酸堿平衡與酸堿滴定法

酸堿平衡與酸堿滴定法§4-1酸堿質(zhì)子理論§4-2影響酸堿平衡的因素§4-3酸堿水溶液酸度的計算§4-4酸堿指示劑§4-5酸堿滴定曲線和指示劑的選擇§4-6酸堿滴定法的應用酸堿平衡與酸堿滴定法§4-1酸堿質(zhì)子理論§4-2影響酸堿平衡的因素§4-3酸堿水溶液酸度的計算§4-4酸堿指示劑§4-5酸堿滴定曲線和指示劑的選擇§4-6酸堿滴定法的應用酸堿平衡與酸堿滴定法§4-1酸堿質(zhì)子理論1、酸堿的電離理論2、酸堿質(zhì)子理論3、酸堿的相對強弱酸堿的電離理論阿侖尼烏斯“電離說”★酸指在水中電離出的陽離子全部為H+H2SO4=HSO4+H+★堿指在水中電離出的陰離子全部為OH-NaOH=Na++OH-

★中和反應的實質(zhì)H++OH-=H2O★水溶液中電解質(zhì)部分電離SvanteAugustArrhenius解離度：電解質(zhì)在溶液中達到解離平衡時，已解離的分子數(shù)占原來分子總數(shù)的百分率按照電離理論，NH3、Na2CO3都不是堿，但兩者的水溶液都呈堿性，而且Na2CO3俗稱純堿。

NH4Cl也不是酸，但水溶液呈酸性。酸堿的電離理論酸堿質(zhì)子理論酸堿共軛關(guān)系酸堿反應的實質(zhì)酸堿的強度BrfnstedJN酸堿質(zhì)子理論1.酸堿的概念酸：凡能釋放出質(zhì)子（H+）的任何含氫原子的分子或離子的物種。（質(zhì)子的給予體）堿：凡能與質(zhì)子（H+）結(jié)合的分子或離子的物種（質(zhì)子的接受體）質(zhì)子理論中無鹽的概念，電離理論中的鹽，在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿。BrfnstedJN酸強度↑，其共軛堿強度↓。在水溶液中，共軛酸堿對的強度還可以定量表示。共軛酸共軛堿+H+

conjugateacid

conjugatebaseproton這種酸及其共軛堿（堿及其共軛酸）相互轉(zhuǎn)變的反應就成為酸堿半反應。酸堿共軛關(guān)系酸堿質(zhì)子理論酸H++堿-++AcHHAc

-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+++34NHHNH++++252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H[][]++++422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H[][]

酸堿質(zhì)子理論左右兩側(cè)，電荷相等1．酸堿可以是陽離子、陰離子、中性分子及兩性物質(zhì)，有些物質(zhì)既可作為酸，也可作為堿。2．酸和其釋放質(zhì)子后形成的質(zhì)子堿形成共軛酸堿對，如NH4+和NH3

及HAc和Ac-

。3．質(zhì)子酸酸性越強，共軛堿堿性越弱。

酸堿質(zhì)子理論兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)HCl

(酸1)

Cl－(堿1)+H+

酸半反應NH3（堿2）+H+NH4+(酸2)堿半反應酸堿反應其實是兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應，反應總是由相對較強的酸和堿向生成相對較弱的酸和堿的方向進行酸堿反應

酸堿質(zhì)子理論（下標1、2表示不同的共軛酸堿對）在水溶液、液氨溶液、苯溶液、氣相反應均如此。酸堿反應的實質(zhì)

酸堿質(zhì)子理論根據(jù)“酸堿質(zhì)子理論”，“阿侖尼烏斯電離學說”的酸堿電離、酸堿中和、鹽的水解，都可以歸結(jié)為”質(zhì)子傳遞反應”。

┌─H+HAc+H2O=Ac-+H3O+H3O++OH-=H2O+H2OH2O+Ac-=OH-+HAc酸1堿2堿1酸2“區(qū)分效應”和“拉平效應”1、同一溶劑中，酸堿的強弱由其本質(zhì)決定在左邊2個“質(zhì)子轉(zhuǎn)移”反應中，H2O均是弱堿，它把HCl、HAc酸性強弱區(qū)分開來。因此，H2O是HCl、HAc酸性的“區(qū)分試劑”。這種現(xiàn)象，稱為“區(qū)分效應”。

酸堿的相對強弱液氨中，HAc變?yōu)閺娝幔篐Ac+NH3(l)=Ac-+NH4+強酸強堿HCl也是強酸：HCl+NH3(l)=Cl-+NH4+強酸強堿結(jié)果，NH3(l)把HAc和HCl的酸性“拉平”。原因是NH3(l)堿性強，它是HAc和HCl酸性的“拉平試劑”。這種現(xiàn)象稱為“拉平效應”?！皡^(qū)分效應”和“拉平效應”

酸堿的相對強弱2、同一酸（或堿），在不同溶劑中可表現(xiàn)出不同的酸性（或堿性）。1.水的自偶電離純水有微弱的導電性，表明它有微弱的自偶電離。按酸堿質(zhì)子理論討論:H2O+H2O=OH-+H3O+

酸1堿2堿1酸2簡寫為：H2O=H++OH-

酸堿的相對強弱相應的濃度平衡常數(shù)為：或?qū)懗闪?，稱為水的“離子積常數(shù)”，得：Kw

?

=[H+][OH-]經(jīng)測定：298K，純水中：Kw?

