第五章--酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt

1、第五章 酸碱平衡和酸碱滴定法,1. 电解质溶液 2. 酸碱质子理论 3. 酸碱溶液中pH值的计算 4. 缓冲溶液 5. 滴定分析法 6. 酸碱滴定法的应用,1,电解质,非电解质,强电解质,弱电解质,(强酸、强碱、大部分盐),(蔗糖、甘油等),(弱酸、弱碱、某些盐，如Pb(Ac)2、HgCl2),第一节 电解质溶液,2,电离平衡常数,在一定温度下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，电离所产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比，称为电离平衡常数（K），简称电离常数。,3,4,(1).同一弱电解质溶液，温度升高,K值增大,电离平衡正向移动, 离子的浓度增大, 电解质的电离度增大. (2

2、).温度不变时，浓度不同的同一电解质的电离平衡常数不变。,1.电离常数K与温度有关,与电解质的浓度无关,5,3.同一电解质在相同温度下其浓度越小，电离度越大,同一弱电解质溶液，加水稀释时，电离平衡向正方向移动。电离度变大，但离子浓度一般变小。反之浓度越大，电离度越小，离子浓度越大。,2.浓度相同的不同弱电解质，K值越大, 其电离度也越大,离子浓度也越大.,6,电离度,电离度：弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离的和未电离）的百分数，用表示。电离度实质是平衡的转化率。,7,电离度,1.温度相同，浓度相同时，不同电解质的电离度不同。电离常数越大，电

3、离度越大。,2.同一电解质，温度相同时，浓度越大，电离度越小。,3.同一电解质，浓度相同时，温度越高，电离度越大。,8,对于一元弱酸HA溶液，（若K10-5时），其电离度、氢 离子浓度H+、电离平衡常数K三者关系：,电离平衡常数（K）和电离度（a）的关系,9,对于一元弱碱溶液，（若K10-5时），其电离度、氢氧根 离子浓度OH-、电离平衡常数K三者关系：,10,酸碱平衡的移动,（1）浓度对酸碱平衡的影响 稀释溶液，平衡向电离方向移动，电离度增大。 （2）同离子效应 同离子效应使弱电解质电离度降低。 （3）盐效应 盐效应使弱电解质电离度增大。,11,Arrhenius的电离理论认为凡是水溶液中产

4、生H+离子的物质就叫酸，产生OH-离子的就叫碱，故也称为水-离子理论。该理论建立了对酸碱强度的定量描述；适用于pH计算、电离度计算、缓冲溶液计算、溶解度计算。但也存在着很大的局限性： 具有酸、碱性的物质并不一定含有H+，OH-； 此理论只限于水溶液。,第二节 酸碱质子理论,12,1. 质子论酸碱的定义 2. 质子论的酸碱反应 3. 质子酸碱的强度 4. 共轭酸碱对Ka和Kb的关系,第二节 酸碱质子理论,13,布朗斯特酸碱理论，也叫“酸碱质子理论”。定义：凡是能提供质子（氢离子）的任何分子或离子就是酸，凡是能与质子化合（或接受质子）的分子或离子就是碱。即酸是质子给予体，碱是质子接受体。酸和碱的关

5、系如下： 酸 碱 + 质子(H+),质子论酸碱的定义,14,HAc Ac - + H+ H2PO4- HPO42- + H+ HPO42- PO43- + H+ NH4+ NH3 + H+,酸 共轭碱 + 质子,酸和碱可以是分子，正离子或负离子。 有些物质在某一共轭酸碱对中是酸，在另一共轭酸碱对中是碱，称为两性物质。,质子论酸碱的定义,15,水-离子理论把溶剂限制于水，而质子论不受溶剂的限制，它强调的是有质子参加反应的物质。因此质子论的酸碱范围就广泛得多。水-离子理论把物质分为酸、碱和盐，而质子论把物质分为酸、碱和非酸非碱物质。如Na2CO3：,质子论酸碱的定义,水-离子理论认为其是盐；质子论

