上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分

上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分上海交通大學(xué)無機化學(xué)課1<1>強酸（堿）溶液*強調(diào)完全電離，溶液中的H＋來自兩方面的貢獻(xiàn)：HA及H2O（1）當(dāng)強酸(或強堿)的濃度不是太稀，(即ca≥10－6mol·dm－3或cb≥10－6mol·dm－3)時，水的離解不予考慮，可忽略，得最簡式：

[H+]=CHA，pH＝－lgCHA<1>強酸（堿）溶液*強調(diào)完全電離，溶液中的H＋來自兩方面[2

（2）當(dāng)c≤1.0×10－8mol·dm－3時，溶液pH值主要由水的離解決定：（3）當(dāng)強酸或強堿的濃度較稀時，ca介于10－6mol·dm－3

10－8mol·dm－3之間時要精確計算。質(zhì)子等衡式為：得精確式：

（2）當(dāng)c≤1.0×10－8mol·dm－3時，溶液p3

例如：10cm30.01mol/dm3HCl稀釋至1.0×107cm3pH=？稀釋后CHCl=10-8pH=8>7矛盾！應(yīng)用精確公式計算:[H+]=1.05×10-7pH=6.98

一般要求Et%<0.2%

例如：10cm30.01mol/dm3HCl稀釋至4<2>一元弱酸（堿）溶液*強調(diào)部分電離，通常電離度較小。（1）對于一般的弱酸（堿）體系：質(zhì)子平衡條件為：[H+]=[A-]+[OH-]由Ka、Kw關(guān)系得：此為精確公式！<2>一元弱酸（堿）溶液*強調(diào)部分電離，通常電離度較小。5

如果弱酸的Ka和濃度C都不是非常小，所以由酸離解提供的[H+]，將高于水離解所提供的[H+]，水的離解可以忽略?？蓪⑶笆街械模藈項略去，則得：即：*近似的條件：cＫa≥20Ｋw，c／Ka＜500。

如果弱酸的Ka和濃度C都不是非常小，所以由酸離解提供的[6

若酸的濃度不是太小，但酸極弱，水的離解不能忽略，但可認(rèn)為[HA]≈CHA，上式可簡化為近似公式：*近似的條件：c/Ka≥500，cKa＜20Kw（3）如果同時滿足c／Ka≥500和cKa≥20Kw兩個條件，則可進(jìn)一步簡化為:(此為最常用的公式，但要注意使用條件?。╆P(guān)于近似條件？

若酸的濃度不是太小，但酸極弱，水的離解不能忽略，但可認(rèn)為[7

cＫa≥20Ｋw，c／Ka＜500c/Ka≥500，cKa＜20Kwc／Ka≥500和cKa≥20Kw

cＫa≥20Ｋw，c／Ka＜500c/Ka≥500，8

（2）若CHA≤10－7mol/dm3時，可按強電解質(zhì)公式計算。因為非常稀的弱酸（堿）溶液在水中與強電解質(zhì)一樣完全電離了。？

（2）若CHA≤10－7mol/dm3時，可按強電解質(zhì)公9示例計算1.0×10－7mol·dm－3HAc溶液的pH，已知pKa＝4.74。

解：∵cＫa＝1.0×10－7×1.8×10－5＞20Kwc/Ｋa=1.0×10－7/1.8×10－5<500∴若用近似式：*結(jié)論：若CHA≤10－7mol/L時，須按強電解質(zhì)公式計算。pH>7?示例計算1.0×10－7mol·dm－3HAc溶液的pH，10質(zhì)子條件：[H+]=[A－]+[OH－]完全同于強酸溶液。質(zhì)子條件：[H+]=[A－]+[OH－]11<3>兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)如NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、氨基酸、蛋白質(zhì)等，以NaHA為例：H2AH++HA-

HA-H++A2-

以HA－、H2O為零水準(zhǔn)，則質(zhì)子等衡式為：[H+]+[H2A][OH-]+[A2-]將各濃度的關(guān)系代入并以[H+]、Kai、[HA-]表達(dá)：

<3>兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)如NaHCO3、K2HPO4、NaH212

大多數(shù)情況下，Ka2、Kb2都很小，故溶液中HA-得、失質(zhì)子能力都比較弱，所以可認(rèn)為[HA－]≈c；根據(jù)誤差要求，還可以進(jìn)行簡化當(dāng)c·Ka2≥20Kw，c/Ka1＜20時，則：忽略Kw大多數(shù)情況下，Ka2、Kb2都很小，故溶液中HA-得、失13

