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第十一章 酸碱滴定分析法 11.1 滴定分析法概论 (一)滴定前（Vb=0） [H+]=ca=0.1000mol·L-1, pH=1.00, T=0.00 (二)滴定开始至计量点前（Va＞Vb） [H+]=( Va-Vb)/( Va+Vb)·ca 若 Vb=19.98ml (-0.1% 相对误差) [H+]=5.00×10-5mol·L-1 , pH=4.30，T=0.999 (三)计量点时（Va=Vb） [H+]＝1.0×10-7mol·L-1 , pH＝7.00, T=1.00 (四)计量点后（Vb＞Va） 计量点之后，NaOH再继续滴入便过量了，溶液的酸度决定于过量的NaOH的浓度。 [OH-]=( Vb-Va)/( Va+Vb)·cb 若 Vb=20.02ml (+0.1%相对误差) [OH-]=5.00×10-5mol·L-1 pH＝9.70 T=1.001 加入NaOH/mL 剩余HCl/mL 剩余NaOH/mL pH 0．00 20.00 1.00 18．00 2.00 2.28 19．80 0.20 3.30 19．96 0.04 4.00 19．98 0.02 4.30 20．00 0.00 7.00 20．02 0.02 9.70 20．04 0.04 10.00 20．20 0.20 10.70 22．00 2.00 11.70 40．00 20.00 12.50 NaOH滴定HCl溶液的pH变化 NaOH滴定HCl的滴定曲线 pH突跃范围 4.3～9.7 * 11.1.1 滴定分析过程中的一些基本概念 滴定： －－－用一种已知准确浓度 的标准溶液滴定被测物质的 含量的方法 化学计量点： －－－滴定反应正好按化学方程式的计量关系进行到理论终点 滴定终点： －－－滴定过程中，由指示 剂颜色变化而确定的终点。 化学计量点 滴定终点 ? ≠ 终点误差 11.1.2 滴定反应的要求和滴定方式 对滴定反应的要求 反应定量完成，有确定的计量关系（大99.9%） 反应速度快 无副反应 反应完全 有比较简便的方法确定反应终点 滴定方式： ① 直接滴定法： 用标准溶液滴定待测物质 例： 强酸滴定强碱 ② 返滴定法： 待测溶液＋过量已知浓度的 滴定剂，待反应充分进行后， 再用另一种标准溶液滴定过 剩的滴定剂 例： 氨基酸含氮量的测定 含N物 铵盐 NH3 过量HCl NaOH 滴定 NH4+ + HCl（剩余） ③ 置换滴定法： 待测组分通过适当的试剂转化 成另一种物质，再用标准溶液 滴定这种物质 例： 间接用碘量法测定K2Cr2O7含量 K2Cr2
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