=(1.00410-7)2=1.010-14

酸堿的相對強弱相應的濃度平衡常數(shù)為：或?qū)懗?/p>

在水溶液中，酸、堿的解離就是酸、堿與水之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應，即酸給出質(zhì)子后成為共軛堿，堿接受水的質(zhì)子后變?yōu)樗帷?/p>

酸的強度決定于它將質(zhì)子給水的能力，堿的強度決定它從水中奪取質(zhì)子的能力，具體表現(xiàn)為質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應中平衡常數(shù)的大小。平衡常數(shù)越大，酸堿的強度也越大。2.酸堿的解離

酸堿的相對強弱酸的平衡常數(shù)用Ka?表示，通常稱為酸的離解常數(shù)，又叫酸度常數(shù)堿的平衡常數(shù)用Kb?表示，通常稱為堿的離解常數(shù)，又叫堿度常數(shù)

Ka?值越大，酸性越強。Ka?值大于1的酸叫強酸，Ka?值小于1的酸叫弱酸。2.酸堿的解離

酸堿解離平衡常數(shù)酸的離解：堿的離解：水的質(zhì)子自遞反應：

酸堿解離平衡常數(shù)多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1以一元共軛酸堿對HA—A-為例共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系（1）一元弱酸、弱堿的解離及共軛關(guān)系+H2OH3O++NH3)(343

)NH(OH()NH)NH(-+=ccc

酸堿解離平衡常數(shù)多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1以一元共軛酸堿對HA—A-為例共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系一對共軛酸堿之間解離常數(shù)之間的定量關(guān)系酸的酸性越強，其共軛堿的堿性越弱；堿的堿性越強，其共軛酸的酸性越弱；回顧酸H++堿HAH++A-代號：-++Ac

HHAc

例子：左右兩側(cè)，電荷相等注意：延伸：HAc的共軛堿是Ac-

Ac-的共軛酸是HAcHAc與Ac-為一對共軛酸堿對

回顧（下標1、2表示不同的共軛酸堿對）-++Cl

HHCl

-++NH4

HNH3

+回顧酸1堿1酸2堿2水是兩性物質(zhì)，它的自身解離反應也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應。Kw

?

=[H+][OH-]Kw?

=(1.00410-7)2=1.010-14(25C)p222：

Kw?與濃度、壓力無關(guān)，只與溫度有關(guān)，25C時，

Kw?=1.010-14

。2023/3/30一元弱酸的解離：一元弱堿的解離：回顧

在水溶液中，酸、堿的解離就是酸、堿與水之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應，即酸給出質(zhì)子后成為共軛堿，堿接受水的質(zhì)子后變?yōu)樗?。一元弱酸的解離：一元弱堿的解離：回顧P224

（7-2）多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1回顧水的解離（水的自遞反應）一元弱酸弱堿的解離Kw

=[H+][OH-]Kw

=KaKb，pKa+pKb=pKw多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1回顧水的解離（水的自遞反應）一元弱酸弱堿的解離Kw

?

=[H+][OH-]Kw

?

=Ka?Kb?，pKa?+pKb?=pKw?（25°C，計算）（25°C，計算）例：計算Na2CO3的Kb1和Kb2。回顧Na2CO3為二元堿，共軛酸堿對分別為：

CO32-～HCO3-HCO3-

～H2CO3共軛堿共軛酸共軛堿共軛酸多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1二元酸pKa1pKa2pKb2pKb1CO32-HCO3-H2CO3例：計算Na2CO3的Kb1和Kb2。解：Na2CO3為二元堿，其共軛酸堿對分別為

CO32-～HCO3-HCO3-

～H2CO3共軛堿共軛酸共軛堿共軛酸查表知H2CO3:Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11?；仡櫠嘣醦Ka1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1二元酸pKa1pKa2pKb2pKb1CO32-HCO3-H2CO3回顧二元酸pKa1pKa2pKb2pKb1S2-HS-H2S一元酸pKapKbAc-HAc一元酸pKapKbNH3NH4+回顧pH與[H+]的關(guān)系pH=-lg

[H+]pOH=-lg[OH-]pH+pOH=-lg

[H+]+-lg[OH-]=-lg[H+][OH-]=-lg(1.010-14)=14§4-1酸堿質(zhì)子理論§4-2影響酸堿平衡的因素§4-3酸堿水溶液酸度的計算§4-4酸堿指示劑§4-5酸堿滴定曲線和指示劑的選擇§4-6酸堿滴定法的應用酸堿平衡與酸堿滴定法§4-2影響酸堿平衡的因素1、稀釋作用2、同離子效應3、酸度對弱酸（堿）型體分布的影響

影響酸堿平衡的因素1、稀釋作用解離度是一個分數(shù)Ka?Kb?表示酸堿的強度解離度與濃度沒有必然聯(lián)系越稀越電離弱酸弱堿的解離度隨溶液濃度的減小而增大。

影響酸堿平衡的因素解離度是一個分數(shù)已解離的濃度=初始濃度c0-平衡濃度ceq平衡濃度ceq=初始濃度c0-已解離的濃度

影響酸堿平衡的因素解離度是一個分數(shù)α≤1c0-ceq=c0αceq=c0-c0α=c0(1-α)

影響酸堿平衡的因素

影響酸堿平衡的因素

影響酸堿平衡的因素初始濃度c0-平衡濃度ceq=已解離的濃度

影響酸堿平衡的因素

影響酸堿平衡的因素

影響酸堿平衡的因素計算0.1mol/LNH4Cl溶液的pH和NH4+的解離度。已知Kb?(NH3)=1.8×10-5

=

影響酸堿平衡的因素計算0.1mol/LNH4Cl溶液的pH和NH4+的解離度。已知Kb?(NH3)=1.8×10-5

多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1二元酸pKa1pKa2pKb2pKb1CO32-HCO3-H2CO3一元酸pKapKbAc-HAc一元酸pKapKbNH3NH4+NH4+NH3+H+共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系