當(dāng)c·Ka2＜20Kw、c/Ka1≥20則如果c·Ka2≥20Kw、c/Ka1≥20，則經(jīng)整理可得

該式為最常用的最簡式，同樣要注意使用條件及特點。注意應(yīng)用！

當(dāng)c·Ka2＜20Kw、c/Ka1≥20則注意應(yīng)14示例：計算0.10mol/lNa2HPO4溶液的pH值H3PO4

H2PO4-

HPO42-

PO43-Ka1Ka2Ka3示例：計算0.10mol/lNa2HPO4溶液的pH值Ka115<4>多元酸（堿）溶液多元酸堿在溶液中的特點：存在逐級離解；因多級離解常數(shù)存在顯著差別，因此第一級離解平衡是主要的，而且第一級離解出來的H＋又將大大抑制以后各級的離解；一般把多元酸堿作為一元酸堿來處理。同離子效應(yīng)！<4>多元酸（堿）溶液多元酸堿在溶液中的特點：同離子效應(yīng)16二元弱酸(H2A)質(zhì)子條件:

[H+]=[HA-]+2[A2-]+[OH-]2Ka2[H+]=Ka1[H2A](1+)+Kw[H+]由酸堿平衡關(guān)系KwKa1[H2A][H+]=++2Ka1Ka2[H2A][H+][H+]2[H+]零水準(zhǔn)？二元弱酸(H2A)[H+]=[HA-]+2[A2-]17≤0.05,可略

近似式:以下與一元酸的計算方法相同Ka1ca>20Kw2Ka2[H+]=Ka1[H2A](1+)+Kw[H+]2Ka2[H+]=Ka1[H2A](1+)+Kw[H+]2Ka2[H+]2Ka2[H+][H+]=Ka1[H2A](忽略二級及以后各步離解)≤0.05,可略以下18

討論：可將各級酸離解常數(shù)Ka1、Ka2相差較大的多元酸看作離解常數(shù)為Ka1的一元酸來處理；若（如一些有機酸體系，則處理方式要復(fù)雜得多，在此不作討論?；旌纤釅A體系如何處理？

討論：混合酸堿體系如何處理？19強酸(HCl)+弱酸(HA)質(zhì)子條件:[H+]=cHCl+[A-]+[OH-](近似式)忽略弱酸的離解:[H+]≈cHCl

(最簡式)混合酸堿體系Kw[H+]=cHCl++

KacaKa+[H+][H+]據(jù)酸堿平衡關(guān)系強酸(HCl)+弱酸(HA)質(zhì)子條件:[H+]=20

綜合考慮、分清主次、合理取舍、近似計算酸堿溶液[H+]的計算總結(jié)質(zhì)子條件物料平衡電荷平衡酸堿平衡關(guān)系[H+]的精確表達(dá)式近似處理[H+]的近似計算式和最簡式綜合考慮、分清主次、合理取舍、近似計算酸堿溶液[H+]21如何面對一個復(fù)雜的體系，計算酸度？

先找出體系中各組分之間的平衡關(guān)系；相應(yīng)的每項濃度都同時滿足存在的各個平衡的關(guān)系；找出相應(yīng)的質(zhì)子平衡關(guān)系式；找出體系中的主要反應(yīng)（通過平衡常數(shù)）；找出求[H+]的表達(dá)式；然后根據(jù)具體情況具體問題具體處理。如何面對一個復(fù)雜的體系，計算酸度？先找出體系中各組分之間的22舉例0.030mol.dm3的(NH4)2S溶液，已知Ka’(NH4+）=5.6×10-10，H2S的Ka1=1.3×10-7Ka2=7.1×10-15，求溶液的pH=?解：溶液中存在下列平衡關(guān)系：(1)H2O+S2-HS-+OH-K1=Kw/Ka2=1.4;(2)NH4++H2ONH3+H3O+K2=Ka’(NH4+)=5.6×10-10舉例0.030mol.dm3的(NH4)2S溶液，已知Ka23