6、则认为CO32-是碱，而Na+是非酸非碱物质。,16,HAc Ac- + H+ 酸1 碱1 H+ + H2O H3O+ 碱2 酸2 总反应: HAc + H2O Ac- + H3O+ 酸1 碱2 碱1 酸2,酸碱反应的实质是质子在两个共轭酸碱对之间的传递。每个反应不能单独进行，称为酸碱半反应。,质子论的酸碱反应,17,酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱；酸碱反应（质子传递反应）一般总是朝着生成比原先更弱的酸和碱的方向进行。 一种化合物是否表现为酸，与溶剂的性质有关（如HCl溶于苯，但不显示酸性）。 酸碱是相对的，一种物质是酸是碱由它在酸碱反应中所起的作用决定。,质子论的酸碱反应,18,

7、质子自递反应：,半反应1: H2O OH- + H+ 半反应2: H+ + H2O H3O+ 总反应: H2O + H2O OH- + H3O+,平衡常数,质子论的酸碱反应,19,质子自递常数：,简写成 Kw称为水的质子自递常数，其数值与温度有关。,质子论的酸碱反应,20,25 水中质子自递常数,25 纯水,质子论的酸碱反应,21,优点：将酸碱概念从“水体系”推广到所有能发生质子传递的系统（无论物理状态、是否有溶剂）。 原则上讲，任何含有氢的化合物都可能成为酸，但实际上很多含氢化合物（如烃类）失去质子的趋势极小，所以通常不把它们看作酸。同样，对于非常强的酸的共轭碱（如Cl-）接受质子的趋势很小

8、，所以通常不把它们看作碱。,质子论的酸碱反应,22,酸碱质子理论实例,23,质子酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力。容易给出质子的是强酸，容易接受质子的是强碱；反之为弱酸或弱碱。 酸越强，其共轭碱的碱性越弱。 因为质子必须在两个共轭酸碱对之间传递，所以不能根据酸或碱本身来确定它们的强度，只有在与其他酸碱比较时才有意义。,质子酸碱的强度,24,比较质子酸的强度时，若不特别说明，通常指的是在水溶液中，比较酸相对于水的酸性的强弱（酸提供质子给水分子的能力）： 平衡常数 Ka称为酸的质子传递常数或酸的解离常数。,质子酸碱的强度,25,质子酸碱的强度,Ka虽然形式上与水-离子理论的解离常数相同

9、，但已不是经典意义上酸碱本身的电离，它是水溶液中酸强度的量度； Ka的值越大（pKa越小），表示酸越强，其值大于10时为强酸，如HCl、HNO3、HClO4以及H2SO4的一级解离等，它们的共轭碱都很弱。 Ka与温度有关，一般指在常温下的Ka 。,26,同样，比较碱的强度时，若不特别说明，通常也是比较碱相对于水的碱性的强弱（碱从水分子中接受质子的能力）： 平衡常数 Kb是为水溶液中碱强度的量度；其值越大，碱越强。,质子酸碱的强度,27,共轭酸碱对Ka与Kb的关系为,pKa + pKb = pKw= 14.00 （25）,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,28,多元弱酸在水溶液中是逐级解离的:,H3P

10、O4 + H2O H3O+ + H2PO4- H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- HPO42- + H2O H3O+ + PO43- 三种酸的强度为：H3PO4 H2PO4- HPO42-,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,29,多元弱碱在水溶液中是逐级解离的:,PO43- + H2O OH- + HPO42- HPO42- + H2O OH- + H2PO4- H2PO4- + H2O OH- + H3PO4 三种碱的强度为： PO43- HPO42- H2PO4-,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,30,多元酸碱的解离反应,pKb1 + pKa3 = 14.00 pKb2 + pKa

11、2 = 14.00 pKb3 + pKa1= 14.00,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,31,1. 酸性自上而下依次递减，最下面的酸性最弱。水溶液中，酸性最强的为H+，最弱的为H2O； 2. 碱性自上而下依次递增，最下面的碱性最强。水溶液中，碱性最强的为OH-，最弱的为H2O。,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,32,第三节 酸碱溶液中pH值的计算,33,3.1溶液的酸度表示法,计算下列溶液的H+,1、 110-4mol/L 的HCl溶液 2、 110-4mol/L 的NaOH溶液,如用H+和OH表示溶液的酸碱性，常常因数值太小而不方便,是否能用一种简单的方法表示？,H+=110-4mol/L,H+=

