第五章 电离平衡与酸碱滴定
§ 5－ 1 强电解质溶液
§ 5－ 2 弱电解质的电离平衡
§ 5－ 3 盐类水解
§ 5－ 4 缓冲溶液
§ 5－ 5 滴定分析简介
§ 5－ 6 酸碱滴定法
§ 5－ 4 缓冲溶液缓冲作用,能对抗外来少量酸、碱或稀释而保持溶液的 pH值基本不变的作用,
缓冲溶液,具有缓冲作用的溶液,
一,缓冲溶液的缓冲机理
(一 ) 缓冲溶液的组成
HAc— NaAc 弱酸及其盐
NH3— NH4Cl 弱碱及其盐
NaHCO3— Na2CO3 多元酸的两种盐
NaH2PO4— Na2HPO4
(二 ) 缓冲溶液的缓冲机理
1.以 弱酸及其盐（ HAc— NaAc ） 缓冲溶液为例：
NaAc = Na+ + Ac-
HAc H+ + Ac-
HAc 抗碱成份
Ac- 抗酸成份分析,在该溶液中存有大量的 HAc 和 Ac-
当在该溶液中加入少量的酸时：
当在该溶液中加入少量的碱时：
当在该溶液中加入少量的水（稀释）时：
HAc H+ + Ac-
（大量） （极少量） （大量）
外加少量碱（ OH-），平衡向右移动外加少量酸（ H+），平衡向左移动
NH4+抗碱成份
NH3·H2O抗酸成份分析,在该溶液中存有大量的 NH3·H2O和 NH4+
当在该溶液中加入少量的酸时：
当在该溶液中加入少量的碱时：
当在该溶液中加入少量的水（稀释）时：
（大量） （大量） （极少量）
外加少量碱（ OH-），平衡向左移动外加少量酸（ H+），平衡右移动
2,以 弱碱及其盐（ NH3— NH4Cl ） 缓冲溶液为例：
NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH3·H2O NH4+ + OH-
NH3·H 2O NH4+ + OH-
缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的。
二．缓冲溶液 pH值的计算
HAc H+ + Ac-
设 HAc的浓度为 Ca,NaAc的浓度为 Cs
起始浓度（ mol/L)
平衡浓度（ mol/L) X
0
Ca-X
Ca
Cs+ X
Cs
]HAc[
]Ac][H[K
a XC
)XC(X
a
s
Ca-X≈ Ca,Cs+X≈ Cs
a
s
C
CX
s
aa
C
CKX = [H+] =
s
aa
C
CK?
以 弱酸及其盐 （ HAc— NaAc ） 缓冲溶液为例，推导其计算公式：
s
aa
C
ClgpKpH
s
aa nnlgpKpH
s
b
b C
CK]OH[
s
b
b C
C
lgpKp O H
s
b
b C
C
lgpK14pH
同理可推出 弱碱及其盐缓冲溶液中 pH值的计算公式：
缓冲溶液的性质
pKa pKb
pKa pKb
s
a
C
C
s
b
C
C
浓度比 缓冲比不变 不变越大大最大小或
s
aCC
s
bCC
1,缓冲溶液的 pH值主要决定于 ( )或 ( )及 ( )或 ( ).
温度一定,pH值仅取决 ( )即 ( )。
2,稀释时,比值（ ）,pH值就（ ），过度稀释对弱酸弱碱的电离度有影响,受影响,pH值会有变化。
加少量强酸或强碱时,变化不大,pH值不会有显著变化。
3。温度一定,缓冲能力决定于 Ca,Cs的大小及比值,
一定时，总浓度越大，缓冲能力（ ）。当总浓度一定，
越接近 1,缓冲能力越（ )。当 时，
pH=( )或 pOH=( ).缓冲能力（ ），加酸或加碱后,pH
值改变最（ ）。
或
s
aCC
s
bCC
或
s
aCC
s
bCC
或
s
aCC
s
bCC
或1CC
s
a? 1CC
s
b?
或
s
aCC
s
bCC
缓冲容量例 1,在 95ml 0.10mol/LHAc— 0.10mol/L NaAc溶液中，分别加入 (1)5.0ml 0.10mol/L HCl； (2) 5.0ml 0.10mol/L NaOH。计算溶液
pH的变化。
解,na=ns=0.10× 95=9.5(mmol) pH=pKa=4.75
HAc H+ + Ac-
9.5 9.5
(1) n(HCl)=0.10 × 5.0=0.50(mmol)
9.5+0.50 9.5-0.50
70.405.05.9 50.05.9lg75.4nnlg-p K apH
s
a?
