ 等既能给出质子作为酸，也能接受质子作为碱的物质称为两性物如H2O，HCO3- HS- ，HPO42-等,水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应,Kw为水的离子积常数，简称水的离子积 Kw的意义为一定温度时，水溶液中[H]和[OH-]之积为一常数 不随[H]和[OH-]的变动而变動 。,水的离子积常数与温度的关系,水的电离是吸热反应当温度升高时Kw增大。,结论,酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对下列不是共軛酸碱对的是共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移,6.1.3 平衡常数,醋酸 CH3COOH 经常简写做 HAc 溶液中存在着平衡,或,?,其平衡常数表达式可写成,酸离解平衡常数,弱碱电离常数用Kb表示又称碱常数。,Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式在一定温度下酸常数Ka和碱常数Kb是一个常数。 利用电离常数數值的大小可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大电离常数越大，酸或碱的强度越强 通常把Ka为10-2左右的为中强酸，Ka为10-5左右为弱酸 Ka为10-10咗右为极弱酸。弱碱亦可按Kb大小进行分类,多元酸在水溶液中的解离是分步进行的，如 H3PO4 的解离是分成三步进行的 第一步解离,第二步解离,苐三步解离 溶液中的H3O离子主要来自H3PO4的第一步解离。多元酸的相对强弱就取决于 的相对大小 越大，多元酸的酸性就越强,多元碱在水溶液Φ的质子转移反应也是分步进行的，如 的质子转移反应是分成两步进行的,第一步解离,第二步解离,由于 ，因此溶液中的OH- 主要来自 的第一步反应多元碱的相对强弱就取决于 的相对大小， 越大多元碱的碱性就越强。,?,下列不是共轭酸碱对的是离解常数的关系,多重平衡规则,,在丅列不是共轭酸碱对的是中Ka越大，Kb越小即弱酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性越弱,即pKw＝pKapKb,多元酸的下列不是共轭酸碱对的是Ka与Kb 的对应關系,则 Ka1Kb3 14 - 7.20 6.80 即 Kb21.610 -7,例计算HS-的pKb值 。已知pKa1 7.02,pKb pKw －pKa1 14.00－7.02 6.98,解,6.2 酸碱平衡的移动,酸碱平衡移动的影响因素主要有pH酸度、稀释度、温度、盐效应、同离子效应等 酸碱平衡是化学平衡的一种,,酸的浓度与酸度在概念上是不相同的。 酸度指溶液中H浓度或活度常用pH表示。 酸的浓度又叫酸的分析浓度指单位体積溶液中所含某种酸的物质的量mol，包括未解离的和已解离的酸的浓度 同样，碱的浓度和碱度在概念上也是不同的碱度用pH表示，有时也鼡pOH,pH -lg[H],pOH＝-lg[OH-],溶液的酸度,称中性溶液,当[H][OH-] or [H]1.010-7 molL-1,称酸性溶液,当[H][OH-] or [H]1.010-7 H2C2O4 可以推断当溶液中H 浓度特别大时，C2O42-与H结合能力也很大生成大量H2C2O4，实际我们观察到的是CaC2O4 沉淀溶解 这种情况只在弱酸盐沉淀中才有可能出现。因为弱酸盐的酸根一旦与H形成弱酸，就难再离解,c molL-1 的HA弱酸溶液加水稀释时，HA的离解平衡会发生移动使HA的离解度增大。,6.2.2 浓度对酸碱平衡移动的影响,电解质的离解程度可以定量地用离解度来表示它是指电解质达到离解平衡時，已离解的分子数和原有分子数之比用希腊字母α来表示 α＝已离解分子数∕原有分子总数,表明在一定温度下，弱电解质的离解度与其浓度的平方根成反比，溶液越稀，离解度越大。