第五章 酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt

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1、第五章酸碱平衡与酸碱滴定法5.1酸碱理论5.2弱电解质的解离平衡5.3溶液的酸碱性5.4酸碱缓冲溶液5.5酸碱指示剂5.6酸碱滴定曲线及指示剂选择5.7酸碱滴定法的应用教学基本要求了解酸碱理论，了解弱电解质的解离平衡和强电解质溶液；掌握解离常数、解离度的概念；掌握各种酸碱溶液的pH计算；掌握酸碱指示剂的变色原理及选用原则；掌握酸碱滴定曲线及酸碱滴定法的应用。重点：（1）弱电解质的解离平衡（2）溶液的酸碱性（3）酸碱指示剂（4）酸碱滴定曲线及指示剂选择（5）酸碱滴定法的应用难点：（1）溶液的酸碱性（2）酸碱滴定曲线及指示剂选择5.1酸碱理论一、酸碱电离理论Arrhenius

2、酸碱电离理论1884年提出酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质；碱：电离时产生的阴离子全部是OH的物质。局限：无法解释NaCO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl显酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为液氨中：NH4++NH2-=2NH3解离度(α)例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%，则溶液中各离子浓度是：c(H+)=c(Ac-)=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。表观解离度强电解质的表观解离度电解质KClZnSO4HClHNO3H2SO4NaOHBa(OH)2表观/%86409292619181二、酸碱质子理论1.定义

3、（1）酸：凡是能给出质子的物质都是酸，如HCl、H2SO4、NH4+、HCO3-、H2O等。（2）碱：凡是能接受质子的物质都是碱，如NaOH、Cl-、SO42-、HCO3-、H2O等。（3）共轭酸碱对：在HAc与Ac-、NH3与NH4+之间仅相差一个质子（H+），并且通过给出或接受质子可以相互转化，我们把酸碱之间这种相互联系、相互依存的关系称为共轭关系，对应的酸和碱称为共轭酸碱对。共轭酸碱对的通式如下：酸→碱+H+HAc→H++Ac-①NH4+→H++NH3②（4）两性物质：HPO42-→H++PO43-③HPO42-+H+→H2PO4-④由③、④式可知：一种物质（HPO

4、42-）在不同条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。2.酸碱反应——两个共轭酸碱对共同作用的结果实质：是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。例1：HAc在水中的离解：半反应：HAc（酸1）→H++Ac-（碱1）H2O（碱2）+H+→H3O+（酸2）总反应：HAc（酸1）+H2O（碱2）H3O+（酸2）+Ac-（碱1）共轭酸碱对例2：氨在水中的离解：共轭酸碱对半反应1NH3（碱1）+H+NH4+（酸1）半反应2H2O（酸2）OH-（碱2）+H+NH3（碱1）+H2O（酸2）OH-（碱2）+NH4+（酸1）总反应：质

5、子的转移是通过溶剂合质子来实现的NH4Cl的水解(相当于NH4+弱酸的离解)NH4++H2OH3O++NH3共轭酸碱对NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）Ac-+H2OOH-+HAc共轭酸碱对醋酸与氨在水溶液中的中和反应HAc+NH3NH4++Ac-共轭酸碱对酸碱反应：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④酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。3.溶剂的质子自递反应H2O及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作

6、用在水分子之间也能发生：H2O+H2O→H3O++OH-质子自递反应——溶剂分子间发生的质子传递作用。此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（Kwө）298K，纯水中的[H3O+]=[OH]=1.0107mol·L1Kwө=[H3O+]·[OH]=1.01014Kwө又叫做水的离子积常数例1．0.1mol·L1HCl溶液中，[H+]=0.1mol·L1pH=lg(0.1mol·L1/1mol·L1)=1.0pOH=14.01.0=13.0例2．0.1mol·L1NaOH溶液中，[OH]=0.1mol·L1pOH=lg(0.1mol·L1/

7、1mol·L1)=1.0pH=14.01.0=13.0其它溶剂如：C2H5OHC2H5OH+C2H5OH=C2H5OH2++C2H5O-Kwө=[C2H5OH2+][C2H5O-]=7.910-20(25℃)4.酸碱强度酸和碱的强弱：指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。通常用它们在水中的离解常数Ka或Kb的大小来衡量。取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质HAc+H2O→H3O++Ac-NH3+H2O→OH-+NH4+5.2弱电解质的解离平衡一、水的解离作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递H2O+H2OH3