影響酸堿平衡的因素計算0.1mol/LNH4Cl溶液的pH和NH4+的解離度。已知Kb?(NH3)=1.8×10-5

NH4+NH3+H+0.1000.1-xxx

影響酸堿平衡的因素計算0.1mol/LNH4Cl溶液的pH和NH4+的解離度。已知Kb?(NH3)=1.8×10-5

NH4+NH3+H+[NH3]=[H+]pH=-lg

[H+]=5.12

影響酸堿平衡的因素2、同離子效應濃度對化學平衡的影響

其他條件不變時，增加生成物的濃度，平衡向逆反應方向移動。減少生成物的濃度，平衡向正反應方向移動。加入相同離子抑制解離在弱酸溶液中，加入其共軛堿，使平衡向著降低弱酸解離度方向移動。在弱酸溶液中，加入其共軛堿，使平衡逆反應方向移動，[H+]降低。+Ac-

H+HAc

影響酸堿平衡的因素在1L0.1mol/LHAc溶液中加入0.1molNaAc固體后（體積不變），計算溶液中氫離子濃度及解離度。解：HAc=H++Ac-

初：0.100.1

平：0.1-xx0.1+x

x(0.1+x)Ka=—————=1.76×10-50.1－x0.1+x≈0.10.1-x≈0.1pH=4.75α=1.76×10-5/0.1=0.0176%x=1.76×10-5(mol/L)未加NaAc時，c(H+)=1.33×10-3(mol·L-1)pH=2.88α=1.33×10-3/0.1=1.33%解離度前后的差異：(1.76×10-5)

/(1.33×10-3)=1/75影響酸堿平衡的因素2023/3/30

影響酸堿平衡的因素[H+]或[OH-]電離度α酸或堿的濃度增大同離子效應鹽效應（1）采用酸堿指示劑──甲基橙(橙紅色)

變色范圍：

pH：3.1～4.4

紅色----黃色（2）HAc?Ac-+H+

加Ac-,平衡左移

影響酸堿平衡的因素2、同離子效應（1）采用酸堿指示劑──酚酞變色范圍

pH：8.0～9.6

無色----紅色（2）NH3·H2O?NH4++OH-加NH4+，平衡左移

影響酸堿平衡的因素2、同離子效應

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響酸度溶液中，氫離子濃度（嚴格講，叫氫離子活度），用pH表示。酸的濃度溶液中，酸的分析濃度，指在一定體積的溶液中，所含某種酸的量。它包括未電離的酸的濃度和已電離的酸的濃度。對強酸而言，酸度和酸的濃度沒有差別。0.1mol/LHCl中[H+]=0.1mol/L完全電離對弱酸而言，僅有部分H+電離0.1mol/LHAc中[H+]=1.3×10-3mol/L不完全電離

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響酸的濃度叫做酸的分析濃度或總濃度，用c0表示，指溶液中所含某酸總的物質(zhì)的量濃度，包括未電離的酸的濃度和已電離的酸的濃度。一元弱酸HA中，+A-

H+HA兩種型體達到平衡后c0=c(HA)+c(A-)

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響酸的濃度叫做酸的分析濃度或總濃度，用c0表示，指溶液中所含某酸總的物質(zhì)的量濃度，包括未電離的酸的濃度和已電離的酸的濃度。一元弱酸HAc中，+Ac-

H+HAc兩種型體達到平衡后c0=c(HAc)+c(Ac-)

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響分布系數(shù)某酸的各型體的平衡濃度在酸的分析濃度c0中所占的分數(shù)。一元弱酸：+A-

H+HA2023/3/30

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響+=12023/3/30

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響分布系數(shù)與pH的關(guān)系HAcAcˉ4.740.5當pH<pKa時，HA為主要存在型體；當pH>pKa時，A-為主要存在型體；當pH=pKa時，HA與A-各占一半。優(yōu)勢區(qū)域圖pH02468101214(1)HF,pKa=3.17HFF-(2)HAc,pKa=4.76HAcAc-(3)NH4+,pKa=9.25NH4+NH3(4)H2C2O4,pKa1=1.25,pKa2=4.29HC2O4-H2C2O4C2O42-(5)H3PO4,pKa1=2.16,pKa2=7.21,pKa3=12.32H2PO4-H3PO4PO43-HPO42-共軛酸堿對共存區(qū)

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響一元弱酸：+A-

H+HA+=1

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響一元弱堿：+OH-HBB-+=1+H2O+OH-NH4+NH3+H2O2023/3/30

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響二元弱酸：+HA-

H+H2A+A2-

H+HA-二元弱酸H2A在水溶液中以H2A，HA-，A2-三種型體存在。δ(H2A)+δ(HA-)+δ(A2-)=12023/3/30

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響δ(H2A)+δ(HA-)+δ(A2-)=12023/3/30

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響二元弱酸H2A在水溶液中以H2A，HA-，A2-三種型體存在。δ(H2A)+δ(HA-)+δ(A2-)=1H2AHA-A2-H2CO3的分布系數(shù)圖1.00.0024681012pHδH2CO3HCO3-CO32-優(yōu)勢區(qū)域圖H2CO3HCO3-CO32-6.38pKa110.25pKa2△pKa=3.87

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響H3PO4的分布系數(shù)圖1.00.0024681012pHδH3PO4H2PO4-HPO42-PO43-優(yōu)勢區(qū)域圖

H3PO4H2PO4-

HPO42-PO43-2.16pKa5.057.21pKa5.1112.32pKa1pKa2pKa3

酸度對弱酸（堿）型體分布的影響§4-1酸堿質(zhì)子理論§4-2影響酸堿平衡的因素§4-3酸堿水溶液酸度的計算§4-4酸堿指示劑§4-5酸堿滴定曲線和指示劑的選擇§4-6酸堿滴定法的應用酸堿平衡與酸堿滴定法§4-3酸堿水溶液酸度的計算1、什么是酸度？2、通過酸的Ka，堿的Kb，酸堿的濃度來計算溶液的酸度。

