基础化学第5章-酸碱平衡与酸碱滴定法.ppt

第第5章章 酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡与酸碱滴定法5.1 酸碱理论酸碱理论 5.2 酸碱平衡中有关组分浓度的计算酸碱平衡中有关组分浓度的计算5.3 缓冲溶液缓冲溶液 5.4 酸碱滴定法酸碱滴定法 教学要求：教学要求：1 1、掌握酸碱质子理论的基本内容。掌握酸碱质子理论的基本内容。2、掌握酸碱的解离平衡及其共轭关系。、掌握酸碱的解离平衡及其共轭关系。3、掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡常数和、掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简式计算弱酸、弱电离度的因素，稀释定律；运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度。值及有关离子平衡浓度。4、理解缓冲溶液的组成和作用原理，掌握缓冲溶液、理解缓冲溶液的组成和作用原理，掌握缓冲溶液pH值的计算。值的计算。5、了解酸碱指示剂的变色原理，掌握常用指示剂的变、了解酸碱指示剂的变色原理，掌握常用指示剂的变色范围。色范围。6、掌握强碱（酸）滴定一元酸（碱）的原理，滴定曲、掌握强碱（酸）滴定一元酸（碱）的原理，滴定曲线的概念，影响滴定突跃的因素，化学计量点线的概念，影响滴定突跃的因素，化学计量点pH值值及突跃范围的计算，指示剂的选择原则，掌握直接准及突跃范围的计算，指示剂的选择原则，掌握直接准确滴定一元酸（碱）的判据及其应用。确滴定一元酸（碱）的判据及其应用。重点：重点：酸碱质子理论；质子条件；稀释定律；运用最简酸碱质子理论；质子条件；稀释定律；运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度；值及有关离子平衡浓度；同离子效应；盐效应。同离子效应；盐效应。难点：难点：质子条件；各类水溶液体系的质子条件；各类水溶液体系的pH值及有关离子平衡浓值及有关离子平衡浓度的计算；酸碱滴定法。度的计算；酸碱滴定法。几种重要的酸碱理论几种重要的酸碱理论阿仑尼乌斯（阿仑尼乌斯（SAArrhenius）的电离理论；）的电离理论；富兰克林（富兰克林（ECFranlin）的溶剂理论；）的溶剂理论；布朗斯特（布朗斯特（JNBrnsted）和劳莱的（）和劳莱的（TMLowry）的质子理论；）的质子理论；路易斯（路易斯（GNLewis）的酸碱电子理论；）的酸碱电子理论；软硬酸碱理论等等。软硬酸碱理论等等。5.1 酸碱理论酸碱理论5.1.1 酸碱质子理论酸碱质子理论5.1.2 水的质子自递反应和溶液的酸碱性水的质子自递反应和溶液的酸碱性 在中学介绍的电离理论认为酸是在水溶液在中学介绍的电离理论认为酸是在水溶液中只电离出中只电离出H+的物质；碱是在水溶液中只电离的物质；碱是在水溶液中只电离出出OH的物质。也就是说能电离出的物质。也就是说能电离出H+是酸的特是酸的特征，能电离出征，能电离出OH是碱的特征。酸碱反应称为是碱的特征。酸碱反应称为中和反应，它的实质是中和反应，它的实质是H+与与OH相互作用而生相互作用而生成成H2O。为了能更好地说明酸碱平衡的有关规律，为了能更好地说明酸碱平衡的有关规律，本章将以本章将以质子理论质子理论为主来讨论酸碱平衡及其有为主来讨论酸碱平衡及其有关应用。关应用。5.1.1.1 酸碱定义及其共轭关系酸碱定义及其共轭关系 凡是能够释放质子（凡是能够释放质子（H+）的物质（包括分子和离）的物质（包括分子和离子）都是子）都是酸酸。凡是能与质子结合的物质（分子和离子）都是凡是能与质子结合的物质（分子和离子）都是碱碱。