第七章 酸碱平衡和酸碱滴定法幻灯片1.pptVIP

第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法(8学时);本章目录;学习重点与要求;近代酸碱理论;7-1 酸碱质子理论(1学时）;7.1.1 定义;酸碱、两项物质举例;7.1.2 酸碱反应;7.1.3 水的质子自递反应;7.1.4 酸碱强度;;7.2 酸碱平衡的移动（1学时）;若α5%, 1- α ≈1，Kθ=c α2;7.2.2 同离子效应和盐效应;例7-1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？;7.3 酸碱平衡中有关浓度的计算;7.3.2 质子条件式(自学);[例如] NaAc：参考水准：Ac-，H2O　　 PBE：[H+] +[HAc] =[OH-] ;[例6-2] H2SO4水溶液的质子条件式;7.3.3 酸碱溶液pH的计算;1.强酸、强碱水溶液pH值的计算;3.多元弱酸、弱碱水溶液pH值的计算;4.两性物质溶液水溶液pH值的计算;例7-4 计算25oC时0.10 mol·L-1 H2S 水溶液的 pH 及S2-的浓度。;因S2-是二级产物，设c(S2-)=xmol·L-1;例7-5计算0.20 mol·L-1 NaH2PO4溶液的pH 。;7.3.4 酸度对弱酸（碱）各组分浓度的影响;醋酸溶液分布分数-酸度曲线;2.多元弱酸（碱）溶液的分布分数;7.4 缓冲溶液（0.5学时）;以0.1mol·L-1HAc— 0.1mol·L-1NaAc溶液为例;7.4.2 缓冲溶液的pH值以HA-A-体系为例;例7-6 计算 （1）100.00 mL 含有0.040 mol/L HAc 和0.060 mol/L NaAc 溶液的 pH。（2）向溶液中加入10.00 mL 0.050 mol/L HCl ,后溶液的 pH ? （3）向溶液中加入10.00 mL 0.050 mol/L NaOH后溶液的 pH ? （4）当向该溶液中加入10.00 mL H2O 后溶液的 pH ?;（2）;（4）;7.4.3 缓冲容量和缓冲范围;7.4.4 缓冲溶液的选择与配制;例7-7 配制1LpH=5.0，具有中等缓冲能力的缓冲溶液？;7.4.5 缓冲溶液的应用：;7.5 酸碱指示剂（0.5学时）;7.5.2 指示剂的变色范围;7.5.3 混合指示剂;7.6 酸碱滴定的基本原理（2学时）;7.1.1 强酸强碱的滴定;用0.1000 mol·L-1NaOH溶液滴定 20.00 mL 0.1000 mol·L-1HCl溶液;滴加体积：0 ~19.98 mL； ?pH =3.31 滴加体积：19.98 ~20.02 mL； ?pH = 5.39;酸碱浓度越大，突跃范围越宽，可供选择的指示剂越多；酸碱浓度越小，突跃范围越窄，可供选择的指示剂越少。 ;3.酸碱滴定指示剂的选择：;7.6.2 一元弱酸（碱）的滴定;滴定开始前：;用0.1000 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL 0.1000 mol·L-1HAc溶液;滴加体积：0～19.98 mL； ?pH = 7.74 - 2.87 = 4.87 滴加体积：19.98 ～20.02 mL； ?pH = 9.7 - 7.7 = 2 滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。;2.影响一元弱酸滴定突跃范围的因素;3. 一元弱酸滴定强酸滴定曲线对比(了解);指示剂的变色范围全部或部分落在突跃范围内。 滴定突跃：7.7—9.7 可选择的指示剂： 酚酞。;7.6.3 多元酸（碱）和混合酸（碱）的滴定（自学）;1. 多元酸的滴定 以NaOH溶液滴定H3PO4 溶液为例:;⑴滴定磷酸时化学计量点的pH计算;pH;7.6.4 标准溶液的配制与标定（自学）;7.6.5 CO2对酸碱滴定的影响（自学）;7.6.5 酸碱滴定中CO2的影响;3)CO2的影响;7.7 酸碱滴定法的应用（1学时）;1)烧碱中NaOH与Na2CO3含量的测定;(2)纯碱中Na2CO3与NaHCO3含量的测定;计算公式;3)未知碱样的组成判断;例7-8 称取含有惰性物质的混合物（Na2CO3和NaOH或Na2CO3 和Na2HCO3混合物）试样1.200g，溶于水后用0.5000mol.L-1的盐酸滴定至酚酞褪色，用去30.00ml，然后加入甲基橙作指示剂，用盐酸继续滴定至橙色出现，又用去5.00ml。问试样由什么组成，各占多少含量？;含量如下：;2.磷酸盐的分析;解： 滴定过程为;2．间接滴定法;1)蒸馏法;1)蒸馏法;2)甲醛法;(3)克氏(Kjeldahl)定氮法;3. 硼酸的测定(pKa? =9.24);未经风雨的洗礼，激不起