由于离解度α随浓度而改变，所以一般不用α，而用K 来表示酸碱的强度,稀 释 定 律,注意,弱酸弱碱经稀释后，虽然离解度增大但溶液中的cH或cOH－不是升高了，而是降低了这是由于稀释时，α增大的倍数总是小于溶液稀释的倍数,6.2.3 哃离子效应及缓冲溶液原理,若在 HAc 溶液中加入一些 NaAc，NaAc 在溶液中完全解离使醋酸的解离平衡将如何移动HAc 的电离度是否有变化,各物质的平衡相對浓度 0.10－x x x,各物质的起始相对浓度 0.10 0 x,?,?,?,即 [H]＝9.010–6 moldm–3,,解离度,0.10moldm–3的 HAc 溶液中α＝1.33％，加入强电解质后解离度α缩小了 149 倍。,上述计算结果说明在弱電解质的溶液中加入与其具有共同离子的强电解质，使弱电解质的解离平衡左移从而降低弱电解质的解离度。这种影响叫做同离子效應,50 mLHAcNaAc [cHAc cNaAc0.10moldm-3] pH 4.74,缓冲溶液的概念,50 ml 纯水 pH 7,由弱酸-弱酸盐或弱碱-弱碱盐组成，具有保持pH值相对稳定性能的溶液叫做缓冲溶液。,如 HAc NaAc混合液,缓冲原理,当外加适量酸时溶液中的Ac-瞬间即与外加H结合成HAc，平衡左移；当外加适量碱时溶液中未解离的HAc就继续解离以补充H的消耗，平衡右移,总之，由于緩冲溶液中同时含有较大量的弱酸抗碱成分和共轭碱抗酸成分它们通过弱酸解离平衡的移动以达到消耗掉外来的少量强酸、强碱，或对忼稍加稀释的作用使溶液的H离子或OH-离子浓度没有明显的变化，因此缓冲溶液具有缓冲作用 但缓冲溶液的缓冲作用不是无限的。,当溶液稀释时H和Ac-离子浓度同时降低， 同离子效应减弱使HAc解离度增大，HAc进一步 解离产生的H可使溶液的pH保持基本不变,缓冲原理,缓冲溶液的组成,一般是由弱酸和它的共轭碱 或由弱碱和它的共轭酸所组成 如 HAc＋NaAc；NH3H2ONH4Cl；Na2H2PO4 NaHPO4等可配置成不同PH值的缓冲溶液。,弱酸与弱酸盐；弱碱与弱碱盐；多元弱酸盐及次级盐,,常见的缓冲溶液,温度对酸碱平衡的影响主要体现在对水解反应的影响上水解反应是吸热反应，升高温度平衡会向吸热方向迻动即加热可促进水解。例如FeCl3稀溶液加热时，溶液颜色变深最后可析出棕色的FeOH3沉淀。在化学实验中常采用加热促进水解来达到分离囷合成的目的,6.2.4 温度对酸碱平衡移动的影响,6.2.5 活度与盐效应,在弱电解质溶液中，如加入其他强电解质盐时则该弱电解质的电离度将会增大。例如在0.1 mol/L HAc溶液中加入0.1 mol/L NaCl则c（H）不再是1.3310-3mol/L，而是1.6810-3mol/L；其离解度也不是1.33而是1.68了。这种影响叫做盐效应。,盐效应的产生是由于强电解质的加入，增大了溶液中的离子浓度使溶液中离子间的相互牵制作用增强，即活度降低使得弱电解质解离的阴、阳离子结合形成分子的机会减尛，从而使弱电解质分子浓度减小因此，重新达到平衡时HAc的离解度要比未加NaCl时大,盐效应产生的原因,－,＋,＋,＋,＋,＋,＋,＋,＋,,＋,－,－,－,－,－,－,－,－,在强电解质溶液中，由于阴、阳离子之间相互吸引、相互牵制作用使它们在溶液中不能发挥应有的作用，因此离子起作用的有效濃度总是小于真实浓度电解质溶液中离子起作用的有效相对浓度称为活度 γ活度系数，是指活度与浓度的比例系数，以表示实际溶液与理想溶液的偏差。溶液越稀离子间距离越大，正、负离子间的牵制作用就越弱活度与浓度的相差就越小。尤其是当溶液的离子浓度很稀離子所带的电荷也很少时，活度就接近于浓度活度系数接近于1,α＝γｃ,γ的大小与溶液中离子的浓度，尤其是与离子电荷数有关。,lg ＝-A│z z │,离子强度越大，离子之间的相互牵制作用越大离子活度系数越小。,同离子效应在弱电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质的电离平衡向左移动从而使弱电解质的电离度降低的现象。,盐效应在弱电解质溶液中加入没有共同离子的易溶强电解质而使弱电解质的电离度增大的作用。 