酸碱滴定法ppt

Na2HPO4
[H+]=来自百度文库
4.酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲） 作用的溶液
缓冲溶液的组成
弱酸及其共轭碱 HAc-NaAc
弱碱及其共轭酸 NH3-NH4Cl 强酸溶液 0.1mol/L HCl溶液、
强碱溶液 0.1mol/L NaOH溶液
一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对 所组成。
酸碱滴定的有关计算 ④能够解读国家标准
案例一工业硫酸含量的测定
理论基础
(a) 溶液的酸碱性与PH (b) 酸碱指示剂 (c) 强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原
理
一 溶液的酸碱性与PH
1.酸碱质子理论 2.酸碱离解常数 3.酸碱溶液中H+ 溶度的计算 4.酸碱缓冲溶液
1.酸碱质子理论
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 酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。
pKb越大）。
1.酸碱质子理论
酸碱反应的实质
醋酸与氨在水溶液中的中和反应
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果，酸碱反应 的实质就是酸失去质子，碱得到质子，即为酸碱之间发生 质子转移的过程
。
2.酸碱离解常数
（1）水的质子自递作用
H2O + H2O
H3O+ + OH –
一定时，缓冲组分的浓度比愈接近1∶1，缓冲容 量越大
弱酸 -共轭碱体系：缓冲范围为pH=pKa±1
弱碱 -共轭酸体系： 缓冲范围为pOH=pKb±1 或 pH=pKw - pKb±1
4.酸碱缓冲溶液
缓冲溶液的选择
缓冲溶液的选择原则为： ①缓冲溶液对分析过程无干扰。 ②所需控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围之 内。 ③缓冲溶液应有足够的缓冲容量。 ④组成缓冲溶液的物质应廉价易得，避免污染 环境。
能够对酸碱滴定法的滴定结果进行计算
案例一工业硫酸含量的测定
案例教学分析：
1、任务内容：工业硫酸含量的测定 2、工作标准：GB/T 534—2002 3、知识目标 ①溶液的酸碱性
②酸碱滴定法的基本原理 ③酸碱指示剂的作用原理 4、技能目标 ①熟练操作移液管、容量瓶、滴定管等滴
定分析仪器 ②酸碱标准滴定溶液的制备 ③能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸的含 量和
强酸或强碱在水溶液中全部离解，当强酸或强碱溶液的浓度很小
（例如小于10-6 mol/L）时[H+] = Kw
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
一元弱酸（弱碱）溶液
一元弱酸的浓度为ca mol/L 当caKa≥20Kw时，且Kcaa ≥500时
[H+]
=
ca Ka
最简式
一元弱碱的浓度为Cb mol/L c
第二章 酸碱滴定法
NaOH H2SO4
第二章 酸碱滴定法
理论学习要点
酸碱质子理论、酸碱离解常数、共轭酸碱对的概念、 酸碱反应实质及溶液中H+浓度的计算、酸碱缓冲溶 液的概念、酸碱指示剂的作用原理，及酸碱滴定的 原理。
能力目标
能够制备盐酸、氢氧化钠标准滴定溶液
能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸、冰乙酸、氨水中 氨、混合碱中各组分的含量
二.酸碱指示剂
1.酸碱指示剂的作用原理 2.指示剂的变色范围及变色点 3.影响指示剂变色范围的因素 4.混合指示剂
二.酸碱指示剂
1.酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂为有机弱酸或弱碱，酸式体和碱式体颜色 明显不同，溶液pH变化，指示剂结构改变，指示终 点
甲基橙（MO）
(H3C)2 + N
NH N
H 红色（醌式）
H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应 该反应的平衡常数KW →水的质子自递常数
Kw = [H+][OH-]
Kw，也称为水的离子积，其值与浓度、压力无关， 而与温度有关。在25℃时，Kw =1.00×10−14。
2.酸碱离解常数
（2）酸碱离解常数
以HA代表一元弱酸，在水溶液中发生离解反应 HA + H2O H3O+ + A-
标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小 的两性 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所 组成，如H2PO4--HPO42-。
4.酸碱缓冲溶液
缓冲溶液的PH的计算 HA （浓度Ca）+ NaA（浓度Cb）
[H+]＝
pH＝ +
4.酸碱缓冲溶液
缓冲容量及缓冲范围
缓冲溶液的缓冲能力以缓冲容量β来量度 缓冲溶液总浓度越大，缓冲容量就越大。当总浓度
共轭酸碱对：由得失一个质子而发生共轭关系的
一对酸碱称为共轭酸碱对。
共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足
Ka·Kb = Kw
或
pKa + pKb = pKw
因此，对于共轭酸碱对来说，酸的酸性越强（即
pKa越大），则其对应的共轭碱的碱性就越弱 （即pKb越小）；反之，酸的酸性越弱（即pKa
越小），则其对应的共轭碱的碱性就越强（即
酸的浓度和酸度 酸度：是指溶液中H+的浓度，常用pH表示。 酸的浓度：就是酸的分析浓度，即物质的量浓度。为总
浓度，它包括未离解和已离解酸的浓度。 一元强酸（强碱）溶液H+ 溶度的计算
一元强酸溶液中氢离子的浓度等于该酸溶液的浓度；
[H+]＝ca
一元强碱溶液中氢氧根离子的浓度等于该碱溶液的浓度。
[OH－]= cb
酸
HAC
H2CO3 HCO3－
NH4+ H6Y2+
碱
质子
A－
+
H+
HCO3－ +
H+
CO32－
+
H+
NH3
+
H+
H5Y+
+
H+
1.酸碱质子理论
共轭酸碱对
HA A- + H+ 酸碱
共轭酸碱对
酸(HA)给出质子（H+）形成共轭碱(A- ) ，或碱(A- ) 接受质子形成共轭酸(HA)
1.酸碱质子理论
当 Cb Kb≥20Kw时， 且Kb ≥500时
[OH-]=
最简式
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
多元弱酸（碱）溶液 多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca
[H+]=
多元弱碱：设二元弱碱分析浓度为Cb [OH-]=
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
两性物质溶液
NaHA
[H+]=
Na H2PO4 [H+]=
反应达到平衡时
Ka
[H ][A [HA]
]
平衡常数Ka称为酸的离解常数，它是衡量酸强弱的参 数。Ka越大，表明该酸的酸性越强。在一定温度下Ka
是一个常数，它仅随温度的变化而变化。
与此类似，碱在水溶液中也发生离解反应，它的平衡
常数用Kb表示，称为碱的离解常数，Kb是衡量碱强弱
的尺度。
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算