(2) n(NaOH)=0.10 × 5.0=0.50(mmol）
9.5-0.50 9.5+0.50
80.405.05.9 50.05.9lg75.4nnlg-p K apH
s
a?
4.70← 4.75→4.80,ΔpH=± 0.05
ns=na=
ns=na=
答,－－－。
三、缓冲溶液的选择与配制
1,所选缓冲对的各物质除与反应体系中的 H+或 OH-发生反应外，不再与反应物或生成物及其它物质发生反应。
2,选择所需缓冲对时，要使其弱酸（或弱碱）的 pKa(或
pKb) 与所需要的 pH(或 pOH)相等或相近。利用缓冲溶液 pH值的计算公式即可求 出所需弱酸（或弱碱）与盐的浓度比。
3,为使缓冲溶液具有较大的缓冲能力，所用弱酸（或弱碱）及其对应盐的原始浓度范围应选在 0.05～ 0.5mol/L之间，
且缓冲对两组分的原始浓度尽量相同。
4,最后应用 pH计来测定所配溶液的 pH值。
缓冲溶液的用途,作 pH值的标准； 对介质 pH环境的控制。
作 pH值的标准,见酸度计的使用有关内容。
对介质 pH环境的控制：
注意事项,
§ 5－ 5 滴定分析简介一、滴定分析的依据及有关概念
1、滴定分析的依据
aA +bB = cC + dD
2、有关概念滴定； 滴定分析；
滴定分析法； 标准溶液；
化学计量点； 滴定终点；
终点误差。
二、滴定的分类根据滴定时的化学反应类型，可分为四类：
1,酸碱滴定法（中和法） 2,沉淀滴定法
3,氧化－还原滴定法 4,配位滴定法三,滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式
1、适合滴定分析的化学反应：
四种滴定的共性与差异：
共性,都存在化学平衡，通过滴定曲线描述滴定过程，用指示剂指示滴定终点；
差异,每种方法有其特殊性 。
① 反应必须定量的完成。
②反应速度要快。
③要有简便可靠的方法确定滴定终点。
2、滴定分析的方式
①直接滴定法 ②返滴定法
③置换滴定法 ④间接滴定法四、基准物质和标准溶液
1、基准物质的条件：
① －－ ② －－ ③ －－ ④ －－ ⑤－－
2、标准溶液的配置方法：
①直接法
②间接法（标定法）
① 直接法用分析天平称重,容量瓶定容,直接计算出标准溶液浓度 。
如：重铬酸钾可直接配制其标准溶液,
② 间接法（标定法）
当不能采用直接法配制标准溶液时，需要按下列步骤进行配制：
先粗配，再标定
1.粗配
2.标定五、滴定分析的误差
1、称量误差称量相对误差,± 0.1%,每次称量 ≥ 0.2g;
2、量器误差（如：滴定、移液）
读数相对误差,± 0.1%,每次用量 ≥ 20ml.