12、110-10mol/L,C(H+) 1mol/L或C(OH-) 1mol/L时，可直接用C(H+) 或C(OH-)表示溶液的酸碱性。一定温度下C(H+)越大,溶液酸性越强。 C(OH-)越大，溶液碱性越强，酸性越弱。,C(H+) 1mol/L时，常用PH表示溶液的酸碱性。,3.1溶液的酸度表示法,34,3.1.1溶液酸碱度的表示方法：pH,(1)pH的定义：,C(H+)的负对数,(2)使用范围：,C(H+)1mol/L,(3)pOH的定义： pOH = -lgc(OH-),pH的物理意义：表示溶液酸碱性的强弱,pH +pOH= pKw=14,35,3.1.2判断溶液酸碱性的根本依据：,溶液中c

13、(H)和c(OH)的相对大小,酸性溶液,碱性溶液,H+=OH-,H+ 110-7mol/L,7,=7,H+OH-,H+ 110-7mol/L,36,室温下水溶液中pH、H+与酸碱性的关系,室温下 pH=7， H+ = OH- ，溶液显中性； pH OH- ，溶液显酸性； pH7， H+ OH- ，溶液显碱性。,37,H+越大， pH 值_，溶液的酸性_； H+越小， pH值_， 溶液的碱性_。,越小,越强,越大,当溶液中H+1.0 mol/L，pH 1.0 mol/L，pH14，用pH表示其溶液的酸碱性反而不方便，所以pH的表示范围在014之间。,越强,思考,溶液的酸碱性与pH 到底有什么关系

14、？,38,酸碱溶液的几种类型,1. 强酸/碱 (Ka10/ Kb10) 2. 一元弱酸碱 HA 3. 多元弱酸碱 H2A, H3A 4. 混合酸碱 强+弱，弱+弱 5. 两性物质 HA- 6. 缓冲溶液 HA+A-,3.2 酸碱溶液中H+浓度的计算,39,3.2.1.1强酸（如盐酸）：在水中完全电离,质子平衡式： H+ = ca + OH-,若ca 10-6mol L-1，可忽略水的解离。,最简式：H+ = ca,若10-8mol L-1 ca 10-6mol L-1，用精确式,若ca 10-8mol L-1，pH7,3.2.1 强酸(碱)溶液,40,精确式:,若cb 10-6mol L-1，

15、可忽略水的解离。,最简式: OH- = cb,若10-8mol L-1 cb 10-6mol L-1，用精确式,若cb 10-8mol L-1，pH7,强酸(碱)溶液,3.2.1.2强碱（如NaOH）：在水中完全电离,质子平衡式：OH- = cb + H+,41,碱溶液pH的计算： 只要将同类型的酸溶液pH计算有关公式中的Ka换成Kb、H+换成OH-即可。,3.2 酸碱溶液中H+浓度的计算,42,质子平衡式： H+=A-+OH-,平衡常数表达式,3.2.2弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),43,最简式：,适用条件：Kaca20Kw且ca/Ka 500 酸的电离度很小（溶液不太稀） 可忽略水的电离（

16、酸不太弱）,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),44,一元弱碱处理方式与一元弱酸类似,用Kb代替Ka，OH-代替H+，一元弱酸的公式可直接用于一元弱碱的计算,3.2.2弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),最简式：,适用条件： Kbcb20Kw且cb/Kb 500 碱的电离度很小（溶液不太稀） 可忽略水的电离（碱不太弱）,45,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),利用公式求出OH-后，再求H+ 或者利用公式pH=14-pOH，求出pH,46,例1 计算0.10 molL-1HAc 溶液的pH值。 已知Ka(HAc)=1.7510-5 因Kaca20Kw且ca/Ka 500，可用最简式计算：,pH=-lgH+=2.

