第5章酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT
合集下载
第五章酸碱平衡与酸碱滴定法
碱1 H3O+ (aq)
酸2
酸1
HAc(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)
在水溶液中给出质子时，溶剂 H2O 就是接受质子的碱：
褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂傈劈呸斧泉袭业贾骗建铜犀猎郧苞咕褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂傈劈呸斧泉袭业贾骗建铜犀猎郧苞咕 褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂
酸碱平衡和酸碱滴定法
H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH简写为： H2O ⇌ H+ + OH-
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
5/25/2019
Inorganic & Analytical Chemistry 上一页 下一页
材料科学与化学工程学院
4.溶液的酸碱性
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
Inorganic & Analytical Chemistry 上一页 下一页
材料科学与化学工程学院
两性物质和多元弱酸弱碱的计算
酸碱溶液pH的计算步骤
• 全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
物料平衡 电荷平衡 *质子条件 化学平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
近似式
进一步近似处理
先判断溶液性质，再利 用相应的公式计算
• 稀溶液中，用pH值表示酸碱性：
pH = - log c(H+)
pH+pOH=14
• 水的电离：H2O ⇌ H++OH-
Kө=c(H+)c(OH-)/c(H2O)
水的离子积
KWө =c(H+)c(OH-)=Kө·[H2O]
22℃时，KWө =10-14即一定温度下 ，水溶液中H+和 OH-浓度乘积是一个常数。
材料科学与化学工程学院
– 缓冲溶液的组成： 弱酸及其共轭碱 弱碱及其共轭酸
• 一般是由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如 HAc-Ac-, NH4+-NH3等，抗外加酸碱、抗稀释； 两性物质也是。
• 高浓度的强酸或强碱溶液（pH<2或pH>12）也 具有一定的缓冲能力，抗外加酸碱但不抗稀释。
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
5/25/2019
Inorganic & Analytical Chemistry 上一页 下一页
材料科学与化学工程学院
4.溶液的酸碱性
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
Inorganic & Analytical Chemistry 上一页 下一页
材料科学与化学工程学院
两性物质和多元弱酸弱碱的计算
酸碱溶液pH的计算步骤
• 全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
物料平衡 电荷平衡 *质子条件 化学平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
近似式
进一步近似处理
先判断溶液性质，再利 用相应的公式计算
• 稀溶液中，用pH值表示酸碱性：
pH = - log c(H+)
pH+pOH=14
• 水的电离：H2O ⇌ H++OH-
Kө=c(H+)c(OH-)/c(H2O)
水的离子积
KWө =c(H+)c(OH-)=Kө·[H2O]
22℃时，KWө =10-14即一定温度下 ，水溶液中H+和 OH-浓度乘积是一个常数。
材料科学与化学工程学院
– 缓冲溶液的组成： 弱酸及其共轭碱 弱碱及其共轭酸
• 一般是由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如 HAc-Ac-, NH4+-NH3等，抗外加酸碱、抗稀释； 两性物质也是。
• 高浓度的强酸或强碱溶液（pH<2或pH>12）也 具有一定的缓冲能力，抗外加酸碱但不抗稀释。
分析化学05酸碱平衡及酸碱滴定法PPT
pH = 4.00时
δHAc =
δ Ac =
Ka Kb =
aH aA aHA
+
-
aHA aOH = Kw aA
-
pKa + pKb = pKw= 14.00
酸碱中和反应 (滴定反应)
Kt — 滴定反应常数
H+ + OH-
H2O HAc
1 Kt = =10 14.00 Kw
H+
+
Ac-
Kb 1 Kt = = Ka Kw
Ac-
OH-
+ HAc
H2O +
一元弱酸溶液
多元弱酸溶液
分布分数 —— 一元弱酸
HAc H++ AcδHAc=
cHAc=[HAc]+[Ac-]
[HAc] [HAc] cHAc = [HAc]+[Ac-] =
+] [H = [H+] + Ka
[HAc] [HAc]Ka [HAc]+ [H+]
δAc
-
=
cHAc
[Ac-]
Ka [Ac-] = = [H+] + Ka [HAc]+[Ac ]
分布分数的一些特征 δHA
+] [H = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