回顧酸度溶液中，氫離子H+濃度（嚴格講，叫氫離子活度），用pH表示。酸的濃度溶液中，酸的分析濃度，指在一定體積的溶液中，所含某種酸的量。它包括未電離的酸的濃度和已電離的酸的濃度。對強酸而言，酸度和酸的濃度沒有差別。0.1mol/LHCl中[H+]=0.1mol/L完全電離對弱酸而言，僅有部分H+電離0.1mol/LHAc中[H+]=1.3×10-3mol/L不完全電離§4-3酸堿水溶液酸度的計算1、什么是酸度？2、通過酸的Ka，堿的Kb，酸堿的濃度來計算溶液的酸度。3、通過酸度算pH。質(zhì)子條件式，質(zhì)子等衡式（ProtonBalanceEquation，PBE）溶液中的其他相關(guān)平衡物料平衡(Material(Mass)Balance):組分的平衡濃度之和等于其分析濃度。電荷平衡(ChargeBalance):

溶液中正離子所帶正電荷的總數(shù)等于負離子所帶負電荷的總數(shù)(電中性原則)。質(zhì)子平衡(ProtonBalance):

溶液中酸失去質(zhì)子數(shù)目等于堿得到質(zhì)子數(shù)目。

酸堿水溶液酸度的計算溶液中的其他相關(guān)平衡物料平衡(Material(Mass)Balance):

組分的平衡濃度之和等于其分析濃度。電荷平衡(ChargeBalance):

溶液中正離子所帶正電荷的總數(shù)等于負離子所帶負電荷的總數(shù)(電中性原則)。質(zhì)子平衡(ProtonBalance):

溶液中酸失去質(zhì)子數(shù)目等于堿得到質(zhì)子數(shù)目。

酸堿水溶液酸度的計算1、物料平衡式massbalanceequation在平衡狀態(tài)，某組分的分析濃度等于其各型體的平衡濃度之和的數(shù)學表達式。例：解：2、電荷平衡式chargebalanceequation在平衡狀態(tài)，溶液中正離子所帶電荷總數(shù)與負離子所帶電荷總數(shù)相等的數(shù)學表達式。例：解：3、質(zhì)子平衡式protonbalanceequation（1）選取零水準、參考水準。注意！零水準是物質(zhì)。（2）零水準的兩個必要條件：參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移，大量存在。HAc水溶液的質(zhì)子條件式：（4）平衡狀態(tài)下，體系中，得失質(zhì)子的產(chǎn)物的物質(zhì)的量相等，的數(shù)學表達式。（1）零水準為HAc和H2O。（3）寫出零水準物質(zhì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移式。（2）酸堿反應式。HAc+H2OAc-+H3O+

H2O+H2OOH-+H3O+3、質(zhì)子平衡式protonbalanceequation（1）選取零水準、參考水準。注意！零水準是物質(zhì)。（2）零水準的兩個必要條件：參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移，大量存在。HAc水溶液的質(zhì)子條件式：（4）平衡狀態(tài)下，體系中，得失質(zhì)子的產(chǎn)物的物質(zhì)的量相等，的數(shù)學表達式。（3）失去質(zhì)子的產(chǎn)物是Ac-和OH-，得到質(zhì)子的產(chǎn)物是H3O+。（3）寫出零水準物質(zhì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移式。（4）質(zhì)子平衡式：n(Ac-)+n(OH-)=n(H3O+)

c(Ac-)+c(OH-)=c(H3O+)NaH2PO4

水溶液的質(zhì)子條件式：（1）零水準為H2PO4-和H2O。（2）寫出零水準物質(zhì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移式。H2PO4-

失去H+，HPO42-H2PO4-+H2OHPO42-+H2O+

失去2H+，PO43-H2PO4-+2H2O

PO43-+2H2O+

得到H+，H3PO4

H2PO4-+H2OH3PO4+OH-H2O

失去H+，OH-

得到H+，H3O+H2O+H2OOH-+H3O+拿掉H，得到H

c(H3PO4)+c(H+)=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)2023/3/30弱酸、弱堿水溶液酸度的計算強酸（堿）溶液一元弱酸（堿）溶液多元弱酸（堿）溶液兩性物質(zhì)濃度為amol/L的HCl溶液PBE整理得若允許誤差不>5%，有：用同樣的思路可處理強堿體系。1.強酸（強堿）溶液PBE其中2.一元弱酸（弱堿）溶液（重點）→濃度為c0mol/L的HA溶液比較Kac0

與Kw的大小關(guān)系2.一元弱酸（弱堿）溶液（重點）比較Kac0

與Kw，Ka與c0的大小關(guān)系濃度為c0mol/L的HA溶液Kac0

＞10Kw，c0/Ka＜100(7-16)Kac0

＞10Kw，c0/Ka＞100(7-17)Kac0

＜10Kw，c0/Ka＞100(7-18)弱酸、弱堿水溶液酸度的計算書p236例題7-7，7-8,7-9,7-10。Kac0

＞10Kw，c0/Ka＞100(7-17)Kac0

＜10Kw，c0/Ka＞100(7-18)對一元弱堿而言：2023/3/30弱酸、弱堿水溶液酸度的計算回顧根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，寫出下列分子或離子的共軛酸的化學式=共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系一元酸NH4+pKbpKaNH32023/3/30弱酸、弱堿水溶液酸度的計算已知0.3mol/LNaX溶液pH=9.5，計算弱酸HX的解離常數(shù)Ka。解：cb=0.3mol/LpOH=14-pH=14-9.5=4.5[OH-]=10-4.5同時[OH-]=3×10-62023/3/30緩沖溶液定義及作用原理緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變pH值的溶液)。實驗：50ml純水，pH=750mLHAc-NaAc溶液[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74 加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HClpH=3pH=4.73加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOHpH=11pH=4.75緩沖溶液定義及作用原理緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變pH值的溶液)。由弱的共軛酸堿對組成的體系：HAc-Ac-