例如：例如：HCl、HAc、NH4、HCO3-等，都能给出质子，它等，都能给出质子，它们都是质子酸。们都是质子酸。NH3、OH、Ac等，它们都能与质子结合，它们等，它们都能与质子结合，它们都是质子碱。都是质子碱。5.1.1 酸碱质子理论酸碱质子理论共轭关系共轭关系共轭酸碱对共轭酸碱对酸酸(HA)碱（碱（A-)+H+HCl H+ClHAc H+Ac H+共轭关系共轭关系共轭酸碱对共轭酸碱对H2O +H+H3O+NH3 +H+H+H2CO3共轭关系共轭关系共轭酸碱对共轭酸碱对酸中有碱，碱可变酸。酸中有碱，碱可变酸。知酸便知碱，知碱便知酸。知酸便知碱，知碱便知酸。质子论的酸碱关系：质子论的酸碱关系：酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。即成为其共轭酸。酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。离子。有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为碱接受质子，这些物质称为两性物质两性物质。在质子理论中没有盐的概念。在质子理论中没有盐的概念。5.1.1.2 酸碱反应实质酸碱反应实质 酸碱质子理论认为，酸碱质子理论认为，酸碱反应的实质是两酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递的反应。个共轭酸碱对之间的质子传递的反应。在水溶液中酸碱的离解是质子转移反应，在水溶液中酸碱的离解是质子转移反应，是由两个是由两个酸碱半反应组成的，每一个酸碱半反酸碱半反应组成的，每一个酸碱半反应中就有一对共轭酸碱对。应中就有一对共轭酸碱对。酸碱半反应酸碱半反应共轭酸碱对相互转变的反应。共轭酸碱对相互转变的反应。HCl(aq)H+(aq)+Cl(aq)酸1 碱1 碱2 酸2 酸1 碱2 酸2 碱1HCl在水溶液中的离解：在水溶液中的离解：半反应1：H+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)半反应2：HCl(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Cl(aq)离解反应：离解反应：+)H2O(l)+NH3(aq)OH(aq)+(aq)酸 1 碱2 碱1 酸2NH3在水溶液中的离解：在水溶液中的离解：发发生生在在同同种种溶溶剂剂分分子子之之间间的的质质子子传传递递反反应应称称为为质质子子自自递递反反应应。水水的的质质子子自自递递反反应应是是指指在在溶溶剂剂水水分分子子之之间间的的质质子子传传递递。水水的的质质子子自自递递反反应应，也也称称水水的离解反应的离解反应，可表示为：，可表示为：在一定温度下，水的质子自递反应达到平衡时，在一定温度下，水的质子自递反应达到平衡时，H3O+和和OH的乘积是一定值。的乘积是一定值。=H3O+OH 通常简写为：通常简写为：=H+OH 5.1.2 水的质子自递反应和溶液的酸碱性水的质子自递反应和溶液的酸碱性5.1.2.1 水的质子自递反应水的质子自递反应水的离子积 为水的质子自递反应平衡常数，也叫做水为水的质子自递反应平衡常数，也叫做水的的离子积常数离子积常数，简称水的离子积。，简称水的离子积。25时，时，=1.0091014。如果水溶液中加入某种酸或碱，即生成了电解如果水溶液中加入某种酸或碱，即生成了电解质的稀溶液，质的稀溶液，还是不是常数？还是不是常数？实验表明，水的解离反应是吸热反应，温度升高实验表明，水的解离反应是吸热反应，温度升高时，时，增大。常温时一般不考虑温度的影响。增大。常温时一般不考虑温度的影响。