1.00 2.28 3.30 4.30 7.00 9.70 10.70 11.68 12.52
滴 定 突 跃
31
（2）滴定曲线
以0.1000mol/L NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HCl为例
KaKb= [H3O+][OH-]=Kw
pKa+pKb=pKw
5
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
2．酸碱离解常数
（3）酸碱反应实质—质子传递 强酸强碱反应： H++OH- ＝ H2O

Kt＝1/Kw Kt＝Ka(HA) /Kw Kt＝Kb(A-) /Kw
6
强碱与弱酸的反应 HA+OH- →A-+H2O
20
2.指示剂作用原理
酸碱指示剂一般是一些有机弱酸或弱碱，其酸
式与共轭碱式具有不同的颜色。当溶液pH改变
时，酸碱指示剂获得质子转化为酸式，或失去
质子转化为碱式，由于指示剂的酸式与碱式具
有不同的结构因而具有不同的颜色。
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二、酸碱指示剂变色域
1. 变色范围
HIn 酸式
KHIn
H++In碱式
[ In ] 1 呈酸式色 [ HIn] 10
12
三、酸碱缓冲溶液
1.缓冲容量与缓冲范围 （1）缓冲容量β

缓冲容量物理意义：
使1L缓冲溶液的pH值增加或减少极小值时
所需要加入强碱或强酸的物质的量（mol）。
缓冲容量愈大，溶液的缓冲能力愈强。
13
三、酸碱缓冲溶液
1.缓冲容量与缓冲范围 （1）缓冲容量β （续）

影响缓冲容量大小的因素：缓冲容量β值取决于溶液的

29
1．强碱（酸）滴定强酸（碱） （1）滴定过程溶液pH变化
（以NaOH滴定HCl为例）
溶液为盐酸
滴定开始前： [H+]=cHCl 等量点前：
NaOH完全反 应，盐酸过 量
HCl与NaOH 等量反应
等量：pH=7
等量点后： [OH ]
cNaOH VNaOH（过量） V总 HCl完全中和，

强酸与弱碱的反应 A-+H+ → HA
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
3．浓度、活度与离子强度 （1）活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度， 以 表示 a （2）活度与浓度关系：
a =c
离子的活度系数 ：与溶液中各种离子的总浓度 和离子所带的电荷数有关 （3）离子强度 ：是综合考虑了溶液中各种离子的 浓度与其电荷数的物理量，用 表示I 。
NaOH过量
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（1）滴定过程溶液pH变化（续）
以0.1000mol/L NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HCl为例
加入NaOH （mL） 0.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
HCl被滴定 百分数 0.00 90.00 99.00 99.90 100.00 100.1 101.0 110.0 200.0
3.1 4.4
甲基橙
4.0 pT 4.4 6.2 5.0 pT=pKa 8.0
甲基红
百里酚蓝
9.6 9.0
百里酚酞: 无色 9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝
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三、影响指示剂变色范围的因素

指示剂用量: 一般宜少不宜多, 看清颜色即可

温度: 温度影响pKHIn , 影响变色间隔,一般应
性质、浓度和pH。 缓冲剂的浓度愈大，其缓冲容量也愈大； 缓冲溶液的总浓度一定，当缓冲组分比等于1时，缓 冲容量最大，缓冲能力最强。 通常将两组分的浓度比控制在0.1~10之间比较合适