3、方法误差（如：滴定终点的误差等）
六、有效数字及其运算规则有效数字； 修约规则 ； 计算规则。
七、滴定分析的计算（ 重点 ）
例 1 直接法配标准溶液例 2 用基准物质标定：间接法配制的标准溶液例 3 用标准溶液标定：间接法配制的标准溶液例 4 -例 5 滴定分析结果计算例 1,称取基准物质无水碳酸钠 2.5130g,加水溶解后转入
500ml容量瓶中定容,求该标准溶液的浓度 。
解,∵ M (Na2CO3) ＝ 106.0 g/mol
∴ 2.5130g 的 Na2[1]CO3物质的量：
又 ∵ V＝ 500.0ml＝ 0.5000 L
Lm o l
m o lgL
g
MV
m
C
CONaCONa
CONa
CONa
/04742.0
/0.1065000.0
5130.2
)()(
)(
)(
3232
32
32
答,该标准溶液的浓度为 0.04742 mol / L。
例 2,称取基准物质草酸（ H2C2O4·2H2O） 0.3802 g 溶于水,
用来标定 NaOH溶液，达到滴定终点时消耗 NaOH溶液 24.50ml，
求该 NaOH溶液的准确浓度。
解,∵ M (H2C2O4·2H2O） ＝ 126.1 g/mol
∴ 0.3802g H2C2O4·2H2O的物质的量：
答,该 NaOH溶液的准确浓度为 0.2461mol / L。
m o lm o lg gOHOCHn 0 0 3 0 1 5.0/1.126 3 8 0 2.0)2( 2422
Lmo lLmo l mo lmo lN a OHc /2 4 6 1.00 2 4 5 0.01 0 0 3 0 1 5.02)(
∵ H2C2O4+2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O
1mol 2mol
0.003015mol 0.02450L× c(NaOH)
即 1mol∶2mol ＝ 0.003015mol∶0.02450 L × c(NaOH)
∴
解,2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2mol 1mol
0.02000L× 0.1890mol 0.01890L× c(H2SO4)
即,2mol∶ 1mol=0.02000L× 0.1890mol ∶ 0.01890L× c(H2SO4)
c(H2SO4)=0.1000mol/L
答,该 H2SO4溶液的浓度为 0.1000mol / L。
例 3,中和 20.00 ml 0.1890 mol/L NaOH溶液，用去硫酸溶液
18.90ml，计算该 H2SO4溶液的浓度。
解,M（ KHC8H4O4） ＝ 204.22g / mol
KHC8H4O4 ＋ NaOH＝ KNaC8H4O4＋ H2O
n(NaOH)＝ n(KHC8H4O4)
KHC8H4O4样品的纯度为：
答,该样品中 KHC8H4O4的百分含量为 95.55％。
)(
)()()(
448
448
OHK H CM
OHK H CmN a O HVN a O Hc
%55.95%1008806.0 8414.0%448 ggOHK H C
例 4,称取 0.8806g KHC8H4O4样品，溶于水后用 0.2050mol/L
NaOH标准溶液滴定至终点，消耗 NaOH溶液 20.10ml，求该样品中 KHC8H4O4 的百分含量。
m(KHC8H4O4)＝ c(NaOH)·V（ NaOH） ·M（ KHC8H4O4 ）
＝ 0.2050mol/L× 20.10× 10-3L× 204.22g/mol＝ 0.8414g
例 5,准确移取未知浓度的 FeSO4溶液 20.00ml 置于锥形瓶中,然后加入 4～ 5ml 2mol/L的 H2SO4溶液,用 0.1000mol/L的 KMnO4溶液滴定至终点,用去 18.04ml。 求 FeSO4的浓度 。
解 2KMnO4 + 8H2SO4 ＋ 10FeSO4＝ 2MnSO4+5Fe2(SO4)3＋ K2SO4＋ 8H2O
2mol 10mol
0.1000mol/L× 0.01804L 0.02000L× c(FeSO4)
即 2mol∶ 10mol＝ 0.1000mol/L× 0.01804L∶ 0.02000L× c(FeSO4)
答,FeSO4的浓度为 0.4510mol/L。
c(FeSO4)＝ 0.4510mol/L
§ 5－ 6 酸碱滴定法酸碱滴定的测定范围：
直接测定一般的酸、碱物质；
间接测定那些能发生反应生成酸碱的物质。
滴定曲线：
在酸碱滴定中，随着滴定剂的加入，溶液的 pH
值在不断变化。 表示溶液的 pH值随滴定剂加入量变化的曲线，称为 滴定曲线 。
一、强酸强碱的滴定
1.滴定曲线以 0.1000mol / L NaOH滴定 20.00ml 0.1000mol / L HCl
为例。
整个滴定过程分为四个阶段计算溶液的 pH值,
（ 1）滴定前,溶液中的 H＋ 浓度等于 HCl 的原始浓度。
[H＋ ]＝ 0.1000mol / L pH＝ 1
（ 2）滴定开始至化学计量点前,溶液中的 H＋ 浓度取决于剩余 HCl 的浓度。例如，当滴入 NaOH溶液
19.98ml 时：
[H＋ ]＝ 5.00×10-5 mol / L pH＝ 4.30
（ 3）化学计量点时,滴入 NaOH溶液 20.00ml 时，恰好达到化学计量点，这时体系为 NaCl 的水溶液,H＋ 的唯一来源是水的电离。故
［ H＋ ］＝［ OH -］＝ 1.00×10-7 pH＝ 7.00
（ 4）化学计量点后,这时溶液中除 NaCl 外还有过量的
NaOH，溶液的 pH值由过量的 NaOH浓度决定。例如，
滴入 NaOH溶液 20.02ml 时,NaOH过量了 0.1％。
［ OH -］＝ 5.00×10-5 pOH=4.30 pH=9.70
用上述方法可以计算出滴定过程中各点的
pH值，计算结果列于表 5－ 9，并以此绘制滴定曲线 图 5-1
近终点时：
终点时：
终点后,
2.指示剂的选择,