问题：问题：5.1.2.2 溶液的酸碱性溶液的酸碱性 此式可简写为：此式可简写为：pH=lg H+pOH=lg OH=1.001014H+OH=由于常温下，在水溶液中：由于常温下，在水溶液中：pH+pOH=14.00 p 就水溶液而言，溶液中就水溶液而言，溶液中H3O+或或OH的大小反映的大小反映了溶液的酸碱性强弱。可用一个统一的标准来表明溶液了溶液的酸碱性强弱。可用一个统一的标准来表明溶液的酸碱性。的酸碱性。规定规定:pH=lg H3O+pH值是用来表示水溶液酸碱性的一种标度。值是用来表示水溶液酸碱性的一种标度。溶液的酸碱性与溶液的酸碱性与pH值的关系如下值的关系如下:pH值愈小，溶液的酸性愈强，碱性愈弱；值愈小，溶液的酸性愈强，碱性愈弱；pH值愈大，溶液的碱性愈强，酸性愈弱。值愈大，溶液的碱性愈强，酸性愈弱。酸性溶液酸性溶液 H3O+OH pH7pOH 中性溶液中性溶液 H3O+=OH pH=7=pOH 碱性溶液碱性溶液 H3O+OH pH7pOH5.2 酸碱平衡中有关组分浓度的计算酸碱平衡中有关组分浓度的计算5.2.1 强酸（碱）溶液强酸（碱）溶液pH值的计算值的计算5.2.2 弱酸弱碱的离解常数弱酸弱碱的离解常数5.2.3 离解度和稀释定律离解度和稀释定律5.2.4 一元弱酸（碱）溶液一元弱酸（碱）溶液pH值的计算值的计算5.2.5 多元酸碱溶液多元酸碱溶液pH值的计算值的计算5.2.6 酸碱两性物质溶液酸碱两性物质溶液pH值的计算值的计算5.2.7 同离子效应同离子效应与盐效应与盐效应5.2.1 强酸（碱）溶液强酸（碱）溶液pH值的计算值的计算 通常认为强酸（或强碱）在水溶液中完全离通常认为强酸（或强碱）在水溶液中完全离解，因此解，因此H+（或（或OH）的平衡浓度就是加入的）的平衡浓度就是加入的强酸（或强碱）的浓度强酸（或强碱）的浓度。例例5-1 计算计算0.050 mol/L HCl溶液的溶液的pH值和值和pOH值。值。pH=1.30pOH=12.705.2.2 弱酸弱碱的离解常数弱酸弱碱的离解常数 酸碱质子理论认为，在一元弱酸酸碱质子理论认为，在一元弱酸HA的水溶液中，的水溶液中，存在着下列质子转移的存在着下列质子转移的离解平衡离解平衡反应反应:HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A(aq)HA的离解平衡常数表达式为：的离解平衡常数表达式为：K (HA)=K (HA)=简写为：简写为：1）一般以）一般以K 表示弱酸的离解常数，以表示弱酸的离解常数，以K 表示弱表示弱碱的离解常数。碱的离解常数。3）离解常数）离解常数K 是平衡常数的一种形式，与弱酸、是平衡常数的一种形式，与弱酸、弱碱的浓度无关，只随温度变化而改变。由于温度对弱碱的浓度无关，只随温度变化而改变。由于温度对离解常数的影响不大，因此，在室温范围内可忽略温离解常数的影响不大，因此，在室温范围内可忽略温度对离解常数的影响。度对离解常数的影响。2）离解常数）离解常数K 是表征弱酸、弱碱离解程度的特征是表征弱酸、弱碱离解程度的特征常数；常数；K 越大，弱酸的离解程度越大，酸性就愈越大，弱酸的离解程度越大，酸性就愈强；强；K 越大，弱碱的离解程度越大，碱性就愈强越大，弱碱的离解程度越大，碱性就愈强。共轭酸碱对中酸的离解常数为共轭酸碱对中酸的离解常数为K ，其共轭碱，其共轭碱的离解常数为的离解常数为 K ，二者之间的关系如下：，二者之间的关系如下：在共轭酸碱对中，如果酸愈易给出质子，酸性在共轭酸碱对中，如果酸愈易给出质子，酸性愈强，则其共轭碱的碱性就愈弱。反之，酸愈弱，愈强，则其共轭碱的碱性就愈弱。反之，酸愈弱，给出质子的能力愈弱，则其共轭碱的碱性就愈强。给出质子的能力愈弱，则其共轭碱的碱性就愈强。