第六章酸碱平衡及酸碱滴定法优秀课件.ppt

第六章 酸碱平衡及酸碱滴定法2022/11/281第1页，本讲稿共70页6.1.1 酸碱电离理论酸碱电离理论2525岁的瑞典科学家岁的瑞典科学家S.ArrheniusS.Arrhenius于于18841884年提年提出。出。电离时产生的阳离子全部是阳离子全部是H+的化合物称为“酸酸”；电离时产生的阴离子全部是阴离子全部是OH-的化合物称为“碱碱”。第2页，本讲稿共70页优点：优点：1 1、从组成上、从组成上揭示了酸碱的本质揭示了酸碱的本质，指出，指出H+是酸的特是酸的特征，征，OH-是是碱的特征碱的特征 2 2、找出了衡量找出了衡量酸、碱强度的标度酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）局限性：局限性：1、酸碱被限于水溶液酸碱被限于水溶液,非水体系不适用：非水体系不适用：2、碱被限制为氢氧化物：碱被限制为氢氧化物：Na2CO3 碱？碱？第3页，本讲稿共70页6.1.2 酸、碱质子理论（一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。酸酸 H H+给予体给予体 碱碱 H H+接受体接受体 两性两性电电解解质质既既能能给给出出质质子，又能接受子，又能接受质质子的分子的分子或离子，称子或离子，称为为“两性两性电电解解质质”简简称称“两性物两性物”。第4页，本讲稿共70页 二、酸碱举例酸酸 分子分子 HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3 离子离子 NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-碱碱 分子分子 H2O,NH3，Na2CO3 离子离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-两性物两性物 分子 H2O,NH3 离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-NH3+H+=NH4+NH3(l)=NH2-(l)+H+(l)第5页，本讲稿共70页（三）酸碱反应的实质质子传递 例：（下标1、2表示不同的共轭酸碱对）在水溶液、液氨溶液、苯溶液、气相反应均如此。第6页，本讲稿共70页 根据”酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”.HAc+H2O=H3O+Ac-H3O+OH-=H2O+H2O Ac-+H2O=HAc+OH-NH4+2H2O=NH3H2O+H3O+酸1 碱2 碱1 酸2第7页，本讲稿共70页酸碱质子理论的优点和局限性 1、优点：（1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系（2）把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。2、局限性仍局限于有H+的体系，无H体系不适用，第8页，本讲稿共70页6.2 6.2 弱电解质的电离平衡和弱电解质的电离平衡和 强电解质溶液强电解质溶液 一、解离平衡（电离平衡）一、解离平衡（电离平衡）弱电解质在水溶液中是部分解离的。弱电解质在水溶液中是部分解离的。例：HAc+H2O=H3O+Ac-可简为：可简为：HAc=H+Ac-第9页，本讲稿共70页 Ki 称为称为“电离平衡常数电离平衡常数”，以后均以，以后均以K Ki i表示表示，不，不出现出现c项项，则表达式简写为，则表达式简写为标准平衡常数第10页，本讲稿共70页对弱碱 MOH电离 MOH M+OH-Ka 10-2 强酸强酸 Kb 10-2 强碱强碱 =10-2 -10-5 中中强酸强酸 =10-2 -10-5 中强碱中强碱 10-5 弱酸弱酸 10-5 弱碱弱碱Ki 只与温度有关只与温度有关，与其起始浓度无关。，与其起始浓度无关。第11页，本讲稿共70页（二）解离度（二）解离度（）1.定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于“化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与K 有关，而且与电解质的起始浓度有关。