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1、酸堿滴定法是以酸堿中和反應為基礎的滴定分析方法。是滴定分析中重要的方法之一。一般的酸、堿，以及能與酸、堿直接或間接發(fā)生質子傳遞反應的物質，幾乎都可以利用酸堿滴定法進行測定。所以，酸堿滴定法是應用廣泛的基本方法之一。1.酸堿滴定分析法2.酸堿滴定分析法應用范圍3.酸堿滴定分析法的特點酸堿滴定分析中的滴定分析反應為：H++OH-?H2O（1）反應速度快，瞬間完成（2）無副反應，且反應完全（3）確定滴定終點的方法較多[酸堿指示劑，玻璃電極直接電位法]在酸堿滴定分析中，一般不考慮副反應及反應速度問題4.酸堿滴定分析法討論的主要問題（1）了解酸堿滴定過程中溶液的變
2、化及如何定量描述（2）測定中引起誤差的主要因素第一節(jié)酸堿質子理論一、基本概念1.酸堿理論及酸堿的定義（1）酸堿電離理論——由阿累尼烏斯依據其電離學說提出（2）酸堿質子理論——由布朗斯泰特于1923年提出（3）酸堿電子理論——由路易斯提出2.酸堿質子理論中對酸堿的定義及對物質的分類（1）酸：能給出質子(H+)的物質（2）酸：能接受質子(H+)的物質（3）酸堿兩性物質：既能給出質子又能接受質子的物質3.酸堿反應的實質質子在兩對共軛酸堿對之間的傳遞，即酸堿中和反應也稱為質子傳遞反應。HCl+NH3?NH4++Cl-失1H+得1H+質子傳遞4.溶劑的作用H2O+
3、H2O?H3O++OH-發(fā)生在溶劑分子之間的質子傳遞作用，稱為溶劑的自遞反應。溶劑的自遞反應平衡常數一般用KSH表示，水的自遞平衡常數用Kω表示常見的溶劑自遞反應常數見下表。常見溶劑的pKSH值（25℃）溶劑pKSHH2SO4（100%）3.6H2O14.00甲醇16.7乙醇19.4HAc14.45甲酸6.2乙二胺15.3液氨22（-33.4℃）在酸堿反應中溶劑的作用HCl+H2O?H3O++Cl-NH3+H3O+?NH4++H2O質子傳遞的媒介。二、酸堿反應的平衡常數酸堿反應進行的程度可以用相應平衡常數大小來衡量。例如：弱酸弱堿在水溶液中的反應為：HA
4、+H2O?H3O++A-A-+H2O?HA+OH-反應的平衡常數分別為：——酸的解離常數——堿的解離常數由于溶液中離子間存在靜電作用，它們的自由運動和反應活性因此受到影響，這樣它們在反應中表現出的濃度與其實際濃度之間存在一定差別。若以[i]表示溶液中第i種離子的平衡濃度，ai表示其活度，則它們之間的關系可表示為：式中比例系數γi稱為離子的活度系數，它反映實際溶液與理想溶液之間偏差的大小。溶液中離子間靜電作用的強弱可用溶液的離子強度I進行定量描述：對于強電解質溶液，當溶液的濃度極稀時(I<10-4mol/Kg)，離子間距離較大，靜電作用可忽略不計，此時可將
5、其視為理想溶液，γi≈1。另外，對于溶液中的中性分子，其活度系數受溶液離子強度影響較小，通常粗略地視為1；稀溶液中的溶劑，其活度一般也視為1。對于高濃度的強電解質溶液，離子活度系數目前尚無較準確的定量計算公式；對于離子強度I<0.1mol/Kg的稀溶液，離子活度的計算常用以下兩種方式：（1）戴維斯經驗公式：（2）德拜-休克爾公式：式中：B是常數，25℃時為0.00328。?為離子體積參數，約等于水化離子的有效半徑。常見離子的?值?(pm)一價離子900H+600Li+500CHCl2COO-，CCl2COO-400Na+,ClO2-,IO3-,HCO3-
6、,H2PO4-,HSO3-,H2AsO4-,CH3COO-,CH2ClCOO-OH-,F-,SCN-,HS-,ClO4-,ClO3-,BrO3-,IO4-,MnO4-,K+,Cl-,Br-,I-,CN-,NO2-,NO3-,Rb+,Cs+,NH4+,Tl+,Ag+,HCOO-二價離子Mg2+,Be2+,600Cu2+,Ca2+,Zn2+,Sn2+,Mn2+,Fe2+,Ni2+,Co2+,500Sr2+,Ba2+,Cd2+,Hg2+,S2-,S2O42-,WO42-,Pb2+,,CO32-,SO32-,,MoO42-,(COO)22-400Hg22-,SO
7、42-,S2O32-,SeO42-,CrO42-,HPO42-三價離子900Al3+,Fe3+,Cr3+,Se3+,Y3+,La3+,In3+,Ce3+,Pr3+,Nd3+,Sm3+500Cit3-,400PO43-,Fe(CN)63-,四價離子1100Th4+,Zr4+,Se4+,Sn4+,500Fe(CN)64-,當溶液的離子強度較小時，可不考慮水化離子的大小，活度系數可按德拜-休克爾極限公式計算：例如：計算25℃時0.10mol/LHCl溶液中H+的活度。解：0.10mol/LHCl溶液中的離子強度為：由戴維斯經驗公式可得：由德拜-休克爾公式可得：
8、酸堿反應的平衡常數用平衡濃度表達為：或常數或，稱為濃度常數。由此可看出：濃度常數
