chapter03酸碱平衡与酸碱滴定4

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80酸碱平衡与酸碱滴定PPT课件

4.1 电解质溶液
4.1.1 强电解质与弱电解质
电解质：熔融态或水溶液具有导电性的物质。可分为强电解质和弱电解质。
一般认为强电解质可以完全解离，而弱电解质ห้องสมุดไป่ตู้是小部分解离。
如： Na ON H aOH
HAcH Ac
2020/7/30
第四章酸碱平衡与酸碱滴定
5
解离度(α)
溶液已中解原离有的该电弱解电质解分质子分总子数总数 1 0 0 %
第四章
酸碱平衡与酸碱滴定
Acid-Base Equilibrium and Acid-Base Titration
2020/7/30
第四章酸碱平衡与酸碱滴定
1
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2
4.1 电解质溶液 4.2 酸碱理论 4.3 溶液酸度的计算 4.4 缓冲溶液 4.5 弱酸(碱)溶液中各型体的分布 4.6 酸碱滴定法
HNO3 H 3O + HF
HAc
N
H
+ 4
H 2O
H S
C
lO
4
H
S
O
4
C l
N
O
3
H 2O
F
A c
NH3 OH
S 2
2020/7/30
第四章酸碱平衡与酸碱滴定
16
两性物质：同一物质在一个反应中它是酸，但在另一个反应中又是碱，这种在一定条件下可以失去质子，而在另一种条件下又可以接受质子的物质称为(酸碱)两性物质。

第三章--酸碱平衡和酸碱滴定法

mA nA = MA
2012年3月17日星期六
nA mA cA = = VA M A ⋅ VA
20
例：配制 0.02000 mol·L-1 K2Cr2O7 标准溶液 250.0 mL，求m = ? ，解： mK 2Cr2O7 = cVM
= 0.02000 × 0.2500 × 294.2 = 1.471g
2012年3月17日星期六
14
实验室常用试剂分类
级别
中文名
1级级
优级纯
2级级
分析纯
3级级
化学纯
生化试剂
英文标志 GR 标签颜色绿
AR 红
CP 蓝
BR 咖啡色
2012年3月17日星期六
15
五、滴定分析法中的计算 1、分析化学中常用的量和单位、
物质的量: 物质的量摩尔质量: 摩尔质量质量: 质量体积: 体积质量分数: 质量分数质量浓度: 质量浓度相对分子量: 相对分子量相对原子量: 相对原子量
2012年3月17日星期六 6
2、反应必须定量地进行完全，通常要求达到99.9%以上。、反应必须定量地进行完全，通常要求达到以上。以上 A+B=R 开始时
[ R] K= [ A][ B]
[ A]0 = [ B ]0 = c
[R]0 = 0
平衡时，转化率为99.9%，反应定量完成平衡时，转化率为，
4
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定；适用于常量组分含量＞的测定；含量的测定相对误差一般约为± 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高；，准确度较高；仪器简单、操作简便、快速；仪器简单、操作简便、快速；有很大的实用价值。有很大的实用价值。

厦大第三章酸碱平衡和酸碱滴定

酸的总浓度 c，也叫分析浓度 Analytical concentration，
平衡浓度 equilibrium concentration ：[HA]，[A-]
c[HA][A]
[HA]，[A-] 随pH的变化而变化。
酸的总浓度 c不随pH变化。
2005-10
分析化学教程（2019-2019学年)
活度与浓度 activity and concentration
离子的活度与浓度c 通过活度系数联系起来：
c
活度物质在化学反应中表现出的有效浓度
浓度 c 与物质的量直接相关
活度系数：衡量实际溶液对理想溶液的偏离程度，可由Debye-Hückel 方程求出：
logi
2005-10
分析化学教程（2019-2019学年)
GXQ2
化学化工学院
Analytical Chemistry 分析化学
3.1 酸碱理论与酸碱反应
3.1.1 现代酸碱理论
自主复习要求
3.1.2 酸碱反应的平衡常数
3.1.3 活度与浓度、平衡常数的几种形式
3.2 pH对酸碱各型体分布的影响
3.2.1 3.2.2 3.2.3 3.2.4
OH- HA
Ka Kb
HA HA
HAOH A
HOH Kw
pKa pKb pKw
例题
2005-10
分析化学教程（2019-2019学年)
GXQ15
化学化工学院
Analytical Chemistry 分析化学
结论与例题1
If a reaction is reversed, then K’ = 1/K. If two

第3章酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件

HS- H 2O H 3O S 2 A c H 2O HAc O H

弱
极弱
10-4—10-9
<10-9
NH3 H 2O NH4 O H- K b 1.8 10-5 S 2- H 2O HS- O H
酸碱反应的平衡常数Kt
强碱滴定强酸 1 + K 10 H + OH ===H2O [ H ][OH ] 强碱滴定弱酸 K [A ] 1 HA + OHA- + H2O K [HA ][OH ] K K 强酸滴定弱碱 Kb [ HA] 1 Kt H+ + AHA [ A ][H ] K a K w

