导图社区 酸碱平衡与酸碱滴定法
无极与分析化学第二版第八章酸碱平衡与酸碱滴定法知识框架，包括酸碱平衡的理论基础、溶液中酸碱组分的分布、酸碱溶液pH的计算等等。
《微生物学》思维导图，《微生物学》第一章绪论主要介绍了微生物学的研究对象、内容和应用，以及微生物学的发展历史和现状。
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酸碱平衡与酸碱滴定法
酸碱平衡
理论基础
阿罗尼乌斯的电离理论
电离产生氢离子的是酸
酸碱反应的实质是离子中和
当a<5%或c/Ka>500时，Ka=ca²
酸碱质子理论
给出质子的是酸，接受质子的是碱
一个质子得失而转换的酸碱对叫共轭酸碱对
水分子负责传递质子
水的自递作用Kw=【H3O+】【OH-】
酸碱反应就是质子转移过程
Ka*Kb=Kw
溶液中酸碱组分的分布
总和：总浓度/分析浓度 实时浓度：平衡浓度
一元酸与一元碱
ða=[H+]/（[H+]+Ka）
ðb=Ka/（[H+]+Ka）
多元酸通式
分子
第几个酸就放上分母的第几个项数
分母
几元酸就[H]ⁿ打头,后用Kan依次替换
简化
多元酸分母简化成一元酸形式，分子同一元酸
当主要存在形态少时
酸碱溶液pH计算
质子条件
酸失质子量=碱得质子量
质子平衡式PBE
各种溶液酸度计算
强酸溶液
酸浓Ca/Cb>1*10-6
[H+]=Ca
酸较稀1*10-8<Ca<1*10-6
[H+]=(Ca+√(Ca²+4Kw)
酸极稀Ca<1*10-8
[H+]=√Kw
弱酸溶液
[H+]=√(Ka[HA]+Kw)
相关简化
c/Ka>500
c=[HA]
cKa>20Kw
Kw略去
均满足
[H+]=√cKa
两性物质溶液
[H+]=√[Ka₁(Ka₂[HA-]+Kw]/(Ka₁+[HA-])
cKa小>20Kw
c/Ka大>20
略去分母Ka₁
[H+]=√Ka₁Ka₂
分类
酸式盐
弱酸弱碱盐
氨基酸
缓冲溶液
同离子效应
加入强电解质使弱电解质电离度降低的现象
抵抗强酸，强碱和水的稀释
pH计算
Ka平衡常数表达式计算
当共轭离子浓度较大
pH=pKa+lgcb/ca
缓冲容量与缓冲范围
缓冲容量
与缓冲溶液总浓度与组分比有关
浓度越大，范围越大
组分比1：1，容量最大
缓冲范围
pKa∓1
酸碱指示剂
有机弱酸/弱碱，pH变化结构变化，颜色改变
变色范围只由H+浓度与指示剂种类有关
两种物质比=10:1便看不清颜色了
混合指示剂
多种指示剂混合
变色灵敏，用量不影响
指示剂与惰性染料混合
变色灵敏，用量影响
酸碱滴定法
滴定突跃
化学计量点前后∓1%。范围内pH的变化
滴定剂越浓，滴定突跃后PH值变化越大
被滴定剂越浓，滴定突跃前PH变化越大
强酸滴定强碱
滴定曲线
慢-快(突跃)-慢
溶液越浓，滴定突跃越大
强碱滴定弱酸
通常最简式计算
滴定开始前
弱酸最简式
开始-计量点
[H+]=Ka*(Ca/Cb)或者PH=pKa+lgCb/Ca
计量点
弱碱最简式
[OH-]=√cKb
计量点后
同开始-计量点
快（同离子效应）
慢（缓冲溶液）
快（化学计量点）
慢
弱酸浓度变化滴定突跃前数值不变
指示剂
指示剂作用范围=计量点时生成物pH
滴定选择
能否识别误差得当
cKa>10⁻⁸ or cKb>10⁻⁸
突跃>0.3
NaAC（稍强酸的共轭碱）等不能直接滴定
多元酸滴定
化学计量点的计算
最简式[H+]=√Ka₁Ka₂
滴定突跃短小，化学计量点附近曲线倾斜，难以判断滴定终点
中和反应交叉进行
滴定识别
分步滴定
Ka₁/Ka₂>10⁴
求总量
c总Kaⁿ>10⁻⁸
滴定误差
终点误差
过量的/应加的
CO2带来的误差
标定后的NaOH滴定酸
采用甲基橙滴定
全变成NaA，Na守恒，结果不变
采用酚酞滴定
变成NaHCO3，Na损耗，结果偏大
配置的NaOH变质
部分NaHCO3,同标定情况，结果不变
全变NaA，Na+结合效率增大，NaOH有效浓度增加，结果偏小
滴定法的应用
c约等于0.1mol/L，少了突跃小，多了浪费
酸标准溶液HCl等
稀释市售产品
标定物质
无水碳酸钠
硼砂（十水）
一份中和两份盐酸，同Na2CO3
碱标准溶液NaOH
饱和沉淀法
碳酸钠不溶于饱和氢氧化钠
洗涤法
洗去表面Na2CO3
邻苯二甲酸氢钾
草酸
混合碱分析
NaOH/Na2CO3
双指示剂法
Na2CO3/NaOH——HCl酚酞——NaHCO3——HCl甲基橙——NaCl
BaCl法
A——HCl酚酞，B——BaCl2 HCl酚酞
N含量测定
蒸馏法
NH4+——OH-蒸馏——NH3
HCl吸收
NaOH滴定过量的HCl
H3BO4吸收(H2BO4-)
HCl滴定H2BO4-
甲醛法
NH4+——甲醛——(3+1)H+——NaOH酚酞
1甲醛-4H+
