第五章酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件
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[H3O+] = [OH] = 1.0 107 mol·L1 Kwө =[H3O+] ·[OH] = 1.0 1014 Kwө又叫做水的离子积常数
13
例1．0.1mol ·L1 HCl溶液中， [H+] = 0.1mol ·L1 pH = lg(0.1mol ·L1/1mol ·L1) = 1.0 pOH = 14.0 1.0 = 13.0
难点：（1）溶液的酸碱性 （2）酸碱滴定曲线及指示剂选择
3
5.1 酸碱理论
一、酸碱电离理论 Arrhenius酸碱电离理论 1884年提出
酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质； 碱：电离时产生的阴离子全部是OH的物质。 局限：无法解释NaCO3 ，Na3PO4 呈碱性；NH4Cl
显 酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为 液氨中： NH4 + + NH2 - = 2 NH3
4
解离度(α) 溶液中 已原 解有 离该 的弱 分 分电 子 子解 数 总质 数 10% 0
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
5
表观解离度
强电解质的表观解离度
电解质 KCl
03
2
教学基本要求
了解酸碱理论，了解弱电解质的解离平衡和强 电解质溶液；掌握解离常数、解离度的概念；掌 握各种酸碱溶液的pH计算；掌握酸碱指示剂的变 色原理及选用原则；掌握酸碱滴定曲线及酸碱滴 定法的应用 。
重点：（1）弱电解质的解离平衡 （2）溶液的酸碱性 （3）酸碱指示剂 （4）酸碱滴定曲线及指示剂选择 （5）酸碱滴定法的应用
H2O（酸2）
OH-（碱2）+ H+
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
10
✓ 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）
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
5.1 酸碱理论 5.2 弱电解质的解离平衡 5.3 溶液的酸碱性 5.4 酸碱缓冲溶液 5.5 酸碱指示剂 5.6 酸碱滴定曲线及指示剂选择 5.7 酸碱滴定法的应用
1
整体概况
概况一
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01
概况二
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02
概况三
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例1：HAc在水中的离解：
半反应： HAc（酸1） → H++ Ac-（碱1）
总反应：
H2O（碱2） + H+ → H3O+（酸2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
9
例2：氨在水中的离解：
半反应1 NH3（碱1）+ H+
NH4+（酸1）
半反应2
总反应：
K
W
=1.0×10-14，p
②
（4）两性物质： HPO42- → H+ + PO43- ③
HPO42- + H+ → H2PO4- ④
由③、④式可知：一种物质（ HPO42- ）在不同 条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。
某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该 物质在反应中的作用和行为。
8
2. 酸碱反应——两个共轭酸碱对共同作用的结果 实质：是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。
12
3. 溶剂的质子自递反应
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。
此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（Kwө ） 298K，纯水中的
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
wenku.baidu.com
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对 11
酸碱反应： ① 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴
离子 ② 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在
另一对共轭酸碱对中是酸； ③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离
子酸或离子碱 ④酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，
（3）共轭酸碱对：在HAc与Ac-、NH3与NH4+之间仅 相差一个质子（H+），并且通过给出或接受质子 可以相互转化，我们把酸碱之间这种相互联系、 相互依存的关系称为共轭关系，对应的酸和碱称 为共轭酸碱对。
7
共轭酸碱对的通式如下：
酸 → 碱 + H+
HAc → H+ + Ac-
①
NH4+ → H+ + NH3
14
4. 酸碱强度
酸和碱的强弱：指酸给出质子的能力和碱接 受质子的能力的强弱。 通常用它们在水中的 离解常数 Ka 或 Kb 的大小来衡量。 取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质
HAc + H2O → H3O+ + Ac-
Ka
[H3O][Ac] [HA]c
NH3 + H2O →
OH- + NH4+
Kb
例2．0.1mol ·L1 NaOH溶液中， [OH] = 0.1mol ·L1 pOH = lg(0.1mol ·L1/1mol ·L1) = 1.0 pH = 14.0 1.0 = 13.0
其它溶剂如：C2H5OH C2H5OH + C2H5OH = C2H5OH2+ + C2H5OKwө = [C2H5OH2+][C2H5O-] = 7.9 10-20 (25℃)
[OH][NH4] [NH3]
15
5.2 弱电解质的解离平衡
一、水的解离
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
反应的平衡常数称为水的质子自递常数。以K
W
表示
K
W
＝c(H3O)c(OH )
也称为水的离子积常数。在室温（22～25℃）时纯水
中的 c（H3O+）=c（OH-）= 1.0×10-7 mol.L-1
表观/% 86
ZnSO4 HCl
40
92
HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2
92 61 91
81
6
二、酸碱质子理论
1. 定义
（1）酸：凡是能给出质子的物质都是酸，如HCl、 H2SO4、NH4+、HCO3-、H2O等。
（2）碱：凡是能接受质子的物质都是碱， 如NaOH、 Cl-、SO42-、HCO3-、H2O等。
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例1．0.1mol ·L1 HCl溶液中， [H+] = 0.1mol ·L1 pH = lg(0.1mol ·L1/1mol ·L1) = 1.0 pOH = 14.0 1.0 = 13.0
