酸碱滴定法(讲义)

.,第五章酸碱滴定法(Acid-basetitration)5-1酸碱质子理论5-2水溶液中弱酸（碱）各型体的分布5-3酸碱溶液中氢离子浓度的计算5-4酸碱缓冲溶液5-5酸碱指示剂5-6强酸（碱）和一元弱酸（碱）的滴定5-7多元酸碱的滴定5-8酸碱滴定法的应用,.,5-1酸碱质子理论酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的定量分析方法。一、基本概念：1、酸碱质子理论：由布郎斯特于1923年提出。酸是能给出质子的物质，碱是能接受质子的物质酸：HAc，H3PO4，H2PO4-，NH+4碱：Ac-，PO43-，NH3，OH-，HPO42-,.,2、酸碱半反应HA（酸）H+A-（碱）反应中或是HA失去一个质子生成其共轭碱A-；或是碱A-得到一个质子转变成其共轭酸HA。HA和A-称为共轭酸碱对共轭酸碱彼此只相差一个质子如：HAcAc，NH4+NH3，H2SO4HSO4-例、H2SO4和SO42-是否共轭酸碱对？H2CO3的共轭碱是什么？H2SO4和SO42-不是共轭酸碱对；H2CO3的共轭碱是HCO3-,.,3、酸、碱的确定：可以是中性分子，也可以是阴离子或阳离子。酸：HAc，H3PO4，H2PO4-，NH4+，H+碱：Ac-，PO43-，NH3，OH-两性物质：H2O，H2PO4-，HPO42-。4、溶剂的质子自递反应：质子与溶剂作用生成溶剂化质子，如H3O+，NH4+。溶剂水自身具有两性，发生在溶剂水分子之间的质子转移作用称为水的质子自递反应，实质也是酸碱反应。,.,二、酸碱反应的平衡常数：1、酸碱的平衡常数：表示酸碱反应进行的程度。,碱的解离常数,酸的解离常数,.,2、水的活度积：在水的质子自递反应中，其平衡常数称为水的质子自递常数，即水的活度积Kw,Ka，Kb，Kw表示了在一定温度下，酸碱反应达到平衡时各组分活度之间的关系，称为活度常数，即热力学常数。,(25),.,3、活度和浓度（activityandconcentration）的关系（1）活度:离子在化学反应中所表现出的有效浓度称为离子的浓度。,在稀溶液中，溶质的活度与浓度的关系,（2）离子强度与离子的活度系数,活度系数的大小被用来反映相应离子化学反应能力降低的程度。它表达了实际溶液与理想溶液之间差距的大小。离子强度I综合了影响活度系数大小的因素，反映了溶液中各种离子的浓度以及它们所带电荷数总体的影响。,.,Ci为溶液中第i种离子的浓度；Zi为第i种离子的电荷数；,活度系数：对于离子强度I0.1mol/kg的稀溶液，可用戴维斯经验公式：,i为第i种离子的活度系数；Zi为第i种离子的电荷数；I为溶液的离子强度。,离子强度,.,溶液的I越大，值越小，离子活度与浓度之间的差值愈大。一般情况下，1，ac。当溶液极稀时，1，ac，该溶液称为理想溶液。,中性分子的活度系数粗略地视为等于1。稀溶液中的溶剂，其活度一般也视为1。,.,.,影响因素：温度离子强度,分析化学中除了特别要求（标准缓冲溶液的pH计算），通常忽略离子强度的影响，以活度常数代替浓度常数进行计算。,.,三、酸碱的强度、共轭酸碱Ka与Kb的关系：1、酸碱的强度：由酸碱在水溶液中的解离常数Ka与Kb的大小来衡量。Ka的值越大，表明酸与水之间的质子转移反应进行得越完全，即该酸的酸性越强。Kb的值越大，表明碱与水之间的质子转移反应进行得越完全，即该碱的碱性越强。,.,2、共轭酸碱对Ka、Kb的关系,.,2、共轭酸碱对Ka、Kb的关系：KaKb=Kw，pKa+pKb=pKw=14.00在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。在共轭酸碱对中，若碱的碱性越强，其共轭酸的酸性就越弱。