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基础化学第7章教学课件基础化学基础化学 第7章 酸碱平衡和酸碱滴定7.1 酸碱质子理论7.2溶液的酸碱度及其pH的计算7.3酸碱缓冲溶液7.4酸碱指示剂 7.1 酸碱质子理论 酸碱的概念酸碱的概念 7.1.1 凡是能给出质子（H+）的物质（包括分子、正离子、负离子）都是酸；凡能接受质子的物质（包括分子、正离子、负离子）都是碱。它们的相互关系表示为 常见的共轭酸碱对见表71。各个共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应。7.1 酸碱质子理论 酸碱反应酸碱反应 7.1.27.1 酸碱质子理论 实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应的实质是共轭酸碱对之间水合质子的转移过程。酸碱的相对强弱酸碱的相对强弱 7.1.37.1 酸碱质子理论 质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中，酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强；碱从水分子中夺取质子的能力越大，其碱性越强。7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 溶液的酸碱度溶液的酸碱度 7.2.1 溶液的酸碱度是指溶液的酸碱性强弱程度，一般用pH或pOH来表示，其表达式为 pH=lgH 或pOH=lgOH+电荷平衡和质子平衡电荷平衡和质子平衡 7.2.2物料平衡方程物料平衡方程1.7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 在平衡状态时，与某溶质有关的各种形式的平衡浓度之和必等于它的分析浓度，这种等衡关系称为物料平衡，其数学表达式为物料平衡方程（mass balance equation，MBE）。物料平衡方程物料平衡方程2.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必等于所有阴离子所带负电荷的总浓度，即溶液是电中性的。根据这一原则，考虑溶液中各离子的平衡溶液和电荷数，列出的数学表达式为电荷平衡方程（charge balance equation，CBE）。7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 质子平衡方程质子平衡方程3.质子平衡方程（proton balance equation，PBE）也称质子条件，是指当酸碱反应达到平衡时，酸失去质子的物质的量应与碱得到质子的物质的量相等，据此列出失质子产物与得质子产物的浓度关系式。可由物料平衡和电荷平衡推导出质子条件，也可由溶液中得失质子的关系直接列出质子条件。7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 溶液溶液pHpH的计算的计算 7.2.3强酸强碱溶液强酸强碱溶液pHpH的计算的计算1.强酸强碱通常在水溶液中是完全电离的，因此H 或OH 的平衡浓度即为强酸或强碱的分析浓度，即此时水中电离出的H 和OH 都可以忽略不计。+7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 例7-1 计算下列溶液的pH：（1）0.025 molL HCl；（2）7.010-4 molL NaOH。解：（1）HCl在水溶液中为强酸，可完全电离出H，所以 H=0.025 molL pH=lg（2.510 ）=160（2）NaOH在水溶液中为强碱，可完全电离出OH，所以 pOHlgOHlg（7.010 ）3.15 pH143.1510.85111+247.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 一元弱酸（或碱）溶液一元弱酸（或碱）溶液pHpH的计算的计算2.一元弱酸溶液以HAc为例，计算c molL-1HAc溶液的pH。此时溶液中的H+来源于HAc和H2O的解离，即同理，对于一元弱碱溶液，当的计算公式也可简化为7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 多元酸（或碱）溶液多元酸（或碱）溶液pHpH的计算的计算3.