酸碱平衡与酸碱滴定

3）混合指示剂
混合指示剂是利用颜色的互补作用使指示剂变色，其配制 方法百度文库两种：
(1) 向一种指示剂中加入惰性染料（有机物）
溶液的pH ≤3.1 4.1 ≥4.4
靛蓝 蓝 蓝 蓝
甲基橙 红 橙 黄
混合色 紫 浅灰 绿
2、酸碱指示剂
(2) 两种或两种以上接近的指示剂混合。
溶液的pH 溴甲酚绿
甲基红
混合色
c(
HA)
KW
1）当酸不太弱，可忽略水的解离，且弱酸解离度很小
cKa 20KW且c / Ka 500 且c(HA)=c-c(H+)=c
c(H )
K
a
c
2）当酸不太弱，可忽略水的解离，但弱酸解离度不很小
cKa
20KW且c
/
K
a
500
c(H )
K
a
(
c(OH ) c(H2CO3 )
c(HCO
3
)
2.4 108
K
a1
(
H
2CO3
)
K
b2
(CO32 )
KW
K
a2
( H 2CO3
)
K
b1
(CO32
)
KW
2. 酸碱的解离
PO
3 4
(aq)
H
2
O(l)
HPO
2 4
(aq)
OH
(aq)
K
b,1
K
w
K
a,3
1.0 1014 4.5 1013
3.1.3 酸碱的相对强弱
平衡常数越大，酸碱的强度也越大。
250 C ,
pKa
pK
b
14
Ka（HA）
目录
➢3.1 酸碱理论 ➢3.2 酸碱平衡 ➢3.3 缓冲溶液 ➢3.4 弱酸（碱）溶液中各型体的分布 ➢3.5 酸碱滴定法 ➢3.6 酸碱滴定法的应用
3.2 酸碱平衡
➢3.2.1 溶液pH值与指示剂 ➢3.2.2 溶液pH值的计算
3.1.1 酸碱的电离理论
阿仑尼乌斯“电离说”：强电解质在水中完全解离
★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+
H2SO4 = HSO4 + H+ ★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-
NaOH = Na+ + OH-
★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
★ 水溶液中弱电解质部分电离
Svante August Arrhenius 瑞典化学家
Cl－(碱1) + H+ 酸半反应
NH3(碱2) + H+
N H4+(酸2) 碱半反应
酸碱反应其实是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应， 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的 方向进行。
3.1.3 酸碱的相对强弱
酸碱强弱不仅决定于酸碱本身释放质子和接受质子的能力。 同时也决定以于溶剂接受和释放质子能力。因此，要比较各 种酸碱的强度，必须选定同一种溶剂，水是最常用的溶剂。
无色—红色明显，反之不宜观察
3.2.2 酸碱溶液pH的计算
➢1、质子条件式 ➢2、一元弱酸（碱）溶液酸度的计算 ➢3、多元弱酸（碱）溶液酸度的计算 ➢4、两性物质溶液（拓展）
1、质子条件式
酸碱反应实质是质子的转移，当反应达到平衡时， 酸失去质子的量与碱得到的质子的量必然相等，这种 数量关系的数学表达式称为质子条件式（PBE）
3.2.1 溶液pH值与指示剂
➢1、溶液的酸（碱）度 ➢ 是指溶液中H3O+（或OH-）离子的平衡浓度
pH lg{c(H3O ) / c} pH lg c(H ) pOH lg c(OH )
常温下，水溶液中
c(H ) c(OH ) KW 1014 pH pOH pKW 14
2）酸（碱）的浓度与酸度（碱度）
酸的浓度指单位体积溶液中所含某种酸的物质的量， 包括未解离的和已解离的酸的浓度。 酸度是 指溶液中H+的浓度或活度，常用pH表示。
2、一元弱酸（碱）溶液酸度的计算
HA H2O H3O A H2O H2O H3O OH
c(H+)=c(A-)+c(OH-)
HAc水溶液的质子表达式为： c(H3O+)=c(Ac-)+c(OH-)
或 c(H+)=c(Ac-)+c(OH-)
2、一元弱酸（碱）溶液酸度的计算
1）分析浓度与平衡浓度
分析浓度：一定体积溶液中含某种物质的量，包括 已离解和未离解两部分, 也称总浓度。 平衡浓度：溶解到平衡时溶液中存在的各组分的物 质的量浓度。
3.1.1 酸碱的电离理论
