第5章 酸碱滴定法总结课件.pptVIP

第5章  酸碱平衡和酸碱滴定法小结 一、活度和平衡常数 三、质子条件与pH计算 （4）混合酸 （5）两性物质 适合：酸式盐（HCO3-）、弱酸弱碱盐（如NH4Ac)、氨基酸（如NH2CH2COOH)、类两性(如HAc-KF) 五、酸碱缓冲溶液 1、缓冲溶液 2、缓冲容量 定义： 六、酸碱指示剂 理论变色点： 理论变色范围： 实际变色范围：依靠眼睛观察。如MO: 七、酸碱滴定基本原理 1、OH-→H+ (1)绘制 曲线 (2)pH突跃范围 (3)指示剂选择 3、多元酸和混合酸的滴定 思考题 2. 5. HAc: Ka=1.8×10-5 6. H2CO3: pKa1=6.38 pKa2=10.25 pH = 10.50 CO32-(主） , HCO3- pH = 6.00 H2CO3 (主） , HCO3- pH 4.0 H2CO3→CO2+H2O 9. 13. 例题1：用0.100mol·L－1NaOH滴定0.100mol·L－1HAc至pH=6。求终点误差。解： 例题2：用0.1000mol·L－1NaOH滴定0.1000mol·L－1HCl和0.2000mol·L－1H3BO3混合溶液，（1）计算化学计量点时溶液的pH值；（2）若滴定终点比化学计量点高0.5个pH单位，计算终点误差。(3)化学计量点和终点各有百分之几的H3BO3参加了反应。 解： 1. PBE: a. [ H+ ] = [OH-] + [NH3] –c1 或 [ H+ ] + [NH4+]- c2 = [OH-] b. [H+] + c1= [H2BO3-]+[OH-] c. [H+] = [H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [HCOO-]+[OH-] d. [H+] = [OH-] ( 或[H+] = [OH-]+[Fe(OH)2+]+2[Fe(OH)2+]+3[Fe(OH)3]) 2. 2. 3. a. Ac-： Kb = Kw / Ka = 5.6×10-10 cKb = 5.6×10-10×0.050 = 2.8×10-1110Kw c/Kb 100 ?故使用最简式:?????? [OH-] = = 5.29×10-6? ???? ?? pH = 14 – pOH = 8.72 c. NH4+?? Ka’ = 5.6×10-10 HCN?? Ka = 6.2×10-10 cKa’ 10Kw????? c 10 Ka 由近似公式可以得到： [H+] = ?= ?= 5.89 ×10-10 pH == 9.23 e. 氨基乙酸一端羧基显酸性，一端氨基显碱性， Ka1 = 4.5 ×10-3, Ka2 = 2.5 ×10-10 cKa2 10Kw? 且c 10 Ka1 所以[H+] = ?= = 1.06 ×10-6 pH = 6-0.03 = 5.97 g. 对于双氧水而言，Ka = 1.8 ×10-12 cKa 10Kw???? c/Ka 100 所以可以计算氢离子浓度 [H+] = ? = ?= 1.67 ×10-7 pH = 7-0.22 = 6.78 ? i. 解1. 0.050mol/L的ClCH2COONa(NaA)和0.060mo/LHCl的混合溶液 PBE: [HA]+[H+]=[OH-]+[Cl-] ≈0.06 解2，由于ClCH2COONa + HCl = ClCH2COOH + NaCl? 所以原溶液可以看成0.050mol/L的ClCH2COOH(HA)和0.010mo/LHCl的混合溶液 PBE: [H+]=[A-]+[Cl-]+[OH-] ≈ [A-]+0.01 3. 3. 5. a. HSO4- Ka2=1.0×10-2???? HAc Ka=1.8×10-5