第六章酸碱平衡及酸碱滴定法 教学要求(无机部分) 1.掌握酸碱质子理论。 2.掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算;熟悉多元酸、多元 碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算, 3.掌握同离子效应和盐效应的概念:了解p对溶质存在状态的影响 掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液pH值;掌 握缓冲能力的影响因素及缓冲范围;掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算。 教学时数4学时 6.1酸碱理论 1、酸碱质子理论 1923年,丹麦 BrEnsred和英国 Lowry:凡是能给出质子的分子或离子称为酸,凡是 能接收质子的分子或离子称为碱。 酸 质子+碱 HPO PO H 质子 HCl、HAc、NH、H2SO3、Al(HO)。等都能给出质子,都是酸;而OH、Ac、NH3、HSO3、 CO3等都能接受质子,都是碱: 2.共轭酸碱对: 酸碱存在着对应的相互依存的关系;物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子 来体现 ①酸和碱可以是分子,也可以是阳离子或阴离子 ②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱,但在另一对共轭酸碱对中是酸; ③质子论中不存在盐的概念,它们分别是离子酸或离子碱。 3强电解质的电离 HCl+ H20 H 0+ Cl 强酸1强碱2 弱酸2弱碱1
第六章 酸碱平衡及酸碱滴定法 教学要求（无机部分） 1．掌握酸碱质子理论。 2．掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；熟悉多元酸、多元 碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。 3．掌握同离子效应和盐效应的概念；了解 pH 对溶质存在状态的影响。 4．掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液 pH 值；掌 握缓冲能力的影响因素及缓冲范围；掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算。 教学时数 4 学时 6.1 酸碱理论 1、酸碱质子理论 1923 年，丹麦 BrÆnsred 和英国 Lowry：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是 能接收质子的分子或离子称为碱。 酸 质子 ＋ 碱 HPO4 2－ PO4 3－ + H+ 酸 碱 质子 HCl、HAc、NH4 +、H2SO3、Al(H2O)6 + 等都能给出质子，都是酸；而 OH-、Ac-、 NH3、 HSO3 -、 CO3 2-等都能接受质子，都是碱： 2.共轭酸碱对： 酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子 来体现。 ① 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 ② 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸； ③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。 3.强电解质的电离： HCl + H2O H3O + + Cl- 强酸 1 强碱 2 弱酸 2 弱碱 1
酸性:HC1>H0碱性:H20>Cl 强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程,是不可逆过程。 4.弱酸的电离 HAc H20 H30+ Ac 弱酸1弱碱2 强酸2强碱1 NH3+ H20 NH 弱酸1弱碱2 强酸2强碱1 酸性:HAc<H30碱性:H20<Ac 酸性:H0<NH碱性:№3<OH弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应,是可逆过程。 5水的质子自递反应 H20 H20 H30 OH 弱酸1弱碱2 强酸2 强 碱1 弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。 6、酸碱性强弱的比较一电高平衡常数 例1:HAc+H20÷HO A Ka =[H ][Ac]/ [HAc] [HO]是常数Ka称为酸常数 tl 2: NH, H20 NH,+ OH K, =L NH, ][ OH]/[ NH3J K称为碱常数 6.2弱电解质的电离平衡和强电解质 1.一元弱酸弱碱的解离平衡 HAc H Ka=[][Ac]/[NH3] NH3+H0、NH4 K。=[NH4[OH]/[NH3] Ka、Kb随T升高而增大 酸碱常数的相互关系 Ac+H0÷OH+HA