14.0 t
t b
a w
二、活度和活度系数
活度：由于溶液中离子之间相互作用，使离子参加化学反应的有效浓度要比它的实际浓
度低，因此，用浓度代入各种平衡常数公式
进行计算，所得结果与实验结果产生一定的
偏差。这种偏差对强电解质的浓溶液较为明
显。为了定量反映溶液中离子间相互作用的
强弱程度，引入活度概念。
aOH aHA K a A
o b
2018年11月6日3时24分
续前
共轭酸碱对: 如HA—A-、HA的Ka与A-的碱式离解常数Kb之间的关系：
K a Kb K w
对多元弱酸：如H3A在水溶液中逐级离解为 H2A-、HA2-、A3-
K b1 K w / K a3 K b2 K w / K a2 K b3 K w / K a1
在溶剂分子间发生的质子转移反应，称为溶剂的质子自递反应。（autoprotolysis reaction)。这种反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数（autoprotolysis constant)，以Ks 表示。

无机化学第4章酸碱平衡与滴定法

一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱）完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-）浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ），其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-

第三章酸碱平衡理论4

多元酸溶液中各型体的分布
H2A为二元酸，分析浓度为c，在溶液中存在三种型体H2A、HA-和A2-，其分布系数分别为2 、1 和o。
上式分子分母同时乘以
，变为
同理，
并且，2+1+o=1
草酸的型体分布曲线
当
时， 2 1 ，
H 2C2O4 为主要存在形式。
当
时，
C
2
O
2 4
为主要存在形式。
当
时，
电荷平衡式在平衡状态下，正电荷的总量应等于负电荷的
总量，溶液总是呈电中性。
醋酸溶液 c e q (H ) c e q (A c ) c e q (O H )
氢氧化钠溶液 c e q (N a ) c e q (H ) c e q (O H )
碳酸钠溶液
c e q ( N a ) c e q ( H ) c e q ( H C O 3 ) 2 c e q ( C O 3 2 ) c e q ( O H )
1. 强碱与弱碱混合液以NaOH与NaAc混合液为例，其质子条件式为
c e q ( O H ) c e q ( H ) c ( N a O H ) c e q ( H A c )
忽略水电离产生的OH-
ce(q O)H c(Na) O ce(qH)Ac
NaAc离解出的OH-也甚少，最简式
ceq(O H)c(NaO H)
失：
－H+
HPO42-
－2H+
PO43-
－H+
OH-
质子条件式: c e q ( H ) c e q ( H 3 P O 4 ) c e q ( H P O 4 2 ) 2 c e q ( P O 4 3 ) c e q ( O H )

第三章-酸碱平衡及酸碱滴定法

H3PO4
-H+ , Ka1
+H+ , Kb3
-H+ , Ka2
H2PO4-
+ H+ , Kb2
-H+ , Ka3 +H+ , Kb1 PO43-
HPO42-
得出： ?
Ka1·Kb3 = Ka2 ·Kb2= Ka3·Kb1 = Kw
第十页，编辑于星期二：二十点二十四分。
P49: 例3 试求 HPO42- 的 pKb。
第十二页，编辑于星期二：二十点二十四分。
二、分布系数 1、一元弱酸
HA=H++A-
cHA=[HA]+[A-]
HA HA
δ1 =
c
=
HA A-
[HA[H]+
H + + K a
第十三页，编辑于星期二：二十点二十四分。
x (A δ0)=A cH A A A H + K a + K a
➢ δ仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关 ➢ 对于给定弱酸，δ仅与pH有关
第二十二页，编辑于星期二：二十点二十四分。
§4-3 酸碱溶液pH的计算
酸碱溶液pH的计算方法:
物料平衡电荷平衡 *质子条件
[H+]的精确表达式
近似处理
近似式
进一步近似处理
最简式
第二十三页，编辑于星期二：二十点二十四分。
例：Na2NH4PO4水溶液确定参考水平：H2O、NH4+、PO43[H+] + [HPO42- ] + 2[H2PO4- ]+3[H3PO4] = [OH-] +[NH3]

第四章酸碱平衡与酸碱滴定

第四章酸碱平衡与酸碱滴定(Acid-Base Equilibrium And Acid-Base Titration)学习要求：1.熟悉弱电解质平衡，了解活度、离子强度等概念。