3.影响滴定突跃范围大小的因素三、强酸弱碱的滴定以 0.1000mol / L HCl滴定 20.00ml
0.1000mol / L 的 NH3·H2O溶液为例。滴定过程溶液中 H +浓度及 pH值变化都可以通过计算得出（略）。滴定曲线如图 5－ 4所示。
二、强碱弱酸的滴定以 0.1000mol / L NaOH滴定 20.00ml
0.1000mol / L 的 HAc 溶液为例。滴定过程溶液中 H +浓度及 pH值变化都可以通过计算得出
（略）。滴定曲线如图 5－ 3所示。
本次课基本要求
1.了解
2.理解
3.掌握本周实验内容实验九酸碱标准溶液的配置及标定请事先预习！
实验地点,实验楼一层西头 化学实验室时 间 实验班级周五 4－ 5节 动科（早去 20分）
周五晚 7,00 园林、生科以下为答疑时间，
有问题请举手示意。
博学之，审问之，慎思之，明辨之，笃行之。
—— 要广博地学习，详细地询问，
谨慎地思考，清晰地分辨，切实地实行。
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
人莫不知学之有益于己也,
然而不能者，嬉戏害人也,
—— 人们没有不知道学习对自己是有好处的，然而其所以不学习，
是因贪玩，贪玩真害人哪！
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
博学之，审问之，慎思之，明辨之，笃行之。
—— 要广博地学习，详细地询问，
谨慎地思考，清晰地分辨，切实地实行。
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
人莫不知学之有益于己也,
然而不能者，嬉戏害人也,
—— 人们没有不知道学习对自己是有好处的，然而其所以不学习，
是因贪玩，贪玩真害人哪！
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
博学之，审问之，慎思之，明辨之，笃行之。
—— 要广博地学习，详细地询问，
谨慎地思考，清晰地分辨，切实地实行。
基础部 刘修堂
§ 5－ 1 强电解质溶液
§ 5－ 2 弱电解质的电离平衡
§ 5－ 3 盐类水解
§ 5－ 4 缓冲溶液
§ 5－ 5 滴定分析简介
§ 5－ 6 酸碱滴定法
§ 5－ 4 缓冲溶液缓冲作用,能对抗外来少量酸、碱或稀释而保持溶液的 pH值基本不变的作用,
缓冲溶液,具有缓冲作用的溶液,
一,缓冲溶液的缓冲机理
(一 ) 缓冲溶液的组成
HAc— NaAc 弱酸及其盐
NH3— NH4Cl 弱碱及其盐
NaHCO3— Na2CO3 多元酸的两种盐
NaH2PO4— Na2HPO4
(二 ) 缓冲溶液的缓冲机理
1.以 弱酸及其盐（ HAc— NaAc ） 缓冲溶液为例：
NaAc = Na+ + Ac-
HAc H+ + Ac-
HAc 抗碱成份
Ac- 抗酸成份分析,在该溶液中存有大量的 HAc 和 Ac-
当在该溶液中加入少量的酸时：
当在该溶液中加入少量的碱时：
当在该溶液中加入少量的水（稀释）时：
HAc H+ + Ac-
（大量） （极少量） （大量）
外加少量碱（ OH-），平衡向右移动外加少量酸（ H+），平衡向左移动
NH4+抗碱成份
NH3·H2O抗酸成份分析,在该溶液中存有大量的 NH3·H2O和 NH4+
当在该溶液中加入少量的酸时：
当在该溶液中加入少量的碱时：
当在该溶液中加入少量的水（稀释）时：
（大量） （大量） （极少量）
外加少量碱（ OH-），平衡向左移动外加少量酸（ H+），平衡右移动
2,以 弱碱及其盐（ NH3— NH4Cl ） 缓冲溶液为例：
NH4Cl = NH4+ + Cl-
NH3·H2O NH4+ + OH-
NH3·H 2O NH4+ + OH-
缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的。
二．缓冲溶液 pH值的计算
HAc H+ + Ac-
设 HAc的浓度为 Ca,NaAc的浓度为 Cs
起始浓度（ mol/L)
平衡浓度（ mol/L) X
0
Ca-X
Ca
Cs+ X
Cs
]HAc[
]Ac][H[K
a XC
)XC(X
a
s
Ca-X≈ Ca,Cs+X≈ Cs
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C
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CKX = [H+] =
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以 弱酸及其盐 （ HAc— NaAc ） 缓冲溶液为例，推导其计算公式：
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s
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b
b C
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同理可推出 弱碱及其盐缓冲溶液中 pH值的计算公式：
缓冲溶液的性质
pKa pKb
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s
a
C
C
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b
C
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浓度比 缓冲比不变 不变越大大最大小或
s
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s
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1,缓冲溶液的 pH值主要决定于 ( )或 ( )及 ( )或 ( ).