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 δHA＋ δA -＝1
例: 计算pH4.00和8.00时HAc的δHAc、δAc解: 已知HAc的Ka=1.75×10-5
pKb1 + pKa3 = 14.00 pKb2 + pKa2 = 14.00 pKb3 + pKa1= 14.00
第5章_酸碱平衡及酸碱滴定法-1
-
[HAc] [HAc]Ka [HAc]+ [H+]
cHAc
Ka [Ac-] = -] [H+] + Ka [HAc]+[Ac
分布分数的一些特征
δHA
[H+] = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
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 δHA＋ δA -＝1
Kbi =
Kw Ka(n-i+1)
例题：从手册中查出下列各酸的酸度常数pKa，计算各
酸的Ka与相应共轭碱的Kb值。(1)H3PO4；(2)H2C2O4；
(3)苯甲酸；(4)NH4+；
（2）溶剂分子的质子自递反应 H2O + H2O H3O+ + OH(25°C)
Kw= aH + aOH - =1.0×10-14
[HA]＝ δHA c HA , [A-]= δA- c HA
一元弱酸溶液
多元弱酸溶液
分布分数－一元弱酸
HAc H++ Ac-
cHAc=[HAc]+[Ac-]
def [HAc] [HAc] δHAc== c = [HAc]+[Ac-] = HAc
[H+] = [H+] + Ka def [Ac-] δAc == =
配位平衡
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸 共轭碱 + 质子
HF
H2PO4-
FHPO42-
+
[HAc] [HAc]Ka [HAc]+ [H+]
cHAc
Ka [Ac-] = -] [H+] + Ka [HAc]+[Ac
分布分数的一些特征
δHA
[H+] = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
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 δHA＋ δA -＝1
Kbi =
Kw Ka(n-i+1)
例题：从手册中查出下列各酸的酸度常数pKa，计算各
酸的Ka与相应共轭碱的Kb值。(1)H3PO4；(2)H2C2O4；
(3)苯甲酸；(4)NH4+；
（2）溶剂分子的质子自递反应 H2O + H2O H3O+ + OH(25°C)
Kw= aH + aOH - =1.0×10-14
[HA]＝ δHA c HA , [A-]= δA- c HA
一元弱酸溶液
多元弱酸溶液
分布分数－一元弱酸
HAc H++ Ac-
cHAc=[HAc]+[Ac-]
def [HAc] [HAc] δHAc== c = [HAc]+[Ac-] = HAc
[H+] = [H+] + Ka def [Ac-] δAc == =
配位平衡
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸 共轭碱 + 质子
HF
H2PO4-
FHPO42-
+
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
酸碱平衡和酸碱滴定法 厦门大学无机化学课件
PH=7.76
(3)等量点时，HAc 全部生成 Ac-：
[OH-]=
K
b
cb
=
K
w
K
a
cb
=5.3×10-6
PH=8.73
（4）等量点后，[OH-]=[NaOH]过量
例加 20.02mLNaOH,
过量 0.02mL, a=1.001,COH
0.1000 0.02 = 40.02
=5.0×10-5(mol/L)
10 pH
t
cep HX
Kh，1=
Kw K a,3
HPO42-+H2O→ H2PO4-+OHH2PO4-+H2O→ H3PO4+OH例 1．求 0.10mol/L Na2CO3 的 PH
Kh，2=KKaw,2
Kh，3=
Kw K a,1
NH4Ac: NH4++H2O→NH3H2O+H+
Ac-+H2O→HAc+OH-
H++OH-→H2O NH4++ Ac-+H2O→NH3H2O+HAc
[H+]≥10Ka
pH≤pKa－1
[H+]≤
Ka 10
Ka 10
＜[H+]＜10Ka
pH≥pKa＋1 pKa－1＜pH＜pKa＋1
[In ] [HIn ]
≤0.1
[In ] [HIn ]
≥10
[In ] 0.1＜ [HIn ] ＜10
[H+]＝Ka
pH＝ pKa
[In ] [HIn ] ＝1
NH3 的 Kb(B)=1.8×10-5, 共轭酸的 Ka(HB)=Kw/ Kb(B)=5.5×10-10)
5酸碱溶液和酸碱滴定法
(二) 同离子效应(common ion effect）
•在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子 的强电解质，可使弱电解质的离解度降低，这种现 象称为同离子效应
例: HB
B- + H+ +NaB [H+]减少
+HCl [B-]减少
α α= [=B-[]CHH+减B] 少减少
CHB
(三) 盐效应
Ka1=
[H3O+] ·[HB-] [H2B]
HB- + H2O B2- + H3O+
Ka2=
[H3O+] ·[B2-] [HB-]
多元弱酸分步电离，各 步有相应的电离平衡
常数，而且 K1＞＞ K2 ＞＞ K3＞＞ …. 因此比较多元弱酸强弱 时，只需比较第一步
电离常数值。求算[H+]时 可作一元酸处理.