17、88,3.2.2弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),解：,47,例2 计算0.10 molL-1 NH4Cl 溶液的 pH值。 已知Ka(NH4+)= 5.7010-10 解： NH4+为一元弱酸 ，Cl-为非酸非碱的物质 pH= -lgH+= 5.12,3.2.2弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),48,忽略多元弱酸第二、三级解离，将其近似的按一元弱酸处理，则,即使pKa很小，只要溶液不太稀，都可以用按一元酸近似计算多元弱酸溶液的pH,3.2.3弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),最简式：,适用条件：Ka1ca20Kw且ca/Ka1 500,49,忽略多元弱碱第二、三级解离，将其近似的按一元弱碱处理，则,即使

18、pKb很小，只要溶液不太稀，都可以用按一元碱近似计算多元弱碱溶液的pH,弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),最简式：,适用条件：Kb1ca20Kw且ca/Kb1 500,50,例3 计算0.10 mol/L丁二酸(C4H6O4，琥珀酸)溶液的pH值。已知丁二酸Ka1=6.210-5，Ka2=2.3 10-6 解：Ka1ca=0.16.210-520Kw且ca/Ka1 500,弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),51,例4 计算0.10 mol/L Na2CO3溶液的pH值 。 已知H2CO3的Ka1=4.4 10-7，Ka2=4.710-11 解：Na+为非酸非碱物质，CO32-是HCO3-的共轭碱。,p

19、OH=-lgOH-=2.34 pH=14.00-pOH=11.66,3.2.3弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),52,有些物质在某一共轭酸碱对中是酸，在另一共轭酸碱对中是碱，称为两性物质。也就是说，两性物质在溶液中既可以给出质子又可以接受质子。,多元酸的酸式盐 Na2HPO4, NaH2PO4, NaHCO3 弱酸弱碱盐 NH4Ac 氨基酸,3.2.4两性物质溶液,53,质子平衡式: H+H2A=A2 -+OH-,精确表达式:,平衡常数表达式,1. 酸式盐 NaHA,3.2.4两性物质溶液酸式盐,54,一般HA-的酸式解离和碱式解离的倾向都较小，故HA- c,近似式：,如果 c 20Ka1, 则K

20、a1可忽略 最简式:,若Ka2c 20Kw，则 Kw可忽略,3.2.4两性物质溶液酸式盐,55,pH = 1/2(pKan + pKa(n+1),最简式：,1. 酸式盐 NaHA,适用条件： 1、该酸式盐酸式解离和碱式解离的倾向都较小； 2、忽略水的电离； 3、该溶液不太稀。,3.2.4两性物质溶液酸式盐,56,2. 弱酸弱碱盐(1:1) NH4Ac,最简式：,3.2.4两性物质溶液弱酸弱碱盐,pH = 1/2(pKa + pKa),57,3.3 缓冲溶液,一、缓冲溶液的概念 1LNaCl +2d 1 molL-1 HCl pH 74 +2d 1 molL-1 NaOH pH710 0.1mo

21、lL-1HAc- 0.1molL-1 NaAc混合溶液 （1）+2d 1 molL-1 HCl pH几乎不变 （2）+2d 1 molL-1 NaOH pH几乎不变 1、缓冲溶液：能够抵抗外加少量强酸、强碱或适当稀释，而本身pH值不发生显著变化的溶液。 2、缓冲作用：缓冲溶液对外加强酸、强碱或稀释的抵抗作用。,58,缓冲系统,共轭酸碱对,二、缓冲溶液的组成 1、组成： 抗酸成分（能与强酸作用） 抗碱成分（能与强碱作用）,共轭碱,共轭酸,59,2、常见类型： （1）弱酸及其盐：如：HAcNaAc、 H2CO3NaHCO3、H3PO4NaH2PO4等； （2） 弱碱及其盐：如：NH3NH4Cl等；

22、 （3）多元酸的酸式盐及其对应的次级盐： 如：NaH2PO4-Na2HPO4 、Na2HPO4-Na3PO4 、NaHCO3-Na2CO3等。,60,三、缓冲溶液的作用原理 HAc-NaAc混合溶液：,1、加少量强酸时，大量存在的Ac- 接受H+ 生成HAc，溶液pH不变。所以，Ac- 是抗酸成分，起抗酸作用；,2、加少量强碱时，H+ 和外加的OH- 反应生成H2O，促使平衡右移，以补充H+ 的减少。所以HAc是抗碱成分，起抗碱作用。,61,四、缓冲溶液pH值的计算,以HA-NaA缓冲系统为例：,62,（1）,弱酸HA本身电离度小，且同离子效应使其电离度 变小，可认为cHAHA，cA-A-,平