，NH4+-NH3，H2CO3-HCO3-，H2PO4--HPO42-某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系H+OH-作用：使pH穩(wěn)定在一個較窄的范圍。緩沖溶液的作用機制補充：高濃度強酸強堿則是因為本身濃度大對少量的酸或堿的加入不敏感而達到穩(wěn)定pH值的作用的。緩沖溶液定義及作用原理由Camol/LHA和Cbmol/LA-構(gòu)成的共軛酸堿平衡：+A-

H+HA緩沖能力的大小決定于：1、酸與共軛堿（堿與共軛酸）的總濃度：共軛酸堿對的總濃度越大，緩沖能力越大。2、緩沖比：Ca/Cb或Cb/Ca；Ca/Cb或Cb/Ca越接近1，緩沖能力越大，為1時最大緩沖溶液定義及作用原理作圖，即分布系數(shù)圖ipH0.51.0pKaHAA緩沖范圍：緩沖作用的有效的pH范圍稱為緩沖范圍。共軛酸堿對：Ca/Cb=1:10pH=pKa+1

Ca/Cb=10:1pH=pKa–1

所以緩沖范圍為：

pH=pKa±1緩沖溶液定義及作用原理緩沖溶液定義及作用原理由Camol/LHA和Cbmol/LA-構(gòu)成的共軛酸堿平衡：

溶液中較大量的HA與外加的少量的OH-生成A-和H2O，當達到新平衡時，c(A-)略有增加，

c(HA)略有減少，變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。加入少量強堿：緩沖溶液定義及作用原理

溶液中大量的A-與外加的少量的H3O+結(jié)合成HA，當達到新平衡時，c(HA)略有增加，c(A-)略有減少，變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。緩沖溶液定義及作用原理加入少量強酸：設Camol/LHA和Cbmol/LA-構(gòu)成的緩沖溶液：緩沖溶液pH計算某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系2023/3/30緩沖溶液pH計算欲配置250mLpH=5的緩沖溶液，需在12.5mL

1mol/LNaAc溶液中加入6mol/LHAc和水各多少體積？+Ac-

H+HAc某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系解：pH=pKa-lg(ca/cb)

5=

4.75-lg(ca/cb)ca/cb=0.55ca/cb=[HAc]/[Ac-]=0.55其中，[Ac-]=12.5mL×1mol/L/250mL=0.05mol/L所以，[HAc]=0.05mol/L×0.55=0.0275mol/L2023/3/30緩沖溶液pH計算欲配置250mLpH=5的緩沖溶液，需在12.5mL

1mol/LNaAc溶液中加入6mol/LHAc和水各多少體積？+Ac-

H+HAc某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系解：HAc的物料守恒：250mL×0.0275mol/L

=6mol/L×VmLV=1.146mLVH2O=250-12.5–1.146=236.354mL將0.3mol/LHAc10mL和0.1mol/LNaOH10mL混合，計算溶液的pH。緩沖溶液pH計算某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)0.1mol/L*10mL剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)

pH=pKa-lg(ca/cb)

4.75-lg(0.1/0.05)=4.45有反應，會消耗§4-1酸堿質(zhì)子理論§4-2影響酸堿平衡的因素§4-3酸堿水溶液酸度的計算§4-4酸堿指示劑§4-5酸堿滴定曲線和指示劑的選擇§4-6酸堿滴定法的應用酸堿平衡與酸堿滴定法2023/3/30酸堿指示劑的來歷波義耳（Boyle）英國化學家英國化學家波義耳在1662年根據(jù)實驗結(jié)果提出：“在密閉容器中的定量氣體，在恒溫下，氣體的壓強和體積成反比關(guān)系。”在定量定溫下，理想氣體的體積與氣體的壓強成反比。稱之為波義耳定律。這是人類歷史上第一個被發(fā)現(xiàn)的“定律”。2023/3/30酸堿指示劑的來歷2023/3/30酸堿指示劑的來歷2023/3/30酸堿指示劑的來歷酸堿指示劑1、定義：能跟酸性或者堿性的溶液起作用而顯示不同顏色的物質(zhì)。2、舉例：紫色石蕊溶液、無色酚酞溶液。p246甲基橙甲基紅酚酞p246甲基橙甲基紅酚酞p246甲基橙甲基紅酚酞變色范圍pH酸色、堿色pKHIn甲基橙酚酞COHOHCOO-HOOH-H+pKa=9.1CCOO-OO-酸堿指示劑作用原理作用于人眼的顏色由確定，而又由確定，因此可由顏色的變化判斷[H+]的變化，確定滴定的終點。堿色酸色酸堿指示劑8.0~9.69.1紅粉紅無色酚酞4.4~6.25.2黃橙紅甲基紅3.1~4.43.4黃橙紅甲基橙變色范圍堿色過渡色酸色pKa顏色指示劑指示劑變色范圍理論變色點：pKa理論變色范圍：pKa1甲基橙指示劑的變色范圍示意圖HInIn例如甲基橙：但酸堿指示劑本身具有酸堿性質(zhì)，也會與滴定劑作用，用量過大會引起較大的誤差，尤其是對微量滴定而言。二．影響指示劑變色范圍的各種因素指示劑的用量溫度的影響離子強度的影響溶劑的影響2023/3/30

酸堿指示劑與酸堿滴定1、什么叫酸堿指示劑的理論變色范圍？2、什么叫酸堿指示劑的理論變色點？3、為什么酚酞不適用于酸滴定堿的體系？4、溫度會影響酸堿指示劑的變色范圍嗎？5、什么叫做酸堿滴定曲線？橫坐標是什么？縱坐標是什么？6、強堿滴定一元弱酸的滴定曲線有什么特點？7、滴定反應常數(shù)的符號是什么？數(shù)值是多少？強酸和弱酸哪個滴定反應常數(shù)更大？8、什么叫做滴定突躍？9、滴定突躍的突躍范圍與什么因素有關(guān)？10、一元弱酸能否被準確滴定的條件是什么？一元弱堿能否被準確滴定的條件是什么？強酸強堿滴定滴定反應：設滴定過程中，溶液中剩余的強酸濃度為amol.L-1,過量的強堿濃度為bmol.L-1。例：用0.1000mol.L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol.L-1HCl。滴定階段質(zhì)子平衡式[H+]計算式滴定前[H+]=[OH-]+a[H+]=a化學計量點前[H+]=[OH-]+a[H+]=a化學計量點[H+]=[OH-]pH=7.00化學計量點后[OH-]=[H+]+b[OH-]=b甲基橙甲基紅酚酞C(mol.L-1)

