无机与分析化学 教学课件 作者 王英健 尹兆明 主编第6章 酸碱反应及酸碱滴定法.ppt

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1、第6章酸碱反应与酸碱滴定法1.了解酸碱电离理论，酸碱质子理论；2.掌握酸碱指示剂的变色原理，以及常用的单一和混合指示剂；3.理解同离子效应与盐效应的意义；4.掌握不同溶液pH值的计算方法；掌握缓冲溶液的组成、缓冲范围；5.了解酸碱滴定曲线绘制的相关计算；6.掌握HCl、NaOH标准溶液的配制。学习指南第6章酸碱反应与酸碱滴定法6.1酸碱反应6.2酸碱滴定法6.1酸碱反应【能力目标】能根据酸碱质子理论判断溶液的酸碱性；能根据实验需要选择并配制缓冲溶液，及选择合适的指示剂。【知识目标】了解酸碱电离理论；熟悉酸碱质子理论；掌握影响酸碱平衡的

2、因素；掌握溶液pH值的计算；掌握缓冲溶液的类型、组成、缓冲容量与范围；掌握指示剂的变色原理。6.1酸碱反应6.1.1酸碱理论6.1.2影响酸碱平衡的因素6.1.3缓冲溶液6.1.4酸碱指示剂6.1.1酸碱理论电离理论电子理论质子理论酸——能电离出H+的物质碱——电离出OH-的物质酸——凡能接受电子的物质碱——凡能给出电子的物质酸——凡能给出质子的物质碱——凡能接受质子的物质6.1.1.1酸碱电离理论由阿伦尼乌斯电离理论可知，弱电解质在水中部分解离，水溶液中存在的已电离的弱电解质组分离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡，即为电离平衡。（

3、1）弱电解质的电离（2）电离常数一般，表示弱酸的电离常数，表示弱碱的电离常数。是衡量弱电解质电离程度大小的特性常数；值越小，表示弱电解质电离程度越小，即电解质越弱。一般把≤10-1的电解质称为弱电解质。对于给定的电解质，与浓度无关，与温度有关。（3）水的电离平衡水是一种很弱的电解质，也能电离：水的电离常数可表示为：Kw=[H+][OH-]Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。不仅在纯水中，在酸性或碱性的稀溶液中，[H+]和[OH-]的乘积也是一个常数。常温下，Kw=1×10-14。H2OH++OH-（4）溶液的酸碱性溶液酸性、中性或

4、碱性的判断依据是：比较c(H+)和c(OH-)的相对大小，在任意温度时溶液c(H+)>c(OH-)时呈酸性，c(H+)=c(OH-)时呈中性，c(H+)

5、/LpH=1对于多元强酸则应注意，由于其所采用的基本单元不同，其[H+]与酸的浓度的关系也有所不同。以一元弱酸HAc为例，设其浓度为cmol/L，弱酸在水溶液中不完全离解b.一元弱酸弱碱溶液pH的计算当计算结果的允许相对误差为5%时，如果弱酸的酸性不是太弱，即cKa≥10Kw时，可忽略水所电离出来的氢离子浓度。HAcH++Ac-则平衡时：[H+]=[Ac-][HAc]=c–[H+]=c–[Ac-]若此时弱酸的浓度也不太稀，即当c/Ka≥105，表明弱酸电离部分的浓度与分析浓度相比小得多，即c>>[H+]，可近似认为[HAc]=c－[H

6、+]≈c此时，其离解常数为对一元弱碱，当允许相对误差为5%，cKb≥10Kw，c／Kb≥105时，[例6-2]计算0.100mol/LHAc溶液的pH。HAc的离解常数Ka=1.8×10-5c=0.1000mol/L∵c／Ka=0.1000／(1.8×10-5)＞105解：HAcH++Ac-pH=2.9[例6-3]计算0.100mol/LNH4Cl溶液的pH。NH4+是NH3的共轭酸，可按一元弱酸处理∵c／Ka=0.1000／(5.64×10-10)＞105解：NH3·H2ONH4++OH-pH=5.12C.多元弱酸（碱）溶液多元弱酸

7、（碱）在溶液中分步离解H2AH++HA-HA-H++A2-Ka1=[H+][HA-]／[H2A]Ka2=[H+][A2-]／[HA-]若Ka1/Ka2＞102，可认为溶液中的H+主要来自于H2A的第一级离解，由二级离解产生的H+极少，可以忽略不计，这样二元弱酸就可近似按一元酸处理。当允许相对误差为5%，cKa≥10Kw，c／Ka1≥105时，式中,c—多元弱酸的分析浓度（mol/L）Ka1—多元弱酸的第一级离解常数。二元以上酸依此处理。同理，多元碱也以第一级离解为主。当允许相对误差为5%，cKb≥10Kw，c／Kb≥105时，式中,c

8、—多元弱碱的分析浓度（mol/L）Kb1—多元弱碱的第一级离解常数。二元以上弱碱依此处理。[例6-4]计算c(H2CO3)=0.040mol/L的饱和碳酸溶液的pH。解：查H2CO3的二级离解常数分别为：Ka1=4.2×