第12页，本讲稿共70页2.2.电离度与稀释定律电离度与稀释定律 例：例：HAc =H+Ac-起始相对浓度起始相对浓度 c 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 c-c c c 当当 5%,或或 c/Ki 500 时，时，1-1 上式简化为：上式简化为：Ki=c 2 或或 =(Ki/c)第13页，本讲稿共70页 2.2.电离度与稀释定律电离度与稀释定律当当 5%,上式简化为：上式简化为：K=c 2 或或 =(K /c)上式称上式称“稀释定律稀释定律”对于弱酸（弱碱）对于弱酸（弱碱）,在指定在指定温度下温度下,浓度越小，解离度越大浓度越小，解离度越大第14页，本讲稿共70页一元弱酸（碱）溶液的简化公式一元弱酸（碱）溶液的简化公式一元弱酸（碱）溶液的简化公式一元弱酸（碱）溶液的简化公式（1 1）水本身的电离可忽略）水本身的电离可忽略）水本身的电离可忽略）水本身的电离可忽略（2）HAHA的电离度的电离度的电离度的电离度 5%5%，或 c/Kc/K 500 500 其中，其中，c 为为HAHA的起始浓度；的起始浓度；的起始浓度；的起始浓度；K K 为平衡常数。为平衡常数。为平衡常数。为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的一元弱酸（碱）溶液的 H3O+（OH)的简化公式：的简化公式：第15页，本讲稿共70页例例1 1：求：求0.10mol/ml0.10mol/ml HAcHAc溶液的溶液的pHpH和电离度和电离度(298 K,(298 K,K Ka=1.8 a=1.8 10 10-5-5)。解：解：HAc =H HAc =H+Ac +Ac-起始相对浓度起始相对浓度 0.10 0 0 0.10 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 0.10 x x 0.10 x x x x（1）精确解上述方程 第16页，本讲稿共70页（2 2）用近似公式）用近似公式:c c/K Ki i =5682 =5682 500 500 K Ka a =X=X2 2/0.10/0.10 得：得：与精确解(1.3410-3)相对误差 KKa2 a2，且，且，且，且 c/Kc/Ka1a1=0.1/1=0.1/1.1 10 107 7 500 500 HH3 3OO+x+y x （9.1 10 108 8 0.1 0.1)0.5=1.1 10 104 4（mol/dmmol/dm3 3）pH=3.95pH=3.95 计算0.10 mol/ml mol/ml H2S 水溶液的水溶液的水溶液的水溶液的 H H3 3OO+和和和和 S S2 2 ，以及，以及，以及，以及 H2S 的电离度。的电离度。第21页，本讲稿共70页H2S(aq)中中S2-与与H+的关系的关系常温常压下，常温常压下，H2S饱和溶液中的c（H2S）0.10mol/LH2S(aq)=H+HS-Ka1=(H+HS-)/H2SHS-=H+S2-Ka2=(H+S2-)/HS-Ka1 Ka2=(H+2 S2-)/H2S S2-=(Ka1 Ka2 H2S)/H+2 即即 S2-与与H+2成反比，受成反比，受H+控制。调节控制。调节H2S溶液的酸度，可溶液的酸度，可有效的控制有效的控制H2S溶液中的溶液中的c（S2）第22页，本讲稿共70页例例3 3：H H2 2POPOPOPO4 4 4 4 +H +H2 2O =HO =H3 3O O+H +HPOPOPOPO4 4 4 42 2 2 2 H H2 2POPOPOPO4 4 4 4 +H +H2 2O =OH O =OH +H +H3 3POPOPOPO4 4 4 4 K K K Ka2 a2 a2 a2 K K K Kb3 b3 b3 b3 溶液显酸性溶液显酸性三、两性离子的电离平衡三、两性离子的电离平衡三、两性离子的电离平衡三、两性离子的电离平衡试说明为什么试说明为什么 NaH NaH NaH NaH2 2 2 2POPOPOPO4 4 4 4 溶液显酸性溶液显酸性。第23页，本讲稿共70页多元弱酸弱碱（小结）多元弱酸弱碱（小结）多元弱酸弱碱（小结）多元弱酸弱碱（小结）1.1.