A.共轭酸 B.共轭碱 C.共轭酸碱对 D.两性物质
例题2.HAc~NaAc缓冲对中，抗碱成分是( C )
A．H+
B．Ac－
C．HAc
D．NaAc
例题3.下列混合溶液中( B )是缓冲溶液：
A．100ml 0.10mol·L-1的NH3·H2O与100ml 0.10mol·L－1的HCl混合。
B．100ml0.20mol·L－1的NH3·H2O与100ml 0.10mol·L－1的HCl混合。
酸碱反应的本质 是H+与OH-反应生成水: H+ + OH- = H2O
酸碱的强弱：根据酸碱平衡常数比较
电离理论的成功点：从物质的化学 组成上揭露了酸碱的本质。
局限性：把酸碱仅限于水溶液中， 忽视了酸碱对立统一的规律。
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
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
5酸碱滴定- 酸碱滴定原理 - 课程思政
用NaOH(0.1000mol·L-1 )滴定20.00ml HAc(0.1000mol·L-1 )溶液的pH变化
加入NaOH （ml）
HAc被 滴定%
剩余 HAc%
过量 NaOH
%
pH
0
0
100
2.88
10.00
50.0 50.0
4.75
18.00
90.0 10.0
5.71
19.80
99.0 1.0
6.75
19.98 20.00 20.02 20.20
99.9 0.1 100.0 0 100.1 101.0
7.75
突
8.73 跃
0.02 9.70
范 围
0.20 10.70
与NaOH滴定HCl相比，滴定曲线的特点。
pH
12
突跃变窄
10 8 6 4 HAc
9.70 突
8.73 7.75
跃PP：8~10
滴定突跃与Ka的关系曲线
（2）一元弱酸的浓度（c）
当Ka一定时，一元弱酸浓度越大，突跃范围越大
Ca和Ka ↑ ，滴定 突跃范围越大， 滴定准确性越高
（3） 弱酸能被准确滴定判别 （相对误差TE =±0.1%，滴定界限 ）
通常以 cKa≥1.010-8 作为判断弱酸能否
被准确滴定的条件。
3.强酸滴定一元弱碱 HCl＋NH3•H2O＝ NH4Cl＋H2O
将滴定过程中溶液 pH 值变化分为四个阶段讨论。 NaOH滴定HCl的滴定曲线
12
pH
10
8
6
4
滴定前
2
sp后 sp化学计量点
sp前
0 0 5 10 15 20 25 30
第五章酸碱滴定法
1．一元弱酸碱溶液
（1）一元弱酸（Ca ）
H
A
OH
Ca
1
KW H
H
Ca
Ka H Ka
KW H
精确式
续弱酸弱碱PH值计算
当 Ca Ka 20KW （忽略水的离解）
H
Ca
Ka H Ka
H Ka Ka 2 4Ca Ka 2
近似式
当 Ca Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20KW
分析化学 第五章 酸碱滴定法
分析化学教研室
第一节 概述
➢ 酸碱滴定法（中和滴定法）： 以酸碱反应(水溶液中的质子转移反应)为 基础的定量分析法
“酸度” 决定各反应物的存在型体，影响物 质
本在章溶重液点中：的分布和平衡
（1）酸碱平衡理论 （2）各类酸碱溶液的pH值计算方法 （3）各类酸碱滴定曲线和指示剂的选择
碱 AcHCO3CO32-
NH3 H5Y+
NH2OH
(CH2)6N4
质子 + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+
二、酸碱反应的实质
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
✓ 醋酸在水中的离解：
半反应1
HAc（酸1）
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H Ca Ka
最简式***
续弱酸弱碱PH值计算
（2）一元弱碱（Cb）
OH Kb Kb2 4Cb Kb 2
近似式
OH Cb Kb
最简式***
（1）一元弱酸（Ca ）
H
A
OH
Ca
1
KW H
H
Ca
Ka H Ka
KW H
精确式
续弱酸弱碱PH值计算
当 Ca Ka 20KW （忽略水的离解）
H
Ca
Ka H Ka
H Ka Ka 2 4Ca Ka 2
近似式
当 Ca Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20KW