(3)H2O+H2OH3O+OH-K3=Kw=1.0×10-14(4)NH4++S2-HS-+NH3

K4=Ka’(NH4+)/Ka2=

7.9×104;以NH4+、S2-、H2O為零水準(zhǔn)，則質(zhì)子平衡式為：[HS-]+2[H2S]+[H+]=[OH-]+[NH3]從平衡常數(shù)看，K4較大，所以以第四個反應(yīng)為主。因為溶液呈堿性而且，[HS-]>>[H2S]>>[H+]；若濃度不太小，則水離解的[OH-]也可忽略，即：[NH3]>>[OH-]，所以質(zhì)子平衡關(guān)系式簡化為：[HS-]=[NH3]

(3)H2O+H2OH24

利用分布系數(shù)的表達(dá)式，可求出溶液的pH:[HS-]=[NH3]

利用分布系數(shù)的表達(dá)式，可求出溶液的pH:25

忽略無窮小項Ka1Ka2Ka’得：pH=lg5.6×10-10=9.25

忽略無窮小項Ka1Ka2Ka’得：264.緩沖溶液同離子效應(yīng)：

在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有共同離子的強電解質(zhì)，可使弱電解質(zhì)的電離度降低，這種效應(yīng)稱同離子效應(yīng)。緩沖溶液：

在某種溶液中加入少量強酸或強堿，溶液體系的pH值幾乎不發(fā)生變化，即它能夠抵抗外來少量強堿或強酸作用；或稍加稀釋，其pH不易發(fā)生改變,稱緩沖作用。具有緩沖作用的溶液叫作緩沖溶液。4.緩沖溶液同離子效應(yīng)：27緩沖原理緩沖原理28緩沖溶液的組成如果在弱酸溶液中同時存在該弱酸的共軛堿，或弱堿溶液中同時存在該弱堿的共軛酸，就構(gòu)成緩沖溶液，一般可以分為三種類型：①弱酸及其對應(yīng)的鹽②弱堿及其對應(yīng)的鹽③多元弱酸的酸式鹽及其對應(yīng)的次級鹽緩沖溶液的組成如果在弱酸溶液中同時存在該弱酸的共軛堿，或弱堿29緩沖溶液的計算*緩沖體系中的質(zhì)子平衡關(guān)系為：以HA、H2O為參考水平：[H+]=（[A-]-CA-）+[OH-]以A-、H2O為參考水平：[H+]+（[HA]-CHA）=[OH-]*注意上述質(zhì)子平衡式的內(nèi)涵。精確的pH計算公式為：

緩沖溶液的計算*緩沖體系中的質(zhì)子平衡關(guān)系為：30

當(dāng)溶液為酸性時(pH≤6)，可忽略［OH－］，當(dāng)溶液為堿性時(pH≥8)，可忽略［Ｈ＋］，當(dāng)CHA和CA－較大時，可得緩沖溶液中［Ｈ＋］的最簡式：

當(dāng)溶液為酸性時(pH≤6)，可忽略［OH－］，31緩沖范圍和緩沖容量定義：指溶液具有緩沖能力的pH范圍。對弱酸（堿）和其共軛堿（酸）組成的緩沖溶液，緩沖范圍為：

pH＝pKa±1或pOH＝pKb±1當(dāng)緩沖溶液的總濃度一定時，緩沖對組分濃度的比值越接近1，則緩沖容量越大；當(dāng)比值為1∶1時，緩沖容量最大。如何選擇性的選擇緩沖酸或酸根？緩沖范圍和緩沖容量定義：指溶液具有緩沖能力的pH范圍。如何選32緩沖溶液的選擇首先應(yīng)考慮緩沖能力較大的溶液，這需要緩沖溶液的濃度較大，常用濃度在0.1-1mol/dm3的范圍內(nèi)；其次要選擇pKa盡可能接近所需要控制的pH值的緩沖對，這時緩沖容量最大；不應(yīng)對測量有干擾因素；生命體中、生活中的緩沖體系及其重要性。

緩沖溶液的選擇首先應(yīng)考慮緩沖能力較大的溶液，這需要緩沖溶液的33

34上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分35

正常的該比值是20/1，已超出一般緩沖溶液的緩沖范圍;這是由于人體內(nèi)是一個開放體系，HCO3――CO2(l)發(fā)揮緩沖作用還受到肺和腎生理功能調(diào)節(jié)，其濃度保持相對穩(wěn)定，因此，血漿中HCO3――CO2(l)緩沖體系總能保持較強的緩沖能力。

