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1、1,酸碱平衡和酸碱滴定法,Acid-base Equilibrium and Acid-base Titration,Chapter 6,1,2,本章学习要求,1. 掌握酸碱质子的定义，共轭酸碱对，酸碱反 应的实质，共轭酸碱 Ka 和 Kb的关系; 2. 了解同离子效应，盐效应; 3. 掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度;,2,3,4. 了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况 影响; 掌握缓冲溶液pH值的计算； 5. 掌握酸碱指示剂的变色原理、指示剂的变 色点、变色范围； 6. 掌握强酸 ( 碱 ) 滴定一
2、元弱碱 ( 酸 ) 的原理， 滴定 曲线的 概念，影响 滴定 突跃的因素， 化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示 剂的选择，掌握直接准确滴定一元酸（碱） 的判据其应用；,本章学习要求,3,4,7. 掌握多元酸（碱）分步滴定的判据及滴定终点的pH值计算，指示剂的选择，了解混合酸准确滴定的判据及强酸弱酸混合情况下 滴定终点pH值计算，指示剂的选择； 8.了解酸碱滴定法的应用及相关计算，了 解CO2 对酸碱滴定的影响，掌握酸碱标准溶液的配制及标定，掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的测定方法。,本章学习要求,4,5,本章学习重点,1. 电离平衡及其影响因素；,4. 影响滴定突跃大小的因素及化学计量
3、点 pH值的计算，指示剂的选择；,3. 酸碱指示剂的变色原理和各类酸碱滴定 的滴定原理；,2. 酸碱质子理论和各类溶液pH值的计算；,5. 酸碱标准溶液的配制、标定及酸碱滴定 分析法的应用。,5,6,本章学习难点,1. 各类溶液pH值的计算。,2. 化学计量点的pH计算 , 混合酸碱的分析。,6,7,酸碱理论发展的概况,酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝 Arrhenius酸碱电离理论（1884） Lewis酸碱电子理论（1923） Brnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）,6.1 酸碱质子理论,7,8,
4、电离理论 (ionization),电解质在水溶液中能电离 电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸 电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱 完全电离强电解质； 不完全电离弱电解质。,8,9,电子理论及质子理论,电子理论 质子理论,9,10,1. 酸碱质子理论,酸溶液中凡能给出质子的物质 碱溶液中凡能接受质子的物质,特点： 1) 具有共轭性 2) 具有相对性 3) 具有广泛性,酸碱质子理论中没有盐的概念,10,11,举 例,11,12,两性物质：,12,13,1. 酸碱既可是分子，也可是正、负离子；,5. 酸碱质子理论里无盐的概念。,2. 因一个质子的得失而互相转化的一对酸 碱称为共轭酸碱对。,3
5、. 同一物质在不同条件下，既能给出质子 也能接受质子，称为两性物质。,4. 既不能给出质子，也不能接受质子的物 质，即为中性物质。,注意：,13,14,2. 酸碱反应,任何一个酸碱反应都是由较强酸和 较强碱反应生成较弱的碱和酸。,根据质子理论，酸碱反应的实质是 两个共轭酸碱对之间的质子转移反 应。,14,15,酸碱反应的实质,酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应,醋酸在水中的离解：,氨在水中的离解：,共轭酸碱对,共轭酸碱对,15,16,NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解),NaAc的水解（相当于Ac弱碱的离解）,NH4+ + H2O H3O+ + NH3,Ac- + H2O O
6、H- + HAc,共轭酸碱对,共轭酸碱对,HAc + NH3 NH4+ + Ac-,醋酸与氨在水溶液中的中和反应,共轭酸碱对,16,17,小 结,酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的,17,18,3. 水的质子自递反应,H2O+H2O H3O+OH- 简写为： H2O H+OH-,=c (H+ )/cqc (OH-)/cq,H2O 既能给出质子又能接受质子两性物质 发生在水分子间的质子转移水的质子自递 反应,水的离子积常数(自递常数),295K时, = 1.0010-14,18,19,水溶液,HClO4
7、HNO3H3PO4HAc H2CO3,NaOHNa2CO3NH3NaHCO3,HCl HNO3 H2SO4,如：,在冰醋酸中为弱酸,在水中为强酸,影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力,4. 酸碱的强度,19,20,水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数 Ka 或Kb 衡量。,离解常数Ka或Kb,简写,20,21,电离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电离程度的大小， Ka、Kb 越大，表示弱酸弱碱的电离程度越大，溶液的酸、碱性越强。 电离常数是一种平衡常数，它只与 温度有关，与浓度无关。,21,22,NH4+ + H2O NH3 + H3+O,(2) NH3 + H2O NH4+ + OH
8、-,(1) + (2):,在一共轭酸碱对中，酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。,22,23,例如：已知 (HAc)=1.7610-5,23,24,H2A,25,H3A,26,平衡浓度,c(1-),c,c,当 5%时,Ka=c2,稀释定律,6.2 酸碱平衡的移动,1. 浓度对酸碱平衡的影响,26,不同弱电解质:,同一种弱电解质:,c,27,化学式,c/mol.L-1,Ka,HAc,0.1,1.7610-5,1.3%,HAc,0.01,1.7610-5,4.1%,28,2. 同离子效应和盐效应,0.1molL-1 HAc,甲基橙,滴加0.1molL-1NaAc,28