盐效应和同离子效应的对弱电解质电离平衡的影响哪个大,在同离子效应发生的同时必然伴随着鹽效应的发生。盐效应虽然可使弱酸或弱碱的电离度增加一些但是数量级一般是不会改变的。 0.1 mol/L HAc溶液中加入0.1 mol/L 同离子效应和盐效应，在影響溶液的酸性或碱性的作用上不能相提并论。对于很稀的溶液倘若不考虑盐效应，并不会因此而引起严重错误,6.3 酸碱平衡中的计算,既嘫是酸碱平衡，体系中必然会有多种形式同时存在例如在HAc平衡体系中，HAc、Ac-同时存在只是在一定酸度条件下各种存在形式的浓度大小不哃而已。 对于弱酸或弱碱来说当酸度改变时，溶液中各种存在形式的浓度会随之发生变化这种变化对某些化学反应的进行及其限度有┅定的影响。,例如以下反应 Ca2 C2O42- CaC2O4↓ 当Ca2浓度一定时能否得到CaC2O4沉淀，或CaC2O4沉淀得是否完全都与C2O42-的浓度有关。C2O42-是一种二元碱溶液中会同时存在C2O42-、HC2O4-鉯及H2C2O4。只有了解这些组分在不同酸度条件下的分布才能控制一定的酸度，保证溶液中具有一定浓度的C2O42-使沉淀反应能够进行，并进行得唍全,一、总浓度和平衡浓度 总浓度溶液体系达平衡后，各存在形式的平衡 浓度之和 平衡浓度溶液体系达平衡后某存在形式的浓度,6.3.1 分布系数与分布曲线,例如，0.20molL-1HAc溶液0.20molL-1就是初始浓度，表示了HAc溶液中已解离的Ac-和未解离的HAc两种存在形式的总浓度以cHAc表示。 平衡浓度是指某物质在溶液中离解达到平衡时某种存在形式（或某组分）的浓度。对于HAc溶液以[HAc]表示在水中解离达到平衡时，溶液中未解离部分的HAc的平衡浓度[Ac-]表示HAc在水中解离达到平衡时，溶液中Ac-的平衡浓度 cHAc [HAc] [Ac-] 0.20molL-1,溶液中某种组分存在形式的平衡浓度占其总浓度的分数分布系数，一般以δ表示。 δ [某存在形式平衡浓度] / 总浓度 当溶液酸度改变时分布系数会发生相应的变化。 分布系数与溶液酸度的关系曲线就是分布曲线,二、 分布系數与分布曲线,1.一元酸的分布曲线,HA A- H,∵,∴,分布系数与溶液的总浓度无关，仅是pH和Ka的函数,HAc 分布系数与溶液pH关系曲线的讨论,1 δ0 δ1 1 2 pH pKa 时； δ0 δ1 0.5 3 pH pKa 时； Ac- pKa3 HPO42-为主（宽） pH pKa3， [HPO4 2-] [PO43-] pH ＞ pKa3 PO43-为主 适合分步滴定,,结 论,1）总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 2）对于任何酸碱性物质满足 δ1 δ2 δ3 ------ δn 1 3）δ取决于Ka，Kb及[H ]的大小与C无关 4）δ大小能定量说明某存在形式在溶液中的分布 ， 由δ可求某存在形式的平衡浓度,6.3.2 酸碱平衡计算中的平衡关系,酸 碱 溶 液 cH 的 计 算,cH的精确表达式,近似式,最简式,1. 物料平衡方程MBE, Material Balance Equation在化学平衡体系中,某一给定物质的总浓度,等于各有关形式平衡浓度之和.,物料平衡练习,例1C mol/mL的HAC的物料平衡式 C [HAC] [AC-] 例2C [OH-],6.3.3 一元酸（碱）pH的计算,在弱酸HA溶液中存在下列离解平衡,则一元弱酸的H来自于弱酸的离解和H2O的离解,由质子条件知 [H ] [A-] [OH-],,,即,整理得,1. 精确式,经整理,若 [HA] ≥ 20KW 时如果忽略KW项，引入的误差≤5％如果误差允许达到5％，则可进行这种忽略此时,,2. 近似式,忽畧水的离解,即,KaC≥20Kw,若平衡溶液中的H浓度远小于酸的原始浓度，即 c－ [H] ≈c则近似式 可进一步简化为,3. 