授课课时计划
碱：电解质离解时生成的阴离子全部是OH—。
如NaOH→Na++OH—特点：存在局限性，共轭体系、非水体系不适用。
例如，HCl(气) + NH3(气) = NH4Cl，NH3 + NH3 NH2—+ NH4+（二）酸碱质子理论
1923年，布朗斯特（J.N.Brφnsted）在酸碱电离理论的基础上，提出了酸碱质子理论。
酸碱质子理论认为：凡是能给出质子H+ 的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱。
当某种酸HA失去质子后形成酸根A—，它自然对质子具有一定的亲和力，故A—是碱。
由于一个质子的转移，HA与A—形成一对能互相转化的酸碱，称为共轭酸碱对，这种关系用下式表示：
HA H++A-
例如，HCl的共轭碱是Cl—，HAc的共轭碱是Ac—。
特点：共轭性；广泛性，酸碱可以是正负离子，也可以是中性分子，还可以是有机物。
如，HClO4 H+ + ClO4—分子
HSO4—H+ + SO42—负离子
NH4+H+ + NH3正离子
得出结论：
酸：HCl＞HAc＞NH4+＞HS—碱：Cl—＜Ac—＜NH3＜S2—
上述结论说明：酸越强其共轭碱越弱，碱越强其共轭酸越弱。
二、酸碱溶液pH的计算
酸碱滴定的过程，也就是溶液的pH不断变化的过程。
为揭示滴定过程中溶液pH的变化规律，首先学习几类典型酸碱溶液pH的计算方法。
（二）酸碱溶液pH的计算
计算几种酸溶液[H+] 的最简计算公式及使用条件
三、缓冲溶液
缓冲作用：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身pH不发生显著变化的性质，称为缓冲作用。
缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
选择缓冲溶液需考虑的因素：见教材上P30
四、酸碱指示剂
（一）酸碱指示剂的作用原理
原理：利用酸碱指示剂颜色的突然变化来指示滴定终点。
酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱。
当溶液的pH变化时，指示剂由于结构的改变而发生颜色的改变，失去质子由酸式转变为碱式，得到质子由碱式转化为酸式，它们的酸式及碱式具有不同的颜色。
因此，结构
上的变化将引起颜色的变化。
酚酞的变色范围大约为pH = 8.0~10.0，pH 约为8时酚酞呈现红色，但在浓碱液即pH 超过10.0，酚酞又呈现无色。
（二）指示剂HIn 的变色范围 HIn(酸型, 酸色)
In —(碱型, 碱色) + H +
[][][]
HIn In H -
a
+
=K
1、当 [In —] = [HIn] 时，有K a = [H +]，pH = p K a ，溶液颜色是中间颜色（酸色和碱色的混合色）
2、当 [H +] 发生变化时，[In —] 和 [HIn] 比值发生变化，溶液颜色变化
若=+1a ]H [K ]HIn []In [-=101
，则[H +]1=10K a ，pH 1=p K a -1，能勉强认出碱色； 若=+2a ]H [K ]HIn []In [-=110，则[H +]2=10
1K a ，pH 2=p K a +1，能勉强认出酸色。
]HIn []In [-＜ 101 ＝101 ＝1 ＝110 ＞1
10
酸色 略带碱色 中间颜色 略带酸色 碱色 也就是说，即当溶液的pH 值由pH 1逐渐上升到pH 2时，溶液颜色由酸色逐渐变化碱色，指示剂变化范围2个的单位 pH=p K a ±1。
酸碱中间色就是人眼能看到指示剂颜色发生变化的范围，相应pH 范围称为指示剂
的变色范围。
结论：
➢指示剂的变化范围不是恰好位于pH值7左右，而是随各种指示剂常数值K a的不同而不同。
➢各种指示剂在变色范围内显示逐渐变化的过渡颜色。
➢各种指示剂变色范围值的幅度各不相同，但一般不大于两个pH 单位，也不于小一个pH单位。
表4-1几种常用的酸碱指示剂
（三）混合指示剂
混合指示剂有两类：
一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成，利用颜色的互补作用，使指示剂变色范围变窄，变色更敏锐，有利于判断终点，减少终点误差，提高分析的准确度。
例如，溴甲酚绿（p K a = 4.9）和甲基红（p K a=5.2）两者按3∶1混合后，在pH＜5.1的溶液中呈酒红色，而在pH＞5.1的溶液中呈绿色，且变色非常敏锐。
另一类混合指示剂是在某种指示剂中加入另一种惰性染料组成。
例如，采用中性红与次甲基蓝混合而配制的指示剂，当配比为1∶1时，混合指示剂在pH =7.0时呈现蓝紫色，其酸色为蓝紫色，碱色为绿色，变色也很敏锐。
（四）指示剂的选择
1、定性选择酸性范围或碱性范围变色的指示剂
2、化学计量点pH与指示剂的选择
3、滴定突跃与指示剂的选择
五、一元酸碱的滴定
酸碱滴定过程中，随着滴定剂不断地加入到被滴定溶液中，溶液的pH不断地变化，根据滴定过程中溶液pH的变化规律，选择合适的指示剂，才能正确地指示滴定终点。
以0.1mol·L-1 NaOH滴定20ml 0.1mol·L-1 HCl为例来说明如何选择指示剂。
图4-1 NaOH滴定HCl的滴定曲线
从图4-1可看出在滴定开始时，曲线比较平坦，pH值升高十分缓慢，
水Na2CO3或硼砂（Na2B4O7·10H2O）等基准物质进行标定。
1、无水Na2CO3
此物质易吸收空气中的水分，故使用前应在180～200℃下干燥2～3h。
也可用NaHCO3在270～300℃下干燥1h，经烘干发生分解，转化为Na2CO3，然后放在干燥器中保存。
标定反应：Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
设欲标定的盐酸浓度约为0.1 mol·L-1，欲使消耗盐酸体积20～30 mL，根据滴定反应可算出称取Na2CO3的质量应为0.11～0.16 g。
滴定时可采用甲基橙为指示剂，溶液由黄色变为橙色即为终点。
2、硼砂Na2B4O7·10H2O
此物质不易吸水，但易失水，因而要求保存在相对湿度为40%～60%的环境中，以确保其所含的结晶水数量与计算时所用的化学式相符。
实验室常采用在干燥器底部装入食盐和蔗糖的饱和水溶液的方法，使相对湿度维持在60%。
标定时，首先取一定质量的硼砂置于盛有甲基红指示剂的锥形瓶中，然后向锥形瓶内滴加HCl，边滴加边摇动锥形瓶，当溶液由黄色变为红色时，停止滴加HCl，从酸式滴定管上读出滴加的HCl的体积，根据硼砂和HCl的反应计量比，求出HCl的摩尔浓度。
除上述两种基准物质外，还有KHCO3、酒石酸氢钾等基准物质也可用于标定HCl溶液。
（二）碱标准溶液的配制和标定
NaOH是最常用的碱溶液。
固体NaOH具有很强的吸湿性，易吸收。
