高等教育版《分析化学》 第四章 酸碱滴定法.ppt

酸碱反应的平衡常数 共轭酸碱对 、 的关系 酸碱的强弱 酸碱得失质子的能力 Ka ? 酸的强度 ? Kb ? 碱的强度 ? 酸越强，其共轭碱越弱。 在水溶液中，HClO4、H2SO4、HCl和HNO3都是很强的酸，如果浓度不是太大，它们与水分子之间的质子转移反应都进行的十分完全，因而不能显示出它们之间酸强度的差别，所以H3O+是水溶液中实际存在的最强酸的形式。上述酸的共轭碱 、 、 和 都是极弱的碱，几乎没有接受质子的能力，因此，OH-也是水溶液中实际存在的最强碱的形式。 例：比较同浓度的下列物质的碱性强弱NH3、Na2CO3、NaHCO3、Na2S。 电荷平衡CBE(电中性规则)（Charge Balance Equation） 在电解质溶液中，处于平衡状态时，各种阳离子所带正电荷的总浓度等于各种阴离子所带负电荷的总浓度。此电中性原则称为电荷平衡。其数学表达式称为电荷平衡方程，用CBE表示。 例：写出0.10 mol·L-1 Na2CO3水溶液的CBE。 质子平衡PBE（又称质子条件式）（Proton Balance Equation） 当酸碱反应达到平衡时，酸给出质子的量(mol)应等于碱接受质子的量(mol)，即酸失去质子后的产物与碱得到质子后的产物在浓度上必然有一定的关系，这种式称为质子平衡方程，又称质子条件式。其数学表达式称质子等衡式，用PBE表示。 例1：写出c(mol·L-1)的NaH2PO4溶液的PBE。 步骤： 从酸碱平衡体系中选取质子参考水准(零水准)：溶液中大量存在并参与质子转移反应的物质，通常为起始酸碱组分，包括溶剂分子。 当溶液中的酸碱反应（包括溶剂的质子自递反应）达到平衡后，根据质子参考水准判断得失质子的产物及其得失质子的物质的量。 根据得失质子的量相等的原则写出PBE式。 例2：在一元弱酸（HA）的水溶液中，大量存在并参加质子转移的物质是HA和H2O，整个平衡体系中的质子转移反应有： 例3： H2CO3水溶液 例4：c mol/L的Na2HPO4溶液 例5：c mol/L的NaH2PO4溶液 例6：NH4H2PO4的质子条件式 例：计算pH=4.0时，0.05mol.L-1洒石酸(以H2A表示)溶液中洒石酸根离子的浓度。 三、影响指示剂变色范围的因素 1、指示剂的用量(适量) （1） 过少：颜色太浅，变色不明显。 过多：变色不明显；消耗过多的滴定剂； （2）双色指示剂，变色范围不受其用量的影响。而单色指示剂：变色范围会随其用量的多少而发生位移。例：酚酞 2、温度(室温) 温度的变化会引起指示剂的解离常数和水的质子自递常数发生变化，因而指示剂的变色范围也随之改变。所以滴定应在室温下进行，有必要加热时，须将溶液冷却到室温后再滴定。 指示剂的选择原则：凡在突跃范围以内能发生颜色变化的指示剂，都可用。 指示剂变色点pH处于滴定突跃范围内 （指示剂变色范围部分或全部落在滴定突跃范围内） 二、强碱(酸)滴定一元弱酸(碱) 直接准确滴定一元弱酸(碱)的可行性判据：cspKa≥10-8 强碱滴定强酸 强酸滴定强碱 强碱滴定弱酸 强酸滴定弱碱 第七节 多元酸碱的滴定 多元酸碱在水溶液中存在多级解离现象，那么在滴定过程中： （1）每一级（或者哪几级）解离的H+或OH-都能否被准确滴定？ （2）滴定能否分步进行？ （3）在滴定曲线上会形成几个明显的滴定突跃？ （4）如何选择指示剂检测终点？ 滴定曲线 滴定可行性的判断 化学计量点pH值的计算和指示剂的选择 学习内容： 例 计算0.10mol/L HF水溶液的pH值，已知Ka=7.2×10-4 例 求0.10mol/L NH3水溶液的pH(Kb=1.8?10-5) 三、多元强酸(碱)溶液中H+浓度的计算 简化（基本原则为计算误差不超过± 5%）： 公式 使用条件 例：求0.10 mol·L-1Na2C2O4溶液中[OH-]的浓度。 例：计算0.10mol·L-1 H3PO4溶液中H+。 例：计算1.0×10-3mol·L-1酒石酸H2A溶液中H+的浓度。 四、两性物质溶液中H+浓度的计算 1、多元酸的酸式盐 精确式 （1） 简化 （2） （3） 例：求0.050 mol·L-1NaHCO3溶液PH值。 例：计算1.0×10-2mol.L-1Na2HPO4的pH。