,.,pKb3,pKb2,pKb1,3、多元酸中共轭酸碱对的Ka、Kb的关系（三元酸）,.,例题1已知HAc的Ka=1.7510-5，求Ac-的Kb已知NH3的Kb=1.810-5，求NH4+的Ka,.,例题2求HS-的pKb,HS-+H+=H2S,.,5-2水溶液中弱酸（碱）各型体的分布一、处理水溶液中酸碱平衡的方法：1、分析浓度与平衡浓度：分析浓度：溶液中溶质的总浓度。在酸碱平衡中指1L溶液中所含酸或碱的物质的量。符号：C单位：molL-1包括已离解的和未离解的溶质的浓度总和。（总浓度）CNaOH，CHAc,.,平衡浓度：指在平衡状态时，溶质或溶质各型体的浓度。符号：HAc，Ac-，H+酸度：溶液中H+的浓度，pH=-logH+。酸的浓度：指酸的分析浓度，即总浓度。,.,2、物料平衡MBE：、平衡状态时，与某溶质有关的各种型体平衡浓度之和必等于它的分析浓度，这种等衡关系称之为物料平衡，又称质量平衡。、表示物料平衡方程MBE（MassBalanceEquation）HAc溶液中的MBE为CHAc=HAc+Ac-0.10mol/LNa2CO3溶液的MBE为Na+=2C=0.2mol/LH2CO3+HCO3-+CO32-=0.1mol/L,.,3、电荷平衡CBE：电中性规则。、电解质溶液中，处于平衡状态时，各种阳离子所带正电荷的总浓度必等于所有阴离子所带负电荷的总浓度，即溶液是电中性的。、表示电荷平衡方程CBEHAc溶液中的CBE为H+=OH-+Ac-0.10mol/LNa2CO3溶液的CBE为Na+H+=HCO3-+2CO32-+OH-0.2mol/L+H+=HCO3-+2CO32-+OH-注意：A、某离子平衡浓度前面的系数就等于它所带电荷数的绝对值。B、中性分子不包括在电荷平衡方程中。,.,4、质子平衡PBE：、当酸碱反应达到平衡时，酸给出质子的量（mol）应等于碱所接受的质子的量，即酸失去质子后的产物与碱得到质子后的产物在浓度上必然有一定的关系，称为质子平衡。、表示质子平衡方程（质子条件式）PBE、方法：代入法：由MBE和CBE联立求解A、求出MBE和CBEB、合并，约去同类项。,.,例题0.10mol/LNa2CO3溶液的PBE0.10mol/LNa2CO3溶液的MBE为H2CO3+HCO3-+CO32-=0.1mol/L0.10mol/LNa2CO3溶液的CBE为Na+H+=HCO3-+2CO32-+OH-Na+=2C合并2H2CO3+2HCO3-+2CO32-+H+=HCO3-+2CO32-+OH-得PBE：2H2CO3+HCO3-+H+=OH-,.,图示法：a、酸碱平衡体系中选取质子参考水准（又称零水准），通常就是起始酸碱组分，包括溶剂分子。b、当溶液中的酸碱反应（包括溶剂的质子自递反应）达到平衡后，根据质子参考水准判断得失质子的产物及其得失质子的物质的量，据此绘出得失质子示意图。c、根据得失质子的量相等的原则写出PBE。,.,例题1写出Na2CO3溶液的PBE第一步：选取零水准H2O，CO32-第二步：绘出得失质子示意图第三步：写出PBE,.,CO32-,H2O,H2CO3,HCO3-,H3O+,OH-,+H+,+H+,-H+,+2H+,PBE为2H2CO3+HCO3-+H+=OH-,.,例题2写出NaNH4HPO4溶液的PBE,H2PO4-,PO43-,H3PO4,OH-,NH3,基准态：NH4+，HPO42-，H2O,H3O+,+H+,+H+,+2H+,-H+,-H+,-H+,PBE为H2PO4-+2H3PO4+H+=OH-+NH3+PO43-,.,例4NH4Ac水溶液,例3HAc水溶液,例5H3PO4水溶液,.,例6共轭体系Cbmol/LNaAc与Camol/LHAc,1、参考水准H2O，HAc,2、参考水准H2O，Ac-,.,注意：在正确PBE中应不包括质子参考水准本身的有关项，也不含有与质子转移无关的项。