第五章酸碱平衡与酸碱滴定法 acid-base equilibrium and titration 5.1溶液中的酸碱反应与平衡 5.2酸碱组分平衡浓度与分布分数 5.3溶液中的H+浓度计算 5.4对数图解法 5.5酸碱缓冲溶液 5.6 酸碱指示剂 5.7酸碱滴定原理 5.8终点误差 5.9酸碱滴定法的应用 5.10非水溶液酸碱滴定简介
1 5.1 溶液中的酸碱反应与平衡 5.2 酸碱组分平衡浓度与分布分数 5.3 溶液中的H+浓度计算 5.4 对数图解法 5.5 酸碱缓冲溶液 5.6 酸碱指示剂 5.7 酸碱滴定原理 5.8 终点误差 5.9 酸碱滴定法的应用 5.10 非水溶液酸碱滴定简介 第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法 （acid-base equilibrium and titration）
5.7 酸碱滴定原理 > 强酸强碱的滴定 一元弱酸弱碱的滴定 多元酸和混合酸的滴定 1 的变化 pH 2 3 4 3.1 5. 溶園 因素 2
Analytical Chemistry 2 酸碱滴定原理 ➢ 强酸强碱的滴定 ➢ 一元弱酸弱碱的滴定 ➢ 多元酸和混合酸的滴定 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．滴定突跃 4．指示剂的选择 5. 影响滴定突跃的因素
571 强酸（碱）的滴定 强碱滴定强酸 以0.1000mol/LNa0H滴定20.00mL0.1000mo/LHC为例 NaOH+HCI NaCH+H,O (1)滴定开始前：HCI 按HCI计算pH,pH=1.00 (2)计量点前：HCl(剩余)+NaCI 按剩余HCI计算pH 山东置子大军 Analytical Chemistry 3
Analytical Chemistry 3 以0.1000mol/L NaOH滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HCl为例 强酸（碱）的滴定 NaOH+HCl = NaCl+H2 O 一、 强碱滴定强酸 （1）滴定开始前： HCl 按HCl计算pH， pH=1.00 （2）计量点前：HCl（剩余）+NaCl 按剩余HCl计算pH
>加入18.00mLNa0H(=0.90) 日1=20.00-18.0)×0.1000 =5.3×10-3molL 20.00+18.00 pH=2.28 >加入19.98mLNa0H(计量点前0.1%，=0.999，差约半滴) H*]=20.00-19.98)x0.100 pH=4.30 20.00+19.98 =5.0×105moL (3)化学计量点：NaCI(a=1.00) 按H20计算pH,[H]=107mol/L,pH=7.00 山本理王大军 Analytical Chemistry A
Analytical Chemistry 4 ➢加入18.00mL NaOH (a=0.90) = 5.3×10 mol/L 20.00 +18.00 (20.00 -18.00)×0.1000 [H ] = + -3 pH=2.28 ➢加入19.98mL NaOH (计量点前0.1%，a=0.999，差约半滴） = 5.0×10 mol/L 20.00 +19.98 (20.00 -19.98)×0.1000 [H ] = + -5 pH=4.30 (3)化学计量点：NaCl (a=1.00) 按H2O计算pH， [H+ ] = 10-7 mol/L，pH=7.00
(4)计量点后：NaC+NaOH(过量) 按过量NaOH计算pH >加入20.02mLNa0H（计量点后0.1%，a=1.001,差约半滴) [0]=20.02-20.0)×0.10 20.00+20.02 0=5.0×105molL p0H=4.30 pH=9.70 >加入22.00mLNa0H(a=1.10) [0H]=(2.00-20.00)×0.100 20.00+22.00 =4.8×103moL p0H=2.32 pH=11.68 加东理2大深 Analytical Chemistry 5
Analytical Chemistry 5 (4)计量点后：NaCl+NaOH（过量） 按过量NaOH计算pH ➢加入20.02mL NaOH（计量点后0.1% ，a=1.001，差约半滴） = 5.0×10 mol/L 20.00 + 20.02 (20.02 - 20.00)×0.1000 [OH ] = - -5 pOH=4.30 ➢加入22.00mL NaOH (a=1.10) pOH=2.32 = 4.8×10 mol/L 20.00 + 22.00 (22.00 - 20.00)×0.1000 [OH ] = - -3 pH=9.70 pH=11.68