难点：（1）溶液的酸碱性 （2）酸碱滴定曲线及指示剂选择
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5.1 酸碱理论
一、酸碱电离理论 Arrhenius酸碱电离理论 1884年提出
酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质； 碱：电离时产生的阴离子全部是OH的物质。 局限：无法解释NaCO3 ，Na3PO4 呈碱性；NH4Cl
显 酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为 液氨中： NH4 + + NH2 - = 2 NH3
4
解离度(α) 溶液中 已原 解有 离该 的弱 分 分电 子 子解 数 总质 数 10% 0
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
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表观解离度
强电解质的表观解离度
电解质 KCl
03
2
教学基本要求
了解酸碱理论，了解弱电解质的解离平衡和强 电解质溶液；掌握解离常数、解离度的概念；掌 握各种酸碱溶液的pH计算；掌握酸碱指示剂的变 色原理及选用原则；掌握酸碱滴定曲线及酸碱滴 定法的应用 。
重点：（1）弱电解质的解离平衡 （2）溶液的酸碱性 （3）酸碱指示剂 （4）酸碱滴定曲线及指示剂选择 （5）酸碱滴定法的应用
H2O（酸2）
OH-（碱2）+ H+
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
10
✓ 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）
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
5.1 酸碱理论 5.2 弱电解质的解离平衡 5.3 溶液的酸碱性 5.4 酸碱缓冲溶液 5.5 酸碱指示剂 5.6 酸碱滴定曲线及指示剂选择 5.7 酸碱滴定法的应用
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整体概况
概况一
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01
概况二
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02
概况三
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例1：HAc在水中的离解：
半反应： HAc（酸1） → H++ Ac-（碱1）
总反应：
H2O（碱2） + H+ → H3O+（酸2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
9
例2：氨在水中的离解：
半反应1 NH3（碱1）+ H+
NH4+（酸1）
半反应2
总反应：
K
W
=1.0×10-14，p
②
（4）两性物质： HPO42- → H+ + PO43- ③
HPO42- + H+ → H2PO4- ④
由③、④式可知：一种物质（ HPO42- ）在不同 条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。
某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该 物质在反应中的作用和行为。
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2. 酸碱反应——两个共轭酸碱对共同作用的结果 实质：是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。
12
3. 溶剂的质子自递反应
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。
此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（Kwө ） 298K，纯水中的
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
wenku.baidu.com
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对 11
酸碱反应： ① 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴
离子 ② 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在
另一对共轭酸碱对中是酸； ③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离
子酸或离子碱 ④酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，
（3）共轭酸碱对：在HAc与Ac-、NH3与NH4+之间仅 相差一个质子（H+），并且通过给出或接受质子 可以相互转化，我们把酸碱之间这种相互联系、 相互依存的关系称为共轭关系，对应的酸和碱称 为共轭酸碱对。
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共轭酸碱对的通式如下：
酸 → 碱 + H+
HAc → H+ + Ac-
①
NH4+ → H+ + NH3
14
4. 酸碱强度
酸和碱的强弱：指酸给出质子的能力和碱接 受质子的能力的强弱。 通常用它们在水中的 离解常数 Ka 或 Kb 的大小来衡量。 取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质
HAc + H2O → H3O+ + Ac-
Ka
[H3O][Ac] [HA]c
NH3 + H2O →
OH- + NH4+
Kb
例2．0.1mol ·L1 NaOH溶液中， [OH] = 0.1mol ·L1 pOH = lg(0.1mol ·L1/1mol ·L1) = 1.0 pH = 14.0 1.0 = 13.0
其它溶剂如：C2H5OH C2H5OH + C2H5OH = C2H5OH2+ + C2H5OKwө = [C2H5OH2+][C2H5O-] = 7.9 10-20 (25℃)
[OH][NH4] [NH3]
15
5.2 弱电解质的解离平衡
一、水的解离
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
反应的平衡常数称为水的质子自递常数。以K
W
表示
K
W
＝c(H3O)c(OH )
也称为水的离子积常数。在室温（22～25℃）时纯水
中的 c（H3O+）=c（OH-）= 1.0×10-7 mol.L-1
表观/% 86
ZnSO4 HCl
40
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HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2
92 61 91
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二、酸碱质子理论
1. 定义
（1）酸：凡是能给出质子的物质都是酸，如HCl、 H2SO4、NH4+、HCO3-、H2O等。
（2）碱：凡是能接受质子的物质都是碱， 如NaOH、 Cl-、SO42-、HCO3-、H2O等。