离解度离解度是离解平衡时弱电解质的离解百是离解平衡时弱电解质的离解百分数，用分数，用表示。表示。5.2.3 离解度和稀释定律离解度和稀释定律 和和K 都能表示弱酸（或弱碱）的离都能表示弱酸（或弱碱）的离解能力的大小。解能力的大小。离解度是转化率的一种形式，其大小离解度是转化率的一种形式，其大小除与弱酸的本性有关外，还与溶液的浓度、除与弱酸的本性有关外，还与溶液的浓度、温度等因素有关。温度等因素有关。K 是平衡常数的一种形式，只与温是平衡常数的一种形式，只与温度有关，不随浓度而变化；度有关，不随浓度而变化；=稀释定律稀释定律 K(HA)c2，K(HA)c2，稀释定律表明：在一定温度下，离解常稀释定律表明：在一定温度下，离解常数数K 保持不变，随溶液的稀释离解度保持不变，随溶液的稀释离解度值增值增大。大。离解度和离解常数离解度和离解常数 之间的关系式：之间的关系式：问题：随着溶液浓度的减小，电离度增大，问题：随着溶液浓度的减小，电离度增大，H的浓度也随之而增大。对否？的浓度也随之而增大。对否？5.2.4 一元弱酸（碱）溶液一元弱酸（碱）溶液pH值的计算值的计算 对对于于一一元元弱弱酸酸(HAc)水水溶溶液液来来讲讲，溶溶液液中中，同同时时存存在在着着弱弱酸酸和和水水的的两两种种离离解解平平衡衡。H+来来自自于于两两个方面个方面:2）水的离解水的离解:1 1）弱弱酸酸自自身身的的离离解解:HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)在通常情况下，由于在通常情况下，由于HAc是比是比H2O强的酸，当强的酸，当HAc浓度并不很稀时（如浓度并不很稀时（如c(HAc)1.0105 mol/L），），H3O+主要是由主要是由HAc离解而产生的，水离解产生的离解而产生的，水离解产生的H3O+浓度小于浓度小于107 mol/L，HAc离解产生的离解产生的H3O+107 mol/L。这样，计算。这样，计算HAc溶液中溶液中H3O+时，就可以不考时，就可以不考虑水的离解平衡虑水的离解平衡。计算一元弱酸水溶液计算一元弱酸水溶液HH+值的最简式：值的最简式：计算一元弱碱水溶液计算一元弱碱水溶液OH-值的最简式值的最简式：例例5-2 计算计算 25时，时，0.10 mol/L HAc溶液中的溶液中的HAc、H3O+和和Ac的浓度及溶液的浓度及溶液pH值。并计算值。并计算HAc的离解度。的离解度。已知已知 5.2.5 多元酸碱溶液多元酸碱溶液pH值的计算值的计算 多元酸（碱）的离解平衡是分步进行的。一元酸多元酸（碱）的离解平衡是分步进行的。一元酸（碱）的离解平衡原理，也适用于多元酸（碱）的离（碱）的离解平衡原理，也适用于多元酸（碱）的离解平衡。解平衡。第一步离解第一步离解：H2S(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HS(aq)=1.1107 以二元弱酸以二元弱酸氢硫酸氢硫酸H2S为例来讨论为例来讨论:=1.31013HS(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+S2(aq）第二步离解第二步离解：对于对于多元弱酸多元弱酸来说，来说，Ka1 Ka2，所，所以以c(H+)主要决定于第一步电离，主要决定于第一步电离，H+主要来源于第主要来源于第一步的离解，当近似计算一步的离解，当近似计算H+浓度时，忽略第二步离浓度时，忽略第二步离解而只考虑第一步离解并不会引起误差解而只考虑第一步离解并不会引起误差。多元弱酸（弱碱）多元弱酸（弱碱）H+(OH-)的的计算同于一元计算同于一元弱酸（弱碱）弱酸（弱碱）:例例5-3 计算计算0.10 mol/L的的H2S饱和溶液中饱和溶液中H+和和S2离子浓离子浓度。