分析化学 第五章 酸碱滴定法
分析化学教研室
第一节 概述
➢ 酸碱滴定法（中和滴定法）： 以酸碱反应(水溶液中的质子转移反应)为 基础的定量分析法
“酸度” 决定各反应物的存在型体，影响物 质
本在章溶重液点中：的分布和平衡
（1）酸碱平衡理论 （2）各类酸碱溶液的pH值计算方法 （3）各类酸碱滴定曲线和指示剂的选择
碱 AcHCO3CO32-
NH3 H5Y+
NH2OH
(CH2)6N4
质子 + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+
二、酸碱反应的实质
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
✓ 醋酸在水中的离解：
半反应1
HAc（酸1）
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H Ca Ka
最简式***
续弱酸弱碱PH值计算
（2）一元弱碱（Cb）
OH Kb Kb2 4Cb Kb 2
近似式
OH Cb Kb
最简式***
4第五章酸碱滴定法1
活度常数，不受I影响 K a — 活度常数，不受 影响
[ H + ][ A − ] c Ka = [ HA ]
K
c a
---浓度常数 受I影响 浓度常数,受 影响 浓度常数 p113
c = K a ⋅ γH + ⋅ γ A −
c K a 与 K a 的转化关系: 的转化关系:
Ka =
a H + a A− a HA
γi
− lg γ i = 0 .5 Z i2 I I较小时 较小时: 较小时 1 离子强度： 离子强度： I = ∑i c i Z 2
P110 5-3
2 i
P110 5-4
注意： 注意： 使用公式5-4计算 时 只考虑溶液中的强电解质， 使用公式 计算I时，只考虑溶液中的强电解质，弱电解 计算 质不计算。例如，某混合溶液中含有0.1mol·L－１的KNO3 质不计算。例如，某混合溶液中含有 求此溶液离子强度？ 和0.01 mol·L－１的HAc,求此溶液离子强度？ 求此溶液离子强度 1 I= 2 (0.1×12+0.1×12) = 0.1 (HAc是弱电解质，不考虑) × × 是弱电解质，不考虑 是弱电解质 获得活度系数的几种方法 1．计算： P111例2 结论：同样的离子强度对高价离子影响 ．计算： 结论： 例 大。 2．部分活度系数可查表：P111例1, 可查表 活度系数可查表： 附录表４ ．部分活度系数可查表 例 可查表P385附录表４。 附录表 3. 中性分子活度系数＝１此时 ai=ci 中性分子活度系数＝
=
[ H + ] ⋅ γ H + ⋅[ A − ] ⋅ γ A − [ HA ]
注意：查表得到的是活度常数 ， 注意：查表得到的是活度常数Ka，一般作题时忽略离子强 度影响，那么就可以用Ka代替 代替K 度影响，那么就可以用 代替 ac，如题中特别强调考虑 离子强度，则需要应用公式转换。 表见p383表2 离子强度，则需要应用公式转换。 Ka表见 表见 表
酸碱平衡及酸碱滴定法
cc总血乙阿药 酰司= 水9匹(9[杨.H林99＋酸在%]胃)胃,+p中KKa阿a的)=司[H吸3匹＋.5收林].血比计率算。
分布分数－多元弱酸
二元弱酸H2A
H2AH++HA- H++A2- c H2CO3=[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]
物料平衡
def δH2A ==
def δHA- ==
Ka [H+] + Ka
分布分数的一些特征
δHA
=
[H+] [H+] + Ka
δA-
=
Ka [H+] + Ka
➢ 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 ➢ δHA＋ δA -＝1
例 计算pH4.00和8.00时HAc的δHAc、δAc-
解: 已知HAc的Ka=1.75×10-5
[NH3] +[Zn(NH3) 2+] +2[Zn(NH3)22+] +3[Zn(NH3)32+] +4[Zn(NH3)42+] = 0.2 mol/L
电荷平衡 溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带
负电荷的总数(电中性原则)。
电荷平衡方程（CBE) Na2C2O4水溶液 [Na+] + [H+] = [OH-] + [HC2O4-] + 2[C2O42-]