➢解离度：电解质在溶液中达到解离平衡时，已解 离的分子数占原来分子总数的百分率
按照电离理论，NH3 、Na２CO３都不是碱，但两 者 的 水 溶 液 都 呈 碱 性 ， 而 且 Na ２ CO ３ 俗 称 纯 碱 。 NH4Cl也不是酸，但水溶液呈酸性 。
3.1.2 酸碱质子理论
➢1. 水的解离平衡（质子自递）
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH-(aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积
25℃纯水：c(H+)= c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1
KW =1.0×10-14
2. 酸碱的解离
碱的平衡常数用Kθb表示，通常称为碱的离解常数， 又叫碱度常数
K θa 值越大，酸性越强。K θa 值大于1的酸叫强酸，K θa值小 于1的酸叫弱酸。
2.酸碱的解离
2. 酸碱的解离
（1）一元弱酸、弱碱的解离及共轭关系
+ H2O H3O+ + NH3
2. 酸碱的解离
一对共轭酸碱之间解离常数之间的定量关系
3.2.1 溶液的酸（碱）度
➢pH和pOH使用范围一般在0--14之间。
酸性溶液 c(H ) c(OH ), pH 7 pOH 中性溶液 c(H ) c(OH ), pH 7 pOH 碱性溶液 c(H ) c(OH ), pH 7 pOH
2、酸碱指示剂
酸碱指示剂是一种有机弱酸或弱碱，其酸式或碱式具 有不同颜色，在滴定过程中，由于pH值的变化，导致指示 剂结构的变化（失去质子或结合质子），从而使颜色变化。
c2
2 2
2
c112
c2
0.2000.009462 0.100
1.34%
酸碱理论小结
3.1.1 酸碱的电离理论 3.1.2 酸碱质子理论
酸：凡能给出出质子（H+）；碱：凡能接受质子（H+） 酸碱反应是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应，反应总是 由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行。
K c(H )c( A )
a
c( HA)
c( A )
Kac( HA)
c(H )
KW c(H )c(OH )
c(OH
)
KW c(H )
c(H )
KW
Kac( HA)
c(H )
c(H )
c(H )
K
a
c(
HA)
KW
2、一元弱酸（碱）溶液酸度的计算
c(H )
K
a
K
a1
(H
2CO3
)
c(H3O ) c(HCO－3 )
c(H 2CO3 )
4.2 107
2. 酸碱的解离
CO32 H2O HCO3 OH
K
b1
(CO32-
)
c(OH ) c(HCO－3 ) c(CO32 )
1.8104
HCO3 H2O H2CO3 OH
K b2(CO32- )
1.51012
对于 PO34
K b,1
K b,2
K b,3
3. 解离度与稀释定律
（1）解离度与解离常数：
解离常数仅受温度影响，但不大； 解离度不仅与温度有关，还有浓度有关。
HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
初始浓度 c
0
0
平衡浓度 c– cα
cα
cα
3.解离度与稀释定律
Ka
c 2 1
➢1 ） 酸 碱 指 示 剂的变色原理
(CH3)2N—
甲基橙
+ (CH3)2N=
—N=N—
—SO3-
OH- H+ pKa=3.4
H =N—N—
—SO3-
2、酸碱指示剂
2）理论变色范围
以HIn表示弱酸型指示剂，它在水溶液中存在解离平衡：
HIn H In
K
HIn
c(H ) c(In c(HIn)
在水溶液中，酸、碱的解离就是酸、碱与水之间 的质子转移反应，即酸给出质子后成为共轭碱，碱接 受水的质子后变为酸。
酸的强度决定于它将质子给水的能力，碱的强度 决定它从水中夺取质子的能力，具体表现为质子转移 反应中平衡常数的大小。平衡常数越大，酸碱的强度 也越大。
2. 酸碱的解离
酸的平衡常数用Kθa表示，通常称为酸的离解常数, 又叫酸度常数
渡色,pH=pK
HIn
。
理论变色范围
当c
(HIn)/c
(In--)≥10时，pH=
pK HIn
－1
显酸色。
当c
(HIn)/c
(In--)≤0.1时,
pH=
pK
HIn
＋1
