辅导第4章酸碱平衡和酸碱滴定法幻灯片
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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。
[课件]第4章-酸碱滴定法-(1-2)PPT
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K a K b c(H 3O )c(OH )
5.75 10 10 1.74 10 5 K w
2018/12/2
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
14
4)多元弱酸弱碱的解离
H PO H O H O H PO 3 4 2 3 2 4
c ( H O ) c ( H PO ) 3 3 2 4 K 7 . 6 10 a 1 c ( H PO ) 3 4
2
§4-1 酸碱平衡的理论基础
从不同角度研究酸碱平衡，对酸和碱给出的定义也 不同。目前，得到认可的定义约有十余种：电离理论、 溶剂理论、电子理论和质子理论等。每种理论都有各自 的优缺点和适用范围。目前在分析化学中广泛采用的是 质 子 理 论 ， 该 理 论 于 1923 年 由 J.N.Bronsted ( 丹 麦 人 1879~1947)和T.M.Lowry(1874~1936)提出。 酸碱质子理论的提出，扩大了酸碱的范围，更新了 酸碱的含义。该理论对酸碱的量化程度最高，便于定量 计算。它的缺点是不适用于无质子存在的酸碱体系。
2 H PO H OH O HPO 2 4 2 3 4
c ( H O ) c ( HPO ) 8 3 K 6 . 3 10 a 2 c ( H PO ) 2 4
2 3 HPO H OH O PO 4 2 3 4
2 4
K K K a1 a2 a3
第4章-酸碱 滴定法-(1-2)
基本要求：
1. 用酸碱质子理论来解释酸碱反应； 2.了解酸度对酸碱平衡体系中存在的各型体分布的影响； 3. 用质子条件来推导强酸碱溶液、一元弱酸碱溶液、多元 酸碱及两性物质溶液中H+浓度的计算方法；
第四章酸碱平衡与酸碱滴定法.ppt
解：
pH 前
PK a
lg cb ca
4.74 lg
0.1 0.1
0.5
0 0 2 4 4.76 6 8 10 12 pH
HF与HCN的-pH图
HF
F
0.5
0 0 2 3.174 0.5
6 8 10 12 pH
HCN
CN
00 2 4 6 8 9.3110 12 pH
二元弱酸的分布系数
H2A HA A2
2
H 2
H 2 H K a1
K a1
K a2
1
H
2
H K a1 H K a1
K a1
K a2
0
H 2
Ka1 Ka2 H Ka1 Ka1 Ka2
H2CO3的-pH图
H 2CO 3
HCO
30 12 pH
电荷数一定，I， 0 ~ 0.1，0.1 ~ 0.5两段
M3、A3 M4、A4
I / mol·L-1
4-1 酸碱平衡的理论基础（3）
酸碱反应类型及平衡常数 水的质子自递反应 一元弱酸（碱）的离解 多元弱酸（碱）的离解
水的质子自递反应
H2O H2O
H3O OH
H
4-1 酸碱平衡的理论基础（2）
活度与浓度
活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度
c
溶液无限稀时：=1 中性分子：=1 溶剂活度：=1
Debye-Hückel公式
lg i
0.509Z
2 i
1 B
I I
（适用于I<0.1）
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
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关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
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例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
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碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
分析化学课件：第四章_酸碱滴定法一
第四章 酸碱滴定法
• 酸碱滴定法及其理论基础 • 第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 • 第二节 酸碱指示剂 • 第三节 酸碱滴定法的基本原理 • 第四节 滴定终点误差 • 第五节 非水溶液中的酸碱滴定法
分析化学
第四章 酸碱滴定法
1
• 酸碱滴定法的定义： • 酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析
• 质子在水分子之间的转移，叫做水的质子自递反 应，反应式为：
• 这种反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数， 用KS表示。水的质子自递常数又称为水的离子 积，用KW表示
分析化学
第四章 酸碱滴定法
7
酸碱的强度
• 在水溶液中，酸碱的强度用其平衡常数Ka、Kb 来衡量。 Ka (b)值越大，酸（碱）越强。一般认 为， Ka (b)>1为强酸（碱）， Ka (b)在1～10-3之间 为中强酸（碱）， Ka (b)在10-4～10-7之间为弱酸 （碱） ， Ka (b)<10-7为极酸（碱），这种区分不 是绝对的，酸碱的强度还与溶剂的性质有关。