def δHA- ==
[HA-] c H2A
[H+] Ka1 = [H+]2 + [H+]Ka1 + Ka1 Ka2
《基础应用化学》课件第五章-酸碱平衡与酸碱滴定法
1887年瑞典科学家阿仑尼乌斯提出了他的酸碱电离理论：凡是在水溶液中电离产生的全部阳
离子都是 H+的物质叫酸；电离产生的全部阴离子都是 OH– 的物质叫碱，酸碱反应的实质是 H+
和 OH– 结合生成水的反应。但这个理论存在一定的缺陷性，如Na2CO3、Na3PO4等的水溶液 也显碱性，可作为碱中和酸；气态的氨和氯化氢发生中和反应并无水生成等。
则有：
KW = [H+] [H–] = 1.0×10–14
电解质溶液
（四） 水的离解和溶液的pH值
水的离子积是温度的函数，温度一定时，它是一个常数，不随 H+ 和 OH－的
变动而变动，温度升高，水的离子积的数值明显增大。
由于 [H+]和 [ OH－]的乘积是一个常数，故若已知溶液中 [H+] ，就可简单地算 出溶液中的[ OH－ ] 。另外，1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH表示水
弱电解质已离解浓度
弱电解质起始浓度 100 %
相同浓度的不同弱电解质，其解离度不同。电解质越弱，解离度越小。 因此，解离度的大小能有效地表示电解质的相对强弱。
电解质溶液
（二）弱电解质的离解平衡
2、解离平衡和解离常数
在一定温度下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，溶液中分子、
如HAc、NH3等，主要以分子状态存在于溶液
中，只有少部分电离成正、负离子。
弱电解质存在着解离平衡（用AB表示弱电解
质）：
AB
A+＋B–
电解质溶液
（二）弱电解质的离解平衡
1、解离度
解离度是在一定温度下，弱电解质在溶液中达到解离平衡时，已解离 的弱电解质分子数占弱电解质分子总数（包括已解离的分子和未解离 的分子）的百分数，常用α来表示：
离子都是 H+的物质叫酸；电离产生的全部阴离子都是 OH– 的物质叫碱，酸碱反应的实质是 H+
和 OH– 结合生成水的反应。但这个理论存在一定的缺陷性，如Na2CO3、Na3PO4等的水溶液 也显碱性，可作为碱中和酸；气态的氨和氯化氢发生中和反应并无水生成等。
则有：
KW = [H+] [H–] = 1.0×10–14
电解质溶液
（四） 水的离解和溶液的pH值
水的离子积是温度的函数，温度一定时，它是一个常数，不随 H+ 和 OH－的
变动而变动，温度升高，水的离子积的数值明显增大。
由于 [H+]和 [ OH－]的乘积是一个常数，故若已知溶液中 [H+] ，就可简单地算 出溶液中的[ OH－ ] 。另外，1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH表示水
弱电解质已离解浓度
弱电解质起始浓度 100 %
相同浓度的不同弱电解质，其解离度不同。电解质越弱，解离度越小。 因此，解离度的大小能有效地表示电解质的相对强弱。
电解质溶液
（二）弱电解质的离解平衡
2、解离平衡和解离常数
在一定温度下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，溶液中分子、
如HAc、NH3等，主要以分子状态存在于溶液
中，只有少部分电离成正、负离子。
弱电解质存在着解离平衡（用AB表示弱电解
质）：
AB
A+＋B–
电解质溶液
（二）弱电解质的离解平衡
1、解离度
解离度是在一定温度下，弱电解质在溶液中达到解离平衡时，已解离 的弱电解质分子数占弱电解质分子总数（包括已解离的分子和未解离 的分子）的百分数，常用α来表示：
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
第五章酸碱滴定法
|
OH
HIn 无色
HO-
In- ＋H+ （H3O+）
H+ 红色
22
甲基橙弱碱型指示剂
InO H H InO H O H
碱式色
酸式色
（黄色）
（红色）
结论：酸碱指示剂的变色和溶液的pH值有关。
23
二、指 示 剂 的 变 色 范 围
HIn
HO-
In- ＋H+ （H3O+）
酸式色 H+ 碱式色
KHIn [H3O+]
37
滴定体系的溶液浓度越大，突跃范围越大， 溶液浓度越小，突跃范围越小，指示剂的选 择受到限制。 滴定浓度的选择：0.1mol/l附近
38
强酸滴定强 碱的情况：