温度一定,pH值仅取决 ( )即 ( )。
2,稀释时,比值（ ）,pH值就（ ），过度稀释对弱酸弱碱的电离度有影响,受影响,pH值会有变化。
加少量强酸或强碱时,变化不大,pH值不会有显著变化。
3。温度一定,缓冲能力决定于 Ca,Cs的大小及比值,
一定时，总浓度越大，缓冲能力（ ）。当总浓度一定，
越接近 1,缓冲能力越（ )。当 时，
pH=( )或 pOH=( ).缓冲能力（ ），加酸或加碱后,pH
值改变最（ ）。
或
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缓冲容量例 1,在 95ml 0.10mol/LHAc— 0.10mol/L NaAc溶液中，分别加入 (1)5.0ml 0.10mol/L HCl； (2) 5.0ml 0.10mol/L NaOH。计算溶液
pH的变化。
解,na=ns=0.10× 95=9.5(mmol) pH=pKa=4.75
HAc H+ + Ac-
9.5 9.5
(1) n(HCl)=0.10 × 5.0=0.50(mmol)
9.5+0.50 9.5-0.50
70.405.05.9 50.05.9lg75.4nnlg-p K apH
s
a?
(2) n(NaOH)=0.10 × 5.0=0.50(mmol）
9.5-0.50 9.5+0.50
80.405.05.9 50.05.9lg75.4nnlg-p K apH
s
a?
4.70← 4.75→4.80,ΔpH=± 0.05
ns=na=
ns=na=
答,－－－。
三、缓冲溶液的选择与配制
1,所选缓冲对的各物质除与反应体系中的 H+或 OH-发生反应外，不再与反应物或生成物及其它物质发生反应。
2,选择所需缓冲对时，要使其弱酸（或弱碱）的 pKa(或
pKb) 与所需要的 pH(或 pOH)相等或相近。利用缓冲溶液 pH值的计算公式即可求 出所需弱酸（或弱碱）与盐的浓度比。
3,为使缓冲溶液具有较大的缓冲能力，所用弱酸（或弱碱）及其对应盐的原始浓度范围应选在 0.05～ 0.5mol/L之间，
且缓冲对两组分的原始浓度尽量相同。
4,最后应用 pH计来测定所配溶液的 pH值。
缓冲溶液的用途,作 pH值的标准； 对介质 pH环境的控制。
作 pH值的标准,见酸度计的使用有关内容。
对介质 pH环境的控制：
注意事项,
§ 5－ 5 滴定分析简介一、滴定分析的依据及有关概念
1、滴定分析的依据
aA +bB = cC + dD
2、有关概念滴定； 滴定分析；
滴定分析法； 标准溶液；
化学计量点； 滴定终点；
终点误差。
二、滴定的分类根据滴定时的化学反应类型，可分为四类：
1,酸碱滴定法（中和法） 2,沉淀滴定法
3,氧化－还原滴定法 4,配位滴定法三,滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式
1、适合滴定分析的化学反应：
四种滴定的共性与差异：
共性,都存在化学平衡，通过滴定曲线描述滴定过程，用指示剂指示滴定终点；
差异,每种方法有其特殊性 。
① 反应必须定量的完成。
②反应速度要快。
③要有简便可靠的方法确定滴定终点。
2、滴定分析的方式
①直接滴定法 ②返滴定法
③置换滴定法 ④间接滴定法四、基准物质和标准溶液
1、基准物质的条件：
① －－ ② －－ ③ －－ ④ －－ ⑤－－
2、标准溶液的配置方法：
①直接法
②间接法（标定法）
① 直接法用分析天平称重,容量瓶定容,直接计算出标准溶液浓度 。
如：重铬酸钾可直接配制其标准溶液,
② 间接法（标定法）
当不能采用直接法配制标准溶液时，需要按下列步骤进行配制：
先粗配，再标定
1.粗配
2.标定五、滴定分析的误差
1、称量误差称量相对误差,± 0.1%,每次称量 ≥ 0.2g;
2、量器误差（如：滴定、移液）
读数相对误差,± 0.1%,每次用量 ≥ 20ml.