• ③ 简化：依据20倍简化原则，即，讨论平衡问题时 允许的误差可以为5%，对方程式中的各项进行合理 的简化处理。例如当ca≥ 20[OH-]时，水的离解可以 忽略。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
20
一、一元酸（碱）溶液的氢离子浓度计算
• （一）强酸（碱）溶液的氢离子浓度计算
• 对于浓度为 ca ( mol/L) 的强酸（HA）溶液，其 质子条件式为：
分析化学
第四章 酸碱滴定法
3
共 轭 酸 碱 对
• 酸或者碱可以是中性的分子，也可以是阳离子或 者阴离子。磷酸为三元酸，磷酸根为三元碱。
• 既可以给出质子，又可以接受质子的物质叫做两
• 酸碱滴定法及其理论基础 • 第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 • 第二节 酸碱指示剂 • 第三节 酸碱滴定法的基本原理 • 第四节 滴定终点误差 • 第五节 非水溶液中的酸碱滴定法
分析化学
第四章 酸碱滴定法
1
• 酸碱滴定法的定义： • 酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析
• 质子在水分子之间的转移，叫做水的质子自递反 应，反应式为：
• 这种反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数， 用KS表示。水的质子自递常数又称为水的离子 积，用KW表示
分析化学
第四章 酸碱滴定法
7
酸碱的强度
• 在水溶液中，酸碱的强度用其平衡常数Ka、Kb 来衡量。 Ka (b)值越大，酸（碱）越强。一般认 为， Ka (b)>1为强酸（碱）， Ka (b)在1～10-3之间 为中强酸（碱）， Ka (b)在10-4～10-7之间为弱酸 （碱） ， Ka (b)<10-7为极酸（碱），这种区分不 是绝对的，酸碱的强度还与溶剂的性质有关。
• ③ 简化：依据20倍简化原则，即，讨论平衡问题时 允许的误差可以为5%，对方程式中的各项进行合理 的简化处理。例如当ca≥ 20[OH-]时，水的离解可以 忽略。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
20
一、一元酸（碱）溶液的氢离子浓度计算
• （一）强酸（碱）溶液的氢离子浓度计算
• 对于浓度为 ca ( mol/L) 的强酸（HA）溶液，其 质子条件式为：
分析化学
第四章 酸碱滴定法
3
共 轭 酸 碱 对
• 酸或者碱可以是中性的分子，也可以是阳离子或 者阴离子。磷酸为三元酸，磷酸根为三元碱。
• 既可以给出质子，又可以接受质子的物质叫做两
6 酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）
Ac- + H2O
OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
酸碱中和反应，也是离子酸碱的质子转移反应。
按酸碱质子理论，弱酸或弱碱既可以是分
子型的， HAc
，HF， NH3
，也可以是离子型
的，如 NH4+ ， Ac － 等。既能给出质子作为 酸，也能接受质子作为碱的物质称为两性物， 如H2O，HCO3- ，HS- ，HPO42-等。
水是两性物质，它的自身解离反应也是质子 转移反应。 H+ H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
特点：
①从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质； ②导出了衡量酸碱强度的定量标度活度(a)、电离常数(Ki)和电 离度等概念，对研究电解质溶液中的平衡关系起了重要作用。
局限性
①只适用于水溶液体系； ②不能解释像NaAc和氯化氨NH4Cl这样的物质的酸碱性，盐包含 了酸性和碱性物质，比较混乱，因此人们又建立了酸碱质子理 论。
6.1.2 酸碱的共轭关系与缓冲体系 酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 特点：
1）具有共轭性 2）具有相对性 3）具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
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 ]
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
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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 ]
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pH
=
pKa
+ lg
cAcHA
β = 2.3δHA δA - c
1. [H+] = Ka，即 pH = pKa，亦即cHA:cA-=1:1，δHA＝ δA-＝
0.5时 ， max = 0. 575 c
2. 缓冲范围: pKa-1 < pH < pKa+ 1
6
磷酸(H3A)的δ-pH图
1.0 δ
0.5 H3PO4
第4章 酸碱平衡与酸碱滴定法
