人卫版无机化学酸碱平衡和酸碱滴定法 PPT课件

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。

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法 PPT课件

[H+]2 Ka1 δ2 = [H+]3+[H+]2 K +[H+]K ·K +K ·K ·K a1 a1 a2 a1 a2 a3
δ1 = δ0 =
2018/11/3
[H+] Ka1 ·Ka2
[H+]3+[H+]2 Ka1+[H+]Ka1 ·Ka2+Ka1 ·Ka2 ·Ka3 Ka1 ·Ka2 ·Ka3
㈢两性物质：既能给出质子又能结合质子的物质
如：HCO3-、H2O、NH2CH2COOH
㈣共轭酸碱对：这种因一个质子的得失而互相转变的每
一对酸碱，称为共轭酸碱对。
2018/11/3 2
二、分析浓度和平衡浓度
平衡浓度:反应达到平衡时，溶液中溶质某种型体的实际浓度，以[ ]表示。
分析浓度:溶液中，某种物质各种型体的平衡浓度之和，以c表示。如：cHAc = [HAc] + [Ac -]
2018/11/3
6
§2.2
分布分数δ的计算
分布系数δ(distribution coefficient) ：平衡时溶液中某物种
的浓度占总浓度的分数，以δ表示。
一、一元酸δ 的计算，以乙酸（HAc）为例：
溶液中物质存在形式：HAc；Ac- ，总浓度为 c 设： HAc 的分布系数为δ1 ； Ac- 的分布系数为δ0 ；则：δ1 = [HAc]/c = [HAc] / ([HAc] + [Ac- ] )
酸碱反应及酸碱滴定
赵广柱
2007 5
2018/11/3 1
§2.1
一、酸碱质子理论台德（Bronsted）提出
㈠酸：能够给出质子（H+）的物质 HAc

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

第6章-无机化学之-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件

水解反应
-
21
6.1.3水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH-
简写为： H2O ⇌ H++OH-
Kw
cH c
cOH c
-
22
表1 水的离子积常数 K w
随温度升高而增大
t/℃
0 10 20 24
Kw
1.139×10－15 2.920×10－15 6.809×10－15 1.000×10－15
-
16
6.1.2酸碱反应
根据质子理论，酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应。
任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱反应生成较弱的酸和碱。
-
17
(1)实质：两个共扼酸碱对之间的质子传递反应。
HCl + NH3 = Cl- + NH4+
酸碱碱酸
1
1
2
2
。
-
18
电离反应
-
19
-
20
对
+
+
++
H+
H+
H+ 质
共轭关系
子
-
13
两性物质(amphoteric compound)
既能给出质子又能接受质子的物质说明: 两性物质:HCO3-
H2O
H3O+
OH-
HS-
H2S
S2-
-
14
14
酸碱半反应
HCl＋ NH3 ＝ NH4+＋Cl-
半反应1 HCl(酸1) = Cl－(碱1)＋H＋半反应２ NH3(碱2)＋H+ = NH4+(酸2) 总反应 HCl(酸1) ＋ NH3(碱2) ＝ NH4+(酸2)＋Cl-(碱1)

人卫版无机化学酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件

• pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾干而成。
• pH计
强酸（碱）完全电离(浓度极低时需考虑水的电离)
2021/1/20
.
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材料科学与化学工程学院
一元弱酸（碱）
cKө≥20Kwө 时，忽略水的电离当α< 4.4% 或 c/Kө ≥500时
HA: c(H)c Kac B: c(OH)c Kbc
• 完全电离———强电解1/20
.
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材料科学与化学工程学院
一、酸碱质子理论
酸碱理论发展的概况
1100-1600年发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸 1774年法国科学家拉瓦锡提出：
酸的组成中都含有氧元素十九世纪初认为酸的组成中都含有氢元素 1884年瑞典科学家Arrhenius提出电离理论 1923年 Bronsted和Lowry提出酸碱质子理论
例：浓度为c的弱酸HA水溶液中 HA + H2O ⇌ H3O+ + AH2O+H2O ⇌ H3O++OHc(H3O+) = c(OH-)+c(A-)
简写为： c(H+) = c(OH-)+c(A-)
2021/1/20
.
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材料科学与化学工程学院
3.酸碱溶液pH值的计算
pH值的测定
• 酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的 pH值。HIn ⇌ H++In-
2021/1/20
.
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材料科学与化学工程学院
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K a θ (H K b θ ( A A ) c c (c ) H )c (O ) K H w

化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法(ppt 266页)

基准物质：用以直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质
1. 组成与化学式相符( H2C2O4·2H2O、NaCl )； 2. 试剂纯度 > 99.9%；
3. 稳定( Na2CO3、CaCO3、Na2C2O4等)； 4. 有较大的摩尔质量；
5. 反应时按一定的化学计量关系进行，没有副反应。
03.10.2020
BR
标签颜色绿
红
蓝咖啡色
03.10.2020
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: n (mol、 mmol)
摩尔质量:
M (g·mol-1)
必须指明基本单元
物质的量浓度: c (mol·L-1)
质量:
m (g、mg)
体积:
V (L、mL)
由于物质的量的数值取决于基本单元的选择，选择不同的基本
3
化学平衡 aA + bB = cC + dD
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium region region
time
03.10.2020
4
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定；相对误差一般约为±0.2%，准确度较高；仪器简单、操作简便、快速；有很大的实用价值。
TA/T: mg/ml，g/ml TFe/K2Cr2O7 = 0.005000 g/ml: 每ml K2Cr2O7可以滴
定0.005000 g Fe2+. 若已知V = 21.50 ml，则溶液中Fe的质量为：
m F e0 .00 520 .5 10 0 0 .0 10 g75