3、方法误差（如：滴定终点的误差等）
六、有效数字及其运算规则有效数字； 修约规则 ； 计算规则。
七、滴定分析的计算（ 重点 ）
例 1 直接法配标准溶液例 2 用基准物质标定：间接法配制的标准溶液例 3 用标准溶液标定：间接法配制的标准溶液例 4 -例 5 滴定分析结果计算例 1,称取基准物质无水碳酸钠 2.5130g,加水溶解后转入
500ml容量瓶中定容,求该标准溶液的浓度 。
解,∵ M (Na2CO3) ＝ 106.0 g/mol
∴ 2.5130g 的 Na2[1]CO3物质的量：
又 ∵ V＝ 500.0ml＝ 0.5000 L
Lm o l
m o lgL
g
MV
m
C
CONaCONa
CONa
CONa
/04742.0
/0.1065000.0
5130.2
)()(
)(
)(
3232
32
32
答,该标准溶液的浓度为 0.04742 mol / L。
例 2,称取基准物质草酸（ H2C2O4·2H2O） 0.3802 g 溶于水,
用来标定 NaOH溶液，达到滴定终点时消耗 NaOH溶液 24.50ml，
求该 NaOH溶液的准确浓度。
解,∵ M (H2C2O4·2H2O） ＝ 126.1 g/mol
∴ 0.3802g H2C2O4·2H2O的物质的量：
答,该 NaOH溶液的准确浓度为 0.2461mol / L。
m o lm o lg gOHOCHn 0 0 3 0 1 5.0/1.126 3 8 0 2.0)2( 2422
Lmo lLmo l mo lmo lN a OHc /2 4 6 1.00 2 4 5 0.01 0 0 3 0 1 5.02)(
∵ H2C2O4+2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O
1mol 2mol
0.003015mol 0.02450L× c(NaOH)
即 1mol∶2mol ＝ 0.003015mol∶0.02450 L × c(NaOH)
∴
解,2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2mol 1mol
0.02000L× 0.1890mol 0.01890L× c(H2SO4)
即,2mol∶ 1mol=0.02000L× 0.1890mol ∶ 0.01890L× c(H2SO4)
c(H2SO4)=0.1000mol/L
答,该 H2SO4溶液的浓度为 0.1000mol / L。
例 3,中和 20.00 ml 0.1890 mol/L NaOH溶液，用去硫酸溶液
18.90ml，计算该 H2SO4溶液的浓度。
解,M（ KHC8H4O4） ＝ 204.22g / mol
KHC8H4O4 ＋ NaOH＝ KNaC8H4O4＋ H2O
n(NaOH)＝ n(KHC8H4O4)
KHC8H4O4样品的纯度为：
答,该样品中 KHC8H4O4的百分含量为 95.55％。
)(
)()()(
448
448
OHK H CM
OHK H CmN a O HVN a O Hc
%55.95%1008806.0 8414.0%448 ggOHK H C
例 4,称取 0.8806g KHC8H4O4样品，溶于水后用 0.2050mol/L
NaOH标准溶液滴定至终点，消耗 NaOH溶液 20.10ml，求该样品中 KHC8H4O4 的百分含量。
m(KHC8H4O4)＝ c(NaOH)·V（ NaOH） ·M（ KHC8H4O4 ）
＝ 0.2050mol/L× 20.10× 10-3L× 204.22g/mol＝ 0.8414g
例 5,准确移取未知浓度的 FeSO4溶液 20.00ml 置于锥形瓶中,然后加入 4～ 5ml 2mol/L的 H2SO4溶液,用 0.1000mol/L的 KMnO4溶液滴定至终点,用去 18.04ml。 求 FeSO4的浓度 。
解 2KMnO4 + 8H2SO4 ＋ 10FeSO4＝ 2MnSO4+5Fe2(SO4)3＋ K2SO4＋ 8H2O