2.明确近代酸碱理论的基本概念。

3.掌握各种平衡的计算原理与方法。

4.掌握缓冲溶液的原则与配制。

5.掌握酸碱滴定的基本原理与实际应用。

4.1 电解质的电离酸和碱是生活实际、生产实践和科学实验中最重要的两类物质。

酸碱反应是一类极重要的化学反应，而且许多其余类型的化学反应，如沉淀反应、氧化还原反应、配位反应等，均需在一定的酸碱条件下才能顺利进行。

研究溶液中酸碱平衡的规律，在化学、生物科学、医学科学、食品营养科学、土壤科学以及生产实际中具有重要的意义。

以酸碱反应为基础建立起来的酸碱滴定是一种最重要的、应用最广泛的滴定分析方法。

本章将以酸碱质子理论为基础，讨论各类酸碱溶液pH值计算；溶液pH值对弱酸、弱碱各种物种分布的影响；缓冲溶液的性质、组成和应用；常见酸碱滴定的方法及其应用。

4.1.1 强电解质与弱电解质根据阿累尼乌斯(Arrhenius)的电离学说，通常认为强酸(如HCl、HNO3 等)，强碱(如NaOH、KOH等)以及极大部分的盐(如NaCl、KNO3、CuSO4 等)这些强电离质在水溶液中完全电离，亦就是说溶解以后完全是以水合离子形式存在，而无溶质分子。

NaOHNa + (aq) + OH - (aq)①HClH + ②(aq) + Cl - (aq)CuSO 4Cu 2+ (aq)+ SO 2-4 (aq)强电解质溶液中的离子浓度是以其完全电离来计算的。

如0.02mol .L -1 Al 2(SO 4 )3 溶液中，铝离子的浓度c (Al 3+ )=0.040mol .L -1，硫酸根离子浓度c( SO 2-4 )=0.060mol .L -1。

电离程度小的弱电解质，如弱酸CH 3COOH （通常写作HAC ）、HCN 、H 2S 、H 3BO 3等，弱碱NH 3.H 2O 等，在水溶液中只有小部分电离成为离子，大部分还是以分子形式存在，未电离的分子同离子之间形成平衡:HAc H + + Ac -NH 3.H 2O OH - + NH +4电离度(α)就是电解质在溶液中达到电离平衡时已电离的分子数占该电解质原来总分子数的百分率，电离度也称为解离度。

酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件

1.所需控制的缓冲溶液pH值在缓冲范围之内 (pH=pka±1) pH≈pKa
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
254
5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]

(4)酸碱平衡与酸碱滴定法

共轭酸碱对
又如：
H+
HCl + NH3 ⇌ 酸(1) 碱(2)
NH 酸(2)
+ 4
+ Cl 碱(1)
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡 1、水的质子自递反应
H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水分子之间也能发生：
H2O + H2O→ H3O+ + OH-
质子自递反应——溶剂分子间发生的质子传递作用。
从计算结果可知，加入少量盐酸后，溶液的pH值基本不变。
3、缓冲溶液的选择和配制
原则： ⑴ 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH–
有关的反应以外，不能与反应体系中的其它14 p K ⑵ a 或 b 尽可能接近所需的pH值；
欲配制的缓冲溶液的 pH 值
应选择的缓冲组分
[H + ]
(1 +
2K a 2 [H ]
+
)
若K a 很小，则2 K a 2 / [H+] <<1，可将其略去，即忽略H2A的 2 第二步解离，上式可简化为
[H+] =
K a1 [ H 2 A ]
（近似式）
如果c/ K ≥105，可进一步简化为 [H+] = c K a （最简式）多元碱溶液的 pH 可同样仿照多元酸的处理方法。
c(HAc) 略有增加，c(Ac–)略有减少， c(Ac )
变化不大，
因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
HAc 大量
H+ 极少量
+
Ac 大量
⑵ 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加的少量的OH－生成Ac–和H2O，当达到新平衡时，

第四章酸碱平衡和酸碱滴定-宣贵达无机及分析化学

H 2 P4 O H 2 OO H H 3 P4O Kb3c(O c( H H )c 2P (H 3 4 O P ) 4 O )1.310 12
2020/5/18
第四章酸碱平衡与酸碱滴定
Kb1 Kb2 Kb3
31
? K a 1 K b 1 K a 2 K b 2 K a 3 K b 3 K w
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第四章酸碱平衡与酸碱滴定
2
学习要求
1.熟悉弱电解质平衡，了解活度、离子强度等概念。
2.明确近代酸碱理论的基本概念。 3.掌握各种平衡的计算原理与方法。 4.掌握缓冲溶液的原则与配制。 5.掌握酸碱滴定的基本原理与实际应用。
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第四章酸碱平衡与酸碱滴定
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4.1 电解质溶液
HAc溶液的解离度与解离常数
解离度
解离常数
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第四章酸碱平衡与酸碱滴定
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2)解离度和解离常数之间的关系
AB A B
起始浓 (m度 oL l1) c0
00
平衡浓 (m度 oL l1) c0 c0 c0 c0
KcA cA cB Bc(0c 0c)0 2 1 c0 2
对弱电解质：当 <5% 时，1-≈1
2) 中和反应 3) 水解反应
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第四章酸碱平衡与酸碱滴定
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4.2.2 酸碱的相对强弱
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第四章酸碱平衡与酸碱滴定
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H 2OH 2OH 3O OH
Kw c(cH )c(O cH ) Kw c(H )c(OH )
K
w
水的离子积常数
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第四章酸碱平衡与酸碱滴定