度。1.1107，1.31013解：解：H2S HS-+H+HS-S2-+H+在在二二元元弱弱酸酸中中，Ka1 Ka2,故故可可忽忽略略第第二二步步电电离离，溶溶液液中中酸酸根根离离子子的的浓浓度度近近似似等等于于K Ka2a2 。5.2.6 酸碱两性物质溶液酸碱两性物质溶液pH值的计算值的计算 以以NaHCO3型两性物质为例讨论：型两性物质为例讨论：HCO3-:H2OH+OHHCO3-+H2OH2CO3 +OH-HCO3-H+CO32-H+=or:or:最简式最简式两性物质溶液两性物质溶液pH值的近似计算公式：值的近似计算公式：由于由于 (HF)(NH3H2O)，所以，所以NH4F溶液显酸性；溶液显酸性；NH4F：由于由于 (HAc)(NH3H2O)，所以，所以NH4Ac溶液基溶液基本显中性；本显中性；NH4Ac：由于由于 (HCN)(NH3H2O)，所以，所以NH4CN溶液显碱性。溶液显碱性。NH4CN：两性物质溶液的酸碱性由其共轭酸碱的两性物质溶液的酸碱性由其共轭酸碱的 和和 的相对大小决定的相对大小决定。5.2.7 同离子效应与盐效应同离子效应与盐效应 在在HAc溶液中加入溶液中加入NaAc，由于，由于NaAc与与HAc含有相同的离子含有相同的离子Ac，使得溶液中，使得溶液中c(Ac)增大，增大，从而导致从而导致HAc的离解平衡向逆向移动。达到新的的离解平衡向逆向移动。达到新的平衡时，溶液中平衡时，溶液中c(HAc)比原平衡中比原平衡中c(HAc)大，即大，即HAc的离解度降低了。的离解度降低了。同理，若在同理，若在NH3H2O中加入中加入NH4Cl，也会使，也会使NH3H2O的离解度降低。的离解度降低。在弱电解质溶液中加入一种含在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电解质，使弱电解有相同离子的强电解质，使弱电解质解离平衡向左移动，从而降低弱质解离平衡向左移动，从而降低弱电解质解离度的现象叫做电解质解离度的现象叫做同离子效同离子效应应。由于强电解质的加入，增加了溶液中由于强电解质的加入，增加了溶液中的离子的总浓度，使溶液中离子间的相互的离子的总浓度，使溶液中离子间的相互牵制作用增强牵制作用增强,离子结合为分子的机会减离子结合为分子的机会减小，使弱电解质的解离度有所增加，这种小，使弱电解质的解离度有所增加，这种现象叫做现象叫做盐效应盐效应（也叫异离子效应）（也叫异离子效应）。同同离离子子效效应应存存在在的的同同时时，也也存存在在盐盐效效应应，但盐效应很弱，一般计算中可忽略。但盐效应很弱，一般计算中可忽略。例例5-4 在在0.10 mol/L的的HAc溶液中，加入溶液中，加入NaAc使使NaAc浓度为浓度为0.10 mol/L。计算该溶液的。计算该溶液的pH值和值和HAc的离解度。的离解度。x=H3O+=1.75105 =100=0.185.3 缓冲溶液缓冲溶液5.3.1 缓冲溶液及缓冲作用原理缓冲溶液及缓冲作用原理 5.3.2 缓冲溶液的缓冲溶液的 pH值的计算值的计算 5.3.1 缓冲溶液及缓冲作用原理缓冲溶液及缓冲作用原理 缓冲溶液：缓冲溶液：能抵抗少量外加的强酸、强碱或水的影能抵抗少量外加的强酸、强碱或水的影响，而保持体系响，而保持体系pH基本不变的溶液。基本不变的溶液。缓冲溶液的这种作用称为缓冲溶液的这种作用称为缓冲作用缓冲作用 缓冲溶液通常是由弱酸与其共轭碱（或弱碱与其共缓冲溶液通常是由弱酸与其共轭碱（或弱碱与其共轭酸）组成的轭酸）组成的。例如例如HAc-NaAc、NH3-NH4Cl等。等。