2mol 10mol
0.1000mol/L× 0.01804L 0.02000L× c(FeSO4)
即 2mol∶ 10mol＝ 0.1000mol/L× 0.01804L∶ 0.02000L× c(FeSO4)
答,FeSO4的浓度为 0.4510mol/L。
c(FeSO4)＝ 0.4510mol/L
§ 5－ 6 酸碱滴定法酸碱滴定的测定范围：
直接测定一般的酸、碱物质；
间接测定那些能发生反应生成酸碱的物质。
滴定曲线：
在酸碱滴定中，随着滴定剂的加入，溶液的 pH
值在不断变化。 表示溶液的 pH值随滴定剂加入量变化的曲线，称为 滴定曲线 。
一、强酸强碱的滴定
1.滴定曲线以 0.1000mol / L NaOH滴定 20.00ml 0.1000mol / L HCl
为例。
整个滴定过程分为四个阶段计算溶液的 pH值,
（ 1）滴定前,溶液中的 H＋ 浓度等于 HCl 的原始浓度。
[H＋ ]＝ 0.1000mol / L pH＝ 1
（ 2）滴定开始至化学计量点前,溶液中的 H＋ 浓度取决于剩余 HCl 的浓度。例如，当滴入 NaOH溶液
19.98ml 时：
[H＋ ]＝ 5.00×10-5 mol / L pH＝ 4.30
（ 3）化学计量点时,滴入 NaOH溶液 20.00ml 时，恰好达到化学计量点，这时体系为 NaCl 的水溶液,H＋ 的唯一来源是水的电离。故
［ H＋ ］＝［ OH -］＝ 1.00×10-7 pH＝ 7.00
（ 4）化学计量点后,这时溶液中除 NaCl 外还有过量的
NaOH，溶液的 pH值由过量的 NaOH浓度决定。例如，
滴入 NaOH溶液 20.02ml 时,NaOH过量了 0.1％。
［ OH -］＝ 5.00×10-5 pOH=4.30 pH=9.70
用上述方法可以计算出滴定过程中各点的
pH值，计算结果列于表 5－ 9，并以此绘制滴定曲线 图 5-1
近终点时：
终点时：
终点后,
2.指示剂的选择,
3.影响滴定突跃范围大小的因素三、强酸弱碱的滴定以 0.1000mol / L HCl滴定 20.00ml
0.1000mol / L 的 NH3·H2O溶液为例。滴定过程溶液中 H +浓度及 pH值变化都可以通过计算得出（略）。滴定曲线如图 5－ 4所示。
二、强碱弱酸的滴定以 0.1000mol / L NaOH滴定 20.00ml
0.1000mol / L 的 HAc 溶液为例。滴定过程溶液中 H +浓度及 pH值变化都可以通过计算得出
（略）。滴定曲线如图 5－ 3所示。
本次课基本要求
1.了解
2.理解
3.掌握本周实验内容实验九酸碱标准溶液的配置及标定请事先预习！
实验地点,实验楼一层西头 化学实验室时 间 实验班级周五 4－ 5节 动科（早去 20分）
周五晚 7,00 园林、生科以下为答疑时间，
有问题请举手示意。
博学之，审问之，慎思之，明辨之，笃行之。
—— 要广博地学习，详细地询问，
谨慎地思考，清晰地分辨，切实地实行。
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
人莫不知学之有益于己也,
然而不能者，嬉戏害人也,
—— 人们没有不知道学习对自己是有好处的，然而其所以不学习，
是因贪玩，贪玩真害人哪！
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
博学之，审问之，慎思之，明辨之，笃行之。
—— 要广博地学习，详细地询问，
谨慎地思考，清晰地分辨，切实地实行。
基础部 刘修堂现在为答疑时间，
有问题请举手示意。
人莫不知学之有益于己也,
然而不能者，嬉戏害人也,
—— 人们没有不知道学习对自己是有好处的，然而其所以不学习，
是因贪玩，贪玩真害人哪！
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博学之，审问之，慎思之，明辨之，笃行之。
—— 要广博地学习，详细地询问，
谨慎地思考，清晰地分辨，切实地实行。
基础部 刘修堂
