[农学]无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定.doc

第章 酸碱平衡与酸碱滴定熟悉弱电解质的特点，弱电解质的离解平衡，离解度及其影响因素，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系—稀释定律。掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算；掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算，了解缓冲溶液的选择和配制。了解酸碱指示剂的作用原理，掌握其理论变色点和变色范围，掌握指示剂的选择掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择；掌握影响pH突跃范围大小的因素；掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据，了解酸碱滴定法的应用，掌握酸碱滴定结果的计算。 前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。酸碱平衡在生物体中也同样存在，生物体液需要维持一定的pH范围，pH的改变将会影响生物体内细胞的活性。因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。与气相中的反应相比，溶液的反应活化能较低，热效应较小，因此反应速率快，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以只考虑浓度对平衡的影响。 酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。它不仅能用于水溶液体系，也可用于非水溶液体系，因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。 在酸碱滴定中，溶液的H如何随滴定剂的加入而发生变化，如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近，如何将酸碱滴定法用于实际测定中等，都是必须掌握的内容。本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。 第一节 电解质溶液 一电解质的分类 电解质是一类重要的化合物。凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质，如NaCl。1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论，电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物，如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等，强极性键化合物：HCl，H2SO4（H+ + HSO4-）等。在水溶液中是仅部分解离成离子的化合物是弱电解质，如极性键化合物：HAc，NH3H2O等。强电解质如NaCl的解离方程式：NaCl = Na + + Cl-。弱电解质的解离是可逆的，解离方程式中用“ ?”表示可逆如Hc ? H+ + Ac- 二离解度和离解常数（一）离解度：是指电解质在水溶液中已离解的部分与弱电解质的起始浓度之比，符号为α，一般用百分数表示。 α （1）（二）离解常数 在一定温度下，弱电解质离解成离子的速率与离子重新结合成弱电解质的速率相等，则离解达到平衡状态，称为离解平衡。 通常用K表示弱电解质离解平衡常数，简称为离解常数。弱电解质AB的离解方程式可表示为： ABA++B- （三）稀释定律 设弱电解质AB的起始浓度为c，离解度α，达到离解平衡后， A+) = c(B-) = cα，AB) = c(1-α) 在一般情况下当电解质很弱时，离解度很小，（C/Ka≥500），可以认为1-α≈1 （此时误差≤2%）,故上式可简化为: K= cα2 α （2） 上式称之为稀释定律,它表明在一定温度下弱电解质的离解度与其浓度的平方根成反比即溶液越稀离解度越大。 （四）影响离解平衡的因素 (1)温度的影响：K与温度有关，但由于弱电解质离解的热效应不大，在较小的温度范围内一般温度变化不影响它的数量级，所以在室温范围内，通常忽略温度的影响。 (2)同离子效应：例如在HAc水溶液中，当离解达到平衡后，加入适量NaAc固体，使溶液中Ac-的浓度增大，由浓度对化学平衡的影响可知，HAc ? H+ + Ac- 上述平衡向左移动，从而降低了HAc的离解度。 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，会使弱电解质离解度降低，该现象叫作同离子效应。 (3)盐效应。在弱酸或弱碱溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，会使弱电解质的离解度增大。如在HAc溶液中加入NaCl。由于溶液中离子强度增大H+和Ac-的有效浓度降低平衡向离解的方向移动HAc的离解度将增大。这种现象称为盐效应。 同离子效应发生时也伴随有盐效应，二者比较，前者比后者强得多，在一般计算中，可以忽略盐效应。 三强电解质溶液 （一）表观离解度 表观离解度是反映强电解质(或离子浓度大的)溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。强电解质在水溶液中是完全离解成离子的，其离解度应为100%，但是实际测得的离解度小于100%离子间相互作用的结果实际测得的离解度表观离解度（二）离子的活度与离子强度。 1.活度：“活度”是强电解质溶液中离子的理想浓度或热力学浓度，用它来代替真实浓度可以满足质量作用定律。人们常通俗地去理解为单位体积内表观上含有的离子浓