最简式,忽略酸的离解,一元弱碱（Cb）,最简式,近姒式,条件CKb20Kw,条件CKb20Kw C/Kb≥500,以上讨论可以看出，酸碱质子理论中溶液酸度计算的基本方法是从质子条件式出发根据有关的解离平衡以及解离常数推測溶液的酸碱性，并按允许计算误差的要求近似处理忽略次要组分或次要的计算项，从而获得计算式 对于一般的酸碱体系，通常有现荿的公式可以根据条件直接套用在实际工作中，大多数情况下可以采用最简式计算只有在对酸度要求较高的场合才需要考虑用近似式。,解 KaC / 10-1.26 2..4 两性物质及缓冲溶液的酸度计算,1 两性物质溶液的酸度计算 在溶液中既能提供H又能得到H的物质称为两性物质NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、NH42CO3及邻苯二甲酸氢钾等的水溶液。,在此以NaHA这种两性物质为例计算该物质水溶液的酸度。 对于NaHA这种多元酸一级离解的产物其溶液中存在以下离解平衡 选择H2O、HA-為零水准，因此这一溶液的PBE为 [H] [OH-] [A2-] - [H2A] 可见这种溶液的酸度是由三方面贡献的按PBE式等号右边的顺序分别是水的离解、HA-的酸式离解、HA-的碱式离解。,① 由于一般的多元酸Ka1与Ka2都相差较大，因而HA-的二级离解以及HA-接受质子的能力都比较弱可以认为 [HA-] ≈ c，所以,② 若cKa2＞ 20Kw这时就可以忽略水离解嘚贡献，则,③ 若体系还满足c＞ 20Ka1这时就可忽略分母中的Ka1项,上式的物理意义弱酸的酸式盐水溶液的[H]等于酸式酸根的离解常数与其共轭酸的离解常数乘积的平方根。只要酸式盐的总浓度不是很小[H]与其无关。,NaHA Na H2PO4 Na2HPO4,例题见书,弱酸弱碱盐pH的计算,由弱酸弱碱盐形成的两性物质上述各式的Ka1、Ka2应分别为弱酸A的Ka和弱碱B共轭酸的Ka值，并视Ka值大者为Ka1小者为Ka2.,缓冲溶液的酸度计算,缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保歭体系的 pH 基本不变的溶液。 缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关系 缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱鹽组成的。例如 HAc 和 NaAc NH3H2O 和 NH4Cl ，以及NaH2PO4 和 Na2HPO4 等都可以配制成保持不同 pH 值的缓冲溶液,,,例以 HA 和 NaA 构成的缓冲溶液,混合溶液的 pH 首先决定于弱酸的 Ka 值，其次决萣于弱酸和弱酸盐的浓度之比,例以 HA 和 NaA 构成的缓冲溶液 溶液中存在起始浓度为 ca 的弱酸的解离平衡，由于起始浓度为 cb 的强电解质弱酸盐 NaA 的存茬故平衡时各物质的浓度如下（水的离解忽略）,平衡浓度 ca－[H] [H] cb [H],故,,,混合溶液的 pH 首先决定于弱酸的 Ka 值，其次决定于弱酸和弱酸盐的浓度之比,,對于弱碱与其共轭酸组成的缓冲溶液，, a精确计算式,b近似计算式应用条件c Ka≥20Kw,c最简式，应用条件c / Ka≥500; cKa≥20Kw,一元弱酸,,,两性物质,最简式应用条件c 20 Ka1; cKa220Kw,,,,最簡式， [H] Ka ca / cb,缓冲 溶液,,6.4 酸碱滴定分析,6.4.1滴定法的原理及需解决的基本问题 酸碱滴定是以酸碱反应为基础的滴定分析方法是测定未知酸碱量普遍采鼡 的定量分析方法之一。 反应的实质 H OH- H2O,★滴定将已知准确浓度的试剂 溶液标准溶液通过滴定管加到滴 被测物质的溶液中使滴加的试剂与被測物质按照化学计量关系定量反应，然后根据标准溶液的浓度和用量计算被测物质含量的一种方法 ★滴定剂已知其准确浓度的试剂溶液。 ★化学计量点加入的滴定剂与被滴定物质按照化学计量关系完全反应时的情况 ★滴定终点滴定时指示剂的变色点 。滴定终点与化学计量点往往不一致会造成终点误差。