酸性：HCl > H3O +碱性：H2O > Cl- 强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。 4.弱酸的电离 HAc + H2O H3O + + Ac- 弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1 NH3 + H2O NH4+ + OH- 弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1 酸性：HAc < H3O + 碱性：H2O < Ac- 酸性：H2O < NH4 +碱性：NH3 < OH-弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。 5.水的质子自递反应 H2O + H2O H3O + + OH－ 弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1 弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。 6、酸碱性强弱的比较--电离平衡常数 例 1： HAc + H2O H3O + + Ac- Ka =[H+ ][Ac- ] ∕ [HAc] [H2O] 是常数 Ka 称为酸常数 例 2： NH3 + H2O NH4 + + OH- Kb =[ NH4 + ][ OH- ] ∕ [ NH3] Kb称为碱常数 6.2 弱电解质的电离平衡和强电解质 1． 一元弱酸弱碱的解离平衡 HAc H + + AcKa = [H+ ][Ac- ] ∕ [NH3] NH3 + H2O NH4 + + OHKb = [ NH4 + ][ OH- ] ∕ [NH3] Ka、 Kb 随 T 升高而增大 酸碱常数的相互关系 Ac- + H2O OH- + HAc
2.弱电解质的解离平衡 a%=(已解离的分子数/原分子数)×100 =(已电离的浓度/初始浓度)×100 电解度(离解度a%):平衡时弱电解质的电离百分率 H 初始浓度 0 0 平衡浓度 ca K a=(ca)/c( 当aK2>>K3,通常K/K2>102,求[H]时,可做一元弱酸处理 元弱酸中,酸浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大 在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相 应的盐而不是相应的酸
Ka · Kb = KW 2．弱电解质的解离平衡 a% = (已解离的分子数/原分子数)×100 = (已电离的浓度/初始浓度)×100 电解度(离解度 a%)：平衡时弱电解质的电离百分率 HAc H + + Ac- 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c - ca ca ca ∴ K a= (ca )2 /c (1- a 当 a >K2>>K3 ,通常 K1/K2>102 ,求[H+ ] 时, 可做一元弱酸处理. 二元弱酸中,酸浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大 在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相 应的盐而不是相应的酸
4.两性物质的溶液 酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离 Nah,PO,HPO既是质子酸,又是质子碱 5.同离子效应 HAc、H+Ac加入NaAc,NaAc→Na'+Ac 溶液中Ac大大增加,平衡向左移动,降低了HAc的电离度 同离子效应:向弱电解质中加入具有相同离子(阳离子或阴离子)的强电解质后, 解离平衡发生左移,降低电解质电离度的作用称为同离子效应。 6.盐效应 HAc H 加入NaC1,平衡向解离的方向移动,增大了弱电解质的电离度。 在弱电解质溶液中加入强电解质时,该弱电解质的电离度将会增大,这种效应称为 盐效应 原因:加入后溶液的离子浓度增大,电离度增大 6.3溶液的酸碱性 1.水的离子积常数 H20+H20 H30+ OH H20 H+ OH 纯水中的 [HO]=[OH]=1.0×103mol·dm3 K=[H30] [OH] K水的离子积常数,K将随温度升高而增大。 2.缓冲溶液 ①.实验事实:向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱,pH值会发生显著变化向 HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱,溶液的pH值几乎不变。 缓冲溶液:是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的p值基本 不变的溶液 ③.缓冲原理:
4. 两性物质的溶液 酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离 NaH2PO4, H2PO4 -既是 质子酸,又是质子碱. 5.同离子效应 HAc H + + Ac-加入 NaAc， NaAc → Na+ + Ac- 溶液中 Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了 HAc 的电离度. 同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后， 解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应。 6.盐效应 HAc H + + Ac- 加入 NaCl，平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度。 在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为 盐效应。 原因：加入后溶液的离子浓度增大，电离度增大。 6.3 溶液的酸碱性 1．水的离子积常数 Kw H2O + H2O H3O + + OH- H2O H + + OH- 298K，纯水中的 [H3O + ] = [OH- ] = 1.0×10-7 mol· dm-3 Kw= [H3O + ] [OH- ] Kw水的离子积常数，Kw将随温度升高而增大。 2.缓冲溶液 ①. 实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH 值会发生显著变化向 HAc-NaAc 混合液中加入少量酸或碱，溶液的 pH 值几乎不变。 ②. 缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的 pH 值基本 不变的溶液 ③. 缓冲原理：
H 加入酸,如HC1,与Ac结合,生成HAc,[H]变化不大,溶液的pH值变化不大。 加入碱,如NaOH,HAc与OH与结合,生成Ac,[H]变化不大,溶液PH值变化也不 大 结论:少量外来酸碱的加入不会影响溶液的p值,缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。 3.缓冲溶液[]的计算 弱酸一弱酸强碱盐 [H]=K。(C酸/C盐)pH=K。-lg(C酸/C盐)弱碱一强酸弱碱盐的缓冲 体系: [OH-]=K(C碱/C盐)pOH=pK-lgC碱C盐)5.结论:缓冲溶液的pH取决 于两个因素,即Ka(Kb)及C酸/C盐(C碱/C盐)适当地稀释缓冲溶液时,由于酸 和盐同等程度地减少,pH值基本保持不变。稀释过度,当弱酸电离度和盐的水解作 用发生明显变化时,pH值才发生明显的变化。 4.选择缓冲溶液的步骤: 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱 般(C酸/C盐)在0.1-10范围内具有缓冲能力,故pH=pKa±1 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应,配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的 毒性。7.缓冲溶液的应用许多化学反应要在一定pH范围内进行;人体血液必须维 持pH在7.4左右。 [教学要求](分析部分) 1.了解酸碱指示剂的变色原理,掌握变色点、变色范围等概念; 2.掌握不同类型酸碱滴定过程中,值的变化情况;掌握突跃范围及影响突跃范 围大小的因素;掌握如何选择指示剂; 3.掌握酸碱标准溶液的配制和标定
HAc H + + AcNaAc = Na+ + Ac- 加入酸，如 HCl，H +与 Ac-结合，生成 HAc，[H + ]变化不大，溶液的 pH 值变化不大。 加入碱，如 NaOH，HAc 与 OH-与结合，生成 Ac-，[H + ]变化不大，溶液 PH 值变化也不 大。 结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的 pH 值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。 3．缓冲溶液[H+ ] 的计算 弱酸 — 弱酸强碱盐 [H+ ] = Ka（C 酸 /C 盐） pH = pKa - lg（C 酸 /C 盐）弱碱 — 强酸弱碱盐的缓冲 体系： [OH-] = Kb（C 碱/C 盐） pOH = pKb - lg C 碱/C 盐) 5．