強堿滴定強酸化學計量點1.00.100.0100.0010滴定突躍-0.1%+0.1%酸緩沖區(qū)突躍區(qū)堿緩沖區(qū)V(NaOH)中和%pH0.000.001.0018.0090.002.3019.8099.003.3019.9899.904.3020.00100.07.0020.02100.19.70C(mol.L-1)滴定突躍1.0003.30~10.700.10004.30~9.700.010005.30~8.70

強堿滴定弱酸例：用0.1000mol.L-1NaOH滴定20.00mL初始濃度為0.1000mol.L-1

的弱酸HA。滴定反應：設滴定過程中，溶液中剩余的弱酸濃度為Ca

mol.L-1,生成的共軛堿濃度為Cbmol.L-1

，過量的強堿濃度為bmol.L-1。滴定階段體系質(zhì)子平衡式[H+]計算式滴定前HA[H+]=[OH-]+[A-]化學計量點前HA-A-[H+]+Cb=[OH-]+[A-]化學計量點A-[H+]+[HA]=[OH-]化學計量點后A-+OH-[H+]+b+[HA]=[OH-][OH-]=b強堿滴定弱酸HAcHCl突躍區(qū)堿緩沖區(qū)共軛緩沖區(qū)pKa化學計量點：8.72突躍突躍滴定突躍：7.76~9.70在弱堿性范圍，Et=-0.1%，pH=pKa+3強堿滴定弱酸，只可用弱堿性范圍變色的指示劑。甲基紅甲基橙酚酞0.1000mol.L-1NaOH滴定同濃度、不同強度的酸pHEt%pHEt%HCl10-510-610-710-8可行性判斷KaKaEt%10-610-710-8pH-0.208.689.5610.25-0.108.939.7010.300.09.359.8510.350.19.7710.0010.400.210.0210.1410.44滴定突躍(0.1)0.840.300.10滴定突躍(0.2)1.340.580.19目測：pH=0.2~0.32pH0.6目測終點準確滴定的可行性判斷：cKa

10-8酚酞強酸滴定弱堿滴定反應（3）強酸滴定弱堿，只可用在酸性介質(zhì)變色的指示劑。（2）化學計量點落在酸性介質(zhì)；pH<7甲基橙甲基紅雙指示劑法（1）燒堿中NaOH和Na2CO3

的測定試樣V1取一份試樣H+酚酞H+甲基橙NaOHNa2CO3H+酚酞H2OHCO3-H+甲基橙H2CO3紅色無色V1黃色橙色V2V2不是V總

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法V2第一步第二步（1）采用酸堿指示劑──酚酞變色范圍

pH：8.0～9.6

無色----紅色（2）NH3·H2O?NH4++OH-加NH4+，平衡左移

影響酸堿平衡的因素2、同離子效應（1）燒堿中NaOH和Na2CO3

的測定試樣V1取一份試樣H+酚酞H+甲基橙NaOHNa2CO3H+酚酞H2OHCO3-紅色無色V1

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法V2第一步第二步pH：9.68.0（1）燒堿中NaOH和Na2CO3

的測定試樣V1取一份試樣H+酚酞H+甲基橙NaOHNa2CO3H+酚酞H2OHCO3-紅色無色V1

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法V2第一步第二步pH：9.68.0（1）燒堿中NaOH和Na2CO3

的測定試樣V1取一份試樣H+酚酞H+甲基橙NaOHNa2CO3H+酚酞H2OHCO3-紅色無色V1

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法V2第一步第二步pH：9.68.0（1）采用酸堿指示劑──甲基橙(橙紅色)

變色范圍：

pH：3.1～4.4

紅色----黃色（2）HAc?Ac-+H+

加Ac-,平衡左移

影響酸堿平衡的因素2、同離子效應（1）燒堿中NaOH和Na2CO3

的測定試樣V1取一份試樣H+酚酞H+甲基橙

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法V2第一步第二步pH：4.43.1H2OHCO3-H+甲基橙H2CO3黃色橙色V2雙指示劑法（1）燒堿中NaOH和Na2CO3

的測定NaOHNa2CO3H+酚酞H2OHCO3-H+甲基橙H2CO3紅色無色V1黃色橙色V2

第一步第二步第一步用掉的酸的量第二步用掉的酸的量酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法雙指示劑法NaOHNa2CO3H+酚酞H2OHCO3-H+甲基橙H2CO3紅色無色V1黃色橙色V2第一步第二步第一步反應式：NaOH+HCl=NaCl+H2ONa2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3

消耗鹽酸1消耗鹽酸2第二步反應式：NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

消耗鹽酸3消耗鹽酸1+消耗鹽酸2=V1消耗鹽酸3=V2

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法第一步反應式：NaOH+HCl=NaCl+H2ONa2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3

消耗鹽酸1消耗鹽酸2第二步反應式：NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

消耗鹽酸3消耗鹽酸1+消耗鹽酸2=V1消耗鹽酸3=V2n(HCl)=n(Na2CO3)=n(NaHCO3)=n(H2CO3)消耗鹽酸2第一步用掉的酸的量

第二步用掉的酸的量酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法第二步反應式：NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