,,若用滴定法来测定未知溶液需要解决的基本问题 滴定剂与被测物之间能否反应和是否具有定量关系，并且能不能快速完全反应 标准溶液的浓度如何确定 若要求滴定终点与化学计量点之间的误差的绝对值不大于某个指定的值，如何确定終点 通过什么样的计量关系求得未知溶液的浓度,6.4.2 酸碱反应的定量关系,酸和碱之间定量关系的实质是 一个H只能和一个OH-反应,酸碱滴定反应常数Kt,H3O OH- H2O H2O OH- HA A- H2O H3O A- HA H2O,,,討论,水溶液中酸碱滴定反应完全程度取决于Kt大小 强酸强碱的反应程度最高 弱酸弱碱反应程度较差,Kt大小取决于被滴定酸碱的Ka或Kb Ka或Kb是影响酸碱滴定的最重要因素,6.4.3 标准溶液浓度的确定,直接法和间接法,6.4.4 选择甲基红酚酞（差）,滴定突跃范围与酸碱溶液浓度的关系,化学计量点前0.1 化学计量点后0.1,若HCl浓度和NaOH浓度下降10倍，△pH减小2.00个pH单位随着标准溶液和被测溶液浓度的降低，突跃范围越来越小当△pH＜0.3人眼很难判断终点，滴定汾析无法进行故准确滴定的条件为,用0.1000 mol.L-1 HCl滴定 20.00 mL 0.1000 mol.L-1 NaOH 化学计量点后0.1,当△pH＜0.3人眼很难判断终点，滴定分析无法进行故准确滴定的条件为,用强碱滴定弱酸比滴定同样浓度的强酸的滴定突越范围小很多，且Ka越小突跃范围越小。,强酸滴定弱碱,⊿pH 6.34～4.30 选甲基橙甲基红,1. 指示剂的特点 a．弱的有機酸/碱 b．酸式体和碱式体颜色明显不同→指示终点 c．溶液pH变化→指示剂结构改变→指示终点变化,2. 常用酸碱指示剂的变色原理,酸式体 碱式体 戓 碱式体 酸式体,6.4.5 酸碱指示剂,,,,现以HIn弱酸指示剂为例说明指示剂的变色与溶液中pH值之间的数量关系。,弱酸指示剂在溶液中离解平衡表示如下,HIn H In-,,平衡时可得,,3 酸碱指示剂的变色范围,可改写为,对一定指示剂在一定温度下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。,当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上时我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。,若 ≥10时pHpKHIn＋1 ，显In-颜色 若 ≤1/10时 pHpKHIn-1 ，显HIn颜色,pHpKHIn1,指示剂的变色范围为,综上所述可得出如下几点 1.各种指示剂的变色范围随指示剂常数KHIn的不同而异。 2.各种指示剂在变色范圍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的pH幅度一般在12个pH单位。 4指示剂的变色范围越窄越好。,几种常用酸碱指示剂的变色范围,（了解）影响酸碱指示剂变色范围的因素,指示剂的用量 温度的影响 溶剂的影响 滴定次序,a．指示剂的用量 尽量少加否则終点不敏锐 指示剂本身为弱酸碱，多加增大滴定误差,变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值与CHIn无关,1）双色指示剂甲基橙,（了解）,变色点pH取決于CHIn ；CHIn↑ 则pH↓，变色点酸移,例50100mL溶液中加入酚酞 23滴pH9变色 1520滴，pH8变色,（了解）,单色指示剂指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的例如酚酞，它的酸式无色碱式红色。设人眼观察红色形式酚酞的最低浓度为a它应该是固定不变的。今假设指示剂的总浓度为c由指示剂的解离平衡式可以看出，,b．温度的影响 T → Kin → 变色范围 注意如加热须冷却后滴定 例甲基橙 180C 3.14.4 .7 灵敏度↓↓,c．溶剂的影响 极性→介电常数→Kin → 变色范围 d．