结论：缓冲溶液的 pH 取决 于两个因素，即 Ka(Kb)及 C 酸 /C 盐（C 碱/C 盐）适当地稀释缓冲溶液时，由于酸 和盐同等程度地减少，pH 值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作 用发生明显变化时，pH 值才发生明显的变化。 4.选择缓冲溶液的步骤: 首先找出与溶液所需控制的 pH 值相近的 pK 值的弱酸或弱碱 一般（C 酸 /C 盐）在 0.1-10 范围内具有缓冲能力，故 pH = pKa ±1 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的 毒性。7． 缓冲溶液的应用许多化学反应要在一定 pH 范围内进行；人体血液必须维 持 pH 在 7.4 左右。 [教学要求]（分析部分） 1．了解酸碱指示剂的变色原理，掌握变色点、变色范围等概念； 2．掌握不同类型酸碱滴定过程中，值的变化情况；掌握突跃范围及影响突跃范 围大小的因素；掌握如何选择指示剂； 3．掌握酸碱标准溶液的配制和标定；
4.了解酸碱滴定法的应用 教学时数8学时 第四节酸碱指示剂 [引出]什么是终点?(指示剂变色点) 什么样的物质可以作指示剂?不同指示剂变色点为什么不同?(如酚酞:无色(酸 性溶液中)→红色(碱性溶液中);甲基橙:红色→橙→黄 、酸碱指示剂的变色原理 1.酸碱指示剂:通过颜色变化来指示溶液酸碱度的一类试剂叫酸碱指示剂 如酚酞:、甲基橙。 用途:①指示酸碱滴定的终点。 ②测定溶液的PH值 2.变色原理:酸碱指示剂一般是弱的有机酸或有机碱,其共轭酸碱对具有不同 的结构,因而呈现不同的颜色。例如:酚酞HIn、H+In 当溶液pH值改变时,酸式结构与碱式结构相互转化,而酸式、碱式对应不同的 颜色,故指示剂自身颜色的变化同时改变了滴定溶液的颜色 [引出]上述两种指示剂变色时溶液的p值有无不同?能否计算指示剂变色时溶液 的pH值? 3、酸碱指示剂的变色点变色范围:以有机弱酸为例。 根据电离平衡方程式可得: KunS (HlIn] [HIn] [H+]= k [HIn], pH=P Kmn- lHIn (1)理论变色点 当[Hn]=[In]时,p题为指示剂的理论变色点
4．了解酸碱滴定法的应用。 教学时数 8 学时 第四节 酸碱指示剂 [引出] 什么是终点？ （指示剂变色点） 什么样的物质可以作指示剂？不同指示剂变色点为什么不同？（如酚酞：无色（酸 性溶液中）→ 红色（碱性溶液中）；甲基橙：红色 → 橙 → 黄 一、酸碱指示剂的变色原理 1．酸碱指示剂 ：通过颜色变化来指示溶液酸碱度的一类试剂叫酸碱指示剂。 如酚酞；、甲基橙。 用途：①指示酸碱滴定的终点。 ②测定溶液的 PH 值。 2．变色原理：酸碱指示剂一般是弱的有机酸或有机碱，其共轭酸碱对具有不同 的结构，因而呈现不同的颜色。例如：酚酞 HIn H + +In- 当溶液 pH 值改变时，酸式结构与碱式结构相互转化，而酸式、碱式对应不同的 颜色，故指示剂自身颜色的变化同时改变了滴定溶液的颜色。 [引出] 上述两种指示剂变色时溶液的 pH 值有无不同？能否计算指示剂变色时溶液 的 pH 值？ 3．酸碱指示剂的变色点变色范围：以有机弱酸为例。 根据电离平衡方程式可得：KHIn = [ ] [ ][ ] HIn H In + − [H+] = KHIn· [ ] [ ] − In HIn ，pH = P KHIn — lg [ ] [ ] − In HIn （1）理论变色点 当[HIn] = [In- ]时，pH= pKHIn为指示剂的理论变色点
酸性溶液中,以Hn色为主;当In-的量增多至与HIn的量相等时,显示酸式、 碱式的混合色;[In大于[HIn]时,显示碱式色。 故[HIn]=[In]是颜色刚好开始变化的位置,称为变色点 (2)指示剂的变色范围:由于人眼辨色能力的原因,定量来讲, ml>10,呈酸色,p≤PKm-1 [In I < [In-]10 呈碱色,p≥PKmn+ 1〈[<10,混合色。pkm-1≤p≤pm+1 10[mn-] 即由酸色变为碱色时,溶液p值从pKmn-1变为pKmn+1才能观察到颜色 的变化。 三太人就是指示剂的理论变色范围。不同指示剂的变色范围、理论变色 点不同; [说明]a:由于人眼对颜色的敏感程度不同,加上指示剂的两种颜色相互掩盖实际 变色范围与理论变色范围有差别;(如甲基橙,pKm=3.4,理论变色范围是2.4~ 4.4,实际变色范围是3.1~4.4 如:甲基橙Km=4×10pKm=3.4(理论变色点) 理论变色范围2.44.4,实际变色范围3.1~4.4 当=3.1时[H]=8×10ml·L [Hhn][H']8×10 mh4×10 2 n22酸色(红色) [n^]K [In^] 当p=4.4时[H]=4×10°mol·L Hn]_[H]_4×101[m] [In 4×10 ÷10碱色(黄色) b.根据溶液的实际情况选择合适的指示剂 [引出]指示剂变色范围的宽窄对地丁的准确度有无影响?
