【分析化学】第六章酸碱平衡和酸碱滴定法解析

1. 水溶液的pH值
水的电离：
H2O ⇌ H++OH-
水的离子积
Kө=c(H+)c(OH-)/c(H2O)
KWө =c(H+)c(OH-)=Kө · [H2O]
22℃时，KWө =10-14
即一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓度乘
积是一个常数。 12
pH值的测定 酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的pH值。
HAc
Ac- + H+
平衡浓度 c(1-α)
cα cα
K
θ a
c(H ) c(Ac ) c(HAc)
c 2 1
当α< 5%时Kaө=cα2
Ka / c
稀释定律
8
2.同离子效应和盐效应
甲基橙
0.1mol·L-1
HAc
滴加0.1mol·L-1NaAc 9
在弱电解质溶液中加入一种含有相同 离子的强电解质，使弱电解质电离平衡向 左移动，从而降低弱电解质电离度的现象
HIn ⇌ H++InpH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾干而成。
pH计
2.质子条件式
酸失去的质子数与碱得到的质子数相等，其数学表达式称为质子条件式 例： 浓度为c的弱酸HA水溶液中 HA + H2O ⇌ H3O+ + AH2O+H2O ⇌ H3O++OH-
c(H3O+) = c(OH-)+c(A-) 简写为： c(H+) = c(OH-)+c(A-)
试剂 平衡 α pH
HCl → 变大 变小
NH4Cl ← 变小 变小
NaCl → 变大 变大
NaOH ← 变小 变大
H2O → 变大 变小
溶液酸碱和pH值
稀溶液中，用pH值表示酸碱性： pH=-log c(H+)
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14
pH+pOH=14
1111
6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算
HCl
Cl+ H+
H2CO3
HCO3+ H+
HCO3-
CO 23 + H+
酸共
轭 酸 碱
碱对 + 质子
共轭关系
4
说明: 两性物质:HCO3酸碱质子理论中没有盐的概念
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。
8.了解酸碱滴定法的应用及相关计算，了解CO2对酸碱滴定的影响，掌握酸
碱标准溶液的配制及标定，掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的测定方
法。
1
6.1 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
电离理论(ionization)
电解质在水溶液中能电离
电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸
电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱
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完全电离———强电解质；
不完全电离——弱电解质
2
1.酸碱定义
凡能给出质子的分子或离子称为酸 凡能接受质子的分子或离子称为碱
酸
碱 + 质子 共轭关系
共轭酸碱对
3
NH4+
NH3 + H+
酸、碱性越强。
电离常数是一种平衡常数，它只与温度有关，与浓度无 关。
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
K
θ b
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共轭 碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱
就越强。
7
6.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
4.了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况影响;
5.掌握酸碱指示剂的变色原理、指示剂的变色点、变色范围；
6.掌握强酸（碱）滴定一元弱碱（酸）的原理，滴定曲线的概念，影响滴定 突跃的因素，化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂的选择，掌握直 接准确滴定一元酸（碱）的判据其应用；
7.掌握多元酸（碱）分布滴定的判据及滴定终点的pH值计算，指示剂的选择， 了解混合酸准确滴定的判据及强酸弱酸混合情况下滴定终点pH值计算，指 示剂的选择；
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH- 简写为： H2O ⇌ H++OH-
Kw =[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
影响因素：酸碱本身接受/给出质子的能力溶剂接受/给出质子的能力 水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Kaθ 或Kbθ 衡量。
5
HAc + H2O
Ac- + H3O+
叫做同离子效应
盐效应（异离子效应）
由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度，使溶液中离子间的相互牵制 作用增强, 离子结合为分子的机会减小，即分子化速度降低，因而重新达到平衡
时电离度有所增加。 同离子效应存在的同时，也存在盐效应，但盐效应很弱，一般计算中可忽略。
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例题在氨水溶液中分别加入HCl、NH4Cl、NaCl、NaOH、H2O对氨水电离平衡 有何影响？ α, pH有何变化？
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3.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱）：完全电离
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
例: 计算1×10-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和0.10mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。 Ka(HAC)=1.76x10-5
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法
本章学习要求
1.掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡常数和电离度的因素，稀释定 律；运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度;
2.了解同离子效应，盐效应;
3.掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对，酸碱反应的实质，共 轭酸碱Kaθ和与Kbθ的关系;
多元弱酸（碱） 多元弱酸 Ka1ө ＞＞Ka2ө ＞＞Ka3ө ，c(H+) 主要决定于第一
步电离， c(H+)计算同于一元弱酸:
Kθa
[c(H3O )/cθ ][c(Ac )/cθ ] c(HAc)/cθ
简写
HAc
Ac- + H+
K
θ a
c(H ) c(Ac ) c(HAc)
Ac- + H2O
HAc + OH -
c(HAc)c(OH )
Kb
c(Ac )
6
电离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电离程度的大小， Kaө、Kbө越大，表示弱酸弱碱的电离程度越大，溶液的