多元弱酸溶液中，多元弱酸溶液中，HH3 3O O+主要由第一步电离决定主要由第一步电离决定 可按一元酸来计算可按一元酸来计算 HH3 3O O+2.2.二元弱酸二元弱酸 H H2 2A A 溶液中，溶液中，AA2 2 K Ka2a23.3.多元弱碱（如多元弱碱（如NaNa2 2S,NaS,Na2 2COCO3 3,Na,Na3 3POPO4 4等）的情况与多元弱酸的相等）的情况与多元弱酸的相似，计算时用似，计算时用K Kb b代替代替K Ka a 即可。即可。4.4.两性物（两性物（H H2 2POPO4 4,HCO,HCO3 3 等）的酸碱性取决于相应酸常数和碱等）的酸碱性取决于相应酸常数和碱常数的相对大小。常数的相对大小。第24页，本讲稿共70页 五、同离子效应：五、同离子效应：在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象，称为同离子效应。电解质电离度的现象，称为同离子效应。用同离子效应来控制溶液的用同离子效应来控制溶液的pHpH值；值；通过调节通过调节pHpH值来控制共轭酸碱对的值来控制共轭酸碱对的浓度。浓度。第25页，本讲稿共70页6.3.1水的离子积和pH 纯水有微弱的导电能力H2O +H2O H3O+OH-（H2O H+OH-）实验测得295K时 H+=OH-=10-7mol/L由平衡原理得：Kw=H+OH-=10-14Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。Kw的意义为：水溶液中H+和OH-之积为一常数。水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。p pH H的定义是：的定义是：p pH H=-lgH=-lgH+第26页，本讲稿共70页6.3.3盐类的水解盐类的水解 盐类水解度的大小主要取决于盐类水解度的大小主要取决于水解离子的本性水解离子的本性，其水解产物弱酸或弱碱的其水解产物弱酸或弱碱的K Ka a 或或K Kb b 越小，则越越小，则越易水解。易水解。第27页，本讲稿共70页1.强酸弱碱盐（离子酸）(1)+(2)=(3)(1)+(2)=(3)则则1.1.强酸弱碱盐（水解显酸性）强酸弱碱盐（水解显酸性）第28页，本讲稿共70页2.弱酸强碱盐 NaAc,NaCNNaAc,NaCN一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性.因因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAcNaAc水溶液中：水溶液中：第29页，本讲稿共70页3.弱酸弱碱盐的水解第30页，本讲稿共70页 影响盐类水解的因素盐的浓度：盐的浓度：c盐盐,水解度增大。水解度增大。温度：温度：水解反应为吸热反应，水解反应为吸热反应，rH0,可以看作是酸碱中可以看作是酸碱中和反和反应应的逆反的逆反应应，所以升高温度，平衡向正反，所以升高温度，平衡向正反应应方向移方向移动动。总总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。之，加热和稀释都有利于盐类的水解。第31页，本讲稿共70页 溶液的酸碱度：溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。能抑制下述水解产物的生成。第32页，本讲稿共70页 五、缓冲溶液五、缓冲溶液 含有含有“共轭酸碱对共轭酸碱对”的混合溶液能缓解外的混合溶液能缓解外加少量酸、碱或水的影响，而保持溶液加少量酸、碱或水的影响，而保持溶液pHpH值值不发生显著变化的作用叫做缓冲作用。具有不发生显著变化的作用叫做缓冲作用。具有这种缓冲能力的溶液叫缓冲溶液。这种缓冲能力的溶液叫缓冲溶液。第33页，本讲稿共70页缓冲溶液：缓冲溶液：缓冲溶液：缓冲溶液：HAcHAc +H+H2 2O HO H3 3O O+Ac+Ac 缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时pH尽量接近pKa.第34页，本讲稿共70页1、缓冲溶液的组成和作用原理例：HAcNaAc缓冲溶液 c HAc、c NaAc较大，而H+较小。外加少量HCl(aq)：HAc的电离平衡左移，重新平衡时H+增加不多。