消耗鹽酸3未知成分混合堿的測定

取一份試樣以雙指示劑法連續(xù)滴定NaOHNa2CO3或NaHCO3H+酚酞V1H+甲基橙V2H2CO3H2OHCO3-HCO3-紅色無色V1黃色紅色V2注：V2不是V總12345NaOHNa2CO3NaHCO3NaOH-Na2CO3Na2CO3-NaHCO3V1>0V1>0V1=0V1>0V1>0V2=0V2>0V2>0V2>0V2>0V1=V2V1>V2V1<V2酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法含有少量雜質(zhì)的混合堿試樣1.200g，溶解后以酚酞為指示劑滴至終點需30.00mL

0.5000mol/L的HCl；再以甲基橙為指示劑，繼續(xù)用該鹽酸滴定至終點，又用去5.00mL，問試樣的組成？各組分的質(zhì)量分數(shù)？

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法（M(NaOH)=40.00g/mol，M(NaHCO3)=84.00g/mol

M(Na2CO3)=106.00g/mol）

解：V1=30mLV2=5mL，V1>V2體系為NaOH和Na2CO3混合物==含有少量雜質(zhì)的混合堿試樣1.200g，溶解后以酚酞為指示劑滴至終點需30.00mL

0.5000mol/L的HCl；再以甲基橙為指示劑，繼續(xù)用該鹽酸滴定至終點，又用去5.00mL，問試樣的組成？各組分的質(zhì)量分數(shù)？

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法第一步反應式：NaOH+HCl=NaCl+H2ONa2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3

消耗鹽酸1消耗鹽酸2第二步反應式：NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

消耗鹽酸3消耗鹽酸1+消耗鹽酸2=V1消耗鹽酸3=V2

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法酚酞Na2CO3溶液是可以使得酚酞變紅的。Na2CO3溶液用鹽酸滴定，滴定到HCO3-，酚酞失效。不能只用酚酞滴定Na2CO3。某一含惰性雜質(zhì)的混合堿樣品0.6028g，加水溶解，用0.2022mol·L-1HCl溶液滴定至酚酞終點，用去HCl溶液20.30mL；加入甲基橙，繼續(xù)滴定至甲基橙變色，又用去HCl溶液22.45mL。問樣品由何種堿組成?各組分的質(zhì)量分數(shù)為多少?？

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法解：V1=20.3mLV2=22.45mL，V1＜V2p263

體系為NaHCO3和Na2CO3混合物NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3

Na2CO3溶液用鹽酸滴定，滴定到HCO3-，酚酞失效。不能只用酚酞滴定Na2CO3。第二步的NaHCO3，包括Na2CO3生成的，也包括原有的。某一含惰性雜質(zhì)的混合堿樣品0.6028g，加水溶解，用0.2022mol·L-1HCl溶液滴定至酚酞終點，用去HCl溶液20.30mL；加入甲基橙，繼續(xù)滴定至甲基橙變色，又用去HCl溶液22.45mL。問樣品由何種堿組成?各組分的質(zhì)量分數(shù)為多少?？

酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法解：V1=20.3mLV2=22.45mL，V1＜V2p263

體系為NaHCO3和Na2CO3混合物（3）未知成分混合堿的測定設已知一混合堿可能含有NaOH、或NaHCO3

、或Na2CO3

、或是幾種物質(zhì)的可能混合物，試分析其百分含量。（2）純堿中NaHCO3和Na2CO3

的測定

取一份試樣以雙指示劑法連續(xù)滴定NaOHNa2CO3或NaHCO3H+酚酞V1H+甲基橙V2H2CO3H2OHCO3-HCO3-酸堿指示劑的應用——混合堿分析的方法NH4+處理蒸餾法甲醛法蒸餾法NH4+NH3OH-蒸餾HCl標準溶液吸收H3BO3

溶液吸收HCl標液吸收NH3NH4Cl+HCl（過量）NaOHH2O+NH4+HCl強酸與弱酸混合體系pH5指示劑：甲基紅凱氏定氮法

氮含量的測定試樣NH4+NH3OH-蒸餾HCl標準溶液吸收H3BO3

溶液吸收HCl標液吸收NH3NH4Cl+HCl（過量）NaOHH2O+NH4+HCl強酸與弱酸混合體系pH5指示劑：甲基紅

氮含量的測定NH4+NH3OH-蒸餾HCl標準溶液吸收H3BO3

溶液吸收H3BO3

標液吸收

氮含量的測定NH3NH4Cl+H2BO3-

（NH3+

H3BO3）pKb=4.76HClH3BO3+NH4+弱酸弱堿混合體系pH5指示劑：甲基紅2023/3/30實驗課安排實驗時間，同一天上課7班5-6節(jié)，8班7-8節(jié)8班參加運動會和啦啦操同學，周五下午一點半到燦英樓614先進行第一個實驗，做完后再進行第二個實驗。2023/3/30實驗課安排1、10個實驗每個10分2、期末總評：2-3名A，1-3名C，

其余B3、成績：

預習報告+實驗數(shù)據(jù)+實驗報告

實驗操作

預習報告實驗原理可以省，實驗步驟不能省報告要求1、目的要求2、實驗原理（簡單）3、實驗用品（具體用什么，用什么寫什么）4、實驗步驟（具體做什么，有多少寫多少）5、實驗數(shù)據(jù)6、結(jié)論7、思考題（能回答多少算多少）1、目的要求2、實驗原理（簡單）3、實驗用品4、實驗步驟預習報告實驗報告績點的算法績點的算法：高數(shù)5學分，無機4學分，無機實驗1學分。A同學：高數(shù)90分，無機80分，無機實驗70分總分=240分B同學：高數(shù)60分，無機90分，無機實驗90分總分=240分C同學：高數(shù)100分，無機80分，無機實驗60分總分=240分A同學績點：4×5+3×4+2×1=3333/10=3.3B同學績點：1×5+4×4+4×1=2525/10=2.5C同學績點：5×5+3×4+1×1=3838/10=3.8績點的算法A同學B同學C同學加權(quán)平均分，加權(quán)算法2023/3/30回顧1．酸堿可以是陽離子、陰離子、中性分子及兩性物質(zhì)，有些物質(zhì)既可作為酸，也可作為堿。2．酸和其釋放質(zhì)子后形成的質(zhì)子堿形成共軛酸堿對，如NH4+和NH3