酸性溶液中，以 HIn 色为主；当 In-的量增多至与 HIn 的量相等时，显示酸式、 碱式的混合色；[In- ]大于[HIn]时，显示碱式色。 故[HIn] =[In- ]是颜色刚好开始变化的位置，称为变色点。 （2）指示剂的变色范围：由于人眼辨色能力的原因，定量来讲， [ ] [ ] − In HIn > 10，呈酸色 ，pH≤PKHIn-1 [ ] [ ] − In HIn < 10 1 ，呈碱色, pH≥PKHIn+1 10 1 < [ ] [ ] − In HIn < 10，混合色。pKHIn-1≤pH≤pKHIn+1 即由酸色变为碱色时，溶液 pH 值从 p KHin —1 变为 p KHIn + 1 才能观察到颜色 的变化。 pH = pKHin ± 1 就是指示剂的理论变色范围。.不同指示剂的变色范围、理论变色 点不同； [说明]a：由于人眼对颜色的敏感程度不同，加上指示剂的两种颜色相互掩盖实际 变色范围与理论变色范围有差别；（如甲基橙， p KHIn =3.4，理论变色范围是 2.4～ 4.4，实际变色范围是 3.1～4.4 如：甲基橙 KHIn=4×10-4 pKHIn=3.4（理论变色点） 理论变色范围 2.4~4.4，实际变色范围 3.1~4.4 当 pH=3.1 时 [H+ ]=8×10-4 mol·L-1 2 4 10 [ ] 8 10 [ ] [ ] 4 4 = = = − + − − K HIn H In HIn 2 [ ] [ ] − In HIn 酸色（红色） 当 pH=4.4 时 [H+ ]=4×10-5 mol·L-1 10 1 4 10 [ ] 4 10 [ ] [ ] 4 5 = = = − + − − K HIn H In HIn 10 [ ] [ ] − HIn In 碱色（黄色） b.根据溶液的实际情况选择合适的指示剂。 [引出] 指示剂变色范围的宽窄对地丁的准确度有无影响？
二、混合指示剂 般单一指示剂的变色范围较宽,变色不敏锐,且变色过程有过度色,不易于 辨别颜色的变化。而混合指示剂具有变色范围窄、变色明显的特点。 1.使指示剂的变色范围变窄; 2.使颜色变化更容易辨别 (1)混合指示剂的配制有两种方法。 指示剂+染料(不随PH变色)如:甲基橙+靛蓝 指示剂1+指示剂2如:甲基红+百里酚蓝 常见的混合指示剂 把甲基红、酚酞、百里酚蓝、溴百里酚蓝按一定比例混合溶于乙醇配成的混合 指示剂随PH值而逐渐变色,也可制成PH试纸。用来测定pH值。 ≤456 8910(≥10) 笫五节酸碱滴定曲线和指示剂的选择 (本节的重点,滴定曲线的绘制过程及意义均应详细讲解) [引出]如何正确选择指示剂以提高滴定的准确度?(由滴定曲线来确定) 酸碱滴定曲线:在酸碱滴定过程中,溶液PH值随滴定剂的加入而变化,以滴定剂 的加入量或中和百分数为横坐标,溶液pH值为纵坐标作图所得曲线称为酸碱滴定 线 酸碱滴定曲线的用途 由曲线可观察滴定过程中溶液p值的变化情况,由此判断被物质能否被准 确滴定。 2.选择合适的指示剂
二、混合指示剂 一般单一指示剂的变色范围较宽，变色不敏锐，且变色过程有过度色，不易于 辨别颜色的变化。而混合指示剂具有变色范围窄、变色明显的特点。 1．使指示剂的变色范围变窄； 2．使颜色变化更容易辨别； （1）混合指示剂的配制有两种方法。 指示剂 + 染料（不随 PH 变色）如：甲基橙+靛蓝 指示剂 1+指示剂 2 如：甲基红+百里酚蓝 常见的混合指示剂 把甲基红、酚酞、百里酚蓝、溴百里酚蓝按一定比例混合溶于乙醇配成的混合 指示剂随 PH 值而逐渐变色，也可制成 PH 试纸。用来测定 pH 值。 pH ≤ 4 5 6 7 8 9 10 (≥10) 第五节 酸碱滴定曲线和指示剂的选择 （本节的重点，滴定曲线的绘制过程及意义均应详细讲解） [引出] 如何正确选择指示剂以提高滴定的准确度？ （由滴定曲线来确定） 酸碱滴定曲线：在酸碱滴定过程中，溶液 PH 值随滴定剂的加入而变化，以滴定剂 的加入量或中和百分数为横坐标，溶液 pH 值为纵坐标作图所得曲线称为酸碱滴定 曲线。 酸碱滴定曲线的用途 1．由曲线可观察滴定过程中溶液 pH 值的变化情况，由此判断被物质能否被准 确滴定。 2．选择合适的指示剂
强酸强碱的滴定 以0.1000mo1· L NaOH标准溶液滴定20.00mL0.1000mol·LHCl溶液为例讨 论强酸强碱相互滴定时的滴定曲线和指示剂的选择。以0.1000o· L NaOH溶液滴 定20.00mL,0.1000mol·LHCl为例 1.滴定曲线的绘制 (1)滴定前pH=1.00 (2)等量点前溶液的p值取决于溶液中未被滴定的剩余酸的量 C [H] 18.00 19.80 19.98 中和百分数90 98 99.9 pH值 2.28 3.30 4.30 (3)量点时pH=7.00 (4)等量点后溶液的pH值取决于过量的NaOH的浓度。若加入20.02mL (100.1%) [OH-] NaOH XI NaOH(剩) 0.1000×(2002-2000) 20.00+20.02 =5.00×10-5mol·L-1 pl=9.70 可见,等量点前后0.1%,溶液的pH值由4.30→7.00→9.70,数值发生突 然的变化,称为“突变”。 2.滴定突跃:在滴定过程中,在等量点前后±0.1%相对误差范围内pH值发生 了很大变化(突变)称为滴定突跃。 3.突跃范围:该指示剂的滴定突跃所在的p值范围称为PH突跃范围 4.选择指示剂的原则:指示剂的变色范围全部或部分落在滴定的突跃范围内。 所以以上的滴定突跃pH=4.30-9.70凡是变色范围部分或全部在4.30-9.70范围内 的指示剂都可使用