§4.1 酸碱反应及平衡常数 §4.2 酸碱溶液中各型体的分布 §4.3 质子条件与pH的计算 §4.4 对数图解法（自学） §4.5 酸碱缓冲溶液 §4.6 酸碱指示剂 §4.7 酸碱滴定基本原理 §4.8 终点误差 §4.9 酸碱滴定法的应用 §4.10 非水溶液中的酸碱滴定（自学）
1
第4章 酸碱平衡与酸碱滴定法
§4.1 酸碱反应及平衡常数
4.1.3 活度与浓度 4.1.4 活度常数、浓度常数 及混合常数
§4.2 酸碱溶液中各型体的分布
4.2.1 分析浓度、平衡浓度 4.2.2 酸的浓度和酸度 4.2.3 各型体的分布分数δ的计算
§4.3 酸碱溶液的H+浓度计算
4.3.1 物料平衡、电荷平衡和质子条件 1. 物料平衡方程MBE 2. 电荷平衡方程 CBE 3. 质子条件PBE
HA+A- 4.76 7.00
HA+A- 5.71 7.95
HA+A- 6.67 9.00
HA+A- 7.46 9.56
HA+A- 7.74 9.70
A-
8.72 9.85
A-+OH- 9.70 10.00
A-+OH- 10.00 10.13
A-+OH- 10.70 10.70
A-+OH- 11.68 11.68
H2PO4-
HPO42-
PO43-
0.0 0
24 pKa1
6 pKa28
10 12 pH pKa3
磷酸的优 势区域图
2.16 △ pKa=5.05 7.21 △ pKa=5.11 12.32 pH
H3POpK4 a1 H2PO4- pKa2
HPO42- pKa3 PO43-
7
§4.7 酸碱滴定基本原理
4.7.1 强酸（碱）的滴定 1. 滴定曲线(四个阶段) 突跃范围： sp前、后相对误差 ±0.1% 2. 指示剂的选择
1) 滴定前：一元强酸HCl 2) sp前：剩余HCl
3) sp时：pH= 7.0 3) sp后： 强碱NaOH
4.7.2 强碱滴定一元弱酸（HA） 1) 滴定前：一元弱酸HAc
1. 滴定曲线 2. 指示剂的选择 3. 弱酸能否准确滴定的依据
能否分步滴定？ Ka1 105
[H+]计算式
[H ] Ka ca [A ]
pH lg Ka lg [HA]
[OH ] Kb cA [OH- ]=c过量NaOH
与滴定强酸的pH相同
11
强碱NaOH滴定弱酸HAc滴定曲线
pH
14 HAc
Ac- Ac-+OH-
0.10mol·L-1
12
NaOH
10
突 9.7
8
跃
8.7 7.7
9.0
8
NH3
－ 8.0 PP
NH3 0.10mol·L-1
6 4
突 跃
6.25
5.28 4.30
－ 6.2 －
－ 4.4
MR(5.0)
3.1 MO(4.0)
pKb= 4.75
突跃处于 弱酸性,选 甲基红或
2
甲基橙作
指示剂
0
0.50
1.00
1.50
2.00 a
13
4.7.4 多元酸和混合酸的滴定
能否准确滴定？ ca Ka1 108
2
4.3.2 pH的计算 1. 强酸（强碱）溶液 2.一元弱酸(HA)弱碱(A-)的[H+]的计算
（重点） 3. 多元弱酸（碱）溶液的pH计算 4. 弱酸混合溶液的pH值计算 5. 两性物质(HA-)溶液[H+]的计算
3
一元弱酸(HA)解题思路：
精确式： [H+ ] Ka[HA] Kw
①先比较cc·Ka与20Kw(讨论是否包括水解 ) ②③再确比 定较 计算K a公与式500 (讨论 [HA]与c之间的关系 )
c/Kb > 500 若: Kb ·c > 20Kw
则最简式:
[OH- ]= Kb c
c/Kb ＜ 500
则近似式:
[OH- ] = Kb (c [OH ])
5
§4.5 酸碱缓冲溶液
4.5.1 缓冲溶液和缓冲作用 4.5.2 缓冲溶液pH值的计算
pH
=
pKa
+
lg
A-
HA
4.5.3 缓冲容量和缓冲范围
PP
7.00
6.2
5.30 4.30
MR 4.4 5.0
3.30
MO4.0 3.1
NaOH
↓
HCl
浓度增 大10倍, 突跃增 加 2个 pH单位.
1.00 1.50 2.00 a
10
4.7.2 0.10mol·L-1 NaOH滴定0.10mol·L-1 HAc或HA (20.00mL , Ka(HAc) = 10-4.76, Ka(HA) = 10-7.00)
若 c ·Ka≥20Kw c 500 Ka
则最简式 [H+ ]
Ka c
c ·Ka≥20Kw
c
则选择近似式
K a 500
[H+ ]
Ka(c [H+ ])
4
一元弱碱(A-)溶液的[OH-] 计算
精确表达式: [OH- ] = Kb[A- ] Kw
若: Kb ·c > 20Kw (忽略Kw)
2) sp前：HAc-Ac-缓冲体系 3) sp时：一元弱碱 Ac4) sp后： 强碱NaOH
ca Ka 108
4.7.3 强酸滴定一元弱碱
8
不同浓度的强碱滴定强酸的滴定曲线
14
pH
12
10
8
6
4
0.01mol·L-1
2
0.1mol·L-1
1mol·L-1
0
0
0.50
10.70
9.709.0 8.70
NaOH mL
0 10.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00
a
0 0.500 0.900 0.990 0.998 0.999 1.000 1.001 1.002 1.010 1.100
组成 pH pH
(HAc) (HA)
HA 2.88 4.00
6
6.2
HAc 4
4.4 3.1
4.3
2
HCl(0.10mol·L-1) 0
0
0.50 1.00
9.0 PP
MR MO
↓ 0.10mol·L-1
HAc
突跃处于 弱碱性,只 能选酚酞 作指示剂.
1.50
2.00 a
12
4.7.3 强酸滴定弱碱的滴定曲线
pH
12
NaOH
0.10mol·L-1 HCl
10