第六章酸碱平衡和酸碱滴定法

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1、第六章酸碱平衡及酸碱滴定法教学要求（无机部分）1．掌握酸碱质子理论。2．掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；熟悉多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。3．掌握同离子效应和盐效应的概念；了解pH对溶质存在状态的影响。4．掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液pH值；掌握缓冲能力的影响因素及缓冲范围；掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算。教学时数4学时 6.1酸碱理论 1、酸碱质子理论1923年，丹麦BrÆnsred和英国Lowry：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或

2、离子称为碱。酸质子＋碱HPO42－PO43－+H+酸碱质子HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+等都能给出质子，都是酸；而OH-、Ac-、NH3、HSO3-、CO32-等都能接受质子，都是碱：2.共轭酸碱对：酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱  。3.3.3.强电解质的电离：（2） HCl+H2OH3O++Cl-强酸1强

3、碱2弱酸2弱碱1酸性：HCl>H3O+碱性：H2O>Cl- 强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。4.弱酸的电离HAc+H2OH3O++Ac- 弱酸1弱碱2强酸2强碱1NH3+H2ONH4++OH-弱酸1弱碱2强酸2强碱1酸性：HAc

4、c+H2OH3O++Ac-Ka=[H+][Ac-]∕[HAc]    [H2O]是常数Ka称为酸常数例2： NH3+H2ONH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]∕[ NH3]    Kb称为碱常数          6.26666弱电解质的电离平衡和强电解质 1．一元弱酸弱碱的解离平衡2． HAcH++Ac- Ka=[H+][Ac-]∕[NH3]NH3+H2ONH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]∕[NH3]Ka、随T升高而增大酸碱常数的相互关系Ac-+H2OOH-+HAcKa·Kb=KW2．弱电解质的解离平衡a%=(已解

5、离的分子数/原分子数)×100=(已电离的浓度/初始浓度)×100电解度(离解度a%)：平衡时弱电解质的电离百分率HAcH++Ac- 初始浓度c00平衡浓度c-cacaca ∴Ka=(ca)2/c(1-a)当a<5%时，1-a=1Ka=ca2稀释定律  表明随着溶液浓度的降低，电离度增大。3.3.33多元弱酸、弱碱的电离平衡特点：分步进行 二元弱酸的电离平衡H2SH++HS-Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8HS-H++S2-Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15Ka1×Ka2=K=[H+]2

6、[S2-]/[H2S]=6.8×10-23多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主溶液中同时存在H2S、HS-、H+、S2-[H+]2×[S2-]/[H2S]=6.8×10-23饱和H2S水溶液，[H2S]=0.1mol/l可求出不同pH下的[S2-] ? 结论:多元弱酸中,若K1>>K2>>K3,通常K1/K2>102,求[H+]时,可做一元弱酸处理.二元弱酸中,酸浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相应的盐而不是相应的酸. 4.两性物质的溶液酸式盐的电离存在

7、酸式电离及碱式电离NaH2PO4,H2PO4-既是质子酸,又是质子碱.5.同离子效应HAcH++Ac-加入NaAc，NaAc→Na++Ac-溶液中Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了HAc的电离度.同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后，解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应。6.盐效应HAcH++Ac-  加入NaCl，平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度。在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应。  原因：加入后溶液的离子浓度增大，电离度

8、增大。6.3溶液的酸碱性1．水的离子积常数KwH2O+H2OH3O++OH-H2OH++OH- 298K，纯水中的[H3O+]=[OH-]=1.0×10-7mol·dm-3Kw=[H3O+][OH-]  Kw水的离子积常