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

《无机化学酸碱平衡》PPT课件

对于HA- — A2- ，也可推出：
K a θ 2(H 2 A ) K b θ 1 (A 2 -)K w θ
11
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无机及分析化学第六章酸碱平衡
例：计算Na2CO3的 K
θ b
1
和
K
θ b2
。
解： Na2CO3为二元碱，其共轭酸碱对分别为
CO32- ～ HCO3-
HCO3- ～ H2CO3
无机及分析化学第六章酸碱平衡
6.1 酸碱质子理论 6.2 酸碱平衡的移动 6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算 6.4 缓冲溶液
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无机及分析化学第六章酸碱平衡
6.1 酸碱质子理论
复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？
6.1.1 酸碱质子理论：
定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸，
轭碱愈弱，K
θ 愈小。反之亦然。
b
9
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无机及分析化学第六章酸碱平衡
例：NH3 ~ NH4+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
已知NH3的 K
θ b
为1.78×10-5，则NH4+的K
θ 为：
a
K a θ ,N H + 4 K K b θ,N w θH 3 1 1..7 08 1 1 0 0 1 4 55.61010
温度愈高，K
θ w
愈大。在任何水溶液中也有这
种关系： Kw θ[H+]r[OH-]r
7
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第三章酸碱平衡和酸碱滴定2-PPT课件

[H ] K c a 1 a
1 pH (p K p c a a) 1 2
最简式
3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算
二元酸简化计算的条件讨论：二元酸可否作为一元酸处理，主要决定于两级离解常数的差别的大小。对溶液pH的计算，一般误差可允许不<5%，只要酸的浓度不是太小，对pK > 1.5的二元酸，可作一元酸处理。例：计算0.10 mol/L Na2CO3溶液的pH。已知：Ka1 = 4.2 10-7, Ka2 = 5.6 10-11。
3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算
弱酸弱碱盐：以NH4Ac为例进行讨论。
[H] ] [ HAc] [OH ] [NH ] PBE： [H 3
K ( K K [ HB ]) a w a 1 2 K [ HB ] a 1
[H ]
NH HAc 4 K ( K K [NH ]) a w a 4 HAc K [ HAc ] a
2 PBE： [H ] [OH ] [ HA ] 2 [A ]
K [ H A ] 2 K K [ H A ] K a 2 a 2 w 1 2 a 1 [H ] 2 [H ] [H ] [H ]

2 K K [ H A ] a 2 2 a 1 [H ] K K [ H A ] w a 2 1 [H ]
14.0
pH
1 pH (p K p K ) a a 1 2 2
最简式
例：0.10 mol/L NaHCO3, pKa1 = 6.38, pKa2 = 10.25。解： pK 较大
K c 20 K , - a w 2 HB
c 20 K HB a 1

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）

第5章酸碱平衡和酸碱滴定法-ppt课件

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
27
（3）质子自递反应 H2OOH H
H H2OH3O 总反应H： 2OH2OOH H3O
H2CO 3 ＝ H HC3O HC3 O＝H CO 3 2
（1）
a.共轭酸碱对，彼此相差一个H+ b.酸碱具有相对性
22
（2）酸碱反应的实质
H为+就了是书一写个原方子便核，，总光反秃应秃，仍半写径成小：，又带正电荷，犹如电子H，A所c=以H不++能A以c-游离状态存在，注起H便+意的立在即水，作附中它用着的代。于平表溶均的剂寿是分命子只总上有反，1应0产-1，4s生。不一所能种以酸忽，。略H+H一2O出现
5
a. 代数法
代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方法。它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基础。但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。
代数法在酸碱平衡中应用最为广泛。例如，pH 值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都主要使用代数法。
酸碱定义也不同。目前，得到认可的定义
约有十余种。例如，电离理论，溶剂理论
，质子理论和电子理论等，每种理论都各

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt㈢多元弱酸(碱)溶液pH的计算由于Ka1>>Ka2，忽略第⼆步电离，按⼀元弱酸处理例19：计算0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH值，已知H3PO4的pKa1=2.12.pH=1.62解：cKa1>>20Kw，c/Ka＜500，⽤近似式。

=2.4×10-2mol·L-1例20：计算0.10mol·L-1的Na2CO3溶液的pH值。

已知pKb1=3.75pH=11.63解：cKb1>20Kw,c/Kb1>500，⽤最简式。

=4.2×10-3mol·L-1㈣两性物质溶液pH的计算既可给出质⼦，显酸性；⼜可接受质⼦，显碱性。

NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、NH4Ac、(NH4)2CO3及邻苯⼆甲酸氢钾等的⽔溶液。

NaHA质⼦条件：[H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]将平衡常数Ka1、Ka2及Kw代⼊上式，得：1、酸式盐(2)若允许有5%误差，cKa2≥20Kw时，可略去Kw项,得：(3)如果c≥20Ka1，则分母中的Ka1可略去，可得：最简式讨论:精确计算式(1)若HA－得、失质⼦能⼒都较弱，则[HA－]≈c；近似计算式例21：计算0.10mol·L-1的NaHCO3溶液的pH值。

已知Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11pH=8.31解：cKa2>20Kw,c>>20Ka1,⽤最简式。

例22：计算0.010mol·L-1的Na2HPO4溶液的pH值。

已知Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.4×10-13解：c>20Ka2,cKa3<20Kw,略去分母中的Ka2。

=3.0×10-10mol·L-1pH=9.52例23：计算0.050mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值。