对于多元酸，如果Ka1Ka2，则溶液中的H 主要来自第一级电离，近似计算cH 时，可把它当一元弱酸处理。对于二元酸，其酸根阴离子的浓度在数值上近似地等于Ka2，多元碱亦可类似处理。+7.2 溶液的酸碱度及其pH的计算 7.3 酸碱缓冲溶液 缓冲溶液的作用原理缓冲溶液的作用原理 7.3.1 当向溶液中加少量强酸（如HCl）时，H 和溶液中大量的Ac 结合成难电离的HAc，使HAc的解离平衡向左移动，因此，溶液中H 几乎没有升高，溶液的pH几乎没变。当向溶液中加少量强碱（如NaOH）时，溶液中H 与加入的OH 结合生成H2O，使HAc的解离平衡向右移动，补充减少的H，因此，溶液的H 几乎没有降低，溶液的pH变化仍然很小。当把溶液稍加稀释时，溶液中H 降低，Ac同时也降低，解离平衡向右移动，使HAc的解离度升高，所产生的H 抵消了稀释造成的H 浓度的减少，结果溶液的pH仍基本不变。+缓冲溶液缓冲溶液pHpH的计算的计算 7.3.2 缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸及其共轭碱组成，如HAc-Ac 、NH4-NH3等，在不要求十分准确的情况下，由于缓冲剂本身的浓度较大，故而求算缓冲溶液的pH时可以用近似方法计算。+7.3 酸碱缓冲溶液 例7-3（1）由0.10 molL-1 NH3和0.20 molL NH4Cl组成的缓冲溶液（KNH3=1.810 ）。（2）往400 mL该溶液中加入10 mL 0.05 molL 的HCl溶液。解：（1）根据题意，在缓冲溶液NH3-NH4Cl中有则 （2）加入10-00 mL HCl后发生如下反应：NH3HCl NH4Cl-5-1-17.3 酸碱缓冲溶液 例7-3 则溶液中所以 从上述计算可以看出，在缓冲溶液中加入少量强酸（HCl）时，溶液的pH只改变了0.01，基本上保持不变。7.3 酸碱缓冲溶液 7.3 酸碱缓冲溶液思 考 题 7-1 计算0.10 molL CH3COONH4和0.20 molL CH3COOH混合溶液的pH值。-1-1 缓冲容量和缓冲范围缓冲容量和缓冲范围 7.3.37.3 酸碱缓冲溶液 缓冲容量是指使1 L缓冲溶液的pH值改变1个单位时所需外加的酸或碱的物质的量。缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及其缓冲比有关。例7-4 六次甲基四胺的pKpKb b8.858.85，用它配制缓冲溶液时缓冲液的有效缓冲范围是多少？解：pKapKapKwpKwpKbpKb14.0014.008.858.855.155.15，所以缓冲溶液的有效缓冲范围为 pH=pKa1=5.151 pH=pKa1=5.1517.3 酸碱缓冲溶液 缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制 7.3.4（1）当弱酸及其盐的浓度相等时（即c酸=c盐），pHpKa，配制一定pH值的缓冲溶液可以选择pKa与所需pH值相等或者接近的弱酸及其盐，这与对外加酸或者碱有同等的缓冲能力。（2）如pKa与pH不完全相等时，可以按照所需pH值，利用缓冲溶液的公式 共轭碱c酸或者 碱c共轭酸适当调整酸和盐的浓度比。（3）所选择的缓冲溶液，不能与反应物或者生成物发生作用，如用EDTA滴定Pb 时不能用HAc组成的缓冲溶液。2+7.3 酸碱缓冲溶液 思 考 题 7-2 制备200 mL pH=8.00的缓冲溶液，应取0.500 molL NH4Cl和0.500 molL NH3各多少毫升？-1-17.3 酸碱缓冲溶液 7.4 酸碱指示剂 酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂的作用原理 7.4.1 酸碱指示剂一般为结构复杂的有机弱酸或有机弱碱，其酸式和碱式因结构不同而具有不同的颜色。在滴定过程中，它们参与质子传递反应，当溶液的pH发生变化时，指示剂的结构发生改变，因而引起颜色的改变。指示剂变色的指示剂变色的pHpH值范围值范围 7.4.2常用的酸碱指示剂及其变色范围见表7-2。7.4 酸碱指示剂 混合指示剂混合指示剂 7.4.3 为缩小指示剂变色范围，可采用混合指示剂。混合指示剂是利用颜色之间的互补作用，而在终点时颜色变化敏锐。混合指示剂由人工配制而成，常见的有两种。一种是由两种或两种以上指示剂混合而成，另一种混合指示剂是在某种指示剂中加入一种惰性染料。常用的酸碱混合指示剂见表7-3。7.4 酸碱指示剂 7.4 酸碱指示剂续表谢谢观看！谢谢观看！