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（2） 缓冲范围

缓冲溶液所能控制的pH值范围称为缓冲溶液的缓冲范围。
对于酸式缓冲溶液的缓冲范围：为pKa两侧各一个pH单 位：
变色时pH 值
3.25 4.1 4.3 5.1
颜色
酸式色 蓝紫 紫 碱式色 绿 黄绿
备
注
pH=3.2，蓝紫色； pH=3.4，绿色
橙
蓝绿
pH=3.5，黄色； pH=4.05，绿色； pH=4.3，浅绿
酒红
绿 pH=5.4，蓝绿色； pH=5.8，蓝色； pH=6.0，蓝带紫； pH=6.2，蓝紫 pH=7.0，紫蓝 pH=8.2，玫瑰红； pH=8.4，清晰的紫色 从黄到绿，再到紫
用于Na2CO3标定HCl时指示终点 由于颜色互补使变色间隔变窄, 变色敏锐.
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几种常见的混合指示剂
指示剂溶液的组成 一份0.1%甲基黄乙醇溶液 一份0.1%次甲基蓝乙醇溶液 一份0.1%甲基橙水溶液 一份0.25%靛蓝二磺酸水溶液 一份0.1%溴甲酚绿钠盐水溶液 一份0.2%甲基橙水溶液 三份0.1%溴甲酚绿乙醇溶液 一份0.2%甲基红乙醇溶液 一份0.1%溴甲酚绿钠盐水溶液 一份0.1%氯酚红钠盐水溶液 一份0.1%中性红乙醇溶液 一份0.1%次甲基蓝乙醇溶液 一份0.1%甲酚红钠盐水溶液 三份0.1%百里酚蓝钠盐水溶液 一份0.1%百里酚蓝50%乙醇溶液 三份0.1%酚酞50%乙醇溶液
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第二节 酸碱指示剂
问题 酸碱滴定终点用什么来指示？常用酸
碱指示剂有哪些？酸碱指示剂变色原理是
什么？使用时要注意哪些问题？
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一、指示剂作用原理
1. 酸碱指示剂的酸形和碱形具有不同的颜色. 例1 甲基橙 (MO) (CH3)2N— —N=N—
OH- H+
—SO3-
pKa=3.4
+ (CH3)2N=
第三章 酸碱滴定法
第一节 概述
问题
如何确定酸（碱）溶液中酸（碱）浓度和酸度？
酸碱反应的实质是什么？什么是酸碱缓冲溶液？
如何衡量酸碱缓冲溶液的缓冲能力？在实际应用 中，应如何选择合适的缓冲溶液？
1
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
1.酸碱质子理论
（1）酸碱定义：凡是能给出质子（H+）的物质就是酸； 凡是能接受质子的物质就是碱。 HAc ⇌ Ac- + H+ NH4+ ⇌ NH3 + H+ 酸 ⇌ 共轭碱 + 质子
二、酸碱水溶液中H+浓度计算
1. 酸碱溶液常见几种类型 (1)强酸、强碱 如HCl、NaOH
(2)一元弱酸碱 HA 如HAc、NH3· H2O
多元弱酸碱 H2A, H3A 如H2CO3、H3PO3
(3)两性物质 HA- 如HCO3-、H2PO32-等
(4)共轭酸碱:HA+A- 如HAc-Ac-、NH4-NH3 (5)混合酸碱:强+弱，弱+弱
2.缓冲溶液选择 缓冲溶液的选择原则
（1）对测量过程应没有干扰 （2）所需控制的pH 值应在缓冲溶液的缓冲范围 之内 （3）有足够的缓冲容量以满足实际工作需要 （4）组成缓冲溶液的物质应廉价易得，避免污染 环境
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三、酸碱缓冲溶液
3.常用缓冲溶液
缓冲溶液
氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH
pKa
2.35 2.86
下表列出了各类酸碱水溶液[H+]的计算式及其在允许 有5%误差范围内的使用条件 。请查阅教材p54
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三、酸碱缓冲溶液
凡能抵御因加少量酸或碱及因受到稀释而造成pH显著
改变的溶液叫做缓冲溶液。
缓冲溶液多数为含有一定浓度的“共轭酸碱对” 如：HAc～NaAc、NH3•H2O～NH4Cl 一些较浓的强酸或强碱，也可作为缓冲溶液，如 0.1mol/L的HCl溶液、0.1mol/L的NaOH溶液等。
2．酸碱离解常数
（2）酸碱离解常数
酸碱在水溶液中的离解反应进行的程度可用Ka，Kb衡量。 HA ⇌ A- + A-+H

H+
[ H ][ A ] Ka HA
[ HA][OH ] Kb [ A ]
2
O⇌HA+OH-
Ka为酸离解常数；Kb为碱离解常数
Ka、 Kb是衡量碱强弱的尺度，其值越大，酸碱性越强。 共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足
缓冲范围
1.5～3.0 2～3.5
甲酸+NaOH HAc+NaAc
六次甲基四胺+HCl H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-) NH4++NH3
3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
6.1
黄绿
蓝绿
7.0 8.3 9.0 9.9
紫蓝 黄 黄 无色
绿 紫 紫 紫
一份0.1%酚酞乙醇溶液 一份0.1%百里酚酞乙醇溶液
二份0.1%百里酚酞乙醇溶液
pH=9.6，玫瑰红； pH=10，紫色
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第三节 酸碱滴定条件的选择
问题 如何描述不同类型酸碱滴定过程中溶液 H+浓度的变化规律？如何给某一酸碱滴定 反应选择一合适的指示剂？是否所有的酸 或碱均能被准确直接滴定？能被准确直接 滴定的条件是什么？
HAc是Ac-的共轭酸，Ac-是HAc的共轭碱，HAc和Ac是一对共轭酸碱对。同样NH4+和NH3也是一对共轭酸 碱对
2
一、酸碱溶液的酸度和酸（碱）浓度
1. 酸碱质子理论
（2）酸（碱）在水中的离解平衡 例: HAc在水中的离解反应
半反应1: HAc
⇌
Ac-
+
H+
半反应2: H+ + H2O ⇌ 总反应: HAc + H2O ⇌ 简写为: 所以HAc在水中表现出酸性 HAc ⇌ Ac- +