23、衡浓度 cHA - x x cA-+ x,（2）,63,说明： a. A- / HA 称为缓冲比 ； A- + HA 称为缓冲溶液的总浓度（c总） b.缓冲溶液的pH值决定于共轭酸的Ka和缓冲比 c.同一缓冲系统，pKa一定，pH就决定于缓冲比，改变缓冲比，就可以在一定范围内配制不同pH的缓冲溶液。 d.稀释缓冲溶液时，pH值基本不变。,64,例5、0.20 molL-1 HAc溶液和0.20 molL-1 NaAc溶液等体积混合成1.0 L缓冲溶液，求此溶液的pH值。在此溶液中分别加入0.010 mol HCl、0.010 mol NaOH、10 mL H2O后，pH值改变为多少？（不考虑体

24、积变化，已知HAc的pKa = 4.75）,65,解：（1）cHAc = cAc- = 0.20 / 2 = 0.10 ( molL-1 ),（等体积、等初始浓度，pH = pKa）,（2）加入0.010 mol HCl （H+ 与Ac- 作用生成HAc） cAc- = 0.10 0.010 = 0.090 ( molL-1 ) cHAc = 0.10 + 0.010 = 0.110 ( molL-1 ),66,（3）加入0.010 mol NaOH （NaOH与HAc反应） cAc- = 0.10 + 0.010 = 0.110 ( molL-1 ) cHAc = 0.10 0.010 =

25、0.090 ( molL-1 ),67,（4）加入10 mL水 cHAc = cAc- = 0.101.0 / 1.010 = 0.099 ( molL-1 ),本例很好地说明了加入少量强酸、少量强碱及少量水后，溶液的pH值基本不变。,68,缓冲溶液的缓冲能力有一定的限度。,五、缓冲容量,69,1、缓冲容量： （1）单位体积缓冲溶液的pH值改变1（dpH1）时所需加入的一元强酸或一元强碱的物质的量。 （2）为正值，越大，缓冲溶液的缓冲能力越强。 （3）的单位：mol L-1 pH-1,2、缓冲范围 缓冲溶液的缓冲作用有一定的范围，缓冲 作用的有效pH范围叫做缓冲范围。,缓冲溶液的缓冲范围：,7

26、0,当缓冲比大于10或小于1 / 10时，很小，缓冲能力显著下降甚至消失。 当缓冲比等于1时， ，最大，缓冲能力最强。,（3.755.75）,例如HAc-NaAc缓冲体系的缓冲范围：,71,六、缓冲溶液的配制1、缓冲溶液的配制原则和方法,（2）选择稳定无毒不参与反应的缓冲体系。,1、选择合适的缓冲系统： （1）使所配缓冲溶液的 ，应尽可能接近共轭酸的pKa 。,72,2、选定适当的总浓度： c总（0.050.2 molL-1），（0.0150.1） 3 、常用方法： （1）以相同浓度的共轭酸、碱配制； （2）在一定量酸(碱)中加入少量的强碱(酸)配制。,73,例6：如何配制100 mL pH

27、= 5.10的缓冲溶液？ 解：选择HAc-NaAc缓冲系，并使cHAc=cAc-=0.1 molL-1,VAc- = 69.1（mL）,74,总结：缓冲溶液的选择原则 1. 不干扰测定； 2. 所需控制的pH值应在所选缓冲溶液的缓冲范围内，缓冲对的pKa值与所需pH值尽量接近； 3. 有足够的缓冲容量。,75,5种常用的标准缓冲溶液已被IUPAC规定为测定溶液pH时的标准参比溶液。,常用缓冲溶液 1、标准缓冲溶液：（其pH经过准确的实验测定）25oC,76,2、实用缓冲溶液： 实用缓冲溶液是用来控制溶液的酸度的，可通过计算或查有关手册配得。 生理学和生物化学常用的缓冲溶液是 （1）Tris缓冲