以以HAc-NaAc组成的缓冲溶液为例，说明缓冲组成的缓冲溶液为例，说明缓冲作用的原理：作用的原理：在在HAcNaAc缓冲体系中，存在下面的平衡：缓冲体系中，存在下面的平衡：HAcHAcH H2 2O HO H3 3O O+Ac+Ac-外加少量的碱，平衡将向右移动外加少量的碱，平衡将向右移动外加少量的酸，平衡将向左移动外加少量的酸，平衡将向左移动5.3.2 缓冲溶液的缓冲溶液的 pH值的计算值的计算 弱弱酸酸与与它它的的共共轭轭碱碱或或弱弱碱碱与与它它的的共共轭轭酸酸溶液，均构成了缓冲溶液溶液，均构成了缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液pHpH值的计算公式：值的计算公式：or:or:式中：式中：c ca a弱酸或共轭酸的浓度弱酸或共轭酸的浓度 c cb b弱碱或共轭碱的浓度弱碱或共轭碱的浓度例例5-5 计算由计算由0.10 mol/L HAc和和0.10 mol/L NaAc组成组成的缓冲溶液的的缓冲溶液的pH值。值。根据公式根据公式（l）缓冲溶液本身的）缓冲溶液本身的pH值主要取决于弱酸（碱）的离值主要取决于弱酸（碱）的离解常数解常数p (HAc)或或p (BOH)。（2）缓冲溶液的缓冲能力主要与其中弱酸（或弱碱）缓冲溶液的缓冲能力主要与其中弱酸（或弱碱）及盐的浓度有关。弱酸或弱碱及盐的浓度越大，加入及盐的浓度有关。弱酸或弱碱及盐的浓度越大，加入酸、碱后，酸、碱后，或或 改变越小，改变越小，pH值变化值变化越小越小,当二者的比值为当二者的比值为1时，缓冲能力最大，时，缓冲能力最大，。(3）缓冲溶液只能在一定的范围内发挥其缓冲性能，）缓冲溶液只能在一定的范围内发挥其缓冲性能，实验证明当实验证明当pH=p 1（或（或pOH=p 1）的范）的范围内时，缓冲溶液具有缓冲能力。所以在选用缓冲溶围内时，缓冲溶液具有缓冲能力。所以在选用缓冲溶液时应注意其缓冲范围。液时应注意其缓冲范围。注意：注意：（4）将缓冲溶液适当稀释时，由于）将缓冲溶液适当稀释时，由于 （或）（或）比值不变，故溶液的比值不变，故溶液的pH值不变。值不变。5.4 酸碱滴定法酸碱滴定法 5.4.1 酸碱指示剂及指示剂的变色原理酸碱指示剂及指示剂的变色原理 5.4.2 酸碱滴定曲线与指示剂的选择原则酸碱滴定曲线与指示剂的选择原则 5.4.1 酸碱指示剂及指示剂的变色原理酸碱指示剂及指示剂的变色原理 当溶液的当溶液的pH值改变时，指示剂失去质子由酸式变值改变时，指示剂失去质子由酸式变为碱式（或得到质子由碱式转化为酸式），结构发生为碱式（或得到质子由碱式转化为酸式），结构发生变化，从而引起颜色的变化。变化，从而引起颜色的变化。红色（醌式）红色（醌式）pH3.1 黄色（偶氮式）黄色（偶氮式）pH4.4 例如甲基橙（例如甲基橙（MO）：）：HIn H+In-酸式酸式 碱式碱式InIn颜色颜色HInHIn颜色颜色混合色混合色理论变色点理论变色点pH=pH=pKpKa a(HIn(HIn)pH=pKpH=pKa a(HIn)(HIn)11指指示示剂剂的的理理论论变变色色范范围围5.4.2 酸碱滴定曲线与指示剂的选择原则酸碱滴定曲线与指示剂的选择原则 滴定曲线滴定曲线 是指在滴定过程中，溶液的是指在滴定过程中，溶液的pH值随滴定值随滴定剂体积的增加而变化的关系曲线。剂体积的增加而变化的关系曲线。通常以溶液的通常以溶液的pH为纵坐标，以所滴入的为纵坐标，以所滴入的滴定剂的体积为横坐标，绘制而成。滴定剂的体积为横坐标，绘制而成。以以0.1000 mol/L NaOH溶液滴定溶液滴定20.00mL同浓同浓度的度的 HCl溶液为例溶液为例。强碱滴定强酸过程中溶液的强碱滴定强酸过程中溶液的pH值计算可分为四个阶段：值计算可分为四个阶段：（1）滴定前）滴定前（2）滴定开始至化学计量点前）滴定开始至化学计量点前（3）化学计量点时）化学计量点时（4）化学计量点后）化学计量点后5.4.2.1 强碱滴定强酸强碱滴定强酸1.