对于多元酸碱组分一定要注意其平衡浓度前面的系数，它等于与零水准相比较时该型体得失质子的量。溶液中同时存在一对共轭酸碱对时，只能以其中某一型体作基准态物质。如amol/LNH3H2O和bmol/LNH4Cl混合液的PBE。当选NH3H2O和H2O为基准态物质时，H+NH4+bOH-同理，选NH4+和H2O为基准态物质时H+=NH3a+OH-,.,二、酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响：在弱酸（碱）的平衡体系中，溶质往往以多种型体存在。当酸度增大或减小时，各型体浓度的分布将随着溶液的酸度而变化。酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响可用分布分数来描述。,分布分数（Distributioncoefficient）：溶质某种型体的平衡浓度在其分析浓度中所占的分数称为分布分数。,.,、一元弱酸碱各型体的分布分数：1、计算公式显然2、各型体平衡浓度的计算公式：,.,3、曲线以pH值为横坐标，以或为纵坐标，得到曲线。、随着溶液的pH值增大，逐渐减小，而则逐渐增大。、在两条曲线的交点处，即时，溶液的pH=pKa，此时，HA=A-,、当pHpKa时，溶液中HA占优势；当pHpKa时，溶液中A-占优势；,.,4、在平衡状态时，一元弱酸（碱）各型体分布分数的大小首先与酸碱本身的强弱（即Ka或Kb的大小）有关；对于某酸碱而言，分布分数是溶液中H+的函数。,例：已知HF的pKa=3.18，欲用HF掩蔽Al(III)离子，pH应控制在多大？,pH3.18,.,、多元酸碱各型体的分布分数：1、计算公式：以H2C2O4为例，其分析浓度（mol.L-1），草酸在水溶液中能以H2C2O4、HC2O4-、C2O42-三种型体存在。H2C2O4=HC2O4-+H+HC2O4-=C2O42-+H+,.,.,2、各型体浓度的计算：3、曲线、曲线上每一共轭酸碱对分布曲线的交点对应pH仍分别等于草酸的pKa1和pKa2。、当pHpKa1时，溶液中H2A为主要型体；当pHpKa2时，溶液中A2-为主要型体；当pKa1pHpKa2时，溶液中HA-的浓度明显高于其它两者。注意：在计算中将分母各项相加时，如果某两项的大小相差两个数量级左右或更多时，较小的项可忽略不计。,.,你能直接写出H3PO4溶液中各型体的分布分数吗？,思考题在H3PO4溶液中，当pH=?时，H2PO4-的浓度最大？,.,优势区域图,pH02468101214,(1)HF,pKa=3.14,(2)HAc,pKa=4.74,(3)NH4+,pKa=9.26,.,优势区域图,pH02468101214,(4)H2C2O4,pKa1=1.22,pKa2=4.19,(5)H3PO4,pKa1=2.12,pKa2=7.20,pKa3=12.36,共轭酸碱对共存区,.,5-3酸碱溶液中氢离子浓度的计算首先根据酸碱平衡的具体情况写出有关PBE，由此推导出计算各类溶液中H+的精确式。,.,一、一元强酸（碱）溶液中H+浓度的计算以浓度为c（mol/L）的HCl溶液为例进行讨论当酸的解离反应和水的质子自递反应处于平衡时，溶液中的H+来源于酸和水的解离，其浓度等于Cl-和OH-的浓度之和。1、精确式：2、最简式：当C106mol/L时C2+4KwC2H+C,.,二、一元弱酸（碱）溶液pH的计算、一元弱酸溶液,1、最简式：,（cKa20Kw，c/Ka400）,2、近似式：水的解离可以忽略,（cKa20Kw，c/Ka400）,.,3、近似式：若酸极弱，且浓度极小，则酸的解离可以忽略,（cKa20Kw，c/Ka400）,4、精确式,（cKa20Kw，c/Ka400）,例、P151,.,三、多元弱酸（碱）溶液pH的计算：、多元弱酸溶液：对于多元弱酸碱溶液pH值的计算，要求掌握那些可以忽略二级解离的弱酸碱，也就是当作一元弱酸碱处理。