外加少NaOH(aq)：HAc电离平衡右移，重新平衡时H+减少不多。加少量水稀释：c HAc，据稀释律：，使达到新平衡时H+减少不多。第35页，本讲稿共70页 2、缓冲溶液的计算对酸共轭碱组成的酸性缓冲液：对碱共轭酸组成的碱性缓冲液：取负对数：可见，缓冲液pH（或pOH）值取决于共轭酸碱对的浓度比。若C酸/C共轭碱（或C碱/C共轭酸）=1：1，此时“缓冲能力”最大。第36页，本讲稿共70页 通常 c酸c共轭碱（或c碱c共轭酸）浓度各为0.1-1 mol.dm-3,而c酸/c共轭碱（或c碱/c共轭酸）=1/10-10/1，代入上页式，得：pH=pKa 1 pOH=pKb 1 共轭酸碱对作缓冲溶液时，它们不应与在该缓冲溶液中的反应物或产物发生化学反应。第37页，本讲稿共70页第四节第四节 酸碱指示剂酸碱指示剂酸碱指示剂的变色原理混合指示剂第38页，本讲稿共70页一、指示剂的变色原理（以酚酞为例）一、指示剂的变色原理（以酚酞为例）酸式色碱式色第39页，本讲稿共70页H+In-酸式结构碱式结构酸：能酸：能给出给出质子（质子（H+）的分子或离子；）的分子或离子；碱：能碱：能接受接受质子质子（H+）的分子或离子。的分子或离子。酸式色碱式色HIn第40页，本讲稿共70页二、二、指示剂的变色范围指示剂的变色范围 使指示剂颜色发生变化的溶液pH范围。（如：溶液的pH从pKHIn-1变化到pKHIn+1，或相反，能明显观察到溶液颜色的变化。）pH=pKHIn1第41页，本讲稿共70页第42页，本讲稿共70页三、混合指示剂三、混合指示剂1.作用：变色范围变窄；颜色变化容易辨别2.配制方法：指示剂加染料；两种指示剂混合。第43页，本讲稿共70页酸碱滴定过程滴定前溶液+酚酞滴定后溶液+酚酞第44页，本讲稿共70页酸碱滴定过程中，锥形瓶中溶液的酸碱滴定过程中，锥形瓶中溶液的pHpH值随值随滴定管内滴定剂的加入量的变化而变化。滴定管内滴定剂的加入量的变化而变化。如果以滴定剂的加入量为横坐标，被滴定如果以滴定剂的加入量为横坐标，被滴定溶液的溶液的pHpH值为纵坐标，所得曲线称为滴定值为纵坐标，所得曲线称为滴定曲线。曲线。根据酸碱滴定曲线，可以了解滴定过程中根据酸碱滴定曲线，可以了解滴定过程中溶液溶液pHpH值的变化情况，正确选择滴定所需值的变化情况，正确选择滴定所需要的指示剂。要的指示剂。第45页，本讲稿共70页第五节第五节 滴定曲线和指示剂的选择滴定曲线和指示剂的选择二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）一、一元强酸与强碱的滴定一、一元强酸与强碱的滴定第46页，本讲稿共70页 滴定开始前：等量点：等量点前：等量点前：等量点后：溶液为盐酸NaOH完全反应，盐酸过量HCl与NaOH等量反应HCl完全中和，NaOH过量一、强酸与强碱的滴定（一、强酸与强碱的滴定（NaOH滴定滴定HCl）HH+=c=cHClHClpH=7pH=7第47页，本讲稿共70页 1.滴定曲线的绘制滴定曲线的绘制（以（以0.1000molL-1 NaOH滴定滴定20.00mV 0.1000molL-1 HCl为例）为例）（1）滴定开始前）滴定开始前 cH+=cHCl=0.1000molL-1 pH=1 第48页，本讲稿共70页（2 2）开始滴定到等量点前）开始滴定到等量点前 VNaOH(mL):18.00 19.80 19.98pH:第49页，本讲稿共70页（4 4）定量点后）定量点后（3 3）等量点时）等量点时VNaOH=20.02mL pH=9.70pH=7第50页，本讲稿共70页加入NaOHV/mLHCl被滴定百分数剩余HClV/ml过量NaOHV/mLpH0.000.0020.001.0018.0090.002.002.2819.8099.000.203.3019.9699.800.044.0019.9899.900.024.3020.00100.00.007.0020.02100.10.029.7020.04100.20.0410.00相对误差0.1%18.0018.000.020.021.180.30.020.022.72.70.020.02第51页，本讲稿共70页突跃范围：4.39.7甲基橙：3.14.4甲基红：4.46.2酚酞：8.010.0百里酚蓝：1.22.8第52页，本讲稿共70页2.2.