36血液中含有多種緩沖體系：①血漿中：

H2CO3—NaHCO3；NaH2PO4-Na2HPO4；

HHb—NaHb(血漿蛋白及其鈉鹽)

；HA—NaA

(有機酸及其鈉鹽)。②紅細(xì)胞中：

H2CO3—KHCO3；KH2PO4—K2HPO4；HHb—KHb；HA—KA；HHbO2—KHbO2

(氧合血紅蛋白及其它鉀鹽)。血液中含有多種緩沖體系：37緩沖溶液的配制采用相同濃度的弱酸（或弱堿）及其鹽溶液按不同體積混合來配制所需緩沖溶液。采用在一定量的弱酸中加一定量的強堿，通過中和反應(yīng)生成的鹽和剩余的弱酸組成緩沖溶液。3.

采用在一定量的弱酸（或弱堿）溶液中加入固體鹽類的配制。能否配制一種全域的緩沖溶液？怎么配？緩沖溶液的配制采用相同濃度的弱酸（或弱堿）及其鹽溶液按不同體38

電位緩沖體系沉淀緩沖體系

金屬離子緩沖體系其它緩沖體系原理何在？

其它緩沖體系原理何在？39

*應(yīng)當(dāng)指出：在討論問題時都是應(yīng)用近似計算公式，并不考慮離子強度對計算結(jié)果的影響。欲配制較精確pH值的緩沖溶液時，除了利用活度計算外，必要時還可利用儀器進(jìn)一步測定并校準(zhǔn)。

*應(yīng)當(dāng)指出：40三、酸堿滴定法關(guān)于酸堿滴定方法：常見的用于常量體系測定無機或有機物含量的方法；包括一元滴定和多元滴定及非水溶劑體系中的滴定等內(nèi)容；滴定體系包括滴定劑（往往是標(biāo)準(zhǔn)溶液）、終點指示體系、待測液等；強調(diào)定量的概念及基本操作技能；強調(diào)如何用酸堿滴定來達(dá)到準(zhǔn)確測定未知物含量的目的。一般的計算均用簡便計算法！？三、酸堿滴定法關(guān)于酸堿滴定方法：常見的用于常量體系測定無機或411.酸堿滴定終點的指示方法*酸堿滴定終點指示方法分為電位法和指示劑法：指示劑法是利用酸堿指示劑顏色的突然變化來指示滴定終點；酸堿指示劑一般是有機弱酸(HIn)或弱堿，當(dāng)溶液中的pH值改變時，指示劑由于結(jié)構(gòu)的改變而發(fā)生顏色的突變。指示劑的特征：①HInIn-KHIn（數(shù)值是否要越大越好？）；②HIn與In-顏色有較大的差異。

1.酸堿滴定終點的指示方法*酸堿滴定終點指示方法分為電位法和42甲基橙(MO)酸式和其共軛堿式具有明顯不同的顏色H+OH-紅3.1橙4.04.4黃pKa=3.4甲基橙(MO)酸式和其共軛堿式具有明顯不同的顏色H+43上海交通大學(xué)無機化學(xué)課件第八章第二部分44有機化合物的結(jié)構(gòu)與顏色由σ鍵形成的飽和有機物其結(jié)構(gòu)較牢固，激發(fā)電子所需能量較高，吸收的光波是在頻率較高的遠(yuǎn)紫外區(qū)，所以是無色的。由于激發(fā)π鍵的π電子所需的能量較低，這種能量的光波處于紫外及可見光區(qū)域，如官能團：

＞C＝C＜、＞C＝O、－N＝N－、－N＝O、C＝S等，有可能有色。當(dāng)有多個生色團并且共軛時，由于共軛體系中電子的離域作用，而使π電子易激發(fā)，這類有機物可吸收可見光區(qū)域的光，那么它們就顯色。有機化合物的結(jié)構(gòu)與顏色由σ鍵形成的飽和有機物其結(jié)構(gòu)較牢固，激45酚酞的變色原理共軛結(jié)構(gòu)酚酞的變色原理共軛結(jié)構(gòu)46