以浓度为Cmol/L的二元弱酸H2A为例，其PBE为：,H+HA-+2A2-+OH-,.,2、近似式,1、最简式,.,对于有机多元弱酸，他们的Ka1和Ka2相差不太大，如同时浓度又较低，那么弱酸的第二级解离就不能忽略，可采用逐步逼近法。P154例6-8一般来说，只要多元弱酸（碱）的浓度不是太稀，是可以按照一元弱酸碱来处理的。,.,两性物质：在溶液中既可以接受质子显碱的性质，又可以提供质子显酸的性质的物质。,分类,酸式盐,弱酸弱碱盐,氨基酸,HCO3-，HS-，HPO42-，H2PO4-,NH4Ac，（NH4）2A,NH2CH2COOH氨基乙酸,四.两性物质,.,酸式盐HB-,氨基酸,.,、多元弱酸的酸式盐以二元弱酸的酸式盐NaHA为例。PBE为H+H2A=A2-+OH-,.,1、最简式,2、近似式(1),.,3、近似式(2),4、近似式(3),注意：上述公式中，Ka2相当于两性物质中酸组分的Ka，Ka1则相当于两性物质中碱组分的共轭酸的Ka。,.,例：0.10mol/LNaHCO3，pKa1=6.38，pKa2=10.25,.,、弱酸弱碱盐1、以NH4Ac水溶液为例，其中NH4+为酸组分，Ac-为碱组分,例：求0.10mol/LNH4Ac溶液的pH,.,2、对于多元弱酸与弱碱形成的盐PBEH+HA-+2H2A=NH3+OH-,.,、氨基酸：氨基酸在水溶液中以偶极离子的形式存在，有以下的解离反应，具有酸、碱两种作用，为两性物质。,质子化氨基乙酸阳离子（氨基乙酸盐）,氨基乙酸偶极离子,氨基乙酸阴离子,例：P107,.,（一）两种强酸,五.混合酸（碱）,?,.,（二）、强酸与弱酸的混合溶液浓度为c1的强酸与浓度为c2的弱酸HA（解离常数为Ka）的混合溶液。PBE：H+=c1+A-+OH-由于溶液呈酸性，故忽略水的解离H+c1+A-,.,（二）、强酸与弱酸的混合溶液1、近似式,2、最简式若c120A-，则H+c1判断方法：先粗略地令H+=c1，然后计算出此时的A-，再比较H+与A-相差的倍数，从而决定采用哪种公式。,.,（三）、弱酸与弱酸混合当浓度为CHA和CHB的两弱酸HA和HB混合时，PBEH+A-+B-+OH-,若KHACHAKHBCHB,.,5-4酸碱缓冲溶液酸碱缓冲溶液在一定的程度和范围内可以稳定溶液的酸碱度，减小和消除因加入少量酸、碱（或因化学反应产生的少量酸、碱）或适度稀释对pH值的影响，使其不致发生显著变化。,.,按作用分为两类：一类是用于控制溶液酸度的一般酸碱缓冲溶液。它们大多是由一定浓度的共轭酸碱对所组成。另一类是酸碱标准缓冲溶液，它们是由规定浓度的某些逐级解离常数相差较小的两性物质（例如酒石酸氢钾），或由共轭酸碱对所组成。,.,由Camol/LHB和Cbmol/LB-构成的共轭酸碱平衡：,H+,OH-,使pH稳定在一个较窄的范围。,缓冲溶液的作用机制,高浓度强酸强碱则是因为本身浓度大对少量的酸或碱的加入不敏感而达到稳定pH值的作用的。,.,一、缓冲溶液（buffersolution）pH的计算、一般缓冲溶液以一元弱酸HA（浓度为CHA）及其共轭碱NaA（浓度为CA-）组成的缓冲溶液为例。PBE为H+ACA-+OH或H+HACHAOH转换为ACA-+H+-OHHACHA-H+OH,.,将A和HA代入,.,1、精确式：,.,2、近似式：若缓冲体系在酸性范围（pH6）起缓冲作用，则,若缓冲体系在碱性范围（pH8）起缓冲作用，则,.,3、最简式：CHA20H+或OH-，CA20H+或OH-，则,.,、数学表达式：,、物理意义：使1L溶液的pH增加dpH单位时所需强碱的量为db（mol）；或是使1L溶液pH减小dpH单位时所需强酸的量为da（mol）。