滴定曲线的特点滴定曲线的特点（1）滴定突跃：化学计量点前后+0.1%或-0.1%相对误差范围内溶液pH的突变。（2）突跃范围：（4.39.7）（3）选择指示剂的原则：该指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定的突跃范围之内。第53页，本讲稿共70页突跃范围：4.39.7第54页，本讲稿共70页 二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）1.滴定曲线的绘制（以0.1000mol/LNaOH滴定 20mV 0.1000 mol/L HAc为例）滴定开始前，溶液pH值由HAc的电离决定；开始滴定到等量点前，溶液由未反应HAc和生成的NaAc所形成的缓冲溶液组成，按照缓冲溶液pH值的计算方法计算；等量点时，溶液的pH值由产物NaAc的水解决定；等量点后溶液pH值的计算与强碱滴定强酸相同。第55页，本讲稿共70页滴定开始前：等量点时：等量点前：等量点前：等量点后：溶液为醋酸NaOH完全反应，醋酸过量，与醋酸钠组成缓冲溶液HAc与NaOH等量反应，形成盐溶液HAc完全中和，NaOH过量第56页，本讲稿共70页加入NaOHV/mLHAc被滴定百分数剩余HAcV/ml过量NaOHV/mLpH0.000.0020.002.8818.0090.002.005.7119.8099.000.206.7419.9899.900.027.7520.00100.00.008.7320.02100.10.029.7020.20101.00.2010.70相对误差0.1%第57页，本讲稿共70页突跃范围：7.749.70甲基橙：3.14.4甲基红：4.26.2酚酞：8.010.0第58页，本讲稿共70页（1）突跃范围减小：7.749.70；（2）滴定曲线的起点较高，（3）指示剂的选择。2.滴定曲线的特点第59页，本讲稿共70页 c一定时，突跃范围与Ka有关；Ka一定时，突跃范围与c有关；cKa10-8时，弱酸能被准确滴定。第60页，本讲稿共70页两条滴定曲线的比较3.突跃范围的影响因素 第61页，本讲稿共70页三、多元酸碱的滴定三、多元酸碱的滴定简单介绍多元酸的滴定第62页，本讲稿共70页第六节第六节酸标准溶液的配制和标定碱标准溶液的配制和标定酸碱滴定法的应用第63页，本讲稿共70页一、酸标准溶液的配制和标定一、酸标准溶液的配制和标定（2）硼砂（Na2B4O710H2O）2.基准物质（1）无水碳酸钠 计算量取溶解稀释3.标定突跃范围：突跃范围：3.53.55.05.0指示剂：甲基橙或甲基指示剂：甲基橙或甲基红红操作要点：近终点时摇操作要点：近终点时摇瓶或煮沸瓶或煮沸保存于保存于60%60%的恒湿器中等的恒湿器中等量点：量点：pH=5.1pH=5.1指示剂：甲基红指示剂：甲基红 1.配制步骤第64页，本讲稿共70页二、碱标准溶液的配制与标定二、碱标准溶液的配制与标定100100125125烘烘干；干；pH=9.05pH=9.05指示剂：酚酞指示剂：酚酞密闭容器中备用；密闭容器中备用；等量点：等量点：pH=8.4pH=8.4指示剂：酚酞指示剂：酚酞1.邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4）2.草酸（H2C2O42H2O）第65页，本讲稿共70页酸碱滴定法的应用举例酸碱滴定法的应用举例铵盐中氮的测定混合碱的测定生物试样中总酸度的测定第66页，本讲稿共70页例如烧碱中NaOH和Na2CO3的测定：（HCl为标准溶液）1.双指示剂法酚酞变色时:甲基橙变色:NaHCO3NaCl NaOH消耗HCl的体积：V1V2 Na2CO3消耗HCl的体积：2V2 根据公式进行计算第67页，本讲稿共70页 2.BaCl2法（BaCl2将Na2CO3沉淀，只剩NaOH）甲基橙变色时 加入BaCl2将Na2CO3沉淀后，NaOH HCl（V2）酚酞变色 Na2CO3消耗HCl的体积：V1V2 根据公式进行计算.第68页，本讲稿共70页本章小结1.概念：滴定曲线、突跃范围、变色点、变色范围、变色原理2.重要结论：（1）影响突跃范围的因素；（2）选择指示剂的依据；（3）弱酸（碱）被准确滴定的条件。第69页，本讲稿共70页作业P131：1，2，3，4，5，6，9，11，13，15第70页，本讲稿共70页