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第五章 酸碱滴定法 本 章 内 容 ★酸碱质子理论 ★ 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布 ★ 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 ★ 酸碱缓冲溶液 ★ 酸碱指示剂 ★ 酸碱滴定及其应用 第一节 酸碱质子理论 一 基本概念 稀溶液中，通常将溶剂（此处为水）的活度视为1。 三 酸碱的强度 、共轭酸碱对Ka与Kb的关系 第二节 水溶液中弱酸碱各型体的分布 一 、处理水溶液中酸碱平衡的方法 1 分析浓度与平衡浓度 分析浓度：溶液中溶质的总浓度，符号c, 单位 mol?L-1 平衡浓度：在平衡状态时，溶质各型体 的浓度，符号[ ]，单位 mol?L-1 酸度：溶液中H+离子的平衡浓度 碱度：溶液中OH-离子的平衡浓度 2 物料平衡 各型体的平衡浓度与分析浓度之间的等衡关系称为物料平衡 。 其数学表达式称为物料平衡式，简写为MBE。c=?[ ] 3 电荷平衡 电解质溶液处于平衡状态时，各种阳离子所带正电荷的总浓度必等于所有阴离子所带负电荷的总浓度，溶液是电中性的。 4 质子平衡 2．直接法(图示法) （3）根据质子等衡原理写PBE 二 酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响 (二)多元弱酸(碱)各型体的分布分数 分布图 第三节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 一、 一元强酸碱溶液中氢离子浓度的计算 以浓度c mol/L的HCl溶液为例： 二 、一元弱酸碱溶液pH的计算 (一)一元弱酸溶液 例5-1 计算pH=5.00时，0.10mol?L-1HAc溶液中各型体的分布分数和平衡浓度。 解　已知Ka=1.8×10-5,[H+]=1.0×10-5mol?L-1 设其分析浓度为C (mol.L-1) 多元酸有几种型体，分布分数的分母就有几项；某型体含有几个H+，代表它的那项就有[H+]几次方。 如果HnA溶液中存在n+1种型体，可用上述方法求出对应各型体的分布分数。 [H+]2-c[H+]-Kw=0 精确式 一般来说，只要强酸的浓度不是很低， c≥10-6mol?L-1, 就可忽略水的解离， 质子条件简化为： [H+] ≈[Cl-] pH=-lgc 对于一元强碱： 例如浓度为c(mol?L-1)的ＮaＯH溶液： 当c10-6mol·L-1， 当c≥10-6mol?L-1 [OH-] ≈c pOH = -lgc HA ? H+ + A- 溶液的ＰＢＥ为： 以浓度c mol/L的HA溶液为例： 一元弱酸溶液pH的精确式 展开后是一元三次方程，解法非常复杂，可根据实际情况作近似处理。 １、若cKa20Kw, c/Ka400 说明Ka和c均不太小，且cKa，不仅水的离解可以忽略，且HA的离解对HA总浓度的影响可以忽略，则精确式变为 最简式 2.若cKa20Kw，但c/Ka400， [H+]主要来自弱酸的离解，水的离解可略去，但酸的离解不能忽略，精确式可变为 近似式 ３.若酸极弱，且浓度极小，即有cKa20Kw，但c/Ka400，水的离解不能忽略 [HA] ≈c 简化式 东 北 师 范 大 学 分 析 化 学 精 品 课 酸：能给出质子的物质 HA和A-称为共轭酸碱对， 共轭酸碱彼此只相差一个质子。 碱：能接受质子的物质 共轭：两个对立体互相依存，互以对方存在为自己存在的条件 NH4+ 酸 碱 HAc H++Ac- H++NH3 H2PO4- H++HPO42- 是两性物质，含质子的多元酸根都是两性物质，共轭酸碱具有相对性 HCl + H2O = H3O+ + Cl- NH3 + H3O+ = NH4+ + H2O HCl + NH3 = NH4+ + Cl- 在上述反应中，质子的转移是通过水合质子H3O+的媒介作用完成的。水分子也是两性物质。 碱1 酸1 碱2 酸2 溶剂水分子之间的质子转移作用称为水的质子自递反应，实质亦是酸碱反应： 两个共轭酸碱对是H3O+与H2O、H2O与OH- H2O + H2O H3O+ + OH- 碱1 酸1 碱2 酸2 酸碱反应的实质是酸碱之间的质子转移作用，是靠两对共轭酸碱的相互作用实现的。 HA+H2O H3O++A- A-+H2O HA+OH- 二、酸碱反应的平衡常数 反应的平衡常数称为酸、碱的解离常数， 分别用Ka或Kb来表示： H2O 水的质子自递反应平衡常数称为水的质子自递 常数，或称水的活度积，用Kw表示： Ka、Kb 和 Kw 表示了在一定温度下，酸碱反应达到平衡时各组分活度之间的关系，称为活度常数，即热力学常数（离子强度I=0），仅随溶液的温度而变化。 一般情况下，反应都是在稀溶液中进行，可忽略离子强度