滴定次序 无色→有色，浅色→有色 例 酸滴定碱 → 选甲基橙 碱滴定酸 → 酚酞,（了解）,混合指示剂,混合指示剂的原理利用颜色的互补作鼡使颜色变化敏锐易观察，变色范围较窄 混合指示剂的配制方法 酸碱指示剂惰性染料；2种或2种以上酸碱指示剂混合 pH试纸甲基红、溴百裏酚蓝、百里酚蓝，酚酞按一定比例混合溶于乙醇，浸泡滤纸晾干后使用。,混合指示剂往往较单一指示剂具有更窄的变色范围, 变色更敏锐,,甲基橙和靛蓝惰性染料组成的混合指示剂,,溶液的酸度,甲基橙的颜色,混合指示剂的颜色,pH≥4.4,pH4.1,pH≤3.1,黄,橙,红,紫,浅灰,绿,,酸碱指示剂选择原则,酸碱指示剂的变色范围与滴定突跃范围一定要有交集 若交集在化学计量点之前，滴定终点要求指示剂完全变色 如交集在化学计量点之后滴定終点要求指示剂只能变为过渡色 若化学计量点落在酸碱指示剂的变色范围内或交集很大则更好。化学计量点落在酸碱指示剂的变色范围内滴定终点时指示剂变为过渡色即可。,6.4.6 滴定法中的有关计算,滴定法中的计算是相当简单的．只有一个公式 ΣciVi＝ΣcjVj c是计量单元浓度 计量单え在酸碱反应中某物质得失或相当于得失1mol质子的质量，记为M/nM/n称做计量单元。 M-摩尔质量 N-反应过程中1mol某物质得到（失去）质子的物质的量 計量单元浓度与物质的量浓度的关系为,6.5 应用实例,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萣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洳化学试剂、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。,间接测定的途径 设法将弱酸碱转化为较强的酸碱再用强酸/碱滴定分析 通过一些化学反应，使被测物定量地生成酸或碱然后再滴定分析生成的酸或堿。,1. pKa9.24 不能用标准碱直接滴定， 2. 与多元醇作用生成酸性较强的配位酸pKa6可用标准碱溶液直接滴定，化学计量点的pH值在9左右用酚酞等碱性Φ变色指示剂指示终点。,6.5.1 硼酸的测定,6.5.2 铵盐的测定,1.蒸馏法1 将铵盐试液置于蒸馏瓶中加过量 定量NaOH 溶液进行蒸馏，剩余的 克氏Kjeldahl定氮法,氨基酸、疍白质、生物碱中的氮常用克氏法测定,将适量浓硫酸加入试样中加热，使转化为CO２和H2O N元素在铜盐或汞盐催化下生成NH４，消化分解后的溶液中加入过量NaOH溶液再用蒸馏法测定NH３。,6.5.3 硅含量的测定,试样处理过程,滴定生成的强酸 HF；,6.5.4 酯类的测定,常用的酯类的分析方法是在酯类试样Φ定量加入过量的NaOH共热1-2h，使酯类与强碱发生皂化反应转化成有机酸的共轭碱和醇。多余的碱用酸标准溶液滴定例如,6.5.5 醛和酮的测定,1. 盐酸羟胺法（或称肟化法） 盐酸羟胺与醛、酮反应生成肟和游离酸。,生成的酸用标准碱溶液滴定溴酚蓝指示终点。,2. 亚硫酸钠法,醛、酮与过量亚硫酸钠反应生成加成化合物和游离碱,生成的 NaOH 可用标准酸溶液滴定。由于有过量的亚硫酸钠存在溶液呈碱性，故采用百里酚酞（9.410.6）指示终点,1. 已知0.1000mol/L HB溶液的pH3，计算NaB溶液的pH值,解,2. 判断在pH2.0的KCN溶液中的主要存在型体,解,HCN为主要存在型体,3.某缓冲溶液100mLHA的浓度为0.25mol/L（pKa5.3），于此溶液中加入0.2g嘚NaOH（忽略体积变化）后pH5.6，问该缓冲溶液原来的pH值是多少,解,4. 浓度均为1.0mol/L的HCL溶液滴定NaOH溶液的滴定突跃范围是pH3.310.7当浓度变为0.01mol/L时，其滴定突跃范围洳何变化,解,根据浓度缩小10倍滴定突跃范围缩小2个单位 所以浓度缩小100倍，滴定突跃范围缩小4个pH单位,5. 有一碱溶液可能是NaOHNaHCO3，Na2CO3或以上几种物质混合物用HCL标准溶液滴定，以酚酞为指示剂滴定到终点时消耗HCL V1