一、强酸强碱的滴定 以 0.1000mol·L-1 NaOH 标准溶液滴定 20.00mL 0.1000 mol·L-1 HCl 溶液为例讨 论强酸强碱相互滴定时的滴定曲线和指示剂的选择。以 0.1000mol·L -1 NaOH 溶液滴 定 20.00mL，0.1000mol·L -1 HCl 为例。 1．滴定曲线的绘制 （1）滴定前 pH=1.00 （2）等量点前 溶液的 pH 值取决于溶液中未被滴定的剩余酸的量： [H+ ]= 总 （剩） V CHCl VHCl VNaOH 18.00 19.80 19.98 中和百分数 90 98 99.9 pH 值 2.28 3.30 4.30 （3）量点时 pH==7.00 （4）等量点后 溶液的 pH 值取决于过量的 NaOH 的浓度。若加入 20.02mL （100.1%） [OH-]= 总 （剩） V CNaOH VNaOH = 20.00 20.02 0.1000 (20.02 20.00) + − =5.00×10-5mol·L-1 pH=9.70 可见，等量点前后 0.1%，溶液的 pH 值由 4.30 → 7.00 → 9.70，数值发生突 然的变化，称为“突变”。 2．滴定突跃：在滴定过程中，在等量点前后±0.1%相对误差范围内 pH 值发生 了很大变化（突变）称为滴定突跃。 3．突跃范围：该指示剂的滴定突跃所在的 pH 值范围称为 PH 突跃范围 4．选择指示剂的原则：指示剂的变色范围全部或部分落在滴定的突跃范围内。 所以以上的滴定突跃 pH=4.30-9.70 凡是变色范围部分或全部在 4.30-9.70 范围内 的指示剂都可使用
如:酚酞8.0-10.0 甲基红4.4-6.2 甲基橙3.1-4.4 [指出 1.若用HCl滴定NaOH(条件同前,滴定曲线的形状相同、方向相反,突跃范 围pH=9.70-4.30同样可选酚酞、甲基红、甲基橙作指示剂。 2.突跃范围的大小与酸、碱浓度有关 突跃范围的大小与强酸强碱溶液的浓度有关 二、一元弱酸弱碱的滴定 (一)强碱滴定一元弱酸 以0.1000mol· L NaOH滴定20.00mL0.1000mol·LHAc为例,讨论强碱滴 定一元弱酸的滴定曲线和指示剂的选择。 NaoH+HAc NaAc+H2O (1)滴定前,溶液中的H来自HAc的电离。依照弱酸的电离计算: [H]=√KC=1.33×103(mol·L)pH=2.88 (2)等量点前,HAc与滴定反应的产物NaAc形成缓冲溶液 pH=pKa- 1g lac],当加入19.98 mLNaoh时,剩余0.02 mLHAC HAc=200199×010050010 1998×0.1000 LAc I 20.00+19985.00×10-2 pka-lg10=7.75 (3)等量点时,溶液的pH值由产物NaAc的水解决定
如：酚酞 8.0-10.0 甲基红 4.4-6.2 甲基橙 3.1-4.4 [指出] 1．若用 HCl 滴定 NaOH （条件同前，滴定曲线的形状相同、方向相反，突跃范 围 pH=9.70-4.30 同样可选酚酞、甲基红、甲基橙作指示剂。 2．突跃范围的大小与酸、碱浓度有关 突跃范围的大小与强酸强碱溶液的浓度有关。 二、一元弱酸弱碱的滴定 （一）强碱滴定一元弱酸 以 0.1000 mol·L-1 NaOH 滴定 20.00mL 0.1000 mol·L-1 HAc 为例，讨论强碱滴 定一元弱酸的滴定曲线和指示剂的选择。 NaOH+HAc → NaAc+H2O （1）滴定前，溶液中的 H +来自 HAc 的电离。依照弱酸的电离计算： [H+ ]== KaC ==1.33×10-3（mol·L -1） pH=2.88 （2）等量点前，HAc 与滴定反应的产物 NaAc 形成缓冲溶液： pH==pKa — lg [ ] [ ] − Ac HAc ，当加入 19.98mLNaOH 时，剩余 0.02mLHAc [HAc]= 20.00 19.98 (20.00 19.98) 0.1000 + − =5.00×10-5 [Ac- ]= 20.00 19.98 19.98 0.1000 + =5.00×10-2 pH=pka-lg10-3 =7.75 （3）等量点时，溶液的 pH 值由产物 NaAc 的水解决定：