,二、缓冲容量与缓冲范围：1、缓冲容量（缓冲指数）：衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。,.,缓冲容量的大小与共轭酸碱组分的总浓度c及其比值有关。当cHA/cA一定时，总浓度越大，缓冲容量亦越大；当总浓度一定时，cHA与cA愈接近（其比值接近于1），缓冲容量亦越大。,愈大，溶液的缓冲能力越大。,（4)当pH=pKa，即HA=A=0.5c时，缓冲容量有最大值,.,2、缓冲范围：缓冲溶液的缓冲作用都有一个有效的pH范围，它大约在pKa值两侧各一个pH单位之内，称之为缓冲范围。pH=pKa13、缓冲容量与pH和c的关系曲线：当pH=pKa时，曲线有一最高峰，表明此时具有最大值，且峰值的大小又与c总有关。在pH=pKa1的范围内，缓冲溶液具有较大的缓冲容量。,.,例：由0.10molL-1NH3和0.10molL-1NH4Cl按体积比3：1的比例配成的缓冲溶液，其缓冲指数为多少？（pKa=9.26）,=0.043molL-1pH-1,.,三、缓冲溶液的选择与配制：1、选择原则：、使其中酸组分的pKa等于或接近于所需要稳定的pH，至少使要求控制的酸度落在缓冲溶液的缓冲范围之内；、缓冲溶液应具有一定的总浓度(一般在0.011mol/L）；、缓冲剂各组分对分析反应亦不应发生干扰。,.,2、浓度较高的强酸与强碱也具有一定的缓冲作用。当分析反应要求稳定溶液的酸度pH=02或pH=1214的范围内时，则可采用一定浓度的强酸或强碱来控制溶液的酸度。3、为了使同一缓冲溶液能在较广泛pH范围内起缓冲作用，可以采用多元弱酸和弱碱组成的缓冲体系。,.,例、欲配制pH=5的缓冲溶液，现有HAc、苯甲酸、甲酸及其对应的共轭碱供选用。问选用那种体系最合适？其酸与共轭碱的比率如何？已知=4.74，=4.18，=3.68,解：pH=5，应选用pKa=pH的体系，故选用HAc-NaAc体系。,.,5-5酸碱指示剂一、概述1、酸碱指示剂：一般是某些有机弱酸或弱碱，或是有机酸碱两性物质，它们在酸碱滴定过程中也能参与质子转移反应，因分子结构的改变而引起自身颜色的变化，并且这种颜色伴随结构的转变是可逆的。HIn=H+In-酸式型体碱式型体,.,2、分类：单色指示剂在酸式或碱式型体中仅有一种型体具有颜色的指示剂。,酚酞,.,甲基橙,双色指示剂：酸式或碱式型体均有颜色的指示剂。,.,二、指示剂的作用原理,作用于人眼的颜色由确定，而又由确定，因此可由颜色的变化判断H+的变化，确定滴定的终点。,碱色,酸色,.,1、变色原理,酸式色,颜色逐渐变化的混合色,碱式色,pKa2468101214,pKa=3.4,.,2、变色范围pH=pKa1当溶液的pH由pKa-1变化到pKa+1（或相反）时，才可以观察到指示剂由酸式色经混合色变化到碱式色，这一颜色变化的pH范围，即pH=pKa1称为指示剂的变色范围。,3、理论变色点当指示剂的酸式型体与碱式型体的浓度相等，即In-/HIn=1时，溶液的pH=pKa，称为指示剂的理论变色点。指示剂的变色范围越窄越好。,.,4、常见酸碱指示剂,.,三、影响指示剂变色范围的因素：1、指示剂的用量：双色指示剂：单色指示剂：使用时其用量要合适。