及HAc和Ac-

。3．質(zhì)子酸酸性越強，共軛堿堿性越弱。問酸的強度是指Ka大小1．電解質(zhì)在水溶液中達到解離平衡時解離的百分率，用α表示。2．

一、酸堿質(zhì)子理論二、解離度酸的離解：堿的離解：水的質(zhì)子自遞反應：

回顧三、酸堿解離平衡常數(shù)多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1以一元共軛酸堿對HA—A-為例回顧

回顧酸度溶液中，氫離子H+濃度（嚴格講，叫氫離子活度），用pH表示。酸的濃度溶液中，酸的分析濃度，指在一定體積的溶液中，所含某種酸的量。它包括未電離的酸的濃度和已電離的酸的濃度。對強酸而言，酸度和酸的濃度沒有差別。0.1mol/LHCl中[H+]=0.1mol/L完全電離對弱酸而言，僅有部分H+電離0.1mol/LHAc中[H+]=1.3×10-3mol/L不完全電離2023/3/30

+=1分布系數(shù)回顧2023/3/30

分布系數(shù)與pH的關(guān)系HAcAcˉ4.740.5當pH<pKa時，HA為主要存在型體；當pH>pKa時，A-為主要存在型體；當pH=pKa時，HA與A-各占一半?；仡?023/3/30緩沖溶液定義及作用原理緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變pH值的溶液)。實驗：50ml純水，pH=750mLHAc-NaAc溶液[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74 加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HClpH=3pH=4.73加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOHpH=11pH=4.75緩沖溶液定義及作用原理緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變pH值的溶液)。由弱的共軛酸堿對組成的體系：HAc-Ac-

，NH4+-NH3，H2CO3-HCO3-，H2PO4--HPO42-某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系H+OH-作用：使pH穩(wěn)定在一個較窄的范圍。緩沖溶液的作用機制補充：高濃度強酸強堿則是因為本身濃度大對少量的酸或堿的加入不敏感而達到穩(wěn)定pH值的作用的。緩沖溶液定義及作用原理由Camol/LHA和Cbmol/LA-構(gòu)成的共軛酸堿平衡：+A-

H+HA緩沖能力的大小決定于：1、酸與共軛堿（堿與共軛酸）的總濃度：共軛酸堿對的總濃度越大，緩沖能力越大。2、緩沖比：Ca/Cb或Cb/Ca；Ca/Cb或Cb/Ca越接近1，緩沖能力越大，為1時最大緩沖溶液定義及作用原理作圖，即分布系數(shù)圖ipH0.51.0pKaHAA緩沖范圍：緩沖作用的有效的pH范圍稱為緩沖范圍。共軛酸堿對：Ca/Cb=1:10pH=pKa+1

Ca/Cb=10:1pH=pKa–1

所以緩沖范圍為：

pH=pKa±1緩沖溶液定義及作用原理設Camol/LHA和Cbmol/LA-構(gòu)成的緩沖溶液：緩沖溶液pH計算某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系2023/3/30緩沖溶液pH計算欲配置250mLpH=5的緩沖溶液，需在12.5mL

1mol/LNaAc溶液中加入6mol/LHAc和水各多少體積？+Ac-

H+HAc某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系解：pH=pKa-lg(ca/cb)

5=

4.75-lg(ca/cb)ca/cb=0.55ca/cb=[HAc]/[Ac-]=0.55其中，[Ac-]=12.5mL×1mol/L/250mL=0.05mol/L所以，[HAc]=0.05mol/L×0.55=0.0275mol/L2023/3/30緩沖溶液pH計算欲配置250mLpH=5的緩沖溶液，需在12.5mL

1mol/LNaAc溶液中加入6mol/LHAc和水各多少體積？+Ac-

H+HAc某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系解：HAc的物料守恒：250mL×0.0275mol/L

=6mol/L×VmLV=1.146mLVH2O=250-12.5–1.146=236.354mL將0.3mol/LHAc10mL和0.1mol/LNaOH10mL混合，計算溶液的pH。緩沖溶液pH計算某弱酸HA與其共軛堿A-組成的緩沖體系解：HAc+NaOH=NaAc+H2O生成的c(NaAc)=0.1×10/(10+10)=0.05(mol/L)0.1mol/L*10mL剩余的c(HAc)=(0.3×10-0.1×10)/20=0.1(mol/L)

pH=pKa-lg(ca/cb)

4.75-lg(0.1/0.05)=4.45有反應，會消耗酸堿指示劑1、定義：能跟酸性或者堿性的溶液起作用而顯示不同顏色的物質(zhì)。2、舉例：紫色石蕊溶液、無色酚酞溶液。p246甲基橙甲基紅酚酞p246甲基橙甲基紅酚酞p246甲基橙甲基紅酚酞變色范圍pH酸色、堿色pKHIn甲基橙酚酞COHOHCOO-HOOH-H+pKa=9.1CCOO-OO-酸堿指示劑作用原理作用于人眼的顏色由確定，而又由確定，因此可由顏色的變化判斷[H+]的變化，確定滴定的終點。堿色酸色酸堿指示劑8.0~9.69.1紅粉紅無色酚酞4.4~6.25.2黃橙紅甲基紅3.1~4.43.4黃橙紅甲基橙變色范圍堿色過渡色酸色pKa顏色指示劑指示劑變色范圍理論變色點：pKa理論變色范圍：pKa1甲基橙指示劑的變色范圍示意圖HInIn例如甲基橙：但酸堿指示劑本身具有酸堿性質(zhì)，也會與滴定劑作用，用量過大會引起較大的誤差，尤其是對微量滴定而言。二．影響指示劑變色范圍的各種因素指示劑的用量溫度的影響離子強度的影響