显碱色。
虽然理论上推算得出指示剂的变色范围为2个pH单位,但
由于人眼对颜色的敏感程度不同,所以指示剂的实际变色范围
并非如此。
2、酸碱指示剂
无机及分析化学 第三章 酸碱平衡与酸碱滴定
目录
➢3.1 酸碱理论 ➢3.2 酸碱平衡 ➢3.3 缓冲溶液 ➢3.4 弱酸（碱）溶液中各型体的分布 ➢3.5 酸碱滴定法 ➢3.6 酸碱滴定法的应用
3.1 酸碱理论
➢3.1.1 酸碱的电离理论 ➢3.1.2 酸碱质子理论 ➢3.1.3 酸碱的相对强弱
pK pK p K
a
b
w
25 0 C , pKa pKb 14
酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱； 碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱；
2. 酸碱的解离
➢例 求浓度为0.1mol.L-1的HAc溶液pH值
➢解：HAc(aq)+H2O(l)
初始浓度 0.10 平衡浓度 0.10－x
H3O+(aq)+Ac－(aq)
零水准（参考水准）：水溶液中大量存在并参与了 质子转移反应的物质，如溶剂和溶质本身通常被作 为参照物来考虑质子的得失，这个水准称为零水准 （参考水准） 。
HAc的水溶液，通常选定HAc和H2O作为零水准。
1、质子条件式
酸失去质子量==碱得到的质子量
HAc的水溶液
HAc+H2O H2O+H2O
H3O++Ac－ H3O++OH－
)
c(H )
K
HIn
c(HIn) c(In )
从上式中可知，它们二者浓度的比值是两个因素决定： KΘ即指示剂常数，在一定的温度下是常数; c (H+)溶液 的酸度。所以指示剂颜色的转变仅由溶液的c(H+)决定。
2、酸碱指示剂
理论变色点:
c(H
)
K HIn
c(HIn) c(In )
c (HIn)=c (In－)时的pH值称为理论变色点,此时溶液颜色为过
<4.0
黄
红
酒红
5.1
绿
橙红
灰
>6.2
蓝
黄
绿
⑶万用指示剂： 例：pH试纸。各种指示剂按一定的比例配成混合指示剂。
2、酸碱指示剂
使用指示剂注意事项：
➢ 指示剂用量： 滴定时指示剂并不是加入越多越好： 指示剂适当少用，变色会明显些； 指示剂本身是弱酸弱碱，加入过多会消耗标准溶液，
从而引入误差。
➢ 温度： ➢ 指示剂颜色变化方向：
2.2 102
HPO24 (aq) H2O(l) H2PO4 (aq) OH (aq)
K
b,2
K
w
K
a,2
1.0 1014 6.2 108
1.6 107
H2PO4 (aq) H2O(l) H3PO4 (aq) OH (aq)
K
b,3
K
w
K
a,1
1.0 1014 6.7 103
5%, 1 1
Ka（HA） c 2
Ka（HA）
c
(2) 稀释定律：
在一定温度下(KaӨ 为定值)，某弱电解质的解离 度随着其溶液的稀释而增大。
3. 解离度与稀释定律
➢例：氨水浓度为0.200mol.L-1时，解离度为0.946%, 求浓度为0.100时的解离度。
➢解：根据稀释定律
Kb
c112
H 2 P O 4 H + + H P O 4 2 - 两既能性给物出质质：子，又能接受质子的物质
H P O 2 4 - H + + P O 4 3 N H + 4 H + + N H 3 [Fe(H2O)6]3+ H+ + [Fe(OH)(H2O)5]2+
酸中有碱，碱可变酸
2. 酸碱反应
HCl(酸1)
0
0
x
x
K（ HAc）= {c(H3O}{c( Ac- )}
a
{c(HAc)}
K
(HAc)
x2 0.1
X
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1
pH lg c(H3O ) 2.89
2. 酸碱的解离
➢（2）多元弱酸、弱碱的解离
第一步：H2CO3(aq) H2O(l) H3O (aq) HCO－3 (aq)
➢1. 酸碱的概念
➢酸：凡能给出质子（H+）的物质。
➢ （质子的给予体） ➢碱：凡能接受质子（H+）的物质
Bronsted J N 丹麦物理化学家
（质子的接受体）
➢ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐， 在质子理论中都是离子酸或离子碱。
1. 酸碱的概念
共轭酸碱对
酸 质子 +碱
H A cH + + A c -