绘制滴定曲线绘制滴定曲线滴定反应：滴定反应：NaOH+HCl=NaCl H2O H+=0.1000 mol/L（2）滴定开始至化学计量点前）滴定开始至化学计量点前 溶液的溶液的pH取决于剩余取决于剩余HCl的浓度的浓度 a.VNaOH=10.00mL =0.033mol/LpH=1.48 b.VNaOH=19.98mL=5.00 10-5 mol/L（1）滴定前：）滴定前：溶液的溶液的pH值取决于值取决于HCl的初始浓度的初始浓度pH=1.00 pH=-lg H+pH=4.30（3）化学计量点时：）化学计量点时：溶液为溶液为NaCl的水溶液，的水溶液，pH=7.00（4）化学计量点后：）化学计量点后：溶液的溶液的pH取决于过量的取决于过量的NaOH的浓度的浓度=5.00 10-5 mol/L VNaOH=40.00mL时，时，=0.033mol/L，pH=12.52VNaOH=20.02mL时，时，pOH=4.30 pH=9.7002468101214010203040 0.1000 mol/L NaOH滴定滴定20.00ml 0.1000mol/L HCl 滴定曲线滴定曲线9.70pHV(NaOH)/ml4.30滴定突跃滴定突跃V(NaOH)pH0.001.0010.001.4818.002.2819.002.5919.803.3019.984.3020.007.0020.029.7021.0011.3822.0011.6830.0012.3040.0012.52V(NaOH)pH0.001.0010.001.4818.002.2819.002.5919.803.3019.984.3020.007.0020.029.7021.0011.3822.0011.6830.0012.3040.0012.52 考虑到视觉对颜色变化的考虑到视觉对颜色变化的 敏感性，一般应选择敏感性，一般应选择 由浅到深的颜色变化由浅到深的颜色变化2.选择指示剂选择指示剂理想的指示剂应在反应的计量点时变色。理想的指示剂应在反应的计量点时变色。选择原则：选择原则：应使指示剂的变色范围部分或全部处于滴应使指示剂的变色范围部分或全部处于滴定突跃范围之内。定突跃范围之内。所以一般来说：所以一般来说：碱滴定酸用酚酞（碱滴定酸用酚酞（无色无色 粉红粉红）酸滴定碱用甲基橙（酸滴定碱用甲基橙（黄黄 橙橙）1210 8 6 4 2pH计量点计量点10 20 30 40 对于强酸强碱的滴定，突跃范围与酸碱的浓度对于强酸强碱的滴定，突跃范围与酸碱的浓度有关有关:酸碱浓度越小，滴定突跃范围越小。酸碱浓度越小，滴定突跃范围越小。0.0100mol/L 5.38.70.1000mol/L 4.39.7C(NaOH)突跃范围突跃范围1.000mol/L 3.310.70.0010mol/L 6.37.7例如：不同浓度的例如：不同浓度的NaOH滴定滴定0.1mol/L HCl 3.突跃范围与酸碱浓度的关系突跃范围与酸碱浓度的关系 酸碱浓度不能小酸碱浓度不能小于于10-4mol/L （2）滴定开始至计量点前：滴定开始至计量点前：溶液剩余的溶液剩余的HAc 和和反应生成的反应生成的NaAc 组成缓冲体系：组成缓冲体系：H+=KacA =1.76 10-5 0.1000 pH=2.88（1）滴定前：）滴定前：5.4.2.2 强碱滴定一元弱酸强碱滴定一元弱酸以以0.1000 molL-1 NaOH 滴定滴定20.00ml 0.1000molL-1 HAc 为为例例1.