0.1000mol/lNaOH滴定 0.1000mol/lHCl滴定
0.1000mol/lHCl曲线
0.1000mol/lNaOH曲线
39
＝[[HIInn-]]
＝
红色(碱式色) 无色(酸式色)
24
KHIn [H3O+]
＝[[HIInn-]]
＝
红色(碱式色) 无色(酸式色)
1.溶液pH值变化时,[In-]/[HIn]随之变化,溶液的颜 色亦改变。
2.当 [HIn]＝[In-]时,[H+]＝KHIn, 溶液呈二种颜色的 中间色,此时pH=pKHIn,称指示剂的理论变色点
碱越强，Kb越大，pKb越小
水溶液中共轭酸碱对离解常数的关系： Ka=KW/Kb
pKa+pKb=pKw 11
二、酸碱溶液中各组分的分布 HAc水溶液的体系中存在：
HAc、Ac-、H+
相关主题
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
Ka {c(H） c（ /cH }A {cc()A /cc)/c}
因标准态浓度 cθ=1.0 moL·L－1
则:
Ka
c' (H )c' (Ac ) c'(HAc)
NH3在水溶液中的电离 平衡和电离常数表达式
N H 3+ H 2 O N H + 4+ O H
Kb
c'(NH4)c'(OH） c（ ' NH3）
c(H )c(A c ) c(H A c)
A c - H 2 O 噲 垐 ? ?H A c O H
Kb
c(HAc)c(OH) c(Ac)
•
= 6 共轭酸碱对中酸、碱常数的关系
KagKb Kw
在HAc – Ac-共轭酸碱对中
K a g K b c(H c(H )cA (c A )c)g c(H A cc ()A cc ( O )H )
3 酸碱反应的实质
质子理论认为：任何酸碱反应都是两个共轭 酸碱对之间H的+质子传递过程。
HCl + NH3
(酸1) (碱2)
NH4++
Cl
(酸2) (碱1)
方向：较强的碱夺取较强的酸所给出的质子而转化 为各自的共轭弱酸和弱碱。
局限性：对于无质子参加的酸碱反应无法解释。
例 NH4+的共轭碱是(NH3 )， H2O的共轭酸是(H3O+ )。
有关解离常数:
▲ 一定温度下，有一个确定的电离常数，由
实验测得。其大小反映了弱电解质解离程度的
大小。
▲ 同温度、同浓度下，同类型的弱酸（或弱碱）
的K
a
(或) K
b
越大，则其解离程度也就越大，溶
液的酸性（或碱性）就越强。
▲
K
a
(或)K
b
具有一般平衡常数的特征。对
5 酸碱的强度
在溶液中酸碱的强度不仅取决于酸碱本身给出 质子和接受质子能力的大小，还与溶剂接受和给出 质子的能力有关。最常用的溶剂是水，在水溶液中， 酸碱的强度通常用它们在水中的解离常数或酸常数、 碱常数的大小来衡量。
酸常数和碱常数
H A c噲 垐 ? ?H A c
K a c(H )c(c H A c c )(A c c )c
浓度为0.50 mol·L-1 Na2SO3溶液，其物料平衡式又怎样？
（2） 电荷平衡（CBE）
处于平衡状态的水溶液是电中性的，即溶液中荷正 电质点所带正电荷的总数与荷负电质点所带负电荷的总 数相等，根据这一原则，由各离子的电荷和浓度，可列 出电荷平衡方程。
如HAc溶液，其电荷平衡式为： C(H+ )＝c(Ac- )+ c(OH - )
（1） 物料平衡（MBE）
指在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度 等于该组分各种型体的平衡浓度之和。
例如浓度c为0.10 mol·L-1 HAc溶液，其物料平衡 式为：
cHAc＝c(HAc)+ c(Ac-)＝0.10(mol·L-1)
练习： 浓度为0.20 mol·L-1 NaHCO3溶液，其物料平衡式
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论
阿仑尼乌斯电离理论
酸：在水溶液中离解出的阳离子全部是 H+的化合物。
碱：在水溶液中离解出的阴离子全部是 OH-的化合物。
局限性：① 许多化学反应在非水溶液或无 溶剂系统中进行。 NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl
1 酸碱定义
质子理论认为： 酸：凡能给出H+的物质，HCl、HAc 等 碱：凡能接受H+的物质，Ac-、S2等 两 性 物 质 ： 既 能 给 出 H+ ， 又 能 接 受
