第五次课酸碱平衡及酸碱滴定法 PPT课件
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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
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。
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
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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
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