2、温度：3、中性电解质：Ka与Kac的差别增大4、溶剂：,.,四、混合指示剂,作用原理,分类,颜色互补,两种指示剂混合,指示剂与染料混合,例：溴甲酚绿甲基红,pH02468,甲基红,溴甲酚绿,溴甲酚绿甲基红,.,5-6强酸（碱）和一元弱酸（碱）的滴定实验方案设计应考虑的问题滴定能否准确进行滴定过程中pH的变化规律怎样选择合适的指示剂,.,强酸滴定强碱,强碱滴定弱酸,强酸滴定弱碱,强碱滴定强酸,.,一、强碱（酸）滴定强酸（碱）：、强碱滴定强酸H+OH-=H2OKt=1.01014（25）说明强酸强碱之间的滴定是水溶液中反应完全程度最高、且具有最大Kt的酸碱反应。,.,以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL（V0）等浓度HCl溶液为例。将滴定过程分为四个阶段滴定之前滴定开始到化学计量点之前化学计量点化学计量点之后,.,2、滴定开始至化学计量点之前：（VV0）随着滴定剂的加入，溶液中H+取决于剩余HCl的浓度，即,1、滴定之前：（V=0）H+=CHCl=0.1000mol/LpH=1.00,.,3、化学计量点：（V=V0）溶液呈中性，H+来自水的解离。H+=OH-=1.010-7（mol/L）pH=7.004、化学计量点后：（VV0）,.,设滴定至某一点，溶液中剩余的强酸浓度为amol.L-1,或过量的强碱浓度为bmol.L-1。,.,、滴定曲线：以加入滴定剂的体积为横坐标，以其对应的pH为纵坐标作图，所得pH-V曲线为滴定曲线。,滴定曲线分析：1、滴定开始时曲线的变化较为平缓，随着NaOH的加入，曲线渐渐向上倾斜，在计量点前后发生明显的变化，以后曲线又趋于平缓。2、原因分析：,.,、滴定突跃范围：化学计量点前后0.1%相对误差范围内溶液的pH的变化范围。滴定突跃的大小与溶液的浓度有关。浓度愈大，滴定突跃也愈大。如浓度为1.000mol/L，则滴定突跃为3.3-10.7；如浓度为0.01000mol/L，则滴定突跃为5.3-8.7。,.,C(mol.L-1),同浓度强碱滴定强酸,1.0,0.10,0.010,0.0010,.,、指示剂选择：1、滴定曲线突跃范围和指示剂变色范围重合或部分重合2、变色敏锐。可以用酚酞、甲基红和甲基橙（滴至黄色）。,.,、强酸滴定强碱滴定曲线与上述曲线方向相反，互相对称；滴定突跃由pH=9.70降到pH=4.30，可选择酚酞和甲基红为指示剂,.,二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）、滴定反应为：OH-+HA=A-+H2OKt=Ka/KwH+B=HB+Kt=Kb/Kw强碱滴定弱酸的滴定反应常数总是小于强碱滴定强酸的滴定反应常数。滴定反应常数反映了滴定反应的完全程度。体现在滴定曲线上为滴定突跃的大小。,强碱滴定弱酸的滴定突跃与强碱滴定强酸的滴定突跃有何不同？,.,以NaOH溶液滴定HAc为例设HAc的浓度C00.1000mol/L，体积V0（20.00ml）；NaOH的浓度C0.1000mol/L，滴定加入的体积为V（ml）,1、滴定前（V0）pH=2.89,.,2、滴定开始到化学计量点前（VV0）,.,3、化学计量点：（V=V0）Kb=Kw/Ka=5.610-10cKb20Kw，c/Kb400,pOH=5.28pH=8.72,.,4、化学计量点后：（VV0）溶液由OH-和Ac-组成，即为强碱与弱碱的混合溶液。,.,、滴定曲线分析：1、起点高。2、开始滴定至计量点前的变化为快慢快。（倾斜-平坦-倾斜）3、计量点附近变化极快，但滴定突跃较短。,.,强碱滴定弱酸,HAc,HCl,强碱滴定弱酸，只可用弱碱性范围变色的指示剂。,.,强酸滴定弱碱,（3）强酸滴定弱碱，只可用在酸性介质变色的指示剂。,（2）化学计量点落在酸性介质；pH7,甲基橙,甲基红,.,（4）HCl滴定NH3溶液滴定曲线与强碱滴定弱酸相似，pH的变化方向相反。由于反应的产物是NH4+，故计量点时溶液呈酸性（PH=5.28），滴定突跃为6.34.3。指示剂可选择甲基红与甲基橙。