酸碱滴定法

分析化学第六章酸碱滴定，知识内容有酸碱质子理论、酸碱指示剂、酸碱水溶液中氢离子浓度的计算、酸碱溶液中各组分的分布。

酸碱滴定法

• 酸碱质子理论
  • 定义
    • 凡能给出质子的物质是酸
    • 凡能接受质子的物质是碱
  • 溶剂的作用
    • 质子的转移
  • 质子的自递作用
    • 两性溶剂
      • 溶剂自身发生质子转移
    • 溶剂的质子自递常数
      • 子主题
• 酸碱溶液中各组分的分布
  • 基本概念
    • 分析浓度
      • 一定体积（或质量）的溶液中所含溶质的量，用c表示
    • 酸度
      • 溶液中氢离子的浓度，用pH表示
    • 平衡浓度
      • 平衡状态时，溶液中各组分的浓度，用[ ]表示
    • 分布系数
      • 溶液中某组分的平衡浓度占其总浓度的系数
  • 一元弱酸溶液
  • 多元弱酸溶液
• 酸碱水溶液中氢离子浓度的计算
  • 一元弱酸碱
  • 多元弱酸碱
  • 两性溶液
  • 缓冲溶液
• 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
  • 滴定曲线
    • 确定到达滴定终点时，消耗的滴定剂的体积
    • 判断滴定突跃的大小
    • 确定滴定终点与化学计量点之差
    • 选择适当的指示剂
  • 滴定突跃范围
    • 计量点前后-0.1%~+0.1%相对误差 范围内，溶液pH的变化
    • 滴定突跃范围，随浓度的增大而增大
  • 一元酸碱滴定
    • 强碱滴定强酸(以0.1000mol/LNaOH滴定 20.00mL 0.1000mol/L的HCL溶液为例）
      • 滴定前
        • pH=1.00
      • 至化学计量点前
        • 加入19.98mlNaOH,pH=4.3 相对误差=-0.1%
      • 化学计量点
        • 1：1反应， pH=7
      • 化学计量点之后
        • 加入20.02ml NaOH,pH=9.7 相对误差=+0.1%
    • 强碱滴定弱酸
      • 方法类似多一个 缓冲体系
  • 多元酸碱的滴定
    • 滴定可行性判断
    • 化学计量点ph的计算 和指示剂的选择
  • 滴定误差（省略）
• 酸碱指示剂
  • 变色原理
    • 一般是弱酸或弱碱，当pH改变时， 发生结构的改变，从而颜色改变。
  • 变色范围及其影响因素
    • 变色范围
    • 影响因素
      • 温度，溶剂，离子强度 指示剂用量，滴定程序
  • 混合酸碱指示剂
    • 原理
      • 利用颜色的互补作用，使指示剂 的变色范围变窄且变色敏锐
    • 种类
      • 在指示剂中加入一种惰性染料
      • 两种或两种以上的指示剂按一定比例混合而成
  • 常见指示剂
    • 甲基橙
      • 3.1~4.4 红~黄
    • 甲基红
      • 4.4~6.2 红~黄
    • 酚酞
      • 8.0~9.6 无~红
    • 百里酚酞
      • 9.4~10.6 无~蓝
• 酸碱标准溶液的配制与标定
  • 盐酸
    • 碳酸钠
      • 计量点 pH=3.9
      • 指示剂：甲基橙，甲基红 溴甲酚绿
    • 硼砂
      • 计量点 pH=5.1
      • 指示剂：甲基红 黄~红
    • 标定
  • 氢氧化钠
    • 邻苯二甲酸氢钾
      • pH=9.1
      • 指示剂 酚酞
    • 草酸
      • 计量点 pH=8.4
      • 指示剂 酚酞
    • 标定