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)
用 0.1mol/L NaOH 标准溶液滴定 0.1mol/LH3PO4
H3PO4 各级离解常数为： H3PO4≒H++H2PO4H2PO4-≒H++HPO42HPO42-≒H++PO43-
pK
pK
a3
）12=
（7.20+12.66）
选用酚酞或百里酚酞作指示剂.
用
OH-滴定
[OH
H+的终点误差（Et）被定义为：Et=
]ep cep
HX
[H
]ep
式中 ep 表示终点，cHepX 是强酸 HX 在终点时的浓度
Kt 为滴定反应常数:
H++OH-=H2O
经推导后，计算公式为：Et=10pH K
滴定开始前：[H+]=
ca
K
a
=
0.1000 1.76 10 5 =1.33×10-3
PH=2.88
（1）等量点前：溶液未反应的 HAc 和反应产生的共轭碱 NaAc，组成 HAc-NaAc 缓冲体系：
PH=p
K
a
cb +lg ca
当加入 NaOH 19.98mL 时,
Ca
0.02 0.100 20.00 19.98
4
][OH
]
K = b,NH3H2O = 1
[H ][ NH 3 H 2O][OH ]
Kw
Ka
,
NH
4
HCl+NaAc→HAc+NaCl
H++Ac-→HAc K= 1 K a,HAc
3．强碱与弱酸的反应：
2H2CO3+SiO32-→2HCO3-+H2SiO3 可进行反应
K=
[
HCO
3
]2[H 2 SiO3 ]
例：在 1 升 0.10M HAc—0.10M NaAc 的缓冲溶液中,加入 1ml 1M HCl 或 1ml 1.0M 的 NaOH 或将溶液稀释至 10 升时,溶液的 PH 值将发生怎样变化?
缓冲溶液的缓冲能力: (1)缓冲溶液的总浓度一定时,缓冲对浓度比为 1:1 最好 (2)缓冲溶液浓度比确定后,缓冲溶液的总浓度适当的大.
溶液主要呈现酸式型 的颜色
溶液主要呈现碱式型 的颜色
溶液表现出酸式与碱 式复合后的颜色，这 是理论上的指示剂变 色范围 理论上的指示剂颜色 转变点
酸 碱 计量点
溴甲酚绿 黄 蓝 绿
甲基红 红 黄定可用滴定分数 a 来衡量滴定反应进行的程度, 加入碱的物质的量
a= 酸起始的物质的量
=5.0×10-5;
Cb
19.98 0.100 20.00 19.98
=5.0×10-2
PH=7.76
当加入 NaOH 19.98mL 时, a=0.999
0.02 0.100
19.98 0.100
Ca 20.00 19.98 =5.0×10-5; Cb 20.00 19.98 =5.0×10-2
例 1 写出 HAc 水溶液的质子条件
例 2.写出 Na2CO3 水溶液的质子条件
酸碱电子理论 凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱：NH3、F凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸：Cu2+、Fe2+、BF3
例：0.10M HAc 的α=1.34%，求 Ka，HAc、PH 同离子效应：在弱电解质溶液中，如加入与该弱电解质有共同离子的强电解质时，弱电解质 的电离平衡会向左移动，以致弱电解质的电离度减小。
例 2.在饱和 H2S 中加 0.3M HCl, 计算[S2-]
例 3.要使 H2S 饱和溶液中[S2-]=1.2×10-21,求[H+] 分布系数 溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数,称为分布系数 例 1 计算 PH=5.0 时,HAc 和 Ac-的分布系数δ 例 在 0.04mol/L 的 H2CO3水溶液中,计算 PH=5.00 时,各种存在形式的平衡浓度;如果 PH=8.00, 溶液的主要存在形式为何种组分? 缓冲溶液 定义：由弱酸及其弱酸盐或弱碱及其弱碱盐组成的溶液，它能抵抗稀释、少量强酸或强碱的 加入而使溶液的 PH 值基本保持不变
盐效应：在弱电解质溶液中，如加入其它强电解质盐时，增大了溶液中离子的浓度，使 溶液中离子间的相互牵制作用增强，即活度降低，离子结合为分子的机会减少，降低了分子 化的速度，弱电解质的电离平衡会向右移动，以致弱电解质的电离度增加。
例:在 0.10M 的 HAc 中加入 NaAc 使[Ac-]=0.10M,求[H+]及α
滴定曲线 指滴定过程中表示反应体系性质的某一参量随滴定反应进行而 变化的曲线。在酸碱滴定、 络合滴定和沉淀滴定中，滴定曲线是以某指示 离子的平衡浓度的对数相对于滴定分数作图 所得的曲线；在氧化还原滴定中，通常是以体系的平衡电位相对于滴定分数作图。
以 0.1000mol/L NaOH 溶液 滴定 0.1000mol/L HAc 为例
(4)等量点后，其碱度取决于过量的 NaOH：
[OH-]=[NaOH]过量=
[
NaOH ] V总
V过量
加入 20.02mLNaOH(a=0.900)时, NaOH 过量 0.02Ml,即 0.1%, a=1.001
0.1000 0.02
CO H = 40.02
=5.0×10-5,
POH=4.30,PH=9.70
a1
=2.12
pK
a2
=7.21
pK
a3
=12.66
第一等量点：产物为 H2PO4-，它是两性物质，浓度 0.05mol/L：
1 PH=2
（pK
a1
+
pK
a2
）12=
（2.12+7.21）=4.66
选甲基橙为指示剂
第二等量点：产物为 HPO42-，它是两性物质：
1 PH=2
（pK
a2
+
例 2.用 0.1000mol/LNaOH 滴定 20.00mL0.1000mol/L 盐酸羟胺(HA)和 0.1000mol/LNH4Cl(HB) 混合溶液,化学计量点的 pH 值为多少?此时有多少盐酸羟胺未被滴定?又有多少 NH4Cl 被滴 定?(已知羟胺的 Kb(A)=9.1×10-9,共轭酸的 Ka(HA)=Kw/ Kb(A)=1.1×10-6;
=
K a,1,H 2CO3
[H 2CO3 ]2[SiO32 ]
K K a,1,H 2SiO 3
a,2,H 2SiO3
=4.2×108
1.强酸强碱
2.强酸与弱碱: HCl+NH3·H2O→NH4+ NaAc→HAc
(1)强酸过量:
溶液有: HCl,NH4Cl,HAc 以过量强酸计算
(2)弱碱过量:
溶液存在:NH3·H2O—NH4Cl NaAc—HAc
（3）等量中和：以弱酸电离平衡计算。
中和反应中溶液 PH 值计算: ①0.10mol/L HCl + 0.10 mol/L NH3·H2O 生成[NH4+]=0.050mol/L
②0.10mol/L HAc +0.10mol/L NaOH, 生成[Ac-]=0.0500.10mol/L
③20ml 0.10M HCl + 10ml 0.10M NaOH ④10ml 0.10 mol/L HCl + 20ml 0.10 mol/L
加入 19.80mLNaOH(a=0.990)时,
0.1000 0.200
CH =
39.80
=5.0×10-4, PH=3.30
加入 19.98mLNaOH(a=0.999)时,
0.1000 0.02 CH = 39.98
=5.0×10-5, PH=4.30
（3）等量点时，酸碱作用完全，溶液为 NaCl： [H+]=1.0×10-7，PH=7.00