绘制滴定曲线绘制滴定曲线 pH=pKa+lg滴定反应：滴定反应：NaOH+HAc=NaAc H2O 当滴入当滴入NaOH溶液的体积分别为溶液的体积分别为18.00mL时，溶时，溶液中液中HAc、Ac-浓度及浓度及pH 分别为：分别为：cHAc=5.26 10-3 molL-1 cAc-=4.74 10-2molL-10.1000 2.00 20.00+18.000.1000 18.00 20.00+18.004.74 10-25.26 x 10-3pH=4.75+lg =5.70（3）计量点时）计量点时:（4）计量点后）计量点后:溶液的溶液的pH 取决于过量的取决于过量的NaOH 的浓度的浓度pH=8.73pOH=5.27=cKw/Kac Ac=0.1000/2=0.05000mol/L生成的生成的Ac-在溶液中的质子转移反应为：在溶液中的质子转移反应为：Ac-+H2O HAc+OH-=0.05 1.0 10-14/1.76 10-5（1）起点）起点pH为为2.88而不是而不是1。（2）滴定曲线坡度由大到）滴定曲线坡度由大到平平 缓缓又到大又到大 缓冲作用。缓冲作用。（3）计量点）计量点pH是是8.73而不是而不是7。（4）一滴引起的突跃范围较）一滴引起的突跃范围较 窄窄（7.89.7），且在碱，且在碱 性范围。性范围。（5）应选碱性范围变色指示剂。）应选碱性范围变色指示剂。（6）若为强酸滴定弱碱，滴定）若为强酸滴定弱碱，滴定 曲线为（红色虚线）。曲线为（红色虚线）。应选酸性范围变色指示剂应选酸性范围变色指示剂滴定曲线：滴定曲线：2.滴定曲线特点和指示剂选择：滴定曲线特点和指示剂选择：141210 8 6 4 2VNaOH-pHHAcHCl 10 20 30 40ml 对于弱酸弱碱，突对于弱酸弱碱，突跃范围不仅与酸碱浓度跃范围不仅与酸碱浓度有关，还与其强度有关。有关，还与其强度有关。当浓度不变时，弱酸的当浓度不变时，弱酸的Ka值越小，突跃范围越值越小，突跃范围越窄。窄。当滴定突跃很窄当滴定突跃很窄(小于小于0.3pH单位）时，单位）时，由于无法选择指示剂而由于无法选择指示剂而不能准确地进行滴定分不能准确地进行滴定分析。析。3.突跃范围与弱酸、弱碱强度的关系突跃范围与弱酸、弱碱强度的关系 强碱滴定弱酸强碱滴定弱酸cb=0.1000mol/L1210 8 6 4 2计量点计量点10 20 30 40HCl10-310-510-910-7pHVNaOH准确滴定弱酸、弱碱的判据准确滴定弱酸、弱碱的判据：Kaca 10-8 Kbcb 10-8多元酸的滴定：多元酸的滴定：各各级级质质子子能能被被准准确滴定的判据：确滴定的判据：各级质子能分步各级质子能分步滴定的条件：滴定的条件：5.4.2.3 多元酸和多元碱的滴定多元酸和多元碱的滴定多元碱的滴定：多元碱的滴定：各各级级能能被被准准确确滴定的判据：滴定的判据：各级能分步滴各级能分步滴定的条件：定的条件：以以HCl 溶液滴定溶液滴定Na2CO3为例讨论如下：为例讨论如下：CO32-+H2O HCO3-+OHHCO3-+H2O H2CO3 +OH第一化学计量点：第一化学计量点：NaHCO3 pH=？第二化学计量点：第二化学计量点：H2CO3 pH=？CO3 2 是一个二元碱是一个二元碱，在水溶液中存在二级解离：，在水溶液中存在二级解离：例例5-6 试求试求0.10 mol/L HCl滴定滴定0.10 mol/L Na2CO3的两的两个化学计量点的个化学计量点的pH值。值。=4.2x10-7 K=5.6x10-11 K 第一化学计量点时生成第一化学计量点时生成0.050 mol/L NaHCO3，HCO3为两性物质为两性物质:H+=4.79109 mol/L，pH=8.31 到达第二化学计量点时，溶液已成为到达第二化学计量点时，溶液已成为H2CO3的的饱和溶液饱和溶液:H+=1.29104 mol/L，pH=3.89H+=