9、,29,在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电解质，使弱电解质电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象叫做同离子效应,29,30,盐效应（异离子效应） 由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度使溶液中离子间的相互牵制作用增强, 离子结合为分子的机会减小，即分子化速度降低，因而重新达到平衡时电离度有所增加。,同离子效应存在的同时，也存在盐效应， 但盐效应很弱，一般计算中可忽略。,1L 0.10 molL-1 HAc溶液：= 1.3 % 加入0.10 mol NaCl后：= 1.8 %,例：,30,31,NH3H2O NH4+ + OH 0.1molL-1 NH4Cl NH4+ + Cl
10、 0.1molL-1 解：加NH4Cl前：,等体积混合,32,加NH4Cl 后：设溶液中c(OH-)为xmolL-1 NH3+H2O NH4+ + OH 0.05x 0.05+ x x,33,34,思考题,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？ , pH有何变化？,34,35,解: NH3H2O NH4+OH- pH HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O,变大,变小,变小,变小,变小,变大,变小,变大,变大,变大,35,36,1.下列各组组分中，不属于共轭酸碱对的是： ( ) A. H2CO3-CO32- B. NH3-NH2-
11、C. HCl-Cl- D. HSO4-SO42- 2. 酸碱质子理论认为，下列物质全部是酸的 是 ( ) A. HS-, Ac-, NH3 B. S2-, H2O, NH4+ C. CO3-, HCO3-, Cl- D. HCO3-, H2O, NH4+,36,A,D,37,水的电离： H2O H+OH- KW = c(H+)c(OH-) 22时，KW = 10-14 即一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓度乘积是一个常数。,水的离子积,1. 水溶液的pH值,6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算,37,38,溶液酸碱和pH值,稀溶液中，用pH值表示酸碱性：,38,pH+pOH=14,c(H+)c(
12、OH-) =10-14,39,T=295K， 中性溶液, c(H+) = c(OH-) = 10-7 pH = 7 酸性溶液, c(H+) c(OH-) 10-7 pH 7,40,(1) 强酸/碱,完全电离,例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。,2. 酸碱溶液pH值的计算,40,最简式：强酸c(H+) c 强碱 c(OH-) c,当c 10-6 molL-1或 c2(H+ /OH-) 20 :, 当强酸或强碱溶液浓度小于10-6molL-1时要 考虑水的离解。,41,cKa20Kw 时，忽略水的电离 当 5%或c/Ka500时,(2) 一元弱酸/碱,B:,HA:,41
13、,最简式,42,当 5% 或,42,用近似计算式计算,HA：,B：,43,例1: 计算0.10mol .L-1 NH4NO3溶液的pH值,44,例2: 计算0.10mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。,45,46,47,多元弱酸 Ka1 Ka2 Ka3 ，c(H+) 主要决定于第一步电离， c(H+) 计算同 于一元弱酸:,(3) 多元弱酸/碱,c/Ka1 500时,47,48,Ka1Ka2,例4. 求0.1 molL-1 H2S溶液中c(H+), c (HS-), c(S2-) 。,c(H+)= c(HS-)= 9.510-5molL-1,cKa120Kw,解: H2S H+ + HS
14、- Ka1=9.110-8 HS- H+ + S2- Ka2=1.110-12,c/Ka1500,49,c平, x = c(S2-) = Ka2 =1.110-12molL-1,第二步离解,9.510-5-x,9.510-5+x,x,50,1. 多元弱酸/碱的离解只考虑第一级 c(H+)或c(OH-)计算同于一元弱酸/碱:,例4说明：,2. 在二元弱酸中，Ka1 Ka2 , 忽略第 二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2。,50,c(x2-) = Ka2,51,51,例5. 下列物质的溶液均为0.1 molL-1 ， 求pH值 Na2CO3 (H2CO3: 4.310-7，5.6110-11) N
15、a3PO4 (H3PO4: 7.5210-3, 6.2310-8, 2.210-13),52,pH=11.63,53,( Kb1=7.010-7，,Kb2=1.410-11 ),54,=7.1104 500,55,pOH=3.73,pH=14.00-3.73=10.27,c(OH-) =c(C10H14N2H+),=1.8710-4molL-1,56,c(C10H14N2H22+)=Kb2=1.410-11molL-1,57,液中通入H2S气体达饱和 ( 0.1mol L-1 ),要使溶液c(S2-) 大约为1.0 10-13molL-1 须控制溶液pH为多少？,例：,欲分离混合溶液中的Mn2+ 、Zn2+,在溶,58,答：须控制溶液pH为3.50,=3.1610-4molL-1,pH=3.50,59,(4)两性物质,(1) HA-,(3) NH4Ac,(2) HA2-,两性物质的酸碱性取决于相应酸常数和碱常数的相对大小：酸常数较大，则显酸性；碱常数较