終點指示原理：

HIn+H2O====H3O++In-KHIn

終點指示原理：47甲基橙的δ-pH圖02468pHpKa=3.4,紅

橙

黃3.14.40.660.340.910.090.80.21.00.50.0δ甲基橙的δ-pH圖0248

指示劑的變色范圍：（1）指示劑的變色范圍不是恰好位于pH=7，而是隨各種指示劑KHIn的不同而不同；（2）各種指示劑在變色范圍內(nèi)顯示出逐漸變化的過渡顏色；（3）各種指示劑的變色范圍值的幅度不同，不大于兩個pH單位，也不小于1個pH單位。pH＝pKHIn±1（理論變色范圍）

指示劑的變色范圍：49

（4）從人眼的辨別能力角度研究，只能辨別[In-]/[HIn]=1/10~10的范圍，即：[In-]/[HIn]<1/10，只能看見酸色；[In-]/[HIn]>10，只能看見堿色；[In-]/[HIn]介于1/10~10之間，則看見混合色。*變色范圍：pKHIn-1---pKHIn+1；

變色點的pH:pKHIn怎樣選擇指試劑？

（4）從人眼的辨別能力角度研究，只能辨別[In-]/[HI50甲基橙MO甲基紅MR酚酞PP3.14.44.46.28.09.64.05.09.0常用單一酸堿指示劑百里酚酞:無色9.4-----10.0(淺藍(lán))------10.6藍(lán)甲基橙MO3.14.44.46.28.051影響指示劑變色范圍的因素指示劑用量:宜少不宜多，對單色指示劑影響較大

例：50～100mL溶液中2~3滴酚肽，pH≈9變色，而10~15滴酚肽，pH≈8變色離子強度：影響pKHIn溫度其他影響指示劑變色范圍的因素指示劑用量:宜少不宜多，對單色指示52問題什么是終點？什么是計量點？如何選擇指示劑以減小終點誤差？問題什么是終點？532.一元酸堿的滴定強堿滴定強酸（強酸滴定強堿？）

以0.1000mol·dm－3NaOH溶液滴定20.00cm30.1000mol·dm－3HCl溶液為例：1.滴定開始前溶液的pH值取決于HCl溶液的原始濃度，即[H+]＝0.1000mol·dm－3

pH＝1.002.滴定開始至化學(xué)計量（sp或eq）點前，根據(jù)剩余的HCl量計算pH值。濃度不一樣的如何處理？為什么要根據(jù)剩余的量來計算？2.一元酸堿的滴定強堿滴定強酸（強酸滴定強堿？）濃度不一樣的54

3.化學(xué)計量點時當(dāng)加入20.00cm3NaOH溶液時，HCl被NaOH全部中和，生成NaCl溶液，這時pH=7.00。4.化學(xué)計量點后，其pH值取決于過量的NaOH，計算方法與強酸溶液中計算[H+]的方法相類似。注意三個階段的各自特點！

3.化學(xué)計量點時當(dāng)加入20.00cm3NaOH溶液時，550.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl12.5220.002.00040.0011.682.001.10022.00sp后:[OH-]=cNaOH(過量)10.700.201.01020.209.700.021.00120.027.000.000.001.00020.00sp:[H+]=[OH-]=10-7.004.300.020.99919.983.000.200.9919.80sp前:[H+]=cHCl（剩余）2.282.000.9018.00滴定前:[H+]=cHCl1.0020.00.000.00[H+]計算pH過量NaOHmL剩余HClmL

aNaOHmL突躍0.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.56滴定曲線滴定曲線57強酸堿滴定曲線0.1000mol·L-1

HCl↓0.1000mol·L-1

NaOH突躍:9.7~4.3pH121086420012滴定時間（分?jǐn)?shù)）a9.7sp+0.1%4.3sp-0.1%sp

7.0突躍強酸堿滴定曲線0.1000mol·L-1pH058

*由滴定曲線討論酸堿滴定的過程和特征：計量點前，體系中[H+]多，[H+]過量，pH小，H+的大量存在對少量OH-有一定的緩沖作用，所以曲線變化平緩；計量點時，[H+]=[OH-]，體系中pH=7，均為H2O；計量點后，體系中[OH-]多，[OH-]過量，pH大，大量存在的OH-對H+也有緩沖效果，所以曲線變化較平緩；在計量點前后，△V=0.02cm3(0.1%)，△pH稱滴定突躍，希望滴定突躍△pH越大越好（？）；對強酸強堿滴定體系，滴定突躍△pH只與濃度有關(guān)，C大，△pH大。指示劑的選擇也就方便。