28、系统（Tris-TrisHCl，三（羟甲基）甲胺及其盐酸盐） （2）KH2PO4-Na2HPO4缓冲系统 这两种缓冲系能用来测定和控制许多生物体系的pH值。,77,七、缓冲溶液在医学上的意义 人体血液pH值的正常范围： 7.357.45 1、当pH 7.45时，出现碱中毒。 超过7.07.8这一范围，生命就不能继续维持。,78,为什么正常人体血液pH值会保持基本恒定？,人体血液中存在多种缓冲对： 1）血浆中有H2CO3-HCO3-、蛋白质、H2PO4-HPO42-等； 2）红细胞中有血红蛋白、含氧血红蛋白、H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO42-等。 其中H2CO3-HCO3-缓冲对因

29、其浓度最高、缓冲能力最强，对维持血液正常pH值起主要作用。,79,常用缓冲溶液（查手册）,缓冲溶液,80,3.4 酸碱滴定法,1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法,2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。,3、公式：,c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱),81,4、滴定实验的关键:,(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积 (2)准确判断中和反应是否恰好完全反应,82,用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20

30、.00ml 0.1000mol/L的HCl 溶液，求随V NaOH的增大，pH=？,5.滴定过程的pH变化,误差：0.0240=0.0005=0.05%,思考,83,突跃范围,20.02mL,19.98mL,加入NaOH溶液的体积V(mL),溶 液 的pH,“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便,84,(1) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积； (2) 判断滴定突跃大小； (3) 确定滴定终点与化学计量点之差。 (4) 选择指示剂；,5.滴定曲线的作用：,85,5.1.酸碱滴定曲线的计算,(1) 强碱滴定强酸滴定曲线的计算: 例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml

31、0.1000 mol/L HCl溶液。 a. 滴定前，加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时： 0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1.00,86,b. 滴定中，加入滴定剂体积为 18.00 ml时： H+ = 0.1000 (20.00-18.00)/(20.00+18.00) = 5.3 10-3 mol/L 溶液 pH=2.28,87,加入滴定剂体积为 19.98 ml时: (离化学计量点差约半滴) H+ = c VHCl/V = 0.1000 (20.00 - 19.98) / (20.00+19.98) = 5.0 10-5 mol/L 溶液pH=4.30 c. 化学计

32、量点，即加入滴定剂体积为 20.00mL 反应完全， H+ = 1.0010-7 mol/L , 溶液 pH=7.00,88,加入滴定剂体积为 20.02 ，过量0.02 mL(约半滴) OH- = nNaOH / V = ( 0.1000 0.02 ) / ( 20.00+20.02 ) = 5.0 10-5 mol / L pOH = 4.30 , pH = 14-4.30 = 9.70,d. 化学计量点后,89,滴加体积：019.98 mL； pH=3.3 滴加体积：19.98 20.02 mL； 相当于化学计量点前后 （ 0.1%）的范围； pH=5.4 滴定突跃,90,强碱滴定强酸滴

33、定曲线的讨论：,a.根据突跃范围选择适当指示剂：原则为，指示剂的变色范围处于或部分处于化学计量点附近0.1%的pH突跃范围内。 或根据化学计量点的pH和指示剂的变色点来选,91,b.指示剂变色点（滴定终点）与化学计量点并不一定相同，但相差不超过0.02mL，相对误差不超过0.1%。符合滴定分析要求。,c.滴定过程中，酸碱溶液越浓，滴定曲线上化学计量点附近的滴定突跃越大。,92,待测液：,选择原则 ,93,2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）,对应溶液的颜色,变色范围,红3.1橙4.4黄,酚酞溶液,红5 紫 8蓝,1、原则：,1）终点时，指示剂的颜色变化明显,2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏,5.2 指示剂的选择：,94,（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏,（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为12滴）。,95,（1）强酸强碱间的滴定：,（2）强酸滴定弱碱,两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，酸性选用甲基橙作指示剂,（3）强碱滴定弱酸,5.3 酸碱中和滴定中指示剂的选择：,两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，碱性选用酚酞作指示剂,酚酞溶液、甲基橙,96,（2）强碱滴定弱酸,pH=2.