,.,0.1000mol.L-1NaOH滴定同浓度、不同强度的酸,HCl,10-5,10-6,10-7,10-8,可行性判断,Ka,目测：pH=0.20.3,目测终点准确滴定的可行性判断：cKa10-8,.,三、直接准确滴定一元弱酸碱的可行性判据1、影响滴定突跃的因素：解离常数Ka和一元弱酸的浓度C。2、直接准确滴定一元弱酸的可行性判据(指示剂指示终点）公式中CSP是按计量点的体积计算时被滴定物质的分析浓度。3、直接准确滴定一元弱碱的可行性判据,.,例：0.1000mol/L的KHP，能否用等浓度的滴定剂直接准确进行滴定？若能滴定，应选择什么标准溶液和指示剂？KHP为两性物质，作为酸时能被准确滴定选择强碱。计量点时为弱碱，按照弱碱的计算公式可得pH=9.05，故选用酚酞为指示剂,.,四、终点误差：终点误差也叫滴定误差，是指由于指示剂的变色点（滴定终点，用ep表示）与化学计量点（用sp表示）不相一致而产生的误差。常用百分数表示。,.,、强碱（酸）滴定强酸（碱）：1、强碱滴定强酸：以NaOH（浓度为C）滴定HCl溶液（浓度为C0、体积为V0）为例。,.,若在滴定终点时NaOH过量，OH-epH+ep，Et0，测定结果偏高，误差为正；若在滴定终点时NaOH不足，OH-epH+ep，Et0，测定结果偏低，误差为负；,误差公式,公式中Ca，ep是按终点体积计算时强酸的分析浓度。,.,例：用0.1000mol/LNaOH滴定25.00mL0.1000mol/LHCl，酚酞指示剂变色时，(pH=9.0)，求终点误差。PH=9.0时，H+=109，OH=105，c0.05000mol/LEt0.02%,.,2、强酸滴定强碱：公式中Cb，ep是按终点体积计算时强碱的分析浓度。,.,、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）1、强碱滴定一元弱酸：用NaOH（浓度为C）溶液滴定一元弱酸HA（浓度为C0、体积为V0）其中：由于强碱滴定弱酸的滴定突跃在碱性范围内，故一般情况下有OH-H+，因此可根据具体情况进行简化。,.,例：以0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc，终点时pH值比计量点时高0.5个单位，计算Et解：计量点时，NaAc的C0.05000mol/LOH5.3106计量点时pH=14.005.28=8.72终点时pH=8.72+0.5=9.2HAc=1.7106Et=0.03%,.,2、强酸滴定一元弱碱：其中由于强酸滴定弱碱的滴定突跃在酸性范围内，故一般情况下有H+epOH-ep，因此可根据具体情况进行简化。,.,(三）林邦公式：,.,5-7多元酸碱的滴定,1、滴定的可行性判断（包括能否分步滴定的判断）；,2、化学计量点pHsp的计算；,3、指示剂的选择。,.,滴定有两个化学计量点：pHsp1,pHsp2；滴定有两个突跃；突跃的大小与pK有关。,Ka1,Ka2,10-2,10-9,10-2,10-7,10-2,10-5,一、二元酸滴定的可行性判据,用0.1000mol.L-1NaOH滴定同浓度、不同强度的二元酸。,cKa110-8,cKa210-8,Ka1/Ka2105,分步滴定至HA-和A2-,cKa110-8,cKa220Kw，c/Ka400）,（cKa20Kw，c/Ka400）,.,3、多元弱酸：近似为一元弱酸,（40Ka2）,最简式,近似式1,（cKa220Kw，c20Ka1或CKb220Kw）,4、两性物质溶液的pH：,（cKa220Kw，c20Ka1或CKb220Kw）,.,近似式(2),近似式(3),注意：上述公式中，Ka2相当于两性物质中酸组分的Ka，Ka1则相当于两性物质中碱组分