练习 写出下列各物质的共轭酸： CO32－ (2) NH3 (3) HS－ (4) H2O (5) HPO42－ (6) [Zn(H2O)3(OH)]＋
解：(1) HCO3－ (2) NH4+
(4) H3O+ (5) H2PO4－ [Zn(H2O)4]2＋
(3) H2S (6)
大家应该也有点累了，稍作休息
大家有疑问的，可以询问和交
练习 写出下列各物质的共轭碱。 (1)HC2O4－ (2) HClO (3) H2PO4－ (4) NH3 (5) HSO3－ (6) [Cu(H2O)4]2+
解：(1) C2O42- (2)ClO- (3) HPO4 2(4) NH2- (5) SO3 2- (6) [Cu(H2O)3(OH－)] +
例 写出HCOOH、 NaH2PO4水溶液的质子条件
2 溶液中弱酸、弱碱的解离平衡
(1) 解离平衡和解离常数
在一定条件下，一元弱酸或弱碱的水溶液 中存在着未电离的分子与其电离生成的离子之 间的动态平衡，称为电离平衡。
如: HAc +H2O
H3O+ + Ac-
简化为: H A c H +A c
依化学平衡原理：
思考：NaHCO3溶液的电荷平衡式？
（3） 质子平衡
酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数与碱得到 的质子数相等，其数学表达式为质子条件式。
零水准法列出质子条件式，其步骤为： （1）选择适当的基准态物质（零水准），基准态物质 通常是溶液中大量存在并参与质子转移的物质。 （2）根据质子转移数相等的数量关系写出质子条件式 。
4 水的离子积和PH
H 2 O l噲 垐 ? ? H a q O H a q
Kw c(OcH )c(cH)
Kw c(H)c(OH)
K
w
称为水的离子积常数
和
K
w
的意义为：一定温度时，水溶液氢离子和 氢氧根离子浓度之积为一常数。
pHlgc(H） pOHlgc(OH)
pH + pO H pK w 14.00
c(H )c(O H )K w
例： 解： K a K K W b 1 1..7 07 11 00 1 4 55.641010
第二节 酸碱平衡
1 溶液中酸碱平衡的处理方法
弱酸或弱碱在水溶液中仅部分解离，绝大部分仍 然已未解离的分子状态存在，因此弱酸或弱碱的水溶 液中存在各种相关的型体。酸碱溶液中平衡型体之间 存在三大平衡关系：物料（质量）平衡、电荷平衡和 质子平衡。
2 共轭酸碱对
H C l ( 共 轭 酸 ) H C l 共 轭 碱
统一在质子上的对应关系叫酸碱共轭关系。
共轭酸碱对的 K
a
和K
b
的关系：
KaKb Kw
在一个共轭酸碱对中，酸的酸性与碱的碱性的强弱关系为：酸愈 强(即给出质子的能力愈强)，它的共轭碱就愈弱(即接受质子能 力愈弱)；酸愈弱，它的共轭碱就愈强。
因标准态浓度 cθ=1.0 moL·L－1
则:
Ka
c' (H )c' (Ac ) c'(HAc)
NH3在水溶液中的电离 平衡和电离常数表达式
N H 3+ H 2 O N H + 4+ O H
Kb
c'(NH4)c'(OH） c（ ' NH3）
c(H )c(A c ) c(H A c)
A c - H 2 O 噲 垐 ? ?H A c O H
Kb
c(HAc)c(OH) c(Ac)
•
= 6 共轭酸碱对中酸、碱常数的关系
KagKb Kw
在HAc – Ac-共轭酸碱对中
K a g K b c(H c(H )cA (c A )c)g c(H A cc ()A cc ( O )H )
3 酸碱反应的实质
质子理论认为：任何酸碱反应都是两个共轭 酸碱对之间H的+质子传递过程。
HCl + NH3
(酸1) (碱2)
NH4++
Cl
(酸2) (碱1)
方向：较强的碱夺取较强的酸所给出的质子而转化 为各自的共轭弱酸和弱碱。
局限性：对于无质子参加的酸碱反应无法解释。
例 NH4+的共轭碱是(NH3 )， H2O的共轭酸是(H3O+ )。
有关解离常数:
▲ 一定温度下，有一个确定的电离常数，由
实验测得。其大小反映了弱电解质解离程度的
大小。
▲ 同温度、同浓度下，同类型的弱酸（或弱碱）
的K
a
(或) K
b
越大，则其解离程度也就越大，溶
液的酸性（或碱性）就越强。
▲
K
a
(或)K
b
具有一般平衡常数的特征。对
5 酸碱的强度
在溶液中酸碱的强度不仅取决于酸碱本身给出 质子和接受质子能力的大小，还与溶剂接受和给出 质子的能力有关。最常用的溶剂是水，在水溶液中， 酸碱的强度通常用它们在水中的解离常数或酸常数、 碱常数的大小来衡量。