*由滴定曲線討論酸堿滴定的過程和特征：59

濃度增大10倍，突躍增加2個pH單位。強酸強堿滴定體系指示劑的選擇原則？

濃度增大10倍，強酸強堿滴定體系指示劑的選擇原則？60強堿滴定弱酸（強酸滴定弱堿？）以0.1000mol·dm－3NaOH溶液滴定20.00cm30.1000mol·dm－3HAc溶液為例，(1)滴定開始前0.1000mol·dm－3的HAc溶液

[H+]＝

＝10－2.87mol·dm－3

pH＝2.87(2)滴定開始至化學(xué)計量點前，溶液中未反應(yīng)的弱酸HAc及反應(yīng)產(chǎn)物Ac－組成緩沖溶液。如果滴入的NaOH溶液為19.98cm3，剩余的HAc為0.02cm3，則溶液中剩余的HAc濃度為：cHAc＝

＝5.00×10–5mol·dm－3

強堿滴定弱酸（強酸滴定弱堿？）以0.1000mol·dm－361

反應(yīng)生成的Ac－濃度約為：cAc－

＝5.00×10－2mol·dm－3∴[H+]＝cHAc/cAc－

·Ｋa＝1.82×10－8mol·dm－3pH＝7.74(3)化學(xué)計量點時生成一元弱堿Ac－，其濃度為：

cAc－

＝5.00×10－2mol·dm－3 pKb’＝14－pKa＝14－4.74＝9.26[OH－]＝＝5.24×10－6·mol·dm－3

pOH＝5.28pH＝8.72化學(xué)計量點時溶液呈堿性。(4)化學(xué)計量點后與強堿滴定強酸的情況完全相同，根據(jù)NaOH的過量程度進(jìn)行計算（？）。

反應(yīng)生成的Ac－濃度約為：62

總結(jié)：起點的高低由弱酸的本性決定；計量點前：緩沖體系，pH=pKa+lgCs/CapH與Cs/Ca及Ka有關(guān)，與Ca和Cs的絕對大小無關(guān)。計量點時：pH>7，C’為稀釋后的共軛堿的濃度；計量點后，OH-過量，Ac-的影響可忽略，體系與強酸強堿體系一樣，與濃度有關(guān)；注意圖形！

總結(jié)：注意圖形！63強堿滴定弱酸滴定曲線012pH121086420HAA-A-+OH-突躍9.78.77.74.3HAHCl比較差異及尋找原因?。?）計量點；（2）突躍縮小強堿滴定弱酸滴定曲線0640.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHA(pKa=4.76)11.68A-+OH-1.10022.0010.70A-+OH-1.01020.2010.00A-+OH-1.00220.049.70A-+OH-1.00120.028.72A-1.00020.007.76HA+A-0.99919.987.46HA+A-0.99819.966.67HA+A-0.9919.805.71HA+A-0.9018.004.76HA+A-0.5010.002.88HA0.000.00[H+]計算式pH組成aNaOHmL[H+]＝Kaca[H+]=Ka

[HA][A-]sp后:[OH-]=cNaOH(過量)[OH-]=Kbcbsp前滴定前sp0.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/L650.1mol·L-1HClNH30.1mol·L-1pKb=4.75050

100150200%

6.254.305.286.24.43.1pHNaOHNH3突躍處于弱酸性,選甲基紅或甲基橙作指示劑.強酸滴定弱堿8.00.1mol·L-1NH305066強堿滴定強酸和滴定弱酸的滴定曲線比較強堿滴定強酸和滴定弱酸的滴定曲線比較67

當(dāng)弱酸溶液的濃度c和弱酸的離解常數(shù)Ka的乘積cKa≥10－8時，滴定突躍可≥0.3pH單位，人眼能夠辨別出指示劑顏色的改變，滴定就可以直接進(jìn)行，這時終點誤差也在允許的±0.1%以內(nèi)。所以，以容量滴定法準(zhǔn)確測定弱酸的條件為：cKa≥10－8？

當(dāng)弱酸溶液的濃度c和？68指示劑選擇:

pHep與pHsp盡可能接近，以減小滴定誤差滴定曲線：溶液pH隨滴定體積或滴定分?jǐn)?shù)(a)變化的曲線酸堿滴定原理化學(xué)計量點(s