酸碱滴定法

酸碱滴定法

第五章 酸碱滴定法

教学目标

·酸碱滴定法（Acid-base Titration）是以酸碱反应为基础的定量分析方法。 ·酸碱平衡是4大化学平衡的基础。

·学习酸碱平衡的原理并掌握处理酸碱平衡的基本方法。

·学习酸碱滴定法的原理及其应用，并为学习后续的滴定分析方法打下基础。 知识点

1．酸碱质子理论；酸、碱及其强度的判断；两性物质的判断；共轭酸碱对Ka与Kb的换算关系；浓度常数、活度常数和混合常数；离子强度、活度系数和离子活度的计算。

2．分析浓度与平衡浓度的区别；酸（碱）的浓度与酸（碱）度的区别；处理水溶液中酸碱平衡的方法；物料平衡、电荷平衡和质子平衡及其平衡方程式的写法。

3．酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响；主要型体的判断；有关各型体分布分数和平衡浓度的计算。

4．酸碱水溶液[强酸（碱），一元（多元）弱酸（碱），两性物质]pH的计算。计算公式一般分为精确式、近似式和最简式三类，注意简化的相应条件及其意义。其中一元弱酸（碱）的有关计算是基础。

5．缓冲溶液及其pH的计算

+

cA

pH pK lg（1）控制酸度用的缓冲溶液：一般先采用最简式进行计算， a c ，比

HA

－

较是否有cA- 、cHA＞20[H]、20[OH]的关系存在，从而判断使用最简式是否合理，否则应根据具体情况（pH＜6或pH＞8＝采用近似式计算。

（2）缓冲容量β的定义；影响β的因素（cHA+cA-与cHA/cA-）；β值最大发生在pH=pKa处，此时cHA/cA- =1∶1。缓冲范围pH=pKa±1（cHA/cA- =10/1～1/10）；缓冲溶液的配制与选择；常用缓冲溶液。

（3）标准缓冲溶液及其pH的计算，必须考虑离子强度的影响。（难点）

6．酸碱指示剂的变色原理；变色范围和理论变色点；选择指示剂的原则；常用酸碱指示剂。

7．酸碱滴定法的原理（重点）

（1）滴定反应平衡常数Kt值的大小说明了该反应的完全程度。在浓度一定时，反应的完全程度越高，滴定突跃愈大。

（2）强酸（碱）与一元弱酸（碱）的滴定（滴定剂为强碱或强酸）： （i）直接准确滴定一元弱酸（碱）的可行性判据：ΔpH=±0.2，|Et|≤0.1%，cspKa(Kb)≥10-8；

（ii）滴定曲线4个阶段pH的计算，特别是pHsp和滴定突跃范围（相对误差-0.1%～+0.1%）pH的计算；

（iii）影响滴定突跃大小的因素[强酸（碱）与浓度c有关；一元弱酸（碱）与c和Ka(Kb)的大小有关]；

（iv）指示剂的正确选择：使pHep与pHsp尽可能接近，且在终点变色敏锐； （v）终点误差的计算。

K/K ≥105 [先（3）多元弱酸（碱）分步滴定的可行性条件：ΔpH=±0.2，|Et|≤0.3%， a a

－8

判断是否有cspKai(Kbi)≥10 ]；相应pHsp的计算；指示剂的选择。

（4）不同类型滴定曲线的比较；所采用的指示剂的比较。

1

2

8．酸碱滴定法的应用：测定的原理和计算。