酸常数和碱常数
H A c噲 垐 ? ?H A c
K a c(H )c(c H A c c )(A c c )c
浓度为0.50 mol·L-1 Na2SO3溶液，其物料平衡式又怎样？
（2） 电荷平衡（CBE）
处于平衡状态的水溶液是电中性的，即溶液中荷正 电质点所带正电荷的总数与荷负电质点所带负电荷的总 数相等，根据这一原则，由各离子的电荷和浓度，可列 出电荷平衡方程。
如HAc溶液，其电荷平衡式为： C(H+ )＝c(Ac- )+ c(OH - )
（1） 物料平衡（MBE）
指在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度 等于该组分各种型体的平衡浓度之和。
例如浓度c为0.10 mol·L-1 HAc溶液，其物料平衡 式为：
cHAc＝c(HAc)+ c(Ac-)＝0.10(mol·L-1)
练习： 浓度为0.20 mol·L-1 NaHCO3溶液，其物料平衡式
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论
阿仑尼乌斯电离理论
酸：在水溶液中离解出的阳离子全部是 H+的化合物。
碱：在水溶液中离解出的阴离子全部是 OH-的化合物。
局限性：① 许多化学反应在非水溶液或无 溶剂系统中进行。 NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl
1 酸碱定义
质子理论认为： 酸：凡能给出H+的物质，HCl、HAc 等 碱：凡能接受H+的物质，Ac-、S2等 两 性 物 质 ： 既 能 给 出 H+ ， 又 能 接 受
练习 写出下列各物质的共轭酸： CO32－ (2) NH3 (3) HS－ (4) H2O (5) HPO42－ (6) [Zn(H2O)3(OH)]＋
解：(1) HCO3－ (2) NH4+
(4) H3O+ (5) H2PO4－ [Zn(H2O)4]2＋
(3) H2S (6)
大家应该也有点累了，稍作休息
大家有疑问的，可以询问和交
练习 写出下列各物质的共轭碱。 (1)HC2O4－ (2) HClO (3) H2PO4－ (4) NH3 (5) HSO3－ (6) [Cu(H2O)4]2+
解：(1) C2O42- (2)ClO- (3) HPO4 2(4) NH2- (5) SO3 2- (6) [Cu(H2O)3(OH－)] +
例 写出HCOOH、 NaH2PO4水溶液的质子条件
2 溶液中弱酸、弱碱的解离平衡
(1) 解离平衡和解离常数
在一定条件下，一元弱酸或弱碱的水溶液 中存在着未电离的分子与其电离生成的离子之 间的动态平衡，称为电离平衡。
如: HAc +H2O
H3O+ + Ac-
简化为: H A c H +A c
依化学平衡原理：
思考：NaHCO3溶液的电荷平衡式？
（3） 质子平衡
酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数与碱得到 的质子数相等，其数学表达式为质子条件式。
零水准法列出质子条件式，其步骤为： （1）选择适当的基准态物质（零水准），基准态物质 通常是溶液中大量存在并参与质子转移的物质。 （2）根据质子转移数相等的数量关系写出质子条件式 。
4 水的离子积和PH
H 2 O l噲 垐 ? ? H a q O H a q
Kw c(OcH )c(cH)
Kw c(H)c(OH)
K
w
称为水的离子积常数
和
K
w
的意义为：一定温度时，水溶液氢离子和 氢氧根离子浓度之积为一常数。
pHlgc(H） pOHlgc(OH)
pH + pO H pK w 14.00
c(H )c(O H )K w
例： 解： K a K K W b 1 1..7 07 11 00 1 4 55.641010
第二节 酸碱平衡
1 溶液中酸碱平衡的处理方法
弱酸或弱碱在水溶液中仅部分解离，绝大部分仍 然已未解离的分子状态存在，因此弱酸或弱碱的水溶 液中存在各种相关的型体。酸碱溶液中平衡型体之间 存在三大平衡关系：物料（质量）平衡、电荷平衡和 质子平衡。
2 共轭酸碱对
H C l ( 共 轭 酸 ) H C l 共 轭 碱
统一在质子上的对应关系叫酸碱共轭关系。
共轭酸碱对的 K
a
和K
b
的关系：
KaKb Kw
在一个共轭酸碱对中，酸的酸性与碱的碱性的强弱关系为：酸愈 强(即给出质子的能力愈强)，它的共轭碱就愈弱(即接受质子能 力愈弱)；酸愈弱，它的共轭碱就愈强。