《分析化学》酸碱滴定法思维导图
分析化学当中的酸碱滴定法
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思维导图大纲
《分析化学》酸碱滴定法思维导图模板大纲
掌握
水溶液中的酸碱平衡质子理论（酸碱的定义、酸碱反应的实质等）
溶液中酸碱组分的分布及分布系数的概念和计算
处理简单的酸碱平衡（质量平衡、电荷平衡、质子平衡）
各种溶液滴定pH值计算，尤其是化学计量点pH值的计算
酸碱指示剂的变色原理，变色范围及其影响因素，指示剂的选择原则
酸碱滴定条件的判断，多元酸碱能否分步滴定的判断
非水滴定法的基本原理
溶剂的均化效应和区分效应
概念
酸碱滴定法：以酸碱反应（水溶液中质子转移反应）为基础的定量分析方法。
酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+ 的物质
碱：电离时产生的阴离子全部是OH－的物质
理论缺陷：酸碱仅限于含H+和OH-的物质；酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系。
溶剂合质子概念
酸碱反应的实质
酸越强，给出质子的能力越强，而它的共扼碱结合质子的能力越弱；
酸越弱，给出质子的能力越弱，而它的共扼碱结合质子的能力越强。
酸碱反应的实质就是两个酸碱对之间质子传递的反应。
反应方向总是从较强碱、较强酸向较弱碱、较弱酸的方向进行。
小结1
酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；
有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；
质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱 。
共轭酸碱对离解常数的关系
H3O+是水溶液中实际存在的最强酸的形式
OH-是水溶液中实际存在的最强碱的形式
酸碱的强弱取决于给出或接受质子能力的强弱，在水溶液中可用离解常数大小衡量。
物料平衡及电荷平衡
MBE AND CBE
质子平衡PBE
概念
书写步骤
酸碱溶液钟各组分的分布
酸的浓度、酸度和平衡浓度
酸的浓度（酸的分析浓度）：
已离解酸的浓度和未离解酸的浓度之和，即酸的总浓度，用cB表示。碱的浓度同理。
酸度：
溶液中H+ 的活度或浓度，用pH 表示
碱度用pOH表示， pH+ pOH =14
平衡浓度：
平衡时溶质存在的各形式浓度，用“[]” 表示
各形式平衡浓度之和为总浓度（分析浓度）。
分布系数δ：
δ = [某种型体平衡浓度] /分析浓度
对于某个酸(碱)来说，由于Ka或Kb是一定的，所以， δ 是[H+]的函数，而与 c 无关。如已知溶液的pH值，又知道c，就可以进一步求得酸碱溶液中各物种的平衡浓度
小结
分析浓度和平衡浓度是相互联系却又完全不同的概念，两者通过δ联系起来；
对于任何酸碱性物质，满足 δ1+ δ2 + δ3 + ------ + δn = 1；
δ取决于Ka，Kb及[H+ ]的大小，与C无关
δ大小能定量说明某型体在溶液中的分布 ，由δ可求某型体的平衡浓度。
酸碱水溶液中H+浓度的计算 （全部使用最简式，记得三个条件就行）
全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
缓冲溶液H+浓度的计算
缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液。即在溶液中加入少量的酸或碱，或将溶液稍加稀释，溶液的酸度没有明显的变化。
缓冲作用：能使溶液的pH值保持基本不变的作用。
缓冲溶液的组成
作用原理
酸碱指示剂
酸碱指示剂的变色原理
酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，其共轭酸式与共轭碱式具有不同颜色。溶液的 pH 改变时，指示剂失质子由酸式转变为碱式，或得质子由碱式转变为酸式，分子结构改变，引起了颜色变化 。
变色范围及影响因素
范围：pH=pKIn±1
影响因素：
温度 溶剂 电解质
强酸，强碱滴定
例（相对误差不超过±0.1%）
小结3
1）滴定突跃：化学计量点前后 ±0.1%相对误差范围内溶液pH的突变。
2） NaOH滴定HCl突跃范围：0.1000mol /L（pH=4.3～9.7）。
3）选择指示剂的原则：该指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定的突跃范围之内，颜色变化肉眼易观察。下图是重点中的重点
酸碱标准溶液的配制和标定
酸碱标准溶液的配制与标定
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